普通化学总复习
普通化学知识点总结(全)
普通化学复习资料3.1物质的结构与物质的状态3.1.1原子结构1．核外电子的运动特性核外电子运动具有能量量子化、波粒二象性和统计性的特征，不能用经典的牛顿力学来描述核外电子的运动状态。
2．核外电子的运动规律的描述由于微观粒子具有波的特性，所以在量子力学中用波函数Ψ来描述核外电子的运动状态，以代替经典力学中的原子轨道概念。
(1)波函数Ψ(原子轨道)：用空间坐标来描写波的数学函数式,以表征原子中电子的运动状态。
一个确定的波函数Ψ，称为一个原子轨道。
(2)概率密度（几率密度）：Ψ2表示微观粒子在空间某位置单位体积内出现的概率即概率密度。
(3)电子云：用黑点疏密的程度描述原子核外电子出现的概率密度(Ψ2)分布规律的图形。
黑点较密的地方,表示电子出现的概率密度较大,单位体积内电子出现的机会较多。
(4)四个量子数:波函数Ψ由n.l.m三个量子数决定，三个量子数取值相互制约：1)主量子数n的物理意义：n的取值：n=1,2,3，4……∞ ,意义：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 = 1，2，3，4, ……∞，对应于电子层K，L，M，N, ···具有相同n值的原子轨道称为处于同一电子层。
2)角量子数ι:ι的取值：受n的限制，ι= 0,1,2……n-1 (n个)。
意义：表示亚层，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。
…ι的取值： 1 ， 2 ， 3 ， 4电子亚层：s, p, d, f……轨道形状：球形纺锤形梅花形复杂图3－13)磁量子数m:m的取值：受ι的限制， m=0 ,±1,±2……±ι(2ι+1个) 。
意义：确定原子轨道的空间取向。
ι=0， m=0， s轨道空间取向为1；ι=1, m=0 ,±1， p轨道空间取向为3；ι=2, m=0 ,±1,±2 , d轨道空间取向为5；……n ，ι相同的轨道称为等价轨道。
化学知识点总复习资料
化学知识点总复习资料【化学知识点总复习资料】【第一章：化学基础知识】化学的定义及其基本概念1. 化学的定义：化学是研究物质的组成、结构、性质、变化以及变化规律的科学。
2. 原子、分子和离子：原子是化学中最小的不可分割的粒子；分子是由两个或更多原子组合而成的粒子；离子是带有电荷的原子或分子。
3. 元素与化合物：元素是由同种原子组成的纯物质；化合物是不同种元素以一定方式结合形成的纯物质。
4. 化学反应：化学反应是物质发生变化的过程，涉及化学键的断裂和新的化学键的形成。
5. 化学方程式：化学反应用化学方程式表示，包括反应物和生成物。
【第二章：元素周期表】1. 原子结构：原子由质子、中子和电子组成，质子和中子位于原子核中，而电子绕核外层轨道运动。
2. 元素周期表组成：元素周期表是按照原子序数和元素性质排列的表格，分为周期和族。
3. 元素周期表的特点：周期表中横向的每一个周期代表一个能级，纵向的每一个族有相同的化学性质。
4. 元素周期表的分类：元素周期表可根据金属性和非金属性、半金属性来划分，也可根据周期表的区块来划分。
【第三章：化学键与分子结构】1. 化学键的类型：包括离子键、共价键和金属键。
2. 离子键：由正负离子之间的电荷吸引力形成。
3. 共价键：由电子的共享形成，包括单共价键、双共价键和三共价键。
4. 共价键的极性：共价键可以是极性的或非极性的。
极性共价键由两个非金属元素组成，而非极性共价键由相同或相近电贞性的元素组成。
5. 分子结构：分子的结构由原子之间的相互排列和共价键来确定。
【第四章：溶液与化学平衡】1. 溶液的组成：溶液由溶质和溶剂组成。
溶质是被溶解的物质，溶剂是溶解溶质的物质。
2. 溶解度：溶质在溶剂中的最大溶解量。
3. 浓度：溶液中溶质的质量或体积与溶剂的质量或体积的比值。
4. 饱和溶液与过饱和溶液：当溶液中溶质的溶解度达到最大值时，称为饱和溶液；当溶质的溶解度超过最大值时，称为过饱和溶液。
普通化学期末考研总复习资料
H r mim i m m mθ 总复习基本要求：1. 认真的看一遍书和笔记。
认真整理和理解所有学过的基本概念、公式、定理和理论。
对重点要求的内容，必须掌握。
2. 作业应认真检查，做过的习题要明白错在何处。
3. 辅导教材上的练习要多做。
4. 看实验书和实验报告。
考试结束后课代表将实验报告收齐交回实验室。
5. 抓紧答疑。
考前答疑时间：元月 6、7、8 日全天。
地点：D 座 303 和 304。
6. 带计算器，重要公式、R 值、近似能级顺序、屏蔽常数要记。
第一章 化学热力学基础一、本章的基本概念和理论： 1. 体系与环境 状态函数的特征:①唯一; ② ∆Z 与途径; ③循环过程∮d Z =0 2. 体积功的计算: W 体积= – P 外∆V (恒外压)Q (+ 吸), W (+ 体系得到能量)3．热力学第一定律—能量守衡： (1) 封闭：∆U = Q + W公式(1)恒容：∆U = Q V 恒压： Q p = ∆H(注意，只存在数值上的关系)(2) 物质的标准摩尔生成焓 ∆ f θ(标准下各最稳定单质的 ∆θ为零)(3) 标准摩尔反应热 ∆ r m由盖斯定律可得 ∆ H θ= ∑v ∆H θ(产物) － ∑v ∆ H θ(反应物) 公式(2)(4) 热力学的标准态压力 p θ =100kPa对气态物质各气态物质的分压均为 100kPa 即 p θ ；对液态物质在 p θ 下，各液态物质的浓度均为 1mol · kg -1；H H ff fm ⎭ ⎭ mr mi mi mr mimim对纯液体和固态物质在 p θ 下的纯物质(5) 反应进度的概念及意义 ∆ξ= ∆n BνB4. 热力学第二定律———— 化学反应的方向(1) 熵与混乱度( S θ单位 J ·mol -1 · K -1)(2) 反应熵变的求取： ∆ S θ= ∑v S θ(产物) － ∑v S θ (反应物)公式(3)(3) 吉布斯函数及其关系式∆ G θ T= ∆ H θ － T ∆ S θ公式(4*) (注意能量单位统一)rm （ ）rm r m∆ G θ = ∑ v ∆ G θ(产物) － ∑v ∆ G θ (反应物)公式(5)（4） 在标准状态下可用 ∆ Gθ作为反应是否可能自发的判据rm自发： ∆ G θ < 0 ； 平衡： ∆ G θ = 0 ； 不自发： ∆ G θ > 0rmrmrm（5） 反应转变方向的温度:∆ G θ T =0， T= ∆ H θ / ∆ S θrm （ ）转向rmr m5. 化学反应的限度—化学平衡(1) 反应商和标准平衡常数若化学反应为 a A(g ) + b B(g ) ==== g G(g ) + d D(g ) 则反应商的表达式：Q = ⎛ p A⎝⎫ a p θ ⎪ ⋅ ⎛ p B ⎝ ⎫ b p θ ⎪(当各物质均为平衡分压时)Q eq = K θ根据定义可知，正逆反应的标准平衡常数之间的关系应为 K θ = 1 θ正逆 (2) 任意状态时反应方向的确定∆ r G m (T ) = ∆ G θ(T ) + RT ln Q 公式(6)任意状态时反应方向的确定（方法一）自发： ∆ r G m < 0 ； 平衡： ∆ r G m = 0 ； 不自发： ∆ r G m > 0ffK r当任意状态下达到平衡时应有∆r G = 0所以∆ G θ =- RT ln K θ公式(7)rm∆ r G m== RT ln Q K θ公式(8)任意状态时反应方向的确定（方法二）：判断 Q 与 K θ 的大小关系即可知反应的自发方向。
《普通化学》综合复习资料.doc
《普通化学》综合复习资料.doc《普通化学》综合复习资料⼀、判断题1、体系和环境Z间的能量交换⽅式有热传递和做功，另外还有其他的⽅式。
（X ）2、BF3和NH3都是⾮极性分⼦。
（x ）3、可逆反应达平衡时，正反应速率与逆反应速率相等。
（勺）4、在0.1mol dm-3H2S 溶液中，c（H+）： c（S2_）=2： 1。
（ x ）5、分⼦品体熔沸点的⾼低，决定于分⼦内部共价键的强弱。
（x ）6、同⼀聚集状态的物质的标准摩尔嫡值在低温时⼤于⾼温时的燔值。
（x ）7、内轨型配合物的⼬⼼离⼦采⽤内层轨道进⾏杂化，（n-l）d轨道的能量⽐nd轨道低，所以内轨型配合物[Fe（CN）6⼴⽐外轨型配合物[FeF6]3-稳定。
（7 ）8、在任意条件下，标准电极电势⼤的电对中氧化态物质在反应过程中做氧化剂。
（x ）9、由于Si原⼦和Cl原⼦的电负性不同，所以SiC14分⼦具有极性。
（x ）10、sp杂化轨道成键能⼒⽐杂化前的s 轨道和p轨道成键能⼒都强。
（7 ）11、通常所谓的原⼦半径，并不是指单独存在的⾃由原⼦本⾝的半径。
（x ）12、在放热反应中，温度升⾼不会影响反应的平衡常数。
（x ）13、标准吉布斯函数变⼩于零的反应可以⾃发进⾏。
（x ）14、同⼀⾮⾦属元素⾼价态的氯化物⽐低价态的溶沸点⾼。
（7 ）15、AS〉。
的反应⼀定是⾃发反应。
（x ）16、温度升⾼，化学反应速度加快的主要原因是温度升⾼，反应物分⼦的热运动速度加快，分⼦的碰撞频率增⼤。
（x ）17、催化剂能够改变化学反应速率的原因是因为催化剂参加了化学反应，改变了化学反应的途径，降低了化学反应的活化能。
（P ）18、化学反应的级数等于反应物分⼦在化学反应⽅程式中的计量系数之和。
（x ）19、氯原⼦轨道的能级只与主量⼦数（n）有关。
（x ）20、配合物⼬，配位数是指配位体的数⽬。
（x ）21、原电池反应中，某电对的电极电势与电极反应的写法⽆关。
（7 ）22、弱酸浓度越稀，解离度越⼤，溶液的pH值越⼩。
大学普通化学总复习
运算，相应的热效应也加减。
6
7 反应的标准摩尔焓变的计算
(1) 标准状态 任意温度 气体: 压力为标准压力 pӨ = 100 kPa；
液、固体: 压力为标准压力pӨ的纯物质；
溶液: 溶质浓度为标准浓度cӨ = 1 mol dm-3 。
(2) 标准摩尔生成焓
稳定单质 f H m = 0, f H m (H+，aq)= 0
9
(3) 由标准摩尔生成吉布斯函数(fG⊝m)计算ΔrGӨm
标准摩尔生成吉布斯函数与标准摩尔生成焓相似：
规定：Δf Gmθ 指定单质，T 0
ΔfGmθ H ，aq,T 0
10
对于一般化学反应式 A(l) + bB(aq) gG(s) + dD(g),
A. T = 298.15 K
若各物种均处于标准状态
若反应在标态下进行，则
T转
Δr H θm ΔrSθm
(298K) (298K)
Tc
13
(6) 非标态下反应自发性判据—Gibbs函数变判据
ΔrGm (T) = ΔrGӨm (T) + RTlnQ
热力学等温方程：
对于一般化学反应式 A(l) + bB(aq) gG(s) + dD(g),
r Gm
(T
设计一个原电池，使电池反应正好是所需判断的化学反应。
- ΔrGӨm (T) = - RTlnKӨ = n FＥӨ
lnKӨ ＝ n FＥӨ/(RT)
298.15 K时 lgKӨ ＝ nＥӨ/ 0.0592 V = n(⊝+ - ⊝- )/0.0592
25
结论：
(1) 溶度积大小反映了难溶电解质的溶解能力； (2) 对同类型的难溶电解质，在相同的温度下，Ks较大，溶解度
普通化学复习资料总结
普通化学复习资料总结《普通化学》复习资料总结精华⼀1.状态函数特征①状态函数与状态⼀致② ?X 与途径⽆关③循环过程d X =0 2.体积功的计算W 体积=-dVp 外= -p 外?V (恒外压)3.热⼒学第⼀定律 ?U = Q+W4.热⼒学标准态标准压⼒(p θ=100 kPa)、溶液的质量摩尔浓度m =1 mol ?kg -1、纯物质 5.反应进度：6. Hess 定律：θθνi m f ii m r HH ,??=?∑θθνi m ii m r S S ,∑?=?θθνi m f ii m r G G ,??=?∑7.Gibbs 公式：θθθ298,298,)(m r m r m r S T H T G ??-?=? 计算任意温度下的Gibbs 函数反应的转向温度：θθ298,298,m r m r S H T ??=相变温度：θθTm Tm S H T ,,相变相变??=8.任意条件(⾮标准)下(化学反应等温⽅程)=?G r 0,T m r G+Q RT ln ，BB B p p Q ν∏?=09.标准平衡常数BB B p p K ν∏?=00BB B m m K ν∏?=00等压⽅程10.0,T m r G与T K的关系：0,T m r G= -ln T K RT⽤于0,T m r G和0T K 的相互计算注意：1)温度T 时的,T m r G必须⽤Gibbs 公式计算2)注意单位的统⼀：,T m r G的 kJ ?mol -1与RT 的J ?mol -1(?K -1?K)统⼀3)0T K以及0,T m r G的⼤⼩与反应⽅程式通乘系数有关11.T K与转化率的计算12.化学平衡的移动(外界条件对平衡的影响)浓度、总压⼒、温度。
会理论分析和熟悉结论第⼆章1.基本概念反应速率、有效碰撞、基元反应、活化分⼦活化能、反应级数及其确定⽅法 2.反应焓变与活化能的关系Δr H m ＝E a 正－E a 逆3.浓度对反应速率的影响——质量作⽤定律(基元反应)v ＝k ?c A a ?c B b4.温度对反应速率的影响——Arrhenius 公式k ＝Z exp(-Ea/RT )与不同温度下k 的计算(直线关系)β+-=RTE k ka ][lnT 总是加快反应速率5.催化剂降低活化能，使速率加快第三章1.溶液浓度的不同表⽰⽅法溶质B 的量浓度M( mol ?L -1) 溶质B 的质量摩尔浓度m(mol ?kg -1)溶质B 的摩尔分数x2.溶剂的蒸汽压、溶液的蒸汽压、溶液的蒸汽压下降Raoult 定律3.溶液的沸点上升、凝固点下降Δt b = t b ’-t b = K b m ；Δt f = t f ’-t f = K f m 4.依数性：Δt b 、Δt f 只与m 有关与m 为何物⽆关及：性质蔗糖 HAc 溶液 NaCl 溶液p > > Δp < < t b < < Δt b < < t f > > Δt f < <5.离⼦平衡及其计算：0i K、K θsp 。
化学总复习知识点总结
化学总复习知识点总结一、化学元素与周期表1. 化学元素的定义：化学元素是由同一种原子核所含有的质子数相同的原子组成的，即具有相同原子序数的一类原子2. 原子结构：原子由质子、中子和电子组成。
质子和中子共同组成原子核，而电子绕着原子核运动。
3. 元素周期表：元素周期表是由化学元素按照原子序数排列而成的表格。
元素周期表分为主族元素和副族元素。
4. 元素的周期性性质：元素的周期性性质随着周期的变化而变化，如原子半径、电离能、电负性等。
二、化学键与分子结构1. 化学键的种类：化学键主要分为离子键、共价键和金属键。
离子键是通过电荷吸引力连接离子的键，共价键是通过电子的共享连接原子的键，金属键是金属原子之间电子的自由流动所形成的键。
2. 化合物的结构：化合物的结构主要包括分子结构和晶体结构。
分子结构是由原子通过共价键连接形成的分子，晶体结构是由离子通过离子键连接形成的晶体。
3. 化学键的特性：共价键的特性主要包括方向性、极性和键能。
离子键的特性主要包括离子的排列方式和晶体的物理性质。
三、物质的状态与物质的性质1. 固态、液态和气态：物质在不同温度和压力下表现出不同的状态。
在一定温度和压力下，固态的物质呈现为固态，液态的呈现为液态，气态的呈现为气态。
2. 物质的性质：物质的性质主要包括物理性质和化学性质。
物质的物理性质包括颜色、形状、密度等，化学性质包括燃烧性、化学反应等。
四、化学反应与化学平衡1. 化学反应的特点：化学反应是化学物质发生变化的过程，包括反应物转化为产物，产物生成的反应物等。
2. 化学反应的速率：化学反应的速率是指单位时间内化学反应产物的生成量。
3. 化学平衡：化学平衡是指化学反应在特定条件下达到产物和反应物浓度不再改变的状态。
五、酸碱和溶液1. 酸碱的定义：酸是指能释放氢离子的物质，碱是指能释放氢氧根离子的物质。
酸碱也可以通过在水中溶解释放氢离子和氢氧根离子的方式定义。
2. 酸碱中和反应：酸碱中和反应是指酸和碱在一定的条件下相互反应形成盐和水的过程。
普通化学复习要点
计算1.根据已知条件通过计算判断标准条件下反应能否自发进行？以及反应自发进行的变温度。
2.弱酸pH计算，解离度计算。
弱碱pH计算，解离度计算。
缓冲溶液pH值的计算，一定pH值缓冲液的配制及相关计算3.根据电极电势书写电池反应，标准电动势计算，原电池图示，利用能斯特方程计算电动势或电极电势，标准摩尔吉布斯函数变和反应的标准平衡常数计算4.溶度积规则应用的相关计算概念1.总结教材中用到的所有符号的名称及含义（如反应进度、定压反应热、定容反应热、标准摩尔焓变、标准摩尔熵变、标准摩尔生成焓、标准摩尔熵、标准摩尔吉布斯函数变、标准摩尔生成吉布斯函数等，是否是状态函数、与之有关的公式，反应的标准摩尔焓变和标准摩尔熵变与温度的关系。
）2.热力学第一——第三定律内容及表达式3.总结化学反应方向的判断方法有哪些（熵增原理、最小自由能原理、溶度积规则）及其判据应用的条件？4.总结化学平衡的特征，平衡移动方向（吕查德里原理）？影响标准平衡常数的因素？温度对标准平衡常数的影响与反应热效应有什么关系(范特霍夫等压方程式)？5.反应速率方程、反应级数与元反应和非元反应，浓度、压力、温度、催化剂改变速率的原因？浓度、压力、温度、催化剂对正、逆反应速率和正、逆反应速率常数的影响？一级反应速率方程和一级反应的三个特点6.标准电极电势大小的含义？7.不同类型的难溶电解质（AB型，A2B或AB2型）在水溶液中溶解度与溶度积关系？8.配离子转化反应的平衡常数与配离子稳定常数（K f）或不稳定常数（K i）的关系；沉淀转化反应的平衡常数与难溶电解质溶度积关系9.酸碱质子理论酸碱概念，会写出酸的共轭碱和碱的共轭酸10.弱酸碱和难溶盐电解质中的同离子效应，缓冲溶液的缓冲能力与缓冲溶液的选择，总结影响缓冲能力的因素有哪些。
11.会写出任意一合理的一组n l m对应的轨道符号、数目；波函数平方的物理意义？轨道能级与量子数的关系（单电子原子的轨道能级只与主量子数有关，多电子原子的轨道能级由主量子数和角量子数共同决定）。
普通化学 复习资料
普通化学复习资料普通化学复习资料化学作为一门自然科学，研究物质的组成、结构、性质和变化规律，是我们日常生活中不可或缺的一部分。
而对于学习化学的学生来说，复习是巩固知识、提高成绩的关键。
本文将为大家提供一些普通化学的复习资料，帮助大家更好地理解和记忆化学知识。
第一部分：基础知识回顾1. 元素周期表元素周期表是化学的基础，它按照元素的原子序数排列，反映了元素的周期性变化规律。
复习时，可以重点关注元素的周期趋势，如原子半径、电离能、电负性等的变化规律。
2. 化学键化学键是原子之间的相互作用力，常见的有离子键、共价键和金属键。
复习时，可以重点关注不同类型化学键的形成条件和特点，以及它们在化合物中的应用。
3. 反应速率反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物生成的量。
复习时，可以回顾反应速率的影响因素，如温度、浓度、催化剂等，以及速率方程和反应级数的计算方法。
第二部分：化学反应1. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。
复习时，可以回顾酸碱的定义、性质和常见的酸碱指示剂，以及酸碱滴定的原理和计算方法。
2. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质失去电子的过程与获得电子的过程同时进行的反应。
复习时，可以重点关注氧化还原反应的特征和常见的氧化还原反应类型，如单质氧化反应、还原剂氧化反应等。
3. 难溶盐反应难溶盐反应是指溶液中存在的难溶盐发生沉淀反应的过程。
复习时，可以回顾溶解度积的概念和计算方法，以及难溶盐反应的条件和影响因素。
第三部分：化学计算1. 摩尔计算摩尔计算是化学计算中常用的一种方法，通过摩尔的概念，将质量和物质的量进行转化。
复习时，可以回顾摩尔的定义和计算方法，以及摩尔质量和摩尔体积的概念和计算方法。
2. 溶液计算溶液计算是指对溶液中的物质进行浓度、稀释、溶解度等方面的计算。
复习时，可以重点关注溶液的浓度计算、稀释计算和溶解度计算的方法和公式。
3. 燃烧计算燃烧计算是指对燃烧反应中的物质进行质量、能量等方面的计算。
大学普通化学总复习
大学普通化学总复习普通化学习题一、热力学与动力学1.对于热力学可逆过程，下列说法不正确的是（）A.变化速率无限小的过程B.可作最大功的过程C.循环过程D.能使系统与环境都完全复原的过程2.以公式ΔU=Q–pΔV表示的热力学第一定律,其适用条件是……（）A.封闭系统B.封闭系统，不做非体积功C.封闭系统，不做非体积功的等压过程D.封闭系统，不做非体积功的等容过程3.已知反应3H2（g）+N2（g）=2NH3（g），ΔH＜0，为达到最大的转化率，采取的反应条件应该是()A.低温高压B.高温低压C.低温低压D.高温高压4.已知反应Cu2O（）+1/2O（=2CuO（）ΔrHm（298.15K）=－143.7kJmol，2g）且ΔfHmθ（CuO，，298.15K）=－155.2kJmol-1。
那么反应CuO（）+Cu（）=Cu2O（）的ΔrHmθ为()A.11.5kJ·mol-1B.132.2kJ·mol-1C.－11.5kJ·molD.－132.2kJ·mol5.下列反应中，△rHmθ等于产物的△fHmθ的是（）A.CaO()＋CO2(g)→CaCO3()B.K()＋O2(g)→KO2()C.6Li()＋N2(g)→2Li3N()D.1/2H2(g)＋1/2Br2(g)→HBr(g)6.通常反应热的精确的实验数据是通过测定反应或过程的（）而获得的。
A.△HB.p△VC.qpD.qv7.在一定条件下，由乙二醇水溶液、冰、水蒸气、氮气和氧气组成的系统中含有种组分，个相。
8.在25℃的标准条件时，2H2(g)+O2(g)=2H2O(I)的△rHm=571.70kJ.mol-1，则△rHm(H2O,l)=9.反应A+B=C的Ea(正)=600kJ·mol-1,Ea(逆)=150kJ·mol-1,则该反应的rHm-1-1θ-1为10.反应2Cl2(g)+2H2O(g)=4HCl(g)+O2(g)，rHm>0，达到平衡后，若分别采取下列措施，试将下列指定物物理量的变化（填增大、减小或不变）填入空格中：（1）降低体系总压：会使O2的量；K（2）升高温度：会使K；HCl的量11.在一封闭系统中，在-10℃和100kPa大气压力下，H2O(l)变成H2O（）的结冰过程中，热力学函数：ΔS0，ΔH0，ΔG0。
化学总复习基础知识总结.
化学总复习基础知识总结一、基本概念和基本理论（一）物质的变化和性质1．物质的变化：物理变化：没有生成其他物质的变化。
化学变化：生成了其他物质的变化。
化学变化和物理变化常常同时发生。
物质发生化学变化时一定伴随物理变化；而发生物理变化不一定同时发生化学变化。
同种物质的三态变化（固、液、气）如升华、凝固、液化、气化等都是物理变化。
微观：物质发生物理变化时，分子本身没有发生变化，只是分子的运动速率、间隔和排列方式发生变化；发生化学变化时，分子本身发生变化，分子被破坏分裂成原子，原子重新组合构成新分子或直接构成新物质。
化学变化的特征：有新物质生成。
2．物质的性质(描述性质的语句中常有“能、可以、有、会”等字)物理性质: 不需要发生化学变化就能表现出来的性质。
颜色、状态、气味、熔点、沸点、硬度、密度、溶解性、挥发性、导电性、导热性、延展性、吸附性。
化学性质:物质在化学变化中表现出来的性质。
如还原性、氧化性、酸性、碱性、可燃性、助燃性、热不稳定性。
元素的化学性质跟原子的最外层电子数关系密切。
原子的最外层电子数相同，元素的化学性质相似。
（二）物质的分类3.溶液（盐酸、澄清的石灰水、碘酒、矿泉水、自然界中的水），矿物（煤、石油、天然气、铁矿石、石灰石），合金（生铁、钢、铝合金、青铜、黄铜）等。
注意：氧气和臭氧混合而成的物质是混合物，红磷和白磷混合也是混合物。
纯净物、混合物与组成元素的种类无关。
即一种元素组成的物质可能是纯净物也可能是混合物，多种元素组成的物质可能是纯净或混合物。
4.纯净物：由一种物质组成的物质。
例如：水、水银、干冰、硫酸铜晶体(CuSO4 ·5H2 O)都是纯净物。
冰与水混合物是纯净物。
只要是准确的化学式，那表示的就是纯净物。
5.单质：由一种（或同种）元素组成的纯净物。
例如: 铁、氧气（液氧）、氢气、水银。
6.化合物：由两种或两种以上（或不同种）元素组成的纯净物。
7.有机物（有机化合物）：含碳元素的化合物（CO、CO2、H2 CO3和含碳酸根化合物除外）无机物（无机化合物）：不含碳元素的化合物以及CO、CO2、H2 CO3和含碳酸根的化合物8. 氧化物：由两种元素组成，其中一种元素是氧元素的化合物。
普通化学 - 带答案
《普通化学》课程综合复习资料一、判断题1. 稳定单质在298K时的∆f Hθ和Sθ均为零。
（）2. 升高温度，会使反应速率和反应程度都得到提高。
（）3. 由极性键构成的分子一定是极性分子。
（）4. 气相反应体系中，加入惰性气体增大体系压力，不会改变体系的平衡状态。
（）5. 缓冲对的浓度越大，则缓冲溶液的缓冲容量越大。
（）6. 对于基元反应2NO(g)+O2 (g) = 2N O2 (g)，若反应体积减小为原来的一半，则反应速率增大为原来的8倍。
（）7. 色散力仅存在于非极性分子之间。
（）8. 在析氢腐蚀中，金属作阳极被腐蚀；而在吸氧腐蚀中，则是作阴极的金属被腐蚀。
（）9. 原子形成共价键的数目，等于基态原子未成对的电子数。
（）10. 共价单键一般是σ键，而共价双键一定有一个π键。
（）11. 在标准状态下，反应的标准平衡常数Kθ=1。
（）12. 一切非极性分子中的化学键都是非极性键。
（）13. [FeF6]3-和[Fe(CN)6]3-配离子的空间构型相同，中心离子的杂化方式也完全相同。
（）14. 在配离子中，中心离子的配位数等于和中心离子配位的配体数。
（）15. CO2和SiO2都属于分子晶体。
（）16. 原电池工作时，体系的∆G增大，而电动势E减小。
（）17. Fe(s)和Cl2(l)的∆f Hθ都为零。
（）18. 升高温度，使吸热反应的反应速率增大，放热反应的反应速率减小。
（）19. 根据稀释定律，弱酸的浓度越小，则解离度越大。
（）20. 在化学反应体系中加入催化剂，将增加平衡时产物的浓度。
（）21. 难溶电解质的K sp越小，则其溶解度也越小。
（）22. KCl的相对分子质量比NaCl大，所以KCl的熔点比NaCl高。
（）23. H2S溶液中，c(H+)是c(S2-)的两倍。
（）24. 氢电极的电极电势为零。
（）25. 对于某电极，如果有H+或OH-参加反应，则溶液的pH值改变将使其电极电势改变。
普通化学总复习
)
/
cθ
]8
22
氧化与沉淀－－求电极电势or溶度积常数
[例]25℃时,电极反应Ag+ +e =Ag, φ θ(Ag+/Ag) = 0.7996v,在溶液中加入NaCl,使之浓度为1mol/L,求 此时的φ.
解:
( ) ( ) AgCl(s) = Ag+ + Cl− c Ag+ ⋅ c Cl− = Ksθp(AgCl)
c(A)/cӨ pH= pKaӨ -lg c(B)/cӨ
沉淀-溶解反应
氧化还原反应
12
2
化学反应
沉淀-溶解反应
AnBm(s) = nAm+(aq) + mBn-(aq) Ksp\ = {c(A)/c\}n{c(B)/c\}m
酸碱反应 沉淀生成 氧化还原反应
沉淀溶解
配位反应
13与酸碱反应沉源自生成Q > Ksp\ 开始生成沉淀 c(Mn+)= C初始 完全沉淀c(Mn+)= 10-5 mol/L
c(Ag+ )= Kspθ / c(Cl-)= 1.6×10-8
24
4
考前答疑安排
zhang_li@ 时间：1月6日 9:00-16:00 地点：理学楼510房间
25
5
(1)欲使Br-被MnO4-氧化, 则 φ(MnO4- / Mn2+ )> φ(Br2/Br- ) (2)欲使Cl-不被MnO4 -氧化,则 φ(MnO4- / Mn2+ )< φ(Cl2/Cl- )
(3)
ϕ =ϕθ
+
0.0592 5
lg
[c(MnO4− ) / cθ ][c(H + [c(Mn2+ ) / cθ ]
《普通化学》复习要点
《普通化学》复习要点第1章：了解若干热力学基本概念（如状态函数、热力学标准态、化学计量数、反应进度、焓等）、了解哪些是状态函数哪些不是、熟悉q v的实验计算方法、了解热化学方程式的写法、热和功的符号取值、Hess定律及其应用、△f H mӨ的定义及应用、利用△f H mӨ计算△r H mӨ，了解能源概况和可持续发展看懂例题第2章：了解影响化学反应方向的因素、熵的概念及标准摩尔熵S mӨ的含义和规律、利用S mӨ计算△r S mӨ、热化学反应方向的判据及不同状态下△r G mӨ的计算（1、标态下T=298.15K时，利用△f G mӨ计算△r G mӨ以及△f G mӨ的定义；2、标态下T≠298.15K时，利用近似公式△r G mӨ(T) ≈△r H mӨ(298.15K) - T×△r S mӨ(298.15K) ，注意单位；3、非标态下，利用等温方程式：△r G m =△r G mӨ+R T×lnJ)，分压定律、仔细看PPT中的例题。
理解化学平衡的意义及主要特征、平衡常数表示的意义、标准平衡常数KӨ的表达式、多重平衡规则的内容及应用、转化率的含义及计算、有关化学平衡的计算、浓度对化学平衡影响的计算、会判断压力和温度改变影响化学平衡移动的方向、了解大气的主要污染物，温室效应、臭氧层空洞、酸雨及光化学烟雾等综合性大气污染及其控制。
了解清洁生产和绿色化学的概念看懂例题第3章：酸碱质子理论、弱酸弱碱的解离平衡常数的含义及pH值的计算、解离度的计算、二元弱酸的分步解离及二元酸根浓度的大小、共轭酸碱解离常数之间关系、同离子效应及缓冲溶液pH的计算、溶度积常数K s的意义、溶度积和溶解度的相互换算、溶度积规则的内容和计算及应用、同离子效应、了解水体的主要污染物的来源及其危害看懂例题第4章：了解原电池的组成、原电池中的正极反应、负极反应和原电池反应、标准电极电势大小表示的含义、Nernst方程的计算及应用、根据电极电势的大小判断氧化剂和还原剂的相对强弱、氧化还原反应方向的判断及限度lg KӨ=zEӨ/0.05917的应用看懂例题第5章：四个量子数的正确取值及表示的含义、轨道名称、核外电子的分布原理及多电子原子的核外电子排布、24号和29号元素的特殊排布、元素的周期和族的判断（包括主族A和副族B的族号等）以及根据周期和族推断原子序数、原子性质周期性的变化规律以H2、HCl等常见分子为例，了解共价键的形成过程及共价键的特点、了解杂化轨道理论并掌握常见分子CH4、BF3、BeCl2和NH3、H2O的杂化类型及分子构型、分子的极性判断、偶极矩的定义、分子的变形性及影响因素、瞬时偶极诱导偶极和固有偶极等的概念、能判断不同种类的分子间的作用力、了解氢键晶体的三大特征、会判断晶体的种类、不同种类的晶体结点上微粒间的作用力及由此产生的物理性质第6章：掌握配合物的组成（包括外层、内层、形成体、配体、配位原子、配位数等概念）、单基配体和多基配体、配合物化学式和命名、了解配合物的杂化类型和结构的关系。
化学课程总复习资料(doc 6页)
化学课程总复习资料(doc 6页)化学总复习资料基本概念：1、化学变化：生成了其它物质的变化2、物理变化：没有生成其它物质的变化3、物理性质：不需要发生化学变化就表现出来的性质(如:颜色、状态、密度、气味、熔点、沸点、硬度、水溶性等) 4、化学性质：物质在化学变化中表现出来的性质(如:可燃性、助燃性、氧化性、还原性、酸碱性、稳定性等) 5、纯净物：由一种物质组成6、混合物：由两种或两种以上纯净物组成,各物质都保持原来的性质7、元素：具有相同核电荷数(即质子数)的一类原子的总称8、原子：是在化学变化中的最小粒子，在化学变化中不可再分9、分子：是保持物质化学性质的最小粒子，在化学变化中可以再分10、单质：由同种元素组成的纯净物11、化合物：由不同种元素组成的纯净物12、氧化物：由两种元素组成的化合物中,其中有一种元素是氧元素13、化学式：用元素符号来表示物质组成的式子14、相对原子质量：以一种碳原子的质量的1/12作为标准,其它原子的质量跟它比较所得的值某原子的相对原子质量= 相对原子质量≈质子数+ 中子数(因为原子的质量主要集中在原子核) 15、相对分子质量：化学式中各原子的相对原子质量的总和16、离子：带有电荷的原子或原子团注：在离子里，核电荷数= 质子数≠核外电子数18、四种化学反应基本类型：①化合反应：由两种或两种以上物质生成一种物质的反应如：A + B = AB ②分解反应：由一种物质生成两种或两种以上其它物质的反应如：AB = A + B ③置换反应：由一种单质和一种化合物起反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应如：A + BC = AC + B ④复分解反应：由两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应如：AB + CD = AD + CB 19、还原反应：在反应中，含氧化合物的氧被夺去的反应(不属于化学的基本反应类型) 氧化反应：物质跟氧发生的化学反应(不属于化学的基本反应类型) 缓慢氧化：进行得很慢的,甚至不容易察觉的氧化反应自燃：由缓慢氧化而引起的自发燃烧20、催化剂：在化学变化里能改变其它物质的化学反应速率,而本身的质量和化学性在化学变化前后都没有变化的物质（注：2H2O2 === 2H2O + O2 ↑此反应MnO2是催化剂）21、质量守恒定律：参加化学反应的各物质的质量总和，等于反应后生成物质的质量总和。
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§2—3 化学反应速率
五、反应常数的应用 根据相关公式： k Ae Ea / RT
k2 Ea T2 T1 ln ( ) k1 R T2T1
1、由不同温度下的反应速率求反应的活化能Ea
T1T2 k2 Ea 2.303R lg T2 -T1 k1 750K 650 K 6.0 2、相同浓度变化的条件下，只有时间 t 或温度 T变化引 ＝2.303 8.314 lg 起的反应速率变化或比值： 750K-650K 0.22
第一章 习 题
P29-30
4-15
第二章 化学反应基本原理 §2—1化学反应的方向 一、rGm的意义（反应在标态下进行用rGmθ判断）：
1、 rGm表征反应的能量 rGm的大小表示反应所能提供或消耗的最大或最小非
体积功——机械功、电功等。
2、 rGm判断反应的方向
化学反应在等温等压只做体积功的条件下进行
§2—3 化学反应速率
补充：一级反应动力学方程 反应起始浓度cA,0，经时间 t 后浓度cA,速率常数 k, 则动力学方程为：
cA,0 c kt A,0 ln kt lg cA cA 2.303
一级反应的半衰期：
T1/ 2
ln 2 0.693 kA kA
即一级反应的半衰期与初始浓度无关
第一章 热化学与能源
五、热化学定律——盖斯定律 1、盖斯定律：一个反应若在定压或定容下分多步进行
则总定压或定容热等于各分步热的代数和。
2、盖斯定律的应用： 利用已知反应的焓变rHmθ求未知反应的焓变rHmθ 若某一反应是其他几个反应的代数和则其反应焓变 就是其他反应焓变的代数和 例如：反应(4)= 反应(2)×2 + 反应(3)×2 –反应(1) 则 rHmθ(4)= rHmθ(2)×2+rHmθ(3)×2 -rHmθ(1)
对于只有固体液体的反应： qv ＝ qp
对于有气态物质参与的反应
qp,m qV ,m vB ( g) RT r Hm rUm vBg RT
第一章 热化学与能源 qv与qp的关系
对于凝聚相(只有固体液体的反应)ΔV=0：
qp qV
对于有气态物质参与的反应，根据
pV nRT V nBg RT / p
[p(D)/p ]d[p(E)/p ]e K Q= 反应商 a b [p(A)/p ] [p(B)/p ]
p⊖ =100kPa, 计算出任意状态时反应商Q，与平衡常 数Kθ比较，判断反应方向。 rGm＜0，则正向进行。
§2—2 化学反应平衡 五、范特霍夫公式：平衡常数Kθ与温度T的关系式 由由吉布斯—亥姆霍兹方程和化学反应等温方程式得： rGmθ= -2.303RTlgKθ =rHmθ -TrSmθ ×10-3
§2—2 化学反应平衡
三、影响平衡移动的因素： 因 rGm＜0，化学反应正向自发进行； rGm＞0，化学反应正向非自发，逆向自发； rGm= 0，系统处于平衡状态。 而 rGm= RTlnQ/Kθ 所以， 浓度、压力、温度都可使平衡移动 但 浓度、压力是通过改变反应商Q而使平衡移动 即 Q＜Kθ，正向移动； Q＞Kθ，逆向移动； Q=Kθ，不移动。 而温度T是通过改变平衡常数 Kθ的大小而使平衡移动 即Kθ只与温度T有关，与浓度c、压力p无关
q p qV vBg RT
则摩尔等压与等容反应热的关系为：
q p m qVm vBg RT 即： r Hm rUm vBg RT
v
Bg
表示反应前后气态物质化学计量数的变化
第一章 热化学与能源
三、反应热与焓变H
化合物的标准摩尔生成焓fHmθ (kJ · mol -1),
§2—2 化学反应平衡
二、多重平衡规则： ③=①+② 则K3θ=K1θ· K2θ（和则乘）； ③=①-② 则K3θ=K1θ/K2θ（差则除）；
②=2 ① 则K2θ=（K1θ)2（倍则幂方）；
Hale Waihona Puke ②= - ① 则K2θ=1/K1θ（逆则倒）。 但热力学函数： rHmθ(T)、rSmθ(T) 、 rGmθ(T) 的运算关系与反应式的运算关系一致
q p m qVm vBg RT
θ (298K) H （2）rUmθ (298K) = r Hrm - vBg RT m rUm
r Hm rUm vBg RT
v
Bg
表示反应后与反应前气态物质化学计量数的变化
（3）气体体积功 PV = rW H=m rUm vBg RT
数次方的乘积成正比，也称为基元反应的速率方程。
即 对于基元反应： aA + bB = dD+eE
则 反应速率： υ = k (cA)a · (cB)b 基元反应速率方程符合质量作用定律， 但满足这个速率方程又不一定就是基元反应。 非基元反应即复合反应的速率方程：υ= k (cA)α· (cB)β
其中α和β由实验确定
§2—3 化学反应速率
四、影响反应速率的因素 Ea / RT α β k Ae υ= k (cA) · (cB) ； 1、反应物浓度（分压）：浓度增大，速度增加 2、温度T： T增大则速率常数k增大，速度增加 3、活化能Ea: Ea降低则速率常数k增大，速度增加 所以，加快反应速率的方法是： 增大反应物浓度，升高温度，降低活化能（催化剂）。 升高温度或降低活化能时，反应速率增加的主要原 因是增加了活化分子百分数 在恒温下，增加反应物浓度，化学反应速率加快的 原因是增加了反应物的活化分子数量
§2—2 化学反应平衡
注意：平衡状态≠标准态，但二者量的关系是： rGmθ= -RTlnKθ= -2.303RTlgKθ （1）平衡状态时，rGm=0，Q=Kθ； （2）标态下等温变化 ： rGmθ= -RTlnKθ= -2.303RTlgKθ， （3）任意状态下， rGm= rGmθ+RTlnQ= -RTlnKθ+RTlnQ =RTlnQ/Kθ
§2—2 化学反应平衡
一、标准平衡常数：以Kθ表示。无单位量纲，常用。 引入标准态：溶液 cθ=1mol · L-1，气体 pθ=100kPa， 溶液用c/cθ代入；纯气体用p/pθ代入； 纯固体及纯液体的浓度视为常数，不写入计算式。 则 对于溶液反应： Kθ={[c( D)/cθ]d[c( E)/cθ]e} /{[c( A)/cθ]a[c( B)/cθ]b}, 对于气体反应： Kθ={[p(D)/pθ]d[p(E)/pθ]e}/{[p(A)/pθ]a[p(B)/pθ]b}， 气体反应的平衡常数一般用压力表示 pV=nRT, 则 P(kPa)=c(mol· L -1) RT (K) , R=8.314J · mol-1· K-1 注意单位：c(mol· L -1) , T(K), P(kPa)
（大部分反应满足此条件），则： rGm＜0，化学反应正向自发进行；
rGm＞0，化学反应正向非自发，逆向自发；
rGm= 0，系统处于平衡状态。
§2—1化学反应的方向 2、由rGm判断反应的方向 rGmθ(T)=rHmθ(T)-TrSmθ(T) ＜0，正向进行 1、rHmθ(T) ＜0，rSmθ(T) ＞0， 任何温度正向自发 2、rHmθ(T) ＞0 ，rSmθ(T) ＜0，任何温度正向非自发 3、rHmθ(T) ＜0 ，rSmθ(T) ＜0，低温自发高温非自发 4、rHmθ(T) ＞0 ，rSmθ(T) ＞ 0，低温非自发高温自发 其中，rHmθ(T) ≈ rHmθ(298K)= ∑vBf Hmθ(B,298K) rSmθ (T) ≈ rSmθ (298K)= ∑vBSmθ(B,298K) rGmθ(298K)= ∑vBfGmθ(B, 298K) 但 rGmθ(T) ≠ rGmθ(298K) 随温度变化而变化
二、反应热 弹式热量计测的是恒容条件下的反应热qv= rU
qv＝-(qH2O十qb) ＝-(cH2O×mH2O T十Cb T)
式中cH2O为H2O的比热容，室温时为4.18J· g-1· K-1， mH2O——H2O的质量，单位为g
Cb——钢弹组件的总热容，单位为J．K-1.
但我们通常使用的多为恒压反应热qp = rH
§2—2 化学反应平衡
四、化学反应等温方程式 1、标态下等温变化 ：
rGmθ(T) = rHmθ(298K) -TrSmθ(298K ) ×10-3
rGmθ(T) = -RTlnKθ= -2.303RTlgKθ 2、任意状态下， rGm= RTlnQ/Kθ 例如：对于气体反应 aA(g) + bB(g)=dD(g) + eE(g)
§2—3 化学反应速率
三、速率常数k与温度T的关系-阿仑尼乌斯公式
k Ae
Ea / RT
同一反应，Ea为反应的活化能，k2、k1分别为 温度T2、T1时的速度常数，则
k2 Ea 1 1 Ea T2 T1 ln ( ) ( ) k1 R T2 T1 R T2T1
1、无论吸热还是放热反应，升温则k增大反应速率增大 2、加催化剂降低Ea，则k增大，反应速率增大
二、标态下rGmθ的计算： （1）可以由 rGmθ(298K)= ∑vBfGmθ(B, 298K) 计算298K时的rGmθ；但rGmθ(T)与温度有关 （2）由rGmθ(T)=rHmθ(T) -TrSmθ(T) ×10-3 计算温度T时的 rGmθ 。 注意单位： rHmθ (kJ · mol -1 )与rSmθ (J · mol -1· K -1) rHmθ(T)≈rHmθ (298K) ; rSmθ (T)≈rSmθ (298K) rGmθ(T)≈rHmθ(298K)-TrSmθ(298K)，与T有关 注： 绝大多数反应在某一温度上下向不同方向进行， 即 低温自发高温非自发 或 高温自发低温非自发， 存在 rGmθ(T) ≈rHmθ(298K)-TrSmθ(298K) ×10-3 = 0 的平衡态 此时，有 T转=rHmθ (298)/[rSmθ (298K) ×10-3]