大学普通化学复习资料1[1]
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。
大学普通化学复习资料学习知识重点
配浙大普通化学第五版复习，根据注册结构师考试摘选课本内容编辑。
.1物质的结构和物质状态原子结构的近代概念；原子轨道和电子云；原子核外电子分布；原子和离子的电子结构；原子结构和元素周期律；元素周期表；周期；族；元素性质及氧化物及其酸碱性。
离子键的特征；共价键的特征和类型；杂化轨道与分子空间构型；分子结构式；键的极性和分子的极性；分子间力与氢键；晶体与非晶体；晶体类型与物质性质。
3.2溶液溶液的浓度；非电解质稀溶液通性；渗透压；弱电解质溶液的解离平衡；分压定律；解离常数；同离子效应；缓冲溶液；水的离子积及溶液的pH值；盐类的水解及溶液的酸碱性；溶度积常数；溶度积规则。
3.3化学反应速率及化学平衡反应热与热化学方程式；化学反应速率；温度和反应物浓度对反应速率的影响；活化能的物理意义；催化剂；化学反应方向的判断；化学平衡的特征；化学平衡移动原理。
3.4氧化还原反应与电化学氧化还原的概念；氧化剂与还原剂；氧化还原电对；氧化还原反应方程式的配平；原电池的组成和符号；电极反应与电池反应；标准电极电势；电极电势的影响因素及应用；金属腐蚀与防护。
3.5；有机化学有机物特点、分类及命名；官能团及分子构造式；同分异构；有机物的重要反应：加成、取代、消除、氧化、催化加氢、聚合反应、加聚与缩聚；基本有机物的结构、基本性质及用途：烷烃、烯烃、炔烃、；芳烃、卤代烃、醇、苯酚、醛和酮、羧酸、酯；合成材料：高分子化合物、塑料、合成橡胶、合成纤维、工程塑料。
；第1章热化学与能源系统环境按照系统与环境之间有无物质和能量交换，可将系统分成三类:（1)敞开系统与环境之间既有物质交换又有能量交换的系统，又称开放系统。
(2)封闭系统与环境之间没有物质交换，但可以有能量交换的系统。
通常在密闭容器中的系统即为封闭系统。
热力学中主要讨论封闭系统。
(3}隔离系统与环境之间既无物质交换又无能量交换的系统，又称孤立系统。
绝热、密闭的恒容系统即为隔离系统。
【大学化学】本科化学专题训练必背知识点归纳｜通用版
【大学化学】本科化学专题训练必背知识点归纳｜通用版一、有机化学1. 有机化合物命名原则- 确定主链：以含有最多官能团的碳链为主链。
- 确定官能团前缀：根据官能团的种类，添加合适的前缀。
- 确定取代基前缀：根据取代基的种类和数量，添加合适的前缀。
- 编号：根据官能团和取代基的位置，进行编号。
- 组合命名：将上述命名规则组合使用，完成有机化合物的命名。
2. 有机反应机理- 亲电加成反应：亲电试剂攻击双键中较负电的碳原子，形成缩合产物。
- 亲核取代反应：亲核试剂攻击受体分子中部分原子，取代掉其中的原子或官能团。
- 消除反应：通过产生双键或复分解，使原有的官能团减少。
- 氧化还原反应：电子的转移和氧化态的变化。
二、无机化学1. 元素周期表- 由主族元素和过渡金属元素组成。
- 横向周期：周期性地增加原子序数，原子半径逐渐减小，电子亲合能和电离能逐渐增大。
- 纵向周期：元素的化合价和亲电性呈周期性变化。
2. 配位化学- 配位数：配位中心和配位体之间的化学键的个数。
- 配位键：形成在两个或多个化学实体之间的化学键。
- 配合物：由中心金属离子和周围配位体经配位键形成的结构。
- 字母代号：用于表示配位数，如[Mn(CN)6]^4-。
三、分析化学1. 质谱法- 原理：通过离子化、加速、分离以及检测质谱仪中离子的性质，确定物质的质量、结构和相对丰度。
- 步骤：样品进样、离子化、加速、分离、检测。
2. 石墨炉原子吸收光谱法- 原理：利用金属离子在石墨炉中的蒸发、原子化和吸收特定波长的光来测定物质中金属元素的含量。
- 步骤：装样、瞬时脱附、温升原子化、稳定测量、后清洗。
四、物理化学1. 热力学基本原理- 热力学第一定律：能量守恒，能量在系统和周围之间的转化不会损失。
- 热力学第二定律：熵的增加原理，自发过程的方向是熵增加的方向。
- 热力学第三定律：在绝对零度时，纯晶体的熵为零。
2. 动力学原理- 反应速率：单位时间内反应物消耗量或产物生成量的变化率。
普通化学复习提纲
普通化学复习提纲第一章 热化学与反应重要概念1.系统：客观世界是有多种物质构成的,但我们可能只研究其中一种或若干物质;人为地将一部分物质与其他物质分开,被划分的研究对象称为系统;2.相：系统中具有相同物理性质和化学性质的均匀部分称为相;3.状态：是指用来描述系统的诸如压力P 、体积V 、温度T 、质量m 和组成等各种宏观性质的综合表现;4.状态函数：用来描述系统状态的物理量称为状态函数;5.广度性质：具有加和性,如体积,热容,质量,熵,焓和热力学能等;6.强度性质：不具有加和性,仅决定于系统本身的性质;如温度与压力,密度等; 系统的某种广度性质除以物质的量或者质量之后就成为强度性质;强度性质不必指定物质的量就可以确定;7.热力学可逆过程：系统经过某种过程由状态1到状态2之后,当系统沿着该过程的逆过程回到原来状态时,若原来的过程对环境产生的一切影响同时被消除即环境也同时复原,这种理想化的过程称为热力学的可逆过程;8.实际过程都是不可逆的,可逆过程是一种理想过程;9.化学计量数：0=∑BVB Ｂ表示反应中物质的化学式,ＶＢ是B 的化学计量数,量纲为一；对反应物取负值,生成物取正值;10.化学计量数只表示当安计量反应式反应时各物质转化的比例数,并不是各反应物质在反应过程中世界所转化的量;11.反应进度ξ：b b v /n ∆=∆ξ 对于化学反应来讲,一般选未反应时,0=ξ 引入反应进度这个量最大的优点是在反应进行到任意时刻时,可用任一反应物或产物来表示反反应进行的程度,所得的值总是相等的;12.反应热的测定：T C T m c T T m c q s s s 12s s ∆⋅-=∆⋅⋅-=-⋅⋅-=）（所用到的仪器是弹式热量计又称氧弹 弹式热量计中环境所吸收的热可划分为两部分：主要部分是加入的吸热介质水所吸收的,另一部分是金属容器等钢弹组件所吸收的;前一部分的热用）（O H q 2表示,后一部分热用b q 表示,钢弹组件的总热容b C 告诉了则直接求得b q ;13.习惯对不注明温度和压力的反应,皆指反应是在298.15K,100kPa 下进行的;14.一般没有特别的注明,实测的反应热精确均指定容反应热,而反应热均指定压反应热;15.能量守恒定律：在任何过程中,能量不会自生自灭,只能从一种形式转化为另一种形式,在转化过程中能量的总值不变;也叫做热力学第一定律;16.热力学能具有状态函数的特点：状态一定,其值一定;殊途同归,值变相等;周而复始,值变为零;17.系统与环境之间由于存在温差而交换的热量称为热;若系统吸热值为正,若系统放热值为负;18.系统与环境之间除了热以外其他形式传递的能量都称为功;系统得功为正,系统做功为负;在一定条件下由于系统体积的变化而与环境交换的功称为体积功,除体积功以外的一切功称为非体积功;19.功和热都是过程中被传递的能量,它们都不是状态函数,其数值与途径有关;而热力学第一定律中的热力学能的改变量只有过程的始态和终态决定,而与过程的具体途径无关;20.化学反应热是指等温过程热,即当系统发生了变化后,使反应产物的温度回到反应前始态的温度,系统放出或吸收的热量;21.定容反应热,在恒容,不做非体积功条件下;这样热力学能改变量等于定容反应热;其也只取决与始态和终态;22.定压反应热,在恒压,只做体积功的条件下,∆H =-=+≡+-+=--=-=∆12p 1122p 12p 12H H qpV U H pV U pV U q V V p q U U U 则）令（）（）即（ ∆H 是焓的增量,称为焓变;如果∆H <0表示系统放热,∆H >0表示系统吸热,为吸热反应;23.对于只有凝聚相的系统即液态和固态的系统,v p q q =,对于有气态物质参与的系统,考虑到体积的变化,可得RT Bg U H RT Bg q q Bm r m r B m v m p ⋅=∆-∆⋅=-∑∑）（即）（，，νν24.盖斯定律：在恒容或者恒压条件下,化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关,而与变化途径无关;25.在任一温度Ｔ、标准压力Θp 下表现出理想气体性质的纯气体状态为气体物质的标准状态;液体固体物质或溶液的标准状态为任一温度Ｔ,标准压力Θp 下的纯液体,纯固体或标准浓度ΘC 时的状态;26.单质和化合物的相对焓值,规定在标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变叫做该物质的标准摩尔生成焓;生成焓的负值越大,表明该物质键能越大,对热越稳定;27.规定水和氢离子的标准摩尔生成焓值为零;28.298.15K 温度下标准摩尔反应焓等于同温度下个参加反应物质的标准摩尔生成焓与其化学计量数的乘积的总和;若系统的温度不是298.15K,反应的焓变会有些改变,但一般变化不大,即反应的焓变基本不随温度而变;第二章 化学反应的基本原理重要概念1.自发反应：在给定的条件下能自动进行的反应或过程叫做自发反应或自发过程;自发过程都是热力学的不可逆过程;2.系统倾向于取得最低的势能;3.反应的焓变是判断一个反应能否自发进行的重要依据但是不是唯一的依据;4.过程能自发地向着混乱程度增加的方向进行;5.熵是系统内物质微观粒子的混乱度或无序度的量度;Ω=kln S ,式中Ω为热力学概率或者称混乱度,k 为波尔兹曼常数;6.熵的公式表明：熵是系统混乱度的量度,系统的微观状态数越多,热律学概率越大,系统越混流乱,熵就越大;7.热力学第二定律：在隔离系统中发生的自发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,这就是自发过程热力学的准则,称为熵增加原理;8.热力学第三定律：在绝对零度时,一切纯物质的完美晶体的熵值都等于零;表达式为S0K=kln1=0；9.依此为基础,若知道某一物质从绝对零度到指定温度下的一些热力学数据如热容等,就可以求出此温度时的熵值,称为这一物质的规定熵;10.单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵叫做该物质的标准摩尔熵;11.规定处于标准状态下水合氢离子的标准熵值为零;12.1对于同一物质而言,气态时的熵大于液态时的,液态时的熵又大于固态时的熵;（2）同一物质在相同的聚集态时,其熵值随温度的升高而增大；（3）在温度和聚集态相同时,分子或晶体结构较复杂的物质熵值大于分子或晶体结构较为简单的物质的熵值;4混合物或溶液的熵值往往比相应的纯净物的熵值大;13.对于物理或者化学变化而言,几乎没有例外,一个导致气体分子数增加的过程或反应总伴随着熵值的增大;14.注意,虽然物质的标准熵随温度的升高而增大,但是只要是没有引起物质聚集状态的改变,其值通常相差不大,可以认为反应的熵变基本不随温度而变,这一点和焓变很类似;15.自由能：把焓和熵并在一起的热力学函数;16.吉布斯函数：m r m r m r S T H G TS H G ∆-∆=∆-=或者写成;17.以∆G 作为判断化学反应自发性的标准,称为最小内能原理即：∆G<0 自发过程,过程能向正向进行；∆G=0 平衡状态；∆G>0 非自发过程,过程能向逆向进行;18.熵判据和吉布斯函数判据的比较：斯函数判据应为：非自发状态平衡状态；自发过程；'G 'G 'G ωωω-<∆--=∆-->∆-,上式的意义是在等温等压下一个封闭系统所能做的最大非体积功等于吉布斯函数自由能的减少;'max G ω-=∆-,'m ax ω表示最大电功;20.热力学等温方程：Bv B B m r m r p /p RTln T G T G ∏ΘΘ+∆=∆）（）（）（其中R 为摩尔气体常数,B p 为参与反应的物质Ｂ的分压力,Θp 为标准压力Θp ＝100kPa,∏为连乘算符,习惯上将B vBB p /p ∏Θ）（称为反应商Q,Θp /p B 称为相对分压,所以上式可以写成：RTlnQ T G T G m r m r +∆=∆Θ）（）（,若所有气体的分压均处于标准状态,即Q=1,这时任一态变成了标准态;21.道尔顿分压定律：第一,混合气体的总压力p 等于各组分气体分压力i p 之和;即∑=i p p ；第二,混合气体中的某组分气体i 的分压力等于混合气体的总压力p 与该组分气体的摩尔分数i x 之乘积,即i i px p =式中,n n x i i /=,即某组分气体i 的摩尔分数等于该气体i 的物质的量i n 与混合气体总的物质的量n 之比;22.标准摩尔生成吉布斯函数：在标准状态时,由指定单质生成单位物质的量的纯净物时反应的吉布斯函数变;23.水合氢离子的标准摩尔生成吉布斯函数等于零;24.反应的焓变和熵变基本不随温度改变,而反应的标准摩尔生成吉布斯函数变则是温度的线性函数;25.任意状态时的反应的摩尔吉布斯函数变可根据实际条件用热力学等温方程进行计算;26.宏观上的化学平衡是由于微观上仍持续进行着正逆反应的效果相互抵消所致,所以化学平衡是一种动态平衡;27.0G T r =∆就是化学平衡的热力学标志或称反应限度的判据;平衡系统的性质不随时间而改变;28.标准平衡常数：当化学反应处于平衡状态时,以其化学反应的化学计量数绝对值为指数的各产物与反应物分压或浓度的乘机之比为一个常数;ΘK 只是温度的函数,ΘK 值越大说明反应进行的越彻底,反应物的转化率越高;29.转化率是指某反应物在反应中已转化的量相对于该反应物初始用量的比率;30.标准平衡常数可从标准热力学方程函数求得;当反应达到平衡时,）（T G m r ∆=0,则热力学等温方程式可以写成0p /p RTln T G T G B v B B m r m r =+∆=∆∏ΘΘ）（）（）（,将B vBeq B }p /p {K ∏ΘΘ=代入上式中得：ΘΘ-=∆RTlnK T G m r ）（,RT T G lnK m r ）（ΘΘ∆-= 31.1ΘＫ表达式可直接根据化学计量方程式写出；2ΘＫ的数值与化学计量方程式的写法有关；3ΘＫ不随压力和组成而变,但ΘＫ与）（T G m r ∆一样都是温度T 的函数;32.多重平衡原则：如果某个反应可以表示成两个或者多个反应的总和,则总反应的平衡常数等于各反应平衡常数的乘积;33.一切平衡都只是暂时的,相对的;因条件的改变使化学反应从原来的平衡状态转变到了新的平衡状态的过程叫化学平衡的移动;34.吕·查德里原理：假如改变平衡系统的条件之一,如浓度压力或者温度,平衡就会向能减弱这个改变的方向移动;35.根据热力学等温方程式RTlnQ T G T G m r m r +∆=∆Θ）（）（及ΘΘ-=∆RTlnK T G m r ）（合并此两式可得Θ=∆K Q RTln G m r 根据此式只需比较静态的反应商Q 与平衡常数ΘＫ的相对大小,就可以判断反应进行的方向即平衡移动的方向,可分为下面三种情况：当Q<ΘＫ,则m r G ∆<0 反应正向自发进行；当Q=ΘＫ,则m r G ∆=0,平衡状态；当Q>ΘＫ,则m r G ∆>0,反应逆向自发进行;36.范特霍夫等压方程式：由RT T G lnK m r ）（ΘΘ∆-=和吉布斯函数方程式合并得到 ）（）（2112m r 12m r 12T T T T R H T 1T 1R H K K ln -∆=-∆-=ΘΘΘΘ 37.吕·查德里原理得出：化学平衡的移动或化学平衡的方向是考虑反应的自发性,决定于m r G ∆是否小于零；而化学平衡则是考虑反应的限度,及平衡常数它取决于Θ∆m r G 注意不是m r G ∆数值的大小;38.影响化学反应速率的因素概括为三类：一是反应物的本性,二是反应物的浓度和系统的温度压力催化剂等客观量;三是光电磁等外场;39.元反应：一步完成的反应又称作基元反应;40.在给定的温度条件下对于元反应,反应速率与反应物浓度以化学反应方程式中相应物质的化学计量数的绝对值为指数的乘积成正比;b a )}B ({)}A ({c c k v ⋅=,其中k 称为反应的速率常数,对于某一给定反应在同一温度、催化剂等条件下,k是一个不随反应物浓度而改变的定值;显然k 的单位随反应级数n=a+b 值的不同而异;41.一级反应：1ln{c}对t 作图得一直线,斜率为k -；2半衰期2/1t 与反应物的起始浓度无关;当温度一定时,2/1t 是与k 成反比的一个常数;3速率常数k 具有1-（时间）的量纲;42.阿伦尼乌斯公式：）（）（2112a 12a 12T T T T R E T 1T 1R E k k ln -=--=,他不仅用于基元反应也适用于非基元反应,a E 称为表现活化能,此公式和范特霍夫等压方程式相似,注意区别;43.有效碰撞：根据气体分子运动理论,可以认为只有具有所需足够能量的反应物分子或原子的碰撞才有可能发生反应,这种能够繁盛反应的碰撞叫做有效碰撞;44.有关活化能的计算：m r aa H E E ∆≈-（逆）（正）,活化能的大小代表反应阻力的大小;45.催化剂：催化剂能与反应物生成不稳定的中间化合物,改变原来的反应方程,为反应提供提供一条能垒较低的反应途径,从而降低反应的活化能;46.催化剂的主要特性：1能改变反应途径,使反应速率明显增大；2只能加速达到平衡,而不能改变平衡状态；3催化剂对少量杂质特别敏感;第三章 水化学重要概念1.稀溶液定律依数性定律：由难挥发的非电解质所形成的稀溶液的性质,溶液的蒸气压下降,沸点上升,凝固点下降和溶液渗透压与一定量溶剂中所溶剂溶质的数量物质的量成正比,而与溶质本身的性质无关,故称依数性;2.蒸气压：在一定条件下,液体内部那些能量较大的分子会克服液体分子间的引力从液体表面逸出,成为蒸气分子,这个过程称为蒸发或者气化,此过程吸热;相反蒸发出来的蒸气分子也可能撞到液面,为液体分子所吸引,而重新进入液体中,此过程称为液化,此过程放热;随着蒸发的进行,蒸气浓度逐渐增大,凝聚的速度也就随之增大,当凝聚的速度和蒸发的速度达到相等时,液体和它的蒸气就达到了平衡状态;此时蒸气所具有的压力叫做该温度下液体的饱和蒸气压;3.蒸气压下降：向溶剂如水中加入难挥发的溶质,使它溶解成为溶液时,可以测得溶剂的蒸气压下降;同一温度下,纯溶剂蒸气压与溶液蒸气压之差叫做溶液的蒸气压下降;4.在一定的温度下,难挥发的非电解质稀溶液中溶剂的蒸气压下降p ∆与溶质的摩尔分数成正比：A B A B p x p nn p =⨯=∆ ; 5.溶液的沸点上升和凝固点下降：当某一液体的蒸气压等于外界压力时无特殊说明外界压力均指101.325kPa,液体就会沸腾,此时温度称为液体的沸点;表示为bp T ;6.凝固点：该物质的液相蒸气压和固相蒸气压相等时的温度;表示为fp T ;7.一般由于溶质的加入会使溶剂的凝固点下降,溶液的沸点上升,而且溶液越浓,凝固点和沸点改变越大;8.难挥发的非电解质稀溶液的沸点上升和凝固点下降与溶液的质量摩尔浓度成正比所谓的质量摩尔浓度指1kg 溶剂中所含溶质的物质的量;用公式表示为：m K mk fp fp bp =∆=∆T T bp 式中fp bp K K 和分别称为溶剂的摩尔沸点上升常数,和溶剂的摩尔凝固点下降常数,单位为1mol kg K -⋅⋅;9.渗透压：是维持被半透膜所隔开的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡而需要的额外压力;∏==RT Vn cRT ,∏=nRT V 10.凡符合以上四种依数性定律的溶液叫做理想溶液,其各组分混合成溶液时,没有热效应和体积变化;如甲醇乙醇、苯和甲苯等……11.电解质溶液的通性：对于电解质溶质的稀溶液,蒸气压下降、沸点上升和渗透压的数值都要比同浓度的非电解质稀溶液的相应的数值要大,而且存在凝固点下降类似的情况;其中一些电解质水溶液的凝固点下降的数值都比同浓度m 非电解质溶液的凝固点下降数值要大;这一偏差可用电解质溶液与同浓度的非电解质溶液的凝固点下降的比值i 来表示;12.可以看出,强电解质如氯化钠氯化氢等AB 型的i 接近于2,硫酸钾A2B 型的i 在2~3之间,弱电解质如醋酸的i 略大于1;因此对于同浓度的溶液来说其沸点高低或渗透压大小的顺序为：非电解质弱电解质型型强电解质或者>>>AB AB B A 22,而蒸气压或者凝固点的顺序则相反;13.酸碱质子理论：凡是给出质子的物质都是酸；凡是能与质子结合的物质都是碱;酸碱质子理论对酸碱的区分只以质子+H 为判据;14.酸与碱的辩证关系可以表示为：碱质子酸+−→←,这种相互依存相互转化的关系叫做酸碱的共轭关系;酸失去质子后形成的碱叫做酸的共轭碱,碱结合质子后形成的酸叫做碱的共轭酸,酸与它的共轭碱一起叫做共轭酸碱对;15.解离常数：大部分酸和碱溶液中存在着解离平衡,其平衡常数K 就是解离常数;16.设一元酸的浓度为c,解离度为a,则有）（）（）（）（ＨＫａHAc c Ac c H c Ac eq eq eq -+⋅= 代入后得aca a c ca ca -=-⋅=1)1(K 2a 当a 很小时1-a 近似等于1,则2a K ca ≈ c K a a /≈所以c K ca H c a eq ⋅≈=+)(17.稀释定律：溶液的解离度近似于其浓度的平方根成反比,即浓度越稀解离度越大;18.多元酸的解离是分级进行的,每一级都有一个解离常数,下面以氢硫酸为例：)(HS )(H )(S H 2aq aq aq －＋＋↔则821a 101.9)()()(K --+⨯=⋅=S H c HS c H c eq eq eq ,二级解离为)()()(2aq S aq H aq HS -+-+↔则1222a 101.1)()()(K ---+⨯=⋅=HS c S c H c eq eq eq ,式中21K K a a 和分别为一级解离常数和二级解离常数,一般情况下二元酸的21K K a a >>,因此计算多元酸的氢离子浓度时,可以忽略二级解离平衡;19.同离子效应：在弱酸溶液中加入该酸的共轭碱,若在弱酸溶液中加入该碱的共轭酸时,可使这些弱酸弱碱的解离度降低; 共轭酸碱之间的平衡：)()()(共轭酸共轭碱eq eq eq a c c H c K ⋅=+,)()()(共轭碱共轭酸eq eq a eq c c K H c ⋅=+)()(lg p pH 共轭碱共轭酸eq eq a c c K -=式中a K p 为a K 的负对数,即a a K K lg p -=;20.配离子：由中心原子或者中心离子和若干个中性分子或它种离子称为配位体通过配位键结合而成的复杂离子叫做配离子,又称络离子;含有配离子的化合物称为配位化合物,如[]Cl NH Ag 23）（等;21.对于同一类型的配离子来说Ｋ越大,表示配离子越易解离,即配离子越不稳定;所以配离子的Ｋ又称为不稳定常数,用i K 来表示,配离子的稳定性也可以用配离子的稳定常数f K 来表示,f K 是由中心离子与配体生成配离子即配离子生成反应的平衡常数;于是if K 1K =; 22.多相离子平衡：在一定条件下,当溶解与结晶速率相等时,便建立了固相与液相之间的动态平衡,叫做多相离子平衡也叫做溶解平衡;如：)()()(aq Cl aq Ag s AgCl -++−−−←−−→−结晶溶解其平衡常数表达式为：}/)(}{/)({)(Θ-Θ+ΘΘ==c Cl c c Ag c AgCl K K eq eq s 在不考虑Ｋ的单位时可将上式转化为：)()()(-+⋅==Cl c Ag c AgCl K K eq eq s s K 叫做溶度积常数;m n eq n m eq m n s B c A c B A K )}({)}({)(-+⋅= 溶度积规则：时，会有沉淀析出。
《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。
大学普通化学总结(1)
用薛定谔方程求解波函数时，方程的解和一组整数有关，
这三个量子数为主量子数n，角量子数l和磁量子数m。
量子数是解薛定谔方程时自然得到的，并不是人为的假
定，而Bohr的量子数是假定的。
波函数Ψn, l, m 表明： (波函数与原子轨道看作同义词)
①轨道的大小(电子层数，电子出现最大概率区域离核
的远近，例如：1s电子在r=52.9pm，2s电子在r=211pm)；
c(H ) / c p(H2 ) / p
2
第四章 氧化还原反应和电化学
三、电极电势的应用（综合计算题）
1、计算原电池的电动势：E
标准E
2、判断氧化剂或还原剂的相对强弱：
注意：(1)标准态时根据 的大小比较；
(2)非标准态时根据 的大小比较。
3、判断氧化还原反应进行的方向：
2、影响化学反应速率的因素：
浓度、压力、温度、催化剂等如何影响反应速率？
阿仑尼乌斯公式: 原因？
Ea
k Z e RT
催化剂的作用：
催化剂改变了反应途径，降低了活化能，可同时加快
正、逆反应速率，缩短反应达到平衡的时间，但不能改变
平衡状态，即不能使平衡发生移动，不能改变K，也不能
改变平衡转化率。
[c(G) / c ]g[c(D) / c ]d Q [c( A) / c ]a[c(B) / c ]b
大学化学期末复习资料全
1.什么是化学？（化学是在原子和分子水平上研究物质的组成、结构、性能及其变化规律和变化过程中能量关系的学科。
）2.相、状态函数、过程与途径、功和热、反应进度的概念，热力学第一定律及其相关计算。
（相：系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分。
状态函数：用来表征系统状态的物理量称为状态函数。
过程：系统的状态发生变化，从始态到终态，我们称系统经历了一个热力学过程，简称为过程。
途径：实现这个过程可以采取许多种不同的具体步奏，我们就把每一种具体步奏称为途径。
在热力学中，系统发生变化时，设与环境之间交换的热为Q，与环境交换的功为W,可得热力学能（亦称能）的变化为AU二Q+ W或A U=Q-W（U HU通用这两种说法，以前一种用的多），为了避免混淆，物理中普遍使用笫一种，而化学常是说系统对外做功，故会用后一种。
）例如，在一定条件下，由水、冰、水蒸气、氮气和氧气组成的体系中含有：（A）A、三个相B、四个相C、五个相D、六个相3.焙的概念，化学反应的标准摩尔焙变、物质标准摩尔生成箱的定义，化学反应的标准摩尔焙变的计算。
（焙是一个热力学系统中的能量参数。
所谓标准状态，是在指定温度T和标准丿I〔力p下该物质的状态，简称标准态。
标准摩尔生成焙记为AfHm（B,相态，T）,在温度T （若为298. 15K时则可不标出）下，山标准状态的单质生成物质B（V B=+1）反应的标准摩尔焰变。
即在标准状态下（反应物和产物都是处于1 OOKPa,通常温度选定298. 15K）,山指定单质生成单位物质的量（lmol）的化合物的化学反应热（即恒压反应热），称为该物质的标准摩尔生成焙或标准生成热。
标准摩尔生成焙的单位：kj/molo ）4.矯的概念，物质标准摩尔矯的定义及大小比较。
（嫡-定义：描述物质混乱度大小的物理量。
物质（或体系）混乱度越大，对应的爛值越大。
符号：S。
单位: J-K-1在0K时，一个纯物质的完美晶体，其组分粒子（原子、分子或离子）都处十完全有序的排列状态，混乱度最小，嫡值最小。
普通化学知识点总结大一
普通化学知识点总结大一化学是一门研究物质组成、性质和变化的科学，大一阶段我们学习了许多普通化学的基础知识，包括元素周期表、原子结构、化学键、化学方程式等等。
下面给大家总结一下大一阶段所学的一些普通化学知识点。
1. 元素周期表元素周期表是由俄国化学家门捷列夫·门捷列夫所创立的，它是化学的重要工具，按照元素的原子序数、化学性质和电子结构的规律进行排列。
元素周期表可以帮助我们了解元素的基本性质，如原子半径、电子亲和能、电离能等。
2. 原子结构原子是构成物质的基本单位，由带正电荷的质子、带负电荷的电子和不带电荷的中子组成。
原子结构包括原子核和电子云，原子核内含有质子和中子，电子云则包围在原子核周围，由电子组成。
3. 电子排布电子的排布遵循一定的规则，如阿贝尔原理、泡利不相容原理和奥克塔规则。
阿贝尔原理指出每个能级能容纳2个电子，泡利不相容原理指出同一能级的电子应该尽量填满不同的轨道，奥克塔规则则指出第3能级以后的电子，有时可以放在d轨道中。
4. 化学键化学键是原子之间的相互作用力。
常见的化学键有共价键、离子键和金属键。
共价键是通过原子间的电子共享来实现的，离子键是通过正负离子间的静电作用力实现的，而金属键是通过金属原子间的电子云共享实现的。
5. 化学方程式化学方程式用化学式和符号表示化学反应。
它由反应物、产物和反应条件组成。
化学方程式能够表达反应物的种类和数量，以及反应后产生的产物。
6. 酸碱反应酸碱反应是指发生在酸和碱之间的化学反应。
常见的酸碱反应有中和反应和酸碱溶液的中性化反应。
中和反应指的是酸和碱反应生成盐和水，酸碱溶液的中性化反应则是酸和碱反应生成中性物质。
7. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质在化学反应中电荷的转移。
氧化反应是指物质失去电子，而还原反应是指物质获得电子。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，而还原剂则失去电子。
8. 摩尔计算摩尔计算是化学中常用的计算方法。
通过摩尔计算，我们可以计算出物质的摩尔质量、摩尔容积和摩尔浓度等。
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。
普通化学复习提纲(全)
普通化学复习提纲第一章 热化学与反应重要概念1.系统：客观世界是有多种物质构成的，但我们可能只研究其中一种或若干物质。
人为地将一部分物质与其他物质分开，被划分的研究对象称为系统。
2.相：系统中具有相同物理性质和化学性质的均匀部分称为相。
3.状态：是指用来描述系统的诸如压力P 、体积V 、温度T 、质量m 和组成等各种宏观性质的综合表现。
4.状态函数：用来描述系统状态的物理量称为状态函数。
5.广度性质：具有加和性，如体积，热容，质量，熵，焓和热力学能等。
6.强度性质：不具有加和性，仅决定于系统本身的性质。
如温度与压力，密度等。
系统的某种广度性质除以物质的量或者质量之后就成为强度性质。
强度性质不必指定物质的量就可以确定。
7.热力学可逆过程：系统经过某种过程由状态1到状态2之后，当系统沿着该过程的逆过程回到原来状态时，若原来的过程对环境产生的一切影响同时被消除（即环境也同时复原），这种理想化的过程称为热力学的可逆过程。
8.实际过程都是不可逆的，可逆过程是一种理想过程。
9.化学计量数：0=∑BVB Ｂ表示反应中物质的化学式，ＶＢ是B 的化学计量数，量纲为一；对反应物取负值，生成物取正值。
10.化学计量数只表示当安计量反应式反应时各物质转化的比例数，并不是各反应物质在反应过程中世界所转化的量。
11.反应进度ξ：b b v /n ∆=∆ξ 对于化学反应来讲，一般选未反应时，0=ξ 引入反应进度这个量最大的优点是在反应进行到任意时刻时，可用任一反应物或产物来表示反反应进行的程度，所得的值总是相等的。
12.反应热的测定：T C T m c T T m c q s s s 12s s ∆⋅-=∆⋅⋅-=-⋅⋅-=）（所用到的仪器是弹式热量计又称氧弹 弹式热量计中环境所吸收的热可划分为两部分：主要部分是加入的吸热介质水所吸收的，另一部分是金属容器等钢弹组件所吸收的。
前一部分的热用）（O H q 2表示，后一部分热用b q 表示，钢弹组件的总热容b C 告诉了则直接求得b q 。
普通化学复习资料
5.2 多电子原子的电子分布方式和周期系
单电子原子
多电子原子
电子与核之间的相互吸引
电子之间的相互排斥
氢原子轨道的能量仅决定于主量子数n，各轨道
能量关系为:
E1s＜E2s=E2p＜E3s=E3p=E3d＜……
5.2.1 多电子原子轨道的能级
多电子原子轨道的能级取决于主量子数n和角量子数l ： 主量子数n相同时，l 越大，能量越高 Ens < Enp < End < Enf 角量子数l 相同时，n越大，能量越高 E1s < E2s < E3s E2p < E3p < E4p
在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子。
在每一个原子轨道（n, l, m相同的轨道）中最多可以容纳 两个自旋反平行的电子。
思考：第n层最多可以排布
×
几个电子？
最低能量原理 核外电子分布将尽可能优先占据能级较低的轨道，以
使系统能量处于最低。
鲍林(L. Pauling) 提出了多电子原子轨道的能级高低顺序： 7s，5f , 6d, 7p 6s，4f，5d，6p 5s，4d，5p 4s，3d，4p 3s，3p 七个能级组
n和l都相同的轨道，能量相等，称为等价轨道。 n和l 都不同时，有时出现能级交错现象。 在某些元素中，E4s＜E3d，E5s＜E4d等。
5.2.2 核外电子分布原理和核外电子分布方式
1. 核外电子分布的三个原理
根据光谱数据，多电子原子中电子的分布遵循三个原理：
泡利(Pauli)不相容原理、最低能量原理、洪德(Hund)规则。 泡利不相容原理
E <0，即 (正)< (负) ，ΔG >0，反应正向非自发， 逆向自发。
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三.难溶电解质的多相离子平衡 3-3-1难溶电解质的溶解度和溶度积（s/L相） 1、溶度积常数
AgCl(s)
溶解 结晶
Ag+(aq) + Cl-(aq)
当溶解与结晶的速度相等时，达到平衡状态 KAgCl = [Ag+][Cl-] 为一常数， 该常数称为溶度积常数，用Ksp表示。 AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) Ksp( AnBm)= [Am+]n · [Bn-]m ⊙同一类型电解质，Ksp越大，溶解度越大； 不同类型的难溶电解质，不能用Ksp比较。
7
自然现象： 为什么医院给病人作静脉点滴用的葡萄糖 溶液的质量分数是5%? 人们在游泳池中游泳时，睁开眼睛很快就 会感到疼痛；而在海水中游泳却没有不 适之感？
8
电解质溶液的通性
对浓溶液或电解质溶液来说，与非电解质稀溶
液一样，具有溶液的蒸气压下降、沸点上 升、凝固点下降和渗透压，而且溶液的浓 度越大，相应的蒸气压下降越多、沸点上 升越多、凝固点下降越多、渗透压越大。 不同：前面介绍的定量计算公式不再适用。
4
沸点上升、凝固点下降
溶液中一般由于溶质的加入会使溶 剂的凝固点下降、溶液的沸点上升。 而且溶液越浓，凝固点和沸点的改变 越大。
5
总 结(定量) 难挥发的非电解质稀溶液的沸点上升和凝 固点下降与溶液的质量摩尔浓度成正比。 ΔTbp = kbp m ΔTfp = kfp m m ：质量摩尔浓度
定义：m = n溶质 / 1000g溶剂，单位为 mol/kg。
一.非电解质稀溶液的依数性 非电解质稀溶液具有蒸气压下降、沸点 上升、凝固点下降和溶液渗透压等通性— —与浓度有关，或者是与溶液中的“粒子 数”有关，而与溶质的性质无关——稀溶 液的依数性 稀溶液性质强调:溶液是“难挥 发的”，“非电解质的”和“
蒸气压下降:同一温度下，纯溶剂蒸气的压 力与溶液蒸气压力之差(大于)
Ka
c c
1
当 < 5%(c/Ka > 400) 时，1－α≈1 则： K a c 2
Ka c Kac
12
c eq ( H ) c
小 结 对一元弱酸来说： eq c ( H ) K c a c/Ka >400
对二元弱酸来说： c eq ( H ) K1/K2>102 c/Ka1 >400 eq 对一元弱碱来说 c (OH )
二.水溶液中的单相离子平衡
酸和碱在水溶液中的解离平衡
1. 酸、碱质子理论：
凡是给出质子(H+)的物质(分子或离子) 都是酸； 凡是能与质子结合的物质都是碱。
根据酸、碱质子理论，下述哪些是酸？哪些是碱？ HNO3 (aq) H+(aq) + NO3-(aq) NH4+(aq) H+(aq) + NH3(aq)。 HCO3-(aq) H+(aq) + CO32-(aq)
x c盐 x Ka c酸 / c盐 Ka c酸 pH pKa lg c酸 / c盐 弱碱 — 强酸弱碱盐的缓冲体系：
酸
盐
pOH pKb lg c碱 / c盐
14
3. 缓冲溶液的选择和配置:
找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸 或弱碱，计算弱酸和弱酸盐的浓度比。
c酸 /c盐一般在0.1-10范围内具有缓 冲能力，故pH = pKa 1
pH pKa lg c酸 的缓冲溶液 应选择体系NaAc - HAc体系，pKa = 4.74 b. 欲配制 pH = 9.0 的缓冲溶液 ， 应选择 NH3NH4Cl体系, pKb = 4.74, pH = 9.26
15
4、配离子的解离 由中心原子或中心离子和几个中性分子或 其它离子(称为配位体)通过配位键结合而 成的复杂离子叫做配离子，又称为络离子， 络合离子。含有配离子的化合物叫做配位 化合物。
配合物的解离：
16
配离子的解离： 解离常数 不稳定常数 配离子生成： i
稳定常数
f
对同一类型的配离子来说， Ki越大， 配离子越易解离，配离子越不稳定。 配离子的稳定性用配离子的稳定常数 1 Kf Kf表示。
c/Kb >400
K a1c K bc
多元弱酸中,若K1K2K3 ,通常K1/K2>102,求 [H+] 时, 可做一元弱酸处理。
共轭酸、碱的解离常数关系： Ka Kb =Kw
●
13
1. 缓冲溶液:是一种能抵抗少量强酸、强碱和水
的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液。 2．缓冲溶液[H+] (pH)的计算 弱酸HA — 弱酸强碱盐MA HA H+ + A 初始 c酸 0 c盐 平衡 c酸 x cc 盐+ x c- x
kbp、 kfp分别为溶剂的摩尔沸点上升常数和摩尔凝
固点下降常数。它与溶剂的本性有关，不同
的溶剂数值不同，与溶质的本性无关。
(单位为K· kg· moL-1)。
6
渗透： 溶剂分子通过半透膜进入另一侧溶液的 扩散过程称渗透。☆单方向的扩散过程。
☆渗透压：是为维持被半透膜所隔开 的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡需 要的格外压力
拉乌尔定律：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，而与溶质的本性无关。 Δp = xB p(A) xB为溶质B的摩尔分数, p(A)是纯溶剂的蒸气压 。
★溶液的浓度越高，溶液的蒸气压下降越多。
3
思 考 题 为什么上图中仅标出了溶液的浓度，没有标出 溶液的名称？
酸
质子 + 碱
酸与碱 是一种共轭关系：
酸失去质子形成碱，称之为该酸的共轭碱, 碱结合质子形成酸，称之为该碱的共轭酸。 NH4+(aq) H+(aq) + NH3(aq) NH3称之为是NH4+的共轭碱。 NH4+称之为是NH3的共轭酸。
★越强的酸，其对应的共轭碱的碱性越弱。
水溶液中的单相离子平衡计算 以醋酸为例，设其起始浓度为 c，解离度为α HAc(aq) H+(aq)+Ac-(aq) 起始浓度/mol· dm-3 c 0 0 平衡浓度/mol· dm-3 c - c α cα cα 则： c c c 2