大學《大學化學》期末復習重點考點總結物質的聚集狀態理想狀態氣體方程pV=nRT（公式1）單位：P—Pa；V—m3；n—mol；T—K；R—摩爾氣體常數，R=8.314J·mol-1·K-1適用條件：理想氣體、高溫低壓下的實際氣體混合理想氣體的分壓定律和分體積定律道爾頓分壓定律：在溫度與體積恒定時，混合氣體的總壓力等于各組分氣體分壓力之和。表述二：混合氣體中每一種氣體組分的分壓力等于總壓力乘以摩爾分數。阿馬格分體積定律：在溫度和壓力恒定時，混合氣體的體積等于組成該混合氣體的各組分分體積之和。實際氣體—范德華方程（不做要求）氣體的液化及液體的特點當液體的蒸發速率等于蒸氣的凝結速率時，該液體和它的蒸氣處于平衡狀態，此時蒸氣所具有的壓力稱為該溫度下的飽和蒸氣壓，簡稱蒸氣壓。氣體液化的條件：降溫或同時增加壓強。液體的蒸發－飽和蒸氣壓(p*)熱力學第一定律熱力學基本概念系統和環境：系統：隔離系統：與環境無物質和能量交換。封閉系統：與環境有能量交換，無物質交換。（重點研究）敞開系統：與環境有物質和能量交換。環境：狀態與狀態函數狀態：系統一系列性質的綜合表現。狀態函數（性質）：是描述狀態的宏觀物理量。狀態函數的特點：單值函數；?狀態函數的變化值只取決于狀態變化的始態和終態，與系統在這兩個狀態間變化的細節無關；?狀態函數在數學上具有全微分的性質。?系統中各個狀態函數間相互制約，有一定的依賴關系，如理想氣體的狀態方程。狀態函數的類型?廣度性質（容量性質）：數值大小與系統中物質的量成正比，具有加和性，如：m，n，V?強度性質：數值大小與系統中物質的量無關，不具有加和性，如：T，P，ρ，E?平衡態：熱平衡、力平衡、相平衡、化學平衡（3）過程和途徑：幾種重要的過程?等溫過程：T始=T終=T環?等壓過程：P始=P終=P環?等容過程：V始=V終?等溫等壓過程：a，b二者都具備。?絕熱過程：體系與環境之間沒有熱量傳遞，只有功的傳遞。?循環過程：體系由一始態出發，經一系列變化過程又回到原來的狀態。按不同變化分類?狀態變化：組成，聚集態不變?相變化：組成不變，聚集態發生變化?化學變化：組成變，發生化學反應（學習重點）熱力學第一定律熱力學能（內能）系統內部能量熱力學能是體系的一種性質，是狀態函數；?廣度性質，具有加和性；?一定量的理想氣體，內能僅是溫度的函數；?熱力學能的絕對值無法測知，其變化值ΔU=U2－U1可用熱和功來度量；?單位：J熱和功：正負值規定：系統吸熱為正值，Q>0系統放熱為負值，Q<0熱Q：系統與環境因溫度不同而傳遞的能量。熱不是狀態函數，與變化途徑有關，δQ?化學反應熱---等溫條件下系統發生化學變化時吸收或放出的熱。?相變熱---等溫等壓條件下發生相變時吸收或放出的熱。?顯熱---伴隨系統本身溫度變化吸收或放出的熱。功W：系統與環境間除熱之外的其它能量傳遞形式。正負值規定：系統從環境得到功為正值，W>0；系統對環境做功為負值，W<0。分為體積功和非體積功功不是狀態函數。δW、δW′?系統在抵抗外壓的條件下體積發生變化而引起的功稱為體積功（W）。?體積功以外的各種形式的功都稱為非體積功（W′）體積功的計算δW=-p外dv（公式2）等容過程系統體積恒定不變，過程的每一步都有dV=0，所以體積功W=0；自由膨脹因為p外=0，所以體積功W=0；等外壓過程p外始終保持不變，所以W=-p外Δv可逆過程系統沿原途徑回到原狀態時，系統和環境都恢復原狀（系統和環境都沒有功、熱和物質的損失）——假想的理想化的過程。可逆過程特點?一個相等——等溫可逆膨脹過程中，體系對外做功最大；等溫可逆壓縮過程中，環境對體系做功最小。膨脹功與壓縮功數值上相等。?二個復原——經過可逆過程后，體系與環境都恢復了原狀。?三個無限——體系與環境的壓力始終是相差一個無限小量dP，過程變化無限緩慢，每一瞬間體系與環境無限接近平衡。可逆過程體積功W==nRTln=nRTln（公式3）熱力學第一定律數學表達式ΔU=U2－U1＝Q+W（公式4）孤立系統：內能守恒W=0，Q=0，ΔU=0循環過程：ΔU=0，Q=-W.始終態相同的兩個過程：Q1+W1=Q2+W2第一類永動機：不可能制成。等容熱、等壓熱與焓恒容熱：QV（dV=0,W′=0）QV=ΔU恒壓熱與焓：QP(dP=0,W′=0）焓H=U+PV，H是狀態函數，容量性質在恒壓、不做非體積功時QP=ΔH封閉系統，H只取決于溫度ΔH>0吸熱過程，ΔH>0放熱過程熱容定義：C=δQ/dT；單位：J·K-1熱容定義的條件：不做非體積功、不發生化學變化和相變化的純物質。定壓熱容：CP=δQP/dT定容熱容：Cv=δQV/dT當系統的溫度在恒壓下由T1升到T2時ΔH=QP=nΔU=Qv=n理想氣體的Cp、Cv之間的關系Cp－Cv=nR或Cp,m－Cv,m=R凝聚相（固相或液相）：Cp≈Cv；Cp,m≈Cv,m熱力學第一定律對理想氣體的應用理想氣體的等值過程1）等溫過程ΔU＝0，ΔH＝0，Q＝－W；等溫（可逆）過程中吸收的熱等于對外所作的功W=-Q==nRTln=nRTln2）等容過程dV＝0，W＝0，ΔH=QP=nΔU=Qv=n3）等壓過程ΔH=QP=nW＝－p外?ΔV＝－p外（V2－V1）4）絕熱過程Q=0，ΔU=W熱化學概論化學反應進度ξcC+dD→gG+hH反應進度（ξ）：量度化學反應的進展程度。Dξ=(vB反應物取負值,生成物取正值)對于確定的化學反應：反應進度的數值與選用物質無關，與反應方程式的寫法有關。ξ的取值：正整數、正分數、零。ξ=0mol：反應剛剛開始。ξ=1mol：參加反應的物質按所給的化學計量關系進行了一個單位的反應。等容反應熱與等壓反應熱等壓反應熱稱為反應焓（變），等容反應熱稱為反應熱力學能（變）。ΔH1＝ΔU2+（Δn）RTQP＝QV+（Δn）RT摩爾反應焓變△rHm：在等壓條件下發生一個單位反應的熱效應。ΔrHm=摩爾反應熱力學能變△rUm：在等容條件下發生一個單位反應的熱效應。ΔrUm=vB氣體物質計量系數的代數和（公式5）ΔrHm、ΔrUm與化學計量數有關。（3）熱力學標標準狀態：在溫度T和標準壓力pθ（100kPa）下的物質的狀態。（通常采用T＝298.15K）?液體和固體的標準態：指定溫度、標準壓力下的純固體和純液體。（若有不同形態則選最穩定的形態）?氣體的標準態：指定溫度、標準壓力下具有理想氣體性質的狀態（氣體混合物中，各氣體分壓均為標準壓力）。?溶液中溶質的標準態：指定溫度、標準壓力下的物質的質量摩爾濃度mb=1mol。kg－1理想稀溶液性質的狀態。標準熱力學函數：標準狀態時熱力學函數。ΔrHmθ為標準摩爾反應焓變熱化學方程式注明是等壓熱效應還是等容熱效應，前者用ΔrHm表示后者用ΔrUm，表示。（吸熱反應為正，放熱反應為負。）?注明反應的溫度和壓力。?注明物質的聚集狀態和晶型。g、l、s分別表示氣、液、固態；用aq表示水溶液。注明反應的計量方程式，計量方程式不同，摩爾反應焓也不同。化學反應熱效應的計算蓋斯定律在恒溫恒壓條件下，系統只做體積功時，化學反應的熱效應只與反應的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。標準摩爾生成焓定義：在標準狀態下，由最穩定單質生成1mol化合物時的熱效應稱為該物質的標準摩爾生成焓。ΔfHmθ單位kJ·mol－1；溫度一般取298.15K，ΔfHmθ（穩定單質）=0（C的穩定單質為石墨，磷的穩定單質為白磷）（公式6）標準摩爾燃燒焓1）定義：在標準狀態下，1mol物質完全燃燒時的反應焓變稱為該物質的標準摩爾燃燒焓。符號：ΔcHmθ；單位kJ·mol－1；溫度一般298.15K?完全燃燒：物質中的碳、氫、硫完全轉變成CO2(g)，H2O(l)和SO2(g)。?O2完全燃燒產物的ΔcHmθ=0。（公式7）ΔrHm（TK)≈ΔrHm(298.15K）熱力學第二定律熱力學第二定律、自發過程的不可逆性①自發過程有明顯的方向性。②自發過程有一定的限度。③自發過程有對外做功的能力。④自發過程的不可逆性。熱力學第二定律兩種表述：開爾文說法——不可能從單一熱源取熱，使之完全變為功而不引起其它的變化。（功變熱的不可逆性）克勞修斯說法——不可能使熱從低溫物體傳遞到高溫物體而不引起其它變化。（熱傳導的不可逆性）不是說熱不能變成功，但需從兩個熱源取熱全部變成功。不是說不能從單一熱源取熱全部變成功，而是強調會產生其它影響。熱力學第二定律數學表達式熵的定義：dS=熵S是狀態函數。單位J·K-1摩爾熵Sm單位J·K-1·mol-1熵的物理意義：系統無序程度或混亂度的量度。熱力學第二定律數學表達式：熱力學封閉系統發生的任何不可逆過程(實際過程)必定是系統的熵變大于過程熱溫商之和的過程；系統的熵變小于過程熱溫商之和的過程是不可能發生的。可逆過程中系統的熵變一定等于其熱溫商之和。熵增原理絕熱過程一個封閉系統從一個平衡態經過一絕熱過程到達另一平衡態時，它的熵永不減少。孤立系統一個孤立系統的熵永不減少熵判據在孤立系統發生的過程總是自發地朝著熵增加的方向，直至系統的熵值達到最大系統熵變的計算簡單狀態變化等溫過程：ΔS=nRln=nRln（公式8）等壓或等容的變溫過程等壓變溫過程ΔS=nCp，mln等容變溫過程ΔS=nCv，mlnP，V,T都改變ΔS=nCp，mln+nRln或者ΔS=nCv，mln+nRln（公式9）熱力學第三定律和標準摩爾熵熱力學第三定律在絕對零度時，一切純物質的完美晶體的熵值等于零。物質的標準摩爾熵規定熵（絕對熵）：純物質在溫度T時的熵值。摩爾規定熵：1mol物質的規定熵，記作Sm（T）。標準摩爾熵：在標準狀態下1mol物質的規定熵，記作Smθ（T）單位：J·K－1·mol－1。Smθ（穩定單質）≠0；S(0K)=0；Smθ(H+,aq)=0熵值的大小規律a.同一物質，同溫度：S(g)>S(l)>S(s)b.同一物質，聚集狀態相同：溫度升高，熵值增大c.不同物質在溫度相同、聚集狀態相同：分子中微粒多者或組成復雜者熵值大d.化學反應熵值的定性判斷：導致氣體分子數增加的過程或反應熵值增大標準摩爾反應熵的計算（公式10）近似處理：ΔrSmθ(TK)≈ΔrSmθ(298.15K)吉布斯函數定義：G=U+PV－TS=H－TSG是狀態函數；容量性質；單位J；絕對值無法測知，無明確的物理意義摩爾吉布斯函數：Gm=G/n；單位J·mol－1△G的物理意義：等溫等壓下系統做非體積功的能力。等溫等壓條件下的吉布斯函數判據ΔG≤W等溫等壓不做非體積功等溫過程ΔG的計算ΔG=ΔH－T·ΔS（公式11）ΔG=nRTln=nRTln標準摩爾反應吉布斯函數等溫等壓不做非體積功，化學反應方向的判斷（公式12）標準摩爾反應吉布斯函數的計算標準摩爾生成吉布斯函數法（公式13）由ΔrHmθ和ΔrSmθ計算ΔrGmθΔrGmθ=ΔrHmθ-TΔrSmθ（公式14）利用狀態函數特性計算化學反應平衡標準平衡常數化學平衡的特征定υ正=υ逆，各物質的量不再隨時間而改變；ΔrGm=0，化學平衡是可逆反應的最終狀態。動υ正=υ逆，并非反應停止進行，只是正逆反應的影響相互抵消，是一種動態平衡。變化學平衡是有條件的、相對的和暫時的。標準平衡常數（公式15）p(B)為化學反應中氣態物質B的分壓，p(B)/pθ稱為B相對壓力；方次為化學反應方程式中各物質前面的系數。標準平衡常數的意義：Kθ越大，表示正反應進行的越完全；影響Kθ的因素：系統的溫度，反應的本性；Kθ一定與化學反應方程式匹配。Kθ與方程式相對應純固體、純液體和稀溶液的溶劑，其濃度視為常數，不寫進Kθ表達式中。多重平衡規則：在多重平衡中，一個反應可以表示為兩個或更多個反應之和（或差），則總反應的Kθ等于各步反應的平衡常數的積（或商）。Kθ值與溫度有關，書寫Kθ的表達式應注明溫度。化學反應等溫式等溫等壓下不做非體積功的化學反應標準平衡常數的理論計算ΔrGmθ=RTlnKθ（公式16）用化學反應等溫式判斷化學反應方向和限度恒溫恒壓下不做非體積功?Q<K，ΔrGm(T)<0正向反應自發進行?Q>K，ΔrGm(T)>0逆向反應自發進行?Q=K，ΔrGm(T)=0系統處于平衡狀態。當ΔrGmθ<<0時，即Kθ>>1，認為化學反應能進行到底。當ΔrGmθ>>0時，即Kθ<<1，認為化學反應不能發生當Kθ與1相差不大時：調節Q改變化學反應方向。化學平衡的移動Q<Kθ，ΔrGm<0：反應正向自發，即平衡向右移動。Q>Kθ，ΔrGm>0：逆向自發，即平衡向左移動。Q=Kθ，ΔrGm=0：反應處于平衡狀態，即平衡不移動。濃度的影響：在平衡系統中，增加反應物濃度，平衡向生成產物的方向移動。（2）壓力：對有氣體參加的反應，增加平衡系統總壓，平衡向氣體分子數減少的方向移動。a.等溫等容下加入惰性氣體：平衡不移動。b.等溫等壓下加入惰性氣體：平衡向氣體分子數增加的方向移動。（3）溫度：（公式17）化學平衡的計算、、一、化學反應速率1、化學反應速率：以單位時間內，反應物的濃度（或分壓力）的減少，或生成物的濃度（或分壓力）的增加來表示。·反應速率r的單位：mol·L-1·s-1反應速率數值：與所選用的物質無關，與化學方程式反應機理：基元反應：由反應物分子（或離子、原子、自由基）直接碰撞發生相互作用而生成產物的反應。反應物濃度對反應速率的影響：(1)基元反應：aA+bB→gG+hHr=kCAaCBb反應速率常數k意義：單位反應物濃度時的反應速率。k的影響因素：與反應物的濃度無關，與反應物本性、溫度、催化劑等有關。反應速率與反應速率常數成正比。k的單位：不同反應級數k單位不同。(2)反應級數速率方程中濃度項的指數a、b分別為反應物A、B的級數,其和為反應的總級數，簡稱反應級數。反應級數：表示濃度對反應速率影響的程度。元反應：反應級數與反應分子數（系數）一致。簡單級數的反應零級反應：r=kCA0=k零級反應速率常數意義：單位時間內反應物的濃度減少量單位：與速率相同，mol·L-1·s-1速率方程的積分形式：CA=CA0-kt(公式18）半衰期：反應物反應掉一半所需的時間，T1/2=一級反應r=kCA一級反應的速率常數意義和單位：單位時間內A反應掉的分數。單位s－1。ln=-kt（公式19）一級反應lncA~t呈直線關系定溫下達到一定轉化率y所需的時間為定值，與cA,0無關半衰期T1/2=ln2/k一級反應的半衰期與反應物起始濃度無關4、溫度對反應速率的影響（公式20）當溫度由T1升高到T2，活化能大的反應，反應速率常數增加的倍數大。活化能對反應速率的影響當溫度一定，不同的反應：活化能越小反應速率越快。活化能大的反應：溫度對反應速率常數的影響越大。發生有效碰撞條件①反應物分子具有足夠高的能量。②反應物分子碰撞時的取向要適當。反應的活化能越大，反應的阻力越大，反應就越難進行。ΔrHm≈ΔrUm=Ea正-Ea逆>0該正反應為放熱反應加快反應速率的方法(1)增大反應物濃度。(2)升高溫度。(3)降低活化能。5、催化劑對反應速率的影響催化劑作用關鍵：大大降低了反應的活化能性質：催化劑能同時加快正、逆反應速率。催化劑不能改變反應的方向和限度。催化劑只能對熱力學上可能發生的反應起加速作用。溶液溶液組成的表示方法物質B的質量摩爾濃度bB或mB定義：溶質B的物質的量（以mol為單位）除以溶劑的質量（以kg為單位）。稀溶液的拉烏爾定律拉烏爾定律：一定溫度下，稀溶液中溶劑的蒸氣壓pA等于同一溫度下純溶劑的飽和蒸氣壓pA*與溶劑的摩爾分數xA的乘積。溶液中溶劑的蒸氣壓下降值與溶液中溶質的摩爾分數成正比，與溶質的種類無關。pA=pA*xA（公式21）稀溶液的依數性稀溶液的蒸汽壓下降ΔP=KbBK與溶劑的本性有關，溶劑一定，其值一定。溶液中溶劑蒸汽壓下降值與溶液中溶質的質量摩爾濃度成正比，與溶質的種類無關。（2）稀溶液的沸點上升ΔTb=KbbB（公式22）（3）稀溶液的凝固點下降ΔTf=KfbB（公式23）(4)稀溶液的滲透壓ΠV=nRT（公式24）溶液滲透壓只與溶液中溶質的濃度有關，與溶質的本性無關酸堿質子理論1、酸堿的定義與共軛關系酸：凡是能給出質子的物質（分子或離子）都是酸。堿：凡是能夠接受質子的物質（分子或離子）都是堿。共軛酸質子+共軛堿①酸越強，共軛堿堿性就越弱。②質子酸堿兩性物質。③酸堿質子理論排除鹽的概念,離子酸、離子堿。2、酸堿反應1）酸堿反應的實質：兩個共軛酸堿對之間的質子傳遞過程。2）酸堿反應的方向：總是向著生成較弱的酸和較弱的堿的方向。三、水溶液中的酸堿平衡1、弱酸弱堿的電離平衡（1）標準解離平衡常數KθK是溫度的函數，與電解質的起始濃度無關。我們不考慮溫度對弱酸弱堿解離常數的影響。弱酸的Kaθ越大，表示給出質子能力越強，酸越強。弱堿的Kbθ越大，表示接受質子能力越強，堿越強。一元弱酸弱堿溶液pH計算一元弱酸C（H+）=（公式25）一元弱堿C（OH-）=（公式26）（公式27）多元弱酸弱堿溶液pH的計算從解離常數看：Ka1>>Ka2H2S溶液中的離子濃度相對大小：c(H2S)>>c(H+)≈c(HS-)>>c(S2-)多元弱酸中，負二價離子的濃度近似等于二級解離常數離子酸、離子堿的解離平衡離子酸、離子堿的解離常數隨溫度升高而增大Kaθ·Kbθ=kw同離子效應與緩沖溶液（1）同離子效應:在弱電解質溶液中加入與弱電解質具有相同離子的強電解質而使弱電解質的電離度下降的現象。(2)緩沖溶液在一定范圍內，能抵抗少量外加酸、堿或稀釋而保持溶液的pH值基本不變的溶液組成：弱酸－共軛堿；弱堿－共軛酸。緩沖對緩沖溶液pH值的計算（公式28）緩沖溶液中加入少量強酸、強堿、少量水時，緩沖溶液的pH值基本不變。緩沖溶液的緩沖能力是有限度（緩沖容量）的。所選緩沖對的pKa值（或pKb值）盡可能的接近要配溶液的pH值（或pOH值）如果配制pH≤2或pH≥12的緩沖溶液，直接選取強酸或強堿溶液按要求的pH值配制成相應的濃度即可。如果配pH在2～12之間的緩沖溶液，應盡可能選用pH＝pKa的弱酸及其共軛堿配制。沉淀溶解平衡1、標準溶度積Kspθ公式29Kspθ大小反應了難溶強電解質的溶解能力。是溫度的函數溶解度與溶度積的關系相同類型的難溶電解質Kspθ大，溶解度s大沉淀的生成和溶解溶度積規則（2）沉淀的生成同離子效應：在難溶強電解質的多相離子平衡系統中，加入具有相同離子的易溶電解質，會使難溶電解質的溶解度下降的現象。分步沉淀：混合溶液中離子發生先后沉淀的現象。沉淀的順序：所需沉淀劑濃度小的離子先沉淀。沉淀完全的條件：離子濃度＜10-5mol·L-1（3）沉淀的轉化沉淀轉化的方向：向更難溶電解質的方向轉化。兩種沉淀物的溶度積差別越大，沉淀轉化越完全一、氧化還原反應1、基本概念·還原劑：失去電子（氧化數升高）的物質，發生氧化反應。·氧化劑：得到電子（氧化數降低）的物質，發生還原反應。·氧化還原反應由氧化半反應和還原半反應構成，每個半反應均表示同種元素兩種價態間的轉化·氧化還原電對：表示符號：氧化型/還原型共軛關系：氧化劑氧化能力越強，還原劑還原能力越弱。·氧化還原反應進行的方向強氧化劑+強還原劑→弱還原劑+弱氧化劑2、離子—電子法配平氧化還原反應方程式·將反應分成氧化和還原兩個未配平的半反應·配平半反應：原子個數相等，電荷數相等－－添加電子·合并半反應：得失電子總數相等。·核對配平半反應式：酸性介質中，多氧一邊加H+；在缺氧一邊加H2O堿性介質中，多氧一邊加H2O；在缺氧一邊加OH-酸性介質中的反應不可出現OH-；堿性介質中的反應不可出現H+原電池和電動勢原電池電池反應、電極反應電極反應：原電池反應在電極表面進行，半電池反應又叫電極反應。電池反應：兩個半電池反應之和。電極的種類金屬電極、非金屬電極、氧化還原電極。電極構成要素：氧化還原電對、導電體原電池圖示用“||”表示鹽橋，負極在左，發生氧化反應；正極在右，發生還原反應正負極中電解質溶液緊靠鹽橋寫，用“│”表示界面，注明組成電極的物質的狀態、組成、正負極(－)Zn│Zn2+(c1)‖Cu2+(c2)│Cu（+）可逆電池可逆電池必須滿足的條件A.電極反應和電池反應必須可以正、逆兩個方向進行，且互為可逆反應；B.通過電池的電流必須無限小，電極反應是在接近電化學平衡的條件下進行的。可逆電池熱力學ΔrGmθ=-nFEθ（公式30）Eθ原電池標準電動勢Eθ=+--n：電池反應中轉移的電子數F：法拉第常數96485C·mol-1電極電勢標準電極電勢標準氫電極Pt∣H2(100kPa)∣H+(1.0mol·L-1)θ（H+/H2）=0V標準電極電勢的測定E=θ（待測電極）-θ（H+/H2）（3）θ(電極)值大:電對中的氧化型物質氧化性強；θ(電極)值大:電對中的氧化型物質氧化性強；θ(電極)值小:電對中的還原性物質還原性強。θ(電極)值小:電對中的還原性物質還原性強。參比電極Hg2Cl2(s)+2e?2Hg(l)+2Cl?影響電極電勢的因素（公式31）n：電極反應中所轉移的電子數b：分別代表電極反應中氧化態、還原態的化學計量系數電極反應中的固體或液體的濃度不列入方程式，電極反應中的氣體（視為理想氣體）：用相對分壓來表示，公式中c（氧化型）、c（還原型）：應包括參加電極反應的所有物質濃度。電極電勢的應用計算原電池電動勢E=E+-E-判斷氧化還原反應進行的方向根據ΔrGm(T)=－nFE，若計算得到的E為正值，則ΔrGm<0，說明電池反應是自發的；若計算得到的E為負值，則ΔrGm>0，則電池反應是非自發的，或者說電池的正、負極位置換一下，電池反應才是自發的確定氧化還原反應進行的限度氧化還原反應的Kθ值大小由下面因素決定：Eθ（氧化劑電對）－Eθ（還原劑電對）；反應方程式的書寫形式不同，Kθ值不同比較氧化劑和還原劑的相對強弱相律1、相和相數（1）相：系統中物理性質和化學性質完全相同的均勻部分。相與相之間有明顯的界面存在；在界面的兩側系統的性質有著明顯的突變（2）相數氣相：Ф=1系統中不論有多少種氣體，都只有一個相液相：純液體Φ=1混合溶液：完全互溶Φ=1不互溶Φ=2,3·····固相：一般一種固體物質為一相，同一物質的不同晶型也是不同的相2、獨立組分數和自由度數（1）獨立組分數化學物種數（S）：系統中所含的化學物質種類的數目。獨立組分數（C）：用于描述平衡系統中各相組成所需要最少的獨立物種數。系統中的獨立組分數和化學物種數不一定相同。獨立組分數的確定獨立組分數＝物種數－獨立化學平衡反應數－獨立濃度限制條件數C＝S－R－R′（公式32）獨立化學平衡反應數R：不包括以線型的組合形式由其它反應導出來的反應方程式；濃度限制條件：幾種物質在同一相中的濃度之間存在的某種比例關系，不同相的物種間不考慮濃度限制條件。（2）自由度（數）f在已達平衡的系統中，可以在一定范圍內任意改變，而不使系統原有的相數和形態發生變化（即不引起舊相的消失和新相的產生）的獨立強度變量，又稱獨立變量。3、相律相律的數學表達式：f=C－Φ+2（公式33）文字敘述：只受溫度和壓力影響的平衡系統的自由度數，等于系統的獨立組分數減去相數再加上2。系統獨立組分數C增大，相數Ф減少，f增大。2：指影響系統平衡狀態的外界條件：溫度、壓力相律只適用于平衡系統：若指定溫度或指定壓力：f*＝C－Ф+1f最小值：零；C、Ф最小值：1克拉貝龍-克勞修斯方程克拉貝龍方程（公式34）ΔαβVm：物質由α相轉變到β相時系統的摩爾體積變ΔαβHm：物質由α相轉變到β相時系統的摩爾相變焓克拉貝龍—克勞修斯方程（公式35）單組分系統的相平衡——水的相圖水的相圖分析（其他單組分相圖也可照此分析）OA,OB,OC三條實線將平面分為BOC,COA,AOB三個區域，每個區域成為一個相區。這三個相區分別是水蒸氣、液態水和固態冰的穩定存在區域，都是單相區Φ=1.由相律可知，三個單相區的自由度都是2，在這些區域內，必須同時指定溫度和壓力，系統的狀態才能完全確定OA,OB,OC三條曲線分別表示固液、固氣、氣液兩相平衡，Φ=2.由相律，f=1，只有一個自由度，即溫度和壓力兩個變量中確定了一個，另一個也隨之確定。OA,OB,OC三條曲線的交點O，是氣、液、固三相平衡共存點。由水的相圖可以看出，OC,OB線的斜率是正值，而OA線的斜率是負值，從而有克拉貝龍方程可以得出冰的摩爾體積大于水的摩爾體積。通過相圖可以了解外界條件變化時，系統狀態變化的情況，根據要求做平行于T軸或P軸的直線，分析直線與相圖曲線的交點即可。完全互溶的二組分氣液平衡相圖理想溶液氣液平衡相圖理想溶液壓力—組成圖理想溶液溫度—組成圖（公式36，yB是B的蒸汽在氣相中的分數）相圖分析：（1）理想溶液的壓力—組成圖。圖中p為系統的總蒸汽壓，xB(yB）為液相（氣相）中B的摩爾分數。氣相線和液相線把全圖分為三個區，氣相線和液相線之間的區域是氣液兩相平衡共存的區域。相圖中表示系統組成的點成為系統點。如圖m點，它表示系統中B組分的摩爾分數xm。當系統處于m點時氣液兩相平衡，此時氣液兩相的組成可由過m點并與橫軸平行的平