大学普通化学期末考试复习资料---副本
普通化学期末复习资料参考答案_62451553564790159
普通化学习题参考答案一、判断题（共41题）1.因为H＝U+PV，而理想气体的内能仅是温度的函数，所以理想气体的焓与p、V、T均有关。
(×)2.体系状态发生变化后，至少有一个状态函数要发生变化。
(√)3.任何循环过程必定是可逆过程。
(×)4.因为ΔH＝QP，而H是状态函数，所以热也是状态函数。
(×)5.一定量的气体，从始态A变化到终态B，体系吸收100 J的热量，对外作功200 J，这不符合热力学第一定律。
(×)6.在一个绝热刚性容器中进行一个放热反应，则ΔU=ΔH=0。
(×)7.一定量的某种理想气体的内能和焓只是温度的函数，与体系的体积、压力无关。
(√)8.因为H＝U＋pV，所以焓是热力学能与体积功pV之和。
(×)9.理想气体在等外压力下绝热膨胀，因为等外压力，所以QP=ΔH；又因为绝热，所以QP=0。
由此得QP=ΔH=0。
(×)10.在一个容器中：H2(g)+Cl2(g) = 2HCl(g)。
如果反应前后T、p、V均未发生变化，设所有气体均可视作理想气体，因为理想气体的U=f(T)，所以该反应的ΔU=0。
(×)11.稳定单质在298.15 K时，标准摩尔生成焓和标准摩尔熵均为零。
(×)12.标准状态规定的压力为101.325 kPa。
(×)13.因为ΔU=Q p，ΔH=Q V，所以Q p、Q V是特定条件下的状态函数。
(×)14.凡是遵守能量守恒及转换定律的一切过程，都能自发进行。
(×)15.反应Na(s) + 1/2 Cl2 (g) = NaCl (s)的标准摩尔反应焓Δr H mθ等于NaCl (s)的标准摩尔生成焓。
(√)16.CaCO3在常温下不分解，是因为其分解反应是吸热反应；在高温( T > 1173K )下分解，是因为此时放热。
(×)17.在刚性密闭容器中，有下列理想气体的反应达到平衡：A(g)＋B(g)＝C(g) ，若在恒温下加入一定量的惰性气体，则平衡将不移动。
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《普通化学》综合复习资料.doc《普通化学》综合复习资料⼀、判断题1、体系和环境Z间的能量交换⽅式有热传递和做功，另外还有其他的⽅式。
（X ）2、BF3和NH3都是⾮极性分⼦。
（x ）3、可逆反应达平衡时，正反应速率与逆反应速率相等。
（勺）4、在0.1mol dm-3H2S 溶液中，c（H+）： c（S2_）=2： 1。
（ x ）5、分⼦品体熔沸点的⾼低，决定于分⼦内部共价键的强弱。
（x ）6、同⼀聚集状态的物质的标准摩尔嫡值在低温时⼤于⾼温时的燔值。
（x ）7、内轨型配合物的⼬⼼离⼦采⽤内层轨道进⾏杂化，（n-l）d轨道的能量⽐nd轨道低，所以内轨型配合物[Fe（CN）6⼴⽐外轨型配合物[FeF6]3-稳定。
（7 ）8、在任意条件下，标准电极电势⼤的电对中氧化态物质在反应过程中做氧化剂。
（x ）9、由于Si原⼦和Cl原⼦的电负性不同，所以SiC14分⼦具有极性。
（x ）10、sp杂化轨道成键能⼒⽐杂化前的s 轨道和p轨道成键能⼒都强。
（7 ）11、通常所谓的原⼦半径，并不是指单独存在的⾃由原⼦本⾝的半径。
（x ）12、在放热反应中，温度升⾼不会影响反应的平衡常数。
（x ）13、标准吉布斯函数变⼩于零的反应可以⾃发进⾏。
（x ）14、同⼀⾮⾦属元素⾼价态的氯化物⽐低价态的溶沸点⾼。
（7 ）15、AS〉。
的反应⼀定是⾃发反应。
（x ）16、温度升⾼，化学反应速度加快的主要原因是温度升⾼，反应物分⼦的热运动速度加快，分⼦的碰撞频率增⼤。
（x ）17、催化剂能够改变化学反应速率的原因是因为催化剂参加了化学反应，改变了化学反应的途径，降低了化学反应的活化能。
（P ）18、化学反应的级数等于反应物分⼦在化学反应⽅程式中的计量系数之和。
（x ）19、氯原⼦轨道的能级只与主量⼦数（n）有关。
（x ）20、配合物⼬，配位数是指配位体的数⽬。
（x ）21、原电池反应中，某电对的电极电势与电极反应的写法⽆关。
（7 ）22、弱酸浓度越稀，解离度越⼤，溶液的pH值越⼩。
普通化学期末考试复习资料
《普通化学》课程综合复习资料一、判断题1、稳定单质在298K时的∆f H mӨ和S mӨ均为零。
答案：×2、凡中心原子采取sp3杂化的分子，其分子空间构型都是四面体。
答案：×3、在NH3分子中三个N-H键的键能是一样的，因此破坏每个N-H键所消耗的能量也相同。
答案：×4、共价单键一般是σ键，而共价双键一定有一个π键。
答案：√5、在标准状态下，反应的标准平衡常数KӨ=1。
答案：×6、NH3和H2O的分子构型虽然不同，但其中心离子采取的杂化方式都是sp3不等性杂化。
答案：√7、两原子间形成共价键时，首先形成的一定是σ键。
答案：√8、BF3和NH3都是极性分子。
答案：⨯9、内轨型配合物的中心离子采用内层轨道进行杂化，(n-1)d轨道的能量比nd轨道低，所以内轨型配合物[Fe(CN)6]3-比外轨型配合物[FeF6]3-稳定。
答案：√10、FeCl3的熔点比FeCl2的熔点高，是因为Fe3+离子的电荷数多、半径小，比Fe2+离子的极化力强。
答案：⨯11、0∆S的反应一定是自发反应。
>答案：×12、原电池反应达到平衡时，标准电池电动势等于零（EӨ=0）。
答案：×13、在电解反应中，用普通金属做电解电极时，阳极发生的反应一定是金属阳极溶解。
14、角量子数等于2 时为d轨道，共有五个轨道。
答案：√15、sp杂化轨道空间构型为平面三角形。
答案：×16、升高温度，会使反应速率和反应程度都得到提高。
答案：×17、一切非极性分子中的化学键都是非极性键。
答案：×18、反应前后，催化剂的物理性质和化学性质都不会发生变化。
答案：×19、非极性分子与极性分子间只存在诱导力。
答案：×20、配位化合物都是由内界和外界所组成的。
答案：×二、单选题1、在0.05 mol·L-1HCN溶液中，若HCN的解离度为0.01%，则其解离常数KӨa近似为（）。
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4、利用van’t Hoff方程
ln K2 = ΔH (T2 − T1 ) K1 R T1T2
三、过程熵变的求算途径
1、利用标准摩尔熵 Sm ΔrSm = ΣvBSm (B)
2、等温等压、可逆过程中
Δ r Sm
=
Qr T
四、物质熵值大小的变化规律
五、过程Gibbs自由能变的求算途径
大学化学期末复习
考试注意事项
1. 学术诚信—严禁作弊、抄袭 2. 计算器 + 笔 + 身份证明 3. 上课 + 作业 + 期末
第一章 气体与稀溶液
一、理想气体状态方程 pV = nRT
二、稀溶液的依数性 饱和蒸汽压下降 Δ p = k·∙b 溶液沸点升高 ΔTb = kb·∙b 凝固点降低 ΔTf = kf·∙b
例三、反应MnO2(s)→MnO(s)+1/2O2(g)的 ΔrHm= 134.8 kJ·mol–1，反应MnO2(s) + Mn(s)→2MnO(s)的ΔrHm= –250.1 kJ·mol–1， 则MnO2(s)的标准生成焓ΔfHm是多少？
思路：首先要明确标准生成焓所对应的热化学 方程式，然后利用盖斯定律把两个已知热效应 的反应式和标准生成焓的反应式联系起来。
解：途径 I
Q = −184.6 (kJ·mol−1) W = 0 ΔrU = Q + W = −184.6 (kJ·mol−1)
ΔrH = ΔrU + pΔV = −184.6 (kJ·mol−1)
因途径 II 是可逆过程，ΔrS 可由途径 II 求得
ΔrS
= Qr = 6.0 × 103 = 20 (J ⋅ mol−1 ⋅ K−1) T 298
普通化学复习资料
普通化学复习资料普通化学复习资料一、判断题1、对于某电极，如果有H+或OH-参加反应，则溶液的pH值改变将使其电极电势改变。
2、根据离子极化理论可判断下列化合物的热稳定性规律是：Na2CO3>NaHCO3> H2CO33、反应前后，催化剂的物理性质和化学性质都不会发生变化。
4、升高温度，使吸热反应的反应速率增大，而放热反应的反应速率减小，从而使平衡向吸热方向移动。
5、弱酸不断稀释时，解离度不断增大，H+浓度也不断增大。
6、对任何原子来说，3d轨道的能量总是大于4s轨道。
7、溶于水能够导电的物质一定是离子晶体。
8、NH3和H2O的分子构型虽然不同，但其中心离子的杂化方式是相同的。
9、周期表中各周期的'元素数目等于相应电子层所能容纳的电子数。
10、由非极性键构成的分子总是非极性分子，而由极性键构成的分子不一定是极性分子。
11、体系和环境之间的能量交换方式有热传递和做功，另外还有的方式。
12、BF3和NH3都是非极性分子。
13、可逆反应达平衡时，正反应速率与逆反应速率相等。
14、在0.1 mol?dm-3H2S溶液中，c(H+)：c(S2-)=2：1。
15、分子晶体熔沸点的高低，决定于分子内部共价键的强弱。
16、同一聚集状态的物质的标准摩尔熵值在低温时大于高温时的熵值。
17、内轨型配合物的中心离子采用内层轨道进行杂化，(n-1)d轨道的能量比nd轨道低，所以内轨型配合物[Fe(CN)6]3-比外轨型配合物[FeF6]3-稳定。
18、FeCl3的熔点比FeCl2的熔点高，是因为Fe3+离子的电荷数多、半径小，它比Fe2+离子的极化力强。
19、EDTA的钙盐能够作为排除人体内U、Th、Pu等放射性元素的高效解毒剂，是因为EDTA能与这些放射性元素形成稳定的、无毒的螯合物。
二、简答题判断下列反应在标准态下进行的方向（用箭头表示反应方向），并简要说明原因：1、Sn2++ Pb ( ) Sn+ Pb2+已知：φ(Sn2+/ Sn) = -0.1364V,φ(Pb2+/ Pb) = -0.1263V ΘΘ2、[Ag(NH3)2]++2CN-( ) [Ag(CN)2]-+2NH3已知：K稳([Ag(NH3)2]+)=1.12?107，K稳([Ag(CN)2]-)=1.0?10213、试解释为NH3易溶于水，而CH4则难溶于水。
普通化学复习资料
普通化学复习资料普通化学复习资料化学作为一门自然科学，是研究物质的组成、性质、变化以及与能量的关系的学科。
对于学习化学的学生来说，复习是必不可少的一部分。
而一份好的复习资料，能够帮助学生更好地理解和记忆化学知识。
本文将介绍一些普通化学复习资料的内容和形式，希望能够对广大学生有所帮助。
首先，普通化学复习资料应该包含基础知识的概念和定义。
化学是建立在一系列基本概念和定义之上的学科，因此复习资料应该对这些基础知识进行全面的总结和归纳。
比如，原子、分子、离子、化学键等基本概念，以及酸碱、氧化还原、化学平衡等基本定义，都是学习化学的基石，需要在复习资料中详细介绍和解释。
其次，普通化学复习资料应该包含常见化学反应的类型和特点。
化学反应是化学变化的基本形式，不同类型的反应有着不同的特点和规律。
在复习资料中，可以列举一些常见的反应类型，如酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应等，并对每种反应的特点、条件和实例进行详细说明。
这样可以帮助学生理解不同反应类型的本质和应用。
此外，普通化学复习资料还应该包含一些实验技术和操作方法。
化学实验是化学学习中重要的一环，通过实验可以观察和验证化学理论的正确性。
因此，复习资料中可以介绍一些常见的实验技术，如溶液的配制、物质的分离和纯化方法等。
同时，还可以提供一些实验操作的注意事项和安全规范，提醒学生在实验中要注意的问题，以确保实验的顺利进行和安全性。
另外，普通化学复习资料还可以包含一些化学应用和前沿知识。
化学作为一门应用广泛的学科，与生活和工业密切相关。
因此，复习资料中可以介绍一些化学在日常生活和工业中的应用，如化妆品、食品添加剂、药物等。
同时，还可以简要介绍一些化学的前沿知识和研究领域，如纳米材料、生物化学等，以激发学生对化学的兴趣和好奇心。
综上所述，一份好的普通化学复习资料应该包含基础知识的概念和定义、常见化学反应的类型和特点、实验技术和操作方法、化学应用和前沿知识等内容。
通过对这些内容的全面总结和归纳，可以帮助学生更好地理解和记忆化学知识，提高复习效果。
普通化学 复习资料
普通化学复习资料普通化学复习资料化学作为一门自然科学，研究物质的组成、结构、性质和变化规律，是我们日常生活中不可或缺的一部分。
而对于学习化学的学生来说，复习是巩固知识、提高成绩的关键。
本文将为大家提供一些普通化学的复习资料，帮助大家更好地理解和记忆化学知识。
第一部分：基础知识回顾1. 元素周期表元素周期表是化学的基础，它按照元素的原子序数排列，反映了元素的周期性变化规律。
复习时，可以重点关注元素的周期趋势，如原子半径、电离能、电负性等的变化规律。
2. 化学键化学键是原子之间的相互作用力，常见的有离子键、共价键和金属键。
复习时，可以重点关注不同类型化学键的形成条件和特点，以及它们在化合物中的应用。
3. 反应速率反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物生成的量。
复习时，可以回顾反应速率的影响因素，如温度、浓度、催化剂等，以及速率方程和反应级数的计算方法。
第二部分：化学反应1. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。
复习时，可以回顾酸碱的定义、性质和常见的酸碱指示剂，以及酸碱滴定的原理和计算方法。
2. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质失去电子的过程与获得电子的过程同时进行的反应。
复习时，可以重点关注氧化还原反应的特征和常见的氧化还原反应类型，如单质氧化反应、还原剂氧化反应等。
3. 难溶盐反应难溶盐反应是指溶液中存在的难溶盐发生沉淀反应的过程。
复习时，可以回顾溶解度积的概念和计算方法，以及难溶盐反应的条件和影响因素。
第三部分：化学计算1. 摩尔计算摩尔计算是化学计算中常用的一种方法，通过摩尔的概念，将质量和物质的量进行转化。
复习时，可以回顾摩尔的定义和计算方法，以及摩尔质量和摩尔体积的概念和计算方法。
2. 溶液计算溶液计算是指对溶液中的物质进行浓度、稀释、溶解度等方面的计算。
复习时，可以重点关注溶液的浓度计算、稀释计算和溶解度计算的方法和公式。
3. 燃烧计算燃烧计算是指对燃烧反应中的物质进行质量、能量等方面的计算。
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普通化学复习资料第一、二章（＋）1、功和热是在系统和环境之间的两种能量传递方式，在系统内部不讨论功和热。
（× ）12．系统由状态1变化到状态2，途径不同，Q 、ｗ不同，所以Q+w 不同。
（√ ）4．对化学反应而言，其等压热效应等于系统的焓变。
（√ ）6．有气体参加的反应，改变总压，不一定使平衡移动，而改变任意气体的分压，则一定是破坏平衡。
（√ ）8．在绝对零度时，一切纯物质的完美晶体的熵值都等于零。
（√ ）9．一个热力学稳定系统必然在动力学上也是稳定的。
（× ）2、一切放热反应都是自发反应。
（√ ）4、有气体参加的反应，改变总压，不一定使平衡移动，而改变任意气体的分压，则一定是破坏平衡。
（√ ）8、生成焓的负值越大,表明该物质键能越大,对热越稳定。
（× ）10．标准平衡常数就是化学反应在标准条件下达到平衡时的反应商。
（× ）11．化学方程式中各反应物浓度指数之和称为反应级数。
（√ ）1、一次污染的危害性比二次污染危害性小。
（× ）2、反应的级数取绝于反应方程式中反应物的化学计量数（绝对值）。
（× ）7、酸雨又称为酸沉降，它是指pH 小于5.2的天然降水。
（√ ）10、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。
（× ）11．对于放热的熵减小的反应，必定是高温自发而低温下非自发的反应。
（√ ）12．复杂反应的速率主要由最慢的一步基元反应决定。
（× ）13．K 不但温度的函数，也是浓度、压强催化剂的函数。
（× ）1反应的ΔH 就是反应的热效应。
（× ）2、Δr S 为正值的反应均是自发反应。
（× ）3、催化剂能改变反应历程，降低反应的活化能，但不能改变反应的Δr G θm 。
（√ ）5、有气体参加的反应，改变总压，不一定使平衡移动，而改变任意气体的分压，则一定是破坏平衡。
（√ ）7、我国的酸雨主要是硫酸型酸雨。
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学好大学化学很简单 就是要学会 “穿线” 正文如下:大学化学第一章 热化学与反应重要概念1.系统：客观世界是有多种物质构成的，但我们可能只研究其中一种或若干物质。
人为地将一部分物质与其他物质分开，被划分的研究对象称为系统。
2.相：系统中具有相同物理性质和化学性质的均匀部分称为相。
3.状态：是指用来描述系统的诸如压力P 、体积V 、温度T 、质量m 和组成等各种宏观性质的综合表现。
4.状态函数：用来描述系统状态的物理量称为状态函数。
5.广度性质：具有加和性，如体积，热容，质量，熵，焓和热力学能等。
6.强度性质：不具有加和性，仅决定于系统本身的性质。
如温度与压力，密度等。
系统的某种广度性质除以物质的量或者质量之后就成为强度性质。
强度性质不必指定物质的量就可以确定。
7.热力学可逆过程：系统经过某种过程由状态1到状态2之后，当系统沿着该过程的逆过程回到原来状态时，若原来的过程对环境产生的一切影响同时被消除（即环境也同时复原），这种理想化的过程称为热力学的可逆过程。
8.实际过程都是不可逆的，可逆过程是一种理想过程。
9.化学计量数：0=∑BVB Ｂ表示反应中物质的化学式，ＶＢ是B 的化学计量数，量纲为一；对反应物取负值，生成物取正值。
10.化学计量数只表示当安计量反应式反应时各物质转化的比例数，并不是各反应物质在反应过程中世界所转化的量。
11.反应进度ξ：b b v /n ∆=∆ξ 对于化学反应来讲，一般选未反应时，0=ξ 引入反应进度这个量最大的优点是在反应进行到任意时刻时，可用任一反应物或产物来表示反反应进行的程度，所得的值总是相等的。
12.反应热的测定：T C T m c T T m c q s s s 12s s ∆⋅-=∆⋅⋅-=-⋅⋅-=）（所用到的仪器是弹式热量计又称氧弹 弹式热量计中环境所吸收的热可划分为两部分：主要部分是加入的吸热介质水所吸收的，另一部分是金属容器等钢弹组件所吸收的。
前一部分的热用）（O H q 2表示，后一部分热用b q 表示，钢弹组件的总热容b C 告诉了则直接求得b q 。
13.习惯对不注明温度和压力的反应，皆指反应是在298.15K ，100kPa 下进行的。
14.一般没有特别的注明，实测的反应热（精确）均指定容反应热，而反应热均指定压反应热。
15.能量守恒定律：在任何过程中，能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总值不变。
也叫做热力学第一定律。
16.热力学能具有状态函数的特点：状态一定，其值一定。
殊途同归，值变相等。
周而复始，值变为零。
17.系统与环境之间由于存在温差而交换的热量称为热。
若系统吸热值为正，若系统放热值为负。
18.系统与环境之间除了热以外其他形式传递的能量都称为功。
系统得功为正，系统做功为负。
在一定条件下由于系统体积的变化而与环境交换的功称为体积功，除体积功以外的一切功称为非体积功。
19.功和热都是过程中被传递的能量，它们都不是状态函数，其数值与途径有关。
而热力学第一定律中的热力学能的改变量只有过程的始态和终态决定，而与过程的具体途径无关。
20.化学反应热是指等温过程热，即当系统发生了变化后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，系统放出或吸收的热量。
21.定容反应热，在恒容，不做非体积功条件下。
这样热力学能改变量等于定容反应热。
其也只取决与始态和终态。
22.定压反应热，在恒压，只做体积功的条件下，∆H =-=+≡+-+=--=-=∆12p 1122p 12p 12H H q pV U H pV U pV U q V V p q U U U 则）令（）（）即（ ∆H 是焓的增量，称为焓变。
如果∆H <0表示系统放热，∆H >0表示系统吸热，为吸热反应。
23.对于只有凝聚相的系统即液态和固态的系统，v p q q =，对于有气态物质参与的系统，考虑到体积的变化，可得RT Bg U H RT Bg q q Bm r m r B m v m p ⋅=∆-∆⋅=-∑∑）（即）（，，νν24.盖斯定律：在恒容或者恒压条件下，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与变化途径无关。
25.在任一温度Ｔ、标准压力Θp 下表现出理想气体性质的纯气体状态为气体物质的标准状态。
液体固体物质或溶液的标准状态为任一温度Ｔ，标准压力Θp 下的纯液体，纯固体或标准浓度ΘC 时的状态。
26.单质和化合物的相对焓值，规定在标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变叫做该物质的标准摩尔生成焓。
生成焓的负值越大，表明该物质键能越大，对热越稳定。
27.规定水和氢离子的标准摩尔生成焓值为零。
28.298.15K 温度下标准摩尔反应焓等于同温度下个参加反应物质的标准摩尔生成焓与其化学计量数的乘积的总和。
若系统的温度不是298.15K ，反应的焓变会有些改变，但一般变化不大，即反应的焓变基本不随温度而变。
第二章 化学反应的基本原理重要概念1.自发反应：在给定的条件下能自动进行的反应或过程叫做自发反应或自发过程。
自发过程都是热力学的不可逆过程。
2.系统倾向于取得最低的势能。
3.反应的焓变是判断一个反应能否自发进行的重要依据但是不是唯一的依据。
4.过程能自发地向着混乱程度增加的方向进行。
5.熵是系统内物质微观粒子的混乱度（或无序度）的量度。
Ω=kln S ，式中Ω为热力学概率或者称混乱度，k 为波尔兹曼常数。
6.熵的公式表明：熵是系统混乱度的量度，系统的微观状态数越多，热律学概率越大，系统越混流乱，熵就越大。
7.热力学第二定律：在隔离系统中发生的自发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，这就是自发过程热力学的准则，称为熵增加原理。
8.热力学第三定律：在绝对零度时，一切纯物质的完美晶体的熵值都等于零。
表达式为S （0K ）=kln1=0；9.依此为基础，若知道某一物质从绝对零度到指定温度下的一些热力学数据如热容等，就可以求出此温度时的熵值，称为这一物质的规定熵。
10.单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵叫做该物质的标准摩尔熵。
11.规定处于标准状态下水合氢离子的标准熵值为零。
12.（1）对于同一物质而言，气态时的熵大于液态时的，液态时的熵又大于固态时的熵。
（2）同一物质在相同的聚集态时，其熵值随温度的升高而增大；（3）在温度和聚集态相同时，分子或晶体结构较复杂的物质熵值大于分子或晶体结构较为简单的物质的熵值。
（4）混合物或溶液的熵值往往比相应的纯净物的熵值大。
13.对于物理或者化学变化而言，几乎没有例外，一个导致气体分子数增加的过程或反应总伴随着熵值的增大。
14.注意，虽然物质的标准熵随温度的升高而增大，但是只要是没有引起物质聚集状态的改变，其值通常相差不大，可以认为反应的熵变基本不随温度而变，这一点和焓变很类似。
15.自由能：把焓和熵并在一起的热力学函数。
16.吉布斯函数：m r m r m r S T H G TS H G ∆-∆=∆-=或者写成。
17.以∆G 作为判断化学反应自发性的标准，称为最小内能原理即：∆G<0 自发过程，过程能向正向进行；∆G=0 平衡状态；∆G>0 非自发过程，过程能向逆向进行。
18.熵判据和吉布斯函数判据的比较：斯函数判据应为：非自发状态平衡状态；自发过程；'G 'G 'G ωωω-<∆--=∆-->∆-，上式的意义是在等温等压下一个封闭系统所能做的最大非体积功等于吉布斯函数自由能的减少。
'max G ω-=∆-，'m ax ω表示最大电功。
20.热力学等温方程：Bv B B m r m r p /p RTln T G T G ∏ΘΘ+∆=∆）（）（）（其中R 为摩尔气体常数，B p 为参与反应的物质Ｂ的分压力，Θp 为标准压力（Θp ＝100kPa ），∏为连乘算符，习惯上将B vBB p /p ∏Θ）（称为反应商Q ，Θp /p B 称为相对分压，所以上式可以写成：RTlnQ T G T G m r m r +∆=∆Θ）（）（，若所有气体的分压均处于标准状态，即Q=1，这时任一态变成了标准态。
21.道尔顿分压定律：第一，混合气体的总压力p 等于各组分气体分压力i p 之和。
即∑=i p p ；第二，混合气体中的某组分气体i 的分压力等于混合气体的总压力p 与该组分气体的摩尔分数i x 之乘积，即i i px p =式中，n n x i i /=，即某组分气体i 的摩尔分数等于该气体i 的物质的量i n 与混合气体总的物质的量n 之比。
22.标准摩尔生成吉布斯函数：在标准状态时，由指定单质生成单位物质的量的纯净物时反应的吉布斯函数变。
23.水合氢离子的标准摩尔生成吉布斯函数等于零。
24.反应的焓变和熵变基本不随温度改变，而反应的标准摩尔生成吉布斯函数变则是温度的线性函数。
25.任意状态时的反应的摩尔吉布斯函数变可根据实际条件用热力学等温方程进行计算。
26.宏观上的化学平衡是由于微观上仍持续进行着正逆反应的效果相互抵消所致，所以化学平衡是一种动态平衡。
27.0G T r =∆就是化学平衡的热力学标志或称反应限度的判据。
平衡系统的性质不随时间而改变。
28.标准平衡常数：当化学反应处于平衡状态时，以其化学反应的化学计量数（绝对值）为指数的各产物与反应物分压或浓度的乘机之比为一个常数。
ΘK 只是温度的函数，ΘK 值越大说明反应进行的越彻底，反应物的转化率越高。
29.转化率是指某反应物在反应中已转化的量相对于该反应物初始用量的比率。
30.标准平衡常数可从标准热力学方程函数求得。
当反应达到平衡时，）（T G m r ∆=0，则热力学等温方程式可以写成0p /p RTln T G T G B v B B m r m r =+∆=∆∏ΘΘ）（）（）（，将B vBeqB }p /p {K ∏ΘΘ=代入上式中得：ΘΘ-=∆RTlnK T G m r ）（，RT T G lnK m r ）（ΘΘ∆-= 31.（1）ΘＫ表达式可直接根据化学计量方程式写出；（2）ΘＫ的数值与化学计量方程式的写法有关；（3）ΘＫ不随压力和组成而变，但ΘＫ与）（T G m r ∆一样都是温度T 的函数。
32.多重平衡原则：如果某个反应可以表示成两个或者多个反应的总和，则总反应的平衡常数等于各反应平衡常数的乘积。
33.一切平衡都只是暂时的，相对的。
因条件的改变使化学反应从原来的平衡状态转变到了新的平衡状态的过程叫化学平衡的移动。
34.吕·查德里原理：假如改变平衡系统的条件之一，如浓度压力或者温度，平衡就会向能减弱这个改变的方向移动。
35.根据热力学等温方程式RTlnQ T G T G m r m r +∆=∆Θ）（）（及ΘΘ-=∆RTlnK T G m r ）（合并此两式可得Θ=∆KQ RTln G m r 根据此式只需比较静态的反应商Q 与平衡常数ΘＫ的相对大小，就可以判断反应进行的方向即平衡移动的方向，可分为下面三种情况：当Q<ΘＫ，则m r G ∆<0 反应正向自发进行；当Q=ΘＫ，则m r G ∆=0，平衡状态；当Q>ΘＫ，则m r G ∆>0,反应逆向自发进行。