【正文】 應(yīng)， H2O的相對濃度變化很小，可看作常數(shù)。 E 電池 =E 正 E 負 （ 2）比較氧化劑和還原劑的相對強弱：隨著 E（ ） 的代數(shù)值增大，電對中氧化態(tài)物質(zhì)的氧化性增強，而相 應(yīng)的還原態(tài)物質(zhì)的還原性減弱。因此，電解液中的正離子 (陽離子 )移向陰極，在陰極上和電子結(jié)合進行還原反應(yīng)而放電；負離子 (陰離子 )移向陽極，在陽極上給出電子進行氧化反應(yīng)而放電 (在電解中，得到電子或失去電子的過程都叫做放電 )。 （ 3）用金屬鎳作電極，陽極得到鎳離子，陰極得到鎳 有機化學 （一）、有機化合物的物 化性質(zhì) （ 1）物理特性 有機化合物絕大多數(shù)為共價化合物，極性較小或無極性，分子間的引力較小，反映到物理性質(zhì)上必然是熔點、沸點低；多數(shù)有機物不溶于極性大的水中，而易溶于極性小的有溶劑中；比重較小，多數(shù)小于 1，超過 2的極少。也可以把官能團 作為標準進行整理分類。 （ 3）系統(tǒng)命名法：源于國際純粹和應(yīng)用化學協(xié)會 (IUPAC)命名規(guī)則并結(jié)合我特點制訂的命名法，其特點是把結(jié)構(gòu)與名稱聯(lián)系了起來。脂肪烴又分為四大類：烷烴、烯烴、雙烯烴、炔烴。烷烴是非極性分子，難溶于水而易溶于苯和醚等有機溶劑。由于 n 鍵是側(cè)面交蓋形成的，沒有軸對稱，不能自由旋轉(zhuǎn)，其鍵能較小鍵較弱。其中許多分子聚合成的分子量很大的聚合物，叫做高分子聚合物。苯及其同系物，雖是高度不飽和的，但與烯烴和炔烴不同，苯環(huán)上發(fā)生的主要是取代反應(yīng)，而加成反應(yīng)和氧化反應(yīng)則難以進行。 3）加成聚合反應(yīng)：具有兩個以上官能團，含有不同原子組成的相鄰或共軛雙鍵的化合物，同醇和胺作用，伴隨著氫原子的轉(zhuǎn)移，而發(fā)生的加聚反應(yīng)。 此外，濕度對水泥石的腐蝕影響也很大，一般呈直線關(guān)系，即濕度增加，機械強度降低。 鋼筋腐蝕主要屬于電化學腐蝕范疇，它的發(fā)生和發(fā)展還取決于地下侵蝕介質(zhì)、雜散電流等許多條件。對于振搗要求難以保證而具有較高防蝕要求的構(gòu)件，以加入引氣型減水劑為宜。 （ 2）鋼筋的防護 A、混凝土表面覆層 在混凝土結(jié)構(gòu)表面覆蓋不透水的薄膜，將混凝土和環(huán)境隔離，如用瑪?shù)僦? E、 陰極保護 陰極保護原理是利用外加直流電源 (或犧牲陽極 —— 鋅塊 )使被保護設(shè)備成為腐蝕電池的陰極，使其受到保護，從而抑制腐蝕。 D、有機物只要分子式相同，則其物理化學性質(zhì)就相同。 對于某一反應(yīng)一般可表示為： aA+bB→eE+dD v=k 在化學反應(yīng)中，只有極少數(shù)的反應(yīng)，反應(yīng)物到生成物是一步完成的，即反應(yīng)為分子相互作用 ，直接生成生成物分子，但極大多數(shù)反應(yīng)是分成幾步的，即幾個連續(xù)過程來進行的，是非基元反應(yīng)，也可說是幾個基元反應(yīng)組成的復雜反應(yīng)，這時的質(zhì)量作用定律雖然適用于每一個過程，但往往不適用于總的反應(yīng)。 在多相反應(yīng)中，對純固體或純液體，它們的密度是一定的，也就是說它的濃度是一定的。 現(xiàn)代反應(yīng)速率理論認為：當反應(yīng)物的活化分子相互碰撞或彼此接近時，先形成 “ 活化 絡(luò)合物 ” ： AB+C→[A?B?C]→A+BC 反應(yīng)物 活化絡(luò)合物 產(chǎn)物 這種活化絡(luò)合物能量高，不穩(wěn)定，壽命短促，一經(jīng)生成就很快變成產(chǎn)物。 (2)當溫度升高時，反應(yīng)物分子運動速度增加，使單位時間內(nèi)分子間的碰撞次數(shù)增加。 孤立體 系：體系與環(huán)境之間，既沒有物質(zhì)交換，也沒有能量交換。 等壓過程 (P)：在壓力不變的情況下，體系由始態(tài)到終態(tài)進行的過程。內(nèi)能的絕對值雖無法測出，但內(nèi)能的變化 △u 可通過熱力學第一定律進行計算。 (1)．標準焓變 △ rHm㈠ 恒壓下，化學反應(yīng)的焓變可由實驗測定 Qp 而得到，但一般也可利用熱力學數(shù)據(jù)計算得出，由于焓的絕對值和內(nèi)能一樣，也是無法測定的?！?fH m㈠ (D)） （ a體系的混亂度越大，熵值也越大，反之亦然。而化學熱力學中最 普遍采用的表述為： “ 在絕對零度時任何純物質(zhì)的完整晶體的熵等于零 ” 。以 Sm()表示，單位是 J對于反應(yīng) aA+Bb=eE+dD，有 △ rSm㈠ (298k)=（ eS m㈠ (E)+ dH m㈠ (D)） （ aH m㈠ (A)+ bH m㈠ (B)） 例 計算反應(yīng) 203(g)=302(g)在 298K時的 △ rSm㈠ 。mol 1但應(yīng)注意到，這個體系并非孤立體系。由于 H， S， T都是狀態(tài)函數(shù)，因而 G 也必然是一個狀態(tài)函數(shù)。 所以，在等溫、等壓、不做非膨脹功的情況下，任何自發(fā)的反應(yīng)都是體系吉布斯自由能降低的過程。如 ： CO(g)=C(s)十 02(g) 在上述兩種情況中，推動反應(yīng)進行的兩種因素都是按相同方向起作用的，因而 T值的大小，對 △G 的符號不起作用。 △ rGm㈠ (T) 是溫度 T 的函數(shù)，同一個反應(yīng)，在不同的溫度下，有不同的標準摩爾吉布斯自由能變，這一點必須十分清楚。mol 1 （ 2）因為 △ rGm㈠ (500k)0，所以該反應(yīng)在此條件下不能自發(fā)進行。隨著反應(yīng)的進行，反應(yīng)物不斷轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物?；瘜W反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，即為化學平衡。 (2)化學反應(yīng)的標準摩爾吉布斯自由能變與平衡常數(shù)關(guān)系： 對于任一指定的化學反應(yīng)： aA+bB=dD+eE 在指定溫度 T 時，其標準摩爾吉布斯自由能變 △ rGm㈠ (T)為一定值，并可由熱力學求得下列關(guān)系式： △ rGm㈠ (T)=RTlnk㈠ (T)= k㈠ (T) lg k㈠ (T)= △ rGm㈠ (T)/ 式中， R 為摩爾氣體常數(shù)， T 為指定的溫度， △ rGm㈠ 的值僅隨溫度 T而變化，當 T 為指定時， △ rGm㈠ 即為定值。 濃度對化學平衡的影響：一個化學反應(yīng)達到平衡以后，若增加反應(yīng)物濃 度或者減少生成物濃度，化學平衡將向正反應(yīng)方向移動；增加生成物濃度或者減少反應(yīng)物濃度能使化學平衡向逆方向移動。如果反應(yīng)前后的氣態(tài)物質(zhì)的分子總數(shù)相同，則無論增加或減小總壓力，都不影響化學平衡。 (3)平衡常數(shù)與溫度的關(guān)系 由 lg k㈠ (T)= △ rGm㈠ (T)/ △ rGm㈠ (T)= △ rHm㈠ (T)T△ rSm㈠ (T)= △ rHm㈠ ()T△ rSm㈠ () 可得 lg k㈠ (T)= △ rHm㈠ ()/ +△ rSm㈠ ()/ 據(jù)此式可由已知反應(yīng)在某一溫度 T1時的標準平衡常數(shù) K㈠ (T1)，求算此反應(yīng)在另一溫度 T1時的平衡常數(shù) K㈠ (T2) (三 )化學平衡的移動 化學平衡和一切平衡狀態(tài)一樣，總是相對的，有條件的。這種平衡狀態(tài)就是該化學反應(yīng)所能達到的限度。因而正反應(yīng)的速率逐漸降低，而逆反應(yīng)的速率則不斷增加?？赡娣磻?yīng)的化學方程式中常用兩個相反的箭頭 ( )來代替等號。對于任一個化學反應(yīng)而言，其標準摩爾焓變和標準摩爾熵變隨溫度的變化可以忽略不計 (注意這是與△ rGm㈠ 不同的 !)， 所以可以用 △ rHm㈠ 及 △ rSm㈠ 代替任何溫度時的 △ rHm㈠ (T)和 △ rSm㈠ (T)值，來計算任何溫度時的 △ rGm㈠ △ rGm㈠ (T)= △ rHm㈠ (T)T△ rSm㈠ (T)= △ rHm㈠ ()T△ rSm㈠ () 對于反應(yīng) aA+bB=eE+dD，有 △ rGm㈠ (298k)= {d[△ fGm㈠ (298k)]D + e[△ fGm㈠ (298k)]E } {a[△ fGm㈠ (298k)]A + b[△ fGm㈠ (298k)]B } 例 已知反應(yīng) CaCO3(s)= CaO(s)+ CO2(g)的 △ rHm㈠ (298k)= kJ (3)對于 △H0 ， △S0 或 △H0 ， △S0 的反應(yīng)， △H 和 T△S 對 △G 的符號起相反 的作用。 (二 )反應(yīng)溫度對吉布斯自由能變及反應(yīng)方向的影響 根據(jù)吉布斯一赫姆霍茲公式： △G=△H 一 T△S ，可以討論反應(yīng)溫度 T 對 △G 值及反應(yīng) 方向的影響： （ 1）對于 △H0 ， , △S0 的反應(yīng)，即熵增、放熱反應(yīng)而言，不管溫度高低 (不管 T的大小，但 T 恒大于零 )， △G 總是小于零的。其改變值 △G ，稱為體系的吉布斯自由能變，只取決于變化的始態(tài)與終態(tài)，而與變化的途徑無關(guān)： △G=G 終 一 G 始 按照吉布斯自由能的定義， 可以推出當體系從狀態(tài) 1變化到狀態(tài) 2時，體系的吉布斯自由能變?yōu)椋?△G=G 2一 Gl=△H 一 △(TS) 對于等溫條件下的反應(yīng)而言，有 T2=T1=T 則 △G=△H 一 T △S 上式稱為吉布斯一赫姆霍茲公式。從水變成冰的過程中體系放熱給環(huán)境。熱力學第二定律告訴我們：在孤立體系中發(fā)生的任何變化或化學反應(yīng)，總是向著熵值增大的方向進行，即 向著 △S 孤立 0 的方向進行的。mol 1mol 1。熱力學第三定律的內(nèi)容與熵的概念是一致的。指定體系處于指定 狀態(tài)時，其混亂度也是確定的，而如果體系混亂度改變了，則體系的狀態(tài)也就隨之有相應(yīng)的改變?！?fH m㈠ (B)） 例 求： 3Fe2O3(s)+H2(g)一 2Fe304(s) +H20(1) 的 △ rHm㈠ 0 △ fH m㈠ (298k)/kJ (2)．蓋斯定律 蓋斯定律：不管化學反應(yīng)是一步完成，或者是幾步完成，這一反應(yīng)的熱效應(yīng)總是相同的。也稱為熱力學第一定律。 絕熱過程 (Q)：在變化過程中，體系與環(huán)境之間沒有熱量交換。 狀態(tài)函數(shù)：用來描述體系的這些性質(zhì)僅決定于狀態(tài)本身而與變化過程的具體途徑無 關(guān)，這些性質(zhì)就是狀態(tài)函數(shù)。百分數(shù)成倍、成十倍地增加，因此 升高溫度常能使反應(yīng)速率迅速地增加。則 E2一 E1 表示反應(yīng)活化能 Ea。 瑞典化學家，阿侖尼烏斯 (rhenius)根據(jù)實驗，提出在給定的溫度變化范圍內(nèi)反應(yīng)速率與溫度之間有下列關(guān)系： (三 )反應(yīng)的活化能和催化劑 發(fā)生反應(yīng)的先決條件是反應(yīng)物分子間的相互碰撞。[NO] 2[B] b— 反應(yīng)速率方程式，又稱作質(zhì)量作用定律表達式。 例 有機化合物按碳的骨架分類，可分為（ ） A、指肪族化合物和環(huán)狀化合物 B、指肪族