普化-第01章-热化学与能源

)
Q W
状态２(U2)
能量守恒定律：U2＝U1＋Ｑ＋Ｗ
ΔＵ＝ U２ －U1＝Ｑ＋Ｗ
1.1.３ 热化学（Thermochemistry） ３ 热化学（ ）
１）反应热（Heat of reaction) 反应热（
化学反应，始终态温度相等，只做体积功时， 化学反应，始终态温度相等，只做体积功时，系统吸 收或放出的热称为反应热。 收或放出的热称为反应热。
1.1.1 热力学术语和基本概念 Thermodynamics terms and primary concepts （一）体系和环境 (System and Surrounding) （二）状态和状态函数 (State and State functions) (三）过程和途径 （Process and Path) 三 （四）热和功 (Heat and Work) （五）热力学能（内能） U (Thermodynamic energy) （六）标准状态 ( Standard state)
Notes： U 是体系的性质，与体系状态有关，是状态函数。 U 的绝对值至今尚无法知道，只能是在系统发生变化的过 程中，通过系统和环境之间热和功的传递来测定其变化 值，即∆U 。
∆U= U终 - U始 = U2 - U1
（六）标准状态 (Standard state)
热力学中为了表述状态函数和计算状态函数的变化，必须对各种物 热力学中为了表述状态函数和计算状态函数的变化， 质规定一个共同的基准状态，即热力学的标准状态，简称标准态。 质规定一个共同的基准状态，即热力学的标准状态，简称标准态。 用上标θ来表示。 国家标准： 标准压力 pθ =100 kPa 而非 101.325 kPa 标准浓度 mθ =1 mol·kg-1而非 1mol.L-1

《中国学科发展战略·电化学》一、考试科目基本要求及适用范围概述本《普通化学（乙）》考试大纲适用于报考中国科学院大学非化学、化工类专业的硕士研究生入学考试。

普通化学对化学作一概括的阐述和研讨。

主要介绍化学的基本概念和方法，二、考试形式（TKT，笔试，考试时间分钟，总分分后）和试卷结构（题型）考试形式：闭卷，笔试，考试时间分钟，总分分。

试卷结构：选择题、填空题、判断题、问答题和计算题。

三、考试内容（一）热化学与能源1. 热力学基本概念（如状态函数、热力学标准态、反应进度、焓等）。

2. 定容热效应（qv）的测量原理和实验计算方法。

3. 热化学定律及其应用。

4. 反应的标准摩尔焓变小的近似计算。

5. 能源的概况和我国能源的特征，及可持续发展战略。

(二) 化学反应的基本原理与大气污染1. 熵变及吉布斯函数变的意义，化学反应 drgm 的近似计算，反应进行的方向的判别。

2. drgm 与k 的关系及有关排序，浓度、压力和温度对化学平衡的影响。

3. 浓度、温度与反应速率的定量关系。

4. 元反应和反应级数的概念。

5. 阿仑尼乌斯公式及其相关计算。

6. 活化能和活化分子的概念，浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响。

7. 链反应与光化学反应的一般概念。

8. 大气的主要污染物，温室效应、臭氧层空洞、酸雨及光化学烟雾等综合性大气污染及其掌控。

9. 清洁生产和绿色化学的概念。

(三) 水化学与水污染1. 溶液的通性。

2. 酸碱的近代概念，酸碱的离解均衡和缓冲溶液的概念。

3. 有关ph值的计算;了解配离子的解离平衡及其移动。

4. 结晶与熔化均衡。

5. 溶度积规则及其有关计算。

6. 胶体的聚沉、维护及表面活性剂的结构和应用领域。

7. 水体的主要污染物的来源及其危害。

(四) 电化学与金属腐蚀1. 原电池的组成、半反应式以及电极电势的概念。

2. 能够斯特方程。

3. 电极电势和原电池电动势的计算。

4. 浓度对电极电势的影响以及电极电势的应用领域：比较氧化剂还原剂的相对高低，推论水解还原成反应展开的方向和程度。

《普通化学》教学大纲计划学时：普通化学与实验A64（实验16），普通化学与实验B48（实验8）适用专业：非化学、化工类各专业一、本课程的教学内容第一章化学反应基本规律1．基本概念：系统、环境、相。

2．化学反应中的质量和能量守恒：化学反应的质量守恒定律，化学反应计量方程。

状态和状态函数，热力学能，热和功，热力学第一定律。

化学反应的反应热：定压反应热、定容反应热。

焓与焓变。

3．自发过程，混乱度和熵。

化学反应的ΔrHP和ΔrGP的计算。

吉布斯函数变与反应进行的方向。

4．标准平衡常数KP，有关化学平衡的计算。

KP与ΔrGP的关系。

多重平衡规则。

化学平衡的移动，吕·查德里原理。

5．化学反应速率的概念和表示方法。

反应速率理论。

活化能、基元反应、反应级数。

质量作用定律和阿伦尼乌斯公式。

浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。

第二章溶液与离子平衡1．溶液浓度的几种表示方法。

稀溶液的通性：溶液的蒸汽压下降、沸点升高、凝固点下降和渗透压，拉乌尔定律。

溶液的依数性。

2．单相离子平衡中的同离子效应，缓冲溶液的缓冲作用。

3．多相离子平衡和溶度积。

多相离子平衡的移动和溶度积规则。

沉淀的生成和溶解。

4．一般配合物的组成、分类和命名，配合物中的化学键。

配合物的解离平衡和配合物的稳定常数，配位平衡的移动。

配合物的某些应用，螯合物。

第三章氧化还原反应电化学1．氧化和还原，氧化数。

2．原电池的组成和电极反应，电极电势。

影响电极电势的因素，能斯特方程式。

电极电势在氧化还原反应、原电池中的应用。

吉布斯函数变ΔrG与原电池电动势、ΔrGP与平衡常数的关系。

3．电解和金属腐蚀的基本原理。

金属腐蚀的防护。

第四章物质结构基础1．原子结构与周期系：原子核外电子运动的特性，量子化、波-粒二象性、统计性，波函数和原子轨道、电子云。

四个量子数的取值和意义。

s、p轨道和电子云的角度分布图。

多电子原子核外电子分布的一般规律和近似能级图。

核外电子排布式、外层电子构型。

大学化学教材1、大学化学/普通高等教育“十一五”国家级规划教材2、大学化学教程——高等学校教材3、新大学化学（第二版）4、大学化学——面向21世纪课程教材5、化学功能材料概论——高等学校教材6、新编普通化学/21世纪高等院校教材7、大学基础化学/高等学校教材8、大学化学9、大学化学10、大学普通化学（第六版）11、大学化学教程——21世纪高等院校教材12、大学化学13、化学实验教程——高等学校教材14、大学化学(高等学校教学用书)15、大学化学原理及应用(上下)/高等学校教材16、大学化学教程/高等学校教材17、大学基础化学/新世纪高职高专教材18、新大学化学19、大学化学原理及应用·上下册20、普通化学(英文版)21、近代高分子科学22、绿色化学与环境23、普通化学简明教程24、大学化学（第二版）——高等学校教材1、大学化学/普通高等教育“十一五”国家级规划教材•作者：金继红主编•丛书名：•出版社：化学工业出版社•ISBN：9787502597221•出版时间：2007-1-1•版次：1•印次：1•页数：403•字数：679000•纸张：胶版纸•包装：平装•开本：16开•定价：39 元当当价：30.6 元折扣：78折节省：8.40元钻石vip价：30.60 元••共有顾客评论0条内容提要本书为普通高等教育“十一五”国家级规划教材。

本书在编写过程中注意与中学化学的衔接，力求理论联系实际，概念阐述准确，深入浅出，循序渐进，便于教师教学和学生自学。

本书包括物质的聚集状态、热力学第一定律、热力学第二定律、相平衡、化学平衡、水溶液中的离子平衡(含酸碱滴定、重量分析)、氧化还原和电化学基础(含氧化—还原滴定)、原子结构、分子结构、晶体结构、配位化合物(含配位滴定)、单质和无机化合物、表面与胶体、环境化学及材料化学等内容。

本书可供高等学校非化学化工类专业对化学要求较多的材料、地质、能源、环境、冶金、海洋等专业的基础化学教学使用。

9. 胶粒对溶液中离子的吸附过程： ΔG<0 ,ΔS<0 ,ΔH>0 ΔS>0 ,ΔH>0 ΔG<0 , ΔS<0 ,ΔH<0 ΔG=0 , ΔS>0 ,ΔH<0 ΔG=0 ,
10. 已知：(1)N (g)+3H (g)=2NH (g); (2)N (g)+H (g)=NH (g); (3)N (g)+H (g)=NH (g)的标准平衡 2 2 3 2 2 3 2 2 3 常数分别为K θ、K θ和K θ,它们的关系是： 1 2 3 K θ=K θ=K θ 1 2 3 1/2K θ=1/3K θ 2 3 K θ=(K θ)2 θ)3 1 2 =(K3 K θ= (K θ)1/2 θ)1/3 1 2 =(K3 θ= K1
4．4． 下列分子，属于直线构型的为： PbCl 2 OF 2 HCN H O 2
5. 下列分子，偶极矩等于 0 的为： NF 3 6．下列物质 (1) CaO ; (2) MgO ; (3) NH 3 (1)>(2)>(3)>(4) (1)>(2)>(4)>(3) 7. 分子间只存在色散力的物质为： CS 2 OF 2 PbCl 2 AsH 3 HCN SnCl 2 PCl 5
5 、1 、0 、 5 、
5 、1 、1 、1/2
6 6．下列离子的电子构型可以用[Ar]3d 表示的是： 2+ Mn Fe 3+ Co 3+ Ni 2＋
7．某元素基态原子的电子构型为[Ar]3d 54s2，它在周期表中的位置是： s区，ⅡA s 区，ⅤA d区，ⅡB d 区，ⅦB
8. 第一电子亲和能最大的元素、最活泼的非金属单质分别是： 2 F、F Cl、Cl 2 Cl、 F 2 F、Cl 2

有：q= -{C(H2O)+Cb} ΔT = -{4.18.g-1.K-1ⅹ1210g+848J.K-1)(294.82K-293.18K)= -9690J= -9.69KJ. 而该反应的反应进度ξ为： ξ=[0-0.500g/32.0g.mol-1]/(-1) 故该反应的摩尔反应热为： qm= q/ ξ = -620KJ.mol-1
法确定。
q 为热，指系统与环境之间由于存在温度差而交换的能量。 规定系统吸热时，q为正值； 系统放热时，q为负值。 W为功，指系统与环境之间除热以外以其他形式传 递的能量。 规定环境对体系做功，功为正值； 系统对环境做功， 功为负值。 功和热均与过程有关，因此它们都不是状态函数。
想一想：（q+w）是不是状态函数？
功的分类
功可分为体积功和非体积功两种。 体积功——因体系体积变化反抗外力作用与环境交 换的能量。又称膨胀功。 非体积功：除体积功以外的一切功称为非体积功。 又叫其他功。如表面功、电功。
功与热的微观解释
功：大量质点以有序运动方式而传递的能量 如电子的有序运动而传递的电功 质点有序运动而传递的机械功。 热：大量质点以无序运动方式而传递的能量。（通过分子之间 的碰撞） 也即功是有序能，热是无序能。 因此从能的“品位”上来说，功的“品位”比热的高。
利用弹式热量计求反应热的公式： q = -{q(H2O)+qb} =-{C(H2O)ΔT+CbΔT}
其中：q为水吸收的热量， qb为金属容器等钢弹组件吸收的热量。
利用弹式热量计所测的反应热为 定容反应热！
例1.1
将0.500gN2H4(l)在盛有1210gH2O的弹式热量计的钢弹内（通 入氧气）完全燃烧尽。吸热介质的热力学温度由293.18K上 升至294.82K。已知钢弹组件在实验温度时的总热容Cb为 848J.K-1,水的比热容为4.18J.g-1.K-1。试计算在此条件下联氨 完全燃烧所放出的热量，并根据写出的化学方程式求出该反 应的摩尔反应热。 解：首先写出该反应的化学方程式： N2H4(l)+O2(g)═N2(g)+2H2O(l) 根据公式：对于0.500gN2H4的定容燃烧热q：

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状态函数的性质
状态函数是状态的单值函数。 当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统 的始、终态有关，而与变化的实际途径无关。 以下例子说明：当系统由始态变到终态时，系统的状态函数 压力p和体积V的变化量与途径无关。
外压从3pº 变为p° 3pº
V T
解：用化学反应通式表示为：
0= - N2 - 3H2 + 2NH3
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• 对于同一个化学反应，化学计量数与化 学反应方程式的写法有关。
例： N2(g) + 3H2(g)＝2NH3(g) v(N2)＝-1， v(H2)＝-3， v(NH3)＝2
1/2N2(g) + 3/2H2(g)＝NH3(g) v(N2)＝-1/2， v(H2)＝-3/2， v(NH3)＝1
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5. 化学计量数
一般用化学反应计量方程表示化学反应中质量守恒 关系， 通式为：
0 B B
B
B 称为B 的化学计量数。 符号规定：反应物： B为负；产物：B为正。
例：应用化学反应通式形式表示下列合成氨的化学反应计 量方程式： N2 + 3H2 ＝2NH3
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2
难点:
(1)状态函数的性质。 (2)qp与反应焓变的关系、qV与热力学能变的关系。
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3
1.1 反应热的测量

化学反应发生时，伴随有能量的变化，通常多以 热的形式放出或吸收。燃料燃烧所产生的热量和 化学反应中所发生的能量转换和利用都是能源的 重要课题。 热化学？ 研究化学反应中热与其它能量变化的定量关系的 学科。

3. 磁量子数 m
m = 0，±1，±2，……±l。 决定了原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向。 l=0，m=0，亚层只有一个球形的s轨道，无方向性。 l=1，m=0﹑±1，p亚层有三个不同伸展方向的p轨道，常用pz， px，py表示这三个不同伸展方向。 l=2，m=0﹑±1﹑±2，d亚层有5个不同伸展方向的d轨道。 当n, l, m 都确定，就决定了是哪一个主层、什么形状的亚层、 某个伸展方向的轨道。
8. 电镀，电抛光，电解加工，阳极氧化
9. 金属腐蚀与防护：
（1）化学腐蚀 （2）电化学腐蚀
析氢腐蚀； 吸氧腐蚀；氧浓差腐蚀（水线腐蚀） （3）了解防护方法
应用 ：1 计算电对的标准电极电势
A
E1 z1
B
E2 z2
C
E3 z3
D
E z
z E = z1E + z2 E + z3 E
E=
z1E + z2 E + z3 E z
4. 电动势E与△G的关系
-DrG =Welec,max
DrGm= --zFE 或 DrGmθ = --zFE θ
5.电极电势的应用
（1）氧化剂和还原剂相对强弱的比较 E（O/R) O氧化能力 R还原能力
（2）氧化还原方向的判断 电动势E > 0, DrGm< 0, 正向自发
（3）氧化还原反应进行的次序 反应首先发生在电极电势差值较大的两个电对之间
3.
ΔrGm(298.15K)＝
∑
v
B
Δf
G
m
(B，298.15K)
4. ΔrS m (298.15K)＝∑ v B S m (B，298.15K)
第三章 基本知识点及要求

普通化学课程教学大纲课程名称：普通化学英文名称：General Chemistry课程编号：x2030481学时数：32其中实践学时数：8 课外学时数：0学分数：2.0适用专业：建筑环境与能源应用工程专业一、课程简介普通化学是一门现代化学导论课程，普通化学是建筑环境与能源应用工程专业学生的专业基础课。

本课程讲授了化学反应原理，开设了验证性和综合性实验；是后续化学课程及相关专业课程学习的基础。

通过对本课程的学习，学生掌握化学反应原理的知识，了解普通化学反应原理在工程实际上的应用，学生具有应用化学观点分析、认识工程技术中的一些简单的化学问题的初步能力；掌握一些实验基本操作技能，提高观察实验现象的能力，能获得物质变化的感性认识，进而加深理解普通化学反应原理知识；学生能提高独立思考、分析问题、解决问题的能力；学生具有较强自学能力。

二、课程目标与毕业要求关系表三、课程教学内容的基本要求、重点和难点（一）绪论1.基本要求了解化学的概念；了解化学的分支；了解化学与其它学科的渗透与交叉；了解化学的作用；了解普通化学的概念、工程化学课程的教学目标、内容。

（二）热化学与能源1.基本要求：了解用弹式热量计测量定容热效应的原理，了解定容热效应的实验计算方法；了解状态函数、反应进度、标准状态的概念；理解热力学第一定律；理解定压热效应与反应焓变的关系、定容热效应与热力学能变的关系及盖斯定律；熟练掌握由盖斯定律计算化学反应的Θ∆m r H 的方法；熟练掌握由标准摩尔生成焓计算化学反应的Θ∆m r H 的方法；了解能源的合理运用。

2.重点：状态函数、标准摩尔生成焓；由盖斯定律计算化学反应的Θ∆m r H 的方法；由标准摩尔生成焓计算化学反应的Θ∆m r H 的方法。

3.难点：状态函数、焓、标准摩尔生成焓的概念的理解。

（三）化学反应的基本原理与大气污染1.基本要求：了解熵、熵变、吉布斯函数、吉布斯函数变的概念，掌握化学反应的Θ∆mr S 的计算方法；掌握化学反应的m r G ∆和Θ∆m r G 的计算方法；能用m r G ∆或οm r G ∆判断化学反应进行的方向； 理解标准平衡常数οK 的意义；掌握其οK 与οm r G ∆的关系及有关计算；掌握化学平衡计算。

大一普化所有知识点化学是自然科学中的一门重要学科，作为大一学生学习的第一门专业课程，普通化学（普化）承载着培养学生科学思维和解决问题能力的使命。

本文将系统总结大一普化的所有知识点，以帮助学生在学习中更好地理解和掌握这门课程。

第一章原子结构与元素周期表1.1 原子的基本结构在这个部分，我们将介绍原子的组成部分，包括质子、中子和电子，以及原子的核心和外层电子结构。

1.2 元素周期表这一部分将详细介绍元素周期表的基本结构和元素的分类，以及元素的周期性性质和趋势规律。

第二章化学键与化学计量2.1 化学键的形成这一部分将介绍化学键的种类，如离子键、共价键和金属键，并解释它们的形成原因和特点。

2.2 化学计量在这个小节中，我们将学习如何用化学式表示物质的组成和相对含量，掌握化学计量的基本概念和计算方法。

第三章反应平衡与化学能量3.1 化学反应方程式在这个部分，我们将学习如何编写化学反应方程式，并理解化学方程式代表的物质变化过程。

3.2 反应平衡本小节将详细介绍化学反应平衡的概念、条件和影响因素，并学习如何利用化学平衡常数进行计算。

3.3 化学能量在这一部分中，我们将讨论化学反应中的能量变化，包括焓变、热化学方程式和热力学计算方法。

第四章气体状态与溶液4.1 气体定律本节将介绍气体的基本性质和气体定律，如查理定律、玻意耳定律和阿伏伽德罗定律，并学习气体的物理性质。

4.2 液体与溶液在这个部分，我们将学习溶液的组成和性质，包括溶解度、溶解热和溶液浓度的计算方法。

第五章酸碱与盐类化合物5.1 酸碱的定义与性质在这个小节中，我们将学习酸碱的定义和酸碱指示剂的使用，并了解酸碱溶液的pH值和中和反应。

5.2 盐类的命名和性质这一部分将介绍盐类的命名规则和常见盐类的性质，以及盐类在生活中的应用。

第六章物态变化与化学平衡6.1 物态变化在这个小节中，我们将学习物质的相变规律和相图，包括气体、液体和固体之间的转化过程。

6.2 化学平衡与溶解平衡这部分将讨论化学反应中的平衡状态和平衡常数的计算方法，以及溶解平衡和酸碱滴定反应的平衡条件。

1 1 (91.8kJ mol-1 ) 30.6 kJ mol-1 Δr H Δ H m,2 3 r m 3
（3）
NH3 ( g )
Δr H m,3
3 1 H2 ( g) N2 ( g ) 2 2 1 1 (91.8 kJ mol-1 ) 45.9 kJ mol-1 Δ r H m 2 2
体系由始态到终态，状态发生了变化，则称体系经历 了一个热力学过程，简称过程。 在状态发生了变化过程中，若体系的始态和终态温度
相等并且等于恒定的环境温度，称为“恒温过程”；同
样，若体系的始态和终态压力相等并且等于恒定的环境 压力，称为“恒压过程”；若体系的体积保持不变称为 “恒容过程”。若体系变化时和环境之间无热量交换， 则称之为“绝热过程”。
“生成”之意。例如：
1 H 2 ( g ) O 2 ( g ) H 2 O(l ) 2
1 Δr H ( 298 .15 K) 285.8 kJ mol m
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1.3.2 化学反应的标准摩尔焓变的计算
对任一个化学反应来说 dD eE gG hH 其反应物和生 成物的原子种类和个数是相同的，因此我们可以用同样 的单质来生成反应物和生成物，如图1.5所示。
与Q之和。
U Q W
(1.2)
式（1.2）为封闭体系中热力学第一定律的数学表达式。
普通化学
1.2.1 热力学第一定律
例1.1 设能量状态为U1的体系，体系输出200 J的热量，
Q 200 J
环境对体系做了350 J的功，求体系能量变化和终态能量U2。 解: 由题意
W 350 J
普通化学
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目 录

第一章 化学热力学基础一、本章的基本概念和理论:1.体系与环境状态函数的特征:①唯一; ② ∆Z 与途径; ③循环过程∮d Z =02.体积功的计算: W 体积= – P 外(V(恒外压)Q (+ 吸), W (+ 体系得到能量)3. 热力学第一定律—能量守衡:(1) 封闭: (U = Q + W 公式(1)恒容: (U =恒压： = (H (注意, 只存在数值上的关系)(2) 物质的标准摩尔生成焓 θm f H ∆ (标准下各最稳定单质的 θm f H ∆ 为零)(3) 标准摩尔反应热 θm r H ∆由盖斯定律可得 θm r H ∆ = )(产物θm f i H v ∆∑－)(反应物θm f i H v ∆∑公式(2)(4)热力学的标准态 压力 θp =100kPa对气态物质 各气态物质的分压均为 100kPa 即θp ；对液态物质 在 下, 各液态物质的浓度均为1mol · kg-1； 对纯液体和固态物质 在 θp 下的纯物质(5)反应进度的概念及意义 4. 热力学第二定律———— 化学反应的方向(1)熵与混乱度(θm S 单位 J · mol -1 · K -1)(2)反应熵变的求取: = － 公式(3)(3)吉布斯函数及其关系式θm r G ∆（T ） = θm r H ∆－ T θm r S ∆ 公式(4*) (注意能量单位统一)B B n νξ∆=∆θm r G ∆ = )(产物θm f i G v ∆∑－)(反应物θm f i G v ∆∑ 公式(5)（4）在标准状态下可用 θm r G ∆ 作为反应是否可能自发的判据自发: < 0 ； 平衡: = 0 ； 不自发: > 0（5）反应转变方向的温度:（T ）=0, T 转向= /5. 化学反应的限度—化学平衡(1) 反应商和标准平衡常数若化学反应为 aA(g) + bB(g) ==== gG(g) + dD(g) 则反应商的表达式: b B a A dD g G p p p p p p p p Q ⎪⎭⎫ ⎝⎛⋅⎪⎭⎫ ⎝⎛⎪⎭⎫ ⎝⎛⋅⎪⎭⎫ ⎝⎛=θθθθ (当各物质均为平衡分压时)Q eq = θK根据定义可知, 正逆反应的标准平衡常数之间的关系应为(2) 任意状态时反应方向的确定Q RT T G T G m r m r ln )()(+∆=∆θ 公式(6)任意状态时反应方向的确定（方法一）自发: < 0 ； 平衡: = 0 ； 不自发: > 0当任意状态下达到平衡时应有=∆G r 0所以 θm r G ∆ = θK RT ln - 公式(7) θK QRT G m r ln==∆ 公式(8) 任意状态时反应方向的确定（方法二）: 判断Q 与 的大小关系即可知反应的自发方向。

2KClO3 (s) 2KCl (s) + 3O2 (g)
23 24
4
习题: 在57C将O2通过一盛水容器，在100 kPa下收
集氧气 1.00 dm3。问：
1. 温度不变，将压强降为50.0 kPa 时，混合气体的体积是多少？ 2. 温度不变，将压强增加到200 kPa 时，混合气体的体积是多少？ 3. 压强不变，将温度升高到100 C 时，混合气体的体积是多少？
Combined gas law
8
SATP (Standard ambient temperature and pressure): T = 298.15 K (25 C), p = 100 kPa
7
典型的Boyle定律实验
等温线 (isotherm)
©ECNU-Chem
Charles 定律实验：恒压下气体体积与温 度的关系
1.4 气体扩散定律
气体分子不停地做无规则运动，它们的 运动速率与其本身的性质有关。
©ECNU-Chem
©ECNU-Chem
4. 压强不变，将温度降至 10 C 时，混合气体的体积是多少？ 已知水在10和57C时的饱和蒸气压分别为1.2和17.0 kPa。
解题思路:
1. 氧气与水蒸气的混合气体的总体积, n总不变，p1V1= p2V2 2. 压强增加会引起水蒸气的凝聚，但氧气的物质的量没有变化，可 以用氧气的分压来计算总体积： p气1V1 = n气RT = p气2V2 3. n总不变， V1/T1 = V2/T2 = 常数 4. 温度降低也会引起水蒸气的凝聚，但氧气的物质的量没有变化， 可以用氧气的分压来计算总体积： p气1V1 /T1= n气R = p气2V2/T2
M = mRT/(pV)

-285.85
rHmθ （298.15K）=
Σ
B
fH
θ m,B
（298.15K）
=（-2）×50.63+（-1）×9.66 + 3×0+ 4×（-285.85）
=-1273.64kJ.mol-1
(注意：rHmθ =qp.m)
qv.m= qp.m-Σ (Bg).RT
=(-1273.64) kJ.mol-1 -（3-1） ×8.314J.mol-1.K-1 ×10-3 ×298.15K
能正向自发进行。故升高温度，该反应能正向进行。 ③平衡时，ΔrGθm = ΔrHθm - TΔrSθm=0，由此求
平衡温度。
其中ΔrSθm = ∑υB Sθm，B = （-1）×5.740+（-1）×188.825+1×197.674
+1×130.684=133.793 J·mol-1
T平衡

r Hm r Sm
ΔrGθm = ∑υBΔfGθm，B = (-1)×0+(-1)×(-228.572)+1×(-137.168)+1×0
= 91.404KJ·mol-1 ＞ 0
在 298.15K，标准状态下，反应不能自发向右进行。
ΔrHθm = ∑ υBΔfHθm ，B = 0+（-1）×（-241.818）+1×（-110.525）+0 =131.293 KJ·mol-1 ＞ 0 （吸热反应） 上述反应为吸热,熵增的反应，在任何温度下，反应均
各气体的平衡分压为：
Peq(SO2)=p.χ(SO2)=101.325×(0.10 /2.65 ) = 3.82 kPa Peq(O2)=p.χ(O2)=101.325×(1.45 /2.65 ) = 55.4 kPa Peq(SO3)=p.χ(SO3)=101.325×(1.10 /2.65 ) = 42.1 kPa

《普通化学》课程教学大纲英文名称：General Chemistry课程编码：总学时：32 实验学时：6 学分：2适用对象：水利类、生态类、土建类、机械及材料类等理工科专业本科生开课单位：理学院大纲主撰人：大纲审核人：制定时间：2014年9月使用教材与参考书:《普通化学》（第六版），浙江大学普通化学教研组编，高等教育出版，2011《大学化学》韩选利，张思敬，张凤云编，高等教育出版社，2005《普通化学实验》，李聚源主编，化学工业出版社，2007一、课程性质、目的和任务《普通化学》是理工科本科生必修的基础课程之一，课程内容主要包括物质结构理论基础、化学热力学、化学反应的基本规律与工程实际密切有关的重要元素和化合物、新技术、新材料等基本知识。

通过该门课程的学习，使学生了解近代化学的基本理论，具备化学基本实验技能，培养学生正确的学习和研究方法，为以后的学习和工作提供必要的化学基础，同时树立辩证唯物主义世界观。

二、教学内容及要求第1章化学的发展授课学时： 1基本要求：1-1 大学化学课程简介1-2 化学分支学科的形成与发展1-3 现代化学的发展1-4 课程学习方法及与专业关系重点：课程学习方法及与专业关系难点：课程学习方法及与专业关系第2章物质结构基础授课学时：2基本要求：2-1 了解原子核外电子运动的特征（量子化、波粒二象性、统计性）；2-1 了解波函数、四个量子数和电子云的基本概念；2-3 了解s、p、d 波函数和电子云的角度分布示意图；2-4 掌握周期系元素的原子核外电子分布的一般规律及其与周期表的关系；2-5 理解元素按s、p、d （或d、ds）、f分区的情况，原子、离子、分子、金属晶体；2-6了解原子结构，分子结构和晶体结构等。

重点：四个量子数；原子和离子的电子分布式；核外电子分布与周期系的关系；杂化轨道理论与分子空间构型的关系；分子间力和氢键对物质性质的影响；原子、离子、分子、金属晶体的特征；晶体结构与物质性质的关系；配合物的组成及命名。