大学化学框架与特色

大学化学框架与特色

大学化学概况与特色大学化学框架第一章物质结构基础第二章化学反应的能量第三章化学平衡和化学反应速率第四章溶液与胶体第五章电化学基础\n本教材是在“厚基础、宽口径、重实践”的教学模式指导下，许多教师长期教学经验和反复探索而编成的。大学化学概况与特色\n全书有两大部分基础部分拓展部分各专业的必修内容则可根据专业的不同特点选择讲授或在教师指导下由学生自学，\n基础部分包括物质结构基础化学反应中的能量化学平衡和化学反应速率溶液和溶胶电化学基础这一部分注重基础性、系统性，完整性\n拓展部分包括化学与能源化学与工程材料化学与生命化学与环境试图分析化学在上述的学科领域中的渗透和应用，为学生提供独特的化学视角，内容上力求体现出常识性、趣味性和前沿性。\n编写中，注意了下述问题的正确处理：1、简化了理论要求，适当降低了计算的难度和复杂性。化学热力学中删去了Gibbs函数的导出，着重强调了状态函数的应用。删去了分子轨道理论和与此相关的固体能带理论；如在物质结构简化了波函数的角度分布和径向分布及其图像，直接用量子数说明；\n2、努力做到基础性和应用性、系统性和前沿性的有机结合：即强化必要的基础，突出理论、规律的应用；适当反映当代化学的新发展和新成就等前沿性内容，如飞秒化学、绿色化学、人类基因计划、DNA指纹鉴定、等离子体、激光材料和纳米材料，等等。3、本教材以现行的中学化学和物理教学大纲为起点，做好与其衔接的工作。如酸碱理论中简介了“质子理论”后，仍然以中学化学中的“水-离子理论”为基础进行讨论。\n4、教材中每章前都有“内容提要和基本要求”，学生学习时目标明确，大致内容清楚，便于预习和复习，也有利于自学能力的训练和培养。5、每章后设置“阅读材料”是同类教材中最早的，也是教材的一大特色。这些内容力争文字流畅、生动，目的是活跃思维、开拓视野、增加新的知识。6、编写了《大学化学要点与题解》，制作多媒体课件和网络可件等配套教学辅助资料，实现了多媒体教学手段。\n1.1原子结构的近代概念1.2原子核外电子的排布和元素周期律1.3化学键和分子构型1.4共价分子的空间构型1.5分子间力和氢键1.6晶体结构第一章物质结构基础\n1.1原子结构的近代概念1.1.1、经典原子模型1.1.2、原子结构的近代概念1.1.3原子轨道和电子云1.1.4多电子原子中轨道的能级\n1.1.1、经典原子模型1．J.Dalton原子模型2．J.J.Thomson的“浸入式”原子模型3．E.Ruthorford的“含核”原子模型4．Bohr原子模型\n1.1.2、原子结构的近代概念1．波粒二相性2．运动的统计性\n1.1.3原子轨道和电子云1、波函数和原子轨道2、四个量子数3、波函数与电子云\n1.1.4多电子原子中轨道的能级能级排列屏蔽效应钻穿效应能级交错\n1.2原子核外电子的排布和元素周期律1.2.1核外电子排布的规则①Pauli(泡利）不相容原理②能量最低原理③Hund(洪特)规则1.2.2核外电子构型与元素周期律1.2.3原子结构与元素周期表的关系1.2.4元素性质变化的周期性\n1.2.4元素性质变化的周期性1．原子半径共价半径金属半径范德华半径2．电离能（I）3．电子亲和能(EA)4．电负性()[Kai]5.氧化数\n1.3化学键和分子构型化学上将原子（或离子）间相互结合的强烈作用力称为化学键。由于元素的电负性不同,相互形成的化学键有多种类型,通常有离子键、共价键、金属键等，也不能用一种理论解释。1.3.1离子键1.3.2共价键\n1离子键1）离子键的形成2）离子键的特征3）离子极化\n2共价键（1）价键理论（2）杂化轨道理论（3）配位键\n（1）价键理论1）形成2）共价键的特性3）共价键的类型4）价键理论存在的问题\n(2)．杂化轨道理论1）Pauling提出了杂化轨道理论2）常见的杂化轨道及空间构型3）非等性杂化\n（3）配位键1）.配合物的组成2）.配合物的命名\n1.4分子的空间构型（共价键型简单分子，ABn）价层电子对互斥理（VSEPR法）\n1.5分子间力和氢键1.5.1分子的极性1.5.2分子间力—VanderWaals力1.5.3氢键\n4氢键（1）形成的条件（2）氢键的类型（3）氢键的性质（4）氢键对物性的影响\n1.6.1晶体和非晶体1.6.2晶体的基本类型1.6.3实际晶体1.6.4液晶1.6晶体结构\n1.6.1晶体和非晶体1、晶体与非晶体的特性比较2、晶体的内部结构\n1、晶体与非晶体的特性比较单晶体多晶体微晶非晶体\n2.1基本概念2.2热力学第一定律2.5Gibbs函数2.4熵与熵变第二章化学反应的能量2.3焓与Hess定律\n2.1基本概念1系统与环境2状态与状态函数3过程与途径\n2.2热力学第一定理数学表达式：U=Q+W内能功和热功：体积功W体=-P外V非体积功（有用功）W’只作体积功，不做有用功时，第一定理可写为：U=Q－P外VQ－PV可逆过程\n2.3焓与Hess定律2.3.1焓2.3.2焓的性质2.3.3化学反应热效应2.3.4化学反应热效应的计算2.3.5Hess定律2.3.6Hess定律的应用\n恒压热效应Qp恒容热效应Qv2.3.3化学反应热效应\n2.3.4化学反应热效应计算1、热力学标准态2、热化学方程式3、标准生成焓4、标准燃烧焓5、化学反应焓的计算\n2-4熵与熵变1、自发过程2、混乱度与熵3、化学反应自发的判据\n2、混乱度与熵1）混乱度2）熵的定义3）熵的性质4）标准摩尔熵5）标准态下反应的熵变\n2-5Gibbs函数1、Gibbs函数的定义2、Gibbs函数的物理意义3、Gibbs函数判据4、化学反应的Gibbs函数变5、Gibbs函数的应用\n4化学反应中rGΘ的计算（1）标准状态下,rGΘ的计算（2）非标准状态下,rGΘ的计算\n1）利用fGΘ计算rGΘ=ifGΘ(i)=(fGΘ)生成-(fGΘ)反应2)利用等温方程式rGΘT=rHΘT-TrSΘT计算（1）标准状态下,rGΘ的计算\n2.非标准状态下，化学反应的自由焓变计算rGT=rGΘT+2.303RTlgQ式中R=8.314J/molK,Q为反应商。对于反应aA(aq)+dD(l)eE(g)+zZ(s)Q=(PE/PΘ)e(CA/CΘ)-a\n5Gibbs函数的应用1.判断反应的方向和限度2.判断物质的稳定性3.估计反应进行的温度4.设计耦合反应\n第三章化学平衡和化学反应速率3.1化学平衡3.2化学平衡系统的计算3.3化学反应速率3.4几种特殊的化学反应\n3.1化学平衡3.1.1分压定律3.1.2非标准态反应Gibbs函数变3.1.3化学平衡3.1.4多重平衡法则\n3.2化学平衡系统的计算3.2.1标准平衡常数的计算3.2.2平衡系统中系统各物质的量及转化率的计算3.2.3化学平衡的移动\n3.2.3化学平衡的移动浓度对化学平衡的影响压力对化学平衡的影响温度对化学平衡的影响LeChatelier原理：如果改变平衡体系的条件之一（如浓度、压力或温度等），平衡就会向减弱这个改变的方向移动。\n3.3化学反应速率3.3.1化学反应速率的表示3.3.2浓度对化学反应速率的影响3.3.3温度对化学反应速率的影响3.3.4催化剂对化学反应速率的影响3.3.5几类特殊的化学反应\n3.3.2、浓度对化学反应速率的影响（1）基元反应（2）质量作用定律（3）反应级数\n3.3.3、温度对化学反应速率的影响（1）温度对化学反应速率的影响规律阿仑尼乌斯(Arrhenius)公式（2）碰撞理论（3）过渡态理论\n3.3.4、催化剂对化学反应速率的影响催化剂与催化作用单相催化与多相催化\n3.4几种特殊的化学反应多相反应链反应光化学反应\n4.1分散系4.2溶液4.3水溶液中的平衡第四章溶液与胶体\n4.1分散系1、溶液2、溶胶3、浊液\n4.2.1稀溶液的通性4.2.2水的解离和水溶液的pH4.2溶液\n4.2.1稀溶液通性难挥发非电解质稀溶液的通性其它类型溶液的通性（依数性）\n难挥发非电解质稀溶液的通性1、溶液的蒸气压下降2、溶液的沸点升高和凝固点下降3、具有一定的渗透压\n3、具有一定的渗透压1）渗透现象2）渗透压3）渗透现象及应用\n其它类型溶液的通性（依数性）（1）难挥发非电解质浓溶液(2）电解质溶液的依数性\n4.2.2、水的解离和溶液pH值1、水的离解2、pH函数3、水溶液的酸碱性\n4.3、水溶液中的平衡4.3.1.酸碱理论4.3.2.单相离子平衡4.3.3.多相离子平衡4.3.4.配位平衡\n4.3.1.酸碱理论1、阿累尼乌斯（Arrhenius)酸碱电离理论2、布朗斯特酸碱质子理论3、路易斯（Lewis)酸碱电子理论\n1.弱电解质溶液中的解离平衡2.同离子效应3.缓冲溶液4.3.2.单相离子平衡\n4.3.3多相离子平衡1．溶度积与溶解度2．溶度积规则3．溶度积的应用\n1．溶度积与溶解度1)．多项离子平衡2)．KΘSP与S的关系\n3．溶度积的应用1)．沉淀的生成2)．沉淀的溶解3)．沉淀的转化\n４.3.4配位平衡1．配离子的离解平衡2．配合物的应用\n5.1氧化还原反应5.2原电池5.3电极电势5.4原电池热力学5.5电解与电化学技术5.6金属的腐蚀与防护第五章电化学基础\n5.1氧化还原反应1.氧化还原反应2.氧化还原电对3.氧化还原反应式的配平\n5.2原电池5.2.1原电池5.2.2电极及其分类\n5.2.1原电池1.原电池及其构成2.原电池的符号表示\n5.3电极电势5.3.1.电极电势的产生5.3.2.标准电极电势5.3.3.Nernst方程式\n5.3.3.Nernst方程式1.Nernst方程式2.应用Nernst方程式注意事项3.Nernst方程式说明\n5.4原电池热力学一、可逆电池二、电池电动势与反应Gibbs函数变三、氧化还原反应中的化学平衡四、电极电势的应用\n一、可逆电池1.可逆电池2.不可逆电池\n二、电池电动势与反应Gibbs函数变对于电池反应：-Gm=We=nFE可得出：Gm=-nFEGѲm=-nFEѲ上式对于电极反应也适应：\n三、氧化还原反应中的化学平衡当T=298K时由GѲm=-nFEѲ得\n四、电极电势的应用1．装置原电池并计算电池的电动势2.确定氧化剂，还原剂的相对强弱3．判断氧化还原反应进行的方向4．判断氧化还原反应进行的限度\n5.5电解与电化学技术一、电解装置与原理二、电解产物的判断三、电化学技术\n二、电解产物的判断1、分解电压与超电压2、影响电解产物的因素及规律A.因素B.规律\n三、电化学技术1．电镀2.电抛光3．电解加工4.铝阳极氧化\n5.6金属的腐蚀与防护一、化学腐蚀二、电化学腐蚀三、金属的防蚀\n二、电化学腐蚀1.电化学腐蚀2.腐蚀电池分类a.宏观电池b.微观电池\nb.微观电池微观电池无明显分立的两极，肉眼不能分辨。特点：1、形成的微电池数目，电极多，两极间的距离近；2、腐蚀速率很快，腐蚀程度严重分类：根据在阴极上获得电子的物质的不同又可分成析氢腐蚀吸氧腐蚀差异充气腐蚀。\n三、金属的防蚀1．改善金属的本质2．形成保护层3．改善腐蚀环境4．电化学保护法5.腐蚀的应用\n4．电化学保护法牺牲阳极保护法外加电流法