1、普通化學(xué)教案授課總學(xué)時(shí)：56學(xué)授課專業(yè)：生物科學(xué)類、環(huán)境科學(xué)類、輕工食品紡織類、生物工程類、環(huán)境與安全類、植物生產(chǎn)類、動(dòng)物生產(chǎn)類、水產(chǎn)類、動(dòng)物醫(yī)學(xué)類、環(huán)境生態(tài)類等30個(gè)本科專業(yè)。授課時(shí)間: 每年秋季 緒論（1學(xué)時(shí)）主要內(nèi)容：化學(xué)計(jì)量數(shù)、反應(yīng)進(jìn)度一、普通化學(xué)學(xué)習(xí)的意義、目的，方法和要求二、化學(xué)反應(yīng)方程式、化學(xué)計(jì)量數(shù)-AA -BB-=YYZZ化學(xué)計(jì)量數(shù)，對(duì)反應(yīng)物取負(fù)值，對(duì)生成物取正值。0=BB B既代表反應(yīng)物，也代表生成物。 B注意：化學(xué)計(jì)量數(shù)與反應(yīng)方程式是對(duì)應(yīng)的。3H2（g）N2（g）=2NH3（g） H2（g）1/3N2（g）=2/3NH3（g）這兩個(gè)方程式化學(xué)計(jì)量數(shù)是不一樣的。三、反應(yīng)進(jìn)度(

2、重點(diǎn)) 對(duì)于反應(yīng)0=BB 反應(yīng)進(jìn)度定義為： B = B-1nB 或 = nB/B反應(yīng)進(jìn)度的單位是mol。 注意：反應(yīng)進(jìn)度與反應(yīng)方程式是對(duì)應(yīng)的。反應(yīng)進(jìn)度為1的反應(yīng)也稱為摩爾反應(yīng)。第1章 氣體和溶液（3學(xué)時(shí)）主要內(nèi)容：稀溶液的依數(shù)性（重點(diǎn)），道爾頓分壓定律.一、溶液的組成標(biāo)度 （ 溶質(zhì)/溶劑 溶質(zhì)/溶液）1、B的物質(zhì)的量濃度 CB nB/V 單位： molL-1 基本單元： 1mol指與0.012Kg12C 所含的原子數(shù)（6.0231023）相同的任何化學(xué)基本單元（分子，原子、離子等等）， C（H2SO4） C（1/2 H2SO4） 基本單元的選擇是任意的，可以是實(shí)際存在的，也可以根據(jù)需要而人為規(guī)

3、定。2、 溶質(zhì)B的質(zhì)量物質(zhì)的量濃度bB nB/mA 單位： molKg-1 與溫度無關(guān)系3、B的摩爾分?jǐn)?shù) 單位：1對(duì)二組分：B nB/n A nA/n B A 1 對(duì)多組分：B 1 4、 B的質(zhì)量分?jǐn)?shù) 單位：1 mB/m 5、 幾種溶液組成標(biāo)度之間的關(guān)系 物質(zhì)的量濃度（CB）與質(zhì)量分?jǐn)?shù)（） CB nB/V mB/NBV mB/MBm/ MB 物質(zhì)的量濃度（CB）與質(zhì)量摩爾濃度（bB） CB nB/m nB/mA bB對(duì)稀溶液：CB bB例題：例1-7 在常溫下取NaCl飽和溶液10.00mL，測(cè)得其質(zhì)量為12.003g，將溶液蒸干，得NaCl固體3.173g。求：NaCl飽和溶液的（1）物質(zhì)的

4、量濃度，（2）質(zhì)量摩爾濃度，（3）飽和溶液中NaCl和H2O的摩爾分?jǐn)?shù)，（4）NaCl的質(zhì)量分?jǐn)?shù)，（5）質(zhì)量濃度。解：(1) NaCl飽和溶液的物質(zhì)的量濃度為：(2) NaCl飽和溶液的質(zhì)量摩爾濃度為：（3）NaCl飽和溶液中（4）NaCl飽和溶液的質(zhì)量分?jǐn)?shù)為：（5）NaCl飽和溶液的質(zhì)量濃度為：（4）NaCl飽和溶液的質(zhì)量分?jǐn)?shù)為：（5）NaCl飽和溶液的質(zhì)量濃度為：二、溶液的依數(shù)性（重點(diǎn)）1、相：物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)完全相同，相與相之間有界面。 單相體系，多相體系。相與組分、相與態(tài)不同。水的相圖，相面，相線，三相點(diǎn)。解析水的相圖的變化規(guī)律、相態(tài)、相面和相變的關(guān)系。2、 溶液的蒸氣壓下降溶劑的蒸

5、氣壓 液態(tài) 氣態(tài) 飽和蒸氣：飽和蒸氣壓：p 蒸氣壓曲線： 溶液的蒸氣壓下降 p pAp pBp K bB 公式的推導(dǎo)過程拉烏爾定律：難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液蒸氣壓下降與溶質(zhì)的質(zhì)量物質(zhì)的量濃度成正比。 3、溶液的沸點(diǎn)上升 -以水的相圖解釋 溶劑的沸點(diǎn)和溶液的沸點(diǎn) Tb Kb bB 4、 溶液的凝固點(diǎn)下降 溶劑的凝固點(diǎn)和溶液的凝固點(diǎn) Tf Kf bB5、 溶液的滲透壓 -以水的相圖解釋 滲透現(xiàn)象： 半透膜 滲透壓 CBRT bBRT 單位：千帕(kpa) 等滲溶液，低滲溶液，高滲溶液溶液的依數(shù)性在難揮發(fā)、非電解質(zhì)、稀溶液中符合這些規(guī)律，在其它溶液中不符合這些定量關(guān)系。電解質(zhì)溶液的依數(shù)性如何例題:1、溶

6、液凝固點(diǎn)和沸點(diǎn)同物質(zhì)的種類的關(guān)系例題：例1-10 在500g水中溶解46g甘油(C3H8O3)，求該溶液的沸點(diǎn)。解：根據(jù)拉烏爾定律 查表1-2可知溶劑水Kb=0.52 Kkgmol-1 而 則：T b0.52K 所以2、利用溶液凝固點(diǎn)降低和沸點(diǎn)升高求分子量例題：例1-11 取2.67g萘溶于100g苯中，測(cè)得該溶液的凝固點(diǎn)下降了1.07K，求萘的摩爾質(zhì)量。解：根據(jù)拉烏爾定律， 查表1-2可知溶劑苯的=5.12Kkgmol-1 所以 解得三、電解質(zhì)溶液理論 1、德拜休克爾理論離子氛、有效濃度（活度）、活度系數(shù)和離子強(qiáng)度2、范特荷夫系數(shù)四、理想氣體分壓定律 1.理想氣體的狀態(tài)方程：pV=nRT 理

7、想氣體的條件 2.道耳頓分壓定律混合氣體的總壓力p等于各組分氣體施于器壁壓力p（A）、p（B）、之總和。即： p= p（A）p（B）某組分氣體施于器壁壓力稱為該組分氣體之分壓力，簡稱分壓。某組分氣體的分壓等于在與混合氣體T、V相同時(shí)，該氣體單獨(dú)存在時(shí)的壓力。 p（A）V=n（A）RT p（B）V=n（B）RT n= n（A）n（B） （A）= n（A）/n 摩爾分?jǐn)?shù)P（A）V=n（A）RT=（A）p 阿嗎歌分體積定律第二章 膠體溶液（2學(xué)時(shí)）主要內(nèi)容：溶膠的特點(diǎn)、性質(zhì), 膠團(tuán)結(jié)構(gòu)（重點(diǎn)）,溶膠的穩(wěn)定性和聚沉（重點(diǎn)）. 一、基本概念：分散系：分散質(zhì) + 分散劑分散系的分類：（1）依分散質(zhì)顆粒大小

8、分真溶液：d1nm 單相體系膠體溶液：1nmd100nm 溶膠 多相體系 高分子溶液 單相體系粗分散系：d100nm 多相體系 （2）依分散質(zhì)和分散劑的聚集狀態(tài)分9類。 分散度和表面能（表面張力） 分析表面能的產(chǎn)生原因二、膠體溶液1、膠體溶液膠體分散系指分散質(zhì)顆粒在1nmd100nm之間，與高分子不同之處是膠體是多相體系。膠體分散度大，比表面積非常大，膠體具有某些特殊的性質(zhì)。2、表面吸附吸附現(xiàn)象：化學(xué)吸附和物理吸附吸附特點(diǎn)：單層和多層吸附,吸附量,吸附平衡;氣固吸附,固液吸附；分子吸附和離子吸附(離子選擇吸附法楊氏規(guī)則和離子交換吸附)重點(diǎn)。是膠體帶電的主要原因。3、膠體的制備與性質(zhì)溶膠的制備和

9、凈化膠體的性質(zhì) 溶膠的光學(xué)性質(zhì) 丁達(dá)爾現(xiàn)象 散射現(xiàn)象 超顯微鏡 溶膠的動(dòng)力學(xué)性質(zhì) 布朗運(yùn)動(dòng) 溶膠的電學(xué)性質(zhì) 電泳和電滲現(xiàn)象 溶膠帶電的原因： 吸附作用 電離作用 分析電泳和電滲的特點(diǎn)。4、膠團(tuán)結(jié)構(gòu)膠粒擴(kuò)散層 = 膠團(tuán)膠核吸附層= 膠粒電位離子部分反離子 = 吸附層 膠體在電場(chǎng)中是以膠粒的形式移動(dòng)。膠團(tuán)是不帶電的。以 AgNO3（過量） KI AgI 沉淀為例：（AgNO3）mnAg+（n-x）NO3-X+xNO3-雙電層概念:Zeta電位-動(dòng)電電位 電位大小同膠粒代的電位有關(guān),外加電解質(zhì)使電位值降低.例題:1、 Fe（OH）3膠體2、 AgX膠體3、 H2SiO4膠體4、 As2S3膠體5、溶

10、膠的穩(wěn)定性與聚沉溶膠的穩(wěn)定性(熱力學(xué)穩(wěn)定體系和動(dòng)力學(xué)不穩(wěn)定體系,穩(wěn)定的原因是溶膠帶電,布朗運(yùn)動(dòng)和溶劑化作用)溶膠的聚沉 加入電解質(zhì) 哈迪叔爾采規(guī)則:反號(hào)離子的化合價(jià)越高,聚沉能力大; 反號(hào)離子的化合價(jià)相同,看同號(hào)離子,其化合價(jià)越高聚沉能力越小;同價(jià)離子看離子水合半徑,其水合半徑越大聚沉能力越小. 加入相反溶膠-量相同時(shí)聚沉 加熱和濃度 有機(jī)物大于無機(jī)物第三章 化學(xué)反應(yīng)速率(4學(xué)時(shí))本課主要內(nèi)容:反應(yīng)速率的表示方法，基元反應(yīng)、簡單反應(yīng)、復(fù)雜反應(yīng)等基本概念;反應(yīng)速率理論簡介;濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響，質(zhì)量作用定律(重點(diǎn))，反應(yīng)級(jí)數(shù);溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響;催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響.一化學(xué)反應(yīng)速率的概念1.

11、 平均速率 2.瞬時(shí)速率2. 以反應(yīng)進(jìn)度表示反應(yīng)速率 4.各物質(zhì)反應(yīng)速率的關(guān)系 反應(yīng) 1/a A + 1/b B = 1/p C + 1/q D 關(guān)系 V =1/a Va =1/b Vb = 1/p Vc =1/q VD例題: 例3-1：氮?dú)馀c氫氣在密閉容器中合成氨，則各物質(zhì)濃度的變化如下：N2+3H2=2NH3起始濃度c/molL-1 1.0 3.0 02秒后濃度c/molL-1 0.8 2.4 0.4求該反應(yīng)在2秒時(shí)的化學(xué)反應(yīng)速率。解二.反應(yīng)機(jī)理:基元反應(yīng),簡單反應(yīng),復(fù)雜反應(yīng),定速步驟;反應(yīng)歷程和反應(yīng)機(jī)理三.反應(yīng)速率理論簡介1.反應(yīng)速率碰撞理論 反應(yīng)分子必須碰撞, 碰撞頻率越高反應(yīng)越快,

12、碰撞頻率同濃度成正比;活化分子和有效碰撞活化分子的百分?jǐn)?shù); 反應(yīng)分子碰撞取向.V=ZfP=Z.CA CB. e-Ea/RT P溫度和反應(yīng)物的濃度影響反應(yīng)速率2.過渡態(tài)理論 反應(yīng)物到產(chǎn)物經(jīng)過一過渡狀態(tài)即活化配合物,活化配合物分解為產(chǎn)物過程為定速步驟.H=Ea(+)Ea(-)四.濃度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響1.質(zhì)量作用定律和速率方程 速率方程的表示方法,條件基元反應(yīng)或簡單反應(yīng)2.反應(yīng)級(jí)數(shù)和反應(yīng)分子數(shù)3.反應(yīng)級(jí)數(shù)的確定方法 速率方程的推到 實(shí)驗(yàn)法;由反應(yīng)機(jī)理推導(dǎo);由速率常數(shù)確定;由基元反應(yīng)和簡單反應(yīng)確定.例題: 例3-2 已知H2(g)I2(g)2HI(g)實(shí)際由以下兩個(gè)基元反應(yīng)組成的復(fù)雜反應(yīng)：I2(g

13、) 2I(g) （快） （平衡常數(shù)）H2(g)2I (g)2HI(g) （慢） k2（速率常數(shù)）試根據(jù)上述反應(yīng)歷程推導(dǎo)出H2(g)I2(g)2HI(g)的速率方程。解：由于慢反應(yīng)決定整個(gè)反應(yīng)的速率： （1）但該反應(yīng)中并無碘原子，由于第一個(gè)反應(yīng)是可逆反應(yīng)，可得： （2）將（2）代入（1）可得：=五.溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響1.范荷夫（Vant Hoff）規(guī)則 2.阿侖尼斯(Arrhenius)公式3.活化能例題: 例3-4 在301K(28)時(shí)，鮮牛奶約4h變酸，但在278K(5)的冰箱內(nèi)，鮮牛奶可保持48h才變酸。設(shè)在該條件下牛奶變酸的反應(yīng)速率與變酸時(shí)間成反比，試估算在該條件下牛奶變酸反應(yīng)的活

14、化能。若室溫從288K(15)升高到298K，則牛奶變酸反應(yīng)速率將發(fā)生怎樣的變化?解：(1)反應(yīng)活化能的估算根據(jù)(3-8)式式中：T2301K，T1278K。由于變酸速率與變酸時(shí)間成反比，已知278K時(shí)變酸時(shí)間t148h，301K時(shí)變酸時(shí)間t24h，所以又因?yàn)椋核裕篍a=75 kJmol-1（2）反應(yīng)速率隨溫度升高而發(fā)生變化若溫度從288K升高到298K，則即反應(yīng)速率增大到原來速率的2.9倍六.催化作用1.催化劑和催化作用2.催化作用的特點(diǎn)3.均相催化和非均相催化4.酶催化反應(yīng)化學(xué)反應(yīng)速率習(xí)題課 第四章 化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)(8時(shí))本課主要內(nèi)容：摩爾熱力學(xué)能、熱化學(xué)方程式、摩爾焓，熱化學(xué)定律（熟練

15、掌握）；化學(xué)反應(yīng)自發(fā)性，熵概念初步,吉布斯自由能、吉-亥公式化學(xué)反應(yīng)等溫方程式;一.熱力學(xué)基礎(chǔ)知識(shí)1.系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)(重點(diǎn))系統(tǒng): 所研究的對(duì)象稱為系統(tǒng).環(huán)境: 系統(tǒng)以外與系統(tǒng)密切相關(guān)的部分稱為環(huán)境.狀態(tài)函數(shù): 用來說明、確定系統(tǒng)所處狀態(tài)的宏觀物理量。如：溫度、壓力、體積、摩爾數(shù)等等。狀態(tài)函數(shù)的特點(diǎn)：狀態(tài)一定值一定，殊途同歸變化等，周而復(fù)始變化零。狀態(tài)函數(shù)的變化與過程的途徑無關(guān)。2過程和途徑 恒溫過程：T1=T2=T環(huán) 恒壓過程：p1=p2=p外 恒容過程：V1=V2 循環(huán)過程： 絕熱過程：Q=03.功和熱(W和Q)功和熱是系統(tǒng)與環(huán)境之間的能量傳遞形式。熱：系統(tǒng)與環(huán)境由于溫度差而引起的能量傳遞

16、形式，以符號(hào)Q表示。一般規(guī)定體系吸熱為正，放熱為負(fù)。功：除熱以外的其它能量傳遞形式，以符號(hào)W表示。規(guī)定：體系對(duì)環(huán)境做功取負(fù)值，環(huán)境對(duì)體系做功取正值。功：體積功W體與非體積功W。 W體= - p外V功和熱都不是狀態(tài)函數(shù)。3.熱力學(xué)第一定律（能量守恒定律） 熱力學(xué)能（內(nèi)能）：是體系內(nèi)部能量的總和，用符號(hào)U表示。是狀態(tài)函數(shù)。U=QW 使用條件:封閉體系 功為體積功和非體積功例題: 例4-2 一封閉系統(tǒng)，經(jīng)由兩條不同的途徑到達(dá)同一終點(diǎn)。 途徑1：系統(tǒng)由初態(tài)直接變化到終態(tài)：W1-10J，Q190J。 途徑2：分兩階段進(jìn)行。 (1)系統(tǒng)由初態(tài)變化至中間狀態(tài)：W220J，Q2-60J(2)系統(tǒng)由中間狀態(tài)變化

17、至終態(tài)：Q3100J 計(jì)算系統(tǒng)由中間狀態(tài)變化至終態(tài)時(shí)系統(tǒng)所做的功W3。解： 聯(lián)立兩式： 9010(-60100)(20) 20(J)4.過程的熱定容熱QV 條件: V始= V終 體系不做其它功 V=0 W體=0 W=0 此時(shí)：QV=U 定容熱QV等于體系熱力學(xué)能的變化。定壓熱Qp和焓函數(shù) 條件:p始= p終 體系不做其它功Qp=U- W= Up外V = （U2 U1）（p2V2p1V1）Qp= （U2p2V2）（U1p1V1）定義：H=UpV H焓，是狀態(tài)函數(shù)。Qp= H2-H1 定壓熱Qp等于體系焓的變化。 例題:相變過程熱力學(xué)量的求算(W,Q.H, U)求2molH2O水在100、100k

18、Pa壓力下變?yōu)镠2O水蒸氣的W,Q.H, U。二.化學(xué)反應(yīng)的熱力學(xué)能和焓1.反應(yīng)的摩爾熱力學(xué)能rUm = U/ 單位: KJmol-1 熱化學(xué)方程式: 表示化學(xué)反應(yīng)與反應(yīng)熱效應(yīng)的關(guān)系的式子.熱化學(xué)方程式書寫時(shí)的注意事項(xiàng): 要注明反應(yīng)物和生成物的溫度、壓力、聚集狀態(tài)等,反應(yīng)熱與方程式呈一一對(duì)應(yīng)關(guān)系。3.反應(yīng)的摩爾焓rHm = H/ 單位: KJmol-1 反應(yīng)的摩爾焓在一般情況下主要用來表示反應(yīng)的熱效應(yīng)。是一個(gè)非常重要的概念。因?yàn)榛瘜W(xué)反應(yīng)多在等壓、不做非體積功情況下進(jìn)行。三.熱化學(xué)定律1.熱化學(xué)定律（蓋斯Hess定律）利用已知反應(yīng)的熱效應(yīng)，計(jì)算未知反應(yīng)的熱效應(yīng)?；瘜W(xué)反應(yīng)，無論是一步完成，還是分步

19、完成，其熱效應(yīng)是相同的。 C（石墨）O2（g）= CO2（g） H1 C（石墨）1/2O2（g）= CO（g） H2CO （g）1/2O2（g）= CO2（g） H3H1 = H2 H32.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓 (重點(diǎn))-化合物和離子熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)： 參考狀態(tài)：fHm0（298K）由化合物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓求化學(xué)反應(yīng)的焓變r(jià)Hm0 = B fHm0（298K） 3. 標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓: cHm0（298K） 由化合物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓求化學(xué)反應(yīng)的焓變r(jià)Hm0 = -B cHm0（298K） 4.化合物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓和標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓的關(guān)系例題: 化學(xué)反應(yīng)的能量計(jì)算; 蓋斯定律的應(yīng)用; 化合物的標(biāo)準(zhǔn)生成熱和標(biāo)

20、準(zhǔn)燃燒熱同化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系計(jì)算例4-6 已知甲醇和甲醛的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒熱求下列反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。解：根據(jù)題意知： 726.1 0 570.7 0代入（4-11）式中：例4-7 已知乙醇的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓為-1366.8，求乙醇的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓。解：乙醇的燃燒反應(yīng)為其標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓,此即上述反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。由于查表知：，代入上式即得乙醇的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓例4-8 已知乙烷的燃燒反應(yīng)為計(jì)算乙烷的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓。解：該反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變即為乙烷的，根據(jù)公式(4-11)得：查表知：，。把數(shù)據(jù)代入上式得： 此結(jié)果即為乙烷的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓。四.反應(yīng)的自發(fā)性與熵1.自發(fā)過程，非自發(fā)過程;自發(fā)過程的趨勢(shì)-傾向

21、于勢(shì)能降低和傾向于混亂度增大2.熵概念初步標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵：Sm0 熱力學(xué)第三定律：在0K時(shí)，純凈物的完美晶體的熵為零 Jkmol-1熵值變化規(guī)律：同種物質(zhì)S的變化規(guī)律gls分子量大的S大分子結(jié)構(gòu)復(fù)雜的S大化學(xué)反應(yīng)的熵變：rSm0 = B Sm0（298K）例題:化學(xué)反應(yīng)熵的計(jì)算 化學(xué)反應(yīng)焓的計(jì)算1、反應(yīng) NH3（g） + HCl（g） = NH4Cl（s）2、反應(yīng) CaCO4（s） = CaO（s） + CO2（g）五.吉布斯自由能與反應(yīng)方向的判斷 1.吉布斯自由能和吉-亥公式 G=HTS G = HTS化學(xué)反應(yīng)H和S的數(shù)值決定G的數(shù)值(正負(fù)號(hào))G0 自發(fā)G0 非自發(fā)G=0 平衡2.物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾

22、生成吉布斯自由能(重點(diǎn))標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能fGm0（298K）的概念和規(guī)定。反應(yīng)吉布斯自由能的計(jì)算：rGm0 = B fGm0（298K）3.吉-亥公式的應(yīng)用rGm0（T） = rHm0 TrSm0 由反應(yīng)的rHm0 和rSm0近似計(jì)算T溫度時(shí)的rGm0（T）和平衡常數(shù)K 由反應(yīng)的rHm0 和rSm0計(jì)算轉(zhuǎn)變溫度 討論rHm0 和rSm0的正負(fù)號(hào)對(duì)反應(yīng)方向的影響 討論溫度對(duì)反應(yīng)方向的影響4.化學(xué)反應(yīng)等溫方程式 rGm（T） = rGm0（T）RT（pB/p0）BrGm（T） = rGm0（T）RT（CB/C0）B例題: 1、化學(xué)反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)自由能的計(jì)算 2、化學(xué)反應(yīng)方向的判斷 3、一定穩(wěn)定下

23、標(biāo)準(zhǔn)自由能的計(jì)算 4、轉(zhuǎn)變溫度計(jì)算例411 計(jì)算反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變。解：查表可知： 16.4 0 87.6 237.1將數(shù)據(jù)代入式(4-18)可得：例412 利用物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能分析298.15K時(shí)，利用下面兩個(gè)反應(yīng)制備苯胺的可能性。解：查表知，在298.15K時(shí)：， ， ，(1) 將兩個(gè)方程式相加可得：根據(jù)式(4-18)可得： (2)根據(jù)式 (4-18)可得：例413 估計(jì)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，反應(yīng)在373.15K時(shí)發(fā)生的可能性并討論溫度對(duì)它的影響。解：查表可知，298.15K下： 213.8 192.8 104.6 70.0 393.5 45.9 333.2 285.8例414

24、為了減少大氣污染，常用除去爐氣中的。已知反應(yīng)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)和298.15K時(shí)的，計(jì)算反應(yīng)的轉(zhuǎn)變溫度。解：反應(yīng)式為：根據(jù)式(419)可知：反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)溫度 第五章 化學(xué)平衡(4學(xué)時(shí))本課主要內(nèi)容: 化學(xué)平衡狀態(tài)和化學(xué)平衡常數(shù)的意義?；瘜W(xué)平衡常數(shù)與標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能的關(guān)系,簡單的化學(xué)平衡計(jì)算,多重平衡原理及其應(yīng)用.一.化學(xué)平衡和平衡常數(shù)1.化學(xué)平衡是一動(dòng)態(tài)的平衡。2.標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)3.反應(yīng)系統(tǒng)中平衡的判斷(重點(diǎn))GK0 反應(yīng)逆向自發(fā)進(jìn)行GK0 反應(yīng)正向自發(fā)進(jìn)行GK0 反應(yīng)處于平衡狀態(tài)4.多重平衡系統(tǒng)5.化學(xué)平衡的移動(dòng)濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響 注意：濃度和壓力對(duì)平衡常

25、數(shù)無影響，但溫度對(duì)平衡常數(shù)有影響。 rGm0（T）= - RT ln K0 （T）rGm0（T）= rHm0（T）rSm0（T）ln K0 （T）= -rHm0（T）/RT rSm0（T）/R 例題: 自由能和化學(xué)平衡計(jì)算 平衡常數(shù)和反應(yīng)轉(zhuǎn)化率的計(jì)算 平衡移動(dòng)的計(jì)算例 5-1 CO(g)+H2O(g) =CO2(g)H2 (g)是工業(yè)上用水煤氣制取氫氣反應(yīng)之一。如果在673K 時(shí)用相等的物質(zhì)的量的CO(g)和H2O(g)(例如均為2.00mol)在密閉容器中反應(yīng)，(a)估算該溫度時(shí)反應(yīng)的；(b)估算該溫度時(shí)的最大轉(zhuǎn)化率解：(a)反應(yīng)的估算反應(yīng)式及各物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)熱力學(xué)數(shù)據(jù)如下CO(g) + H2O

26、(g) = CO2(g)H2(g) -110.52 -241.82 -393.50 0 197.56 188.72 213.64 130.57先計(jì)算反應(yīng)的(298.15K)和(298.15K)，然后估算(673K)。反應(yīng)的焓變 (298.15K)= (CO2,g,298.15K)+ (H2,g,298.15K)-(CO,g,298.15K)+ (H2O,g,298.15K)=(-393.50)+0-(-110.52)-(-241.82)kJmol-1=-41.16kJmol-1(298.15K)=(CO2,g,298.15K)+ (H2,g,298.15K)-(CO,g,298.15K)+ (

27、H2O,g,298.15K)=213.64+130.57-197.56-188.72Jmol-1K-1=-42.066Jmol-1K-1=-0.042066kJmol-1K-1(673K)= (298.15K)- 673K (298.15K)=(-41.16)-673(-0.042066)kJmol-1=-12.85kJmol-1按式（5-5）估算反應(yīng)的 =9.94（b) CO 的最大轉(zhuǎn)化率的估算先根據(jù)化學(xué)方程式，考慮各物質(zhì)起始時(shí)與平衡時(shí)的物質(zhì)的量的關(guān)系，從而得到平衡時(shí)各氣態(tài)物質(zhì)的摩爾分?jǐn)?shù)，再根據(jù)分壓定律，求出其分壓CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)起始時(shí)物質(zhì)的量/mol 2.

28、00 2.00 0 0反應(yīng)中物質(zhì)的量變化/mol - - 平衡時(shí)物質(zhì)的量/mol 2- 2- 平衡時(shí)總的物質(zhì)的量/mol 4 mol平衡時(shí)摩爾分?jǐn)?shù) 上述平衡時(shí)各氣態(tài)物質(zhì)的摩爾分?jǐn)?shù)乘以總壓P 即為其平衡時(shí)的分壓，利用表達(dá)式求解，從而計(jì)算CO 的最大轉(zhuǎn)化率即平衡時(shí)的轉(zhuǎn)化率=9.94=CO 的最大轉(zhuǎn)化率1.84mol/2.00mol=0.92=92%例5-6 已知反應(yīng) N2(g) + 3H2 (g) = 2NH3(g), =-92.2kJmol-1, 。計(jì)算該反應(yīng)在473K時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。解 得 化學(xué)熱力學(xué)和化學(xué)平衡習(xí)題課第六章 酸堿反應(yīng)(6學(xué)時(shí))本課主要內(nèi)容: 酸堿質(zhì)子理論,水的質(zhì)子自遞反應(yīng),弱

29、一元酸、堿的離解,弱多元酸、堿的離解,酸堿平衡的移動(dòng),緩沖溶液的原理和計(jì)算、配制. 一.酸堿質(zhì)子理論1.質(zhì)子酸堿概念 酸：凡在一定條件下能給出質(zhì)子的物質(zhì)為酸，有分子酸、離子酸。 堿：凡在一定條件下能接受質(zhì)子的物質(zhì)為堿，有分子堿、離子堿。 酸 質(zhì)子 堿HAc H+ Ac- H2O H+ OH- NH4+ H+ NH3 在酸堿質(zhì)子理論中，沒有鹽的概念。既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)。在酸堿質(zhì)子理論中，酸堿是同時(shí)出現(xiàn)的，酸堿的這種對(duì)應(yīng)關(guān)系稱為共軛關(guān)系。酸給出質(zhì)子的能力越強(qiáng)，其共軛堿接受質(zhì)子的能力就越弱，反之亦然。2.酸堿反應(yīng) 酸堿反應(yīng)是酸堿相互反應(yīng)，分別轉(zhuǎn)化為相應(yīng)的共軛酸和共軛堿的反應(yīng)

30、，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移作用。 H2O H2O H3O+ OH- HAc H2O H3O+ Ac- NH4+ H2O H3O+ NH3 NH3 H2O NH4+ OH- 二.水溶液中的重要酸堿反應(yīng)1.水的質(zhì)子自遞反應(yīng) H2O H2O H3O+ OH- K W0 c（H+）/c0 c（OH-）/c02.弱一元酸、堿的離解平衡和pH值的計(jì)算 離解常數(shù) 共軛酸堿對(duì) Ka0 與Kb0 的關(guān)系Ka0 Kb0Kw 弱一元酸中H+的計(jì)算; 弱一元堿中OH-的計(jì)算;例題:0.1mol.L-1的HAc溶液的pH值計(jì)算 0.1mol.L-1的NH3溶液的 pH值計(jì)算 3.弱多元酸堿的離解平衡和pH值計(jì)算弱多元

31、酸堿在溶液中的離解是分步進(jìn)行的，有多級(jí)離解常數(shù)。若Ka1遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于Ka2，則將其看作是一元酸。應(yīng)用一元酸的計(jì)算公式。H2S 中c（H+）、c（HS-）、c（S2-）的計(jì)算：若Kb1遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于Kb2，則將其看作是一元堿。應(yīng)用一元堿的計(jì)算公式。Na2S 中c（OH-）、c（HS-）、c（H2S）的計(jì)算：強(qiáng)調(diào)Kb1、Kb2的求法。例題: 0.1mol.L-1的H2S或H2CO3溶液的pH值計(jì)算4.兩性化合物溶液的pH值計(jì)算 實(shí)例: NH4Ac NaHCO3 NaH2PO4 Na2HPO4溶液平衡和pH值計(jì)算兩性化合物溶液的計(jì)算公式的推導(dǎo)及規(guī)律：兩性化合物溶液pH值的計(jì)算：5.酸堿平衡的移動(dòng)稀釋作用 同離

32、子效應(yīng)（重點(diǎn)）鹽效應(yīng)介質(zhì)對(duì)酸堿平衡的影響 介質(zhì)對(duì)酸堿型體分布的影響 酸堿指示劑的變色原理 介質(zhì)對(duì)H2S中c（S2-）的影響例題: 同離子效應(yīng)計(jì)算三.緩沖溶液1.緩沖溶液的組成和性質(zhì) 緩沖溶液的性質(zhì) 緩沖溶液的組成 緩沖原理 緩沖溶液pH的計(jì)算2.緩沖溶液的配制緩沖容量有效緩沖范圍緩沖溶液的配制原則 緩沖溶液的配制方法 緩沖溶液的配制類型 同濃度的共扼酸堿混合; 共扼酸堿(其中一種為固體)混合;多元酸堿加入強(qiáng)堿或酸等例題: 外加酸和堿對(duì)于緩沖溶液的影響 各類緩沖溶液的配制實(shí)例例6-12 若在50mL 的0.150 molL-1 NH3和0.200 molL-1 NH4Cl緩沖溶液中加入0.100

33、 mL，1.00 molL-1的HCl，求加入HCl前后溶液的pH各為多少?解： 未加HCl以前：pHplg=0.150 （molL-1）=0.200（molL-1）加入0.100 mL，1.00 molL-1的HCl后，設(shè)溶液中c(OH-) = x molL-1：這時(shí)： NH3 + H2ONH4+ + OH-原始濃度（molL-1） 0.150-0.0020=0.148 0.200+0.002=0.202 0平衡濃度（molL-1） 0.148-x 0.202+x x=0.148 （molL-1）=0.202 （molL-1） 例6-14 欲配制pH4.50的緩沖溶液100mL，需用0.50

34、molL-1 NaAc和0.50molL-1 HAc溶液各多少毫升？解：設(shè)需0.50 molL-1 HAc V mL，按題意則需0.50molL-1 NaAc（100V）mL，當(dāng)兩者混合后。濃度分別為： c（HAc） （molL-1）；c（NaAc） （molL-1）則： pHplg 4.504.75lg V64 （mL）需0.50molL-1 NaAc：1006436（mL）例6-15 欲配制pH9.0，c（NH3）0.20molL-1的緩沖溶液500mL，需用1.0 molL-1 NH3水多少毫升？固體NH4Cl多少克？ 解：已知pH9.0，即c（OH）10-5 molL-1；NH3的值為

35、1.7710-5，c（NH3）0.20 molL-1pHplg= 0.20（molL-1） c酸0.36（molL-1）需固體NH4Cl的質(zhì)量0.36M（NH4Cl）0.3653.59.6 g 需1.0molL-1NH3水的體積：V0.20500100（mL）第七章 沉淀溶解平衡(4學(xué)時(shí))本課主要內(nèi)容:難溶電解質(zhì)的溶度積規(guī)則 沉淀的生成本課主要內(nèi)容:沉淀的溶解與轉(zhuǎn)化一.難溶電解質(zhì)的溶度積1.溶度積常數(shù)2.溶度積與溶解度的換算3.溶度積規(guī)則（重點(diǎn)）Q 時(shí)，為過飽和溶液，有沉淀生成。溶液中某離子沉淀完全的條件：c(Mn+)10-5molL-1例題: 難溶電解質(zhì)溶解度計(jì)算例7-1 25氯化銀和硫酸鋇

36、的溶解度分別為1.9010-3 gL-1、2.4310-3gL-1，求和。M(AgCl)=143 gmol-1，M(BaSO4)=233 gmol-1。解：現(xiàn)將溶解度單位換算為molL-1s (AgCl)= 1.9010-3 / 143=1.3310-5 (molL-1) s (BaSO4)=2.4310-3/ 233=1.0410-5 (molL-1) 設(shè)溶解的AgCl全部成為Ag+和Cl-離子，平衡時(shí)則有 s s同理得例7-2 已知室溫下鉻酸銀飽和溶液中鉻酸銀的含量為2.1610-2 gL-1，假設(shè)不發(fā)生其他副反應(yīng)，求其。M(Ag2CrO4)=332 gmol-1解：先求Ag2CrO4的溶

37、解度s (Ag2CrO4)=2.1610-3 / 332 =6.5110-5 (molL-1) 根據(jù)反應(yīng)式 2s s所以Ag2CrO4的溶度積為 二.沉淀的生成和溶解（重點(diǎn)）1. 同離子效應(yīng)對(duì)沉淀反應(yīng)的影響2. 酸度對(duì)沉淀反應(yīng)的影響3. 配位反應(yīng)對(duì)沉淀反應(yīng)的影響4. 氧化還原反應(yīng)對(duì)沉淀反應(yīng)的影響三.分步沉淀和沉淀轉(zhuǎn)化強(qiáng)調(diào)判斷分步沉淀辦法：（1）被測(cè)離子濃度相同時(shí)溶解度小的先沉淀； （2）同種類型的難溶電解質(zhì)，小的先沉淀； （3）通過計(jì)算說明。例題:沉淀溶解平衡計(jì)算 酸,配合物,氧化還原反應(yīng)影響例7-8 欲溶解0.10molMg(OH)2需要1.0L多大濃度的NH4Cl？已知， 。解：設(shè)溶解完全

38、后溶液中的濃度為molL-1 0.10 0.20 由于溶解Mg(OH)2用去0.20 molL-1，再加平衡時(shí)的濃度0.48 molL-1，故所需的起始濃度為0.20 molL-1+0.48 molL-1=0.68molL-1。例7-10 向Cl-和I-濃度均為0.010 molL-1的溶液中，逐滴加入AgNO3溶液，問哪一種離子先沉淀？第二種離子開始沉淀時(shí)，溶液中第一種離子的濃度是多少？兩者有無分離的可能？（假設(shè)加入試劑后溶液體積不發(fā)生變化）解： 首先計(jì)算兩種離子開始沉淀所需的Ag+濃度分別為： AgI開始沉淀時(shí)，需要的Ag+濃度低，故I-首先沉淀出來。當(dāng)Cl-開始沉淀時(shí)，溶液對(duì)AgCl來說

39、也已達(dá)到飽和，這時(shí)Ag+濃度必須同時(shí)滿足這兩個(gè)沉淀溶解平衡，所以：當(dāng)AgCl開始沉淀時(shí)，Cl-的濃度為0.010 molL-1，此時(shí)溶液中剩余的I-濃度為： 可見，當(dāng)Cl-開始沉淀時(shí)，I-的濃度已小于10-5 molL-1，故兩者可以定性分離。第八章 原子結(jié)構(gòu)本課主要內(nèi)容: 核外電子運(yùn)動(dòng)的特殊性,波函數(shù),四個(gè)量子數(shù),原子軌道,電子云和徑向分布圖,電子排布式（重點(diǎn)）;元素周期表和元素性質(zhì)的周期性變化（重點(diǎn)）一.經(jīng)典原子結(jié)構(gòu)描述復(fù)習(xí)有關(guān)中學(xué)原子結(jié)構(gòu)的知識(shí)1.盧瑟福的原子核式模型2.氫原子光譜和波爾理論 基態(tài)原子電子排布,激發(fā)態(tài)原子電子排布,原子發(fā)光的原因.雷德保公式二.微觀粒子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)物理量變化

40、的不連續(xù)性量子化普朗克（德國，1918年諾貝爾物理學(xué)獎(jiǎng)）的量子論,盧瑟福的原子核式模型玻爾（丹麥，1922年諾貝爾物理學(xué)獎(jiǎng)）原子模型：玻爾原子模型,愛因斯坦（1921年諾貝爾物理學(xué)獎(jiǎng)）的光電學(xué)說，光的波粒二象性1,電子的波粒二象性 德波羅依（法國，1929年諾貝爾物理學(xué)獎(jiǎng)）提出電子等微觀離子也具有波粒二象性。 =h/P = h/m 電子衍射實(shí)驗(yàn)（戴維森，美國，湯姆生，英國，1937） 測(cè)不準(zhǔn)關(guān)系式（海森堡，德國，1932年） xP = h/22.波粒二象性的統(tǒng)計(jì)解釋玻恩（德國，1954年）：電子等微觀離子的波粒二象性，是大量的微觀粒子運(yùn)動(dòng)的統(tǒng)計(jì)性規(guī)律的表現(xiàn)，是幾率波，波的強(qiáng)度表示幾率密度的大小

41、。二.波函數(shù)和單電子原子的結(jié)構(gòu)1.波函數(shù)和單電子原子方程 nlm(xyz)- nlm(r )=R(r) Y( ) 方程的解結(jié)果: 軌道的能量:En=21.7910-19 (Z/n)2 (J) 量子數(shù) n l m ms 原子軌道函數(shù)-波函數(shù) 原子軌道和電子云圖2.波函數(shù)及原子軌道圖 描述核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的數(shù)學(xué)表達(dá)式。也稱原子軌道。了解波函數(shù)的意義，知道原子軌道的形狀。3.電子云.電子云和徑向分布圖電子云和幾率及幾率密度：核外電子幾率密度分布的形象化描述。電子云徑向分布圖：幾率與幾率密度 ;峰值：（nl）個(gè)4.量子數(shù)主量子數(shù)n：1 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q軌道的能量,電子

42、離核的遠(yuǎn)近或電子層數(shù)角量子數(shù)l：0 1 2 3 4 5 n-1 s p d f g h 原子軌道的形狀和軌道的能量高低磁量子數(shù)m：0 1 2 3 l 原子軌道的數(shù)量和方向自旋量子數(shù)ms： 1/2了解量子數(shù)的意義，掌握取值規(guī)則和原子軌道同量子數(shù)的關(guān)系。示例:量子數(shù)和原子軌道關(guān)系5.多電子原子結(jié)構(gòu) 屏蔽效應(yīng)對(duì)軌道能級(jí)的影響屏蔽效應(yīng)：鉆穿效應(yīng)：能級(jí)組：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p近似能級(jí)圖： 填充順序和原子核外電子排布式三.基態(tài)多電子原子內(nèi)電子排布原子軌道排布三原則: n相同l不同,n大的原子軌道的能量高; n不同l相同,l大的原子軌道的能

43、量高;n和l均不同的,軌道發(fā)生能級(jí)交錯(cuò)：電子填充的三原則:能量最低原理：保利不相容原理：一個(gè)原子中不可能由n l m ms 均相等的兩個(gè)電子洪特規(guī)則(等價(jià)軌道):等價(jià)軌道中電子首先分占軌道,且方向相同,然后再配對(duì),方向相反;等價(jià)軌道趨于全滿,辦滿核全空穩(wěn)定.例題:原子核外電子的排布,價(jià)層電子 ,基態(tài)電子排布四.原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1.周期表的結(jié)構(gòu)周期 依照能級(jí)組劃分元素所在的周期 = 最大的主量子數(shù)n每一周期容納的元素?cái)?shù)目 = 相應(yīng)能級(jí)組容納的電子數(shù)族 依照最外層的電子排布式劃分主族元素所在的族數(shù) = ns + np 上的電子數(shù)副族元素所在的族數(shù) ： B 和B 外層構(gòu)型為d10s1 和d10s

44、2B B外層構(gòu)型為 （n-1）d +ns上的電子數(shù) （n-1）d +ns 8區(qū) 依照最外層電子所處的原子軌道 區(qū) 族 外層構(gòu)型s區(qū) ： A、 A ns1、 ns2p區(qū) A、A、0族 ns2 np16ds區(qū) B 、B d10s1 、d10s2d區(qū) B B、 （n-1）d19 ns12f區(qū) 鑭系、錒系 4f114、5f114五.影響元素性質(zhì)的結(jié)構(gòu)因素原子核外電子構(gòu)型作用于價(jià)層電子的有效核電荷數(shù)原子半徑原子結(jié)構(gòu)：共價(jià)半徑 金屬半徑 范德華半徑同一周期，從左至右，半徑依次減?。煌蛔?，從上至下，半徑依次增大。鑭系收縮，錒系收縮原子重要性質(zhì)的周期性變化元素的電離能元素的電子親合能元素的電負(fù)性元素的氧化數(shù)示例:第九章 化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)本課主要內(nèi)容: 離子鍵、共價(jià)鍵.價(jià)鍵理論和雜化軌道理論;分子的極性、離子極化,分子間力和氫鍵晶體結(jié)構(gòu)、 一 離子鍵 1. 離子鍵的形成與晶格能離子鍵的特點(diǎn)無方向性和飽和性離子的電荷、電子構(gòu)型及離子半徑二. 共價(jià)鍵1.共價(jià)鍵的價(jià)鍵理論.共價(jià)鍵的本質(zhì)和特點(diǎn)本質(zhì)：原子軌道的重疊.成鍵三原理： 自旋相反 最