《工程化学》总复习

《工程化学》总复习
绪论
掌握几个概念(系统与环境、状态与状态函数、过程与途径、化学反应计量方程与计量数等)
第一章 物质的聚集状态
[目的要求]
1.了解物质的主要聚集状态及特性。

2.理解理想气体状态方程和范德华方程的意义，了解分压定律与分体积定律的含义。

3.了解液体的特性，掌握溶液浓度的表示方法。

4.了解固体、超临界流体、等离子体等的特性和应用。

[教学内容] 1.1 气体
重点介绍理想气体状态方程及混合理想气体的分压定律和分体积定律，简单介绍实际气体方程—德华方程。

1.2 液体
介绍液体的微观结构，液体的蒸汽压与沸点，液晶的概念。

1.3溶液
介绍溶液浓度的表示方法，包括质量分数、物质的量分数、物质的量浓度和质量摩尔浓度。

[重点难点]
1.理解理想气体状态方程分压定律与分体积定律。

2.溶液浓度的表示方法
第二章 化学反应热效应 能源利用
[目的要求]
1．熟悉热力学第一定律的内涵、本质和应用；
2. 掌握热力学基本概念，明确热、功、状态函数（U 和H ）的意义、状态函数的特性；能熟练地计算各种变化过程中Q 和W ，体系的∆U 和∆H ；明确化学反应热效应的概念，能熟练地应用标准摩尔生成焓来计算化学反应热效应，并能灵活应用盖斯定律。

[教学内容]
2.1 化学反应热效应
介绍热效应的定义，符号（＋，－）, v Q 、p Q 及其关系，热效应
的测定。

2.2 化学反应热效应的计算
介绍热化学方程式的写法、热力学标准态的概念、热力学第一定律、重点介绍焓和焓变、状态、状态函数及盖斯定律。

2.3 能源
简单介绍能源的种类与清洁能源（氢能，太阳能等）
[重点难点]
1．标准摩尔生成焓θm f H ∆和反应的标准摩尔焓变θ
m H r ∆（计算） 2．盖斯定律
第三章 化学反应的基本原理
[目的要求]
1．理解自发变化的共同特征；掌握熵（S ）及吉布斯函数（G ）的定义和意义，熟悉判断过程变化方向、限度的方法；
2．能熟练计算∆S 、∆H 和∆G ；了解熵的统计意义以及基于热力学第三定律所建立的规定熵、标准熵的定义及其计算方法。

3．掌握反应（过程）自发性判断标准,掌握平衡常数θK 及其与θ
m r G ∆的关系。

[教学内容]
3.1 化学反应的方向 3.1.1 熵和熵变
简单介绍自发过程及其特征，重点介绍熵和熵变的含义，物质熵大小的定
性判断，标准摩尔熵θ
m S ，反应的标准摩尔熵变θm r S ∆的计算;
θm
r S ∆与θ
m r H ∆与反应自发性的判断。

公式：m r m r m r S T H G ∆-∆=∆
转向温度的计算，公式：θ
θ
m
r m
r S H T ∆∆=)
(转 3.1.2 吉布斯函数及反应的吉布斯函数变
重点介绍吉布斯函数及吉布斯函数变的意义。

θ
m f G ∆（K 15.298）,
θm
r G ∆（K 15.298）,θ
m r G ∆（T ）及m r G ∆（T ）的含义及计算。

公式：∑∑∆-∆=∆反应物生成物)()()15.298(θ
θθm f j m f i m r G n G n K G
)15.298()15.298()(K S T K H T G m r m r m r θ
θθ∆-∆≈∆
Q RT T G T G m r m r ln )()(+∆=∆θ
3.1.3反应自发进行方向的判断
反应自发性的判据: m r G ∆＜0反应自发进行……
0<∆m r G 自发过程，过程能向正方向进行 0=∆m r G 平衡状态
0>∆m r G 非自发过程，过程能向逆方向进行
标准态下反应自发性的判断，非标准态下反应自发性的判断。

由Q 和θ
K 的相对大小判断反应方向。

3.2 化学反应进行的程度和化学平衡（2学时）
重点介绍标准平衡常数θ
K 及其与θ
m r G ∆的关系，及有关计算。

公式：θ
θK RT G m r ln -=∆
3.3 化学反应速率
简单介绍反应速率的表示方法，速率常数及其意义，速率方程的表达
式及反应级数的概念． [重点难点]
1．熵及熵变
2．吉布斯函数和吉布斯函数变 3．反应（过程）自发性判断
4．标准平衡常数θK 及其与θ
m r G ∆的关系
第四章 溶液与离子平衡
[目的要求]
1.了解稀溶液的通性
2.掌握水溶液的酸碱平衡与配离子的解离平衡
3.掌握难溶电解质的多相离子平衡 [教学内容]
4.1 稀溶液的通性
简单介绍稀溶液的通性，能根据依数性的原理，定性比较溶液的蒸气压，凝固点沸点及渗透压大小的顺序．
4.2 水溶液的酸碱平衡 4.2.1酸碱概念
简单介绍酸碱理论的概念，重点掌握酸碱质子理论的定义,共轭酸碱对的概念。

4.2.2酸碱的解离平衡
掌握解离常数 （k a θ , k b θ
常数），解离度的定义。

掌握一元弱酸、弱
碱的有关近似计算, 稀释定律及其应用（主要是一元弱电解质和二元弱电
解质溶液中的离子浓度计算）。

公式：c k c a
H ⋅=+
θ
，c k c b OH ⋅=-θ )(HA a c K θα=
,)
(BOH b
c K θα=
4.2.3 同离子效应与缓冲溶液
重点介绍同离子效应（从实验，平衡及计算说明），及缓冲溶液（缓冲溶液的缓冲作用，缓冲溶液的选择及其计算。

公式：共轭碱弱酸C C pK pH a lg -=θ
4.3 配离子的解离平衡
简单介绍配离子的概念（定义，组成及命名），配离子的θ稳K 和θ
不稳K 常数．计算配离子溶液中有关中心离子的浓度。

4.4难溶电解质的多相离子平衡
重点介绍溶度积与溶解度的概念与换算，溶度积规则及应用（能定性解释沉淀的溶解和转化，定量计算并判断是否有沉淀生成）。

[重点难点]
1．同离子效应与缓冲溶液及其有关计算
2．配离子的溶解及其平衡 3．溶度积及溶度积规则
第五章 电化学与金属腐蚀
[目的要求]
1．理解原电池的定义与组成
2．能熟练地写出给定电池的电极反应和电池反应及电池符号并能计算其电动势
3．掌握电极电势的应用 4．了解电解的原理及应用 [教学内容]
5.1 原电池及电势
5.1.1 原电池：介绍原电池的定义、组成及电池符号（电对、电极反应、电池反应）。

5.1.2 电动势与吉布斯函数变： nFE G =∆ 5.2 电极电势及其应用。

5.2.1 电极电势的产生 双电层理论
5.2.2 电极电势的确立：主要介绍标准氢电极、电极电势的确定和相对大小。

介绍标准电极电势及标准电极电势表。

5.2.3 浓度对电极电势的影响――能斯特方程
公式：b a n ][][lg
0592.0还原型氧化型+=θ
ϕ
ϕ
重点：电极电势计算。

应注意的问题。

5.2.4 电极电势的应用：
重点介绍用电极电势的相对大小来判断原电池的正、负极，比较氧化剂还原剂的相对强弱，判断氧化还原的方向（由E 的正负号判断反应方向）和反应进行的程度（由θE 求θ
K ）。

公式：-+=ϕE -ϕ θE =-+θϕθ
ϕ-
θK lg =0592
.0θ
nE
5.3 电解
简单介绍电解的基本原理和分解电压的测定及电解产物的判断。

[重点难点]
1. 原电池
2．电极电势及其应用。