大学普通化学总结
大学化学知识点总结
大学化学知识点总结大学化学是一门涵盖广泛、内容丰富的学科，对于许多专业的学生来说都是重要的基础课程。
以下是对大学化学常见知识点的总结。
一、原子结构与元素周期表原子由原子核和核外电子组成，原子核包含质子和中子。
质子带正电荷，中子不带电，电子带负电荷。
原子序数等于质子数，质量数等于质子数与中子数之和。
电子在原子核外分层排布，遵循一定的规律。
能层分为K、L、M、N 等，能级有 s、p、d、f 等。
电子填充遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
元素周期表是化学中最重要的工具之一。
周期表按照原子序数递增的顺序排列，同一周期元素电子层数相同，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族元素最外层电子数相同，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
二、化学键与分子结构化学键分为离子键、共价键和金属键。
离子键是由阴阳离子之间的静电作用形成的，通常在活泼金属与活泼非金属之间形成。
共价键是原子之间通过共用电子对形成的，分为极性共价键和非极性共价键。
分子结构包括分子的形状和极性。
常见的分子构型有直线型、平面三角形、四面体等。
分子的极性取决于分子的空间结构和键的极性。
三、化学反应热力学热力学第一定律指出能量守恒，即ΔU ＝ Q ＋ W，其中ΔU 是内能变化，Q 是吸收或放出的热量，W 是做功。
焓变（ΔH）是化学反应中热量变化的一种度量。
对于恒压过程，ΔH ＝ Qp。
熵（S）是系统混乱度的度量，熵增有利于反应自发进行。
吉布斯自由能（ΔG）是判断反应自发进行的重要热力学函数，当ΔG ＜0 时，反应自发进行。
四、化学反应动力学反应速率可以用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
影响反应速率的因素有浓度、温度、压强（对于有气体参与的反应）、催化剂等。
浓度越大、温度越高、压强越大（对于有气体参与的反应），反应速率通常越快。
催化剂能改变反应的路径，降低反应的活化能，从而加快反应速率。
五、化学平衡在一定条件下，可逆反应达到动态平衡，此时正反应速率等于逆反应速率，各物质的浓度不再改变。
大学化学知识点简单总结
大学化学知识点简单总结化学是一门研究物质组成、结构、性质、变化规律以及能量变化的科学，是自然科学中的一门重要学科。
它对我们生活和工业生产有着重要的意义。
下面就将大学化学中的一些重要知识点做一个简单总结。
一、化学基本概念1. 原子结构：原子是构成物质的基本单位，由原子核和电子组成。
原子核包括质子和中子，电子则围绕原子核运动。
原子的质子数即为元素的原子序数，而原子核中的质子和中子的质量数则为元素的质量数。
原子的电子层数决定了元素的化学性质。
2. 元素和化合物：元素是由同一种原子所组成的物质，而化合物则是由不同元素原子按一定比例组成的物质。
元素可按周期表排列，而化合物则具有特定的成分和性质。
3. 化学键：原子间的连接力称为化学键。
化学键分为离子键、共价键和金属键。
离子键由正负电荷之间的吸引力形成，共价键则是通过共享电子实现的，而金属键是金属中的电子云与金属离子间的相互作用。
4. 物质的性质：物质包括物理性质和化学性质。
物理性质包括颜色、硬度、熔点、沸点等，而化学性质则包括反应性、易燃性等。
这些性质可以帮助我们理解和区分各种物质。
二、化学反应1. 反应类型：化学反应包括合成反应、分解反应、置换反应、双替反应等。
不同类型的反应有不同的特点和化学方程式。
2. 反应平衡：化学反应达到一定平衡态时，反应物和生成物的浓度保持一定比例。
平衡常数用来描述平衡状态下反应物和生成物的浓度。
3. 反应速率：反应速率受到温度、浓度、催化剂等因素的影响。
化学动力学研究了反应速率和反应速率方程的相关内容。
三、化学物质的性质1. 酸碱性：酸碱度是描述物质酸碱特性的一个重要指标。
PH值用来表示溶液的酸碱度。
强酸和强碱在水中完全离解，而弱酸弱碱则只部分离解。
2. 氧化还原：氧化还原反应是化学反应的一种重要类型。
氧化剂能够氧化其他物质，而还原剂则能够还原其他物质。
氧化还原反应会伴随着电子的转移。
3. 物质的固态、液态和气态性质：物质在不同条件下具有不同的状态，固态、液态和气态具有不同的性质和特点。
大学化学知识点总结
大学化学知识点总结1. 原子结构与元素周期表- 原子的组成：质子、中子、电子- 原子核外电子排布：泡利不相容原理、洪特规则 - 元素周期表的结构和应用- 元素周期律：族和周期的性质变化2. 化学键与分子结构- 离子键、共价键、金属键的形成与性质- 价层电子对互斥理论（VSEPR）- 分子轨道理论基础- 极性分子与非极性分子3. 化学反应原理- 化学反应的类型：合成、分解、置换、还原-氧化 - 化学平衡：勒夏特列原理- 反应速率：碰撞理论、活化能、催化剂- 化学动力学的基础4. 酸碱与电化学- 酸碱的定义：阿伦尼乌斯、布朗斯特-劳里- pH和pOH的概念及其计算- 缓冲溶液的制备与作用- 电化学电池：伏打电堆、电解质溶液5. 溶液与胶体- 溶液的组成与性质- 溶度积与沉淀-溶解平衡- 胶体的性质与应用- 表面张力与表面活性剂6. 热力学与化学能量- 热力学定律：能量守恒、熵的概念- 化学反应的热效应：热力学循环- 化学势能与能量的储存与释放- 能量转换效率与能量守恒7. 有机化学- 有机化合物的分类与命名- 碳的杂化轨道理论- 有机反应类型：取代、加成、消除、重排- 生物分子的化学：糖类、脂类、蛋白质、核酸8. 无机化学- 无机化合物的分类与性质- 配位化学：配体、配合物、配位键- 过渡金属的配位化合物- 无机合成与材料化学9. 分析化学- 定性与定量分析- 光谱分析：紫外-可见光谱、红外光谱、核磁共振 - 色谱分析：气相色谱、液相色谱、薄层色谱- 质谱分析与联用技术10. 实验室安全与化学信息- 实验室安全规范与事故处理- 化学品的储存与废弃- 化学信息检索与科学文献阅读- 科学研究方法与伦理这个概要提供了大学化学课程中的主要知识点，您可以根据这个框架来撰写详细的文章，每个部分都可以扩展为一个章节，详细介绍每个概念和相关的化学原理。
记得在撰写时保持语言的清晰和准确，确保逻辑连贯，并且格式规范。
大学普通化学知识点期末总结
生物分子：介绍有机 化学中的生物分子， 如蛋白质、核酸、糖 类和脂质等。
生物化学反应：介绍有 机化学中的生物化学反 应，如氧化还原反应、 水解反应和酯化反应等。
生物分子结构与功能： 分析生物分子的结构与 功能关系，如蛋白质的 结构与功能、核酸的结 构与功能等。
生物化学反应机理：探 讨生物化学反应的机理， 如酶的作用机理、光合 作用的机理等。
色谱分析法：利用不同物质在固定相和流动相之间的分配系数差异，使不同物质在 色谱柱上分离，通过检测器检测分离出的组分并进行定量分析。
仪器分析方法与原理
仪器分析方法的 分类：电化学分 析法、光谱分析 法、色谱分析法 等
仪器分析方法的 原理：以物理或 化学方法为基础， 通过测量待测物 质与仪器之间的 相互作用来进行 分析的方法
化学反应原理
化学反应动力学与热力学
反应速率常数与温度的关系
活化能对反应速率的影响
化学反应速率与反应机理
热力学第一定律与反应自发 性的关系
酸碱反应与pH值计算
酸碱反应：酸和碱之间的中和反应，生成水和盐 pH值定义：表示溶液酸碱度的数值，范围通常为0-14 pH值计算：通过氢离子浓度计算，公式为pH=-lg[H+]，其中[H+]表示氢离子浓度 酸碱指示剂：用于指示溶液酸碱度的物质，如酚酞、甲基橙等
仪器分析方法的 应用：在化学、 生物、医学等领 域中用于测定物 质的组成、含量 和结构等
仪器分析方法的发 展趋势：随着科技 的不断进步，仪器 分析方法也在不断 发展，未来将更加 注重高灵敏度、高 精度和高可靠性等 方面的研究
样品处理与实验误差
样品处理：为保证实验结果的准确性和可靠性，需要对样品进行适当的处理和制备。
分析化学基础
普通化学知识点总结完整版
普通化学知识点总结1. 化学基本概念1.1 物质的组成和分类物质是构成世界的基本实体，由原子、分子、离子等组成。
物质可分为纯净物和混合物。
纯净物又可分为元素和化合物。
元素是由同种原子组成的纯净物，化合物是由两种或两种以上不同元素组成的纯净物。
1.2 化学反应化学反应是物质在原子、离子或分子层面上发生原子或离子重新组合，形成新物质的过程。
化学反应遵循质量守恒定律、能量守恒定律和电荷守恒定律。
1.3 化学平衡化学平衡是指在封闭系统中，正反两个化学反应的速率相等，各种物质的浓度保持不变的状态。
化学平衡常数K表示平衡时反应物和生成物的浓度比。
2. 化学计量学2.1 摩尔概念摩尔是物质的量的单位，表示含有一定数目粒子的集体。
1摩尔粒子数为阿伏伽德罗常数，约为6.02×10^23。
2.2 化学方程式化学方程式表示化学反应的类型、反应物、生成物及反应条件。
化学方程式遵循质量守恒定律和电荷守恒定律。
2.3 摩尔计算摩尔计算涉及物质的量、质量、体积、浓度等之间的关系。
通过摩尔计算，可以确定化学反应中反应物和生成物的量。
3. 元素周期表与元素周期律3.1 元素周期表元素周期表是按照原子序数递增排列元素的科学工具，反映了元素的周期性变化规律。
元素周期表包含七个周期、十六个族。
3.2 元素周期律元素周期律是指元素性质随着原子序数递增而呈周期性变化的规律。
元素周期律包括原子半径、离子半径、电负性、金属性和非金属性等周期性变化。
4. 化合物与化学键4.1 化合物类型化合物可分为离子化合物、共价化合物和金属化合物。
离子化合物由正负离子通过离子键结合而成；共价化合物由共用电子对形成共价键的分子组成；金属化合物由金属原子通过金属键结合而成。
4.2 化学键化学键是原子间强烈的相互作用力。
化学键包括离子键、共价键、金属键和氢键等。
5. 溶液与浓度5.1 溶液溶液是由溶剂和溶质组成的均匀稳定的分散体系。
溶液的性质取决于溶剂和溶质的相互作用。
大一普通化学基础知识点总结
大一普通化学基础知识点总结化学是一门研究物质组成、性质和变化的科学，作为一门基础学科，大一学生需要通过学习化学来打下坚实的基础。
下面是大一普通化学基础知识点的总结。
1. 原子结构原子是构成物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
质子带正电，中子中性，电子带负电。
原子的质量数等于质子数与中子数之和，原子的电荷数等于质子数减去电子数。
2. 元素和周期表元素由具有相同质子数的原子组成，元素的性质主要由其原子的电子结构决定。
元素按照原子序数排列在周期表上，周期表按照元素的性质进行分组，可以方便地了解元素的性质和趋势。
3. 化学键和分子式化学键是原子之间的相互作用力，可以分为离子键、共价键和金属键等。
分子式用化学符号表示化合物中原子的种类和数量，可以帮助我们理解分子的构成。
4. 物质的化学反应化学反应是物质之间发生的转化过程。
常见的化学反应类型包括酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应和合成反应等。
化学方程式用化学式和符号表示化学反应的物质变化和反应条件。
5. 化学平衡和反应速率化学反应在一定条件下会趋向于达到平衡，平衡态下反应物和生成物的浓度保持一定的比例。
化学反应的速率可以通过实验测定，受到反应物浓度、温度和催化剂等因素的影响。
6. 酸碱理论和pH值酸和碱是常见的化学物质，酸具有产生H+离子的性质，碱具有产生OH-离子的性质。
酸碱反应会产生盐和水。
pH值是衡量溶液酸碱性的指标，pH小于7表示酸性，pH大于7表示碱性，pH 等于7表示中性。
7. 氧化还原反应氧化还原反应是指电子的转移过程，包括氧化剂和还原剂之间的电子转移。
氧化剂能够接受电子，还原剂能够释放电子。
氧化还原反应在燃烧、腐蚀和电池中都有重要应用。
8. 物质的能量变化化学反应伴随着能量的变化，包括吸热反应和放热反应。
吸热反应需要吸收热量，放热反应释放热量。
化学反应的热效应可以通过热化学方程式和焓变来表示。
9. 气体和溶液气体是物质的一种状态，具有容易压缩和扩散的特点。
普通化学a期末总结
普通化学a期末总结一、引言化学A是大学本科化学课程的一部分，主要涉及化学的基本概念、原理、实验技术和应用等方面的内容。
本次期末总结将对我所学习的内容进行回顾、总结和梳理，以便更好地理解和掌握化学知识。
二、知识回顾1. 基本概念与原理化学中的基本概念与原理是学习化学的基础，其中包括物质与化学反应、化学平衡、化学键、化学键的性质与结构等等。
物质与化学反应是化学研究的基础。
化学平衡描述了反应物质和生成物质之间的关系，理解和掌握化学平衡对于预测和控制化学反应具有重要意义。
化学键是由原子之间的相互作用形成的，不同种类的化学键具有不同的性质和结构。
2. 实验技术化学实验技术是化学学科的重要组成部分，它在化学研究和应用中扮演着重要的角色。
掌握实验技术可以帮助我们更好地理解和应用化学原理，同时也能提高实验操作安全性。
实验技术包括实验室常见仪器的使用、化学试剂的认识与处理、实验操作规范等方面的内容。
3. 应用领域化学的应用广泛涉及各个领域，如化学工程、生物化学、环境化学、材料化学等。
了解和掌握这些应用领域的基本原理和技术可以帮助我们更好地理解和应用化学知识，提高问题解决能力。
三、知识梳理1. 物质与化学反应物质是化学研究的对象，其属性与组成有着密切的关系。
化学反应是物质之间发生变化的过程，可以分为物理变化和化学变化两种类型。
物理变化是指物质的形态、状态、性质的改变，而化学变化是指物质的组成和结构发生了变化，生成了新的物质。
了解物质的性质和化学反应有助于我们更好地理解和应用化学知识。
2. 化学平衡化学平衡是化学反应中反应物与生成物浓度之间达到一定比例的状态。
平衡常数描述了反应物浓度之间的关系。
掌握化学平衡的原理和计算方法可以帮助我们更好地预测和控制化学反应，为化学工程和工业生产提供理论依据。
3. 化学键化学键是由原子之间的相互作用形成的，不同种类的化学键具有不同的性质和结构。
常见的化学键包括离子键、共价键、金属键等。
大学普通化学知识点期末总结
ϴ
符号:ΔfGm,B (T)
单位：kJ.mol-1
标准摩尔生成吉布斯函数。
质B的标准摩尔吉布斯函数变称为物质B的
某一温度下，各物质处于标准态时化 学反应的摩尔吉布斯函数的变化。
通式：
反应的标准摩尔吉布斯函数变
ΔrGm (T)= ΣBνBΔfGm,B(T)
热力学证明： ΔG =Wmax
′
ΔG < 0时，表明系统对环境作功。
斯函数判据)是，在恒温、恒压下：
恒压下ΔH、ΔS 和T 对反应自发性的影响
类 型
ΔH
ΔS
ΔG = ΔH-TΔS
反 应
情 况
举 例
1 - + -
下皆自发
任何温度
2O3(g)→3O2(g)
Ө
0K时， Sm =0
熵及其特征
符号:S ,
单位:J.K-1.mol-1。
有绝对数值，称规定熵，
S与n成正比。
标准状态下，1摩尔纯物质的规定熵称
ϴ
Sm,B(T )
标准摩尔熵：
ΔrSm (298.15K)=ΣBνBSm,B(298.15K)
ϴ
ϴ
G = H - TS
G 是状态函数；
定容过程反应热 QV
1
定压过程反应热 QP
2
由于P2 =P1 =P ∵ △U =Q -P△V ∴ QP =△U +P△V
焓
3
令： H = U +PV 称：焓 则： QP =H2-H1=ΔH
根据 Q 符号的规定，有： ΔH <0 QP <0 恒压反应系统放热; ΔH >0 QP >0 恒压反应系统吸热。
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第三章
电解质溶液 P51
一、酸碱质子理论：
共轭酸、共轭碱、酸碱共轭关系
二、弱电解质溶液中的解离平衡
1、概念：解离常数、稀释定律、解离度、同 离子效应、缓冲溶液及其缓冲原理
*在酸碱质子理论中，给出质子的物质是酸，接受质子
的物质是碱。酸和碱的相互依存、相互转化的关系称 为酸碱共轭关系。酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对 之间的质子的传递过程。
类型：计算溶度积、溶解度、判断沉淀是否生成（加入氨水或加入缓冲溶 液）、判断分步沉淀的顺序、判断沉淀的转化等
四、影响水解反应的因素 水解离子的本性、盐溶液的浓度、温度和溶液的pH值。
一、填空题： 1、已知氨水溶液中，
c(OH-)=2.410-3 moldm-3，则此氨水
12.28 。
的浓度为 0.32 moldm-3。（Kb=1.810-5 ）
填空： 1、根据阿仑尼乌斯公式，随温度的升高，其速率常数k将 增 大 ；对不同反应，其活化能越大，速率常数k将 越小 。 2、反应NO2(g) + NO(g)⇌N2O3 (g)，ΔH<0，当反应达到平衡时， ① T一定，压缩容器体积，增大系统的总压，平衡 向右 移动； ② T一定，保持容器体积不变，通入氖气使系统总压增加， 平衡 不 移动。
2、Ca(OH)2的Ksp= 3.710-6，则Ca(OH)2饱和溶液的pH值为
二、通过计算判断下列反应方向(未注明者为标准条件)(用箭头表示): 1、Mg(OH)2(s)+2NH4+( → ) Mg2+ (0.01moldm-3)+2NH3H2O(0.01moldm-3) 已知：Ksp(Mg(OH)2)=1.810-11，K(NH3H2O)=1.7710-5 2、BaSO4(s)+CO32- (0.1moldm-3)( ← ) BaCO3(s)+SO4-2 (0.01moldm-3) 已知：Ksp(BaSO4)=1.110-10, Ksp(BaCO3)=5.110-9 思路：计算Q和K，比较Q和K大小，从而判断反应方向。 (1)Q=1.010-4, K=0.057 (2)Q=0.1，K =0.022
5、对于一个化学反应，下列说法正确的是： ( D ) A. 浓度越小，反应速率越快； B. 温度越小，反应速率越快；
C. 活化能越大，反应速率越快；D. 活化能越小，反应速率越快 6、反应 H2 (g)+Br2 (g) ⇌ 2HBr(g) 在800K时 K=3.8×105，1000K时K=1.8×103，则此反应是： ( B ) A. 吸热反应；B. 放热反应；C.无热效应的反应；D.无法确定
S(单质，298K)≠0
2、标准态：(气体的分压p=p ，溶液中溶质的浓度c=c)
(1) T=298K时： ①
G 298 H 298 298 S 298
G298 (v i f G298 )产物 (v i f G298 )反应物 ②
答疑：南堂-312
5月22日(星期二)晚上: 7：008：30 5月29日(星期二)晚上: 7：008：30 6月2日 （星期六）:上午8：0011：00, 6月3日 （星期日）:上午8：0010：30,
下午2：305：00
期末考试时间：6月3日(星期天)，下午2：00-4：00 地点： 石工11级7-9班：东廊201； 重修生：东廊201； 石工10级15班：东廊103。
三、化学反应速率
P32
Ea RT
2、影响化学反应速率的因素： 浓度、压力、温度、催化剂等如何影响反应速率？ 阿仑尼乌斯公式: 原因？(21页) 催化剂的作用：
k Ze
催化剂改变了反应途径，降低了活化能，可同时加快 正、逆反应速率，缩短反应达到平衡的时间，但不能改变 平衡状态，即不能使平衡发生移动，不能改变K，也不能 改变平衡转化率。
(2)
T为任意温度： G 2.303RT lg K T 注意：GT的单位为Jmol-1。
3、非标准态(任意态)：
①吉布斯公式: ΔG＝ΔH－T·ΔS（定性判断）
用来判断反应方向或者判断自发进行的温度条件。 ②热力学等温方程：
G G 2.303 RT lg Q
CaSO4 (s) CO 2 3
2 CaCO 3 (s) SO4
如何计算K?
2、计算：
A m B n mA n nB m
(1)溶度积： K sp ( A m B n ) cm ( A n ) cn (B m )
(2)溶度积规则及其应用：
离子积： Q c m ( An ) c n ( B m ) Q<Ksp：溶液不饱和（无沉淀产生，或原有沉淀溶解） Q>Ksp：溶液过饱和（有沉淀析出，至达到饱和） Q=Ksp：溶液饱和，无沉淀生成或有沉淀不溶解。
二、化学平衡 1、概念及其物理意义
化学平衡的特点、标准平衡常数定义、活化能、 多重平衡规则及其应用(电解质溶液、配位化合物) ＊可逆反应的平衡常数是互为倒数的关系。
对于任一可逆反应：
aA bB gG dD
平衡时，各物质浓度符合：
[c(G ) / c ]g [c( D) / c ]d K [c( A) / c ]a [c( B ) / c ]b
2、计算：弱酸、弱碱、二元弱酸、缓冲溶液 中H+离子浓度及pH值 3、缓冲溶液的配制方法及有关计算
类型：弱酸及弱酸盐 弱碱及弱碱盐
三、难溶电解质的沉淀溶解平衡 P70
1、概念： 溶度积、同离子效应、盐效应、分步沉淀、沉 淀的转化。
盐效应：在弱电解质溶液中，加入不含弱电解质离子 的强电解质，会使弱电解质的解离度增大。
考试要求(学校规定！)
1、不允许有任何作弊现象发生！ 若有考试违纪学生，当天报送，学校当天处理！ 2、带相关证件：学生证、转专业证、重修证，没有证件不 允许考试。
不能使用一卡通和身份证！
3、带计算器，不允许借其他同学的计算器！ 4、不允许使用自己的草稿纸，可以在考试本背面或后面附 有的草稿纸上进行演算，绝对不允许撕下草稿纸，否则考 试本作废。
考试题型
填空题、判断题、选择题、 配平题（写出生成物并配平）、 简答题！ 计算题： (热力学、弱电解质、难溶电解质、配离子解离平
衡、电化学计算)
第一章 化学反应的基本规律
P1
第二章 化学反应的方向和程度 P24
一、判断化学反应进行的方向
1、概念及定律
体系及类型、状态函数、恒压热效应、焓、熵及其性质、热力学 第一定律、分压定律、盖斯定律、标准生成焓fH、标准熵S、 标准生成吉布斯函数fG。 注意：S(完整晶体，0 K)=0；
0.059 c( H ) / c lg 2 p( H 2 ) / p
2
第四章
氧化还原反应和电化学 P82
标准E
三、电极电势的应用（综合计算题）
1、计算原电池的电动势：E 2、判断氧化剂或还原剂的相对强弱： 注意：(1)标准态时根据 的大小比较； (2)非标准态时根据 的大小比较。 3、判断氧化还原反应进行的方向： (1)标准态时通过 G 或E 的符号判断； G nFE (2)非标准态时通过G或E的符号判断。
3、已知下列反应的平衡常数： H2(g)+S (s) ⇌ H2S(g): K1 ; O2(g)+S (s)⇌SO2(g): K2 ; 则反应：H2(g)+ SO2(g)⇌O2(g) + H2S(g) 的平衡常数为：( )
A. K1 - K2 ； B. K1 · 2 ； C. K2 / K1 ； D. K1 / K2 K 4、pH改变，电极电势变化的电对是 ( )。 A. Fe3+/Fe2+ B. I2/I- C. MnO4- /Mn2+ D. Ni2+/Ni 答案：1C，2B，3D，4C
判断题：
1、标准态规定了温度为298K。
（
）
2、稳定单质在298K时的标准摩尔生成吉布斯函数和标准摩尔 熵均为零。 （ ）
3、反应焓变等于反应热。
（
（
）
） ）
4、氧化还原反应达平衡时，标准电动势和K均为零。（ 5、自发过程必使体系的熵值增大。
nE 的n是指氧化剂得到电子的数目。（ 6、公式中 lg K ） 0.059 7、有一溶液中存在几种氧化剂，它们都能与某一还原剂反应，
第四章
氧化还原反应和电化学 P82
一、离子-电子配平氧化还原反应 二、原电池 1、会写原电池符号、电池反应以及电极反应。 2、会应用能斯特方程计算电极的电极电势：
0.059 c( 氧化态) / c lg n c(还原态) / c
a b
氢电极：2H+ + 2e- = H2
45页：如果改变平衡体系的条件之一 (如浓度、压 力、温度)，平衡就向着能减弱其改变的方向移动。
三、化学反应速率 P32
1、概念及定律：平均速率、催化剂、质量作用定律、反应 速率方程、反应级数
平均速率：
1 c i i t
无论用反应物还是生成物表示反应速率，反应速率数 值都是相同的。 注意：质量作用定律只适用于基元反应！ 填空：1、已知基元反应2NO(g)+Cl2=2NOCl(g)，该反应的速 率方程是 ，反应的级数是 ；如果容器 体积不变，将NO的浓度增加到原来的3倍，反应速率增加为原 来的 倍。