《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=0
2.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+W
4.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pq
②液体、固体：纯、p=pq
③溶液中的离子：p=pq，质量摩尔浓度m=mq=1
mol·kg-1
5.恒温、恒压过程，下列物理量的意义与计算方法
DfHmθ
Smθ
DfGmθ
DrHmθ
DrSmθ
DrGmθ
6.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·cBb
4.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x
2.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
=Kfm
4.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。注意：同离子效应
6.多元解离平衡及其计算：，注意：同离子效应；水的Kaq=
m(H+)
m(OH-)=1.0×10-14
7.缓冲溶液：
缓冲对：弱酸+弱酸盐
或弱减+弱碱盐
(浓度较大等量)
8.溶度积规则：离子积Q
(>、=、<)
Kθsp
第四章
1.原电池的概念、电极、电对、电池符号
2.电极电势、标准电极电势，Nernst理论
3.Nernst方程：(对应还原式电极反应)
注意：1)使用条件：平衡电势，即未通电/I=0时的电势
2)
n严格与配平的电极反应式中得失电子数相同
3)气体代相对分压(p/pθ)，纯固、纯液体不代浓度
4)H2O不代浓度，但H+、OH-必须代实际浓度
4.电极电势的应用：
1）判断原电池的正、负极，计算电池电动势
2）判断氧化剂、还原剂的相对强弱
3）判断氧化还原反应的方向
4）判断氧化还原反应进行的程度：
或
5.电解池的组成、电极名称、电极反应
6.超电势与电解池的极化曲线
7.影响电极反应的因素与电解产物的一般规律，有关计算
8.金属的电化学腐蚀过程及腐蚀电池极化对腐蚀速率的影响——腐蚀电池的极化曲线
9.防腐的主要方法
第五章
1.微观粒子运动的一般规律：波、粒二象性；能量量子化；不确定性关系；电子运动状态的描述——波函数
2.四个量子数(符号、名称、意义、取值范围、实验表现),用量子数表示电子的运动状态
3.基态原子的能级顺序与核外电子的排布
原理、原则，元素周期表与元素的分区
4.单电子体系的能级公式：
(eV)(J)
5.多电子体系的能级公式：
(eV)(J)
Z’的计算：Z’=Z-Ss
6.原子周期性结构与元素性质的关系：
Z’、半径、电离能、电负性、M性与非M性等的解释
(一般规律与特殊性)
第六章
1.化学键的基本类型与相对性
2.共价键与价键理论，s
键和p
键
3.键参数：键能、键长、键角
4.杂化轨道理论：杂化的基本类型，分子空间构型，判断分子空间构型的原则
1)有机分子中，C原子都杂化，因为C总是4价而不是2价
2)化学键数目超过中心原子的单电子数，都杂化，如HgCl2、BCl3
3)实测几何构型与VB理论预期不符合时，如H2O、NH3
(记住这些特例，推断其它，举一反三)
4)用中心原子连接其它原子数，反推等性杂化sp、sp2、sp3
5.分子的极性与极化：
极性分子、非极性分子，偶极矩、极化率
6.分子间力与氢键：
色散力为主且普遍存在，诱导力也存在于……
氢键形成的条件方式、大小
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