普通化学复习重点
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。
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 。
普通化学复习总结
普通化学复习总结第三章1.溶液的依数性——非电解质稀溶液的蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降以及渗透压等与溶液的质量摩尔浓度成正比，与溶质的本性无关。
2.酸碱质子理论认为凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱。
并提出了共轭酸碱的概念：共轭酸= 共轭碱+ H +K a •K b = K w(B))(OH )(HB b c c c K −+⋅=B+H 2O HB ++OH ˉ(HA))(A )(H a c c c K −+⋅=HA(aq) H +(aq) + A ˉ(aq)一元弱酸和一元弱碱的解离常数共轭酸碱解离常数的关系一元酸K a ·K b = K w二元酸K a,1·K b,2= K wK a,2·K b,1=K w 3.稀释定律溶液的解离度近似与其浓度平方根呈反比。
即浓度越稀，解离度越大，这个关系叫稀释定律。
c /K a a =cK a b /=c K c a =+)H (cK c b )OH (=−一元弱碱一元弱酸4．多元弱酸(碱)的解离是分级进行的，每一级解离都有一个解离常数。
一般情况下K a1>>K a2>>K a3，以一级解离为主。
因此以处理一元酸碱溶液的方法来计算其pH 值。
5．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，称为同离子效应。
6．缓冲溶液弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸所组成的溶液对外加的酸和碱具有缓冲能力。
缓冲溶液的pH)()(lgp pH 共轭碱共轭酸c c K a −=缓冲对之间的平衡：共轭酸= 共轭碱+ H +)()轭碱()H (a 共轭酸共c c c K ⋅=+)()()H (a 共轭碱共轭酸c c K c ⋅=+7.配离子解离平衡配离子在水溶液中存在解离平衡。
稳定常数和不稳定常数之间存在互为倒数的关系。
K 不稳=1/K 稳一种配离子可以转化为更稳定的配离子。
普通化学知识点总结完整版
普通化学知识点总结1. 化学基本概念1.1 物质的组成和分类物质是构成世界的基本实体，由原子、分子、离子等组成。
物质可分为纯净物和混合物。
纯净物又可分为元素和化合物。
元素是由同种原子组成的纯净物，化合物是由两种或两种以上不同元素组成的纯净物。
1.2 化学反应化学反应是物质在原子、离子或分子层面上发生原子或离子重新组合，形成新物质的过程。
化学反应遵循质量守恒定律、能量守恒定律和电荷守恒定律。
1.3 化学平衡化学平衡是指在封闭系统中，正反两个化学反应的速率相等，各种物质的浓度保持不变的状态。
化学平衡常数K表示平衡时反应物和生成物的浓度比。
2. 化学计量学2.1 摩尔概念摩尔是物质的量的单位，表示含有一定数目粒子的集体。
1摩尔粒子数为阿伏伽德罗常数，约为6.02×10^23。
2.2 化学方程式化学方程式表示化学反应的类型、反应物、生成物及反应条件。
化学方程式遵循质量守恒定律和电荷守恒定律。
2.3 摩尔计算摩尔计算涉及物质的量、质量、体积、浓度等之间的关系。
通过摩尔计算，可以确定化学反应中反应物和生成物的量。
3. 元素周期表与元素周期律3.1 元素周期表元素周期表是按照原子序数递增排列元素的科学工具，反映了元素的周期性变化规律。
元素周期表包含七个周期、十六个族。
3.2 元素周期律元素周期律是指元素性质随着原子序数递增而呈周期性变化的规律。
元素周期律包括原子半径、离子半径、电负性、金属性和非金属性等周期性变化。
4. 化合物与化学键4.1 化合物类型化合物可分为离子化合物、共价化合物和金属化合物。
离子化合物由正负离子通过离子键结合而成；共价化合物由共用电子对形成共价键的分子组成；金属化合物由金属原子通过金属键结合而成。
4.2 化学键化学键是原子间强烈的相互作用力。
化学键包括离子键、共价键、金属键和氢键等。
5. 溶液与浓度5.1 溶液溶液是由溶剂和溶质组成的均匀稳定的分散体系。
溶液的性质取决于溶剂和溶质的相互作用。
化学复习重点
化学复习重点【化学复习重点】篇章一：化学基础知识1. 原子结构和元素周期表- 电子、质子、中子的性质及排布- 元素周期表的组成和特点2. 化学键和分子式- 离子键、共价键和金属键的定义和区别- 原子与离子的配位数和化合价的计算3. 物质的性质和变化- 固体、液体和气体的性质及相互转化的条件 - 物理变化和化学变化的区别与实例4. 酸碱中和反应与盐类的生成- 酸的定义、性质及常见酸的分类- 碱的定义、性质及常见碱的分类- 酸碱中和反应的例子及盐类的生成规律篇章二：化学反应和化学方程式- 合成反应、分解反应、置换反应、还原氧化反应的特点及实例- 反应物和生成物的判断条件2. 化学方程式的平衡与配平- 平衡氧化还原反应和酸碱中和反应的配平方法- 方程式配平中的原子守恒、电荷守恒和质量守恒3. 摩尔计算和物质的计量关系- 摩尔质量与物质量的计算关系- 组成比、化学计量数和反应过程中物质的摩尔比4. 有机化学基础知识- 烷、烯和炔的结构和命名规则- 醇、酮、醛、羧酸等有机功能团的结构和命名规则篇章三：化学反应速率和平衡1. 化学反应速率和影响因素- 反应速率的定义和计算方法- 温度、浓度、催化剂等因素对反应速率的影响2. 化学平衡和平衡常数- 平衡常数的定义、计算和意义3. 平衡常数与反应方向的关系- 平衡常数和反应物浓度的关系- Le Chatelier原理及其应用4. 溶液中的平衡与溶解度积- 溶液中离子的活度、溶解度和溶解度积的定义 - 溶解度积与饱和溶液的关系和计算方法篇章四：化学能量和化学电池1. 化学反应的能量变化和化学能量计算- 化学反应的热效应和焓的变化- 反应热、燃烧热和生成热的计算方法2. 化学能量和热力学- 热力学第一定律和第二定律的概念- 熵变、自由能变化和平衡常数的关系3. 化学电池和电化学反应- 电解质溶液中的离子传导和电极反应- 单个电池和电池电势的计算及应用4. 化学反应速率和平衡与能量的关系- Gibbs自由能变化与反应可逆性的关系- 其他与能量变化相关的化学反应和平衡的研究篇章五：化学实验基础和安全1. 实验室安全与常见危险物- 实验室安全措施和实验室常见的危险物质及其危害- 化学品的标志和存储要求2. 常用实验仪器和玻璃仪器的名称及用途- 常见实验仪器（如烧杯、试管、石英凹凸面镜等）的使用方法和注意事项- 玻璃仪器（如容量瓶、分液漏斗、滴定管等）的用途和处理方法3. 实验操作和数据处理- 实验室常用的基本操作和实验记录的要求- 数据处理的基本统计方法和误差分析的常见内容4. 化学实验中的常规实验和分析方法- 常规实验（如酸碱滴定、气体收集、溶液的稀释等）的操作步骤和相关知识- 常见的化学分析方法（如质量分析、光谱分析、电化学分析等）的原理和应用篇章六：化学在生活中的应用1. 化学与环境保护- 环境中的化学物质（如污染物、有机物和无机物）的来源和影响- 环境保护技术和环境监测方法的基本原理2. 化学与制药工业- 药物的分类和药物的研发过程- 药剂的制备方法和药物的质量控制要求3. 化学与食品工业- 食物中的化学成分和食品添加剂的种类与作用- 食品加工和储存过程中的化学反应和化学物质的控制4. 化学与新能源技术- 化学能源、太阳能和电池等新能源技术的基本原理- 新能源技术的应用和未来发展趋势【本文共30000字】。
《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。
普通化学复习要点
普通化学复习要点绪论1.化学的定义：化学是在原子和分子水平上研究物质的组成、结构和性质及其变化规律和变化过程中能量关系的科学2.化学的分支学科：无机化学：无机物有机化学：碳氢化合物及衍生物分析化学：测量和表征物理化学：所有物质系统高分子化学：高分子化合物若干新分支：环境化学、核化学等等3.化学的地位和作用：（1）是解决食物短缺问题的主要学科之一(2)化学化学继续推动材料科学发展(3)化学是提高人类生存质量和生存安全的有效保障(4)化学在能源和资源的合理开发和高效安全利用中起关键作用(5)化学是生命科学的重要支柱第1章热化学与能源1.几个基本概念(1)系统与环境系统：作为研究对象的那一部分物质和空间。
开放系统:有物质和能量交换封闭系统:只有能量交换隔离系统:无物质和能量交换环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间。
(2)相：系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分称为相。
根据相的概念，系统可分为单相（均匀）系统;多相（不均匀）系统相与相之间有明确的界面思考：O(l), H2O(g)和H2O(s)同时共存时系统1)101.325kPa，273.15K(0°C)下，H2中的相数为多少。
答：1）在此条件下，存在3相（气、液、固各一相；(s)分解为CaO (s)和CO2(g)并达到平衡的系统中的相数。
2) CaCO3答： 2）3相（气体1相，固体2相）(3)状态函数性质可分为两类：广度性质：其量值具有加和性，如体积、质量等强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压力等。
思考：力和面积是什么性质的物理量？它们的商即压强(热力学中称为压力)是强度性质的物理量。
由此可以得出什么结论？答：力和面积都是广度性质的物理量。
结论是两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量。
(4)过程与途径系统状态发生任何的变化称为过程；实现一个过程的具体步骤称途径。
思考：过程与途径的区别设想如果你要把20 °C的水烧开，要完成“水烧开”这个过程，你可以有多种具体的“途径”：如可以在水壶中常压烧；也可以在高压锅中加压烧开再降至常压。
化学知识复习要点总结
化学知识复习要点总结一、原子和分子1.原子的组成：原子核（质子、中子）、电子2.元素：具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子的总称3.相对原子质量：以一种碳原子（碳-12）质量的1/12作为标准，其他原子的质量（实际质量）与它相比较所得的值4.分子：保持物质化学性质的最小粒子，由原子构成5.化学式：用元素符号表示分子中各原子数的式子二、化学反应1.化学变化：物质在化学反应中生成其他物质的过程2.化学反应的本质：旧键断裂，新键形成3.化学方程式：用化学式表示化学反应的式子，包括反应物、生成物、反应条件4.化学计量数：化学方程式中各物质的系数，表示它们在反应中的物质的量比例5.置换反应：单质与化合物反应生成另外的单质和化合物的化学反应6.复分解反应：两种化合物相互交换成分生成另外两种化合物的化学反应三、有机化学基础1.有机化合物：含有碳元素的化合物，除了一氧化碳、二氧化碳、碳酸盐等2.有机物的官能团：决定有机物性质的原子或原子团，如羟基、羧基、氨基等3.烃：仅含碳、氢两种元素的有机化合物4.烃的衍生物：烃分子中的氢原子被其他原子或原子团所取代而形成的化合物5.糖类、脂肪、蛋白质：生物体三大有机营养物质四、溶液和浓度1.溶液：一种或几种物质分散到另一种物质中，形成均一的、稳定的混合物2.溶质：被溶解的物质3.溶剂：溶解其他物质的物质4.溶液的浓度：溶质在溶液中的质量或体积比例5.饱和溶液：在一定温度下，一定量的溶剂里不能继续溶解某种溶质的溶液6.不饱和溶液：在一定温度下，一定量的溶剂里还能继续溶解某种溶质的溶液7.酸：在水溶液中电离出的阳离子全部是H+的化合物8.碱：在水溶液中电离出的阴离子全部是OH-的化合物9.盐：由金属离子（或铵根离子）与酸根离子组成的化合物10.酸碱中和反应：酸与碱作用生成盐和水的反应11.缓冲溶液：含有弱酸和弱碱或它们的盐的溶液，能抵抗外界的少量酸或碱加入而使pH变化不大六、氧化还原反应1.氧化还原反应：反应中电子的转移2.氧化剂：在反应中得到电子，氧化其他物质的物质3.还原剂：在反应中失去电子，还原其他物质的物质4.电极：氧化还原反应中发生电子转移的物质5.电池：将化学能转化为电能的装置，由正极、负极、电解质等组成七、化学实验基本操作1.仪器的使用：如烧杯、试管、蒸馏瓶、滴定管等2.常见操作：溶解、过滤、蒸发、蒸馏、萃取、分液、滴定等3.实验安全：了解实验室安全规则，避免危险事故的发生4.数据处理：有效数字、四舍五入、误差分析等八、常见物质的性质和用途1.氧气：支持燃烧和呼吸2.氢气：作为燃料和还原剂3.碳酸钙：用作建筑材料和补钙剂4.食盐：调味品和防腐剂5.硫酸：工业原料和实验室试剂6.酒精：燃料和消毒剂7.酸碱指示剂：用于判断溶液的酸碱性习题及方法：一、原子和分子1.习题：元素X的相对原子质量为24，其单质的化学式为X。
普通化学复习重点
※蒸汽压方程：描述蒸汽压和温度关系的数学函数式，叫克拉佩龙-克劳修斯方程式 或
当温度差不是太大时，可以用不同温度下蒸气压的实验值计算液体在该温度区间的平均蒸发焓，ΔHvap是温度的函数，因此不是在所有的温度范围内logP－1/T作图都是直线关系
※状态函数焓(H) : H = U + PV ; Qp= H2－H1=ΔH在等压过程中，体系吸收（或释放）的热量，全部用于增加（或减少）体系的焓。同样，在等容过程中，体系吸收（或释放）的热量，全部用于增加（或减少）体系的内能，ΔU = Qv= nCvΔT。
※ΔH与ΔU的关系：在只涉及固态和液态的反应，PΔV项可忽略，则ΔU~ΔH
※功: 除热以外，其它各种被传递的能量，如机械功，膨胀功，电功和表面功等。体系得到能量为正，放出能量为负
※活塞做功: W = F/S•S•ΔX = －P外ΔV （体系体积变化时环境传递给体系的能量称为环境对体系所作的压强-体积功）
※内能：体系中各种形式运动能量的总和，用U或E表示。目前仍无法测量、计算一个体系内能的绝对值，但是内能变化的相对值（ΔU），可以通过两个状态之间能量的得失来求出，与过程无关。
※热力学第一定律:ΔU = Q + W W=-P外ΔV（只有体积功的时候）
※通过不同途径从同样的初态膨胀或压缩到同样的终态环境对体系的功不同。由此给出一个重要结论：压强-体积功是一个和途径有关的物理量。
※物理学上把一个体系能通过原途往返而环境无功损失的过程称为可逆过程；而把往返路径不一致因而环境有功损耗的过程叫做不可逆过程。
普通化学知识点总结
普通化学知识点总结化学是一门研究物质组成、性质、结构、变化规律及其应用的科学。
下面是一些普通化学知识点的总结。
1.物质的分类：物质可分为纯物质和混合物。
纯物质可进一步分为元素和化合物。
混合物可分为均匀混合物和非均匀混合物。
2.元素：元素是由相同类型的原子组成的物质。
元素按照原子数目的不同可分为金属、非金属和半金属。
3.周期表：周期表是按照元素的原子数目和化学性质进行排列的表格，包括了所有已知的元素。
周期表的每一行称为一个周期，每一列称为一个族。
4.原子结构：原子由质子、中子和电子组成。
质子位于原子核中，中子也位于原子核中，而电子则围绕原子核轨道运动。
5.原子序数和原子量：原子序数指的是元素的周期表中的序数，代表了元素中的质子数目。
原子量是元素一个原子的平均质量，包括了质子和中子的质量。
6.化学键：化学键是原子之间的吸引力力量，有离子键、共价键和金属键等不同类型的化学键。
7.化学反应：化学反应是物质发生变化的过程，包括反应物和生成物。
化学反应符号方程式是用来描述化学反应的化学式。
8.配位化合物：配位化合物是由一个中心金属离子和一定数量的可与之形成配位键的配位体组成的化合物。
9.酸碱反应：酸碱反应是指酸和碱中的质子（H+）和氢氧根离子（OH-）之间的结合和解离。
10.有机化合物：有机化合物是碳元素的化合物，包括了烃、醇、醚、酮、醛、酸、酯、胺等多种类型。
11.氧化还原反应：氧化还原反应是指化学反应中原子、离子或者分子的电荷状态发生变化的过程。
12.功能性基团：功能性基团是有机化合物分子中决定其化学性质和功能的部分，如羟基（-OH）和氨基（-NH2）等。
13.pH值：pH是表示溶液酸碱性强弱的指标，是负对数形式的酸碱离子浓度指标。
14.沉淀反应：沉淀反应是指溶液中两种离子生成不溶于水的沉淀物的反应。
15. 摩尔质量：摩尔质量是一摩尔物质的质量，通常以克/摩尔（g/mol）为单位表示。
以上只是一些普通的化学知识点，化学涉及的领域非常广泛，还有许多其他的知识和概念需要进一步学习和理解。
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。
普通化学重点
普通化学重点普通化学是一门关于基础化学原理和概念的学科，它对于化学领域的研究和应用有着非常重要的作用。
以下是一些普通化学的重点内容：1.原子和分子结构：普通化学中最基础的概念就是原子和分子结构。
这包括原子的核和电子结构，以及分子的成分和结构。
这些概念对于我们理解化学反应、化学键和化学反应速率有着重要的作用。
2.化学反应和化学方程式：化学反应和化学方程式是普通化学中的一个非常重要的概念。
了解化学反应的类型、速率和影响因素以及如何编写和平衡化学方程式对于我们预测化学反应和解释化学现象非常重要。
3.化学键和分子间相互作用：了解分子间的化学键以及它们如何形成和断裂对于我们理解分子的性质和反应机制非常重要。
在普通化学中，我们学习了共价键、离子键、金属键、氢键和范德华力等不同类型的化学键和分子间相互作用。
4.热力学和化学动力学：热力学和化学动力学是普通化学中的两个重要的分支学科。
热力学主要研究化学反应发生或进行时的能量转移和物质转移，而化学动力学研究原子或分子之间的反应速率、反应机理和反应动力学等问题。
5.电化学和电解质溶液：电化学和电解质溶液也是普通化学中的一个重要方向。
这包括电解质的溶解和电离、电化学反应和电化学电池等。
电化学在生命科学、环境和能源等领域中有着重要的应用。
6.材料化学和环境化学：材料化学和环境化学是普通化学中涉及到的两个重要的应用领域。
材料化学主要研究材料的结构、性质和应用，环境化学则涉及到对环境中存在的污染物和有害物质的监测、分析和处理等。
以上六个方面是普通化学中的一些重点内容，它们是我们理解化学现象、解决化学难题和拓展化学应用的基础。
当然，这些内容只是普通化学中的一部分，随着化学领域的发展和进步，我们还会涉及到很多新的概念和应用。
普通化学各章总结重点
2014第一章热化学与能源一、总体要求：1.了解若干热力学基本概念和反应热效应q 的测定;2.理解热化学定律及其应用；掌握反应的标准摩尔焓变的近似计算；3.了解能源的概况和我国能源的特征，及可持续发展战略。
1. 重要概念：状态函数（什么量是状态函数，什么量不是状态函数？）； 热力学标准态（标准浓度、标准压力）； 反应进度（ξ）；标准摩尔生成焓（据其定义会表示和计算Δf H θm ；注意稳定态单质的为零；2. 盖斯定律（注意使用条件）；(1)盖斯定律的推论：若化学反应相加减，则其反应热也随之相加减（注意：方程式乘以某一系数，反应热也随之乘以某一系数；方程式方向改变，反应热符号随之改变）。
(2)反应的标准摩尔焓变的计算△r H m θ(298.15K)的计算公式； 注意事项（1）生成物-反应物（2）公式中化学计量数与反应方程式相符（3）注意Δf H θm 的正、负值（4）反应的标准摩尔焓变温度影响)K 15.298()(m r m r H T H ∆≈∆第二章、化学反应的基本原理与大气污染一、 总体要求：1.理解并掌握促使化学反应能够进行的动力是什么？并会计算。
2.理解并掌握化学反应能够进行的程度有多大，如何表述和计算。
3.理解并掌握化学反应进行的快慢程度怎样，如何描述和表征。
4.了解大气污染物分类、性质及对大气造成的影响，了解清洁生产和绿色化学熵的概念和反应的标准摩尔熵变S （0K ）＝0（注意稳定态单质的不为零）;物质的标准熵值S θm 大小规律；反应标准摩尔熵变Δr S θm （298.15K ） 的计算公式 注意：吉布斯函数；反应标准摩尔吉布斯函数变（1）G = H –TS ΔG = Δ H–T Δ S （2）吉布斯判椐ΔG < 0 ，自发过程，过程能向正方向进行 ΔG = 0 ，平衡状态ΔG > 0 ，非自发过程，过程能向逆方向进行Δ H 、Δ S ΔG 符号的影响（据Δ H 、Δ S 的值判断方向或已知方向判断Δ H 、Δ S 的值）反应标准摩尔吉布斯函数变的计算Δr G θm (298.15 K)的计算：Δf G θm (物质，298.15 K)计算 利用△r H m θ(298.15K)和Δr S θm （298.15K ）求算：Δr G θm (298.15 K)= △r H m θ(298.15K)－298.15×Δr S θm （298.15K ）Δr G θm (T)的计算：Δr G θm (T)≈△r H m θ(298.15K)－T ×Δr S θm （298.15K ）标准平衡常数k θcθpp θk θ只是温度的函数,温度一定, k θ为一常数,不随浓度或压力而变。
《普通化学》知识点整理
《普通化学》知识点整理普通化学是化学的基础学科，涵盖了化学的基本理论和实践知识。
下面对普通化学的知识点进行整理。
1.原子结构：-原子的组成：原子由质子、中子和电子组成。
-元素的原子序数：原子核中质子的个数，也是元素的标志。
-质子数和电子数：原子的电荷数为质子数，电子数与质子数相等。
-能级和轨道：电子围绕原子核的运动轨道，由能级和子能级组成。
-电子结构：描述原子中各轨道上电子的分布情况。
2.化学键和分子结构：-离子键：由正负电荷之间的吸引力形成，常见于金属和非金属之间的化合物。
-共价键：原子通过共享电子形成的键，常见于非金属之间的化合物。
-极性与非极性：分子中原子间电子的共享程度决定了分子的极性。
-分子结构：分子中原子之间的连结方式和空间布局的组合形式。
3.化学方程式和平衡：-化学方程式：用化学符号和化学式表示化学反应的过程。
-反应物和生成物：反应物参与反应的物质，生成物是反应后产生的物质。
-反应的热力学：反应的能量变化、熵变和自由能变化。
-化学平衡：反应物与生成物浓度达到一定比例时，反应达到平衡状态。
-平衡常数和平衡常量：表示反应体系平衡程度的量值。
4.反应速率和化学平衡：-反应速率：反应物消耗或生成物产生的速度。
-影响反应速率的因素：浓度、温度、催化剂和表面积等。
-平衡与动态平衡：反应在两个相反的方向上同时进行，最终达到一个稳定状态。
5.酸碱和盐：-酸碱理论：酸是能够提供H+离子的物质，碱是能够提供OH-离子的物质。
-pH和酸碱度：表示溶液酸碱性的指标，pH越低表示酸性越强。
-酸碱中和反应：酸和碱反应生成水和盐的反应。
-盐的命名：根据阳离子和阴离子的名称来给盐命名。
6.氧化还原和电化学：-氧化还原反应：包括氧化和还原两个反应过程。
-氧化剂和还原剂：氧化剂是接受电子的物质，还原剂是提供电子的物质。
-电池和电解：电池是将化学能转化为电能的装置，电解是利用电能促使非自发反应进行。
-电位和电极反应：电位是产生电流的动力，电极反应包括氧化和还原两种反应。
大一普通化学原理重要知识点
大一普通化学原理重要知识点化学作为一门自然科学，是研究物质的组成、性质、变化和能量转化的学科。
在大一的学习过程中，普通化学原理是奠定化学基础的重要一步。
下面将介绍一些大一普通化学原理的重要知识点。
1. 原子结构原子是构成物质的基本单位，由原子核和电子组成。
原子核由质子和中子组成，质子带正电荷，中子没有电荷。
电子带负电荷，围绕原子核的轨道上运动。
原子的质量主要由质子和中子决定，电子质量很小可以忽略。
2. 元素周期表元素周期表是根据元素的原子序数和电子排布规律排列的一种方式，可以清晰地展示元素的性质和规律。
周期表中的每一个行称为一个周期，每一个列称为一个族。
周期表的左边是金属元素，右边是非金属元素，中间是过渡金属元素。
3. 化学键化学键是由原子之间的电子相互作用形成的，分为离子键、共价键和金属键。
离子键是通过电子转移而形成的，共价键是通过电子共享而形成的，金属键是金属原子间的集体电子形成的。
4. 物质的分类物质可以分为纯物质和混合物。
纯物质包括元素和化合物，元素是由相同类型的原子组成的，化合物是由不同类型元素的化学键结合而成的。
混合物是由两种或两种以上的纯物质混合而成的，可以分为均相混合物和非均相混合物。
5. 化学反应化学反应是指物质发生化学变化，形成新的物质。
化学反应的描述可以通过化学方程式来表示，反应物写在方程式的左边，生成物写在方程式的右边。
化学反应通常会伴随着能量的转化，可以是放热反应或者吸热反应。
6. 反应速率和化学平衡反应速率是指化学反应在单位时间内发生的变化量，可以通过实验测得。
影响反应速率的因素包括温度、浓度、催化剂等。
化学平衡是指反应物和生成物浓度达到一定比例后，反应停止，但是反应物和生成物仍然存在。
平衡常数可以描述化学平衡的程度。
7. 溶液和电解质溶液是由溶质溶解在溶剂中形成的，可以分为饱和溶液、过饱和溶液和稀释溶液。
溶解度是指单位溶剂中能溶解的最大溶质量。
电解质是能在水溶液中形成离子的物质，可以分为强电解质和弱电解质。
大学普通化学复习知识点要点
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。
大一普化常考知识点汇总
大一普化常考知识点汇总化学作为一门科学，是自然科学中非常重要的一部分。
在大一普通化学课程中，有一些常考的知识点对学生的理解和学习起着重要的引导和指导作用。
本文将对这些常考的知识点进行汇总和总结，以帮助学生在学习和复习中更好地掌握这些内容。
1. 元素周期表元素周期表是化学学习的基础，它将所有已知的元素按照一定的规律排列起来。
学生应该熟悉元素周期表的结构和元素的排列规律，包括原子序数、原子量、元素符号等基本信息。
同时，还要了解元素周期表中的各个区域，如主族元素、过渡元素、稀有气体等。
2. 原子结构原子是化学世界中的基本单位，学生需要了解原子的结构和组成。
包括原子核、质子、中子和电子等基本概念，还要了解原子的电子排布规律和电子层次等知识点。
此外，了解原子的大小、电离能和电子亲和能等性质也是常考的内容。
3. 化学键化学键是化学反应和化学变化的基础，学生需要了解常见的化学键类型，如离子键、共价键和金属键等。
同时，也要了解化学键的形成和断裂的原理，以及相关的化学键能和键长等性质。
4. 反应平衡化学反应是化学中非常重要的概念，学生需要了解化学反应的基本特征和表达方式，包括化学方程式、摩尔比例和化学反应的速率等。
此外，学生还需要了解反应平衡的条件和表达式，以及平衡常数和平衡位置的概念。
5. 溶液和溶解度溶液是化学中常见的概念，学生需要了解溶液的基本概念和组成，包括溶质和溶剂等。
此外，学生还需要了解溶液中溶质的溶解度和溶解度规律，以及浓度的计算和表示方法。
6. 酸碱中和反应酸碱中和反应是化学中重要的反应类型，学生需要了解酸碱的定义和性质，以及酸碱中和反应的基本原理和方程式。
同时，还要了解常见酸碱指示剂和酸碱滴定等实验方法。
7. 氧化还原反应氧化还原反应是化学中常见的反应类型，学生需要了解氧化还原反应的基本原理和方程式，包括氧化剂、还原剂、氧化数和电子转移等概念。
此外，还要了解电化学电池和电解质溶液等相关内容。
8. 气体和气体定律气体是化学中研究的重要对象，学生需要了解气体的性质和行为，包括气体分子的间距和运动方式，以及压力、体积和温度等气体定律。
普通化学各章要点总结
普通化学各章要点总结《普通化学》复习提纲第一章1.状态函数特征：①唯一；②DZ与途径；③强、广度；④循环∮dZ=02.体积功的计算：W体积==-p外DV(恒外压)Q(+吸)，W(+体系得到能量)3.热力学第一定律：DU=Q+W4.热力学标准态：①气体：纯、理想气体行为、标准压力(p=pq=100 kPa)混合气体：各组分分压均为标准压力pq②液体、固体：纯、p=pq③溶液中的离子：p=pq，质量摩尔浓度m=mq=1 mol·kg-15.恒温、恒压过程，下列物理量的意义与计算方法DfHmθSmθDfGmθDrHmθDrSmθDrGmθ6.盖斯定律：反应式可以作为代数方程式运算及其推广：，7.Gibbs公式：(任意温度下的Gibbs函数)转向温度：相变温度：(例：MCO3的分解温度计算)8.任意条件(非标准)下(化学反应等温方程)：+，9.标准平衡常数:，及等压方程：10.与的关系：=-用于和的相互计算注意：1)温度T时的必须用Gibbs公式计算2)注意单位的统一：的kJ·mol-1与RT的J·mol-1(·K-1·K)统一3)以及的大小与反应方程式的系数有关11.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：ΔrHm＝Ea正－Ea逆3.浓度对反应速率的影响——质量作用定律(基元反应)：v＝k·cAa·cBb4.温度对反应速率的影响——阿累尼乌斯(Arrhenius)经验公式：k＝Zexp(-Ea/RT)不同温度下k的计算(直线关系)：或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.溶剂的蒸气压、溶液的蒸气压、溶液的蒸气压下降:Raoult定律:3.溶剂、溶液的沸点、凝固点溶液的沸点上升、凝固点下降：Δtb=tb’-tb=Kbm；Δtf=tf’-tf=Kfm4.依数性：Δtb、Δtf只与m有关与m为何物无关5.离子平衡及其计算：，Ksp。
化学复习知识点总结
化学复习知识点总结一、化学元素周期表1. 基本结构：元素周期表是根据元素原子序数的大小和元素性质的周期性而排列成的一张表格。
2. 元素周期表的分区：元素周期表可以分为主族元素、副族元素、过渡金属、稀有气体和内过渡金属等几个部分。
3. 主族元素：主族元素是指元素周期表第1族至第8族的元素，它们的化合价具有一定的规律，例如第一族的化合价为+1，第二族的化合价为+2，第三族的化合价为+3，依次类推。
4. 副族元素：副族元素是指元素周期表中除主族元素之外的元素。
它们的化合价较为多变，无明显规律。
5. 过渡金属：过渡金属是指元素周期表中位于3~12族的金属元素。
它们的原子结构复杂，化合价存在多态性。
6. 稀有气体：稀有气体是元素周期表中的第18族元素，它们具有很稳定的化合价。
7. 内过渡金属：内过渡金属是指元素周期表中位于f区块和d区块的金属元素。
二、化学键1. 化学键的类型：化学键可以分为离子键、共价键、金属键等几种类型。
2. 离子键：离子键是指由金属元素和非金属元素通过电子转移形成的一种化学键。
在离子晶体中，阳离子和阴离子按照一定的比例排列组成晶体结构。
3. 共价键：共价键是由共享电子形成的一种化学键。
共价键可以分为极性共价键和非极性共价键，其中极性共价键是指由不同电负性的原子形成的共价键，电子云会偏向电负性较大的原子。
4. 金属键：金属键是由金属元素之间通过电子海波形成的一种化学键。
5. 杂化轨道：杂化轨道是指原子内层电子和外层电子混合形成的一种轨道，它有助于理解共价键和分子的空间构型。
三、化学反应1. 化学反应的类型：化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应、析出反应和氧化还原反应等几种类型。
2. 合成反应：合成反应是指两种或多种物质结合形成新的物质的化学反应。
3. 分解反应：分解反应是指一种物质分解为两种或多种物质的化学反应。
4. 置换反应：置换反应是指单质和化合物之间的位置互换的化学反应。
普通化学知识点总结完整版
普通化学知识点总结完整版一、化学基础知识1. 元素：抗氧化剂、金属元素、非金属元素、重要元素、微量元素2. 化合物：酸、碱、盐、氧化物、酒精、醛、酮、酯、脂肪酸、糖类3. 化学反应：化学平衡、化学能、化学式、化学反应速率、化学催化、化学热力学二、物质的性质1. 物质状态：气态、液态、固态2. 能态、量态、物态三态的关系3. 水的物理性质、化学性质4. 空气成分、空气的密度、空气中的氧气、氮气、二氧化碳、水蒸气5. 水溶性、油溶性、极性、非极性三、化学实验1. 实验操作：溶解、吸收、沉淀、过滤、蒸发、升华、冷凝2. 实验设备：烧杯、容量瓶、三角瓶、试管、pH计、天平、恒温水浴器3. 实验技术：分析、稀释、放大、标定、比较、反应、测定、取样四、化学反应1. 双价、三价、四价、五价元素2. 酸碱反应、置换反应、化合反应、分解反应、氧化还原反应、酸酐化反应3. 氧化、还原、过氧化、加氢、脱氢、加氧、脱氧等反应4. 化学品的稳定性、杂质对反应的影响、反应产物纯度五、化学材料1. 金属材料：铜、铁、铝、锌、镁、钛、铬、钴、镍、银、金、钨等2. 非金属材料：炭黑、聚合物、树脂、玻璃、橡胶、陶瓷、石墨、石灰石、石膏等六、化学分析1. 化学分析技术：比色法、滴定法、色谱法、光谱法、电化学分析、分子筛分析、荧光分析2. 化学分析分离技术：萃取、蒸馏、结晶、电泳、色层分离、透析等3. 化学分析方法：重量法、容积法、化学计量、标准化、数据处理七、化学应用1. 化学在生产中的应用：化工、冶金、制药、纺织、塑料、能源等2. 化学在生活中的应用：化妆品、食品、药品、清洁剂、杀虫剂、火药、烟花等3. 化学在环境中的应用：污染控制、废水、废气、废固体、环保材料总结：化学是自然科学中非常重要的一门学科，涉及到生活中的方方面面。
通过学习化学，能够提高我们对物质世界的认识和了解，对于我们的日常生活和未来的发展也具有重要的意义。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
※摩尔分数：x i = n i /n 总※Boyle 波义耳定律: P 1V 1 = P 2V 2 = K (n,T) 查理-盖･吕萨克定律（等压过程）: V 1/T 1 = V 2/T 2 = K(n,P) ，T = t + 273.2※物理学中就把 T = 0°C 、P = 1atm 、n = 1 mol 、V = 22.415 L 称为气体的标准状态, 1 mol 气体的体积是 22.415 L※理想气体方程: PV = nRT※极限密度法测定气态物质的精确分子量: 极限密度法：在一定温度下，精确测量气态物质在不同压强时的密度ρ;并计算不同压强时的压强-密度比P/ρ。
然后以P/ρ对P 作图，将所得的直线外推到P = 0，从图上直接读取直线在P/ρ轴上的截距(P/ρ)0值；这样，便可以用计算式 M = RT / (P/ρ)0 计算气态物质的精确分子量M.( PV/n = RT ， PVM/m = RT ， PM =ρRT , PM =ρRT, M =ρRT/P ) ※气体分压定律: P A V 总 = n A RT, P B V 总 = n B RT, P C V 总 = n C RT 三者之和： （P A + P B + P C ）V 总 = （n A + n B + n C ）RT 混合气体中各气体成份的分压是它们的摩尔分数和总压的乘积：P i = x i ･P 总 ※分体积定律: P 总V i = n i RT※综合分体分压：X i = V i /V 总 = P i /P 总， P i V 总 = P 总V i （式中，P i 为n i 在V 总时的压力，V i 为n i 在P 总时的体积）注意：P i V i ¹ n i RT※实际气体方程（范德瓦尔斯方程）： (P +n 2a V 2)(V −nb )=nRT （其中a 和b 称为范德瓦尔斯常数，可以查表）※临界状态：对于气体而言，超过临界温度后，无论压力多大，气体都不会凝聚为液态，临界点的T 、P 称为临界T 、P ※蒸发焓：等温等压下，1 Mol 液体转变为蒸汽的过程中所吸收的能量※凝固焓：等温等压下，1 Mol 蒸汽转变为液体的过程中所放出的能量（与蒸发焓数值相等，符号相反）※平衡（饱和）蒸气压: 一定温度下，气－液相达平衡时（动态平衡）蒸气相的压强称为液体在该温度下的平衡（饱和）蒸气压，简称蒸气压，只与T 、物质的性质有关，与V 无关.※蒸汽压方程：描述蒸汽压和温度关系的数学函数式，叫克拉佩龙-克劳修斯方程式 logP 2P 1=−∆H vap2.303R (1T 2−1T 1)或lnP 2P 1=−∆H vap R(1T 2−1T 1)当温度差不是太大时，可以用不同温度下蒸气压的实验值计算液体在该温度区间的平均蒸发焓，ΔH vap 是温度的函数，因此不是在所有的温度范围内logP －1/T 作图都是直线关系如果液体的蒸发焓已知，则可以根据一定温度下的蒸气压计算同一液体在其他温度下的蒸气压；T 升高，P 也升高；把蒸汽压曲线图上的纵坐标换成外压，其横坐标就是液体的沸点；所以也可以用克拉佩龙-克劳修斯方程式计算液体在不同外压时的沸点※升华和沉积: 等温等压条件下，1 mol 固体完全转变为蒸气的过程中吸收的热量称为固体的升华焓ΔH sub ；1 mol 气体沉积时的焓变和同温同压下固体的升华焓数值相等，符号相反。
※固体的平衡蒸气压:一定温度下，气固平衡时蒸气相的压强是该温度下固体的平衡蒸气压。
lnP 2P 1=−∆H sub R(1T 2−1T 1)※正常升华点: 固体的蒸气压和外压相等时的温度称为该压强下物质的升华点。
外压为1 atm 时的升华点则称为正常升华点。
※三相点： 有三个相同时存在并达到平衡的点称为物质的三相点。
在三相点温度以上，气液相平衡是热力学稳定的；在三相点温度以下则是气固相平衡的热力学稳定区域。
※等温等压下，1 mol 固体完全转变为液体的过程中吸收的热量称为固体的熔化焓ΔH fus 。
按能量守恒定律，在确定温度和压强下，物质的熔化焓和蒸发焓之和应等于它的升华焓。
凝固是熔化的逆过程，在温度和压强相同的条件下，1 mol 液体变为固体时的焓变应当是同一物质的熔化焓的负值。
※克拉佩龙方程: 普遍适用于一切相平衡体系气液平衡： 气固平衡：固液平衡： H vap 为液体的蒸发焓，H subl 为固体的升华焓，H fus 为固体的熔化焓T b ，T subl 和T f 依次为液体的沸点，固体的升华点和固体的熔点※相律: 多相之间达到平衡时一定要符合的规律, 在体系的组分数C 、相数P 和自由度数F 之间有确定的内在联系，并从理论上推导出它们之间的定量关系为：P = C - F + 2※已知：A 的质量为w A ，化学量为n A = w A /M A B 的质量为w B ，化学量为n B = w B /M B 溶液的密度为：ρ = (w A + w B )/V当质量w 的单位为g ，体积V 的单位为mL 时:摩尔分数X A ：溶液中溶质的物质的量与溶质和溶剂的总物质的量之比 X A =n A n A +n B)]()([l V g V T H dTdP m m b vap-∆=)]()([s V g V T HdT dP m m subl subl -∆=)]()([s V l V T H dT dPm m f fus -∆=质量摩尔浓度m A ： 1000g 溶剂中所含溶质的物质的量 m A =n A w B×1000物质的量的浓度（体积摩尔浓度）C A ：1000mL 溶液中溶质物质的量 C A =n A V×1000对于溶质量很少的稀溶液：w A + w B ≅w B ，n A + n B ≅n B ，V ≅V B 。
换算关系可以简化为 C A =ρm A ; X A =V B 1000n BC B ; X A =w B m A 1000n B=M B m A 1000※溶解度: 溶质X 的饱和溶液是指与未溶解完的溶质X 处于平衡状态的溶液。
该溶液的浓度就是溶质X 在该溶剂中的溶解度。
溶解度的通用单位是：100g 溶剂溶解溶质的克数（g/100g ） ※影响溶解度的因素: ①温度 lnS A2S A1=−∆H sol °R(1T 2−1T 1) 其中S A1和S A2分别为溶质A 在温度T 1和T 2时的摩尔溶解度, ∆H sol °为溶解焓。
若溶质在溶解过程中发生了其他反应，上述关系就不再适用。
②压力(对S －L ，L －L 体系影响不大，但对G －L 体系，压力对气体溶解起重要作用)亨利定律：在一定温度下，气体的溶解度和它的分压成正比C g = K ･P g 或P = K HX X ，X 为气体溶质的摩尔分数，或者P = K Hm m 或P = K HC C※蒸汽压下降：一定温度下，非挥发性溶质稀溶液的蒸气压比纯溶剂的蒸气压低拉乌尔定律：P 1 = x 1 • P 10 对一双组分溶液，溶质摩尔分数 x 2 = 1-x 1则P 10- P 1 = ΔP 1 = P 10 - P 10 x 1 = P 10（1- x 1）= P 10 x 2这是拉乌尔定律另一种表示式，即在一定温度下，非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶液中溶质的摩尔分数成正比，比例常数是同一温度下纯溶剂的蒸气压。
ΔP 1 = P 10 x 2 非理想双液系不服从拉乌尔定律※溶液的沸点上升ΔT b 和溶质A 的质量摩尔浓度m 成正比：ΔT b ＝K b m （式中K b 称为溶剂的摩尔沸点上升常数）※稀溶液的凝固点降低ΔT f 也和溶质A 的质量摩尔浓度m 成正比：ΔT f = K f m(式中的比例常数K f 称为溶剂的摩尔凝固点降低常数) ※理想溶液的渗透压方程式与理想气体状态方程式形式是相似的: πV = nRT （π为渗透压，注意R 的值，在四种依数性中只有渗透压对溶质的化学量是最敏感的）以上这四种依数性定律只适用于非电解质、非挥发性溶质的稀溶液凡符合这些定律的溶液叫做理想溶液，否则就是非理想溶液。
※离子溶液的依数性： π’=iCRT ∆P '= i P °X 溶质； ∆T b ' = i K b m ； ∆T f ' = i K f m※一定温度下，由A 、B 二种挥发性液体所形成的理想溶液的总蒸气压P = P A + P B = 其中X A(l) 和X B(l) 分别为液相中A 和B 的摩尔分数。
按分压定律，蒸汽相中二者的摩尔分数为X A(g) = P A /P 和 X B(g) = P B /P在理想双液系达气液相平衡时，气相组成和液相组成不同，蒸气相中蒸气压大的那个组分的含量比在液相中高 ※非理想双液系不服从拉乌尔定律第一类非理想双液系：溶液形成时放热,溶液的蒸气压小于按拉乌尔定律计算的理论值。
极性较大的液体所形成的体系都对拉乌尔定律呈负偏离。
第二类非理想双液系：溶液形成时吸热,溶液的蒸气压大于按拉乌尔定律计算的理论值。
二种极性差得颇大的液体所形成的双液系都对拉乌尔定律呈正偏离。
※晶体的特性：a.具有规则的几何外形，非晶体则没有。
b.具有确定的熔点，非晶体只有软化温度。
c.具有各向异性，即在不同的方向上有不同的导电性、导热性等。
※14种布拉维格子※一个晶格所含的结点数计算规则处于晶格顶角的结点为8个毗邻的晶格共有，每个晶格只分摊到这个结点的1/8 处于晶格面心的结点为2个毗邻的晶格共有，每个晶格只分摊到面心结点的1/2 处于晶格体心的结点只能属于1个晶格，体心晶格就有1个体心结点 简单晶格的结点数为 8(1/8) = 1个 底心晶格的结点数为 8(1/8) + 2(1/2) = 2个 面心晶格的结点数为 8(1/8) + 6(1/2) = 4个体心晶格的结点数为 8(1/8) + 1= 2个P X P X A A l B B l ()()+※晶体的类型a.金属晶体b.离子晶体c.共价晶体d.分子晶体※球密堆积结构 (金属晶体的基本结构）: 第一类堆积方式:六方密堆积; 第二类堆积方式:立方密堆积 ※两种结构的金属晶体的晶胞: 立方、六方密堆积金属原子配位数=12; 体心立方堆积结构金属原子配位数=8 ※晶格及离子、共价晶体见PPT 3-b~4-a※热: 体系与环境之间因温度差而传递的能量。
（Q ）卡（cal ）= 4.18焦耳（J ）体系吸热：正值; 体系放热：负值 ※功: 除热以外，其它各种被传递的能量，如机械功，膨胀功，电功和表面功等。
体系得到能量为正，放出能量为负 ※活塞做功: W = F/S •S •ΔX = －P 外ΔV （体系体积变化时环境传递给体系的能量称为环境对体系所作的压强-体积功）※内能：体系中各种形式运动能量的总和，用U 或E 表示。