《新大学化学（第四版）》（周伟红）学习导引及习题解答

《新大学化学（第四版）》（周伟红）学习导引及习题解答主编：周伟红版本：第四版适用对象：高等院校非化学专业本科生

核心目标：帮助学习者梳理教材知识体系，掌握核心概念与原理，提升解题能力，高效完成课程学习与备考。第一部分学习导引总纲一、教材整体框架与核心定位《新大学化学（第四版）》以“化学基本原理+化学与工程/生活/环境的联系”为核心脉络，共分为10个章节，涵盖化学热力学基础、化学动力学、物质结构、溶液化学、电化学、材料化学、环境化学等核心内容。教材特点：注重基础性与应用性结合，弱化复杂推导，强化原理与实际场景的关联，适合非化学专业学生构建化学基础知识体系，培养化学素养。二、学习方法建议抓主线，理脉络：以“物质的结构-性质-变化规律”为主线，串联各章节内容（如：原子结构→分子结构→物质性质→化学反应规律）。重概念，强理解：核心概念（如熵、焓、活化能、电极电势等）是学习的基础，需结合实例理解其物理意义，避免死记硬背。练习题，巩重点：每章节后习题覆盖核心知识点，需独立完成后对照解答，总结解题思路与易错点。联实际，提兴趣：结合教材中工程材料、环境治理、能源开发等实例，理解化学在实际领域的应用，提升学习主动性。第二部分分章节学习导引第一章化学热力学基础一、学习重点基本概念：系统与环境、状态函数（温度、压力、体积、焓、熵、吉布斯自由能）、热与功。核心原理：热力学第一定律（能量守恒）、热力学第二定律（熵增原理）、吉布斯自由能判据（ΔG判断反应自发性）。关键计算：标准摩尔焓变（ΔrHmθ）的计算（盖斯定律、标准生成焓法）、标准摩尔吉布斯自由能变（ΔrGmθ）的计算、标准摩尔熵变（ΔrSmθ）的计算。二、知识脉络梳理反应的能量变化（热力学第一定律）→反应的方向判断（熵增原理、吉布斯自由能判据）→反应的限度（平衡常数与ΔG的关系）

核心逻辑：通过ΔG=ΔH-TΔS整合焓变与熵变，判断不同温度下反应的自发性。三、典型习题解答习题1-5：计算298K时，反应2SO₂(g)+O₂(g)=2SO₃(g)的ΔrHmθ、ΔrSmθ和ΔrGmθ，并判断反应的自发性。（已知各物质的标准生成焓、标准熵数据）解答步骤：明确公式：

ΔrHmθ=Σν(产物)ΔfHmθ(产物)-Σν(反应物)ΔfHmθ(反应物)

ΔrSmθ=Σν(产物)Smθ(产物)-Σν(反应物)Smθ(反应物)

ΔrGmθ=Σν(产物)ΔfGmθ(产物)-Σν(反应物)ΔfGmθ(反应物)或ΔrGmθ=ΔrHmθ-TΔrSmθ查数据代入计算（教材附录可查）：

ΔfHmθ(SO₂,g)=-296.83kJ·mol⁻¹，ΔfHmθ(SO₃,g)=-395.72kJ·mol⁻¹，ΔfHmθ(O₂,g)=0

Smθ(SO₂,g)=248.22J·mol⁻¹·K⁻¹，Smθ(SO₃,g)=256.76J·mol⁻¹·K⁻¹，Smθ(O₂,g)=205.14J·mol⁻¹·K⁻¹计算过程：

ΔrHmθ=2×(-395.72)-[2×(-296.83)+1×0]=-197.78kJ·mol⁻¹（放热）

ΔrSmθ=2×256.76-[2×248.22+1×205.14]=-188.06J·mol⁻¹·K⁻¹（熵减）

ΔrGmθ=-197.78kJ·mol⁻¹-298K×(-188.06×10⁻³kJ·mol⁻¹·K⁻¹)=-141.7kJ·mol⁻¹<0结论：298K时，ΔrGmθ<0，反应自发进行。易错点：单位统一（熵变单位J需转换为kJ）、计量数ν的正负（产物为正，反应物为负）。第二章化学动力学基础一、学习重点基本概念：反应速率、速率方程、反应级数、活化能、催化剂。核心原理：反应速率的影响因素（浓度、温度、催化剂）、阿伦尼乌斯方程（温度对反应速率的影响）。关键计算：反应速率的计算、一级反应动力学参数（半衰期、速率常数）的计算、阿伦尼乌斯方程相关计算（活化能、不同温度下的速率常数）。二、知识脉络梳理反应速率的定义与表示方法→浓度对反应速率的影响（速率方程、反应级数）→温度对反应速率的影响（阿伦尼乌斯方程）→催化剂对反应速率的影响（降低活化能）三、典型习题解答习题2-8：某一级反应A→产物，在300K时的速率常数k₁=1.2×10⁻⁴s⁻¹，活化能Eₐ=50kJ·mol⁻¹，求350K时的速率常数k₂及反应的半衰期t₁/₂（350K）。解答步骤：选择阿伦尼乌斯方程的定积分形式：ln(k₂/k₁)=Eₐ/R(1/T₁-1/T₂)明确参数：Eₐ=50×10³J·mol⁻¹，R=8.314J·mol⁻¹·K⁻¹，T₁=300K，T₂=350K，k₁=1.2×10⁻⁴s⁻¹计算k₂：

ln(k₂/1.2×10⁻⁴)=50×10³/8.314×(1/300-1/350)≈6014×4.76×10⁻⁴≈2.86

k₂=1.2×10⁻⁴×e².⁸⁶≈1.2×10⁻⁴×17.5≈2.1×10⁻³s⁻¹计算一级反应的半衰期：t₁/₂=ln2/k₂≈0.693/2.1×10⁻³≈330s易错点：活化能单位转换（kJ→J）、温度单位（℃→K）、一级反应半衰期公式的应用条件（仅适用于一级反应）。第三章物质结构基础一、学习重点原子结构：核外电子运动的特征（波粒二象性）、电子排布规律（泡利不相容原理、能量最低原理、洪德规则）、元素周期律与周期表。分子结构：化学键类型（离子键、共价键）、共价键理论（价键理论、杂化轨道理论）、分子间作用力（范德华力、氢键）。晶体结构：晶体的基本类型（离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体）、晶体熔点、硬度的比较。二、知识脉络梳理核外电子排布→元素性质的周期性变化（原子半径、电离能、电负性）→化学键形成→分子结构与空间构型→分子间作用力→晶体结构与物质性质三、典型习题解答习题3-10：用杂化轨道理论解释CH₄分子的空间构型为正四面体，而NH₃分子的空间构型为三角锥形。解答步骤：分析CH₄分子：

C原子的价电子构型为2s²2p²。在形成CH₄分子时，C原子的1个2s电子激发到2p空轨道，随后1个2s轨道与3个2p轨道发生sp³杂化，形成4个能量等同、空间构型对称的sp³杂化轨道（夹角109°28′）。4个H原子的1s轨道分别与C原子的4个sp³杂化轨道重叠形成σ键，因杂化轨道无孤电子对，分子空间构型为正四面体。分析NH₃分子：

N原子的价电子构型为2s²2p³。形成NH₃分子时，N原子发生sp³杂化，形成4个sp³杂化轨道，其中3个杂化轨道填充成单电子，1个杂化轨道填充孤电子对（2个电子）。3个含成单电子的杂化轨道与3个H原子的1s轨道重叠形成σ键，孤电子对对成键电子对的排斥力大于成键电子对之间的排斥力，导致成键轨道夹角缩小（小于109°28′），分子空间构型为三角锥形。核心要点：杂化轨道的类型决定分子的基本空间构型，孤电子对的存在会改变轨道夹角，导致实际构型与杂化轨道构型不一致。第四章溶液化学一、学习重点溶液的通性：稀溶液的依数性（蒸气压下降、沸点升高、凝固点降低、渗透压）。电解质溶液：强电解质与弱电解质的区别、解离平衡（弱酸、弱碱的解离平衡常数）、同离子效应、缓冲溶液。难溶电解质的沉淀-溶解平衡：溶度积常数（Ksp）、溶度积规则、沉淀的生成与溶解。二、知识脉络梳理溶液的浓度表示方法→稀溶液依数性（仅与粒子数有关）→电解质溶液的解离平衡→缓冲溶液的缓冲原理与pH计算→难溶电解质的沉淀-溶解平衡与溶度积规则三、典型习题解答习题4-12：计算0.10mol·L⁻¹NH₃·H₂O溶液的pH值，若向其中加入等体积的0.10mol·L⁻¹NH₄Cl溶液，组成缓冲溶液，计算该缓冲溶液的pH值。（已知NH₃·H₂O的Kb=1.8×10⁻⁵）解答步骤：计算0.10mol·L⁻¹NH₃·H₂O溶液的pH：

NH₃·H₂O的解离平衡：NH₃·H₂O⇌NH₄⁺+OH⁻

因Kb较小，解离度α很小，可近似：[NH₃·H₂O]≈0.10mol·L⁻¹，[NH₄⁺]≈[OH⁻]=x

Kb=[NH₄⁺][OH⁻]/[NH₃·H₂O]=x²/0.10=1.8×10⁻⁵→x=√(1.8×10⁻⁶)≈1.34×10⁻³mol·L⁻¹

pOH=-lg(1.34×10⁻³)≈2.87→pH=14-2.87=11.13计算缓冲溶液的pH：

等体积混合后，浓度均稀释为原来的1/2：[NH₃·H₂O]=0.05mol·L⁻¹，[NH₄Cl]=0.05mol·L⁻¹（[NH₄⁺]≈0.05mol·L⁻¹）

利用缓冲溶液pH计算公式（亨德森-哈塞尔巴尔赫方程）：

pOH=pKb+lg([共轭酸]/[共轭碱])=-lg(1.8×10⁻⁵)+lg(0.05/0.05)≈4.74+0=4.74

pH=14-4.74=9.26易错点：缓冲溶液混合后浓度的稀释计算、亨德森-哈塞尔巴尔赫方程的正确应用（碱型缓冲溶液用pOH，酸型用pH）。第五章电化学基础一、学习重点基本概念：原电池与电解池的组成、电极反应、电池反应、电极电势、标准电极电势。核心原理：能斯特方程（电极电势与浓度、温度的关系）、电极电势的应用（比较氧化剂/还原剂的强弱、判断氧化还原反应的自发性、计算电池电动势）。实际应用：金属的腐蚀与防护、电解的应用。二、知识脉络梳理氧化还原反应的本质（电子转移）→原电池的构造与工作原理→电极电势的产生与标准电极电势→能斯特方程→电极电势的应用→电解原理与金属腐蚀防护三、典型习题解答习题5-9：已知298K时，φθ(Zn²⁺/Zn)=-0.76V，φθ(Cu²⁺/Cu)=0.34V。计算下列原电池的电动势，并写出电池反应式。

(-)Zn|Zn²⁺(0.10mol·L⁻¹)||Cu²⁺(0.01mol·L⁻¹)|Cu(+)解答步骤：确定电极类型与电极反应：

负极（氧化反应）：Zn-2e⁻→Zn²⁺

正极（还原反应）：Cu²⁺+2e⁻→Cu

电池反应：Zn+Cu²⁺→Zn²⁺+Cu用能斯特方程计算各电极的实际电极电势（能斯特方程：φ=φθ+(0.0592/n)lg([氧化态]/[还原态])，298K时）：

负极φ(Zn²⁺Zn)=φθ(Zn²⁺/Zn)+(0.0592/2)lg([Zn²⁺]/1)=-0.76+0.0296lg(0.10)≈-0.76-0.0296=-0.79V

正极φ(Cu²⁺Cu)=φθ(Cu²⁺/Cu)+(0.0592/2)lg([Cu²⁺]/1)=0.34+0.0296lg(0.01)≈0.34-0.0592=0.28V计算电池电动势：E=φ(正极)-φ(负极)=0.28-(-0.79)=1.07V核心要点：能斯特方程中电子转移数n的确定（与电极反应中得失电子数一致）、氧化态与还原态的浓度代入（纯固体、液体浓度视为1）、电池电动势的计算规则（正极电势减负极电势）。第六章材料化学基础（选学）一、学习重点材料的分类：金属材料、无机非金属材料、高分子材料、复合材料。典型材料的结构与性质：金属材料的结构（金属键、密堆积）、陶瓷材料的耐高温性、高分子材料的聚合反应与性能。材料的应用与发展：新型材料（纳米材料、超导材料、生物材料）。二、学习建议本章以概念性知识为主，重点关注材料的结构与性质之间的关联，结合教材中的实例理解不同材料的应用场景，无需深入推导，掌握核心分类与典型材料的特性即可。第七章环境化学基础（选学）一、学习重点环境污染物的类型：大气污染、水污染、土壤污染。典型污染物的危害与治理：酸雨、温室效应、重金属污染、有机污染物降解。绿色化学理念：源头控制污染、原子经济性。二、学习建议结合实际环境问题理解化学原理的应用，重点掌握典型污染物的化学性质与治理方法，树立绿色化学的环保理念，本章习题多为概念性与应用性题目，需注重知识的实际关联。第三部分综合复习与备考建议一、核心知识点汇总热力学核心：ΔG的计算与反应自发性判断、盖斯定律的应用。动力学核心：反应级数的判断、阿伦尼乌斯方程的计算。结构化学核心：电子排布、杂化轨道理论、分子间作用力。溶液化学核心：缓冲溶液pH计算、溶度积规则的应用。电化学核心：能斯特方程、电池电动势计算、氧化还原反应自发性判断。二、备考策略分模块复习：将教材内容分为热力学、动力学、结构、溶液、电化学5个核心模块，逐个突破，构建知识体系。强化计算能力：重点练习ΔG、反应速率、缓冲溶液pH、电池电动势等核心计算题型，总结解题步骤与单位统一技巧。重视概念辨析：区分易混淆概念（如焓与熵、反应级数与反应分子数、原电池与电解池等），通过对比记忆加深理解。做综合习题：完成教材各章节后的复习题与综合习题，提升知识的综合应用能力。第四部分附录（常用数据与公式）一、常用物理常数气体常数R=8.314J·mol⁻¹·K⁻¹=0.0821L·atm·mol⁻¹·K⁻¹阿伏伽德罗常数NA=6.022×10²³mol⁻¹法拉第常数F=96485C·mol⁻¹二、核心公式汇总热力学：

ΔrHmθ=ΣνΔfHm