2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 1工程化学教研室
General Chemistry
制作群：杨治伟 慎爱民
刘翠娟 杨春荣
主 讲：杨治伟 教授
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绪 论
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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
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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、介观与纳米态）下的性质、功能与
应用 。
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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。
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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
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★ 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
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三, 化学发展史 —— 四次革命
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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）。
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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, 。
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英国化学家道尔顿创立科学原子论 (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。
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1807年道尔顿发表 [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，
1901－ 1994）和德国物理学家 J.C.Slater
（ 1900－ 1976）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 σ
键和 π 键这两种基本共价键类型。
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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 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
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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。
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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，物质结构基础以及金属
元素化学，非金属元素化学，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。
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五,要求与考核
▲ 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。
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成绩评定方法：
理论课
平时,30％（包括考勤、课题提问、
课堂小测验、完成作业情况等）
考试,70％
实验课
预习报告,10％
实验考勤,10％
实验操作技能,30％
实验报告,50％（按个数，求平均）
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第 1 章热 化 学 与 能 源
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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。
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（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
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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
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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
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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相同的部分。
*相数与物质种类数； *相与界面的关系。
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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。
七个基本量,
l,m,t,T、
I,n,lv
物质的量 是七个基本量之一，
物质的量 的单位是摩尔 —mol，
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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（
2
1 N2）
n（ H2SO4）,n（ N2+3H2 ） 等。
某系统的 基本单元数 为 NA=6.02× 1023
时，该系统的物质的量 nB为 1摩尔，即,
nB=1.0 mol
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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 = 数值 × 单位
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1.1.2反应热的测量 (heating effect measurement)
1 热效应测量原理
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计算公式：
q＝－ csms(T2-T1)＝－ csms△ T =－ CS△ T
2 测量装置
氧弹式量热计
(calorimeter)
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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)。
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∑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 kJ·K-1)
4.计算,q＝ -{q(H
2O)+qb}
＝ -{C(H2O)△ T+Cb△ T}
＝ -∑C·△ T
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§ 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：
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以合成氨反应为例,N2 +3H2 2NH3
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=?B?BB
其中 ?B的符号,a,b为负 ； g,d为正
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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。
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(2) 在系统状态变化时，状态函数的改变量
只与系统的始、末态有关而与过程无关。
途 径 1
途 径 2
即,?X =X2-X1
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2 热力学能
符号,U，
单位,kJ?mol-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 。
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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另一种形式 —功
功分为,体积功 W (W=-PΔV)；
非体积功 W′。
单位,kJ。
W 不是状态函数； 系统对环境 作功, W <0；
环境对系统 作功, W>0。
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变到状态 2,热力
学能 U2，
Q > 0
W < 0
Δ U = q + W
5 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：
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三 化学反应的反应
热化学反应系统与环境进行能量交换的主要形式是 热
称 反应热 或 热效应 。
通常把只做体积功，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 qV
V2 =V1 △ V =0 ∵ △ U =Q +W ∴ △ U =q -P△ V =qV
2 恒压过程反应热 qP
P2 =P1 =P ∵ △ U =q -P△ V ∴ qP=△ U +P△ V
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上式可化为：
qP=（ U2-U1） + P（ V2-V1）
即,qP=（ U2+P2V2） -（ U1+P1V1）
令,H = U +PV 称,焓
则,qP =H2-H1=ΔH
ΔH <0 qP <0 恒压反应系统 放热 ;
ΔH >0 qP >0 恒压反应系统 吸热 。
3 焓
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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 ΔrH1
C+ 21 O2=CO ΔrH2
CO+
2
1 O2= CO2ΔrH3
有 ΔrH1=△ rH2+△ rH3
1,盖斯定律
写成通式：
△ rH=∑i△ rHi
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。
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推理,任一化学反应可以分解为若干最基本的反
应,这些 反应的反应热之和就是
该反应的反应热。
（生成反应） 生成
如,AB + CD == AC + BD ΔH
A+B =AB ΔH1 ;
C+D =CD ΔH2 ;
A+C = AC ΔH3 ;
B+D = BD ΔH4 。
则,ΔH=ΔH4+ΔH3-ΔH1-ΔH2
即, △ rH=∑i△ rHi
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例题：
已知,C（ s） +O2（ g） → CO2（ g）
=-393.5kJ.mol-1
CO(g)+
2
1
2
1 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-1
ΔHm1
ΔHm2
ΔHm3
ΔHm3
?
?
?
?
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2 标准摩尔焓变
因为 QP=ΔH,所以恒温恒压条件下的反应热可表示
为反应的 焓变,ΔrH(T);
反应系统的 nB确定为 1mol时,反应热称为反应的 摩
尔焓变,ΔrHm(T)；
在 标准状态 下的摩尔焓变称反应的 标准摩
尔焓变,ΔrHm (T)?
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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?
时的标准质量摩尔浓度 b?=1.0mol.kg-1,
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。
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3 标准摩尔生成焓
指定 温度 T时 (通常用 298.15K时可省略 )
由 参考态元素 生成 B时的标准摩尔焓变称
标准摩尔生成焓。
例如, C(石 )+O2(g)→CO 2(g) ΔrHm
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：
ΔrHm
(T)?
(T)=ΔfHm?(CO2,g,T)?
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*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,
C2H2（ g） +O2（ g） → 2CO2（ g） + H2O（ 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) Δ rHm1?(T)=Δ fHm?(C2H2,T)
O2(g)→O 2（ g） Δ rHm2?(T)=Δ fHm?(O2,T)
C(S)+O2（ g） → CO2（ g) 2Δ rHm3?(T)=2Δ fHm?(CO2,T)
H2(g)+O2(g)→H 2O(l) Δ rHm4?(T)=Δ fHm?(H2O,l,T)
根据盖斯定律, Δ rHm?(T)=Σ iΔ fHmi?(T)
有,Δ rHm?=2Δ fHm3?+Δ fHm4?-Δ fHm1?-Δ fHm2?
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2C+H2（ g） → C2H2（ g) Δ rHm1?(T)=Δ fHm?(C2H2,T)
O2(g)→O 2（ g） Δ rHm2?(T)=Δ fHm?(O2,T)
C(S)+O2（ g） → CO2（ g) 2Δ rHm3?(T)=2Δ fHm?(CO2,T)
H2(g)+O2(g)→H 2O(l) Δ rHm4?(T)=Δ fHm?(H2O,l,T)
根据盖斯定律, Δ rHm?(T)=Σ iΔ fHmi?(T)
有,Δ rHm?=2Δ fHm3?+Δ fHm4?-Δ fHm1?-Δ fHm2?
通式,ΔrHm?(T)= ΣBνBΔfHmB?(T)
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注 意
1 Δ fHmB?(298.15K)是热力学基本数
据，可查表。单位,kJ.mol-1
2 Δ rHm?(T)≈Δ 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,Δ fHm?(O2,g)=0
4 由于 Δ fHmB?与 nB成正比,在进行计
算时 B的化学计量数 ν B 不可忽略。
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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，设计如下途径：
结论：对一般反应
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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：
? ???
B
BmfBmr KHKH )15.298()15.298(,
?? ?
={0+2× (-285.83)-50.63-0}kJ.mol-1
=-622.3kJ.mol-1
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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
? ?? ????
B
B.mfBmr )K15.298(H)K15.298(H
＝ {(-153.89)+0-0-64.77}kJ.mol-1
＝ -218.66 kJ.mol-1
课堂练习,p43 1,2
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§ 1-3 能源及其有效与清洁利用
能源是指能提供能量的源泉或资源。人类的文明
始于火的使用，燃烧现象是人类最早的化学实践之一，
燃烧把化学与能源紧密地联系在一起。人类巧妙地利
用化学变化过程中所伴随的能量变化，创造了五光十
色的物质文明。
现代社会的生产和生活离不开能源。能源既是工
农业生产中必需的物质基础，也是人类赖以生存的物
质条件之一。随着社会的发展，能源供需之间将会出
现越来越尖锐的矛盾。因此，如何节约能源，研究和
发展利用新能源，就引起了世界范围内极大的关注。
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 54
一,能源的分类及消费情况
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 55
能源消费结构及其变化情况：
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 56
二, 煤、石油和天然气
三, 能源开发 —— 新能源
2,氢能, 是一种理想的最有前途的二次能源，特点是
热值高（为煤的 6倍左右）；原料是水，资源用之不尽；无
污染。
煤、石油和天然气是当今人类利用得最为普遍，最为广
泛的能源，因而也是与我们目前生活、生产关系最为密切，
影响最大的能源。
)l(OH)g(O21)g(H 222 ? ???
△ rHm?＝ -286kJ.mol-1
最理想的制取氢气的方法是用太阳能分解水，核心是寻
找适合紫外光分解水的催化剂,21世纪可能会有重大突破。
目前用过渡金属化合物储氢，寻找更有效的储氢方法是氢能
成功利用的重要课题。
1,能源开发与可持续发展
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 57
3.太阳能
太阳能是指太阳辐射能，是地球上最根本、最丰富的能
源。煤、石油中的化学能是由太阳能转化而成的，风能、生
物能、海洋能等其实也都来自太阳能。太阳能是非常巨大的。
太阳能利用的难题是能量密度较低，太阳能的收集与转换是
关键课题。
光转变为热能（通过集热器进行光热转换）；
光转变为电能（通过太阳能电池进行光电转换）；
光转变为化学能（光解制氢与氧） 。
此外，核能、地热能、生物能、潮汐能、风能等
也是目前清洁的新能源开发研究领域。
目前利用方式有三种：
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 58
氢能、太阳能、核能、生物质能是目前重点
开发的新能源。
太阳能光解制氢及高性能储氢合金的研究是
目前的焦点与热点。
4,新能源开发的重点与热点
作业,
P45
7.8.9
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 59
小结,△ U = q + w (封闭系统 )
△ U = qv （定容,w′ ＝ 0）
△ H = qp （定压,w′ ＝ 0 )
? ??????
B
Bmrmr RT)g(UH
标准摩尔生成焓△ fHm?
处于标准压力下的稳定单质生成标准压力下
1mol纯物质的反应焓叫做物质的标准摩尔生成焓。
反应的标准摩尔焓变△ rHm?
由标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变公式为
? ? ? ?? ?? ????
B
B.mfBmr K15.2 9 8HK15.2 9 8H
General Chemistry
制作群：杨治伟 慎爱民
刘翠娟 杨春荣
主 讲：杨治伟 教授
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绪 论
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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
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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、介观与纳米态）下的性质、功能与
应用 。
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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。
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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
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★ 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
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三, 化学发展史 —— 四次革命
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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）。
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 10
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, 。
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英国化学家道尔顿创立科学原子论 (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。
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 12
1807年道尔顿发表 [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，
1901－ 1994）和德国物理学家 J.C.Slater
（ 1900－ 1976）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 σ
键和 π 键这两种基本共价键类型。
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 13
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 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
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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。
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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，物质结构基础以及金属
元素化学，非金属元素化学，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。
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五,要求与考核
▲ 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。
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成绩评定方法：
理论课
平时,30％（包括考勤、课题提问、
课堂小测验、完成作业情况等）
考试,70％
实验课
预习报告,10％
实验考勤,10％
实验操作技能,30％
实验报告,50％（按个数，求平均）
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第 1 章热 化 学 与 能 源
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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。
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 20
（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
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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
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 22
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
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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相同的部分。
*相数与物质种类数； *相与界面的关系。
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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。
七个基本量,
l,m,t,T、
I,n,lv
物质的量 是七个基本量之一，
物质的量 的单位是摩尔 —mol，
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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（
2
1 N2）
n（ H2SO4）,n（ N2+3H2 ） 等。
某系统的 基本单元数 为 NA=6.02× 1023
时，该系统的物质的量 nB为 1摩尔，即,
nB=1.0 mol
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 26
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 = 数值 × 单位
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1.1.2反应热的测量 (heating effect measurement)
1 热效应测量原理
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计算公式：
q＝－ csms(T2-T1)＝－ csms△ T =－ CS△ T
2 测量装置
氧弹式量热计
(calorimeter)
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 29
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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)。
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 31
∑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 kJ·K-1)
4.计算,q＝ -{q(H
2O)+qb}
＝ -{C(H2O)△ T+Cb△ T}
＝ -∑C·△ T
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§ 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：
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以合成氨反应为例,N2 +3H2 2NH3
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=?B?BB
其中 ?B的符号,a,b为负 ； g,d为正
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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。
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 35
(2) 在系统状态变化时，状态函数的改变量
只与系统的始、末态有关而与过程无关。
途 径 1
途 径 2
即,?X =X2-X1
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 36
2 热力学能
符号,U，
单位,kJ?mol-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 。
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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另一种形式 —功
功分为,体积功 W (W=-PΔV)；
非体积功 W′。
单位,kJ。
W 不是状态函数； 系统对环境 作功, W <0；
环境对系统 作功, W>0。
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变到状态 2,热力
学能 U2，
Q > 0
W < 0
Δ U = q + W
5 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：
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 39
三 化学反应的反应
热化学反应系统与环境进行能量交换的主要形式是 热
称 反应热 或 热效应 。
通常把只做体积功，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 qV
V2 =V1 △ V =0 ∵ △ U =Q +W ∴ △ U =q -P△ V =qV
2 恒压过程反应热 qP
P2 =P1 =P ∵ △ U =q -P△ V ∴ qP=△ U +P△ V
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 40
上式可化为：
qP=（ U2-U1） + P（ V2-V1）
即,qP=（ U2+P2V2） -（ U1+P1V1）
令,H = U +PV 称,焓
则,qP =H2-H1=ΔH
ΔH <0 qP <0 恒压反应系统 放热 ;
ΔH >0 qP >0 恒压反应系统 吸热 。
3 焓
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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 ΔrH1
C+ 21 O2=CO ΔrH2
CO+
2
1 O2= CO2ΔrH3
有 ΔrH1=△ rH2+△ rH3
1,盖斯定律
写成通式：
△ rH=∑i△ rHi
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。
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 42
推理,任一化学反应可以分解为若干最基本的反
应,这些 反应的反应热之和就是
该反应的反应热。
（生成反应） 生成
如,AB + CD == AC + BD ΔH
A+B =AB ΔH1 ;
C+D =CD ΔH2 ;
A+C = AC ΔH3 ;
B+D = BD ΔH4 。
则,ΔH=ΔH4+ΔH3-ΔH1-ΔH2
即, △ rH=∑i△ rHi
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 43
例题：
已知,C（ s） +O2（ g） → CO2（ g）
=-393.5kJ.mol-1
CO(g)+
2
1
2
1 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-1
ΔHm1
ΔHm2
ΔHm3
ΔHm3
?
?
?
?
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 44
2 标准摩尔焓变
因为 QP=ΔH,所以恒温恒压条件下的反应热可表示
为反应的 焓变,ΔrH(T);
反应系统的 nB确定为 1mol时,反应热称为反应的 摩
尔焓变,ΔrHm(T)；
在 标准状态 下的摩尔焓变称反应的 标准摩
尔焓变,ΔrHm (T)?
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 45
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?
时的标准质量摩尔浓度 b?=1.0mol.kg-1,
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。
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 46
3 标准摩尔生成焓
指定 温度 T时 (通常用 298.15K时可省略 )
由 参考态元素 生成 B时的标准摩尔焓变称
标准摩尔生成焓。
例如, C(石 )+O2(g)→CO 2(g) ΔrHm
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：
ΔrHm
(T)?
(T)=ΔfHm?(CO2,g,T)?
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 47
*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,
C2H2（ g） +O2（ g） → 2CO2（ g） + H2O（ 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) Δ rHm1?(T)=Δ fHm?(C2H2,T)
O2(g)→O 2（ g） Δ rHm2?(T)=Δ fHm?(O2,T)
C(S)+O2（ g） → CO2（ g) 2Δ rHm3?(T)=2Δ fHm?(CO2,T)
H2(g)+O2(g)→H 2O(l) Δ rHm4?(T)=Δ fHm?(H2O,l,T)
根据盖斯定律, Δ rHm?(T)=Σ iΔ fHmi?(T)
有,Δ rHm?=2Δ fHm3?+Δ fHm4?-Δ fHm1?-Δ fHm2?
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 48
2C+H2（ g） → C2H2（ g) Δ rHm1?(T)=Δ fHm?(C2H2,T)
O2(g)→O 2（ g） Δ rHm2?(T)=Δ fHm?(O2,T)
C(S)+O2（ g） → CO2（ g) 2Δ rHm3?(T)=2Δ fHm?(CO2,T)
H2(g)+O2(g)→H 2O(l) Δ rHm4?(T)=Δ fHm?(H2O,l,T)
根据盖斯定律, Δ rHm?(T)=Σ iΔ fHmi?(T)
有,Δ rHm?=2Δ fHm3?+Δ fHm4?-Δ fHm1?-Δ fHm2?
通式,ΔrHm?(T)= ΣBνBΔfHmB?(T)
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 49
注 意
1 Δ fHmB?(298.15K)是热力学基本数
据，可查表。单位,kJ.mol-1
2 Δ rHm?(T)≈Δ 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,Δ fHm?(O2,g)=0
4 由于 Δ fHmB?与 nB成正比,在进行计
算时 B的化学计量数 ν B 不可忽略。
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 50
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，设计如下途径：
结论：对一般反应
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 51
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：
? ???
B
BmfBmr KHKH )15.298()15.298(,
?? ?
={0+2× (-285.83)-50.63-0}kJ.mol-1
=-622.3kJ.mol-1
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 52
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
? ?? ????
B
B.mfBmr )K15.298(H)K15.298(H
＝ {(-153.89)+0-0-64.77}kJ.mol-1
＝ -218.66 kJ.mol-1
课堂练习,p43 1,2
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 53
§ 1-3 能源及其有效与清洁利用
能源是指能提供能量的源泉或资源。人类的文明
始于火的使用，燃烧现象是人类最早的化学实践之一，
燃烧把化学与能源紧密地联系在一起。人类巧妙地利
用化学变化过程中所伴随的能量变化，创造了五光十
色的物质文明。
现代社会的生产和生活离不开能源。能源既是工
农业生产中必需的物质基础，也是人类赖以生存的物
质条件之一。随着社会的发展，能源供需之间将会出
现越来越尖锐的矛盾。因此，如何节约能源，研究和
发展利用新能源，就引起了世界范围内极大的关注。
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 54
一,能源的分类及消费情况
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 55
能源消费结构及其变化情况：
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 56
二, 煤、石油和天然气
三, 能源开发 —— 新能源
2,氢能, 是一种理想的最有前途的二次能源，特点是
热值高（为煤的 6倍左右）；原料是水，资源用之不尽；无
污染。
煤、石油和天然气是当今人类利用得最为普遍，最为广
泛的能源，因而也是与我们目前生活、生产关系最为密切，
影响最大的能源。
)l(OH)g(O21)g(H 222 ? ???
△ rHm?＝ -286kJ.mol-1
最理想的制取氢气的方法是用太阳能分解水，核心是寻
找适合紫外光分解水的催化剂,21世纪可能会有重大突破。
目前用过渡金属化合物储氢，寻找更有效的储氢方法是氢能
成功利用的重要课题。
1,能源开发与可持续发展
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 57
3.太阳能
太阳能是指太阳辐射能，是地球上最根本、最丰富的能
源。煤、石油中的化学能是由太阳能转化而成的，风能、生
物能、海洋能等其实也都来自太阳能。太阳能是非常巨大的。
太阳能利用的难题是能量密度较低，太阳能的收集与转换是
关键课题。
光转变为热能（通过集热器进行光热转换）；
光转变为电能（通过太阳能电池进行光电转换）；
光转变为化学能（光解制氢与氧） 。
此外，核能、地热能、生物能、潮汐能、风能等
也是目前清洁的新能源开发研究领域。
目前利用方式有三种：
2003-3-10 佳木斯大学化学与药学院工程化学教研室 58
氢能、太阳能、核能、生物质能是目前重点
开发的新能源。
太阳能光解制氢及高性能储氢合金的研究是
目前的焦点与热点。
4,新能源开发的重点与热点
作业,
P45
7.8.9
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小结,△ U = q + w (封闭系统 )
△ U = qv （定容,w′ ＝ 0）
△ H = qp （定压,w′ ＝ 0 )
? ??????
B
Bmrmr RT)g(UH
标准摩尔生成焓△ fHm?
处于标准压力下的稳定单质生成标准压力下
1mol纯物质的反应焓叫做物质的标准摩尔生成焓。
反应的标准摩尔焓变△ rHm?
由标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变公式为
? ? ? ?? ?? ????
B
B.mfBmr K15.2 9 8HK15.2 9 8H
