普通化学知识点整理
第1章 热化学与能量
1.几个基本概念
1）系统：作为研究对象的那一部分物质和空间
a．开放系统：有物质和能量交换 b.封闭系统：只有能量交换 c.隔离系统：无物质和能量交换 2）环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间
3）相：系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分——单相（均匀），多相（不均匀） 注意：一个气态（固体）一个相；液体，若相溶，一个相，若不相溶，几种液体，几个相 同一物质不同状态就是不同相；碳元素同素异形体不同相 4）状态：用来描述系统；状态函数：描述系统状态（如pV=nRT）
5）状态函数的性质：状态函数是状态的单值函数；当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统的始、末态有关，而与变化的实际途径无关
6）状态函数的分类：广度性质：其量值具有加和性，如体积、质量，热容，焓，熵等
强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压力，密度，摩尔体积等
两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量
7）过程：系统状态发生任何的变化 VS 途径：实现一个过程的具体步骤 8）化学计量数
其中
正
9）反应进度ξ：B 称为B的化学计量数（根据具体的反应式子系数） 反应物：
B
为负；产物：
B
为
反应进度只与化学反应方程式的书写有关
2.反应热：化学反应过程中系统放出或吸收的热量；热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正 注意：摩尔反应热指当反应进度为1mol时系统放出或吸收的热量 3.热效应：等容热效应（弹式量热计）；等压热效应（火焰热量计） qV =ΔU qp = ΔU + p(V2–V1) 反应热：
（两种液体时比热容不同需分开，注意比热单位） 摩尔反应热：
4.热化学方程式：表示化学反应与热效应关系的方程式
注意：先写出反应方程，再写出相应反应热，两者之间用分号或逗号隔开 若不注明T, p, 皆指在T= K，p=100kPa下
标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态 5.热力学第一定律
封闭系统，不做非体积功时，若系统从环境吸收热q，从环境得功w，则系统热力学能的增加ΔU(U2–U1)为： ΔU=q + w（热力学能从前称为热能）
6.内能的特征：状态函数（状态确定，其值确定；殊途同归；周而复始）、无绝对数值、广度性质 7.热：系统吸热为正，放热为负 热量q不是状态函数
8.功：系统对外功为负，外部对系统作功为正 功w不是状态函数 9.体积功w体的计算
w体=–p外(V2 – V1)=–p外ΔV
10.焓（状态函数）（kJ/mol） ΔrHm：反应的摩尔焓
H =U + pV qp =H2–H1=ΔH（ΔH<0放热；ΔH>0吸热）
注意：qV=ΔU（定容）VS qP=ΔH（定压） qp – qV = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT 对于没有气态物质参与的反应或Δn(g)=0的反应，qV 11.盖斯定律：
化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关标准压力p
=100kPa
qp
对于有气态物质参与的反应，且Δn(g)0的反应，qV qp
12.标准摩尔生成焓：标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质B时反应的焓变称为标准摩尔生成焓，记作
注意：标准态指定单质的标准生成焓为0。生成焓的负值越大，表明该物质键能越大，对热越稳定 13.标准摩尔焓变：标准状态下,反应进度ξ=1mol的焓变称为反应的标准摩尔焓变: ΔrHm
注意：f表示生成，r表示反应
标准摩尔焓变与摩尔焓求法的区别
14.反应的标准摩尔焓变的计算：
第2章 化学反应的基本原理与大气污染控制
1.自发反应（自发过程）：在给定条件下能自动进行的反应或过程
2.熵（状态函数，具有加和性）：系统内物质微观粒子的混乱度(或无序度)的量度 S=klnΩ
熵增加原理：在隔离系统中发生的自发进行反应必伴随着熵的增加，或隔离系统的熵总是趋向于极大值 ΔS隔离 ≥0 自发过程；平衡状态
3. 物质的标准摩尔熵：单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵，以SmJ·mol·K 指定单质的标准熵值是零 4.熵的性质：(1)对于同一种物质：Sg > Sl > Ss
(2)同一物质在相同的聚集状态时，其熵值随温度的升高而增大 S高温>S低温 (3)对于不同种物质：S复杂分子>S简单分子 (4)对于混合物和纯净物：S混合物>S纯物质 气体分子数增加，熵增大 5．标准摩尔熵变ΔrSm
=
VBSm
-1
-1
(或简写为S)表示，注意单位为
6.吉布斯等温方程：Δr Gm=Δr Hm–TΔr Sm
ΔG<0，自发过程，过程能向正方向进行 -ΔG>-w' 即ΔG 最小自由能原理 ΔG=0，平衡状态 在非体积功w’ -ΔG=-w' 即ΔG=w'平衡状态 ΔG>0，非自发过程，过程能向逆方向进行 -ΔG<-w' 即ΔG>w'非自发状态 7.标准摩尔吉布斯函数变：一般?A(l) + bB(aq) gG(s) + dD(g),可以表示 ，常用单位为kJ. mol -1 + 若为单质或H则ΔfGm =0 8.标准摩尔生成吉布斯函数：ΔfGm反应的标准摩尔吉布斯函数变 其他温度时：非标准态： 9.ΔrG =0就是化学平衡的热力学标志或称反应限度的判据 10.标准平衡常数K （与方程式的写法有关），K 值越大，说明反应进行得越彻底，反应物的转化率越高 平衡时11.多重平衡： 或 —— 12．化学平衡的移动：因条件的改变（浓度、压力、温度）使化学反应从原来的平衡状态转变到新的平衡状态过程 因为 ，由此可判断 13.范特霍夫等压方程式：某一反应在不同温度 T1 和 T2 时的平衡常数分别为K1 和K2 ，则 14.化学反应的速率：用单位时间单位体积内发生的反应进度 15.速率方程和反应级数 υ=k{c(A)}{c(B)}（k为速率常数，n=a+b为反应级数） 16.（基）元反应：由反应物一步直接生成产物 17.一级反应的三个特征：ln{c}对t作图为一直线；t1/2与反应物起始浓度无关；速率常数k的量纲为(时间) 18.阿仑尼乌斯公式 19.反应的活化能 （Ea为活化能，k为速率常数） ˉ1 ，单位mol·dm·s -3-1 a .b 20.加快反应速率（如表） 加快反应速率 21.催化剂 第3章 水溶液化学 1.与溶液中溶质的独立质点数有关(溶液的依数性，也称稀溶液定律)：粒子数越多，溶液的蒸气压(当凝聚和蒸发的速率相等时，蒸气具有该温度下的压力)、凝固点越低；沸点和渗透压越高 蒸发 凝聚 升华 凝固 2.气体 液体 固体 相同溶剂温度升高，蒸气压增大 凝固 凝华 3.（往溶剂中加入难挥发的溶质）蒸气压下降：同一温度下，纯溶剂蒸气压（大）与溶液蒸气压（小）之差；溶液浓度越大，溶液的蒸气压下降越多 4.质量摩尔浓度m：1kg溶剂中所含溶质的物质的量，SI单位mol?kg mB = nB/wA nB —溶质B的物质的量，单位为mol，wA—溶剂的质量，单位为kg 摩尔分数(或物质的量分数)：任何一物质的量除以溶液中的总物质的量，用xn表示 5.在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降Δp与溶质的摩尔分数成正比 Δp = pA·xB=k·mB 其中xB是溶质B在溶液中的摩尔分数，k为蒸气压下降常数，mB为溶液的质量摩尔浓度，pA是纯溶剂的蒸汽压 6.溶液的沸点上升：难挥发物质的溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点 △Tbp=Tbp–Tb=kbp?m kbp称为溶剂的摩尔沸点上升常数，单位为K·kg·mol7.凝固点的降低：△Tfp=Tfp－Tf=kfp·m kfp 称为溶剂的摩尔凝固点下降常数 NOTICE: Kfp,kbp只与溶剂种类有关 同种溶剂：kfp＞kbp （即凝固点下降多） 冰水共存温度0℃；水汽共存点100℃ 水的蒸气压小于冰的蒸气压 8.渗透现象：被半透膜隔开的两边溶液的浓度不等（单位体积内溶质的分子数不等），溶剂通过半透膜进入溶液或溶剂从稀溶液通过半透膜进入浓溶液的现象（单向扩散） 渗透压：阻止渗透进行所施加的最小外压,用П表示，ΠV=nRT或Π=nRT/V=cRT（是溶剂分子渗透的结果） 等渗溶液：渗透压与人体内的基本相等的溶液 反渗透：若外加在溶液上的压力大于渗透压，则会使溶液中的溶剂向纯溶剂方向流动，使纯溶剂体积增加的过程广泛用于海水淡化、工业废水的处理及溶液的浓缩等 解离度??9.解离度：溶液中已解离的电解质的分子数与电解质总分子数之比： 已解离的电解质浓度?100%电解质的起始浓度 +-1 -1 ）酸碱电离理论（阿氏水离子论）：在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H的化合物是酸；所生成的负离子全部是OHˉ的化合物是碱 2）酸碱质子理论(适用于水溶液，也适用非水溶液)：凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱 酸 质子 + 碱 11.酸碱共轭关系：酸与对应的碱相互依存、相互转化的关系。酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱；碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸 12.共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对（酸越强，其共轭碱越弱） HAc/Ac,H3O/H2O，NH4/NH,H3O/H2O，HCN/CN,H2O/OH，HCO3/CO3,H2O/OH 13.两性物质:H2O,HCO3 (所有酸式根) 无盐的概念:NH4Cl (酸碱复合物) 14.大多数酸和碱溶液都存在解离平衡，其平衡常数称为解离常数Ka（酸）或Kb（碱） 15.一元弱酸 16.一元弱碱 C(H)=KW/c（OH） pH=-lg{c（H）} 17.水的离子积KW=*10 18.同离子效应：在弱酸的溶液中加入该酸的共轭碱，或在弱碱的溶液中加入该碱的共轭酸，使得弱酸或弱碱的解离度大大下降的现象，如HAc的水溶液中加入NaAc，使得HAc解离平衡向左移动，HAc的解离度降低 19.缓冲溶液：对外加的酸和碱具有缓冲能力的溶液 以HAc和NaAc的混合溶液为例: NaAc == Na + Ac HAc(aq) = H(aq) + Ac(aq) 系统中大量HAc、Ac存在，使H相对较少。当溶液中加入少量强酸时，H与Ac结合生成HAc，使H+的浓度保持基本不变；若往系统中加入少量强碱，则H+与OH-结合生成H2O，使HAc解离平衡右移， HAc的浓度减少，而H+的浓度仍保持基本不变 组成缓冲溶液的一对共轭酸碱：HAc-Ac/NH4-NH/H2PO4-HPO4等 20．缓冲溶液的pH：共轭酸 = 共轭碱 + H 其中Ka为共轭酸的解离常数，pKa为Ka的负对数 缓冲能力主要与以下因素有关： a）缓冲溶液中共轭酸的pKa值：缓冲溶液的pH在其pKa值附近时，缓冲能力最大 b）缓冲对的浓度：缓冲对的浓度均较大时，缓冲能力较大 c）缓冲对的浓度比: 为1:1或相近~10)时,缓冲能力较大 21.一般认为，当缓冲对的浓度比在和10之间才具有缓冲作用 因此，缓冲溶液的pH 和pKa之间有以下关系：pH = pKa ± 1（pKa可查附录） 22.难溶盐的定义：习惯上将100gH2O中溶解度小于的物质称作难溶物 多相离子平衡：难溶电解质在水溶液中，溶解和结晶速率相同，存在固体和溶液中离子之间的动态平衡 + - + 3 -2-ˉ++ˉ-14 +-+ˉ -+ + 3 + ---2-- 氢离子的单位为摩尔每立方分米，求K和α时无需化单位 +-+- 难溶（还是会有溶解的，如沉淀）VS不溶 23.溶度积：难溶电解质的饱和溶液中，当温度一定时，其离子浓度的乘积为一常数，这个平衡常数Ks Ks(AnBm)={c(Am+)}·{c(Bn+)} eq n eq m 同类型的物质可以用Ks的大小判断溶解度，不同类型时不能判断 24.溶度积规则 AnBm(s) = nAm+(aq) + mBn-(aq) Qc为任意状态下有关离子浓度的乘积即浓度商 Qc ＞Ks 有沉淀析出直至达饱和 Qc = Ks 溶解达平衡，饱和溶液 Qc＜Ks 无沉淀析出，或沉淀溶解 25. 沉淀溶解的条件：降低溶度积常数中相关离子的浓度，使得Qc＜Ks
普通化学第六版知识点整理
