《工程化学》全套教学课件

第一章绪论本章学习要求本章学习要点知识要点掌握程度相关知识化学的概念掌握化学的研究对象，了解化学的发展简史能量守恒定律、氧化理论、道尔顿原子论、阿伏加德罗定律、化学的学科特点掌握化学的学科分支，了解化学人类社会发展进程中的作用无机化学、有机化学、材料化学、分析化学、物理化学、生物化学、物理量的表示方法清楚物理量的表示方法，了解国际制基本单位及定义国际单位制、基本单位、辅助单位本章主要内容1.1化学的研究对象及其发展简史1.2

化学的学科分支及其在社会发展中的作用1.3

物理量的表示方法1.4基础化学教学目的和学习方法§1.1化学的研究对象及其发展简史1.化学的研究对象化学是研究物质变化的科学。世界是物质的，物质有实物和场两种基本形态。前者具有静止的质量，是化学研究的对象。包括大至宏观的天体，小至分子、原子、离子等；场是只有运动质量而没有静止质量的物质，如引力场、电磁场等。变化是运动的物质永恒的主题，化学变化的主要特征是在原子核不变的前提下生成了新的物质。化学是研究原子、分子层次范围内的物质结构和能量变化的科学，是物质科学的基础学科之一，是一门中心的、实用的、创造性的科学。2.化学发展简史

原始人类从用火之时开始，由野蛮进入文明，同时也就开始了用化学方法认识和改造天然物质。火─燃烧就是一种化学现象。掌握了火以后，人类开始熟食;逐步学会了制陶、冶铜、炼铁；以后，又懂得了酿造、染色等等。这些由天然物质加工改造而成的制品，成为古代文明的标志。在这些生产实践的基础上，萌发了古代化学知识。在古代和中古时代，中国、希腊、印度、阿拉伯和西欧各国都兴起、盛行过炼金术和炼丹术。其指导思想是深信物质能转化，试图在炼丹炉中夺造化之功，人工合成金银或修炼长生不老之药，有目的地将各类物质搭配烧炼，进行实验。为此设计了研究物质变化用的各种器皿，如升华器、蒸馏器、研钵等，也创造了各种实验方法，如研磨、混合、溶解、结晶、灼烧、熔融、升华、密封等。与此同时，进一步分类研究了各种物质的性质，特别是相互反应的性能。这些都为近代化学的产生奠定了基础，许多器具和方法经过改造后仍然在今天的化学实验室中沿用。在公元8世纪时阿拉伯各国中炼金术甚至就是化学的代名词。

15世纪以后，随着欧洲工业革命的胜利，生产力得到了飞速的发展，英国科学家波义耳（RichardBoyle，1627-1691）用机械论方法研究化学，提出各种物质的微粒都是由基本粒子的不同聚合体构成的，通过基本粒子的重新排列组合，某种物质完全可以衍变成任何其他物质。在当时的科学家中，全盘接受波义耳化学思想的只有牛顿（IsaacNewton，1642-1727）。波义耳还对燃烧现象的本质进行了探讨，认为火是由一种实实在在的、具有质量的火微粒所构成。恩格斯曾指出“波义耳把化学确立为科学”。

1703年，德国哈雷大学的教授施塔尔（GeorgErnstStahl，1660～1734），提出了一个解释燃烧现象甚至整个化学的完整、系统的学说。他认为物质燃烧是因为其含有“燃素”，例如：石头、黄金不含燃素，所以不可能燃烧。燃烧时燃素从物体中逸走之后，此物体就不再是可燃的了。按照他的学说，一切化学变化，乃至物质的化学性质、颜色、气味的改变都可以归结为物体释放燃素或吸收燃素的过程。在当时，燃素学说所不能自圆其说并受到最大责难的就是金属煅烧后增重的事实。尽管燃素论有很多缺点和错误概念，但它在化学发展上仍起了有益的作用，因而在一定程度促进了化学的发展。

在18世纪中期，尽管燃素说统治了整个化学领域，然而一直有些科学家持怀疑和批判的态度。其中，对燃烧作用做了全面周密的研究，令人信服地抨击了燃素学说的错误，建立起燃烧的氧化学说的人则是杰出的法国化学大师拉瓦锡（AntoineLaurentLavoisier，1743～1794）。

拉瓦锡是一个巨富律师之子。他工作的突出特点是注重定量研究，善于发挥天平在化学研究中的作用。拉瓦锡在他的一系列实验和论述中，都自觉地遵循质量守恒定律，并且又以严格的实验证明了这一定律的含义，被后人又称为“定量化学之父”。

拉瓦锡制取了所谓的“纯粹空气”—氧气，发现这种气体不仅有助于燃烧，而且有助于呼吸。拉瓦锡的燃烧理论走向完善的关键一步是他通过实验辨明了水的组成，结束了自古以来普遍认为水是元素的错误见解。至此，统治了人们100多年的燃素学说被彻底摧毁了，取而代之的是以氧为核心的生机勃勃的燃烧学说。拉瓦锡是近代化学元素学说的奠定者，他使化学发生了全面的革命，从此，化学学科进入了一个蓬勃发展的新纪元。

19世纪的化学出现了非常繁荣的局面。首先，1803年，道尔顿（1766～1844）提出了原子学说。道尔顿原子学说在化学的发展历史上具有划时代的意义，它从根本上阐明了质量不灭定律的内在含义，把元素学说与原子学说有机地统一起来。道尔顿的学说对于复杂原子的解释是略欠考虑的，因为它在解释盖•吕萨克的气体反应体积定律时遇到了困难。这两者之间的矛盾引起了意大利物理学家阿伏伽德罗的深思。于是，他在物体与原子这两种物质层次间再引进了一个新的观点—分子。对化合物而言，分子就是道尔顿所谓的“复杂原子”，对单质而言，是由几个相同的原子结合而成。这样，对盖•吕萨克的气体反应体积定律就有了合理的解释。从此化学进入了现代化学时期。今天的化学己经达到了由描述到推理，由定性到定量，由宏观到微观，由静态到动态的发展过程，形成了一个完整的化学体系。化学的研究对象和研究目的越来越明细，传统的化学大致分为六大分支学科，即化学的二级学科，

无机化学以1870年门捷列夫（1834~1907）发现周期律、公布周期表为标志。18-19世纪，随着生产和科学水平的不断提高，平均每两年半左右就有一个新元素被发现，到1869年已有63种元素为科学家所认识。同时，人们对元素的化合价和原子量的确定也有了统一的认识。§1.2

化学的学科分支及其在社会发展中的作用1.化学的学科分支进入20世纪以后，在无机化学方面有了更多重大的发明和发现，如工业规模合成氨，氨氧化法生产硝酸，并研究出工业生产无机酸、盐类、肥料和无机高聚物以及其他物质的新方法，发现了复合氢化物并进行了深入的研究，制备了若干新化合物。随着量子化学的引入，二次大战对原子核能的刺激，以及大量元素有机化合物的发现，无机化学被推到了一个新的蓬勃发展的阶段，现代无机化学在合成新材料、超导体、配合物催化剂、金属原子簇化学、核化学、生物无机化学等领域正在发挥着越来越重要的作用。有机化学的结构理论形成于19世纪下半叶。1861年德国化学家凯库勒（F.A.Kekule）提出碳的四价概念及1874年荷兰化学家范特霍夫（J.H.van'tHoff）和法国化学家勒贝尔（Lebel）的四面体学说，至今仍是有机化学最基本的概念之一。新兴有机合成化学工业的开发，尤以染料与制药工业最为突出。20世纪以来，有机化学领域达到了前所未有的繁荣，世界上每年大约合成近百个新化合物，其中70％以上是有机化合物，有机化学正朝着高选择性合成、天然复杂有机物的合成与分离、有机金属化合物的研究开发等领域不断推进。

目前分析化学正处于第三次变革，它不再只限于测定物质组成和含量，而要对物质的状态、结构、微区，薄层和表面的组成与结构以及化学行为和生物活性等作出瞬时追踪，无损和在线监测等分析及过程控制，甚至要求直接观察到原子和分子的形态与排列。

分析化学分支形成最早，随着工业生产、科学研究对分析灵敏度的要求越来越高，仪器分析技术应运而生了。它主要包括：吸光光度法、发射光谱法、放射分析法等现代化的分析技术。仪器分析法超越了经典分析方法的局限，根据被检测组分的某种光学的、电学的、放射线的特性，灵敏度可以达到很高的水平。如对运动员的兴奋剂监测，尿样中某些药物浓度即使低到10-13g•mL-1时，也难躲避分析化学家们的锐利眼睛。物理化学是从化学变化与物理变化的联系入手，研究化学反应的方向和限度、化学反应的速率和机理以及物质的微观结构与宏观性质间的关系等科学，它是化学学科的理论核心。在研究各类物质的性质和变化规律的过程中，化学逐渐发展成为若干分支学科，但在探索和处理具体课题时，这些分支学科又相互联系、相互渗透。无机物或有机物的合成总是研究（或生产）的起点，在进行过程中必定要靠分析化学的测定结果来指示合成工作中原料、中间体、产物的组成和结构，这一切当然都离不开物理化学的理论指导。

20年代以后，由于世界经济的高速发展、化学键的电子理论和量子力学的诞生、电子技术和计算机等技术的兴起，化学研究在理论上和实验技术上都获得了飞跃发展。化学学科在其发展过程中与其他学科交叉结合形成了多种边缘学科，如生物化学、环境化学、农业化学、医药化学、材料化学、地球化学、放射化学、激光化学、计算化学、星际化学等等。化学是一门古老的学科，随着人类社会的进步，科学技术的发展，化学变得愈来愈重要了。从衣、食、住、行来看，色泽鲜艳的衣服需要经过化学处理和印染，丰富多彩的合成纤维是化学的一大贡献。要装满粮袋子，丰富菜篮子，关键之一是发展化肥和农药的生产。加工制造色香味俱佳的食品，离不开各种食品添加剂，如甜味剂、防腐剂、香料、调味剂等等，它们大多是用化学合成方法或用化学分离方法从天然产物中提取出来的。现代建筑所用的水泥、石灰、油漆、玻璃和塑料等材料都是化工产品。

2.化学在社会发展中的的作用用以代步的各种现代交通工具，不仅需要汽油、柴油作动力，还需要各种汽油添加剂、防冻剂，以及机械部分的润滑剂，这些都是石油化工产品。此外，人们需要的药品、洗涤剂、美容品和化妆品等日常生活必不可少的用品也都是化学制剂。油、防冻剂也都是化工产品。再有导弹的生产，人造卫星的发射都需要很多具有特殊性能的化学品，如高能燃料、高能电池、光敏胶片及耐高温、耐辐射材料的生产都离不开化学。原美国化学会主席R.Breslow在1997年美国化学会出版的《化学的今天和明天—一门中心的、实用的和创造性的科学》一书中，对化学有一段形象描述：“从早晨开始，我们在用化学品建造的住宅和公寓中醒来，使用化学家们设计的肥皂和牙膏并穿上有合成纤维和合成染料制成的衣着，即使天然的纤维（如羊毛和棉花）也是经化学品处理过并染色的，这样可以改进它们的性能。为了保护起见，我们的食品被包装起来和冷藏起来，并且这些食品或是用肥料、除草剂和农药使之成长；或是家畜类需用兽医药来防病；或是维生素类可以加到食品中或制成片剂后口服；甚至我们购买的天然食品，诸如牛奶，也必须经过化学检验来保证纯度。我们的交通工具——汽车、火车、飞机——在很大程度上是要依靠化学加工业的产品；晨报是印刷在经化学方法制成的纸上，所用的油墨是由化学家们制造的；用于说明事物的照片要用化学家们制造的卷片；在我们生活中的所有金属制品都是用矿石经过以化学为基础的冶炼转化变成金属或将金属变成合金，化学油漆还能保护它们。化妆品是由化学家制造和检验过的，执法用的和国防上用的武器要依靠化学。事实上，使用的产品中很难找出由哪一种不是依靠化学和在化学家们的帮助下制造出来的。”

因此，化学已渗透到了国民经济的各个领域，它是一门重要的基础科学，也是一门应用性很强的应用科学，是现代科学的一个重要分支。化学教育的普及是社会发展的需要，是提高公民文化素质的需要。未来化学在人类生存、生存质量和安全方面将以新的思路、观念和方式发挥核心科学的作用。化学学科已走出纯化学，进入大科学，与此同时大科学也正召唤着化学。从生命科学、材料科学、环境科学、能源科学乃至当今的信息科学都对化学提出了诸多挑战，要求化学有新的发展，去解决现今面临的诸如复杂体系、极端条件、微观和非平衡态等等的新问题。3.未来化学展望现在及今后的一段时期，化学发展的主要方向可以归纳为三个方面：2．化学与生物学相互渗透进入一个高潮阶段，光合作用、酶的化学模拟及生物膜的模拟将有重大进展，人工合成新的生命成为可能。1．更加深入地研究化学反应理论，经过电子计算机的运算，设计出具有指定结构和性能的化合物，如催化剂、高分子等复杂材料，达到人们向往已久的分子工程水平。3．太阳能的化学利用以及一些新概念、新技术的采用，有可能使催化过程和化工分离出现一些革命性的突破，这些突破将会改变人们的生活方式并给人们带来幸福。

物理量简称为量，例如：时间、长度、体积、温度等。相互之间存在确定关系的一组物理量称为一种量制。在函数关系上彼此独立的物理量称为量制的基本量，由基本量的函数定义的量称为导出量。实际使用的有多种量制，如国际单位制、工程量制、英制等。国际单位制是1960年第十一届国际计量大会通过的一种单位制，是世界上最先进、科学和实用的单位制，其国际代号为SI。国际单位制由7个基本单位、2个辅助单位和10个具有专门名称的导出单位所组成。7个基本单位如表所示，单位间彼此独立，并有严格的定义。§1.3物理量的表示方法物理量名称国际符号定义长度米m光在真空中1/299792458s时间间隔内所经过路径的长度质量千克kg等于保存在巴黎国际计量局的铂铱合金的千克原器的质量时间秒s铯-133原子的基态两个超精细能级之间跃迁所对应辐射的9192631770个周期的持续时间电流强度安[培]A真空中，使两根相距lm极细且无限长的圆直导线间产生在每米长度上为2×l0-7牛顿力时，所对应的每根导线中通过的等量恒定电流热力学温度开[尔文]K水三相点热力学温度的1/273.15光强度坎[德拉]cd一光源在给定方向上的发光强度，该光源发出频率为540×1012Hz的单色辐射，且在此方向上的辐射强度为1/683W/sr物质的量摩[尔]mol一系统的物质的量，该系统中所包含的结构粒子数与0.0l2kg碳-12的原子数目相等；在使用摩尔时，结构粒子应予指明，可以是原子、分子、离子、电子或是这些粒子的特定组合体

化学研究类：研发实验室化学生产类：投放生产化工厂非化学研究，非化学生产类（信息技术，能源利用，生物技术，交通运输）§1.4

基础化学教学目的和学习方法1.基础化学的教学目的

《基础化学》是为上述第三大类学生设计和编写的，以化学原理为经线，以化学在材料、信息、能源、环境、生命诸领域中的应用为纬线编织而成。课程性质基础课程，对化学作一整体的阐述和讨论，“化学导论”

课程特点：1）简明、概括地反映化学学科的一般原理、基本规律和研究方法2）用化学的观点分析、认识工程技术中的化学问题，起化学与工程技术间的桥梁作用。

2.基础化学的课程特点2）了解化学在工程技术上的应用，能运用化学的观点来理解相关学科中涉及化学的有关问题1）了解近代化学的基本理论，掌握必要的化学基本知识和基本技能课程的任务

：（1）理论与实践相结合

（2）经线与纬线相结合（3）精讲与介绍相结合（4）不断拓展不断更新

3.基础化学的学习方法TheEnd1.物质的层次§1.4一些基本概念世界由物质组成，物质是客观存在的。客观存在的物质在永恒运动着。人们认识物质，就是认识物质的运动。物质就共大小而言，大致可分为微观、宏观和宇观三个层次。客观世界中，任何物质总是和它周围的其他物质相联系的。为研究的方便，将被研究对象就称为系统。系统以外与之密切相关的物质或空间，则称为环境。系统：研究对象环境：除系统之外2.系统和环境(1)系统和环境环境系统根据系统和环境之间有无能量交换与物质交换，将系统分为三类：敞开系统：系统与环境之间既有物质交换，又有能量交换。封闭系统：系统与环境之间没有物质交换，只有能量交换。隔离系统：系统与环境之间既没有物质交换，也没有能量交换，又称孤立系统。敞开系统很常见，但比较复杂；隔离系统不存在；封闭系统是化学热力学中最常见的系统，也是本册书所研究的系统。研究系统就要涉及系统的状态和状态函数。

状态：系统一切性质的总和，系统物理性质和化学性质的综合表现。对于有确定组成和聚集状态的系统，其状态是由温度T、压力p、体积V、热力学能U等宏观物理性质来确定，这些宏观物理量为系统本身的性质。系统的状态一定，系统的性质也就确定了，系统的性质发生改变，状态也要改变。描述系统状态的各种性质称为状态的函数，如P、T、V等。(2)状态和状态函数pVTCp…U总和性质描述了状态使成为确定状态函数的特点：（1）单值函数（2）各状态函数之间有一定得联系（3）异途同归，值变相等；周而复始，数值还原对于非隔离系统，状态发生改变时，往往伴随着系统与环境之间的能量交换，热力学中将其分为热和功两种形式。（1）热（heat）

系统与环境之间因温度不同而引起的能量交换，称为热，用符号Q

表示,单位J或kJ

。Q的取号：系统吸热，Q>0系统放热，Q<0Q与变化途径有关，是途径函数，不是状态函数。(3)热和功功（work）系统与环境之间除热之外，其它形式所交换的能量统称为功。用符号W表示，单位J或kJ。系统得到环境做的功，W>0，系统对环境作功，W<0。3.聚集态和相

(1)聚集态

物质在一定的温度和压力条件下所处的相对稳定的状态叫聚集态，构成的体系称为聚集体。物质常见的聚集状态有固态、液态和气态三种，通称物质的三态。联系p、V、T

之间关系的方程称为状态方程本章中主要讨论气体的状态方程气体的讨论理想气体实际气体物质的聚集状态液体固体气体V受

T、p的影响很大V受T、p

的影响较小（又称凝聚态）相的定义:系统内性质完全相同的均匀部分称为相。不同的均匀部分属于不同的相。相与相之间，有界面隔开，原则上可用机械的方法使其分开。

(2)相例如：某种固体盐与其饱和水溶液及水蒸气共存，系统共有气、液、固三相。系统中的同一种物质在不同相之间的转变称为相变。

相变前的始态可为热力学的平衡态，或亚稳态，由于某些条件变化，或亚稳态失稳，发生相变，达到末态——新的平衡态。几种相态间的互相转化关系如下:气相升华(sub)凝华凝固熔化(fus)固相固相晶型转变(trs)凝结蒸发(vap)液相将任一化学方程式

并表示成（1）

化学计量数写作反应物A，B的化学计量数为负，产物Y，Z的化学计量数为正。反应物或产物化学计量数4.质量守恒和能量变化化学反应、方程式写法不同，则同一物质的化学计量数不同。例如：所有化学反应具有如下两个特征：(1)质量守恒化学反应系统中物质的总质量不会改变，即化学反应前后有关元素的种类和原于数目维持不变。(2)伴随有能量变化化学变化是反应物化学键被破坏和生成物化学键形成的过程，而破坏化学键要吸收能量，形成新的化学键要放出能量，因此伴随化学反应的进行，系统或需吸收能量，或要释放能量。（2）

质量守恒和能量变化NA=6.02×1023mol-1n=m/M5.物质的量6.

反应进度(extentofreaction)说明：（1）同一反应，物质B的ΔnB一定，因化学反应方程式的写法不同，νB不同，故反应进度ξ不同。所以应用反应进度时必须指明化学反应方程式。积分后

对于反应，反应进度的定义式为（2）对于一确定的反应，ξ与选用哪种物质表示无关2.大学化学的教学目的和内容（1）多彩的物质世界，性能各异的材料，包括支配、管理、使用材料的人类自己。其组成无论多么复杂，它们都是由原子组成的。（2）原子在空间范围和时间进程中运动着，相互作用着，并排列组合形成分子等结合态单元。这种排列组合和相互作用都来自于与光子有关的电子运动状态的改变。（3）材料、生物体中化学单元的组成结构与其功能紧密相关，它们在不同的条件下可以发生不同的化学变化，化学变化时能量与质量紧密联系，不可分割，能量是物质存在的又一种表现形式。胀观：宇观：十万光年宏观：经典力学介观：分子、原子微观：电子、光子量子力学

其实，物质层次大小两端是无限可分的，每个层次又可分成无数个亚层次；而人对物质的认识在深度和广度上是可无限发展的。一句话，人类对物质及其运动的认识过程是水可穷尽的。客观存在的物质是能够被逐步认识的。第2章化学反应的基本规律本章学习要求本章学习要点知识要点掌握程度相关知识理想气体掌握理想气体状态方程、混合物组成的表示方法及理想气体分压定律理想气体状态方程、混合物组成的表示方法、道尔顿分压定律化学反应中的能量变化理解系统、环境、热、功、热力学能、焓变、熵变、吉布斯函数变的基本含义；掌握盖斯定律及化学反应热的有关计算。热力学第一定律、热力学基本概念、盖斯定律、焓、热化学方程式化学反应的方向理解自发过程的特点；掌握标准摩尔熵变和标准摩尔吉布斯函数变的计算方法；并且能够根据吉布斯函数变判断化学反应的方向。自发过程、熵、吉布斯函数、吉布斯-亥姆霍兹公式化学平衡了解化学平衡的概念，理解标准平衡常数的含义；掌握浓度、压力及温度等因素对化学平衡的影响；掌握有关化学平衡的计算。化学反应的限度、标准平衡常数、勒•夏特列原理化学反应速率理解化学反应速率的概念；掌握浓度、温度及催化剂对反应速率的影响及有关计算。化学反应速率、浓度、温度等对反应速率的影响本章主要内容

§2.2化学反应中的能量变化§2.1气体§2.4化学反应的限度§2.5化学反应速率§2.3化学反应的方向联系p、V、T

之间关系的方程称为状态方程本章中主要讨论气体的状态方程气体的讨论理想气体实际气体物质的聚集状态液体固体气体V受

T、p的影响很大V受T、p

的影响较小（又称凝聚态）§2.1

气体

理想气体是指气体分子为没有体积的质点，分子之间没有相互作用力，分子之间的碰撞及分子与容器器壁间的碰撞没有能量损失的气体。

实际上，理想气体是不存在的。研究结果表明，气体在高温、低压条件下，可近似看作是理想气体。

（低压、高温气体）理想气体§1.1

理想气体状态方程理想气体状态方程

pV=nRT单位：

pPa；

V

m3；

T

K；

n

mol

；

R

摩尔气体常数

8.314472Jmol-1K-1

理想气体状态方程也可表示为：

pVm=RTpV=(m/M)RT§1.2混合物组成的表示方法摩尔分数

x

或

y

物质

B的物质的量与混合物总的物质的量的比。xB(或yB)

def

nB/n总

(1.2.1)

（量纲为

1

）

显然:xB

=1,yB

=1本书中气体混合物的摩尔分数一般用y

表示，液体混合物的摩尔分数一般用x

表示。

(2)质量分数wB

B的质量与混合物的总质量之比。其单位为

1，wB

=1(3)摩尔浓度cB

溶质B的物质的量与溶液体积之比（量纲为1）

cB

=1?(4)摩尔浓度bB

溶质B的物质的量与溶剂A的质量之比§1.3

气体分压定律实际生产过程中，经常遇到的是气体混合物。通常，把组成混合气体的每一种气体称为混合气体的组分气体。混合气体中各组分气体的含量可以用其分压来表示。混合理想气体：式中：

pB

—气体B的分压；

p

—混合气体的总压。pB

def

yB

p

(1.2.7)理想气体混合物中某一组分B的分压pB

等于组分B与混合气体具有相同的T、V时产生的压力。即气体对总压的贡献

理想气体混合物的总压等于各组分分压的总和。

道尔顿定律式(1.2.9)对低压下真实气体混合物适用。在高压下，分子间的相互作用不可忽视，且混合物不同分子间的作用与纯气体相同分子间的作用有差别，所以某气体B的分压不再等于它单独存在时的压力，所以分压定律不再适用.§2.2化学反应中的能量变化化学变化过程都伴随着能量的变化，研究物质变化过程中各种形式能量相互转化规律的科学称为热力学。热力学建立在著名的热力学第一定律、热力学第二定律和热力学第三定律基础上，适用于大量分子组成的宏观系统。将热力学原理应用于化学变化过程，就形成了化学热力学。化学热力学的主要内容包括：计算化学反应热；判断化学变化的方向和限度；有关化学平衡的计算。本章将初步讨论化学热力学的基本内容。客观世界中，任何物质总是和它周围的其他物质相联系的。为研究的方便，将被研究对象就称为系统。系统以外与之密切相关的物质或空间，则称为环境。系统：研究对象环境：除系统之外1.基本概念(1)系统和环境环境系统根据系统和环境之间有无能量交换与物质交换，将系统分为三类：敞开系统：系统与环境之间既有物质交换，又有能量交换。封闭系统：系统与环境之间没有物质交换，只有能量交换。隔离系统：系统与环境之间既没有物质交换，也没有能量交换，又称孤立系统。敞开系统很常见，但比较复杂；隔离系统不存在；封闭系统是化学热力学中最常见的系统，也是本册书所研究的系统。研究系统就要涉及系统的状态和状态函数。

状态：系统一切性质的总和，系统物理性质和化学性质的综合表现。对于有确定组成和聚集状态的系统，其状态是由温度T、压力p、体积V、热力学能U等宏观物理性质来确定，这些宏观物理量为系统本身的性质。系统的状态一定，系统的性质也就确定了，系统的性质发生改变，状态也要改变。描述系统状态的各种性质称为状态的函数，如P、T、V等。(2)状态和状态函数pVTCp…U总和性质描述了状态使成为确定状态函数的特点：（1）单值函数（2）各状态函数之间有一定得联系（3）异途同归，值变相等；周而复始，数值还原对于非隔离系统，状态发生改变时，往往伴随着系统与环境之间的能量交换，热力学中将其分为热和功两种形式。热（heat）

系统与环境之间因温度不同而引起的能量交换，称为热，用符号Q

表示,单位J或kJ

。Q的取号：系统吸热，Q>0系统放热，Q<0Q与变化途径有关，是途径函数，不是状态函数。(3)热和功功（work）系统与环境之间除热之外，其它形式所交换的能量统称为功。用符号W表示，单位J或kJ。系统得到环境做的功，W>0，系统对环境作功，W<0。

(4)热力学能任何物质都具有能量，系统内所有微观粒子全部能量的总和称为热力学能，又称内能。用U来表示，单位是J或kJ。热力学能包括组成系统的各种粒子的动能和粒子间相互作用的势能等。绝对值无法测定，可通过热力学第一定律来确定系统热力学能的改变量。2.热力学第一定律热力学第一定律的本质即是能量守恒定律自然界的一切物质都具有能量，能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中，能量的总值不变。例如一封闭系统从始态变到终态，在变化过程中从环境吸热Q，同时环境对系统做功W，则系统的热力学能改变量为：如系统从环境吸热100J，而对环境做功30J，则系统热力学能的改变量为：这个变化中，环境放热100J，接受系统做功30J，因此环境热力学能的改变量为：系统与环境的热力学能的改变量之和为：对于孤立系统，任何过程Q=0、W=0、△U=0，这是热力学第一定律的一个推论。3.化学反应热和焓变物质发生化学变化时，常常伴有热量的放出或吸收。化学热力学中，把反应过程中只做体积功，反应物与生成物的温度相同时，系统吸收或放出的热量称为化学反应热，简称反应热。根据化学反应进行的条件不同，反应热分为：定容反应热与定压反应热。1.定容反应热（QV）定义：系统在定容且非体积功为零的过程中与环境交换的热，用QV表示。该式表明，在只做体积功的条件下，定容反应热等于系统热力学能的改变量。2.定压反应热（Qp）定义：系统在定压且非体积功为零的过程中与环境交换的热，用QV表示。该式表明，在只做体积功的条件下，定压反应热等于系统焓的改变量。

Qp=△U+p△V=（U2-U1）＋p（V2-V1）

=（U2+pV2）-（U1+pV1）定义：并将H称之为焓意义：(1)一公共的参考状态(2)建立基础热数据的严格基准有关标准态的规定：气体：在标准压力Pθ下表现出理想气体性质的纯气体状态。液、固：标准压力Pθ下的纯液体或纯固体状态。1.Pθ=100KPa2.对温度不作规定,一般选25℃4.热化学方程式(1)标准状态的意义是“在标准压力下，系统中发生了1mol反应而引起的焓变”，下标r代表反应（reaction），下标m代表mol，上标Θ表示标准状态。(2)热化学方程式指表示化学反应与反应热关系的方程式。在书写热化学方程式时要注意：

a.要注明系统中各物质的聚集状态，一般用s、l、g表示固、液、气态。固态物质若有不同晶型，也要注明，如C（石墨）、C（金刚石）等。

2H2(g)

+

O2(g)

→

2H2O(g)

-

483.64kJ•mol-1

H2(g)

+

1/2O2(g)

→

H2O(g)

-

241.82kJ•mol-1

d.同一反应，方程式写法不同时，其反应热不同。如：c.要注明系统中各物质的聚集状态，一般用s、l、g表示固、液、气态。固态物质若有不同晶型，也要注明，如C（石墨）、C（金刚石）等。b.要注明温度和压力。若温度和压力分别是298K和pΘ，则可以不注明。（1）

盖斯定律在定压或定容条件下，一个化学反应无论一步完成还是分几步完成，其反应热相等。盖斯定律的建立，使热化学方程式可以像普通代数方程式一样进行计算，还可以从已知的反应热数据，计算出难以实验测定的反应热数据。5.反应热的计算例如，石墨C与O2反应生成CO气体的反应热难以直接测量，可以设计一个如下图所示的循环：途径2,反应c

CO2(g)T,VCO(g)+0.5O2(g)T,VC（石墨）+O2(g)T,V途径1,反应aQV,a=Ua途径1反应bQV,b=UbQV,c=Uc由盖斯定律可得△UC＝△Ua+△Ub，故可计算出△Ua。标准摩尔反应焓

在一定温度下,由各自处在纯态、标准压力下的反应物，生成同样温度下各自处在纯态、标准压力下的产物，这一过程的摩尔反应焓公式：（2）

标准摩尔生成焓与化学反应热符号:DfHm(B,T)

在标准压力下，反应温度时，由元素最稳定的单质生成标准状态下1摩尔物质B的焓变，称为物质B的标准摩尔生成焓。单位：J·mol-1或kJ·mol-1几点说明：1）没有规定温度，一般298.15K时的数据有表可查。2）所谓“元素最稳定的单质”，为元素的最稳定态。碳指C(石墨)；硫指S(正交)；磷，过去指白磷，近年有些文献指红磷；溴指Br2(l)；汞指Hg(l)；稀有气体指单原子气体；氢、氟、氧、氮等指双原子气体。3）生成焓为相对值；4）元素最稳定的单质的标准摩尔生成焓等于零。所以:因为:aA+bB

(各自处于标准态）

yY+zZ（各自处于标准态）可构成以上两者的标准态下的稳定单质H1H2例2.1由附录1的数据计算反应CO（g）+H2O（g）=CO2

（g）+H2（g）在298K，1标准大气压时的反应热。

=[（-393.51）+0]-[（-110.53）+（-241.82）=-41.16kJ·mol-1

自然界中发生的一切变化，在一定条件下，都是朝着一定方向进行的。一定条件下，不需环境对系统作功就能进行的过程为自发过程；在环境对系统作功的条件下进行的过程为非自发过程。§2.3

化学反应的方向(1)

热由高温物体传给低温物体。若T1>T2，AB接触后，热量自动由A流向B。最后两者温度相等。ABT1>T22.3.1.自发过程（2）高压气体向低压气体的扩散。若p1>p2

，打开活塞后，A球中气体自动扩散到B球。Ap1p2BABc1

>c2（3）溶质自高浓度向低浓度的扩散：若A、B中盛有种类相同，温度相同，但浓度不同的溶液。若c1

>c2

，当用虹吸管连通后，溶质会自动由浓度大的容器A

扩散到浓度低的容器B，直到两者浓度相同为止。（4）锌与硫酸铜溶液的化学反应：将锌粒放在硫酸铜溶液中，Zn可自动将Cu2+还原为金属铜，相反的过程，即将Cu放入硫酸锌，却不能自动将Zn2+还原为锌。从以上热传导、扩散、化学反应的四个例子可见，在自然条件下，从某一状态到另一种状态的变化能否自发进行是有方向的。自发过程的特点例如：用冷冻机就可以将热由低温物体转移到高温物体；用压缩机就可将气体由低压容器抽出，压入高压容器；将浓度不同的溶液设计成浓差电池，用直流电就可将溶质由低浓度溶液转移到高浓度溶液。（1）自发过程具有方向性（2）自发过程有一定的限度（3）进行自发过程的系统具有做功的能力2.3.2焓变与反应的自发性“混乱度”是有序性、规整度的反义词，它是指组成物质的质点在体系内排列和运动的无序程度。“熵”是人们定义的描述系统混乱度的热力学参数，用符号S表示。系统的混乱度↑，熵值S↑。（1）混乱度与熵温度↑，分子的运动速度↑,分子间距↑，固态→液态→气态，分子的无序度↑，S也连续增大。(1)同一物质聚集状态不同，S不同，S气>S液>S固，T↑,S↑

(2)不同物质，S不同；聚集状态相同的不同物种，组成分子的原子个数↑,S↑。S(NaCl)<S(Na2CO3)

2.3.3熵变与反应的自发性熵与热力学能、焓一样，是体系的广度性质，也是一种状态函数，熵S的绝对值目前也还无法求得，但在某一变化过程中体系的熵变△S只与体系的始态和终态有关，而与其所经历的途径无关。在孤立体系中，系统与环境没有功和热的交换，系统总是自发地向混乱度增大的方向变化，即变化总是向熵增加的方向进行。孤立体系达到平衡时，体系的熵达到最大值。因此孤立体系的熵值永不减少，这就是热力学第二定律。△rS孤>0，自发；△rS孤=0，平衡；△rS孤<0，非自发（2）化学反应熵变的计算克劳修斯：热从低温物体传给高温物体而不产生其它变化是不可能的。开尔文：从一个热源吸热，使之完全转化为功，而不产生其它变化是不可能的。反映了传热过程的不可逆性说明了功转变为热的过程的不可逆性后来被奥斯特瓦德(Ostward)表述为：“第二类永动机是不可能造成的”。第二类永动机开尔文说法表明：“第二类永动机”是不可能的。历史上人们曾经幻想制造出一种从单一热源吸热而不断做功的机器,即所谓“第二类永动机”(例:利用海水的热量而自动行驶的轮船)。恒温恒压下的化学变化，通常是在非孤立系统中进行的，因而熵变的计算很困难。能斯特热定理的发现及热力学第三定律的提出，物质标准摩尔熵的确立，使化学变化熵变的计算变得简单了。热力学第三定律：0K时纯物质完美晶体的熵等于零。标准摩尔熵规定在标准态下，1mol物质的熵为该物质的标准摩尔熵。符号为，J·mol-1·K-1

标准摩尔反应熵（标准摩尔熵变）

一定温度T下，反应物与产物均为标准态下纯物质时的摩尔反应熵。它等于同样温度下，参加反应的各物质的标准摩尔熵与其化学计量数的积之和。用公式表示即是：例2.2

计算反应：2NO（g）+O2（g）=2NO2（g）在298K时的标准熵变，并判断该反应是混乱度增加还是减小。2NO（g）+O2（g）=2NO2（g）解：由附录查得：210.65205.03240.0

298=2（NO2）-[2（NO）+（O2）] =2×240.0-（2×210.65+205.03）

=-146.3（J•mol－1•K－1），表示该反应混乱度减小多数化学反应是在恒温恒容或恒温恒压，非体积功等于零的条件下进行的。在这两种条件下，有必要引入新的热力学函数，利用系统自身状态函数的变化，来判断自发变化的方向和限度。热力学第一定律导出了热力学能这个状态函数，为了处理热化学中的问题，又定义了焓。热力学第二定律导出了熵这个状态函数，但用熵作为判据时，系统必须是隔离系统体系，也就是说必须同时考虑体系和环境的熵变，这很不方便。2.3.3吉布斯函数变与反应的自发性1876年美国物理化学家吉布斯（J.W.Gibbs）提出一个综合体系的焓（H）、熵（S）和温度（T）三者关系的状态函数，称为吉布斯自由能，用GT表示，用它来判断在恒温、恒压条件下过程的自发性。定义：为吉布斯函数。△G<0自发过程△G=0平衡状态△G>0非自发过程，其逆过程自发进行从热力学可以导出，在任何封闭体系中，在恒温、恒压和只做体积功的条件下，反应总是向吉布斯自由能减少的方向进行。定义：在一定温度、标准压力pΘ下，由元素最稳定单质生成lmol物质B时吉布斯函数的变化，为该物质B的标准摩尔生成吉布斯函数，用符号表示，其单位是kJ•mol-1。标准摩尔生成吉布斯函数的符号为。显然，元素最稳定单质的。对于化学反应计算标准摩尔反应吉布斯函数的公式为：即是说，一定温度下化学反应标准摩尔反应吉布斯函数为同温度下，反应前后各物质的标准摩尔生成吉布斯函数与其化学计量系数的乘积之和。吉布斯

出生并受教于康乃狄克州新哈芬，在那里度过了大半生。因工程中齿轮啮合方面的论文获得第二博士学位。后来在耶鲁大学任助教，教了两年拉丁语和数学。从1866年至1869年在海得堡、柏林和巴黎研究数学和物理。后返回耶鲁，并从1871年至1903年逝世一直任数学物理学教授。他在热力学方面的工作，特别是他著名的论文“非均相物质的平衡”导致物理化学的一个新分支得以发展。吉氏揭示了矢量分析的实质，研究了理论光学，并奠定了统计力学的基础。自由能函数H-TS现称为吉布斯自由能，并以他的姓的第一个字母表示，记为G。[科学家简介]

2.4.1化学平衡和标准平衡常数§2.4

化学平衡和反应速率（1）化学平衡在一定条件下，既可以向正反应方向进行，又可以向逆反应方向进行的化学反应称为可逆反应。

可逆反应进行到一定程度后，正、逆反应速率相等，系统中反应物和生成物的浓度不再随时间而改变，这种状态称为化学平衡。化学平衡是一种动态平衡

如果反应在溶液中进行，在一定温度下达到平衡时，反应物和产物的相对浓度（c/cθ）之间的关系为：（2）标准平衡常数在封闭系统中，任一可逆的化学反应

aA+bB=gG+hH

如果反应在溶液中进行，在一定温度下达到平衡时，反应物和产物的相对浓度（c/cθ）之间的关系为：（1）各组分的浓度（或分压）应为平衡时的浓度（或分压）。书写和应用标准平衡常数表示式时应注意以下几点：（2）反应系统中的纯固体或纯液体，其浓度或分压可视为常数1，在标准平衡常数表示式中不予写出。如反应：

CaCO3（s）

CaO（s）+CO2（g）

KΘ=p(CO2)/pΘ

（3）水溶液中的反应，若有水参加，H2O的浓度可视为常数1；非水溶液中的反应，若有水参加，H2O的浓度不能视为常数，应书写在标准平衡常数表示式中。如实验室制取Cl2(g)的反应：

MnO2（s）+2Cl-（aq）+4H+Mn2+（aq）+Cl2(g)+2H2O（l）（4）标准平衡常数与反应式的写法有关。同一反应，反应式的写法不同，KΘ值不同。（5）若某反应可以表示为几个反应的和或差，则总反应的平衡常数为各分步反应的积或商，又称多重平衡规则。例如：因为：(3)=(1)2(2)由此可得：

Q

K

时，

rGm0，反应能自发进行；

Q

K

时，

rGm=0，反应处于平衡；

Q

K

时，

rGm

0，反应不能自发,逆反应能自发进行2.4.2标准平衡常数与标准摩尔吉布斯函数变的关系维持化学平衡的条件一旦发生变化，原有的平衡将被破坏，取而代之的是新的平衡，这种因外界条件的改变而使化学反应从一种平衡状态向另一种平衡状态的转变的过程称为化学平衡的移动。影响化学平衡的因素主要有浓度、温度、压力，可以根据式子△rGm（T）=△rGm+RT㏑Q讨论这些因素对平衡的影响。1.浓度的影响2.压力的影响3.温度的影响4.勒夏特列原理2.4.3化学平衡的移动1.浓度的影响对于在一定温度下进行的化学反应，各组分浓度的改变不会改变其平衡常数，只能改变其转化率。平衡时Q=K；增加反应物的浓度或是降低生成物的浓度，则Q<K，此时系统不再处于平衡状态，△rGm<0，反应要向正方向进行，以减少反应物的浓度同时增加生成物的浓度，直到Q=K。同理，若是降低反应物浓度或增加生成物浓度，平衡将向逆反应方向移动，调整生成物和反应物的浓度，直到建立新的平衡。对于只有液体或固体参与的反应，改变总压力对平衡常数和平衡移动影响很小，可不考虑。对于有气体参加的反应，系统总压力对平衡是否产生影响要视具体情况而定。如反应N2+3H2=2NH3，增加总压，反应向正反应方向进行，平衡向右移动；总压降低，反应向逆反应方向进行，平衡向左进行。若是反应前后气体分子数没有变化，则改变总压对化学平衡没有影响。2.压力的影响温度对化学平衡的影响与浓度、压力的影响有本质上的区别。浓度、压力改变时，平衡常数不会变；而温度改变时，平衡常数的数值会发生变化。对于标准摩尔焓变）>0的反应，T升高，K值增大，即平衡向吸热方向移动；反之，温度降低，K值减小，即平衡向放热方向移动。3.温度的影响4.勒夏特列原理

法国化学家勒夏特列总结、归纳出了平衡移动的普遍规律：当体系达到平衡后，如果改变平衡状态的任一条件（如浓度、温度或压力），平衡就能向着减弱这个改变的方向移动。勒·夏特列（1850~1936），法国化学家。他研究过水泥的煅烧和凝固、陶器、磨蚀剂的制造以及燃料、玻璃和炸药的发展等问题。勒夏特列还发明了热电偶和光学高温计。此外，他对乙炔气的研究，使他发明了氧炔焰发生器，迄今还用于金属的切割和焊接。勒·夏特列不仅是一位杰出的化学家，还是一位杰出的爱国者。当第一次世界大战发生时，法兰西处于危急中，他勇敢地担任起武装部长的职务，为保卫祖国而战斗。[科学家简介]§2.5化学反应速率化学热力学较成功的预测了化学反应进行的方向和限度，但是无法判断反应进行的快慢，即反应速率问题。如汽车尾气污染物CO和NO之间的反应：CO（g）+NO（g）=CO2（g）+1/2N2（g），298K时，rGm

=-344kJ·mol-1，由热力学分析看，自发进行的趋势很大，但实际反应速率却很慢。要用此反应来治理汽车尾气的污染，还必须研究化学反应速率和影响反应速率的相关因素及反应机理等问题，即化学动力学理论。2.5.1化学反应速率衡量化学反应快慢程度的物理量，通常用单位时间内反应物或生成物浓度的变化表示。常用单位是mol•L-1•s-1。对于任一反应aA+bB=gG+hH式中v为反应中任一物质B的化学计量数，反应物取负值，生成物取正值。dcB/dt表示物质B的浓度cB随时间t的变化率，速率υ与物质B的选择无关。2.5.2浓度对化学反应速率的影响

从反应物转化为生成物，是一步完成的，称为基元反应；大多数反应是多步完成的，称为非基元反应，或复杂反应。这两个基元反应的组合表示了总反应经历的途径。化学反应所经历的具体途径称为反应机理，或反应历程。总的反应速率由较慢的基元反应决定。例如反应：2NO+2H2=N2+2H2O是由以下两个步骤完成的：2NO+H2→N2+H2O2

（慢）H2O2+H2→2H2O（快）1.基元反应和非基元反应在一定温度下，反应速率与反应物浓度幂的乘积成正比，其中幂指数为反应物的化学计量数的绝对值。上式为质量作用定律的数学表达式，也称基元反应的速率方程。式中的k为速率常数，其大小由反应物的本性决定，与反应物的浓度无关。速率常数k一般是由实验测定的。质量作用定律只适用于基元反应，不适用于复杂反应。复杂反应可用实验方法确定其速率方程和速率常数。对于任一基元反应aA+bB=gG+hH2.质量作用定律与速率方程多数化学反应的速率方程都可表示为反应物浓度幂的乘积：上式中反应物浓度的幂指数为该反应物的反应级数，如反应物A的级数是α，反应物B的级数是β。所有反应物级数的加和α+β+…就是该反应的级数。反应级数的大小体现了反应物浓度对反应速率的影响程度。对于任一反应aA+bB=gG+hH3.反应级数

一般而言，基元反应中反应物的级数与其化学计量数一致，非基元反应的反应级数则需要通过实验测定。例如蔗糖水解是二级反应，但当反应系统中水的量很大时，反应前后系统中水的量可认为未改变，反应表现为一级反应。反应级数可以是整数，也可以是分数或为零。化学反应速率方程反应级数SO2Cl2=SO2+Cl2υ=kc（SO2Cl2）12H2O2=2H2O+O2υ=kc（H2O2）14HBr+O2=2Br2+2H2Oυ=kc（HBr）·c（O2）22NO+O2=2NO2υ=kc2（NO）·c（O2）32NH3=N2+3H2υ=kc02.5.3温度对化学反应速率的影响温度是影响反应速率的重要因素，升高温度可使大多数反应的速率加快，速率常数k值增大。范特霍夫依据大量实验事实，提出一个经验规则：温度每上升10℃，反应速率提高2～4倍。该规律用于缺乏数据时进行的粗略估算。1889年，瑞典化学家阿仑尼乌斯根据实验结果，提出了一个描述反应速率常数与温度关系的经验公式1.范特霍夫规则2.阿仑尼乌斯公式式中A是常数，称为指前因子；Ea是活化能，单位是kJ•mol-1。上式还表明lnk与1/T之间有线性关系，直线的斜率为-Ea/R。若温度分别为T1和T2时，反应速率常数分别为是k1和k2，分别代入（a），则得：（a）或（b）可根据此公式，用不同温度下的反应速率计算反应的活化能Ea和指前因子A，或从一个温度下的速率常数k1求另一温度下的速率常数k2。2.5.4反应速率理论简介认为反应物分子碰撞是发生化学反应的前提。能引发化学反应的碰撞称为有效碰撞；能发生有效碰撞的分子称为活化分子。活化分子具有的最低能量与反应系统中分子的平均能量之差为反应的活化能。认为化学反应是活化分子发生有效碰撞的结果。1.碰撞理论2.过渡态理论该理论认为，化学反应不是只通过反应物分子之间碰撞就能完成的。在反应过程中要经过一个中间的过渡态，即先形成“活化配合物”。这时反应物分子的动能暂时转变为活化配合物的势能。活化配合物不稳定，很快分解为生成物：A+BC[A…B…C]

AB+C2.5.5催化剂对化学反应速率的影响催化剂是一种能显著改变反应速率，但在反应前后自身的组成、质量和化学性质保持不变的物质。催化剂改变反应速率的作用就是催化作用，加快反应速率的催化剂称为正催化剂，而减慢反应速率的催化剂称为负催化剂或阻化剂。如六次甲基四胺，可以作为负催化剂，降低钢铁在酸性溶液中的腐蚀速率，也称为缓蚀剂。一般情况下使用催化剂都是为了加快反应速率，催化剂是影响化学反应速率的重要因素。1.催化剂和催化作用（1）催化剂参与反应，改变反应的历程，降低反应的活化能。（2）催化剂不改变反应系统的热力学状态，不影响化学平衡。（3）催化剂具有一定的选择性2.催化作用特点外界条件单位体积内反应物分子数活化能Ea活化分子百分数单位体积内活化分子总数反应速率（υ）反应速率常数（k）增大反应物浓度增多不变不变增多加快不变升高温度不变不变增大增多加快变大加入催化剂不变降低增大增多加快变大TheEnd2.大学化学的教学目的和内容（1）多彩的物质世界，性能各异的材料，包括支配、管理、使用材料的人类自己。其组成无论多么复杂，它们都是由原子组成的。（2）原子在空间范围和时间进程中运动着，相互作用着，并排列组合形成分子等结合态单元。这种排列组合和相互作用都来自于与光子有关的电子运动状态的改变。（3）材料、生物体中化学单元的组成结构与其功能紧密相关，它们在不同的条件下可以发生不同的化学变化，化学变化时能量与质量紧密联系，不可分割，能量是物质存在的又一种表现形式。胀观：宇观：十万光年宏观：经典力学介观：分子、原子微观：电子、光子量子力学

其实，物质层次大小两端是无限可分的，每个层次又可分成无数个亚层次；而人对物质的认识在深度和广度上是可无限发展的。一句话，人类对物质及其运动的认识过程是水可穷尽的。客观存在的物质是能够被逐步认识的。第3章溶液中的化学平衡本章学习要求本章学习要点知识要点掌握程度相关知识水的性质和稀溶液的依数性了解水的性质、稀溶液性质的原理及应用。水的性质和应用，稀溶液蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压。酸碱理论掌握酸碱质子理论、酸碱电子理论，理解共轭酸碱概念及其关系。酸碱质子理论、酸碱电子理论，共轭酸碱对。弱电解质离解平衡明确弱酸（碱）离解平衡和缓冲溶液的概念，掌握化学平衡和缓冲溶液的有关计算。水的离解平衡、一元弱酸（弱碱）溶液中浓度计算、同离子效应、缓冲溶液难溶电解质的沉淀溶解平衡掌握溶度积和溶解度的基本计算，了解溶度积规则及其应用。溶度积、溶解度及其相互转换，溶度积规则，分步沉淀，沉淀溶解与转化。配合物和配离子的离解平衡了解配合物的组成，学会配合物的基本命名和书写方法，了解配合物的离解平衡及平衡移动等配合物解离平衡移动，配合物的应用等。本章主要内容

§3.2

酸碱理论§3.1

水的性质和稀溶液的依数性§3.4

难溶电解质的沉淀溶解平衡§3.5

配位化合物和配离子的离解平衡§3.3

弱电解质的离解平衡3.1水的性质和稀溶液的依数性3.1.1水的性质和应用

水的团簇结构

水团簇的稳定结构

冰的结构

廉价溶剂氢键而发生缔合4℃时密度最大

H2OH++OH-微弱解离水的三相变化

水(g)

水(l)

冰(s)凝聚蒸发凝固熔解沸点凝固点298.15K时，Kw={c(H+)/c}{c(OH-)/c}=1.0×10-14

在气液平衡时：气体称为饱和蒸气；液体称为饱和液体；饱和蒸气的压力称为饱和蒸气压。气液p*饱和蒸气压＝外压时，液体沸腾，此时的的温度称为沸点。饱和蒸气压＝1个大气压时的沸点称为正常沸点。在沸腾时，液体表面及内部分子同时汽化。饱和蒸气压首先由物质的本性决定。对于同一种物质，它是温度的函数，随温度升高而增大。表3.1

水、乙醇和苯在不同温度下的饱和蒸气压水乙醇苯

t/ºCp/kPa

t/ºCp/kPa

t/ºCp/kPa

202.338205.671209.9712407.3764017.3954024.4116019.9166046.0086051.9938047.34378.4101.32580.1101.325100101.325100222.48100181.44120198.54120422.35120308.113.1.2溶液的蒸汽压下降

溶液蒸汽压小于同一温度下纯溶剂蒸汽压的现象叫做溶液的蒸汽压下降。

纯溶剂与溶液的蒸汽压

水﹑冰和溶液的蒸汽压曲

aa‘表示纯溶剂的蒸汽压，bb'表示溶液的蒸汽压

ˊ

p=p＊–p=p＊xB式中，

xB-溶质B的摩尔分数，

p＊-纯溶剂的蒸汽压若在纯溶剂A中加入不挥发的溶质B，由于溶液的蒸气压<纯溶剂A在同温度的蒸气压。所以其蒸气压曲线oc在纯A蒸气压曲线oc下方。所以在一定的外压下，纯液态沸腾的温度要低于溶液沸腾温度。p外恒定p外pA纯液态A溶液中Ac

co