第一篇：普通化學電子教案 (精選)

學科： 普 通 化 學

章節： 第一章 化學反應的基本規律

第一節 化學反應速率

和復雜反

質量作用定

教學目的：通過教學讓學生掌握反應速率的表示方法，了解基元反應應，反應級數，質量作用定律，阿倫尼烏斯公式，活化能的概念以及 濃度、溫度、催化劑對反應速率的影響。教學重點：反應速率的表示方法，基元反應和復雜反應，反應級數，律。阿倫尼烏斯公式。活化能的概念，濃度、溫度、催化劑對反應速 率的影響。教學難點：質量作用定律。阿倫尼烏斯公式 教學過程：

一、新課講解（80分鐘）

（一）、化學反應速率的表示方法

(1)、平均速率和瞬時速率

1.平均速率

通常用單位時間內反應物濃度的減少或產物濃度的增加來表示。

化學反應速率：

? = d ? / dt(瞬時速率）

= ?? / ?t（平均速率）

舉例說明：

3h2(g)+ n2(g)= 2nh3(g)

t = 0 s(mol)3.0 1.0 0.0

t = 0.1 s(mol)1.5 0.5 1.0

以h2計算反應進度

? = ?nh2 / ?h2 =(1.5-3.0)mol /-3 = 0.5 mol

計算其反應速率：

? = 0.5 mol / 0.1 s

= 5.0 mol / s

注意要點：

a.反應速率的單位：mol s-1

b.反應速率與物質的選擇無關。

c.數學概念上分清平均速率與瞬時速率的不同。

（二）、影響化學反應速率的因素

1、濃度對化學反應速率的影響

1.1、基元反應與非基元反應（微觀）

(1)、基元反應

2no+2h2 = n2+2h2o 2no n2o2（快）（1）

n2o2+h2 2o+h2o（慢）（2）

n2o+h2 2+h2o（快）（3）

反應物分子在碰撞中一步直接轉化為生成物分子的反應稱為基元反應。

(2).非基元反應

不是一步直接轉化為生成物分子的反應稱為非基元反應。

1.2、簡單反應和復合反應（宏觀）

(1).簡單反應：

(2).1.3.與以反應

a(a)+ b(b)= d(d)+ e(e)

r =k ca(a)cb(b)-

k 僅由一種基元反應構成的整體反應 復合反應 : 由兩種或兩種以上的基元反應構成的整體反應。復合反應中決定整個反應速率的那步基元反應，稱為控速步 質量作用定律 在一定溫度下, 簡單反應(或復合反應中任一基元反應), 反應速率式中化學計量數為指數的反應物濃度的乘積成正比（簡單反應）速率方程 — 反應速率常數

簡單反應

a(a)+ b(b)= d(d)+ e(e)

r =k ca(a)cb(b)-速率方程

說明：1.不同反應，反應速率常數 k不同

2.同一反應，k 隨 溫度、溶劑、催化劑而變，與反應物濃度無關

1.4.應用速率方程注意事項

（1）若反應物為氣體，可用分壓代替濃度

(2)固體、純液體、稀溶液中溶劑不寫入表達式

c(s)+o2(g)= co2(g)

r = k c(o2)

(3)k、r 的量綱

r 的量綱為[c][t]-1 如mol2dm-3 2s-1

1.5.速率方程的確定

a(a)+ b(b)= d(d)+ e(e)

速率方程表示為 r =kcx(a)cy(b)

反應級數= x + y

x 為a的反應級數

y 為b的反應級數

(1)若為簡單反應

則 x=a，y=b，反應級數= a+ b

(2)若為復合反應

則 x、y 由實驗確定

2、溫度對化學反應速率的影響

1887年瑞典化學家arrhenius總結了大量的實驗數據，發現化學反應速率常

數與溫度有如下的關系：

上式稱為―阿倫尼烏斯公式‖。

式中： r=8.315 j mol-1 k-1, 摩爾氣體常數。ea, 活化能，―阿倫尼烏斯公式‖的用途：

一條直

2式，也可求

(1)、對某一個實際反應，可用―阿倫尼烏斯公式‖，求取其活化能。方法： 在不同的溫度下測量其反應速率常數，然后以lgk對1/t作圖，可得線。此直線的斜率為-ea/2.303, 截距為a。、如果我們已知反應的活化能和某一溫度下的反應速率，利用此公得另一溫度下的反應速率。

（三）.反應速率理論和活化能、碰撞理論要點

1.假設分子是無內部結構和內部運動的剛性小球。

2.分子間相互碰撞是發生反應的首要條件，但只有少數能量高的分子間碰撞，才

活化分子

(2)

1.2.(3)

ea= e*u1 = q + w

出的

構成：分子的平動能、轉動能，分子間勢能、電子運動能、核能等。是一種熱力學狀態函數 無法知道他的絕對值，但過程中的變化值卻是可以測量的。、熱力學第一定律——能量守恒定律 表述：能量只可能在不同形式之間轉換，但不能自生自滅。熱力學第一定律有稱能量守恒定律。它是人們從生產實踐中歸納總結規律，是自然界中普遍存在的基本規律。

2.1、熱力學第一定律------u、w、q的關系

u2=u1+q +w

（w=we+w’=0）

*u的 △u=u2-u1= q +w 體系吸熱，q 為+；體系放熱，q 為。三)、化學反應的熱效應、恒容熱效應與熱力學能變 如果體系的變化是在恒容的條件下，且不做其他非膨脹功（w’=0，則：此時： δu = q+w = qv 即：熱力學能變等于恒容熱效應。在彈式量熱計中, 通過測定恒容反應熱的辦法，可獲得熱力學能變δ

數值.?

2、恒壓熱效應與焓變

在我們的實際生產中，很多的化學反應都是在大氣層中（一個大氣壓，103kpa）條件下進行的，這是一個體積有變化，但壓力恒定的過程（恒壓過程）。為了方便地研究恒壓過程中的問題，我們需要引入另一個重要的熱力學狀態函數

——焓。

焓變——化學反應的恒壓熱效應

現設體系的變化是在恒壓、只做膨脹功（不做其他功，如電功等）的條件

下進行的 在此恒壓過程中：

*體系吸收的熱量記作 qp

*體系對環境所做的功 p(?v)= p(v2-v1)

因此，環境對體系所做的功： w =-p(?v)=u1 = ?u = q + w

= qpp(v2u1)+ p(v2(u1+ pv1)

定義熱力學狀態函數 焓，以h表示

h = u + pv

則：qp =(u2 + pv2)h1 = ?h

重點理解

焓h是一種狀態函數，只與體系的起始狀態有關。與過程路徑無關。

焓變值?h等于體系在恒壓過程中的熱效應qp。在其他類型的變化過程中，焓變值?h不等于熱效應，但并非說，焓變值?h為零。

焓代表了恒壓條件下體系所包含的與熱有關的能量，具有能量量綱，單位

是j 或 kj。

因為經常遇到的化學反應都是在大氣層這樣一個恒壓環境中發生的，所以焓

是一個極其重要的狀態函數。

焓與與熱力學能一樣，其絕對值無法確定。但狀態變化時體系的焓變δh卻

是確定的，而且是可求的。

焓是體系的廣度性質，它的量值與物質的量有關，具有加和性。

過程與焓

(1)對于一定量的某物質而言，由固態變為液態或液態變為氣態都必須吸熱，所

以有:

h(g)> h(l)> h(s)

(2)當某一過程或反應逆向進行時，其δh要改變符號即：

δh（正）=-δh（逆）

(3)對于任何化學反應而言，其恒壓反應熱qp可由下式求出： qp=δh= h生成物-h反應物

（在化學反應中，可把反應物看作始態，而把生成物看作終態）

δh>0為吸熱反應，δh<0為放熱反應。

由于大多數化學反應是在恒壓條件下進行的，其δh=qp，即為恒壓反應熱。所以焓變比熱力學能變更具有實用價值，用得更廣泛、更普遍。

3．焓與熱力學能的關系

由焓的定義： h = u+pv

則：δh = δu+δ(pv)

i)對于恒壓、只作體積功的化學反應，有：

δh = δu+ pδv

ii)對于固相和液相反應，由于反應前后體積變化不大，故有： δh ≈ δu

iii)對于氣相反應，如果將氣體作為理想氣體處理，則有： δh = δu +δn（rt）

式中δn為生成物的量與反應物的量之差。

(四)、蓋斯定律與反應熱的計算

1．反應進度和熱化學方程式

i)什么是―化學反應的進度‖？

——描述化學反應的進行程度的物理量。在反應的某一階段中，某反應物量（摩爾數）的改變值與其化學計量數的商。

單位：mol 用希臘字母ξ表示。

對于任一化學反應，有質量守恒定律：0＝??bb，例如下列給定反應：

式中nb(?)和nb(0)分別表示反應進度為?和0時，b物質的量(mol)。注意：反應物的計量系數取負值，生成物的計量系數取正值。

舉例說明：

3h2(g)+ n2(g)= 2nh3(g)

t = 0 s(mol)3.0 1.0 0.0

t = 0.1 s(mol)1.5 0.5 1.0

以h2計算反應進度

? = ?nh2 / ?h2 =(1.5-3.0)mol /-3 = 0.5 mol

以n2計算反應進度

? = ?nn2 / ?n2 =(0.5-1.0)mol /-1 = 0.5 mol

以nh3計算反應進度

? = ?nnh3 / ?nh3 =(1.0-0.0)mol / 2 = 0.5 mol

ii)熱力學標準態

熱力學在處理化學反應體系時，必須選定某一狀態作為―計算、比較的標準‖，這一標準即稱做熱力學標準狀態。

iupac規定：100 kpa為標準壓力，以p?表示之，處于標準壓力之下

的體系，稱為體系的標準狀態。各種體系的標準狀態規定如下：

純固體、液體，當該物質處于外壓為標準壓力之下。

純氣體（理想氣體）：p = p? = 100 kpa

混合氣體：pi = p? = 100 kpa(pi 某組分氣體的分壓力)

理想溶液：p = p? = 100 kpa，c = c? = 1.0 mol/ dm3(c :標準濃度)

注意事項：

上述標準狀態并未指定溫度，即：

h2（100 kpa, 298k）是標準狀態，h2（100 kpa, 200k）也是標準狀態。

iupac推薦298.15k作為溫度的一般參比標準，如不注明，則指的是298.15k，其他溫度則須指明，用（t）表示。

iii)化學反應的標準焓變、標準摩爾焓變和熱化學方程式

在特定的溫度之下（如不特別指明，則為298k）如果參加化學反應的各物質（包括反應物和產物）都處于熱力學標準狀態（p=p? = 100 kpa），此時在化學反應的過程中產生的焓變即稱作：標準焓變，以符號δrh?表示之。

例如：

1.5 h2(g)+ 0.5 n2(g)= nh3(g)

δrh ? =-46.11 kj

但是：化學反應的焓變，不僅與溫度、壓力等有關，還與反應中物質的量有關。

規定：化學反應進度ξ=1時化學反應的焓變為化學反應的標準摩爾焓變。以符號δrhm?表示之。

δrhm? = δrh? /ξ

例如： 3 h2 + n2 = 2 nh3(氣體)

δrhm? = —92.22 kj/ mol

熱化學方程式

表示出了化學反應過程中熱效應的 化學反應計量方程式稱為熱化學方程式(thermodynamic equation)。例如，在298.15k時有：

1)h2(g)+ 1/2 o2(g)= h2o(l)?rh?m =571.6 kj?mol-1

3)c(石墨)+ o2(g)= co2(g)?rh?m =s0

所以：st = ?s + s0

= ?s + 0

= ?s

物質的標準摩爾規定熵(簡稱：物質的標準熵）

在標準狀態下（100kpa), 1 mol純物質的規定熵，稱為該物質的標準摩爾規定熵，以符號sm(t)表示。單位：j ? k-1 ? mol-1。

3、化學反應的標準摩爾熵變

在特定的溫度之下（如不特別指明，則為298k）如果反應物和產物都處于熱力學標準狀態（p=pθ），此時化學反應的過程中的熵變即稱作：該反應的標準熵變，以符號δrs 表示之。

當化學反應進度ξ=1時，化學反應的熵變為化學反應的標準摩爾熵變。以符號δrsm 表示之。

化學反應的標準摩爾熵變的計算：

a a + b b = d d + e e

δrsm = dsm(d)+e sm(e)bsm(b)

是向著熵值

、熵變和化學反應的方向——熱力學第二定律 熱力學第二定律：在孤立體系中發生的任何化學反應或化學變化，總增大的方向進行，即孤立體系的自發過程，δs孤立>0。非孤立體系: δs體系 + δs環境 > 0

（三）、吉布斯自由能

1、吉布斯自由能變與自發反應的方向

的因素，據，而δs

提出一

g = h

前已述及：自發的過程，其內在的推動因素有兩個方面：其一是能量其二還有混亂度即熵的因素。δh僅考慮了能量的因素，不可作為判僅考慮了混亂度的因素，也非全面。為了同時考慮能量和混亂度兩方面的因素，1876年美國化學家gibbs個新狀態函數g作為等溫、等壓下化學反應方向的判據： – t s δg = δh – δ(ts)在等溫、等壓下

δg = δh – tδs

上式稱為吉布斯—赫姆霍茲公式，從中我們看到，δg中包含了δh（能量）

的化學

和δs（混亂度）兩方面的影響。化學熱力學告訴我們：在等溫、等壓、不做非膨脹功的條件下，自發反應總是向著體系吉布斯自由能降低的方向進行。δg < 0, 能自發進行 δg = 0 ,處于平衡狀態。δg > 0 ,不自發進行，但反向是自發的。、化學反應的標準摩爾吉布斯自由能變

a)物質的標準生成吉布斯自由能δfgm

在標準狀態下，由1 mol最穩定的單質生成1 mol的純物質的反應過程中的

a a + b b = d d + e e

小，可

標準吉布斯自由能變，為該物質的標準生成吉布斯自由能,記作：δfgm 注意：只有相對值,無絕對值 單位：kj mol-1、標準摩爾吉布斯自由能變的計算 δrgm = dδfgm(d)+eδfgm(e)-aδfgm(a)-bδfgm(b)或δrgm = δrhm — t δrsm 必須牢記：化學反應的標準摩爾焓變、標準摩爾熵變隨溫度的變化很以忽略不計。但δrgm 是一個溫度的函數，同一個反應，在不同的溫度下，有

不同的δrgm 值。

4、壓力、濃度對反應吉布斯自由能變的影響

rgm的

a)

aa + bb = dd + ee

——非標準狀態下化學反應的摩爾吉布斯自由能變（δrgm）對于非標準狀態下，化學反應的方向，我們必須通過計算，先確定δ符號，以判斷化學反應的方向。壓力對反應吉布斯自由能變的影響(氣相反應）

其中： pa、pb、pd、pe為氣體的分壓（kpa)

pa/ pθ 等稱為相對分壓，無量綱。

而 = jp(相對分壓商）

所以： δrgm = δrgm + rt ln jp

c)濃度對反應吉布斯自由能變的影響(溶液反應）

aa + bb = dd + ee

其中： ca、cb、cd、ce為濃度（mol / dm-3)

ca/ cθ 等稱為相對濃度，無量綱。

而 = jc(相對濃度商）

所以： δrgm = δrgm + rt ln jc

總結

對于非標準狀態下化學反應的吉布斯自由能變：

aa + bb = dd + ee

δrgm = δrgm? + rt ln j

上式稱為化學反應范特霍夫等溫式。

d)濃度、分壓對化學反應方向的影響

濃度、分壓對化學反應的影響，表現在：分壓商jp、濃度商jc對化學反應

的摩爾吉布斯自由能變產生影響。

做出是

但是：如果 δrgm > 40 kj/mol 或 δrgm <-40 kj/mol 在此條件下δrgm 已完全決定了δrgm的正負號，即可直接由 δrgm 否自發的判決。教學手段與方法：多媒體演示 布置作業：p 30---------7，8，學科： 普 通 化 學

章節： 第一章 化學反應的基本規律

第四節 化學平衡

教學目的：通過教學讓學生掌握化學平衡與平衡常數，平衡常數k（t）與δrgm?

的關系，濃度、壓力和溫度對化學平衡的影響。

有關平衡

2.教學重點：化學平衡與平衡常數，平衡常數k（t）與δrgm?的關系。常數計算。濃度、壓力和溫度對化學平衡的影響，化學平衡移動。教學難點：平衡常數k（t）與δrgm?的關系 教學過程：

一、復習舊課（5分鐘）提問：1.何為熱力學第二、三定律？ 通過什么物理量可以判斷化學反應的方向，條件如何?

二、新課講解（80分鐘）

（一）、化學反應的可逆性與化學平衡

1、什么是―化學反應的可逆性‖？

co + h2o = co2 + h2

應的這種性質，可逆程

很少有化學

kclo3 = 2 kcl + o2

——既能正向進行，又能逆向進行的反應，叫―可逆反應‖。化學反稱為化學反應的―可逆性‖。幾乎所有的化學反應都是可逆的。所不同的只是程度上的差別，有的度大些（如上例），有的可逆程度小些（例如：ag+ + cl-= agcl?)。反應能―進行到底‖，已知進行得―最完全‖的化學反應是：、什么是化學平衡？ 共同特點是（1）、δr gm(t)=0

（2）.正向反應的速度與逆向反應的速度相等

（3）、濃度、分壓等宏觀性質不隨時間變化

（4）、平衡是動態平衡

（5）、化學平衡是暫時的、相對的、有條件的（二）、平衡常數

1、什么是―平衡常數‖？

對于一個特定化學反應 aa + bb = dd + ee

當反應達到平衡狀態，有?rgm(t)= 0

即：

其中：pa、pb、pd、pe是指在平衡時的分壓

對上式進行變換：

令：

則有：

此式給出了平衡常數與熱力學狀態函數之間的關系。

如果是溶液中的反應，可依此類推：

令：

則有：

注意要點：

?平衡常數反應了某一個化學反應進行完全的程度，數值越大，說明反應進行得

? 各反應物質

? 是一個定

越完全。平衡常數可由實驗的方法測定。即：當反應達到平衡后，分別測出的分壓（或濃度），再計算出平衡常數的數值。在同一溫度下，平衡常數的數值，不隨壓力（濃度）的變化而改變，值（常數）。

第二篇：普通化學教學大綱

普通化學課程教學大綱(General chemistry)

一、課程基本情況 課程編號：10110300 課程總學時：56，其中：講課：56，實驗：0，上機：0，實習：0，課外：0。課程學分：3.5 課程分類：(填必修或選修)必修 開課學期：(填秋或春或夏)秋、1上

開課單位：理學院應化系無機及分析化學教研室 適用專業：食品、生物、動醫、動科，資環等專業。所需先修課： 課程負責人：劉霞

二、課程內容簡介(中英文對照)(包括課程性質、任務、主要內容、重點及深度等，字數約300-500字)普通化學為食品科學與工程類及生物類等各專業本科生的必修基礎課程。主要介紹如下幾個方面的知識：1).學習化學基本原理及其在學生所學專業領域中的應用；2).了解現代化學的實驗基礎；3).熟悉用化學術語描述相關化學反應。

這門課程包含的主要內容有：溶液和膠體；原子結構；化學鍵與分子結構；化學平衡原理；化學熱力學基礎；水溶液中的四大平衡：酸—堿平衡、沉淀—溶解平衡、氧化—還原平衡、配位平衡。

General chemistry is a kind of course designed to provide following knowledges for non-chemistry studying students: 1).Learn the general principles of chemistry and their applications in current events related to the majors of the students;2).Understand the experimental basis for modern chemistry;3).Become familiar with the language of chemistry and with the representation of chemical reactions.Topics studied in this course mainly include, solution and colloid, atomic structure, chemical bonding and molecular structure(valence bond theory, molecular orbital theory, etc.), basic thermodynamics, chemical dynamics, principles of chemical equilibrium，equilibriums on acid-base, precipitation-dissolution, oxidation-reduction, and coordination, etc., and as well as elemental chemistry.三、各部分教學綱要

第一章 原子結構和元素周期系(8學時)第一節 第二節 第三節 第四節 核外電子的運動特性 核外電子運動狀態的描述

原子核外電子的排布和元素周期律 原子結構與元素周期性

教學要求： 1.2.3.4.了解微觀粒子的運動特征：能量量子化、波粒二象性、測不準關系；

了解波函數與原子軌道、幾率密度與電子云、原子軌道和電子云角度分布圖等基本概念；

掌握四個量子數的物理意義、相互關系及合理組合；

掌握單電子原子、多電子原子的軌道能級和核外電子排布規律，熟練寫出第四周期以內元素原子的核外電子排布式；掌握原子結構與周期系的關系，了解元素基本性質的變化規律。

第二章 化學鍵分子結構(6學時)第一節 第二節 第三節 第四節 第五節 離子鍵理論 共價鍵理論 軌道雜化理論 分子間力和氫鍵 晶體結構

教學要求： 1.2.3.4.5.理解離子鍵理論的要點、離子鍵的特點，理解離子的特征(離子半徑、離子電荷及離子的電子構型)對離子化合物性質的影響；

掌握共價鍵理論現代價鍵理論要點和σ鍵、π健的特征；

掌握雜化軌道理論基本要點，雜化類型、特征；等性、不等性雜化概念及應用，了解雜化軌道與分子空間構型的關系，能正確判斷簡單分子的空間構型； 理解分子間力類型、特點、產生原因；

掌握氫鍵形成條件、特征、應用及其對物質重要性質的影響；

第三章 溶液和膠體(4學時)第一節 分散系及其分類 第二節 溶液 第三節 膠體溶液

教學要求： 1.2.3.4.了解分散體系的分類；

掌握溶液濃度的定義及其相互換算； 掌握稀溶液的依數性及其計算；

掌握膠體的特性及膠團結構式的書寫。

第四章 化學反應速率(4學時)第一節 化學反應速率及其表示法 第二節 化學反應速率理論簡介 第三節 影響化學反應速率的因素 教學要求： 1.2.3.4.5.6.第五章 化學熱力學基礎知識(10學時)第一節 第二節 第三節 第四節 熱力學第一定律 熱化學

化學反應的自發性 化學平衡 掌握化學反應速率的表示方法及基元反應、復雜反應等基本概念； 了解濃度對反應速率的影響；理解質量作用定律；

了解反應速率理論，了解活化能；理解反應速率常數、反應級數等概念；了解速率方程；

了解溫度對反應速率的影響；掌握阿侖尼烏斯公式的簡單應用； 了解催化劑對反應速率的影響； 掌握反應速率的碰撞理論要點。

教學要求： 1.2.3.4.5.6.7.8.了解化學熱力學基本概念，了解熱力學能、焓、熵、自由能等狀態函數的物理意義； 理解熱力學第一定律的內涵； 掌握化學反應定容熱、定壓熱概念及其與反應的摩爾熱力學能(變)、摩爾焓(變)的關系； 理解并能熟練運用熱化學定律，掌握化學反應熱的基本計算方法； 理解自發過程的趨勢，了解熵與混亂度的概念；

掌握吉布斯自由能的有關計算，能用吉布斯自由能判據判斷化學反應的自發方向； 熟練運用吉布斯-亥姆霍茲方程進行有關計算； 掌握濃度、壓力、溫度對化學平衡移動的影響。

第六章 酸堿反應及酸堿平衡(6學時)第一節 質子酸堿理論

第二節 酸堿平衡

第三節 酸堿平衡的移動 第四節 緩沖溶液及其性質 教學要求： 1.2.3.4.5.6.7.掌握質子酸堿、共軛酸堿、兩性物質、酸堿反應、酸堿離解常數等概念； 熟練運用近似方法計算酸堿水溶液的酸度和其它有關離子濃度；

理解同離子效應、介質酸度對酸堿平衡移動的影響，熟練掌握有關近似計算； 理解稀釋作用、了解鹽效應對酸堿平衡移動的影響； 了解酸堿緩沖溶液的性質，理解酸堿緩沖溶液作用原理； 掌握緩沖溶液pH的計算； 掌握緩沖溶液的配制方法。

第七章 沉淀反應及沉淀-溶解平衡(6學時)第一節 第二節 第三節 第四節 第五節 溶度積原理 沉淀的生成 分步沉淀 沉淀的轉化 沉淀的溶解

教學要求： 1.2.3.4.5.6.7.掌握沉淀–溶解平衡和溶度積基本概念；

弄清難溶電解質溶解度、溶度積和離子積的關系并能進行有關的近似計算； 掌握溶度積原理；

掌握沉淀生成與溶解的條件、分步沉淀與轉化的原理，并進行相關計算； 掌握介質酸度對沉淀—溶解平衡的影響；

理解氧化還原反應、配位反應對沉淀–溶解平衡的影響； 理解同離子效應和鹽效應對沉淀–溶解平衡的影響。

第八章 配位化合物(4學時)第一節 第二節 第三節 第四節 第五節 配合物的基本概念 配合物的化學鍵理論 配位平衡 螯合物

配合物的應用

教學要求： 1.2.3.4.了解配合物、配合物內界、外界、中心原子、配體、配體原子及螯合物等概念； 配合物命名(根據化學式命名；根據名稱寫出化學式)； 理解配合物穩定常數的概念，能進行有關計算；

理解配體酸效應、中心原子水解效應、沉淀反應、氧化還原反應等影響配位平衡移動 的因素，并能進行有關計算。

第九章 氧化還原反應(8學時)第一節 第二節 第三節 第四節 第五節 第六節 基本概念

氧化還原反應方程式的配平原電池和電極電勢

電動勢與吉布斯自由能變 影響電極電勢的因素 電極電勢圖及應用

教學要求： 1.2.3.4.5.6.掌握氧化還原反應式的配平方法；

掌握有關原電池的概念；電極電勢概念，了解其物理意義；

理解原電池電動勢與反應摩爾吉布斯自由能的關系，掌握判斷氧化還原反應自發方向的方法；

掌握能斯特方程及其應用；

掌握氧化還原反應標準平衡常數與反應的標準摩爾吉布斯自由能的關系； 掌握標準電極電勢圖及其應用。

四、使用教材的名稱、主編人、出版社、出版時間及版次及主要參考書名稱。教材：

揭念芹

主編《基礎化學》(第二版)，科學出版社，2008年。

主要參考書：

1.趙士鐸 主編，《普通化學》(第三版)，中國農業大學出版社，2007年。2.黃秀錦 主編，《無機及分析化學》，科學出版社，2005。3.華彤文、陳景祖、嚴洪杰、王穎霞、卞江、李彥 著，《普通化學原理(第三版)》，北京大學出版社，2005。執筆人：劉霞 魯潤華 審定人：杜鳳沛

2012年 3月12日制定(修訂)

第三篇：電子普通護照申請

電子普通護照申請

一、申請條件

廣東省戶籍居民。

二、受理機關

申請人本人親自向戶籍所在地的縣（區）級以上公安機關出入境管理機構提出申請。

三、申請資料

（一）填寫完整的《中國公民普通護照申請表》，近期免冠藍底彩色光學照片一張及廣東省出入境證件數碼相片檢測回執。

（二）申請人居民身份證、戶口簿及復印件；在居民身份證領取、換領、補領期間，可以提交臨時居民身份證。未辦理居民身份證的十六周歲以下申請人，可以不提交居民身份證。

（三）特殊情形：

1、未滿16周歲的申請人，應當由監護人陪同，并提交所有監護人（父母雙方是孩子的法定監護人）同意辦理護照的意見；監護人無法陪同的，可以委托他人陪同，但應提交其監護人委托書，并提交所有監護人和陪同人的居民身份證或者戶口簿、護照原件及復印件。

2、屬于登記備案國家工作人員，需提交本人所屬工作單位或者上級主管單位按照人事管理權限審批后出具的同意出境的證明。

3、現役軍人申請普通護照的，由其所屬部隊駐地的縣（區）級公安機關出入境管理部門受理，不需提交戶口簿，需提交本人的身份證件、所屬工作單位或者上級主管單位按照人事管理權限審批后出具的同意出境的證明。

4、實行政策調控的地區，須提交相應的出境事由證明。

四、處理時限

一般時限：受理之日起的十五日。

特殊時限：受理之日起三十日。

五、不予簽發護照情形

根據《中華人民共和國護照法》的規定，有下列情形之一，出入境管理部門將不予簽發普通護照：

（一）不具有中華人民共和國國籍的；

（二）無法證明身份的；

（三）在申請過程中弄虛作假的；

（四）被判處刑罰正在服刑的；

正在被勞動教養的；

（五）人民法院通知有未了結民事案件不能出境的；

（六）屬于刑事案件的被告人或者犯罪嫌疑人的；

（七）國務院有關主管部門認為出境后將對國家安全造成危害或者對國家利益造成重大損失的。

（八）公民因妨害國（邊）境管理受到刑事處罰或者因非法出境、非法居留、非法就業被遣返回國的，公安機關出入境管理部門自其刑罰執行完畢或者被遣返回國之日起六個月至三年以內不予簽發普通護照。

六、護照收費標準

第四篇：《普通化學》課程考試大綱

《普通化學》課程考試大綱

課程名稱：普通化學

英文名稱：General Chemistry

適用專業：材料成型加工與控制、金屬材

料工程專業

課程編號：40084010

責任教學單位：材料工程系高分子教研室 學時：48學時 學分：3學分考核形式：考查

課程類別：公共基礎課 修讀方式：必修

一、考試對象

具有化學基本理論知識的材料成型加工與控制、金屬材料工程專業的本科生。

二、考試的目的與要求

本課程考試按照《普通化學》教學大綱對材料成型加工與控制和金屬材料工程專業本科生的要求，以了解學生對化學反應基本規律和對溶液中離子平衡和結構化學基本理論的理解程度為目的，進行較全面測試，判別學生是否通過本課程的學習，達到了培養目標的要求。

三、考試內容

大綱要求掌握的內容，其覆蓋面應90%以上，理解的內容要覆蓋其全部的60%以上，要求了解的內容其覆蓋面要占其全部的30%以上。化學反應基本規律占全部內容的40%，溶液中的離子平衡占全部內容的40%，其它章節占全部內容的20%左右。

四、試卷結構及題型及評分依據

試卷結構：基本題60%左右，綜合題30%左右，提高題10%左右。

題型： 包括選擇題、填空題、判斷題和計算題。

選擇題、填空題和判斷題以對基本概念的理解和簡單計算為主，考核內容包括：應掌握的基本概念、定義和公式，理解和了解的內容也以此形式出題。

計算題以掌握的化學反應基本規律和溶液中的離子平衡內容出題。

評分依據：考試成績應根據期末考試成績、平時成績綜合評定。期末考試成績按標準答案確定。平時成績包括：作業、考勤、實驗。綜合成績=考試70%+平時30 %。

五、考試方式及評分標準

采用閉卷考試形式，應同時出A、B兩

套試題，其份量及難易程度大體相當，但不雷同，并附標準答案。

六、試題數量及時間安排

試卷應涵蓋教學大綱規定內容的90%以上，根據題型，選擇題15題，填空題10題，判斷題10題，計算題4題。考試時間90分鐘，考試日期一般安排在考試周前一周內進行。

七、答題要求

要求學生正確運用所學知識，答題過程完整，步驟清晰，計算準確。

八、使用教材及主要參考書：

1.使用教材

《普通化學》 同濟大學普通化學及無機化學教研室編 高等教育出版社

2.主要參考書《普通化學》康立娟 樸鳳玉主編 高等教育出版社

《普通化學》馬家舉主編 化學工業出版社

《物理化學》南京大學物理化學教研室編 高等教育出版社

第五篇：普通化學實驗課程感想

普通化學實驗課程感想

通過這個學期對普通化學實驗的學習，我發現在普通化學這門課背后原來隱藏著這么有趣的實驗現象，通過實驗現象我們才能進一步認識化學反應。比如在我學習普通化學的時候，一直很擔心鋅粉和溴化銀、碘化銀的反應會很慢，因為是固體和固體之間的反應會導致接觸不充分。后來在做實驗的時候發現原來反應速度真的很快，看來除了接觸面積的因素，還有很多很多會影響反應速率的因素，其中一個就是兩者的反應活性。我們在課本上學到的東西盡管正確，但是在實踐的過程中很可能會別有洞天，只有理論和實驗相結合我們才能真正學會化學，研究好化學。

在這個學期的進行實驗的過程中，我們小組每周都會組織時間進行討論，每次討論大家都爭論得熱火朝天，因為化學實在是太奇妙了，對于可能的實驗現象大家每次都猜得不一樣，還有在爭論反應原理的時候，大家各抒己見，感覺我們在學習過程中收獲的不僅僅是那份標準答案，更多的是我們在討論的過程中所學到的思考問題、多角度看待問題的能力，我們更需要的是研究問題的熱情和研究問題的能力。

并且在我們小組學習的過程中，我們還學會了分工合作的能力，每次的討論、查閱文獻、撰寫論文、制作ppt展示、主講都要有不同的人來完成，這樣我們每個人的各方面的能力都得到了鍛煉，雖然每周都需要付出大量的時間，但是我們真的收獲了作為一個團隊分工合作、齊頭并進的快樂，收獲了一個團隊的友誼。

在每次值日的過程中，我們會很認真的收拾實驗室的每個角落，發現一個實驗室的結構真是復雜，很難想象真正做研究的實驗室會有多么復雜的實驗室設備、實驗室設施，在普通化學實驗室的這些日子里，我真正體會到了一個科研工作者需要處理的實驗細節，安全細節，真是數不勝數啊！還有我們的助教，聽說他每天實驗的時候六點就要起床為我們準備實驗，還有可愛的楊老師，她肯定就需要一周好幾天都早起準備實驗了，并且實驗一監督就是一整天，真是太辛苦了！我相信正是我們大家和助教、老師們的共同努力才圓滿完成了這一門課，感謝大家讓我學到這么多東西、收獲了這么多的友情！