【正文】 無機化學，有機化學，物理化學，分析化學無機化學　　元素化學、無機合成化學、無機高分子化學、無機固體化學、配位化學（即絡(luò)合物化學）、同位素化學、生物無機化學、金屬有機化學、金屬酶化學等。有機化學　　普通有機化學、有機合成化學、金屬和非金屬有機化學、物理有機化學、生物有機化學、有機分析化學。物理化學　　結(jié)構(gòu)化學、熱化學、化學熱力學、化學動力學、電化學、溶液理論、界面化學、膠體化學、量子化學、催化作用及其理論等。分析化學　　化學分析、儀器和新技術(shù)分析。包括性能測定、監(jiān)控、各種光譜和光化學分析、各種電化學分析方法、質(zhì)譜分析法、各種電鏡、成像和形貌分析方法，在線分析、活性分析、實時分析等，各種物理化學性能和生理活性的檢測方法，萃取、離子交換、色譜、質(zhì)譜等分離方法，分離分析聯(lián)用、合成分離分析三聯(lián)用等。  無機化學第一章：氣體第一節(jié)：理想氣態(tài)方程氣體具有兩個基本特性：擴散性和可壓縮性。主要表現(xiàn)在：⑴氣體沒有固定的體積和形狀。⑵不同的氣體能以任意比例相互均勻的混合。⑶氣體是最容易被壓縮的一種聚集狀態(tài)。理想氣體方程： 為氣體摩爾常數(shù)，數(shù)值為=只有在高溫低壓條件下氣體才能近似看成理想氣體。 第二節(jié)：氣體混合物對于理想氣體來說，某組分氣體的分壓力等于相同溫度下該組分氣體單獨占有與混合氣體相同體積時所產(chǎn)生的壓力。Dlton分壓定律：混合氣體的總壓等于混合氣體中各組分氣體的分壓之和。(0℃= = 760mmHg = 76cmHg)第二章：熱化學第一節(jié)：熱力學術(shù)語和基本概念 系統(tǒng)與環(huán)境之間可能會有物質(zhì)和能量的傳遞。按傳遞情況不同，將系統(tǒng)分為：⑴封閉系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間只有能量傳遞沒有物質(zhì)傳遞。系統(tǒng)質(zhì)量守恒。⑵敞開系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間既有能量傳遞〔以熱或功的形式進行〕又有物質(zhì)傳遞。⑶隔離系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間既沒有能量傳遞也沒有物質(zhì)傳遞。 狀態(tài)是系統(tǒng)中所有宏觀性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。描述系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。狀態(tài)函數(shù)的變化量只與始終態(tài)有關(guān)，與系統(tǒng)狀態(tài)的變化途徑無關(guān)。 系統(tǒng)中物理性質(zhì)和化學性質(zhì)完全相同而與其他部分有明確界面分隔開來的任何均勻部分叫做相。相可以由純物質(zhì)或均勻混合物組成，可以是氣、液、固等不同的聚集狀態(tài)。 化學計量數(shù)對于反應(yīng)物為負，對于生成物為正。反應(yīng)進度=，單位：mol第二節(jié)：熱力學第一定律0、 系統(tǒng)與環(huán)境之間由于溫度差而引起的能量傳遞稱為熱。熱能自動的由高溫物體傳向低溫物體。系統(tǒng)的熱能變化量用Q表示。若環(huán)境向系統(tǒng)傳遞能量，系統(tǒng)吸熱，則Q0；若系統(tǒng)向環(huán)境放熱，則Q0。 系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱以外其他的能量傳遞形式，稱為功，用W表示。環(huán)境對系統(tǒng)做功，WO；系統(tǒng)對環(huán)境做功，W0。 體積功：由于系統(tǒng)體積變化而與環(huán)境交換的功稱為體積功。非體積功：體積功以外的所有其他形式的功稱為非體積功。 熱力學能：在不考慮系統(tǒng)整體動能和勢能的情況下，系統(tǒng)內(nèi)所有微觀粒子的全部能量之和稱為熱力學能，又叫內(nèi)能。 氣體的標準狀態(tài)—純理想氣體的標準狀態(tài)是指其處于標準壓力下的狀態(tài)，混合氣體中某組分氣體的標準狀態(tài)是該組分氣體的分壓為且單獨存在時的狀態(tài)。液體（固體）的標準狀態(tài)—純液體（或固體）的標準狀態(tài)時指溫度為T，壓力為時的狀態(tài)。液體溶液中溶劑或溶質(zhì)的標準狀態(tài)—溶液中溶劑可近似看成純物質(zhì)的標準態(tài)。在溶液中，溶質(zhì)的標準態(tài)是指壓力,質(zhì)量摩爾濃度，標準質(zhì)量摩爾濃度，并表現(xiàn)出無限稀釋溶液特性時溶質(zhì)的（假想）狀態(tài)。標準質(zhì)量摩爾濃度近似等于 標準物質(zhì)的量濃度。即 物質(zhì)B的標準摩爾生成焓（B,相態(tài)，T）是指在溫度T下，由參考狀態(tài)單質(zhì)生成物質(zhì)B（）反應(yīng)的標準摩爾焓變。 參考狀態(tài)一般指每種物質(zhì)在所討論的溫度T和標準壓力時最穩(wěn)定的狀態(tài)。個別情況下參考狀態(tài)單質(zhì)并不是最穩(wěn)定的，磷的參考狀態(tài)是白磷(s,白)，但白磷不及紅磷和黑磷穩(wěn)定。O2(g)、H2(g)、Br2(l)、I2(s)、Hg(l)和P4(白磷)是T=，下相應(yīng)元素的最穩(wěn)定單質(zhì)，即其標準摩爾生成焓為零。 在任何溫度下，參考狀態(tài)單質(zhì)的標準摩爾生成焓均為零。 物質(zhì)B的標準摩爾燃燒焓（B，相態(tài)，T）是指在溫度T下，物質(zhì)B()完全氧化成相同溫度下指定產(chǎn)物時的反應(yīng)的標準摩爾焓變。第四節(jié)：Hess定律 Hess定律：化學反應(yīng)不管是一步或分幾步完成，其總反應(yīng)所放出或吸收的熱總是相等的。其實質(zhì)是化學反應(yīng)的焓變只與始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與途徑無關(guān)。 焓變基本特點：⑴某反應(yīng)的（正）與其逆反應(yīng)的（逆）數(shù)值相等，符號相反。即（正）=（逆）。⑵始態(tài)和終態(tài)確定之后，一步反應(yīng)的等于多步反應(yīng)的焓變之和。 多個化學反應(yīng)計量式相加(或相減)，所得化學反應(yīng)計量式的（T）等于原各計量式的（T）之和（或之差）。第五節(jié)：反應(yīng)熱的求算 在定溫定壓過程中，反應(yīng)的標準摩爾焓變等于產(chǎn)物的標準摩爾生成焓之和減去反應(yīng)物的標準摩爾生成焓之和。=（總生成物）（總反應(yīng)物）{如果有參考狀態(tài)單質(zhì)，則其標準摩爾生成焓為零} 在定溫定壓過程中，反應(yīng)的標準摩爾焓變等于反應(yīng)物的標準摩爾燃燒焓之和減去產(chǎn)物的標準摩爾燃燒焓之和 。=（總反應(yīng)物）（總生成物）{參考狀態(tài)單質(zhì)只適用于標準摩爾生成焓，其標準摩爾燃燒焓不為零}第三章：化學動力學基礎(chǔ)第一節(jié)：反應(yīng)速率第二節(jié)：濃度對反應(yīng)速率的影響—速率方程 對化學反應(yīng)來說，反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度的定量關(guān)系為：，該方程稱為化學反應(yīng)速率定律或化學反應(yīng)速率方程，式中稱為反應(yīng)速率系數(shù)，表示化學反應(yīng)速率相對大??；,分別為反應(yīng)物A和B的濃度，單位為；，分別稱為A，B的反應(yīng)級數(shù)；稱為總反應(yīng)級數(shù)。反應(yīng)級數(shù)可以是零、正整數(shù)、分數(shù)，也可以是負數(shù)。零級反應(yīng)得反應(yīng)物濃度不影響反應(yīng)速率。（反應(yīng)級數(shù)不同會導致單位的不同。對于零級反應(yīng)，的單位為，一級反應(yīng)的單位為，二級反應(yīng)的單位為，三級反應(yīng)的單位為） 由實驗測定反應(yīng)速率方程的最簡單方法—初始速率法。在一定條件下，反應(yīng)開始時的瞬時速率為初始速率，由于反應(yīng)剛剛開始，逆反應(yīng)和其他副反應(yīng)的干擾小，能較真實的反映出反應(yīng)物濃度對反應(yīng)速率的影響具體操作是將反應(yīng)物按不同組成配置成一系列混合物。對某一系列不同組成的混合物來說，先只改變一種反應(yīng)物A的濃度。保持其他反應(yīng)物濃度不變。在某一溫度下反應(yīng)開始進行時，記錄在一定時間間隔內(nèi)A的濃度變化，作出圖，確定t=0是的瞬時速率。也可以控制反應(yīng)條件，是反應(yīng)時間間隔足夠短，這時可以把平均速率作為瞬時速率。對于一級反應(yīng)，其濃度與時間關(guān)系的通式為：㏑第三節(jié)：溫度對反應(yīng)速率的影響—Arrhenius方程 速率系數(shù)與溫度關(guān)系方程：，㏑｛｝=㏑｛｝， ㏑，實驗活化能，單位為。為指前參量又稱頻率因子。與具有相同的量綱。與是兩個經(jīng)驗參量，溫度變化不大時視為與溫度無關(guān)。 對Arrhenius方程的進一步分析：⑴在室溫下，每增加4，將使值降低80%。在室溫相同或相近的情況下，活化能大的反應(yīng)，其速率系數(shù)則小，反應(yīng)速率較?。恍〉姆磻?yīng)較大，反應(yīng)速率較大。⑵對同一反應(yīng)來說，溫度升高反應(yīng)速率系數(shù)增大，一般每升高10℃，值將增大2～10倍。⑶對同一反應(yīng)來說，升高一定溫度，在高溫區(qū)，值增大倍數(shù)?。辉诘蜏貐^(qū)值增大倍數(shù)大。因此，對一些在較低溫度下進行的反應(yīng)，升高溫度更有利于反應(yīng)速率的提高。⑷對于不同的反應(yīng)，升高相同溫度，大的反應(yīng)值增大倍數(shù)大；小的反應(yīng)值增大倍數(shù)小。即升高溫度對進行的慢的反應(yīng)將起到更明顯的加速作用。第四節(jié)：反應(yīng)速率理論與反應(yīng)機理簡介=（正）（負）由普通分子轉(zhuǎn)化為活化分子所需要的能量叫做活化能第五節(jié)：催化劑與催化作用 催化劑是指存在少量就能顯著加速反應(yīng)而本身最后并無損耗的物質(zhì)。催化劑加快反應(yīng)速率的作用被稱為催化作用。 催化劑的特征：⑴催化劑只對熱力學可能發(fā)生的反應(yīng)起催化作用，熱力學上不可能發(fā)生的反應(yīng)，催化劑對它不起作用。⑵催化劑只改變反應(yīng)途徑（又稱反應(yīng)機理），不能改變反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)，它同時加快了正逆反應(yīng)速率，縮短了達到平衡所用的時間，并不能改變平衡狀態(tài)。⑶催化劑有選擇性，不同的反應(yīng)常采用不同的催化劑，即每個反應(yīng)有它特有的催化劑。同種反應(yīng)如果能生成多種不同的產(chǎn)物時，選用不同的催化劑會有利于不同種產(chǎn)物的生成。⑷每種催化劑只有在特定條件下才能體現(xiàn)出它的活性，否則將失去活性或發(fā)生催化劑中毒。第四章：化學平衡 熵和Gibbs函數(shù)第一節(jié)：標準平衡常數(shù)平衡的組成與達成平衡的途徑無關(guān)，在條件一定時，平衡的組成不隨時間而變化。平衡狀態(tài)是可逆反應(yīng)所能達到的最大限度。平衡組成取決于開始時的系統(tǒng)組成。對可逆反應(yīng)來說，其標準平衡常數(shù)兩個或多個化學計量式相加（或相減）后得到的化學計量式的標準平衡常數(shù)等于原各個化學計量式的化學平衡常數(shù)的積（或商），這稱為多重平衡原理。第二節(jié)：標準平衡常數(shù)的應(yīng)用反應(yīng)進度也常用平衡轉(zhuǎn)化率來表示。反應(yīng)物A的平衡轉(zhuǎn)化率表達式為J表示反應(yīng)商。若J則反應(yīng)正向進行；若J=，則反應(yīng)處于平衡狀態(tài)；若J，則反應(yīng)逆向進行。第三節(jié)：化學平衡的移動濃度對化學平衡的影響：濃度雖然可以使化學平衡發(fā)生移動，但并不能改變化學平衡常數(shù)的數(shù)值，因為在一定溫度下，值一定。當反應(yīng)物濃度增加或產(chǎn)物濃度減少時，平衡正向移動；當反應(yīng)物濃度減少或產(chǎn)物濃度增加時，平衡逆向移動。壓力對化學平衡的影響：綜合考慮各反應(yīng)物和產(chǎn)物分壓是否改變及反應(yīng)前后氣體分子數(shù)是否改變。溫度對化學平衡都影響：溫度變化引起標準平衡常數(shù)的改變，從而使化學平衡移動。溫度對標準平衡常數(shù)的影響用van’t Hoff方程描述。 ㏑第四節(jié)：自發(fā)變化和熵自發(fā)變化的基本特征：⑴在沒有外界作用或干擾的情況下，系統(tǒng)自身發(fā)生的變化稱為自發(fā)變化。⑵有的自發(fā)變化開始時需要引發(fā)，一旦開始，自發(fā)變化將一直進行達到平衡，或者說自發(fā)變化的最大限度是系統(tǒng)的平衡狀態(tài)。⑶自發(fā)變化不受時間約束，與反應(yīng)速率無關(guān)。⑷自發(fā)變化必然有一定的方向性，其逆過程是非自發(fā)變化。兩者都不能違反能量守恒定律 。⑸非自發(fā)變化和自發(fā)變化都是可能進行的。但是只有自發(fā)變化能自動發(fā)生，而非自發(fā)變化必須借助一定方式的外部作用才能