【完整升级版】无机及分析化学教案

(此文档为word格式，下载后您可任意编辑修改！) 《基础应用化学》教案

课程名称基础应用化学

授课教师孙鑫

授课班级环境监测与评价

院系生物技术系

第一章气体和溶液

§1－1气体

教学目的：

1. 熟练掌握理想气体状态方程式，并掌握有关计算。

2．熟练掌握分压定律及应用。教学重点：

1. 理想气体状态方程式；

2. 道尔顿分压定律。

一、理想气体(Ideal Gases)

1．什么样的气体称为理想气体？

气体分子间的作用力很微弱，一般可以忽略；

气体分子本身所占的体积远小于气体的体积。

即气体分子之间作用力可以忽略，分子本身的大小可以忽略的气体，称为理想气体。

2．理想气体是一个抽象的概念，它实际上不存在，但此概念反映了实际气体在一定条件下的最一般的性质。

3．实际气体在什么情况下看作理想气体呢？

只有在温度高和压力无限低时，实际气体才接近于理想气体。因为在此条件下，分子间距离大大增加，平均来看作用力趋向于零，分子所占的体积也可以忽略。二、理想气体状态方程

1．理想气体方程式（The ideal-gas equation）

pV = nRT

2．理想气体方程式应用（Application of the ideal-gas equation）

可求摩尔质量

(1) 已知p ，V ，T ， m 求 M

(2) 已知p ，T ，ρ 求 M

三、道尔顿分压定律（Dalton’s Law of Partial Pressures ) 1801年

1．Deduction ：假设有一理想气体的混合物，此混合物本身也是理想气体，在温度T 下，占有体积为V ，混合气体各组分为i （=1，2，3，… i ，…)

由理想气体方程式得：

， ，……，，……

总p V

RT n V RT n p i i ===∑∑，即 2．表达式：

3．文字叙述：在温度和体积恒定时，其总压力等于各组分气体单独存在时的压力之和。

4．另一种表达形式：─ mole fraction

在温度和体积恒定时，理想气体混合物中，各组分气体的分压（p i ）等于总压（p 总）乘以该组分的摩尔分数（x i ）。

§1－2 稀溶液的依数性

教学目的：掌握稀溶液依数性及其应用。

教学重点：稀溶液依数性及其应用。

教学难点：稀溶液依数性及其应用。

一、依数性概念

二、溶液的蒸气压下降

饱和蒸气压：

拉乌尔定律：

应用：植物抗旱

三、溶液的沸点升高和凝固点降低

沸点：

凝固点：

图稀溶液的沸点升高、凝固点下降

AB为纯水的蒸气压曲线，A′B′为稀溶液的蒸气压曲线，AC为冰的蒸气压曲线

溶液的沸点上升：

凝固点下降：

三、溶液的渗透压

半透膜：

渗透压：

图渗透压示意图

产生渗透压的条件：（1）半透膜；（2）浓度差范特荷夫渗透压公式：π = c B RT

对于稀溶液来说，物质的量浓度约等于质量摩尔浓度，故式上式又可表示为

π = c B RT≈b B RT

第二章化学热力学基础

§2－1热力学基础知识

教学目的及要求：

掌握热力学中的基本概念及热力学第一定律。

教学重点：

热力学第一定律。

教学难点：

热力学第一定律的应用。

一、系统的状态函数

系统: 所研究的对象称为系统.

环境: 系统以外与系统密切相关的部分称为环境.

状态函数: 用来说明、确定系统所处状态的宏观物理量。如：温度、压力、体积等。

状态函数的特点：状态一定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。

状态函数的变化与过程的途径无关。

二、功和热

功和热是系统与环境之间的能量传递形式。

热：系统与环境由于温度差而引起的能量传递形式，以符号Q表示。一般规定体系吸热为正，放热为负。

功：除热以外的其它能量传递形式，以符号W表示。规定：体系对环境做功取负值，环境对体系做功取正值。

功：体积功W体与非体积功W’。 W体= - p外·△V

功和热都不是状态函数。

三、热力学第一定律（能量守恒定律）

热力学能（内能）：是体系内部能量的总和，用符号U表示。是状态函数。

△U=Q＋W

四、过程的热

1．定容热Q V① V始= V终②体系不做其它功

∵△V=0 ∴ W体=0 W’=0

此时：Q V=△U 定容热Q V等于体系热力学能的变化。

2．定压热Q p①p始= p终②体系不做其它功

Q p=△U- W’= △U＋p外·△V = （U2－ U1）＋（p2V2－p1V1）

Q p= （U2＋p2V2）－（U1－p1V1）

定义：H=U＋pV H—焓，是状态函数。

Q p= H2-H1 定压热Q p等于体系焓的变化。

§2－2 化学反应的热力学能和焓

教学目的及要求：

1.了解热力学能的物理意义；

2. 掌握化学反应热效应的各种计算方法

教学重点：

焓和焓变；反应热含义及其计算；

教学难点：

焓的概念。

一、反应的摩尔热力学能

△r U m = △U/△ξ单位: KJ·mol-1

热化学方程式: 表示化学反应与反应热效应的关系的式子.

热化学方程式书写时的注意事项: 要注明反应物和生成物的温度、压力、聚集状态等,反应热与方程式呈一一对应关系。

二、反应的摩尔焓

△r H m = △H/△ξ单位: KJ·mol-1

反应的摩尔焓在一般情况下主要用来表示反应的热效应。是一个非常重要的概念。因为化学反应多在等压、不做非体积功情况下进行。

三、热化学定律

1．热化学定律（盖斯Hess定律）

利用已知反应的热效应，计算未知反应的热效应。

化学反应，无论是一步完成，还是分步完成，其热效应是相同的。

C（石墨）＋O2（g）—————— CO2（g）△H1

C（石墨）＋1/2O2（g）————— CO（g）△H2

CO （g）＋1/2O2（g）————— CO2（g）△H3

△H1 = △H2 ＋△H3

2．标准摩尔生成焓