普通化学各章要点

普通化学各章要点Last revision on 21 December 2020
《普通化学》复习提纲
第一章
1.状态函数特征：
①唯一；②Z 与途径；③强、广度；④循环∮
d Z =0
2.体积功的计算：
W 体积=⎰-dV p 外=-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
6. 盖斯定律：反应式可以作为代数方程式运算
及其推广：θθνi m f i
i m r H H ,∆⋅=∆∑ θθνi m i i m r S S ,∑⋅=∆，θ
θνi m f i
i m r G G ,∆⋅=∆∑ 公式：θθθ298,298,)(m r m r m r S T H T G ∆⋅-∆=∆
(任意温度下的Gibbs 函数) 转向温度：θθ298,298
,m r m r S H T ∆∆= 相变温度：θθT m T
m S H T ,,相变相变∆∆= (例：MCO 3的分解温度计算)
8.任意条件(非标准)下(化学反应等温方程)：
=∆G r 0,T m r G ∆+Q RT ln ，B
B B p p Q ν∏⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛=0
9.标准平衡常数:
B B B p p K ν∏⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛=00，B
B B m m K ν∏⎪⎭⎫ ⎝⎛=00及 等压方程：⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-∆=21
1211ln T T R H K K m r θθθ 10.0
,T m r G ∆与0
T K 的关系：0,T m r G ∆=0ln T K RT 用于0,T m r G
∆和0T K 的相互计算 注意：1)温度T 时的0
,T m r G ∆必须用Gibbs 公式计
算 2)注意单位的统一：0
,T m r G
∆ 的 kJ ·mol -1与RT
的 J ·mol -1(·K -1·K)统一 3)0
T K 以及0,T m r G ∆的大小与反应方程式的系数
有关 11.0T
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
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：
Δr H m ＝E a 正－E a 逆
3.浓度对反应速率的影响——质量作用定律(基元反应)：
v ＝k ·c A a ·c B b
4.温度对反应速率的影响——阿累尼乌斯(Arrhenius)
经验公式：k ＝Z exp(-Ea/RT )
不同温度下k 的计算(直线关系)：
β+-=RT E k k a ][ln 或⎪⎪⎭
⎫ ⎝⎛-=122111ln T T R E k k a
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 -1)
溶质B 的质量摩尔浓度m(mol ·kg -1)
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 定律:***
*p N n p n n p x p p p B
B ≈=⋅=-=∆∑ 3.溶剂、溶液的沸点、凝固点
溶液的沸点上升、凝固点下降：
Δt b =t b ’-t b =K b m ；Δt f =t f ’-t f =K f m
4.依数性：Δt b 、Δt f 只与m 有关与m 为何物无关
5.离子平衡及其计算：0i K ，K sp 。

注意：同离子
6.多元解离平衡及其计算：01a K，02a K
注意：同离子效应；水的K aq= m(H+) m(OH-)=×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)
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
3)气体代相对分压(p/p θ)，纯固、纯液体不代浓度
4)H 2O 不代浓度，但H +、OH -
必须代实际浓度
4.电极电势的应用：
1）判断原电池的正、负极，计算电池电动势
2）判断氧化剂、还原剂的相对强弱
3）判断氧化还原反应的方向
4）判断氧化还原反应进行的程度：
RT nFE K θθ=ln 或059.0lg θθnE K =
5.电解池的组成、电极名称、电极反应
6.超电势与电解池的极化曲线
7.影响电极反应的因素与电解产物的一般规律，有关计算
8.金属的电化学腐蚀过程及腐蚀电池极化对腐蚀速率的
影响——腐蚀电池的极化曲线
9.防腐的主要方法
第五章
1.微观粒子运动的一般规律：波、粒二象性；能量量子化；不确定性关系；电子运动状态的描
述——波函数
2.四个量子数(符号、名称、意义、取值范围、实验表现),
用量子数表示电子的运动状态
3.基态原子的能级顺序与核外电子的排布
原理、原则，元素周期表与元素的分
区
4.单电子体系的能级公式：
226.13n Z E -=(eV)2219
108.21n
Z -⨯-=(J) 5.多电子体系的能级公式：
22
'6.13n
Z E -=(eV)2219
'108.21n Z -⨯-=(J) Z ’的计算：Z ’=Z -
6.原子周期性结构与元素性质的关系：
Z’、半径、电离能、电负性、M 性与非M 性等
的解释
(一般规律与特殊性)
第六章
1.化学键的基本类型与相对性
2.共价键与价键理论， 键和 键
3.键参数：键能i i i i m r E n E n H ⋅-⋅=
∆∑∑产物反应物θ、键
长、键角
4.杂化轨道理论：杂化的基本类型，分子空间构
型，判断分子空间构型的原则
1)有机分子中，C原子都杂化，因为C总是4价而不是2价
2)化学键数目超过中心原子的单电子数，都杂化，如HgCl2、BCl3
3)实测几何构型与VB理论预期不符合时，如H2O、NH3
(记住这些特例，推断其它，举一反三)
4)用中心原子连接其它原子数，反推等性杂化sp、sp2、sp3
5.分子的极性与极化：
极性分子、非极性分子，偶极矩、极化率6.分子间力与氢键：
色散力为主且普遍存在，诱导力也存在
于……
氢键形成的条件方式、大小
第七章
1.配位化合物中的配位键
2.配位化合物的组成：
中心离子、配位体、配位数、内界、外界
3.配位化合物的命名
4.配离子的平衡与有关计算。