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《普通化学》复习提纲
第一章
1.状态函数特征：
①唯一；②?Z与途径；③强、广度；④循环∮dZ=0 2.体积功的计算：
W体积=??p外dV=-p外?V(恒外压) Q(+吸)，W(+体系得到能量)
3.热力学第一定律：?U=Q+W 4.热力学标准态：
①气体：纯、理想气体行为、标准压力(p=p?=100 kPa) 混合气体：各组分分压均为标准压力p? ②液体、固体：纯、p=p?
③溶液中的离子：p=p，质量摩尔浓度m=m=1 mol·kg
?
?
-1
5.恒温、恒压过程，下列物理量的意义与计算方法
?fHmθ ?rHmθ .-
Smθ ?rSmθ ?fGmθ ?rGmθ .
6. 盖斯定律：反应式可以作为代数方程式运算
???H????H及其推广：rm?ifm,i
i?????G????G?rSm???i?Sm?ifm,i rm,i，
ii????G(T)??H?T??S7.Gibbs公式：rmrm,298rm,298
(任意温度下的Gibbs函数)
T?转向温度：
T?相变温度：
? ?rSm,298??相变Hm,T??rHm,298? (例：MCO3的分解温度计算) ?相变Sm,T8.任意条件(非标准)下(化学反应等温方程)：
?pB?0?rG??rGm,T+RTlnQ，Q????p0??
B???B9.标准平衡常数:
?pB??mB?0K????p0??，K???m0?及
B??B??0?B?BK2?rHmln??等压方程：K1R???11???T?T??
2??110.?rG0m,T与K的关系：?rG0T0m,T0RTlnK=?T
用于?rG0m,T0K和T的相互计算
注意：1)温度T时的?rG .-
0m,T必须用Gibbs公式计算
.
000?rGm??H?T?S,Trmrm
0-1
?G2)注意单位的统一：rm,T 的 kJ·mol与RT的
J·mol(·K·K)统一
00?GK3)T以及rm,T的大小与反应方程式的系数有关
-1-1
11.K与转化率的计算
12.化学平衡的移动(外界条件对平衡的影响)：
浓度、总压力；温度。会理论分析和熟悉结论
0T
第二章
1.基本概念：
反应速率、有效碰撞、基元反应、活化分子 活化能、反应级数及其确定方法 2.反应焓变与活化能的关系：
ΔrHm＝Ea正－Ea逆
3.浓度对反应速率的影响——质量作用定律(基元反应)：
v＝k·cA·cB
ab
4.温度对反应速率的影响——阿累尼乌斯(Arrhenius)
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经验公式：k＝Zexp(-Ea/RT)
不同温度下k的计算(直线关系)：
k1Ea?11?Eak????ln????或ln? k2R?T2T1?[k]RT?5.催化剂降低活化能，使速率加快
第三章
1.溶液浓度的不同表示方法：
溶质B的量浓度M( mol·L) 溶质B的质量摩尔浓度m(mol·kg)
溶质B的摩尔分数x
2.溶剂的蒸气压、溶液的蒸气压、溶液的蒸气压下降:
Raoult
nn**?p?p?p?x?p?p?p定律:N ?nB**B-1
-1
3.溶剂、溶液的沸点、凝固点 溶液的沸点上升、凝固点下降：
Δtb=tb’-tb=Kbm；Δtf=tf’-tf =Kfm
.-
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4.依数性：Δtb、Δtf只与m有关与m为何物无关
0K5.离子平衡及其计算：i，Ksp。注意：同离子效应 00KK6.多元解离平衡及其计算：a1，a2
注意：同离子效应；水的Kaq= m(H) m(OH)=1.0×10
+
--14
7.缓冲溶液：
缓冲对：弱酸+弱酸盐 或弱减+弱碱盐 (浓度较大等量) 8.溶度积规则：离子积Q (>、=、<) Kθsp
第四章
1. 原电池的概念、电极、电对、电池符号 2. 电极电势、标准电极电势，Nernst理论 3. Nernst方程：(对应还原式电极反应)
aam(氧化态)mRT0.059??rr(氧化态)?T??T?lnb??298?lgbnFmr(还原态)nmr(还原态)
注意：1)使用条件：平衡电势，即未通电/I=0时的电势
2) n严格与配平的电极反应式中得失电子数相同 3)气体代相对分压(p/pθ)，纯固、纯液体不代浓度
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普通化学各章要点 - 图文
