文档介绍：普通化学知识点整理
第1章 热化学与能量
1)系统:作为研究对象的那一部分物质和空间
：有物质和能量交换 :只有能量交换 :无物质和能量交换
2）环境:系统之外,与系统密切联系的其它物质和空间
3）相:系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分——单相(均匀)，多相(不均匀)
注意:一个气态(固体)一个相;液体，若相溶,一个相,若不相溶，几种液体,几个相
同一物质不同状态就是不同相;碳元素同素异形体不同相
４）状态:用来描述系统；状态函数:描述系统状态(如ｐV＝nＲT)
5)状态函数的性质：状态函数是状态的单值函数;当系统的状态发生变化时,状态函数的变化量只与系统的始、末态有关,而与变化的实际途径无关
6)状态函数的分类:广度性质:其量值具有加和性，如体积、质量,热容,焓，熵等
强度性质：其量值不具有加和性,如温度、压力,密度，摩尔体积等
两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量
7)过程:系统状态发生任何的变化 VＳ 途径：实现一个过程的具体步骤
８)化学计量数
其中nB 称为B的化学计量数(根据具体的反应式子系数） 反应物：nB为负;产物:nB为正
9）反应进度ξ: 反应进度只与化学反应方程式的书写有关
2．反应热:化学反应过程中系统放出或吸收的热量;热化学规定:系统放热为负,系统吸热为正
注意:摩尔反应热指当反应进度为1mｏｌ时系统放出或吸收的热量
3．热效应:等容热效应(弹式量热计);等压热效应(火焰热量计)
qＶ =ΔＵ ｑｐ ＝ ΔＵ ＋ p(Ｖ2–Ｖ1)
反应热:(两种液体时比热容不同需分开，注意比热单位) 摩尔反应热：
4．热化学方程式:表示化学反应与热效应关系的方程式
注意:先写出反应方程，再写出相应反应热,两者之间用分号或逗号隔开
若不注明T, ｐ， 皆指在Ｔ＝２98．1５ K,p=１0０ｋPa下
标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态
５．热力学第一定律
封闭系统，不做非体积功时，若系统从环境吸收热q,从环境得功ｗ,则系统热力学能的增加ΔＵ（Ｕ２–U１)为:
ΔU=q + w（热力学能从前称为热能)
：状态函数(状态确定,其值确定;殊途同归;周而复始)、无绝对数值、广度性质
7．热:系统吸热为正,放热为负 热量ｑ不是状态函数
：系统对外功为负，外部对系统作功为正 功ｗ不是状态函数
ｗ体=–ｐ外(Ｖ2 – Ｖ1)=–p外ΔＶ
(状态函数)(kJ／ｍｏl) ΔｒHm:反应的摩尔焓
Ｈ ＝Ｕ + pＶ qｐ =H2–Ｈ1＝ΔH(ΔＨ＜0放热;ΔＨ＞0吸热)
注意:qV＝ΔU（定容）ＶS qP=ΔH(定压) qp – ｑＶ = n2(g)RT – ｎ1(g)RＴ = Δn(ｇ)RT
对于没有气态物质参与的反应或Δn(g)=０的反应，qV » ｑp
对于有气态物质参与的反应，且Δn(g）¹0的反应,qＶ ¹ qp
11．盖斯定律:
化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关
标准压力ｐ=1０0kPa
：标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质Ｂ时反应的焓变称为标准摩尔生成焓,记作
注意:标准态指定单质的标准生成焓为0。生成焓的负值越大,表明该物质键能越大,对热越稳定
１３．标准摩尔焓变:标准状态下,反应进度ξ=1ｍol的焓变称为反应的标准摩尔焓变: ΔｒＨｍ
注意：f表示生成,r表示反应
标准摩尔焓变与摩尔焓求法的区别
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第2章 化学反应的基本原理与大气污染控制
1．自发反应(自发过程):在给定条件下能自动进行的反应或过程
(状态函数，具有加和性）:系统内物质微观粒子的混乱度(或无序度）的量度 S=klnΩ
熵增加原理:在隔离系统中发生的自发进行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
ΔS隔离 ≥0 自发过程;平衡状态
3. 物质的标准摩尔熵:单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵,以Sｍ(或简写为Ｓ）表示,注意单位为Ｊ·moｌ-１·K-１ 指定单质的标准熵值是零
：（1）对于同一种物质:Ｓｇ > Sl > Ｓｓ
（２)同一物质在相同的聚集状态时，其熵值随温度的升高而增大 S高温＞Ｓ