大學(xué)無機化學(xué)教案全

1、無機化學(xué)教案說明一、課程教學(xué)的基本要求本課程的教學(xué)環(huán)節(jié)包括課堂講授，學(xué)生自學(xué)，討論課、實驗、習(xí)題、答疑和期中、期末考試。通過本課程的學(xué)習(xí)使學(xué)生掌握物質(zhì)結(jié)構(gòu)、元素周期律、化學(xué)熱力學(xué)、化學(xué)平衡（酸堿平衡、沉淀溶解平衡、？氧化還原平衡，配合離解平衡）和化學(xué)反應(yīng)速率等基本概念和基本理論知識；理解和掌握重要元素及其化合物的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)、反應(yīng)規(guī)律和用途，訓(xùn)練和培養(yǎng)學(xué)生科學(xué)思維能力和分析問題解決問題的能力，指導(dǎo)學(xué)生掌握正確的學(xué)習(xí)方法和初步的科學(xué)研究方法，幫助學(xué)生樹立辨證唯物主義觀點，為后繼課程的學(xué)習(xí)打下堅實的基礎(chǔ)。二、教學(xué)方法、手段主要運用啟發(fā)式教學(xué)方法，注重在教學(xué)中實踐“以學(xué)生為主體，以教師為主導(dǎo)”的素質(zhì)教

2、育指導(dǎo)思想，充分運用多媒體教學(xué)、網(wǎng)絡(luò)教學(xué)等多元化、全方位的教學(xué)手段，努力提高教學(xué)質(zhì)量。三、考核方式本課程分兩學(xué)期講授，第一學(xué)期講授化學(xué)基礎(chǔ)理論，第二學(xué)期講授元素化學(xué)每學(xué)期考核一次,考核成績由平時成績20%期末考試（閉卷）成績80%&成。四、學(xué)時分配（共計144學(xué)時）教學(xué)內(nèi)容講課學(xué)時備注緒論1第1章：原子結(jié)構(gòu)與元素周期系8第2章：分子結(jié)構(gòu)8第3章：晶體結(jié)構(gòu)4第4章：化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)8第5章：化學(xué)平衡6第6早：化學(xué)動力學(xué)基礎(chǔ)6第7章：水溶液4第8章：酸堿平衡6第9章；沉淀平衡4第10章：電化學(xué)基礎(chǔ)8第11章：配合物與配位平衡8第12章：氫和稀有氣體2第13章：鹵素6第14章：氧族元素6第15章：氮磷

3、砷6第16章：碳硅硼8第17章：非金屬元素小結(jié)4第18章：金屬通論2第19章：s區(qū)金屬5第20章：p區(qū)金屬8第21章：ds區(qū)金屬6第22章：d區(qū)金屬（一）10復(fù)習(xí)10共計144五、目錄緒論4第1章原子結(jié)構(gòu)和元素周期律4第2章分子結(jié)構(gòu)9第3章晶體結(jié)構(gòu)13第4章化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)23第5章化學(xué)平衡30第6章化學(xué)動力學(xué)基礎(chǔ)32第7章水溶液36第8章酸堿平衡41第9章沉淀平衡51第10章電化學(xué)基礎(chǔ)56第11章配合物與配位平衡66第12章氫和稀有氣體73第13章鹵素74第14章氧族元素80第15章氮磷砷87第16章碳硅硼97第17章非金屬元素小結(jié)103第18章金屬通論104第19章S區(qū)金屬105第20章P區(qū)

4、金屬109第21章ds區(qū)金屬114第22章d區(qū)金屬（一）121課程的主要內(nèi)容緒論學(xué)時1教學(xué)基本要求介紹本課程的學(xué)習(xí)內(nèi)容、目的、任務(wù)和方法。重點與難點介紹本課程的學(xué)習(xí)內(nèi)容教學(xué)內(nèi)容一、化學(xué)研究對象化學(xué)是研究物質(zhì)組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和變化的科學(xué)；無機化學(xué)研究的對象、發(fā)展和前景，化學(xué)研究內(nèi)容包括對化學(xué)物質(zhì)的（1）分類（2）合成（3）反應(yīng)（4）分離（5）表征（6）設(shè)計（7）性質(zhì)（8）結(jié)構(gòu)（9）應(yīng)用。二、化學(xué)發(fā)展簡史1、古代化學(xué)（17世紀中期）-實用和自然哲學(xué)時期（公元前后）、煉金術(shù)和煉丹時期（公元前后-公元1500年）、醫(yī)化學(xué)時期（公元1500年-1700年）、燃素學(xué)說時期（公元1700-1774年）。2、

5、近代化學(xué)（17世紀后期）-提出了質(zhì)量不滅定律、氧化理論、定比定律、倍比定律、當(dāng)量定律、原子學(xué)說、分子學(xué)說、元素周期律等一系列理論。3、現(xiàn)代化學(xué)（19世紀后期）三、學(xué)習(xí)無機化學(xué)的方法。第1章原子結(jié)構(gòu)和元素周期律學(xué)時8教學(xué)基本要求掌握氫原子光譜，玻爾原子模型；了解核外電子運動的特殊性，理解波函數(shù)和電子云圖形；掌握電子層、電子亞層、能級、能級組、電子云、原子軌道等概念，理解四個量子數(shù)的量子化條件及其物理意義；掌握近似能級圖，按照核外電子排布原理，寫出一般元素的原子電子構(gòu)型；理解原子結(jié)構(gòu)與元素周期律間的關(guān)系；掌握各類元素電子構(gòu)型的特征；掌握電離能、電子親合能、電負性等概念，了解它們與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系；通

6、過了解人類對原子結(jié)構(gòu)的認識歷史，培養(yǎng)科學(xué)的思維方法。重點與難點重點：波函數(shù)和原子軌道，四個量子數(shù)，波函數(shù)的徑向分布圖和角度分布圖，幾率密度和電子云，電子云角度分布圖。難點：波函數(shù)的徑向分布圖和角度分布圖，幾率密度和電子云，電子云角度分布圖。教學(xué)內(nèi)容1- 1原子質(zhì)量守恒定律、當(dāng)量定律、定比定律、倍比定律、道爾頓原子論。1-2相對原子質(zhì)量1. 元素：具有一定核電荷數(shù)（核內(nèi)質(zhì)子數(shù)）的原子稱為一種（化學(xué)）元素。原子序數(shù)和元素符號2. 核素：具有一定質(zhì)子數(shù)和一定中子數(shù)的原子稱為一種核素。元素J單核素元素核素f穩(wěn)定核素L多核素元素I放射性核素核素符號、質(zhì)量數(shù)，同位素和同位素豐度。同位素豐度：某元素的各種天

7、然同位素的分數(shù)組成（原子百分比）稱為同位素豐度。3. 原子質(zhì)量以原子質(zhì)量單位u為單位的某核素一個原子的質(zhì)量稱為該核素的原子質(zhì)量，簡稱原子質(zhì)量。1u=12C原子質(zhì)量的1/12。核素的質(zhì)量與12C的原子質(zhì)量的1/12之比稱為核素的相對原子質(zhì)量。4. 元素相對原子質(zhì)量（原子量）相對原子質(zhì)量測定方法元素相對原子質(zhì)量：原子量是指一種元素的1摩爾質(zhì)量對核素12C的1摩爾質(zhì)量的1/12的比值。多核素元素：指該元素的天然同位素相對原子質(zhì)量的加權(quán)平均值。相對分子質(zhì)量和式量。1-3原子的起源和演化(略)1- 4原子結(jié)構(gòu)的玻爾行星模型1. 氫原子光譜氫原子光譜，氫原子能級之間躍遷所發(fā)射或吸收的光譜。是最簡單的原子光

8、譜。到1885年已經(jīng)觀察到氫原子的14條譜線，其中較強的4條譜線H、H、HY、H在可見光區(qū)，J.J.巴耳末將它們的波長用經(jīng)驗公式表示。1890年J.R.里德堡把巴耳末寫的公式改寫成用波長的倒數(shù)表示，仍稱巴耳末公式：wv=R(1/n12-1/n22)n2n或(波數(shù))=1/入=Rh(1/n-1/n22)R或FH稱為里德堡常數(shù)，R=3.289x1015s-1，F(xiàn)H=1.097x105cm-1。以后相繼發(fā)現(xiàn)了氫原子的其他譜線系，都可以用類似的公式表示。各譜線系分別為萊曼系(1906)n1=1n2=2，3，4，巴耳末系(1885)m=2n2=3，4，5，帕邢系(1908)m=3n2=4，5，6，布拉開系

9、(1922)n1=4n2=5，6，7，2. 玻爾理論(1) 電子不是在任意軌道上繞核運動，而是在一些符合一定條件的軌道(穩(wěn)定軌道)上運動。量子化條件：P(軌道角動量)=mvr=nh/2n(2) 定態(tài)假設(shè)-基態(tài)和激發(fā)態(tài)(3) 躍遷規(guī)則：處于激發(fā)態(tài)的電子不穩(wěn)定，可以躍遷到離核較近的軌道上，這時會以光子形式放出能量，即釋放出光能。hv=EE1利用玻爾理論計算原子軌道半徑、軌道能量和里德堡常數(shù)。1-5氫原子結(jié)構(gòu)的量子力學(xué)模型1. 波粒二象性(1) 光的二象性P=mc=mc2/c=E/c=hv/c=h/入(2) 電子的波粒二象性入=h/p=h/mv(德布羅意關(guān)系式)2. 海森堡測不準原理xAph/2冗或

10、厶xh/2nm-Av4. 氫原子結(jié)構(gòu)的量子力學(xué)模型(1) 薜定諤方程(只簡單介紹公式)(2) 波函數(shù)和原子軌道(3) 幾率密度和電子云(4) 幾率密度分布的幾種表示法一電子云圖，等幾率密度面，界面圖，徑向幾率密度圖。(5) 波函數(shù)、電子云的徑向分布圖和角度分布圖，幾率徑向分布圖。5. 四個量子數(shù)(1) 主量子數(shù)n表示原子中電子出現(xiàn)幾率最大區(qū)域離核的遠近，是決定電子能量高低的重要因素。決定電子層數(shù)。(2) 角量子數(shù)I:表示原子軌道或電子云的形狀，表示同一電子層中具有不同狀態(tài)的分層，與多電子原子中的電子的能量有關(guān)。從能量角度上看，這些分層常稱為能級。EnsvEnp|x(y,z)|0。原子坐標平均每

11、個晶胞中的原子個數(shù)0,0,0(晶胞頂點)8X1/8=11/2,1/2,1/2(晶胞體心)11/2,0,1/2(晶胞面心)2X1/2=11/2,0,0(晶胞棱邊中心)4X1/4=14. 素晶胞與復(fù)晶胞晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元，分為素晶胞和復(fù)晶胞。素晶胞(P):是晶體微觀結(jié)構(gòu)中的最小基本單元，不能再小。素晶胞中的原子集合相當(dāng)于晶體微觀空間原子作周期性平移的最小集合，叫做結(jié)構(gòu)基元。體心晶胞(2倍體)，符號I;復(fù)晶胞彳面心晶胞(4倍體)，符號F;(素晶胞的多倍體)I底心晶胞(2倍體)，符號A(B、C)體心晶胞的特征是晶胞內(nèi)任一原子作體心平移原子坐標+(1/2,1/2,1/2)必得到與它完全相同的原

12、子面心晶胞的特征是可作面心平移，即所有原子均可作在其原子坐標上+1/2,1/2,0;0,1/2,1/2;1/2,0,1/2的平移而得到周圍環(huán)境完全相同的原子。底心晶胞的特征是可作底心平移，即晶胞中的原子能發(fā)生如下平移：+1/2,1/2,0,稱為C底心；+0,1/2，1/2,稱為A底心；+1/2,0，1/2，稱為B底心。底心平移是指只能發(fā)生其中一種平移。3- 314種布拉維點陣型式3-4金屬晶體1. 金屬鍵金屬晶體中原子之間的化學(xué)作用力叫做金屬鍵。金屬鍵是一種遍布整個晶體的離域化學(xué)鍵。金屬晶體是以金屬鍵為基本作用力的晶體。金屬鍵無方向性，無固定的鍵能，金屬鍵的強弱和自由電子的多少有關(guān)，也和離子半

13、徑、電子層結(jié)構(gòu)等有關(guān)。2. 原子化熱與金屬鍵金屬鍵的強度可以用原子化熱等來衡量。金屬原子化熱是指1mol金屬變成相互遠離的氣態(tài)原子時吸收的熱量。金屬原子化熱數(shù)值小時，其熔點低，質(zhì)地軟；反之則熔點高，硬度大。例如NaAl原子化熱108.4kJ?moT1326.4kJ?moT1m.p.97.5C660Cb.p.880C1800C3.電子氣理論經(jīng)典的金屬鍵理論叫做“電子氣理論”。它把金屬鍵形象地描繪成從金屬原子上“脫落”下來的大量自由電子形成可與氣體相比擬的帶負電的“電子氣”，金屬原子則“浸泡”在“電子氣”的“海洋”之中。4. 能帶理論（1）能帶理論基本要點： 金屬原子單獨存在時的能級（1s、2s、

14、2p）在n個原子構(gòu)成的一塊金屬中形成相應(yīng)的能帶（1s、2s、2p）；一個能帶就是一組能量十分接近的分子軌道，其總數(shù)等于構(gòu)成能帶的相應(yīng)原子軌道的總和。 按能帶填充電子的情況不同，可把能帶分為滿帶（價帶），空帶和導(dǎo)帶三類。以Li為例，1s22s12p,1s軌道充滿電子，故組成的能帶充滿電子，稱為滿帶。2s軌道電子半充滿，組成的能帶電子也半滿，稱為導(dǎo)帶。2p能帶中無電子，稱為空帶。 能帶與能帶之間存在能量的間隙，簡稱帶隙，又叫禁帶寬度”可分為三類：帶隙很大，帶隙不大，沒有帶隙（相鄰兩能帶在能量上重疊）。（2）能帶理論的應(yīng)用 對金屬導(dǎo)電的解釋：第一種情況：金屬具有部分充滿電子的能帶，即導(dǎo)帶，在外電場作

15、用下，導(dǎo)帶中的電子受激，能量升高，進入同一能帶的空軌道，沿電場的正極方向移動，同時，導(dǎo)帶中原先充滿電子的分子軌道因失去電子形成帶正電的空穴，沿電場的負極移動，引起導(dǎo)電。第二種情況：金屬的滿帶與空帶或滿帶與導(dǎo)帶之間沒有帶隙，是重疊的，電子受激從滿帶進入重疊著的空帶或者導(dǎo)帶，引起導(dǎo)電。 解釋導(dǎo)體、半導(dǎo)體和絕緣體以及其它性質(zhì)。5金屬晶體的特點一導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性、延展性、具有金屬光澤。6金屬晶體的堆積模型把金屬晶體看成是由直徑相等的圓球狀金屬原子在三維空間堆積構(gòu)成的模型叫做金屬晶體的堆積模型。（1）體心立方堆積金屬原子分別占據(jù)立方晶胞的頂點位置和體心位置，空間占有率68.02%（2）簡單立方堆積金屬原子

16、只占據(jù)立方晶胞的頂點位置，空間占有率52.36%,是不穩(wěn)定的堆積方式。（3）六方最密堆積金屬原子是ABAB堆積方式，在第一層中，最緊密的堆積方式，是一個球與周圍6個球相切，在中心的周圍形成6個凹位。第二層是將球?qū)实谝粚拥?, 3,5位（或?qū)?,4，6位）。第三層是將球?qū)实谝粚拥那?，于是每兩層形成一個周期，形成六方緊密堆積。（4）.面心立方最密堆積第一、二層中堆積方式和六方最密堆積相同，第三層是將球?qū)实谝粚拥?, 4,6位，不同于AB兩層的位置，這是C層。第四層再排A，于是形成ABCABC三層一個周期。3-5離子晶體1. 離子（1）離子電荷與價電子層構(gòu)型：2er構(gòu)型、8e構(gòu)型（s區(qū)、p區(qū)

17、及部分d區(qū)原子）離子價電子層構(gòu)型彳18e構(gòu)型、（18+2）e構(gòu)型（ds區(qū)、p區(qū)原子）（9-17）e構(gòu)型（d區(qū)原子）（2）離子半徑一以正負離子核間距計算離子半徑（d=+r2）離子半徑變化規(guī)律：同族元素相同電荷數(shù)的離子半徑自上而下依次增大；同周期主族元素從左到右隨正離子電荷數(shù)增大，離子半徑依次減??；同一元素形成不同電荷正離子時，高價離子半徑小于低價離子半徑；周期表中處于相鄰族的左上方和右下方斜對角線上的正離子半徑近似相等。如N/和CaT。（3）離子的極化作用與變形性：在離子產(chǎn)生的電場作用下，使帶有異號電荷的相鄰離子的電子云發(fā)生變形，這一現(xiàn)象稱離子極化。離子本身帶有電荷，故當(dāng)離子靠近時，必然會使其它

18、離子或原子的電子云發(fā)生形變，產(chǎn)生誘導(dǎo)電場。同時，離子本身的電子云在與其它離子接近時也會產(chǎn)生形變。故任何離子都會極化其它離子，同時又會被其它離子所極化而變形。離子極化的強弱決定于離子的極化力和變形性。極化力是指離子產(chǎn)生的電場強度，主要取決于離子的電荷一電荷高極化力大；離子的半徑一半徑小極化力大；離子的電子構(gòu)型：18e，(18+2)e(9-17)e8e。變形性是指離子在電場的作用下，電子云發(fā)生變形的難易，主要取決于離子電荷一負離子電荷高變形性大，正離子電荷高變形性小；離子的半徑一簡單離子半徑大變形性大，復(fù)雜陰離子的變形性通常不大，而且離子對稱性高，中心原子氧化數(shù)又高的離子，其吸引電子能力強，故變形

19、性小。CI04-F-NO-OH-CN-vCl-Br-8e。(4) 相互極化作用(或附加極化作用)由于陰離子的極化作用一般不顯著，陽離子的變形性又較小，所以通常只考慮陽離子對陰離子的極化作用。但是當(dāng)陽離子也容易變形時，往往會引起陰、陽離子相互的附加極化效應(yīng)，從而加強了它們之間的引力。(5) 離子的極化率。(6) 離子極化對化合物性質(zhì)的影響 化學(xué)鍵一離子間相互極化的結(jié)果，使正負離子的電子云發(fā)生變形而導(dǎo)致原子軌道部分重疊，即離子鍵向共價鍵過渡，極化作用增強，鍵的共價性增強。女口Na2O、MgO、AI2O3、Si02，隨電荷數(shù)增加，離子極化能力加強，到Si02已由離子晶體過渡為共價型的原子晶體；而P2

20、O5、SO3、CI2O7則屬于分子晶體。 化合物的熔、沸點一隨極化作用增強，晶型由離子晶體逐漸變?yōu)榉肿泳w，熔點依次降低。 顏色一離子極化使價層電子能級差降低，光譜紅移，顏色加深。如NiCl2、NiBr2、Nil2的顏色分別為黃褐色、棕色和黑色。ZnS、CdS、HgS顏色分別為白色、黃色和紅(黑)色。 溶解度降低一離子的相互極化導(dǎo)致離子鍵向共價鍵過渡，使化合物在水中的溶解度變小。由于偶極水分子的吸引，離子鍵結(jié)合的無機化合物一般可溶于水，而共價型的無機晶體難溶于水。 晶格類型極化使陽離子部分進入陰離子電子云(共價)，降低陰陽離子半徑之比，從而降低配位數(shù)。如CdS陰、陽離子半徑比為0.53，應(yīng)屬于

21、NaCI型，但實際為ZnS型。2. 離子鍵離子鍵理論：由于原子間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成正、負離子，并通過靜電作用而形成的化學(xué)鍵就叫離子鍵。離子鍵的形成及其能量變化。離子鍵的特征與本質(zhì)：離子鍵沒有方向性和飽和性，鍵的離子性與元素的電負性有關(guān)，用離子性百分數(shù)來表示鍵的離子性和共價性的相對大小。若兩原子電負性差值(XA-XB)1.7,貝U形成離子鍵；若XA-XBV1.7，貝U形成共價鍵。3. 晶格能離子鍵的強度可用鍵能和晶格能表示。(1) 鍵能一指1mol氣態(tài)離子鍵分子”變成氣態(tài)中性原子所吸收的能量，用Ei表示。鍵能Ei越大，表示離子鍵越強。NaCI(g)Na(g)+Cl(g)Ei=450kJ/mol(

22、2) 晶格能一指將1mol離子晶體里的正負離子完全氣化而遠離所需要吸收的能量，用U表示。晶格能U越大，離子鍵越強。NaCl(s)Na+(g)+C(g)U=786kJ/mol(3) 影響晶格能的因素一離子的電荷(晶體結(jié)構(gòu)類型相同時)，電荷越高，晶格能越大，例：U(NaCI)U(CaO)。(4) 晶格能對物質(zhì)性質(zhì)的影響晶格能U越大，晶體中的離子鍵越強，晶體的熔點越高，硬度越大。晶格能大小還影響離子晶體在水中的溶解度、溶解熱等性質(zhì)。(5) 晶格能計算一利用玻恩-哈伯循環(huán)法進行計算。4. 離子晶體結(jié)構(gòu)模型(1) 概述最典型的五種類型的離子晶體是NaCI型，CsCI型，ZnS型（閃鋅礦型）,CaF2型（

23、螢石型）和CaTiO3型（鈣鈦礦型）。許多離子晶體的結(jié)構(gòu)都可以看作是某種典型結(jié)構(gòu)的類型或它的相關(guān)型。離子晶體的結(jié)構(gòu)可通過5個角度分析：a.晶胞類型；b.離子坐標；c.堆積填隙模型；d.配位多面體模型；e.對稱性。（2）AB型化合物的離子半徑比與配位數(shù)和晶體構(gòu)型的關(guān)系半徑比r+/r-配位數(shù)晶體構(gòu)型晶格類型配位多面體類型實例0.225-0.4144ZnS型面心立方四面體ZnS,ZnO,BeO，BeS，CuCl0.414-0.7326NaCl型面心立方八面體NaCl，KCl，NaBr，LiF,CaO,MgO，CaS,BaS0.732-18CsCl型簡單立方立方體CsCl,CsBr,CsI,NH4CI

24、,Tl（3）離子晶體的堆積填隙模型堆積-填隙模型是指離子晶體中的大離子（經(jīng)常是陰離子）先在空間盡可能密地堆積起來，然后，小離子（經(jīng)常是陽離子）填入堆積球之間的空隙。按照金屬晶體里金屬原子的空間堆積方式，把金屬離子換成大離子，就得到離子晶體的堆積模型，然后電性相反的小離子填入堆積球的空隙中，就得到離子晶體的堆積-填隙模型。簡單立方堆積只存在立方體空隙（CN=8），如果所有立方體空隙都被小離子填滿（填隙率100%）,大小離子個數(shù)比為1:1，這就是CsCI的堆積填隙模型。面心立方堆積存在八面體空隙（CN=6）和四面體空隙（CN=4）。堆積球與八面體空隙、四面體空隙之比是448=1:1:2。NaCI的

25、堆積-填隙模型是氯離子作面心立方堆積，鈉離子作八面體填隙，填隙率100%;CaF2的堆積-填隙模型是鈣離子作面心立方堆積，氟離子作四面體填隙，填隙率100%;ZnS的堆積-填隙模型是硫離子作面心立方堆積，鋅離子作四面體填隙，填隙率50%;鈣鈦礦結(jié)構(gòu)是氧和鈣混合作面心立方堆積，鈦離子作八面體填隙，填隙率25%。5離子晶體的特點：(1) 離子晶體中不存在單個分子。(2) 導(dǎo)電性：在水溶液中或熔融態(tài)時能導(dǎo)電。(3) 熔點、沸點較高：正負離子間的靜電作用力較強。(4) 硬度高：因離子鍵強度大。(5) 延展性差：受外力沖擊時，易發(fā)生錯位，使帶同種電荷離子相切，彼此排斥，離子鍵失去作用，晶體破碎。3-6分

26、子晶體和原子晶體1. 分子晶體分子晶體是指有限數(shù)量的原子構(gòu)成的電中性分子為結(jié)構(gòu)基元，以分子間力相互作用形成的晶體。分子之間的作用力比化學(xué)鍵弱，分子晶體一般具有較低的熔點、沸點和硬度。分子晶體在固態(tài)和熔融態(tài)時不導(dǎo)電，強極性的分子型晶體溶于水中能導(dǎo)電。2. 原子晶體原子晶體是以具有方向性、飽和性的共價鍵為骨架形成的晶體。原子晶體的晶格結(jié)點上排列著中性原子，原子間以共價鍵相結(jié)合。在晶體中沒有獨立的小分子，晶體有多大，分子就多大。具有較高的熔點、沸點和硬度。通常情況下不導(dǎo)電。但硅、碳化硅等半導(dǎo)體，可有條件的導(dǎo)電。第4章化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)學(xué)時8教學(xué)基本要求掌握狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)，焓和焓變的概念，自由能和熵及它們

27、的變化的初步概念。會應(yīng)用蓋斯定律進行計算。會從物質(zhì)的熱力學(xué)函數(shù)表中查fH0、fG0和S,并用于計算在標準狀態(tài)時反應(yīng)的焓變、自由能變和熵變；初步學(xué)會用自由能變化來判斷化學(xué)反應(yīng)的方向；理解化學(xué)反應(yīng)等溫式的含義，會應(yīng)用其求算厶rG和平衡常數(shù)K;根據(jù)吉布斯-亥姆霍茲公式理解G與厶H及厶S的關(guān)系，會判斷反應(yīng)方向并能分析溫度對化學(xué)反應(yīng)自發(fā)性的影響。重點與難點重點：熱力學(xué)第一定律和熱化學(xué)：焓、焓變、反應(yīng)熱、恒容和恒壓反應(yīng)熱；熱化學(xué)方程式，蓋斯定律及其應(yīng)用；吉布斯亥姆霍茲公式：G=AH-TS公式，化學(xué)反應(yīng)等溫式。難點：熱化學(xué)方程式，蓋斯定律及其應(yīng)用；熵、自由能；吉布斯-亥姆霍茲公式：AG=AH-TAS公式。教

28、學(xué)內(nèi)容4- 1化學(xué)熱力學(xué)研究對象4-2基本概念4-2-1.體系（系統(tǒng)）與環(huán)境體系（系統(tǒng)）：我們研究的對象，稱為體系環(huán)境：體系以外的其它部分，稱為環(huán)境，按照體系和環(huán)境之間的物質(zhì)、能量的交換關(guān)系，將體系分為三類：1. 敞開體系：既有物質(zhì)交換，也有能量交換2. 封閉體系：無物質(zhì)交換，有能量交換3. 孤立體系：既無物質(zhì)交換，也無能量交換.環(huán)境溫度、環(huán)境壓力。4- 2-2.物質(zhì)的量物質(zhì)的量，摩爾和摩爾質(zhì)量，物質(zhì)的量分數(shù)。4- 2-3.氣體1. 氣體狀態(tài)方程：理想氣體的基本假定(1)忽略氣體分子的自身體積，將分子看成是有質(zhì)量的幾何點(質(zhì)點).(2)碰撞，包括分子與分子、分子與器壁之間的碰撞，是完全彈性碰撞

29、-無動能損耗.分子間作用力被忽略。在高溫和低壓下，實際氣體接近理想氣體。氣體壓力的產(chǎn)生-氣體的壓力是指氣體分子對器壁的作用力。它是分子對器壁碰撞的結(jié)果。理想氣體狀態(tài)方程：由Byele定律：n,T一定時，ViPi=V2R；Gay-Lussac定律：n,P一定時，WNE；Avogadro定律：P,T一定時，W2=m/n2；綜合上三式：則有：PV=nRT,其中R為氣體摩爾常數(shù)，R=3.14KPaLmol-1k2. 分壓定律和擴散定律，分壓力和分體積，氣態(tài)物質(zhì)分子量的測定。(1) .混合氣體與組分氣體由兩種或兩種以上的氣體混合在一起，組成的體系，稱為混合氣體，組成混合氣體的每種氣體，都稱為該混合氣體的

30、組分氣體。(2) 總體積與分壓混合氣體所占有的體積稱為總體積，用V總表示.當(dāng)某組分氣體單獨存在，且占有總體積時，其具有的壓強，稱為該組分氣體的分壓，用Pi表示.且有關(guān)系式:PiV總=niRT(3) 體積分數(shù)V/V總稱為該組分氣體的體積分數(shù).(4) 分壓定律一一分壓與總壓的關(guān)系混合氣體的總壓等于各組分氣體的分壓之和即：此定律為道爾頓分壓定律。理想氣體混合時，由于分子間無相互作用，故在容器中碰撞器壁產(chǎn)生壓力時，與獨立存在時是相同的，亦即在混合氣體中，組分氣體是各自獨立的這是分壓定律的實質(zhì)（5）組分氣體的分壓等于總壓與該組分氣體的摩爾分數(shù)之積.5. 相6. 熱力學(xué)溫度和熱力學(xué)標準態(tài)7. 熱與功熱，體

31、積功和非體積功，體積功（氣體膨脹功）-等壓膨脹、自由膨脹、分次膨脹和可逆膨脹。8. 狀態(tài)與過程、狀態(tài)函數(shù)（1）狀態(tài)：由一系列表征體系性質(zhì)的物理量所確定下來的體系的一種存在形式，稱為體系的狀態(tài).（2）狀態(tài)函數(shù)：確定體系狀態(tài)的物理量，是狀態(tài)函數(shù).狀態(tài)一定，則體系的狀態(tài)函數(shù)一定.體系的一個或幾個狀態(tài)函數(shù)發(fā)生了變化，則體系的狀態(tài)也要發(fā)生變化.始態(tài)和終態(tài)：體系變化前的狀態(tài)為始態(tài)；變化后的狀態(tài)為終態(tài)，始態(tài)和終態(tài)一經(jīng)確定，則狀態(tài)函數(shù)的改變量是一定的。（3）過程：體系的狀態(tài)發(fā)生變化，從始態(tài)到終態(tài)，我們說經(jīng)歷了一個熱力學(xué)過程.簡稱過程。若體系在恒溫條件下發(fā)生了狀態(tài)變化，我們說體系的變化為“恒溫過程”，同樣理解“

32、恒壓過程”，“恒容過程”.若體系變化時和環(huán)境之間無熱量交換，則稱為之“絕熱過程”，又如可逆過程、化學(xué)變化過程、自發(fā)過程和非自發(fā)過程等。（4）途徑：完成一個熱力學(xué)過程，可以采取不同的方式.我們把每種具體的方式，稱為一種途徑.過程著重于始態(tài)和終態(tài)；而途徑著重于具體方式。狀態(tài)函數(shù)的改變量，取決于始終態(tài)，與途徑無關(guān)。（5）體積功和P-V圖化學(xué)反應(yīng)過程中，經(jīng)常發(fā)生體積變化.體系反抗外壓改變體積，產(chǎn)生體積功。外壓P外對體系的體積V做圖，得到的曲線叫P-V線，P-V線下覆蓋的面積可表示體積功W的數(shù)值。W=RV4-3熱力學(xué)第一定律1. 熱力學(xué)能(內(nèi)能)-體系內(nèi)一切能量的總和叫做體系的熱力學(xué)能(U)。2. 熱力

33、學(xué)第一定律一某體系由狀態(tài)I變化到狀態(tài)II,在這一過程中體系吸熱Q,做功(體積功)W,體系的內(nèi)能改變量用U表示,則有：U=Q-W,即體系的內(nèi)能變化量等于體系從環(huán)境吸收的熱量減去體系對環(huán)境所做的功.顯然，熱力學(xué)第一定律的實質(zhì)是能量守恒。4- 4熱化學(xué)把熱力學(xué)第一定律具體應(yīng)用于化學(xué)反應(yīng)中，討論和計算化學(xué)反應(yīng)的熱量變化，這門學(xué)科稱為熱化學(xué)。1. 化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)當(dāng)生成物的溫度恢復(fù)到反應(yīng)物的溫度時，化學(xué)反應(yīng)中所吸收或放出的熱量，稱為化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)，簡稱反應(yīng)熱或反應(yīng)焓。(1) 恒容反應(yīng)熱一在恒容反應(yīng)中體系所吸收的熱量，全部用來改變體系的內(nèi)能.即厶U=Qv用彈式量熱計測定Qv,Qv=AT(G+C)T-溫度升

34、高值，Ci、C2-分別為水的熱容和裝置的熱容。廠摩爾熱容，摩爾等壓熱容Cp,m(JK1mol-1)熱容Yl摩爾等容熱容Cv,m(JK1mol-1)比熱容：1kg物質(zhì)升高1K所吸收的熱量(JK1kg1)(2) 恒壓反應(yīng)熱一在恒壓反應(yīng)中體系所吸收的熱量，全部用來改變體系的熱焓.即Qp=AU+PAV=ULU1+PV2-P1V1=(L2+F2V2)-(U+PVJ令H=U+PV則Qp=AH(3) 反應(yīng)進度設(shè)有化學(xué)反應(yīng)VaA+vbB=VgG+vHH式中V為各物質(zhì)的計量數(shù)，反應(yīng)未發(fā)生時各物質(zhì)的物質(zhì)的量分別為n,反應(yīng)進行到t時刻，各物質(zhì)的量分別為n：則反應(yīng)進度E定義為：E=no(A)-n(A)/va=no(B

35、)-n(B)/vb=n。(G)-n(G)/vd=n(H)-n(H)/vh(4) Qp和Qv的關(guān)系Qp=Qv+AnRT,rHm=ArH/,rHm表示某反應(yīng)按所給定的反應(yīng)方程式進行1mol反應(yīng)(即E=1mol)時的焓變。則ArHm=ArUm+AvRT,Av(An)是反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的計量數(shù)的改變值。2. 蓋斯定律(1) 熱化學(xué)方程式一表示出反應(yīng)熱效應(yīng)的化學(xué)方程式叫做熱化學(xué)方程式。書寫注意：注明反應(yīng)條件(如在298K和1.013x105Pa下進行可不注明)，注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)或晶型，方程式中的配平系數(shù)只表示計量數(shù)，不表示分子數(shù)，可用分數(shù)，但計量數(shù)不同，同一反應(yīng)的熱效應(yīng)不同。(2) 蓋斯定律一個化學(xué)反

36、應(yīng)若能分解成幾步來完成，總反應(yīng)的焓變ArH等于各步分反應(yīng)的焓變ArHi之和(或一個化學(xué)反應(yīng)，不論是一步完成，還是分數(shù)步完成，其熱效應(yīng)是相同的)。3. 生成熱(1) 生成熱的定義：某溫度下，由處于標準態(tài)的各種元素的指定單質(zhì)，生成標準態(tài)的1mol某物質(zhì)時的熱效應(yīng)，叫做該物質(zhì)的標準摩爾生成熱。簡稱標準生成熱(或生成熱)，用符號A舊斥表示。處于標準狀態(tài)下的各元素的最穩(wěn)定單質(zhì)的AfHm=0o(2) 標準狀態(tài)：固體或液體純相，其標準狀態(tài)是X=1(摩爾分數(shù))；溶液中的物質(zhì)A，其標準狀態(tài)是m=1mol-kg1;氣相物質(zhì)，其標準狀態(tài)是pi=1.013x105Pa。(3) 標準生成熱的應(yīng)用ArHm=2viAfHm

37、(生成物)-藝viAfHm(反應(yīng)物)4. 燃燒熱在1.013x105Pa壓強下,1mol物質(zhì)完全燃燒時的熱效應(yīng),叫做該物質(zhì)的標準摩爾燃燒熱.簡稱標準燃燒熱(或燃燒熱).用符號AcHm表示。對于燃燒熱終點的規(guī)定，必須嚴格:C:CO（g）H:H20（l）S:SO（g）N:NG（g）Cl:HCI（aq）應(yīng)用：rHm=2vicHm（反應(yīng)物）-藝vicHm（生成物）5. 從鍵能估算反應(yīng)熱化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)，是反應(yīng)物分子中化學(xué)鍵的斷裂與生成物分子中化學(xué)鍵的形成.這些舊鍵斷裂和新鍵形成過程的熱效應(yīng)的總結(jié)果，則是反應(yīng)熱.故通過鍵能可以估算反應(yīng)熱。4-5化學(xué)反應(yīng)的方向1. 熵（S）（1）狀態(tài)函數(shù)熵一熱力學(xué)上把描述體

38、系混亂度的狀態(tài)函數(shù)叫做熵。S=kln表示微觀狀態(tài)數(shù)，k=1.38x10-23JK1（Boltzmann常數(shù)）微觀狀態(tài)數(shù)越多，表明體系狀態(tài)的混亂度越大，熵值越大。對于可逆途徑：S=Qr/T,熵變?yōu)榭赡嫱緩降臒釡厣?。?）熱力學(xué)第三定律和標準熵在0K時任何完整晶體中的原子或分子只有一種排列形式，即只有唯一的微觀狀態(tài)，其熵值為零。稱為熱力學(xué)第三定律。從熵值為零變化到p=100kpa和某溫度T,這個過程的熵變值為物質(zhì)在標準狀態(tài)下的摩爾絕對熵值，簡稱標準熵Sm?；瘜W(xué)反應(yīng)的標準摩爾熵變：rSm=2viSm（生成物）-2viSm（反應(yīng)物）（3）對過程熵變情況的估計同一物質(zhì)：S（氣）S（液）S（固），溫度越高

39、熵值越大。聚集態(tài)相同時，復(fù)雜分子比簡單分子熵值大；結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量大的熵值大。化學(xué)反應(yīng)趨向于熵值的增加，即趨向于rS0。2. 吉布斯自由能（G）（1）吉布斯自由能判據(jù)-GW非G是體系所具有的在等溫等壓下做非體積功的能力。反應(yīng)過程中G的減少量-G是體系做非體積功的最大限度，當(dāng)過程以可逆方式進行時，等式成立，W非最大。等溫等壓下不做非體積功的化學(xué)反應(yīng)的判據(jù)為： G0,反應(yīng)不能進行。等溫等壓下，體系的吉布斯自由能減小的方向是不做非體積功的化學(xué)反應(yīng)進行的方向。（2）標準生成吉布斯自由能某溫度下，由處于標準態(tài)的各種元素的最穩(wěn)定（指定）單質(zhì)，生成1mol某物質(zhì)的自由能改變量，叫做這種溫度下該物

40、質(zhì)的標準摩爾生成吉布斯自由能，簡稱生成自由能.用厶fGm表示，處于標準狀態(tài)下的各元素的最穩(wěn)定單質(zhì)的 fGnn=0o則化學(xué)反應(yīng)的標準摩爾反應(yīng)自由能變化為： rGm=2vifGm（生成物）-藝vifGm（反應(yīng)物）吉布斯-亥姆霍茲方程：rcm9=rHm0-Trsm熱力學(xué)分解溫度：T品/rSm0，恒壓下溫度對反應(yīng)自發(fā)性的影響:種類HS&H-TS討論1-+-在任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進行2+-+在任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進行3+低溫+,咼溫-反應(yīng)只在咼溫下能自發(fā)進行4-低溫-，咼溫+反應(yīng)只在低溫下能自發(fā)進行第5章化學(xué)平衡學(xué)時6教學(xué)基本要求掌握化學(xué)平衡的概念，理解平衡常數(shù)的意義；掌握有關(guān)化學(xué)平衡的計算；熟悉有關(guān)

41、化學(xué)平衡移動原理及其應(yīng)用。重點與難點重點：化學(xué)平衡常數(shù)難點：有關(guān)化學(xué)平衡常數(shù)的計算教學(xué)內(nèi)容5- 1化學(xué)平衡狀態(tài)可逆反應(yīng)和化學(xué)平衡，化學(xué)平衡的意義。所謂化學(xué)平衡狀態(tài)就是在可逆反應(yīng)體系中，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等時反應(yīng)物和生成物的濃度不再隨時間而改變的狀態(tài)。5- 2平衡常數(shù)1. 經(jīng)驗（實驗）平衡常數(shù)對任一可逆反應(yīng)：aA+bB=gG+hH在一定溫度下達到平衡時：Kc=GgHh/AaBb，對于氣相反應(yīng)：Kp=pggphh/papbb書寫平衡常數(shù)表達式時，不要把反應(yīng)體系中純固體、純液體以及稀溶液中的水的濃度寫進去。多重平衡規(guī)則：反應(yīng)方程式相加（減），則平衡常數(shù)相乘（除）2. 轉(zhuǎn)化率一平衡時已轉(zhuǎn)化的反應(yīng)物量占該反應(yīng)物起始總量的百分比。A3. 標準平衡常數(shù)（K）對可逆反應(yīng)aA(aq)+Bb(aq)=gG(aq)+hH(aq)則標準平衡常數(shù)K=(G/c9)g(H/