工程化學(xué)(大學(xué)課件)

工程化學(xué)大學(xué)課件

緒論1.工程化學(xué)簡介化學(xué)的定義：化學(xué)是研究物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)及其變化規(guī)律的一門科學(xué)。即：從原子和分子等原子結(jié)合態(tài)單元（如分子和超分子體系，簡稱化學(xué)單元）層次上研究物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和變化規(guī)律的科學(xué)。物質(zhì)：是化學(xué)研究的對象。它是不依賴于我們的感覺而存在的客觀實(shí)在。世界的本質(zhì)是物質(zhì)的，物質(zhì)世界包含無限多樣的物質(zhì)形態(tài)。化學(xué)的主要分支學(xué)科：（1）無機(jī)化學(xué)（2）有機(jī)化學(xué)（3）高分子化學(xué)（4）分析化學(xué)（5）物理化學(xué)（6）結(jié)構(gòu)化學(xué)。。。。。。。。。隨著化學(xué)和其它學(xué)科、技術(shù)之間的交叉與滲透，同時形成了許多分支學(xué)科和交叉學(xué)科。物質(zhì)變化：分子變化、原子變化宇觀物質(zhì)：物質(zhì)宏觀物質(zhì)：微觀物質(zhì)：物質(zhì)分子原子原子核+電子質(zhì)子中子（1）化學(xué)是一門有其自身特點(diǎn)的基礎(chǔ)學(xué)科，它廣泛地聯(lián)系著各個方面，化學(xué)的基本知識和理論工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活及工程技術(shù)等密切相關(guān)。（2）當(dāng)前社會最為關(guān)注的環(huán)境、能源、信息、材料以及生命等問題都與化學(xué)有密切的關(guān)系。（3）化學(xué)學(xué)科是一門實(shí)驗(yàn)性很強(qiáng)的學(xué)科：實(shí)踐認(rèn)識再實(shí)踐再認(rèn)識（化學(xué)的理論需要實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證）2.工程化學(xué)基本概念（1）系統(tǒng)與環(huán)境系統(tǒng)：在化學(xué)上，常以一定種類和質(zhì)量的物質(zhì)所組成的整體作為研究的對象，這種整體稱為系統(tǒng)（物系或體系）。敞開系統(tǒng)系統(tǒng)封閉系統(tǒng)孤立系統(tǒng)環(huán)境：系統(tǒng)以外且與系統(tǒng)密切相關(guān)的部分。（2）狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)：體系的熱力學(xué)狀態(tài)（始態(tài)、終態(tài)），是系統(tǒng)的物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。狀態(tài)函數(shù)（性質(zhì)）：確定系統(tǒng)狀態(tài)的宏觀性質(zhì)的物理量（m,T,P,V,c,,,n,E,mol,…)包括：容量性質(zhì)（廣度性質(zhì)）：其數(shù)值與體系中物質(zhì)的數(shù)量成正比，具有加和性（V，m，mol，U…）。強(qiáng)度性質(zhì)：其數(shù)值與體系中物質(zhì)的數(shù)量無關(guān)，不具有加和性（P，T，，…）。強(qiáng)度性質(zhì)＝容量性質(zhì)/容量性質(zhì)如＝m/V（3）過程和途徑過程：指系統(tǒng)狀態(tài)所發(fā)生的一切變化。等溫過程過程等壓過程等容過程途徑：系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生變化時，由同一始態(tài)到同一終態(tài)的不同方式稱為不同的途徑。理想氣體狀態(tài)方程式：pV=nRT可計算出摩爾氣體常數(shù)R=8.314Pa.m3.mol-1.K-1=8.314J.mol-1.K-1=0.08206atm.dm3.mol-1.K-1（4）聚集狀態(tài)和相聚集狀態(tài)：是物質(zhì)的一種存在形式，它們決定于分子、原子的相互作用。氣體（氣態(tài)g）：液體（液態(tài)l）：固體（固態(tài)s）：相：指系統(tǒng)中任何分布均勻、物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)都相同的部分。單相體系：多相體系：相數(shù)的計算：第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)內(nèi)容提要：

在常溫下物質(zhì)的聚集狀態(tài)主要為氣體、液體和固體，它們都是由大量分子（原子、離子）聚集而成。在一定溫度和壓力下，物質(zhì)的三種聚集狀態(tài)可以互相轉(zhuǎn)化。本章主要討論氣體、液體和溶液的性質(zhì)及其變化規(guī)律，并簡單介紹固體、等離子體、超高密度態(tài)、玻色-愛因斯坦冷凝態(tài)和費(fèi)密冷凝態(tài)物質(zhì)的種類和性質(zhì)。學(xué)習(xí)要求：1.了解物質(zhì)的主要聚集狀態(tài)和特性；2.理解理想氣體狀態(tài)方程和范德華方程的意義，了解分壓定律與分體積定律的含義；3.了解液體的特性，掌握溶液濃度的表示方法及拉烏爾定律和亨利定律的表達(dá)；4.了解固體、超臨界流體、等離子體等的特性和應(yīng)用。1.1氣體氣體的特征：具有擴(kuò)散性和可壓縮性（無一定的體積和形狀）。可以用壓力p、體積V、溫度T、物質(zhì)的量n來描述氣體的狀態(tài)。（p、V、T為表示氣體平衡狀態(tài)的三個參量）1.1.1理想氣體狀態(tài)方程式理想氣體：（1）忽略氣體分子的體積（2）忽略氣體分子間的作用力理想氣體狀態(tài)方程式（綜合玻意耳、蓋呂薩克、查理定律得出）：

pV=nRT單位：p—Pa；V—m3；T—K；n—molR=8.314J.mol-1.K-1

。1.1.2混合理想氣體的分壓定律和分體積定律1.分壓定律（道爾頓（DaltonJ）于1801年提出分壓定律）：在溫度和體積恒定時，混合氣體的總壓力等于各組分氣體分壓力之和。Dalton分壓定律：（1）總壓力：P=p1+p2+…+Pi=∑pi=∑niRT/V（2）摩爾分?jǐn)?shù)：xi=pi/p=ni/n(或pi=pxi)2.分體積定律（阿馬格（AmagatEH）于1880年提出分體積定律）：在溫度和壓力恒定時，混合氣體的體積等于組成該混合氣體的各組分的分體積之和。Amagat分體積定律：（1）總體積：V=V1+V2+…+Vi=∑Vi=∑niRT/P（2）摩爾分?jǐn)?shù)：xi=Vi/V=ni/n(或Vi=Vxi)1.1.3實(shí)際氣體的狀態(tài)方程——范德華方程實(shí)際氣體：要考慮分子的體積和分子間作用力范德華方程：

(p+an2/V2)(V-nb)=nRT范德華常數(shù)：a—修正氣體分子間的作用力

b—修正氣體分子本身的體積（可把低壓、高溫的實(shí)際氣體近似看作理想氣體）1.2液體1.2.1液體的微觀結(jié)構(gòu)液體的特性：液體介于氣體和固體之間，具有氣體的特征（無一定形狀、有流動性）和固體的特征（有一定體積、不易壓縮）；微觀上是“近程有序、遠(yuǎn)程無序”；宏觀上是“各向同性”。分子間的距離：氣體＞液體＞固體分之間作用力：固體＞液體＞氣體1.2.2液晶液晶：能夠在某一溫度范圍內(nèi)（T1～T2）兼有液體和晶體兩種特性的物質(zhì)。既有流動性又有各向異性性。固體（T＜T1），液體（T＞T2）熱致液晶（近晶型液晶、向列型液晶、膽甾型液晶）液晶溶致液晶溶致液晶溶致液晶是由像表面活性物質(zhì)一樣具有“兩親”特點(diǎn)的化合物與極性溶劑組成的二元或多元系統(tǒng)。兩親化合物包括簡單的脂肪酸鹽（如硬脂酸鈉），離子型或非離子型表面活性物質(zhì)，以及與生命體密切相關(guān)的復(fù)雜的類脂化合物（如卵磷脂，見下頁圖）。當(dāng)兩親化合物與水混合時，水分子進(jìn)入固體晶格中，分布在親水基的雙層之間，破壞了晶體的有序排列而呈現(xiàn)出液晶特征，隨著水量增加，可以出現(xiàn)不同的液晶態(tài)。1.3固體定義：固體是物質(zhì)的一種聚集狀態(tài)，它具有一定的形狀和固定的體積，但不能流動。具有不可壓縮性（稱為固體性）。晶體：宏觀上具有整齊的幾何外形；微觀上晶體中質(zhì)點(diǎn)（原子、分子、離子）排列有序；晶體的某些性質(zhì)（光學(xué)、力學(xué)、電學(xué)等）各向異性。固體

非晶體（無定形體）：無一定的結(jié)晶外形；其中質(zhì)點(diǎn)排列有序度低；某些性質(zhì)各向同性。準(zhǔn)晶體：由微小晶體聚集而成的、外觀為無定形的物質(zhì)。1.4超臨界狀態(tài)臨界點(diǎn)：在P-V圖上確定臨界狀態(tài)的一點(diǎn)。由臨界溫度和臨界壓力表示。臨界狀態(tài)（或臨界情況）：物質(zhì)的氣態(tài)和液態(tài)平衡共存時的一個邊緣狀態(tài)。在這種狀態(tài)下，液體密度與飽和蒸氣密度相同，因而他們的界面消失。這種狀態(tài)只能在臨界溫度和臨界壓力下實(shí)現(xiàn)。超臨界點(diǎn)：超過臨界溫度和臨界壓力的一點(diǎn)。超臨界狀態(tài)：流體處于超臨界點(diǎn)（臨界溫度和臨界壓力以上）的狀態(tài)。超臨界流體：溫度和壓力均處于臨界點(diǎn)以上的氣體。它既具有氣體的性質(zhì)（可以壓縮或膨脹），又像液體一樣（具有較大的密度、粘度比液體小、有較好的流動性和熱傳導(dǎo)性）。超臨界流體應(yīng)用的原理：在高壓條件下，使超臨界流體與物料接觸，物料中的有效成分則溶于超臨界流體中（相當(dāng)于萃取），分離后，降低超臨界流體的壓力，有效成分就析出（采用逐級降壓，可使多種成分分步析出）。1.5物質(zhì)的其它形態(tài)1.5.1等離子體等離子體：它是由電子、帶正電的離子、自由基和少量中性原子組成的一種高度電離狀態(tài)的獨(dú)特系統(tǒng)。常溫常壓下，物質(zhì)三態(tài)：氣態(tài)液態(tài)固態(tài)物質(zhì)第四態(tài)：等離子體（在高溫、放電等條件下）條件：高壓電場、高頻感應(yīng)等1.5.2超高密度態(tài)超高密度態(tài)：在高壓或超高壓條件下，使物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)發(fā)生很大變化的狀態(tài)。例如：書P151.5.3玻色-愛因斯坦冷凝態(tài)與費(fèi)密冷凝態(tài)常溫常壓下，物質(zhì)三態(tài)：氣態(tài)液態(tài)固態(tài)物質(zhì)第四態(tài)：等離子體（在高溫、放電等條件下）物質(zhì)第五態(tài)：玻色-愛因斯坦冷凝態(tài)（1995年發(fā)現(xiàn)）物質(zhì)第六態(tài)：費(fèi)密冷凝態(tài)（2003年發(fā)現(xiàn)）玻色子：自旋動量矩為(1/2)(h/2)(h為普朗克常數(shù)）的偶數(shù)倍的微觀粒子，如光子、介子、粒子及由偶數(shù)個核子構(gòu)成的原子核等。因印度物理學(xué)家玻色而得名。玻色子不服從泡利不相容原理。費(fèi)密子：自旋動量矩為(1/2)(h/2)(h為普朗克常數(shù)）的奇數(shù)倍的微觀粒子，如電子、質(zhì)子、子及由奇數(shù)個核子構(gòu)成的原子核等。因意大利物理學(xué)家費(fèi)密而得名。費(fèi)密子服從泡利不相容原理。第二章化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)與能源利用內(nèi)容提要：任何化學(xué)變化中系統(tǒng)的能量都會改變，化學(xué)反應(yīng)發(fā)生時可以吸熱或放熱，這是最常見的能量改變。本章主要討論有關(guān)化學(xué)變化過程中的熱效應(yīng)的計算和測量，并適當(dāng)介紹能源的利用問題。學(xué)習(xí)要求：1.了解化學(xué)反應(yīng)中的能量形式，理解熱力學(xué)第一定律的意義。2.理解化學(xué)反應(yīng)中焓變的意義，了解等壓熱效應(yīng)（Qp）與等容熱效應(yīng)（Qv）之間的關(guān)系。3.掌握測定化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)的實(shí)驗(yàn)原理和方法。4.掌握化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變（△rHm

）的計算。5.了解能源的主要類型及其利用。2.1化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)2.1.1熱力學(xué)第一定律1.能量的意義（1）能量的形式多種多樣：機(jī)械能（動能、引力勢能、彈性勢能）、電能、表面能、化學(xué)能、太陽能、核能等。（2）熱力學(xué)能（即內(nèi)能U）：包括系統(tǒng)中一切形式的能量，如分子的移動能、振動能、轉(zhuǎn)動能、電子運(yùn)動能和原子核內(nèi)部的能量等。但不包括整個系統(tǒng)的動能和系統(tǒng)在外力場中的勢能。（3）可測定熱力學(xué)內(nèi)能的變化：△U=UB-UA（熱力學(xué)內(nèi)能的絕對值不能測定）（4）焦耳（Joule）定律：U=f（T）（理想氣體的熱力學(xué)內(nèi)能只是溫度的函數(shù)）2.能量的互變能量守恒與轉(zhuǎn)換定律：能量可以從一種形式轉(zhuǎn)變?yōu)榱硪环N形式，能量既不能無中生有也不能自行消滅，在轉(zhuǎn)換過程中，保持能量守恒。3.能量的傳遞（1）當(dāng)系統(tǒng)狀態(tài)變化并引起能量變化時，在系統(tǒng)和環(huán)境之間就有能量傳遞。（2）熱和功是能量傳遞的兩種形式：因溫度不同而交換或傳遞的能量稱為“熱”，其它能量的傳遞形式稱為“功”。（3）熱和功與過程相聯(lián)系，它們不是狀態(tài)函數(shù)，與途徑有關(guān)。（4）體積功：系統(tǒng)的體積變化時反抗外力作用所做的功。體積功：W=-p外(V2-V1)=-p外△V4.熱力學(xué)第一定律：△U＝Q＋W（△U=UB-UA）Q：吸熱反應(yīng)為正值，放熱反應(yīng)為負(fù)值W：環(huán)境對系統(tǒng)做功為正值，系統(tǒng)對環(huán)境做功為負(fù)值（膨脹功＜0，壓縮功＞0）（1）Q和W表示變化過程中系統(tǒng)與環(huán)境傳遞或交換的熱量和功；（2）U是狀態(tài)函數(shù)，Q、W不是狀態(tài)函數(shù)；（3）當(dāng)過程進(jìn)行完了，功和熱就轉(zhuǎn)變?yōu)橄到y(tǒng)和環(huán)境的熱力學(xué)能；（4）熱力學(xué)第一定律只是定量表示Q＋W與△U在數(shù)值上相等，它們的物理意義完全不同。2.1.2化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)化學(xué)熱力學(xué)：是研究在物理變化和化學(xué)變化中伴隨發(fā)生的能量轉(zhuǎn)換和傳遞的學(xué)科。熱化學(xué)：研究化學(xué)反應(yīng)中熱與其它能量變化的定量關(guān)系的學(xué)科?；瘜W(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)：通常把只做體積功、反應(yīng)前后溫度相同時，體系吸收或放出的熱量叫做反應(yīng)的熱效應(yīng)。1.等容熱效應(yīng)（Qv）等容反應(yīng)熱：Qv＝△U（因△V＝0）2.等壓熱效應(yīng)（Qp）等壓熱效應(yīng)：Qp＝△U＋P△V（只做體積功，系統(tǒng)壓力與外壓相等）焓的定義：H＝U＋PV所以，焓變△H＝H2-H1=△U＋P△V＝QpH和U一樣為狀態(tài)函數(shù)，△H：吸熱反應(yīng)為正值，放熱反應(yīng)為負(fù)值關(guān)系：由Qp＝△U＋P△V得Qp＝Qv＋P△V（1）對于涉及氣體的反應(yīng)：理想氣體，pV=nRT，△（pV）=（△n）RT所以，Qp＝Qv＋（△n）RT△H＝△U＋（△n）RT△n指反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的量的變化（只對氣體）（2）對于溶液反應(yīng)近似有：Qp＝Qv，△H＝△U3.熱效應(yīng)的測量一般測定的是等容熱效應(yīng)：Qv計算公式：QV＝C△m△T4.化學(xué)方程式的一般形式與反應(yīng)進(jìn)度化學(xué)方程式的一般形式

aA+bB=gG+dD0=

νBB反應(yīng)進(jìn)度：指化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度，用表示。與物質(zhì)的量的量綱相同?？梢杂梅磻?yīng)系統(tǒng)中任何一種反應(yīng)物或生成物在反應(yīng)過程中物質(zhì)的量的變化dnB（或ΔnB），除以該物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)νB來定義該反應(yīng)的反應(yīng)進(jìn)度變化。即

d=dnB/νB

或Δ=

ΔnB/νB注意事項：（1）化學(xué)計量數(shù)表示反應(yīng)過程中各物質(zhì)轉(zhuǎn)化的比例關(guān)系。（2）ΔnB為物質(zhì)B的物質(zhì)的量的變化；Δ

為反應(yīng)進(jìn)度的變化。（3）Δ

必須對應(yīng)一個具體的方程式，Δ

與方程式的寫法有關(guān)。（4）對于反應(yīng)物νB取負(fù)數(shù)，對于產(chǎn)物νB取正數(shù)。（5）化學(xué)反應(yīng)的摩爾焓變△rHm與一般反應(yīng)熱效應(yīng)△rH的關(guān)系為：△rHm=△rH/Δ

2.2化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)的計算因?yàn)榛瘜W(xué)反應(yīng)前后的總內(nèi)能不同，所以總是伴隨有能量的變化，通常以熱的形式與環(huán)境交換。即是反應(yīng)的熱效應(yīng)。用△H表示（△H＝Qp）因?yàn)轶w積功＜＜熱效應(yīng)（熱量），因此，研究化學(xué)反應(yīng)的能量主要考慮熱量。放熱反應(yīng)：△H<0吸熱反應(yīng)：△H>02.2.1熱化學(xué)方程式定義：涉及熱效應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)方程式。掌握熱化學(xué)方程式的寫法，書寫時要注意以下幾點(diǎn)：①反應(yīng)的條件（T、P等）及符號（

、m等）②物質(zhì)的聚集狀態(tài)（g、l、s）及晶型③正負(fù)值（吸熱為正、放熱為負(fù)）④△rHm數(shù)值表示：生成1mol的產(chǎn)物才能吸收或放出△rHm的熱量（見P25）2.2.2蓋斯（G.H.Hess）定律（1）蓋斯定律：對于一個化學(xué)反應(yīng)，不論是一步完成的還是分幾步完成的，其熱效應(yīng)總是相同的。（即△H只與始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與途徑無關(guān)）。（2）蓋斯定律的重要意義：使熱化學(xué)方程式能夠像普通代數(shù)方程式那樣進(jìn)行運(yùn)算：從而可根據(jù)已經(jīng)準(zhǔn)確測定的反應(yīng)熱計算難于測量或不能測量的反應(yīng)的熱效應(yīng)；也可以測定一些熱效應(yīng)，其它由蓋斯定律計算而得（不必都去測定）。（3）計算時，只像處理代數(shù)方程式那樣，將反應(yīng)式加減后求出所需的方程式，反應(yīng)熱效應(yīng)也相應(yīng)地加減就行了。（4）注意事項：①只有條件（如溫度）相同的反應(yīng)和聚集狀態(tài)相同的同一物質(zhì)，才能相互抵消及合并。②將反應(yīng)式乘以（或除以）某數(shù)時，△H也必須同時乘以（或除以）某數(shù)。2.2.3標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓（△fH

m)和反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變（△rH

m

）1.物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓（△fH

m)（1）化合物的生成焓（△fHm）：在一定條件下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol化合物時的等壓反應(yīng)熱。規(guī)定：穩(wěn)定單質(zhì)的生成焓為零。（2）物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓（△fH

m)：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由穩(wěn)定的單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)時反應(yīng)的焓變，以△fH

m(298.15K）表示。f=formation，單位：kJ.mol。規(guī)定：①穩(wěn)定單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為零?！鱢H

m(穩(wěn)定單質(zhì)）＝0②水合H+的濃度c

=1mol.dm-3的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為零。即△fH

m(H+

，aq，298.15K)=0標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：指在標(biāo)準(zhǔn)壓力p

下物質(zhì)的確切聚集狀態(tài)。①標(biāo)準(zhǔn)壓力選定：p

＝100kPa；標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的溫度T不具體指定，一般用298.15K。②對于氣體：其標(biāo)準(zhǔn)態(tài)就是它的分壓為100kPa的狀態(tài)。③對于溶液：其標(biāo)準(zhǔn)態(tài)就是處于標(biāo)準(zhǔn)壓力p

下，溶液的濃度c

=1mol.dm-3的狀態(tài)。④對于液體和固體：其標(biāo)準(zhǔn)態(tài)就是處于標(biāo)準(zhǔn)壓力p

下的純物質(zhì)。2.反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變（△rH

m

）定義：在標(biāo)準(zhǔn)條件下，化學(xué)反應(yīng)的摩爾焓變叫作反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。計算公式：△rHm

（298.15K）＝∑{△fHm

（298.15K）

生成物－∑{△fHm

（298.15K）

反應(yīng)物

（2.13)使用△rH

m的計算公式時要注意六點(diǎn):①△rH

m是系統(tǒng)終態(tài)的數(shù)值和減去系統(tǒng)始態(tài)的數(shù)值之和。②注意各物質(zhì)的聚集態(tài)③注意化學(xué)計量系數(shù)（△rH

m的數(shù)值與反應(yīng)方程式的寫法有關(guān)）④注意數(shù)值的正負(fù)號⑤溫度近似取作298.15K⑥溶液中的水合離子計算方法相同2.3能源2.3.1能源的種類（1）能源：指能夠提供能量的自然資源，是人類社會賴以生存和發(fā)展的物質(zhì)基礎(chǔ)。（2）能源的分類：第一類能源：來自地球以外的天體；第二類能源：地球內(nèi)部蘊(yùn)藏的能量；第三類能源：來自地球與其它天體的作用。（3）也可分為：一次能源（來自自然界未經(jīng)加工的能源）二次能源（一次能源經(jīng)加工、轉(zhuǎn)換所得的能源）（4）使用最多的三種能量形式：熱能、電能、機(jī)械能2.3.2煤（1）煤：是組成和結(jié)構(gòu)很復(fù)雜的有機(jī)物與無機(jī)物組成的混合物。它包括天然煤（泥煤、褐煤、煙煤、無煙煤等）和人工產(chǎn)品（木炭、焦炭、煤球等）。（2）煤的形成過程：（3）煤的化學(xué)結(jié)構(gòu)：（4）煤的開采：（5）煤的利用：（6）煤的污染：1.煤的氣化（1）煤的氣化方法很多：一般是煤與氣化劑作用，生成氣態(tài)燃料。（2）水煤氣（H2+CO）的制備方法：缺點(diǎn)：CO為劇毒2.煤的液化（1）煤的液化：煤的固體高分子化合物與其它物質(zhì)（如氫和適當(dāng)溶劑）在高溫高壓下，經(jīng)裂解生成低分子有機(jī)物而得到液體燃料的過程。（2）優(yōu)點(diǎn)：與煤的氣化相比，液化過程的能量轉(zhuǎn)換效率高，反應(yīng)溫度低，成本低，貯存和運(yùn)輸都比氣體方便等。2.3.3石油和天然氣（1）石油：是多種碳?xì)浠衔锏囊后w混合物，其中含有鏈烷烴、環(huán)烷烴、芳香烴、少量含氧和含硫有機(jī)物。（2）石油分類：①石蠟基（分餾后殘留石蠟）；②瀝青基（分餾后殘留瀝青）、；③混合基（分餾后殘留石蠟瀝青混合物）。（3）辛烷值：（4）天然氣：是一種單獨(dú)存在于自然界或與汽油一起獲得的低級烷烴的混合物。主要成分為：甲烷，還有少量乙烷、丙烷、正丁烷和異丁烷等。2.3.4氫能（二次能源）氫的優(yōu)點(diǎn)：熱值高、干凈、無毒、無污染、資源豐富、應(yīng)用范圍廣等。氫利用的關(guān)鍵：①廉價的制氫技術(shù)；

②安全、方便的貯存和運(yùn)輸方法。1.氫氣的制?。?）制取氫氣的方法很多，如熱分解水和電解水等，需要4500K的高溫和大量的電能，很難實(shí)現(xiàn)。（2）現(xiàn)在正探索用原子核能和太陽能直接分解水的方法：①熱化學(xué)分解法：利用核能或太陽能使某些化學(xué)物質(zhì)在一定的溫度（﹤900℃）下與水經(jīng)多步反應(yīng)制得氫氣。

②光分解法：在催化劑作用下，吸收光輻射使水分解成氫和氧。2.氫氣的貯存氫氣密度小，不利用貯存。所以，氫氣的貯存和運(yùn)輸是一個重大的研究課題，而使氫氣形成固態(tài)金屬型氫化物的貯運(yùn)方法是很有發(fā)展前景的方法。2.3.5太陽能太陽每年能產(chǎn)生1.1×1024J的巨大能量，能利用其萬分之一即可滿足全世界對能源的需求。直接利用太陽能有三種方式：①光-熱轉(zhuǎn)換：使太陽光聚集并轉(zhuǎn)化為熱能用以加熱物體；②光-電轉(zhuǎn)換：將太陽輻射轉(zhuǎn)換為電能的方法；③光-化學(xué)轉(zhuǎn)換：以綠色植物光合作用的形式，將CO2和H2O轉(zhuǎn)化為糖類，從而將太陽能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能貯存起來。第三章化學(xué)反應(yīng)基本原理內(nèi)容提要：本章將討論化學(xué)反應(yīng)的一些基本規(guī)律，主要包括化學(xué)反應(yīng)方向及化學(xué)反應(yīng)程度（化學(xué)平衡）以及化學(xué)反應(yīng)速率。學(xué)習(xí)要求：1.理解自發(fā)反應(yīng)的特征及影響過程自發(fā)性的兩大因素；了解混亂度與熵的概念。2.掌握化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變（△rGm

）的計算，能應(yīng)用△rGm或△rGm

判斷進(jìn)行的方向。3.理解化學(xué)平衡的概念、特點(diǎn)，掌握標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)（K

）的寫法及其與△rGm

的關(guān)系，并能進(jìn)行有關(guān)計算；理解影響平衡移動的因素，能判斷平衡移動的方向。4.了解化學(xué)反應(yīng)速率、基元反應(yīng)和反應(yīng)級數(shù)的概念；能運(yùn)用速率方程和阿倫尼烏斯公式進(jìn)行有關(guān)計算；能解釋濃度、溫度、催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率的影響。3.1化學(xué)反應(yīng)的方向3.1.1熵和熵變1.自發(fā)過程的特征（1）自發(fā)過程：無需外界干涉即可自動發(fā)生的過程。自然界中一切變化的過程都有一定的方向性，自發(fā)過程具有單方向性。例子：墨水滴入水中；房中開蓋的氨水瓶等。（2）自發(fā)過程有不同的表現(xiàn)形式，但有共同的特征：①自發(fā)過程有確定的方向性；②自發(fā)過程的進(jìn)行有一定的限度；③自發(fā)過程的方向和限度可以用一定的物理量來判斷。（3）自發(fā)反應(yīng)：不需要外加能量就能自動進(jìn)行的反應(yīng)。2.混亂度與熵（1）過程自發(fā)進(jìn)行的方向：是混亂度（無序度）增大的方向（即熵增加的方向）。體系由有序運(yùn)動自發(fā)地向無序方向運(yùn)動，這是自然界物質(zhì)運(yùn)動的基本規(guī)律。（2）物質(zhì)內(nèi)部微觀粒子的混亂度（或無序度）可以用熵來表達(dá)，用符號“S”表示熵。S是混亂度的量度，混亂度越大，S越大，反之亦然。（3）熵是系統(tǒng)的一個狀態(tài)函數(shù)，系統(tǒng)的狀態(tài)一定，混亂度就一定，熵值也一定。統(tǒng)計熱力學(xué)中將熵定義為：

S=kln

（波爾茲曼公式）

k為波爾茲曼常數(shù)(1.380662×10-23J．K-1)，為熱力學(xué)概率，（4）熵的物理意義：熵（S）是熱力學(xué)概率的函數(shù)，熱力學(xué)概率就是系統(tǒng)內(nèi)部微觀粒子混亂度的一種量度。3.標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵Sm

和標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變△Sm

熱力學(xué)第三定律：在絕對零度時，任何純凈的完整晶態(tài)物質(zhì)的熵等于零。定義：單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)條件下的規(guī)定熵叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵，記為Sm

規(guī)定：S

m(穩(wěn)定單質(zhì),298.15K）≠0S

m(H+

，aq，298.15K)=0△fH

m(穩(wěn)定單質(zhì),298.15K）＝0△fH

m(H+

，aq，298.15K)=0熵值大小比較：①Sm

(g)>Sm

(l)>Sm

(s)②Sm

(T高)>Sm

(T低)③Sm

（結(jié)構(gòu)復(fù)雜）>Sm

(結(jié)構(gòu)簡單）

Sm

（分子量大）>Sm

(分子量?。鱮Sm

的計算公式：△rSm

（298.15K）＝∑{Sm

（298.15K）

生成物－∑{Sm

（298.15K）

反應(yīng)物

（3.4）計算△rSm

時的注意事項：①與△rH

m相似，△rSm

的數(shù)值與方程式的寫法有關(guān)；②注意單位要一致：△fH

m的單位是kJ/mol.K，而Sm

的單位是J/mol.K③當(dāng)溫度升高沒有引起聚集態(tài)變化時，在近似計算時可忽略溫度的影響，即用△rSm

（298.15K）代替其它溫度時的△rSm

（T）對于平衡相變的可逆過程（汽化、熔化、晶型轉(zhuǎn)變等），系統(tǒng)的熵變值△S與相變熱Qr的關(guān)系為：△S=Qr/T3.1.2吉布斯函數(shù)和反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變1.影響反應(yīng)方向的因素（1）影響物理、化學(xué)過程的因素有：能量因素、混亂度因素。（2）任何自發(fā)過程都傾向于或是系統(tǒng)能量降低、或是混亂度增大、或是這兩種因素的綜合作用。（3）冰-水轉(zhuǎn)變的三種情況：（4）具體說來，影響過程自發(fā)進(jìn)行方向的因素有：過程的熱效應(yīng)△H、系統(tǒng)的熵變△S、溫度T。（5）系統(tǒng)的吉布斯函數(shù)G的定義：G=H–TS則自發(fā)過程的條件：△G（T）=△H（T）-T△S（T）＜0

Gibbs函數(shù)與自發(fā)過程在等溫、等壓只做體積功的條件下，凡是系統(tǒng)Gibbs函數(shù)減少的過程都能自發(fā)進(jìn)行（熱力學(xué)第二定律的一種表達(dá)式）。Gibbs判據(jù)：

△rGm

<0反應(yīng)正向自發(fā)進(jìn)行△rGm

=0反應(yīng)處于平衡狀態(tài)△rGm

>0反應(yīng)正向非自發(fā)進(jìn)行△rGm

=△rHm

（T）-T△rSm

（T）H、T、S、G是系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)，△G的特征為：（1）△G的值與系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，與過程經(jīng)歷的途徑無關(guān)；（2）正逆過程△G的數(shù)值相等、符號相反，即△G正=-△G逆；（3）△G具有加和性。△G的物理意義：（1）△G是自發(fā)過程的推動力；（2）△G是可以利用的能量，△G等于系統(tǒng)在過程中可做的最大有用功，-△G=Wmax2.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)△fGm

和標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變△rGm

化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾Gibbs函數(shù)變△rGm

定義：在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol該物質(zhì)的反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾Gibbs函數(shù)變稱為該物質(zhì)標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs函數(shù)。記為△fGm

(298.15K)。規(guī)定：△fG

m(穩(wěn)定單質(zhì)）＝0△fG

m(H+

，aq，298.15K)=0計算公式：△rGm

（298.15K）＝∑{△fGm

（298.15K）

生成物－∑{△fGm

（298.15K）

反應(yīng)物

（3.9)綜上所述，特殊規(guī)定如下：△fH

m(穩(wěn)定單質(zhì),298.15K）＝0△fH

m(H+

，aq，298.15K)=0S

m(穩(wěn)定單質(zhì),298.15K）≠0S

m(H+

，aq，298.15K)=0△fG

m(穩(wěn)定單質(zhì),298.15K）＝0△fG

m(H+

，aq，298.15K)=03.非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變△G化學(xué)反應(yīng)并不都在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)進(jìn)行，在非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變△rGm（T）為：△rGm（T）=△rGm

（T）+RTlnQQ為反應(yīng)商：對氣體反應(yīng)稱為相對壓力商（Qp）；對溶液反應(yīng)稱為相對濃度商（Qc）。3.1.3化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行方向的判斷1.化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行方向的粗略判斷(定性判斷）判斷原則：△G=△H-T△S四種情況：見書P48-49運(yùn)用公式△G＝△H－T△S，估算反應(yīng)的△H和△S的正負(fù)判斷△G的正負(fù)，由此可判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向。如果不能確定△G的正負(fù)時需要由轉(zhuǎn)向溫度T轉(zhuǎn)確定：反應(yīng)方向的粗略判斷有四種情況：①正向自發(fā)②正向不自發(fā)③存在轉(zhuǎn)向溫度：T轉(zhuǎn)以上正向自發(fā)④存在轉(zhuǎn)向溫度：T轉(zhuǎn)以下正向自發(fā)2.化學(xué)反應(yīng)△G的計算及自發(fā)進(jìn)行方向的準(zhǔn)確判斷（定量判斷）先計算出

△G，再由Gibbs判據(jù)判斷方向：計算方法有以下三種：①查表法計算：公式（2.13）（3.4）（3.9）②標(biāo)準(zhǔn)熵法計算：△rGm

（T）＝△rH

m（298.15K）－T△rSm

（298.15K）③轉(zhuǎn)向溫度的計算：T轉(zhuǎn)＝△rH

m（298.15K）/△rSm

（298.15K）3.2化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度和化學(xué)平衡3.2.1化學(xué)反應(yīng)的可逆性和化學(xué)平衡1.化學(xué)平衡的特征可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時，具有以下三個特征：化學(xué)平衡的特征（三特征）化學(xué)平衡是動態(tài)平衡：V正＝V逆△G＝0是相對的：條件改變，平衡就被破壞2.平衡常數(shù)的表達(dá)式K

（Kp

，Kc

）定義：在一定溫度下，化學(xué)反應(yīng)達(dá)平衡時的反應(yīng)商為一常數(shù)，稱為平衡常數(shù)（在標(biāo)準(zhǔn)條件下，則叫標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K

）（1）氣體反應(yīng)的平衡常數(shù)Kp

(P53，3.18)

（2）水溶液中反應(yīng)的平衡常數(shù)Kc

(P53，3.19)

有關(guān)平衡常數(shù)的注意事項：①K

與方程式的寫法有關(guān)②一個反應(yīng)乘幾，K

就是幾次方③正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為倒數(shù)④反應(yīng)相加減，平衡常數(shù)則相乘除⑤在平衡常數(shù)（K

）的表達(dá)式中，純液態(tài)和純固態(tài)物質(zhì)的分壓或濃度不寫出來⑥K

的SI單位為13.平衡常數(shù)（K

）與反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變（△rGm

）當(dāng)反應(yīng)達(dá)平衡時（△rGm（T）=0），由△rGm（T）=△rGm

（T）+RTlnQ可推出如下關(guān)系：△rGm

（T）＝－RTlnK

（T）（3.20）注意：△rGm

（T）的數(shù)值表示出K

（T）的大小，也就指示了反應(yīng)的限度；但它們是含義不同的兩個物理量；（3.20）式只是數(shù)值上把它們聯(lián)系起來了。3.2.2化學(xué)平衡的移動（1）定義：因條件的改變而使化學(xué)反應(yīng)從原來的平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)樾碌钠胶鉅顟B(tài)的過程叫化學(xué)平衡的移動。（2）勒夏特列（LeChatelier）原理：如果改變平衡系統(tǒng)的條件之一（如濃度、壓力、溫度），平衡就向著減弱這個改變的方向移動。（3）由△rGm（T）=△rGm

（T）+RTlnQ和△rGm

（T）＝－RTlnK

（T），可以推出如下關(guān)系：△rGm（T）=△rGm

（T）+RTlnQ=－RTlnK

（T）+RTlnQ

即△rGm（T）=RTln（Q/K

）①當(dāng)Q<K

，△rGm（T）<0時，反應(yīng)正向自發(fā)進(jìn)行②當(dāng)Q=K

，△rGm（T）=0時，反應(yīng)達(dá)到平衡③當(dāng)Q>K

，△rGm（T）>0時，反應(yīng)逆向自發(fā)進(jìn)行1.濃度的影響若增加反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，都會使Q值減小，于是Q<K

，即△rGm（T）<0，反應(yīng)能正向自發(fā)進(jìn)行；反之亦然。2.壓力的影響（1）壓力對固相、液相反應(yīng)影響很小，可忽略；（2）壓力對氣體反應(yīng)的影響：①對反應(yīng)前后氣體分子數(shù)相等的反應(yīng)（△n=0），總壓力改變對平衡無影響；②對反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不相等的反應(yīng)（△n≠0），總壓力改變時就會使Q≠

K

，平衡就會發(fā)生移動（如增加壓力向著氣體分子總數(shù)少的方向移動），直到平衡（Q=K

，△rGm（T）=0）為止。3.溫度的影響（3.24）可變?yōu)椋簂nK2θ/K1θ=△rH

m/R[(T2-T1)/T1T2]溫度的影響結(jié)果：①對于吸熱反應(yīng)（△H>0），溫度升高，平衡常數(shù)（K

）增大，平衡向正反應(yīng)方向移動。②對于放熱反應(yīng)（△H<0），溫度升高，平衡常數(shù)（K

）減小，平衡向逆反應(yīng)方向移動。即：升高溫度，平衡向吸熱方向移動；降低溫度，平衡向放熱方向移動。3.3化學(xué)反應(yīng)速率對于任何一個化學(xué)變化，都涉及兩個基本問題：①化學(xué)反應(yīng)的方向（△rGm（T）的正負(fù)）和限度（K

值的大?。﹩栴}，屬于化學(xué)熱力學(xué)的范圍；②化學(xué)反應(yīng)的速度和機(jī)理問題，屬于化學(xué)動力學(xué)的范圍。3.3.1化學(xué)反應(yīng)速率的表示法（1）反應(yīng)的平均速率V＝（C2-C1）/(t2-t1)=△C/△t（2）對于反應(yīng)：aA+bB=gG+dD反應(yīng)的瞬時速率表達(dá)式為：

V＝

B-1·dc(B)/dt（注意的取值：對反應(yīng)物取負(fù)，對生成物取正）3.3.2濃度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響1.質(zhì)量作用定律定義：在一定溫度下，化學(xué)反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度的系數(shù)次冪的乘積成正比。對于反應(yīng)：aA+bB=gG+dD，質(zhì)量作用定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式為：

V=kCAa·CBb(k為速率常數(shù)）注意：質(zhì)量作用定律只適用于簡單反應(yīng)（基元反應(yīng)），對于復(fù)雜反應(yīng)不適用。簡單反應(yīng)（基元反應(yīng)、基元步驟）：指由反應(yīng)物微粒（分子、原子、離子等）一步直接變化就生成產(chǎn)物。復(fù)雜反應(yīng)：指由兩個或更多個基元反應(yīng)所構(gòu)成的反應(yīng)，其反應(yīng)機(jī)理比較復(fù)雜。但其中的每個基元反應(yīng)都可以用質(zhì)量作用定律來表達(dá)。2.反應(yīng)級數(shù)對于任意一個基元反應(yīng)：aA+bB=gG+dD其質(zhì)量作用定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式為：

V=kCAa·CBb(k為速率常數(shù)）則此反應(yīng)的級數(shù)n=a+b注：①一個基元反應(yīng)的級數(shù)可以是簡單正整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)②對于復(fù)雜反應(yīng)的級數(shù)只能由實(shí)驗(yàn)測定3.3.3溫度的影響和Arrhenius公式1.經(jīng)驗(yàn)規(guī)律即范特霍夫規(guī)則：溫度每升高10℃，反應(yīng)速率常數(shù)增加為原來的2～4倍。即kt+10/kt=2～4注：這個規(guī)則較粗糙、且有例外（如爆炸反應(yīng)不適用）。2.Arrhenius公式指數(shù)式：k=Ae-Ea/RT

對數(shù)式：lnk=-Ea/RT+lnA（1）用作圖法求Ea和A：以lnk對1/T作圖，求直線的斜率可求出Ea和A（2）用公式法求Ea和A：已知兩個溫度（T1、T2）下的k值（k1、k2)，則Arrhenius公式變?yōu)椋?/p>

lnk2/k1=Ea/R[(T2-T1)/T1T2](3.30)由阿倫尼烏斯公式可知：（1）當(dāng)溫度T增大時，k值增加較大。所以溫度對化學(xué)反應(yīng)速率影響很大。（2）當(dāng)活化能Ea增加時，k值減小；反之亦然。（3）一般反應(yīng)的活化能：42—420kJ.mol-1；多數(shù)為62——250kJ.mol-1；

Ea<42kJ.mol-1d的為“快反應(yīng)”；

Ea>420kJ.mol-1的為“慢反應(yīng)”。3.3.4化學(xué)反應(yīng)速率理論1.碰撞理論碰撞理論推出的反應(yīng)的速率常數(shù)為：

k=PZoe-Ea/RT

，（Arrhenius公式k=Ae-Ea/RT中的A=PZo）P為校正因素，與碰撞的方位有關(guān)；Zo指反應(yīng)物為單位濃度（1mol.dm-3）、單位時間（1s）和單位體積（1dm-3）中的碰撞數(shù)。碰撞有效碰撞無效碰撞：指分子碰撞后沒有發(fā)生化學(xué)反應(yīng)能量：碰撞分子的能量要超過一額定值，即要大于反應(yīng)的活化能Ea取向：碰撞的分子要在一直線上頭對頭反向碰撞2.過渡狀態(tài)理論（1）過渡狀態(tài)理論認(rèn)為，具有足夠能量的分子彼此以適當(dāng)?shù)目臻g取向靠近到一定程度時（不一定發(fā)生碰撞），會引起分子或原子內(nèi)部結(jié)構(gòu)的連續(xù)性變化，使原來以化學(xué)鍵結(jié)合的原子間距離變長，而沒有結(jié)合的原子間距離變短，形成過渡態(tài)的構(gòu)型，稱為“活化絡(luò)合物”：

A+B-C[A…B…C]＊

A-B+C

反應(yīng)物活化絡(luò)合物生成物（2）活化分子：

化學(xué)反應(yīng)中具有足夠高的能量、可發(fā)生有效碰撞或彼此接近時能形成活化絡(luò)合物的分子。（3）活化能：活化分子與反應(yīng)物分子的平均能量之差。（4）反應(yīng)的熱效應(yīng)等于正逆反應(yīng)活化能之差。3.3.5提高化學(xué)反應(yīng)速率的方法增加反應(yīng)速率的具體措施可有以下幾種：(1)增大濃度(2)升高溫度(3)采用催化劑1.增大濃度（或氣體壓力）：增加單位體積內(nèi)活化分子總數(shù)2.升高溫度：增加單位體積內(nèi)活化分子總數(shù)3.降低活化能：改變反應(yīng)途徑、增加活化分子數(shù)催化作用：催化劑改變反應(yīng)途徑、降低活化能。催化劑正催化劑：增加正反應(yīng)速度的催化劑負(fù)催化劑：降低正反應(yīng)速度的催化劑第四章溶液與離子平衡內(nèi)容提要：本章將化學(xué)反應(yīng)的基本原理應(yīng)用于溶液中的離子反應(yīng)，著重討論稀溶液的通性、水溶液中的酸堿平衡、配離子的解離平衡、難溶電解質(zhì)的多相離子平衡，以及平衡原理的應(yīng)用。學(xué)習(xí)要求：1.初步掌握稀溶液的通性及其應(yīng)用；2.掌握酸堿平衡、緩沖溶液的概念，能進(jìn)行溶液pH值的計算；3.掌握配離子的解離平衡及其移動原理，并進(jìn)行相應(yīng)的計算；4.掌握溶度積規(guī)則及其應(yīng)用，并會進(jìn)行有關(guān)計算。4.1溶液定義：一種物質(zhì)以分子或離子的狀態(tài)均勻地分散在另一種物質(zhì)中，所得到的分散系統(tǒng)（體系）稱為溶液。包括：水溶液、非水溶液氣態(tài)溶液、液態(tài)溶液、固態(tài)溶液4.1.1溶液濃度的表示方法溶液的濃度：指溶質(zhì)在溶劑（或溶液）中的相對含量。1.物質(zhì)B的質(zhì)量分?jǐn)?shù)（WB）定義：溶質(zhì)B的質(zhì)量(mB)在溶液質(zhì)量(m)中所占的分?jǐn)?shù)。即質(zhì)量百分濃度。

WB=mB/m2.物質(zhì)B的摩爾分?jǐn)?shù)（XB）定義：物質(zhì)B的物質(zhì)的量（nB）與溶液的物質(zhì)的量（n）之比。也稱物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)。

XB=nB/n=nB/(nA+nB)3.物質(zhì)B的物質(zhì)的量濃度（cB）定義：溶質(zhì)B的物質(zhì)的量（nB）除以溶液的體積（V），單位：mol.dm-3，即體積摩爾濃度。

cB=nB/V4.物質(zhì)B的質(zhì)量摩爾濃度（mB或bB）定義：溶質(zhì)B的物質(zhì)的量（nB）除以溶劑的質(zhì)量（mA）。單位：mol.kg-1。

mB=nB/mA4.1.2稀溶液的通性稀溶液：當(dāng)水中溶有少量不揮發(fā)的溶質(zhì)后，形成的溶液。依數(shù)性：指稀溶液的蒸氣壓、沸點(diǎn)、凝固點(diǎn)和滲透壓只與溶質(zhì)的數(shù)量（即濃度）有關(guān)的性質(zhì)。溶液越稀，稀溶液的依數(shù)性定律越準(zhǔn)。稀溶液的通性：指稀溶液的依數(shù)性。1.溶液的蒸氣壓下降（1）蒸氣壓蒸發(fā)：液體分子從液面逸出成為蒸氣分子的過程，是一個吸熱的熵增過程。凝結(jié)：蒸氣分子變?yōu)橐合嗟倪^程，是一個放熱的熵減過程。飽和蒸氣壓（蒸氣壓）：指液體的蒸發(fā)速率等于蒸氣的凝結(jié)速率時，該液體和它的蒸氣處于平衡狀態(tài)，此時蒸氣所具有的壓力，稱為該溫度下的飽和蒸氣壓（簡稱蒸氣壓）。水的相圖：定義：表示水的固、液、氣三態(tài)之間，在不同溫度和壓力下的平衡關(guān)系圖，稱為水的相圖。見平74圖4.1.AB：水的飽和蒸氣壓曲線；AD：冰的蒸氣壓曲線；AC：冰的熔化曲線（水的凝固曲線）。三相點(diǎn)（A點(diǎn)）：它是水、汽、冰三相共存的溫度和壓力條件。對應(yīng)的溫度為273.16K、壓力為0.6105kPa。冰點(diǎn)：對應(yīng)的溫度為273.15K、壓力為101.325kPa。沸點(diǎn)：對應(yīng)的溫度為373.15K、壓力為101.325kPa。（2）溶液的蒸氣壓下降△p

拉烏爾公式：△p=xB．pA

xB

：溶液中難揮發(fā)的非電解質(zhì)溶質(zhì)B的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)（摩爾分?jǐn)?shù)）pA：純?nèi)軇┑恼魵鈮?；p溶液的蒸氣壓。其中有：△p=pA

－p水溶液的蒸氣壓下降示意圖參見書P76圖4.22.溶液的沸點(diǎn)上升（1）定義：在一定溫度下，當(dāng)液體蒸氣壓力等于外界壓力，液體就會沸騰，此時溫度稱為該液體的沸點(diǎn)。（2）關(guān)系：根據(jù)實(shí)驗(yàn)研究，溶有難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的沸點(diǎn)升高值△Tbp與溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度m成正比，即△Tbp=kbp．mkbp

：溶劑的摩爾沸點(diǎn)升高常數(shù)，取決于溶劑的特性，而與溶質(zhì)性質(zhì)無關(guān)，單位為K.kg.mol-1。m：溶液中難揮發(fā)的非電解質(zhì)溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度，單位為mol.kg-1。3.溶液的凝固點(diǎn)下降某物質(zhì)的凝固點(diǎn)：指它的固態(tài)蒸氣壓等于液態(tài)蒸氣壓時所對應(yīng)的溫度；溶液的凝固點(diǎn)：是固體純?nèi)軇┱魵鈮旱扔谌芤赫魵鈮簳r所對應(yīng)的溫度；關(guān)系：根據(jù)實(shí)驗(yàn)研究，溶有難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的凝固點(diǎn)下降值△Tfp與溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度m成正比，即△Tfp=kfp．m

kfp

：溶劑的摩爾凝固點(diǎn)下降常數(shù)，取決于溶劑的特性，而與溶質(zhì)性質(zhì)無關(guān)，單位為K.kg.mol-1

。m：溶液中難揮發(fā)的非電解質(zhì)溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度，單位為mol.kg-1。4.溶液的滲透壓（1）基本概念半透膜：指那種只允許溶劑水透過，而不允許水中的溶質(zhì)透過的薄膜。包括：天然半透膜（動植物細(xì)胞膜、動物膀胱、腸衣等），合成半透膜（硝化纖維膜、醋酸纖維膜、聚砜纖維膜等）。滲透：指溶劑水透過半透膜擴(kuò)散到溶液中，使溶液稀釋的現(xiàn)象。滲透平衡：當(dāng)水分子從純水進(jìn)入溶液和從溶液進(jìn)入純水的速度相等時，就達(dá)到了滲透平衡。滲透壓：滲透作用達(dá)到平衡時，半透膜兩邊液面差所表示的靜壓力。反滲透：在達(dá)滲透平衡的溶液一邊施加大于滲透壓的外壓力，而使溶液中水分子向純水中滲透的過程。如海水淡化等。（2）滲透壓計算公式：溶有難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的滲透壓∏（kPa）與溶液的濃度c（mol.dm-3)及熱力學(xué)溫度T（K）成正比，即溶液的滲透壓：∏V＝nRT即∏=(n/V)RT所以，∏＝CRT對于電解質(zhì)溶液：∏＝iCRTC:溶液的體積摩爾濃度n：溶質(zhì)的物質(zhì)的量V：溶液的體積R：摩爾氣體常數(shù)T：溫度i：1分子電解質(zhì)解離出的離子數(shù)4.2水溶液中的酸堿平衡4.2.1酸堿概念1.酸堿理論的發(fā)展酸堿電離理論：（1）1887年，阿累尼烏斯(S.A.Arrhenius瑞典)提出酸堿電離理論（酸堿的經(jīng)典理論）。（2）酸堿電離理論認(rèn)為：凡是在水中能解離出H+的物質(zhì)是酸、能解離出OH-的物質(zhì)是堿；酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是：H+與OH-結(jié)合生成H2O的反應(yīng)。（3）局限：不能解釋在非水溶液中，某些不含H+與OH-的物質(zhì)等也表現(xiàn)出酸堿性質(zhì)的現(xiàn)象。2.酸堿質(zhì)子理論（1）1923年，化學(xué)家布朗斯特(J.N.Brφnsted丹麥)和化學(xué)家勞萊(T.M.Lowry英國)提出酸堿質(zhì)子理論。（2）酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：能夠提供質(zhì)子的分子或離子都是酸（即酸是質(zhì)子的給予體，如NH4+），能夠接受質(zhì)子的分子或離子都是堿（即堿是質(zhì)子的接受體，如NH3）。（3）酸堿共軛關(guān)系和共軛酸堿對：酸給出質(zhì)子后成為堿，堿接受質(zhì)子后成為酸；這種酸和堿的相互依存、相互轉(zhuǎn)化關(guān)系被稱為酸堿共軛關(guān)系，酸(或堿)與它共軛的堿(或酸)一起被稱為共軛酸堿對；酸越強(qiáng)，與其共軛的堿越弱；反之亦然。酸1+堿2堿1+酸2

（4）兩性物質(zhì)：像H2O、HPO42-等既能給出質(zhì)子表現(xiàn)為酸，又能結(jié)合質(zhì)子表現(xiàn)為堿，這樣的物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)。3.酸堿電子理論（1）1923年路易斯

(G.N.Lewis美國)酸堿電子理論。（2）酸堿電子理論認(rèn)為：凡是可以接受電子對的物質(zhì)稱為酸（即酸是電子對的受體），凡是可以給出電子對的物質(zhì)稱為堿（即堿是電子對的給體）。酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是:配位鍵的形成，并生成酸堿配合物。（3）該理論擴(kuò)大了酸堿范圍。路易斯理論在有機(jī)化學(xué)中應(yīng)用得更為普遍，它常用親電子試劑和親核試劑來代替酸和堿的概念。

（4）由于酸堿電子理論所包括的酸堿種類較為廣泛，所以常把酸堿電子理論定義的酸堿稱為“廣義酸堿”或“路易斯酸堿”。（5）路易斯酸堿電子理論的局限：無統(tǒng)一標(biāo)度來確定酸堿的相對強(qiáng)度（即酸堿反應(yīng)的方向難以確定）；因酸堿范圍太廣，所以不易掌握其特征。4.2.2酸堿的解離平衡1.一元弱酸、弱堿的解離平衡典型的例子：弱酸HAC；弱堿NH3(1)HAC(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+AC–(aq)

(2)NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH–(aq)上述兩式平衡后的Ka

和Kb

的表達(dá)式：見書P82的（4.11）、（4.12）水的離子積：Kw

=Ka

.Kb

=1.0×10-14

（常溫下）由熱力學(xué)數(shù)據(jù)，根據(jù)公式：△rGm

（T）＝－RTlnK

（T）可以計算出Ka

和Kb

，再進(jìn)一步計算未知濃度。2.多元酸的解離平衡多元酸在水溶液中的解離是分級進(jìn)行的，每一級解離達(dá)平衡時，都有一個相應(yīng)的解離常數(shù)。如：

H2CO3(aq)H+(aq)+HCO3

–(aq)HCO3–(aq)H+(aq)+CO32

–(aq)分別寫出上述兩式平衡后的Ka1

和Ka2

(P83)4.2.3同離子效應(yīng)與緩沖溶液1.同離子效應(yīng)定義：在弱酸溶液中加入該分子酸的共軛堿，或在弱堿溶液中加入該分子堿的共軛酸，而使弱酸或弱堿的解離度降低的現(xiàn)象叫做同離子效應(yīng)。2.緩沖溶液及其pH的計算：

定義：分子酸（或分子堿）與足夠量的離子堿（或離子酸）組成的溶液的pH值，能在一定范圍內(nèi)不因稀釋或外加少量酸堿而發(fā)生顯著變化，這種對酸堿具有緩沖作用（或緩沖能力）的溶液叫做緩沖溶液。①分子酸及其共軛離子堿組成的緩沖溶液的pH值計算公式：

pH=pKa

－lgc(共軛酸）/c(共軛堿）②分子堿及其共軛離子酸組成的緩沖溶液的pH值計算公式：

pH=14－pKb

+lgc(共軛堿）/c(共軛酸）（注：pOH=pKb

－lgc(共軛堿）/c(共軛酸）上述公式中共軛酸（堿）的濃度為平衡濃度，但在計算中可以用初始濃度近似代替。）3.緩沖溶液的應(yīng)用、選擇與配制人體血液的緩沖體系：H2CO3(aq)－HCO3

–(aq)，其pH值保持在7.4附近（7.35-7.45），pH的改變超過0.5時，就可能導(dǎo)致生命危險。如果血液的酸堿度突然發(fā)生改變，就會引起“酸中毒”或“堿中毒”。

當(dāng)(共軛酸）/c(共軛堿）＝1（即pH=pKa

）時，緩沖溶液的緩沖能力最大。其比值相差太大時，緩沖能力就較低。只有當(dāng)(共軛酸）/c(共軛堿）＝0.1～10時，緩沖溶液才具有緩沖能力，此時的pH值范圍為：

pH=pKa

±1（或pOH=pKb

±1）方法：根據(jù)上述范圍，選擇共軛酸－共軛堿，調(diào)節(jié)(共軛酸）/c(共軛堿）的比值，使所配制的緩沖溶液的pH值達(dá)到要求的數(shù)值。4.3配離子的解離平衡4.3.1配位化合物的組成和命名（1）配位化合物(絡(luò)合物）：含有配位鍵的化合物，由內(nèi)界（配離子）和外界兩部分組成。

（2)形成配位鍵的條件：①配位體的配位原子必須提供孤對電子；②中心離子或中心原子（形成體）必須有可接受孤對電子的空軌道。(3)有關(guān)配合物的概念：內(nèi)界（配離子）：由形成體與配位體以配位鍵結(jié)合而成。形成體：指具有空軌道中心離子或中心原子。配位體：指具有孤對電子的中性分子或負(fù)離子。外界：指與配離子以離子鍵結(jié)合，在水溶液中易解離的離子或離子團(tuán)。配位原子：在配位體中與中心離子或中心原子直接結(jié)合的原子。配位數(shù)：指在配位體中配位原子的數(shù)目。配合物外界

內(nèi)界（配離子）形成體（中心體）配位體中心離子中心原子單齒配位體多齒配位體提供空軌道提供孤對電子形成配位鍵組成配合物配合物的組成配合物的命名①

[Cu(NH3)4]SO4：硫酸四氨合銅（Ⅱ）②

K4[PtCl6]：六氯合鉑（Ⅱ）酸鉀③

Co2(CO)8：八羰合二鈷④[CoCl(NH3)(en)2]Cl2:二氯化·一氯·一氨·二乙二胺合鈷（Ⅲ）（當(dāng)有多個配位體時，命名順序?yàn)椋合蓉?fù)離子，后中性分子。負(fù)離子順序：先簡單離子、再復(fù)雜離子、最后有機(jī)酸根離子；中性分子順序：先H2O、再NH3、最后有機(jī)分子。）4.3.2配離子的解離平衡配合物在水溶液中幾乎完全解離成內(nèi)界（配離子）和外界兩部分；而配離子在溶液中類似于弱酸或弱堿，存在解離平衡，且配離子的解離是分步進(jìn)行的。如：[Cu(NH3)4]2＋的有四級解離，總解離常數(shù)等于四級解離常數(shù)之積。即：解離常數(shù)（不穩(wěn)定常數(shù)）：Ki

=K1

﹒K2

﹒K3

﹒K4

解離反應(yīng)的逆反應(yīng)叫配合反應(yīng)，其平衡常數(shù)叫穩(wěn)定常數(shù)Kf

，它與不穩(wěn)定常數(shù)Ki

的關(guān)系為倒數(shù)關(guān)系：即：Kf

＝1/Ki

配離子間的轉(zhuǎn)化相同類型的配離子可直接用Ki

值的大小判斷，Ki

大的配離子可以轉(zhuǎn)化成Ki

小的配離子。如：在[Ag(NH3)2]+的平衡體系中加入足量的CN－，則能使[Ag(NH3)2]+解離轉(zhuǎn)化為[Ag(CN)2]－。兩種配離子的穩(wěn)定性差別越大，則轉(zhuǎn)化為穩(wěn)定配離子的反應(yīng)就越完全。4.3.3配位化合物的特征及應(yīng)用1.配合物的穩(wěn)定性及離子濃度控制（1）電鍍液中常加配位劑來控制被鍍離子的濃度有氰電鍍：無氰電鍍：（2）醫(yī)學(xué)上使用的解毒藥物與配合物有關(guān)如，EDTA可除體內(nèi)的Pb2+、Hg2+2.配離子的特殊顏色與鑒別如，鑒別：H2O、Fe3+、Ni2+等3.溶解難溶電解質(zhì)如，NH3.H2O可溶解AgCl、Na2S2O3可溶解AgBr、NaCN可溶解AgI4.4難溶電解質(zhì)的多相離子平衡單相平衡：體系中只涉及一相。如弱酸弱堿的解離平衡、配離子的解離平衡。多相平衡：體系中只涉及兩相及以上。如沉淀溶解平衡、氧化還原平衡4.4.1溶度積的概念（1）難溶電解質(zhì)：一般指溶解度<0.1%的強(qiáng)電解質(zhì)（如AgCl、Ag2CrO4、Mg(OH)2等）。（2）Ag2CrO42Ag++CrO42－溶度積：Ksp

=[c(Ag+)/c

]2﹒[c(CrO42－)/c

]溶度積定義：對于一定的難溶電解質(zhì)，在一定溫度下，其飽和溶液中各離子濃度（活度）冪的乘積為一常數(shù)Ksp

?！鱮Gm（T）=△rGm

（T）+RTlnQ＝－RTlnKsp

（T）+RTlnQ

Ksp

與熱力學(xué)的關(guān)系為：△rGm

（T）＝－RTlnKsp

（T）4.4.2溶度積Ksp

與溶解度s的關(guān)系

溶度積Ksp

與溶解度s都可表示難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力大小；對于相同類型的難溶電解質(zhì)，可以直接用Ksp

的大小來比較它們?nèi)芙舛鹊拇笮?；而對于不同類型的難溶電解質(zhì)，必須通過計算才能比較其溶解度的大小。4.4.3溶度積規(guī)則及其應(yīng)用1.溶度積規(guī)則溶度積規(guī)則①當(dāng)Q>Ksp

時，溶液為過飽和狀態(tài)，有沉淀生成。②當(dāng)Q＝Ksp

時，溶液達(dá)到飽和，沉淀既不溶解也不析出。但微觀上溶解和析出速度相等。③當(dāng)Q<Ksp

時，溶液未飽和，有沉淀溶解。

反應(yīng)商Q和平衡常數(shù)K的表達(dá)式完全一樣，但Q表示任意狀態(tài)，K表示平衡狀態(tài)。對于化學(xué)反應(yīng)，有一個普遍公式：△rGm（T）＝△rGm

（T）+RTlnQ=－RTlnK

+RTlnQ=RTlnQ/K

同離子效應(yīng)：在溶液中加入與難溶電解質(zhì)含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使難溶電解質(zhì)溶解度降低的效應(yīng)。2.分步沉淀和共同沉淀①分步沉淀：當(dāng)溶液中同時含有幾種離子時，若加入某種試劑（沉淀劑），而使這幾種離子按先后順序沉淀出來（由Ksp

值的大小決定），這就是分步沉淀。如：AgNO3加到含有Cl-、Br-、I-的溶液中②共同沉淀：當(dāng)溶液中同時含有幾種離子時，若加入某種試劑（沉淀劑），而使這幾種離子同時沉淀出來（由Ksp

值的大小相近,如BaCrO4和BaSO4），這就是共同沉淀。③溶液中某種離子沉淀完全的條件：<10-5mol/dm3

3.沉淀的轉(zhuǎn)化（1）對于相同類型的難溶電解質(zhì)，Ksp

大的容易轉(zhuǎn)化為Ksp

小的。例如，AgCl易轉(zhuǎn)化為AgICaSO4易轉(zhuǎn)化為CaCO3（2）Ksp

小的沉淀轉(zhuǎn)化為Ksp

大的沉淀較困難，只有在特定的條件下才可能實(shí)現(xiàn)。例如，AgI轉(zhuǎn)化為AgCl，則需c(Cl-)≥2.08×106c(I-),一般是不可能的。4.沉淀的溶解要使沉淀溶解，就要使Q<Ksp

，即要減少平衡離子的濃度，其方法有：（1）生成弱電解質(zhì)如，H2O、CO2、H2S等。（2）生成配位化合物如，AgCl可溶解在NH3.H2O中、AgBr可溶解在Na2S2O3中、AgI可溶解在NaCN中生成配合物（3）發(fā)生氧化還原反應(yīng)如，氧化性酸可以溶解難溶硫化物（例：稀硝酸和硫化銅）5.配位解離平衡與沉淀溶解平衡的競爭這種競爭主要由難溶電解質(zhì)的溶度積Ksp

及配離子的穩(wěn)定常數(shù)Kf

的相對大小決定。第五章電化學(xué)與金屬腐蝕內(nèi)容提要：本章在介紹原電池組成、電極反應(yīng)和電極電勢等基本概念的基礎(chǔ)上，著重討論濃度對電極電勢的影響以及電極電勢的應(yīng)用。介紹電解產(chǎn)物的判斷和電解的應(yīng)用、電化學(xué)腐蝕及其防護(hù)的原理。學(xué)習(xí)要求：1.了解電極電勢的概念及其產(chǎn)生的原因，能正確書寫電極反應(yīng)、電池反應(yīng)和原電池符號；2.能應(yīng)用能斯特方程式進(jìn)行有關(guān)的計算；3.能夠應(yīng)用電極電勢分析氧化還原反應(yīng)中的一些問題；4.能夠正確判斷電解產(chǎn)物；5.了解電解在工程實(shí)際中的某些應(yīng)用和金屬腐蝕及防護(hù)的原理。5.1原電池及其電動勢電化學(xué)中研究的氧化還原反應(yīng)，涉及到電子的轉(zhuǎn)移，通?？煞譃閮深悾孩僖活愂窍到y(tǒng)的Gibbs函數(shù)變減?。ā鱮Gm<0），反應(yīng)為自發(fā)進(jìn)行。如：原電池反應(yīng)(化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔埽诹硪活愂窍到y(tǒng)的Gibbs函數(shù)變增大（△rGm>0），反應(yīng)為非自發(fā)進(jìn)行。如：電解池反應(yīng)(電能轉(zhuǎn)變?yōu)榛瘜W(xué)能）5.1.1氧化還原反應(yīng)氧化反應(yīng)：一切失去電子過程的反應(yīng)。還原反應(yīng)：一切得到電子過程的反應(yīng)。氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子的得失或轉(zhuǎn)移（比較狹窄）。1.氧化值（氧化數(shù)）IUPAC的定義：氧化值是某元素一個原子的荷電數(shù)，這種荷電數(shù)是由假設(shè)把每個鍵中的電子指定給電負(fù)性較大的原子而求得。（IUPAC為InternationalUnionofPureandAppliedChemistry，國際純粹與應(yīng)用化學(xué)聯(lián)合會或國際理論與應(yīng)用化學(xué)聯(lián)合會）。氧化數(shù)（氧化值）：元素氧化態(tài)的標(biāo)志，表示原子在化合物中化合狀態(tài)。電負(fù)性相同的兩個原子（同種原子）相結(jié)合時，該原子的氧化數(shù)為零（如H2、Cl2）。當(dāng)電負(fù)性不同的兩個原子（異種原子）相結(jié)合時，電負(fù)性小的原子失去或偏離電子，氧化數(shù)為正（如HCl中的H）；電負(fù)性大的原子得到或吸進(jìn)另一個原子的電子，它的氧化數(shù)為負(fù)（如HCl中的Cl）。原子價（化合價，簡稱價）：表示一種元素在化合物中原子的結(jié)合能力。一般ⅠA為+1價，ⅡA為+2價，H為+1價，O為-2價，F(xiàn)、Cl為-1價（CH4中C為-4）。有些同一元素在不同化合物中有不同的價態(tài)（如S）。元素氧化值（氧化數(shù)）的求算規(guī)則：（1）在單質(zhì)中，元素的氧化值等于零。（2）單原子離子的氧化值等于它所帶的電荷數(shù)；多原子離子的氧化值等于該離子中所有元素的電荷數(shù)之和。（3）在電中性化合物中，所有元素氧化值之和等于零。（4）氟在化合物中的氧化值均為-1。（5）氫在化合物中的氧化值一般為+1，但在金屬氫化物中，如NaH中H的氧化值為-1。（6）氧在化合物中的氧化值一般為-2，但在過氧化物中，如H2O2中O的氧化值為-1；在超氧化物中，如KO2中O的氧化值為-1/2；在氟氧化物中，如OF2中O的氧化值為+2?；蟽r(原子價)、氧化數(shù)(氧化值)基本上是一致的：化合價（原子價）：表示一種元素在化合物中原子的結(jié)合能力。應(yīng)為整數(shù)（如