昆明理工大學普通化學B省公開課一等獎全國示范課微課金獎

普通化學學分：3總課時：48主講：徐明麗1/118簡歷徐明麗：博士，副教授。于理學院化學系工作至今。研究方向：納米材料與電催化電話箱：xumlif@2/118普通化學（理論課）成績組成考勤（請假）作業(yè)（練習冊）課堂提問課堂紀律（態(tài)度）

試驗成績（普化B）期末考試1.平時成績占30%2.卷面成績占70%3/118教材《普通化學（第六版）》浙江大學普通化學教研組編高等教育出版社參考書目天津大學無機化學教研室編楊宏孝等修訂無機化學（第三版）傅獻彩編，大學化學．高等教育出版社，曲保中等編，新大學化學．高等教育出版社，張密林主編，大學化學．哈爾濱工程大學出版社，華彤文等編，普通化學原理．北京大學出版社，段連運等譯，化學與社會．化學工業(yè)出版社，宋天佑，簡明無機化學．高等教育出版社，《無機化學》與《普通化學》其它教材4/118緒論化學研究對象與內(nèi)容研究化學目標研究化學方法5/118化學研究對象與內(nèi)容化學是一門在原子、分子或離子層次上研究物質(zhì)組成、結構、性質(zhì)改變及其內(nèi)在聯(lián)絡與外界改變條件科學。簡而言之，化學是研究物質(zhì)改變科學。6/118排成環(huán)狀溴原子7/118掃描探針顯微鏡（SPM）成型

8/1189/118大孔二氧化硅10/118研究化學目標人類生活各個方面，社會發(fā)展各種需要都與化學息息相關。（1）化學對我們衣食住行貢獻巨大。（2）化學對于實現(xiàn)農(nóng)業(yè)、工業(yè)、國防和科學技術當代化含有主要作用。（3）促進其它基礎學科和應用學科發(fā)展以及交叉學科形成。如：環(huán)境化學、能源化學、材料化學、地球化學等。正如[美]PimentelGC在《化學中機會---今天和明天》一書中指出“化學是一門中心學科，它與社會發(fā)展各方面需要都有親密關系?！?1/118研究化學方法試驗在化學發(fā)展中含有特殊主要作用，從這個意義上說，人們把化學學科看成是一門試驗性科學?！秾嵺`論》和《矛盾論》中基本觀點是一切化學工作者所必須建立，并用它來指導研究化學問題。12/118▲古代化學

★實用和自然哲課時期（---公元前后）1.實用時期

13/118▲古代化學

★煉金術、煉丹時期（公元前后—公元15）我國古代煉丹家用蒸餾器

煉金家用符號

14/118▲古代化學

★醫(yī)化課時期（公元1500—17）

李時珍(1518-1593)升煉“倭鉛”(鋅)15/118▲古代化學

★燃素學說時期（公元1700-1774年）

金屬–燃素=灰燼

我國古代化學工藝三大創(chuàng)造：濕法煉銅、青銅器冶煉、火藥使用、煮竹足火圖

16/118

我國古代化學工藝三大創(chuàng)造

瓷器窯(見“天工開物”)

17/118

我國古代化學工藝三大創(chuàng)造

地雷炸(見“天工開物”)“有以硫黃,雄黃合硝石,并密燒之,焰起,燒手,面及屋宇者”18/118

★17史塔爾（Stahl）燃素說★1748年羅蒙諾索夫質(zhì)量不滅定律★1774年拉瓦錫氧化理論

★18Dalton建立原子論★18蓋?呂薩布（Gay-Lussac）氣體簡比定律★18阿佛加德羅（Avogadro)定律和分子概念★1869年門捷列夫建立元素周期系▲近代化學萌芽(1661-1869)19/118第一張元素周期表(1869年)20/118●當代化學▲四個分支學科：無機化學:—

研究全部元素及其化合物(除了碳氫化合物及其衍生物)。有機化學—研究碳氫化合物及其衍生物。分析化學—

研究物質(zhì)化學組成判定方法及其原理。物理化學—應用物理測量方法和數(shù)學處理方法研究物質(zhì)及其反應,尋求化學性質(zhì)和物理性質(zhì)間本質(zhì)聯(lián)絡普遍規(guī)律。普通化學--？？

21/118▲化學各分支學科與邊緣學科建立材料化學生物化學醫(yī)用化學農(nóng)業(yè)化學藥品化學地球化學

22/118學科交叉與滲透更普遍生物藥學地學醫(yī)學化學農(nóng)學材料農(nóng)業(yè)化學生物化學藥品化學材料化學地球化學醫(yī)用化學23/118在今后一個時期,化學發(fā)展主要三個方面:1.深入研究化學反應理論并開發(fā)各種化學過程,以揭示和溝通從原料到產(chǎn)物渠道,進而尋找或設計包含以

催化劑為關鍵化學過程在內(nèi)最正確過程.2.提升對結構及其性能關系認識,使結構理論到達新水平,并以所需性能為導向,尋找或設計最正確化合物、材料或體系。3.發(fā)展分析和測試新方法,并依靠計算技術,使化學“耳目”

以及據(jù)以工作信息趨于靈敏和可靠。

24/118一、課程性質(zhì)、目標與任務：

《普通化學》是將化學思維與方法原理應用于物質(zhì)結構、材料、能源、環(huán)境、生命、信息、通訊等工程實踐中含有啟迪性和開拓性一門基礎課，是高等院校非化學類理工各專業(yè)必修課。其主要作用是在中學化學基礎上向?qū)W生介紹基本化學理論及其在其它學科中應用。使學生具備一定化學素養(yǎng)，能夠與化學工作者進行良好溝通合作，處理本學科中與化學相關問題。培養(yǎng)專業(yè)技術人才含有處理普通化學問題、獨立思索和自學大學化學書刊能力。25/118二、普通化學主要課程內(nèi)容：第一章物質(zhì)化學組成和聚集狀態(tài)1.氣體2.溶液第二章熱化學與能源1.熱化學與能量轉(zhuǎn)換2.化學反應方向與程度3.化學平衡和反應速率4.氧化還原反應和能源開發(fā)利用26/118第三章水溶液中化學反應與水體保護1.弱酸弱堿溶液初步2.沉淀與溶解反應及應用3.配位反應第四章物質(zhì)結構與材料性質(zhì)1.核外電子運動狀態(tài)2.元素周期表金屬材料3.化學鍵與分子間作用力第五章化學反應和材料保護（選學）1.金屬腐蝕發(fā)生2.金屬腐蝕與保護27/118

§1－1氣體第一章物質(zhì)狀態(tài)

§1－2溶液

28/118(1)理想氣體狀態(tài)方程式(2)氣體分壓定律（道爾頓)§1－1氣體一、理想氣體29/118氣體最基本特征：

含有可壓縮性和擴散性。

分子本身不占體積、分子間沒有相互作用力氣體稱為理想氣體。理想氣體實際上不存在，是一個科學抽象。人們將符合理想氣體狀態(tài)方程式高溫、低壓真實氣體，稱為理想氣體。

理想氣體分子之間沒有相互吸引和排斥，分子本身體積相對于氣體所占有體積完全能夠忽略。(1)理想氣體狀態(tài)方程式

30/118理想氣體分子體積與氣體體積相比能夠忽略不計分子之間沒有相互作用力31/118pV=nRT

R----摩爾氣體常量,8.314J-1mol-1K-1在標態(tài)下，即p=101.325kPa,T=273.15K，n=1.0mol時,Vm=22.414L=22.414×10-3m3R=8.314kPa

L

mol-1

K-1理想氣體狀態(tài)方程式：32/1181.計算p，V，T，n四個物理量之一。2.氣體摩爾質(zhì)量計算二、理想氣體狀態(tài)方程式應用用于高溫、低壓真實氣體。pV=nRT(注意單位統(tǒng)一）33/1183.氣體密度計算

34/118組分氣體：理想氣體混合物中每一個氣體叫做組分氣體。分壓：組分氣體B在相同溫度下占有與混合氣體相同體積時所產(chǎn)生壓力，叫做組分氣體B分壓。

（2）分壓定律35/118分壓定律：

混合氣體總壓等于混合氣體中各組分氣體分壓之和。

即p=p1+p2+

或p=

pB

n=n1+n2+

36/118分壓求解：xB

B摩爾分數(shù)37/1181-2溶液一、分散系1.分散系和相2.單相體系和多相體系二、溶液及其濃度表示方法三、稀溶液依數(shù)性（自學）38/118一、分散系1.分散系和相一個或幾個物質(zhì)以細小粒子分散在另一個物質(zhì)中所形成體系稱分散系（如糖水，泥水）。分散質(zhì)——分散相分散劑——分散介質(zhì)分散體系中物理性質(zhì)和化學性質(zhì)完全相同一部分稱為相。

2.單相體系（均相體系）和多相體系（不均勻）

分子分散系（小于1nm）、膠體分散系（1-100nm)和粗分散系(大于100nm）39/118二、溶液和溶液濃度表示法1.溶液

一個物質(zhì)以分子、原子或離子狀態(tài)分散于另一個物質(zhì)中所組成均勻而穩(wěn)定體系叫做溶液?？煞譃椋阂簯B(tài)溶液（水溶液和非水溶液，如乙醇）氣態(tài)溶液（如空氣）固態(tài)溶液（如金屬合金）

溶劑和溶質(zhì)形成溶液過程表現(xiàn)出化學反應一些特征：放熱、吸熱、體積縮小、體積增加。溶解過程是一個物理化學過程。40/1182、溶液濃度表示方法（1）質(zhì)量摩爾濃度：mB=溶質(zhì)物質(zhì)量/溶劑質(zhì)量（mol·kg-1）

（2）物質(zhì)量濃度：CB=nB/V=溶質(zhì)物質(zhì)量/溶液體積（mol·m-3）

（3）質(zhì)量分數(shù)：w=m溶質(zhì)/m溶液（4）摩爾分數(shù),XB

：XB=nB/n總，混合物中各物質(zhì)摩爾分數(shù)之和等于1

（5）體積分數(shù)：V溶質(zhì)/V溶液41/118第三章化學反應速率和化學平衡3.1化學反應速率定義及表示方法3.2化學反應速率理論介紹3.3影響化學反應速率原因第一部分化學反應速率42/1183.1化學反應速率定義及表示方法傳統(tǒng)定義：指在一定條件下，某化學反應反應物轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌锼俾省?3/118對于普通化學反應：

aA+bByY+zZ平均速率與瞬時速率:

44/118平均速率與瞬時速率45/118例：用不一樣物質(zhì)求反應速率：2N2O5=4NO2+O2t/s0100300700C(N2O5)2.11.951.71.31C(NO2)00.30.81.58C(O2)00.080.20.4C/mol/L46/118一碰撞理論

以氣體分子運動論為基礎,主要用于氣相雙分子反應。對于反應3.2化學反應速率理論介紹

3、活化分子：含有等于或大于臨界能分子。

4、活化能：將反應物分子轉(zhuǎn)變?yōu)榛罨肿铀枘芰浚扔诨罨肿雍衅骄芰浚ǎ┡c反應物分子平均能量（）之差。每一個反應都有其特定活化能，能夠經(jīng)過試驗測定得知。1、有效碰撞：能發(fā)生反應分子間碰撞。2、臨界能：分子發(fā)生有效碰撞所必須具備最低能量。47/118NO與O3反應示意圖48/118發(fā)生反應兩個基本前提:1.發(fā)生碰撞分子應有足夠高能量2.碰撞幾何方位要適當49/118碰撞理論很好地解釋了有效碰撞，但其不能說明反應過程及其能量改變，為此，過渡狀態(tài)理論應用而生。50/118二.過渡狀態(tài)理論

以量子化學對反應過程中能量改變研究為依據(jù),認為從反應物到生成物之間存在一個過渡態(tài).不只是經(jīng)過反應物分子之間簡單碰撞就能完成。即碰撞后首先形成一個不穩(wěn)定活化配合物，然后再分解為產(chǎn)物。例：對反應51/118NO+O3NO2+O2ONOOO52/118三.活化能與反應速率濃度影響——當溫度一定，某反應活化能也一定,則反應系統(tǒng)活化分子數(shù)一定,當濃度增大時,活化分子百分數(shù)增多,反應速率增大;溫度影響——當濃度一定,溫度升高，活化分子百分數(shù)增多,反應速率增加。53/118一、濃度（或壓力）對反應速率影響1、基元反應和非基元反應基元反應：3.3影響化學反應速率原因由反應物一步生成生成物反應,沒有能夠用試驗方法檢測到中間產(chǎn)物.即由反應物分子在碰撞中一步直接轉(zhuǎn)化為生成物分子反應意義:經(jīng)過試驗一旦證實某一有確定反應物和生成物反應為基元反應,就能夠依據(jù)化學反應計量方程式直接寫出其速率方程式。54/118非基元反應：如則為基元反應由兩個或兩個以上基元反應組合而成總反應。如:

為由以下兩步組成復合反應(快)(慢)55/1182、質(zhì)量作用定律（大量試驗基礎上總結）(1)內(nèi)容：在一定溫度下，對于任一基元反應：aA+bBcC+dD，（2）注意：只適合用于基元反應；稀溶液中溶劑參加化學反應，其速率方程中無須列出溶劑濃度；注：固體或純液體參加化學反應，假如它們不溶于其它反應介質(zhì)，則無須把固體或純液體“濃度”項列入速率方程式中。

v=kcca(A)·cb(B)

56/118書寫速率方程式應注意幾點：57/118對于任意化學反應（不一定是基元反應）

α,β---反應級數(shù)

k---反應速率常數(shù)零級反應mol·L-1·s-1一級反應s-1二級反應(mol·L-1)-1·s-（經(jīng)過試驗確定其值）58/118例：乙醛分解：試驗測得不一樣濃度時速率以下：乙醛濃度mol·l-1：0.100.200.300.40速率mol·l-1·s-1:0.020.0810.1820.318求：（1）此反應是幾級反應？寫出速率方程；（2）求反應數(shù)率常數(shù)k(3)乙醛濃度為0.15mol·l-1時瞬時速率。59/118解：（1）設速率方程為：60/118（2）（3）61/118二

溫度對反應速率影響—Arrhenius方程（1）Arrhenius方程式（2）Arrhenius方程式應用（3）對Arrhenius方程深入分析62/118（1）Arrhenius方程式k與溫度相關,T增大,普通k也增大,如，氫氧爆炸反應。但k~T不是線性關系。影響反應速率原因有兩個:k和C1884年，荷蘭物化家歸納出一條經(jīng)驗規(guī)律：反應速率方程63/118k-T關系圖

k-T圖

lnk-1/T圖64/118Arrhenius方程1889年，阿累尼烏斯（Arrhenius

）在試驗基礎上提出了反應速率常數(shù)與溫度定量關系式：65/118(2)Arrhenius方程式應用1.已知求2.求出后能夠推知時66/118(3)Arrhenius方程深入分析

a溫度升高,k增大,普通反應溫度每升高

k將增大2~4倍；

b對同一反應,升高一定溫度,在高溫區(qū)反應速率值增加較少，而在低溫區(qū)增加較多.所以對于原本反應溫度不高反應,可采取升溫方法提升反應速率。67/118

c對不一樣反應,升高相同溫度,Ea大反應k增大倍數(shù)多,所以升高溫度對反應慢反應有顯著加速作用。ⅡⅠlgk1/T68/118三、催化劑對反應速率影響：研究表明：在化學反應前后，即使催化劑組成、質(zhì)量和化學性質(zhì)不發(fā)生改變，但在許多催化反應中，其實際上參加了化學反應，而且發(fā)生對應改變，只不過在反應后又被復原。如:2S2O+O2=SO3(慢)加入NO后:2NO+O2=2NO2(較快)NO2+SO2=SO3+NO(很快)

69/118a、改變原因：改變了反應歷程，降低了活化能，正、逆反應活化能同時變小。催化劑:存在少許就能加緊（或減慢）反應，而本身在反應最終并無損耗物質(zhì)。70/118催化劑對反應活化能影響71/118（1）只能經(jīng)過改變反應路徑來改變反應速率，不能改變反應焓變、方向、程度以及反應平衡組成。（2）能夠加緊(或減慢)反應速率。（3）同時降低了正、逆反應活化能。（4）催化劑含有選擇性。（5）對于確定反應，溫度一定時，采取不一樣催化劑普通有不一樣k值。b、催化劑特點：72/118第二部分化學反應平衡3.4化學平衡與標準平衡常數(shù)3.5化學平衡移動及其影響原因73/1183.4.1可逆反應與化學平衡3.4.2用等溫式判斷化學反應方向和程度3.4化學平衡與標準平衡常數(shù)74/1183.4.1可逆反應與化學平衡一.可逆反應與不可逆反應大多數(shù)化學反應都是可逆。比如:在密閉容器中，可逆反應不能進行到底。有些非可逆反應幾乎能進行到底。比如：2KClO3(s)2KCl（s）+3O2（g）MnO275/118在一定條件下，可逆反應處于正逆反應速率相等狀態(tài)下。特征：（1）從客觀上，系統(tǒng)組成不再隨時間而變。（2）化學平衡是動態(tài)平衡。（3）平衡組成與到達平衡路徑無關。二.化學平衡76/11877/118三平衡常數(shù)1.試驗平衡常數(shù)對于反應78/1182標準平衡常數(shù)表示式對于普通化學反應79/118注意（1）試驗平衡常數(shù)有單位，而標準平衡常數(shù)是無單位，是無量綱量。（2）K是溫度函數(shù)，與濃度、分壓無關。（3）K表示式必須與化學反應計量式相對應。（4）固體、純液體或稀溶液中溶劑“濃度項”無須列出。

80/118例：對于氣相反應81/118對于溶液中反應Sn2+(aq)+2Fe3+(aq)Sn4+(aq)+2Fe2+(aq)82/118

83/11884/118例：對于可逆反應85/118

當幾個反應式相加得到另一個反應式時，其平衡常數(shù)即等于幾個反應平衡常數(shù)乘積。3、多重平衡規(guī)則

例：

（1）N2(g)+O2(g)2NO(g)；

（2）2NO(g)+O2(g)2NO2(g)

（3）N2(g)+2O2(g)2NO2(g)；

（1）+（2）=（3），K1?K2=K3

（3）-（1）=（2），K3/K1=K2

86/118例題:

已知25℃時反應（1）2BrCl(g)Cl2(g)+Br2(g)=0.45（2）I2(g)+Br2(g)2IBr(g)=0.051計算反應（3）2ClBr(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)。解：反應（1）+（2）得：2ClBr(g)+I2(g)→

2IBr(g)+Cl2(g)87/1183.4.2用等溫式判斷化學反應方向和程度88/118標態(tài)下，處于化學平衡時標態(tài)下，任意態(tài)時：對氣體，也可用壓強來表示89/118Gibbs函數(shù)與反應商判據(jù)等溫方程式90/118

由此式可見，對于吸熱反應，溫度升高，K

增大;對于放熱反應,溫度升高,K

減小。

注意：Arrhenius方程91/118例：試判斷以下反應：N2(g)+3H2(g)→2NH3(g)。（1）在298.15K、標準態(tài)下能否自發(fā)進行；（2）298.15K時該反應

；92/118解：（1）N2(g)+3H2(g)→2NH3(g)/(kJ.mol-1)00-16.5=2×(-16.5)kJ·mol-1

=-33.0kJ.mol-1<0，故在298.15K、標準態(tài)時，合成氨反應能自發(fā)正向進行。

93/118（2）94/118三標準平衡常數(shù)應用1判斷反應程度2預測反應方向3計算平衡組成

95/1181判斷反應程度K

愈大，反應進行得愈完全；K

愈小，反應進行得愈不完全；K

不太大也不太小(如10-3<K<103),

反應物部分地轉(zhuǎn)化為生成物。96/118反應商判據(jù)Q<K

反應正向進行；Q=K

系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)；Q>K

反應逆向進行。2預測反應方向97/1183計算平衡組成例1:

反應CO(g)+Cl2(g)→COCl2(g)，在恒溫恒容條件下進行。已知373K時K=1.5108。反應開始時：c0(CO)=0.0350mol·L-1，

c0(Cl2)=0.0270mol·L-1，

c0(COCl2)=0。計算373K反應到達平衡時各物種分壓和CO平衡轉(zhuǎn)化率。98/118解：由pV=nRT，pB

=CBRT

CO(g)+Cl2(g)→COCl2(g)開始cB/(mol·L-1)0.03500.02700開始pB/kPa108.583.70改變pB/kPa-(83.7-x)-(83.7-x)(83.7-x)平衡pB/kPa24.8+xx(83.7-x)99/118注：因為K很大,x很小,?。?3.7-x83.7,24.8+x24.8平衡時:

p(CO)=24.8kPa

p(Cl2)=2.310-6kPa

p(COCl2)=83.7kPa100/118101/118例2：已知反應：2NO2(g)2NO(g)+O2(g)。若NO2起始濃度為1.0mol/L，NO2分解率為3.3×10-3%，求平衡時各物質(zhì)濃度和試驗平衡常數(shù)Kc。102/118

解：

2NO2(g)2NO(g)+O2(g)

起始濃度(mol/L)1.000

平衡濃度（mol/L）1.0-3.3×10-5

3.3×10-51.6×10-5

所以：103/1183.5化學平衡移動及其影響原因3.5.1濃度對化學平衡影響3.5.2壓力對化學平衡影響3.5.3溫度對化學平衡影響3.5.4LeChatelier原理104/1183.5.1濃度對化學平衡影響化學平衡移動：

當外界條件改變時，化學反應從一個平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到另一個平衡狀態(tài)過程。

因ΔG=ΔG

+RTlnQ，由此可知，T、Q值發(fā)生改變，即濃度、壓力、溫度都會使原來平衡發(fā)生移動。105/1181、Q<K，正向移動2、Q=K，平衡3、Q>K

，逆向移動因為ΔG=-RTlnK，所以ΔG=-RTlnK+RTlnQ=RTln(Q/K)——化學反應等溫方程式。106/118當c(反應物)增大或c(生成物)減小時：

Q<K

平衡向正向移動。當c(反應物)減小或c(生成物)增大時,

Q>K

平衡向逆向移動。對于溶液中化學反應：平衡時,Q=K

107/1183.5.2壓力對化學平衡影響

一

對氣態(tài)物質(zhì)而言可逆反應，在T不變時，改變P，可能使平衡移動，且平衡總是向著壓力改變方向移動。對反應：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)1、當a+b=c+d時，P改變，不會造成平衡移動，因為Q與K0比值不變，是相等。108/1182、當a+b>c+d時，即反應是體積減小，則增大壓力，平衡向正方向移動。3、當a+b<c+d時，增大壓力，平衡向體積減小方向移動，即逆向移動。4、當加入與體系無關氣體，造成P發(fā)生改變，平衡對應移動。109/118（1）T,V不變：（2）T,P不變：平衡不移動V↑,平衡向分子數(shù)增多方向移動如：110/118

結論：3.5.3溫度對化學平衡影響

K(T)是溫度函數(shù)。溫度