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2010年《普通化学》考研辅导资料之一
——《普通化学》考研内容精选
第一章 化学反应的基本规律 一、基本知识点： 1、体系的状态函数
（1）体系—人为规定研究对象的物质系统。 敞开体系：体系与环境有物质和能量交换。 封闭体系：体系与环境无物质交换，但有能量交换。 孤立体系：体系与环境无物质交换，又无能量交换。
（2）状态—体系中一切性质的总和。
广度性质：表现体系量的特征（与体系中物质的量成正比），例如体积V 、质量m 、热容C 、 热力学能U 、焓H 、熵S 、吉布斯自由能G 等，具有加和性。
强度性质：表现体系质的特征（与体系中物质的量无关），例如温度T 、压力P 、浓度c 、 密度ρ 等，不具有加和性。
（3）状态函数—由状态所决定的每一种理化性质，统称为体系的状态函数。或能决定状态的性质和
以一定关系随这些性质而变化的其它性质，统称为体系的状态函数。例如T、P、V 和H = U + pV 、 G = H – TS 等。
(4)状态函数特征—其变量仅与状态有关，而与变化途径无关。例如
?dT?0（循环过程） i其数学处理可用全微分的概念，H其微量变化可用dH表示，而热Q是由于体系与环 境的温度差别而引起的能量传递量，Q的数值会随具体途径而变化，故热Q不是状态函
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数，其微量变化要用δQ表示。因为在等压过程中，Qp = △H ，所以dH =δQp 。
2、热力学第一定律（化学反应中的能量守恒）
(1) 热力学能（内能）U —是体系内部各种能量的总和。是体系自身的性质，是广度性质，是体系
的一种状态函数。其绝对值无法确定，但其变量△U 只取决于体系的始、终态。
（2）热力学第一定律数学表达式: △U = U2 – U1 = Q + W = Qv (等容反应热)
（3）等压反应热与焓：H = U + pV ， △U = Qp + W ，△H = Qp
所以焓也是体系的一种状态函数。其绝对值也是无法确定，但其变量△H 只取决于体系的
始、终态。其是体系的广度性质，具有加和性。
（4）盖斯定律——化学反应的反应热只与反应体系的始、终态有关，而与其变化的途径无关。 ?rHm?（5）
??????H产物??H反应物?vg?H??????fmfmBfm?B?
B?rHm??T???rHm??298.15K???rHm?
3、热力学第二定律：孤立体系中所发生的任意过程总是向着熵增大的方向进行。
（1） 熵（S ）——是体系的状态函数，是量度体系混乱度的函数。 （2） 标准熵
Sm??T?：在标准状态下，1mol某纯物质从0 K慢慢升温到T K时两状态间的熵变。
（3） ?S孤立??S体系??S环境 （4）
4、热力学第三定律：在热力学温度0K 时，任何纯物质的熵值为零。
（1）?S?S?T??S0?S?T??0?S?T? （2） （3）
?rSm???Sm??产物???Sm??反应物???vBgSm??B?
BS0?0
Sm??g??Sm??l??Sm??s? Sm??T3??Sm??T2??Sm??T1?
?(T3?T2?T1)
（4） ?rSm?T???rSm??298.15K???rSm?随意编辑
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5、化学反应的自发性判据 （1）
?rHm??0,?rSm??0 该化学反应在任何温度下能自发进行。
?? （2） ?rHm?0,?rSm?0 该化学反应在任何温度下不能自发进行。 ?? （3） ?rHm?0,?rSm?0 该化学反应在低于某温度下能自发进行。 ?? （4） ?rHm?0,?rSm?0 该化学反应在高于某温度下能自发进行。
6、吉布斯自由能与化学反应的自发性判据 （1） G?H?TS,?G??H?T?S （2）
?rGm??298.15K???rGm???rHm??298.15??rSm?
（3） ?rGm??T???rHm??T?rSm? （4） （5）
?rGm????fGm??产物????fGm??反应物???vBg?fGm??B?
B?rGm??T??0 该化学反应在某温度标准状态下能自发进行。
?rGm??T??0 该化学反应在某温度标准状态下不能自发进行。 ?rGm??T??0 该化学反应在某温度标准状态下处平衡状态。
? （6）?rGm?T??0 或 ?rGm ?rGm?T??0或?rGm??T???40KJ。molˉ1该化学反应在某温度非标准状态下能自发进行。
?T???40KJ。molˉ1 该化学反应在某温度非标准状态下不能自发进行。
?rGm?T??0 该化学反应在某温度非标准状态下处平衡状态。 7、热力学等温、等压方程式：
（1） ?rGm?T???rGm （2）
??T??RTlnJ
?rGm?T???rGm??T??2.303RTlgJ
?rGm??T???RTlnK??T???2.303RTlgK??T?
（3） ?rGm?T??0 时， 8、化学反应限度——化学平衡
（1） 化学平衡的特征：是在一定温度下，化学反应建立的相对的一种动态平衡。其特征可用
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平衡常数表示。
（2） 标准平衡常数
K??T?可用热力学等温、等压方程式求得，故又称热力学平衡常数。
对某一反应而言，标准平衡常数的数值仅与温度有关。 （3） 对气相反应
0??vBB?g?而言：K??T???pB/p?BB???B
若为溶液中溶质的 反应
0??vBB?aq?而言：K??T???cB/c?BB???B
（4） 多重平衡规则：某总反应为若干个分步反应之和（或之差）时，则总反应的平衡常数为
这 若干个分步反应平衡常数的乘积（或商）。
9、化学反应速率
（1） 基元反应（简单反应）为一步到底的反应。非基元反应（复杂反应）为多步基元反应组成，
其化学反应速率由其中最慢一步基元反应决定。
（2） 化学反应进度
???nB 单位：mol vB1dcBg 单位：mol.dmˉ3.sˉ1 vBdt （3） 化学反应速率 ?? （4） 反应的活化能 Ea（60:250 kj.molˉ1） Ea=E临界-E平均 （5） 质量作用定律
??kgcAxgcBy （x,y的数值由实验决定）
（5） 反应速率常数（k）为当c(A)=c(B)=1 mol.dmˉ3时的反应速率。对某一反应而言，反应速率常
数的数值与温度有关,此外与反应的活化能有关.使用适当的催化剂可改变活化能.
（6） 化学反应速率与反应速率常数及浓度有关.另外在多相体系中,其化学反应速率还与相界面的大
小有关.
二、重点及难点
1、化学反应方向的判断
（1）?rGm?T??0 该反应向正反应方向进行（反应自发）
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?rGm?T??0 该反应向逆反应方向进行（反应非自发） ?rGm?T??0 该反应处平衡状态 （2）?rGm?T??RTln 若
JK??T? ?rGm?T??2.303RTlgJK??T?
J?K??T? 该反应向正反应方向进行（反应自发）
J?K??T? 该反应向逆反应方向进行（反应非自发） J?K??T? 该反应处平衡状态 （3）?rGm??T???40 KJ。molˉ1
K??T??1.0?107该反应向正反应方向进行（反应自发）
?rGm??T???40 KJ。molˉ1 K??T??1.0?10?7该反应向逆反应方向进行（反应非自发） （4）?rHm?0,?rSm?0 该化学反应在低于某温度下能自发进行
???rHm? T??rSm? ?rHm?0,?rSm???rHm??0 该化学反应在高于某温度下能自发进行 T? ??rSmKo?T2?Ko?T1??rHom?T2?T1??
2.303RTT122、化学反应的标准平衡常数与温度的关系 lg3、化学反应的反应速率常数与温度的关系
k2Ea?T2?T1? lg?k12.303RTT12 三、计算题中运用的计算公式使用条件和注意事项
1、某化学反应标准摩尔焓变的计算：
?rHm????fHm??产物????fHm??反应物???vBg?fHm??B?
B 使用条件——要依据已给定的某化学反应来进行计算，故其与化学反应式的书写形式有关。 注意事项——不要忘记化学反应式中的化学计量数。 ?rHm??T???rHm??298.15K???rHm?
使用条件——在任何温度下某化学反应标准摩尔焓变可近似等于298.15K时该化学反应的标准摩尔
焓变，因为某化学反应标准摩尔焓变与温度关系不大。
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同济大学2010年普通化学复习纲要
