无机化学天津大学版
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（1） 判断原电池的正、负极，计算原电池的电动势；
（2） 判断氧化剂、还原剂的相对强弱；
（3） 计算弱电解质的解离常数；
(4) 计算难溶电解质的溶度积；
(5) 判断氧化还原反应的方向和限度；
11．原电池的电动势和电池反应的ΔrGm与原电池的电动势与电极电势的关系：
ΔrGm= -Z'FE==Z'F［E(+)-E（—)］
2.pH值
3.弱酸（HA）的解离常数：
4。解离度和稀释定律
α为表征弱电解质解离程度大小的特征常数
5。弱酸、弱碱溶液pH值的计算
6。同离子效应：弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质解离度降低的效应。7.缓冲溶液:具有保持pH值相对稳定作用的溶液.
8.盐类水解反应：盐的组分离子与水解离出来的H+或OH—结合成弱电解质的反应。
=
18.标准摩尔反应焓变( ) 一般反应 cC + dD = yY + zZ
=［y （Y) + z （Z）] - ［c （C)+ d (D)]
=Σνi (生成物） + Σνi （反应物)
第二章 化学反应的方向、速率和限度
［学 习 指 导］
1.反应速率:单位体积内反应进行程度随时间的变化率,即：
2。活化分子：具有等于或超过Ec能量(分子发生有效碰撞所必须具备的最低能量）的分子.
13.溶度积规则:
14。离子沉淀完全的要求：c(Mn+） < 10—5mol·L-1
15。分步沉淀：离子积（J）首先超过溶度积的难溶电解质先沉出。
16。溶解难溶电解质的常用方法：生成弱电解质;氧化还原法；生成配离子.
17.沉淀转化：
相同类型的难溶电解质，溶度积较大的易转化为溶度积较小的。不同类型的难溶电解质，溶解度较大的易转化为溶解度较小的。
11.热力学能（U）
体系内部所含的总能量。
12。能量守恒定律
孤立体系中能量是不会自生自灭的，它可以变换形式，但总值不变。
13.热力学第一定律
封闭体系热力学能的变化:ΔU=Q+W
Q〉 0，W> 0, ΔU> 0；
Q< 0,W< 0, ΔU< 0.
14.恒压反应热（Qp）和反应焓变（ΔrHm)H（焓） ≡U+pV,Qp= ΔrHm
3.活化能
（1）经验活化能：活化分子具有的平均能量( ）与反应物分子的平均能量( )之差称为反应活化能(Ea）。
(2）过渡状态理论中的势能垒：反应进行所必须克服的势能垒（Eb)。
4。反应物浓度对反应速率的影响──质量作用定律
cC + dD —→ yY + zZ 对于基元反应υ= k{c（C）｝c·{c（D）}d
6。 标准电极电势：标准状态下，以标准氢电极为比较标准测出的某电极的相对电势。
7．电池的标准电动势：Eθ=Eθ（+） —Eθ(-）
8．能斯特方程式：
9。 影响电极电势的因素:
（1) 电极的本性；
(2） 离子的浓度或气体分压;
（3） 温度；
(4) 溶液酸碱性;
（5) 沉淀或弱电解质的生成。
10．电极电势的应用
例 cC（g) + dD(g） yY（g） + zZ(g)
，
10.标准平衡常数关系式:
11.转化率（α)：
反应前后体积不变，又可表示为:
12.平衡移动原理：当体系达平衡后,若改变平衡状态的任一条件（如浓度、压力、温度），平衡就向着能减弱其改变的方向移动。
第三章 酸碱反应和沉淀反应
学习指导
1.水的离子积
9。 水解常数：
一元弱酸强碱盐
一元弱碱强酸盐
一元弱酸弱碱盐
10.影响水解度的因素：
一般来说，水解产物的解离度越小、溶解度越小；盐溶液的浓度越小，温度越高，盐的水解度越大。
11.溶度积：一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积为一常数。
溶解
AmBn(s) mAn++ nBm—
沉淀
12。溶度积与溶解度的换算：
第一章 化学反应中的质量关系和能量关系
[学习指导]
1．“物质的量”（n)
用于计量指定的微观基本单元或其特定组合的物理量，其单位名称为摩［尔],单位符号为mol.
2.摩尔质量(M）M=m/n
3.摩尔体积（Vm）Vm=V/n
4.物质的量浓度（cB)cB=nB/V
5.理想气体状态方程pV=nRT
6.理想气体分压定律p= ΣpB；pB= (nB/n)p
第四章 氧化还原反应
[学习指导]
1．氧化还原反应： 参加反应的物质之间有电子转移的化学反应。
2。 氧化数（氧化值）:某一元素原子在其化合态中的形式电荷数。
3。 氧化还原反应方程式的配平方法：氧化值法；离子—电子法。
4。 原电池：能使氧化还原反应产生电流的装置。
5。 氧化还原电对：电极反应中氧化型和相应的还原型物质组成的电极。
= —Z’FEθ==Z’F[Eθ(+)—Eθ(—)]
12．氧化还原反应方向的判据:E> 0, 氧化还原反应能自发进行.
13．氧化还原反应限度可以用其化学平衡常数Kθ来衡量。Kθ的计算公式为:
14. 元素标准电极电势图的应用：
（1) 计算电对的标准电极电势：
（2） 发生歧化反应的判据： 电势图中,Eθ(右） >Eθ（左）
7.化学计量式和化学计量数 O = ΣνBB ;νB
B
8。反应进度(ξ）表示化学反应进行程度的物理量，符号为ξ,单位为mol.
随着反应的进行，任一化学反应各反应物及产物的改变量：ΔnB=νBξ
9.状态函数
状态函数的改变量只与体系的始、终态有关，而与状态变化的途径无关.
10。热和功
ຫໍສະໝຸດ Baidu体系和环境之间因温差而传递的热量称为热。除热以外，其它各种形式被传递的能量称为功.
5。熵变、吉布斯自由能变计算式：
＝ Σνi （生成物） + Σνi (反应物)
＝ Σνi (生成物） + Σνi （反应物）
6。吉布斯公式： ΔrGm＝ ΔrHm—TΔrSm （T）≈ (T）-T （T）
7.化学反应方向的判据:
8。ΔrGm与 的关系：ΔrGm= +RTlnJ
9.实验平衡常数表达式：
15.赫斯定律Qp= ∑QB， ΔrHm= ∑ΔrHm（B）
BB
16.标准状况：p= 101。325kPa，T= 273.15 K
标准(状)态：pθ= 100kPa下
气体：纯气体物质
液体、固体：最稳定的纯液体、纯固体物质。
溶液中的溶质：摩尔浓度为 1mol·L—1
标准态下
17.标准摩尔生成焓（ ) 最稳定的单质 ─────—→ 单位物质的量的某物质
（3） 解释元素的氧化还原特性。
第五章 原子结构与元素周期性
（2） 判断氧化剂、还原剂的相对强弱；
（3） 计算弱电解质的解离常数；
(4) 计算难溶电解质的溶度积；
(5) 判断氧化还原反应的方向和限度；
11．原电池的电动势和电池反应的ΔrGm与原电池的电动势与电极电势的关系：
ΔrGm= -Z'FE==Z'F［E(+)-E（—)］
2.pH值
3.弱酸（HA）的解离常数：
4。解离度和稀释定律
α为表征弱电解质解离程度大小的特征常数
5。弱酸、弱碱溶液pH值的计算
6。同离子效应：弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质解离度降低的效应。7.缓冲溶液:具有保持pH值相对稳定作用的溶液.
8.盐类水解反应：盐的组分离子与水解离出来的H+或OH—结合成弱电解质的反应。
=
18.标准摩尔反应焓变( ) 一般反应 cC + dD = yY + zZ
=［y （Y) + z （Z）] - ［c （C)+ d (D)]
=Σνi (生成物） + Σνi （反应物)
第二章 化学反应的方向、速率和限度
［学 习 指 导］
1.反应速率:单位体积内反应进行程度随时间的变化率,即：
2。活化分子：具有等于或超过Ec能量(分子发生有效碰撞所必须具备的最低能量）的分子.
13.溶度积规则:
14。离子沉淀完全的要求：c(Mn+） < 10—5mol·L-1
15。分步沉淀：离子积（J）首先超过溶度积的难溶电解质先沉出。
16。溶解难溶电解质的常用方法：生成弱电解质;氧化还原法；生成配离子.
17.沉淀转化：
相同类型的难溶电解质，溶度积较大的易转化为溶度积较小的。不同类型的难溶电解质，溶解度较大的易转化为溶解度较小的。
11.热力学能（U）
体系内部所含的总能量。
12。能量守恒定律
孤立体系中能量是不会自生自灭的，它可以变换形式，但总值不变。
13.热力学第一定律
封闭体系热力学能的变化:ΔU=Q+W
Q〉 0，W> 0, ΔU> 0；
Q< 0,W< 0, ΔU< 0.
14.恒压反应热（Qp）和反应焓变（ΔrHm)H（焓） ≡U+pV,Qp= ΔrHm
3.活化能
（1）经验活化能：活化分子具有的平均能量( ）与反应物分子的平均能量( )之差称为反应活化能(Ea）。
(2）过渡状态理论中的势能垒：反应进行所必须克服的势能垒（Eb)。
4。反应物浓度对反应速率的影响──质量作用定律
cC + dD —→ yY + zZ 对于基元反应υ= k{c（C）｝c·{c（D）}d
6。 标准电极电势：标准状态下，以标准氢电极为比较标准测出的某电极的相对电势。
7．电池的标准电动势：Eθ=Eθ（+） —Eθ(-）
8．能斯特方程式：
9。 影响电极电势的因素:
（1) 电极的本性；
(2） 离子的浓度或气体分压;
（3） 温度；
(4) 溶液酸碱性;
（5) 沉淀或弱电解质的生成。
10．电极电势的应用
例 cC（g) + dD(g） yY（g） + zZ(g)
，
10.标准平衡常数关系式:
11.转化率（α)：
反应前后体积不变，又可表示为:
12.平衡移动原理：当体系达平衡后,若改变平衡状态的任一条件（如浓度、压力、温度），平衡就向着能减弱其改变的方向移动。
第三章 酸碱反应和沉淀反应
学习指导
1.水的离子积
9。 水解常数：
一元弱酸强碱盐
一元弱碱强酸盐
一元弱酸弱碱盐
10.影响水解度的因素：
一般来说，水解产物的解离度越小、溶解度越小；盐溶液的浓度越小，温度越高，盐的水解度越大。
11.溶度积：一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积为一常数。
溶解
AmBn(s) mAn++ nBm—
沉淀
12。溶度积与溶解度的换算：
第一章 化学反应中的质量关系和能量关系
[学习指导]
1．“物质的量”（n)
用于计量指定的微观基本单元或其特定组合的物理量，其单位名称为摩［尔],单位符号为mol.
2.摩尔质量(M）M=m/n
3.摩尔体积（Vm）Vm=V/n
4.物质的量浓度（cB)cB=nB/V
5.理想气体状态方程pV=nRT
6.理想气体分压定律p= ΣpB；pB= (nB/n)p
第四章 氧化还原反应
[学习指导]
1．氧化还原反应： 参加反应的物质之间有电子转移的化学反应。
2。 氧化数（氧化值）:某一元素原子在其化合态中的形式电荷数。
3。 氧化还原反应方程式的配平方法：氧化值法；离子—电子法。
4。 原电池：能使氧化还原反应产生电流的装置。
5。 氧化还原电对：电极反应中氧化型和相应的还原型物质组成的电极。
= —Z’FEθ==Z’F[Eθ(+)—Eθ(—)]
12．氧化还原反应方向的判据:E> 0, 氧化还原反应能自发进行.
13．氧化还原反应限度可以用其化学平衡常数Kθ来衡量。Kθ的计算公式为:
14. 元素标准电极电势图的应用：
（1) 计算电对的标准电极电势：
（2） 发生歧化反应的判据： 电势图中,Eθ(右） >Eθ（左）
7.化学计量式和化学计量数 O = ΣνBB ;νB
B
8。反应进度(ξ）表示化学反应进行程度的物理量，符号为ξ,单位为mol.
随着反应的进行，任一化学反应各反应物及产物的改变量：ΔnB=νBξ
9.状态函数
状态函数的改变量只与体系的始、终态有关，而与状态变化的途径无关.
10。热和功
ຫໍສະໝຸດ Baidu体系和环境之间因温差而传递的热量称为热。除热以外，其它各种形式被传递的能量称为功.
5。熵变、吉布斯自由能变计算式：
＝ Σνi （生成物） + Σνi (反应物)
＝ Σνi (生成物） + Σνi （反应物）
6。吉布斯公式： ΔrGm＝ ΔrHm—TΔrSm （T）≈ (T）-T （T）
7.化学反应方向的判据:
8。ΔrGm与 的关系：ΔrGm= +RTlnJ
9.实验平衡常数表达式：
15.赫斯定律Qp= ∑QB， ΔrHm= ∑ΔrHm（B）
BB
16.标准状况：p= 101。325kPa，T= 273.15 K
标准(状)态：pθ= 100kPa下
气体：纯气体物质
液体、固体：最稳定的纯液体、纯固体物质。
溶液中的溶质：摩尔浓度为 1mol·L—1
标准态下
17.标准摩尔生成焓（ ) 最稳定的单质 ─────—→ 单位物质的量的某物质
（3） 解释元素的氧化还原特性。
第五章 原子结构与元素周期性