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普通化学知识点总结一．气体液体和固体1.气体状态方程（1）状态变量：温度，体积，压强，密度，黏度，折射率，热的传导率等，各物理量之间并非完全独立。
（2）理想气体状态方程：，或，其中R=8.314 J/(mol·K)模型化条件：气体分子本身（相对于其间距）大小可以忽略；分子间不存在相互作用。
适用范围：高温（接近或高于室温）低压（接近或低于1个大气压）气体。
（3）道尔顿分压定律：p=p(A)+p(B)，或者p(A)=p·y(A)，其中y(A)=n(A) /n（4）真实气体状态方程：通过实验测量，总结出许多适用于不同气体的状态方程，最具代表性的是范德华方程：（²）（）理解：²项是分子间作用力对压强的增加量，与摩尔体积成平方反比关系；b是扣去气体分子本身体积的大小。
此外还有维里方程：其中B、C、D分别称作第二，第三，第四维里系数，与气体本性有关，是温度的函数。
2.气体的液化（1）相与相变：（物）相是物理性质与化学性质一致的宏观分子聚集体。
相变是物质从一种相（中间经历复相系）转变成另一种相的过程。
例如:混合均匀的不同气体或液体是单相系，水和油共存（不能混合）属于复相系，水在低温下的六种结晶态分属于不同的六种相。
气体等温压缩（准静态变化且未产生液体）前后两个状态属于两种相，但该过程不属于相变化。
（2）CO2等温压缩曲线（2）液体热胀冷缩，随着T增大，增大（3）温度升高时，气液共存时的蒸汽压（即超临界状态：温度超过临界温度，压力超过临界压力的状态。
特点：①分子间距很小，与通常液体相近，可作溶剂。
②同时具备液体高密度和气体低黏度的特性，物质在其中扩散很快。
因此，超临界流体对于许多化学物质具有很强的溶解性。
应用：（超临界萃取）用超临界状态的流体,溶出植物原料中的有用化学成分（香精、天然药用成分等）；当压力和温度恢复到常温常压时，超临界流体变成普通状态的气体而离去，只留下所需的化学成分。
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。
目 录第1部分 名校考研真题第1章 热化学与能源第2章 化学反应的基本原理与大气污染控制第3章 水溶液化学第4章 电化学与金属腐蚀第5章 物质结构基础第6章 无机化合物第7章 高分子化合物第8章 生物大分子基础第9章 仪器分析基础第2部分 课后习题第1章 热化学与能源第2章 化学反应的基本原理与大气污染控制第3章 水溶液化学第4章 电化学与金属腐蚀第5章 物质结构基础第6章 无机化合物第7章 高分子化合物第8章 生物大分子基础第9章 仪器分析基础第3部分 章节题库第1章 热化学与能源第2章 化学反应的基本原理与大气污染控制第3章 水溶液化学第4章 电化学与金属腐蚀第5章 物质结构基础第6章 无机化合物第7章 高分子化合物第8章 生物大分子基础第9章 仪器分析基础第4部分 模拟试题浙江大学《普通化学》（第6版）配套模拟试题及详解（一）浙江大学《普通化学》（第6版）配套模拟试题及详解（二）第1部分 名校考研真题说明：本部分从指定浙江大学编写的《普通化学》（第6版）为考研参考书目的名校历年考研真题中挑选最具代表性的部分，并对其进行了详细的解答。
所选考研真题既注重对基础知识的掌握，让学员具有扎实的专业基础；又对一些重难点部分进行详细阐释，以使学员不遗漏任何一个重要知识点。
第1章 热化学与能源一、选择题1．下列过程或反应中，哪一个是熵增的过程或反应？（ ）[华南理工大学2016研]A．I2（g）＝I2（l）B．H2O（s）＝H2O（g）C．2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（l）D．2CO（g）＋O2（g）＝2CO2（g）【答案】B【解析】熵增过程是系统的混乱度增高的过程，B项由固体变为气体的过程是系统的混乱度增高的过程，熵值增大。
2．如果系统经过一系列的变化后，又变回初始态，则系统的（ ）。
[华南理工大学2014研]A．Q＝0，W＝0，ΔH＝0，ΔU＝0B．Q＝0，W＝0，ΔH≠0，ΔU≠0C．Q≠－W，ΔU＝Q＋W，ΔH＝0D．Q＝－W，ΔU＝Q＋W，ΔH＝0【答案】D【解析】ΔU、ΔH为状态函数，与变化途径无关；Q、W为非状态函数，变化途径不同，数值不同。
（完整版）普通化学第六版知识点整理普通化学知识点整理第1章热化学与能量1.⼏个基本概念1）系统：作为研究对象的那⼀部分物质和空间a．开放系统：有物质和能量交换 b.封闭系统：只有能量交换 c.隔离系统：⽆物质和能量交换2）环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间3）相：系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分——单相（均匀），多相（不均匀）注意：⼀个⽓态（固体）⼀个相；液体，若相溶，⼀个相，若不相溶，⼏种液体，⼏个相同⼀物质不同状态就是不同相；碳元素同素异形体不同相4）状态：⽤来描述系统；状态函数：描述系统状态（如pV=nRT）5）状态函数的性质：状态函数是状态的单值函数；当系统的状态发⽣变化时，状态函数的变化量只与系统的始、末态有关，⽽与变化的实际途径⽆关6）状态函数的分类：⼴度性质：其量值具有加和性，如体积、质量，热容，焓，熵等强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压⼒，密度，摩尔体积等两个⼴度性质的物理量的商是⼀个强度性质的物理量7）过程：系统状态发⽣任何的变化VS 途径：实现⼀个过程的具体步骤8）化学计量数其中νB 称为B的化学计量数（根据具体的反应式⼦系数）反应物：νB为负；产物：νB为正9）反应进度ξ：反应进度只与化学反应⽅程式的书写有关2.反应热：化学反应过程中系统放出或吸收的热量；热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正注意：摩尔反应热指当反应进度为1mol时系统放出或吸收的热量3.热效应：等容热效应（弹式量热计）；等压热效应（⽕焰热量计）q=ΔU q p= ΔU + p(V2–V1)V反应热：（两种液体时⽐热容不同需分开，注意⽐热单位）摩尔反应热：4.热化学⽅程式：表⽰化学反应与热效应关系的⽅程式注意：先写出反应⽅程，再写出相应反应热，两者之间⽤分号或逗号隔开若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下标明反应温度、压⼒及反应物、⽣成物的量和状态5.热⼒学第⼀定律封闭系统，不做⾮体积功时，若系统从环境吸收热q，从环境得功w，则系统热⼒学能的增加ΔU(U2–U1)为：ΔU=q + w（热⼒学能从前称为热能）6.内能的特征：状态函数（状态确定，其值确定；殊途同归；周⽽复始）、⽆绝对数值、⼴度性质7.热：系统吸热为正，放热为负热量q不是状态函数8.功：系统对外功为负，外部对系统作功为正功w不是状态函数9.体积功w体的计算w=–p外(V2–V1)=–p外ΔV体10.焓（状态函数）（kJ/mol）Δr H m：反应的摩尔焓H =U + pV q p =H2–H1=ΔH（ΔH<0放热；ΔH>0吸热）注意：q V=ΔU（定容）VS q P=ΔH（定压） q p– q V = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT对于没有⽓态物质参与的反应或Δn (g)=0的反应，q V ≈ q p对于有⽓态物质参与的反应，且Δn (g)≠0的反应，q V ≠ q p 11.盖斯定律：化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关⽽与变化的途径⽆关标准压⼒p=100kPa12.标准摩尔⽣成焓：标准状态时由指定单质⽣成单位物质的量的纯物质B 时反应的焓变称为标准摩尔⽣成焓，记作注意：标准态指定单质的标准⽣成焓为0。
浙江⼤学普通化学知识点总结⼆普通化学知识点总结⼆．化学热⼒学基础本章研究化学反应进⾏的⽅向及限度问题。
1.热⼒学第⼀定律(1)体系：根据体系与环境之间能量、物质交换的情况，将体系分类。
①开放体系：既有物质交换，⼜有能量交换②封闭体系：没有物质交换，但有能量交换③孤⽴体系：既没有物质交换，⼜没有能量交换。
(2)过程：①可逆(reversible)过程：热⼒学系统从状态A出发，经过过程p到达另⼀状态B；如果存在另⼀过程p*，它能使系统和环境完全复原，即系统回到原来状态A，同时消除原来过程p对环境产⽣的影响，则过程p称为可逆过程。
②准静态过程(平衡过程)：若系统从⼀个平衡状态连续经过⽆数个中间的平衡状态过渡到另⼀个平衡状态，在任意有限的时间内，系统状态不发⽣改变，该过程称为准静态过程。
准静态过程是可逆过程的必要条件(可逆过程要求没有⾮平衡损失和耗散损失，准静态过程只满⾜前者)。
在⼀般讨论中，认为两者等价。
③⾃发过程：⾃发过程是由于体系与环境不平衡引起的，故⾃发过程都是不可逆过程。
综上，在以下讨论中，可以粗糙地认为：“不可逆(irreversible)，⾮平衡，⾃发”三者等价，“可逆，平衡，⾮⾃发”三者等价。
(3)热⼒学第⼀定律：，式中①为内能增量。
内能是体系内部所有能量的总和，包括分⼦动能，分⼦间势能，分⼦内部的能量(转动、振动、电⼦和核运动)，但不包括体系整体运动的能量。
内能是状态函数，U = f((n,T,V))。
②W为体系对外界做功，分为⾮体积功和体积功，即。
注意当环境压⼒与体系压⼒不等时，应该⽤环境压⼒，因为体系处于⾮平衡态时，压⼒p没有意义。
可以证明，恒温膨胀或压缩，可逆过程⽐不可逆过程的功(代数值)⼤。
③Q为体系吸热量。
分物理过程和化学过程讨论如下：物理过程：相变潜热(熔化热，汽化热，升华热等)：单位质量的物质在等温等压情况下，从⼀个相变化到另⼀个相吸收或放出的热量。
利⽤T1、T2温度下的饱和蒸⽓压，可以计算出摩尔蒸发热(焓)。
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。
