厦门理工学院：工程化学电子教案.docx

教 案

2009～2010学年第一学期

系部
环境工程系
教研室(实验室)
环境工程
课 程 名 称
工程化学
适用班级
大学一年级电气
主 讲 教 师
严 滨
职 称
副教授

二〇〇八年二月二十八日
厦门理工学院教务处 制
首 页
课程名称
工程化学
授课对象
大学二年级
课程编号
23160002
课程类型
必修课
公共基础课（ ）；专业基础课（√）；专业课（ ）
选修课
限选课（ ）；任选课（ ）
授课方式
课堂讲授（√）；实践课（ ）
考核方式
考试（ ）；考查（ ）
课程教学
总学时数
42
学 分 数
2
学时分配
课堂讲授 42 学时； 实践课 4 学时
基 本
教 材
和 主
要 参
考 资
料
序号
教材名称
作者
出版社
出版时间
1
普通化学
浙江大学普通化学教研组
高等教育出版社
2006
2
物理化学
傅献彩
高等教育出版社
2007
3
无机化学
武汉大学、吉林大学
高等教育出版社
2007
4
有机化学
胡宏纹
高等教育出版社
2007
5
分析化学
武汉大学
高等教育出版社
2006
授课教师
严 滨
职称
副教授
授课时间
周一，下午5-7节
教学

目的

要求
化学是研究物质的组成、结构、性质及其变化规律的科学，是在原子、分子层次上研究物质及其运动的科学。化学的认识方法，化学对物质运动的解释是科技人才整体性、综合性素质的重要组成部分。
   《工程化学基础》是非化学、化工类各专业的一门自然科学基础课，对于培养具有综合性素质、创新意识、全面发展的人才，是不可缺少的。其目的主要是使学生在一定程度上能具有一些必需的近代化学基本理论、基本知识和基本技能，并了解这些理论知识和技能在工程实际上的应用，培养学生具有化学观点，为今后学习和工作打下一定的化学基础。
教学

重点

难点
教学的重点包括热力学定律，化学反应进度及反应平衡，溶液通性，电化学及物质的基本结构。
难点在于许多化学概念较抽象，学生可能较难理解及掌握。在课堂教学中，教师讲授课程的主要内容，不仅讲授知识，还教思维、教方法，摒弃“满堂灌”，采用启发、讨论、研究式教学方法，变换对化学问题的思考角度，将学生置于实际化学问题研究的环境之中，为学生提供了思考解决问题的空间。通过习题课、辅导答疑等方法，进一步加强教学效果。在教学手段上，采用多媒体教学课件用于课堂教学，以取得较好的教学效果。
注：表中（）选项请打“√”
课程教案
授课时间
第六周 周 一 第 5-7 节
课次

授课方式
（请打√）
理论课√ 实验课□ 习题课□ 实践课□ 其他□
课时
安排

授课题目（教学章、节或主题）：
绪论、第一章 物质的聚集状态
教学目的、要求（分掌握、熟悉、了解三个层次）：
了解化学研究的对象和物质的聚集状态
教学内容（注明：重点、难点及疑点）：
0．绪论
1. 化学研究的对象及化学在国民经济、科学技术及人们生活中的重要作用。
2.本课程的主要内容、教学方法及教学要求
一．第一章 物质的聚集状态
物质的聚集状态，气体、液体、固体的特性
重点：理想气体状态方程、分压定律、分体积定律
难点：分压定律
教学基本内容：
0 绪论
1．化学的研究内容与作用
（1）化学是研究和创造物质的科学。
   化学是在原子和分子水平上研究物质的组成、结构、性能及其变化规律和变化过程中能量关系的学科。研究的对象包括原子、分子、生物大分子、超分子和物质聚集态（如宏观聚集态晶体、非晶体、流体、等离子体等，以及介观聚集态纳米、溶胶、气溶胶等）多个层次。
   在20世纪的100年中，通过化学的方法合成了大量的化合物。见表1。 
           表1 新分子和新材料的飞速增长
年 份
已知化合物的数目
1900
1945
1970
1975
1980
1985
1990
1999（12月31日）
55万种
110万种，大约45年加倍
236 .7万种，大约25年加倍
414 .8万种
593万种，大约10年加倍
785万种
1057. 6万种，大约10年加倍
2340万种
 （2）、  化学是一门中心性的、实用性的和创造性的科学。
A、化学是与信息、生命、材料、环境、能源、地球、空间和核科学等八大朝阳科学（sun-rise sciences）都有紧密的联系、交叉和渗透的中心科学。
   学科按照它的研究对象由简单到复杂的程度分为上、中、下游。数学、物理是上游，生物、医药和社会科学是下游，化学是中游。上游科学研究的对象比较简单，但研究的深度很深。下游学科的研究对象比较复杂，除了用本门学科的方法外，如果借用上游学科的理论和方法，往往可以收到事半功倍之效。
化学在与材料的交叉领域起到了非常重要的作用。半导体材料是最重要的信息功能材料，其发明和发展对信息技术的发展与人类社会的进步具有划时代的历史意义。 
B、化学是一门社会迫切需要的中心科学，与我们的衣、食、住（建材、家具）、行（汽车、道路）都有非常紧密的联系。
       1909年Haber发明合成氨技术，1918年获诺贝尔化学奖。徐光宪指出，如果没有合成氨、合成尿素和农药合成技术，世界粮食产量至少要减少一半，60亿人口中的30亿就会饿死。如果没有发明合成各种抗生素和大量新药物的技术，人类平均寿命要缩短25年。如果没有合成纤维、合成橡胶、合成塑料的技术，人类生活要受到很大影响。因此他认为化学合成（包括分离）技术是20世纪最重要的技术之一，应与报刊上常说的六大技术并列，甚至更为重要。
      1974年人工合成维生素B12，开创了人工合成天然产物的新局面。B12 又叫氰钴胺，是钴的配合物，在人体内合成核蛋白，缺乏B12 会造成恶性贫血。
       20世纪，塑料、纤维、橡胶三大高分子合成材料和形形色色的功能高分子材料，对提高人类生活质量、促进国民经济发展和科技进步作出了巨大贡献。 
2、 化学的分支
（1）、  无机化学 研究无机物的组成、结构、性质和无机化学反应与过程的化学。
（2）、  有机化学 研究碳氢化合物及其衍生物的化学。
（3）、   高分子化学 研究高分子化合物的结构、性能与反应、合成方法、加工成型及应用的化学。
（4）、    分析化学 测量和表征物质的组成和结构的学科。
（5）、    物理化学 研究所有物质系统的化学行为的原理、规律和方法的学科。
 3、 工程化学
是工科学生必修的一门基础课程，其目的是给学生以高素质的化学通才教育。对工科学生，着重把化学的理论、方法与工程技术的观点结合起来，用化学的观点分析、认识工程技术中的化学问题；了解当代化学学科的概貌，能运用化学的理论、观点、方法审视公众关注的环境污染、能源危机、新兴材料、生命科学、健康与营养等社会热点话题，了解化学对社会的作用和贡献。
（1）、  教学内容
A、   理论化学 包括化学热力学、化学动力学和物质结构基础。
B、   基本知识和应用化学 包括单质和化合物的知识，化学与能源、环境、材料、信息、生命和健康，以及与人文社会的关系和互相渗透。
C、   实验化学 主要是性质或理论的验证，重要数据的测定，结合工程、社会生活的应用化学实验和设计性实验，并训练实验基本操作和现代仪器的使用等。
（2）、  教学安排与要求
  本课程28学时，6学时实验。
一些基本概念：
一、系统和环境
系统system 作为研究对象的那一部分物质。
环境surroundings 系统以外与系统有密切联系的其它物质。
热力学系统分为三类：
敞开系统
封闭系统
孤立系统
系统 + 环境 —→ 孤立系统

二、相
相 phase 系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分。所谓均匀是指分散度达到分子或离子大小的数量级。相与相之间有明确的界面，超过此界面，一定有某些宏观性质（如密度、折射率、组成）要发生突变。
如含有冰的氯化钠溶液，氯化钠溶液为一个相，称为液相；溶液上方的水蒸气和空气的混合物为一相，称为气相；浮在液面上的冰称为固相。相的存在与物质的量的多少无关，也可以不连续存在。液面上的冰不管有多少块，都是同一相。
相与物态不同，物态一般分为气态、液态、固态。对相来说，通常任何气体均能无限混合，不管有多少种气体都只有一个气相；液相则按其互溶程度可以是一相、两相或三相共存。对于固体，如果系统中不同种固体达到了分子程度的均匀混合，就形成了固溶体，一种固溶体就是一个相；否则，系统中有多少种固体物质，就有多少个固相。
单相系统 homogenous system
多相系统 heterogeneous system
 三、化学反应质量守恒定律
1748年，罗蒙诺索夫提出：∑m（反应物）=∑m（产物）
化学反应质量守恒定律可用化学反应计量方程式（stoichiometric equation）表示。
aA + bB —→ xX + yY
0=∑νB B
B表示物质，νB表示各物质的化学计量数，是量纲为1的纯数，反应物取负值，产物取正值。
如 N2 + 3H2 —→ 2NH3
0=（+2）NH3 +（-1）N2 +（-3）H2
第一章 物质的聚集状态 
1.1 气 体
§1.1.1 理想气体状态方程
1 理想气体状态方程
气体的最基本特征：
具有可压缩性和扩散性。
人们将符合理想气体状态方程的气体，称为理想气体。
理想气体分子之间没有相互吸引和排斥，分子本身的体积相对于气体所占有体积完全可以忽略。
理想气体状态方程：
pV = nRT R---- 摩尔气体常量
在STP下，p =101.325kPa, T=273.15K
n=1.0 mol时, Vm=22.414L=22.414×10-3m3

2 理想气体状态方程的应用
a. 计算p，V，T，n中的任意物理量
b. 确定气体的摩尔质量
c. 确定气体的密度
§1.1.2 混合气体的分压定律和分体积定律
1.1.2.1 分压定律
组分气体：
理想气体混合物中每一种气体叫做组分气体。
分压：
组分气体B在相同温度下占有与混合气体相同体积时所产生的压力，叫做组分气体B的分压。

1.1.2.2 分体积定律
混合气体中某一组分B的分体积VB是该组份单独存在并具有与混合气体相同温度和压力时所占有的体积。
1.2 液体
• 1.2.1 液体的微观结构
• 1.2.2 液晶
1.3 溶液
一种物质以分子或离子的状态均匀地分布在另一种物质中得到的分散系统称为溶液。
1、物质的质量分数（wB）
2、物质B的物质的量浓度（CB）
1.4 固体
• 有序排列－>晶体
• 无定形体－>非晶体

教学方法及手段：

课堂讲授与多媒体演示

讨论、作业和思考题：
作业：P17－1

参考资料：

物理化学上、下（第五版），高等教育出版社，傅献彩，2007

备注：

注：课程教案按授课次数填写，每次授课均应填写一份；重复班授课可不另填写教案。

授课时间
第七周 周 一 第 5-7 节
课次

授课方式
（请打√）
理论课√ 实验课□ 习题课□ 实践课□ 其他□
课时
安排

授课题目（教学章、节或主题）：
第二章 化学反应热与能源利用
教学目的、要求（分掌握、熟悉、了解三个层次）：
掌握热力学第一定律
教学内容（注明：重点、难点及疑点）：
第二章 化学反应热与能源利用
1. 热力学研究的内容，能量守恒与转化，热力学第一定律
重点：热力学第一定律
难点：能、焓、热力学第一定律
教学基本内容：
第二章 热化学与能源
一、热力学第一定律（first law of thermodynamics）
即能量守恒定律
1、      状态和状态函数
状态state 描述系统的性质的总和。
状态函数 state function 用于描述系统状态的物理量。
状态函数特点：
（1）状态函数之间相互关联；
（2）状态一定，状态函数就有确定值，反之亦然；
（3）状态函数变化量仅决定于系统的始态和终态，而与变化的途径无关。 
系统的性质可分为两类：
（1）广度性质 （容量性质） 具有加和性；
（2）强度性质，仅取决于系统自身的特性，不具有加和性。
 2、      热力学能（thermodynamic energy）
系统内部能量的总和，用U表示。U是状态函数，属广度性质，但其绝对值未知。
系统发生状态变化时，内能的变化量ΔU=U2﹣U1
 3、      热和功
（1） 热heat 由于温度差的存在，而在系统和环境之间传递的能量，用Q表示。
规定：系统吸热，Q 为正值；系统放热，Q 为负值。
（2） 功 work 系统和环境之间除热以外的能量交换形式，用W表示。包括体积功和非体积功。
体积功 work in change of volume W体 = －pΔV
规定：系统对环境做功， W取正值；环境对系统做功，W 取负值。
注意：热和功都不是状态函数，其数值与经历的途径有关。 
4、      热力学第一定律的数学表达式
封闭系统，只做体积功时，U2－U1= Q + W，即ΔU = Q + W。

教学方法及手段：

课堂讲授与多媒体演示

讨论、作业和思考题：

作业：

参考资料：

物理化学上、下（第五版），高等教育出版社，傅献彩，2007

备注：

注：课程教案按授课次数填写，每次授课均应填写一份；重复班授课可不另填写教案。
课程教案
授课时间
第八周 周 一 第 5-7 节
课次

授课方式
（请打√）
理论课√ 实验课□ 习题课□ 实践课□ 其他□
课时
安排

授课题目（教学章、节或主题）：
第二章 化学反应热效应与能源利用
教学目的、要求（分掌握、熟悉、了解三个层次）：
了解状态函数、标准状态的概念和热力学第一定律，理解定压反应热Qp与反应焓变、定容反应热Qv与热力学能变的关系，初步掌握化学反应标准摩尔焓变的计算。
教学内容（注明：重点、难点及疑点）：
第二章 热化学与能源
2. 基本概念：体系与环境，能量的传递方式——热与功 3.状态函数，内能、焓H、焓变ΔrH，标准生成焓ΔfHθm，反应热效应，热化学方程式，盖斯定律及其应用 4.能源
重点：焓变ΔrH的计算
难点：焓H
教学基本内容：
二、化学反应的反应热
1、定容（constant volume）过程的反应热
ΔV=0，W体=0，则ΔU=Qv 定容条件下，反应热等于系统热力学能改变量。 
2、定压（constant pressure）过程反应热——焓变
ΔU = Q + W = Qp － pΔV
Qp = ΔU + pΔV =（U2－U1）+ p（V2－V1）=（U2+ p V2）－（U1+ p V1）
令H = U + pV，则 Qp = H2－H1 = ΔH
H 焓 enthalpy， ΔH 焓变 enthalpy change
（1）H 状态函数 ，广度性质，但绝对值无法求得；
（2）ΔH可求，通过 Qp = ΔH 求得；
（3）ΔH﹥0，表示系统吸热，反之放热；
（4）ΔH 的大小与反应方程式的书写有关.
对 aA（g）+ bB（g） —→ xX（g） + yY（g）
pV1= n1RT， pV2 = n2RT (n1、n2表示反应前后气体物质的量)
W = -pΔV = - ΔνRT，Δν=（x + y）－（a + b）
Qp = Qv + Δν RT
ΔH =ΔU + Δν RT
三、化学反应反应热的计算
1、盖斯定律
1840年，盖斯总结出：化学反应的反应热（定容或定压条件下）只与物质的始态和终态有关，而与变化的途径无关。
该定律是能量守恒的一种具体表现形式，是状态函数性质的体现。

2、标准摩尔生成焓standard molar enthalpy of formation
（1）             标准态：
气体物质 pΘ= 100.00 kPa 理想气体状态
纯固体、液体 pΘ= 100.00 kPa
溶液中溶质B 标准压力时，bΘ = 1.0 mol·kg-1 ，并表现为无限稀溶液特性时溶质的（假想）状态。
（2） 标准摩尔焓变 changes in standard molar enthalpy
（3） 标准摩尔生成焓
稳定状态的单质，标准摩尔生成焓为零。
（4） 反应标准摩尔焓变的计算
 3、燃烧焓（热）
（1） 标准摩尔燃烧焓（热）standard molar enthalpy of combustion
指定温度时，单位物质B完全燃烧反应的摩尔焓变。
完全燃烧指可燃物分子中的各种元素都变成了最稳定的氧化物或单质，如碳变成二氧化碳，氢变成水，硫变成二氧化硫，磷变成五氧化二磷，氮变成氮气。这些物质的标准摩尔燃烧焓为零。

（2）   由标准摩尔燃烧焓计算反应标准摩尔焓变
（3）高发热值、低发热值
高发热值 燃料完全燃烧时产生的热量。
低发热值 扣除水蒸发（汽化）热（即生成物水以气态计）所得的热量。
四、能源
一次能源
二次能源
教学方法及手段：
课堂讲授与多媒体演示
讨论、作业和思考题：

参考资料：
物理化学上、下（第五版），高等教育出版社，傅献彩，2007
备注：

注：课程教案按授课次数填写，每次授课均应填写一份；重复班授课可不另填写教案。
课程教案
授课时间
第九周 周 一 第 5-7 节
课次

授课方式
（请打√）
理论课√ 实验课□ 习题课□ 实践课□ 其他□
课时
安排

授课题目（教学章、节或主题）：
第三章 化学反应基本原理
教学目的、要求（分掌握、熟悉、了解三个层次）：
了解化学反应中的熵变及吉布斯函数变在一般条件下的意义，初步掌握化学反应的标准吉布斯函数变的计算。
教学内容（注明：重点、难点及疑点）：
第三章 化学反应基本原理
（1）化学反应自发进行方向的判断依据，熵S，熵变ΔrS，熵增大原理及其适用条件 （2）等温等压下化学反应的判断依据，吉布斯函数G、吉布斯函数变ΔrGθm、标准生成吉布斯函数ΔfGθm
重点：熵，热力学第二定律，热力学第三定律，吉布斯函数
难点：熵，吉布斯函数
教学基本内容：
一、化学反应的自发性
1、自发过程 spontaneous process
规律：（1） 从能量变化看，倾向于取得最低能量状态；
（2） 从质点运动和分布看，倾向于取得最大混乱度；
（3） 可做有用功。

2、自发反应影响因素
（1） 焓变  
（2） 熵变
A 混乱度disorder、 熵 entropy
熵，系统混乱度的量度，用S表示。熵值越大，表示系统越混乱、无序。熵是状态函数，广度性质。

B 标准摩尔熵
J·mol·K-1
热力学第三定律 0 K时，任何纯净的完美晶态物质的熵为零。
在任意温度时物质的熵值可求，且为绝对值。
标态下单位物质的量（1 mol）物质的绝对熵称为标准摩尔熵。

C 化学反应的标准摩尔熵变（T）
（3）温度
教学方法及手段：
课堂讲授与多媒体演示

讨论、作业和思考题：

参考资料：
物理化学上、下（第五版），高等教育出版社，傅献彩，2007

备注：

注：课程教案按授课次数填写，每次授课均应填写一份；重复班授课可不另填写教案。
课程教案
授课时间
第十周 周 一 第 5-7节
课次

授课方式
（请打√）
理论课□ 实验课□ 习题课□ 实践课□ 其他□
课时
安排

授课题目（教学章、节或主题）：
第三章 化学反应基本原理
教学目的、要求（分掌握、熟悉、了解三个层次）：
了解化学反应中的熵变及吉布斯函数变在一般条件下的意义，初步掌握化学反应的标准吉布斯函数变的计算。
教学内容（注明：重点、难点及疑点）：
第三章 化学反应基本原理
（1）化学反应自发进行方向的判断依据，熵S，熵变ΔrS，熵增大原理及其适用条件 （2）等温等压下化学反应的判断依据，吉布斯函数G、吉布斯函数变ΔrGθm、标准生成吉布斯函数ΔfGθm
重点：熵，热力学第二定律，热力学第三定律，吉布斯函数
难点：熵，吉布斯函数
教学基本内容：
二、吉布斯函数变与化学反应进行的方向
1、吉布斯函数G Gibbs function
G = H﹣TS 状态函数，广度性质，绝对值未知
定温定压下，ΔG = ΔH －TΔS，ΔG是系统可能对外做的最大有用功。

2、ΔG 与反应方向
在定温定压且只做体积功时，
ΔG ﹤ 0，自发反应
ΔG = 0，平衡状态
ΔG ﹥ 0，非自发过程
3、吉布斯函数变的计算
（1） 标准摩尔生成吉布斯函数计算
由ΔG = ΔH －TΔS计算
忽略温度变化对焓变、熵变的影响。
非标态下ΔG的计算
一、化学平衡
当正反应速度与逆反应速度相等时，反应达平衡，此时物质浓度不再改变。但化学平衡是相对的，条件改变时可能发生平衡的移动。
1、化学平衡
（1） 分压定律
A 分压及分压定律
分压 组分气体具有混合气体相同温度、相同体积时的压力。
1807年道尔顿提出：混合气体的总压等于各组分气体分压之和。
设组分气体为A、B，则p = p（A）+ p（B）
B 分压的求算
由理想气体状态方程
对混合气体 pV = nRT
对组分气体 p（A）V = n（A）RT p（B）V = n（B）RT
C 体积分数的计算
分体积 组分气体与混合气体具有相同温度、相同压力时占有的体积。
（2）化学平衡常数
A 标准平衡常数standard equilibrium standard equilibrium constant
对 aA（g）+ bB（g） —→ gG（g） + dD（g）
书写标准平衡常数表达式注意事项
B 多重平衡原则 multiple equilibrium regulation
 （3）转化率 
2、标准吉布斯函数变与平衡常数

教学方法及手段：
课堂讲授与多媒体演示

讨论、作业和思考题：

参考资料：
物理化学上、下（第五版），高等教育出版社，傅献彩，2007

备注：

注：课程教案按授课次数填写，每次授课均应填写一份；重复班授课可不另填写教案。
课程教案
授课时间
第十一周 周 一 第5-7 节
课次

授课方式
（请打√）
理论课√ 实验课□ 习题课□ 实践课□ 其他□
课时
安排

授课题目（教学章、节或主题）：
第三章 化学反应基本原理
教学目的、要求（分掌握、熟悉、了解三个层次）：
能应用ΔrGm判断反应进行的方向。  理解标准平衡常数的意义及其与吉布斯函数的关系，并初步掌握有关计算，理解浓度、压力和温度对化学平衡的影响。
教学内容（注明：重点、难点及疑点）：
第三章 化学反应的基本原理
（3）化学反应限度的衡量，标准平衡常数KTθ的意义，ΔrGθm与平衡常数的关系
第四章 溶液与离子平衡
一、溶液的通性
1、溶液的蒸气压，Raoult定律
2、 溶液的沸点升高与凝固点降低
难点：平衡常数，溶度积和溶解度的基本计算
教学基本内容：
二、化学平衡的移动 shift in equilibrium
1、分压、总压力对化学平衡的影响
前提：温度不变，KΘ不变。且只对有气体参与的反应有影响。
（1）           分压的影响 分压的改变指针对某一种或几种气体的分压进行改变，且通过物质的量的增减而改变分压。此时可能发生改变，使平衡发生移动，直至达到新的平衡。
（2）       总压的影响 总压的改变指系统的总压发生改变，且通常是通过系统的体积的压缩或膨胀来改变。此时，各种气体的分压同样倍数的增大或减小。同样可能发生改变，使平衡发生移动。
总之，若反应前后气体分子数不等，增加压力，平衡向气体分子数减少的方向移动。

2、温度的影响
温度改变，将使KΘ发生改变。
对放热反应， 随着温度升高，平衡常数减小，平衡将逆向（吸热反应方向）移动。而对吸热反应， 随着温度升高，平衡常数增大，平衡将正向（吸热反应方向）移动。所以，升高温度，平衡总是向吸热方向移动；降低温度，平衡总是向放热方向移动。

3、吕·查德里原理
改变平衡系统的条件（如浓度、温度、压力）之一，平衡就向能减少这种改变的方向移动。

教学方法及手段：

课堂讲授与多媒体演示

讨论、作业和思考题：

参考资料：
物理化学上、下（第五版），高等教育出版社，傅献彩，2007

备注：

注：课程教案按授课次数填写，每次授课均应填写一份；重复班授课可不另填写教案。
课程教案
授课时间
第十二周 周 一 第5-7 节
课次

授课方式
（请打√）
理论课√ 实验课□ 习题课□ 实践课□ 其他□
课时
安排

授课题目（教学章、节或主题）：
复习第三章 化学反应基本原理
第四章 溶液与离子平衡
教学目的、要求（分掌握、熟悉、了解三个层次）：
初步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。
教学内容（注明：重点、难点及疑点）：
第四章 溶液与离子平衡
一、溶液的通性
1、溶液的蒸气压，Raoult定律
2、 溶液的沸点升高与凝固点降低
难点：平衡常数，溶度积和溶解度的基本计算
教学基本内容：
二、化学平衡的移动 shift in equilibrium
1、分压、总压力对化学平衡的影响
前提：温度不变，KΘ不变。且只对有气体参与的反应有影响。
（1）           分压的影响 分压的改变指针对某一种或几种气体的分压进行改变，且通过物质的量的增减而改变分压。此时可能发生改变，使平衡发生移动，直至达到新的平衡。
（2）       总压的影响 总压的改变指系统的总压发生改变，且通常是通过系统的体积的压缩或膨胀来改变。此时，各种气体的分压同样倍数的增大或减小。同样可能发生改变，使平衡发生移动。
总之，若反应前后气体分子数不等，增加压力，平衡向气体分子数减少的方向移动。

2、温度的影响
温度改变，将使KΘ发生改变。
对放热反应， 随着温度升高，平衡常数减小，平衡将逆向（吸热反应方向）移动。而对吸热反应， 随着温度升高，平衡常数增大，平衡将正向（吸热反应方向）移动。所以，升高温度，平衡总是向吸热方向移动；降低温度，平衡总是向放热方向移动。

3、吕·查德里原理
改变平衡系统的条件（如浓度、温度、压力）之一，平衡就向能减少这种改变的方向移动。
第四章 溶液与离子平衡
4.1溶液的通性
溶液有两大类性质，一类性质与溶液中溶质的本性有关，如溶液的颜色、密度、酸碱性和导电性等；另一类与溶液中溶质的独立质点数有关，而与溶质本身性质无关，如溶液的蒸气压、凝固点、沸点和渗透压等。
4.1.1 非电解质稀溶液的通性
对于难挥发的非电解质稀溶液来说，溶液的蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压等与一定量溶剂中所溶解溶质的物质的量成正比，此定律叫稀溶液定律，这一性质称为稀溶液的通性或依数性。
1.溶液的蒸气压下降
任何纯溶剂在一定温度下，都存在一个饱和蒸气压()。此时在单位溶剂的表面上，蒸发为气态的溶剂粒子数目与粒子凝聚成液态的溶剂粒子数目相等，即在溶剂表面存在着一个蒸发与凝聚的动态平衡。如果在纯溶剂中加入一定量的难挥发的溶质，溶剂的表面就或多或少地被溶质粒子所占据，溶剂的表面积相对减小，单位时间内逸出液面的溶剂分子数相对比纯溶剂要少。所以，达到平衡时溶液的蒸气压就要比纯溶剂的饱和蒸气压低。
法国物理学家拉乌尔(Raoult F M)在1887年根据大量实验结果总结出：Δp=xB
在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶质的摩尔分数成正比，而与溶质的本性无关。式中：为纯溶剂的饱和蒸气压，Pa；Δp为溶液的蒸气压下降值，Pa。
溶液的蒸气压降低对植物生长过程有着重要的作用。当外界气温突然升高时，引起有机体细胞中可溶物大量溶解，从而增加细胞汁液的物质的组成量度，降低了细胞汁液的蒸气压，使水分蒸发减慢，表现了一定的抗旱能力。
2.溶液的沸点升高和凝固点降低
沸点是指液体的饱和蒸气压等于外界大气压时的温度。在一定外压下，若某物质固态的蒸气压和液态的蒸气压相等，则液固两相平衡共存，这时的温度叫该物质的凝固点。
若在纯水中加入少量难挥发的非电解质，由于溶液的蒸气压总是低于其纯溶剂的蒸气压，因此，溶液在373.15K时并不沸腾。只有将溶液温度升高到某一读数，如图中的Tb时，溶液的蒸气压等于外界大气压，溶液才会沸腾。这种现象叫溶液的沸点上升。
273.15K时水和冰的蒸气压相等(为0.6105kPa)，冰水两相共存，273.15K即为水的凝固点。若在冰水共存的水中加入少量难挥发的非电解质形成稀溶液，由于溶液的蒸气压下降，这时冰必然融化成水。只有使溶液的温度继续下降至如图中的Tf(溶液的蒸气压曲线A′B′与冰的蒸气压曲线AC相交之点的温度)时，溶液的蒸气压与冰的蒸气压相等，溶液和其溶剂固体冰平衡共存，Tf即为溶液的凝固点。溶液的凝固点比溶剂低的现象叫溶液凝固点下降。因此，溶液的凝固点是指溶液和其溶剂固体平衡共存时的温度。
由图可看出，溶液的沸点上升和凝固点下降是由于溶液蒸气压下降的必然结果。拉乌尔总结出稀溶液的沸点升高度数ΔTb或凝固点下降ΔTf与溶液的质量摩尔浓度bB成正比，
与溶质的本性无关。即：

式中：Tb为溶液的沸点；T为溶剂的沸点；K b为溶剂的沸点升高常数，只与溶剂有关，不同的溶剂有不同的Kb值，Kf为溶剂的凝固点下降常数。当bB = 1mol·L－1时，ΔTb = K b，表示1mol溶质溶于1kg溶剂中所引起的沸点上升度数，此即Kb的物理意义，但不能在此条件下测定Kb。
1kg溶剂中所含溶质B的物质的量，称为溶质B的质量摩尔浓度。其数学表达式为：
式中：bB为质量摩尔浓度，单位mol·kg－1；mA为溶剂的质量(kg)。

稀溶液的沸点升高、凝固点下降
AB为纯水的蒸气压曲线，A′B′为稀溶液的蒸气压曲线，AC为冰的蒸气压曲线
例 2.60g尿素溶于50.0g水中，试计算此溶液的凝固点和沸点。已知[CO(NH2)2]的摩尔质量为60.0g·mol－1。[△Tb = Kb·b B = 0.52 × 0.866 = 0.45 (K)，Tb = 373.60K，△Tf = Kf · bB = 1.86 × 0.866 = 1.61 (K)，Tf = 273.15 - 1.61 = 271.54 (K) ]
例 10.0g蔗糖溶解于100.7g水中，实验测得其冰点为272.61K，求蔗糖的摩尔质量？
解：因为 △Tf = 273.15 - 272.61 = 0.54 (K)，故有
即 (g·mol－1)
3.溶液的渗透压
物质自发地由高浓度向低浓度迁移的现象称为扩散，扩散现象不仅存在于溶质与溶剂之间，也存在于不同浓度的溶液之间。溶剂分子通过半透膜进入溶液的现象称为渗透。当单位时间内从两个相反方向通过半透膜的水分子数相等时，渗透达到平衡。渗透平衡时液面高度差所产生的压力叫渗透压，换句话说，渗透压就是阻止渗透作用进行所需加给溶液的额外压力。对于由两个不同浓度溶液构成的体系来说，只有当半透膜两侧溶液的浓度相等时，渗透才会终止。这时溶液两边的渗透压相等，该溶液称为等渗溶液。
Van’t Hoff得出：稀溶液的渗透压Π(kPa)与溶液的物质的量浓度cB、绝对温度T成正比，与溶质的本性无关。即
Π = cBRT R=8.314kPa·L·mol－1·K－1。
对于稀溶液来说，物质的量浓度约等于质量摩尔浓度，上式又可表示为：Π= cBRT≈bBRT
例 有一蛋白质的饱和水溶液，每升含有蛋白质5.18g，已知在298.15K时，溶液的渗透压为413Pa，求此蛋白质的相对分子质量。
解：根据公式：Π= cBRT 得
渗透压与生物的生长与发育有着密切的关系。如将淡水鱼放在海水中，因其细胞液浓度较低，渗透压较小，它在海水中就会因细胞大量失水而死亡。人体也是如此，在正常情况下，人体内血液和细胞液具有的渗透压大小相近。当人体发烧时，由于体内水分的大量蒸发，血液浓度增加，其渗透压加大，若此时不及时补充水分，细胞中的水分就会因为渗透压低而向血液渗透，于是就会造成细胞脱水，给生命带来危险。所以人体发高烧时，需要及时喝水或通过静脉注射与细胞液等渗的生理盐水和葡萄糖溶液以补充水分。
4.1.2 电解质溶液的通性
电解质溶液的蒸气压、沸点、凝固点和渗透压的变化比相同浓度的非电解质溶液都大。这是因为电解质在溶液中会离解产生正负离子，因此它所具有总的粒子数就要多。此时稀溶液的依数性取决于溶质分子、离子的总组成量度，稀溶液通性所指定的定量关系不再存在，必须加以校正。

教学方法及手段：

课堂讲授与多媒体演示

讨论、作业和思考题：

参考资料：
物理化学上、下（第五版），高等教育出版社，傅献彩，2007

备注：

注：课程教案按授课次数填写，每次授课均应填写一份；重复班授课可不另填写教案。

课程教案
授课时间
第 十三 周 周一 第5-7 节
课次

授课方式
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理论课□ 实验课□ 习题课□ 实践课□ 其他□
课时
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授课题目（教学章、节或主题）：
第四章 溶液与离子平衡
教学目的、要求（分掌握、熟悉、了解三个层次）：
初步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。
教学内容（注明：重点、难点及疑点）：
第四章 溶液与离子平衡
一、溶液的通性
4、 稀溶液的依数性表达式。（2）溶度积概念，溶度积和溶解度的基本计算。了解溶度积规则及其应用。
（3）环境化学中水的主要污染物，污染物的某些处理方法的原理。
二、水溶液中的单相离