石油大学华东大学化学.docx
- 文档编号:29384757
- 上传时间:2023-07-22
- 格式:DOCX
- 页数:88
- 大小:146.96KB
石油大学华东大学化学.docx
《石油大学华东大学化学.docx》由会员分享,可在线阅读,更多相关《石油大学华东大学化学.docx(88页珍藏版)》请在冰豆网上搜索。
石油大学华东大学化学
大学化学
第一章物质及其变化的一些基本规律
化学是研究物质的组成、结构、性质和运动规律以及运动过程中能量关系的学科。
§1.1理想气体状态方程和分压定律
一、理想气体状态方程
气体在压力不太高、温度不太低时符合下列方程式
PV=nRT
说明:
①压力P(帕),体积单位m3(立方米),温度K(开),物质的量mol(摩尔),R摩尔气体常数8.314J•k-1•mol-1。
②理想气体,气体分子不占空间,分子间不存在作用力,上式实际上只适用于理想气体,真实气体在低温、高压条件下近似看成理想气体。
③单位换算Pa=N•m-2(一牛顿力作用在1m2面积上所产生的压力)。
一焦耳为1牛顿力在沿着力的方向上移动1m距离所做的工,即1J=N•m
④状态函数:
描述气体状态的物理量,如P、V和T。
状态函数的改变与变化的途径无关。
二、分压定律
混合气体、组分气体
组分气体对容器所施加的压力叫做该组分气体的分压力,等同于在同温度下组分气体单独充满与混合气体相同体积时所产生的压力。
分压定律(1801年,道尔顿(Dalton))
P总=PA+PB+PC+……Pi=∑Pi
根据理想气体状态方程:
P总=N总RT/VPi=niRT/V
则Pi/P总=ni/n总=>xi•P总
因此组分气体的分压等于该组分气体的物质的量的分数(摩尔分数)与混合气体总压力的乘积。
说明:
压力表测得的是气体的总压力,分压力是计算出来的
§1.2能量和能量守恒定律
化学热力学:
研究化学反应中能量的转换规律及其定量关系的学科。
1.体系和环境:
研究的对象叫做体系(系统),体系以外的与体系有密切联系的其他物质或空间部分叫做环境
举例:
一烧杯中,盐酸和NaOH的水溶液—研究对象,烧杯和溶液上方的空气等就是环境。
敞开体系(物质和能量交换共存)
封闭体系(只有能量交换)
孤立体系(没有物质、也没有能量交换)
举例(略)
2.内能、热功
体系内部的能量U表示
说明:
①分子运动的动能、分子间相互作用的势能、分子中原子和电子相互作用和运动的能量、核能等组成。
②与物质的种类、温度、体积等性质无关
内能是状态函数,绝对值无法测定。
体系与环境间由于温差而传递的能量称为热Q.
体系吸热为正,方热为负。
体系和环境间以其他形式传递的能量称为功(W)
体积功W=P(V2-V1)=PΔV
非体积功如电功、表面功等
环境对体系做功——正值
体系对环境做功——负值
单位:
焦耳、千焦(KJ)
3.能量守恒定律
在任何过程中能量是不会自生自灭的,只有从一种形式转化为另一种形式,在转化的过程中能量总值不变
ΔU=U2-U1=Q-W
说明:
①ΔU能量的变化,Q体系从环境中吸收的热量,W克服外压对环境所做的体积功。
②上式为能量守恒定律的一种数学表达式。
4.反应热效应
QV(恒容反应热)如密封刚性容器中进行的反应产生的热效应。
QP(恒压反应热)如大气压敞开容器中进行反应过程的热效应。
QV=ΔU(W=0)
体系内能的变化(ΔU)在数值上等于恒容热效应(QV)
§1.3焓、焓变和盖斯定律
1.焓(H)等压过程中的热效应包括两部分,一部分使体系温度升高,另一部分要用于做体积功。
例如:
锌棒插入盐酸中(在敞开体系中)产生的热效应,一部分使体系温度升高,H2气体要对外做膨胀功。
据热力学第一定律:
ΔU=QP-W
ΔQ=QP-P外(V2-V1)
QP=(U2+P外V2)-(U1+P外V1)
令H≡U+P外V则QP=ΔH
H—体系的焓ΔH—体系的焓变
∴等压热效应在数值上等于体系的焓变
说明:
ΔH=ΔU+PΔV
则QP=QV+ΔnRT
2.热化学反应式
表达化学反应焓变的化学反应方程式。
反映焓变与反应物的聚集状态、数量、反应条件有关。
书写时注意几点:
①物态g、l、s、Cr(晶态)、aq(水溶液)
例:
H2O(g)、H2O(l)、H+(aq)、C(金刚石)、C(石墨)等。
②注明物质的量,在热化学反应式中,物质化学式前后的系数表示该物质的摩尔数。
“摩尔反应”概念
如Al(s)+3/4O2(g)=1/2Al2O3(s)
ΔHθ298=-837.9kJ•mol-1
③注明反应条件(T、P)
“标准态”:
标准压力下,物质的聚集状态
Pθ=101325Pa或1.01325×105Pa
cθ=1mol·dm-3
反应标准焓变ΔHθT或ΔHθ(前者为任意温度,后者298.15K)
④焓变是反应热效应,但不能写入反应式中,分开写!
3.焓变的计算—盖斯定律
①标准生成焓
标态时,由稳定单质生成1摩尔纯物质时反应的焓变叫做该物质的标准生成焓。
(通常选定298.15K)
说明:
a.符号ΔfHm或ΔfHθ.单位kJ·mol-1.
b.对应反应过程热效应.
C(石墨)+O2(g)=CO2(g),ΔHθ=-393.513kJ·mol-1
(上述可表达为ΔfHθco2(g)为–393.513kJ·mol-1,即在标态时,298.15K下,CO2(g)的标准摩尔生成焓为–393.513kJ·mol-1)
c.“稳定单质”标态时,此物质稳定易得。
例如:
C.石墨、金刚石、无定型、C60等;
P.白磷、红磷、黑磷;
O2.臭氧、O2
Br2.Br2(液)、Br2(气)
可从附表中查,ΔfHθ=0的物质。
d.水合离子的标准生成焓。
通常选用ΔfHθ(H+,aq)=0做标准,其他物质与之比较,与单质或化合物的ΔfHθ一并列入附表中,供计算时使用。
②盖斯定律。
(1840年,盖斯(G.H.Hess)总结出)
恒T、P下,只做体积功的体系,化学反应热效应只取决于反应的始、终态,与反应经历的途径无关。
即:
如果一个化学反应分几步完成,则总反应的反应热等于各步反应热之和,这一规律称为盖斯定律。
例如:
3C(石墨)+3/2O2→3CO(g)ΔH1θ
3/2O2(g)→O3(g)ΔH2θ
3C(石墨)+3O2(g)→3CO2(g)ΔH3θ
根据盖斯定律:
-(ΔH1θ+ΔH2θ)+ΔH3θ=ΔHθ
即ΔHθ=3ΔfHθ(CO2,g)-3ΔfHθ(CO,g)-ΔfHθ(O3,g)
∴ΔHθ=∑riΔfHθ(产)-∑riΔfHθ(反)
此式表明:
反应的标准焓变等于产物的标准生成焓的总和减去反应物的标准生成焓的总和。
教材有例题自学即可。
§1.4化学反应的和质量作用定律
一、概念
恒容、恒温条件下,单位时间内反应引起任一物质的浓度或分压的变化量,称为化学反应速率的表达式
瞬时反应速率:
vi—化学计量数,产物取“+”,反应物为“-”。
平均速率:
例如反应:
3H2+N2→2NH3(g)
思考:
平均速率为?
由此可见,反应式中任一物质都可以用来表示反应速率,但要注意前面的系数及“+”、“—”号。
二、二、化学反应的碰撞理论
①反应通过反应物分子彼此碰撞而产生,其中能发生反应的碰撞称为有效碰撞。
有效碰撞越多,反应速率就越大。
②能发生有效碰撞的分子称为活性分子,活性分子的百分数越多,反应速率就越大。
③活性分子较一般的分子能量高,活性分子具有的平均能量(E*)与整个分子的平均能量之差,称谓活化能
Ea=E*—E平
三、三、影响反应速率的因素
内因:
反应类型、反应物的结构——Ea不同
例如Ag++Cl→AgCl↓瞬间反应
Mg2++C2O42-→MgC2O4↓24小时才能观察到沉淀
外因:
浓度(分压)、温度、催化剂等
⑴浓度或分压对反应速率的影响
木屑或铁屑在纯氧中的燃烧反应要比在空气中更为激烈,实践表明,再一定温度下,增大反应的压力或浓度可以增加反应速率。
定性解释:
pi或ci↑,活化分子的浓度增大,有效碰撞次数增多。
(T一定,活性分子百分数一定)
气体分子的能量分布图(一定T,运动速率不同,平均动能不同,所具有的能量有差异,但符合一定分布规律)
***插入图片***
ΔN/NΔE,具有一定能量分子的百分数(即具有能量在E到E*,ΔE范围内的单位能量区间的分子所占的分子百分数)EK—气体分子的平均能量,EQ—活化分子的最低能量,E*—活化分子的平均能量,Ea—活化分子的平均能量,Ea=E*-EK,Ea活化能。
定量关系式:
(质量作用定律)
对于任意反应aAg(g)+Bb(g)→Ee(g)+Zz(g)
vp=kp·pAα·pBβ
或:
vc=kc·CAα·CBβ
称为速率方程式α、β为指数,由实验确定。
说明:
①对于基元反应(按反应式一步完成的反应)
α=a,β=b
即α,β分别对应A,B物质的系数。
(α+β)称为反应的级数,α,β分别称为反应物A和反应物B的分级数
②对于非基元反应(有若干基元反应组成)
α,β不一定与反应物系数相同,要通过实验确定。
例如:
2NO(g)+2H2(g)→N2(g)+2H2O(l)
分两步进行:
2NO(g)+H2(g)→H2O2(l)+N2(g)慢
H2O2(l)+H2→2H2O2快
反应速率由第一步所控制,称为控制步骤,速率方程可由控制步骤写出。
VP=RPp2NOPH2,属三级反应。
⑵温度对反应速率的影响
反应速率表达式中的速率常数,受温度影响很大。
早在1889年,阿累尼乌斯(S.Arrhenius)就提出了一定温度范围内反应速率与温度之间的关系式:
k=Ze-E/RT阿累尼乌斯公式
或写成lgk=-E/(2.303RT)+lgZ
以lgk~1/T作图,可以求出该直线的斜率-E/(2.303R)和截距lgZ(可通过实验获得的数据,得到lgk-1/T的直线方程)
E——活化能,实验获得。
另一种方法:
温度在T2,T1时,反应速率常数分别为k2,k1
则有 lgk2=-E/(2.303RT2)+lgZ
lgk1=-E/(2.303RT1)+lgZ
两式相减得:
lg(k2/k1)=-E(1/T2-1/T2)/(2.303R)
=E(T2-T1)/2.303RT1T2
讨论:
①已知T1时的k1可以求出T2时的k2(假设活化能已知)
②T1,T2,K1,K2已知,可以计算出E(活化能)
③从上式也可以讨论温度对反应速率的影响,
温度升高,活化能大的反应,反应速率增大明显。
举例1-5(教材P19)
N2O5在空气中的分解反应为2N2O5=4NO2(g)+O2(g)
已知,T2=338K,k2=4.87×10-3S-1,T1=318K,k1=4.98×10-4S-1
求:
该反应活化能和298K时的速率常数k3
根据碰撞理论:
气体分子能量增加,分子平均能量增加,活化能则减少)Ea=E*-E平),有更多的分子成为活化分子,使活化分子的百分数明显提高,反应速率明显提高。
***插入图片***
③催化剂对化学反应速率的影响
例如:
C2H4+H2→C2H6,在中等温度下,无催化剂时,反应速度无法测定,但是,加入催化剂(如Pt,Ni,Pd等),反应速率可大大加快。
原因:
催化剂的加入,改变了反应机理,降低了反应的活化能。
(H2能吸附于催化剂的晶格中,以原子态形式参与反应。
)
1/2H2+M→M·H
2M·H+C2H5→C2H6+2M
***插入图片***
活化能明显降低正如爬一个山坡,如果能挖一个隧道,则可以明显缩短穿越时间。
1.反应中的能量守恒和焓
能量守恒定律—能量不能自生自灭,但可以变换形式。
例如:
CaCO3CaO+CO2
***插入图片***
内能U—体系内部能量的总和
U2=U1+Q-W
Q=U2-U1+W
常压下(或恒压下),敞开体系中进行的反应,许多反应的体积V可发生变化,V1→V2;做了体积功,w=p(V2-V1)=ΔH
焓H,体系能量U+PV的组合形式。
为状态函数。
ΔH焓变,反应的焓变等于在常压下的反应热效应。
ΔH<0,放热反应,ΔH>0,吸热反应。
2.反应焓变的计算.
⑴.标准生成焓.ΔfHTθ,ΔfHθ298可查表.
⑵反应的标准生成焓变
根据盖斯定律.aA+Bb=gG+Dd.
ΔHθ=[gΔfHθ(g)+dΔfHθ(d)]-[aΔfHθ(a)+bΔfHθ(B)]
注意:
①终态的ΔfHθ值减去始态的ΔfHθ值。
②公式中应包括反应中所涉及的各种物质,并需考虑其聚集状态。
③注意公式中应包括反应方程式中系数g,d,a,b。
举例:
计算C2H5OH完全燃烧时的ΔHθ。
解:
C2H5OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l)
ΔfHθ/kJ·mol-1-277.630-393.5-285.9
ΔHθ=∑γiΔfHθ(产)—∑γiΔfHθ(反)
=[2×(-393.5)+3×(-285.9)]-(-27.63)
=-1367.1KJ/mol
作业:
P21:
3、7、8、9、10、11
第二章化学反应的方向和限度
§2.1化学反应的方向和吉布斯函数变
一、一、化学反应的自发性
自然界的自发过程遵循两个规律
体系有趋于能量最低状态(能量由高到低)
体系有趋于最大混乱度状态(有序到无序)
在一定条件下,不需要外界做功,一经引发就能自然的进行的过程叫做自发反应,若反应为化学反应就叫自发反应。
例H2+O2在室温下,点燃后即可自发生成H2O.(但需要点燃引发,此为活化能高,动力学范畴)
热传导过程的动力是温差,限度为ΔT=0
水流动过程的动力是水位,限度为ΔH=0
那么,化学反应自发进行的推动力是什么呢?
二、二、影响化学反应的因素.
1.反应焓变(热效应)ΔHθ
ΔHθT=ΔHθ=∑(viΔfHθ)产—∑(viΔfHθ)反
2.反应的熵变
系统的混乱度可以用一个热力学函数表示,此乃熵。
熵是用来度量微粒分布混乱度的物理量,符号为S单位为J·(mol·K)-1,熵是物质的一种属性,是状态函数。
熵值的确定,有热力学证明,各种纯化学物种的最终、规整晶体在0K时,其熵值为零,即S0=0。
可以理解为,绝对0度时,ST,0→TK过程中,ΔS=ST—S0=ST
ST有绝对值,称为绝对熵。
标准熵:
1mol某物质(化学式)在标态下的熵为标准熵符号为STθ,单位为J·(mol·K)-1。
298.15K时,Sθ可查表。
说明:
①稳定单质的标准熵不为零,水合氢离子标准熵为零。
②同一物质的气态熵大于液态的熵,液态熵大于固态的熵
STθ(g)>STθ(l)>STθ(s)
H2Ogls
Sθ298.15/Jmol-1·K-1188.7269.9144.6
气体分子运动自由度大,分布方式最多,混乱度最大,所以一般有气体生成的反应,熵值会增加。
③与物质的结构有关(影响排序方式)
结构相似,分子量不同如F2(g)、Cl2(g)、Br(g)、I2(g)
Sθ/J·mol-1·K-1203223245260.6
分子量相同,结构不同如甲醚(CH3—O—CH3),乙醇(C2H5OH)
Sθ/J·mol-1·K-1266282
④与温度和压力有关(略)
反应标准熵变的计算:
(ΔSθ)
ΔSθ=∑(γiSiθ)产—∑(γiSiθ)反
3.化学反应的方向和吉布斯函数变
恒温恒压下的化学反应,焓减和熵增有利于自发进行。
例如:
ΔH(―)放热,ΔS(+)熵增,正向自发
ΔH(+)吸热,ΔS(―)熵减,不能自发
对于ΔH(―)和ΔS(―)的反应过程,则视哪项更有利,也就是取决于温度。
例如NH3(g)+HCl(g)→NH4Cl(s)降温有利于正向自发(升温正向不自发,逆向自发进行)。
再如CaCO3(s)→CaO+CO2(g)升温有利于正向自发进行。
热力学研究结果表明:
ΔH-TΔSTθ<0正向自发
定义:
ΔGθT=ΔHθT-TΔSTθ
或ΔGT=ΔHT-TΔST
就有结论ΔGT<0正向自发进行
⑴吉布斯函数和吉布斯函数变
1878年,吉布斯(Gibbs)综合焓,熵和温度三者关系的新的状态函数称为吉布斯函数。
G=H—TS.
ΔG称为吉布斯函数变,单位kJ·mol-1.
标准生成吉布斯函数,ΔfGθT(ΔfGθ298、ΔfGθ)
在标态时,由最稳定的单质生成1摩尔纯物质时反应的吉布斯函数变叫做该物质的标准生成函数。
符号为ΔfGθT,在温度为298.15K时,用符号ΔfGθ298或ΔfGθ。
单位kJ·mol-1.
说明:
最稳定单质的标准生成吉布斯函数为零。
规定水合氢离子的标准生成吉布斯函数为零,
吉布斯函数变的计算:
a.在298.15K时,ΔGθ=∑(γiΔfGi)产-∑(γiΔfGi)反
或由公式,ΔG=ΔHθ-298.15×10-3ΔSθ
b.T≠298.15时,(采用近似计算)
ΔGθT=ΔHθT-TΔSθT
ΔHθT≈ΔHθ,ΔSθT≈ΔSθ
ΔGθT=ΔHθ-TΔSθ
显然ΔGθT≈ΔGθ不能成立。
例题:
计算298.15K时,和473K时,Ag2O(cr)标态下分解反应的ΔGθ和ΔGθ473.
解:
2Ag2O(cr)→4Ag(s)+O2(g)
ΔfGθ/kJ·mol-1-10.8200
ΔfHθ/kJ·mol-1-30.5700
Sθ/J(mol·K)-1121.742.702205.03
ΔGθ=∑(γiΔfGiθ)产-∑(γiΔfGiθ)反=-(-10.82×2)=21.64kJ·mol-1
ΔHθ=∑(γiΔfHiθ)产-∑(γiΔfHiθ)反=-(-30.57×2)=61.4kJ·mol-1
ΔSθ=∑(γiΔfSiθ)产-∑(γiΔfSiθ)反=205.03+42.720×4-121.7×2=132.4J·mol-1K-1
ΔGθ473=ΔHθ-TΔSθ=61.4-473×10-3×132.4=-15kJ·mol-1.
⑵化学反应的能变判据.
恒温恒压下的化学反应.
ΔG<0反应自发进行.
ΔG=0平衡状态.
ΔG>0反应不能自发进行
由此可见,恒温恒压下反应进行的方向是吉布斯函数减小的方向。
ΔG与ΔH,ΔS,T有关,四种情况如下:
①ΔH<0,ΔS>0,焓减熵增,任何温度,正向自发。
②ΔH>0,ΔS<0,焓增熵减,任何温度,逆向自发。
③ΔH<0,ΔS>0,当|ΔH|<|TΔS|时,即升温到某一数值时,T≥ΔH/ΔS时正向自发。
④ΔH<0,ΔS<0,当|ΔH|>|TΔS|时,即较低的温度下,T<ΔH/ΔS正向自发。
—TΔS<ΔH,(两次“-”为“+”注意:
如果ΔS为“+”情况)
举例:
教材例2-3。
判断下列反应
CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)
⑴在298.15K时,标准态下能否自发进行?
⑵试计算反应在标态时能自发进行的温度条件。
值得一提的是,标准状态是一种远离实际的理想状态,在理论上有重要意义,在实际工作中有重要价值。
实际中也有一些理论状态,如物质的溶解、沸腾、分解过程都可以视为标准状态。
例如:
计算水的沸点H2O(l)=H2O(g)
沸腾时,即在101325Pa下,气液两相平衡,恒压在Pθ=101325Pa下反应正向自发进行,则ΔGθT=ΔHθ—TΔSθ<0
H2O(l)=H2O(g)
ΔfHθi/kJ·mol-1-285.84-241.83
Sθi/J·(mol·K)-169.94018.72
ΔHθ=∑(γiΔfHθi)产-∑(γiΔfHθi)反=44.01kJ·mol-1.
ΔSθ=∑(γiSθi)产-∑(γiSθi)反=118.78J·mol-1·K-1.
∴T>ΔHθ/ΔSθ=44.01×103/118.7=370.5K
小结:
①标态下,恒温、恒压反应方向判据
ΔGθT<0
②Sθ,ΔfHθ,ΔfGθ
a.H.ΔH.ΔfHθ.ΔHθ.ΔHθTb.单位:
kJ·mol-1
S.ΔS.Sθ.ΔSθ.ΔSθTJ·(mol·K)-1
G.ΔG.ΔfHθ.ΔGθ.ΔGθTkJ·mol-1
c.稳定单质的ΔHθi,ΔSiθ,ΔfGθi
③确定ΔGθT的方法
T=298.15K
ΔGθ=∑(γiΔfGθi)产-∑(γiΔfGθi)反
ΔGθ=ΔHθ-TΔSθ
T≠298.15K
ΔGTθ=ΔHTθ-TΔSTθ
ΔGTθ=ΔHθ-TΔSθ
④方向判断
a).确定反应类型
标态:
298.15K
标态非298.15K
b).计算相应的ΔGθ,ΔGθT
c).判据ΔGθT<0
§2.2非标准态时反应的方向
反应物和产物处于任意状态,即pi=pθ,ci=cθ,为非标态下。
——非标准状态。
一、一、ΔGθT和ΔGθT的关系
标准态和非标准态的差别在于浓度和压力,Van’tHott推导出两者的关系式,通过引入修正项,使两者有机定量的联系:
恒温恒压下,ΔGT=ΔGθT+RT·lnQ
其中R——气体常数8.314×10-3kJ·(mol·K)-1
Q——反应熵
对于:
aA(ag)+dD(l)=eE(g)+Zz(s)
Q=(PE/Pθ)e/(CA/Cθ)a
说明:
①Q是一个分式,分子项为产物项,分母项为反应物项。
只列入气体物质(用分压)、,溶质(用浓度)。
纯液体和固体因是否处于标态对ΔG影响不大,故不列入。
②Q处于对数项,运算是应无量纲,应把单位消去,所以pi/pθ,ci/cθ
③反应式中系数为指数,由于压力对多种气体共存时要用分压。
(分压定律可以求出分压)
二、二、例题.对于氨的分解反应:
2NH3(g)→N2(g)+3H2(g)
①在标态时298.15K下,能否自发进行?
②欲在标态时能自发进行,对温度有何要求?
③若T=298.15K,PNH3=PH2=101KPa,PH2=1.01KPa此时氨能否自发进行?
④如果T=466.0K,总压力同③,且n(NH3)=1.00mol,n(N2)=n(H2)=100mol.此时氨能否自发进行?
解:
2NH3(g)→N2(g)+3H2(g)
ΔfGθi/kJ·mol-1.–16.6400
ΔfHθi/kJ·mol-1.–46.1900
Sθi/J·(mol·K)-1192.5191.49130.59
ΔGθ=∑(γiΔfGθi)产-∑(γiΔfGθi)反=16.64×2kJ·mol-1
ΔGθ=∑(γiΔfHθi)产-∑(γiΔfHθi)反=92.38kJ·mol1
ΔSθ=∑(γiSθi)产-∑(γiSθi)反=198.26J(mol·K)-1
①∵ΔGθ>0,∴标态298.15K下,氨不能自发分解。
②若要求氨在标准态下自发分解,ΔGθT<0.则
ΔHθ-TΔSθ<0
92.38×103-T×198.26<0,T>466.0K
③标态下,用ΔGT判断,∵T=298.15K,要求ΔG<0.
ΔG=ΔGθ+2.303RTlgQ
lgQ=lg{[PN2/Pθ][PH2/Pθ]/[PNH3/Pθ]}=lg9.936×10-7=-6.003
∴ΔG=33.28+2.303×8.314×103×(6.003)
=-0.99KJ·mol-1<0.能自发进行。
④非标态,非298.15K,用ΔGT<0判据。
ΔG446=ΔGθ446+2.303RTlgQ
P总=∑Pi=(1
- 配套讲稿:
如PPT文件的首页显示word图标,表示该PPT已包含配套word讲稿。双击word图标可打开word文档。
- 特殊限制:
部分文档作品中含有的国旗、国徽等图片,仅作为作品整体效果示例展示,禁止商用。设计者仅对作品中独创性部分享有著作权。
- 关 键 词:
- 石油大学 华东 大学化学