普通化学第六版知识点整理.docx

1、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

2、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nB 称为B的化学计量数（根据具体的反应式子系数） 反应物：nB为负；产物：nB为正9）反应进度： 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

3、：等容热效应（弹式量热计）；等压热效应（火焰热量计） qV =U qp = U + p(V2V1)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=298.15 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U(U2U1)为：U=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

4、；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V 10.焓（状态函数）（kJ/mol） rHm：反应的摩尔焓H =U + pV qp =H2H1=H（H0吸热）注意：qV=U（定容）VS qP=H（定压） qp qV = n2(g)RT n1(g)RT = n(g)RT 对于没有气态物质参与的反应或n(g)=0的反应，qV qp对于有气态物质参与的反应，且n(g)0的反应，qV qp11.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

5、而与变化的途径无关标准压力p=100kPa12.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=1mol的焓变称为反应的标准摩尔焓变: rHm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=kl

6、n 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 S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Sm(或简写为S)表示，注意单位为Jmol-1K-1 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rSm=VBSm6.吉布斯等温方程：r Gm=r HmTr SmG-w 即G0

7、，非自发过程，过程能向逆方向进行 -Gw非自发状态 7.标准摩尔吉布斯函数变： 一般可以表示8.标准摩尔生成吉布斯函数：fGm，常用单位为kJ. mol-1 若为单质或H+则fGm=0反应的标准摩尔吉布斯函数变其他温度时： 非标准态：9.rG =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或11.多重平衡：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

8、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 ，单位moldm-3s-115.速率方程和反应级数 =kc(A)a .c(B)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：lnc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)118.阿仑尼乌斯公式 （Ea为活化能，k为速率常数）19.反应的活化能加快反应速率20.加快反应速率（如表）21.催化剂 第3章 水溶液化学升华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

9、速率相等时，蒸气具有该温度下的压力)、凝固点越低；沸点和渗透压越高凝固蒸发凝固凝聚2.气体 液体 固体 相同溶剂温度升高，蒸气压增大凝华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molkg-1 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p与溶质的摩尔分数成正比p = pAxB=

10、kmB 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=TbpTb=kbpm kbp称为溶剂的摩尔沸点上升常数，单位为Kkgmol-17.凝固点的降低：Tfp=TfpTf=kfpm 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：kfpkbp （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

11、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,用表示，V=nRT或=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：10.1）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OH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

12、；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+/NH3,H3O+/H2O，HCN/CN-,H2O/OH-，HCO3-/CO32-,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)氢离子的单位为摩尔每立方分米，求K和时无需化单位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（

13、碱）15.一元弱酸 16.一元弱碱 C(H+)=KW/c（OH-） pH=-lgc（H+）17.水的离子积KW=1.0*10-1418.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+-