無機化學涉及的內容

一、無機化學涉及的內容3、物質結構：原子結構、分子結構、配合物結構1、化學變化的宏觀規(guī)律：熱力學第一、第二、第三定律。2、用宏觀規(guī)律處理四大平衡體系：化學平衡（酸堿平衡，沉淀平衡，氧化還原平衡和配位平衡）4、元素及其主要化合物的性質

§2-1化學反應中的能量關系

(熱力學第一定律與熱化學)一、基本概念1、系統(tǒng)和環(huán)境：（1）系統(tǒng)：把所研究的物質或空間（研究對象）稱為系統(tǒng)或體系。（2）環(huán)境：體系以外對體系產(chǎn)生影響的部分根據(jù)系統(tǒng)與環(huán)境之間的物質和能量交換情況：（1）封閉系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間只有能量交換而無物質交換（主要研究系統(tǒng)）（2）敞開系統(tǒng)：既有能量交換又有物質交換（3）孤立系統(tǒng)：既無能量交換又無物質交換

二、本學期學習內容第一章氣體（自學）（理想氣體狀態(tài)方程；道爾頓分壓定律）第二章化學反應的方向第三章化學反應的限度第五章酸堿平衡第七章沉淀溶解平衡第九章氧化還原反應及電化學基礎

三、學習方法1.課前預習：在上課以前，把下一次課的內容先粗略的看一遍，把自己看不懂的內容做上記號，有時間再認真的看一遍，如果仍看不懂，做好記錄，等待課堂解決。2.上課：根據(jù)課前預習的難度，對較難理解的部分認真聽講，理解教師的分析思路，學習思考問題和解決問題的方法。3.復習：對在課堂上沒有弄懂的問題在課間問教師，下課后對整個課堂內容復習一次并作好復習筆記。按時完成作業(yè)。四、成績評定：期末考試成績70%，平時成績30%第二章化學反應的方向

(化學熱力學基礎)化學熱力學是研究化學反應過程中能量變化規(guī)律的一門科學。其基礎主要是熱力學第一定律和熱力學第二定律：（1）化學反應中能量是如何轉化的（2）化學反應朝著什么方向進行

§2-1化學反應中的能量關系

(熱力學第一定律與熱化學)一、基本概念1、系統(tǒng)和環(huán)境：（1）系統(tǒng)：把所研究的物質或空間（研究對象）稱為系統(tǒng)或體系。（2）環(huán)境：體系以外對體系產(chǎn)生影響的部分根據(jù)系統(tǒng)與環(huán)境之間的物質和能量交換情況：（1）封閉系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間只有能量交換而無物質交換（主要研究系統(tǒng)）（2）敞開系統(tǒng)：既有能量交換又有物質交換（3）孤立系統(tǒng)：既無能量交換又無物質交換2、狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)（1）狀態(tài)：是系統(tǒng)所有化學性質和物理性質的綜合表現(xiàn)?？捎梢幌盗械奈锢砹縼頉Q定。例如：氣體：p、V、T及各組分的物質的量（2）狀態(tài)函數(shù)：決定體系狀態(tài)的物理量狀態(tài)函數(shù)有特征，狀態(tài)一定值一定，殊途同歸變化等，周而復始變化零。（?。┍憩F(xiàn)系統(tǒng)“質”的特征，稱為系統(tǒng)的強度性質如：T、組成（沒有加和性）（ⅱ）表現(xiàn)系統(tǒng)“量”的特征，稱為系統(tǒng)的廣度性質如：V（有加和性）熱力學狀態(tài)函數(shù)（熱力學函數(shù)）：U、H、S、G3、過程和途徑：（1）過程：若體系的狀態(tài)發(fā)生變化，從始態(tài)到終態(tài)，體系經(jīng)歷了一個熱力學過程。

(1)恒壓過程：體系與環(huán)境壓力相同且恒定不變的過程。p=p外(2)恒容過程：體系體積恒定不變的過程。dV=0

(恒溫過程,絕熱過程,可逆過程,不可逆過程)

（2）途徑：體系經(jīng)歷一個過程，可以采取多種不同的方式，每一種具體的方式稱為途徑。0.5×105Pa4×10-3m32×105Pa1×10-3m31×105Pa2×10-3m34×105Pa0.5×10-3m3始態(tài)終態(tài)A途徑B途徑二、熱力學第一定律1、熱力學能（內能）：體系內一切能量的總和，用U表示。只要過程的始、終態(tài)確定，則△U一定2、熱和功（單位：J或kJ）（1）熱：把由于溫度不同而在體系和環(huán)境之間傳遞的能量，稱為熱，用“Q”表示。在熱力學中規(guī)定：體系從環(huán)境中吸熱，Q＞0，為正值體系向環(huán)境中放熱，Q＜0，為負值（2）功：除熱以外其它形式傳遞的能量，用“W”表示。在熱力學中規(guī)定：體系對環(huán)境做功，W＜0，為負值環(huán)境對體系做功，W＞0，為正值主要指體積功。

3、熱力學第一定律（1）熱力學第一定律：即能量守恒定律（2）數(shù)學表達式：對于封閉系統(tǒng)狀態(tài)Ⅰ狀態(tài)Ⅱ△U=Q+W例：體系在某一過程中吸收了50kJ的熱，做了30kJ的功，即Q=＋50kJW=-30kJ△U體系

=Q+W=50kJ–30kJ=20kJ△U環(huán)境=Q+W=（-50kJ）+（30kJ）=-20kJ則△U體系

+△U環(huán)境

=0

三、焓設一封閉體系在變化過程中只做體積功，則

△U=Q+W（W：體積功）1、若體系變化是恒容過程（V不變）W=0∴△U=QVQV表示恒容過程中的熱量。該式表示在不做體積功的條件下體系在恒容過程中吸收的熱量全部用來增加體系的內能。2、若體系變化是恒壓過程，p為定值，V1V2FLF=p·SW=p·S·L=p△V△U=QP+W=QP–p(V2–V1)U2–U1=QP–p(V2–V1)QP=(U2+pV2)–(U1+pV1)H=U+pV焓△H=H2–H1=QP對于一封閉體系在恒壓和不做其他功的條件下，體系變化所吸收的熱量全部用以體系焓增加四、化學反應熱效應熱化學：把熱力學第一定律具體應用于化學反應，討論和計算化學反應熱量問題的學科。1、化學反應熱效應：物質在發(fā)生化學反應時，通常伴隨放熱或吸熱?；瘜W反應時，如果系統(tǒng)只做體積功，那么當反應終了的溫度恢復到反應前的溫度時，系統(tǒng)所吸收或放出的熱量，稱為該反應的反應熱效應或反應熱。恒容熱效應：QV表示，QV=△U恒壓熱效應：QP表示，QP=△H熱效應值的正負號與熱力學中的規(guī)定一致。2、標準摩爾反應焓(變)（1）熱化學標準態(tài)：溫度為T時，氣體：處于標準壓力pθ下的理想氣體，

pθ=100kPa

液體或固體：處于標準壓力下的純液體或純固體。（2）標準反應焓：△rHθ（3）標準摩爾反應焓：△rHmθ（kJ/mol）

對于任意反應eE+fF=gG+rR，若各物質的溫度相同，且均處于熱化學標準狀態(tài)，則gmolG和rmolR的焓與emolE和fmolF的焓之差，稱為該反應在該溫度下的標準摩爾反應焓（反應熱）。

3、熱化學方程式標出反應熱效應的化學方程式稱為熱化學方程式。例如：下列反應中的各物質在熱化學標準態(tài)及298K下的熱化學方程式為：C(s)+O2(g)=CO2(g)，rHmθ=-394.4kJ·mol-1H2(g)+O2(g)=H2O(l)，rHmθ=-285.85kJ·mol-1H2O(g)=H2(g)+O2(g)，rHmθ=241.84kJ·mol-1

1212(4)在rHmθ后面的括號中注明反應溫度。如果溫度為T，則寫成rHmθ(T)；如果溫度為298K，可以不注明。(3)rHmθ與化學計量方程式用逗號或分號隔開(2)注明參與反應的各物質的聚集態(tài)、溫度和壓力。若壓力為Pθ，溫度為298K，則習慣上只注明聚集態(tài)，用g、l、s表示(1)寫出化學計量式書寫熱化學方程式時應注意以下幾點：

C(s)+O2(g)=CO2(g)，rHmθ=-394.4kJ·mol-112C(s)+O2(g)=CO(g)，rHmθ=?C(s)+O2(g)CO2(g)CO(g)+O2(g)12rHm,2θrHm,1θrHm,3θ4、蓋斯定律一個化學反應不論是一步完成，還是分幾步完成，其總的熱效應是相等的。這就是蓋斯定律。(1840年瑞士籍的俄國化學家)用彈式量熱計可以測出rHm,1θ

和rHm,3θ

的值，這樣就可以求出rHm,2θrHm,1θ=rHm,2θ

+rHm,3θrHm,2θ=rHm,1θ-rHm,3θ=(-394.4)-(-283.9)=-110.5kJ·mol-1

根據(jù)蓋斯定律及H為狀態(tài)函數(shù)，熱化學方程可以像解代數(shù)方程一樣相加或相減。例如：

C(s)+O2(g)=CO2(g)，rHm,1θ=-394.4kJ·mol-1-)CO(g)+O2(g)=CO2(g)，rHm,3θ=-283.9kJ·mol-112C(s)+O2(g)=CO(g)，rHm,2θ

=-110.5kJ·mol-1

12

五、化學反應的摩爾焓變QP=H2–H1

1、物質的標準摩爾生成焓（1）定義：在標準態(tài)某溫度下，由最穩(wěn)定單質生成1mol化合物時的標準摩爾反應焓，稱為該物質的標準摩爾生成焓。用△fHmθ(T)，單位kJ/mol。例：298K標準態(tài)下：

H2（g）+1/2O2(g)=H2O(g),△rHmθ=-241.83kJ/mol△fHm[H2O(g)]θ=△rHmθ=-241.83kJ/mol按定義：最穩(wěn)定單質的

△fHmθ(T)=0最穩(wěn)定單質：C—石墨，S—正交硫，Sn—白錫H2，O2，N2，Cl2最穩(wěn)定狀態(tài)是氣態(tài)，Br2是液態(tài)（2）物質的△fHmθ的應用：如何由△fHmθ—△rHmθ

反應物生成物△rHmθ參加反應的各單質ⅡⅢⅠ∑△fHmθ(生成物)∑△fHmθ(反應物)∑△fHmθ(反應物)+△rHmθ=∑△fHmθ(生成物)△rHmθ=∑△fHmθ(生成物)-∑△fHmθ(反應物)CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H2O(l)C(石墨）+2H2(g)+2O2(g)rHmθH1θ

H2θ

rHmθ=fHmθ(CO2,g)+2fHmθ(H2O,l)-fHmθ(CH4,g)=-393.51+2×(-285.85)-(-74.85)=-890.36kJ·mol-1

通過這個例子可以得到，對于任意一個反應

eE+fF=gG+rR有：

rHmθ=gfHmθ(G)+rfHmθ(R)-efHmθ(E)-ffHmθ(F)

§2-2熱力學第二定律與化學反應方向一、自發(fā)過程

1、自發(fā)過程：在一定條件下，不借助任何外力可以自動進行的過程。2、自發(fā)過程的特點：（1）自發(fā)過程具有方向性。（2）自發(fā)過程有一定的限度。（3）進行自發(fā)過程的體系具有做有用功（非體積功）的本領。二、混亂度和熵1、混亂度：即無序度。它的大小與體系中可能存在的微觀狀態(tài)數(shù)目有關。研究表明，在一定條件下體系混亂度增大的過程往往可以自發(fā)進行。如：冰融化成水，水蒸發(fā)為水蒸氣，NH4NO3晶體溶解等過程都是混亂度增大的過程。2、熵：表示體系內部質點（結構微粒）無序度或混亂度的物理量。用S表示。單位J/K

熵與U、H一樣，也是狀態(tài)函數(shù)，具有加和性。3、熵大小的定性比較（1）對于同一物質，氣態(tài)的熵值大于液態(tài)的熵值大于固態(tài)的熵值SgSlSs（2）對于同一聚集態(tài)，高溫的熵值大于低溫的熵值；（3）混合物的熵值大于純凈物的熵值（4）同溫同聚集態(tài)，分子量大的熵值大于分子量小的熵值（5）化學反應的熵變：氣體分子數(shù)增加，熵值增大，反之亦然三、標準熵1、熱力學第三定律：在絕對零度（0K）時，任何純物質的完美晶體，熵值都等于零。2、標準熵：1mol純物質在標準狀態(tài)下的熵稱為標準摩爾熵。用Smθ表示，單位：J·K-1·mol-1（數(shù)據(jù)見附錄表）3、化學反應的△rSmθ的計算

在標準狀態(tài)下，溫度為T時單位反應進度的反應熵變稱為標準摩爾反應熵rSmθ，單位為J·K-1·mol-1對于任意的化學反應：如果溫度為298K，可直接用表中的數(shù)據(jù)計算。四、熱力學第二定律1、開爾文表述：不可能從單一熱源取熱使之全部變?yōu)楣Χ灰鹌渌兓?、克勞修斯表述：熱不能從低溫熱源傳到高溫熱源而不引起其他變化。3、熵增加原理：熵增大的過程是自發(fā)過程。(某一過程能自發(fā)進行,而這一過程的逆過程不能自發(fā)進行,要進行一定會引起其它變化)

熱力學第二定律是熱力學最基本的定律之一，是人類經(jīng)驗的總結，它的正確性和普適性是不容置疑的。五、化學反應的方向

1876年美國物理化學家吉布斯（Gibbs）提出用自由能來判斷等溫等壓條件下過程的自發(fā)性，證明了反應自發(fā)性的標準是它產(chǎn)生有用功的本領。他認為：在等溫等壓條件下，如果在理論上或實踐上一個反應能被利用來完成其他功，這個反應是自發(fā)的；如果必需由環(huán)境提供其他功去使反應發(fā)生，這反應不是自發(fā)的。1、自由能：把可以做其他功的能稱為自由能。用G表示，單位：J或KJ。也稱為吉布斯函數(shù)，簡稱吉氏函數(shù)。定義為：G=H–TS（△G=△H-T△S）化學反應方向的判據(jù)為：在恒溫恒壓不做非體積功的情況下2、標準摩爾反應吉氏函數(shù)△rGmθ的計算

對于化學反應，把單位反應進度的反應吉布斯函數(shù)稱為摩爾反應吉布斯函數(shù)。（1）由標準摩爾生成吉氏函數(shù)fGmθ計算反應的rGmθaA+bBgG+hH對于化學反應標準摩爾生成吉氏函數(shù)：由最穩(wěn)定的單質生成1mol物質的標準摩爾反應吉氏函數(shù)稱為標準摩爾生成吉氏函數(shù)。（2）由吉氏函數(shù)的定義式求摩爾反應吉氏函數(shù)如果反應是在標準狀態(tài)下進行，有例：已知反應N2(g)+3H2(g)=2NH3(g),計算573K時的rGmθ解：

N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)00-45.9191.6130.7192.8=-91.8-573×(-198.1)×10-3=21.71kJ·mol-1在計算時必須注意：化學計量系數(shù)；物質的聚集態(tài)。3、恒壓下溫度對反應自發(fā)性的影響rGmθ(T)=rHmθ(T)-TrSmθ(T)

種類△Hθ△Sθ△Gθ討論1-+-在任何溫度下反應都能自發(fā)2+-+在任何溫度下反應都不能自發(fā)3++低溫+高溫-反應只能在高溫下進行4--低溫-高溫+反應只能在低溫下進行3例、已知反應CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)

（1）判斷在標準狀況下，1000K時的反應方向；（2）計算在標準狀況下CaCO3分解的最低溫度。解（1）查附錄有：CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)-634.9-393.5-1207.838.1213.888.0=179.4-1000×163.9×10-3=15.5kJ·mol-1>0所以在標準狀態(tài)下，1000K時CaCO3不分解。（2）在標準狀態(tài)下，要使CaCO3發(fā)生分解，必須rGmθ≤0，rHmθ

<TrSmθ由于rSmθ>0，所以：即：CaCO3的最低分解溫度為1094K。四個定律：熱力學第一、二、三定律，蓋斯定律一個公式：△G=△H-T△S四個熱力學函數(shù)：U、H、S、G在兩個方面的應用：反應熱：△rHmθ判斷化學反應的方向：△rGmθ

第三章化學反應的限度一、可逆反應與化學平衡1、可逆反應：在同一條件下，一個化學反應既可以按反應式從左向右進行，也可以從右向左進行的反應。CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)2、化學平衡

化學平衡的特征：動態(tài)平衡:CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)在一定條件下，平衡狀態(tài)是在該反應條件下，化學反應進行的最大限度?；瘜W平衡建立的前提條件：封閉體系、可逆反應、恒溫二、平衡常數(shù)1、化學平衡定律

在一定溫度下化學反應達到平衡時，產(chǎn)物濃度系數(shù)次冪的乘積除以反應物濃度系數(shù)次冪的乘積為一常數(shù)，這個常數(shù)叫做平衡常數(shù)。這個關系稱為化學平衡定律。aA+bBgG+hHCO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)

（2）

平衡常數(shù)的大小反映化學反應進行的程度，平衡常數(shù)愈大，反應進行的愈徹底。K的大小是反應進行程度的標志。

（3）平衡常數(shù)與化學反應的本性和溫度有關，對于吸熱反應，溫度愈高，平衡常數(shù)愈大；對于放熱反應，溫度愈高，平衡常數(shù)愈小。（1）對于給定的化學反應，當溫度一定時，K是一常數(shù)，與反應中各物質的起始濃度無關；2、平衡常數(shù)Kp、Kc與標準平衡常數(shù)Kθ的關系（1）Kp、Kc的關系aA+bBgG+hH（2）標準平衡常數(shù)：標準平衡常數(shù)又稱熱力學平衡常數(shù)用Kθ表示，可用下式表示：aA+bBgG+hH同理，對于理想氣體參與的反應，有：3、書寫平衡常數(shù)應注意的問題：（1）平衡常數(shù)表達式中各組分濃度必須為平衡濃度（或平衡分壓），產(chǎn)物在分子上，反應物在分母，不要忘了計量系數(shù)為指數(shù)；（2）、對于同一化學反應，反應式的書寫方法不同，平衡常數(shù)表達式也不同，例如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)N2(g)+H2(g)NH3(g)（3）有純液體或純固體參與的反應，在平衡常數(shù)表達式中，液體和固體不需要列出。2ZnS(s)+3O2(g)2ZnO(s)+2SO2(g)(4)既有氣體，又有溶液參加的反應，其平衡常數(shù)表達式中，氣體用平衡分壓，溶液用平衡濃度列出。

Mg(s)+2H+(l)Mg2+(l)+H2(g)（5）在稀溶液中有水參與的反應，由于水的濃度變化很小，濃度基本保持不變，所以水的濃度不列入K

θ

。

但在非水溶液中進行的反應，有水參與，水的濃度必須列入。4、運用平衡常數(shù)進行平衡濃度和理論平衡轉化率的計算（1）平衡轉化率的定義：（2）平衡常數(shù)、平衡濃度、理論轉化率的計算A、按已知條件列出化學方程式B、按指定反應式的計量關系計算變化及平衡濃度；C、根據(jù)平衡常數(shù)的關系式列出計算方程式。例：在523K時，一個恒容容器內1molPCl3和

1gCl2發(fā)生反應。已知反應平衡常數(shù)Kθ為3.03×10-4，計算100kPa，523K時PCl3的最大轉化率。道爾頓分壓定律（只適用于理想氣體）混合氣體中每一組分氣體的分壓力等于總壓乘以物質的量分數(shù)PCl3(g)+Cl2(g)

PCl5(g)解：PCl3(g)+Cl2(g)PCl5(g)開始時物質的量/mol10變化的物質的量/mol-x+x平衡時物質的量/mol1-x+x平衡時總物質的量/mol例：反應CO2（g）+H2(g)=CO(g)+H2O(g)在1123K下達平衡，標準平衡常數(shù)為1。若平衡時有60％的H2變成H2O，問起始時H2和CO2應以怎樣的體積比混合？解：設起始狀態(tài)CO2和H2的物質的量分別x、y。例：反應CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)在1100K時標準平衡常數(shù)為1.16，若將2.0molCaCO3置于10.0L密閉容器中加熱到1100K。問CaCO3的分解率是多少？PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)K1θ

（1）P

(s)+Cl2(g)PCl3(g)K2θ

（2）P

(s)+Cl2(g)PCl5(g)K3θ

（3）三、多重平衡規(guī)則（3）式=（2）式-（1）式

如果一個反應是若干個相關反應之和，在相同的溫度下這個反應的平衡常數(shù)就等于它們相關反應的平衡常數(shù)之積，相反，一個反應是另外兩個反應之差，這個反應的平衡常數(shù)就等于另外兩個反應的平衡常數(shù)之商。這就是多重平衡規(guī)則。

當某化學反應的K難以測得，或從文獻中不能查出時，可利用多重平衡規(guī)則通過相關的其他化學反應的K進行間接計算。四、標準平衡常數(shù)與標準摩爾反應吉布斯函數(shù)1、標準平衡常數(shù)與標準摩爾反應吉布斯函數(shù)的關系對于理想氣體反應：aA+bBgG+hH在恒溫恒壓下進行，根據(jù)熱力學，有：令稱為壓力商若化學反應達到平衡，有：rGm=0J=Kθ例：298K時，計算解：2、化學反應等溫方程上式稱為化學反應等溫方程式.J<Kθ時，rGm<0，反應正向進行J=Kθ時，rGm=0，反應達到平衡J>Kθ時，rGm>0，反應逆向進行對于在溶液中進行的反應，類似地有：稱為濃度商解（1）Kθ>J，反應能正向進行例：反應2H2(g)+O2(g)2H2O(g)在2000K的Kθ

=1.55×107（1）當0.10pθ的H2(g)，0.10pθ的O2(g)和1.00pθ的H2O(g)混合時，試判斷混合氣體反應的方向（2）當H2(g)和O2(g)的分壓仍然是0.1pθ時，欲使反應向相反的方向進行，則水蒸氣的分壓最少需多少pθ

。（2）要使反應逆向進行，必須Kθ<J，設水蒸氣的分壓至少為xpθx

>124五、化學平衡的移動1、濃度對化學平衡的影響例：在1000C時，醋酸與乙醇發(fā)生酯化反應

CH3COOH+C2H5OHCH3COOC2H5+H2O已知標準平衡常數(shù)Kθ=4.0求（1）醋酸和乙醇