普通化學(xué)教案

PAGEPAGE1緒論化學(xué)是一門既古老又年輕的科學(xué)化學(xué)是研究和創(chuàng)造物質(zhì)的科學(xué)，同工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和國防現(xiàn)代化，同人民生活和人類社會等都有非常密切的關(guān)系?；瘜W(xué)是一門中心性的、實用的和創(chuàng)造性的科學(xué)，主要是研究物質(zhì)的分子轉(zhuǎn)變規(guī)律的科學(xué)?；瘜W(xué)與物理一起屬于自然科學(xué)的基礎(chǔ)學(xué)科。研究現(xiàn)狀(2000年)化合物>2000萬種時間分辨率：1fs空間分辨率：0.1nm分析所需最小量：10-13g。1.化學(xué)的定義與分支學(xué)科定義：化學(xué)是在原子和分子水平上研究物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu)和性質(zhì)及其變化規(guī)律和變化過程中能量關(guān)系的科學(xué)化學(xué)的分支學(xué)科無機化學(xué)：無機物有機化學(xué)：碳氫化合物及衍生物分析化學(xué)：測量和表征物理化學(xué)：所有物質(zhì)系統(tǒng)高分子化學(xué)：高分子化合物若干新分支：環(huán)境化學(xué)、核化學(xué)等等2.化學(xué)的地位和作用化學(xué)仍是解決食物短缺問題的主要學(xué)科之一化學(xué)繼續(xù)推動材料科學(xué)發(fā)展化學(xué)是提高人類生存質(zhì)量和生存安全的有效保障化學(xué)在能源和資源的合理開發(fā)和高效安全利用中起關(guān)鍵作用化學(xué)是生命科學(xué)的重要支柱3.學(xué)習(xí)的目的、內(nèi)容和要求學(xué)習(xí)目的了解當(dāng)代化學(xué)學(xué)科的概貌用化學(xué)的觀點分析、認識生活和工作中的化學(xué)問題學(xué)習(xí)內(nèi)容理論化學(xué)：兩條“主線”應(yīng)用化學(xué)：化合物知識；化學(xué)在相關(guān)學(xué)科中的應(yīng)用實驗化學(xué)學(xué)習(xí)要求辨證的思維發(fā)展的眼光實踐的方法第一章熱化學(xué)與能源引言反應(yīng)的熱效應(yīng)：化學(xué)反應(yīng)時所放出或吸收的熱叫做反應(yīng)的熱效應(yīng)，簡稱熱效應(yīng)或反應(yīng)熱。熱化學(xué)：研究化學(xué)反應(yīng)中熱與其他能量變化的定量關(guān)系的學(xué)科叫做熱化學(xué)。能源：指能向人們提供能量的自然資源。例如：燃料燃燒所產(chǎn)生的熱量和化學(xué)反應(yīng)中所發(fā)生的能量轉(zhuǎn)換和利用都是能源的問題。本章首先重點討論如何用實驗方法測量化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)和如何從理論上計算化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)這兩個問題，最后適當(dāng)介紹能源中的燃料。1.1反應(yīng)熱效應(yīng)的測量一、基本概念1.反應(yīng)的熱效應(yīng):化學(xué)反應(yīng)時所放出或吸收的熱叫做反應(yīng)的熱效應(yīng)，簡稱熱效應(yīng)或反應(yīng)熱。2.系統(tǒng)和環(huán)境：作為研究對象的那一部分叫做系統(tǒng)，系統(tǒng)以外的與系統(tǒng)有密切關(guān)系的周圍物質(zhì)叫做環(huán)境。系統(tǒng)可大可小，而且，系統(tǒng)與環(huán)境的劃分不是一成不變的。二、反應(yīng)熱效應(yīng)的測量1.硫酸和氫氧化鈉在水溶液中發(fā)生中和反應(yīng)的熱效應(yīng)的測量：H2SO4(aq)+2NaOH(aq)=Na2SO4(aq)+2H2O(l)q=－csms(T2－T1)=－csmsΔT=－CsΔT式中：q—一定反應(yīng)物在給定條件下的反應(yīng)熱，單位為kJ·mol-1；cs—溶液的比熱容，即單位質(zhì)量的熱容，c=C/m，單位為J·㎏-1·K-1或J·g-1·K-1；Cs—溶液的熱容，Cs=mscs,單位為J·K-1；ΔT—溶液終態(tài)溫度T2（反應(yīng)后）與始態(tài)溫度T1(反應(yīng)前)之差。對于反應(yīng)熱q，負號表示放熱，正號表示吸熱。2.反應(yīng)中有氣體參加，而且反應(yīng)熱很大時反應(yīng)熱的測量：例如N2H4(l)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l)qv(293.15)=－620kJ·mol-1常用彈式量熱計進行測量，其結(jié)構(gòu)如圖1-1q=－｛q(H2O)+qb｝=－｛C(H2O)ΔT+CbΔT｝=－∑CΔT3.熱化學(xué)方程式：表示化學(xué)反應(yīng)與熱效應(yīng)關(guān)系的化學(xué)方程式。熱化學(xué)方程式的書寫要求：正確的寫出化學(xué)方程式；通常應(yīng)標(biāo)明反應(yīng)的溫度、壓力以及反應(yīng)物、生成物的量和聚集狀態(tài)。一般用g,l,s表示氣、固、液三種狀態(tài)，注在該物質(zhì)化學(xué)式的后面。此外，還用aq表示水溶液。例如：N2H4(l)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l)qv(293.15)=-620kJ·mol-11．2反應(yīng)熱的理論計算1.2.1蓋斯定律概念：總反應(yīng)的熱效應(yīng)只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)(包括溫度、反應(yīng)物和生成物的量及聚集狀態(tài)等)有關(guān)，而與變化的途徑無關(guān)?；颍粢粋€化學(xué)反應(yīng)是可以分幾步進行的，這個分步反應(yīng)所吸收（放出）的熱的總和與這個反應(yīng)一步完成時所吸收（放出）的熱相同。適用條件：此定律適用于定壓或定容條件。應(yīng)用：據(jù)此，可計算一些很難直接用或尚未用實驗方法測定的反應(yīng)熱效應(yīng)。C(石墨)+1/2O2(g)=CO(g)反應(yīng)熱的計算根據(jù)蓋斯定律：q1(298.15K)=q2(298.15K)+q3(298.15K)q2(298.15K)=q1(298.15K)－q3(298.15K)=(－393.5)–(－283.0)=－110.5kJ·mol-11.2.2能量守衡定律一.基本概念：1.狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)：狀態(tài)：所謂系統(tǒng)的狀態(tài)就是指用來描述這個系統(tǒng)的諸如溫度、壓力、體積、質(zhì)量和組成等物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)的總和。當(dāng)這些性質(zhì)都有確定值時就說系統(tǒng)處于一定的狀態(tài)。要了解系統(tǒng)變化中所發(fā)生的能量轉(zhuǎn)換關(guān)系，就需要確定系統(tǒng)的狀態(tài)——始態(tài)和終態(tài)。狀態(tài)函數(shù)：個別用來描述系統(tǒng)狀態(tài)的這些性質(zhì)或物理量叫做狀態(tài)函數(shù)。例如，P、V、n、T等。狀態(tài)函數(shù)的特點：（1）一個狀態(tài)函數(shù)就是系統(tǒng)的一種性質(zhì)，系統(tǒng)的狀態(tài)確定以后，它就具有一定的數(shù)值。（2）條件變化時，狀態(tài)也發(fā)生變化。而狀態(tài)函數(shù)的變化只決定于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)，而與變化過程的具體途徑無關(guān)。2.熱和功：熱：通常把由于溫度不同而在系統(tǒng)和環(huán)境之間傳遞的能量叫做熱。用符號q表示。熱力學(xué)規(guī)定：系統(tǒng)從環(huán)境吸收熱q為正，即q＞0；系統(tǒng)向環(huán)境放熱q為負，即q＜0。單位為，J或kJ。功：通常將除了熱的形式以外的各種被傳遞的能量叫做功。用符號w表示。熱力學(xué)規(guī)定：環(huán)境對系統(tǒng)做功w為正，即w＞0；系統(tǒng)對環(huán)境做功w為負，即w＜0。單位為，J或kJ。功有多種形式，熱力學(xué)常將功分為兩種，即體積功和非體積功。這里重點介紹體積功。體積功為：w=－pΔV熱和功總是與狀態(tài)的變化聯(lián)系的，所以，熱和功不是狀態(tài)函數(shù)，只是系統(tǒng)變化時與環(huán)境交換能量的一種形式。3.內(nèi)能（熱力學(xué)能）：內(nèi)能：系統(tǒng)內(nèi)各種物質(zhì)的微觀粒子都在不停地運動和相互作用著，以各種形式的能表現(xiàn)出來，如分子平動能、分子轉(zhuǎn)動能、分子振動能、分子間勢能、原子間鍵能、電子運動能、核內(nèi)基本粒子間核能等。系統(tǒng)內(nèi)部這些能的總和叫做系統(tǒng)的內(nèi)能，以U表示。單位為，J或kJ。系統(tǒng)一定，其內(nèi)能也一定，所以內(nèi)能是狀態(tài)函數(shù)。由于系統(tǒng)內(nèi)部質(zhì)點運動、相互作用很復(fù)雜，所以，內(nèi)能的絕對值目前無法測定。但是內(nèi)能的變化量（ΔU）是可以測定的。4.能量守恒定律：在任何過程中能量是不會自生自滅的，只能從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式，在轉(zhuǎn)化過程中能量的總值不變，這就是能量守恒與轉(zhuǎn)化定律。能量守恒定律的數(shù)學(xué)表達式為：△U=q+w二.焓：1.定容下只做體積功的反應(yīng)或過程：同一反應(yīng)可以在定容或定壓條件下進行；前者如在上述彈式熱量計內(nèi)進行，后者如在敞口容器中進行，此時反應(yīng)的熱效應(yīng)可分為等容(或定容)熱效應(yīng)與等壓(或定壓)熱效應(yīng)，分別以qp和qv表示。如果系統(tǒng)是定容過程（體積不變），則不做體積功，即w=0，所以,qv=△U2.定壓下只做體積功的反應(yīng)或過程：如果系統(tǒng)的變化是定壓過程，壓力保持不變，只是體積由V1變化到V2，這時的反應(yīng)熱是定壓反應(yīng)熱qp。由于，△U=q+ww=－p△V△U=qp－p△V=qp–p（V2-V1）△U=U2-U1qp=（U2+pV2）－（U1+pV1）令，H=U+pV則△H=H2－H1熱力學(xué)上就把H稱為焓。焓即為系統(tǒng)的內(nèi)能與系統(tǒng)的體積和壓力的乘積之和。焓是狀態(tài)函數(shù)，ΔH為反應(yīng)或過程中系統(tǒng)的焓的變化，簡稱焓變。qp=（U2+pV2）－（U1+pV1）所以，qp=H2－H1=△H熱力學(xué)上規(guī)定：如果系統(tǒng)從環(huán)境吸熱，則△H為正值，△H＞0；如果系統(tǒng)向環(huán)境放熱，則△H為負值，△H＜0。如果能確定各系統(tǒng)的焓值，就可以計算反應(yīng)的焓變，即定壓反應(yīng)的熱效應(yīng)。1.2.3標(biāo)準摩爾生成焓和反應(yīng)的標(biāo)準焓變1．物質(zhì)的標(biāo)準摩爾生成焓（1）標(biāo)準條件化學(xué)熱力學(xué)中規(guī)定，壓力為標(biāo)準壓力(在氣體混合物中，系指各氣態(tài)物質(zhì)的分壓均為標(biāo)準壓力)，即py=101.325kPa或溶液中溶質(zhì)(如水合離子或分子)的濃度(確切地說應(yīng)為有效濃度或活度)均為標(biāo)準濃度，即cy=1mol·L-1的條件為標(biāo)準條件。（2）標(biāo)準狀態(tài)某物質(zhì)或溶質(zhì)是在標(biāo)準條件下就稱之為處于標(biāo)準狀態(tài)。（3）單質(zhì)和化合物的標(biāo)準摩爾生成焓標(biāo)準條件下由指定的單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)時反應(yīng)的焓變叫做該物質(zhì)的標(biāo)準摩爾生成焓，通常選定溫度為298.15K，作為該物質(zhì)在此條件下的相對焓值，以△fHmθ(298.15K)表示，或簡寫為△fHθ(298.15K)。例如：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)△Hθ(298.15K)=－285.8kJ·mol-1△fHθ(H2O,l,298.15K)=△Hθ(298.15K)=－285.8kJ·mol-1指定單質(zhì)：指在所討論的溫度下及標(biāo)準壓力p⊙時，最穩(wěn)定的單質(zhì)。而任何指定的單質(zhì)的標(biāo)準生成焓為零。即，△fHθ(指定單質(zhì)，相態(tài)，298.15K)=0對于水合離子，規(guī)定水合氫離子的標(biāo)準生成焓為零。即，△fHθ(H+，aq，298.15K)=02．反應(yīng)的標(biāo)準摩爾焓變在標(biāo)準條件下反應(yīng)或過程的摩爾焓變叫做反應(yīng)的標(biāo)準摩爾焓變，用△rHmθ表示或簡寫為△Hθ。CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g)反應(yīng)標(biāo)準焓變的計算△Hθ(298.15K)=∑｛△fHθ(298.15K)｝生成物－∑｛△fHθ(298.15K)｝反應(yīng)物對于反應(yīng)：aA+bB=gG+dD,在298.15K時的標(biāo)準焓變?yōu)椋骸鱄θ(298.15K)=｛g△fHθ(G,298.15K)+d△fHθ(D,298.15K)｝－｛a△fHθ(A,298.15K)+b△fHθ(B,298.15K)｝a、b不要遺漏。△Hθ的數(shù)值與反應(yīng)方程式的寫法有關(guān)。第二章化學(xué)反應(yīng)的基本原理與大氣污染2．1化學(xué)反應(yīng)的方向和吉布斯函數(shù)變2.1.1影響反應(yīng)方向的因素自發(fā)反應(yīng)或過程：這種在給定條件下不需要外加能量而能自己進行的反應(yīng)或過程叫做自發(fā)反應(yīng)或過程。1．反應(yīng)的焓變遠在一百多年前，有些化學(xué)家就提出，在反應(yīng)過程中，系統(tǒng)有趨向于最低能量狀態(tài)的傾向，常稱其為能量最低原理。即，放熱越多（ΔH＜0），物質(zhì)間的反應(yīng)越可能自發(fā)進行。而許多能自發(fā)進行的反應(yīng)或過程都是放熱的例如：C(s)+O2(g)=CO2(g)△Hθ(298.15K)=－393.5kJ·mol-1Zn(s)+2H+(aq)=Zn+(aq)+H2(g)△Hθ(298.15K)=－153.9kJ·mol-1但有些吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進行例如：H2O(s)→H2O(l)T＞273.15KΔH＞0NH4Cl(s)→NH4+(aq)+Cl-(aq)△H(298.15K)=9.76kJ·mol-1CaCO3(s)→CaO(S)+CO2(g)△H(1183K)=178.32kJ·mol-1這說明放熱（ΔH＜0）使系統(tǒng)的能量趨于最低只是有助于反應(yīng)自發(fā)進行的因素之一，而不是唯一的因素。2.反應(yīng)的熵變?nèi)藗儼l(fā)現(xiàn)，系統(tǒng)有趨于最大混亂度的傾向，系統(tǒng)的混亂度越大，越有利于反應(yīng)的自發(fā)進行。例如：H2O(s)→H2O(l)T＞273.15KCaCO3(s)→CaO(s)+CO2(g)此二例系統(tǒng)的混亂度都增大了?；靵y度可以用熱力學(xué)函數(shù)—熵定量的表示。熵：系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)微觀粒子的混亂度(或無序度)可用熵來表示，或者說系統(tǒng)的熵是系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)微觀粒子的混亂度（或無序度)的量度，以符號S表示。系統(tǒng)的熵值越大，系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)微觀粒子的混亂度越大。在反應(yīng)或過程中系統(tǒng)混亂度的增加就用系統(tǒng)熵值的增加來表達。熱力學(xué)中規(guī)定：在絕對零度（0K）時，任何純凈的完整晶態(tài)物質(zhì)的熵等于零。即，S（完整晶體，0K）=0如果將某一純物質(zhì)的溫度從0K升高到TK，該過程的熵變化為：ΔS=ST-S0，而S0=O，所以，ΔS=ST。規(guī)定熵：將這種純凈物質(zhì)在溫度T時的熵ST叫做規(guī)定熵。標(biāo)準摩爾熵：單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)在標(biāo)準條件下（T，pθ)的規(guī)定熵叫做該物質(zhì)的標(biāo)準摩爾熵。用Smθ表示，簡寫標(biāo)準熵為Sθ。單位為，J·mol-1·K-1。所有物質(zhì)298.15K時的標(biāo)準熵Smθ均大于零。熱力學(xué)規(guī)定：標(biāo)準條件下，水合H+離子的標(biāo)準熵值為零。即，Sθ（H+，aq,298.15)=0根據(jù)標(biāo)準熵值的分析，可以得到如下的規(guī)律：化學(xué)反應(yīng)的摩爾熵變：用ΔrSmθ表示，簡寫為標(biāo)準熵變ΔSθ。對于任意反應(yīng)：aA+bB=gG+dD,在298.15K時的標(biāo)準熵變?yōu)椋骸鱏θ(298.15K)=∑｛Sθ(298.15K)｝生成物－∑｛Sθ(298.15K)｝反應(yīng)物△Sθ(298.15K)=｛gSθ(G,298.15K)+dSθ(D,298.15K)｝－｛aSθ(A,298.15K)+bSθ(B,298.15K)｝反應(yīng)的△Sθ與ΔHθ相似，通常在近似計算中，可忽略溫度的影響，而用△Sθ(298.15K)代替△Sθ(T)。3.反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變：根據(jù)熱力學(xué)的推導(dǎo)，△S=，即qr=T△S說明T△S是相應(yīng)于能量的一種轉(zhuǎn)化的形式，可以和通常的q或△H相比較。吉布斯函數(shù)（吉布斯自由能）：以符號G表示，被定義為：G=H－TS單位為，kJ·mol-1?！鱃=G2－G1=（H2－TS2）－（H1－TS1）△G=△H－T△S在標(biāo)準狀態(tài)下，△Gθ=△Hθ－T△Sθ2.1.2反應(yīng)自發(fā)性的判斷1.以△G為判斷標(biāo)準：在定溫、定壓的情況下，反應(yīng)或過程的自發(fā)性的吉布斯函數(shù)判據(jù)為：△G＜0，自發(fā)的，正向進行；△G=0，處于平衡狀態(tài)；△G＞0，非自發(fā)的，逆向進行。由△G=△H－T△S可以看出，△G的正負號（即反應(yīng)方向）與△H和T△S的正負有關(guān)，這種關(guān)系如表2.1。2.以△Gθ為估計標(biāo)準：（1）△G與△Gθ的關(guān)系：對氣體反應(yīng)：aA(g)+bB(g)=gG(g)+dD(g)△G=△Gθ+RTlnQ式中，R為摩爾氣體常數(shù)；Q為反應(yīng)商。對于水溶液中的反應(yīng)：aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)△G=△Gθ+RTlnQ式中，c為水合離子或分子的濃度；c為標(biāo)準濃度，c=1mol·L-1，c/cθ為相對濃度。（2）用△Gθ對反應(yīng)自發(fā)性的估計：△Gθ＜0，自發(fā)的，反應(yīng)多半正向進行；△Gθ＜+40kJ·mol-1，反應(yīng)的方向必須由△G來判斷；△Gθ＞+40kJ·mol-1，反應(yīng)多半逆向進行。2.1.3反應(yīng)的標(biāo)準摩爾吉布斯函數(shù)變的計算及應(yīng)用：1.298.15K時，反應(yīng)的標(biāo)準摩爾吉布斯函數(shù)變的計算：（1）利用物質(zhì)的標(biāo)準摩爾生成吉布斯函數(shù)的數(shù)據(jù)計算：標(biāo)準摩爾生成吉布斯函數(shù)：在標(biāo)準條件下，由指定單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)時反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變叫做該物質(zhì)的標(biāo)準摩爾生成吉布斯函數(shù)。用△fGmθ表示，或簡寫為標(biāo)準生成吉布斯函數(shù)△fGθ。單位為kJ·mol-1。規(guī)定：△fGθ(指定單質(zhì)，相態(tài)，298.15)=0△fGθ(H+，aq,298.15)=0對任意反應(yīng)：aA+bB=gG+dD△rGmθ(298.15)=△Gθ(298.15)=∑｛△fGθ(298.15K)｝生成物－∑｛△fGθ(298.15K)｝反應(yīng)物=｛g△fGθ(G,298.15K)+d△fGθ(D,298.15K)｝－｛a△fGθ(A,298.15K)+b△fGθ(B,298.15K)｝(2)利用物質(zhì)的△fHθ(298.15K)和Sθ(298.15K)的數(shù)據(jù)計算：△Gθ(T)=△Hθ(T)－T△Sθ(T)△Gθ(298.15K)=△Hθ(298.15K)－298.15△Sθ(298.15K)2.其他溫度時反應(yīng)的△Gy(T)的計算：△Gθ(T)=△Hθ(T)－T△Sθ(T)≈△Hθ(298.15)－T△Sθ(298.15)3.反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)變的計算：非標(biāo)準態(tài)時：△G=△Gθ+RTlnQ4.反應(yīng)的△G和△Gθ的應(yīng)用：△G和△Gθ的應(yīng)用除了用來估計、判斷反應(yīng)的自發(fā)性外，還可以估算反應(yīng)能自發(fā)進行的溫度條件。2.2化學(xué)反應(yīng)進行的程度和化學(xué)平衡2.2.1化學(xué)平衡和平衡常數(shù)1.平衡常數(shù)的表達式不可逆反應(yīng)：HCl(aq)+NaOH(aq)NaCl(aq)+H2O(l)可逆反應(yīng)：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)對于可逆反應(yīng)，在溫度一定的情況的下，當(dāng)反應(yīng)達到平衡時，生成物相對濃度（相對分壓）的計量數(shù)次方的乘積與反應(yīng)物相對濃度（相對分壓）的計量數(shù)次方的乘積的比值為一常數(shù)。對于氣相反應(yīng)：aA(g)+bB(g)=gG(g)+dD(g)對于水溶液中的反應(yīng)：aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)上兩式為平衡常數(shù)表達式，K稱為標(biāo)準平衡常數(shù)，簡稱平衡常數(shù)。根據(jù)等溫方程，平衡時：△G=－RTlnK或lnK=－△G/RT在應(yīng)用和書寫平衡常數(shù)表達式時應(yīng)注意以下幾點：（1）正確寫出化學(xué)方程式，根據(jù)化學(xué)方程式寫出平衡常數(shù)表達式。（2）平衡常數(shù)表達式中，各物質(zhì)的濃度（分壓）均為平衡時的濃度（分壓）。對于反應(yīng)物或生成物的固態(tài)或液態(tài)的純物質(zhì)，則在平衡常數(shù)表達式中他們的濃度（分壓）不出現(xiàn)。例如：CaCO3(s)+2H+(aq)=Ca2+(aq)+CO2(g)+H2O(l)（3）平衡常數(shù)表達式必須與相應(yīng)的化學(xué)方程式相對應(yīng)。（4）平衡常數(shù)與溫度有關(guān)。2.平衡常數(shù)的意義和有關(guān)計算（1）平衡常數(shù)的大小可表示反應(yīng)進行的程度：標(biāo)準平衡常數(shù)K很大時，其表達式的分子（對應(yīng)產(chǎn)物的濃度或分壓）比分母（對應(yīng)反物的濃度或分壓）要大得多，說明反應(yīng)物的大部分轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物了，反應(yīng)進行的比較完全。如果K的數(shù)值很小，反應(yīng)進行的很不完全。如果K數(shù)值不太大也不太?。?03＞K＞10-3），平衡混合物中產(chǎn)物和反應(yīng)物的濃度（或分壓）相差不大，反應(yīng)物部分地轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物。反應(yīng)進行的程度也可用平衡時反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率來表示。（2）利用某反應(yīng)的平衡常數(shù)可進行平衡組成的計算：分壓：混合氣體中某組分氣體單獨占有容器總體積時所具有的壓力。PiV總=niRT分壓定律：(1)混合氣體的總壓力等于各組分氣體分壓之和。即：p=p(A)+p(B)+········2）某組分氣體的分壓力(簡稱分壓)與混合氣體的總壓力(簡稱總壓）之比等于該組分氣體物質(zhì)的量與混合氣體總的物質(zhì)的量之比(即該組分氣體的摩爾分數(shù))。即：2.2.2化學(xué)平衡的移動1.概念：這種因條件的改變使化學(xué)反應(yīng)從原來的平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到新的平衡狀態(tài)的過程叫做化學(xué)平衡的移動。2.化學(xué)平衡的影響因素：濃度對化學(xué)平衡的影響：在平衡系統(tǒng)中，增加反應(yīng)物的濃度，平衡就向著減少反應(yīng)物的濃度，也就是向著產(chǎn)生生成物的濃度方向移動。壓力對化學(xué)平衡的影響：對有氣態(tài)物質(zhì)存在的平衡，增加壓力，平衡向著減小壓力，也就是在容積不變的條件下，向著減小氣體分子總數(shù)的方向移動。對反應(yīng)前后，氣體分子數(shù)沒有發(fā)生變化的反應(yīng)，增加壓力對該平衡不發(fā)生影響。例如：CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)C(s)+CO2(g)=2CO(g)溫度對化學(xué)平衡的影響：在平衡系統(tǒng)中，升高溫度（加熱），平衡就向著降低溫度（吸熱）方向移動。3.呂·查德里原理假如改變平衡系統(tǒng)的條件之—，如濃度、壓力或溫度，平衡就向能減弱這個改變的方向移動。2．3化學(xué)反應(yīng)速率

化學(xué)反應(yīng)速率：用反應(yīng)系統(tǒng)中某一組分的濃度（分壓）對時間的變化率來表示。用v表示，單位為，mol·L-1·s-1。對于水溶液中的反應(yīng)：aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)式中，vB為反應(yīng)中物質(zhì)B的化學(xué)計量數(shù)（反應(yīng)物為負值，生成物為正值），dcB/dt表示物質(zhì)B的濃度隨時間t的變化率。2.3.1濃度的影響和反應(yīng)級數(shù)對于一般反應(yīng)：aA+bB=gG+dD反應(yīng)物濃度與反應(yīng)速率之間的關(guān)系為：v=k｛c(A)｝x｛c(B)｝y此式為化學(xué)反應(yīng)的質(zhì)量作用定律或化學(xué)反應(yīng)速率方程。式中，c(A)，c(B)分別為反應(yīng)物A和B的濃度，單位為mol·L-1；k是反應(yīng)的速率常數(shù)，簡稱速率常數(shù)。k與濃度無關(guān)，但隨著溫度的變化而變化。當(dāng)反應(yīng)物的濃度均為單位濃度，即c(A)=c(B)=1mol·L-1時，則v=k。濃度的指數(shù)不同的單位不同。x,y分別為c(A)，c(B)的指數(shù)，稱為A和B的反應(yīng)級數(shù)。對反應(yīng)物A來說是x級反應(yīng),對反應(yīng)物B來說是y級反應(yīng)。對總反應(yīng)來說（x+y）為總反應(yīng)級數(shù)。若不指明，通常所說的反應(yīng)級數(shù)就是總反應(yīng)級數(shù)。如果反應(yīng)為元反應(yīng)（即一步完成的反應(yīng)），各物質(zhì)的反應(yīng)級數(shù)就等于相應(yīng)的化學(xué)計量數(shù)。即x=a,y=b。如果為非元反應(yīng)（由幾個元反應(yīng)組成的復(fù)雜反應(yīng)，即反應(yīng)是分步完成的），各物質(zhì)的反應(yīng)級數(shù)不等與相應(yīng)的化學(xué)計量數(shù)。即x≠a,y≠b。反應(yīng)級數(shù)是通過實驗確定的。2.3.2溫度的影響和阿侖尼烏斯公式1.阿侖尼烏斯公式2．溫度變化與反應(yīng)速率變化的關(guān)系2.3.3反應(yīng)的活化能和催化劑1．活化能的概念（1）有效碰撞：根據(jù)氣體運動理論，分子間要發(fā)生反應(yīng)的先決條件是必須發(fā)生碰撞，只有那些具有足夠能量的反應(yīng)物分子(或原子)，按照一定的空間取向的碰撞才有可能發(fā)生反應(yīng)。這種能夠發(fā)生反應(yīng)的碰撞叫做有效碰撞。根據(jù)過渡態(tài)理論，當(dāng)具有足夠能量的分子彼此以一定的空間取向相互靠近到一定的程度時（不一定發(fā)生碰撞），分子所具有的動能轉(zhuǎn)變?yōu)榉肿娱g的勢能。彼此之間的作用加強，分子中原子間的距離發(fā)生了變化，形成了一種過渡態(tài)，稱為活化絡(luò)和物。例如：（2）活化分子：這種具有足夠高的能量，可發(fā)生有效碰撞或彼此接近時能形成過渡態(tài)的構(gòu)型(活化絡(luò)合物)的分子叫做活化分子。（3）活化能：活化分子的能量比一般分子的能量要高很多，但活化分子的能量還有高低。要形成活化絡(luò)合物，總有一最低限的能量要求。在過渡態(tài)理論中，活化能可用過渡態(tài)或活化絡(luò)合物的能量與反應(yīng)物分子的平均能量之差表示。這一過程可用圖2.3表示如下：2加快反應(yīng)速率的方法

從活化分子和活化能的觀點來看，增加單位體積內(nèi)活化分子總數(shù)可加快反應(yīng)速率?；罨肿涌倲?shù)＝活化分子分數(shù)×分子總數(shù)(1)增大濃度(或氣體壓力)給定溫度下活化分子分數(shù)一定，增大濃度(或氣體壓力)即增大單位體積內(nèi)的分子總數(shù)，從而增大活化分子總數(shù)。顯然，用這種方法來加快反應(yīng)速率的效率通常并不高，而且是有限度的。(2)升高溫度分子總數(shù)不變，升高溫度能使更多分子因獲得能量而成為活化分子，活化分子分數(shù)可顯著增加，從而增大單位體積內(nèi)活化分子總數(shù)。(3)降低活化能：常溫下一般反應(yīng)物分子的能量并不大，活化分子的分數(shù)通常極小。如果設(shè)法降低反應(yīng)所需的活化能，雖然溫度、分子總數(shù)不變，也能使更多分子成為活化分子，活化分子分數(shù)可顯著增加，從而增大單位體積內(nèi)活化分子總數(shù)。3.催化劑：催化劑(又稱為觸煤)：是能增加化學(xué)反應(yīng)速率，而本身的組成、質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)在反應(yīng)前后保持不變的物質(zhì)。雖然在反應(yīng)前后原則上催化劑的組成、化學(xué)性質(zhì)不發(fā)生變化，但實際上它是參與了化學(xué)反應(yīng)，改變了反應(yīng)的過程(或歷程)，降低了反應(yīng)的活化能，只是在后來又被“復(fù)原”了。2.3.4影響多相反應(yīng)速率的因素（1）系統(tǒng)中任何具有相同的物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)的部分叫做相，相與相之間有明確的界面隔開。（2）對于氣態(tài)，不論是單相組分氣體或氣體混合物，其內(nèi)部是完全均勻的，只有一個相，叫做單相系統(tǒng)。（3）對于液態(tài)，若是溶液，要視其組成物質(zhì)(組分)能否互溶，互溶的為一相〔例如水和乙醇)，不互溶的為兩相(例如水和苯)，甚至三相。（4）對于固態(tài)，如果各組成物質(zhì)不互溶，也不生成化合物，則一種純物質(zhì)為一相，而不論其顆粒大小和量多少；有多少種純固態(tài)物質(zhì)，使有多少相。多于一相的系統(tǒng)叫做多相系統(tǒng)。對于多相反應(yīng)來說，由于反應(yīng)主要是在相與相之間的界面上進行的，因此多相反應(yīng)的反應(yīng)速率除了與上述的幾個因素有關(guān)外，還和彼此作用的相之間的接觸面大小有關(guān)。例如，刨花比木柴易燃，鋅粉與鹽酸作用比鋅粒與鹽酸作用要快得多。增大相與相之間的接觸面，可以提高反應(yīng)速率。在多相反應(yīng)中，接觸面增大，會使反應(yīng)速率增加，實際上也就是使反應(yīng)速率常數(shù)k增大。因此，若給出k的值，應(yīng)指出有關(guān)物質(zhì)的粉碎度或分散度。多相反應(yīng)速率還受著擴散作用的影響。這是由于擴散可以使還沒有起作用的反應(yīng)物不斷地進入界面，同時使生成物不斷地離開界面，從而增大反應(yīng)速率。第三章水化學(xué)與水污染本章學(xué)習(xí)的主要要求可分為以下幾點：(1)了解溶液的通性(蒸氣壓下降、沸點上升、凝固點下降及滲透壓)。(2)明確酸堿的解離平衡、分組解離和緩沖溶液的概念，能進行同離子效應(yīng)等離子平衡如緩沖溶液的計算；了解配離子(絡(luò)離子)的解離平衡及平衡移動。(3)初步掌握溶度積和溶解度的基本計算。了解溶度積規(guī)則及應(yīng)用。(4)了解環(huán)境化學(xué)中水的主要污染物及其某些處理方法的原理。3.1溶液的通性3.1.1非電解質(zhì)溶液的通性難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的通性：包括溶液的蒸氣壓下降，沸點上升，凝固點下降和溶液滲透壓。1．溶液的蒸氣壓下降（1）蒸氣壓：當(dāng)凝聚的速率和蒸發(fā)的速率達到相等時，液體和它的蒸氣就處于平衡狀態(tài)。此時，蒸氣所具有的壓力叫做該溫度下液體的飽和蒸氣壓，或簡稱蒸氣壓。（2）蒸氣壓下降：同一溫度下，純?nèi)軇┱魵鈮毫εc溶液蒸氣壓力之差叫做溶液的蒸氣壓下降。若往溶劑(如水)中加入任何一種難揮發(fā)的溶質(zhì)，使它溶解而生成溶液時，溶劑的蒸氣壓力便下降。即在同一溫度下，溶有難揮發(fā)溶質(zhì)B的溶液中，溶劑A的蒸氣壓力總是低于純?nèi)軇〢的蒸氣壓力。在這里，所謂溶液的蒸氣壓力實際是指溶液中溶劑的蒸氣壓力，(因為溶質(zhì)是難揮發(fā)的，其蒸氣壓可忽略不計)。溶液的蒸氣壓力比純?nèi)軇┑囊偷脑蚩梢岳斫馊缦拢河捎谌軇┤芙饬穗y揮發(fā)的溶質(zhì)后，溶劑的一部分表面或多或少地被溶質(zhì)的微粒所占據(jù)，從而使得單位時間內(nèi)從溶液中蒸發(fā)出的溶劑分子數(shù)比原來從純?nèi)軇┲姓舭l(fā)出的分子數(shù)要少，也就是使得溶劑的蒸發(fā)速率變小。純?nèi)軇庀嗯c液相之間原來勢均力敵的蒸發(fā)與凝聚兩個過程，在加入難揮發(fā)溶質(zhì)后，由于溶劑蒸發(fā)速率的減小，使凝聚占了優(yōu)勢，結(jié)果使系統(tǒng)在較低的蒸氣濃度或壓力下，溶劑的蒸氣(氣相)與溶劑(液相)重建平衡。因此，在達到平衡時，難揮發(fā)溶質(zhì)的溶液中溶劑的蒸氣壓力低于純?nèi)軇┑恼魵鈮毫?。顯然，溶液的濃度越大，溶液的蒸氣壓下降越多。Δp=n(B)/n×p(A)n(B)為溶質(zhì)B的物質(zhì)的量；n(B)/n為溶質(zhì)的摩爾分數(shù)；p(A)為純?nèi)軇┑恼魵鈮骸?.溶液的沸點上升和凝固點下降（1）沸點：當(dāng)某一液體的蒸氣壓力等于外界壓力時，液體就會沸騰，此時的溫度稱為該液體的沸點，以bp表示。（2）凝固點(或熔點)：某物質(zhì)的凝固點(或熔點)是該物質(zhì)的液相蒸氣壓力和固相蒸氣壓力相等時的溫度，以fp表示。若固相蒸氣壓力大于液相蒸氣壓力，則固相就要向液相轉(zhuǎn)變，即固體熔化。反之，若固相蒸氣壓力小于液相蒸氣壓力，則液相就要向固相轉(zhuǎn)變?？傊?，若固液兩相的蒸氣壓力不等，兩相就不能共存，必有一相要向另一相轉(zhuǎn)化。（3）溶液的沸點上升和凝固點下降：如圖3.1。3.滲透壓（1）滲透：滲透是溶劑通過半透膜進入溶液的單方向擴散過程。（2）半透膜：只允許溶劑的分子通過，而不允許溶質(zhì)分子通過的一種膜叫做半透膜。（3）滲透壓：是為維持被半透膜所隔開的溶液與純?nèi)軇┲g的滲透平衡所需要的額外壓力。（4）反滲透：如果外加在溶液上的壓力超過了滲透壓，則反而會使溶液中的溶劑向純?nèi)軇┓较蛄鲃?，使純?nèi)軇┑捏w積增加，這個過程叫做反滲透。反滲透的原理廣泛應(yīng)用于海水淡化、工業(yè)廢水或污水處理和溶液的濃縮等方面。3.1.2電解質(zhì)溶液的通性電解質(zhì)溶液，或者濃度較大的溶液也與非電解質(zhì)稀溶液一樣具有溶液蒸氣壓下降、沸點上升、凝固點下降和滲透壓等性質(zhì)。在日常生活中可見到如海水不易結(jié)冰，其凝固點低于273.15K，而沸點則可高于373.15K。如氯化鈣、五氧化二磷等作為干燥劑，就是因為這些物質(zhì)能使其表面所形成的溶液的蒸氣壓力顯著下降，當(dāng)它低于空氣中水蒸氣的分壓時，空氣中水蒸氣可不斷凝聚而進入溶液，即這些物質(zhì)能不斷地吸收水蒸氣。若在密閉容器內(nèi)，則可進行到空氣的分壓等于這些物質(zhì)的(飽和)溶液的蒸氣壓為止。利用溶液凝固點下降這一性質(zhì)，鹽和冰的混合物可以作為冷凍劑。冰的表面上有少量水，當(dāng)鹽與冰混合時，鹽溶解在這些水里成為溶液。此時，由于所生成的溶液中水的蒸氣壓力低于冰的蒸氣壓力，冰就融化。冰熔化時要吸收熔化熱，使周圍物質(zhì)的溫度降低。稀溶液定律所表達的這些依數(shù)性與溶液濃度的定量關(guān)系不適用于濃溶液和電解質(zhì)溶液。這是因為在濃溶液中，溶質(zhì)的微粒較多，溶質(zhì)微粒之間的相互影響以及溶質(zhì)微粒與溶劑分子之間的相互影響大大加強。這些復(fù)雜的因素使稀溶液定律的定量關(guān)系產(chǎn)生了偏差。而在電解質(zhì)溶液中，這種偏差的產(chǎn)生則是由于電解質(zhì)的解離(舊稱電離)。這一偏差可用電解質(zhì)溶液與同濃度的非電解質(zhì)溶液的凝固點下降的比值來表示，如第115頁表3.3所示。通過以上的比較可以得出，同濃度溶液的沸點高低或滲透壓大小的順序為：A2B或AB2型強電解質(zhì)溶液＞AB型強電解質(zhì)溶液＞弱電解質(zhì)溶液＞非電解質(zhì)溶液而蒸氣壓或凝固點的順序則相反。3.2水溶液中的單相離子平衡3.2.1酸和堿在水溶液中的解離平衡1．酸和堿的概念（1）電離理論認為：解離時所生成的正離子全部都是H+的化合物叫做酸；所生成的負離子全部是OH-－的化合物叫做堿。但是，NH3是堿而不能解離出OH-，電離理論對此不能給予合理的解釋。（2）酸堿質(zhì)子理論（質(zhì)子傳遞理論)認為：凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)（分子或離子)都是酸；凡能與質(zhì)子結(jié)合的物質(zhì)都是堿。酸是質(zhì)子的給予體，而堿是質(zhì)子的接受體。這種相互依存、相互轉(zhuǎn)化的關(guān)系被叫做酸堿的共軛關(guān)系。（3）共軛酸堿對：酸失去質(zhì)子后形成的堿叫做該酸的共軛堿，結(jié)合質(zhì)子后形成的酸叫做該堿的共軛酸。酸與它的共軛堿(或堿與它的共軛酸)一起叫做共軛酸堿對。常見的共軛酸堿對見表3.4。2．酸和堿在水溶液中的離子平衡及計算（1）一元酸（以醋酸為例）式中，ceq(H+)、ceq(A－)、ceq(HA)為酸的解離達到平衡時相應(yīng)各組分的濃度；Ka為酸的解離常數(shù)。根據(jù)酸的解離平衡和酸的原始濃度c，利用Ka可計算酸平衡時各組分濃度和酸的解離度α。（1）式叫做稀釋定律。α隨著c而變化；在溫度一定時，Ka不隨c而變化，是一常數(shù)。(2)多元酸：多元酸的解離是分級進行的，每一級都有一個解離常數(shù)。（3）堿（以弱堿NH3為例）：3．緩沖溶液和pH的控制（1）同離子效應(yīng)：在弱酸溶液中加入該酸的共軛堿，或在弱堿的溶液中加入該堿的共軛酸時，可使這些弱酸或弱堿的解離度降低，這種現(xiàn)象叫做同離子效應(yīng)。例如：往HAc溶液中加入NaAc.（2）緩沖溶液：對酸和堿具有緩沖作用或緩沖能力的溶液叫做緩沖溶液?；蛘邽椋耗軌虻挚雇饧拥纳倭康膹娝峄驈妷A或稀釋，而使溶液的pH值基本保持不變的溶液叫做緩沖溶液。這種溶液一般由酸與其共軛堿，或者由堿與其共軛酸組成。如：HAc－NaAc溶液，NH4Cl－NH3溶液。其中組成緩沖溶液的一對共軛酸堿稱為緩沖對。其緩沖原理為：以HAc－NaAc緩沖溶液為例。其中，HAc和Ac－是大量的。這一共軛酸堿之間的平衡也可用通式表示如下(3)緩沖溶液的應(yīng)用和選擇：應(yīng)用：在硅半導(dǎo)體的生產(chǎn)過程中，需要用HF腐蝕以除去硅片表面沒有用膠膜保護的那部分氧化膜SiO2，反應(yīng)為：SiO2+6HF=H2[SiF6]+2H2OHF(aq)=H+(aq)+F-－(aq)選擇：緩沖對的比為1時，緩沖能力最大。所以，一般選擇pH=pKa.。3.2.2配離子的解離平衡1.配離子：由一個簡單正離子(稱為中心離子)和幾個中性分子或它種離子(稱為配位體)結(jié)合而成的復(fù)雜離子叫做配離子，又稱為絡(luò)離子。例如：[SiF6]4-、[Ag(NH3)2]+。2.配位化合物：含有配離子的化合物稱為配位化合物。例如：H2[SiF6]、[Ag(NH3)2]Cl。3.配離子的解離平衡：4配離子解離平衡的移動3.3難溶電解質(zhì)的多相離子平衡3.3.1多相離子平衡和溶度積Ksp叫做溶度積常數(shù)，簡稱溶度積3.3.2溶度積規(guī)則及其應(yīng)用1.溶度積規(guī)則：對于任意反應(yīng)，AmBn(s)=nAm+(aq)+mBn-－(aq)2．沉淀的轉(zhuǎn)化：將一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀3．沉淀的溶解（1）利用酸堿反應(yīng)（2）利用配合反應(yīng)（3）利用氧化還原反應(yīng)第四章電化學(xué)金屬腐蝕4.1原電池和電極電勢4.1.1原電池1.原電池的組成：對于一個能自發(fā)進行的氧化還原反應(yīng)：Zn(s)+Cu2+(aq)=Zn2+(aq)+Cu(s)△rHm(298.15K)=－218.66kJ·mol-1△rGm(298.15K)=－212.55kJ·mol-1能否將其化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔苣?？原電池：把氧化還原反應(yīng)中電子的轉(zhuǎn)移直接變?yōu)殡娔艿难b置叫做原電池。2．原電池的半反應(yīng)式和圖式（1）原電池的半反應(yīng)式銅鋅原電池的電池反應(yīng)為：氧化還原電對：氧化態(tài)和相應(yīng)的還原態(tài)物質(zhì)組成的電對。用符號“氧化態(tài)/還原態(tài)”表示。例如：Zn2+/Zn和Cu2+/Cu。（2）原電池的圖式原電池的裝置可用圖式表示。4.1.2電極電勢電極電勢的絕對值目前無法測量，但原電池的電動勢可用電壓表或電位差計來測量。E=j(+)－j(-)電極電勢的成因：每種物質(zhì)放入溶液中后都有一定的溶解度，對于金屬放入水中，便溶解形成陽離子和電子，陽離子進入溶液，而電子只能附在金屬表面，與溶液間形成電勢差。電勢差的大小決定于氧化劑或還原劑的本性，同時受溫度、濃度、介質(zhì)、吸附選擇性等有關(guān)。每一個電極都有一種氧化劑和一種還原劑，其電極電勢由氧化劑和還原劑共同確定。電極對間的電勢差不同，當(dāng)兩個電極用導(dǎo)線連接時，便形成電勢差，導(dǎo)致電子的定向流動而產(chǎn)生電流。當(dāng)外界條件一定時，電極電勢的高低只決定于電極的本性，對金屬來說，是決定于在溶液中離子化傾向的大小，傾向大，則失去電子的能力越強，還原能力就越強。1.標(biāo)準氫電極電極電勢的絕對值尚無法測量，通常所說的電極電勢是一個相對值。以一種電極的電勢為標(biāo)準而測出的，這個電極叫標(biāo)準電極。其它電極與之比較而得到的相對電極電勢稱標(biāo)準電極電勢。標(biāo)準氫電極:將表面鍍一層多孔的鉑黑的鉑片，放入活度為1mol/l的酸性溶液中，在298K,101.3KPa下的氫氣流中使電極上氫氣吸附達到飽和，溶液中存在以下平衡：2H++2e=H2其電極和溶液所產(chǎn)生的電勢差定為零。E°H+/H2=0.0000V將標(biāo)準氫電極與其它各種標(biāo)準狀態(tài)下的電極組成原電池，所測得的原電池的電動勢數(shù)值就是該電極的標(biāo)準電極電勢。2參比電極(1)甘汞電極3.標(biāo)準電極電勢：

待定電極均處于標(biāo)準條件下，所對應(yīng)的電極電勢均為電極反應(yīng)的標(biāo)準電極電勢，簡稱標(biāo)準電極電勢,以符號j表示。4.1.3原電池的電動勢與電池反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)變在可逆電池中，Wmax=Q·E=nFE－△rGm=Wmax即：自發(fā)進行的氧化還原反應(yīng)，其吉布斯函數(shù)降低值等于原電池可能做的最大功。4.1.4濃度的影響和能斯特方程式

1.濃度對原電池電動勢的影響大多數(shù)反應(yīng)在非標(biāo)準狀態(tài)下進行，且反應(yīng)過程中，各組分濃度在不斷改變，某些在標(biāo)準狀態(tài)下無法進行的反應(yīng)，卻可以進行（非標(biāo)況下）。氧化還原反應(yīng)aA+bB=dD+eE可分為正負兩個電極電勢：(+)aA+ne=cCψ(+)(-)dD+ne=bBψ(-)則E=ψ(+)-ψ(-),反應(yīng)進行過程中反應(yīng)物濃度不斷減少，產(chǎn)物濃度不斷增加，當(dāng)E=0時達到平衡，此時反應(yīng)物濃度和產(chǎn)生濃度不再隨時間變化。顯然有：△G=△G°+RTlnJa=nFE=nFE°+RTlnJaJa=[D]d[C]c/（[A]a[B]b）電極反應(yīng)的能斯特方程：ψ=ψ°+（0.0592/n）lg（[氧化型]/[還原型]）化學(xué)反應(yīng)能斯特方程：2．濃度對電極電勢的影響電極能斯特方程的寫法電極反應(yīng)必須正確無誤，且配平；n值是其電子得失的數(shù)目。濃度項應(yīng)是電極反應(yīng)中系數(shù)的次方。對純固體或純液體，其濃度是常數(shù)，不寫入濃度項；濃度變化可忽略的項不寫入濃度項。分子或離子濃度用mol/dm3(實際使用時除1mol/dm3)，氣體用分壓Pa表示，要除101.3KPa。電極能斯特方程的書寫舉例Fe3++e──Fe2+ψo=0.770VBr2(l)+2e──2Br-ψo=1.065VMnO2+4H++2e──Mn2++2H2Oψo=1.208VO2+4H++4e──2H2Oψo=1.229VMnO4-+8H++5e──Mn2++4H2Oψo=1.491VZn(OH)42-+2e──Zn+4OH-ψo=-1.245VFe(OH)3+e──Fe(OH)2+OH-ψo=-0.56V能斯特方程的應(yīng)用離子濃度變化時電極電勢的變化。降低氧化型的濃度電極電勢下降，即氧化型氧化能力降低，還原型還原能力增強；降低還原型的濃度，電極電勢增大，即氧化型氧化能力增強，還原型還原能力減弱。改變濃度的方法大致有：生成沉淀；生成配合物；生成氣體；控制酸度等。Cu2++e──Cu+ψo=0.158VCu2++I-+e──CuIψo=0.86VCu2++2CN-+e──Cu(CN)2-ψo=1.12V例：將Ag插入1mol/lNaBr溶液中，求電極電勢,ψo=0.7996V，KspAgBr=8.5×10-13。ψ=0.7996+0.0592lg(8.5*10-13)=0.0850V將分壓為10.13Pa的Cl2通入0.10mol/lNaCl溶液，求電極電勢。ψo=1.358V。ψ=1.358+0.0296lg(10.13/101300/0.102)=1.299V反應(yīng)方向的判斷。對氧化還原反應(yīng)有：-△rG=nFE=nF(ψ(+)–ψ(-))。即用電動勢E來判斷反應(yīng)方向與自由能△rG來判斷是一致的.例：判斷反應(yīng)2Fe3++2I-=2Fe2++I2在標(biāo)準狀態(tài)下和[Fe3+]=[I-]=10-3mol/l，[Fe2+]=1mol/l時的反應(yīng)方向。標(biāo)準狀態(tài)下,E=E°=0.770-0.535=0.235V>0,正向進行。非標(biāo)狀下,E=0.235+0.0296lg(10-6)2=-0.120V<0,逆向進行。結(jié)論：在標(biāo)準電動勢較小時，濃度可以改變氧化還原反應(yīng)的方向，濃度改變一般認為在1000倍左右。而當(dāng)標(biāo)準電動勢較大時必須采用其它方法如生成沉淀，配合物等方法。溶液酸度對氧化還原反應(yīng)的影響及pH電勢圖。在一些電極反應(yīng)中有H+或OH-參加反應(yīng)，此時酸度對電極電勢才有影響。若不考慮其它組份濃度改變（定為1mol/dm3,氣體則分壓為101.3KPa）,則電極電勢與pH有線性關(guān)系，作圖得pH電勢圖。2H++2e──H2ψH+/H2=0.0000+0.0592lg[H+]=-0.0592pHO2+4H++4e──2H2OψO2/H2O=1.229+0.0592lg[H+]=1.229-0.0592pHCr2O72-+14H++6e──2Cr3++7H2Oψ=ψ°+0.0592/6lg([Cr2O72-][H+]14/[Cr3+]2)=1.35-0.138pHFe(OH)3+e──Fe(OH)2+OH-ψo=-0.56Vψ=-0.56-0.0592lg[OH-]=-0.56+0.0592pOH=0.269-0.0592pH4.2電極電勢的應(yīng)用4.2.1氧化劑和還原劑相對強弱的比較若氧化還原電對的電極電勢代數(shù)值越小，則該電對中的還原態(tài)物質(zhì)的還原性越強；若氧化還原電對的電極電勢代數(shù)值越大，則該電對中的氧化態(tài)物質(zhì)的氧化性越強。4.2.2氧化還原反應(yīng)方向的判斷化還原反應(yīng)進行的方向與反應(yīng)物的本質(zhì)、濃度、溫度、溶液的酸堿性等有關(guān)，若外界條件一定時則只決定于反應(yīng)物的本質(zhì)，即氧化劑和還原劑的氧化還原能力。若以標(biāo)準狀態(tài)為準，則決定于反應(yīng)的電動勢E°。E°=ψ（+）-ψ（-），以反應(yīng)物中氧化劑電對作正極，還原劑電對作負極來求得電動勢。E°>0正向進行E°=0平衡E°<0逆向進行電動勢的確定步驟：以反應(yīng)前后氧化數(shù)的變化判斷出氧化劑、還原劑查出氧化劑電對及還原劑電對的標(biāo)準電極電勢以氧化劑電對作正極，還原劑電對作負極求出標(biāo)準電動勢。4.2.3氧化還原反應(yīng)進行程度的衡量求平衡常數(shù)：自由能減少等于體系等溫等壓下所做的最大功。原電池中非膨脹功只有電功一種。-△G°=Q.V=nFE°=2.303RTlgKlgK=nE°/0.0592應(yīng)用電極電勢時該注意的問題電極電勢的大小與速度無關(guān)。電極電勢是熱力學(xué)問題，而反應(yīng)速度是動力學(xué)問題。標(biāo)準電極電勢只能適用于水溶液中，且標(biāo)準狀態(tài)下，對非水溶液的氧化還原反應(yīng)不適用。非標(biāo)準狀態(tài)下也不適用。標(biāo)準電極電勢與反應(yīng)物中的計量系數(shù)無關(guān)。而平衡常數(shù)和自由能與計量系數(shù)有關(guān)。4.2.4化學(xué)電源借自發(fā)的氧化還原反應(yīng)將化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置叫做化學(xué)電源。1酸性電池（電解質(zhì)是酸性的）：(1)鋅錳干電池金屬鋅筒為負極，正極為MnO2和石墨棒（電極材料），兩極間為ZnCl2和NH4Cl的糊狀混合物。鋅錳干電池電動勢為1.5V，為一次性電池。缺點是產(chǎn)生的NH3氣能被石墨棒吸附，引起極化，導(dǎo)致電動勢的下降。（2）鉛蓄電池2．堿性電池(2)鋅汞電池（鈕扣電池）負極反應(yīng)：Zn(Hg)+2OH-－2e-=ZnO+H2O+Hg正極反應(yīng)：HgO+H2O+2e-=Hg+2OH-電池反應(yīng)：Zn(Hg)+HgO=ZnO+Hg3．燃料電池氫-氧燃料電池圖示為：4.3電解基本概念：1.電解池：使用外加電能的方法迫使一些不能自發(fā)進行的氧化還原反應(yīng)發(fā)生的裝置。2.陰極：在電解池中，與直流電源的負極相連的極叫做陰極。3.陽極：與直流電源的正極相連的極叫做陽極。電子從電源的負極沿導(dǎo)線進入電解池的陰極；另一方面，電子又從電解池的陽極離去，沿導(dǎo)線流回電源正極。這樣在陰極上電子過剩，在陽極上電子缺少，電解液(或熔融液)中的正離子移向陰極，在陰極上可得到電子，進行還原反應(yīng)；負離子移向陽極，在陽極上可給出電子，進行氧化反應(yīng)。在電解池的兩極反應(yīng)中氧化態(tài)物質(zhì)得到電子或還原態(tài)物質(zhì)給出電子的過程都叫做放電4.3.1分解電壓和超電勢1分解電壓：通常把能使電解得以顧利進行的最低電壓稱為實際分解電壓，簡稱分解電壓。實際的分解電壓往往大于理論的分解電壓。2.極化：這種電極電勢偏離了沒有電流通過的電極電勢值的現(xiàn)象在電化學(xué)上統(tǒng)稱為極化。(2)電化學(xué)極化：電化學(xué)極化是由電解產(chǎn)物析出過程中某一步驟(如離子的放電、原子結(jié)合為分子、氣泡的形成等)反應(yīng)速率遲緩而引起電極電勢偏離平衡電勢的現(xiàn)象。即電化學(xué)極化是由電化學(xué)反應(yīng)速率決定的。（3）超電壓：4.3.2電解池中兩極的電解產(chǎn)物1判別依據(jù)：綜合考慮電極電勢和超電勢的因素得出，在陽極上進行氧化反應(yīng)的首先是析出電勢(考慮超電勢因素后的實際電極電勢)代數(shù)值較小的還原態(tài)物質(zhì)；在陰極上進行還原反應(yīng)的首先是析出電勢代數(shù)值較大的氧化態(tài)物質(zhì)。2析出電勢代數(shù)值大小的決定因素（1）離子及其相應(yīng)電對在標(biāo)準電極電勢表中的位置。(2)離子濃度。主要考慮pH對電極電勢的影響。(3)電解產(chǎn)物的超電勢。3.簡單鹽類水溶液電解產(chǎn)物的一般情況（見書上第191頁）4.3.3電解的應(yīng)用1．電鍍：電鍍是應(yīng)用電解的方法將一種金屬鍍到另一種金屬零件表面的過程。例如：電鍍鋅。被度零件為陰極，金屬鋅為陽極，在鋅鹽中進行電解。2NaON+ZnO+H2O=Na2[Zn(OH)4][Zn(OH)4]2-=Zn2++4OH-陰極：Zn2++2e－=Zn陽極：Zn=Zn2++2e-2.陽極氧化:就是把金屬在電解過程中作為陽極，使之氧化而得到厚度達到5～300μm的氧化膜。例如：對鋁及鋁合金工件的陽極氧化。將鋁及鋁合金工件作為陽極，鉛板作為陰極，稀硫酸（或鉻酸、草酸）溶液為電解液。陽極：2Al+6OH-(aq)=Al2O3+3H2O+6e-（主要）4OH-(aq)=2H2O+O2+4e-（次要）陰極：2H+(aq)+2e-=H2(g)3.電刷鍍見下圖。4.4金屬腐蝕(1)化學(xué)腐蝕(2)電化學(xué)腐蝕1)析氫腐蝕2H++2e==H2(g)2)吸氧腐蝕1/2O2+H2O+2e==2OH-(aq)金屬腐蝕的防護方法：1）正確選用金屬材料，合理設(shè)計金屬結(jié)構(gòu)2）覆蓋層保護法：可覆蓋金屬保護層（如電鍍、噴鍍、化學(xué)鍍、 浸鍍、真空鍍等）和非金屬保護層（如將涂料、塑料、搪 瓷、高分子材料、油漆等涂在金屬表面）3）緩蝕劑法：在腐蝕性介質(zhì)中，加入少量能減小腐蝕速度的物質(zhì) 來防止腐蝕的方法。所加的物質(zhì)叫緩蝕劑。4）陽極氧化：把金屬在電解過程中作為陽極，使之氧化而得到厚度達到5~300μm的氧化膜的過程。如Al及其合金的氧化：工件作陽極，稀硫酸作電解液陽極：2Al+6OH-（aq）==Al2O3+3H2O+6e4OH-（aq）==2H2O+O2+4e（次要）陰極：2H++2e==H25）電化學(xué)保護法：分為陽極保護法和陰極保護法陰極保護法：將被保護的金屬作為腐蝕電池的陰極或作為電解池的陰極而不受腐蝕物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)一、本章教學(xué)內(nèi)容5.1原子結(jié)構(gòu)的近代概念5.2多電子原子的電子分布方式和周期系5.3化學(xué)鍵與分子間相互作用力5.3.1化學(xué)鍵5.3.2分子的極性和分子的空間構(gòu)型5.3.3分子間相互作用力5.4晶體結(jié)構(gòu)二、本章教學(xué)要求了解原子核外電子運動的基本特征，s、p、d軌道波函數(shù)及電子云的空間分布情況；掌握原子核外電子分布的一般規(guī)律及其與周期表的關(guān)系，了解元素按s、p、d、ds、f分區(qū)的情況；聯(lián)系原子結(jié)構(gòu)和周期表了解元素某些性質(zhì)遞變的情況；了解化學(xué)鍵的本質(zhì)及共價鍵鍵長、鍵角等概念；了解雜化軌道理論的要點，能用該理論說明一些分子的空間構(gòu)型；了解分子間力和晶體結(jié)構(gòu)及對物理性質(zhì)的影響；三、本章教學(xué)難點、重點重點:四個量子數(shù)核外電子分布的三個原理核外電子分布式和外層電子分布式元素周期律化學(xué)鍵分子間作用力價鍵理論難點:波函數(shù)雜化軌道理論四、講授內(nèi)容概要為深入了解物質(zhì)性質(zhì)變化規(guī)律，必須進一步在微觀上考慮物質(zhì)的結(jié)構(gòu)。物質(zhì)結(jié)構(gòu)應(yīng)包括以下幾個層次：電子與原子核如何組成原子，原子如何組成分子，分子如何組成物質(zhì)。由于物質(zhì)結(jié)構(gòu)的近代理論涉及到深奧的量子力學(xué)和晶體學(xué)，本章只能介紹一些最重要的概念和結(jié)論，如電子在原子核外運動規(guī)律和分布及其與元素周期系的關(guān)系，共價健的本質(zhì)及其與分子構(gòu)型的聯(lián)系，晶體結(jié)構(gòu)的基本類型等。波粒二象性微觀粒子（如光子、電子等）在不同條件下能分別顯示出波動性和微粒性的這一特征稱為波粒二象性，是微觀粒子的基本屬性之一。如光在衍射中顯示出波動性，而在光電效應(yīng)中則又顯示出微粒性。1924年德布羅依首先把光具有“波粒二象性”的概念加以推廣，提出微觀粒子同時具有波動性，稱這種波為“物質(zhì)波”（德布羅依波），并第一次預(yù)言了電子的波長：λ=h/mv（5-1）λ：波長h：普朗克常量(6.626×10-34J·s)m：質(zhì)量v：運動速率物體粒子m/kgv/m·s-1λ/pm1V電子9.1×10-315.9×105120010000V電子9.1×10-315.9×10712壘球2.0×10-1301.1×10-22槍彈1.0×10-21.0×1036.6×10-23表5-1一些運動粒子的波長從上表可看出公式（5-1）中h的重要性，h是個很小的值，m接近于h時，λ不能忽略；當(dāng)m>>h時，因λ很小，波動性失去了意義。德布羅依的假設(shè)于1927年被電子衍射實驗所證實，該實驗同時得出電子波是一種幾率波的結(jié)論。必須指出，物質(zhì)波不同于經(jīng)典的機械波和電磁波，機械波是機械振動在介質(zhì)中傳播的過程，電磁波是電磁波動在空氣中傳播的過程，而物質(zhì)波本身沒有這樣的物理意思，它并不是波浪式的微粒流，而是它的強度反映了粒子出現(xiàn)幾率的大?。ㄈ珉娮友苌鋵嶒炈荆２ê瘮?shù)及四個量子數(shù)既然原子核外的電子可以被當(dāng)作一種波，就應(yīng)該有波動力學(xué)方程來描述電子的運動規(guī)律。波動力學(xué)方程的數(shù)學(xué)解就是波函數(shù)ψ或原子軌道。在原子中核外電子的運動狀態(tài)就是用波函數(shù)ψ來描述的。ψ是量子力學(xué)的基本方程（薛定諤方程）的解，它不是一個數(shù)值，而是一個表示原子周圍空間位置（用空間坐標(biāo)x,y,z表示）的函數(shù)式。微觀粒子的各種物理量，都可通過波函數(shù)來確定。在空間某點，微觀粒子（如電子等）出現(xiàn)的幾率密度，跟波函數(shù)絕對值的平方|ψ|2成正比。波函數(shù)即原子軌道（波函數(shù)的空間圖像就是原子軌道；原子軌道的數(shù)學(xué)表示式即波函數(shù)），但這里的原子軌道的含義不同于宏觀物體的運動軌道，是指電子的一種空間運動狀態(tài)，可以理解為電子在原子核外運動的某個空間范圍。表示氫原子中電子運動狀態(tài)的波函數(shù)可以通過求解薛定諤方程而得到，為了保證解的合理性（或描述電子運動狀態(tài)的合理性）需引入三個常數(shù)項（n,l,m），它們只能按一定的規(guī)則取值，即三個量子數(shù)。（1）主量子數(shù)（principalquantumnumber）n物理意義：確定電子離核遠近（平均距離）和能級的主要參數(shù)。n相同的電子稱為同層電子。取值范圍：1，2，3，4…（2）角量子數(shù)（angulamomentumquantumnumber）l物理意義：直觀地看作軌道形狀的量子數(shù)，也表示同以電子層中不同形狀的分層（亞層subshell）。取值范圍：0，1，2，3??（n-1），共可取n個數(shù)。l的數(shù)值受n的數(shù)值限制,如,n=1時，l只可取0一個數(shù)值;n=2時，l可取0，1兩個數(shù)值，n=4時，l可取0，1，2，3四個數(shù)值。l的一個值對應(yīng)一個亞層（subshell）l01234分層spdfg（3）磁量子數(shù)（magneticquantumnumber）m物理意義：原子軌道在空間的取向（角動量在空間的給定方向上的分量的大小）。l相同時，雖因m不同，原子軌道可能有不同的伸展方向，但并不影響電子的能量，即m與能量無關(guān)。取值范圍：+l→0→-l間，共可取（2l+1）個數(shù)值。m的數(shù)值受l的數(shù)值限制。當(dāng)以上三個量子數(shù)數(shù)值確定時，波函數(shù)的數(shù)學(xué)式也就隨之確定，量子力學(xué)中還引入了第四個量子數(shù)（從研究原子光譜線的精細結(jié)構(gòu)中提出）。(4)自旋量子數(shù)（Spinquantumnumber）msms=±1/2，用↑、↓表示。但電子的自旋并不存在像地球那樣繞自身旋轉(zhuǎn)的經(jīng)典的自旋概念。n123…n主層不同l001012…0,1…n亞層(形狀)不同m000,±100,±10,±1,±2…0,…,±l空間取向不同軌道名稱1s2s2p3s3p3d…ns,np,nd…軌道數(shù)113135…1,3,5,7…軌道總數(shù)149…n2表5-2原子軌道與3個量子數(shù)的關(guān)系電子云波函數(shù)沒有明確直觀的物理意義，它只是描述原子核外電子運動狀態(tài)的數(shù)學(xué)函數(shù)式，但波函數(shù)絕對值的平方|ψ|2有明確的物理意義，它表示核外空間某處電子出現(xiàn)的幾率密度。幾率是指在原子核外某一范圍內(nèi)電子出現(xiàn)的機會。幾率密度是指原子核外單位體積中電子出現(xiàn)的幾率。幾率與幾率密度之間的關(guān)系相當(dāng)于質(zhì)量與密度的關(guān)系。而電子云就是幾率密度|ψ|2的直觀表示（用小黑點）。核外電子分布的三個原理（1）泡利不相容原理不存在四個量子數(shù)都相同的兩個電子，即運動狀態(tài)完全相同的電子是不存在的。根據(jù)這個原理，每1個原子軌道最多可以容納2個自旋相反的電子。（2）能量最低原理在不違背泡利不相容原理的前提下，核外電子首先占據(jù)低能量的軌道，只有低能級的軌道被占據(jù)后電子才有可能進入高能級的軌道。（3）洪特規(guī)則只要軌道的能量相同，較成對而言電子更希望獨自占據(jù)軌道。例如在3個p軌道，5個d軌道，7個f軌道上分布的電子，將盡可能分占不同的軌道，而且自旋方向相同。這樣分布時，原子的能量較低，體系較穩(wěn)定。另外，作為洪特規(guī)則的特例：等價軌道的全充滿（p6,d10,f14），半充滿（p3,d5,f7）或全空（p0,d0,f0）的狀態(tài)一般比較穩(wěn)定。如29號元素Cu的電子分布式不是3d94s2,而是3d104s1,此外還有，Cr,Au,Mo,Gd,Cm也有類似情況。核外電子分布式和外層電子分布式根據(jù)能級圖（教材p212）和核外電子分布的三個原理，基本上可以解決多電子原子核外電子的分布問題。例5.1：寫出Ni的核外電子分布式解：步驟如下：=1\*GB3①寫出原子軌道能級順序（參考教材ｐ２１３）——１ｓ２ｓ２ｐ３ｓ３ｐ４ｓ３ｄ４ｐ５ｓ４ｄ５ｐ=2\*GB3②按上述核外電子分布的三原則在每個軌道上排布電子。由于Ｎｉ的原子序數(shù)為２８，共有２８個電子直至排完為止，即１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６４ｓ２３ｄ８=3\*GB3③將相同主量子數(shù)的各亞層按ｓ，ｐ，ｄ等的順序整理好即得Ｎｉ原子的電子分布式：１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６３ｄ８４ｓ２為避免書寫過長，以及由于化學(xué)反應(yīng)通常只涉及外層價電子的改變，因此可以只寫外層電子分布式。如Ｎｉ原子的電子分布式可以寫成：３ｄ８４ｓ２，外層電子分布式又叫外層電子構(gòu)型。例5.2寫出Ni2+的核外電子分布式解Ni原子失去2個電子時到底失去哪個亞層的電子，最外層4s的2個點子？還是能量更高的次外層3d的2個電子？實驗表明，原子失去電子成為正離子時，一般是能量較高的最外層電子失去，而且往往引起電子層數(shù)的減少（陽離子的軌道能級一般不存在交錯的情況）。因此Ni2+的核外電子排布式為：１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６３ｄ８即失去最外層4s上的兩個電子。元素周期表核外電子分布的周期性元素周期律元素周期表（表現(xiàn)形式）元素性質(zhì)（原子半徑、電離能、電負性等）隨原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性的變化的規(guī)律。=1\*GB3①原子半徑atomicradins圖5-1原子半徑定義圖5-2原子半徑周期性變化規(guī)律=2\*GB3②電離能定義：第一電離I1能是指氣態(tài)原子失去核外一電子所需要的能量。其大小反映原子得失電子的難易。圖5-3電離能的周期性=3\*GB3③電負性定義：衡量分子中原子吸電子的能力，指定F元素的電負性為4.0，以此為標(biāo)準求出其它元素的電負性，因此，電負性是一個相對數(shù)值，其值越大，表明原子在分子中吸引電子的能力越強。圖5-4電負性的周期性化學(xué)鍵化學(xué)鍵（分子或晶體內(nèi)部原子之間強烈的相互作用，其強度可用鍵能表示，一般約在30~150kJ·mol-1）分類：金屬鍵：自由電子與原子（或正離子）間的作用力。無方向性、飽和性。離子鍵；由正負離子之間的靜電引力形成的化學(xué)鍵。=1\*GB3①本質(zhì)：靜電引力。離子鍵的強度與離子的電荷、半徑（以及構(gòu)型）有密切的關(guān)系。（q+、q-為離子所帶電荷,R為離子間距離）=2\*GB3②無方向性、飽和性（3）共價鍵共價鍵理論：價鍵理論鍵參數(shù)(教材p223)價鍵理論要點：=1\*GB3①組成分子的兩個原子必須具有未成對電子，且自旋相反。=2\*GB3②原子軌道相互重疊形成共價鍵時，原子軌道要對稱性匹配，并滿足最大重疊原理。未成對電子（自旋相反且對稱性匹配）（兩兩偶合）構(gòu)成電子對兩電子原子軌道疊加后使兩核間的幾率密度有所增加，在兩核間出現(xiàn)一個幾率密度最大的區(qū)域，這一方面降低了兩核間的正電排斥，另一方面增添了兩個原子核對核間負電荷區(qū)域的吸引，這都有利于體系能量的降低，有利于共價鍵的形成兩電子原子軌道疊加后使兩核間的幾率密度有所增加，在兩核間出現(xiàn)一個幾率密度最大的區(qū)域，這一方面降低了兩核間的正電排斥，另一方面增添了兩個原子核對核間負電荷區(qū)域的吸引，這都有利于體系能量的降低，有利于共價鍵的形成原子軌道重疊的部分越大鍵越牢固，分子也越穩(wěn)定原子軌道重疊的部分越大鍵越牢固，分子也越穩(wěn)定共價鍵特點（1）共價鍵結(jié)合力的本質(zhì)是電性的；（2）形成共價鍵時，組成原子的電子云發(fā)生很大的變化；（3）共價鍵的飽和性（4）共價鍵的方向性原子軌道（p、d、f）有一定的方向性，它和相鄰原子的軌道重疊成鍵要滿足最大重疊條件。共價鍵的方向性決定著分子的空間構(gòu)型，因而影響分子的性質(zhì)（如極性等）。共價鍵的鍵型由于原子軌道重疊的方式不同，可以形成不同類型的共價鍵：σ鍵：“頭碰頭”，重疊軌道的電子云沿鍵軸方向的投影為圓形。電子云密度繞鍵軸對稱。π鍵：“肩并肩”，重疊軌道的電子云密度繞鍵軸不完全對稱。一般來說π鍵沒σ鍵牢固，比較容易斷裂。單鍵：σ鍵重鍵：雙鍵σ鍵+π鍵叁鍵σ鍵+2π鍵（二）分子軌道理論分子軌道三要素，即要解決的三個問題：（1）由原子軌道組合成分子軌道的數(shù)目和電子數(shù)；（2）軌道的類型（能級）；電子在分子軌道中的排布規(guī)則能量最低原理、鮑利原理、洪特規(guī)則1）分子軌道的要點①強調(diào)級的整體性，分子中電子的運動是遍及整個分子，而不屬于個別原子，每個電子的運動狀態(tài)仍用波函數(shù)ψ描述，這個ψ稱分子軌道，分子軌道符號為σ、π等。②分子軌道由原子軌道組成，n個原子軌道必組成相同數(shù)目的分子軌道，能量相近的原子軌道沿最大程度重疊的方向，同號（ψ1+ψ2）重疊，組成成鍵分子軌道，體系能量降代。異號（ψ1-ψ2）重疊，組成反鍵分子軌道，體系能量升高。兩個原子軌道必組成兩個分子軌道，一個成鍵，一個反鍵。（三）雜化軌道理論要點=1\*GB3①成鍵時，原子中能量相近的原子軌道可以相互混合，重新組成新的原子軌道（雜化軌道）=2\*GB3②形成的雜化軌道的數(shù)目等于參加雜化的原子軌道數(shù)目。③雜化軌道空間伸展方向會改變，軌道有更強的方向性和更強的成鍵能力。④不同的雜化方式導(dǎo)致雜化軌道的空間分布不同，由此決定了分子的空間幾何構(gòu)型不同。分類及相關(guān)空間構(gòu)型（教材p229）等性雜化與不等性雜化例5.3BF3的空間構(gòu)型？激發(fā)5B1s22s22p1激發(fā)雜化雜化BF3平面正三角形sp2BF3平面正三角形sp2雜化等性雜化問題NH3和H2O中的N、O都是sp3雜化，為何分子的幾何構(gòu)型不同？價鍵理論(VB)簡明扼要不能解釋分子的幾何構(gòu)型,不能解釋分子的磁性分子軌道理論(MO)引入分子軌道概念，可以說明分子的成鍵情況鍵的強弱和分子的磁性。不能解決構(gòu)型問題雜化軌道理論(HO)可以解釋分子的幾何構(gòu)型，但缺乏預(yù)見性分子間作用力一、分子間力1.取向力:指極性分子間的作用力.2.誘導(dǎo)力:極性分子-非極性分子之間3.色散力:非極性分子-非極性分子之間特點:(1)鍵能小，只有幾個至幾十個kJ·mol-1，比化學(xué)鍵小1-2個數(shù)量級。(2)靜電短程力，不具有方向性和飽和性。(3)取向力與溫度有關(guān)，誘導(dǎo)力色散力受溫度影響不大。二、氫鍵具備的條件：1.分子中心必須有一個與電負性很大的元素形成強極性鍵的氫原子。2.電負性大的元素的原子必須有孤對電子，而且半徑要小。如:F,O,N三、氫鍵對化合物性質(zhì)的影響分子間氫鍵使化合物熔沸點升，高分子內(nèi)氫鍵使化合物熔沸點降低第六章金屬元素化學(xué)與材料6.1金屬單質(zhì)的物理性質(zhì)

6.1.1熔點、沸點和硬度物理性質(zhì)：熔沸點高，從上到下金屬鍵增強，從左到右先增強再減弱。密度大，從左到右密度增大，從上到下密度增大，大都是重金屬元素；硬度大，金屬鍵越強，硬度一般越大。導(dǎo)電導(dǎo)熱性好。W是金屬中熔沸點最高，Cr是金屬中硬度最大?；瘜W(xué)性質(zhì)：從上到下活性下降，第一過渡系>第二過渡系>第三過渡系;從左到右活性下降，但d5另外。前過渡元素活性雖高，但由于表面易形成致密氧化物而鈍化，僅Mn后的第一過渡元素能與氧化性酸作用，Cr與非氧化性酸緩慢作用。重過渡元素通常不與氧化性酸作用，有些連王水也不反應(yīng)。水合離子大都有色。氧化物的水合物的酸堿性形成配合物能力極強：尤其是右下的重過渡系元素。鉻族元素及其化合物價層電子(n-1)d5ns1（W：5d46s2)存在與制備：大都以含氧礦存在，也可硫化物存在。Fe(CrO2)2?Cr3+?Cr2O3?CrMWO4?H2WO4?WO3?W高熔點，高硬度，高強度，耐腐蝕性與酸堿作用：Cr與HF，HCl易作用（親O，F(xiàn)能力極強），與濃H2SO4，HNO3鈍化，與NaOH作用2HCl+Cr=CrCl2+H2-CrO3:酸性氧化物，強氧化性；Cr2O3：兩性,還原性。WO3，MoO3:酸性氧化物4CrO3+3C2H5OH=3CH3COOH+2Cr2O3+3H2OCr2O3+6H+=2Cr3++3H2OCr2O3+2OH-=2CrO2-+H2O多酸:在酸性條件下，鉻酸鹽易發(fā)生聚合成重酸2CrO42-+2H+=Cr2O72-+H2O鉻酸鹽與硫酸鹽相似，但均有色，且均可溶于酸中鉻的配合物：硬酸易與含F(xiàn),O,N的酸體作用；CrF63-,Cr(NH3)63+,CrO5鉬和鎢更易形成多酸。錳族元素及其化合物價層電子：(n-1)d5ns2存在與制備：大都以含氧礦存在，也可硫化物存在。MnO2?Mn2+?Mn與酸堿作用：Mn易與非氧化性