普通化学第六版知识点整理文档格式.docx
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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
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=298.15K，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体=–p外（V2–V1）=–p外ΔV
10.焓（状态函数）（kJ/mol）ΔrHm：
反应的摩尔焓
H=U+pVqp=H2–H1=ΔH（ΔH<
0放热；
ΔH>
0吸热）
qV=ΔU（定容）VSqP=ΔH（定压）qp–qV=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，qV»
qp
对于有气态物质参与的反应，且Δn（g）¹
0的反应，qV¹
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=100kPa
12.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
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:
ΔrHm
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=klnΩ
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Sm（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：
Sg>
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
气体分子数增加，熵增大
5．标准摩尔熵变ΔrSm=VBSm
6.吉布斯等温方程：
ΔrGm=ΔrHm–TΔrSm
ΔG<
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'
ΔG>
0，非自发过程，过程能向逆方向进行-ΔG<
即ΔG>
非自发状态
7.标准摩尔吉布斯函数变：
一般可以表示
8.标准摩尔生成吉布斯函数：
ΔfGm，常用单位为kJ.mol-1若为单质或H+则ΔfGm=0
反应的标准摩尔吉布斯函数变
其他温度时：
非标准态：
9.ΔrG=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-1
15.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）ˉ1
18.阿仑尼乌斯公式
（Ea为活化能，k为速率常数）
19.反应的活化能
加快反应速率
20.加快反应速率（如表）
21.催化剂
第3章水溶液化学
升华
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
凝固
蒸发
凝聚
2.气体液体固体相同溶剂温度升高，蒸气压增大
凝华
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-1mB=nB/wA
nB—溶质B的物质的量，单位为mol，wA—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Δp与溶质的摩尔分数成正比
Δp=pA·
xB=k·
mB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，pA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
△Tbp=Tbp–Tb=kbp•mkbp称为溶剂的摩尔沸点上升常数，单位为K·
kg·
mol-1
7.凝固点的降低：
△Tfp=Tfp－Tf=kfp·
mkfp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：
kfp＞kbp（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OHˉ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）
氢离子的单位为摩尔每立方分米，求K和α时无需化单位
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=-lg{c（H+）}
17.水的离子积KW=1.0*10-14
18.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Ka为共轭酸的解离常数，pKa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（0.1~10）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pKa之间有以下关系：
pH=pKa±
1（pKa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Ks
Ks（AnBm）={ceq（Am+）}n·
{ceq（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）
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：
降低溶度积常数中相关离子的浓度，使得Qc＜Ks
1）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。
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——CaCO3
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：
Cu2++Zn→Zn2++Cu
正极反应:
Cu2++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:
Zn2+-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|Zn2+（c1）¦
¦
Cu2+（c2）|Cu（+）“|”表示两相的界面，“¦
”表示盐桥，盐桥两边是所处的溶液
电势:
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|Ag
3.法拉第：
单位物质的量的电子所带电荷量（F）1F=96485C/mol
4.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：
ΔrGm=-nFE
电动势的能斯特方程：
电极电势的能斯特方程：
（n表示转移的电子数）
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：
j（氧化态/还原态）
标准电动势：
E=φ（正极）-φ（负极）电动势：
E=φ（正极）-φ（负极）
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）Zn2++2e-=Zn与2Zn2++4e-=2Znφ数值相同
4）Cu2++2e-=Cu与Cu=Cu2++2eφ数值相同
6.氧化还原反应方向的判断
E>
0即ΔG<
0反应正向自发
E=0即ΔG=0反应处于平衡状态
E<
0即ΔG>
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
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-→X24OH-–4e-→2H2O+O2
阴极析出的物质：
不活泼金属正离子（如Cu2+、Zn2+），H+，（活泼金属离子（如Na+、Mg2+）在水溶液中不放电）（氧化态）
2H++2e-→H2M2++2e-→M
11.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：
l=h/mv（l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=r·
sinθcosφ；
y=r·
sinθsinφ；
jz=r·
cosθ；
qr2=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（电子亚层）受限于n
l的取值：
l=0,1,2,3,·
·
（n–1）
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m
m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
波函数角度分布有正、负之分，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E1s<
E2s<
E3s
2）角量子数l相同时，n越大，能量越高Ens<
Enp<
End<
Enf
3）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E4s<
E3d,E5s<
E4d<
E6s<
E4f<
E5d
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，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
当特征电子构型只含s轨道电子（通式为ns1~2）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1~6（通式为ns2np1~6）时，分为p区；
s区和p区元素又称为主族元素；
当特征电子构型中内层d轨道电子数为1~8（通式为（n-1）d1~8ns2）时，分为d区。
内层d轨道电子数为10，外层s轨道电子数为1~2（通式为（n-1）d10ns1~2）时，分为ds区
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
13.元素的氧化值
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
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