普通化学第六版知识点整理65452
化学必修六知识点总结
化学必修六知识点总结化学必修六是高中化学课程的一部分，主要涵盖了物质的结构与性质、化学反应、化学能量、化学动力学、化学平衡、酸碱平衡等内容。
在本文中，我们将对这些知识点进行总结，以便帮助学生更好地复习和理解这些内容。
一、物质的结构与性质1. 原子结构：原子是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子核中，而电子围绕原子核运动。
原子的质子数等于其电子数，而质子数等于元素的原子序数，不同元素的原子核中的质子数不同，因此元素的性质也不同。
2. 元素周期表：元素周期表将元素按照其原子序数排列成周期表，周期表的左侧元素为金属，右侧元素为非金属，周期表中同一周期的元素具有相似的化学性质。
3. 分子与离子：分子是由两个或多个原子通过共价键结合而成，而离子是由原子失去或获得电子而成。
4. 分子结构与性质：分子的结构和化学键决定了分子的性质，如分子的极性、氢键、范德华力等。
5. 气体和溶液的性质：气体的压强与体积呈反比，而温度与压强成正比，溶液中溶质的浓度可以通过溶液的摩尔浓度来表示。
二、化学反应1. 化学反应的类型：化学反应主要包括氧化还原反应、酸碱反应、沉淀反应、以及其他一些特殊的反应类型。
2. 化学方程式：化学方程式表示了化学反应的反应物和生成物，化学平衡通过反应物和生成物的摩尔比来表示。
3. 反应速率：反应速率取决于反应物浓度、温度、催化剂等因素，可以通过实验方法来测定。
4. 动力学和平衡：化学反应的速率可以通过反应的速率方程式来表示，而在化学平衡条件下反应物和生成物的浓度达到一定的比例。
5. 热化学：热化学研究了化学反应的热效应，包括反应热、焓、内能、焓变等概念。
三、化学能量1. 化学能：化学能是物质在化学变化中储存和释放的能量，如化学键的能量、内能、燃烧释放的能量等。
2. 燃烧反应：燃烧是一种氧化还原反应，燃烧反应通常释放大量的能量，可以转化为热能或其他形式的能量。
3. 燃烧热和生成热：燃烧反应的燃烧热和生成热可以通过实验方法来测定，可以用来计算反应的焓变。
浙大版_普通化学第六版知识点归纳【通用】.ppt
（4）多重平衡规则： Kθ= Kθ1. Kθ2 3.化学反应等温方程式：
（1） ΔrGm(T) ＝ -RTlnK(T)
（2）ΔrGm (T)＝ RT lnJc/K
ΔrGm (T) ＝ RT lnJp /K
（3） ln Kθ(T)＝-ΔrHθm / RT +ΔrSθm / R
＝ （ ） ln K2θ
K1θ
➢ n=1,2,3,4,5,6等正整数，电子层分别用K,L,M,N,O,P表示, 称 为电子层的符号。
➢在氢原子中n值越大的电子层，电子的能量越高。但在多电 子原子中，核外电子的能量则由主量子数n和角量子数l两者决 定。
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2.角量子数 l
角量子数 l 可表示原子轨道或电子云的形状。
l= 0, 1, 2, 3, …, (n-1) ➢ l=0时（s轨道），原子轨道或电子云呈球形分布； ➢ l=1时（p轨道），原子轨道的角度分布图为双球面，电子云 的角度分布的图为两个交于原点的橄榄形曲面； ➢ l=2（d轨道）及3（称f轨道）时,原子轨道的形状更为复杂。 ➢ 角量子数就表示同一电子层n的不同“电子亚层”。 ➢ n, l相同的各原子轨道属于同一 “电子亚层”，简称“亚 层”。
（2）生成沉淀（配离子）影响：氧化型形成沉淀 ，E↓；还原型形成沉淀 ，
E↑； 氧化型和还原型都形成沉淀，看二者Ks 的相对大小。
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4. 电动势E与△G的关系
-DrG =Welec,max
DrGm= --zFE 或 DrGmθ = --zFE θ
5.电极电势的应用
（1）氧化剂和还原剂相对强弱的比较 E（O/R) O氧化能力 R还原能力
a O + z e - = b R (R=8.315 J ·K -1 ·mol-1 ；F = 96,485 C ·mol-1 ;T＝298.15K）
化学一到六章知识归纳总结
化学一到六章知识归纳总结化学是自然科学的一门重要学科，研究物质的组成、性质、结构、转化规律以及与能量的关系。
化学的基础知识包括化学元素、化学反应、化学键以及化学方程式等。
以下是对化学一到六章知识的归纳总结。
一、化学元素化学元素是组成物质的基本单位，目前已经发现的元素有118种。
元素由原子构成，原子由质子、中子和电子组成。
元素的周期表按照原子序数排列，可以分为周期、族和区块。
二、化学键化学键是原子之间的相互作用力，常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键形成于金属和非金属元素之间，共价键形成于非金属元素之间，金属键形成于金属元素之间。
三、化学反应化学反应是物质从起始状态到最终状态的变化过程。
常见的化学反应包括氧化还原反应、酸碱中和反应、置换反应和分解反应等。
反应速率、平衡常数和反应机制是反应动力学的重要指标。
四、化学方程式化学方程式用符号和化学式表示化学反应过程，包括反应物、生成物和反应条件。
化学方程式遵循质量守恒和电荷守恒原则，可以通过配平方程式来保持反应物与生成物的原子数平衡。
五、化学物质分类化学物质按照组成和性质可以分为元素和化合物，化合物又可以分为无机化合物和有机化合物。
无机化合物主要由无机元素组成，有机化合物主要由碳元素和氢元素组成。
六、溶液与物质浓度溶液是固体、液体或气体溶解在液体中形成的均匀混合物。
溶质是被溶解的物质，溶剂是溶解其他物质的物质。
溶液的浓度可以用质量浓度、体积浓度和摩尔浓度来表示。
以上是对化学一到六章知识的归纳总结，通过学习这些基础知识，可以更好地理解化学的基本原理和应用。
化学作为一门科学，具有广泛的应用领域，涉及到生活的方方面面。
希望本文能对您对化学知识的学习和理解有所帮助。
无机化学第六版大连理工知识点总结
无机化学第六版大连理工知识点总结
嘿呀！今天咱们来聊聊《 无机化学第六版大连理工知识点总结》！
首先呢，哇，无机化学里的原子结构这部分可太重要啦！你知道吗？像原子的电子构型，哎呀呀，那可是理解元素性质的关键呢！从氢原子的波尔模型开始，一直到复杂的多电子原子，这里面的规律和原理，咱们得好好琢磨琢磨呀！
再来看看化学热力学基础，哇塞！热力学第一定律、第二定律，这可都是解决能量变化问题的利器呢！比如计算反应的热效应，哎呀呀，要是弄不清楚这些定律，那可就抓瞎啦！
化学键与分子结构这方面也不能忽视呀！离子键、共价键，它们的特点和形成条件都得搞清楚。
还有分子的极性、分子间作用力，这些对物质的物理性质影响可大着呢！
化学平衡也是重点中的重点哟！平衡常数的计算和应用，怎么判断反应的方向和限度，这可都关系到化学反应的走向呢！
然后是酸碱平衡和沉淀溶解平衡。
酸碱的定义和强弱判断，沉淀的生成和溶解条件，这些知识点都要牢记在心呀！
氧化还原反应这部分也很精彩！氧化数的确定，电极电势的计算，原电池的工作原理，是不是听起来就很有趣？
无机化学中的元素部分，哎呀呀，各种元素的性质、化合物的制备和用途，那真是丰富多彩！像卤素、氧族元素、氮族元素等等，每个都有独特的特点和反应。
总之呢，这《 无机化学第六版大连理工》的知识点可真是又多又
重要！咱们得下功夫好好学，才能掌握得扎实哟！怎么样，是不是觉得无机化学很有魅力呀？。
公共化学知识点总结大全
公共化学知识点总结大全化学是一门研究物质变化和性质的科学，广泛应用于生活和工业生产中。
公共化学知识点是指那些人人都需要了解的有关化学的基础知识，包括日常生活中使用化学知识的方方面面。
下面将从化学的基本概念、物质的性质、化学反应、物质的分类、酸碱中和和化学能量等方面对公共化学知识点进行总结。
一、化学的基本概念1. 物质：一切占有质量和占有空间的事物都是物质。
物质包括固体、液体和气体三种状态。
2. 元素：元素是由相同类型的原子组成的物质。
目前已知的元素有118种。
3. 化合物：化合物是由不同元素化学结合而成的物质。
例如，水是由氢和氧两种元素组成的化合物。
4. 混合物：混合物是由两种或两种以上物质混合形成的物质。
混合物的成分可以简单地分离。
例如，空气是由氧气、氮气、二氧化碳等组成的混合物。
5. 分子和原子：原子是物质的基本构成单位，而分子是由原子结合而成的。
例如，水分子是由两个氢原子和一个氧原子组成的。
6. 化学式：化学式用来表示化合物中不同元素的种类和比例。
例如，水的化学式是H2O。
二、物质的性质1. 物理性质：物质的物理性质是指不改变物质本质的性质，例如颜色、形状、密度等。
2. 化学性质：物质的化学性质是指物质与其他物质发生化学反应所具有的性质，比如是否能燃烧、是否能和酸碱中和等。
3. 密度：物质的密度是指单位体积的物质的质量。
密度可以帮助我们判断物质的性质和用途。
4. 溶解性：溶解性是指物质在一定温度下是否能溶解于其他溶剂中，是有重要的物质性质之一。
5. 熔点和沸点：物质的熔点是指物质从固态到液态的温度，而沸点是指物质从液态到气态的温度。
6. 可燃性：物质的可燃性是指物质在一定条件下是否能够燃烧。
三、化学反应1. 化学反应：化学反应是指原始物质转化成新的物质的过程，常见的化学反应有燃烧、酸碱反应、氧化还原反应等。
2. 反应条件：化学反应需要一定的条件才能发生，如适当的温度、压力、催化剂等。
3. 反应方程式：反应方程式用化学式表示化学反应，包括反应物、生成物和反应条件等。
普通化学知识点总结
普通化学知识点总结化学是一门研究物质组成、性质、结构、变化规律及其应用的科学。
下面是一些普通化学知识点的总结。
1.物质的分类：物质可分为纯物质和混合物。
纯物质可进一步分为元素和化合物。
混合物可分为均匀混合物和非均匀混合物。
2.元素：元素是由相同类型的原子组成的物质。
元素按照原子数目的不同可分为金属、非金属和半金属。
3.周期表：周期表是按照元素的原子数目和化学性质进行排列的表格，包括了所有已知的元素。
周期表的每一行称为一个周期，每一列称为一个族。
4.原子结构：原子由质子、中子和电子组成。
质子位于原子核中，中子也位于原子核中，而电子则围绕原子核轨道运动。
5.原子序数和原子量：原子序数指的是元素的周期表中的序数，代表了元素中的质子数目。
原子量是元素一个原子的平均质量，包括了质子和中子的质量。
6.化学键：化学键是原子之间的吸引力力量，有离子键、共价键和金属键等不同类型的化学键。
7.化学反应：化学反应是物质发生变化的过程，包括反应物和生成物。
化学反应符号方程式是用来描述化学反应的化学式。
8.配位化合物：配位化合物是由一个中心金属离子和一定数量的可与之形成配位键的配位体组成的化合物。
9.酸碱反应：酸碱反应是指酸和碱中的质子（H+）和氢氧根离子（OH-）之间的结合和解离。
10.有机化合物：有机化合物是碳元素的化合物，包括了烃、醇、醚、酮、醛、酸、酯、胺等多种类型。
11.氧化还原反应：氧化还原反应是指化学反应中原子、离子或者分子的电荷状态发生变化的过程。
12.功能性基团：功能性基团是有机化合物分子中决定其化学性质和功能的部分，如羟基（-OH）和氨基（-NH2）等。
13.pH值：pH是表示溶液酸碱性强弱的指标，是负对数形式的酸碱离子浓度指标。
14.沉淀反应：沉淀反应是指溶液中两种离子生成不溶于水的沉淀物的反应。
15. 摩尔质量：摩尔质量是一摩尔物质的质量，通常以克/摩尔（g/mol）为单位表示。
以上只是一些普通的化学知识点，化学涉及的领域非常广泛，还有许多其他的知识和概念需要进一步学习和理解。
普通化学第六版第5章
5章
物质结构基础
本章学习要求
1. 了解原子核外电子运动的基本特征，明确量子数 的取值规律，了解原子轨道和电子云的空间分布。 2. 掌握核外电子排布的一般规律及其与元素周期 表的关系。 3. 了解化学键的本质及键参数的意义。 4.掌握杂化轨道理论的要点，能应用该理论判断常 见分子的空间构型、极性等。
2 0. 1. 2 3d xz 3d xy 3d yz 3d x2 y 2 3d z 2
波函数的空间图象就是原子轨道，而原子轨 道的数学表示式就是波函数 。
n.l.m（r. .） R( r ) Y( . )
R( r ) -----只随极径r变化，称为波函数的径向部分 Y( . ) -----只随角度θ、 变化，称为波函数
电子衍射实验示意图
1927年，粒子波的假设被电子衍射实验所证实。
晶片光栅
定向电子射线 衍射图象
附图5.1 电子衍射示意图
1926年，奥地利物理学家薛定谔（Schrö dinger）提出了微 观粒子运动的波动方程，即薛定谔方程：
2 2 2 8 2 m ( E V ) 0 2 2 2 2 x y z h
三个量子数的取值规律
通常将 l =0、1、2、3的波函数（原子 轨道）分别叫做s、p、d、f 轨道 （3）、磁量子数m 取值：m=0、 ± 1、± 2、± 3、……±l 共 可取（2 l+1）个值 物理意义：m值基本上反映了波函数的空 间取向。
n 1 2 3
l 0 0 1 0 1
2．电子云的径向分布图
2 D ( r ) r R(r )对r作图， 电子云的径向分布函数
反映了在核外空间距核不同距离的各薄球壳 内电子出现几率的相对大小，这种图形称为： 电子云的径向分布图。 结论： （1）、波尔理论是量子力学研究结果的 粗略近似。
（完整版）普通化学第六版知识点整理
（完整版）普通化学第六版知识点整理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νB 称为B的化学计量数（根据具体的反应式⼦系数）反应物：νB为负；产物：νB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）q=ΔU q p= ΔU + p(V2–V1)V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=–p外(V2–V1)=–p外ΔV体10.焓（状态函数）（kJ/mol）Δr H m：反应的摩尔焓H =U + pV q p =H2–H1=ΔH（ΔH<0放热；ΔH>0吸热）注意：q V=ΔU（定容）VS q P=ΔH（定压） q p– q V = 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，q V ≈ q p对于有⽓态物质参与的反应，且Δn (g)≠0的反应，q V ≠ q p 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=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。
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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νB 称为B的化学计量数（根据具体的反应式子系数）反应物：νB为负；产物：νB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）q=ΔU q p= ΔU + p(V2–V1)V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=–p外(V2–V1)=–p外ΔV体10.焓（状态函数）（kJ/mol）Δr H m：反应的摩尔焓H =U + pV q p =H2–H1=ΔH（ΔH<0放热；ΔH>0吸热）注意：q V=ΔU（定容）VS q P=ΔH（定压） q p– q V = 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，q V≈q p对于有气态物质参与的反应，且Δn(g)≠0的反应，q V≠q p11.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=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ξ=1mol的焓变称为反应的标准摩尔焓变:Δr H m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=k lnΩ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S m(或简写为S)表示，注意单位为J·mol-1·K-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：S g > S l > S s(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Δr S m=V B S m6.吉布斯等温方程：Δr G m=Δr H m–TΔr S mΔG<0，自发过程，过程能向正方向进行 -ΔG>-w'即ΔG<w'自发过程最小自由能原理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αA(l) + b B(aq)g G(s) + d D(g),可以表示8.标准摩尔生成吉布斯函数：Δf G m，常用单位为kJ. mol-1 若为单质或H+则Δf G m=0反应的标准摩尔吉布斯函数变其他温度时：非标准态：9.Δr G =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mol·dm-3·s-115.速率方程和反应级数υ=k{c(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：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)ˉ118.阿仑尼乌斯公式（E a为活化能，k为速率常数）19.反应的活化能20.加快反应速率（如表）加快反应速率凝华升华凝聚凝固蒸发 凝固%100⨯=电解质的起始浓度已解离的电解质浓度解离度α21.催化剂第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2.气体 液体 固体 相同溶剂温度升高，蒸气压增大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 -1m B = n B /w A n B —溶质B 的物质的量，单位为mol ，w A —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x n 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 = p A ·x B =k ·m B 其中x B 是溶质B 在溶液中的摩尔分数，k 为蒸气压下降常数，m B 为溶液的质量摩尔浓度，p A 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 △T bp =T bp –T b =k bp •m k bp 称为溶剂的摩尔沸点上升常数，单位为K ·kg ·mol-17.凝固点的降低：△T fp =T fp －T f =k fp ·m k fp 称为溶剂的摩尔凝固点下降常数NOTICE: K fp ,k bp 只与溶剂种类有关 同种溶剂：k fp ＞k bp （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П表示，ΠV=nRT 或Π=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 ˉ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；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,HCO3ˉ (所有酸式根) 无盐的概念:NH4Cl (酸碱复合物)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K a（酸）或K b（碱）15.一元弱酸16.一元弱碱C(H+)=K W/c（OH-） pH=-lg{c（H+）}17.水的离子积K W=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、Acˉ存在，使H+相对较少。
当溶液中加入少量强酸时，H+与Acˉ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+-NH3/H2PO4--HPO42-等20．缓冲溶液的pH：共轭酸 = 共轭碱 + H+其中K a为共轭酸的解离常数，pK a为K a的负对数缓冲能力主要与以下因素有关：a）缓冲溶液中共轭酸的pK a值：缓冲溶液的pH在其pK a值附近时，缓冲能力最大b）缓冲对的浓度：缓冲对的浓度均较大时，缓冲能力较大c）缓冲对的浓度比: 为1:1或相近(0.1~10)时,缓冲能力较大21.一般认为，当缓冲对的浓度比在0.1和10之间才具有缓冲作用因此，缓冲溶液的pH 和pK a之间有以下关系：pH = pK a± 1（pK a可查附录）22.难溶盐的定义：习惯上将100gH2O中溶解度小于0.01g的物质称作难溶物多相离子平衡：难溶电解质在水溶液中，溶解和结晶速率相同，存在固体和溶液中离子之间的动态平衡难溶（还是会有溶解的，如沉淀）VS不溶23.溶度积：难溶电解质的饱和溶液中，当温度一定时，其离子浓度的乘积为一常数，这个平衡常数KsKs(AnBm)={c eq(Am+)}n·{c eq(Bn+)}m同类型的物质可以用Ks的大小判断溶解度，不同类型时不能判断24.溶度积规则A nB m(s) = n A m+(aq) + m B n-(aq)Q c为任意状态下有关离子浓度的乘积即浓度商氢离子的单位为摩尔每立方分米，求K和α时无需化单位Q c＞K s有沉淀析出直至达饱和Q c =K s 溶解达平衡，饱和溶液Q c＜K s 无沉淀析出，或沉淀溶解25.沉淀溶解的条件：降低溶度积常数中相关离子的浓度，使得Qc＜Ks1）利用酸碱反应2）利用氧化还原反应3）利用络合（配位）反应（AgCl(s) + NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Clˉ）26.同离子效应：在难溶电解质饱和溶液中，加入含有与难溶物组成中相同离子的强电解质，使难溶电解质的溶解度降低的现象27.沉淀转化应用：CaSO4不溶于酸，难以除去。