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?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为正 9）反应进度ξ： 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：应热：
（两种液体时比热容不同需分开，注意比热单位） 摩尔反
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 ? qp
对于有气态物质参与的反应，且Δn(g)?0的反应，qV ? qp 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
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Sm注意单位为J·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，
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化率越高 平衡时11.多重平衡： 或 —— （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 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)} a . b{c(B)}（k为速率常数，n=a+b为反应级数） ，单位mol·dm·s -3-1 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 20.加快反应速率（如表） 21.催化剂 加快反应速率 （Ea为活化能，k为速率常数） ˉ1 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-1 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·mol -1 7.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