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1、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=nRT5） 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
2、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O = 51匕旧1 t一厂 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为正比=f二9） 反应进度E：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
3、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 =A Uqp = A U + p（V 2- Vi）反应热:八一八厂厂 二二（两种液体时比热容不同需分开，注意比热单位）摩尔反应热：14. 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= 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AU（U2- U1）为：A U=q + w
4、（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（V V）=外 AV10. 焓（状态函数）（kJ/mol ）A rHm反应的摩尔焓H =U + pV qp =H2 Hi=A H （ A H0 吸热）注意：qV=A U （定容）VS qP= A H （定压） q p -q v = n 2（g）RT -n 1（g）RT = An（g）RT对于没有气态物质参与的反应或 n(g)=0的反应，
5、qv qp对于有气态物质参与的反应，且 n(g) 0的反应，qv qp11. 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叱* “：: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E =1mol的焓变称为反应的 标准摩尔焓变： rHm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
6、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=kn Q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 S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-1 -1Sm (或简写为S )表示，注意单位为指定单质的标准熵值是零4.熵的性质:(1)对于同一种物质：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 对于不同种物质：S复杂分子S简单分子Sg S l S sS 高温s低温(4
7、)气体分子数增加,对于混合物和纯净物： S混合物S纯物质熵增大J mol Ky5 标准摩尔熵变厶rSm = 也Sm6.吉布斯等温方程： r Gn= r H T r Sm自发过程，过程能向正方向进行平衡状态在非体积功最小自由能原理V G0,非自发过程，过程能向逆方向进行7.标准摩尔吉布斯函数变:氐备二対镒(巧+肘加口(乌户E P一般 A(l) + bB(aq) = gG(s) + dD(g),可以表示8.标准摩尔生成吉布斯函数： fG ，常用单位为kJ. mol -1反应的标准摩尔吉布斯函数变 G-w G二w Gkbp（即凝固点下降多）冰水共存温度0 C；水汽共存点100C水的蒸气压小于冰的蒸气
8、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n表示，n V=nRT或n =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：）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M的化合物
9、是 酸；所生成的负离子全部是OHT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-,HsC+/H2O, NH+/NH3,H3O/H2O, HCN/CNH2O/OH, HCO/CO32-,H2O/OH13.两性物质：H2O,HCO （所有酸式根）无盐的概念：NH4CI （酸碱复合物）14. 大
10、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15. 一元弱酸16. 一兀弱碱Ka （酸）或Kb （碱）C(H+)=Kw/c (OH)pH=-lgc(H+) Kw=*10-1417. 水的离子积18. 同离子效应：离度大大下降的现象，如氢离子的单位 为摩尔每立方 分米，求K和 a时无需化单 位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、Ac存在，使M相对较少。当溶液中加入少量强酸时，H+与Ac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H2Q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+32组成缓冲溶液的一对共轭酸碱：
