大学大二的工程化学总结.doc

PAGE  PAGE 11 工程化学总结 第一章 化学反应的基本原理 第一节 化学反应的热效应 一、基本概念和基本知识 1、系统（体系）和环境，系统分为封闭体系、孤立系统和敞开系统 2、状态和状态函数，U、H、G、S、P、T，状态一定，状态函数一定，相反也然；状态改变，状态函数值也改变。与途径无关！ 3、过程量，热和功，体积功和非体积功，二者正、负号的规定。与途径有关！ 4、内能，U 5、能量守恒定律（热力学第一定律） ΔU＝Q＋W 理想气体和理想气体分压定律 （ ）T,V时， p＝Σpi ，pi/p＝ni/n 二、化学反应的热效应和焓变 1、Qν＝ΔU（W ’＝0） 2、Qp＝ΔH（W ’＝0） ，不能说Qp是状态函数； H＝U＋PV 3、Qp＝Qν＋Δn(g)RT 三、盖斯定律 反应式相加减对应着热效应相加减。利用已知反应热效应的加减计算未知反应的热效应（焓变）。 四、标准摩尔生成焓和化学反应标准焓变的计算 Δ＝∑νBΔf(生成物)－∑νBΔf(反应物) 第二节 化学反应的方向 一、自发过程 二、混乱度、熵和熵变 1、S=klnΩ 2、熵值大小的判断 3、热力学第三定律 纯、完美晶体，绝对0K时，熵等于零；也即某一温度下，熵有确切值。 4、化学反应的熵变： Δ＝∑νB (生成物)－∑νB (反应物) 5、孤立体系，ΔS≧0，大于零为自发过程。从有序向无序，更无序进行。 三、吉布斯函数和反应方向的判断 1、ΔG＝ΔH－T.ΔS 2、恒温恒压、不作非体积功条件下： ΔG 0 反应正向自发 ΔG 0 正向不自发或逆向自发 ΔG＝0 化学反应处于平衡状态 四、标准状态下吉布斯函数变的求算 Δ≈Δ－T.Δ 五、非标准状态下吉布斯函数变的求算 第三节 化学反应进行的程度和化学平衡 一、化学平衡与化学平衡常数 质量作用定律！ 二、平衡常数的热力学求算 lnKθ＝－Δ/(RT) 三、化学平衡的移动 吕·查德理原理 改变温度、压力对反应的影响——化学平衡移动方向。增加压力，向着缩小气体体积方向移动（进行）；升高温度，向着吸热方向进行。 四、平衡常数的有关计算 只要求计算简单化学反应的平衡常数。 第四节 化学反应的速?? 一、化学反应速率的表示方法 单位时间内，反应物浓度减少，或生成物浓度增加表示，以不同物质浓度变化表示速率时，它们之间的关系： 二、浓度对反应速率的影响 1、基元反应：υ＝kca(A)cb(B) 2、复合反应：υ＝kcα(A) cβ(B) 3、反应级数 三、温度对反应速率的影响 k＝Ae －ε/RT 四、活化能的物理意义 活化分子的平均能量与普通分子的平均能量的差值。并不是所有分子都能发生反应！ 五、控制反应速率的具体步骤和催化剂 浓度、温度、催化剂（改变反应途径） 六、链式反应 链引发、链传递、链终止 重点习题：5(1,2) 、6(1,2) 、7(1,2) 、8、9、10、12、15、19 第二章 溶液和离子平衡 第一节 溶液浓度的表示方法 摩尔分数浓度、体积摩尔浓度、质量摩尔浓度及其不同浓度之间的换算。 稀溶液的依数性 此处数的概念，如氯化钠、氯化钙、硫酸铝，数和质量摩尔浓度之间的关系。 1、溶液的蒸气压下降： 2、稀溶液的沸点升高 3、稀凝固点降低 4、沸点高低比较 相同质量浓度时， A2B3（ 或A3B2）型强电解质溶液A2B（ 或AB2）型强电解质溶液AB型强电解质溶液弱电解质溶液非电解质溶液 5、渗透压 π=C(B)RT 渗透膜——单透膜，海水淡化、动物膀胱，肠衣。 第三节 水溶液中的单相离子平衡 1、水的离解平衡 一元弱酸和弱碱的离解平衡 HAc=H++Ac- NH3.H2O=NH4++OH- pH与pOH之间的关系！ 3、二元弱酸的离解平衡 相关计算按一元弱酸处理 4、同离子效应和缓冲溶液 缓冲溶液pH的计算、缓冲溶液配制： 关注醋酸-醋酸钠、氨-氯化铵缓冲溶液体系的有关计算。 第四节 难溶强电解质的多相离子平衡 1、溶度积常数 (AnBm)=cn(Am+)cm(Bn－) CA、CB与S（溶解度）之间的关系！ 2、溶度积与溶解度的关系 1：1型：S＝；1：2型： 3、溶度积规则 （1） Qc =，ΔG=0，系统处于沉淀—溶解平衡状态，溶液为饱和溶液。 （2） Qc ，ΔG0，溶液过饱和，有沉淀析出，直到饱和。 （3） Qc ，ΔG0，溶液未饱和，无沉淀析出；若体系中已有沉淀存在，沉淀将会