iffl工教育

?CMPEDU

教案

課程名稱工科大學化學

課程性質考查

總學時/學分40/2.5

參考教材《工科大學化學》

授課章節0緒論

課程性質必修學時1

教學掌握：化學的學科分支及其在社會發展中的作用。

目的理解：了解化學的研究對象。

要求

了解：工科大學化學的學習內容。

重點：

教學

化學的研究對象，化學的學科分支及其在社會發展中的作用。

重點

難點難點：

化學的研究對象，化學的學科分支。

教學

結合啟發性、提問式等教學手段進行系統講授

方法

教具多媒體課件輔以板書

0.1化學的研究對象；

0.2化學的學科分支；

授課0.3化學的學科特點；

提綱0.4化學學科的發展趨勢；

0.5工科大學化學的學習內容

教學主要內容各注

0.1化學的研究對象

化學是研究物質組成、結構、性質和變化規律的科學，是自然科學

領域的重要基礎學科?；瘜W研究原子、離子、分子和超分子，其中最低

物質層次是原子。超分子是分子借助分子間的弱相互作用力，通過自組裝

構成的具有高級結構的聚集體?；瘜W是一門在原子、分子和超分子層次研

究物質組成、結構、性質和變化規律的科學。

0.2化學的學科分支

從學科角度劃分，化學屬于一級學科，根據其研究對象和目的的不同,

其分支學科主要包括無機化學、有機化學、分析化學、物理化學等。

無機化學(InorganicChemistry)是以19世紀60年代元素周期律的發

現為標志，研究無機化合物性質、組成、結構和變化規律的分支學科。20

世紀以來，無機化學有了更加蓬勃的發展，航天航空、石油能源、信息

科學等領域的進步，推動了無機化學與這些領域,的交叉融合，出現了無機材

料化學、生物無機化學、固體無機化學、無機金屬化學等新興學科。

有機化學(OrganicChemistry)是研究碳氫化合物及其衍生物組成、結

構、性質、合成及其應用的分支學科。有機化學的結構理論和分類形成于

19世紀下半葉。隨著有機化學研究的不斷深入，該學科與其他新興學科交

叉融合，又逐步誕生出新的學科分支。

分析化學(AnalyticalChemistry)是研究物質組成、結構的分析方法及

其理論的分支學科，是化學研究的重要支撐。分析化學根據研究方法和手段

不同，可分為化學分析和儀器分析。

物理化學(PhysicalChemistry)是用物理學的原理和實驗手段研究化學

變化基本規律的分支學科。1887年，范特霍夫創辦了《物理化學雜志》，標

志著物理化學學科分支的形成。人們從物理學的發展中不斷獲得靈感，將其

應用到更為復雜的化學領域，去揭示化學反應的原理和內在規律、化學物

質的組成和結構、化學反應與外界環境因素(力、聲、熱、電、光、磁)

的相互關系等，為深入理解化學本質提供了重要的理論基礎。

0.3化學的學科特點

化學是一門理論和實踐相結合的學科，遵循從實踐中來、到實踐中去、

從個體到全面等原則，經歷著對局部事實歸納和分類，提出規律、概念和假

設，再對假設進行驗證，當驗證與事實不符時，又開始新的假設和驗證的過

程。

0.4化學學科的發展趨勢

化學自誕生以來，為人類文明的發展和進步起到了巨大的推動作用。進

入21世紀，化學將在能源、資源、環境、健康等研究領域面臨全新的任務

授課章節1物質的聚集狀態與環境保護

課程性質必修學時6

掌握：理想氣體狀態方程，氣體分壓定律，溶液濃度的表示方法，稀溶

液的依數性。

教學

理解：晶體和非晶體特點，固體表面的吸附與干燥，環境保護與可持續

目的

要求性發展。

了解：了解大氣污染與防治，水資源污染及其防治，固體廢棄物的利用

及處理。

重點：

理想氣休狀態方程，氣體分壓定律，溶液濃度的表示方法，稀溶液

的依數性，晶體和非晶體特點，固體表面的吸附與干燥，環境保護與可

教學

持續性發展，大氣污染與防治，水資源污染及其防治，固體廢棄物的利

重點

難點用及處理。

難點：

理想氣體狀態方程，氣體分壓定律，溶液濃度的表示方法，稀溶液

的依數怛，晶體和非晶體特點，固體表面的吸附與干燥。

教學

結合啟發性、提問式等教學手段進行系統講授

方法

教具多媒體課件輔以板書

1.1氣體

1.1.1理想氣體1.1.2氣體分壓定律

1.1.3大氣污染與防治

1.2.溶液

授課1.2.1溶液濃度的表示方法

提綱1.2.2稀溶液的依數性1.2.3水資源保護1.3固體

1.3.1晶體和非晶體

1.3.2固體表面的吸附與干燥

1.3.3固體廢棄物的利用及處理

1.4環境保護與可持續性發展本章小結

教學主要內容備注

1.1氣體

氣體的分子間作用力很小，沒有固定的體積和形狀，易流動，具有

擴散性和可壓縮性，這些物理特性給研究帶來了很多困難。為了簡化問題,

人們提出了一種假想的氣體模型——理想氣體。

1.1.1理想氣體

理想氣體指氣體分子為沒有體積的質點,分子之間沒有相互作用力，分

子之間的碰撞及分子與容器器壁間碰撞沒有能量?員失的氣體。實際上，理

想氣體是不存在的。研究結果表明：在高溫、低壓條件下，氣體分子間的

距離增大，分子的體積和分子間作用力均可忽略，這時的氣體可近似看作

是理想氣體。

pV=nRT

1.1.2氣體分壓定律

實際生產過程中，經常遇到的是氣體混合物。例如，空氣是由氧氣、

氮氣、二氧化碳和稀有氣體等多種氣體組成的混合物。通常，把組成混合

氣體的每一種氣體稱為混合氣體的組分氣體。混合氣體中各組分氣體的含

量，可以用其分壓來表示

p=pi+p2+p3+p4+...=ZPB

1.13大氣污染與防治

大氣是多種氣體的混合物，其總質量約為6x10153相當于地球

質量的百萬分之一。大氣層的厚度在1000km以上，沒有明顯的界線，

其中人類賴以生存的空氣主要是在距地面10?12km的范圍內。

1）大氣污染的形成

大氣污染的形成，有自然原因和人為原因。前者如火山爆發、森林火

災、巖石風化等；后者如燃燒物釋放、工業廢氣排放等。目前，世界各

地的大氣污染主要是人為因素造成的。其中化石燃料的燃燒，向大氣釋放

了大量二氧化硫、二氧化碳、氮氧化物等物質，這些物質嚴重影響了大

氣環境，會對人類造成危害。

形成大氣污染的主要因素有污染源、大氣狀態和受體。大氣污染分為

教學主要內容備注

污染物排放、大氣運動的作用和相對受體的影響這三個過程。因此，大

氣污染的程度與污染物的性質、污染源的排放、氣象條件和地理條件等

有關。

2）大氣污染的來源

大氣污染歷史始于取暖和煮食，到14世紀，燃煤釋放的煙氣已成為

主要污染問題。18世紀工業革命后，工業用的燃料燃燒、燃煤造成的空氣

污染更加嚴重。大氣污染的來源有以下三種類型。

（1）工業污染源工業污染源包括燃料燃燒排放的污染物，生產過程

中的排氣以及生產過程中排放的礦物和金屬粉塵。

（2）生活污染源這種污染源主要為家庭爐灶排氣，是一類排放量大、

分布廣、危害性不容忽視的空氣污染源。

（3）汽車尾氣汽車尾氣污染指由汽車排放的廢氣造成的環境污染，

主要污染物為碳氫化合物、氮氧化物、一氧化碳、含鉛化合物等，可以

引起光化學煙霧。

3）大氣污染物

目前對環境和人類產生危害的大氣污染物中，影響范圍廣、具有普

遍性的污染物有以下幾種。

（1）顆粒物顆粒物指除氣體之外，包含于大氣中的物質，包括各種固

體、液體和氣溶膠，其中有固體的灰塵、煙霧以及液體的云霧和霧滴，其

粒徑范圍主要在200?0.1pm之間。

（2）硫氧化物硫常以SO2、H2s的形態進入大氣，也有以亞硫酸及硫

酸（鹽）微粒的形式進入大氣。

（3）碳氧化物碳氧化物主要是CO和CO2oCO主要由含碳物質不完

全燃燒產生。

4）大氣污染的治理方法

根據大氣污染物的存在狀態不同，大氣污染的治理方法可分為以下兩

類。

（1）顆粒污染物常采用除塵法來治理。除塵方法和設備的種類很多,

教學主要內容備注

選擇適合的除塵方法利設備，除需考慮當地大氣環境質量、塵的環境容

許標準、排放標準、設備的除塵效率及有關經濟技術指標外，還必須了

解塵的特性，如粒徑、粒度分布、形狀、密度、黏性、可燃性及含塵

氣體的化學成分、溫度、壓力等。

（2）氣態污染物主要有吸收、吸附、催化、燃燒、膜分離等治理方法。

1.2溶液

溶液是一種分散體系，由溶質和溶劑組成。許多化學反應都是在溶

液中進行的，許多物質的性質也是在溶液中呈現的，其與人類的工農業

生產、日常生活和生命現象都有極為密切的關系。溶液有許多種類，根

據其聚集狀態不同，可分為氣態溶液、固態溶液和液態溶液。液態溶液

是最常見的溶液，根據溶質不同，乂可分為電解質溶液和非電解質溶液

兩大類。水溶液是最常用的物質體系，有些物質可以與水以任意比例互

相混溶，如乙醇。

1.2.1溶液濃度的表示方法

溶液濃度的表示方法可分為兩大類，一類是用溶質和溶劑的相對量

表示，另一類是用溶質和溶液的相對量表示。由于溶質、溶劑或溶液使

用的單位不同，濃度的表示方法也不同。

1）質量分數

在混合物中，組分B的質量與混合物總質量m總之比，即為

該組分B的質量分數，用WB表示，單位為L

WB=rriB/m總

2）摩爾分數

在混合物中，組分B的物質的量IIB與混合物總的物質的量ne之比

XB=nB/n總

對于液體和固體混合物，一般用XB表示，對于氣體混合物，一般

改用yB表示。

3）質量摩爾濃度

在溶液中,溶質B的物質的量皿除以溶劑A的質量mA.即為溶

教學主要內容備注

質B的質量摩爾濃度，用be表示，單位為mol-kg-1o

bB=nB/mA

4）摩爾濃度

在溶液中，物質B的物質的量nB除以溶液的體積V,即為物質B的

摩爾濃度，用CB表示，單位為mol-L1o

CB=nu/V

1.2.2稀溶液的依數性

溶液按溶質類型不同可以分為電解質溶液和非電解質溶液。非電解

質稀溶液具有以下共同性質：溶液的蒸氣壓下降、沸點上升、凝固點下

降以及產生滲透壓。這些性質都與溶液中

溶質的粒子數（濃度）有關，而與溶質的本性無關，這類性質稱為稀溶

液的依數性。

1）稀溶液的蒸氣壓下降

P=PAXA

AP二P；_P=P；_P；%A=P；（1_4A）=P；々B

2）溶液的沸點上升和凝固點下降

（1）液體的沸點與凝固點當液體的蒸氣壓等于外壓時，液體就會沸騰，

此時的溫度稱為液體的沸點，用Tb表示。液體的沸點隨外壓的升高而

增大，例如：外壓為93.3kPa時，H2O的沸點為97.7℃;外壓為

lOlkPa（即標準大氣壓）13寸，HzO的沸點為lOO^o標準大氣壓下H2O

的沸點稱為正常沸點，通常所說液體的沸點指正常沸點。液體的正常凝固

點指在lOlkPa外壓下，該物質的液相與固相達到平衡時的溫度。例如

H2O的正常凝固點是0C,此時水與冰共存，建立了液-固兩相平衡，水

的蒸氣壓等于冰的蒸氣壓。即：凝固點是液相與固相蒸氣壓相等時的溫

度，用Tf表示。

（2）溶液的沸點上升

==Kb?狐

（3）凝固點下降

教學主要內容備注

ST(=T；-Tf=K(-btt

3）滲透壓

n=cKRT

難揮發非電解質稀溶液的蒸氣壓下降、沸點上升、凝固點下降和產生

滲透壓，都與溶液中所含溶質的數量有關，與其種類和本性無關，這稱

為溶液的依數性，也稱為稀溶液通性或稀釋定律。

1.2.3水資源保護

1）水污染

水是常見的溶劑，可溶解多種物質。當污染物質進入水體，將影響

水質。當污染物含量過大，超出水體的自凈能力，將破壞水體的生態平

衡，使水體的物理、化學性質發生改變而降低水體的使用價值，稱為水

體污染。全世界約75%的疾病與水體污染有關，如傷寒、霍亂、痢

疾等。

2）水污染的防治

廢水處理的主要原則是從清潔生產的角度，改革生產工藝和設備，減

少污染物，防止廢水外排，進行綜合利用和回收。工業廢水和城市污水

的任意排放是造成水污染的主要原因。

要控制、消除水污染，必須從污染源抓起，積極對各類廢水實施有

效的技術處理，并加強對水體及其污染源的監測和管理，將“防、治、

管”三者結合起來。

污水處理通常分為三級處理.：①一級處理，屬于初級處理或預處理，

目的是去除水中的懸浮物和漂浮物。經過一級處理后，懸浮固體去除率

可達70%?XO%。②二級處理.其目的是夫除廢水中呈膠體狀態和溶解

教學主要內容備注

狀態的有機物。經二級處理后，廢水中有機物可除去8()%~9()%,通常

能達到排放標準。③三級處理。主要是去除生物難降解的有機污染物和

廢水中溶解的無機污染物，屬于深度處理，處理后的水通?？蛇_到工業

用水、農業用水和飲用水的標準，但成本高，一般只用于嚴重缺水的地

區和城市

1.3固體

當液體冷卻到一定溫度，便凝結為固體。固體具有一定的體積和形

狀，密度大，不易壓縮。固體內部粒子受力相互抵消，而表面粒子受

力不對稱，使固體具有吸附能力，從而產生潤滑、黏結和催化作用。

自然界的物質中，固體占絕大多數。工程材料以固態物質為主。

1.3.1晶體和非晶體

晶體與非晶體比較，有以下不同。

1)幾何形狀

晶體具有整齊的、有規則的幾何形狀。

2)各向異性

晶體有許多物理性質，如光學性質、導電性、導熱性、溶解作用

等，在晶體的不同方向各不相同，稱作各向異性。例如石墨晶體在不同

方向的導電能力相差很大；云母晶體在不同方向上的強度相差很遠，容易

沿著某一方向的平面分裂成薄片。非晶體物質則不同，和液體相似，表

現為各向同性。

3)熔點

非晶體沒有固定的熔點，只有軟化溫度范圍。

1.3.2固體表面的吸附與干燥

吸附現象是物質界面將周圍介質的質點吸引并暫時停留的現象，或物

質在相界面上濃度自動發生變化的現象。能把周圍介質吸引在其表面的物

質稱為吸附劑。常用的固體吸附劑有活性炭、硅膠、活性氧化鋁等。被

吸附的物質稱為吸附質。固體表面能自發地產生吸附現象。被吸附的物質

并非靜I上不動.隨著分子熱運動、氣體分子的碰撞,吸附質分子還可以

教學主要內容備注

重新回到周圍介質中，這種現象稱為解吸。

1.3.3固體廢棄物的利用及處理

1）固體廢棄物的概念

固體廢棄物指生產和生活活動中丟棄的固體、半固體物質。“廢物”

是一個相對的概念，在某種條件下稱為廢物，但在另一種條件下卻可能

成為寶貴的原材料，故固體廢棄物有“放錯地點的原料”之稱。2）固體

廢棄物的產生

3）固體廢棄物的分類與特點

4）固體廢棄物的處理和利用的原則

1.4環境保護與可持續性發展

可持續發展的含義深刻、內容豐富，主要指社會、經濟、人口、資

源和環境的協調發展。目標是發展，必要條件是可持續，其主張世界上

任何地區、任何國家的發展不能以損害別的地區、國家的發展能力為代

價，當代人的發展不能以損害后代人的發展能力為代價。可持續發展的

實質是協調人與自然的關系，從根本上緩解人口爆炸、資源短缺、環境

污染、生態破壞的問題。

作業題

三、填空題：1、3、6、7

四、單選：1、2、3、4、7、1（）

五、簡答題：2、3

六、計算題：1、2、3

授課章節第2章化學反應的能量與方向

課程性質必修學時6

掌握：熱力學常用術語、化學反應熱和焙變、熱化學方程式及化學反

應的焰變的計算、化學計量數、混亂度與焙、吉布斯函數與反應方向

教學

的判據。

目的

理解：自發過程的特點、反應進度的意義及其計算。

要求

了解：了解本章的主要內容和基本要求、能源開發利用及現狀

焰變與反應的自發性、中國能源現狀及面臨的挑戰。

重點：

化學計量數、反應進度、系統、環境、狀態、狀態函數等熱力學

常用術語、熱力學第一定律、化學反應熱和焰變、熱化學方程式及化

教學

學反應的婚變的計算、自發過程、焙、吉布斯函數與反應方向的判據、

重點

能源開發利用及現狀。

難點

難點：

化學計量數；反應進度、狀態、狀態函數、吉布斯函數與反應方

向的判據、化學反應的焰變的計算、燧。

教學

結合啟發性、提問式等教學手段進行系統講授

方法

教具多媒體課件輔以板書

2.1化學反應中的質量關系

2.1.1化學反應計量數2.1.2反應進度

2.2化學反應中的能量關系

2.2.1熱力學常用術語2.2.2熱力學第一定律2.2.3化學反應熱

和焙變2.2.4熱化學方程式2.2.5化學反應的焙變

授課2.3化學反應的方向

提綱2.3.1自發過程2.3.2焰變與反應的自發性2.3.3混亂度與焰

2.4吉布斯函數與反應方向的判據

2.4.1吉布斯函數2.4.2吉布斯函數變與反應的方向

2.4能源開發利用2.4.1能源概述2.4.2常規能源

2.4.3新型能源2.4.4人類利用能源的歷史及現狀展望

2.4.5中國能源現狀及面臨的挑戰本章小結

教學主要內容備注

2.1化學反應中的質量關系

2.1.1化學反應計量數

化學反應是化學研究的核心部分。物質發生化學反應時，遵循質量

守恒定律。化學反應方程式是根據質量守恒定律，用元素符號和化學式

表示化學變化中質量關系的式子。對于任意一個化學反應，其化學反應

方程式可以寫作：

+〃B=gG+/?H

若將反應物的化學式移項，則有0=gG+/?H-aA6B

此式可簡寫作通式0=￡VBB

2.1.2反應進度

為了表示化學反應進行的程度，我國國家標準GB3100?3102-93《量

和單位》中規定了反應進度E這一物理量及其單位。

彳=必

2.2化學反應中的能量關系

熱力學是研究能量相互轉化過程中所遵循規律的科學。熱力學建立

在熱力學第一定律、熱力學第二定律和熱力學第三定律基礎上，適用于

大量分子組成的宏觀系統?；瘜W反應都伴隨著能量的變化，將熱力學原

理應用于化學過程，就形成了化學熱力學。

2.2.1熱力學常用術語

1）系統與環境

人們為了研究方便，常將研究的對象與周圍其他部分區分開，被研

究的對象稱為系統（或體系），除系統之外與系統密切相關的部分稱為環

境。例如研究燒杯中的水，水即為系統，而燒杯及其它的相關物質或空

間則為環境。根據系統與環境之間是否有物質和能量交換，將系統分為

三類：

（1）敞開系統系統與環境之間既有物質交換又有能量交換的系統。

教學主要內容備注

如敞口廣口瓶內的熱水。

(2)封閉系統系統與環境之間無物質交換而有能量交換的系統。

如封口廣口瓶內的熱水。

(3)孤立系統系統與環境之間既無物質交換也無能量交換的系統,

又稱隔離系統。如保溫瓶內的熱水。

2)狀態和狀態函數

系統都具有一定的宏觀性質，如溫度、壓力、體積、質量、密度等,

這些性質的綜合表現稱為系統的狀態。這些描述系統狀態的宏觀性質(物

理量)，稱為狀態函數。當系統的宏觀性質一定時，系統的狀態就確定了；

當系統的狀態發生變化，系統的性質也會隨之改變。

3)過程和途徑

當系統從始態變化到終態時，其宏觀性質也會發生變化，稱這種變化

為過程。將系統從始態到終態所經歷的過程總和禰為途徑。

4)相

系統中物理性質和化學性質完全相同的均勻部分稱為相，有氣相、

液相和固相三種，不同的相之間存在著明顯的相界面。同一種物質可因

其聚集狀態不同而形成不同的相，且能同時存在，例如水、水蒸氣、冰

是同一物質水的不同相。同一相可能含有多種物質，例如硫酸銅和氯化

鈉的混合溶液為一個相，但其中有三種物質。

2.2.2熱力學第一定律

1)熱和功

(1)熱系統與環境之間由于溫度不同而交換的能量稱為熱，用。

表示，單位為Jo熱力學中用Q值的正、負表示熱傳遞的方向；系統吸熱,

Q為正值；系統放熱，Q為負值“熱不但與系統的始態、終態有關，還

與變化的途徑有關，故熱不是狀態函數。

(2)功系統和環境之間除熱外，所交換的其他形式能量稱為功，

用W表示，單位為J。熱力學中用W值的正、負表示功傳遞的方向：環

境對系統作功，W為正值；系統對環境作功，W為負值。功也與變化的

教學主要內容備注

途徑有關，不是狀態函數。

W=-p,rAl=-p^V=-P^V2-V})

2)熱力學能

任何物質都具有能量，系統內所含全部能量的總和稱為熱力學能，

又稱內能。用U表示，單位是J或kJ。熱力學能是狀態函數，其改變量

只與系統的始態和終態有關，與變化所經歷的途經無關。

3)熱力學第一定律

人們經過長期的實踐證明：自然界的一切物質都具有能量，能量不會

自生自滅，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。此規律稱為能量守恒定律，即熱力學第一定律。

△U=U2~UI=Q+W

2.2.3化學反應熱和熔變

在一定條件下，化學反應過程中系統吸收或放出的熱量稱為化學反

應熱，簡稱反應熱。根據化學反應進行的條件不同，反應熱分為：恒容

反應熱與恒壓反應熱。

1.恒容反應熱

對于只做體積功的反應系統，在恒容條件下的反應熱稱為恒容反應

熱(Heatofreactionatconstantvolume),用Qv表示。

△U=Q+W=Q\'-/?△V=Qv

2.恒壓反應熱

對于只做體積功的反應系統，在恒壓條件下的反應熱稱為恒壓反應熱

(Heatofreactionatconstantpressure),用。口表示。

AU=Q+W=QP-p^V

2P=AU+pXV=(S—(7i)+p(V2~V\)

=(S+pV2)-(Ui+pVO

定義為雄(Enthalpy),用符號"表示，H=U+pV

。［產(-(U\+pVi)=HI-H\=LH

在只做體積功的條件下，恒壓反應熱等于系統培的改變量。

教學主要內容備注

焰是狀態函數，單位是J或kJ,其絕對值無法求得。

2.2.4熱化學方程式

熱化學方程式指表示化學反應及其標準摩爾熔變之間關系的化學反

應方程式。

熱化學方程式書寫時應注意以下幾點

1)要注明反應物和生成物的聚集狀態。物質的聚集狀態不同，則反

應的標準摩爾焰變不同。

2)表示反應進行了Imol反應進度時反應的標準焰變，而反

應進度與化學計量數有關，所以用不同化學計量式表示同一反應時，

也不同。

3)要注明反應溫度，溫度變化時，反應的標準摩爾焰變會隨之改變。

但若溫度和壓力分別為298K和p)可以不注明。

2.2.5化學反應的皓變

L蓋斯定律

1840年，俄國化學家蓋斯(GH.Hess)根據大量的實驗總結出：在恒

壓或恒容條件下，一個化學反應無論一步完成還是分幾步完成，其反應

熱相等。這個經驗規律稱為蓋斯定律。

2.標準摩爾生成培與化學反應熱

(1)標準摩爾生成焰熱力學規定，將標準狀態下，由元素最穩定

單質生成Imol物質B時反應的焰變稱為該物質B的標準摩爾生成婚,用

△1M(B,相態，Q表示。下標f表示生成，溫度為298K時，丁可以省略。

Af"：的單位為kJmol-1或Jmol-'o

規定表明，在標準狀態下，元素最穩定單質的標準摩爾生成焰為零,

例如(H2,g,298.15K)=0kJ?molL對于存在同素異形體的單質，

熱力學上習慣將02、石墨、白磷、正交硫作為最穩定狀態的單質。如

石墨，s,7)=0kJ-mol-1,而A"：(金剛石,s,T)WOkJbmol"。附

教學主要內容備注

錄3列出了298.15K,一些物質的標準摩爾生成熠數據。

（2）由標準摩爾生成給計算化學反應熱

對于任一化學反應

々A+/?B=gG+/?H

=工小用（B,相態，T）

（2-9）

式（2-9）中UB為化學反應計量數，對反應物取負值，生成物取正值。

可見反應的標準摩爾始變等于反應物與生成物的標準摩爾生成焰與相應

化學計量數乘積的加和。

2.3化學反應的方向

2.3.1自發過程

在一定條件下，不需要環境對系統作功就能自動進行的過程稱為自發

過程。需要環境對系統作功才能進行的過程稱為非自發過程。自發過程

具有一些共同特點：

（1）自發過程具有方向性。

（2）自發過程具有一定的限度。

（3）進行自發過程的系統具有作功的能力。

2.3.2婚變與反應的自發性

2.3.3混亂度與焙

人們在研究反應自發性的過程中發現，許多自發過程都向混亂程度

（簡稱混亂度）增大的方向進行。系統有趨向于最大混亂度的傾向。系統混

亂度的增大有利于反應自發地進行。

1隔

熱力學將系統中微觀粒子的混亂度用物理量嫡來表示，符號是S，單

位是JK'o物質的混亂度越大，其端值也越大。崎是狀態函數，其改變

量只與系統的始態和終態有關，而與變化途徑無關。在孤立系統中，系

教學主要內容備注

統與環境沒有能量交換，系統總是自發地向端值增大的方向變化，達到

平衡時，系統的燧達到最大值。因此孤立系統中端值增加的方向總是自

發的，被稱為是燧增原理。孤立系統的燧值永不減少，這就是熱力學第

二定律。由此可知

△S孤立系統>0,自發過程；△6孤立系統=0,達到平衡；現立系統<0,非自

發過程

熱力學第三定律：()K時，任何純凈物質完美晶體的烯值等于零。若

某純凈物質的溫度從()K升高到T,則此過程的炳變為：

\S=S(T)-S^K)=S\T)

標準狀態下，1mol純物質B的規定焰稱為該物質B的標準摩爾烯，

用符號S：(B,相態，7)表示,單位為

通過分析物質的標準摩爾焰數據可以發現如下規律：

(1)同一物質的聚集狀態不同時，s：(g)(1)>s：(s)。

(2)分子結構相似的同類物質，摩爾質量越大，其標準摩爾焰值越

大。例如，298.15K時，S：(HF)(HCI)(HBr)<S：(HI)

(3)摩爾質量相同的物質，結構越復雜，其標準摩爾越大。

2.反應的標準摩爾懶變

在標準狀態下，反應進行Imol反應進度時的端變稱為該反應的標準

摩爾烯變。298.15K時化學反應的標準摩爾燧變可以由反應物與生成物的

標準摩爾燧求得。對于任一化學反應

〃A+bB=gG+/?H

溫度/時，反應的標準摩爾端變為：

△L(G)+間(H)]-[aS^(A)+bS：(B)]

=2>BS：(B,相態，T)(2-10)

2.4吉布斯函數與反應方向的判據

2.4.1吉布斯函數

教學主要內容備注

1.自發過程的判據和吉布斯函數

為尋找過程自發進行的普遍性判據，1878年，美國物理化學家

J.W.Gibbs提出了一個綜合考慮焰、燧和溫度三個因素的新熱力學函數一

吉布斯函數(或稱吉布斯自由能)，用符號G表示?？梢杂眉妓购瘮?/p>

的變化量4G,判斷恒溫、恒壓下反應自發進行的方向。

吉布斯函數的定義式為

G=H~TS

(2-11)

根據吉布斯函數的定義式G="一小，在恒溫、恒壓條件下有

△G=AH-TxS

(2-12)

式(2-12)即為吉布斯?亥姆霍茲(Gibbs-Helmholtz)方程，是熱力

學中非常重要的公式。

恒溫、恒壓且標準狀態下，進行了Imol反應進度，有

△,G：⑺=4冏(T)(T)

(D(298.15K)(298.15K)

2.標準摩爾生成吉布斯函數

標準狀態下，由元素最穩定單質生成Imol物質B時反應的吉布斯函

數變，稱為該物質B的標準摩爾生成吉布斯函數，用符號(B,相

態，T)表示，其單位是kJ?moL。

對于任一化學反應：

〃A+/?B=gG+/?H

標準摩爾吉布斯函數變為：

△rG：；=[gAfG：(G)+/zAfG：(H)]?(A)+3.G；(B)]

=ZVBA,-G：

2.4.2吉布斯函數變與反應的方向

教學主要內容備注

對于化學反應，不以用AG.判斷反應自發進行的方向，即反應的吉

布斯函數判據：

ArGm<0反應正向自發進行

ArGm=0反應處于平衡狀態

ArGmX)反應正向非自發，逆向可自發進行

根據熱力學推導，非標準態下反應的摩爾吉布斯函數變AG”(。與

標準態下反應的摩爾吉布斯函數變AGMc之間的關系為：

ArGm(T)='G\CD+RT\nJ

化學反應等溫方程。式中，./稱為反應商。對于任意狀態的氣相間反

應：〃A(g)+〃B(g)-gG(g)+/?H(g)

[P(G)],“〃(”)]力

I----------------II------------------I

對于任意狀態下溶液中反應

c(G)c(H)h

「RE

八一c(A)c(B)/

應當注意，在反應商J的表達式中不包括純固態或純液態的分壓或濃

度。

由Gibbs?Helmholtz方程可以分析△〃、和7對反應方向的影響。

對于焰變、病變不同的任意反應，焙變、嫡變可：E、可負；溫度也可高、

可低。表2-1為不同條件下反應進行方向的判斷。

2.4能源開發利用

能源是人類社會賴以生存和發展的重要物質基礎，是國民經濟持續

發展的原動力。人類歷史表明，每次能源科技的突破都帶來生產力的巨

大飛躍和社會的進步。建立在煤炭、石油、天然氣等化石燃料基礎上的

教學主要內容備注

能源系統極大地推動了人類社會的發展，但化石燃料的大規模使用也帶

來嚴重的后果：資源日益枯竭，環境不斷惡化，誘發政治經濟糾紛，甚

至沖突和戰爭。而且，全球的人口增長和經濟增長對能源的需求日益增

大，能源供需之間的矛盾越來越尖銳。因此，如何合理利用現有能源，

開發新能源，保障能源安全供應和實現能源、經濟、環境的協調與可持

續發展成為人類社會迫切關注的問題

2.4.1能源概述

（1）能源及其分類能源指能夠提供能量的資源，包括物質資源，

如煤炭、石油、天然氣，氫能等及提供能量的物質運動形式，如太用能、

風能等。能源的品種繁多，可從不同角度進行分類。

（2）能量的轉化能源在一定條件下可以釋放能量。能量有多種不

同的形式，如機概能、勢能、動能、熱能、化學能、光能、電能等。各

種形式的能量可以相互轉化，轉化過程服從熱力學第一定律一一能量守

恒定律?；瘜W反應是能量轉換的重要方式，包括熱化學反應（燃燒）、光

化學反應（光合作用、光化學電池）、電化學反應（電池、電解）和生物

化學反應（發酵）等。

2.4.2常規能源

煤、石油、天然氣以及水利資源、電力等都屬于常規能源，被人類

廣泛利用，并在生產和生活中起著重要的作用。2018年世界一次能源消

費中，石油位列第一，占比31%；煤炭位列第二，占比26%；天然氣位

列第三，占比23%。三種傳統化石能源合計占一次能源消費總量的80%,

可見當今世界的能源消費仍處于傳統的化石能源時代。我國是煤、石油

和天然氣發現和使用最多的國家，煤的消耗居能源消費之首。

2.4.3新型能源

開發新型能源體系，將從以石油為主干，煤炭為基礎的礦物能源體

系向非礦物能源體系1太陽能、水能、風能、地熱能、海洋能、生物質

能、氫能等）過渡，從根本上解決能源危機和環境危機。

2.4.4人類利用能源的歷史及現狀展望

教學主要內容備注

能源的利用伴隨著人類文明的進步，具有劃時代的重要意義。學會

了用火，人類開始以樹枝、雜草等為燃料煮食和取暖，提高支配自然的

能力。從遠古到中世紀，薪柴在世界一次能源消費結構中長期居首位。

2.4.5中國能源現狀及面臨的挑戰

《中國能源發展報告2018》指出，改革開放40年來，我國能源行業

發生巨變，取得了舉世矚目的成就，能源生產和消費總量躍升世界首位,

能源基礎設施建設突飛猛進；能源消費結枸持續優化，清潔能源消費比

重持續提升；能源科技創新口新月異，一大批技術成果開始領跑國際；

能源體制機制市場化改革探索中前行，市場資源配置能力大幅增強。能

源發展給社會經濟發展注入源源不斷的動力。

能源供應方面，2018年我國能源生產總量達37.7億噸標煤，是1978

年的6.0倍，位居世界第一。2018年煤炭、石油、天然氣產量分別比1978

年增長5.9倍、1.9倍和11.7倍；發電裝機和發電量位居世界第一，分別

比1978年增長33.3倍和26.9倍。在能源消費方面,2018年我國能源消

費總量達46.4億噸標準煤，比1978年增長7.7倍，位居世界第一。

能源體制機制改革逐步進入深水區，市場資源配置能力大幅增強。

但由于我國特殊的國情等限制，我國能源系統也存在一定不足。

作業題

填空題：2、3、4、5、6單選：3、4、5、6

簡答題：1、3計算題：1、3

授課章節第3章化學平衡和反應速率

課程性質必修學時4

掌握：化學平衡時組成、轉化率及平衡常數之間的關系及計算；溫

度、壓力及惰性氣體對平衡的影響；簡單級數反應的速率方程，溫

教學

度對反應的影響。

目的

理解：基元反應、非基元反應、反應級數、反應分子數以及活化能

要求

基本概念，確定反應級數的方法。

了解：化學反應平衡的條件、各種平衡常數的表示方法及其關系。

重點：

教學化學平衡；化學平衡的移動；化學反應速率；催化劑與催化作

重點用；勒夏特列原理。

難點難點：

化學平衡常數；化學反應速率的影響因素；化學反應速率理論。

教學

結合啟發性、提問式等教學手段進行系統講授

方法

教具多媒體課件輔以板書

3.1化學平衡

3.1.1化學平衡概述

3.1.2化學平衡常數

3.1.3化學平衡的移動

授課

3.2化學反應速率

提綱

3.2.1化學反應速率的定義

3.2.2影響化學反應速率的因素

3.2.3化學反應速率理論

3.2.4催化劑和催化作用.本章小結

教學主要內容備注

3.1化學平衡

3.1.1概述

1.化學平衡是一種動態平衡，是有條件的、暫時的，是可逆反應進

行的最大限度。

可逆反應是在相同條件下，既可以發生正反應，又可以發生逆反應

的化學反應。將反應物向右進行生成產物的化學反應稱為正反應：產物

向左進行生成反應物的化學反應稱為逆反應。

2.“四大化學平衡”：

1)酸堿平衡，如：醋酸的水解反應；

+

CH3COOH(aq)+H2O(aq)H30(aq)+CH3COO(aq)；

2)配位平衡，如：[Cu(NH3)j+的解離反應；

2+2+

[Cu(NH3)4](aq)^Cu(aq)+4NH3(aq)；

3)沉淀溶解平衡，如：難溶金屬氫氧化物的溶解反應；

2+

Mg(OH)2(s)^Mg(aq)+2OH(aq)；

4)氧化還原平衡，如：SCh氧化反應：

2SO2(g)+O2(g)^2SO3(g)

3.1.2化學平衡常數

1.標準平衡常數是以表示之，也稱平衡壓力商，以表示之。

2.由理想氣體的化學反應等溫方程：

ArGin=+RTInJ?=-RTInK"+RTInJP=RTIn(Jp/K”)

則在一定的溫度和壓力下，理想氣體反應有：

若K>/p,則AG*。，表示反應自發向正反應方向進行，即向生成

產物的方向進行；

若K0<Jp,則AG”〉。，表示反應自發向逆反應方向進行，即向反

應物的方向進行；

教學主要內容備注

若K"=Jp,則△?“二(),表示正、逆反應速率相等，反應達到平衡。

3.理想氣體反應平衡常數的不同表示式

9

K'=Kp(P產F(")Z*XW)=k(W)*B

P'PP

B

6、K,、K.、K,叫做經驗平衡常數或實驗平衡常數。

4.溶液反應的標準平衡常數

對于稀溶液中的反應rzA(aq)+/?B(aq)UgG(aq)+/?H(aq)

(件)忤?

「eq「eq

(絡)。(舁)”

cc

5.多相反應的標準平衡常數

若化學反應為多相反應：

cC(g)+t/D(aq)=《(g)+⑸

標準平衡常數K'的計算只涉及反應中理想氣體的平衡分壓。

.(/琮/力

(4"P?

6.相關化學反應標準平衡常數之間的關系

1)同一理想氣體反應，若反應方程式的化學計量數不同，則K”也

不同。

2)當若干個反應方程式相加或減，得到另一反應式時；其平衡常數

為這幾個反應平衡常數之積或商。

實驗測定平衡常數的方法分為物理法和化學法兩類。

3.1.3化學平衡的移動

1.化學平衡移動是當濃度、壓力、溫度等外界條件發生變化時，可

逆反應將打破原有條件下的平衡，經過一個非平衡過程，再在新的條件

下，建立起一個新的平衡。

教學主要內容備注

2.勒夏特列原理：“如果改變平衡系統的條件之一(濃度、壓力和

溫度)，平衡向能減弱這種改變的方向移動”。

1)溫度對化學平衡的影響

根據Van"Hoff方程：對于吸熱反應，A,H>0,當溫度升高，乃

>Ti,則有利于正反應進行；對于放熱反應，,當溫

度升高，乃>2,則K；VK：,有利于逆反應進行.

2)壓力對化學平衡的影響

如:PCI5(g)=PCI3(g)+CI2(g),反應后氣體分子數增加。因K"為定

值，Ky隨著總壓〃增加而減小，即平衡向逆反應方向移動，使PC1平衡

分壓增大；

如：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g),反應后氣體分子數減少。心隨著〃增

加而增加，即平衡向正反應方向移動，使NH?平衡分壓增大。

3)惰性氣體對化學平衡的影響

氣體分子數增加的反應。若加入〃。越多，則Kn越大，平衡向生成產

物的方向移動；

氣體分子數減小的反應。加入加越多，而Kn越小，平衡則向反應物

的方向移動。

4)濃度對化學平衡的影響

對于理想氣體反應：

c€(g)+cZD(g)U〃P(g)+sS(g)

在恒溫、恒容的條件下，若將平衡系統中的反應組分C的濃度q增

加或提高其分壓pc,平衡向生成產物尸和S方向移動。

5)催化劑對化學平衡的影響

催化劑不會影響化學平衡狀態。

3.2化學反應速率

教學主要內容

3.2.1定義

化學反應速率可定義為單位體積內某一反應物的消耗量或產物的生

成量隨時間的變化率，用廠來表示。

對于任一化學反應：

vcC+VDD=VYY+VZZ

上述反應中各組分的速率可以表示：

11An1△〃丫1

,r—n，r------，-------

cVArDVnArVAvrzVM

322影響化學反應速率的因素

1.溫度對反應速率的影響

范特霍夫規則：在一定溫度范圍內，隨著化學反應溫度升高10℃,

反應速率大約增加原來的2~4倍。

阿倫尼烏斯方程：

k=Aexp（-E&/RT）

式中，A是指前因子或頻率因子；瓦是阿倫尼烏斯活化能，也可稱為實

驗或經驗活化能；R是摩爾氣體常數。

2.濃度對反應速率的影響

質量作用定律：對于一定溫度下，基元反應的速率與參加反應各反

應物濃度的化學計量系數指數方的連成積成正比。

3.2.3化學反應速率理論

1.氣體反應碰撞理論

1）氣體分子間無相互作用力，每個分子可看作是無內部結構的硬球;

2）氣體分子間只有通過“有效碰撞”，才能發生反應。

2.過渡狀態理論

化學反應不只是通過反應物分子間簡單的幾何碰撞完成的，而是需

經過一個舊鍵斷裂和新鍵生成（化學鍵重組）的連續過程；吸收足夠能

量的反應物以一定空間取向相互碰撞，形成一個處于過渡狀態的活化絡

合物，反應物與活化絡合物很快地建立起熱力學平衡；處于中間不穩定

教學主要內容備注

狀態的活化絡合物可分解為產物，該反應為速度控制步驟，代表了整個

反應的速率。

3.2.4催化劑和催化作用

1.催化劑的定義：催化劑是一種物質，能夠改變反應的速率，而不

改變反應標準吉布斯自由焙的變化。

2.催化作用的通性

1）催化劑參與催化反應，催化劑在反應前后的數量、化學性質保持

不變。

2）催化劑改變催化反應的歷程，但不改變反應進行的方向和限度。

3）催化劑的催化作用有一定的選擇性。

4）怛溫或怛壓的催化反應，不會改變反應熱。

3.催化劑對化學反應速率的影響

催化劑能夠顯著加快化學反應的速率，是由于催化劑參與了反應過

程，生成不穩定的中間化合物，改變了反應原有的途徑，使反應按照能

壘較低的新途徑進行，降低了反應的活化能。

作業題

七、填空題：3、4、6

八、單選：1、4、5

九、簡答題：2、5

十、計算題：1、4

授課章節第4章水溶液中的化學平衡

課程性質必修學時6

掌握：弱酸弱堿的解離平衡常