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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、系统和环境
2、状态和状态函数
3、内能
4、热和功:正负号规定
5、能量守恒定律:ΔU=Q+W
6、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) ;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。
四、标准摩尔生成焓和化学反应标准焓变的计算
Δ=∑νBΔf(298,B)
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
4、化学反应的熵变:
Δ=∑νB(298,B)
三、吉布斯函数和反应方向的判断
1、ΔG=ΔH-TΔS
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,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-TΔ
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
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
四、平衡常数的有关计算
只要求简单计算。
第四节 化学反应的速率
一、化学反应速率的表示方法
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。
五、控制反应速率的具体步骤和催化剂
浓度、温度、催化剂
六、链式反应
链引发、链传递、链终止
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、质量摩尔浓度及其换算
第二节 稀溶液的依数性
1、溶液的蒸气压下降:
2、溶液的沸点升高和凝固点降低
、
3、沸点高低比较:
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
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
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:
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-)
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) J θ=,ΔG=0,系统处于沉淀—溶解平衡状态,溶液为饱和溶液。
(2)J θ,ΔG0,溶液过饱和,有沉淀析出,直到饱和。
(3) J θ,ΔG0,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。
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
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、电极反应与电池反应
三、电极电势
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:E0时,正向自发
4、判断氧化还原反应进行的程度:
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
二、分解电压
实际分解电压与理论分解电压的关系
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
2、腐蚀过程阴、阳极反应(析氢、吸氧)
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、电子运动状态的描述
四个量子数的物理意义、取值规则;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)
2、元素周期系:周期、族、区
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。
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
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