最新无机化学(天津大学版)
第一章化学反应中的质量关系和能量关系
[学习指导]
1．“物质的量”（n）
用于计量指定的微观基本单元或其特定组合的物理量，其单位名称为摩[尔]，单位符号为mol。
2.摩尔质量（M) M = m/n
3.摩尔体积（V m）V m = V/n
4.物质的量浓度（c B）c B = n B/V
5.理想气体状态方程pV = nRT
6.理想气体分压定律p= Σp B ；p B = (n B/n)p
7.化学计量式和化学计量数O = ΣνB B ；νB
B
8.反应进度（ξ）表示化学反应进行程度的物理量，符号为ξ，单位为mol。
随着反应的进行，任一化学反应各反应物及产物的改变量：Δn B = νBξ
9.状态函数
状态函数的改变量只与体系的始、终态有关，而与状态变化的途径无关。
10.热和功
体系和环境之间因温差而传递的热量称为热。除热以外，其它各种形式被传递的能量称为功。
11.热力学能（U）
体系内部所含的总能量。
12.能量守恒定律
孤立体系中能量是不会自生自灭的，它可以变换形式，但总值不变。
13.热力学第一定律
封闭体系热力学能的变化：ΔU = Q + W
Q > 0, W > 0, ΔU > 0；
Q < 0, W< 0, ΔU < 0。
14.恒压反应热（Q p）和反应焓变（Δr H m）H(焓) ≡ U + pV, Q p= Δr H m
15.赫斯定律Q p= ∑Q B, Δr H m= ∑Δr H m(B)
B B
16.标准状况：p = 101.325kPa, T = 273.15 K
标准(状)态：pθ= 100kPa下
气体：纯气体物质
液体、固体：最稳定的纯液体、纯固体物质。
溶液中的溶质：摩尔浓度为1mol·L-1
标准态下
17.标准摩尔生成焓（）最稳定的单质─────—→ 单位物质的量的某物质
=
18.标准摩尔反应焓变（）一般反应cC + dD = yY + zZ
=[y(Y) + z(Z)] - [c(C)+ d(D)]
=Σνi(生成物) + Σνi(反应物) 第二章化学反应的方向、速率和限度
[学习指导]
1.反应速率：单位体积内反应进行程度随时间的变化率，即：
2.活化分子：具有等于或超过E c能量（分子发生有效碰撞所必须具备的最低能量）的分子。
3.活化能
（1）经验活化能：活化分子具有的平均能量()与反应物分子的平均能量()之差称为反应活化能(E a)。
（2）过渡状态理论中的势能垒：反应进行所必须克服的势能垒(E b)。
4.反应物浓度对反应速率的影响──质量作用定律
cC + dD —→ yY + zZ对于基元反应υ= k{c(C)}c·{c(D)}d
5.熵变、吉布斯自由能变计算式：
＝Σνi(生成物) + Σνi(反应物)
＝Σνi(生成物) + Σνi(反应物)
6.吉布斯公式：Δr G m ＝Δr H m - TΔr S m（T）≈（T）-T
（T）
7.化学反应方向的判据：
8.Δr G m与的关系：Δr G m =+ RT ln J
9.实验平衡常数表达式：
例cC(g) + dD(g) yY(g) + zZ(g)
,
10.标准平衡常数关系式：
11.转化率(α)：
反应前后体积不变，又可表示为：
12.平衡移动原理：当体系达平衡后，若改变平衡状态的任一条件（如浓度、压力、温度），平衡就向着能减弱其改变的方向移动。
第三章酸碱反应和沉淀反应
学习指导
1. 水的离子积
2. pH值
3. 弱酸（HA）的解离常数：
4. 解离度和稀释定律
α为表征弱电解质解离程度大小的特征常数
5. 弱酸、弱碱溶液pH值的计算
6. 同离子效应：弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质解离度降低的效应。
7. 缓冲溶液：具有保持pH值相对稳定作用的溶液。
8. 盐类水解反应：盐的组分离子与水解离出来的H+或OH-结合成弱电解质的反应。
9. 水解常数：
一元弱酸强碱盐
一元弱碱强酸盐
一元弱酸弱碱盐
10. 影响水解度的因素：
一般来说，水解产物的解离度越小、溶解度越小；盐溶液的浓度越小，温度越高，盐的水解度越大。
11. 溶度积：一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积为一常数。
溶解
A m
B n(s) mA n+ + nB m-
沉淀
12. 溶度积与溶解度的换算：
13. 溶度积规则：
14. 离子沉淀完全的要求：c(M n+) < 10-5mol·L-1
15. 分步沉淀：离子积（J）首先超过溶度积的难溶电解质先沉出。
16. 溶解难溶电解质的常用方法：生成弱电解质；氧化还原法；生成配离子。
17. 沉淀转化：
相同类型的难溶电解质，溶度积较大的易转化为溶度积较小的。不同类型的难溶电解质，溶解度较大的易转化为溶解度较小的。
第四章氧化还原反应
[学习指导]
1．氧化还原反应: 参加反应的物质之间有电子转移的化学反应。
2. 氧化数(氧化值)：某一元素原子在其化合态中的形式电荷数。
3. 氧化还原反应方程式的配平方法：氧化值法；离子-电子法。
4. 原电池：能使氧化还原反应产生电流的装置。
5. 氧化还原电对：电极反应中氧化型和相应的还原型物质组成的电极。
6. 标准电极电势：标准状态下，以标准氢电极为比较标准测出的某电极的相对电势。
7．电池的标准电动势：Eθ = Eθ(+) - Eθ(-)
8．能斯特方程式：
9. 影响电极电势的因素:
(1) 电极的本性；
(2) 离子的浓度或气体分压；
(3) 温度；
(4) 溶液酸碱性；
(5) 沉淀或弱电解质的生成。
10．电极电势的应用
(1) 判断原电池的正、负极,计算原电池的电动势；
(2) 判断氧化剂、还原剂的相对强弱；
(3) 计算弱电解质的解离常数；
(4) 计算难溶电解质的溶度积；
(5) 判断氧化还原反应的方向和限度；
11．原电池的电动势和电池反应的Δr G m与原电池的电动势与电极电势的关系:
Δr G m = -Z'FE == Z'F[E(+)-E(-)]
= -Z'FEθ == Z'F[Eθ(+)- Eθ(-)]
12．氧化还原反应方向的判据: E > 0, 氧化还原反应能自发进行。
13．氧化还原反应限度可以用其化学平衡常数Kθ来衡量。Kθ的计算公式为:
14. 元素标准电极电势图的应用：
(1) 计算电对的标准电极电势: