普通化学电子教案 (精选)

第一篇：普通化学电子教案 (精选)

学科： 普 通 化 学

章节： 第一章 化学反应的基本规律

第一节 化学反应速率

和复杂反

质量作用定

教学目的：通过教学让学生掌握反应速率的表示方法，了解基元反应应，反应级数，质量作用定律，阿伦尼乌斯公式，活化能的概念以及 浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。教学重点：反应速率的表示方法，基元反应和复杂反应，反应级数，律。阿伦尼乌斯公式。活化能的概念，浓度、温度、催化剂对反应速 率的影响。教学难点：质量作用定律。阿伦尼乌斯公式 教学过程：

一、新课讲解（80分钟）

（一）、化学反应速率的表示方法

(1)、平均速率和瞬时速率

1.平均速率

通常用单位时间内反应物浓度的减少或产物浓度的增加来表示。

化学反应速率：

? = d ? / dt(瞬时速率）

= ?? / ?t（平均速率）

举例说明：

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计算反应进度

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

计算其反应速率：

? = 0.5 mol / 0.1 s

= 5.0 mol / s

注意要点：

a.反应速率的单位：mol s-1

b.反应速率与物质的选择无关。

c.数学概念上分清平均速率与瞬时速率的不同。

（二）、影响化学反应速率的因素

1、浓度对化学反应速率的影响

1.1、基元反应与非基元反应（微观）

(1)、基元反应

2no+2h2 = n2+2h2o 2no n2o2（快）（1）

n2o2+h2 2o+h2o（慢）（2）

n2o+h2 2+h2o（快）（3）

反应物分子在碰撞中一步直接转化为生成物分子的反应称为基元反应。

(2).非基元反应

不是一步直接转化为生成物分子的反应称为非基元反应。

1.2、简单反应和复合反应（宏观）

(1).简单反应：

(2).1.3.与以反应

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

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

k 仅由一种基元反应构成的整体反应 复合反应 : 由两种或两种以上的基元反应构成的整体反应。复合反应中决定整个反应速率的那步基元反应，称为控速步 质量作用定律 在一定温度下, 简单反应(或复合反应中任一基元反应), 反应速率式中化学计量数为指数的反应物浓度的乘积成正比（简单反应）速率方程 — 反应速率常数

简单反应

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

r =k ca(a)cb(b)-速率方程

说明：1.不同反应，反应速率常数 k不同

2.同一反应，k 随 温度、溶剂、催化剂而变，与反应物浓度无关

1.4.应用速率方程注意事项

（1）若反应物为气体，可用分压代替浓度

(2)固体、纯液体、稀溶液中溶剂不写入表达式

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

r = k c(o2)

(3)k、r 的量纲

r 的量纲为[c][t]-1 如mol²dm-3 ²s-1

1.5.速率方程的确定

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

速率方程表示为 r =kcx(a)cy(b)

反应级数= x + y

x 为a的反应级数

y 为b的反应级数

(1)若为简单反应

则 x=a，y=b，反应级数= a+ b

(2)若为复合反应

则 x、y 由实验确定

2、温度对化学反应速率的影响

1887年瑞典化学家arrhenius总结了大量的实验数据，发现化学反应速率常

数与温度有如下的关系：

上式称为―阿伦尼乌斯公式‖。

式中： r=8.315 j mol-1 k-1, 摩尔气体常数。ea, 活化能，―阿伦尼乌斯公式‖的用途：

一条直

2式，也可求

(1)、对某一个实际反应，可用―阿伦尼乌斯公式‖，求取其活化能。方法： 在不同的温度下测量其反应速率常数，然后以lgk对1/t作图，可得线。此直线的斜率为-ea/2.303, 截距为a。、如果我们已知反应的活化能和某一温度下的反应速率，利用此公得另一温度下的反应速率。

（三）.反应速率理论和活化能、碰撞理论要点

1.假设分子是无内部结构和内部运动的刚性小球。

2.分子间相互碰撞是发生反应的首要条件，但只有少数能量高的分子间碰撞，才

活化分子

(2)

1.2.(3)

ea= e*u1 = q + w

出的

构成：分子的平动能、转动能，分子间势能、电子运动能、核能等。是一种热力学状态函数 无法知道他的绝对值，但过程中的变化值却是可以测量的。、热力学第一定律——能量守恒定律 表述：能量只可能在不同形式之间转换，但不能自生自灭。热力学第一定律有称能量守恒定律。它是人们从生产实践中归纳总结规律，是自然界中普遍存在的基本规律。

2.1、热力学第一定律------u、w、q的关系

u2=u1+q +w

（w=we+w’=0）

*u的 △u=u2-u1= q +w 体系吸热，q 为+；体系放热，q 为。三)、化学反应的热效应、恒容热效应与热力学能变 如果体系的变化是在恒容的条件下，且不做其他非膨胀功（w’=0，则：此时： δu = q+w = qv 即：热力学能变等于恒容热效应。在弹式量热计中, 通过测定恒容反应热的办法，可获得热力学能变δ

数值.?

2、恒压热效应与焓变

在我们的实际生产中，很多的化学反应都是在大气层中（一个大气压，103kpa）条件下进行的，这是一个体积有变化，但压力恒定的过程（恒压过程）。为了方便地研究恒压过程中的问题，我们需要引入另一个重要的热力学状态函数

——焓。

焓变——化学反应的恒压热效应

现设体系的变化是在恒压、只做膨胀功（不做其他功，如电功等）的条件

下进行的 在此恒压过程中：

*体系吸收的热量记作 qp

*体系对环境所做的功 p(?v)= p(v2-v1)

因此，环境对体系所做的功： w =-p(?v)=u1 = ?u = q + w

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

定义热力学状态函数 焓，以h表示

h = u + pv

则：qp =(u2 + pv2)h1 = ?h

重点理解

焓h是一种状态函数，只与体系的起始状态有关。与过程路径无关。

焓变值?h等于体系在恒压过程中的热效应qp。在其他类型的变化过程中，焓变值?h不等于热效应，但并非说，焓变值?h为零。

焓代表了恒压条件下体系所包含的与热有关的能量，具有能量量纲，单位

是j 或 kj。

因为经常遇到的化学反应都是在大气层这样一个恒压环境中发生的，所以焓

是一个极其重要的状态函数。

焓与与热力学能一样，其绝对值无法确定。但状态变化时体系的焓变δh却

是确定的，而且是可求的。

焓是体系的广度性质，它的量值与物质的量有关，具有加和性。

过程与焓

(1)对于一定量的某物质而言，由固态变为液态或液态变为气态都必须吸热，所

以有:

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

(2)当某一过程或反应逆向进行时，其δh要改变符号即：

δh（正）=-δh（逆）

(3)对于任何化学反应而言，其恒压反应热qp可由下式求出： qp=δh= h生成物-h反应物

（在化学反应中，可把反应物看作始态，而把生成物看作终态）

δh>0为吸热反应，δh<0为放热反应。

由于大多数化学反应是在恒压条件下进行的，其δh=qp，即为恒压反应热。所以焓变比热力学能变更具有实用价值，用得更广泛、更普遍。

3．焓与热力学能的关系

由焓的定义： h = u+pv

则：δh = δu+δ(pv)

i)对于恒压、只作体积功的化学反应，有：

δh = δu+ pδv

ii)对于固相和液相反应，由于反应前后体积变化不大，故有： δh ≈ δu

iii)对于气相反应，如果将气体作为理想气体处理，则有： δh = δu +δn（rt）

式中δn为生成物的量与反应物的量之差。

(四)、盖斯定律与反应热的计算

1．反应进度和热化学方程式

i)什么是―化学反应的进度‖？

——描述化学反应的进行程度的物理量。在反应的某一阶段中，某反应物量（摩尔数）的改变值与其化学计量数的商。

单位：mol 用希腊字母ξ表示。

对于任一化学反应，有质量守恒定律：0＝??bb，例如下列给定反应：

式中nb(?)和nb(0)分别表示反应进度为?和0时，b物质的量(mol)。注意：反应物的计量系数取负值，生成物的计量系数取正值。

举例说明：

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计算反应进度

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

以n2计算反应进度

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

以nh3计算反应进度

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

ii)热力学标准态

热力学在处理化学反应体系时，必须选定某一状态作为―计算、比较的标准‖，这一标准即称做热力学标准状态。

iupac规定：100 kpa为标准压力，以p?表示之，处于标准压力之下

的体系，称为体系的标准状态。各种体系的标准状态规定如下：

纯固体、液体，当该物质处于外压为标准压力之下。

纯气体（理想气体）：p = p? = 100 kpa

混合气体：pi = p? = 100 kpa(pi 某组分气体的分压力)

理想溶液：p = p? = 100 kpa，c = c? = 1.0 mol/ dm3(c :标准浓度)

注意事项：

上述标准状态并未指定温度，即：

h2（100 kpa, 298k）是标准状态，h2（100 kpa, 200k）也是标准状态。

iupac推荐298.15k作为温度的一般参比标准，如不注明，则指的是298.15k，其他温度则须指明，用（t）表示。

iii)化学反应的标准焓变、标准摩尔焓变和热化学方程式

在特定的温度之下（如不特别指明，则为298k）如果参加化学反应的各物质（包括反应物和产物）都处于热力学标准状态（p=p? = 100 kpa），此时在化学反应的过程中产生的焓变即称作：标准焓变，以符号δrh?表示之。

例如：

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

δrh ? =-46.11 kj

但是：化学反应的焓变，不仅与温度、压力等有关，还与反应中物质的量有关。

规定：化学反应进度ξ=1时化学反应的焓变为化学反应的标准摩尔焓变。以符号δrhm?表示之。

δrhm? = δrh? /ξ

例如： 3 h2 + n2 = 2 nh3(气体)

δrhm? = —92.22 kj/ mol

热化学方程式

表示出了化学反应过程中热效应的 化学反应计量方程式称为热化学方程式(thermodynamic equation)。例如，在298.15k时有：

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

物质的标准摩尔规定熵(简称：物质的标准熵）

在标准状态下（100kpa), 1 mol纯物质的规定熵，称为该物质的标准摩尔规定熵，以符号sm(t)表示。单位：j ? k-1 ? mol-1。

3、化学反应的标准摩尔熵变

在特定的温度之下（如不特别指明，则为298k）如果反应物和产物都处于热力学标准状态（p=pθ），此时化学反应的过程中的熵变即称作：该反应的标准熵变，以符号δrs 表示之。

当化学反应进度ξ=1时，化学反应的熵变为化学反应的标准摩尔熵变。以符号δrsm 表示之。

化学反应的标准摩尔熵变的计算：

a a + b b = d d + e e

δrsm = dsm(d)+e sm(e)bsm(b)

是向着熵值

、熵变和化学反应的方向——热力学第二定律 热力学第二定律：在孤立体系中发生的任何化学反应或化学变化，总增大的方向进行，即孤立体系的自发过程，δs孤立>0。非孤立体系: δs体系 + δs环境 > 0

（三）、吉布斯自由能

1、吉布斯自由能变与自发反应的方向

的因素，据，而δs

提出一

g = h

前已述及：自发的过程，其内在的推动因素有两个方面：其一是能量其二还有混乱度即熵的因素。δh仅考虑了能量的因素，不可作为判仅考虑了混乱度的因素，也非全面。为了同时考虑能量和混乱度两方面的因素，1876年美国化学家gibbs个新状态函数g作为等温、等压下化学反应方向的判据： – t s δg = δh – δ(ts)在等温、等压下

δg = δh – tδs

上式称为吉布斯—赫姆霍兹公式，从中我们看到，δg中包含了δh（能量）

的化学

和δs（混乱度）两方面的影响。化学热力学告诉我们：在等温、等压、不做非膨胀功的条件下，自发反应总是向着体系吉布斯自由能降低的方向进行。δg < 0, 能自发进行 δg = 0 ,处于平衡状态。δg > 0 ,不自发进行，但反向是自发的。、化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变

a)物质的标准生成吉布斯自由能δfgm

在标准状态下，由1 mol最稳定的单质生成1 mol的纯物质的反应过程中的

a a + b b = d d + e e

小，可

标准吉布斯自由能变，为该物质的标准生成吉布斯自由能,记作：δfgm 注意：只有相对值,无绝对值 单位：kj mol-1、标准摩尔吉布斯自由能变的计算 δrgm = dδfgm(d)+eδfgm(e)-aδfgm(a)-bδfgm(b)或δrgm = δrhm — t δrsm 必须牢记：化学反应的标准摩尔焓变、标准摩尔熵变随温度的变化很以忽略不计。但δrgm 是一个温度的函数，同一个反应，在不同的温度下，有

不同的δrgm 值。

4、压力、浓度对反应吉布斯自由能变的影响

rgm的

a)

aa + bb = dd + ee

——非标准状态下化学反应的摩尔吉布斯自由能变（δrgm）对于非标准状态下，化学反应的方向，我们必须通过计算，先确定δ符号，以判断化学反应的方向。压力对反应吉布斯自由能变的影响(气相反应）

其中： pa、pb、pd、pe为气体的分压（kpa)

pa/ pθ 等称为相对分压，无量纲。

而 = jp(相对分压商）

所以： δrgm = δrgm + rt ln jp

c)浓度对反应吉布斯自由能变的影响(溶液反应）

aa + bb = dd + ee

其中： ca、cb、cd、ce为浓度（mol / dm-3)

ca/ cθ 等称为相对浓度，无量纲。

而 = jc(相对浓度商）

所以： δrgm = δrgm + rt ln jc

总结

对于非标准状态下化学反应的吉布斯自由能变：

aa + bb = dd + ee

δrgm = δrgm? + rt ln j

上式称为化学反应范特霍夫等温式。

d)浓度、分压对化学反应方向的影响

浓度、分压对化学反应的影响，表现在：分压商jp、浓度商jc对化学反应

的摩尔吉布斯自由能变产生影响。

做出是

但是：如果 δrgm > 40 kj/mol 或 δrgm <-40 kj/mol 在此条件下δrgm 已完全决定了δrgm的正负号，即可直接由 δrgm 否自发的判决。教学手段与方法：多媒体演示 布置作业：p 30---------7，8，学科： 普 通 化 学

章节： 第一章 化学反应的基本规律

第四节 化学平衡

教学目的：通过教学让学生掌握化学平衡与平衡常数，平衡常数k（t）与δrgm?

的关系，浓度、压力和温度对化学平衡的影响。

有关平衡

2.教学重点：化学平衡与平衡常数，平衡常数k（t）与δrgm?的关系。常数计算。浓度、压力和温度对化学平衡的影响，化学平衡移动。教学难点：平衡常数k（t）与δrgm?的关系 教学过程：

一、复习旧课（5分钟）提问：1.何为热力学第二、三定律？ 通过什么物理量可以判断化学反应的方向，条件如何?

二、新课讲解（80分钟）

（一）、化学反应的可逆性与化学平衡

1、什么是―化学反应的可逆性‖？

co + h2o = co2 + h2

应的这种性质，可逆程

很少有化学

kclo3 = 2 kcl + o2

——既能正向进行，又能逆向进行的反应，叫―可逆反应‖。化学反称为化学反应的―可逆性‖。几乎所有的化学反应都是可逆的。所不同的只是程度上的差别，有的度大些（如上例），有的可逆程度小些（例如：ag+ + cl-= agcl?)。反应能―进行到底‖，已知进行得―最完全‖的化学反应是：、什么是化学平衡？ 共同特点是（1）、δr gm(t)=0

（2）.正向反应的速度与逆向反应的速度相等

（3）、浓度、分压等宏观性质不随时间变化

（4）、平衡是动态平衡

（5）、化学平衡是暂时的、相对的、有条件的（二）、平衡常数

1、什么是―平衡常数‖？

对于一个特定化学反应 aa + bb = dd + ee

当反应达到平衡状态，有?rgm(t)= 0

即：

其中：pa、pb、pd、pe是指在平衡时的分压

对上式进行变换：

令：

则有：

此式给出了平衡常数与热力学状态函数之间的关系。

如果是溶液中的反应，可依此类推：

令：

则有：

注意要点：

?平衡常数反应了某一个化学反应进行完全的程度，数值越大，说明反应进行得

? 各反应物质

? 是一个定

越完全。平衡常数可由实验的方法测定。即：当反应达到平衡后，分别测出的分压（或浓度），再计算出平衡常数的数值。在同一温度下，平衡常数的数值，不随压力（浓度）的变化而改变，值（常数）。

第二篇：普通化学教学大纲

普通化学课程教学大纲(General chemistry)

一、课程基本情况 课程编号：10110300 课程总学时：56，其中：讲课：56，实验：0，上机：0，实习：0，课外：0。课程学分：3.5 课程分类：(填必修或选修)必修 开课学期：(填秋或春或夏)秋、1上

开课单位：理学院应化系无机及分析化学教研室 适用专业：食品、生物、动医、动科，资环等专业。所需先修课： 课程负责人：刘霞

二、课程内容简介(中英文对照)(包括课程性质、任务、主要内容、重点及深度等，字数约300-500字)普通化学为食品科学与工程类及生物类等各专业本科生的必修基础课程。主要介绍如下几个方面的知识：1).学习化学基本原理及其在学生所学专业领域中的应用；2).了解现代化学的实验基础；3).熟悉用化学术语描述相关化学反应。

这门课程包含的主要内容有：溶液和胶体；原子结构；化学键与分子结构；化学平衡原理；化学热力学基础；水溶液中的四大平衡：酸—碱平衡、沉淀—溶解平衡、氧化—还原平衡、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、各部分教学纲要

第一章 原子结构和元素周期系(8学时)第一节 第二节 第三节 第四节 核外电子的运动特性 核外电子运动状态的描述

原子核外电子的排布和元素周期律 原子结构与元素周期性

教学要求： 1.2.3.4.了解微观粒子的运动特征：能量量子化、波粒二象性、测不准关系；

了解波函数与原子轨道、几率密度与电子云、原子轨道和电子云角度分布图等基本概念；

掌握四个量子数的物理意义、相互关系及合理组合；

掌握单电子原子、多电子原子的轨道能级和核外电子排布规律，熟练写出第四周期以内元素原子的核外电子排布式；掌握原子结构与周期系的关系，了解元素基本性质的变化规律。

第二章 化学键分子结构(6学时)第一节 第二节 第三节 第四节 第五节 离子键理论 共价键理论 轨道杂化理论 分子间力和氢键 晶体结构

教学要求： 1.2.3.4.5.理解离子键理论的要点、离子键的特点，理解离子的特征(离子半径、离子电荷及离子的电子构型)对离子化合物性质的影响；

掌握共价键理论现代价键理论要点和σ键、π健的特征；

掌握杂化轨道理论基本要点，杂化类型、特征；等性、不等性杂化概念及应用，了解杂化轨道与分子空间构型的关系，能正确判断简单分子的空间构型； 理解分子间力类型、特点、产生原因；

掌握氢键形成条件、特征、应用及其对物质重要性质的影响；

第三章 溶液和胶体(4学时)第一节 分散系及其分类 第二节 溶液 第三节 胶体溶液

教学要求： 1.2.3.4.了解分散体系的分类；

掌握溶液浓度的定义及其相互换算； 掌握稀溶液的依数性及其计算；

掌握胶体的特性及胶团结构式的书写。

第四章 化学反应速率(4学时)第一节 化学反应速率及其表示法 第二节 化学反应速率理论简介 第三节 影响化学反应速率的因素 教学要求： 1.2.3.4.5.6.第五章 化学热力学基础知识(10学时)第一节 第二节 第三节 第四节 热力学第一定律 热化学

化学反应的自发性 化学平衡 掌握化学反应速率的表示方法及基元反应、复杂反应等基本概念； 了解浓度对反应速率的影响；理解质量作用定律；

了解反应速率理论，了解活化能；理解反应速率常数、反应级数等概念；了解速率方程；

了解温度对反应速率的影响；掌握阿仑尼乌斯公式的简单应用； 了解催化剂对反应速率的影响； 掌握反应速率的碰撞理论要点。

教学要求： 1.2.3.4.5.6.7.8.了解化学热力学基本概念，了解热力学能、焓、熵、自由能等状态函数的物理意义； 理解热力学第一定律的内涵； 掌握化学反应定容热、定压热概念及其与反应的摩尔热力学能(变)、摩尔焓(变)的关系； 理解并能熟练运用热化学定律，掌握化学反应热的基本计算方法； 理解自发过程的趋势，了解熵与混乱度的概念；

掌握吉布斯自由能的有关计算，能用吉布斯自由能判据判断化学反应的自发方向； 熟练运用吉布斯-亥姆霍兹方程进行有关计算； 掌握浓度、压力、温度对化学平衡移动的影响。

第六章 酸碱反应及酸碱平衡(6学时)第一节 质子酸碱理论

第二节 酸碱平衡

第三节 酸碱平衡的移动 第四节 缓冲溶液及其性质 教学要求： 1.2.3.4.5.6.7.掌握质子酸碱、共轭酸碱、两性物质、酸碱反应、酸碱离解常数等概念； 熟练运用近似方法计算酸碱水溶液的酸度和其它有关离子浓度；

理解同离子效应、介质酸度对酸碱平衡移动的影响，熟练掌握有关近似计算； 理解稀释作用、了解盐效应对酸碱平衡移动的影响； 了解酸碱缓冲溶液的性质，理解酸碱缓冲溶液作用原理； 掌握缓冲溶液pH的计算； 掌握缓冲溶液的配制方法。

第七章 沉淀反应及沉淀-溶解平衡(6学时)第一节 第二节 第三节 第四节 第五节 溶度积原理 沉淀的生成 分步沉淀 沉淀的转化 沉淀的溶解

教学要求： 1.2.3.4.5.6.7.掌握沉淀–溶解平衡和溶度积基本概念；

弄清难溶电解质溶解度、溶度积和离子积的关系并能进行有关的近似计算； 掌握溶度积原理；

掌握沉淀生成与溶解的条件、分步沉淀与转化的原理，并进行相关计算； 掌握介质酸度对沉淀—溶解平衡的影响；

理解氧化还原反应、配位反应对沉淀–溶解平衡的影响； 理解同离子效应和盐效应对沉淀–溶解平衡的影响。

第八章 配位化合物(4学时)第一节 第二节 第三节 第四节 第五节 配合物的基本概念 配合物的化学键理论 配位平衡 螯合物

配合物的应用

教学要求： 1.2.3.4.了解配合物、配合物内界、外界、中心原子、配体、配体原子及螯合物等概念； 配合物命名(根据化学式命名；根据名称写出化学式)； 理解配合物稳定常数的概念，能进行有关计算；

理解配体酸效应、中心原子水解效应、沉淀反应、氧化还原反应等影响配位平衡移动 的因素，并能进行有关计算。

第九章 氧化还原反应(8学时)第一节 第二节 第三节 第四节 第五节 第六节 基本概念

氧化还原反应方程式的配平原电池和电极电势

电动势与吉布斯自由能变 影响电极电势的因素 电极电势图及应用

教学要求： 1.2.3.4.5.6.掌握氧化还原反应式的配平方法；

掌握有关原电池的概念；电极电势概念，了解其物理意义；

理解原电池电动势与反应摩尔吉布斯自由能的关系，掌握判断氧化还原反应自发方向的方法；

掌握能斯特方程及其应用；

掌握氧化还原反应标准平衡常数与反应的标准摩尔吉布斯自由能的关系； 掌握标准电极电势图及其应用。

四、使用教材的名称、主编人、出版社、出版时间及版次及主要参考书名称。教材：

揭念芹

主编《基础化学》(第二版)，科学出版社，2008年。

主要参考书：

1.赵士铎 主编，《普通化学》(第三版)，中国农业大学出版社，2007年。2.黄秀锦 主编，《无机及分析化学》，科学出版社，2005。3.华彤文、陈景祖、严洪杰、王颖霞、卞江、李彦 著，《普通化学原理(第三版)》，北京大学出版社，2005。执笔人：刘霞 鲁润华 审定人：杜凤沛

2012年 3月12日制定(修订)

第三篇：电子普通护照申请

电子普通护照申请

一、申请条件

广东省户籍居民。

二、受理机关

申请人本人亲自向户籍所在地的县（区）级以上公安机关出入境管理机构提出申请。

三、申请资料

（一）填写完整的《中国公民普通护照申请表》，近期免冠蓝底彩色光学照片一张及广东省出入境证件数码相片检测回执。

（二）申请人居民身份证、户口簿及复印件；在居民身份证领取、换领、补领期间，可以提交临时居民身份证。未办理居民身份证的十六周岁以下申请人，可以不提交居民身份证。

（三）特殊情形：

1、未满16周岁的申请人，应当由监护人陪同，并提交所有监护人（父母双方是孩子的法定监护人）同意办理护照的意见；监护人无法陪同的，可以委托他人陪同，但应提交其监护人委托书，并提交所有监护人和陪同人的居民身份证或者户口簿、护照原件及复印件。

2、属于登记备案国家工作人员，需提交本人所属工作单位或者上级主管单位按照人事管理权限审批后出具的同意出境的证明。

3、现役军人申请普通护照的，由其所属部队驻地的县（区）级公安机关出入境管理部门受理，不需提交户口簿，需提交本人的身份证件、所属工作单位或者上级主管单位按照人事管理权限审批后出具的同意出境的证明。

4、实行政策调控的地区，须提交相应的出境事由证明。

四、处理时限

一般时限：受理之日起的十五日。

特殊时限：受理之日起三十日。

五、不予签发护照情形

根据《中华人民共和国护照法》的规定，有下列情形之一，出入境管理部门将不予签发普通护照：

（一）不具有中华人民共和国国籍的；

（二）无法证明身份的；

（三）在申请过程中弄虚作假的；

（四）被判处刑罚正在服刑的；

正在被劳动教养的；

（五）人民法院通知有未了结民事案件不能出境的；

（六）属于刑事案件的被告人或者犯罪嫌疑人的；

（七）国务院有关主管部门认为出境后将对国家安全造成危害或者对国家利益造成重大损失的。

（八）公民因妨害国（边）境管理受到刑事处罚或者因非法出境、非法居留、非法就业被遣返回国的，公安机关出入境管理部门自其刑罚执行完毕或者被遣返回国之日起六个月至三年以内不予签发普通护照。

六、护照收费标准

第四篇：《普通化学》课程考试大纲

《普通化学》课程考试大纲

课程名称：普通化学

英文名称：General Chemistry

适用专业：材料成型加工与控制、金属材

料工程专业

课程编号：40084010

责任教学单位：材料工程系高分子教研室 学时：48学时 学分：3学分考核形式：考查

课程类别：公共基础课 修读方式：必修

一、考试对象

具有化学基本理论知识的材料成型加工与控制、金属材料工程专业的本科生。

二、考试的目的与要求

本课程考试按照《普通化学》教学大纲对材料成型加工与控制和金属材料工程专业本科生的要求，以了解学生对化学反应基本规律和对溶液中离子平衡和结构化学基本理论的理解程度为目的，进行较全面测试，判别学生是否通过本课程的学习，达到了培养目标的要求。

三、考试内容

大纲要求掌握的内容，其覆盖面应90%以上，理解的内容要覆盖其全部的60%以上，要求了解的内容其覆盖面要占其全部的30%以上。化学反应基本规律占全部内容的40%，溶液中的离子平衡占全部内容的40%，其它章节占全部内容的20%左右。

四、试卷结构及题型及评分依据

试卷结构：基本题60%左右，综合题30%左右，提高题10%左右。

题型： 包括选择题、填空题、判断题和计算题。

选择题、填空题和判断题以对基本概念的理解和简单计算为主，考核内容包括：应掌握的基本概念、定义和公式，理解和了解的内容也以此形式出题。

计算题以掌握的化学反应基本规律和溶液中的离子平衡内容出题。

评分依据：考试成绩应根据期末考试成绩、平时成绩综合评定。期末考试成绩按标准答案确定。平时成绩包括：作业、考勤、实验。综合成绩=考试70%+平时30 %。

五、考试方式及评分标准

采用闭卷考试形式，应同时出A、B两

套试题，其份量及难易程度大体相当，但不雷同，并附标准答案。

六、试题数量及时间安排

试卷应涵盖教学大纲规定内容的90%以上，根据题型，选择题15题，填空题10题，判断题10题，计算题4题。考试时间90分钟，考试日期一般安排在考试周前一周内进行。

七、答题要求

要求学生正确运用所学知识，答题过程完整，步骤清晰，计算准确。

八、使用教材及主要参考书：

1.使用教材

《普通化学》 同济大学普通化学及无机化学教研室编 高等教育出版社

2.主要参考书《普通化学》康立娟 朴凤玉主编 高等教育出版社

《普通化学》马家举主编 化学工业出版社

《物理化学》南京大学物理化学教研室编 高等教育出版社

第五篇：普通化学实验课程感想

普通化学实验课程感想

通过这个学期对普通化学实验的学习，我发现在普通化学这门课背后原来隐藏着这么有趣的实验现象，通过实验现象我们才能进一步认识化学反应。比如在我学习普通化学的时候，一直很担心锌粉和溴化银、碘化银的反应会很慢，因为是固体和固体之间的反应会导致接触不充分。后来在做实验的时候发现原来反应速度真的很快，看来除了接触面积的因素，还有很多很多会影响反应速率的因素，其中一个就是两者的反应活性。我们在课本上学到的东西尽管正确，但是在实践的过程中很可能会别有洞天，只有理论和实验相结合我们才能真正学会化学，研究好化学。

在这个学期的进行实验的过程中，我们小组每周都会组织时间进行讨论，每次讨论大家都争论得热火朝天，因为化学实在是太奇妙了，对于可能的实验现象大家每次都猜得不一样，还有在争论反应原理的时候，大家各抒己见，感觉我们在学习过程中收获的不仅仅是那份标准答案，更多的是我们在讨论的过程中所学到的思考问题、多角度看待问题的能力，我们更需要的是研究问题的热情和研究问题的能力。

并且在我们小组学习的过程中，我们还学会了分工合作的能力，每次的讨论、查阅文献、撰写论文、制作ppt展示、主讲都要有不同的人来完成，这样我们每个人的各方面的能力都得到了锻炼，虽然每周都需要付出大量的时间，但是我们真的收获了作为一个团队分工合作、齐头并进的快乐，收获了一个团队的友谊。

在每次值日的过程中，我们会很认真的收拾实验室的每个角落，发现一个实验室的结构真是复杂，很难想象真正做研究的实验室会有多么复杂的实验室设备、实验室设施，在普通化学实验室的这些日子里，我真正体会到了一个科研工作者需要处理的实验细节，安全细节，真是数不胜数啊！还有我们的助教，听说他每天实验的时候六点就要起床为我们准备实验，还有可爱的杨老师，她肯定就需要一周好几天都早起准备实验了，并且实验一监督就是一整天，真是太辛苦了！我相信正是我们大家和助教、老师们的共同努力才圆满完成了这一门课，感谢大家让我学到这么多东西、收获了这么多的友情！