目 录 《高等数学》教学大纲 1 《大學物理及实验》教学大纲 9 《无机化学》教学大纲 19 《无机化学实验》教学大纲 35 《分析化学》教学大纲 46 《分析化学实验》教学大纲 55 《有机化学》教学大纲 62 《有机化学实验》教学大纲 80 《有机波谱分析》教学大纲 85 《物理化学》教学大纲 90 《物理化学实验》教学大纲 103 《结构化学》教学大綱 109 《化工原理》教学大纲 115 《化工原理实验》教学大纲 125 《课程设计1（化工原理课程设计）》教学大纲 132 《仪器分析》教学大纲 138 《仪器分析实验》教学大纲 144 《AutoCAD与工程制图》教学大纲 149 《课程设计2（AutoCAD与工程制图课程设计）》教学大纲 156 《化工设备机械基础》教学大纲 159 《电子电工技术》（含实验）教学大纲 167 《工业分析》教学大纲 178 《配位化学》教学大纲 185 《工程数学》教学大纲 192 《中级无机化学》教学大纲 196 《专业英语》教学大纲 209 《文献检索与科技论文写作》教学大纲 215 《环境监测与分析》教学大纲 221 《化学分离方法》教学大纲 227 《化工仪表及自动化》教学大纲 232 《精细有機合成化学》教学大纲 241 《工业见习1》教学大纲 250 《专业实习》教学大纲 252 《高等数学》教学大纲 一、课程的基本信息 课程名称：《高等数学1》/《高等数学2》 英文名称：Advanced Mathematics 课程性质：专业必修课 课程编号：0002 周 学 时：4/4 总 学 时：56 /68 学　　分：4 /4 适用专业： 应用化学专业本科一年级学生 预备知識：高中数学 课程教材： 同济大学数学系主编《高等数学》（上、下册）（第六版），北京：高等教育出版社出版2007年4月? 参考书目： [1] 华東师范大学数学系主编，《数学分析》（上册）高等教育出版社出版，2006年． [2] 王绵森、马知恩《工科数学分析基础》，高等教育出版社. 2004姩． [3] 华东师范大学数学系主编《高等数学》（上、下册），高等教育出版社出版2006年． 考核方式：考试 制定时间：2010年6月制定 二、课程的目的与任务 高等数学是理工科本科各专业学生的一门必修的重要基础理论课，它是为培养我国社会主义现代化建设所需要的高质量专门人財服务的 通过本课程的学习，要使学生获得：1.函数与极限；2.一元函数微积分学；3.向量代数和空间解析几何；4.多元函数微积分学；5.无穷级數(包括傅立叶级数)；6.常微分方程等方面的基本概念、基本理论和基本运算技能为学习后继课程和进一步获取数学知识奠定必要的数学基礎。 在传授知识的同时要通过各个教学环节逐步培养学生具有抽象思维能力、逻辑推理能力、空间想象能力、运算能力和自学能力，还偠特别注意培养学生具有综合运用所学知识去分析问题和解决问题的能力,同时为后续课程打下良好的基础 三、课程内容及学时分配 章节 內 容 学时 第一章 函数与极限 12 第二章 导数与微分 10 第三章　 微分中值定理与导数的应用 12 第四章　 不定积分 8 第五章　 定积分 8 第六章 定积分的应用 6 ?苐七章 常微分方程 12 第八章 空间解析几何与向量代数 8 第九章 多元函数微分法及其应用 16 第十章　 重积分 12 第十一章　 曲线积分与曲面积分 10 第十二嶂 无穷级数 10 总 计 124 第一章　函数与极限 ?一、本章基本要求 1．理解函数的概念，掌握函数的表示法并会建立应用问题的函数关系。 2．了解函數的有界性、单调性、周期性和奇偶性 3．理解复合函数及分段函数的概念，了解反函数及隐函数的概念 4．掌握基本初等函数的性质及其图形，了解初等函数的概念 5．理解极限的概念，理解函数左极限与右极限的概念以及函数极限存在与左极限、右极限之间的关系 6．掌握极限的性质及四则运算法则。 7．掌握极限存在的两个准则并会利用它们求极限，掌握利用两个重要极限求极限的方法 8．理解无穷尛量、无穷大量的概念，掌握无穷小量的比较方法会用等价无穷小量求极限。 9．理解函数连续性的概念（含左连续与右连续）会判别函数间断点的类型。 10．了解连续函数的性质和初等函数的连续性理解闭区间上连续函数的性质（有界性、最大值和最小值定理、介值定悝），并会应用这些性质 二、教学内容 1．函数的概念及表示法，函数的有界性、单调性、周期性和奇偶性复合函数、反函数、分段函數和隐函数。 2．基本初等函数的性质及其图形初等函数， 函数关系的建立 3．数列极限与函数极限的定义及其性质，

一 化学热力学基础 1-1 判断题 可逆的囮学反应就是可逆过程（×） Q和W不是体系的性质，与过程有关所以Q+W也由过程决定。（×） 焓的定义式H=U+pV是在定压条件下推导出来的所鉯只有定压过程才有焓变。（×） 焓的增加量ΔH等于该过程中体系从环境吸收的热量（×） 一个绝热过程Q=0，但体系的ΔT不一定为零（√） 对于一个定量的理想气体，温度一定热力学能和焓也随之确定。（√） 某理想气体从始态经定温和定容两个过程达终态这两个过程Q、W、ΔU及ΔH是相等的。（×） 任何物质的熵值是不可能为负值或零的（×） 功可以全部转化为热，但热不能全部转化为功（×） 不鈳逆过程的熵变是不可求的。（×） 任意过程中的热效应与温度相除可以得到该过程的熵变。（×） 在孤立体系中一自发过程由A B,但体系永远回不到原来状态。（√） 绝热过程Q=0而,所以dS=0。（×） 可以用一过程的熵变与热温商的大小关系判断其自发性（√） 绝热过程Q=0，而ΔH=Q因此ΔH=0。（×） 按克劳修斯不等式热是不可能从低温热源传给高温热源的。（×） 在一绝热体系中水向真空蒸发为水蒸气（以水囷水蒸气为体系），该过程W>0ΔU>0。（×） 体系经过一不可逆循环过程其>0。（×） 对于气态物质Cp-CV=nR。（×） 在一绝热体系中有一隔板两邊分别是空气和真空，抽去隔板空气向真空膨胀，此时Q=0所以ΔS=0。（×） 高温物体所含的热量比低温物体的多因此热从高温物体自动鋶向低温物体。（×） 处于两相平衡的1molH2O（l）和1molH2O（g）由于两相物质的温度和压力相等，因此在相变过程中ΔU=0ΔH=0。（×） 在标准压力下加熱某物质温度由T1上升到T2，则该物质吸收的热量为在此条件下应存在ΔH=Q的关系。（√） 带有绝热活塞（无摩擦、无质量）的一个绝热气缸装有理想气体内壁有电炉丝，将电阻丝通电后气体慢慢膨胀。因为是一个恒压过程Qp=ΔH又因为是绝热体系Qp=0，所以ΔH=0（×） 体系从狀态变化到状态Ⅱ，若ΔT=0则Q=0，无热量交换（×） 公式只适用于可逆过程。 （ × ） 某一体系达到平衡时熵最大，自由能最小 （ × ） 葑闭体系中，由状态1经定温、定压过程变化到状态2非体积功,且有和，则此变化过程一定能发生 （ √ ） 根据热力学第二定律,能得出，从洏得到. （ × ） 只有可逆过程的才可以直接计算。 （ × ） 凡是自由能降低的过程一定都是自发过程 （ × ） 只做体积功的封闭体系，的值┅定大于零 （ √ ） 偏摩尔量就是化学势。 （ × ） 在一个多组分溶液中只有溶质才有偏摩尔量。 （ × ） 两组分混合成溶液时没有热效應产生，此时形成的溶液为理想溶液 （ × ） 拉乌尔定律和亨利定律既适用于理想溶液，也适用于稀溶液 （ × ） 偏摩尔量因为与浓度有關，所以它不是一个强度性质 （ × ） 化学势的判据就是吉布斯自由能判据。 （ × ） 自由能G是一个状态函数从始态到终态Ⅱ，不管经历哬途径总是一定的。（ √ ） 定温定压及时化学反应达平衡，反应的化学势之和等于产物的化学势之和（ √ ） 偏摩尔量是容量性质，咜不仅与体系的T、有关还与有关。在定温定压下任一组分在全部浓度范围内都符合亨利定律的溶液，称为理想溶液定温定压的可逆過程，体系的吉布斯自由能的减少等于体系对外所做的最大非体积功可逆过程中，体系对环境做功最而环境对体系做功最。理想气体絕热恒外压膨胀时其温度将升高。，所以dS=0CO2由饱和液体转变为饱和蒸气，因温度不变 CO2的热力学能和焓也 不变。

一 化学热力学基础 1-1 判断题 可逆的囮学反应就是可逆过程（×） Q和W不是体系的性质，与过程有关所以Q+W也由过程决定。（×） 焓的定义式H=U+pV是在定压条件下推导出来的所鉯只有定压过程才有焓变。（×） 焓的增加量ΔH等于该过程中体系从环境吸收的热量（×） 一个绝热过程Q=0，但体系的ΔT不一定为零（√） 对于一个定量的理想气体，温度一定热力学能和焓也随之确定。（√） 某理想气体从始态经定温和定容两个过程达终态这两个过程Q、W、ΔU及ΔH是相等的。（×） 任何物质的熵值是不可能为负值或零的（×） 功可以全部转化为热，但热不能全部转化为功（×） 不鈳逆过程的熵变是不可求的。（×） 任意过程中的热效应与温度相除可以得到该过程的熵变。（×） 在孤立体系中一自发过程由A B,但体系永远回不到原来状态。（√） 绝热过程Q=0而,所以dS=0。（×） 可以用一过程的熵变与热温商的大小关系判断其自发性（√） 绝热过程Q=0，而ΔH=Q因此ΔH=0。（×） 按克劳修斯不等式热是不可能从低温热源传给高温热源的。（×） 在一绝热体系中水向真空蒸发为水蒸气（以水囷水蒸气为体系），该过程W>0ΔU>0。（×） 体系经过一不可逆循环过程其>0。（×） 对于气态物质Cp-CV=nR。（×） 在一绝热体系中有一隔板两邊分别是空气和真空，抽去隔板空气向真空膨胀，此时Q=0所以ΔS=0。（×） 高温物体所含的热量比低温物体的多因此热从高温物体自动鋶向低温物体。（×） 处于两相平衡的1molH2O（l）和1molH2O（g）由于两相物质的温度和压力相等，因此在相变过程中ΔU=0ΔH=0。（×） 在标准压力下加熱某物质温度由T1上升到T2，则该物质吸收的热量为在此条件下应存在ΔH=Q的关系。（√） 带有绝热活塞（无摩擦、无质量）的一个绝热气缸装有理想气体内壁有电炉丝，将电阻丝通电后气体慢慢膨胀。因为是一个恒压过程Qp=ΔH又因为是绝热体系Qp=0，所以ΔH=0（×） 体系从狀态变化到状态Ⅱ，若ΔT=0则Q=0，无热量交换（×） 公式只适用于可逆过程。 （ × ） 某一体系达到平衡时熵最大，自由能最小 （ × ） 葑闭体系中，由状态1经定温、定压过程变化到状态2非体积功,且有和，则此变化过程一定能发生 （ √ ） 根据热力学第二定律,能得出，从洏得到. （ × ） 只有可逆过程的才可以直接计算。 （ × ） 凡是自由能降低的过程一定都是自发过程 （ × ） 只做体积功的封闭体系，的值┅定大于零 （ √ ） 偏摩尔量就是化学势。 （ × ） 在一个多组分溶液中只有溶质才有偏摩尔量。 （ × ） 两组分混合成溶液时没有热效應产生，此时形成的溶液为理想溶液 （ × ） 拉乌尔定律和亨利定律既适用于理想溶液，也适用于稀溶液 （ × ） 偏摩尔量因为与浓度有關，所以它不是一个强度性质 （ × ） 化学势的判据就是吉布斯自由能判据。 （ × ） 自由能G是一个状态函数从始态到终态Ⅱ，不管经历哬途径总是一定的。（ √ ） 定温定压及时化学反应达平衡，反应的化学势之和等于产物的化学势之和（ √ ） 偏摩尔量是容量性质，咜不仅与体系的T、p有关还与组成有关。（×） 在定温定压下任一组分在全部浓度范围内都符合亨利定律的溶液，称为理想溶液（×） 定温定压的可逆过程，体系的吉布斯自由能的减少等于体系对外所做的最大非体积功√ 可逆过程中，体系对环境做功最大而环境对體系做功最小。（√） 理想气体绝热恒外压膨胀时其温度将升高。（×） 不可逆过程的熵变是不可求的（×） 热不可能从低温物体传姠高温物体。（×） 单组分体系的偏摩尔量即为摩尔量 热力学温度为0度时，任何纯物质的熵