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《大学化学》习题答案复习学习材料、试题与参考答案一、单选题1.江、河水中含的泥沙悬浮物在出海口附近都会沉淀下来，原因有多种，其中与胶体化学有关的是（B）A.盐析作用B.电解质聚沉作用C.溶胶互沉作用D.破乳作用2.下列各组量子数合理的是（C）A.B.C.D.3.下列各物质的分子间只存在色散力的是（A）A.B.C.D.4.下列物质中不属于毒品的是（B）A.吗啡B.黄曲霉素C.海洛因D.冰毒5.下列物质中，属于致癌物质的是：（B）A.谷酰胺B.苯并芘C.谷氨酸D.谷胱甘肽6.稀溶液依数性中心的核心性质是（D）A.溶液的沸点升高B.溶液的凝固点下降C.溶液是有渗透压D.溶液的蒸气压下降7.盖斯定律适用条件是（B）A.定温或定压B.定压或定容C.定温或定容D.不确定8.下列各种与爱滋病人接触途径中不会感染爱滋病的是（C）A.共用注射器B.性接触C.握手D.母婴传播9.导电性能最好的金属是（A）10.在定温定压条件下，某反应的，这表明该反应（B）A.正向自发进行B.逆向自发进行C.视具体情况而定D.不能确定11.下列哪种现象不属于稀溶液的依数性:（D）A.凝固点降低B.沸点升高C.渗透压D.蒸气压升高12.真实气体行为接近理想气体性质的外部条件是：（B）A.低温高压B.高温低压C.低温低压D.高温高压13下列分子中键角最大的是：（C）A.B.C.D.14.已知氢氧化合反应：，反应，要有利于取得的最大转化率，可采取的措施是（A）A.低温高压B.高温低压C.低温低压D.高温高压15.下列对于功和热叙述中正确的是（A）A.都是途径函数，无确定的变化途径就无确定的数值B.都是途径函数，对应于某一状态有一确定值C.都是状态函数，变化量与途径无关D.都是状态函数，始终态确定，其值也确定16.试指出下列物质中何者不含有氢键（B）A.B.HIC.D.17.在下列溶液中AgCl的溶解度最小的是（B）A.0.1mol/L的NaCl溶液B.0.1mol/L的溶液C.0.1mol/L的溶液D.0.5mol/L的溶液18.下列常用的能源中，属于新能源的是（C）A.石油B.天然气C.氢能D.水能19.下列各物质的化学键中，只存在键的是（C）A.B.C.D.无法确定20.将非挥发性溶质溶于溶剂中形成稀溶液时，将引起（A）A.沸点升高B.熔点升高C.蒸气压升高D.都不对21.以电对与组成原电池，已知，则反应物是（A）A.B.C.D.22.下面的叙述中违背平衡移动原理的是（C）A.升高温度平衡向吸热方向移动B.增加压力平衡向体积缩小的方向移动C.加入惰性气体平衡向总压力减少的方向移动D.降低压力平衡向增加分子数的方向移动23.电镀工艺是将欲镀零件作为电解池的（A）A.阴极B.阳极C.阴阳两极D.无法确定24.已知下列反应的平衡常数：（1）A=B；；（2）B+C=D；；则反应：A+C=D的平衡常数是下列中的（B）A.B.C.D.25.下列各物质中，含有氢键的是（A）A.HFB.NaClC.D.26.在定温定压条件下，某反应的ΔG>0，这表明该反应（A）A正向自发进行B逆向自发进行C视具体情况而定D不能确定27.试指出下列物质中何者不含有氢键（B）A.B(OH)3B.HIC.CH3OHD.H2NCH2CH2NH228.电镀工艺是将欲镀零件作为电解池的(A)A阴极B阳极C阴阳两极D无法确定29.在稀醋酸溶液中,加入等物质量的固态NaAc，在混合溶液中不变的量是A.PhB.电离度C.电离常数D.OH-离子的浓度31.下列各物质结构中，含有叁键的是 (C)A.乙烯B.H2OC.N2D.BF332.一支充满氢气的气球，飞到一定高度即会爆炸，这主要取决于一定高度上的（D）A.外压B.温度C.湿度D.外压和温度二、多选题33.下列各种与爱滋病人接触途径中会感染爱滋病的是 (ABD)A.共用注射器B.性接触C.握手D.母婴传播34.下列对于功和热叙述中错误的是 (BCD)A.都是途径函数，无确定的变化途径就无确定的数值B.都是途径函数，对应于某一状态有一确定值C.都是状态函数，变化量与途径无关D.都是状态函数，始终态确定，其值也确定35.下面的叙述中违背平衡移动原理的是 (ABD)A.升高温度平衡向吸热方向移动B.增加压力平衡向体积缩小的方向移动C.加入惰性气体平衡向总压力减少的方向移动D.降低压力平衡向增加分子数的方向移动三、判断题36.在晶态高聚物中，通常可同时存在晶态和非晶态两种结构。
大一化学期末考试重点一、原子结构与元素周期表在大一化学的学习中，原子结构与元素周期表是基础中的基础。
掌握了原子结构和元素周期表的知识，才能更好地理解化学物质的性质和反应。
1. 原子的结构原子是化学物质的基本组成单位，了解原子的结构对理解化学反应非常重要。
•原子核：由质子和中子组成，具有正电荷。
•电子：围绕原子核运动，具有负电荷。
•原子质数：原子核中质子的数量，确定了元素的性质。
2. 元素周期表元素周期表是化学元素按照一定规律排列的表格，可以帮助我们理解元素间的关系和规律。
掌握元素周期表的基本知识是大一化学考试的重点。
•元素周期表的组成：根据原子序数（原子核中质子的数量）从小到大排列。
•周期：水平排列，代表原子结构的变化。
•主族：垂直排列，表示元素的化学性质相似。
二、化学键与化合物的命名化学键是原子间的结合力，化合物是由化学键连接的不同原子组成的物质。
了解化学键和化合物的命名规则是大一化学考试的重点内容之一。
1. 化学键•离子键：由正负电荷吸引形成的化学键。
•共价键：由电子共享形成的化学键。
•金属键：由金属原子间电子的共享形成的化学键。
2. 化合物的命名规则•无机化合物：根据元素的化合价和更高的化合价形式给化合物命名。
•有机化合物：根据碳链的长度、取代基的位置和类型等给化合物命名。
三、化学反应与平衡化学反应是化学变化的过程，平衡是化学反应达到一种相对稳定状态的状态。
1. 化学反应的类型•氧化还原反应：电子的转移。
•酸碱反应：质子的转移。
•沉淀反应：生成不溶于溶液的产物。
•反应速率：反应物的消耗速率。
2. 化学平衡•平衡常数：描述反应达到平衡时，反应物和产物浓度之间的关系。
•平衡常数的计算：根据反应物和产物浓度的比例计算平衡常数。
•影响平衡的因素：温度、浓度和压力的变化会影响平衡位置。
四、化学计量与化学反应的计算化学计量是研究化学反应中物质的量关系的一门科学。
了解化学计量的原理与计算方法是大一化学考试的重点内容。
大学化学期末复习知识点汇总1. 原子结构和周期表- 原子结构的组成：原子核（包含质子和中子）和电子壳层- 质子数决定了元素的原子序数，也就是周期表中的排列顺序- 原子的电子结构决定了其化学性质，包括价电子数和电荷分布2. 化学键和分子结构- 离子键：通过正负电荷的吸引力结合的键- 共价键：通过原子间的共用电子结合的键- 金属键：金属原子通过电子云的共享结合的键- 分子结构：通过原子间的化学键连接而成的离散分子或离子晶体3. 反应速率和化学平衡- 反应速率：反应物浓度变化与时间的关系- 反应速率受影响因素：温度、浓度、催化剂等- 化学平衡：正向反应与逆向反应达到动态平衡- 平衡常数：表示反应物浓度比例的数值4. 酸碱理论和溶液- 酸碱理论：包括阿鲁尼乌斯酸碱理论和布朗酸碱理论- pH值：表示溶液的酸碱性，pH < 7 为酸性，pH > 7 为碱性，pH = 7 为中性- 强酸和弱酸：酸的强弱程度取决于其离解度- 强碱和弱碱：碱的强弱程度取决于其离解度5. 化学反应和化学平衡- 化学反应：物质发生物理和化学变化的过程- 配平化学方程式：平衡反应方程式中的反应物和生成物的系数- 合成反应、分解反应、置换反应、氧化还原反应等6. 热力学和化学动力学- 热力学：研究化学反应的热效应和物质间的能量转换- 化学动力学：研究化学反应的速率和反应机理- 反应焓变、熵变和自由能变：描述反应过程中的能量变化7. 有机化学基础- 有机化合物：碳作为主要元素的化合物- 功能团：影响有机物化学性质和反应的基团- 碳链和分子结构：直链、分支、环状和立体异构体8. 配位化合物和过渡金属- 配位化合物：由中心金属离子和周围配体组合而成的化合物- 配位数：中心金属离子与配体的配位数目- 过渡金属：位于周期表中d区的金属元素9. 化学分析方法- 定性分析：确定物质的组成和性质- 定量分析：测定物质的含量或反应物与生成物的比例- 分析仪器：如光谱仪、质谱仪、色谱仪等10. 核化学和放射性- 原子核的结构：由质子和中子组成的核子- 放射性衰变：原子核发生自发性的变化，放出辐射- 放射性同位素的应用：如核能发电、医学放射性示踪等以上是大学化学期末复习的知识点汇总，希望对你的复习有所帮助！。
※内能：体系中各种形式运动能量的总和，用U或E表示。
目前仍无法测量、计算一个体系内能的绝对值，但是内能变化的相对值（ΔU），可以通过两个状态之间能量的得失来求出，与过程无关。
※热力学第一定律:ΔU=Q+W W=-P外ΔV（只有体积功的时候）※通过不同途径从同样的初态膨胀或压缩到同样的终态环境对体系的功不同。
由此给出一个重要结论：压强-体积功是一个和途径有关的物理量。
※物理学上把一个体系能通过原途往返而环境无功损失的过程称为可逆过程；而把往返路径不一致因而环境有功损耗的过程叫做不可逆过程。
※对于理想气体体系的各种可逆过程（没有化学反应），功、热和体系内能变化之间的关系分别为： 1.等容过程:V=0，W=0，QV=n･CV T体系的内能变化为：U=QV=nCV T(Cv等容热容,书P123~125)2.等压过程:W=P V，QP=nCP T体系的内能变化为：U=P V+nCP T=n R T+n CP T=n(CP R)T=n CV T 3.等温过程:W=nRTln(V2/V1)U=0体系从环境吸收的热量则为Q=W=nRTln(V2/V1)4.绝热过程:Q=0,W=U,U n CV T,W=U=n CV T无论什么过程，没有化学反应的理想气体体系的内能变化都是：U n CV T(因为等温过程的T=0，所以U=0)※热容比=VPCC=VVCRC=1+VCR(可以得出CV=R/(1)所以绝热过程中环境对体系所作的功为：W=U=n CV T=nRT1)※对没有化学反应的理想气体体系：U＝nCV T(W和Q不是状态函数，与具体过程有关)所有过程（可逆、不可逆过程）都必须服从热力学第一定律※化学反应的热效应（只考虑体积功）:化学反应发生后，产物（终态）温度恢复到反应前反应物的温度（始态），过程中体系只对抗外压力做体积功，同时放出或吸收的热为此反应的反应热a）恒容反应热:等容过程W=－PΔV=0故ΔU=Qv，ΔU=Qv=nCvΔTb）恒压反应热:在等压过程中W=－PΔV，ΔU=Q+W=Qp－PΔV→Qp=ΔU－W=（U2+PV2）-（U1+PV1）说明等压反应热不仅与内能有关，也与体积变化有关Qp=nCpΔTΔU=－PΔV+nCpΔT对理想气体：ΔU=－nRΔT+nCpΔT=n（Cp－R）ΔT=nCvΔT※状态函数焓(H):H=U+PV;Qp=H2－H1=ΔH在等压过程中，体系吸收（或释放）的热量，全部用于增加（或减少）体系的焓。
大一化学期末知识点总和化学作为一门科学，研究的是物质的组成、性质、变化以及它们之间的相互关系。
对于大一学生来说，化学是一门基础课程，期末考试涉及的知识点很多，涵盖了许多重要的概念和理论。
本文将梳理大一化学期末知识点总和，帮助大家复习备考。
一、无机化学1. 元素周期表元素周期表是化学中最重要的工具之一。
了解元素周期表的排列规律、元素的周期性变化以及元素符号和原子序数等基本信息。
2. 化学键了解原子与原子之间的结合方式，包括离子键、共价键和金属键等。
掌握简单分子化合物的命名和化学式的写法。
3. 化学方程式学会平衡化学方程式、了解氧化还原反应和酸碱中和反应等基本反应类型。
4. 气体的性质和行为熟悉理想气体状态方程和气体的性质，包括压力、温度和摩尔体积等。
5. 溶液的性质了解溶液的溶解度、浓度和导电性等基本性质，扎实掌握溶液的稀释计算和溶解度的影响因素。
6. 酸碱理论了解酸碱的定义和性质，包括布朗斯特德酸碱理论和电离常数等相关内容。
7. 高分子化合物了解合成聚合物的方法、性质和应用，包括聚氯乙烯、聚酯等常见高分子化合物。
二、有机化学1. 有机化合物的命名根据有机化合物的结构和官能团进行命名，包括烷烃、烯烃和炔烃等的基本命名规则。
2. 有机化合物的结构掌握有机化合物的构造特点，包括碳原子的杂化和立体构型等核心概念。
3. 碳链和环状化合物了解碳链和环状化合物的分类、命名和典型代表，如脂肪烃、环烷烃和芳香烃等。
4. 卤代烃了解卤代烃的命名、性质和反应，包括亲核取代反应、消除反应和亲电取代反应等。
5. 醇和酚熟悉醇和酚的命名、性质和重要反应，如醇的氧化和酚的酸碱性等。
6. 醛和酮掌握醛和酮的命名、性质和典型反应，如醛的氧化还原和酮的加成反应等。
7. 羧酸和酯了解羧酸和酯的命名、性质和合成方法，包括羧酸的还原和酯的水解等重要反应。
8. 胺和胺类化合物熟悉胺和胺类化合物的命名、性质和合成方法，了解胺的碱性和与酸的反应等基本知识。
1.什么是化学？（化学是在原子和分子水平上研究物质的组成、结构、性能及其变化规律和变化过程中能量关系的学科。
）2.相、状态函数、过程与途径、功和热、反应进度的概念，热力学第一定律及其相关计算。
（相：系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分。
状态函数：用来表征系统状态的物理量称为状态函数。
过程：系统的状态发生变化，从始态到终态，我们称系统经历了一个热力学过程，简称为过程。
途径：实现这个过程可以采取许多种不同的具体步奏，我们就把每一种具体步奏称为途径。
在热力学中，系统发生变化时，设与环境之间交换的热为Q，与环境交换的功为W,可得热力学能（亦称能）的变化为AU二Q+ W或A U=Q-W（U HU通用这两种说法，以前一种用的多），为了避免混淆，物理中普遍使用笫一种，而化学常是说系统对外做功，故会用后一种。
）例如，在一定条件下，由水、冰、水蒸气、氮气和氧气组成的体系中含有：（A）A、三个相B、四个相C、五个相D、六个相3.焙的概念，化学反应的标准摩尔焙变、物质标准摩尔生成箱的定义，化学反应的标准摩尔焙变的计算。
（焙是一个热力学系统中的能量参数。
所谓标准状态，是在指定温度T和标准丿I〔力p下该物质的状态，简称标准态。
标准摩尔生成焙记为AfHm（B,相态，T）,在温度T （若为298. 15K时则可不标出）下，山标准状态的单质生成物质B（V B=+1）反应的标准摩尔焰变。
即在标准状态下（反应物和产物都是处于1 OOKPa,通常温度选定298. 15K）,山指定单质生成单位物质的量（lmol）的化合物的化学反应热（即恒压反应热），称为该物质的标准摩尔生成焙或标准生成热。
标准摩尔生成焙的单位：kj/molo ）4.矯的概念，物质标准摩尔矯的定义及大小比较。
（嫡-定义：描述物质混乱度大小的物理量。
物质（或体系）混乱度越大，对应的爛值越大。
符号：S。
单位: J-K-1在0K时，一个纯物质的完美晶体，其组分粒子（原子、分子或离子）都处十完全有序的排列状态，混乱度最小，嫡值最小。
大一化学期末考试要点1. 原子结构和元素周期表•原子的组成：质子、中子、电子•原子结构：核心、电子壳层•元素周期表的组成：周期和族•元素的周期性规律：周期性表格、原子半径、电离能、电负性、结合能2. 化学键和分子几何•化学键的类型：离子键、共价键、金属键•共价键的键长和键能•分子式和式量•分子几何构型：线性、三角平面、四面体、平面正方形、立方体、八面体3. 反应速率和化学平衡•反应速率的定义和计算方法：反应物消失速率、生成物增加速率•影响反应速率的因素：浓度、温度、催化剂•化学平衡的概念和条件•平衡常数和平衡常数表达式•平衡常数和温度的关系：热力学导数4. 酸碱中和和氧化还原反应•酸碱中和反应的特点和计算方法：酸碱滴定反应、摩尔比•氧化还原反应的特点和计算方法：电子转移、氧化剂和还原剂•氧化还原反应的电子方程式和离子方程式•电化学平衡和电极电势•用电动势测定物质的活性5. 化学反应的能量变化和化学平衡•化学反应的热力学第一定律：焓变、反应焓•化学反应的热力学第二定律：自由能变化、反应自由能•化学反应的热力学第三定律：熵的变化•化学平衡的热力学条件和计算方法：熵变和自由能变化•化学反应的速率和能量变化的关系：活化能6. 溶液和离子反应•溶液的构成和溶解度•溶液中的离子反应：溶质离子和溶剂离子之间的反应•酸碱中和反应：弱酸和弱碱的离解程度和酸碱强度•晶体水合物的溶解和结晶7. 有机化学基础•有机化合物的特点和命名规则：碳骨架、取代基、官能团•烷、烯、炔的命名和结构特点•醇、醛、酮、酸的命名和结构特点•酯、胺、醚的命名和结构特点•脂肪族和芳香族化合物的区别和命名规则以上是大一化学期末考试的重点内容，希望同学们能够认真复习，掌握核心知识点。
祝大家顺利通过考试！。
大学化学第一章 热化学与反应重要概念1.系统：客观世界是有多种物质构成的，但我们可能只研究其中一种或若干物质。
人为地将一部分物质与其他物质分开，被划分的研究对象称为系统。
2.相：系统中具有相同物理性质和化学性质的均匀部分称为相。
3.状态：是指用来描述系统的诸如压力P 、体积V 、温度T 、质量m 和组成等各种宏观性质的综合表现。
4.状态函数：用来描述系统状态的物理量称为状态函数。
5.广度性质：具有加和性，如体积，热容，质量，熵，焓和热力学能等。
6.强度性质：不具有加和性，仅决定于系统本身的性质。
如温度与压力，密度等。
系统的某种广度性质除以物质的量或者质量之后就成为强度性质。
强度性质不必指定物质的量就可以确定。
7.热力学可逆过程：系统经过某种过程由状态1到状态2之后，当系统沿着该过程的逆过程回到原来状态时，若原来的过程对环境产生的一切影响同时被消除（即环境也同时复原），这种理想化的过程称为热力学的可逆过程。
8.实际过程都是不可逆的，可逆过程是一种理想过程。
9.化学计量数：0=∑BVB Ｂ表示反应中物质的化学式，ＶＢ是B 的化学计量数，量纲为一；对反应物取负值，生成物取正值。
10.化学计量数只表示当安计量反应式反应时各物质转化的比例数，并不是各反应物质在反应过程中世界所转化的量。
11.反应进度ξ：b b v /n ∆=∆ξ 对于化学反应来讲，一般选未反应时，0=ξ 引入反应进度这个量最大的优点是在反应进行到任意时刻时，可用任一反应物或产物来表示反反应进行的程度，所得的值总是相等的。
12.反应热的测定：T C T m c T T m c q s s s 12s s ∆⋅-=∆⋅⋅-=-⋅⋅-=）（所用到的仪器是弹式热量计又称氧弹 弹式热量计中环境所吸收的热可划分为两部分：主要部分是加入的吸热介质水所吸收的，另一部分是金属容器等钢弹组件所吸收的。
前一部分的热用）（O H q 2表示，后一部分热用b q 表示，钢弹组件的总热容b C 告诉了则直接求得b q 。
13.习惯对不注明温度和压力的反应，皆指反应是在298.15K ，100kPa 下进行的。
14.一般没有特别的注明，实测的反应热（精确）均指定容反应热，而反应热均指定压反应热。
15.能量守恒定律：在任何过程中，能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总值不变。
也叫做热力学第一定律。
16.热力学能具有状态函数的特点：状态一定，其值一定。
殊途同归，值变相等。
周而复始，值变为零。
17.系统与环境之间由于存在温差而交换的热量称为热。
若系统吸热值为正，若系统放热值为负。
18.系统与环境之间除了热以外其他形式传递的能量都称为功。
系统得功为正，系统做功为负。
在一定条件下由于系统体积的变化而与环境交换的功称为体积功，除体积功以外的一切功称为非体积功。
19.功和热都是过程中被传递的能量，它们都不是状态函数，其数值与途径有关。
而热力学第一定律中的热力学能的改变量只有过程的始态和终态决定，而与过程的具体途径无关。
20.化学反应热是指等温过程热，即当系统发生了变化后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，系统放出或吸收的热量。
21.定容反应热，在恒容，不做非体积功条件下。
这样热力学能改变量等于定容反应热。
其也只取决与始态和终态。
22.定压反应热，在恒压，只做体积功的条件下，∆H =-=+≡+-+=--=-=∆12p 1122p 12p 12H H q pV U H pV U pV U q V V p q U U U 则）令（）（）即（ ∆H 是焓的增量，称为焓变。
如果∆H <0表示系统放热，∆H >0表示系统吸热，为吸热反应。
23.对于只有凝聚相的系统即液态和固态的系统，v p q q =，对于有气态物质参与的系统，考虑到体积的变化，可得RT Bg U H RT Bg q q Bm r m r B m v m p ⋅=∆-∆⋅=-∑∑）（即）（，，νν24.盖斯定律：在恒容或者恒压条件下，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与变化途径无关。
25.在任一温度Ｔ、标准压力Θp 下表现出理想气体性质的纯气体状态为气体物质的标准状态。
液体固体物质或溶液的标准状态为任一温度Ｔ，标准压力Θp 下的纯液体，纯固体或标准浓度ΘC 时的状态。
26.单质和化合物的相对焓值，规定在标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变叫做该物质的标准摩尔生成焓。
生成焓的负值越大，表明该物质键能越大，对热越稳定。
27.规定水和氢离子的标准摩尔生成焓值为零。
28.298.15K 温度下标准摩尔反应焓等于同温度下个参加反应物质的标准摩尔生成焓与其化学计量数的乘积的总和。
若系统的温度不是298.15K ，反应的焓变会有些改变，但一般变化不大，即反应的焓变基本不随温度而变。
第二章 化学反应的基本原理重要概念1.自发反应：在给定的条件下能自动进行的反应或过程叫做自发反应或自发过程。
自发过程都是热力学的不可逆过程。
2.系统倾向于取得最低的势能。
3.反应的焓变是判断一个反应能否自发进行的重要依据但是不是唯一的依据。
4.过程能自发地向着混乱程度增加的方向进行。
5.熵是系统内物质微观粒子的混乱度（或无序度）的量度。
Ω=kln S ，式中Ω为热力学概率或者称混乱度，k 为波尔兹曼常数。
6.熵的公式表明：熵是系统混乱度的量度，系统的微观状态数越多，热律学概率越大，系统越混流乱，熵就越大。
7.热力学第二定律：在隔离系统中发生的自发反应必伴随着熵的增加，或隔离系统的熵总是趋向于极大值，这就是自发过程热力学的准则，称为熵增加原理。
8.热力学第三定律：在绝对零度时，一切纯物质的完美晶体的熵值都等于零。
表达式为S （0K ）=kln1=0；9.依此为基础，若知道某一物质从绝对零度到指定温度下的一些热力学数据如热容等，就可以求出此温度时的熵值，称为这一物质的规定熵。
10.单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵叫做该物质的标准摩尔熵。
11.规定处于标准状态下水合氢离子的标准熵值为零。
12.（1）对于同一物质而言，气态时的熵大于液态时的，液态时的熵又大于固态时的熵。
（2）同一物质在相同的聚集态时，其熵值随温度的升高而增大；（3）在温度和聚集态相同时，分子或晶体结构较复杂的物质熵值大于分子或晶体结构较为简单的物质的熵值。
（4）混合物或溶液的熵值往往比相应的纯净物的熵值大。
13.对于物理或者化学变化而言，几乎没有例外，一个导致气体分子数增加的过程或反应总伴随着熵值的增大。
14.注意，虽然物质的标准熵随温度的升高而增大，但是只要是没有引起物质聚集状态的改变，其值通常相差不大，可以认为反应的熵变基本不随温度而变，这一点和焓变很类似。
15.自由能：把焓和熵并在一起的热力学函数。
16.吉布斯函数：m r m r m r S T H G TS H G ∆-∆=∆-=或者写成。
17.以∆G 作为判断化学反应自发性的标准，称为最小内能原理即：∆G<0 自发过程，过程能向正向进行；∆G=0 平衡状态；∆G>0 非自发过程，过程能向逆向进行。
18.熵判据和吉布斯函数判据的比较：19. 如果化学反应在恒温恒压条件下，除了做体积功外还做非体积功，则吉布斯函数判据应为：非自发状态平衡状态；自发过程；'G 'G 'G ωωω-<∆--=∆-->∆-，上式的意义是在等温等压下一个封闭系统所能做的最大非体积功等于吉布斯函数自由能的减少。
'max G ω-=∆-，'m ax ω表示最大电功。
20.热力学等温方程：Bv B B m r m r p /p RTln T G T G ∏ΘΘ+∆=∆）（）（）（其中R 为摩尔气体常数，B p 为参与反应的物质Ｂ的分压力，Θp 为标准压力（Θp ＝100kPa ），∏为连乘算符，习惯上将B vBB p /p ∏Θ）（称为反应商Q ，Θp /p B 称为相对分压，所以上式可以写成：RTlnQ T G T G m r m r +∆=∆Θ）（）（，若所有气体的分压均处于标准状态，即Q=1，这时任一态变成了标准态。
21.道尔顿分压定律：第一，混合气体的总压力p 等于各组分气体分压力i p 之和。
即∑=i p p ；第二，混合气体中的某组分气体i 的分压力等于混合气体的总压力p 与该组分气体的摩尔分数i x 之乘积，即i i px p =式中，n n x i i /=，即某组分气体i 的摩尔分数等于该气体i 的物质的量i n 与混合气体总的物质的量n 之比。
22.标准摩尔生成吉布斯函数：在标准状态时，由指定单质生成单位物质的量的纯净物时反应的吉布斯函数变。
23.水合氢离子的标准摩尔生成吉布斯函数等于零。
24.反应的焓变和熵变基本不随温度改变，而反应的标准摩尔生成吉布斯函数变则是温度的线性函数。
25.任意状态时的反应的摩尔吉布斯函数变可根据实际条件用热力学等温方程进行计算。
26.宏观上的化学平衡是由于微观上仍持续进行着正逆反应的效果相互抵消所致，所以化学平衡是一种动态平衡。
27.0G T r =∆就是化学平衡的热力学标志或称反应限度的判据。
平衡系统的性质不随时间而改变。
28.标准平衡常数：当化学反应处于平衡状态时，以其化学反应的化学计量数（绝对值）为指数的各产物与反应物分压或浓度的乘机之比为一个常数。
ΘK 只是温度的函数，ΘK 值越大说明反应进行的越彻底，反应物的转化率越高。
29.转化率是指某反应物在反应中已转化的量相对于该反应物初始用量的比率。
30.标准平衡常数可从标准热力学方程函数求得。
当反应达到平衡时，）（T G m r ∆=0，则热力学等温方程式可以写成0p /p RTln T G T G B v B B m r m r =+∆=∆∏ΘΘ）（）（）（，将Bv Beq B }p /p {K ∏ΘΘ=代入上式中得：ΘΘ-=∆RTlnK T G m r ）（，RT T G lnK m r ）（ΘΘ∆-= 31.（1）ΘＫ表达式可直接根据化学计量方程式写出；（2）ΘＫ的数值与化学计量方程式的写法有关；（3）ΘＫ不随压力和组成而变，但ΘＫ与）（T G m r ∆一样都是温度T 的函数。
32.多重平衡原则：如果某个反应可以表示成两个或者多个反应的总和，则总反应的平衡常数等于各反应平衡常数的乘积。
33.一切平衡都只是暂时的，相对的。
因条件的改变使化学反应从原来的平衡状态转变到了新的平衡状态的过程叫化学平衡的移动。
34.吕·查德里原理：假如改变平衡系统的条件之一，如浓度压力或者温度，平衡就会向能减弱这个改变的方向移动。
35.根据热力学等温方程式RTlnQ T G T G m r m r +∆=∆Θ）（）（及ΘΘ-=∆RTlnK T G m r ）（合并此两式可得Θ=∆KQ RTln G m r 根据此式只需比较静态的反应商Q 与平衡常数ΘＫ的相对大小，就可以判断反应进行的方向即平衡移动的方向，可分为下面三种情况：当Q<ΘＫ，则m r G ∆<0 反应正向自发进行；当Q=ΘＫ，则m r G ∆=0，平衡状态；当Q>ΘＫ，则m r G ∆>0,反应逆向自发进行。
