普通化学基础讲义

1、普通化学基础讲义1主要内容 化学的意义与研究对象化学的地位 化学发展史 教学目的与教学内容 要求与考核一 化学的意义与研究对象1 意义 化学是在原子和分子层次上研究物质的组成、结构、性质及其变化规律的学科。2 研究对象与范围 对象: 原子、分子、晶体、各种天然与人工合成大分子。 内容: 组成、结构、物理与化学性质、制备方法与工艺；物质各种聚集状态（包括晶体、非晶体、流体、等离子体、与纳米态）下的性质、功能与应用 。 化学的分支(二级)学科： 无机化学、有机化学、分析化学、物理化学和高分子化学等；应用方面(交叉边缘学科)有燃料化学、环境化学、材料化学、生物化学、放射化学、激光化学、地质化学、计算

2、化学、能源化学、绿色化学、化学信息学、纳米化学、化学生物学等。 普通化学作为一门基础课程，是对化学科学各分支的基础知识作一整体的介绍。二化学的地位 是自然科学的核心一级学科。 是自然科学中处于承上启下地位的中心学科。 化 学 计算与信息科学 物理学 数 学天文学 地质与环境科学 工程科学 生命科学 材料科学 化学是理论与应用并重的科学 化学 医药 卫生军事国防衣、食、住、行资源利用，环境保护 新能源冶金 信息电子 新材料生物技术三. 化学发展史 四次革命 波义耳1661年发表了“怀疑派化学家”(The ScepticalChymist)，指出:“化学不是为了炼金，也不是为了治病，它应当从炼金术

3、和医学中分离出来，成为一门独立的科学”。波义耳极为崇尚实验，指出，“空谈毫无用途，一切来自实验”。他把严密的实验方法引入化学研究，使化学成为一门实验科学。 恩格斯的评价：“把化学确立为科学” 被誉为“化学之父”（墓碑语）。 法国化学家拉瓦锡1783年出版名著“关于燃素的回顾”，提出燃烧的氧化学说。 拉瓦锡1789年出版了“初等化学概论”，首次给元素下了一个科学和清晰的定义：“元素是用任何方法都不能再分解的简单物质”。以科学元素说取代了传统思辨的旧元素论。揭开了困惑人类几千年的燃烧之谜，以批判统治化学界近百年的“燃素说”为标志，发动了第二次化学革命，被誉为“化学中的牛顿”。 英国化学家道尔顿创立

4、科学原子论(化学原子论)，揭示了各种化学定律、化学现象的内在联系，成为说明化学现象的统一理论，完成了化学领域内一次极为重大的理论综合。有人称为近代化学史上的第三次化学革命。 1803年，道尔顿提出了原子学说：元素是由非常微小的、看不见的、不可再分割的原子组成；原子既不能创造，不能毁灭，也不能转变，所以在一切化学反应中都保持自己原有的性质；同一种元素的原子其形状、质量及各种性质都相同，不同元素的原子的形状、质量及各种性质则不相同，原子的质量（而不是形状）是元素最基本的特征；不同元素的原子以简单的数目比例相结合，形成化合物。化合物的原子称为复杂原子，它的质量等于其组合原子质量的和。 1807年道尔

5、顿发表化学哲学新体系，全面阐述了化学原子论的思想。 1930年，美国化学家鲍林（L.Pauling，19011994）和德国物理学家J.C.Slater（19001976）把量子力学处理氢分子的成果推广到多原子分子体系，建立了价键理论（VBT）。阐明了共价键的方向性和饱和性，指出了由于原子轨道重叠方式不同而形成的键和键这两种基本共价键类型。 1931年，为解释甲烷分子的空间构型，鲍林又根据波函数叠加原理，提出了杂化轨道理论。作为价键理论的重要补充，较满意地解释了共价多原子分子的空间构型。 代表作“化学键的本质”至今仍是一部权威性著作。还提出电负性、键参数、杂化、共振、氢键等概念。在生物化学领域

6、提出了蛋白质分子多肽链的螺旋结构。 在量子化学和结构化学领域，几乎到处可以看到鲍林的足迹。1954年获诺贝尔化学奖，1962年获诺贝尔和平奖四.教学目的与教学内容 目的 使同学具有必备的近代化学基本理 论、基本知识和基本技能； 了解这些理论知识和技能在工程实际 的应用； 培养高素质人才。使同学成为知识 面宽、基础扎实、有开拓创新能力的 高素质人才。教学内容 基本理论和基本知识：热化学，化学反应的方向、程度和速率，水化学，电化学，生命物质与人体健康，有机高分子化合物等。 工程实际应用：能源、大气污染、水污染、金属腐蚀及防止、金属材料及表面处理、非金属材料、有机及生物高分子材料等。 五.要求与考核

7、 理论课： 重点弄清各章的三基内容。课 堂上认真听讲、课后认真复习与消化、认 真完成作业。 实验：是课程的重要环节，做实验能加深 与巩固对基本理论和知识的理解；能训练 基本操作技能，培养独立操作、观察记 录、分析归纳写报告等多方面的能力以 及科学工作方法。 要求：写好预习报告，不得迟到缺席，独 立操作，独立写实验报告。第 1 章 热 化 学 与 能 源教学基本要求1.了解用弹式热量计测量等容热效应(qv)的原 理，熟悉qv的实验计算法。2.了解状态函数的意义。了解化学反应中的焓 变在一般条件下的意义。理解等压热效应(qp) 与反应中的焓变的关系。了解qv与反应中的 内能变的关系。初步掌握化学反

8、应的标准摩 尔焓变的近似计算。3.适当了解能源中的燃料燃烧反应的热效应。（一）反应热的测量（二）反应热的理论计算1几个基本概念2反应热的测量1热力学第一定律2化学反应的反应热与焓3反应标准摩尔焓变的计算主要内容1.1.1 几个基本概念 作为研究对象的那一部分物质； 系统之外，与系统密切联系的其它物质。1. 系统：2. 环境：1-1 反应热效应的测量封闭系统 三种热力学系统：孤立系统 孤立系统是一种科学的抽象,对于科学研究有重要意义.敞开系统应用相的概念需区分：*相与聚集态不同；3 相： 系统可分为: 单相（均 匀）系统；多相（不均匀）系统。 相与相之间有明确的界面。系统中任何物理和化学性质完全

9、相同的部分。*相数与物质种类数；*相与界面的关系。4 物质的量及其单位物质的量是描述系统基本单元数的物 理量,其符号为 nB。物质的量是七个基本量之一，物质的量的单位是摩尔mol，基本单元可以是原子、离子.分子及其 它粒子或这些粒子的特定组合。如：n（H）、 n（O2）、 n（N2） n（H2SO4）、 n（N2+3H2 ） 等。 某系统的基本单元数为NA=6.021023 时，该系统的物质的量nB为1摩尔，即:nB=1.0 mol对于一物理量，可表示为： 因此,不能说“摩尔数”为几。即不能用单位代替量。 所以，使用摩尔时必须指定基本单元。nB中下标B即表示基本单元。 A = A A 即：量

10、= 数值单位5 状态和状态函数 25状态一经固定，其状态函数有一定的数值。换言之，状态函数是状态的单值函数。状态发生变化时，其状态函数的改变只由始态及终态决定，而与途径无关。用数学语言表达则为：如果z是状态函数，dz必为全微分，其积分结果与途径无关，只决定于始态与终态，即： 26 系统的P、v、T组成、质量及密度等宏观性质都属于状态函数。根据其与系统中物质的量的关系，可将它分为两类： 广度性质(或称容量性质)其数值与系统中物质的量成正比。例如，体积、质量、嫡、内能等。此种性质具有加和性，27即整个系统的某种广延性质是系统中各部分广延性质的总和。 强度性质其数值与系统中所含物质的量无关，它没有加

11、和性。例如，温度、压力、密度、粘度等。系统的某种广延性质除以物质的量之后就成为强度性质。例如，热容、体积、熵是广延性质，而摩尔热容、摩尔体积、摩尔熵就是强度性质。 6.过程与可逆过程 28通过比较系统变化前后的状态差异，可把常见的过程分成三类： (1)简单物理过程：系统的化学组成及聚集状态不变，只发生T，P、V等参量的改变。 (2)复杂物理过程：这类过程包括相变和混合等。一般说来，这类过程从对系统的描述到过程本身都较上面一种物理过程复杂。 29(3)化学过程：即化学反应。状态发生变化时，其状态函数的改变只由始态及终态决定，而与途径无关。用数学语言表达则为：如果z是状态函数，dz必为全微分，其积

12、分结果与途径无关，只决定于始态与终态，即：如果依照过程本身的特点，过程可能有多种多样。下面几种典型过程在热力学中常常用到： 30(1)等温过程：环境温度恒定不变的情况下，系统初态和末态温度相同且等于环境温度的过程，即 T1T2T外常数 其中T1、T2、T外分别代表系统初态温度、末态温度和环境温度。 (2)等压过程；外压(即环境压力)恒定不变的情况下，系统初态和末态的压力相同且等于外压的过程，即31 P1P2P外常数 其中P1，P2和P外分别代表系统初态压力、末态压力和环境压力。 (3)等容过程：系统体积始终不变化的过程。 (4)绝热过程；系统与环境之间不发生热交换的过程。绝对的绝热过程是不存在

13、的。如果传递的热量很少，例如系统外面包一层绝热性较好的材料，即可作为绝热过程处理。32(5) 循环过程：系统从一初态出发，经过一系列的变化，最终回到初态，称系统经历了一个循环过程。循环过程的初末态是同一个状态。经过某一过程，由状态(1)变化到状态(2)之后，若能够通过原过程的反向变化使体系回复到原来状态，同时在环境中没有留下任何痕迹(即环境复原)的过程称为可逆过程。如可逆膨胀过程，其反向过程称为可逆压缩过程。如果当体系发生了过程，再使体系回复到原态时，环境中留下了痕迹，则该过程为不可逆过程。 7.化学计量数和反应进度 33 对于一般化学反应： 0=vBB式中，B表示反应中物质的化学式，vB是B

14、的化学计量数。对反应物取负值，对产物取正值。 反应进度=nB()nB(0)vB在反应进行到任意时刻，可用任一反应物或产物来表示反应进行的程度，所得的值总是相等的。34对于同一个化学反应，化学计量系数与化学反应方程式的写法有关。例如，合成氨反应写成： N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) 时，反应前（mol） 10 30 0 反应某时刻（mol） 8 24 4 v（N2）=1, v（H2） =3, v（NH3） =2. =？若写作： 1/2N2(g) + 3/2H2(g) = NH3(g) 则 v（N2）=1/2, v（H2）=3/2, v（NH3) =1=？所以反应进度与反应方程式的写法有

15、关，它是按反应式为单元来表示反应进行的程度。7.摩尔反应35 当反应按所给反应式的系数比例进行了一个单位的化学反应时，即 nB/1mol =vB ，就简称摩尔反应。 如 N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)摩尔反应表示：？1/2N2(g) + 3/2H2(g) = NH3(g)摩尔反应表示：？1.1.2反应热的测量(heating effect measurement)1 热效应测量原理计算公式：qcsms(T2-T1)csmsT =CST2 测量装置氧弹式量热计(calorimeter)3.测量方法与步骤： 准确称量反应物(固态或液态）装入钢弹 内，通入氧气，密封; 将钢弹安放在一钢质容

16、器中，向容器内加入 足够的已知质量的水，使钢弹淹没，钢弹与 环境绝热; 精确测定系统的起始温度(T1); 电火花引发反应，测量系统(包括钢弹及内 部物质、水和金属容器等)的终态温度(T2)。 C叫做量热计常数（calorimeter constant）为弹液(如水)和热量计部件(如杯体，钢弹,温度计,搅拌棒和引燃丝等)热容之和.(例如盛水2000g的弹式热量计的常数为10.1 kJK-1)4.计算： q-q(H2O)+qb -C(H2O)T+CbT -CT例1.1 将0.500g N2H4(l)在盛有1210g H2O的弹式量热计的钢弹内完全燃烧尽。系统温度由293.18K升至294.82K。

17、已知钢弹组件在实验温度时的总热容为848 JK-1。计算此条件下联氨完全燃烧所放出的热量。解： q=-(CH2O+Cb)T=-(4.181210+848)(294.82-293.18) =-969090(J) 显然，此热量与所用反应物的质量有关，-9690J是对0.500g N2H4(l)而言的，若以1 mol N2H4(l)计，则可乘以N2H4的摩尔质量，即： qm = -9690/0.50032= -620103 Jmol-1 5.摩尔反应热：反应热q与反应进度之比称为摩尔反应热qm。 qm q/42 应当指出，同一反应可以在定容或定压条件下进行；前者如在上述弹式热量计内进行，后者如在敞口

18、容器中进行，此时反应的热效应可分为等容(或定容)热效应与等压(或定压)热效应，分别以qv与qp表示。例如，上述联氮在弹式热量计内完全燃烧的热化学方程式为:N2H4(l)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l)qv=-620kJmol-1 它表明在实验温度和定容条件下，联氨完全燃烧时每摩尔反应N2H4(l)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l)放出620 kJ的热。1-2 反应热的理论计算“在化学反应中，质量既不能创造，也不能毁灭。 只能由一种形式转变为另一种形式。”一 化学反应中的质量守恒定律B称化学计量数。0=B BB通常用化学反应计量方程表示这种关系。通式：以合成氨反应为例：N2 +3H

19、22NH3可写为： 0 =-N2 -3H2 +2NH3即： N2 +3H2 =2NH3对于一般的反应： aA+bB=gG+dD 其化学反应计量方程为： 0=BBB 其中B的符号： a、b为负；g、d为正二 热力学第一定律（能量守恒定律） “在任何过程中，能量既不能创造，也不能消灭， 只能从一种形式转化为另一种形式。”基本概念概念：状态和状态函数、 热力学能、热和功。1. 状态与状态函数(1) 对一系统，各种性质都有确定数值，该系统的状态便被确定；反之，当系统状态已确定时，该系统的各种性质也必都有确定的值。表示系统性质的物理量X 称状态函数。(2) 在系统状态变化时，状态函数的改变量只与系统的始

20、、末态有关而与过程无关。途 径 1途 径 2即： X =X2-X12 热力学能符号：U ，单位：kJmol-1。 U 是状态函数； 无绝对数值； 其值与n 成正比。包括分子平动能、分子振动能、分子转动能、电子运动能、核能等即内能系统内部能量的总和。3 热 符号：q ，单位：kJ；q不是状态函数； 系统吸热：q 0 ；系统放热：q 0 热力学中将能量交换形式分为热和功。热是系统与环境因温度不同而传递的能量。4 功系统与环境交换能量的除热以外另一种形式功 功分为：体积功 W (W=-PV)； 非体积功 W。 单位：kJ。 W 不是状态函数；系统对环境作功: W 0。 变到状态2,热力学能U2，Q

21、0W 0U = q + W5 热力学第一定律数学表达式一封闭系统，热力学能U1，对环境做功W， 从环境吸收热q，则有：三 化学反应的反应热 化学反应时放出或吸收的热叫做反应的热效应，简 称反应热，它是系统与环境进行能量交换的主要形式。通常把不做非体积功，且始态和终态具有相同温度时，系统吸收或放出的热量叫做反应热。根据反应条件的不同，反应热又可分为：1 恒容过程反应热 qVV2 =V1 V =0 U =Q +W U =q -PV =qV2 恒压过程反应热 qP P2 =P1 =P U =q -PV qP =U +PV 上式可化为： qP=（U2-U1）+ P（V2-V1） 即： qP=（U2+P

22、2V2）-（U1+P1V1） 令： H = U +PV 称：焓 则：qP =H2-H1=H H 0 qP 0 qP 0 恒压反应系统吸热。3 焓4 qp 与 qv 的关系52恒温、恒压过程和恒温、恒容过程的热力学能可认为近似相等，即： U p U v所以同一反应的qP 和qV的关系为：qP - qV = Hp -U v = （U p + PV ） - U v = PV 53 （1）对于只有液态和固态的系统， V 0所以 ：qP = qV （2）对于有气态物质参与的系统， V = B n （Bg） RT/p所以 ： qP - qV = B n （Bg） RT = B （Bg） RT 54 所以化

23、学反应摩尔定压热与摩尔定容热的关系式： qP,m - qV ,m = B （Bg） RT 或 rHm - rUm = B （Bg） RT 式对于反应：aA(g)+bB(g)=gG(g)dD(g) 来说，B （Bg）=(gd)-(ab)四 化学反应热的计算 化学反应的反应热（在恒压或恒容条件下）只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关。如： C+O2= CO2 rH1C+O2=CO rH2CO+O2= CO2rH3有 rH1=rH2+rH31. 盖斯定律写成通式：rH=irHi根据盖斯定律，若化学反应可以加和，则其反应热也可以加和。推理：任一化学反应可以分解为若干最基本的反应 ，这些 反应的反

24、应热之和就是该反应的反应热。（生成反应）生成如： AB + CD = AC + BD H A+B = AB H1 ; C+D = CD H2 ; A+C = AC H3 ; B+D = BD H4 。则： H =H4+H3-H1-H2即: rH=rHi例题： 已知：C（s）+O2（g）CO2（g）=-393.5kJ.mol-1CO(g)+O2(g)CO2(g)=-283.0kJ.mol-1问: C(s)+O2(g)CO(g)=?解:按盖斯定律=(-393.5)-(-283.0)kJ.mol-1 = -110.5kJ.mol-1Hm1Hm2Hm3Hm32 标准摩尔焓变 因为QP=H,所以恒温恒压

25、条件下的反应热可表示为反应的焓变:rH(T); 反应系统的B确定为1mol时,反应热称为反应的摩尔焓变:rHm(T)； 在标准状态下的摩尔焓变称反应的标准摩尔焓变:rHm(T)热力学关于标准态的规定（1）气体物质的标准态是在标准压力(P = 100.00kPa)时的(假想的)理想气体状态;（2）溶液中溶质B的标准态是:在标准压力p 时的标准浓度c =1.0 mol.dm-3, 并表现为无限稀薄溶液时溶质B(假想)的 状态;（3）液体或固体的标准态是:在标准压力p 时 的纯液体或纯固体。3 标准摩尔生成焓 在标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变叫做该物质的标准摩尔生成焓。一般

26、选T298.15K为参考温度。 例如: C(石)+O2(g)CO2(g) rHm 其中,C(石)为碳的参考态元素,O2(g)为氧的参考态元素,此反应是生成反应。所以此反应的焓变即是CO2（g）的生成焓：rHm(T)(T)=fHm(CO2,g,T)*参考态元素通常指在所讨论的温度和压力下最稳定状态的单质。标准摩尔焓变的计算以乙炔的完全燃烧反应为例:2C2H2（g）+5O2（g）4CO2（g）+ 2H2O（l）可将此反应分解为四个生成反应：也有例外.如:石墨(C),白磷(P)。2C+H2（g）C2H2（g) rHm1(T)=fHm(C2H2,T)O2(g)O2（g） rHm2(T)=fHm(O2,

27、T)C(S)+O2（g）CO2（g) rHm3(T)=fHm(CO2,T)H2(g)+O2(g)H2O(l) rHm4(T)=fHm(H2O,l,T)根据盖斯定律：rHm(T)=ifHmi(T)有:rHm=4fHm3+2fHm4-2fHm1-5fHm2通式：rHm(T)= BBfHmB(T)注 意 1 fHmB(298.15K)是热力学基本数 据，可查表。单位：kJ.mol-1 2 rHm(T)rHm(298.15K)； 3 C（石）、H2（g）、O2（g）皆为参考态元 素。参考态元素的标准摩尔生成焓 为零。 如：fHm(O2,g)=0 4 规定水合氢离子的标准摩尔生成焓为零， fHm(H，a

28、q ，298.15K)=0 5 对同一反应若计量方程式的写法不同， 的含义就不同，rHmB的数值就不同。 例1 用生成焓计算反应的标准摩尔反应焓。【解】 根据盖斯定律，结论：对一般反应例2. 计算联氨(N2H4)在空气中完全燃烧时反应的标准摩尔焓变rHm（298.15K)。解： =0+2(-285.83)-50.63-0kJ.mol-1 =-622.3kJ.mol-1例3：计算反应 Zn(S)+Cu2+(aq)Zn2+(aq)+Cu(S)的标准摩尔焓变。解： Zn(S)+Cu2+(aq)Zn2+(aq)+Cu(S)fHm/kJ.mol-1 0 64.77 -153.89 0 (-153.89)+0-0-64.77kJ.mol-1 -218.66 kJ.mol-11-3 能源及其有效与清洁利用 能源