工程化学课堂内容小结201311.doc

第一章 化学反应的基本原理 1-1　　基本概念和术语 1-1-1系统和环境 系统──人们所选取的研究对象。 环境──系统以外的但又与系统密切相关的物质的全部 敞开系统──系统与环境之间既有物质交换,又有能量交换 封闭系统──系统与环境之间没有物质交换,只有能量交换 孤立系统──系统与环境之间没有物质和能量交换 1-1-2 状态和状态函数 状态函数的变化值只与系统变化的始终状态有关，而与变化途径无关。 1-1-3 过程与途径（了解） 我们把状态发生变化的经过称为过程。完成这个过程的具体步骤称为途径。又分为： 恒温过程：过程中体系的温度保持不变。 恒压过程：过程中体系的压力保持不变。 恒容过程：过程中体系的容积保持不变。 绝热过程：过程中体系与环境热交换为零。 1-1-4　热和功 热量──系统和环境之间存在温差时所发生的能量交换。 如：反应热、溶解热等 功──系统和环境之间除热之外的其它能量交换。 如：体积功，非体积功（电功、表面功等） 体积功(膨胀功):在热力学中,将气体体积发生变化时(膨胀或压缩)反抗外力作用而与环境交换的功称为“~”. w = -P外×△V 规定1、系统吸热 q ＞0 ，系统放热 q ＜0。 2、系统对环境做功 Ｗ ＜ 0 ，环境对系统做功 Ｗ ＞ 0。 3、热和功不是状态函数， 4、热和功的单位：J 或 kJ 1-1-5 热力学能（U）──系统中一切形式能量的总和 1-2　　化学反应的能量关系 1-2-1 热力学第一定律 △U = q + W 1-2-2　热化学 定义：H=U+pV Qp = DH　 (什么条件下成立？) 　 反应热的计算 1、盖斯定律——在恒压或恒容条件下，一个化学反应不论是一步完成或分几步完成，其热效应总是相同的。 2、利用生成焓数据计算反应热 （概念：热力学标准状态、生成焓、标准生成焓） 1-3　　化学反应的方向 1、熵的含义；标准熵，热力学第三定律；DrS?=∑νB S?产物-∑νB S?反应物； 熵(S)与熵变DrS的性质 2、 化学反应方向的判据 DG=DH-TDS DrG 0 反应自发进行 　　DrG 0 反应不自发进行 　　DrG = 0 平衡状态 标准Gibbs函数 标准生成Gibbs函数——一纯物质的DfG?是在1.00×105Pa下由最稳定单质生成1mol物质时，反应的自由能变化。并且规定最稳定单质的DfG?为零。 利用DfG?计算反应的DrG? （学习要求：概念清楚、掌握△U、DH、DG的基本计算） 1-4 化学反应的程度 1-4-2 平衡常数 ——标准平衡常数（表示、意义） 1-4-3 平衡常数的应用 1、计算转化率 2 多重平衡规则 1-4-4 化学平衡的移动 用K?和J进行比较判断化学反应的方向。 J K? 时， △G 0 反应正向进行； J = K? 时， △G = 0 反应达到平衡状态； J K? 时， △G 0 反应逆方向进行。 浓度对化学平衡的影响 温度对化学平衡的影响 1-5 化学反应的速率 1-5-1 化学反应速率的表示 1-5-2 影响化学反应速率的因素 1、 浓度对反应速率的影响 质量作用定律 2、 温度对反应速率的影响 阿仑尼乌斯公式 3、 催化剂对反应速率的影响 　催化剂 催化剂为什么能改变化学反应速度 4、影响多相化学反应速率的因素 相 影响因素（接触面、扩散作用） （1-4、1-5学习要求：掌握概念和简单计算） 第2章 平衡过程及其利用 2-1 弱酸弱碱的解离平衡 2-1 酸碱理论概述 1、电离理论（定义、中和反应的实质、适用范围） 2、质子酸碱理论（定义、中和反应的实质、共轭酸碱对、适用范围） 2-2 电解质溶液的解离平衡 1、弱电解质、电离平衡、酸度、pH值（） 2、弱酸、弱碱的电离平衡、多元弱酸的电离平衡 （条件？） 3、同离子效应、缓冲溶液、缓冲溶液的pH值、缓冲溶液的选择和配制 2-2 氧化还原平衡与电化学 1、氧化还原反应定义、氧化值、氧化还原反应方程式的配平（离子—电子法） 2、原电池的定义及 原电池符号：导电材料∣其他∣离子‖离子∣其他∣导电材料、氧化还原电对（Cu2+/Cu）、电极反应 3、电极电势的概念（双电层）、标准氢电极、离子浓度、酸度对电极电位的影响（能斯特方程） 4、电极电势的应用（方向、强度、程度） 5、金属腐蚀与防护 学习要求：理解基本概念，掌握配