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书名：新大学化学学习导引（第三版）
定价：39.0
ISBN：9787030581259
作者：无
版次：3
出版时间：2018-06
内容提要：
本书是与《新大学化学》（第四版）（科学出版社，2018年）教材配套的教学参考书。全书共12章，与教材相对应，具体包括化学反应基本规律、溶液与离子平衡、氧化还原反应和电化学、物质结构基础、金属元素与金属材料、非金属元素与无机非金属材料、有机高分子化合物及高分子材料、化学与能源、化学与环境保护、化学与生命、化学与生活、化学与国防等内容的学习导引。每章包括两大部分内容：本章小结（基本要求、基本概念、计算公式集锦）和习题及详解。在本章小结部分，给出了该章的知识点及重点，并对基本概念进行了详细解说。习题部分涵盖判断题、选择题、填空题、简答题、计算题等各类题型，易、中、难等各种题目，配有详细的解答，并提供了八套综合练习题。此外，本书配备了第1～6章部分习题的视频讲解，读者可扫描封底二维码下载“爱一课”APP，观看视频讲解。
目录：
目录
第三版前言
第二版前言
第*版前言
第1章 化学反应 基本规律 1
1.1 本章小结1
1.1.1 基本要求 1
1.1.2 基本概念 2
1.1.3计算公式集锦 9
1.2 习题及详解 11
第2章 溶液与离子平衡 24
2.1 本章小结 24
2.1.1 基本要求 24
2.1.2 基本概念 25
2.1.3计算公式集锦 28
2.2 习题及详解 29
第3章 氧化还原反应和电化学 47
3.1 本章小结47
3.1.1 基本要求 47
3.1.2 基本概念 47
3.1.3计算公式集锦 51
3.2 习题及详解 52
第4章 物质结构基础 64
4.1 本章小结64
4.1.1 基本要求 64
4.1.2 基本概念 65
4.1.3计算公式集锦 74
4.2 习题及详解 74
第5章 金属元素与金属材料 82
5.1 本章小结82
5.1.1 基本要求 82
5.1.2 基本概念 82
5.2 习题及详解 86
第6章 非金属元素与无机非金属材料 93
6.1 本章小结93
6.1.1 基本要求 93
6.1.2 基本概念 93
6.2 习题及详解 101
第7章 有机高分子化合物及高分子材料 107
7.1 本章小结107
7.1.1 基本要求 107
7.1.2 基本概念 108
7.2 习题及详解 111
第8章 化学与能源 117
8.1 本章小结117
8.1.1 基本要求 117
8.1.2 基本概念 118
8.2 习题及详解 119
第9章 化学与环境保护 124
9.1 本章小结 124
9.1.1 基本要求 124
9.1.2 基本概念 124
9.2 习题及详解 127
第10章 化学与生命 132
10.1 本章小结 132
10.1.1 基本要求 132
10.1.2 基本概念 132
10.2 习题及详解 134
第11章 化学与生活 138
11.1 本章小结138
11.1.1 基本要求 138
11.1.2 基本概念 139
11.2 习题及详解 143
第12章 化学与国防 148
12.1 本章小结148
12.1.1 基本要求 148
12.1.2 基本概念 148
12.2 习题及详解 150
综合练习题 152
综合练习题（一） 152
综合练习题（二） 157
综合练习题（三） 162
综合练习题（四） 167
综合练习题（五） 171
综合练习题（六） 177
综合练习题（七） 182
综合练习题（八） 186
索引 194
在线试读：
第1章 化学反应基本规律
1.1 本章小结
1.1.1 基本要求
第*节 系统与环境、相的概念
第二节
化学反应的质量守恒定律——化学反应计量方程式
状态与状态函数、热、功、热力学能的概念
化学反应的能量守恒定律——热力学第*定律
焓、化学反应热——定容热和定压热、赫斯定律、标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓、化学反应热（反应的标准摩尔焓变）的计算
第三节
熵、热力学第三定律、标准摩尔熵、标准摩尔熵变的计算
吉布斯函数、定温定压下化学反应方向的判据、熵变及焓变与吉布斯函数变之间的关系（吉布斯亥姆霍兹公式）、标准摩尔生成吉布斯函数、标准摩尔吉布斯函数变的计算、定温定压下任意状态摩尔吉布斯函数变的计算（化学反应等温方程式）
第四节
气体分压定律、标准平衡常数、标准摩尔吉布斯函数变与标准平衡常数之间的关系、混合气体系统的总压改变对化学平衡的影响及其定量计算、温度对化学平衡的影响及其计算
第五节
化学反应速率的表示法、反应进度
反应速率理论、活化能、化学反应热效应（焓变）与正、逆反应活化能之间的关系
基元反应与非基元反应、质量作用定律——基元反应速率方程、速率常数、反应级数
温度与反应速率常数之间的关系及其计算
催化剂对反应速率的影响
1.1.2 基本概念
第*节
系统与环境（三类热力学系统）系统与环境（三类热力学系统）系统是人为划定作为研究对象的物质；环境是系统以外并与之密切相关的其他物质。系统和环境之间通过物质和能量的交换相互作用，按照物质和能量交换的不同情况，可将系统分为三类。
（1）敞开系统：与环境之间既有物质交换，又有能量交换。
（2）封闭系统：与环境之间仅存在能量交换，不存在物质交换。
（3）隔离系统：与环境之间既无物质交换，也无能量交换。
相（相与聚集态）相（相与聚集态）系统中的任何物理和化学性质完全相同的部分称为相。不同相之间有明显的界面，但有界面不一定就是不同的相，如相同的固态物质。对于不同的相，在相界面两侧的物质的某些宏观性质（如折射率、相对密度等）会发生突变。聚集状态相同的物质在一起，并不一定是单相系统（如油与水的混合），同一种物质可因聚集状态不同而形成多相系统（如冰、水及水蒸气）。
单相（均匀）和多相（不均匀）系统单相（均匀）和多相（不均匀）系统系统由一个相组成，称为单相系统或均匀系统，如气体（单一组分、混合）和溶液都是单相系统。
系统由两个或多于两个相组成，称为多相系统或不均匀系统，如不同液体、不同固体之间或同一种物质不同聚集状态共存的系统等。
第二节
质量守恒定律（物质不灭定律——化学反应计量方程式）在化学反应中，原子本身不发生变化，发生变化的是原子的组合方式，即化学反应发生前后，原子的种类和数量保持不变。物质的质量既不能创造，也不能毁灭，只能由一种形式转变为另一种形式。可用化学反应计量方程式表述反应物与生成物之间的原子数目和质量的平衡关系，即参加反应的全部物质的质量等于全部反应生成物的质量。
化学计量数在化学反应计量方程式中，各物质的化学式前的系数称为化学计量数，用符号νB表示，量纲为1。将反应物的计量数定为负值，而生成物的计量数定为正值。化学计量方程通式即0=∑BνBB。
状态用来描述系统的宏观性质（如压力、体积、温度、物质的量）的总和。系统的性质确定，其状态也就确定了。反之，系统的状态确定，其性质也就有确定的值。
状态函数用来确定系统状态性质的物理量，如压力、体积、温度、物质的量、热力学能、焓、熵、吉布斯函数等称为状态函数，它是系统自身的性质。状态函数有三个主要特点：
（1）状态一定，其值一定。
（2）殊途同归，值变相等。
（3）周而复始，值变为零。
热力学能及其特征宏观静止系统中，在不考虑系统整体运动的动能和系统在电磁场、离心力场等外场中的势能的情况下，系统内各种能量的总和称为系统的热力学能（U），包括系统内部各种物质的分子平动能、分子间转动能、分子振动能、电子运动能、核能等。
其特征表现在：①无法知道一个热力学系统的热力学能的绝对值；②热力学能是一个状态函数，其改变量只与始态和终态有关，而与变化的途径无关；③热力学能具有加和性，与系统中物质的量成正比。
热由于温度不同而在系统与环境之间能量传递的形式称为热，用符号Q表示，它是系统和环境发生能量交换的一种形式。热不是状态函数，与过程有关。
功（体积功、有用功）功（体积功、有用功）系统与环境之间除热以外的其他传递能量的形式称为功，用符号W表示。热力学中将功分为体积功和非体积功两类。在一定外压下，由于系统体积的变化而与环境交换能量的形式称为体积功（又称膨胀功）；除体积功以外的一切功称为非体积功（或称有用功、其他功），用符号W′表示，书中遇到的非体积功有表面功、电功等。功与热一样都不是状态函数，其数值与途径有关。功的单位为Pa·m3=J。
Q和W的符号规定Q和W的符号规定一般规定，系统吸收热，Q为正值；系统放出热，Q为负值。系统对环境做功，W为负值；环境对系统做功，W为正值。
热力学第*定律数学表达式若封闭系统由始态（热力学能为U1）变到终态（热力学能为U2），同时系统从环境吸热Q，得功W，则系统热力学能的变化为ΔU=U2－U1=Q+W它表示封闭系统以热和功的形式传递能量，必定等于系统热力学能的变化。
化学反应的反应热通常把只做体积功，且始态和终态具有相同温度时，系统吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。按照反应条件的不同，又可分为定容反应热和定压反应热。
定容（恒容）反应热在定容、不做非体积功的条件下，ΔV=0，W=－pΔV=0，W′=0，所以ΔU=Q+W=QV。其意义是：在定容条件下进行的化学反应（该系统既不做体积功，也不做非体积功），其反应热等于该系统中热力学能的改变量。
定压（恒压）反应热在定压、只做体积功的条件下，W=-pΔV，W′=0，ΔU=Q+W=Qp-pΔV，所以Qp=ΔU+pΔV=（U2－U1）+p（V2－V1）=（U+pV）2-（U+pV）1=H2-H1=ΔH。其意义是：等压过程（该系统只做体积功，不做非体积功）反应热等于系统焓的改变量。
焓及其特征热力学状态函数，符号为H，H=U+pV。焓具有加和性。由于热力学能的绝对值无法测得，因此焓的绝对值也无法知道。
赫斯定律化学反应的反应热（在定压和定容下）只与过程的始态和终态有关，而与变化的途径无关。也可表述为，一个总反应的反应热ΔrHm等于其所有分步反应的反应热（ΔrHm，i）的总和，即ΔrHm=∑iΔrHm，i
标准摩尔生成焓（热）在一定温度和标准状态下，由参考态单质生成1mol物质B时反应的焓变，以符号ΔfHm表示，SI单位为kJ·mol-1。参考态单质的标准摩尔生成焓ΔfHm，B（T）（参考态单质）为0；水合H+的标准摩尔生成焓ΔfHm（H+，aq）为0。一般附表中列出的是物质在298.15K时的标准摩尔生成焓的数据。
标准摩尔燃烧焓（热）在一定温度和标准状态下，1mol物质B完全燃烧反应的摩尔焓变，以符号ΔcHm表示，SI单位为kJ·mol-1。这里所说的“完全燃烧”是指可燃物分子中的各种元素，如碳变为CO2（g）、氢变为H2O（l）、硫变为SO2（g）、磷变为P2O5（s）、氮变为N2（g）、氯变为HCl（aq）等，热力学上规定这些产物为*终产物。由于标准摩尔燃烧焓是以燃烧终点为参照物的相对值，因此这些燃烧*终产物的标准摩尔燃烧焓规定为零。单质氧没有燃烧反应，也可以认为它的燃烧焓为零。
标准摩尔焓变在标准状态和某一温度下，任一化学反应的标准摩尔焓变等于生成物标准摩尔生成焓的总和减去反应物标准摩尔生成焓的总和，以符号ΔrHm（T）表示。温度变化不大时，反应的焓变可以看成是不随温度变化的，即ΔrHm（T）≈ΔrHm（298.15K）
对于有机化学反应，其标准摩尔焓变也等于反应物标准摩尔燃烧焓总和减去生成物标准摩尔燃烧焓总和。
热力学标准态气体物质的标准态：标准压力p=100.00kPa时的（假想的）理想气体状态。溶液（溶质为B）的标准态：标准压力时，标准质量摩尔浓度b=1.0mol·kg-1，并表现为无限稀溶液特性时溶质B的（假想）状态。液体和固体的标准态：标准压力p=100.00kPa下的纯液体和纯固体。
参考态元素（单质）一般指在所讨论T、p下*稳定状态的单质或规定的单质。根据标准摩尔生成焓的定义，参考态元素的标准摩尔生成焓为零。
第三节
自发过程在一定条件下不需任何外力作用就能自动进行的过程。
控制系统变化方向的自然规律
（1）从过程的能量来看，物质系统倾向于取得*低能量状态。
（2）从系统中质点分布和运动状态来分析，物质系统倾向于取得*大混乱度。
（3）凡是自发过程通过一定的装置都可以做有用功。
熵及其特征熵用来表征系统内部质点的无序度或混乱度，符号为S，是状态函数，具有加和性，与系统中物质的量成正比。
（1）物质的熵值随温度升高而增大，这是因为动能随温度升高而增大，导致微粒运动的自由度增大。
（2）同一物质在气态的熵值总是大于液态的熵值，液态的熵值又大于固态的熵值。
（3）气态多原子分子的Sm，B比单原子分子大。
（4）压力对气态物质的熵值影响较大，压力越高，熵值越小。
（5）对于摩尔质量相同的不同物质，其结构越复杂，对称性越低，Sm，B值越大。
（6）混合物的熵值总是大于纯净物的熵值。
规定熵（绝对熵）根据热力学第三定律，规定0K纯净的完整晶态物质的熵为零。因此，如果知道某物质从0K到指定温度下的热力学数据，如热容、相变热等，便可求出此温度下的熵值，称为规定熵。
摩尔熵单位物质的量的物质B的规定熵称为摩尔熵。
标准摩尔熵在一定温度和标准状态下的摩尔熵称为标准摩尔熵，符号为Sm，B，单位为J·mol-1·K-1。注意，参考态元素的标准摩尔熵不等于零。一般附表中列出的是物质在298.15K时的标准摩尔熵的数据。
标准摩尔熵变在一定温度和标准态条件下，终态与始态之间标准摩尔熵的改变量。化学反应的标准摩尔熵变等于生成物标准摩尔熵的总和减去反应物标准摩尔熵的总和。对于同一个反应，由于反应物和生成物的熵值随温度升高而同时相应增加，标准摩尔熵变随温度变化较小，因此ΔrSm（T）≈ΔrSm（298.15K）
吉布斯函数及其特征吉布斯函数是热力学系统的状态函数，其定义式为G=H-TS。吉布斯函数具有加和性。由于焓的绝对值无法测得，因此吉布斯函数的绝对值也无法知道。
吉布斯函数变与焓变、熵变的关系ΔG=ΔH-TΔS
吉布斯函数变与有用功的关系系统吉布斯函数的减少等于它在定温、定压下对环境所可能做的*大有用功，即ΔG=W′max
标准摩尔生成吉布斯函数在一定温度和标准状态下，由参考态元素生成单位物质的量的某物质时反应的吉布斯函数变，以符号ΔfGm表示，SI单位为kJ·mol-1。
标准摩尔吉布斯函数变在标准状态和某一温度下，化学反应的标准摩尔吉布斯函数变等于生成物标准摩尔生成吉布斯函数的总和减去反应物标准摩尔生成吉布斯函数的总和，以符号ΔrGm（T）表示。
非标准态摩尔吉布斯函数变与标准摩尔吉布斯函数变的关系根据化学反应等温方程式有ΔrGm（T）=ΔrGm（T）+RTln∏BpBpνB式中：∏B为连乘算符。
熵判据在隔离系统中，自发过程朝着熵增大的方向进行，即ΔS为正值的过程（熵增过程）是自发过程，而ΔS为负值的过程（熵减过程）是非自发过程。
吉布斯函数判据在等温、等压和系统不做非体积功的条件下：
ΔG<0，过程可正向自发进行；
ΔG>0，正向过程非自发，逆向过程可自发进行；
ΔG=0，系统处于平衡状态。
第四节
可逆反应若一个化学反应系统，在相同条件下可以由反应物之间相互作用生成生成物（正反应），同时生成物之间也可以相互作用生成反应物（逆反应），这样的反应称为可逆反应。可逆性是化学反应的普遍特征。
化学平衡状态当可逆反应进行到*大限度时，系统中反应物和生成物的浓度不再随时间而改变，反应似乎已经“停止”，系统的这种表面上静止的状态称为化学平衡状态。化学平衡是动态平衡，是有条件的、相对的、暂时的。
标准平衡常数当反应达到动态平衡时，用各组分在平衡时的相对浓度或相对分压（气相反应）来定量表达化学反应的平衡关系的常数称为标准平衡常数。它表达反应进行的程度：K值越大，平衡系统中生成物越多而反应物越少，反之亦然。标准平衡常数是反应的特性常数，是由反应的本性决定的，仅与温度有关，与系统组分的浓度和压力无关；量纲为1；其值与反应方程式的写法有关。对于反应
（1）如果四种物质都是气体，
（2）如果是稀溶液，
（3）如果是多相共存的反应，则平衡常数K=［bD/b］d［pA/p］a，纯液体和纯固体不用考虑。
分体积相同温度下，组分气体具有混合气体相同压力时所占有的体积。
体积分数某组分气体的分体积与总体积之比。
定价：39.0
ISBN：9787030581259
作者：无
版次：3
出版时间：2018-06
内容提要：
本书是与《新大学化学》（第四版）（科学出版社，2018年）教材配套的教学参考书。全书共12章，与教材相对应，具体包括化学反应基本规律、溶液与离子平衡、氧化还原反应和电化学、物质结构基础、金属元素与金属材料、非金属元素与无机非金属材料、有机高分子化合物及高分子材料、化学与能源、化学与环境保护、化学与生命、化学与生活、化学与国防等内容的学习导引。每章包括两大部分内容：本章小结（基本要求、基本概念、计算公式集锦）和习题及详解。在本章小结部分，给出了该章的知识点及重点，并对基本概念进行了详细解说。习题部分涵盖判断题、选择题、填空题、简答题、计算题等各类题型，易、中、难等各种题目，配有详细的解答，并提供了八套综合练习题。此外，本书配备了第1～6章部分习题的视频讲解，读者可扫描封底二维码下载“爱一课”APP，观看视频讲解。
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第三版前言
第二版前言
第*版前言
第1章 化学反应 基本规律 1
1.1 本章小结1
1.1.1 基本要求 1
1.1.2 基本概念 2
1.1.3计算公式集锦 9
1.2 习题及详解 11
第2章 溶液与离子平衡 24
2.1 本章小结 24
2.1.1 基本要求 24
2.1.2 基本概念 25
2.1.3计算公式集锦 28
2.2 习题及详解 29
第3章 氧化还原反应和电化学 47
3.1 本章小结47
3.1.1 基本要求 47
3.1.2 基本概念 47
3.1.3计算公式集锦 51
3.2 习题及详解 52
第4章 物质结构基础 64
4.1 本章小结64
4.1.1 基本要求 64
4.1.2 基本概念 65
4.1.3计算公式集锦 74
4.2 习题及详解 74
第5章 金属元素与金属材料 82
5.1 本章小结82
5.1.1 基本要求 82
5.1.2 基本概念 82
5.2 习题及详解 86
第6章 非金属元素与无机非金属材料 93
6.1 本章小结93
6.1.1 基本要求 93
6.1.2 基本概念 93
6.2 习题及详解 101
第7章 有机高分子化合物及高分子材料 107
7.1 本章小结107
7.1.1 基本要求 107
7.1.2 基本概念 108
7.2 习题及详解 111
第8章 化学与能源 117
8.1 本章小结117
8.1.1 基本要求 117
8.1.2 基本概念 118
8.2 习题及详解 119
第9章 化学与环境保护 124
9.1 本章小结 124
9.1.1 基本要求 124
9.1.2 基本概念 124
9.2 习题及详解 127
第10章 化学与生命 132
10.1 本章小结 132
10.1.1 基本要求 132
10.1.2 基本概念 132
10.2 习题及详解 134
第11章 化学与生活 138
11.1 本章小结138
11.1.1 基本要求 138
11.1.2 基本概念 139
11.2 习题及详解 143
第12章 化学与国防 148
12.1 本章小结148
12.1.1 基本要求 148
12.1.2 基本概念 148
12.2 习题及详解 150
综合练习题 152
综合练习题（一） 152
综合练习题（二） 157
综合练习题（三） 162
综合练习题（四） 167
综合练习题（五） 171
综合练习题（六） 177
综合练习题（七） 182
综合练习题（八） 186
索引 194
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第1章 化学反应基本规律
1.1 本章小结
1.1.1 基本要求
第*节 系统与环境、相的概念
第二节
化学反应的质量守恒定律——化学反应计量方程式
状态与状态函数、热、功、热力学能的概念
化学反应的能量守恒定律——热力学第*定律
焓、化学反应热——定容热和定压热、赫斯定律、标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓、化学反应热（反应的标准摩尔焓变）的计算
第三节
熵、热力学第三定律、标准摩尔熵、标准摩尔熵变的计算
吉布斯函数、定温定压下化学反应方向的判据、熵变及焓变与吉布斯函数变之间的关系（吉布斯亥姆霍兹公式）、标准摩尔生成吉布斯函数、标准摩尔吉布斯函数变的计算、定温定压下任意状态摩尔吉布斯函数变的计算（化学反应等温方程式）
第四节
气体分压定律、标准平衡常数、标准摩尔吉布斯函数变与标准平衡常数之间的关系、混合气体系统的总压改变对化学平衡的影响及其定量计算、温度对化学平衡的影响及其计算
第五节
化学反应速率的表示法、反应进度
反应速率理论、活化能、化学反应热效应（焓变）与正、逆反应活化能之间的关系
基元反应与非基元反应、质量作用定律——基元反应速率方程、速率常数、反应级数
温度与反应速率常数之间的关系及其计算
催化剂对反应速率的影响
1.1.2 基本概念
第*节
系统与环境（三类热力学系统）系统与环境（三类热力学系统）系统是人为划定作为研究对象的物质；环境是系统以外并与之密切相关的其他物质。系统和环境之间通过物质和能量的交换相互作用，按照物质和能量交换的不同情况，可将系统分为三类。
（1）敞开系统：与环境之间既有物质交换，又有能量交换。
（2）封闭系统：与环境之间仅存在能量交换，不存在物质交换。
（3）隔离系统：与环境之间既无物质交换，也无能量交换。
相（相与聚集态）相（相与聚集态）系统中的任何物理和化学性质完全相同的部分称为相。不同相之间有明显的界面，但有界面不一定就是不同的相，如相同的固态物质。对于不同的相，在相界面两侧的物质的某些宏观性质（如折射率、相对密度等）会发生突变。聚集状态相同的物质在一起，并不一定是单相系统（如油与水的混合），同一种物质可因聚集状态不同而形成多相系统（如冰、水及水蒸气）。
单相（均匀）和多相（不均匀）系统单相（均匀）和多相（不均匀）系统系统由一个相组成，称为单相系统或均匀系统，如气体（单一组分、混合）和溶液都是单相系统。
系统由两个或多于两个相组成，称为多相系统或不均匀系统，如不同液体、不同固体之间或同一种物质不同聚集状态共存的系统等。
第二节
质量守恒定律（物质不灭定律——化学反应计量方程式）在化学反应中，原子本身不发生变化，发生变化的是原子的组合方式，即化学反应发生前后，原子的种类和数量保持不变。物质的质量既不能创造，也不能毁灭，只能由一种形式转变为另一种形式。可用化学反应计量方程式表述反应物与生成物之间的原子数目和质量的平衡关系，即参加反应的全部物质的质量等于全部反应生成物的质量。
化学计量数在化学反应计量方程式中，各物质的化学式前的系数称为化学计量数，用符号νB表示，量纲为1。将反应物的计量数定为负值，而生成物的计量数定为正值。化学计量方程通式即0=∑BνBB。
状态用来描述系统的宏观性质（如压力、体积、温度、物质的量）的总和。系统的性质确定，其状态也就确定了。反之，系统的状态确定，其性质也就有确定的值。
状态函数用来确定系统状态性质的物理量，如压力、体积、温度、物质的量、热力学能、焓、熵、吉布斯函数等称为状态函数，它是系统自身的性质。状态函数有三个主要特点：
（1）状态一定，其值一定。
（2）殊途同归，值变相等。
（3）周而复始，值变为零。
热力学能及其特征宏观静止系统中，在不考虑系统整体运动的动能和系统在电磁场、离心力场等外场中的势能的情况下，系统内各种能量的总和称为系统的热力学能（U），包括系统内部各种物质的分子平动能、分子间转动能、分子振动能、电子运动能、核能等。
其特征表现在：①无法知道一个热力学系统的热力学能的绝对值；②热力学能是一个状态函数，其改变量只与始态和终态有关，而与变化的途径无关；③热力学能具有加和性，与系统中物质的量成正比。
热由于温度不同而在系统与环境之间能量传递的形式称为热，用符号Q表示，它是系统和环境发生能量交换的一种形式。热不是状态函数，与过程有关。
功（体积功、有用功）功（体积功、有用功）系统与环境之间除热以外的其他传递能量的形式称为功，用符号W表示。热力学中将功分为体积功和非体积功两类。在一定外压下，由于系统体积的变化而与环境交换能量的形式称为体积功（又称膨胀功）；除体积功以外的一切功称为非体积功（或称有用功、其他功），用符号W′表示，书中遇到的非体积功有表面功、电功等。功与热一样都不是状态函数，其数值与途径有关。功的单位为Pa·m3=J。
Q和W的符号规定Q和W的符号规定一般规定，系统吸收热，Q为正值；系统放出热，Q为负值。系统对环境做功，W为负值；环境对系统做功，W为正值。
热力学第*定律数学表达式若封闭系统由始态（热力学能为U1）变到终态（热力学能为U2），同时系统从环境吸热Q，得功W，则系统热力学能的变化为ΔU=U2－U1=Q+W它表示封闭系统以热和功的形式传递能量，必定等于系统热力学能的变化。
化学反应的反应热通常把只做体积功，且始态和终态具有相同温度时，系统吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。按照反应条件的不同，又可分为定容反应热和定压反应热。
定容（恒容）反应热在定容、不做非体积功的条件下，ΔV=0，W=－pΔV=0，W′=0，所以ΔU=Q+W=QV。其意义是：在定容条件下进行的化学反应（该系统既不做体积功，也不做非体积功），其反应热等于该系统中热力学能的改变量。
定压（恒压）反应热在定压、只做体积功的条件下，W=-pΔV，W′=0，ΔU=Q+W=Qp-pΔV，所以Qp=ΔU+pΔV=（U2－U1）+p（V2－V1）=（U+pV）2-（U+pV）1=H2-H1=ΔH。其意义是：等压过程（该系统只做体积功，不做非体积功）反应热等于系统焓的改变量。
焓及其特征热力学状态函数，符号为H，H=U+pV。焓具有加和性。由于热力学能的绝对值无法测得，因此焓的绝对值也无法知道。
赫斯定律化学反应的反应热（在定压和定容下）只与过程的始态和终态有关，而与变化的途径无关。也可表述为，一个总反应的反应热ΔrHm等于其所有分步反应的反应热（ΔrHm，i）的总和，即ΔrHm=∑iΔrHm，i
标准摩尔生成焓（热）在一定温度和标准状态下，由参考态单质生成1mol物质B时反应的焓变，以符号ΔfHm表示，SI单位为kJ·mol-1。参考态单质的标准摩尔生成焓ΔfHm，B（T）（参考态单质）为0；水合H+的标准摩尔生成焓ΔfHm（H+，aq）为0。一般附表中列出的是物质在298.15K时的标准摩尔生成焓的数据。
标准摩尔燃烧焓（热）在一定温度和标准状态下，1mol物质B完全燃烧反应的摩尔焓变，以符号ΔcHm表示，SI单位为kJ·mol-1。这里所说的“完全燃烧”是指可燃物分子中的各种元素，如碳变为CO2（g）、氢变为H2O（l）、硫变为SO2（g）、磷变为P2O5（s）、氮变为N2（g）、氯变为HCl（aq）等，热力学上规定这些产物为*终产物。由于标准摩尔燃烧焓是以燃烧终点为参照物的相对值，因此这些燃烧*终产物的标准摩尔燃烧焓规定为零。单质氧没有燃烧反应，也可以认为它的燃烧焓为零。
标准摩尔焓变在标准状态和某一温度下，任一化学反应的标准摩尔焓变等于生成物标准摩尔生成焓的总和减去反应物标准摩尔生成焓的总和，以符号ΔrHm（T）表示。温度变化不大时，反应的焓变可以看成是不随温度变化的，即ΔrHm（T）≈ΔrHm（298.15K）
对于有机化学反应，其标准摩尔焓变也等于反应物标准摩尔燃烧焓总和减去生成物标准摩尔燃烧焓总和。
热力学标准态气体物质的标准态：标准压力p=100.00kPa时的（假想的）理想气体状态。溶液（溶质为B）的标准态：标准压力时，标准质量摩尔浓度b=1.0mol·kg-1，并表现为无限稀溶液特性时溶质B的（假想）状态。液体和固体的标准态：标准压力p=100.00kPa下的纯液体和纯固体。
参考态元素（单质）一般指在所讨论T、p下*稳定状态的单质或规定的单质。根据标准摩尔生成焓的定义，参考态元素的标准摩尔生成焓为零。
第三节
自发过程在一定条件下不需任何外力作用就能自动进行的过程。
控制系统变化方向的自然规律
（1）从过程的能量来看，物质系统倾向于取得*低能量状态。
（2）从系统中质点分布和运动状态来分析，物质系统倾向于取得*大混乱度。
（3）凡是自发过程通过一定的装置都可以做有用功。
熵及其特征熵用来表征系统内部质点的无序度或混乱度，符号为S，是状态函数，具有加和性，与系统中物质的量成正比。
（1）物质的熵值随温度升高而增大，这是因为动能随温度升高而增大，导致微粒运动的自由度增大。
（2）同一物质在气态的熵值总是大于液态的熵值，液态的熵值又大于固态的熵值。
（3）气态多原子分子的Sm，B比单原子分子大。
（4）压力对气态物质的熵值影响较大，压力越高，熵值越小。
（5）对于摩尔质量相同的不同物质，其结构越复杂，对称性越低，Sm，B值越大。
（6）混合物的熵值总是大于纯净物的熵值。
规定熵（绝对熵）根据热力学第三定律，规定0K纯净的完整晶态物质的熵为零。因此，如果知道某物质从0K到指定温度下的热力学数据，如热容、相变热等，便可求出此温度下的熵值，称为规定熵。
摩尔熵单位物质的量的物质B的规定熵称为摩尔熵。
标准摩尔熵在一定温度和标准状态下的摩尔熵称为标准摩尔熵，符号为Sm，B，单位为J·mol-1·K-1。注意，参考态元素的标准摩尔熵不等于零。一般附表中列出的是物质在298.15K时的标准摩尔熵的数据。
标准摩尔熵变在一定温度和标准态条件下，终态与始态之间标准摩尔熵的改变量。化学反应的标准摩尔熵变等于生成物标准摩尔熵的总和减去反应物标准摩尔熵的总和。对于同一个反应，由于反应物和生成物的熵值随温度升高而同时相应增加，标准摩尔熵变随温度变化较小，因此ΔrSm（T）≈ΔrSm（298.15K）
吉布斯函数及其特征吉布斯函数是热力学系统的状态函数，其定义式为G=H-TS。吉布斯函数具有加和性。由于焓的绝对值无法测得，因此吉布斯函数的绝对值也无法知道。
吉布斯函数变与焓变、熵变的关系ΔG=ΔH-TΔS
吉布斯函数变与有用功的关系系统吉布斯函数的减少等于它在定温、定压下对环境所可能做的*大有用功，即ΔG=W′max
标准摩尔生成吉布斯函数在一定温度和标准状态下，由参考态元素生成单位物质的量的某物质时反应的吉布斯函数变，以符号ΔfGm表示，SI单位为kJ·mol-1。
标准摩尔吉布斯函数变在标准状态和某一温度下，化学反应的标准摩尔吉布斯函数变等于生成物标准摩尔生成吉布斯函数的总和减去反应物标准摩尔生成吉布斯函数的总和，以符号ΔrGm（T）表示。
非标准态摩尔吉布斯函数变与标准摩尔吉布斯函数变的关系根据化学反应等温方程式有ΔrGm（T）=ΔrGm（T）+RTln∏BpBpνB式中：∏B为连乘算符。
熵判据在隔离系统中，自发过程朝着熵增大的方向进行，即ΔS为正值的过程（熵增过程）是自发过程，而ΔS为负值的过程（熵减过程）是非自发过程。
吉布斯函数判据在等温、等压和系统不做非体积功的条件下：
ΔG<0，过程可正向自发进行；
ΔG>0，正向过程非自发，逆向过程可自发进行；
ΔG=0，系统处于平衡状态。
第四节
可逆反应若一个化学反应系统，在相同条件下可以由反应物之间相互作用生成生成物（正反应），同时生成物之间也可以相互作用生成反应物（逆反应），这样的反应称为可逆反应。可逆性是化学反应的普遍特征。
化学平衡状态当可逆反应进行到*大限度时，系统中反应物和生成物的浓度不再随时间而改变，反应似乎已经“停止”，系统的这种表面上静止的状态称为化学平衡状态。化学平衡是动态平衡，是有条件的、相对的、暂时的。
标准平衡常数当反应达到动态平衡时，用各组分在平衡时的相对浓度或相对分压（气相反应）来定量表达化学反应的平衡关系的常数称为标准平衡常数。它表达反应进行的程度：K值越大，平衡系统中生成物越多而反应物越少，反之亦然。标准平衡常数是反应的特性常数，是由反应的本性决定的，仅与温度有关，与系统组分的浓度和压力无关；量纲为1；其值与反应方程式的写法有关。对于反应
（1）如果四种物质都是气体，
（2）如果是稀溶液，
（3）如果是多相共存的反应，则平衡常数K=［bD/b］d［pA/p］a，纯液体和纯固体不用考虑。
分体积相同温度下，组分气体具有混合气体相同压力时所占有的体积。
体积分数某组分气体的分体积与总体积之比。