高職無機化學教案與答案

1 一、高職無機化學教案 . 1 緒 論 . 1 一、化學的地位及作用 : . 1 二、四大化學： . 1 三、本課程的目的及主要內容： . 1 第一章 物質及其變化 . 4 第一節(jié) 物質的聚集狀態(tài) . 4 一、 物質的聚集狀態(tài)： . 4 二、 物質的聚集狀態(tài)和相： . 4 三、理想氣體狀態(tài)方程： . 5 四、 混合氣體分壓定律： . 6 1、混合氣體分壓定律： . 6 2、分壓的計算： . 7 第二節(jié) 化學反應中的質量和能量關系 . 9 一、 質量守恒定律： . 9 二、 應用化學方程式的計算： . 9 三、化學反應中的能量關系 . 10 本章要求 . 10 第二章 化學反應速率和化學平衡 . 11 第一節(jié) 化學反應速率定義及表示方法 . 11 一、化學反應速率的定義： . 11 二、化學反應速率的表示方法： . 11 三、反應進度（ ）： . 13 例 2-2： . 14 第二節(jié) 化學反應速率理論 . 14 一、 反應速率的有效碰撞理論 . 14 1、 有效碰撞和活化分子的概念 . 14 什么叫有效碰撞？ . 14 2 什么樣的分子有資格參加有效碰撞？ . 15 2、 分子的能量分布 . 15 二、過渡狀態(tài)理論簡介 （活化配合物理論） . 16 三、反應機理（反應歷程） . 16 基元反應 . 17 非基元反應 . 17 第三節(jié) 影響化學反應速率的主要因素 . 17 一、 濃度對反應速率的影響 . 17 1、 質量作用定 律 . 17 2、 反應級數(shù) . 18 3、 有效碰撞理論對濃度影響的解釋 . 19 二、 溫度對反應速率的影響（特別顯著） . 19 1、 反應速率的溫度系數(shù) r . 19 2、 有效碰撞理論對溫度影響的解釋 . 19 三、催化劑對反應速率的影響 . 20 2、催化劑具有選擇性 . 20 四、影響多相體系反應速率的因素 . 21 第四節(jié) 化學平衡 . 21 一、 化學反應的可逆性和化學平衡 . 21 化學平衡的特點： . 21 二、 平衡常數(shù) . 22 1、平衡常數(shù) . 22 濃度平衡常數(shù) Kc . 22 壓力平衡常數(shù) Kp . 22 熱力學平衡常數(shù) -標準平衡常數(shù) K . 22 2、 書寫和應用平衡常數(shù)的注意點 . 23 要與反應方程式相符 . 23 純固體在平衡常數(shù)式中不必列出 . 23 對于水在平衡式中的處理： . 23 3 K隨溫度而變 ,使用時須注意相應的溫度 . . 23 3、 平衡常數(shù)的意義 . 23 判斷可逆反應平衡狀態(tài)和反 應進行方向的依據(jù)。 . 23 描寫可逆反應進行程度的標度 . 24 4、 平衡常數(shù)與平衡轉化率 . 24 5、 化學平衡的計算 . 24 三、外界條件對平衡位置的影響（化學平衡的移動） . 26 1、 濃度對平衡移動的影響 . 26 2、 壓力對平衡移動的影響 . 27 3、溫度對平衡移動的影響 . 28 4、 催化劑與化學平衡 . 28 5、 平衡移動原理 -呂 查德里原理 . 28 本章要求 . 29 第三章 電解質溶液和離子平衡 . 29 第一節(jié) 強電解質在溶液中的狀況 . 30 一、離子氛的概 念 . 30 二、活度和活度系數(shù) . 31 第二節(jié) 水的電離和溶液的 PH值 . 31 一、水的離子積 . 31 二、溶液的 PH 值 . 32 1、什么叫 PH值？ . 32 2、 PH值的計算 . 32 3、 PH值的測定 . 33 （ 1）酸堿指示劑 . 33 （ 2） PH 計 . 33 第三節(jié) 弱酸弱堿的電離平衡 . 34 一、一元弱酸和弱堿的電離平衡 . 34 1、一元弱酸的電離平衡 . 34 2、一元弱堿的電離平衡 . 35 4 3、電離度（） . 35 二、多元酸的分步電離 . 36 1、多元弱酸的分步電離 . 36 2、多重平衡原則 . 37 第四節(jié) 同離子效應和緩沖溶液 . 37 一、同離子效應 . 37 二、緩沖溶液 . 38 1、緩沖溶液的組成 . 39 2、緩沖溶液的 PH 值計算 （對上表的計算：） . 39 第五節(jié) 鹽類的水解 . 42 一、水解常數(shù)（ Kh）和鹽溶液 PH值計算 . 43 1、一元弱酸強堿鹽 . 43 2、一元弱堿強酸鹽 . 44 3、一元弱堿弱酸鹽 . 45 4、多元弱酸鹽和多元弱堿鹽的水解 . 46 （ 1）多元弱酸鹽（ Na2CO3） . 46 （ 2）多元弱堿鹽的水解（ FeCl3） . 47 二、水解平衡的移動 . 47 1、濃度的影響 . 47 2、溫度的影響 . 48 3、酸度的影響 . 48 第六節(jié) 酸堿質子理論 . 49 一、酸堿質子理論 . 49 1、質子論酸堿的定義 . 49 2、酸堿共軛關系 . 50 3、 酸堿反應的實質和反應方向 . 50 4、局限性 . 50 二、酸堿電子理論 . 51 第七節(jié) 沉淀和溶解平衡 . 51 5 一、溶度積 . 51 二、溶度積與溶解度的相互關系 . 52 1、溶度積與溶解度的相互換算 . 52 2、（ 1）同類型的能溶化合物，可由其 Ksp 比較其溶解能力。 . 53 （ 2）不同類型的電解質，不能直接由 Ksp 比較溶解能力的大 ?。?. 54 第八節(jié) 溶度積規(guī)則及其應用 . 54 一、溶度積規(guī)則 . 54 二、沉淀的形成 . 55 1、沉淀生成的條件： Q Ksp . 55 2、沉淀的程度 . 56 3、同離子效應 . 58 4、鹽效應 . 59 5、絡合效應 . 60 三、分步沉淀 . 60 四、沉淀的溶解 . 61 1、轉化成弱電解質 . 61 生成弱酸： . 61 生成弱堿： . 61 生成 H2O . 61 2、發(fā)生氧化還原反應 . 62 3、生成難解離的配離子 . 62 4、轉化為另一種沉淀再行溶解（當上述方法都不溶時） . 62 本章要求 . 62 第四章 氧化和還原 . 63 第一節(jié) 氧化還原反應的基本概念 . 63 一、氧化數(shù)的概念 . 63 1、定義： . 63 2、規(guī)律： . 63 確定氧化數(shù)的一般原則： P117 . 63 6 3、氧化數(shù)與共價數(shù)（化合價） . 64 二、氧化還原電對 . 64 三、氧化還原反應方程式的配平 . 65 1、氧化數(shù)法 . 65 2、離子 電子法（適用于溶液中的反應） . 67 第二節(jié) 氧化還原反應與原電池 . 69 一、原電池 . 69 1、原電池的組成： . 69 （ 1）半電池和電極 . 69 （ 2）外電路 . 70 （ 3）鹽橋（是一種電解質溶液） . 70 二、原電池表示方法 . 70 一、電極電勢 . 71 1、電極電勢的概念 . 71 （ 1）標準氫電極 . 71 （ 2）電極的種類 . 72 )金屬 金屬離子電極 . 72 ）氣體 離子電極 . 72 ）金屬 金屬難溶鹽 陰離子電極 . 72 ）氧化還原電極 . 72 （ 3）標準電極電勢表 P530 表 3 . 72 格式：氧化型 + ne ? 還原型 （氧化型 /還原型） . 72 意義： . 73 二、影響電極電勢的因素： Nernst 方程 . 73 氧化型 或 還原型 對 的影響 . 74 酸度對 的影響 . 75 第三節(jié) 電極電勢的應用 . 75 一、氧化劑與還原劑的相對強弱 . 75 二、氧化還原反應可能進行的方向和次序 . 75 7 三、氧化還原反應進行的程度 . 77 四、元素電勢圖及其應用 . 79 1、什么叫元素電勢圖 . 79 2、元素電勢圖的應用 . 79 3、判斷歧化反應能否自發(fā)進行 . 80 4、判斷歧化反應的逆反應能否自發(fā)進行 . 81 本章要求 . 81 第五章 原子結構和元素周期律 . 82 第一節(jié) 原子核外電子的運動狀態(tài) . 82 一、波函數(shù)與原子軌道（ ）；幾率密度和電子云（ | |2） . 82 二、四個量子數(shù) . 83 1、主量子數(shù)（ n） . 83 2、角量子數(shù)（ l）（副量子數(shù)） . 83 n， l的關系： . 84 3、磁量子數(shù)（ m） . 84 4、自旋量子數(shù) (mS) . 85 三、多電子原子軌道的能級 . 85 1、屏蔽效應 . 86 能量： . 86 第二節(jié) 多電子原子中電子的分布 . 87 一、能量最低原理 . 87 1、泡利不相容原理 . 87 2、洪特規(guī)則 . 88 特例：等價軌道在全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)下是比較穩(wěn)定的。 . 88 第三節(jié) 原子核外電子排布與元素周期律 . 88 一、元素的外層電子構型 . 88 二、族與價電子構型 . 89 第四節(jié) 元素性質的周期性 . 90 一、有效核電荷 . 90 8 二、原子半徑 . 91 1、根據(jù)元素的原子存在的不同形式定義： . 91 2、影響因素 . 91 3、遞變規(guī)律 . 91 三、電離能（ I） . 92 1、定義 . 92 2、影響因素 . 92 3、遞變規(guī)律 . 92 四、電子親合能（ Y） . 93 1、定義： . 93 2、影響因素： . 93 3、遞變規(guī)律： . 93 五、電負性（ ） . 93 本章要求 . 94 第七章 分子結構與晶體結構 . 94 第一節(jié) 離子鍵 . 94 一、 離子鍵的形成和特征 . 94 1、 離子鍵的形成 . 94 2、 離子鍵的特征 . 95 二、 離子的特性 . 95 1、 離子的電荷 . 95 2、 離子的電子層結構 . 96 3、 離子半徑 . 96 同一元素： . 96 同一周期 . 96 同一主族 . 97 第二節(jié) 共價鍵理論 . 97 一、 價鍵理論（電子配對法） . 97 1、 氫分子共價鍵的形成和本質 （應用量子力學） . 97 9 2、 價鍵理論要點 . 98 3、 共價鍵的類型 . 98 鍵和 鍵（根據(jù)原子軌道重疊方式不同而分類） . 98 非極性共價鍵和極 性共價鍵 . 99 配位共價鍵 (配位鍵 ) . 100 二、 鍵參數(shù) . 100 1、 鍵能：衡量共價鍵強弱的物理量。 . 100 2、 鍵長（用 X 射線法）： . 101 3、鍵角 . 101 第三節(jié) 雜化軌道理論和分子的幾何構型 . 101 一、 雜化軌道的概念 . 101 二、 雜化軌道的類型和分子的幾何構型 . 102 SP雜化和分子的幾何構型 . 102 SP2雜化和分子的幾何構型 . 102 SP3雜化和分子的幾何構型 . 102 三、 不等性雜化 . 103 1、 有孤對電子參加 的不等性雜化 . 103 H2O分子的幾何構型 . 103 NH3的幾何構型 . 103 2、無孤對電子參加的不等性雜化 . 103 第四節(jié) 晶體的特征 . 104 一、 晶體的一般概念 . 104 1、 晶體與非晶體 . 104 2、 晶體的特性 . 105 二、 晶體內部結構 . 105 第五節(jié) 離子晶體 . 106 一、 離子晶體的特征 . 106 二、 離子晶體的類型 . 106 三、 晶格能 . 107 10 第六節(jié) 原子晶體 . 107 第七節(jié) 分子間力和分子晶體 . 107 一、 分子間作用力 . 108 1、 分子的極性 . 108 2、 分子的變形性 . 109 什么叫分子的變形性？ . 109 影響分子變形性的內在因素 . 109 分子在外電場作用下的變形程度，用極 化率 來度量 . 109 3、 分子間力 . 109 分子間力 . 109 ）色散力 （一切分子之間） . 109 ）誘導力 . 110 ）取向力（極性分子與極性分子之間） . 110 分子間作用力的特性 . 110 分子間作用力對物質物理性質的影響 . 111 4、 氫鍵 . 111 氫鍵形成的條件 . 111 氫鍵的強度和性 質 . 112 氫鍵的形成對物質 b.p.、 m.p.的影響 . 112 二、 物質溶解度原理 . 112 三、 分子晶體 . 112 第八節(jié) 金屬晶體 . 113 第九節(jié) 離子極化 . 113 一、 基本觀點 . 113 二、 離子極化作用（離子間的相互極化） . 114 三、 離子極化力和變形性 . 114 四、 離子極化的后果 . 114 1、 對化學鍵鍵型的影響 . 114 2、 離子極化作用導致化合物的顏色變深 . 115 11 3、 離子極化作用導致化合物的溶解度降低 . 115 4、 離子極化作用 對鹵化物 m.p.的影響 . 115 第十節(jié) 混合型晶體 . 115 層內： . 116 層間： . 116 本章要求 . 116 第七章 配位化合物 . 117 第一節(jié) 配位化合物的基本概念 . 117 一、 配位化合物的定義 . 117 二、 配位化合物的組成 . 117 三、 配位化合物的命名 . 118 第二節(jié) 配位化合物的結構 . 119 一、 配位化合物的價鍵理論要點 . 119 二、 配離子的配位數(shù)和幾何構型 . 119 1、 配位數(shù)為 2 . 119 2、 配位數(shù)為 4 . 120 （ 1） 四面體結構 . 120 （ 2） 平面正方形 . 120 3、 配位數(shù)為 6 . 121 三、 螯合物 . 121 1、 螯合物 . 121 螯合物形成的條件： . 122 2、 螯合物的性質 . 123 第三節(jié) 配位化合物在水溶液中的狀況 . 123 一、 配離子穩(wěn)定常數(shù)的表示方法 . 124 1、 分步穩(wěn)定常數(shù)和總穩(wěn)定常數(shù) . 124 2、 不穩(wěn)定常數(shù) . 124 二、 配離子穩(wěn)定常數(shù)的應用 . 124 1、 比較同類型配合物的穩(wěn)定性 . 124 12 三、 配位平衡的移動及其應用 . 125 1、 配位平衡和酸堿平衡 . 125 2、 配位平衡和沉淀平 衡 . 125 3、 配位平衡和氧化還原平衡 . 127 4、 配離子之間的轉化 . 128 第四節(jié) 螯合物 . 128 本章要求 . 130 二、無機化學課后答案 . 131 第一章 物質及變化 . 132 第二章 化學反應速率和化學平衡 . 136 第三章 電解質溶液和離子平衡 . 148 第四章 氧化和還原 . 166 第五章 原子結構和元素周期律 . 180 第六章 分子結構和晶體結構 . 187 第七章 配合物 . 195 第八章 堿金屬和堿土金屬 . 203 第九章 鋁錫鉛砷銻鉍 . 207 第十章 氫 稀有氣體 鹵素 . 211 第十一章 氧硫氮磷碳硅硼 . 216 第十二章 銅鋅副族 . 218 第十三章 鉻錳鐵鈷鎳 . 220 1 一、 高職無機化學教案 緒 論 一、化學的地位及作用 : 自然科學在縱向方面分為三個層次：工程技術、技術科學、基礎科學。 化學是一門基礎學科，它是在分子、原子或離子等層次上研究物質的組成、結構和性質以及可能發(fā)生的變化和變 化中的能量轉換。 化學理論已滲透到許多技術學科當中，如采礦和冶金工業(yè)的需要，推動了無機和分析化學的發(fā)展；紡織、印染、煤、石油的綜合利用又使有機化學向前邁進了一大步。 二、四大化學： 化學在發(fā)展過程中逐步形成了許多分支學科，如 四大化學 這些都屬于純粹的化學。 無機化學：以所有元素及其化合物（除 C、 H 化合物及其衍生物）為研究對象； 有機化學：以 C、 H 化合物及其衍生物為研究對象； 分析化學：研究物質的化學組成和鑒定方法及其原理； 物理化學：以應用物理測量方法和數(shù)學處理方法來研究物質及其反應，以尋求化學 性質和物理性質間本質聯(lián)系的普遍規(guī)律。 另外，隨著化學在不同領域中的應用，又產生了許多應用化學：如工業(yè)化學、高分子化學、放射化學、環(huán)境化學、生物化學、半導體化學等等。 三、本課程的目的及主要內容： 1、目的：化工專業(yè)一門重要的基礎課，是后續(xù)化學課程的基礎 2 2、主要內容：主要是研究無機物的組成、結構、性質、制備、應用以及其變化的基本原理。 本教程分為兩部分：化學理論與元素及其化合物 其中化學理論又分為： 四大平衡（化學平衡、酸堿平衡、沉淀溶解平衡、氧化還原平衡）及結構理論 3、學習方法： 一 理論大課 中學的學習模式 : 每節(jié)課的講授內容少 , 講授的內容重復較多 , 大量作業(yè) , 課堂練習和課外練習 , 自學內容少。 大學的學習模式 : 每節(jié)課的講授內容多 , 講授內容重復性小 , 作業(yè)量少 , 無課堂練習 , 強調自學能力的提高 . 針對大學學習特點 , 提出如下要求 : 1. 課堂認真聽講 , 跟上教師講授思路 , 有弄不懂的問題暫且放下 , 待以后解決 , 不然 , 由于講授速度快 , 容易積累更多的疑難問題。 2. 作好課堂筆記 . 留下一定的空白處 , 做標記 , 提出問題 , 寫出結論。 二 習題與答疑課 目 的 : 解決課程的疑難問題 形式 : 講解習題 , 作業(yè)中存在問題 , 自由解答疑難問題 方式 : 每周一次 , 每次 2 學時 , 從第二周開始 要求 : 在筆記或講義中標明疑問 , 做記號 , 在答疑課堂向教師請教和探討 . 沒有問題的同學可以不參加答疑課 . 學習方法： 3 多提問，常討論 無機化學內容豐富，又抽象，僅依靠個人苦思冥想，學習效果往往不佳。充分利用時間，老師與同學或同學與同學之間互相提問，進行討論甚至是辯論，可使基本概念與理論日益清晰，容易理解。 三 實驗課 化學是以實驗為基礎的學科 , 實驗對于理論的理解十分重要 . 課程安排了近 25 個相關的制備 , 測定和元素性質實驗 . 目的 : 掌握基礎實驗技能 , 通過實驗深化理論問題的理解和記憶 ,提高分析問題和解決問題的能力 . 要求 : 預習報告 , 實驗記錄 , 實驗報告 學習方法： 1.多動手，勤思考； 無機化學是以一門實驗為主的學科，培養(yǎng)與提高學生的動手能力，是無機化學的基本要求之一。對于在實驗過程中出現(xiàn)的問題，除了仔細聽老師的講解以外，還需要結合理論課學過的基本知識，多動腦，多思考，主動接受無機化學的基本理論，才能牢固掌握具體的操作方法。 2.注意實驗現(xiàn)象的觀察，多動筆準確記錄實驗現(xiàn)象 實驗課不僅要做好每一個操作步驟，掌握實驗技術與方法，要特別注意實驗現(xiàn)象的觀察，不要放棄一個實驗現(xiàn)象，新的理論往往就是在對實驗現(xiàn)象的仔細觀察中發(fā)現(xiàn)的。更要堅持書寫實驗報告，總結實驗中的經驗和教訓，這樣才能不斷提高理論與實踐水平。 3. 注意理論與實際的聯(lián)系 對實驗現(xiàn)象的觀察和利用理論知識對實驗現(xiàn)象的總結，是發(fā)現(xiàn)知識的最好方法 4 以上是供同學們參考的學習方法，根據(jù)自己的實際情況，采用不同的學習方法，把別人的優(yōu)勢學到手，一定能學好無機化學課程。 第一章 物質及其變 化 第一節(jié) 物質的聚集狀態(tài) 體系： 被研究的對象，例如一個燒杯中的溶液 一、 物質的聚集狀態(tài)： 各種物質總是以一定的聚集狀態(tài)存在的 氣、液、固為三種聚集狀態(tài)，各具特征，在一定條件下可相互轉化。 1、 氣體（ g）：擴散性和可壓縮性 2、 液體（ l）：流動性、無固定形狀、一定條件下有一定體積 3、 固體（ s）：具有一定體積、一定形狀及一定程度的剛性。 二、 物質的聚集狀態(tài)和相： 相： 在體系中任何具有相同的物理性質和化學性質的部分稱為相。 相與相之間有界面隔開。 g-s， l-s， s-s 一般為兩相 g-g 混合物為一相 l-l 混合物： 一相：如 5%HCl 溶液， HCl 以分子或離子形式分散在水中 5 兩相：如油和水組成的體系， O/W， O 以較多分子聚成粒子，以一定的界面和周圍的水分開，是不連續(xù)的相， W 是連續(xù)相。 g-L 混合物： 也存在如上關系： H2S 溶于水為一相 S-S 混合物 制成合金時為一相。 物質的聚集狀態(tài)或相可以相互變化，亦可共存。 如： S-L 相平衡這一點溫度即為 凝固點 。 氣體的存在狀態(tài)主要決定于四個因素： P、 V、 T、 n，而幾乎與它們的化學組成無關。 反映這四個物理量之間關系的式子叫氣體狀態(tài)方程式。 理想氣體：分子間完全沒有作用力，分子只是一個幾何點，沒有體積。 實際上所碰到的氣體都是真實氣體，只有在溫度不太低， 壓力不太高時，實際氣體的存在狀態(tài)才接近于理想氣體，可以用理想氣體的定律進行計算。 三 、理想氣體狀態(tài)方程： PV=nRT 6 P V n T R 標準單位 Pa m3 mol K 8.314 R：常數(shù)，可由實驗測得： 1 mol 氣體在 273.15K（ 0 ）， 101.325kPa 下測得其體積 22.4 10-3m3 這是理想氣體的狀態(tài)方程式，而實際上氣體分子本身必然占有體積，分子之間也具有引力，因此應用該方程進行計算時，不可避免地存在偏差。對于常溫常壓下的氣體，這種偏差很小，隨著溫度的降低和壓力的增大，偏差逐漸增大。 四 、 混合氣體分壓定律： 1、混合氣體分壓定律： 1801 年，由 Dalton（道爾頓）總結實驗結果提出，因此又稱為 Dalton 分壓定律。 兩種或兩種以上不會發(fā)生化學反應的氣體混合，混合氣體的總壓力等于各組分氣體的分壓力之和。 A、容器中注入 30mL N2 ， 壓力為 300mmHg B、容器中注入 20mL O2 ， 壓力為 200mmHg C、容器中注入 30mL N2 + 20mL O2， 壓力為 500mmHg 即： P 總 = Pi Pi：分壓力（簡稱分壓），氣體混合物中各組分氣體的壓力，等于該氣體單獨占有與混合氣體相同體積時所產生的壓力。 理想氣體定律同樣適用于混合氣體： PiV = niRT ， P 總 V = n 總 RT = PiV = niRT Pi：分壓； V：總體積 7 2、分壓的計算： P 總可通過壓力表測出， Pi 則很難被直接測出，可通過分析、計 算求得： PiV = niRT （ 1） P 總 V = n 總 RT （ 2） 由（ 1） （ 2），得： Pi / P 總 = ni / n 總 = Xi（摩爾分數(shù)） Pi = Xi P 總 計算分壓的關鍵在于如何求得組分氣體的摩爾分數(shù)。 求混合氣體的摩爾分數(shù) ，常用的方法是通過混合氣體進行氣體分析，測得各組分氣體的體積分數(shù)： Vi / V 總 。 例 1-1： 已知在 250 時 PCl5能全部氣化，并部分離解為 PCl3和 Cl2?，F(xiàn)將 2.98gPCl5置于 1.00L容器中，在 250 時全 部氣化后，測定其總壓力為 113.4kPa。其中有哪幾種氣體？它們的分壓各是多少？ 8 例 1-2： 1.34gCaC2與 H2O 發(fā)生如下反應： CaC2(s)+H2O(l)=C2H2(g)+Ca(OH)2(s)產生的 C2H2氣體用排水集氣法收集，體積為 0.471L。若此時溫度為 23C，大氣壓為 99X103kPa，該反應的產率為多少？（已知 23 時水的飽和蒸氣壓為 2.8X103kPa） 9 第 二 節(jié) 化學反應中的質量 和能量 關系 一、 質量守恒定律： 參加化學反應前各種物質的總質量等于反應后全部生成物的 總質量。 二、 應用化學方程式的計算： 化學方程式是根據(jù)質量守恒定律，用規(guī)定的化學符號和化學式來表示化學反應的式子。 反應前后原子種類、數(shù)目相等。 可根據(jù)反應物和生成物的質量比，或物質的量之比來進行計算。 例 1-3 某硫酸廠以硫鐵礦（ FeS2）為原料生產硫酸，其基本反應為： 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 2SO2 + O2 2SO3 SO3 + H2O H2SO4 如投入 800 噸含 S40.0%的硫鐵礦，問理論上能生 產出濃度為 98.0%的硫酸多少噸？ 由于生產條件、操作技術的影響，物料的損耗，產率不可能達到 100%，實際產量比理論產量要低。 10 三、 化學反應中的能量關系 化學反應的實質是化學鍵的重組。鍵的斷裂和生成過程會有能量變化，能量變化常以熱能的形式表現(xiàn)。鍵的斷裂需吸收熱量；而鍵的生成會放出熱量。 一般的反應常在恒壓條件下進行。 這里的恒壓條件是因為反應在敞口容器中進行，反應體系與外界壓力（大氣壓）相等。 Q P = H 生成物 - H 反應物 = H 恒壓熱效應 焓 （無法測定） 焓變 化學熱力學： H 0 放熱反應 H 0 吸熱反應 注意： H 與化學計量數(shù)有關； 需注明物質的聚集狀態(tài)； 注明反應的溫度壓力。 H 指標準態(tài)： 1atm(101325Pa)， 298K。 本章要求 了解物質的聚集狀態(tài)和相，掌握 分壓定律及其計算。會利用理想氣體方程式進行有關計算。 11 第二章 化學反應速率和化學平衡 第 一節(jié) 化學反應速率定義及表示方法 不同的反應進行的快慢不一樣。如： 快的反應：中和反應等； 中等速率反應：氧化還原反應等； 慢的反應：自然氧化等。 一、化學反應速率的定義： 指在 一定條件 下，化學反應中反應物轉變?yōu)樯晌锏乃俾省?二、化學反應速率的表示方法： 單位時間內反應物或生成物濃度變化的 正值（絕對值） 例 2-1：在 CCl4中： 2N2O5 = 4NO2 + O2 在一定的時間間隔： t = t2-t1， N2O5 = N2O5 2-N2O5 1 平均反應速率： 經過的時 間 s 時間的變化 t（ s） N2O5mol L-1 N2O5mol L-1 v（ N2O5） mol L-1 s-1 12 0 0 2.10 100 100 1.95 -0.15 1.5 10-3 300 200 1.70 -0.25 1.3 10-3 700 400 1.31 -0.39 9.9 10-4 1000 300 1.08 -0.23 7.7 10-4 1700 700 0.76 -0.32 4.5 10-4 2100 400 0.56 -0.20 3.5 10-4 2800 700 0.37 -0.19 2.7 10-4 從表中可以看出：反應進行了 100 秒時： VN2O5 = |（ 1.95-2.10） /(100-1)|= 1.5 10-3mol L-1 s -1 VNO2 = |2 0.15/100|= 3.0 10-3mol L-1 s -1 VO2 = |0.15 2/100|= 0.75 10-3mol L-1 s -1 三種表示速率間關系： 這種比例關系與反應的計量數(shù) 有關。 表示反應速率時必須指明具體物質。 從表中可以看出，每個時間間隔，速率都不一樣，而且在每個時間間隔里，任何時間內 13 的速率都不一樣。 從圖中可以看出，某時刻的速率即該時刻切線的斜率： 該速率即為該時刻的瞬時速率（真正速率）：指某給定瞬間的反應速率。 三、反應進度（ ）： 定義： 對于反應： 2N2O5 = 4NO2 + O2 作一變換： 0 = 4NO2 + O2-2N2O5， 有： = ni/ i ni：物質的量的變化值 i：為計量系數(shù)， i（ NO2） = +4， i（ NO2） = +1， i（ N2O5） = -2 如上例：設體積為 1 升，則反應了 100 秒后： = - 1.5 10-3/-2 = 3.0 10-3/4 = 0.75 10-3 mol 用不同的物質的變化計算的反應進度都是一樣的，但 的數(shù)值與反應方程式寫法有關。 如上例，若寫成： N2O5 = 2NO2 + 0.5O2 ， 則： = -1.5 10-3/-1 = 3.0 10-3/2 = 0.75 10-3/0.5 = 1.5 10-3 mol 14 例 2-2： 50ml C（ H2SO4） =0.20mol/L 恰能與 40mlNaOH 溶液完全中和，求 NaOH 的濃度？ 解：反應方程式為： H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O = - 0.20 50/-1 = - C（ NaOH） 40/-2 C（ NaOH） = = 0.50 mol/L 第二節(jié) 化學反應速率理論 一、 反應速率的有效碰撞理論 1918 年，路易斯（ W.C.M.Lewis）提出反應速率的碰撞理論，認為參加化學反應的物質的分子、原子或離子要發(fā)生反應的必要條件是這些分子、原子或離子要相互碰撞。反應物分子碰撞的頻率越高，反應速率越快。 例： 2HI（ g） = H2（ g） +I2（ g） 773K， HI=10-3mol L-1 理論計算， HI 分子間碰撞次數(shù)： 3.5 108次 L-1 S-1 如每次碰撞都發(fā)生反應， V = 5.8 104mol L-1 S-1 但實驗測出 : V = 1.2 10-8mol L-1 S-1 大多數(shù)分子間的碰撞都是無效的，不能引起化學反應，只有少數(shù)碰撞是有效的。 1、 有效碰撞和活化分子的概念 什么叫有效碰撞？ 能發(fā)生化學反應的碰撞稱為有效碰撞。 15 什么樣的分子有資格參加有效碰撞？ 一部分能量較高，具有適當取向的分子 例： 2AB（ g） = A2（ g） +B2（ g） A B 不能發(fā)生化學反應 A A 能發(fā)生化學反應 B A B B 一定 取向 AB 和 AB 之間相互靠近，到一定距離時，相互之間又有排斥力， 須分子的運動速率足夠大，有足夠的動能才能相互碰撞；而且分子還須有足夠的能量，碰撞時原子的外電子層才能相互穿透，電子重新排列，舊鍵破裂形成新鍵。 反應分子必須有足夠的能量。 2、 分子的能量分布 P35 圖 2-5 E 平均 為該溫度下 分子的平均能量。 具有 E 臨界 以上能量的分子稱為活化分子，能量高于 E 臨界 的分子碰撞才能發(fā)生反應。 活化分子進行一定取向的碰撞，叫有效碰撞。 E 臨界 -E 平均 之差為 活化能。 活化能： 1mol 具有平均能量的分子變成活分子需吸收的最低能量。 不同的反應有不同的活化能。 活化能越低，反應速度越快。 可以通過加入催化劑等手段降低活化能。 16 反 應 Ea（ KJ mol-1） 無催化劑 有催化劑 3H2 + N2 - 2NH3 330 （ W） 163 2N2O - 2N2 + O2 245 （ Pt） 136 同一化學反應，由于催化劑的使用，活化能相差很大，這些現(xiàn)象引起人們對反應實際進行途徑的研究。 二、過渡狀態(tài)理論簡介 （活化配合 物理論） 1935 年，艾林（ H. Eyrimg）在碰撞理論的基礎上提出的。 例： CO + NO2 =CO2 + NO A + BC =AB + C P37 圖 2-6 A B C： （過渡態(tài)）舊鍵部分破壞，新鍵部分生成 動能 - 勢能 - 動能 反應分子與生成物分子之間存在著一個能峰 Eac，反應物分子所具有的能量必須越過這個能峰才能進行反應。 Eac 越小，反應速率越快，反之則然。 活化能：過渡態(tài)所具有的最低能量與反應能量之差。 Ea1 催化反應：降低了反應的活化能。 三、反應 機理（反應歷程） 指反應實際進行的途徑，根據(jù)反應機理，將化學反應分為： 17 基元反應 由反應物的活化分子之間的碰撞，一步就可以完成的反應稱為基元反應。 例： 2NO2（ g） - 2NO（ g） +O2（ g） SO2Cl2（