普通化學緒論-課件

普通化學普通化學1普通化學第1章熱化學與能源第2章化學反應的基本原理與大氣污染第3章水化學與水污染第4章電化學與金屬腐蝕第5章物質結構基礎第6章元素化學與無機材料緒論普通化學第1章熱化學與能源第2章化學反應的基本原理2一、化學與普通化學化學：化學是在原子和分子水平上研究物質的組成、結構、性能及其變化規(guī)律和變化中能量關系的學科。普通化學：普通化學是一門基礎課程，是對化學作一整體的闡述和研討。其目的是要給學生以高素質的化學通才教育。一、化學與普通化學化學：化學是在原子和分子水平上研究物質的組3二、化學的分支無機化學：無機物有機化學：碳氫化合物及衍生物高分子化學：高分子化合物分析化學：測量和表征物理化學：所有物質系統(tǒng)若干新分支：環(huán)境化學、核化學等等二、化學的分支無機化學：無機物4吃：發(fā)明合成氨和尿素；抗生素和化學藥物；推廣中醫(yī)學，研制新藥物穿：纖維?。轰摬?、水泥甚至一塊塑料布用：肥皂、沐浴液、洗面奶、空調、電池、火柴行：汽油解決生活中的吃、穿、住、行、用。四、化學的實際作用吃：發(fā)明合成氨和尿素；抗生素和化學藥物；推廣中醫(yī)學，研制新藥5三、化學的實際作用開發(fā)新能源，同時避免對環(huán)境的污染治理環(huán)境污染發(fā)展化學檢測儀器儀表工業(yè)，用于分析、監(jiān)測和治理環(huán)境污染，用于防治疾病等。三、化學的實際作用開發(fā)新能源，同時避免對環(huán)境的污染治理環(huán)境污6四、普通化學課程的教學內(nèi)容理論化學：1、化學反應基本原理（宏觀體系部分）：化學熱力學、化學動力學2、物質結構基礎（微觀體系部分）實驗化學

驗證性質或理論、測定重要數(shù)據(jù)，結合工程、社會生活的應用化學實驗和設計性實驗，并訓練實驗操作和現(xiàn)代化儀器的使用等。四、普通化學課程的教學內(nèi)容理論化學：實驗化學7普通化學54學時課堂理論學習：42學時實驗操作：12學時1—18周普通化學54學時1—18周8五、要求瞌睡、遲到早退、悄悄話、吃零食、看報紙實驗課必須參加，否則將不得參加期末考試獨立、按時完成作業(yè)與實驗報告期末成績：期末考卷面成績~70%、(半期考)、實驗操作與實驗報告~20%、作業(yè)~10%五、要求瞌睡、遲到早退、悄悄話、吃零食、看報紙9參考資料普通化學(第三版、第四版、第五版)，浙江大學普通化學教研組編工科基礎化學實驗，高紹康、陳建中，福建科學技術出版社無機化學(第三版)，武漢大學編,高等教育出版社無機化學析疑與習題解析，大連理工大學無機教研室編，高等教育出版社出版無機化學(第四版)，大連理工大學無機教研室編，高等教育出版社參考資料普通化學(第三版、第四版、第五版)，浙江大學普通化學10第1章熱化學與能源熱化學：應用熱力學原理，研究化學反應過程中能量變化的規(guī)律和定量關系的學科就叫做化學熱力學，也叫熱化學。熱化學主要解決化學反應中的三個問題：①化學反應中能量是如何轉化的；②化學反應的方向性問題；③反應進行的程度問題。第1章熱化學與能源熱化學：熱化學主要解決化學反應中的三個問11教學大綱1.掌握氣體的分壓和分壓定律。2.了解系統(tǒng)、相、狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)、過程、反應進度；掌握化學計量數(shù)。3.自學彈式量熱計測量反應熱的方法。4.理解熱力學第一定律，qv與qp，ΔU與ΔH關系。掌握蓋斯定律及有關計算。5.掌握標準摩爾生成焓，反應的標準焓變及其有關計算。6.自學常見能源及其有效與清潔利用和可持續(xù)發(fā)展。教學大綱1.掌握氣體的分壓和分壓定律。121.1基本概念1。系統(tǒng)與環(huán)境系統(tǒng)：被人為地從其它物質中分出的研究對象。環(huán)境：系統(tǒng)之外，與系統(tǒng)密切相關的部分。

敞開系統(tǒng)：既有物質交換又有能量交換封閉系統(tǒng)：無物質交換，但有能量交換隔離系統(tǒng)：無物質交換，也無能量交換(理想化)按照系統(tǒng)與環(huán)境之間有無物質和能量交換,可將系統(tǒng)分成：1.1基本概念1。系統(tǒng)與環(huán)境敞開系統(tǒng)：既有物質交換又有能量131.1基本概念2.相與物態(tài)相：系統(tǒng)中具有相同的物理性質和化學性質的均勻部分稱為相。

界面：相與相之間的分界。躍過相的界面，一定有某些宏觀性質發(fā)生突變，如密度、折射率、組成等。物態(tài)：物質的聚集狀態(tài)。一般分為氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)。均勻部分:具有分子或離子級別的分散度1.1基本概念2.相與物態(tài)物態(tài)：物質的聚集狀態(tài)。一般分為氣態(tài)14氣相：通常任何氣體均能無限混合，所以系統(tǒng)內(nèi)不論有多少種氣體都只有一個氣相。單相系統(tǒng)與多相系統(tǒng)固相：不同種固體達到分子程度的均勻混合就形成固溶體，為一個相；分散度達不到分子、離子級時，系統(tǒng)中含有多少種固體物質，就有多少個固相。液相：按其互溶程度可以是一相、兩相、三相等。氣相：通常任何氣體均能無限混合，所以系統(tǒng)內(nèi)不論有多少種氣體都151.1基本概念3。狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)：描述系統(tǒng)的各種宏觀性質的綜合表現(xiàn)，如壓力p、體積V、溫度T、質量m、組成、熱力學能U、焓H、熵S、吉布斯函數(shù)G的綜合表現(xiàn)。當系統(tǒng)的狀態(tài)確定后，系統(tǒng)的性質就有確定的數(shù)值。系統(tǒng)的性質之間是有一定聯(lián)系的，所以一般只要確定少數(shù)幾個性質，狀態(tài)也就確定了。狀態(tài)函數(shù)：用來描述系統(tǒng)狀態(tài)的各個物理量，如壓力p、體積V、溫度T、質量m、組成、熱力學能U、焓H、熵S、吉布斯函數(shù)G等。

1.1基本概念3。狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)函數(shù)：用來描述系統(tǒng)狀態(tài)的16狀態(tài)發(fā)生變化，狀態(tài)函數(shù)的變化值只決定于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)，而與變化過程的具體途徑無關。狀態(tài)函數(shù)的特點狀態(tài)函數(shù)之間具有一定的聯(lián)系，它們的定量關系式稱為狀態(tài)方程式。

理想氣體的狀態(tài)方程式：pV=nRTp、V、n、R、T為常用的狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)一定，狀態(tài)函數(shù)的值是一定的。狀態(tài)發(fā)生變化，狀態(tài)函數(shù)的變化值只決定于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)，而與17狀態(tài)函數(shù)的分類廣度性質(容量性質)：當將系統(tǒng)分割成若干部分時，系統(tǒng)的某性質等于各部分該性質之和，即具有加和性。如體積V、熱容C、質量m、熱力學能U、焓H、熵S等強度性質：此類性質的量值與系統(tǒng)中物質的量多寡無關，只決定于系統(tǒng)本身的特性。如溫度T、壓強p、密度ρ等。狀態(tài)函數(shù)的分類廣度性質(容量性質)：當將系統(tǒng)分割成若干部分時181.1基本概念4。過程與途徑過程：系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生任何的變化稱為過程。途徑：實現(xiàn)過程的具體步驟。1.1基本概念4。過程與途徑19可逆過程：系統(tǒng)經(jīng)過某過程由狀態(tài)1變到狀態(tài)2之后，當系統(tǒng)沿該過程的逆過程回到原來狀態(tài)時，若原來過程對環(huán)境產(chǎn)生的一切影響同時被消除，即系統(tǒng)與環(huán)境都恢復成原來狀態(tài)，這種理想化的過程稱為熱力學可逆過程。

如：等溫可逆過程、絕熱可逆過程、可逆相變過程?？赡孢^程是在系統(tǒng)接近平衡的狀態(tài)下發(fā)生的無限緩慢的過程，因此它和平衡態(tài)密切相關。可逆過程：系統(tǒng)經(jīng)過某過程由狀態(tài)1變到狀態(tài)2之后，當系統(tǒng)沿該過201.1基本概念5?；瘜W計量數(shù)和反應進度化學計量數(shù)只表示反應式中各物質轉化的比例數(shù)，并不是反應過程中各物質轉化的量?；瘜W計量數(shù)無量綱；對反應物取負值，對產(chǎn)物取正值。化學計量數(shù)νB:-1-1化學計量數(shù)νB：-2-12化學計量數(shù)與化學反應方程式的寫法有關。1.1基本概念5?；瘜W計量數(shù)和反應進度化學計21反應進度反應進度：描述化學反應進行的程度，用ξ/ksai/表示。在反應熱的計算、化學平衡和反應速率的表示式中被普遍使用。定義式為：ξ的SI單位為mol。對于有限的變化：一般尚未反應時ξ=0mol，則：反應進度反應進度：描述化學反應進行的程度，用ξ/ksai/22反應進度反應前物質的量n1/mol10300某時刻物質的量n2/mol8244各物質轉化的比例數(shù)-2：-6：4=-1:-3:2反應進度ξ為N2：H2：NH3：反應進度反應前物質的量n1/mol1023反應進度反應前物質的量n1/mol10300某時刻物質的量n2/mol8244各物質轉化的比例數(shù)-2：-6：4=-2:-6:4反應進度ξ為N2：H2：NH3：反應進度反應前物質的量n1/mol1024對同一反應方程式，任一反應物或產(chǎn)物表示的反應進度均是相同的。反應進度ξ=1mol，表示1molN2與3molH2反應生成2molNH3摩爾反應：按所給反應方程式的化學計量數(shù)進行了一個單位的化學反應，即反應進度為1mol的化學反應。對同一反應，反應進度的值與反應方程式的寫法有關ξ=1mol，表示2molN2與6molH2反應生成4molNH3對同一反應方程式，任一反應物或產(chǎn)物表示的反應進度均是相同的。251.1基本概念6?；瘜W反應熱q化學反應熱：是指等溫過程熱，即當系統(tǒng)發(fā)生了變化后，使反應產(chǎn)物的溫度回到反應前始態(tài)的溫度，系統(tǒng)放出或吸收的熱量。定容反應熱qV：等溫等容化學反應熱q定壓反應熱qp：等溫等壓1.1基本概念6?；瘜W反應熱q定容反應熱261.1基本概念7。熱化學方程式表示化學反應與熱效應關系的方程式。必須注明反應熱、物質狀態(tài)、溫度、壓力、組成等。習慣上，對不注明溫度和壓力的反應，是指在T=298.15K，p=100kPa下進行反應的。q=?1.1基本概念7。熱化學方程式必須注明反應熱、物質狀態(tài)、溫度271.2反應熱的測量(自學)彈式熱量計測得的是反應的定容反應熱qv。大多數(shù)化學反應是在敞口容器中進行，是對應于定壓反應熱qp。約定：“實測的反應熱(精確)”----定容反應熱qv

“反應熱”----定壓反應熱qp1.2反應熱的測量(自學)約定：“實測的反應熱(精確)”281.3反應熱的理論計算1.3.1熱力學第一定律

熱力學能(內(nèi)能)U：系統(tǒng)內(nèi)部能量的總和，內(nèi)部的能量來源于系統(tǒng)內(nèi)各種物質的微觀粒子不停的運動和相互作用，如：分子振動能、平動能、轉動能，分子間勢能，原子間鍵能，電子運動能，核能等。1。熱力學能是一種能量的狀態(tài)函數(shù)。系統(tǒng)處于一定的狀態(tài)，其熱力學能就是一定的數(shù)值，其變化量只決定于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)，而與變化的途徑無關。對于理想氣體，U只是溫度的函數(shù)。2。由于物質結構的復雜性和內(nèi)部微觀粒子相互作用的多樣性，系統(tǒng)的熱力學能的絕對值還難以確定。但在處理反應過程的能量關系時涉及的僅是熱力學能的變化量ΔU。1.3反應熱的理論計算1.3.1熱力學第一定律熱291.3.1熱力學第一定律熱與功熱：系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫度差而交換的能量。符號為q，單位為J系統(tǒng)吸熱，q為正值系統(tǒng)放熱，q為負值環(huán)境對系統(tǒng)作功，ω為正值系統(tǒng)對環(huán)境作功，ω為負值體積功-ΔpV非體積功ω’功：系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱以外的其他形式傳遞的能量。符號為ω，單位為J

功ω＝-ΔpV+ω’1.3.1熱力學第一定律熱與功系統(tǒng)吸熱，q為正值環(huán)境對系統(tǒng)301.3.1熱力學第一定律能量守恒定律在任何過程中能量是不會自生自滅的，只能從一種形式轉化為另一種形式，在轉化過程中能量的總值不變。將能量守恒定律應用于熱力學中即稱為熱力學第一定律。1.3.1熱力學第一定律能量守恒定律311.3.1熱力學第一定律熱力學第一定律在化學熱力學中，研究的是宏觀靜止系統(tǒng)，不考慮系統(tǒng)整體運動的動能和系統(tǒng)在外力場中的位能，只著眼于系統(tǒng)的熱力學能。若封閉系統(tǒng)由始態(tài)(熱力學能為U1)變到終態(tài)(熱力學能為U2)，同時系統(tǒng)從環(huán)境吸熱q、得到功ω，則系統(tǒng)熱力學能的變化為：

ΔU=U2-U1=q+ω熱q與功ω都是過程中被傳遞的能量，都不是狀態(tài)函數(shù)；U是狀態(tài)函數(shù)，q+ω只由過程的始態(tài)和終態(tài)決定。封閉系統(tǒng)的熱力學第一定律的數(shù)學表達式，表示封閉系統(tǒng)以熱和功的形式傳遞的能量，必定等于系統(tǒng)熱力學能的變化。

1.3.1熱力學第一定律熱力學第一定律熱q與功ω都是過321.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系1.定容反應熱

在恒容、不做非體積功條件下：

ΔV＝0，ω’＝0

ω＝-ΔpV+ω’＝0根據(jù)熱力學第一定律：ΔU=q

+ω=qV+ω=qVqV=ΔU1.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系1.定容反應331.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系2.定壓反應熱

在恒壓、不做非體積功條件下：

ω’＝0

ω＝-ΔpV+ω’＝-ΔpV＝-pΔV根據(jù)熱力學第一定律：

ΔU=q

+ω=qp+ω=qp+（-pΔV）令H=U

+pV(稱H為焓），則：qp=H2–H1U2–U1=qp–p(V2–V1)qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)qp=ΔH1.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系2.定壓反應341.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系焓焓：H=U

+pV焓變：ΔH單位：J或kJH是狀態(tài)函數(shù)，ΔH只與系統(tǒng)的始、終態(tài)有關。理想氣體的H只是溫度的函數(shù)，即等溫變化中ΔH=0。H的絕對值無法確定，但實際應用的是反應或過程中系統(tǒng)的焓變ΔH，所以采用物質的相對焓值。系統(tǒng)吸熱，ΔH為正值系統(tǒng)放熱，ΔH為負值

ΔH=qp

ΔH1.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系焓H是狀351.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系3.qV與qp的關系H=U+pVΔH=ΔU+Δ(pV)qV=ΔUqp=ΔHqp=qV+Δ(pV)反應體系為固體或液體(凝聚態(tài))時

ΔV≈0Δ(pV)

≈0qp=qVΔH=ΔU反應體系為理想氣體時1.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系3.qV與361.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系qp,m=qV,m+RTΔυB反應前后氣態(tài)物質化學計量數(shù)的變化

pV=nRT反應體系為理想氣體時Δ(pV)=RTΔn=RT(ΔξυB)ξ=1molΔ(pV)=RTΔυBqp=qV+Δ(pV)1.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系qp,m=371.3.3蓋斯定律qV

=ΔUqp=ΔH（U、H是狀態(tài)函數(shù)）

在恒容或恒壓條件下，總反應的反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)的溫度、反應物和產(chǎn)物的量及聚集狀態(tài)等有關，而與變化的途徑無關。

蓋斯定律：在恒容或恒壓條件下，不管化學反應是一步完成或分幾步完成，這個過程的熱效應是相同的，即總反應的熱效應等于各步反應的熱效應之和。它使熱化學方程式可以像普通代數(shù)方程式那樣進行加減運算，利用已精確測定的反應熱數(shù)據(jù)來求算難以測定的反應熱。1.3.3蓋斯定律qV=ΔUqp=ΔH381.3.3蓋斯定律例:求反應C(石墨)＋1/2O2(g)=CO(g)的反應熱？+1/2O2q2=qp=ΔrHm

=-283.0kJ/molq3=qp=ΔrHm

=-393.5kJ/molCO2(g)q1C(石墨)＋O2(g)CO(g)

CO(g)＋1/2O2(g)=CO2(g)(2)rHm2

=-283.0kJ·mol-1C(石墨)＋O2(g)=CO2(g)(3)rHm

3

=-393.5kJ·mol-1(3)-(2)：C(石墨)＋1/2O2(g)=CO(g)rHm1根據(jù)蓋斯定律：q3=

q1+q2

q1=q3-q2

q1=rHm

1＝rHm3

-rHm2

＝-110.5kJ·mol-1

1.3.3蓋斯定律例:求反應C(石墨)＋1/2O2(391.3.3蓋斯定律應用條件：①

某化學反應是在等壓（或等容）下一步完成的，在分步完成時，各分步也要在等壓（或等容）下進行；②

要消去某同一物質時，不僅要求物質的種類相同，其物質的聚集狀態(tài)也相同。1.3.3蓋斯定律應用條件：②要消去某同一物質時，不僅401.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變熱力學標準狀態(tài)

在任一溫度T、標準壓力p下表現(xiàn)出理想氣體性質的純氣體狀態(tài)為氣態(tài)物質的標準狀態(tài)。液體、固體物質或溶液的標準狀態(tài)為在任一溫度T、標準壓力p下的純液體、純固體或c時的狀態(tài)。純物質(除溶液外)氣體的分壓、固體和液體的壓力為p=100kPa溶液的濃度為c=1.0mol·L-1標準態(tài)對溫度T沒有規(guī)定1.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變熱力學標準狀態(tài)純411.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變1.標準摩爾生成焓在溫度T、標準狀態(tài)時由指定單質生成單位物質的量的純物質時反應的焓變，即單質+單質=1mol純物質。產(chǎn)物為1mol選定溫度T和標態(tài)時最穩(wěn)定單質符號：fHm(B，聚集狀態(tài)，T)單位：J·

mol-1或kJ·

mol-11.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變1.標準摩爾生421.標準摩爾生成焓單質的相對焓值標準狀態(tài)時，最穩(wěn)定存在的單質的標準(摩爾)生成焓為零。即fHm(最穩(wěn)定單質,298.15K)=0化合物的相對焓值標準狀態(tài)下，由最穩(wěn)定單質生成單位物質的量(1mol)的純物質時反應的焓變。單質+單質=1mol純物質水合物的相對焓值以水合氫離子的標準摩爾生成焓為零。即fHm(H＋,aq,298.15K)=01.標準摩爾生成焓單質的相對焓值化合物的相對焓值水合物43符號：

rHm

(T)1.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變2.反應標準摩爾焓變

在溫度T、標準狀態(tài)時反應的摩爾焓變。單位：J·

mol-1或kJ·

mol-1符號：rHm(T)1.3.4標準摩爾生成442.反應標準摩爾焓變計算規(guī)則aA(s)+bB(aq)cC(l)+dD(g)rHm=υBfHm(生成物)+υBfHm(反應物)

=cfHm(C,l)

+dfHm(D,g)

+

(-a)fHm(A,s)

+(-b)fHm(B,aq)

rHm(T)=υBfHm.B(T)=υBfHm(生成物)+υBfHm(反應物)2.反應標準摩爾焓變計算規(guī)則aA451.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變注意：fHm是相對值，但不影響反應焓變rHm的計算。rHm=υBfHm(生成物)+υBfHm(反應物)公式包括反應中的各物質，并需考慮其聚集狀態(tài)以及υB的正負值。fHm(H2O,g)=-241.82kJ·mol-1fHm(H2O,l)=-285.83kJ·mol-11.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變注意：rH461.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變rHm數(shù)值與化學計量數(shù)有關。溫度對反應焓變的影響可忽略。即：rHm(T)≈rHm(298.15K)rH

(T)≈rH

(298.15K)1.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變rHm數(shù)值471.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變例1:求下列反應的反應熱rHm

？解：2Na2O2(s)+2H2O(l)=4NaOH(s)+O2(g)=4(-426.73)-2(-513.2)-2(-285.83)=-108.9kJ·mol-1fHm

/kJ·mol-1-513.2-285.83-426.730rHm

=υBfHm(生成物)+υBfHm(反應物)=4fHm（NaOH,s)-2fHm(Na2O2,s)-2fHm(H2O,l)1.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變例1:求下列48第1章熱化學與能源作業(yè)

P44-4610(1)(3)、11、12、17

補充：

100g鐵粉在25℃溶于鹽酸生成氯化亞鐵(FeCl2)，(1)這個反應在燒杯中發(fā)生；(2)這個反應在密閉貯瓶中發(fā)生；兩種情況相比，

哪個放熱較多？

簡述理由。第1章熱化學與能源作業(yè)49普通化學普通化學50普通化學第1章熱化學與能源第2章化學反應的基本原理與大氣污染第3章水化學與水污染第4章電化學與金屬腐蝕第5章物質結構基礎第6章元素化學與無機材料緒論普通化學第1章熱化學與能源第2章化學反應的基本原理51一、化學與普通化學化學：化學是在原子和分子水平上研究物質的組成、結構、性能及其變化規(guī)律和變化中能量關系的學科。普通化學：普通化學是一門基礎課程，是對化學作一整體的闡述和研討。其目的是要給學生以高素質的化學通才教育。一、化學與普通化學化學：化學是在原子和分子水平上研究物質的組52二、化學的分支無機化學：無機物有機化學：碳氫化合物及衍生物高分子化學：高分子化合物分析化學：測量和表征物理化學：所有物質系統(tǒng)若干新分支：環(huán)境化學、核化學等等二、化學的分支無機化學：無機物53吃：發(fā)明合成氨和尿素；抗生素和化學藥物；推廣中醫(yī)學，研制新藥物穿：纖維?。轰摬?、水泥甚至一塊塑料布用：肥皂、沐浴液、洗面奶、空調、電池、火柴行：汽油解決生活中的吃、穿、住、行、用。四、化學的實際作用吃：發(fā)明合成氨和尿素；抗生素和化學藥物；推廣中醫(yī)學，研制新藥54三、化學的實際作用開發(fā)新能源，同時避免對環(huán)境的污染治理環(huán)境污染發(fā)展化學檢測儀器儀表工業(yè)，用于分析、監(jiān)測和治理環(huán)境污染，用于防治疾病等。三、化學的實際作用開發(fā)新能源，同時避免對環(huán)境的污染治理環(huán)境污55四、普通化學課程的教學內(nèi)容理論化學：1、化學反應基本原理（宏觀體系部分）：化學熱力學、化學動力學2、物質結構基礎（微觀體系部分）實驗化學

驗證性質或理論、測定重要數(shù)據(jù)，結合工程、社會生活的應用化學實驗和設計性實驗，并訓練實驗操作和現(xiàn)代化儀器的使用等。四、普通化學課程的教學內(nèi)容理論化學：實驗化學56普通化學54學時課堂理論學習：42學時實驗操作：12學時1—18周普通化學54學時1—18周57五、要求瞌睡、遲到早退、悄悄話、吃零食、看報紙實驗課必須參加，否則將不得參加期末考試獨立、按時完成作業(yè)與實驗報告期末成績：期末考卷面成績~70%、(半期考)、實驗操作與實驗報告~20%、作業(yè)~10%五、要求瞌睡、遲到早退、悄悄話、吃零食、看報紙58參考資料普通化學(第三版、第四版、第五版)，浙江大學普通化學教研組編工科基礎化學實驗，高紹康、陳建中，福建科學技術出版社無機化學(第三版)，武漢大學編,高等教育出版社無機化學析疑與習題解析，大連理工大學無機教研室編，高等教育出版社出版無機化學(第四版)，大連理工大學無機教研室編，高等教育出版社參考資料普通化學(第三版、第四版、第五版)，浙江大學普通化學59第1章熱化學與能源熱化學：應用熱力學原理，研究化學反應過程中能量變化的規(guī)律和定量關系的學科就叫做化學熱力學，也叫熱化學。熱化學主要解決化學反應中的三個問題：①化學反應中能量是如何轉化的；②化學反應的方向性問題；③反應進行的程度問題。第1章熱化學與能源熱化學：熱化學主要解決化學反應中的三個問60教學大綱1.掌握氣體的分壓和分壓定律。2.了解系統(tǒng)、相、狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)、過程、反應進度；掌握化學計量數(shù)。3.自學彈式量熱計測量反應熱的方法。4.理解熱力學第一定律，qv與qp，ΔU與ΔH關系。掌握蓋斯定律及有關計算。5.掌握標準摩爾生成焓，反應的標準焓變及其有關計算。6.自學常見能源及其有效與清潔利用和可持續(xù)發(fā)展。教學大綱1.掌握氣體的分壓和分壓定律。611.1基本概念1。系統(tǒng)與環(huán)境系統(tǒng)：被人為地從其它物質中分出的研究對象。環(huán)境：系統(tǒng)之外，與系統(tǒng)密切相關的部分。

敞開系統(tǒng)：既有物質交換又有能量交換封閉系統(tǒng)：無物質交換，但有能量交換隔離系統(tǒng)：無物質交換，也無能量交換(理想化)按照系統(tǒng)與環(huán)境之間有無物質和能量交換,可將系統(tǒng)分成：1.1基本概念1。系統(tǒng)與環(huán)境敞開系統(tǒng)：既有物質交換又有能量621.1基本概念2.相與物態(tài)相：系統(tǒng)中具有相同的物理性質和化學性質的均勻部分稱為相。

界面：相與相之間的分界。躍過相的界面，一定有某些宏觀性質發(fā)生突變，如密度、折射率、組成等。物態(tài)：物質的聚集狀態(tài)。一般分為氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)。均勻部分:具有分子或離子級別的分散度1.1基本概念2.相與物態(tài)物態(tài)：物質的聚集狀態(tài)。一般分為氣態(tài)63氣相：通常任何氣體均能無限混合，所以系統(tǒng)內(nèi)不論有多少種氣體都只有一個氣相。單相系統(tǒng)與多相系統(tǒng)固相：不同種固體達到分子程度的均勻混合就形成固溶體，為一個相；分散度達不到分子、離子級時，系統(tǒng)中含有多少種固體物質，就有多少個固相。液相：按其互溶程度可以是一相、兩相、三相等。氣相：通常任何氣體均能無限混合，所以系統(tǒng)內(nèi)不論有多少種氣體都641.1基本概念3。狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)：描述系統(tǒng)的各種宏觀性質的綜合表現(xiàn)，如壓力p、體積V、溫度T、質量m、組成、熱力學能U、焓H、熵S、吉布斯函數(shù)G的綜合表現(xiàn)。當系統(tǒng)的狀態(tài)確定后，系統(tǒng)的性質就有確定的數(shù)值。系統(tǒng)的性質之間是有一定聯(lián)系的，所以一般只要確定少數(shù)幾個性質，狀態(tài)也就確定了。狀態(tài)函數(shù)：用來描述系統(tǒng)狀態(tài)的各個物理量，如壓力p、體積V、溫度T、質量m、組成、熱力學能U、焓H、熵S、吉布斯函數(shù)G等。

1.1基本概念3。狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)函數(shù)：用來描述系統(tǒng)狀態(tài)的65狀態(tài)發(fā)生變化，狀態(tài)函數(shù)的變化值只決定于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)，而與變化過程的具體途徑無關。狀態(tài)函數(shù)的特點狀態(tài)函數(shù)之間具有一定的聯(lián)系，它們的定量關系式稱為狀態(tài)方程式。

理想氣體的狀態(tài)方程式：pV=nRTp、V、n、R、T為常用的狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)一定，狀態(tài)函數(shù)的值是一定的。狀態(tài)發(fā)生變化，狀態(tài)函數(shù)的變化值只決定于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)，而與66狀態(tài)函數(shù)的分類廣度性質(容量性質)：當將系統(tǒng)分割成若干部分時，系統(tǒng)的某性質等于各部分該性質之和，即具有加和性。如體積V、熱容C、質量m、熱力學能U、焓H、熵S等強度性質：此類性質的量值與系統(tǒng)中物質的量多寡無關，只決定于系統(tǒng)本身的特性。如溫度T、壓強p、密度ρ等。狀態(tài)函數(shù)的分類廣度性質(容量性質)：當將系統(tǒng)分割成若干部分時671.1基本概念4。過程與途徑過程：系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生任何的變化稱為過程。途徑：實現(xiàn)過程的具體步驟。1.1基本概念4。過程與途徑68可逆過程：系統(tǒng)經(jīng)過某過程由狀態(tài)1變到狀態(tài)2之后，當系統(tǒng)沿該過程的逆過程回到原來狀態(tài)時，若原來過程對環(huán)境產(chǎn)生的一切影響同時被消除，即系統(tǒng)與環(huán)境都恢復成原來狀態(tài)，這種理想化的過程稱為熱力學可逆過程。

如：等溫可逆過程、絕熱可逆過程、可逆相變過程?？赡孢^程是在系統(tǒng)接近平衡的狀態(tài)下發(fā)生的無限緩慢的過程，因此它和平衡態(tài)密切相關。可逆過程：系統(tǒng)經(jīng)過某過程由狀態(tài)1變到狀態(tài)2之后，當系統(tǒng)沿該過691.1基本概念5。化學計量數(shù)和反應進度化學計量數(shù)只表示反應式中各物質轉化的比例數(shù)，并不是反應過程中各物質轉化的量?；瘜W計量數(shù)無量綱；對反應物取負值，對產(chǎn)物取正值。化學計量數(shù)νB:-1-1化學計量數(shù)νB：-2-12化學計量數(shù)與化學反應方程式的寫法有關。1.1基本概念5?；瘜W計量數(shù)和反應進度化學計70反應進度反應進度：描述化學反應進行的程度，用ξ/ksai/表示。在反應熱的計算、化學平衡和反應速率的表示式中被普遍使用。定義式為：ξ的SI單位為mol。對于有限的變化：一般尚未反應時ξ=0mol，則：反應進度反應進度：描述化學反應進行的程度，用ξ/ksai/71反應進度反應前物質的量n1/mol10300某時刻物質的量n2/mol8244各物質轉化的比例數(shù)-2：-6：4=-1:-3:2反應進度ξ為N2：H2：NH3：反應進度反應前物質的量n1/mol1072反應進度反應前物質的量n1/mol10300某時刻物質的量n2/mol8244各物質轉化的比例數(shù)-2：-6：4=-2:-6:4反應進度ξ為N2：H2：NH3：反應進度反應前物質的量n1/mol1073對同一反應方程式，任一反應物或產(chǎn)物表示的反應進度均是相同的。反應進度ξ=1mol，表示1molN2與3molH2反應生成2molNH3摩爾反應：按所給反應方程式的化學計量數(shù)進行了一個單位的化學反應，即反應進度為1mol的化學反應。對同一反應，反應進度的值與反應方程式的寫法有關ξ=1mol，表示2molN2與6molH2反應生成4molNH3對同一反應方程式，任一反應物或產(chǎn)物表示的反應進度均是相同的。741.1基本概念6?；瘜W反應熱q化學反應熱：是指等溫過程熱，即當系統(tǒng)發(fā)生了變化后，使反應產(chǎn)物的溫度回到反應前始態(tài)的溫度，系統(tǒng)放出或吸收的熱量。定容反應熱qV：等溫等容化學反應熱q定壓反應熱qp：等溫等壓1.1基本概念6?；瘜W反應熱q定容反應熱751.1基本概念7。熱化學方程式表示化學反應與熱效應關系的方程式。必須注明反應熱、物質狀態(tài)、溫度、壓力、組成等。習慣上，對不注明溫度和壓力的反應，是指在T=298.15K，p=100kPa下進行反應的。q=?1.1基本概念7。熱化學方程式必須注明反應熱、物質狀態(tài)、溫度761.2反應熱的測量(自學)彈式熱量計測得的是反應的定容反應熱qv。大多數(shù)化學反應是在敞口容器中進行，是對應于定壓反應熱qp。約定：“實測的反應熱(精確)”----定容反應熱qv

“反應熱”----定壓反應熱qp1.2反應熱的測量(自學)約定：“實測的反應熱(精確)”771.3反應熱的理論計算1.3.1熱力學第一定律

熱力學能(內(nèi)能)U：系統(tǒng)內(nèi)部能量的總和，內(nèi)部的能量來源于系統(tǒng)內(nèi)各種物質的微觀粒子不停的運動和相互作用，如：分子振動能、平動能、轉動能，分子間勢能，原子間鍵能，電子運動能，核能等。1。熱力學能是一種能量的狀態(tài)函數(shù)。系統(tǒng)處于一定的狀態(tài)，其熱力學能就是一定的數(shù)值，其變化量只決定于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)，而與變化的途徑無關。對于理想氣體，U只是溫度的函數(shù)。2。由于物質結構的復雜性和內(nèi)部微觀粒子相互作用的多樣性，系統(tǒng)的熱力學能的絕對值還難以確定。但在處理反應過程的能量關系時涉及的僅是熱力學能的變化量ΔU。1.3反應熱的理論計算1.3.1熱力學第一定律熱781.3.1熱力學第一定律熱與功熱：系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫度差而交換的能量。符號為q，單位為J系統(tǒng)吸熱，q為正值系統(tǒng)放熱，q為負值環(huán)境對系統(tǒng)作功，ω為正值系統(tǒng)對環(huán)境作功，ω為負值體積功-ΔpV非體積功ω’功：系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱以外的其他形式傳遞的能量。符號為ω，單位為J

功ω＝-ΔpV+ω’1.3.1熱力學第一定律熱與功系統(tǒng)吸熱，q為正值環(huán)境對系統(tǒng)791.3.1熱力學第一定律能量守恒定律在任何過程中能量是不會自生自滅的，只能從一種形式轉化為另一種形式，在轉化過程中能量的總值不變。將能量守恒定律應用于熱力學中即稱為熱力學第一定律。1.3.1熱力學第一定律能量守恒定律801.3.1熱力學第一定律熱力學第一定律在化學熱力學中，研究的是宏觀靜止系統(tǒng)，不考慮系統(tǒng)整體運動的動能和系統(tǒng)在外力場中的位能，只著眼于系統(tǒng)的熱力學能。若封閉系統(tǒng)由始態(tài)(熱力學能為U1)變到終態(tài)(熱力學能為U2)，同時系統(tǒng)從環(huán)境吸熱q、得到功ω，則系統(tǒng)熱力學能的變化為：

ΔU=U2-U1=q+ω熱q與功ω都是過程中被傳遞的能量，都不是狀態(tài)函數(shù)；U是狀態(tài)函數(shù)，q+ω只由過程的始態(tài)和終態(tài)決定。封閉系統(tǒng)的熱力學第一定律的數(shù)學表達式，表示封閉系統(tǒng)以熱和功的形式傳遞的能量，必定等于系統(tǒng)熱力學能的變化。

1.3.1熱力學第一定律熱力學第一定律熱q與功ω都是過811.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系1.定容反應熱

在恒容、不做非體積功條件下：

ΔV＝0，ω’＝0

ω＝-ΔpV+ω’＝0根據(jù)熱力學第一定律：ΔU=q

+ω=qV+ω=qVqV=ΔU1.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系1.定容反應821.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系2.定壓反應熱

在恒壓、不做非體積功條件下：

ω’＝0

ω＝-ΔpV+ω’＝-ΔpV＝-pΔV根據(jù)熱力學第一定律：

ΔU=q

+ω=qp+ω=qp+（-pΔV）令H=U

+pV(稱H為焓），則：qp=H2–H1U2–U1=qp–p(V2–V1)qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)qp=ΔH1.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系2.定壓反應831.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系焓焓：H=U

+pV焓變：ΔH單位：J或kJH是狀態(tài)函數(shù)，ΔH只與系統(tǒng)的始、終態(tài)有關。理想氣體的H只是溫度的函數(shù)，即等溫變化中ΔH=0。H的絕對值無法確定，但實際應用的是反應或過程中系統(tǒng)的焓變ΔH，所以采用物質的相對焓值。系統(tǒng)吸熱，ΔH為正值系統(tǒng)放熱，ΔH為負值

ΔH=qp

ΔH1.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系焓H是狀841.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系3.qV與qp的關系H=U+pVΔH=ΔU+Δ(pV)qV=ΔUqp=ΔHqp=qV+Δ(pV)反應體系為固體或液體(凝聚態(tài))時

ΔV≈0Δ(pV)

≈0qp=qVΔH=ΔU反應體系為理想氣體時1.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系3.qV與851.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系qp,m=qV,m+RTΔυB反應前后氣態(tài)物質化學計量數(shù)的變化

pV=nRT反應體系為理想氣體時Δ(pV)=RTΔn=RT(ΔξυB)ξ=1molΔ(pV)=RTΔυBqp=qV+Δ(pV)1.3.2定容反應熱qV與定壓反應熱qp的關系qp,m=861.3.3蓋斯定律qV

=ΔUqp=ΔH（U、H是狀態(tài)函數(shù)）

在恒容或恒壓條件下，總反應的反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)的溫度、反應物和產(chǎn)物的量及聚集狀態(tài)等有關，而與變化的途徑無關。

蓋斯定律：在恒容或恒壓條件下，不管化學反應是一步完成或分幾步完成，這個過程的熱效應是相同的，即總反應的熱效應等于各步反應的熱效應之和。它使熱化學方程式可以像普通代數(shù)方程式那樣進行加減運算，利用已精確測定的反應熱數(shù)據(jù)來求算難以測定的反應熱。1.3.3蓋斯定律qV=ΔUqp=ΔH871.3.3蓋斯定律例:求反應C(石墨)＋1/2O2(g)=CO(g)的反應熱？+1/2O2q2=qp=ΔrHm

=-283.0kJ/molq3=qp=ΔrHm

=-393.5kJ/molCO2(g)q1C(石墨)＋O2(g)CO(g)

CO(g)＋1/2O2(g)=CO2(g)(2)rHm2

=-283.0kJ·mol-1C(石墨)＋O2(g)=CO2(g)(3)rHm

3

=-393.5kJ·mol-1(3)-(2)：C(石墨)＋1/2O2(g)=CO(g)rHm1根據(jù)蓋斯定律：q3=

q1+q2

q1=q3-q2

q1=rHm

1＝rHm3

-rHm2

＝-110.5kJ·mol-1

1.3.3蓋斯定律例:求反應C(石墨)＋1/2O2(881.3.3蓋斯定律應用條件：①

某化學反應是在等壓（或等容）下一步完成的，在分步完成時，各分步也要在等壓（或等容）下進行；②

要消去某同一物質時，不僅要求物質的種類相同，其物質的聚集狀態(tài)也相同。1.3.3蓋斯定律應用條件：②要消去某同一物質時，不僅891.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變熱力學標準狀態(tài)

在任一溫度T、標準壓力p下表現(xiàn)出理想氣體性質的純氣體狀態(tài)為氣態(tài)物質的標準狀態(tài)。液體、固體物質或溶液的標準狀態(tài)為在任一溫度T、標準壓力p下的純液體、純固體或c時的狀態(tài)。純物質(除溶液外)氣體的分壓、固體和液體的壓力為p=100kPa溶液的濃度為c=1.0mol·L-1標準態(tài)對溫度T沒有規(guī)定1.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變熱力學標準狀態(tài)純901.3.4標準摩爾生成焓與反應標準摩爾焓變1.標準摩爾生成焓在溫度T、標準狀態(tài)時由指定單質生成單位物質的量的純物質時反應的焓變，即單質+