同济大学普通化学复习纲要知识讲解

2010年《普通化学》考研辅导资料之一

——《普通化学》考研内容精选

第一章 化学反应的基本规律 一、基本知识点： 1、体系的状态函数

（1）体系—人为规定研究对象的物质系统。 敞开体系：体系与环境有物质和能量交换。

封闭体系：体系与环境无物质交换，但有能量交换。 孤立体系：体系与环境无物质交换，又无能量交换。

（2）状态—体系中一切性质的总和。

广度性质：表现体系量的特征（与体系中物质的量成正比），例如体积V 、质量m 、热容C 、 热力学能U 、焓H 、熵S 、吉布斯自由能G 等，具有加和性。 强度性质：表现体系质的特征（与体系中物质的量无关），例如温度T 、压力P 、浓度c 、 密度ρ 等，不具有加和性。

（3）状态函数—由状态所决定的每一种理化性质，统称为体系的状态函数。或能决定状态的性质和

以一定关系随这些性质而变化的其它性质，统称为体系的状态函数。例如T 、P 、V 和H = U + pV 、 G = H – TS 等。 (4)状态函数特征—其变量仅与状态有关，而与变化途径无关。例如

0dT =⎰i

（循环过程） 其数学处理可用全微分的概念，H 其微量变化可用dH 表示，而热Q 是由于体系与环

境的温度差别而引起的能量传递量，Q 的数值会随具体途径而变化，故热Q 不是状态函数，其微量变化要用δQ 表示。因为在等压过程中，Q p = △H ，所以dH =δQ p 。

2、热力学第一定律（化学反应中的能量守恒）

(1) 热力学能（内能）U —是体系内部各种能量的总和。是体系自身的性质，是广度性质，是体系

的一种状态函数。其绝对值无法确定，但其变量△U 只取决于体系的始、终态。

（2）热力学第一定律数学表达式: △U = U 2 – U 1 = Q + W = Q v (等容反应热)

（3）等压反应热与焓：H = U + pV ， △U = Q p + W ，△H = Q p

所以焓也是体系的一种状态函数。其绝对值也是无法确定，但其变量△H 只取决于体系的

始、终态。其是体系的广度性质，具有加和性。

（4）盖斯定律——化学反应的反应热只与反应体系的始、终态有关，而与其变化的途径无关。

()()()r m f

m f m B f m B

H H H v H B θ

θθθ∆=∆

-∆=∆∑∑∑g 产物反应物

（5）

()()298.15r m r m r m H T H K H θθθ

∆≈∆=∆

3、热力学第二定律：孤立体系中所发生的任意过程总是向着熵增大的方向进行。

（1） 熵（S ）——是体系的状态函数，是量度体系混乱度的函数。

（2） 标准熵

()m S T θ：在标准状态下，1mol 某纯物质从0 K 慢慢升温到T K 时两状态间的熵变。

（3） S S S ∆=∆+∆孤立体系环境 （4）

()()()r m m m B m B

S S S v S B θθθθ∆=-=∑∑∑g 产物反应物

4、热力学第三定律：在热力学温度0K 时，任何纯物质的熵值为零。00S =

（1）()()()00S S T S S T S T ∆=-=-= （2）()()()m m m S g S l S s θθθ>>

（3）

()()()321m m m S T S T S T θθθ>> 321()T T T >>

（4） ()()298.15r m

r m r m S T S K S θ

θθ

∆≈∆=∆

5、化学反应的自发性判据 （1）

0,0r m r m H S θθ∆<∆> 该化学反应在任何温度下能自发进行。

（2） 0,0r m r m H S θθ

∆>∆< 该化学反应在任何温度下不能自发进行。 （3） 0,0r m r m H S θθ

∆<∆< 该化学反应在低于某温度下能自发进行。 （4） 0,0r m r m H S θθ

∆>∆> 该化学反应在高于某温度下能自发进行。

6、吉布斯自由能与化学反应的自发性判据 （1） ,G H TS G H T S =-∆=∆-∆ （2）

()298.15298.15r m r m r m r m G K G H S θθθθ∆=∆=∆-⨯∆

（3） ()r m r m r m G T H T S θ

θθ∆=∆-∆

（4） ()()()r m f m f m B f m B

G G G v G B θθθθ∆=∆-∆=∆∑∑∑g 产物反应物

（5）

()0r m G T θ∆< 该化学反应在某温度标准状态下能自发进行。

()0r m G T θ

∆> 该化学反应在某温度标准状态下不能自发进行。 ()0r m

G T θ

∆= 该化学反应在某温度标准状态下处平衡状态。

（6）()0r m G T ∆< 或 ()40r m G T θ

∆<-KJ 。mol ¯1

该化学反应在某温度非标准状态下能自发进行。

()0r m G T ∆>或()40r m G T θ∆>+KJ 。mol ¯1

该化学反应在某温度非标准状态下不能自发进行。

()0r m G T ∆= 该化学反应在某温度非标准状态下处平衡状态。 7、热力学等温、等压方程式：

（1） ()()ln r m r m G T G T RT J θ∆=∆+ （2）

()() 2.303lg r m r m G T G T RT J θ∆=∆+

（3） ()0r m G T ∆= 时，

()()()ln 2.303lg r m G T RT K T RT K T θθθ∆=-=-

8、化学反应限度——化学平衡

（1） 化学平衡的特征：是在一定温度下，化学反应建立的相对的一种动态平衡。其特征可用

平衡常数表示。

（2） 标准平衡常数

()K T θ可用热力学等温、等压方程式求得，故又称热力学平衡常数。

对某一反应而言，标准平衡常数的数值仅与温度有关。 （3） 对气相反应

()0B B

v B g =∑而言：()()

/B

B B

K T p p υθθ

=∏

若为溶液中溶质的 反应

()0B B

v B aq =∑而言：()()

/B

B B

K T c c υθθ

=∏

（4） 多重平衡规则：某总反应为若干个分步反应之和（或之差）时，则总反应的平衡常数为

这 若干个分步反应平衡常数的乘积（或商）。

9、化学反应速率

（1） 基元反应（简单反应）为一步到底的反应。非基元反应（复杂反应）为多步基元反应组成，

其化学反应速率由其中最慢一步基元反应决定。 （2） 化学反应进度

B

B

n v ξ∆=

单位：mol （3） 化学反应速率

1B B dc v dt

υ=

g 单位：mol.dm ˉ3.s ˉ1

（4） 反应的活化能 a E （60:250 kj.mol ˉ1

） a E =E 临界-E 平均

（5） 质量作用定律 x y A B k c c υ=g

g （x,y 的数值由实验决定） （5） 反应速率常数（k ）为当c(A)=c(B)=1 mol.dm ˉ3

时的反应速率。对某一反应而言，反应速率常

数的数值与温度有关,此外与反应的活化能有关.使用适当的催化剂可改变活化能.

（6） 化学反应速率与反应速率常数及浓度有关.另外在多相体系中,其化学反应速率还与相界面的大

小有关.

二、重点及难点

1、化学反应方向的判断

（1）()0r m G T ∆< 该反应向正反应方向进行（反应自发）