《无机化学》化学理论思维导图

系统：为了研究问题的方便，把一部分物体与其他物体分开作为研究对象，这部分物体就叫作系统，系统可根据对外界的物质和能量的开放性分为敞开系统、封闭系统和孤立系统三种

环境：与系统相关的部分叫环境

状态：系统所有宏观性质的综合表现

状态函数：描述系统状态的物理量

过程：系统发生的任意的变化，根据过程的条件和结果，可以把系统分为等压过程，绝热过程，循环过程等

途径：系统发生的变化的方式

热：因系统和环境温度的差别而被传递的能量

功：除热以外，其他在系统和环境之间被传递的能量，其中由于系统体积的变化导致的机械能的变化叫体积功，其他的叫非体积功

定义：系统内部具有的一切能量之和

性质：ΔU=Qv

定义式：H=U+pV

性质：ΔH=Qp（等压热效应）

热容：C=dQ/dT

反应进度：dξ=dn/ν，亦可写为ν=dn/dξ

摩尔焓变：ΔrHm=ΔrH/ξ

盖斯定律：一个反应，在定压或定容条件下，不论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，总反应方程式的焓变等于各部分分布反应按一定系数比加和的焓变。

标准摩尔生成焓（ΔfHmϴ）：在标准状态即压力为100kPa，一定温度（一般是298.15K）下时，由元素最稳定的单质生成生成1mol纯化合物时的反应热称为该化合物的标准摩尔生成焓

标准摩尔燃烧焓（ΔcHmϴ）:标准摩尔燃烧焓是指一摩尔物质在标准状况下完全燃烧时的反应焓变。

反应热的求算：ΔrHmϴ=Σ（ν生ΔfHmϴ生）-Σ（ν反ΔfHmϴ反）=Σ（ν反ΔcHmϴ反）-Σ（ν生ΔcHmϴ生）

宏观定义式：dS=dQ/T(T=dQ/dS)

微观定义式：S=klnΩ，k=1.3807x10-23J·K-1

规定熵的计算：S=∫（0，T）δQ/T dT

热力学第三定律：在热力学温度零度时，一切完美晶体的熵值等于零。

标准熵的计算：ΔrSmϴ=Σ（ν生ΔfSmϴ生）-Σ（ν反ΔfSmϴ反）

定义：A=U-TS

作用：等温等容条件下，若ΔA<=0则有自发进行的倾向

定义式：G=A+pV

标准态的通用计算式：ΔGϴ=ΔHϴ-TΔSϴ

仿照标准摩尔生成焓的定义，我们能定义标准摩尔生成吉布斯自由能，并列出：ΔrGmϴ=Σ（ν生ΔfGmϴ生）-Σ（ν反ΔfGmϴ反）

理想气体中的计算式：G=Gϴ+RTlnp/pϴ

凝聚态中的计算式：G=Gϴ+V(p-pϴ)

转化速率：Β=dξ/dt

反应速率：v=Β/V=(dC/dt)/ν=dn/dt

基元反应：一步进行，没有中间步骤的反应。其中，有一个分子参加的基元反应叫单分子反应，有两个分子参加的基元反应叫双分子反应。

反应历程：非基元反应的反应步骤

基元反应的速率方程（质量作用定律）：反应速率与反应物的浓度幂之积成正比，比例系数被称作速率常数。

反应级数：反应物浓度幂之和

半衰期：一个反应反应物消耗一半消耗的时间

一级反应的半衰期：T0.5=ln2/k

如果在双分子反应中，其中一个反应物的量的变化量小到可以忽略不计，这个反应也是一级反应，这个反应物的量并到k中

二级反应的半衰期与反应物的起始浓度有关

浓度：浓度越大，速率越快

温度：阿伦尼乌斯公式： k=Ae^(-Ea/RT )(A为指数前因子）或lg(k2/k1)=Ea/2.303R(1/T1-1/T2)

反应物间接触情况:对于均相反应，反应物分子间接触问题并不十分重要，对于多项反应，则显得尤为重要

碰撞理论

过渡态理论

催化作用