本書是普通高等學校非化學化工、非冶金類專業公共課的化學基礎課教材�！缎麓髮W化學（第3版普通高等教育十一五國家級規劃教材）》共12章，包括化學反應基本規律，溶液與離子平衡，氧化還原反應與電化學，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。前4章屬于化學原理部分，是本書的基礎；后8章是在科學技術和社會生活中既重大又貼近我們的屬于現代社會文明的幾個獨立的專題。在保證教學內容科學性、準確性的基礎上，《普通高等教育“十一五”國家級規劃教材：新大學化學（第3版）》向讀者提供了化學學科的最新科技信息和20世紀末、21世紀初的主要成果。通過“科苑導讀”、“網絡導航”這兩個全新欄目和互動性設置為學習者開辟了更新的視野，提供了更便捷的信息通道，并且使自學部分得到強化。本書幫助讀者通過Internet進入更廣闊的’知識海洋�！盎瘜W技術”欄目用最簡單的方式向讀者介紹了化學的分離、分析技術，了解化學學科的實驗科學水平。本書可以作為本科生的基礎課教材，也可供自學者、工程技術人員參考。
《普通高等教育“十一五”國家級規劃教材：新大學化學（第3版）》仍然是12章，即：前4章屬于化學原理，是本書的基礎部分；第五～七章的內容歸屬于材料化學范疇；第八～十二章是化學與一些既重大又貼近我們生活的內容，屬于社會文明的幾個獨立的專題。這一次，我們對于各章做了全面的修改、增刪，仍然盡可能地向讀者提供最新的科菝信息和21世紀以來的主要成果。
第三版前言
第二版前言
第一版前言（節錄）
第一章 化學反應基本規律
第二章 溶液與離子平衡
第三章 氧化還原反應 電化學
第四章 物質結構基礎
第五章 金屬元素與金屬材料
第六章 非金屬元素與無機非金屬材料
第七章 有機高分子化合物及高分子材料
第八章 化學與能源
第九章 化學與環境保護
第十章 化學與生命
第十一章 化學與生活
第十二章 化學與國防
部分習題參考答案
參考文獻
附錄
第一章 化學反應基本規律（BasicPrinciplesofChemicalReactions）
研究化學反應（化學變化）主要是要研究反應過程中物質性質的改變、物質間量的變化、能量的交換和傳遞等方面的問題。在生活和生產實踐中，人們更關心物質發生變化的可能性和現實性。事實上，雖然化學變化紛繁復雜，但是其基本規律是十分簡單而清晰的。掌握這些最基本的規律，許多化學反應都是可以認識、利用，甚至是可以控制和設計的。本章介紹了幾個基本規律，包括反應的質量和能量守恒、反應的方向、限度和速率。這些基本規律在一些重要反應（如離子反應、氧化還原反應、有機高分子反應等）中的應用，將在后面的章節中陸續介紹。
第一節 幾個基本概念（SomeFundamentalConcepts）
為了便于討論，先介紹幾個基本概念。
一、系統和環境
化學是研究物質變化的科學。物質世界是無限的，物質之間又是相互聯系的。為了研究的方便，我們把作為研究對象的那一部分物質稱為系統
（system）。例如，研究燒杯中鹽酸和氫氧化鈉溶液的反應，燒杯中的鹽酸和氫氧化鈉溶液以及反應產物就可作為一個系統。
人們把系統之外與系統有密切聯系的其他物質稱為環境
（surroundings）。
系統和環境之間常進行著物質或能量的交換，按交換的情況不同，熱力學系統可分為三類：
敞開系統 系統與環境之間既有物質的交換，又有能量的交換；
封閉系統 系統與環境之間沒有物質的交換，只有能量的交換；
孤立系統 系統與環境之間既沒有物質的交換，也沒有能量的交換。
例如，把一個盛有一定量熱水的廣口瓶選作系統，則此系統為敞開系統。因為這時在瓶內外除有熱量交換外，還不斷產生水的蒸發和氣體的溶解。如果在廣口瓶上加上一個塞子，此系統就成為封閉系統，因為這時系統與環境只有能量的交換。如果再把廣口瓶改為保溫瓶，則此系統就接近是孤立系統了。當然，絕對的孤立系統是不存在的。
二、相
系統中的任何物理和化學性質完全相同的部分稱為相
（phase）。相與相之間有明確的界面，常以此為特征來區分不同的相。對于相這個概念，要分清以下幾種情況：
（1）一個相不一定是一種物質。例如，氣體混合物是由幾種物質混合成的，各成分都是以分子狀態均勻分布的，沒有界面存在。這樣的系統只有一個相，稱均勻
系統
或單相系統
（homogenoussystem）。溶液和氣體混合物都是單相系統。
（2）要注意“相”和“態”的區別。聚集狀態相同的物質在一起，并不一定是單相系統。例如，一個油水分層的系統，雖然都是液態，但含有兩個相（油相和水相），油-水界面是很清楚的。又如，鐵粉和石墨粉混合在一起的固態混合物，即使肉眼看來很均勻，但在顯微鏡下還是可以觀察到相的界面，這樣的系統就有兩個相。含有兩個相或多于兩個相的系統稱不均勻系統或多相系統（heterogeneoussystem）。
（3）同一種物質可因聚集狀態不同而形成多相系統。例如，水和水面上的水蒸氣就是兩個相。如果系統中還有冰存在，就構成了三相系統。
第二節 化學反應中的質量守恒和能量守恒（LawofConservationofMatterandEnergyinChemicalReactions）
通過化學反應可以獲得不同性質的產物并提供能量。化學反應中新物質的生成總是伴隨著能量的變化。本節只討論化學反應中所遵循的兩個基本定律，即質量守恒定律和能量守恒定律，這對于科學實驗和生產實踐具有重要指導意義。
一、化學反應質量守恒定律
1748年，羅蒙諾索夫（M．B．Ломоносов，俄）首先提出了物質的質量守恒定律（lawofconservationofmatter）：“參加反應的全部物質的質量等于全部反應生成物的質量�！边@就是說，在化學變化中，物質的性質發生了改變，但其總質量不會改變。他的結論后來被拉瓦錫（A．L．Lavoisier，法）通過一系列實驗所證實。這個定律也可表述為物質不滅定律：“在化學反應中，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�！�
以合成氨的反應為例：
N2+3H22NH3
此反應方程式表述了反應物與生成物之間的原子數目和質量的平衡關系，稱為化學反應計量方程式
（stoichiometricequation）。它是質量守恒定律在化學變化中的具體體現。在化學計量方程式中，各物質的化學式前的系數稱為化學計量數
（stoichiometricnumber），用符號νB表示，是量綱為1的量。根據反應式所描述的變化，將反應物（如N2、H2）的計量數定為負值，而生成物（如NH3）的計量數定為正值。若以B表示物質（反應物或生成物），則化學計量方程式即可表示為如下的通式：
0＝∑BνBB（1-1）按式（1-1），合成氨的反應可寫為
0＝（+2）NH3+（-1）N2+（-3）H2即0＝2NH3-N2-3H2通常的寫法是N2+3H22NH3
二、熱力學第一定律
人們經過長期的生產實踐和科學實驗證明：在任何過程中，能量既不能創造，也不能消滅，只能從一種形式轉化為另一種形式。在轉化過程中，能量的總值不變。這個規律稱為熱力學第一定律
（firstlawofthermodynamics），也稱為能量守
恒定律
（lawofenergyconservation）。
要理解熱力學第一定律，必須先掌握狀態、狀態函數和熱力學能的概念以及系統與環境進行能量交換的兩種形式――熱和功。
1.狀態和狀態函數
要研究系統的能量變化，就要確定它的狀態。系統的狀態是由它的性質確定的。例如，要描述一系統中二氧化碳氣體的狀態，通常可用給定的壓力p、體積V、溫度T和物質的量n來描述。這些性質都有確定值時，二氧化碳氣體的“狀態”就確定了。所謂系統的狀態
（state），就是指用來描述這個系統的性質（如壓力、體積、溫度、物質的量等）的綜合�？梢�，系統的性質確定，其狀態也就確定了。反過來，系統的狀態確定，其性質也就有確定的量值。
如果系統中某一個或幾個性質發生了變化，系統的狀態也就隨之發生變化。當然，如果一個系統前后處于兩種狀態，則其性質必有所不同。這些用于確定系統狀態性質的物理量，如壓力、體積、溫度、物質的量等都稱為狀態函數（statefunction）。
系統的各個狀態函數之間是互相制約的。例如，對于理想氣體來說，如果知道了它的壓力、體積、溫度、物質的量這四個狀態函數中的任意三個，就能用理想氣體狀態方程式（pV＝nRT）確定第四個狀態函數。
狀態函數有兩個主要性質：
（1）系統的狀態一定，狀態函數就具有確定值。
（2）當系統的狀態發生變化時，狀態函數的改變量只取決于系統的始態和終態，而與變化的途徑無關。
現以水的狀態變化為例。它由始態（298K，0.1MPa）變成終態（308K，0.1MPa），可以有兩種不同的途徑，如圖1-1所示。然而，不管是直接加熱一步達到終態，還是經過冷卻先到中間態（283K，0.1MPa），然后再加熱，經兩步達到終態，只要始態和終態一定，則其狀態函數（如溫度T）的改變量（ΔT）就是定值，即
ΔT1＝T2?T1＝308K?298K＝10K
ΔT2＝（T2?T′）+（T′?T1）＝（308?283）K+（283?298）K＝10K
圖1-1 水的狀態變化
掌握狀態函數的性質和特點，對于學習化學熱力學是很重要的。因為，狀態函數的特性是熱力學研究問題的重要基礎，也是進行熱力學計算的依據。
2.熱力學能（thermodynamicenergy）是系統內部能量的總和，用符號U表示。系統的熱力學能包括系統內部各種物質的分子平動能、分子轉動能、分子振動能、電子運動能、核能等（不包括系統整體運動時的動能和系統整體處于外力場中具有的勢能）。在一定條件下，系統的熱力學能與系統中物質的量成正比，即熱力學能具有加和性。
熱力學能是一個狀態函數，系統處于一定狀態時，熱力學能具有一定的值。當系統狀態發生變化時，其熱力學能也就必然發生改變。此時，熱力學能的改變量只取決于系統的始態和終態，而與其變化的途徑無關。
由于系統內部質點的運動及相互作用很復雜，所以無法知道一個系統熱力學能的絕對數值。但系統狀態變化時，熱力學能的改變量（ΔU）可以從過程中系統和環境所交換的熱和功的數值來確定。在化學變化中，只要知道熱力學能的改變量就可以了，無需追究它的絕對數值。
3.熱和功
系統處于一定狀態時，具有一定的熱力學能。在狀態變化過程中，系統與環境之間可能發生能量的交換，使系統和環境的熱力學能發生改變。這種能量的交換通常有熱和功兩種形式。
熱
（heat） 當兩個溫度不同的物體相互接觸時，高溫物體溫度下降，低溫物體溫度上升。在兩者之間發生了能量的交換，最后達到溫度一致。這種由于溫度不同而在系統與環境之間傳遞的能量就稱為熱。在許多過程中都能看到熱的吸收或放出：熱的水蒸氣冷凝時會放出相變潛熱，化學反應過程中也常伴有熱的交換。熱用符號Q來表示。一般規定，系統吸收熱，Q為正值；系統放出熱，Q為負值。
功
（work） 是系統與環境交換能量的另一種形式。當一個物體受到力F的作用，沿著F的方向移動了Δl的距離，該力對物體就做了F?Δl的功。此外，功的種類還有很多，如電池在電動勢的作用下輸送了電荷，就做了電功（electricalwork）；使氣體發生膨脹或壓縮，就做了體積功
（expansionvolumework）等。
化學反應往往也伴隨著做功。在一般條件下進行的化學反應只做體積功。體積功以外的功，稱為非體積功（如電功）。體積功用W表示。非體積功又稱為有用
功
（availablework），用W′表示。在熱力學中，體積功是一個重要的概念。
設有一熱源，加熱氣缸里的氣體（圖1-2），推動面積A的活塞移動距離l，氣體的體積由V1膨脹到V2，反抗恒定的外力F做功。恒定外力來自外界大氣壓力p，則
FF ·l -W
p ＝＝ ＝
AA?lV2-V1所以，體積功為
W＝-p（V2-V1）＝-pΔV（1-2）式（1-2）是計算體積功的基本公式。壓力的單位為Pa，體積的單位為m3，體積功的單位為J＝Pa?m3。
國家標準規定，系統對環境做功，W為負值；環境對系統做功，W為正值。
系統只有在發生狀態變化時才能與環境發生能量的交換，所以熱和功不是系統的性質。當系統與環境發生能量交換時，經歷的途徑不同，熱和功的數值就不同，因而熱和功都不是系統的狀態函數。
熱和功的單位均為能量單位。按法定計量單位，以J（焦）或kJ（千焦）表示。
4.熱力學第一定律的數學表達式
有一封閉系統（圖1-3），它處于狀態Ⅰ時，具有一定的熱力學能U1。從環境吸收一定量的熱Q，并對環境做了體積功W，過渡到狀態Ⅱ，此時具有熱力學能U2。對于封閉系統，根據能量守恒定律：
U2-U1＝Q+W或ΔU＝Q+W（1-3）式中：ΔU為熱力學能的改變量。式（1-3）是熱力學第一定律的數學表達式。下面舉例說明其應用。
例題1-1 能量狀態為U1的系統，吸收600J的熱，又對環境做了450J的功。求系統的能量變化和終態能量U2。
解 由題意得知，Q＝600J，W＝-450J所以ΔU＝Q+W＝600J-450J＝150J又因U2-U1＝ΔU所以U2＝U1+ΔU＝U1+150J
答 系統的能量變化為150J；終態能量為U1+150J。
例題1-2 與例題1-1相同的系統，開始能量狀態為U1，系統放出100J的熱，環境對系統做了250J的功。求系統的能量變化和終態能量U2。解 由題意得知，Q＝-100J，W＝+250J所以ΔU＝Q+W＝-100J+250J＝150JU2＝U1+ΔU＝U1+150J答 系統的能量變化是150J；終態能量是U1+150J。
從上述兩個例題可清楚看到，系統的始態（U1）和終態（U2＝U1+150J）確定時，雖然變化途徑不同（Q和W不同），熱力學能的改變量（ΔU＝150J）卻是相同的。
三、化學反應的反應熱
化學反應系統與環境進行能量交換的主要形式是熱。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反應熱
（heatofreaction）或反應熱效應。按反應條件的不同，反應熱又可分為：定容過程反應熱與定壓過程反應熱。
1.定容過程反應熱
在密閉容器中進行的反應，體積保持不變，就是定容（恒容）過程。這一過程ΔV＝0，由于系統只做體積功，則W＝0。根據熱力學第一定律：
ΔU＝Q+W＝QV（1-4）式中：QV表示定容
（constantvolume）反應熱
，右下角字母V表示定容過程。式（1-4）的意義是：在定容條件下進行的化學反應，其反應熱等于該系統中熱力學能的改變量。
2.定壓過程反應熱――焓變
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