《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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