新大學化學學習導引 (第四版) 遲瑛楠 賀歡 張傑等 9787030815958 【台灣高等教育出版社】

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書名：新大學化學學習導引 (第四版)
ISBN：9787030815958
出版社：科學
著編譯者：遲瑛楠 賀歡 張傑等
頁數：204
所在地：中國大陸 *此為代購商品
書號：1724616
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內容簡介
《新大學化學學習導引（第四版）》是與《新大學化學（第五版）》（科學出版社，2024年）教材配套的教學參考書。《新大學化學學習導引（第四版）》共12章，與教材相對應，具體包括化學反應基本規律、溶液與離子平衡、氧化還原反應和電化學、物質結構基礎、金屬元素與金屬材料、非金屬元素與無機非金屬材料、有機高分子化合物及高分子材料、化學與能源、化學與環境保護、化學與生命、化學與生活、化學與國防等內容的學習導引。每章 包括兩大部分內容：本章 小結（基本要求、基本概念、計算公式集錦）和習題及詳解。在本章 小結部分，給出了該章 的知識點及重點，並對基本概念進行了詳細解說。習題部分涵蓋判斷題、選擇題、填空題、簡答題、計算題等各類題型，題目難度由低到高，配有詳細的解答，並提供了八套綜合練習題。此外，《新大學化學學習導引（第四版）》配備了第1～6章 部分習題的講解視頻，讀者可掃描二維碼觀看。

目錄

目錄

第四版前言
第1版前言
第1章 化學反應基本規律 1
1 1 本章 小結 1
1 1 1 基本要求 1
1 1 2 基本概念 2
1 1 3 計算公式集錦 9
1 2 習題及詳解 11
第2章 溶液與離子平衡 26
2 1 本章 小結 26
2 1 1 基本要求 26
2 1 2 基本概念 27
2 1 3 計算公式集錦 30
2 2 習題及詳解 31
第3章 氧化還原反應和電化學 49
3 1 本章 小結 49
3 1 1 基本要求 49
3 1 2 基本概念 49
3 1 3 計算公式集錦 53
3 2 習題及詳解 54
第4章 物質結構基礎 66
4 1 本章 小結 66
4 1 1 基本要求 66
4 1 2 基本概念 67
4 1 3 計算公式集錦 76
4 2 習題及詳解 76
第5章 金屬元素與金屬材料 84
5 1 本章 小結 84
5 1 1 基本要求 84
5 1 2 基本概念 84
5 2 習題及詳解 88
第6章 非金屬元素與無機非金屬材料 95
6 1 本章 小結 95
6 1 1 基本要求 95
6 1 2 基本概念 95
6 2 習題及詳解 103
第7章 有機高分子化合物及高分子材料 109
7 1 本章 小結 109
7 1 1 基本要求 109
7 1 2 基本概念 110
7 2 習題及詳解 113
第8章 化學與能源 119
8 1 本章 小結 119
8 1 1 基本要求 119
8 1 2 基本概念 120
8 2 習題及詳解 121
第9章 化學與環境保護 126
9 1 本章 小結 126
9 1 1 基本要求 126
9 1 2 基本概念 126
9 2 習題及詳解 129
第10章 化學與生命 134
10 1 本章 小結 134
10 1 1 基本要求 134
10 1 2 基本概念 134
10 2 習題及詳解 136
第11章 化學與生活 140
11 1 本章 小結 140
11 1 1 基本要求 140
11 1 2 基本概念 141
11 2 習題及詳解 145
第12章 化學與國防 150
12 1 本章 小結 150
12 1 1 基本要求 150
12 1 2 基本概念 150
12 2 習題及詳解 152
綜合練習題 155
綜合練習題(一) 155
綜合練習題(二) 160
綜合練習題(三) 165
綜合練習題(四) 170
綜合練習題(五) 175
綜合練習題(六) 180
綜合練習題(七) 185
綜合練習題(八) 190
索引 197

精彩書摘
第1章 化學反應基本規律
1 1本章 小結
1 1 1基本要求
第1節
系統與環境、相的概念
第二節
化學反應的質量守恆定律——化學反應計量方程式
狀態與狀態函數、熱、功、熱力學能的概念
化學反應的能量守恆定律——熱力學第1定律
焓、化學反應熱——定容熱和定壓熱、赫斯定律、標準摩爾生成焓、標準摩爾燃燒焓、化學反應熱(反應的標準摩爾焓變)的計算
第三節
熵、熱力學第三定律、標準摩爾熵、標準摩爾熵變的計算
吉布斯函數、定溫定壓下化學反應方向的判據、熵變及焓變與吉布斯函數變之間的關係(吉布斯亥姆霍茲公式)、標準摩爾生成吉布斯函數、標準摩爾吉布斯函數變的計算、定溫定壓下任意狀態摩爾吉布斯函數變的計算(化學反應等溫方程式)
第四節
氣體分壓定律、標準平衡常數、標準摩爾吉布斯函數變與標準平衡常數之間的關係、混合氣體系統的總壓改變對化學平衡的影響及其定量計算、溫度對化學平衡的影響及其計算
第五節
化學反應速率表示法、反應進度
反應速率理論、活化能、化學反應熱效應(焓變)與正、逆反應活化能之間的關係
基元反應與非基元反應、質量作用定律——基元反應速率方程、速率常數、反應級數
溫度與反應速率常數之間的關係及其計算
催化劑對反應速率的影響
1 1 2基本概念
第1節
系統與環境(三類熱力學系統)系統與環境(三類熱力學系統)系統是人為劃定作為研究對象的物質；環境是系統以外並與之密切相關的其他物質。系統和環境之間通過物質和能量的交換相互作用，按照物質和能量交換的不同情況，可將系統分為三類。
(1)敞開系統：與環境之間既有物質交換，又有能量交換。
(2)封閉系統：與環境之間僅存在能量交換，不存在物質交換。
(3)孤立系統：與環境之間既無物質交換，也無能量交換。
相(相與聚集態)相(相與聚集態)系統中的任何物理和化學性質完全相同的部分稱為相。不同相之間有明顯的界面，但有界面不一定就是不同的相，如相同的固態物質。對於不同的相，在相界面兩側的物質的某些宏觀性質(如折射率、相對密度等)會發生突變。聚集狀態相同的物質在一起，並不一定是單相系統(如油與水的混合)，同一種物質可因聚集狀態不同而形成多相系統(如冰、水及水蒸氣)。
單相(均相)和多相(非均相)系統單相(均勻)和多相(不均勻)系統系統由一個相組成，稱為單相系統或均相系統，如氣體(單一組分、混合)和溶液都是單相系統。
系統由兩個或多於兩個相組成，稱為多相系統或非均相系統，如不同液體、不同固體之間或同一種物質不同聚集狀態共存的系統等。
第二節
質量守恆定律(物質不滅定律——化學反應計量方程式)在化學反應中，原子本身不發生變化，發生變化的是原子的組合方式，即化學反應發生前後，原子的種類和數量保持不變。物質的質量既不能創造，也不能毀滅，只能由一種形式轉變為另一種形式。可用化學反應計量方程式表述反應物與生成物之間的原子數目和質量的平衡關係，即參加反應的全部物質的質量等於全部反應生成物的質量。
化學計量數在化學反應計量方程式中，各物質的化學式前的係數稱為化學計量數，用符號νB表示，量綱為1。將反應物的計量數定為負值，而生成物的計量數定為正值。化學計量方程通式即0=∑BνBB。
狀態用來描述系統的宏觀性質(如壓力、體積、溫度、物質的量)的總和。系統的性質確定，其狀態也就確定了。反之，系統的狀態確定，其性質也就有確定的量值。
狀態函數用來確定系統狀態性質的物理量，如壓力、體積、溫度、物質的量、熱力學能、焓、熵、吉布斯函數等稱為狀態函數，它是系統自身的性質。狀態函數有三個主要特點：
(1)狀態一定，其值一定。
(2)殊途同歸，值變相等。
(3)周而復始，值變為零。
熱力學能及其特徵宏觀靜止系統中，在不考慮系統整體運動的動能和系統在電磁場、離心力場等外場中的勢能的情況下，系統內各種能量的總和稱為系統的熱力學能(U)，包括系統內部各種物質的分子平動能、分子間轉動能、分子振動能、電子運動能、核能等。
其特徵表現在：①無法知道一個熱力學系統的熱力學能的絕對值；②熱力學能是一個狀態函數，其改變量只與始態和終態有關，而與變化的途徑無關；③熱力學能具有加和性，與系統中物質的量成正比。
熱由於溫度不同而在系統與環境之間能量傳遞的形式稱為熱，用符號Q表示，它是系統和環境發生能量交換的一種形式。熱不是狀態函數，與過程有關。
功(體積功、有用功)功(體積功、有用功)系統與環境之間除熱以外的其他傳遞能量的形式稱為功，用符號W表示。熱力學中將功分為體積功和非體積功兩類。在一定外壓下，由於系統體積的變化而與環境交換能量的形式稱為體積功(又稱膨脹功)；除體積功以外的一切功稱為非體積功(或稱有用功)，用符號W′表示，書中遇到的非體積功有表面功、電功等。功與熱一樣都不是狀態函數，其數值與途徑有關。功的單位為Pa？m3=J。
Q和W的符號規定Q和W的符號規定一般規定，系統吸收熱，Q為正值；系統放出熱，Q為負值。系統對環境做功，W為負值；環境對系統做功，W為正值。
熱力學第1定律數學表達式若封閉系統由始態(熱力學能為U1)變到終態(熱力學能為U2)，同時系統從環境吸熱Q，得功W，則系統熱力學能的變化為ΔU=U2-U1=Q+W它表示封閉系統以熱和功的形式傳遞能量，必定等於系統熱力學能的變化。
化學反應的反應熱通常把只做體積功，且始態和終態具有相同溫度時，系統吸收或放出的熱量稱為化學反應的反應熱。按照反應條件的不同，又可分為定容反應熱和定壓反應熱。
定容(恒容)反應熱在定容、不做非體積功的條件下，ΔV=0，W=-pΔV=0，W′=0，所以ΔU=Q+W=QV。其意義是：在定容條件下進行的化學反應(該系統既不做體積功，也不做非體積功)，其反應熱等於該系統中熱力學能的改變量。
定壓(恒壓)反應熱在定壓、只做體積功的條件下，W=-pΔV，W′=0，ΔU=Q+W=Qp-pΔV，所以Qp=ΔU+pΔV=(U2-U1)+p(V2-V1)=(U+pV)2-(U+pV)1=H2-H1=ΔH。其意義是：等壓過程(該系統只做體積功，不做非體積功)反應熱等於系統焓的改變量。
焓及其特徵熱力學狀態函數，符號為H，H=U+pV。焓具有加和性。由於熱力學能的絕對值無法測得，因此焓的絕對值也無法知道。
赫斯定律化學反應的反應熱(在定壓和定容下)只與過程的始態和終態有關，而與變化的途徑無關。也可表述為，一個總反應的反應熱ΔrHm等於其所有分步反應的反應熱(ΔrHm，i)的總和，即ΔrHm=∑iΔrHm，i標準摩爾生成焓在一定溫度和標準狀態下，由參考態元素生成1mol物質B時反應的焓變，以符號ΔfHm表示，SI單位為kJ？mol-1。參考態單質的標準摩爾生成焓ΔfHm，B(T)(參考態元素)為0；水合H+的標準摩爾生成焓ΔfHm(H+，aq)為0。一般附表中列出的是物質在298 15K時的標準摩爾生成焓的數據。
標準摩爾燃燒焓在一定溫度和標準狀態下，1mol物質B完全燃燒反應的摩爾焓變，以符號ΔcHm表示，SI單位為kJ？mol-1。這裡所說的”完全燃燒”是指可燃物分子中的各種元素，如碳變為CO2(g)、氫變為H2O(l)、硫變為SO2(g)、磷變為P2O5(s)、氮變為N2(g)、氯變為HCl(aq)等，熱力學上規定這些產物為*終產物。由於標準摩爾燃燒焓是以燃燒終點為參照物的相對值，因此這些燃燒*終產物的標準摩爾燃燒焓規定為零。單質氧沒有燃燒反應，也可以認為它的燃燒焓為零。
標準摩爾焓變在標準狀態和某一溫度下，任一化學反應的標準摩爾焓變等於生成物標準摩爾生成焓的總和減去反應物標準摩爾生成焓的總和，以符號ΔrHm（T）表示。溫度變化不大時，反應的焓變可以近似看成是不隨溫度變化的，即
ΔrHm（T）≈ΔrHm(298 15K)
對於有機化學反應，其標準摩爾焓變也等於反應物標準摩爾燃燒焓總和減去生成物標準摩爾燃燒焓總和。
熱力學標準態氣體物質的標準態：標準壓力p=100 00kPa時的(假想的)理想氣體狀態。溶液(溶質為B)的標準態：標準壓力時，標準質量摩爾濃度b=1 0mol？kg-1，並表現為無限稀溶液特性時溶質B的(假想)狀態。液體和固體的標準態：標準壓力p=100 00kPa下的純液體和純固體。
參考態元素一般指在所討論T、p下*穩定狀態的單質或規定的單質。根據標準摩爾生成焓的定義，參考態元素的標準摩爾生成焓為零。第三節
自發過程在一定條件下不需任何外力做功就能自動進行的過程。
控制系統變化方向的自然規律
(1)從過程的能量來看，物質系統傾向於取得*低能量狀態。
(2)從系統中質點分佈和運動狀態來分析，物質系統傾向於取得*大混亂度。
(3)凡是自發過程通過一定的裝置都可以做有用功。
熵及其特徵熵用來表徵系統內部質點的無序度或混亂度，符號為S，是狀態函數，具有加和性，與系統中物質的量成正比。
(1)物質的熵值隨溫度升高而增大，這是因為動能隨溫度升高而增

大陸簡體正版圖書，訂購後正常情形下約兩周可抵台。