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《普通化学》复习提纲第一章1.状态函数特征：①唯一；②?Z 与途径；③强、广度；④循环∮d Z =02.体积功的计算：W 体积=⎰-dV p 外=-p 外?V (恒外压)Q (+吸)，W (+体系得到能量)3.热力学第一定律：?U =Q+W4.热力学标准态：①气体：纯、理想气体行为、标准压力(p =p ?=100 kPa) 混合气体：各组分分压均为标准压力p ? ②液体、固体：纯、p =p ?③溶液中的离子：p =p ?，质量摩尔浓度m =m ?=1 mol ·kg -15.恒温、恒压过程，下列物理量的意义与计算方法6. 盖斯定律：反应式可以作为代数方程式运算及其推广：θθνi m f ii m r H H ,∆⋅=∆∑ θθνi m i i m r S S ,∑⋅=∆，θθνi m f ii m r G G ,∆⋅=∆∑ 公式：θθθ298,298,)(m r m r m r S T H T G ∆⋅-∆=∆ (任意温度下的Gibbs 函数) 转向温度：θθ298,298,m r m r S H T ∆∆= 相变温度：θθTm T m S H T ,,相变相变∆∆= (例：MCO 3的分解温度计算) 8.任意条件(非标准)下(化学反应等温方程)：=∆G r 0,T m r G ∆+Q RT ln ，BB B p p Q ν∏⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛=0 9.标准平衡常数:B B B p p K ν∏⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛=00，BB B m m K ν∏⎪⎭⎫ ⎝⎛=00及 等压方程：⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-∆=211211ln T T R H K K m r θθθ 10.0,T m r G ∆与0T K 的关系：0,T m r G ∆=?0ln T K RT 用于0,T m r G ∆和0T K 的相互计算注意：1)温度T 时的0,T m r G ∆必须用Gibbs 公式计算000,m r m r T m r S T H G ∆-∆=∆2)注意单位的统一：0,T m r G ∆ 的 kJ ·mol -1与RT 的J ·mol -1(·K -1·K)统一 3)0T K 以及0,T m r G ∆的大小与反应方程式的系数有关 11.0T K 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。
普通化学讲义_笔记(3)(总8页)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--专题一化学，就是研究物质化学运动和变化规律的科学，亦即研究那些具有一定质量、占有一定空间的实物的组成、结构、性质和变化规律，以及伴随这些变化过程的能量关系的科学。
物质有4种不同的物理聚集状态，即气态、液态、固态和等离子态。
气体的基本特征是其具有无限的可膨胀性、无限的掺合性和外界条件（温度、压力）对其体积影响的敏感性。
理想气体状态方程对含有物质的量为ｎ的理想气体，在密闭的容器中其体积（V ）、压力（p ）和热力学温度（T ）之间服从以下关系式： PV = nRT此式称为理想气体状态方程。
式中R 叫做摩尔气体常数，其值等于1 mol 任何理想气体的pV/T 值，其数值可根据阿伏加德罗定律来求得。
R ＝•mol -1·K -1 。
在使用理想气体状态方程时，要注意各物理量的量纲与R 数值及其单位的一致，即R ＝•mol -1·K -1时，式中n 、p 、V 、T 等物理量只能用它们的基本单位mol 、Pa 、m 3和K 。
理想气体状态方程可表示为另外一些形式，如：RT Mm pV = 或RT M p =ρ 二、混合气体分压定律（道尔顿分压定律、阿马格分容定律）在恒温下，把混合气体分离成各个单独组分，并使其与混合气体具有相同的压力，此时该组分气体所占有的体积称为该组分的分体积。
ni n V i V i x )()()(== ∑=)()(i V i V 气—液平衡在临界温度以下，气体转化为液体，但分子的热运动并未停止，处于液体表面的少数分子能克服分子间力，重新飞逸出液面变成气体，此过程称为液体的蒸发（或气化）。
如果把液体放置于密闭的容器中，蒸气分子则不致逃走，已形成的蒸气分子又可能重新撞到液面上而凝聚为液态。
蒸发与凝聚两个过程同时进行，但开始时前者居优势，所以气相中分子逐渐增多，随后分子返回液相的机会增大，到了一定程度，单位时间内分子的出入数目相等，此时两个过程达到平衡： 气体凝聚蒸发液体，此时，液体的蒸发和气体的凝聚似乎已经停止，但实际上这两个过程仍在不断进行，只是它们的速度相等而已，因此，这是一种动态平衡。
第三章化学热力学对一个宏观的化学反应，有三个问题是十分重要的：ⅰ）反应的方向------能否自发进行ⅱ）反应的程度------转化率及平衡ⅲ）反应的速度ⅰ，ⅱ属于反应热力学问题，ⅲ属于反应动力学问题。
一.化学反应中的能量守恒热力学讨论的是在物理变化和化学变化过程中发生的能量变化的关系。
化学反应除了遵守质量守恒，还必须遵守能量守恒。
1.基本概念ⅰ.体系和环境体系：指研究的对象，包括一部分物质和空间。
环境：指体系之外并与体系有相互作用的物质和空间。
体系和环境之间有确定的边界，但边界可以是真实或假想的。
体系有三类：a) 敞开体系体系与环境之间既有物质交换又有能量交换b) 封闭体系没有只有c) 孤立体系既无也无ⅱ.体系的状态和性质任何体系的状态都可由一系列可测量的物理量来描述。
这些决定体系状态的物理量叫做体系的性质。
体系的性质分为二类：a) 广度（容量）性质：如V, n, Cp, E, H, S 等，其数值与物质的量成正比，故具加和性。
b) 强度性质：如T, P, ρ或 d 等，其数值与物质的量无关，没有加和性。
热力学中常用强度性质来表示状态，如气体（T, P, V / n ）ⅲ.过程和途径体系状态随时间发生一系列变化，这种变化叫过程。
完成过程的具体方法和步骤称为途径。
a) 等压过程------变化时体系压力不变（敞口容器反应）b) 等温过程------变化时体系温度恒定（人体）c) 等容过程------封闭体系，体积恒定（弹式量热器）d) 绝热过程------孤立体系中进行反应的过程2. 热力学第一定律ⅰ.热和功热：体系与环境之间因温度差而传递的能量。
（Q）卡（cal）= 4.184 焦耳（J）体系吸热------正体系放热------负功：除热以外，其他各种被传递的能量。
如机械功，膨胀功，电功和表面功等W 主要讨论膨胀功rX = F× (S/ S) ×❒X= (F/S)·( S·❒X )= - P·❒V体系得到能量为正，放出能量为负。
普通化学考试大纲
二、溶液
溶液的浓度；非电解质稀溶液通性；渗透压；弱电解质溶液的解离平衡：分压定律；解离常数；同离子效应；缓冲溶液；水的离子积及溶液的pH值；盐类的水解及溶液的酸碱性；溶度积常数；溶度积规则。
第二节溶液
一.溶液浓度的表示
1.质量百分比
(%) :
(C)
2.物质的量浓度
3.质量摩尔浓度
4.物质量分数
(x)
例题
1.现有100ml硫酸，测得其质量分数为98%，密度为1.84g.ml-1,其物质的量大的浓度为（）
A、18.4mol.L-1
B、Cl 18.8 mol.L-1
C、18.0 mol.L-1
D、1.84 mol.L-1
答案：A
二. 稀溶液的通性
依数性:与溶质的数量有关而与溶质的本性无关
溶液的蒸汽压下降、溶液的沸点升高、
溶液的凝固点下降、溶液的渗透压.
1.溶液的蒸汽压下降
（1）难挥发溶质形成溶液的蒸汽压总是低于纯溶剂的蒸汽压（p o），其差值称为溶液的蒸汽压下降（ΔP）ΔP＝ p o－p溶液
（2）拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸汽压下降和溶质（A）的摩尔分数成正比。
n A：溶质的摩尔数；n B：纯溶剂的摩尔数
2.溶液的的沸点上升和凝固点下降
（1）溶液的的沸点上升: 溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点；
（2）溶液的凝固点下降：溶液的凝固点总是低于纯溶剂的凝固点。
（3）拉乌尔定律：难挥发非电解质稀溶液的沸点上升和凝固点下降与溶液的质量摩尔浓度（m）成正比。
ΔTb=k b.m ΔTf=k f.m
K b：溶剂的沸点上升常数；
k f：溶剂的凝固点下降常数
3.渗透压π
半透膜: 只允许溶剂分子透过,而不允许溶质分子 (或离子)透过的膜称半透膜.
渗透: 溶剂分子透过半透膜进入溶液的现象。
渗透压π：阻止溶剂分子通过半透薄进入溶液所施加于溶液的最小额外压力。
π=cRT
反渗透：当施加于溶液面上的外压大于渗透压时，溶剂通过半透膜进入纯溶剂中。
说明：
（1）溶液粒子数越多，依数性越大；
（2）对于电解质溶质的稀溶液，蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压的数值都比同浓度的非电解质稀溶液的相应数值要大。
对同浓度的溶液来说，
溶液沸点或渗透压高低顺序为：
A2B或AB2型强电解质溶液＞AB型强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液
溶液蒸汽压或凝固点的高低顺序：
A2B或AB2型强电解质溶液＜AB型强电解质溶液＜弱电解质溶液＜非电解质溶液
例1
将质量摩尔浓度均为0.10 mol·kg-1的BaCl2, HCl, HAc, 蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从大到小次序排序:
解：按从大到小次序排序如下：
粒子数 : BaCl2 →HCl → HAc →蔗糖
蒸气压 : 蔗糖→ HAc → HCl → BaCl2
沸点: BaCl2 → HCl → HAc →蔗糖
凝固点 : 蔗糖→ HAc → HCl → BaCl2
渗透压: BaCl2→ HCl → HAc →蔗糖
例2．下列哪一种物质的水溶液的蒸气压最大：
A.0.1mol kg-1NaCl
B.0.1mol kg-1蔗糖
C.0.1mol kg-1CaCl2
D.0.1mol kg-1HAc
答案：B
2.分别在四杯100cm3水中加入5克乙二酸、甘油、季戊四醇、蔗糖形成四种溶液，则这四种溶液的凝固点（）
A、都相同；
B、加蔗糖的低；
C、加乙二酸的低；
D、无法判断。
答案：C
三.弱电解质溶液的解离平衡
１．水的电离：
H2O（ι）==H+(aq) + OH-(aq)
(1)水的离子积： K W=C(H+)·C(OH－)
25°C K W=1.0×10-14
(2) pH值:pH=－lg{C(H+)},
pOH=－lg{C(OH－)},
pH + pOH=1４
例题
水秀中华
1、将pH=2的HCl 溶液和pH=13的NaOH 溶液等体积混合后，溶液的pH 值为（ ） A 、7.00； B 、12.65； C 、3.00； D 、11.00。
答案：B
提示：pH=2的HCl 溶液， C （H +）=0.0100moldm -3；
pH=13NaOH 溶液，C （H +）=1.0×10-13moldm -3， C （OH -）=0.1000 moldm -3,
等体积混合后C （OH -）=0.045 moldm -3,pOH=1.35, pH=12.65 2.酸碱质子理论
(1)酸：凡能给出H +的物质称为酸。
(2)碱：凡能接受H +的物质称为碱。
酸给出一个质子变为其共轭碱, 碱得到一个质子变为其共轭酸. HA ==== H +＋A － 共轭酸 共轭碱 例：HAc ==== H + ＋ Ac － Ac － ＋ H 2O ====HAc ＋ OH - 3．一元弱酸的解离： HA(aq) = H +(aq) + A －(aq) 弱酸的解离常数Ka ：
Ka:在一定温度下,为一常数,而与浓度无关. Ka 越大则酸性越强 若弱酸比较弱,C/Ki ≥500时
a
a C K H C .)(≈+
：
水秀中华
a
a C K =
α
注意：在一定的温度下,溶液浓度下降, 解离度α升高,但解离常数不变.
例1. 在0.05moldm -3的HCN 中，若有0.01%的HCN 电离了，则HCN 的解离常数为____。
Ａ.5×10-10 Ｂ.5×10-8 Ｃ.5×10-6 Ｄ.2.5×10-7 答案：A
例2.将浓度为0.1 molL -1的HAc 溶液冲稀一倍，下列叙述正确的是（ ） A 、HAc 解离度增大 ； B 、溶液中有关离子浓度增大 ； C 、HAc 解离常数增大； D 、溶液的pH 值降低 答案：A
4．一元弱碱的解离：
NH 3(aq)＋ H 2O(ι） = NH 4＋(aq)＋ OH －(aq) 弱碱的解离常数K b
若弱碱比较弱：
碱
C K b ≈)C(OH -
)()(-+
=
OH C K H C W
例1
已知K θb (NH 3)= 1.77×10 -5,用广泛pH 试纸测定0．1 moldm -3氨水溶液的pH 值约是： （A ）13 （B ）12 （C ）14 （D ）11 答:D
分析：0．1 moldm -3氨水溶液，
-3
3--5-moldm 1033.11.0 10×1.77)C(OH ⨯=⨯=≈碱C K b pOH=2.9，
pH=14-pOH=11.1≈11，故答案为D 。
共轭酸碱对的解离常数的关系为： K a K b ＝K W
HAc = Ac － + H + ， Ka ； Ac －＋H 2O = HAc ＋ OH －, Kb NH 3＋ H 2O = NH 4＋＋ OH － NH 4＋ ＋H 2O = NH 3 H 2O + H + 。
;K K K a W
b ＝
;K K K b W
a ＝
例1.已知K θb (NH 3)= 1.77×10 -5,将0.2 molL -1的NH 3.H 2O 溶液和0.2 molL -1的HCl 溶液等体积混合，其混合溶液的pH 值为（ ） A 、5.12 ； B 、8.87； C 、1.63； D 、9.73 答案：A
提示：NH 3.H 2O + HCl = NH 4Cl + H 2O。
