第一章：化学基础知识
物质的分类
本章主要研究的物质状态包括：
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气体
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液体
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固体
其他物质状态诸如等离子体、玻璃态等不在本章讨论范围内。
气体
描述方法：
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体积
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物质的量
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分压
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理想气体状态方程: PV=nRT
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实际气体状态方程: 范德瓦尔斯方程： (P+a(\frac{n}{V})^2)(V-nb)=nRT
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气体混合物的分压定律：道尔顿定律：
P_{total}=\sum P_i
P_i=x_iP_{total}
带入理想气体状态方程可得：
P_iV = n_iRT
P_{total}V_i = n_iRT
液体
描述方法：
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体积分数：x_i = V_i / V_total
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摩尔分数：x_i = n_i / n_{total}
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质量分数：w_i = m_i / m_{total}
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浓度：C_i = n_i / V
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质量摩尔浓度：b_B = m_B /m_A
需要注意的是，对于稀溶液，有x_B=\frac{n_B}{n_A+n_B}\approx\frac{n_B}{n_A}=\frac{M_r(A)n_B}{m_A}=kb_B
- 拉乌尔定律：P^*=P*x_\text{剂} ,由上面的结论可知：\Delta P=P^*-P=P*(1-x_\text{剂})=P*x_{\text{质}}
固体_液体
湖大版教材只研究固体和液体的熔沸点上升下降，未涉及固体的其他性质。
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\Delta T_f = K_f*b
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\Delta T_b = K_b*b
需要注意的是，以上公式均适用于难挥发电解质稀溶液。
同时，公式中的b指的是溶质粒子的质量摩尔浓度。
例如，对于NaCl溶液，溶质粒子为Na+和Cl-，则b=2*\frac{m_{NaCl}}{m_{H_2O}}。
第二章：化学热力学基础
概念
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内能（U）：系统的总能量，包括动能和势能，对于理想气体其等于$$。
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焓（H）：系统的总热含量，定义为H=U+PV。
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熵（S）：系统的无序程度，定义为S=k_B \ln\Omega，其中\Omega为系统的微观状态数。对于相变点下的相变反应，及其他可逆过程，有：\Delta S=\frac{Q_r}{T}
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吉普斯自由能（G）：定义为G=H-TS，用于判断在恒温恒压条件下反应的自发性。
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标准状况（很多情况下作为重要破题口）：标准状况下，对于气体P_i=100kPa,液体c^\ominus=1mol/L。
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标准摩尔燃烧热：\Delta_c H_m^\ominus，指在标准状况下，每摩尔物质完全燃烧时释放的热量，生成物应为指定生成物且处于指定状态。
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表示摩尔生成热：\Delta_f H_m^\ominus，指在标准状况下，由其元素的标准态组成1摩尔该物质时所放出的热量。
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标准摩尔生成焓：\Delta_f G_m^\ominus，指在标准状况下，由其元素的单质的标准态组成1摩尔该物质时所放出的吉布斯自由能变化。
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标准摩尔熵：S_m^\ominus，指在标准状况下，1摩尔物质的熵值。因为绝对零度的存在，熵的有零点的。
公式
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热力学第一定律：\Delta U=Q+W，其中Q为系统吸收的热量，W为系统对外做的功。
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W=-P_{ext}\Delta V，对于等压过程，W=-P\Delta V，对于气体反应W=-\Delta n(g)RT。
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Q_p=\Delta H，等压过程吸收的热量等于焓变。Q_v=\Delta U，等体积过程吸收的热量等于内能变。
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Q_p = Q_v + W
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\Delta_rH_m^\ominus=\Delta_rU_m^\ominus+\Delta v(g)RT
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\Delta_rG_m^\ominus=\Delta_rH_m^\ominus-T\Delta_rS_m^\ominus
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化学反应等温式：\Delta_rG_m=\Delta_rG_m^\ominus+RT\ln Q
注意：对于\Delta_rS_m^\ominus和\Delta_rH_m^\ominus有：
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\Delta_rS_m^\ominus(T)=\Delta_rS_m^\ominus(298K)
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\Delta_rH_m^\ominus(T)=\Delta_rH_m^\ominus(298K)
第三章: 化学反应速率
基本概念
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反应进度: \xi，定义为反应物或生成物的变化量与其化学计量数之比。
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反应速率: v=\frac{1}{\nu_i}\frac{dn_i}{dt}=\frac{d\xi}{dt}
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速率常数: k，在一定温度下，反应速率与反应物浓度的关系常用速率常数表示。
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反应级数: n，表示反应速率对反应物浓度的依赖程度。
公式
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速率方程：v = kc_A^m c_B^n,其反应级数为m+n。
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质量作用定律：对于基元反应，速率方程可直接由反应方程式写出。
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对于0级反应：v=k得c = c_0 - kt,t_{1/2}=\frac{c_0}{2k}
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对于一级反应：v=kc得lnc = lnc_0 - kt,t_{1/2}=\frac{0.693}{k}，故由此可得重要结论若反应的半衰期与起始浓度无关，则为一级反应
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阿伦尼乌斯方程：k=Ae^{-\frac{E_a}{RT}}
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E_a与lnk的关系lgk=-\frac{E_a}{2.303RT}+lgA
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温度对于k的影响：lg\frac{k_1}{k_2}=\frac{E_a}{2.303R}\cdot\frac{T_2-T_1}{T_1T_2}
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\Delta_rG_m^\ominus与K^\ominus的关系:\Delta_rG_m^\ominus =-RTlnK^\ominus
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\frac{lnk^\ominus}{dT}=\frac{E_a}{RT^2}
第四章：酸碱解离平衡
公式:
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对于\frac{c_0}{K^\ominus}>400的情况:[H^+]or[OH^-]=\sqrt{c_0K^\ominus};\alpha=\sqrt{\frac{K^\ominus}{c_0}}
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指示剂理论变色点：PH=PK_a
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缓冲溶液：PH = PK_a-lg\frac{c_\text{酸}}{c_\text{盐}}
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对于多元酸：
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氢离子浓度仅由一级电离决定
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[H^+]=[H_{n-1}A^-]
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[H_{n-2}A^{2-}]=K_{a2}^\ominus
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水解(当\frac{c_0}{K_h^\ominus}>400)
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强酸弱碱盐：[H^+]=\sqrt{K_h^\ominus c_0}=\sqrt{\frac{K_w^\ominus}{K_b^\ominus c_0}}
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强碱弱酸盐[OH^-]=\sqrt{K_h^\ominus c_0}=\sqrt{\frac{K_w^\ominus}{K_a^\ominus c_0}}
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弱酸弱碱盐（浓度不能太低）：[H^+]=\sqrt{\frac{K_a^\ominus K_w^\ominus}{K_b^\ominus}}
各种理论：
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同离子效应：抑制解离
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盐效应：促进解离
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酸碱质子理论：
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给出质子的叫做酸
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得到质子的叫做碱
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酸碱电离后会得到共轭碱酸
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酸碱溶剂理论：
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增大特征阳离子:酸
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减少特征阳离子：碱
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路易斯电子酸碱：
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给出电子：碱
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得到电子：酸
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硬对硬，软对软；大r对大r，小r对小r
第五章：沉淀溶解平衡
概念与公式没什么好说的，重点注意沉淀的转化与溶解度概念的改变。
第六章：氧化还原反应
概念
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化合价与氧化数：
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化合价：由微观结构出发
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氧化数：由化学式出发
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电池符号（要求）：
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左边负极右边正极
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用|表示相界，||表示盐桥，若没有盐桥，用溶液形成回路，则写溶液
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高氧化态靠近盐桥，低氧化态电极
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若从左边往右边写正极：先写低价再写高价；写负极：先写高价再写低价。
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相同存在形式的不同物质用逗号隔开，气体标明压强，溶质标明浓度
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电极电势：极板和溶液的电势差
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电极电势高的，表示其氧化型的氧化性更强
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电极电势低的，表示其还原型还原性更强
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电动势： 两端电极电势的电势差
公式
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\Delta_rG_m^\ominus=-zE^\ominus F
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E^\ominus_\text{池} = E^\ominus_\text{正极} - E^\ominus_\text{负极}= \phi^\ominus_\text{正极} - \phi^\ominus_\text{负极} = \frac{0.059V}{z}lgK^\ominus
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\phi=\phi^\ominus-\frac{0.059V}{z}lgQ
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E=E^\ominus-\frac{0.059V}{z}lgQ
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\phi_i = \frac{\sum z_i\phi_i}{\sum z_i}
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在自由能-氧化数图中斜率k=\phi F
其他
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影响电极电势的因素
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酸度
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沉淀
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电极电势的应用：
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判断氧化还原反应能否发生
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判断电池的正负极
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算反应的K^\ominus
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算Ksp
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对于H^+，我们规定，在水溶液中，c=1mol/L的氢离子的\Delta_fG_m^\ominus、\Delta_fH_m^\ominus、S_m^\ominus均为零