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。
第二节稀溶液的依数性
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。
三、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
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