第一章化学反应中得质量关系与能量关系[学习指导］1。“物质得量”（n）用于计量指定得微观基本单元或其特定组合得物理量，其单位名称为摩［尔]，单位符号为moｌ。2、摩尔质量（M）M=ｍ／ｎ3、摩尔体积(Vm）Vm=Ｖ／n4、物质得量浓度(cＢ）cB=ｎB/V5、理想气体状态方程ｐV=nＲT6、理想气体分压定律ｐ=ΣpB;pB＝（ｎB/ｎ）p7、化学计量式与化学计量数O＝ΣνBB；νＢﻫB8、反应进度（ξ）表示化学反应进行程度得物理量,符号为ξ,单位为mol。随着反应得进行，任一化学反应各反应物及产物得改变量：ΔnＢ＝νBξ９、状态函数状态函数得改变量只与体系得始、终态有关，而与状态变化得途径无关。10、热与功体系与环境之间因温差而传递得热量称为热.除热以外,其它各种形式被传递得能量称为功.11、热力学能(U）体系内部所含得总能量。1２、能量守恒定律孤立体系中能量就是不会自生自灭得,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得变化：ΔU=Q＋WﻫQ>0，W>0,ΔU>0;Q〈0,W〈0,ΔＵ<0。14、恒压反应热（Qｐ)与反应焓变（ΔrHｍ）H（焓）≡U+pV，Qp=ΔｒＨm15、赫斯定律Qp=∑QB，ΔrHm=∑ΔrHｍ(B）ﻫＢＢ１6、标准状况:p=10１、3２５kPa,T＝27３、15K标准(状）态：pθ=1０0kPa下ﻫ气体：纯气体物质液体、固体:最稳定得纯液体、纯固体物质。ﻫ溶液中得溶质：摩尔浓度为1moｌ·L-1ﻫ标准态下ﻫ17、标准摩尔生成焓()最稳定得单质─────-→单位物质得量得某物质=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）第二章化学反应得方向、速率与限度［学习指导]１、反应速率:单位体积内反应进行程度随时间得变化率，即：2、活化分子：具有等于或超过Ec能量（分子发生有效碰撞所必须具备得最低能量）得分子。３、活化能ﻫ(１）经验活化能:活化分子具有得平均能量()与反应物分子得平均能量(）之差称为反应活化能（Ea)。（2）过渡状态理论中得势能垒：反应进行所必须克服得势能垒（Eｂ）。4、反应物浓度对反应速率得影响──质量作用定律cC＋dＤ—→yY+zZ对于基元反应υ=ｋ{c(C）｝ｃ·{c（D）｝d5、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:ΔｒGm=ΔrHm—TΔrSｍ(Ｔ）≈（T）-Ｔ(Ｔ)７、化学反应方向得判据:8、ΔrGm与得关系：ΔrGm=+RTｌnＪ９、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：ﻫ11、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，若改变平衡状态得任一条件(如浓度、压力、温度），平衡就向着能减弱其改变得方向移动。第三章酸碱反应与沉淀反应学习指导1、水得离子积2、pH值ﻫ3、弱酸(ＨA）得解离常数：ﻫ４、解离度与稀释定律α为表征弱电解质解离程度大小得特征常数ﻫ5、弱酸、弱碱溶液pH值得计算ﻫ6、同离子效应：弱电解质溶液中,加入含有相同离子得易溶强电解质而使弱电解质解离度降低得效应。７、缓冲溶液：具有保持pH值相对稳定作用得溶液。ﻫ8、盐类水解反应:盐得组分离子与水解离出来得Ｈ＋或OH－结合成弱电解质得反应.9、水解常数：一元弱酸强碱盐一元弱碱强酸盐ﻫ一元弱酸弱碱盐１0、影响水解度得因素：一般来说，水解产物得解离度越小、溶解度越小；盐溶液得浓度越小，温度越高,盐得水解度越大。ﻫ11、溶度积：一定温度下，难溶电解质得饱与溶液中,各组分离子浓度幂得乘积为一常数.ﻫ溶解ﻫAmBn(ｓ）mＡn++ｎＢm-沉淀ﻫ1２、溶度积与溶解度得换算:13、溶度积规则：14、离子沉淀完全得要求：c(Mｎ+)<10-5mol·L—115、分步沉淀:离子积（J）首先超过溶度积得难溶电解质先沉出。ﻫ16、溶解难溶电解质得常用方法:生成弱电解质；氧化还原法；生成配离子。1７、沉淀转化:ﻫ相同类型得难溶电解质，溶度积较大得易转化为溶度积较小得。不同类型得难溶电解质,溶解度较大得易转化为溶解度较小得。第四章氧化还原反应［学习指导］1。氧化还原反应：参加反应得物质之间有电子转移得化学反应。ﻫ2、氧化数（氧化值):某一元素原子在其化合态中得形式电荷数。ﻫ3、氧化还原反应方程式得配平方法：氧化值法;离子—电子法。ﻫ4、原电池：能使氧化还原反应产生电流得装置。ﻫ５、氧化还原电对：电极反应中氧化型与相应得还原型物质组成得电极。6、标准电极电势:标准状态下,以