《基礎應用化學》教案
課程名稱基礎應用化學
授課教師孫鑫
授課班級環境監測與評價
院系生物技術系
第一章氣體和溶液
§1－1 氣體
教學目的：
1. 熟練掌握理想氣體狀態方程序，並掌握有關計算。
2．熟練掌握分壓定律及應用。
教學重點：
1. 理想氣體狀態方程序；
2. 道爾頓分壓定律。
一、理想氣體(ideal gases)
1．什麼樣的氣體稱為理想氣體？
氣體分子間的作用力很微弱，一般可以忽略；
氣體分子本身所佔的體積遠小於氣體的體積。
即氣體分子之間作用力可以忽略，分子本身的大小可以忽略的氣體，稱為理想氣體。
2．理想氣體是乙個抽象的概念，它實際上不存在，但此概念反映了實際氣體在一定條件下的最一般的性質。
3．實際氣體在什麼情況下看作理想氣體呢？
只有在溫度高和壓力無限低時，實際氣體才接近於理想氣體。因為在此條件下，分子間距離大大增加，平均來看作用力趨向於零，分子所佔的體積也可以忽略。
二、理想氣體狀態方程
1．理想氣體方程式（the ideal-gas equation）
pv = nrt
2．理想氣體方程式應用（application of the ideal-gas equation）
可求摩爾質量
(1) 已知p，v，t， m 求 m
(2) 已知p，t，ρ 求 m
三、道爾頓分壓定律（dalton』s law of partial pressures) 2023年
1．deduction：假設有一理想氣體的混合物，此混合物本身也是理想氣體，在溫度t下，占有體積為v，混合氣體各組分為i（=1，2，3，… i，…)
由理想氣體方程式得：
，即2．表示式：
3．文字敘述：在溫度和體積恆定時，其總壓力等於各組分氣體單獨存在時的壓力之和。
4．另一種表達形式：─ mole fraction
在溫度和體積恆定時，理想氣體混合物中，各組分氣體的分壓（pi）等於總壓（p總）乘以該組分的摩爾分數（xi）。
§1－2 稀溶液的依數性
教學目的：掌握稀溶液依數性及其應用。
教學重點：稀溶液依數性及其應用。
教學難點：稀溶液依數性及其應用。
一、依數性概念
二、溶液的蒸氣壓下降
飽和蒸氣壓：
拉烏爾定律：
應用：植物抗旱
三、溶液的沸點公升高和凝固點降低
沸點：凝固點：
圖稀溶液的沸點公升高、凝固點下降
ab為純水的蒸氣壓曲線，a′b′為稀溶液的蒸氣壓曲線，ac為冰的蒸氣壓曲線
溶液的沸點上公升：
凝固點下降：
三、溶液的滲透壓
半透膜：
滲透壓：
圖滲透壓示意圖
產生滲透壓的條件： （1）半透膜；（2）濃度差
范特荷夫滲透壓公式：π = cbrt
對於稀溶液來說，物質的量濃度約等於質量摩爾濃度，故式上式又可表示為
cbrt ≈ bbrt
第二章化學熱力學基礎
§2－1熱力學基礎知識
教學目的及要求：
掌握熱力學中的基本概念及熱力學第一定律。
教學重點：
熱力學第一定律。
教學難點：
熱力學第一定律的應用。
一、系統的狀態函式
系統: 所研究的物件稱為系統.
環境: 系統以外與系統密切相關的部分稱為環境.
狀態函式: 用來說明、確定系統所處狀態的巨集觀物理量。如：溫度、壓力、體積等。
狀態函式的特點：狀態一定值一定，殊途同歸變化等，周而復始變化零。
狀態函式的變化與過程的途徑無關。
二、功和熱
功和熱是系統與環境之間的能量傳遞形式。
熱：系統與環境由於溫度差而引起的能量傳遞形式，以符號q表示。一般規定體系吸熱為正，放熱為負。
功：除熱以外的其它能量傳遞形式，以符號w表示。規定：體系對環境做功取負值，環境對體系做功取正值。
功：體積功w體與非體積功w』。 w體= - p外·△v
功和熱都不是狀態函式。
三、 熱力學第一定律（能量守恆定律）
熱力學能（內能）：是體系內部能量的總和，用符號u表示。是狀態函式。
△u=q＋w
四、過程的熱
1． 定容熱qv ① v始= v終體系不做其它功
v=0 ∴ w體=0w』=0
此時：qv=△u 定容熱qv等於體系熱力學能的變化。
2．定壓熱qp ①p始= p終體系不做其它功
qp=△u- w』= △u＋p外·△v = （u2－ u1）＋（p2v2－p1v1）
qp= （u2＋p2v2）－（u1－p1v1）
定義：h=u＋pv h—焓，是狀態函式。
qp= h2-h1定壓熱qp等於體系焓的變化。
§2－2 化學反應的熱力學能和焓
教學目的及要求：
1.了解熱力學能的物理意義；
2. 掌握化學反應熱效應的各種計算方法
教學重點：
焓和焓變；反應熱含義及其計算；
教學難點：
焓的概念。
一、反應的摩爾熱力學能
△rum = △u單位: kj·mol-1
熱化學方程式: 表示化學反應與反應熱效應的關係的式子.
熱化學方程式書寫時的注意事項: 要註明反應物和生成物的溫度、壓力、聚集狀態等,反應熱與方程式呈一一對應關係。
二、反應的摩爾焓
△rhm = △h單位: kj·mol-1
反應的摩爾焓在一般情況下主要用來表示反應的熱效應。是乙個非常重要的概念。因為化學反應多在等壓、不做非體積功情況下進行。
三、熱化學定律
1．熱化學定律（蓋斯hess定律）
利用已知反應的熱效應，計算未知反應的熱效應。
化學反應，無論是一步完成，還是分步完成，其熱效應是相同的。
c（石墨）＋o2（g）—————— co2（g） △h1
c（石墨）＋12o2（g）————— co（g） △h2
co （g）＋12o2（g）————— co2（g） △h3
△h1 = △h2 ＋ △h3
2．標準摩爾生成焓
標準態：
參考狀態：
△rhm0 = ∑νb △fhm0（298k）
第三章化學反應速率、方向和限度
§3－1 化學反應速率
教學目的及要求：
1.了解幾個有關反應速度的基本概念。
2.理解基元反應，反應級數，會寫速度方程。
教學重點：
1.質量作用定律。
2.速度方程的書寫。
教學難點：速度方程的書寫。
一、基本概念
化學反應速度常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示，濃度單位用mol·l－1
必須注意以下幾點：（1），（2），（3）
二、影響化學反應速度的因素
1.濃度對化學反應速度的影響
(1)基元反應和非基元反應
(2)基元反應的速度方程―質量作用定律
當溫度一定時, 基元反應的反應速度與反應物濃度係數次方的乘積成正比，這一規律稱為質量作用定律。對於一般的基元反應：
aa + bb ＝ cc + dd 其速度方程式為：
注意：①質量作用定律只適用於基元反應。
②k不隨反應物濃度的變化而變化，是溫度的函式，其單位隨反應級數不同而異。
③多相反應中,固態反應物濃度不寫入速度方程。如：c(s) + o2(g) = co2 ,
(3)非基元反應的速度方程
2.溫度對化學反應速度的影響
arrhenius在大量實驗事實的基礎上，給出了速度常數和溫度之間的關係式：
k = a·e－ea rt （注意統一單位）
例對反應：c2h5cl(g) → c2h4(g) + hcl(g)，a=1.6 × 1014s－1, ea =246.6kj·mol－1，求700k時的速度常數k。
3.催化劑對化學反應速度的影響
催化劑包括：正催化劑，負催化劑
催化劑的作用主要是改變了反應的歷程，降低了反應的活化能，從而使反應速度增大。
小結：正確使用質量作用定律，對非基元反應要會根據條件寫出其速度方程。
§3－2化學反應速度理論簡介
1.碰撞理論簡介
主要論點：(1)反應物分子間的相互碰撞是化學反應進行的先決條件，
(2)碰撞中部分能發生反應的分子首先必須具備足夠的能量，以克服分子無限接近時電子雲之間的斥力，從而使分子中的原子重排，即發生化學反應。這種具有足夠能量的分子稱為活化分子。
(3)活化分子之間的碰撞還必須在取向適當的方位上才能發生有效碰撞。
2.過渡態理論簡介
理論認為：化學反應並不是通過反應物分子的簡單碰撞完成的，在反應物到產物的轉變過程中，必須通過一種過渡狀態，即反應物分子活化形成活化配合物的中間狀態：
a + b－c → [a…b…c] → a－b + c
活化配合物
§3－3 化學平衡
教學目的及要求：
1.了解化學平衡及平衡常數的意義。
2.掌握控制平衡移動的各項因素。
3.熟悉有關平衡常數的計算。
教學重點：
1.平衡常數的表示式。
2.化學平衡移動方向的判斷。
3..平衡常數的計算。
教學難點：平衡常數的有關計算。
一、可逆反應和化學平衡
平衡狀態是化學反應進行的最大限度。
二、平衡常數與標準平衡常數
1.平衡常數
在一定溫度下，任一可逆反應：aa + bbcc + dd，達到平衡時，反應物和產物的平衡濃度ca、cb、cc、cd之間有如下關係:
kc為濃度平衡常數。
注意：（1）平衡常數一般是有單位的，
（2） 只要溫度不變，平衡常數就是乙個定值，
（3） 平衡常數數值的大小是反應完全程度的標誌，平衡常數值越大，反應可完成的程度越高。
氣相反應，平衡常數既可用平衡時各物質濃度之間的關係來表示，也可用平衡時各物質分壓之間的關係表示。如反應：aa(g) + bb(g) cc(g) + dd(g)，在某溫度下達到平衡，有：
kp為壓力平衡常數。
kp＝kc(rt)△n
當△n = 0時，kp = kc。
2.書寫平衡常數表示式時必須注意之點
①如果反應涉及純固體、純液體，其濃度不寫在平衡常數表示式中。
②在稀溶液中進行的反應，如反應有水參加，水的濃度可以視為常數，也不寫在平衡常數表示式中。但在非水溶液中的反應，反應若有水參加，則水的濃度不可以視為常數，必須寫在平衡常數表示式中。
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