浙大版_普通化学第六版知识点归纳.

-ΔGT,P=(W有用) 最大
热力学第三定律 T=0 K, 纯物质完整晶态， 混乱度最小，S= 0
过程函数
状态函数
概念：
1.热力学标准态;状态函数；内能U; 热Q; 功W
2.热效应；焓（变）
（H,
△H,
△rHθ,
△r
H
θ m
,
△fHθm)
3.吉布斯自由能(G,
△G,
△r G θ,
△r
G
θ m,
△fG
（2）溶液反应: αB, Kc, Kθ （3）意义及书写注意事项
（4）多重平衡规则： Kθ= Kθ1. Kθ2 3.化学反应等温方程式：
（1） ΔrG?m(T) ＝ -RTlnK ?(T)
（2）ΔrGm (T)＝ RT ln Jc/K? Δr Gm (T) ＝ RT ln Jp /K?
（3）
ln
K
θ(T)
（2）生成沉淀（配离子）影响：氧化型形成沉淀 ，E?↓；还原型形成沉淀 ，
E?↑； 氧化型和还原型都形成沉淀，看二者 Ks 的相对大小。
4. 电动势E与△G的关系
-DrG =Welec ,max
DrGm= --zFE 或 Dr Gmθ = --zFE θ
5.电极电势的应用
（1）氧化剂和还原剂相对强弱的比较 E（O/R) O 氧化能力 R还原能力
E A /V
Cu 2+ 0.159 Cu + 0.520 Cu 0.340
E (Cu +/Cu)=0.520V > E (Cu 2+/Cu +)=0.159V 结论: E (右) > E (左), Cu +易发生歧化反应
当一种元素处于中间氧化数时,它一部分向高的 氧化数状态变化(被氧化),另一部分向低的氧化 数状态变化(被还原)，这类反应称为歧化反应
ΔG(T) ＝ΔH(T) －TΔS (T) T转
3.
Δr
G
? m
(298.15K)
＝
∑
v
B
Δf
G
? m
(B，298.15K)
ห้องสมุดไป่ตู้
4. ΔrS? m (298.15K)＝∑ v B S m ? (B，298.15K)
第三章 基本知识点及要求
1.道尔顿分压定律: p i = p总 xi 2.平衡常数： （1）气相反应： Kp, Kθ （注意单位）
应用 ：1 计算电对的标准电极电势
A
E1 z1
B
E2 z2
C
E3 z3
D
E z
z E = z1E + z2 E + z3 E
E=
z1E + z2 E + z3 E z
z、z1、z2、z3
分别为各电对中氧化型 与还原型的氧化数之差
应用 ：1 计算电对的标准电极电势
E=
z1E + z2 E + z3 E z
能量转换（热效应）
化反
能否发生（反应方向）
学 热
应 的 可
化 学
反应限度（化学平衡）
力能 学性
反 应
反应速率
化反 学应
反应机理
动 力 学
的 现 实 性
第一章 基本框架
环
体系
境
物质交换 能量交换
敞开体系 封闭体系 孤立体系
性质
深度.广度
状态
物理.化学
热力学第一定律 ?U = Q ? W
热力学第二定律 封闭体系：?G <0, 自发过程 孤立体系： ?S >0, 自发过程
θ m
)
4.熵（Sθm, △rSθm ）
5. (1)ΔfH?m 、ΔfG?m单位是 kJ·mol-1 ,Sm?(T)的单位是 J·K- 1·mol-1 ; (2) 参考态单质ΔfH?m ＝0；ΔfG?m ＝0； Sm?(T) ≠0。
计算：
1.盖斯定律
Δr
Hθm
(T)＝∑
vBΔfH
θ m
(B，T)
2.吉布斯－赫姆霍兹公式：
3. Nernst 方程意义，正确书写及应用
a O + z e - = b R (R=8.315 J ·K -1 ·mol-1 ；F = 96,485 C ·mol-1 ;T ＝298.15K）
E(电极) = E? (电极)＋ 0.0592V lg {c(O)/c?}a
z
{c(R)/c?}b
（1）pH 影响：氧化物（MnO 2、PbO 2）、含氧酸及其盐(KMnO 4、 KClO 3)pH 减小(酸度增大)，电极电势增加，氧化能力增强。
7. 电解(△G>0)：
（1）电解池与原电池的区别： 组成，原理，电极反应 （2）分解电压，反电动势，超电势 （3）极化：浓差；电化学. 结果: E( 阳)增大， E(阴)减小
8. 电镀，电抛光，电解加工，阳极氧化
9. 金属腐蚀与防护：
（1）化学腐蚀 （2）电化学腐蚀
析氢腐蚀； 吸氧腐蚀；氧浓差腐蚀（水线腐蚀） （3）了解防护方法
＝-Δr
H
θ m
/
RT
+Δ r Sθm
/
R
＝ （ ） ln
K
θ 2
K
θ 1
Δr
H
θ m
R
T2 – T1 T2 ×T1
4.一元弱酸弱碱的电离平衡： c (H+)= { Ka. c(HA) }1/2
c(HAc)/ Ka ≥400 c(NH3·H2O)/ Kb ≥400
c(OH －) ≈ { Kb. c(B) }1/2
7. 配离子的离解平衡： （1）配合物的构成 (中心离子，配位原子，配位数) （2）配合物的命名（配正，配负，2个以上配体）
第四章 电化学原理及应用
1.原电池 (△G ＜0)
组成；正负极反应及配平；书写符号；电极类型；电对书写
2. 电极电势E? 及电动势E
标准氢(甘汞)电极；无加和性与方程式书写无关；介质酸碱性有关
例1
E B /V
BrO
－
3
? z1
BrO -
0.6z1
? z2
Br
2
1.605 z3
Br
-
0.76
z4
E
(BrO -/Br 2)= z4E
(BrO -/Br -) -z3 E
z2
(Br 2/Br -)
=
(2×0.76-1×1.605)V 1
= 0.455V
应用 ：2 判断能否发生歧化反应
反应 2Cu + → Cu 2+ + Cu
（2）氧化还原方向的判断 电动势E > 0, DrGm< 0, 正向自发
（3）氧化还原反应进行的次序 反应首先发生在电极电势差值较大的两个电对之间
（4）氧化还原反应进行程度的衡量
lnK θ ＝ zFE θ/RT
lgKθ ＝ zEθ/0.0592V
（5）电极电势的相对大小不能判断反应速率的大小
6. 化学电源： 掌握铅蓄电池电极反应及充放电原理
5.缓冲溶液：（1）定义；组成；缓冲原理（加酸，加碱，稀释）
c(弱酸)
（2） c(H+) ≈ Ka c(弱酸盐)
c(弱酸) pH ≈ pK a－ lg c(弱酸盐)
c(OH －) ≈ Kb c(弱碱) c(弱碱盐)
c(弱碱) pH ≈ 14 －pK b＋ lg c(弱碱盐)
6.沉淀-溶解平衡：（1）溶度积 Ks 及与溶解度关系 （2）溶度积规则：比较离子积与Ks