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 ＝Σp i ，p i /p ＝n i /n 二、化学反应的热效应和焓变 1、Q ν＝ΔU （W ’＝0）
2、Q p ＝ΔH （W ’＝0） ；H ＝U ＋PV
3、Q p ＝Q ν＋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
Δθ298H ＝∑νB Δf θ298H (生成物)－∑νB Δf θ298H (反应物)
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 =k lnΩ
2、熵值大小的判断
3、热力学第三定律
4、化学反应的熵变：
Δθ298S ＝∑νB θ298S (生成物)－∑νB θ298S (反应物)
三、吉布斯函数和反应方向的判断
1、ΔG ＝ΔH －T ΔS
2、恒温恒压、不作体积功条件下： 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
ΔθT G
≈Δ
θ
298H －T Δθ298S
五、非标准状态下吉布斯函数变的求算
b
a d c p p p p p p p p RT G G ]/)B ([]/)A ([]/)D ([]/)C ([ln
θθθθθ
T T +∆=∆
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
b
a d
c p p p p p p p p K ]/)B ([]/)A ([]/)D ([]/)C ([θθθθθ
=
二、平衡常数的热力学求算
ln K θ
＝－ΔθT G /(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。
t c d
t c c t c b t c a ∆∆=∆∆=∆∆-=∆∆-=/)D (1
/)C (1/)B (1/)A (1υ 二、浓度对反应速率的影响
1、基元反应：υ＝kc a (A)c b (B)
2、复合反应：υ＝kc α(A) c β(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
重点习题：5、7、8、9、10、12、15
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：)(B m k p
vp =∆
2、溶液的沸点升高和凝固点降低
)(bp bp B m k T =∆、)(fp fp B m k T =∆
3、沸点高低比较：
A 2
B 或AB 2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
14
θθθw 100.1]/)OH ([]/)H ([--+⨯=⋅=c c c c K
2、一元弱酸和弱碱的离解平衡
)HAc ()Ac ()H (]
/)HAc ([]/)Ac ([]/)H ([θθθθ
a c c c c c c c c c K -
+-+⋅=⋅= c
K θ
a =
α
c
K c c ⋅≈=+
θa
)H (α
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：
)
HA ()A ()H (θa
c c c K -
+⋅=
第四节 难溶强电解质的多相离子平衡 1、溶度积常数
θsp
K (A n B m )=c n (A m+)c m (B n
－
)
2、溶度积与溶解度的关系
1：1型：S ＝
θsp
K ；1：2型：
3、溶度积规则
（1） Q c =θ
sp K ，ΔG =0，系统处于沉淀—溶解平衡状态，溶液为饱和溶液。
（2） Q c >θsp K ，ΔG >0，溶液过饱和，有沉淀析出，直到饱和。
（3） Q c <θ
sp K ，ΔG <0，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 重点习题：9、11、12、13、16、17
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
nFE G -=∆；
θ
θnFE
G -=∆
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
3
θ
sp
4
K
s =
三、电极电势 能斯特方程：（还原态）氧化态）
b
a
c c nF RT (ln θ
+=ϕϕ
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：E >0时，正向自发
4、判断氧化还原反应进行的程度：
0592
.0)
(0592
.0lg θθθ
θ
负正ϕϕ-=
=n nE
K
或通过θ
θnFE
G -=∆ 和ln K θ＝－Δ
θ
T G
/(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）
重点习题：8、9、10、11、12
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。
重点习题：10
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（最大重叠）
σ键和π键
二、杂化轨道理论和分子的空间构型
四要点：激发、杂化、分布、成键
杂化方式：sp、sp2、sp3、不等性sp3
空间构型：直线、平面三角、（正）四面体、三角锥、V形第二节分子间作用力
1、极性分子与非极性分子，偶极矩相对大小
2、分子间作用力：色散力、诱导力、取向力；
3、氢键
4、物理性质比较
第三节晶体结构
1、晶体基本类型：离子、分子、金属、原子晶体
2、过渡型晶体：极化力与变形性；多数盐类为过渡型晶体
3、混合型晶体：含两种键型（石墨、硅酸盐）
4、晶体物理性质的判断：先将晶体分类再比较
重点习题：3、5、6
第六章配位化合物第一节配位化合物的形成、组成和命名
一、配合物的形成——配位键
二、配合物的组成
中心离子、配位体、配位原子、配位数等概念
三、配合物的命名
第二节配位化合物的稳定性
一、配离子的离解平衡
和弱电解质一样分步电离
二、配离子的转化
转化过程的平衡常数
第三节配位化合物的应用
一、在分析化学中的应用
二、在电镀行业中的应用
三、在冶金行业中的应用
四、消除某些离子的毒害
五、离子和稀有元素的分离
重点习题：1
第七章无机工程材料
第八章有机及高分子材料。