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=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
2、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 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9）反应进度 ： 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
3、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 = U qp = U + p(V2V1)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 U(U 2U1)为：U=q + w（热力学能从前称为热能）6.内能的特征：状态函数
4、（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 (V2 V1)=p 外 V 10.焓（状态函数）（kJ/mol） rHm：反应的摩尔焓H =U + pV qp =H2H1=H（H0 吸热）注意：q V=U（定容）VS q P=H（定压） q p qV = n2(g)RT n1(g)RT = n(g)RT对于没有气态物质参与的反应或 n(g)=0 的反应， qV qp对于有气态物质参与的反应，且 n(g)0 的反应， qV
5、 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 =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
6、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=kln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 Sm (或简写为 S )表示，注意单位为Jmol-1K-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 Sl Ss(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
7、气体分子数增加，熵增大5标准摩尔熵变 rSm = VBSm6.吉布斯等温方程： r Gm= r HmT r SmG -w 即 G0，非自发过程，过程能向逆方向进行 -G w非自发状态 7.标准摩尔吉布斯函数变： 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： fGm ，常用单位为 kJ. mol-1 若为单质或 H+则 fGm =0反应的标准摩尔吉布斯函数变其他温度时： 非标准态：9. rG =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
8、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 moldm-3s-115.速率方程和反应级数=kc(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：lnc对 t 作图为一直线；t 1/2与反应物起始浓度无关；速率常数 k 的量纲为(时间) 118.阿仑尼乌斯
9、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%10始始21.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 molkg
10、-1 mB = nB/wA nB 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 xn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 p 与溶质的摩尔分数成正比p = p AxB=kmB 其中 xB是溶质 B 在溶液中的摩尔分数，k 为蒸气压下降常数， mB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=TbpTb=kbpm kbp称为溶剂的摩尔沸点上升常数，单位为 Kkgmol-17.凝固点的降低： T fp=TfpT f=
11、kfpm kfp 称为溶剂的摩尔凝固点下降常数NOTICE: Kfp,kbp只与溶剂种类有关 同种溶剂：k fpk 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 表示，V=nRT 或 =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
12、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，NH
13、4+/NH3,H3O+/H2O，HCN/CN -,H2O/OH-，HCO 3-/CO32-,H2O/OH-13.两性物质:H 2O,HCO3 (所有酸式根) 无盐的概念:NH 4Cl (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 Ka（酸）或 Kb（碱）15.一元弱酸16.一元弱碱C(H+)=KW/c（OH -） pH=-lgc（H +）17.水的离子积 KW=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
14、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 H+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 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 =
15、 共轭碱 + H +其中 Ka为共轭酸的解离常数，pK a为 Ka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 pKa值：缓冲溶液的 pH 在其 pKa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(0.110)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 pKa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
16、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)=ceq(Am+)nceq(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AnBm(s) = nAm+(aq) + mBn-(aq)氢离子的单位为摩尔每立方分米，求 K和 时无需化单位Qc为任意状态下有关离子浓度的乘积即浓度商Qc Ks 有沉淀析出直至达饱和 Qc = Ks 溶解达平衡，饱和溶液 Qc Ks 无沉淀析出，或沉淀溶解25. 沉淀溶解的条件
17、：降低溶度积常数中相关离子的浓度，使得 QcKs1）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) + NH 3 Ag(NH 3)2+ + Cl）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：CaSO 4不溶于酸，难以除去。若用 Na2CO3溶液处理，可转化为更难溶但质地疏松、易溶于酸的物质CaCO 3第 4 章 电化学与金属腐蚀1. 原电池：将氧化还原反应的化学能转变为电能的装置（分别在两只烧杯中进行，用盐桥含有琼胶的饱和氯化钾溶液联系）原电池是由两个半电池组成的；半电池中的反
18、应就是半反应,即电极反应，因此将半电池又叫电极电池反应：Cu 2+ZnZn 2+Cu正极反应:Cu 2+ +2e- Cu 得电子被还原发生还原反应，是氧化剂（即氧化态），反应使化合价降低 负极反应:Zn 2+-2e- Zn2+失电子被氧化发生氧化反应，是还原剂（即氧化态），反应使化合价升高得电子者氧化剂，发生还原反应,化合价升高是被氧化，化合价降低是被还原原电池：“负氧正还”VS 电解池：“阳氧阴还”电子通过导线，离子通过盐桥（正离子流向铜，负离子流向锌）图示表示：（-）Zn |Zn 2+（c 1） Cu 2+（c 2）| Cu（+） “|”表示两相的界面，“”表示盐桥，盐桥两边是所处的溶液电
19、势:Zn低, Cu高2.常见电极类型电极类型 电对(举例) 电极 金属电极 Zn2+(c) | Zn Zn2+/Zn非金属电极 Cl2/Cl- Cl- (c) | Cl2(p) | Pt氧化还原电极 Fe3+/Fe2+ Fe3+ (c1),Fe2+ (c2) | Pt难溶盐电极 AgCl/Ag Cl- (c) | AgCl | Ag3.法拉第：单位物质的量的电子所带电荷量（F） 1F=96485C/mol4.电池反应：原电池放电过程所发生的化学反应，是两电极上的电极反应之和5标准摩尔生成吉布斯函数与标准电动势的关系： rGm =-nFE 电动势的能斯特方程：电极电势的能斯特方程： （n 表示转
20、移的电子数）注意：1）电极反应中某物质若是气体，则用相对分压 p/p （100kPa）表示 2）纯液体、纯固体不表示在式中电极电势： (氧化态/还原态)标准电动势： E = (正极) - (负极) 电动势： E = (正极) - (负极)注意：1）人为规定标准氢电极电势2）电势越大氧化性越强，电势越小还原性越强3）Zn 2+2e- = Zn 与 2Zn 2+4e- = 2Zn 数值相同4）Cu 2+2e- = Cu 与 Cu = Cu2+2e 数值相同6.氧化还原反应方向的判断E 0 即 G 0 反应正向非自发(逆过程可自发）7.氧化还原反应进行程度的衡量：氧化还原反应标准平衡常数 K 的大小
21、8.化学电源1）一次电池：放电后不能充电或补充化学物质使其复原的电池锌-锰干电池（1.5 伏，携带方便）/锌-氧化汞电池（能量高，电压平稳，但不环保）/锂-铬酸银电池（能量高，稳定）2）二次电池：放电后通过充电使其复原的电池铅蓄电池（廉价，实用，太笨重）3）连续电池：在放电过程中可以不断地输入化学物质，通过反应把化学能转变成电能，连续产生电流的电池燃料电池9.电解：利用外加电能的方法迫使反应进行的过程，电能转变为化学能电解池：阳极氧化，阴极还原10.电解池中两极的电解产物在阳极上进行氧化反应的首先是析出电势(考虑超电势因素后的实际电极电势) 代数值较小的还原态物质；在阴极上进行还原反应的首先是
22、析出电势代数值较大的氧化态物质阳极析出的物质：金属电极, X - , S2-,OH-,含氧酸根（还原态）M-ne- Mn+ 2X-2e- X2 4OH- 4e-2H 2O+O2 阴极析出的物质：不活泼金属正离子(如 Cu2+、Zn 2+)，H +，( 活泼金属离子(如 Na+、Mg 2+)在水溶液中不放电) （氧化态）2H+2e- H2 M2+2e- M11.电解的应用1）电镀：应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的过程，既可防腐蚀又可起装饰的作用（电镀液一般为含镀层金属配离子的溶液）2）阳极氧化：用电解的方法通以阳极电流，使金属表面形成氧化膜以达到防腐耐蚀目的的一种工艺3）电刷
23、镀：把适当的电镀液刷镀到受损的机械零部件上使其回生的技术12.腐蚀的分类A.化学腐蚀：金属与周围介质直接发生氧化还原反应而引起的腐蚀（钢铁的高温氧化脱碳、石油或天然气输送管部件的腐蚀等）B.电化学腐蚀：金属与周围介质发生电化学作用而引起的金属腐蚀（钢铁在潮湿的环境中生锈）1）析氢腐蚀(酸性较强的条件下 ,产生氢气) 阴极产生氢气2）吸氧腐蚀（弱酸性或中性条件下）阴极氧气被还原3) 差异充气腐蚀13.金属腐蚀的防止1）改变金属的内部结构 2）保护层法3）缓蚀剂法（无机缓蚀剂，有机缓蚀剂，气相缓蚀剂）4）阴极保护法牺牲阳极保护法：用较活泼的金属或其三元合金如(Zn、Al)连接在被保护的金属上，被保
24、护的金属作为腐蚀电池阴极而达到不遭腐蚀的目的（腐蚀电池）外加电流法：将被保护金属与另一附加电极作为电解池的两个电极，被保护金属作为电解池阴极，在直流电的作用下阴极受到保护（电解池）第 5 章 物质结构基础1.波函数：=h/mv （ 为粒子波的波长；v 为粒子的速率，m 为粒子的质量）2.薛定谔方程：x=rsincos； y=rsinsin； z=rcos； r2=x2 + y2+z2；3.量子数a主量子数 n（n=1,2,3,4对应电子层 K,L,M,N）表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离确定单电子原子的电子运动的能量n 的值越大，离核的平均距离越远，电子能级就越高b角量子数 l（电子
25、亚层）受限于 nl 的取值：l = 0,1,2,3, (n1)l =0,1,2,3 的原子轨道习惯上分别称为 s、p、d、f 轨道表示亚层，基本确定原子轨道的形状对于多电子原子，与 n 共同确定原子轨道的能量c磁量子数 mm 的取值: m = 0,1,2, l ，共可取 2l + 1 个值确定原子轨道的伸展方向（注：s-1，p-3，d-5，f-7）d自旋量子数 ms对 错 对4.电子云：空间某单位体积内找到电子的概率分布的图形，故也称为概率密度氢原子基态波函数的平方： （表明 1s 电子出现的概率密度是离核距离 r 的函数，r ，概率密度 氢原子基态电子云呈球状注意：波函数角度分布有正、负之分
26、，电子云角度分布无正、负之分电子云的径向分布（即离核远近情况）当主量子数增大时，离核的距离越来越远；当主量子数相同时，角量子数可取不同的值5.多电子原子轨道的能级1）主量子数 n 相同时，l 越大，能量越高 E 1sE2sE3s2）角量子数 l 相同时，n 越大，能量越高 E nsEnpEndEnf3）当主量子数 n 和角量子数 l 都不同时，可以发生能级交错的现象 E 4sE3d,E5sE4dE6sE4fE5d若 n，l 都相同的轨道，能量相同，称为等价轨道.6.核外电子分布原理与方式1）泡里不相容原理：在同一个原子中,不允许两个电子的四个量子数完全相同，即同一个原子轨道最多只能容纳两个电子
27、，且自旋相反（量子数为 n 的电子层内允许排布的电子数最多为 2n2个）2）能量最低原理3）洪德规则：当电子在 n,l 相同的数个等价轨道上分布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行补充：当相同能量的轨道为全充满、半充满或全空的状态时，能量较低，比较稳定7.原子与离子的特征电子构型（电子分布式）1-30 号元素8.多电子原子轨道的能量估算9.元素周期表分区10.原子半径在同一周期中，从左到右减小；在同一族中，从上到下增加11.第一电离能：处于基态的 1mol 气态原子失去一个电子成为气态+1 价阳离子所需吸收的能量，单位 kJ/mol规律：原子半径 r 大时，电子离核远，受核的引力
28、小，较易电离，从而电离能较小金属活泼性越强，电离能越小同一周期中，自左至右，第一电离能一般增加；同一族中，主族元素自上而下第一电离能依次减小12.电负性：元素的原子在分子中吸引电子的能力，反映了元素的金属性和非金属性强弱电负性是一个相对数值，在同一周期中，从左到右电负性增加；在同一族中，自上而下电负性下降一般金属元素（除铂系外）的电负性数值小于 2.0，而非金属元素（除 Si 外）则大于 2.0当特征电子构型只含 s 轨道电子(通式为ns12)时，分为 s 区；当特征电子构型中 s 轨道已满，p 轨道电子数为 16(通式为 ns2np16)时，分为 p 区；s 区和 p 区元素又称为主族元素；
29、当特征电子构型中内层 d 轨道电子数为 18 (通式为(n-1)d 18ns2)时，分为 d 区。内层 d 轨道电子数为 10，外层 s 轨道电子数为 12 (通式为(n-1)d10ns12)时，分为 ds 区13.元素的氧化值注意：F、O 例外14.化学键：分子中原子之间的长程强相互作用力；化学键可分为离子键、金属键和共价键三种1）离子键（没有方向性，没有饱和性） 电负性差值大于 1.8活泼金属，活泼非金属靠近，通过静电相互作用结合成离子型化合物注意：FeCl 3、AlCl 3不是典型离子键，是向共价键过度的化学键2）金属键：金属的电离能较小，最外层的价电子容易脱离原子的束缚而形成自由电子，
30、金属离子紧密堆积，所有自由电子在整个堆积体间自由运动而形成（没有方向性，没有饱和性；本质：金属离子与自由电子之间的库仑引力）3）共价键（具有方向性和饱和性）：两个原子共用成键电子对形成的，成键电子对可以由两个原子共同提供，也可以由一个原子单独提供（后者习惯上称为配位键） 电负性差值小于 1.8a价键理论：（必须同号重叠）组成分子的两个原子必须具有未成对的电子，且它们的自旋反平行（能提供的未成对电子数就是形成共价键的数目形成共价键的两个原子轨道的对称性必须匹配；形成共价键的两个原子轨道获得最大程度的重叠b分类：（ 键的强度一般不及 键）15.共价键参数a键长：分子中成键原子的两核间的距离b键角：
31、分子中相邻两键间的夹角c键能 E：298.15K，标准状态下单位物质量的气态物质的共价键断裂生成气态原子所需的能量称为键离解能( D)，键能的数值为同类键各级解离能的均值，但习惯上取正值16.分子极性和电偶极矩分子中正、负电荷重心重合的分子称为非极性分子，不能重合的分子则称为极性分子电偶极矩（与电负性差值有关）：=ql （ 的值越大，分子的极性就越大）17.杂化轨道与分子极性同周期主族元素从左至右最高氧化值逐渐升高，并等于元素的最外层电子数即族数 键（只能有一个）原子轨道重叠部分沿着键轴呈圆柱形对称，即原子轨道以“头碰头”方式重叠，s 轨道总形成 键，p 轨道间只形成一个键 键原子轨道重叠部分对于通过键轴的一个平面呈镜面反对称，即原子轨道以“肩并肩”方式重叠， 键中原子轨道的重叠程度较小（乙烯，乙炔易断）
