大学大二的工程化学总结.docx

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大学大二的工程化学总结

工程化学总结

第一章化学反应的基本原理

第一节化学反应的热效应

一、基本概念和基本知识

1、系统（体系）和环境，系统分为封闭体系、孤立系统和敞开系统

2、状态和状态函数，U、H、G、S、P、T，状态一定，状态函数一定，相反也然；状态改变，状态函数值也改变。

与途径无关！

3、过程量，热和功，体积功和非体积功，二者正、负号的规定。

与途径有关！

4、内能，U

5、能量守恒定律（热力学第一定律）

ΔU＝Q＋W

6、理想气体和理想气体分压定律

（）T,V时，p＝Σpi，pi/p＝ni/n

二、化学反应的热效应和焓变

1、Qν＝ΔU（W’＝0）

2、Qp＝ΔH（W’＝0），不能说Qp是状态函数；

H＝U＋PV

3、Qp＝Qν＋Δn（g）RT

三、盖斯定律

反应式相加减对应着热效应相加减。

利用已知反应热效应的加减计算未知反应的热效应（焓变）。

四、标准摩尔生成焓和化学反应标准焓变的计算

Δ＝∑νBΔf（生成物）－∑νBΔf（反应物）

第二节化学反应的方向

一、自发过程

二、混乱度、熵和熵变

1、S=klnΩ

2、熵值大小的判断

3、热力学第三定律

纯、完美晶体，绝对0K时，熵等于零；也即某一温度下，熵有确切值。

4、化学反应的熵变：

Δ＝∑νB（生成物）－∑νB（反应物）

5、孤立体系，ΔS≧0，大于零为自发过程。

从有序向无序，更无序进行。

三、吉布斯函数和反应方向的判断

1、ΔG＝ΔH－T.ΔS

2、恒温恒压、不作非体积功条件下：

ΔG<0反应正向自发

ΔG>0正向不自发或逆向自发

ΔG＝0化学反应处于平衡状态

四、标准状态下吉布斯函数变的求算

Δ≈Δ－T.Δ

五、非标准状态下吉布斯函数变的求算

第三节化学反应进行的程度和化学平衡

一、化学平衡与化学平衡常数

质量作用定律！

二、平衡常数的热力学求算

lnKθ＝－Δ/（RT）

三、化学平衡的移动

吕·查德理原理

改变温度、压力对反应的影响——化学平衡移动方向。

增加压力，向着缩小气体体积方向移动（进行）；升高温度，向着吸热方向进行。

四、平衡常数的有关计算

只要求计算简单化学反应的平衡常数。

第四节化学反应的速率

一、化学反应速率的表示方法

单位时间内，反应物浓度减少，或生成物浓度增加表示，以不同物质浓度变化表示速率时，它们之间的关系：

二、浓度对反应速率的影响

1、基元反应：

υ＝kca（A）cb（B）

2、复合反应：

υ＝kcα（A）cβ（B）

3、反应级数

三、温度对反应速率的影响

k＝Ae－ε/RT

四、活化能的物理意义

活化分子的平均能量与普通分子的平均能量的差值。

并不是所有分子都能发生反应！

五、控制反应速率的具体步骤和催化剂

浓度、温度、催化剂（改变反应途径）

六、链式反应

链引发、链传递、链终止

重点习题：

5（1,2）、6（1,2）、7（1,2）、8、9、10、12、15、19

第二章溶液和离子平衡

第一节溶液浓度的表示方法

摩尔分数浓度、体积摩尔浓度、质量摩尔浓度及其不同浓度之间的换算。

第2节稀溶液的依数性

此处数的概念，如氯化钠、氯化钙、硫酸铝，数和质量摩尔浓度之间的关系。

1、溶液的蒸气压下降：

2、稀溶液的沸点升高

3、稀凝固点降低

4、沸点高低比较

相同质量浓度时，

A2B3（或A3B2）型强电解质溶液>A2B（或AB2）型强电解质溶液>AB型强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液

5、渗透压

π=C（B）RT

渗透膜——单透膜，海水淡化、动物膀胱，肠衣。

第三节水溶液中的单相离子平衡

1、水的离解平衡

2、一元弱酸和弱碱的离解平衡

HAc=H++Ac-

NH3.H2O=NH4++OH-

pH与pOH之间的关系！

3、二元弱酸的离解平衡

相关计算按一元弱酸处理

4、同离子效应和缓冲溶液

缓冲溶液pH的计算、缓冲溶液配制：

关注醋酸-醋酸钠、氨-氯化铵缓冲溶液体系的有关计算。

第四节难溶强电解质的多相离子平衡

1、溶度积常数

（AnBm）=cn（Am+）cm（Bn－）

CA、CB与S（溶解度）之间的关系！

2、溶度积与溶解度的关系

1：

1型：

S＝；1：

2型：

3、溶度积规则

（1）Qc=，ΔG=0，系统处于沉淀—溶解平衡状态，溶液为饱和溶液。

（2）Qc>，ΔG>0，溶液过饱和，有沉淀析出，直到饱和。

（3）Qc<，ΔG<0，溶液未饱和，无沉淀析出；若体系中已有沉淀存在，沉淀将会溶解，直到饱和。

4、沉淀溶解的同离子效应

如氯化银在纯水、氯化钠、硝酸银溶液中的溶解度大小比较。

四、溶度积规则的应用

沉淀的生成和溶解、分步沉淀、沉淀转化

重点习题：

8、9、11、12、16、18

第三章电化学基础

第一节原电池和电极电势

一、氧化还原反应的能量变化

；

二、原电池的组成和电极反应

原电池符号（电池表示式）、电极反应与电池反应。

3、电极电势

a氧化态+ne=b还原态

能斯特方程：

四、电极电势的应用

1、判断原电池的正、负极，计算原电池的电动势

2、比较氧化剂和还原剂的相对强弱

3、判断氧化还原反应的方向：

E>0时，正向自发

4、判断氧化还原反应进行的程度：

lne.R.T/F=2.303*8.314*298/96500=0.0592

或通过和lnKθ＝－Δ/（RT）

第二节电解

一、电解池与电解反应

阴阳极与正负极的关系。

发生氧化反应为阳极，还原反应为阴极；

电极电势高者为正极，相反为负极。

原电池通常用正负极表示，而电解池习惯用阴阳极表示。

二、分解电压

倒八字：

电解池种槽电压（电极电势）与电流密度之间的关系；

实际分解电压与理论分解电压的关系。

正八字：

原电池端电压（电极电势）与电流密度的关系。

三、电极的极化和超电势

电极极化的结果：

阳极电势升高，阴极电势降低。

四、电解产物的一般规律

简单的会判断

第三节金属的腐蚀与防止

1、化学腐蚀与电化学腐蚀，钢铁在大气中的服饰，主要是电化学腐蚀或吸氧腐蚀

2、腐蚀过程阴、阳极反应（析氢、吸氧）

重点习题：

1（a2,3,b2,3）、8、9、10、11、12、15

第四章原子结构与元素周期系

第一节核外电子的运动状态

1、电子运动的特征：

能量量子化、波粒二象性和统计性

2、薛定谔方程式的两种表达形式和各个符号的意义。

3、电子运动状态的描述

四个量子数（主、次、角、自旋）的物理意义、取值规则（限制）；轨道符号、形状

第二节多电子原子中电子的分布和元素周期系

1、电子分布四原则、电子分布式（36号前的元素）

2、元素周期系：

周期、族、区

原子序数、元素符号、核外电子排布、外层电子排布、族属。

第三节元素性质的周期性递变与原子结构的关系

元素的氧化数、原子半径、元素的电离能、元素的电负性等变化规律。

重点习题：

1、2、3、6、10

第五章分子结构与晶体结构

第一节共价键与分子结构

一、价键理论

三要点：

饱和性、匹配性、方向性（最大重叠）

σ键和π键

二、杂化轨道理论和分子的空间构型

四要点：

激发、杂化、分布、成键

杂化方式：

sp、sp2、sp3、不等性sp3

空间构型：

直线、平面三角、（正）四面体、三角锥、V形

第二节分子间作用力

1、极性分子与非极性分子，偶极矩相对大小

2、分子间作用力：

色散力、诱导力、取向力；

3、氢键

4、物理性质比较

第三节晶体结构

1、晶体基本类型：

离子、分子、金属、原子晶体

2、过渡型晶体：

极化力与变形性；多数盐类为过渡型晶体

3、混合型晶体：

含两种键型（石墨、硅酸盐）

4、晶体物理性质的判断：

先将晶体分类再比较

重点习题：

3、5、6

第六章配位化合物

第一节配位化合物的形成、组成和命名

一、配合物的形成——配位键

二、配合物的组成

中心离子、配位体、配位原子、配位数、內界、外界、配合物等概念

三、配合物的命名

第二节配位化合物的稳定性

一、配离子的离解平衡

和弱电解质一样分步电离，不稳定常数、分级不稳定常数以及他们之间的关系。

同样，配合物分级形成，稳定常数、分级稳定常数

稳定常数与不稳定常数之间的关系。

二、配离子的转化

不同配离子之间的转化，配合物与沉淀物之间的转化，转化过程的平衡常数大小的关系。

第三节配位化合物的应用

一、在分析化学中的应用

二、在电镀行业中的应用

三、在冶金行业中的应用

四、消除某些离子的毒害

五、离子和稀有元素的分离

重点习题：

1、7、9

第七章无机工程材料

第八章有机及高分子材料