大学普通化学总结
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类型：计算溶度积、溶解度、判断沉淀是否生成（加入氨水或加入缓冲溶 液）、判断分步沉淀的顺序、判断沉淀的转化等
四、影响水解反应的因素 水解离子的本性、盐溶液的浓度、温度和溶液的pH值。
一、填空题： 1、已知氨水溶液中，
c(OH-)=2.410-3 moldm-3，则此氨水
12.28 。
的浓度为 0.32 moldm-3。（Kb=1.810-5 ）
G nFE nF
第四章
氧化还原反应和电化学 P82
4、判断氧化还原反应进行的程度：
nE n lg K T=298K： 0.059 0.059
5、对于一个化学反应，下列说法正确的是： ( D ) A. 浓度越小，反应速率越快； B. 温度越小，反应速率越快；
C. 活化能越大，反应速率越快；D. 活化能越小，反应速率越快 6、反应 H2 (g)+Br2 (g) ⇌ 2HBr(g) 在800K时 K=3.8×105，1000K时K=1.8×103，则此反应是： ( B ) A. 吸热反应；B. 放热反应；C.无热效应的反应；D.无法确定
二、化学平衡 1、概念及其物理意义
化学平衡的特点、标准平衡常数定义、活化能、 多重平衡规则及其应用(电解质溶液、配位化合物) ＊可逆反应的平衡常数是互为倒数的关系。
对于任一可逆反应：
aA bB gG dD
平衡时，各物质浓度符合：
[c(G ) / c ]g [c( D) / c ]d K [c( A) / c ]a [c( B ) / c ]b
0.059 c( H ) / c lg 2 p( H 2 ) / p
2
第四章
氧化还原反应和电化学 P82
标准E
三、电极电势的应用（综合计算题）
1、计算原电池的电动势：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： (1)标准态时通过 G 或E 的符号判断； G nFE (2)非标准态时通过G或E的符号判断。
三、化学反应速率
P32
Ea RT
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？(21页) 催化剂的作用：
k Ze
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。
注意: (1) G<0 反应正向进行。 (2) 计算时G和G的单位采用J mol-1。 ③任一可逆反应： aA bB gG dD
[c(G ) / c ]g [c( D) / c ]d Q [c( A) / c ]a [c( B ) / c ]b
c为任意态浓度
反应商Q<K ，反应正向进行。
c—平衡浓度
2、化学平衡的计算 (1)利用公式：
lg K G T 2.303RT
(2)利用标准平衡常数的表达式进行计算
（平衡时的相对浓度、相对分压）
(3)利用多重平衡规则
3、化学平衡的移动及有关计算
（吕· 查德里原理）（判断反应平衡移动方向或者判断
有利于产物生成所需要的浓度、压力、温度条件。）
答疑：南堂-312
5月22日(星期二)晚上: 7：008：30 5月29日(星期二)晚上: 7：008：30 6月2日 （星期六）:上午8：0011：00, 6月3日 （星期日）:上午8：0010：30,
下午2：305：00
期末考试时间：6月3日(星期天)，下午2：00-4：00 地点： 石工11级7-9班：东廊201； 重修生：东廊201； 石工10级15班：东廊103。
2、Ca(OH)2的Ksp= 3.710-6，则Ca(OH)2饱和溶液的pH值为
二、通过计算判断下列反应方向(未注明者为标准条件)(用箭头表示): 1、Mg(OH)2(s)+2NH4+( → ) Mg2+ (0.01moldm-3)+2NH3H2O(0.01moldm-3) 已知：Ksp(Mg(OH)2)=1.810-11，K(NH3H2O)=1.7710-5 2、BaSO4(s)+CO32- (0.1moldm-3)( ← ) BaCO3(s)+SO4-2 (0.01moldm-3) 已知：Ksp(BaSO4)=1.110-10, Ksp(BaCO3)=5.110-9 思路：计算Q和K，比较Q和K大小，从而判断反应方向。 (1)Q=1.010-4, K=0.057 (2)Q=0.1，K =0.022
S(单质，298K)≠0
2、标准态：(气体的分压p=p ，溶液中溶质的浓度c=c)
(1) T=298K时： ①
G 298 H 298 298 S 298
G298 (v i f G298 )产物 (v i f G298 )反应物 ②
2、计算：弱酸、弱碱、二元弱酸、缓冲溶液 中H+离子浓度及pH值 3、缓冲溶液的配制方法及有关计算
类型：弱酸及弱酸盐 弱碱及弱碱盐
三、难溶电解质的沉淀溶解平衡 P70
1、概念： 溶度积、同离子效应、盐效应、分步沉淀、沉 淀的转化。
盐效应：在弱电解质溶液中，加入不含弱电解质离子 的强电解质，会使弱电解质的解离度增大。
CaSO4 (s) CO 2 3
2 CaCO 3 (s) SO4
如何计算K?
2、计算：
A m B n mA n nB m
(1)溶度积： K sp ( A m B n ) cm ( A n ) cn (B m )
(2Biblioteka Baidu溶度积规则及其应用：
离子积： Q c m ( An ) c n ( B m ) Q<Ksp：溶液不饱和（无沉淀产生，或原有沉淀溶解） Q>Ksp：溶液过饱和（有沉淀析出，至达到饱和） Q=Ksp：溶液饱和，无沉淀生成或有沉淀不溶解。
第四章
氧化还原反应和电化学 P82
一、离子-电子配平氧化还原反应 二、原电池 1、会写原电池符号、电池反应以及电极反应。 2、会应用能斯特方程计算电极的电极电势：
0.059 c( 氧化态) / c lg n c(还原态) / c
a b
氢电极：2H+ + 2e- = H2
判断题：
1、标准态规定了温度为298K。
（
）
2、稳定单质在298K时的标准摩尔生成吉布斯函数和标准摩尔 熵均为零。 （ ）
3、反应焓变等于反应热。
（
（
）
） ）
4、氧化还原反应达平衡时，标准电动势和K均为零。（ 5、自发过程必使体系的熵值增大。
nE 的n是指氧化剂得到电子的数目。（ 6、公式中 lg K ） 0.059 7、有一溶液中存在几种氧化剂，它们都能与某一还原剂反应，
3、已知下列反应的平衡常数： H2(g)+S (s) ⇌ H2S(g): K1 ; O2(g)+S (s)⇌SO2(g): K2 ; 则反应：H2(g)+ SO2(g)⇌O2(g) + H2S(g) 的平衡常数为：( )
A. K1 - K2 ； B. K1 · 2 ； C. K2 / K1 ； D. K1 / K2 K 4、pH改变，电极电势变化的电对是 ( )。 A. Fe3+/Fe2+ B. I2/I- C. MnO4- /Mn2+ D. Ni2+/Ni 答案：1C，2B，3D，4C
考试题型
填空题、判断题、选择题、 配平题（写出生成物并配平）、 简答题！ 计算题： (热力学、弱电解质、难溶电解质、配离子解离平
衡、电化学计算)
第一章 化学反应的基本规律
P1
第二章 化学反应的方向和程度 P24
一、判断化学反应进行的方向
1、概念及定律
体系及类型、状态函数、恒压热效应、焓、熵及其性质、热力学 第一定律、分压定律、盖斯定律、标准生成焓fH、标准熵S、 标准生成吉布斯函数fG。 注意：S(完整晶体，0 K)=0；
考试要求(学校规定！)
1、不允许有任何作弊现象发生！ 若有考试违纪学生，当天报送，学校当天处理！ 2、带相关证件：学生证、转专业证、重修证，没有证件不 允许考试。
不能使用一卡通和身份证！
3、带计算器，不允许借其他同学的计算器！ 4、不允许使用自己的草稿纸，可以在考试本背面或后面附 有的草稿纸上进行演算，绝对不允许撕下草稿纸，否则考 试本作废。
填空： 1、根据阿仑尼乌斯公式，随温度的升高，其速率常数k将 增 大 ；对不同反应，其活化能越大，速率常数k将 越小 。 2、反应NO2(g) + NO(g)⇌N2O3 (g)，ΔH<0，当反应达到平衡时， ① T一定，压缩容器体积，增大系统的总压，平衡 向右 移动； ② T一定，保持容器体积不变，通入氖气使系统总压增加， 平衡 不 移动。
(2)
T为任意温度： G H T S T 298 298
注意: ① G<0 反应正向进行。 ②温度对H和S的影响较小，在一定温度范围内，可认为：
H H 298 T
S S 298 T
③计算时单位要一致，S的单位Jmol-1K-1化为kJ mol-1K-1。
第三章
电解质溶液 P51
一、酸碱质子理论：
共轭酸、共轭碱、酸碱共轭关系
二、弱电解质溶液中的解离平衡
1、概念：解离常数、稀释定律、解离度、同 离子效应、缓冲溶液及其缓冲原理
*在酸碱质子理论中，给出质子的物质是酸，接受质子
的物质是碱。酸和碱的相互依存、相互转化的关系称 为酸碱共轭关系。酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对 之间的质子的传递过程。
成绩：
平时成绩(占？%) +期末成绩(占75-80%)
其中： 平时成绩包括作业成绩和实验成绩各10%和？%。
注意：没完成作业和实验报告的同学尽快完成并交给老师！
总结
复习要求： 1、全面复习，会总结！(最少看3遍书) 2、适当做练习(包括作业)，有疑问一定要答疑！ 3、主要内容：第一章第八章
(2)
T为任意温度： G 2.303RT lg K T 注意：GT的单位为Jmol-1。
3、非标准态(任意态)：
①吉布斯公式: ΔG＝ΔH－T·ΔS（定性判断）
用来判断反应方向或者判断自发进行的温度条件。 ②热力学等温方程：
G G 2.303 RT lg Q
一般来说，电极电势代数值大的氧化剂与还原剂反应的可能性大。 （ ） 答案：1， 2 ，3， 4， 5， 6， 7
选择题：
1、下列函数均为状态函数的是：（ ） A. H，G，W B. U，S，Q C. T ，P，U D. G，S，W 2、已知某化学反应是吸热反应，欲使此化学反应的速率常数k 和标准平衡常数K都增加，则反应的条件是： （ ） A. 恒温下，增加反应物浓度； B. 升高温度； C. 恒温下，加催化剂； D. 恒温下，改变总压力
45页：如果改变平衡体系的条件之一 (如浓度、压 力、温度)，平衡就向着能减弱其改变的方向移动。
三、化学反应速率 P32
1、概念及定律：平均速率、催化剂、质量作用定律、反应 速率方程、反应级数
平均速率：
1 c i i t
无论用反应物还是生成物表示反应速率，反应速率数 值都是相同的。 注意：质量作用定律只适用于基元反应！ 填空：1、已知基元反应2NO(g)+Cl2=2NOCl(g)，该反应的速 率方程是 ，反应的级数是 ；如果容器 体积不变，将NO的浓度增加到原来的3倍，反应速率增加为原 来的 倍。
四、影响水解反应的因素 水解离子的本性、盐溶液的浓度、温度和溶液的pH值。
一、填空题： 1、已知氨水溶液中，
c(OH-)=2.410-3 moldm-3，则此氨水
12.28 。
的浓度为 0.32 moldm-3。（Kb=1.810-5 ）
G nFE nF
第四章
氧化还原反应和电化学 P82
4、判断氧化还原反应进行的程度：
nE n lg K T=298K： 0.059 0.059
5、对于一个化学反应，下列说法正确的是： ( D ) A. 浓度越小，反应速率越快； B. 温度越小，反应速率越快；
C. 活化能越大，反应速率越快；D. 活化能越小，反应速率越快 6、反应 H2 (g)+Br2 (g) ⇌ 2HBr(g) 在800K时 K=3.8×105，1000K时K=1.8×103，则此反应是： ( B ) A. 吸热反应；B. 放热反应；C.无热效应的反应；D.无法确定
二、化学平衡 1、概念及其物理意义
化学平衡的特点、标准平衡常数定义、活化能、 多重平衡规则及其应用(电解质溶液、配位化合物) ＊可逆反应的平衡常数是互为倒数的关系。
对于任一可逆反应：
aA bB gG dD
平衡时，各物质浓度符合：
[c(G ) / c ]g [c( D) / c ]d K [c( A) / c ]a [c( B ) / c ]b
0.059 c( H ) / c lg 2 p( H 2 ) / p
2
第四章
氧化还原反应和电化学 P82
标准E
三、电极电势的应用（综合计算题）
1、计算原电池的电动势：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： (1)标准态时通过 G 或E 的符号判断； G nFE (2)非标准态时通过G或E的符号判断。
三、化学反应速率
P32
Ea RT
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？(21页) 催化剂的作用：
k Ze
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。
注意: (1) G<0 反应正向进行。 (2) 计算时G和G的单位采用J mol-1。 ③任一可逆反应： aA bB gG dD
[c(G ) / c ]g [c( D) / c ]d Q [c( A) / c ]a [c( B ) / c ]b
c为任意态浓度
反应商Q<K ，反应正向进行。
c—平衡浓度
2、化学平衡的计算 (1)利用公式：
lg K G T 2.303RT
(2)利用标准平衡常数的表达式进行计算
（平衡时的相对浓度、相对分压）
(3)利用多重平衡规则
3、化学平衡的移动及有关计算
（吕· 查德里原理）（判断反应平衡移动方向或者判断
有利于产物生成所需要的浓度、压力、温度条件。）
答疑：南堂-312
5月22日(星期二)晚上: 7：008：30 5月29日(星期二)晚上: 7：008：30 6月2日 （星期六）:上午8：0011：00, 6月3日 （星期日）:上午8：0010：30,
下午2：305：00
期末考试时间：6月3日(星期天)，下午2：00-4：00 地点： 石工11级7-9班：东廊201； 重修生：东廊201； 石工10级15班：东廊103。
2、Ca(OH)2的Ksp= 3.710-6，则Ca(OH)2饱和溶液的pH值为
二、通过计算判断下列反应方向(未注明者为标准条件)(用箭头表示): 1、Mg(OH)2(s)+2NH4+( → ) Mg2+ (0.01moldm-3)+2NH3H2O(0.01moldm-3) 已知：Ksp(Mg(OH)2)=1.810-11，K(NH3H2O)=1.7710-5 2、BaSO4(s)+CO32- (0.1moldm-3)( ← ) BaCO3(s)+SO4-2 (0.01moldm-3) 已知：Ksp(BaSO4)=1.110-10, Ksp(BaCO3)=5.110-9 思路：计算Q和K，比较Q和K大小，从而判断反应方向。 (1)Q=1.010-4, K=0.057 (2)Q=0.1，K =0.022
S(单质，298K)≠0
2、标准态：(气体的分压p=p ，溶液中溶质的浓度c=c)
(1) T=298K时： ①
G 298 H 298 298 S 298
G298 (v i f G298 )产物 (v i f G298 )反应物 ②
2、计算：弱酸、弱碱、二元弱酸、缓冲溶液 中H+离子浓度及pH值 3、缓冲溶液的配制方法及有关计算
类型：弱酸及弱酸盐 弱碱及弱碱盐
三、难溶电解质的沉淀溶解平衡 P70
1、概念： 溶度积、同离子效应、盐效应、分步沉淀、沉 淀的转化。
盐效应：在弱电解质溶液中，加入不含弱电解质离子 的强电解质，会使弱电解质的解离度增大。
CaSO4 (s) CO 2 3
2 CaCO 3 (s) SO4
如何计算K?
2、计算：
A m B n mA n nB m
(1)溶度积： K sp ( A m B n ) cm ( A n ) cn (B m )
(2Biblioteka Baidu溶度积规则及其应用：
离子积： Q c m ( An ) c n ( B m ) Q<Ksp：溶液不饱和（无沉淀产生，或原有沉淀溶解） Q>Ksp：溶液过饱和（有沉淀析出，至达到饱和） Q=Ksp：溶液饱和，无沉淀生成或有沉淀不溶解。
第四章
氧化还原反应和电化学 P82
一、离子-电子配平氧化还原反应 二、原电池 1、会写原电池符号、电池反应以及电极反应。 2、会应用能斯特方程计算电极的电极电势：
0.059 c( 氧化态) / c lg n c(还原态) / c
a b
氢电极：2H+ + 2e- = H2
判断题：
1、标准态规定了温度为298K。
（
）
2、稳定单质在298K时的标准摩尔生成吉布斯函数和标准摩尔 熵均为零。 （ ）
3、反应焓变等于反应热。
（
（
）
） ）
4、氧化还原反应达平衡时，标准电动势和K均为零。（ 5、自发过程必使体系的熵值增大。
nE 的n是指氧化剂得到电子的数目。（ 6、公式中 lg K ） 0.059 7、有一溶液中存在几种氧化剂，它们都能与某一还原剂反应，
3、已知下列反应的平衡常数： H2(g)+S (s) ⇌ H2S(g): K1 ; O2(g)+S (s)⇌SO2(g): K2 ; 则反应：H2(g)+ SO2(g)⇌O2(g) + H2S(g) 的平衡常数为：( )
A. K1 - K2 ； B. K1 · 2 ； C. K2 / K1 ； D. K1 / K2 K 4、pH改变，电极电势变化的电对是 ( )。 A. Fe3+/Fe2+ B. I2/I- C. MnO4- /Mn2+ D. Ni2+/Ni 答案：1C，2B，3D，4C
考试题型
填空题、判断题、选择题、 配平题（写出生成物并配平）、 简答题！ 计算题： (热力学、弱电解质、难溶电解质、配离子解离平
衡、电化学计算)
第一章 化学反应的基本规律
P1
第二章 化学反应的方向和程度 P24
一、判断化学反应进行的方向
1、概念及定律
体系及类型、状态函数、恒压热效应、焓、熵及其性质、热力学 第一定律、分压定律、盖斯定律、标准生成焓fH、标准熵S、 标准生成吉布斯函数fG。 注意：S(完整晶体，0 K)=0；
考试要求(学校规定！)
1、不允许有任何作弊现象发生！ 若有考试违纪学生，当天报送，学校当天处理！ 2、带相关证件：学生证、转专业证、重修证，没有证件不 允许考试。
不能使用一卡通和身份证！
3、带计算器，不允许借其他同学的计算器！ 4、不允许使用自己的草稿纸，可以在考试本背面或后面附 有的草稿纸上进行演算，绝对不允许撕下草稿纸，否则考 试本作废。
填空： 1、根据阿仑尼乌斯公式，随温度的升高，其速率常数k将 增 大 ；对不同反应，其活化能越大，速率常数k将 越小 。 2、反应NO2(g) + NO(g)⇌N2O3 (g)，ΔH<0，当反应达到平衡时， ① T一定，压缩容器体积，增大系统的总压，平衡 向右 移动； ② T一定，保持容器体积不变，通入氖气使系统总压增加， 平衡 不 移动。
(2)
T为任意温度： G H T S T 298 298
注意: ① G<0 反应正向进行。 ②温度对H和S的影响较小，在一定温度范围内，可认为：
H H 298 T
S S 298 T
③计算时单位要一致，S的单位Jmol-1K-1化为kJ mol-1K-1。
第三章
电解质溶液 P51
一、酸碱质子理论：
共轭酸、共轭碱、酸碱共轭关系
二、弱电解质溶液中的解离平衡
1、概念：解离常数、稀释定律、解离度、同 离子效应、缓冲溶液及其缓冲原理
*在酸碱质子理论中，给出质子的物质是酸，接受质子
的物质是碱。酸和碱的相互依存、相互转化的关系称 为酸碱共轭关系。酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对 之间的质子的传递过程。
成绩：
平时成绩(占？%) +期末成绩(占75-80%)
其中： 平时成绩包括作业成绩和实验成绩各10%和？%。
注意：没完成作业和实验报告的同学尽快完成并交给老师！
总结
复习要求： 1、全面复习，会总结！(最少看3遍书) 2、适当做练习(包括作业)，有疑问一定要答疑！ 3、主要内容：第一章第八章
(2)
T为任意温度： G 2.303RT lg K T 注意：GT的单位为Jmol-1。
3、非标准态(任意态)：
①吉布斯公式: ΔG＝ΔH－T·ΔS（定性判断）
用来判断反应方向或者判断自发进行的温度条件。 ②热力学等温方程：
G G 2.303 RT lg Q
一般来说，电极电势代数值大的氧化剂与还原剂反应的可能性大。 （ ） 答案：1， 2 ，3， 4， 5， 6， 7
选择题：
1、下列函数均为状态函数的是：（ ） A. H，G，W B. U，S，Q C. T ，P，U D. G，S，W 2、已知某化学反应是吸热反应，欲使此化学反应的速率常数k 和标准平衡常数K都增加，则反应的条件是： （ ） A. 恒温下，增加反应物浓度； B. 升高温度； C. 恒温下，加催化剂； D. 恒温下，改变总压力
45页：如果改变平衡体系的条件之一 (如浓度、压 力、温度)，平衡就向着能减弱其改变的方向移动。
三、化学反应速率 P32
1、概念及定律：平均速率、催化剂、质量作用定律、反应 速率方程、反应级数
平均速率：
1 c i i t
无论用反应物还是生成物表示反应速率，反应速率数 值都是相同的。 注意：质量作用定律只适用于基元反应！ 填空：1、已知基元反应2NO(g)+Cl2=2NOCl(g)，该反应的速 率方程是 ，反应的级数是 ；如果容器 体积不变，将NO的浓度增加到原来的3倍，反应速率增加为原 来的 倍。