第一章小结 、理想气体状态方程 1理想气体的概念 2PV=nRT的运用、R的取值 3密度和摩尔质量的计算 PV=(m/M)RT, P=(PM)/(RT) 二、 Dolton分压定律(混合气体) PA=(n/n)P总(T,V不变) VA=Va(PAP总)(TP一定) 总V分=P分V 总 三、临界温度(Tc),临界压力(Pc,气液平衡 Ig(p2 Ip,=AHvap/2.303R[(T2-T1)/T2. T1 (R与△H的单位要一致) 四、质量浓度和体积浓度等(M和ρ是换算的条件)
第一章 小结 一、理想气体状态方程 1 理想气体的概念 2 PV = nRT 的运用、R 的取值 3 密度和摩尔质量的计算 PV = (m/M) RT， r = (PM)/(RT) 二、Dolton 分压定律（混合气体） PA = (nA/ n总)Ｐ总 (T,V 不变） VA= V总 (PA/Ｐ总)（T, P一定） P总V分 = P分V总 = n分RT 三、临界温度(Tc), 临界压力(Pc), 气液平衡 lg (p2 / p1 )= Hvap/2.303R [(T2 – T1 )/T2 · T1 ] （R与H的单位要一致） 四、质量浓度和体积浓度等（M和r是换算的条件）
第二章小结 中心:化学反应自发进行的判断 种热力学函数: H,NH,S,△S,G,△G 1.导出 (1)热力学第一定律一H、AH (2)热力学第二定律(熵增加原理 →S、△S(概念) (3)热力学第一定律 熵增加原理 →G、△G
第二章 小结 1. 导出 (1) 热力学第一定律 →H、∆H (2) 热力学第二定律（熵增加原理） → S 、∆S(概念) (3) 热力学第一定律 熵增加原理 → G 、∆G 三种热力学函数: H, ∆H , S, ∆S , G, ∆G 中心：化学反应自发进行的判断
2.性质 (1)状态函数 ①对标态的规定 ②标态与非标态的区别 ③数据表的运用(标态,298K时可查表 标态,T#298K时,在一般情况下,可 查表计算△H,△S°,不能计算△Ge (2)容量性质(加和性,广度量) (3)与温度(T)的关系 T对△H、△s影响不大,一般情况下可忽 略,而T对H,S,G和ΔG影响大,不能忽略
2. 性质 (1) 状态函数 ①对标态的规定 ②标态与非标态的区别 ③数据表的运用(标态, 298K时可查表。 标态，T≠298K时,在一般情况下,可 查表计算Hθ , Sθ，不能计算∆Gθ ) (2) 容量性质（加和性，广度量） (3) 与温度（T）的关系 T对H、S影响不大，一般情况下可忽 略, 而T对H, S, G和∆G影响大, 不能忽略
3.计算 (1)△H(AH°)的计算(三种计算方法) 热化学方程式和热化学定律的应用 (Hess定律的应用) (2)△S(△S的计算(三种计算方法) (3)△G(△G°)的计算四种计算方法)
3. 计算 (1) ∆H(∆Hθ )的计算(三种计算方法) 热化学方程式和热化学定律的应用 （Hess定律的应用） (2) S(S θ )的计算(三种计算方法) (3) G(Gθ )的计算(四种计算方法)
第三章化学反应的限度 中心是平衡常数 1表达式,K与Q的异同; 平衡状态与起始状态 2.K的计算 ①实验法;K(用 alcOr p/p0>K) ②热力学计算 0 △G T g 2.30RT ③1KB_MH°72 Ko 2.30R TT an't Hof程式 ④多重平衡中K的计算 ⑤电化学方法86-)K8 3.K的应用 ①反应限度的判断; ②物质浓度或分压的计算; ③反应方向(平衡移动方向)的判断
第三章 化学反应的限度 1. 表达式， K 与 Q 的异同； 平衡状态与起始状态 2. K 的计算: ① 实验法； K(用c/cθ or p/pθ→Kθ ) ② 热力学计算 ③ (Van’t Hoff方程式) ④ 多重平衡中K 的计算 ⑤ 电化学方法 θ→Kθ 3. K 的应用 ① 反应限度的判断； ② 物质浓度或分压的计算； ③ 反应方向（平衡移动方向）的判断。 ( ) 2.30 lg 2 1 2 1 1 2 T T T T R H K K P P − = 2.30RT G lgK θ θ T p = − 中心是平衡常数