無機(jī)化學(xué)教案

無機(jī)化學(xué)教案說明一、課程教學(xué)的根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(shí)驗(yàn)、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、氧化復(fù)原平衡，配合離解平衡)和化學(xué)反響速率等根本概念和根本理論知識(shí)；理解和掌握重要元素及其化合物的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)、反響規(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(diǎn)，為后繼課程的學(xué)習(xí)打下堅(jiān)實(shí)的根底。二、教學(xué)方法、手段主要運(yùn)用啟發(fā)式教學(xué)方法，注重在教學(xué)中實(shí)踐“以學(xué)生為主體，以教師為主導(dǎo)”的素質(zhì)教育指導(dǎo)思想，充分運(yùn)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)根底理論,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(shí)成績20%+期末考試(閉卷)成績80%組成。四、學(xué)時(shí)分配〔共計(jì)144學(xué)時(shí)〕教學(xué)內(nèi)容講課學(xué)時(shí)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)根底8第5章：化學(xué)平衡6第6章：化學(xué)動(dòng)力學(xué)根底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)根底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(jì)144五、目錄緒論………………………4原子結(jié)構(gòu)和元素周期律…………4分子結(jié)構(gòu)…………9晶體結(jié)構(gòu)…………13化學(xué)熱力學(xué)根底…………………23化學(xué)平衡…………30化學(xué)動(dòng)力學(xué)根底…………………32水溶液…………36酸堿平衡…………41沉淀平衡…………51電化學(xué)根底………56配合物與配位平衡………………66氫和稀有氣體……………………73鹵素………………74氧族元素…………80氮磷砷…………87碳硅硼…………97非金屬元素小結(jié)…………………103金屬通論…………104S區(qū)金屬…………105P區(qū)金屬…………109ds區(qū)金屬…………114d區(qū)金屬〔一〕……………………121我愛奧賽網(wǎng)課程的主要內(nèi)容緒論學(xué)時(shí)1[教學(xué)根本要求]介紹本課程的學(xué)習(xí)內(nèi)容、目的、任務(wù)和方法。[重點(diǎn)與難點(diǎn)]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(duì)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(jī)化學(xué)研究的對(duì)象、開展和前景，化學(xué)研究內(nèi)容包括對(duì)化學(xué)物質(zhì)的〔1〕分類〔2〕合成〔3〕反響〔4〕別離〔5〕表征〔6〕設(shè)計(jì)〔7〕性質(zhì)〔8〕結(jié)構(gòu)〔9〕應(yīng)用。二、化學(xué)開展簡史1、古代化學(xué)〔17世紀(jì)中期〕-實(shí)用和自然哲學(xué)時(shí)期〔公元前后〕、煉金術(shù)和煉丹時(shí)期〔公元前后-公元1500年〕、醫(yī)化學(xué)時(shí)期〔公元1500年-1700年〕、燃素學(xué)說時(shí)期〔公元1700-1774年〕。2、近代化學(xué)〔17世紀(jì)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(jì)后期〕三、學(xué)習(xí)無機(jī)化學(xué)的方法。第1章原子結(jié)構(gòu)和元素周期律學(xué)時(shí)8[教學(xué)根本要求]掌握氫原子光譜，玻爾原子模型；了解核外電子運(yùn)動(dòng)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(jí)、能級(jí)組、電子云、原子軌道等概念，理解四個(gè)量子數(shù)的量子化條件及其物理意義；掌握近似能級(jí)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(fù)性等概念，了解它們與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系；通過了解人類對(duì)原子結(jié)構(gòu)的認(rèn)識(shí)歷史，培養(yǎng)科學(xué)的思維方法。[重點(diǎn)與難點(diǎn)]重點(diǎn)：波函數(shù)和原子軌道，四個(gè)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(diǎn)：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(duì)原子質(zhì)量：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(hào)：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。元素單核素元素核素穩(wěn)定核素 多核素元素放射性核素 核素符號(hào)、質(zhì)量數(shù)，同位素和同位素豐度。同位素豐度：某元素的各種天然同位素的分?jǐn)?shù)組成〔原子百分比〕稱為同位素豐度。以原子質(zhì)量單位u為單位的某核素一個(gè)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核素的質(zhì)量與12C4.元素相對(duì)原子質(zhì)量〔原子量〕相對(duì)原子質(zhì)量測定方法元素相對(duì)原子質(zhì)量：原子量是指一種元素的1摩爾質(zhì)量對(duì)核素12C的1摩爾質(zhì)量的1/12的比值。單核素元素：指該元素核素的相對(duì)原子質(zhì)量。元素相對(duì)原子質(zhì)量多核素元素：指該元素的天然同位素相對(duì)原子質(zhì)量的加權(quán)平均值。相對(duì)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)的玻爾行星模型氫原子光譜，氫原子能級(jí)之間躍遷所發(fā)射或吸收的光譜。是最簡單的原子光譜。到1885年已經(jīng)觀察到氫原子的14條譜線，其中較強(qiáng)的4條譜線Hα、Hβ、Hγ、Hδ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：ν=R〔1/n12-1/n22〕n2＞n1或〔波數(shù)〕=1/λ=RH〔1/n12-1/n22〕R或RH稱為里德堡常數(shù)，R＝×1015s-1，RH×105cm-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＝1

n2＝2，3，4，…

巴耳末系(1885)n1＝2

n2＝3，4，5，…

帕邢系(1908)n1＝3

n2＝4，5，6，…

布拉開系(1922)n1＝4

n2＝5，6，7，〔1〕電子不是在任意軌道上繞核運(yùn)動(dòng)，而是在一些符合一定條件的軌道〔穩(wěn)定軌道〕上運(yùn)動(dòng)。量子化條件：P〔軌道角動(dòng)量〕=mvr=nh/2π〔2〕定態(tài)假設(shè)-基態(tài)和激發(fā)態(tài)〔3〕躍遷規(guī)那么：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(shí)會(huì)以光子形式放出能量，即釋放出光能。hν=E2-E1利用玻爾理論計(jì)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=hν/c=h/λ〔2〕電子的波粒二象性λ=h/p=h/mv〔德布羅意關(guān)系式〕2.海森堡測不準(zhǔn)原理Δx·Δp≥h/2π或Δx≥h/2πm·Δv4.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—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(gè)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(yuǎn)近，是決定電子能量上下的重要因素。決定電子層數(shù)。〔2〕角量子數(shù)l：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(jí)。Ens＜Enp＜End＜Enf〔3〕磁量子數(shù)m：表示原子軌道或電子云在空間的伸展方向。〔4〕自旋量子數(shù)ms：每一個(gè)電子層中，由于原子軌道形狀的不同，可有不同的分層；又由于原子軌道在空間伸展方向不同，每一個(gè)分層中可有幾個(gè)不同的原子軌道；每一個(gè)原子軌道中又可有兩個(gè)電子處于自旋方向不同的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。1-6基態(tài)原子電子組態(tài)1.多電子原子的能級(jí)、近似能級(jí)圖〔鮑林能級(jí)圖和科頓能級(jí)圖〕2.屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)：由于其它電子對(duì)某一電子的排斥作用而抵消了一局部核電荷，從而使有效核電荷降低，削弱了核電荷對(duì)該電子的吸引，這種作用稱為屏蔽作用或屏蔽效應(yīng)。利用斯萊脫規(guī)那么計(jì)算屏蔽常數(shù)和電子能量。外層電子鉆到內(nèi)層空間而靠近原子核的現(xiàn)象，稱為鉆穿作用。鉆穿作用越大的電子的能量越低。因電子的鉆穿作用不同而使它的能量發(fā)生變化的現(xiàn)象，稱為鉆穿效應(yīng)。3.原子核外電子排布〔基態(tài)原子電子組態(tài)〕規(guī)律〔1〕構(gòu)造原理—泡利原理、洪特規(guī)那么、能量最低原理?！?〕原子的電子層結(jié)構(gòu)1-7元素周期系1.原子結(jié)構(gòu)與元素周期系的關(guān)系、元素周期律。2.元素周期表長周期與短周期、主族與副族，原子的電子構(gòu)型與元素的區(qū)分。1-8元素周期性—元素性質(zhì)及其變化的周期性1.原子半徑共價(jià)半徑-同種元素的兩個(gè)原子以共價(jià)單鍵連接時(shí)，它們核間距的一半叫做原子的共價(jià)半徑?！?〕原子半徑金屬半徑-金屬晶體中相鄰兩個(gè)互相接觸的原子核間距的一半。范德華半徑-兩原子之間靠范德華力接近時(shí)原子間距的一半?！?〕原子半徑的周期性變化-在短周期中和長周期中的變化、鑭系收縮、在同族中的變化。2.電離能—使某元素一個(gè)基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個(gè)電子形成正一價(jià)的氣態(tài)離子時(shí)所需要的能量，叫做這種元素的第一電離能。3.電子親合能—某元素一個(gè)基態(tài)的氣態(tài)原子得到一個(gè)電子形成氣態(tài)負(fù)離子時(shí)所放出的能量叫該元素的電子親合能。4.電負(fù)性—把原子在分子中吸引電子的能力叫做元素的電負(fù)性。鮑林電負(fù)性電負(fù)性密立根電負(fù)性χ=1/2〔I+E〕阿萊-羅周電負(fù)性χ﹡/r25.氧化態(tài)—氧化數(shù)是化合物中某元素所帶形式電荷的數(shù)值。第2章分子結(jié)構(gòu)學(xué)時(shí)8[教學(xué)根本要求]掌握離子鍵和共價(jià)鍵理論的根本內(nèi)容；理解物質(zhì)性質(zhì)與其分子結(jié)構(gòu)的關(guān)系；定性了解同核雙原子分子的分子軌道理論；掌握化學(xué)鍵、分子間力和氫鍵的概念、特征，搞清價(jià)鍵力、分子間力和氫鍵的區(qū)別。[重點(diǎn)與難點(diǎn)]重點(diǎn)：共價(jià)鍵理論，雜化軌道理論。難點(diǎn)：雜化軌道理論，共軛大π鍵。[教學(xué)內(nèi)容]2-1路易斯結(jié)構(gòu)式2-2價(jià)鍵理論〔一〕-電子配對(duì)法〔VB法〕1.成鍵的原理①電子配對(duì)原理：兩原子如各有一個(gè)自旋相反的未成對(duì)電子，它們可以互相配對(duì)形成穩(wěn)定的共價(jià)單鍵，這對(duì)電子為兩個(gè)原子所共有。如各有兩個(gè)或三個(gè)未成對(duì)的電子，那么自旋相反的單電子可兩兩配對(duì)形成共價(jià)雙鍵或三鍵。②能量最低原理：電子配對(duì)以后會(huì)放出能量，使體系的能量降低。③原子軌道最大重疊原理：鍵合原子間形成化學(xué)鍵時(shí)，成鍵電子的原子軌道一定要發(fā)生重疊，從而使鍵合原子中間形成電子云較密集的區(qū)域。2.共價(jià)鍵的特點(diǎn)—共價(jià)鍵的飽和性和方向性、。—σ鍵、π鍵、配位鍵。2-3價(jià)層電子互斥模型〔VSEPR〕1.VSEPR的根本要點(diǎn)〔1〕在AXm型分子中，中心原子A的周圍配置的原子或原子團(tuán)的幾何構(gòu)型，主要決定于中心原子價(jià)電子層中電子對(duì)的互相排斥作用，分子的幾何構(gòu)型總是采取電子對(duì)相互排斥最小的那種結(jié)構(gòu)。〔2〕電子對(duì)相互排斥作用大小取決于電子對(duì)的數(shù)目、類型和電子對(duì)之間的夾角。①如A與X之間是通過兩對(duì)電子或三對(duì)電子結(jié)合而成，可把雙鍵或三鍵作為一個(gè)電子對(duì)來看待。②電子對(duì)之間的夾角越小排斥力越大。③不同電子對(duì)之間斥力大小順序：孤電子對(duì)-孤電子對(duì)＞孤電子對(duì)-成鍵電子＞成鍵電子-成鍵電子叁鍵＞雙鍵＞單鍵〔1〕確定電子對(duì)數(shù)：中心原子A的價(jià)電子層中總電子對(duì)數(shù)=1/2[A原子價(jià)電子數(shù)+配位體X提供電子數(shù)〔X氧化數(shù)×X原子個(gè)數(shù)m〕+〔-〕離子電荷數(shù)]〔2〕確定電子對(duì)的理想幾何構(gòu)型?！?〕確定分子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。2-4價(jià)鍵理論〔二〕-雜化軌道理論1.雜化軌道理論要點(diǎn)〔1〕在形成分子時(shí)，由于原子間的相互作用，假設(shè)干不同類型的、能量相近的原子軌道混合起來，重新組成一組新的軌道，這種軌道重新組合的過程叫雜化，所形成的新軌道稱為雜化軌道?！?〕雜化軌道的數(shù)目與組成雜化軌道的各原子軌道的數(shù)目相等?！?〕但凡由不同類型的原子軌道混合起來，重新組合成一組完全等同〔能量相等、成分相同〕的雜化軌道，這種雜化叫等性雜化。但凡由于雜化軌道中有不參加成鍵的孤電子對(duì)的存在，而造成不完全等同的雜化軌道，這種雜化叫不等性雜化?！?〕雜化軌道成鍵時(shí)，要滿足原子軌道最大重疊原理。不同類型雜化軌道成鍵能力的大小次序如下：sp＜sp2＜sp3＜dsp2＜sp3d＜sp3d2〔5〕雜化軌道成鍵時(shí)，要滿足化學(xué)鍵間最小排斥原理。鍵角越大化學(xué)鍵之間的排斥能越小。2.雜化類型與分子空間構(gòu)型及成鍵能力之間的關(guān)系。雜化類型spsp2sp3dsp2Sp3dSp3d2用于雜化的原子軌道數(shù)234456雜化軌道的數(shù)目234456雜化軌道間的夾角180°120°109°28′90°，180°120°，90°180°90°，180°空間構(gòu)型直線平面三角形四面體平面正方形三角雙錐形八面體成鍵能力2-5共軛大π鍵2-6等電子體原理2-7分子軌道理論〔1〕在分子中電子不附屬于某些特定的原子，而是在普及整個(gè)分子范圍內(nèi)運(yùn)動(dòng)，每個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)可以用波函數(shù)ψ來描述，ψ稱為分子軌道，ψ2為分子中的電子在空間各處出現(xiàn)的幾率密度或電子云。〔2〕分子軌道是由原子軌道線形組合而成的，分子軌道數(shù)目同互相化合原子的原子軌道數(shù)目相同?！?〕每一個(gè)分子軌道ψi都有一相應(yīng)的能量Ei和圖象，根據(jù)分子軌道的對(duì)稱性不同，可分為б軌道和π軌道?！?〕分子軌道中電子的排布也遵從原子軌道電子排布的同樣原那么?！?〕成鍵軌道和反鍵軌道—由兩個(gè)符號(hào)相同的波函數(shù)的疊加〔即原子軌道相加重疊〕所形成的分子軌道，由于在兩核間幾率密度增大，其能量較原子軌道的能量低，稱為成鍵分子軌道。而由兩個(gè)符號(hào)相反的波函數(shù)的疊加〔即原子軌道相減重疊〕所形成的分子軌道，由于在兩核間幾率密度減小，其能量較原子軌道的能量高，稱為反鍵分子軌道?！?〕組成分子軌道三原那么—對(duì)稱性原那么，最大重疊原那么和能量近似原那么3.簡單雙原子分子軌道能級(jí)圖，分子軌道中的電子排布。2-8共價(jià)分子的性質(zhì)1.鍵級(jí)鍵級(jí)=〔成鍵電子數(shù)-反鍵電子數(shù)〕/2，鍵級(jí)的大小說明兩個(gè)相鄰原子間成鍵的強(qiáng)度。、鍵離解能、鍵離解焓。在0K下，將處于基態(tài)的雙原子分子AB拆開成基態(tài)A和B原子時(shí)，所需要的能量叫AB分子的鍵離解能，用D〔A-B〕表示。雙原子分子的鍵離解能就是鍵能E，多原子分子鍵能是鍵離解能的平均值。而在標(biāo)準(zhǔn)氣壓和298K下，D〔A-B〕那么為鍵離解焓。鍵能越大，化學(xué)鍵越牢固，含有該鍵的分子就越穩(wěn)定。3.鍵角—分子中鍵和鍵之間的夾角叫做鍵角?！肿又袃蓚€(gè)成鍵原子核間的平衡距離叫做鍵長。鍵長越短，鍵越強(qiáng)。非極性共價(jià)鍵：成鍵電子不偏移，同種原子間形成的鍵。〔1〕共價(jià)鍵極性共價(jià)鍵：成鍵電子偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子一方。在極性共價(jià)鍵中，成鍵原子的電負(fù)性差越大，鍵的極性也越大?！?〕極性分子和非極性分子非極性分子：分子中正、負(fù)電荷重心重合在一起，電荷分布均勻?qū)ΨQ。分子極性分子：分子中正、負(fù)電荷重心不重合，電荷分布不均勻?qū)ΨQ分子偶極矩，分子的磁性，。2-9分子間力1.范德華力及其特點(diǎn)永久偶極：極性分子中的固有偶極〔1〕分子偶極誘導(dǎo)偶極：在外電場影響下所產(chǎn)生的偶極瞬間偶極：某一瞬間分子的正負(fù)電荷重心不重合產(chǎn)生的偶極取向力：靠永久偶極而產(chǎn)生的相互作用力〔2〕范德華力誘導(dǎo)力：誘導(dǎo)偶極同極性分子的永久偶極間的作用力色散力：由于存在瞬間偶極而產(chǎn)生的相互作用力2.氫鍵氫鍵的形成與本質(zhì)，氫鍵可用X—H…Y表示，X和Y代表F，O，N等電負(fù)性大，帶孤電子對(duì)且半徑小的原子。氫鍵的方向性和飽和性；分子間力和氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響。第3章晶體結(jié)構(gòu)學(xué)時(shí)4[教學(xué)根本要求]掌握各類晶體的特征；掌握晶體類型與物質(zhì)性質(zhì)的關(guān)系；掌握晶格能和原子化熱的概念及有關(guān)應(yīng)用；理解離子極化概念及其應(yīng)用；了解原子半徑、離子半徑的定義及其對(duì)化合物性質(zhì)的影響。[重點(diǎn)與難點(diǎn)]重點(diǎn)：晶胞根本特征，離子晶體及結(jié)構(gòu)模型。難點(diǎn)：離子的極化作用和變形性，離子的極化率，金屬晶體的緊密堆積模型。[教學(xué)內(nèi)容]3-1晶體1.晶體的宏觀特征晶體的本質(zhì)特征是自范性〔晶體能夠自發(fā)地呈現(xiàn)封閉的規(guī)那么凸多面體的外形〕，宏觀特征有對(duì)稱性、均一性和各向異性，晶體有固定的熔點(diǎn)。晶體分為單晶〔單一的晶體多面體〕；雙晶〔兩個(gè)體積大致相當(dāng)?shù)膯尉О匆欢ㄒ?guī)那么生長〕；晶簇〔單晶以不同取向連在一起〕；多晶〔看不到規(guī)那么外形的晶態(tài)質(zhì)〕。晶體符合晶面夾角不變定律。2.晶體的微觀特征－平移對(duì)稱性在晶體中原子呈現(xiàn)周期性的整齊排列。對(duì)于理想的完美晶體，這種周期性是單調(diào)的，不變的。這是晶體的普遍特征，叫做平移對(duì)稱性。宏觀晶體的規(guī)那么外形正是晶體的微觀特征的表達(dá)。3-2晶胞1.晶胞根本特征晶體的解理性：用錘子輕擊具有整齊外形的晶體〔如方解石〕，會(huì)發(fā)現(xiàn)晶體劈裂出現(xiàn)的新晶面與某一原晶面是平行的，這種現(xiàn)象叫晶體的解理性。晶胞是晶體中具有代表性的根本重復(fù)單位。整個(gè)晶體是由完全等同的晶胞無隙并置的堆積而構(gòu)成的。晶胞包括二個(gè)要素：一是晶胞的大小、型式，另一是晶胞的內(nèi)容。晶胞的大小、型式由a、b、c三個(gè)晶軸及它們間的夾角α、β、γ所確定。晶胞的內(nèi)容由組成晶胞的原子或分子及它們?cè)诰О械奈恢盟鶝Q定。晶胞具有平移性?？梢赃x為晶胞的多面體很多，三維的“習(xí)用晶胞”是平行六面體，叫做布拉維晶胞。2.布拉維系布拉維晶胞的邊長與夾角叫晶胞參數(shù)。共有7種不同幾何特征的三維晶胞，稱為布拉維系(Bravaissystem)。立方cubic(c)a=b=c，α=β=γ=90°四方tetragonal(t)a=b≠c,α=β=γ=90°六方hexagonal(h)a=b≠c,α=β=90°,γ=120°正交orthorhomic(o)a≠b≠c,α=β=γ=90°單斜monoclinic(m)a≠b≠c,α=γ=90°,β≠90°三斜anorthic(a)a≠b≠c,α≠β≠γ菱方rhombohedral(R)a=b=c，α=β=γ3.晶胞原子的坐標(biāo)與計(jì)數(shù)原子坐標(biāo)：通常用向量xa+yb+zc中的x，y，z組成的三組數(shù)來表達(dá)晶胞中原子的位置。原子坐標(biāo)絕對(duì)值的取值區(qū)間為1>|x(y,z)|≥0。原子坐標(biāo)平均每個(gè)晶胞中的原子個(gè)數(shù)0,0,0〔晶胞頂點(diǎn)〕8×1/8=11/2,1/2,1/2〔晶胞體心〕11/2,0,1/2〔晶胞面心〕2×1/2=11/2,0,0〔晶胞棱邊中心〕4×1/4=14.素晶胞與復(fù)晶胞晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的根本單元，分為素晶胞和復(fù)晶胞。素晶胞(P)：是晶體微觀結(jié)構(gòu)中的最小根本單元，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(hào)I；復(fù)晶胞面心晶胞〔4倍體〕，符號(hào)F；〔素晶胞的多倍體〕底心晶胞〔2倍體〕，符號(hào)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(biāo)+(1/2,1/2,1/2)]必得到與它完全相同的原子。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(biāo)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(diǎn)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(gè)晶體的離域化學(xué)鍵。金屬晶體是以金屬鍵為根本作用力的晶體。金屬鍵無方向性，無固定的鍵能，金屬鍵的強(qiáng)弱和自由電子的多少有關(guān)，也和離子半徑、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(qiáng)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(yuǎn)離的氣態(tài)原子時(shí)吸收的熱量。金屬原子化熱數(shù)值小時(shí)，其熔點(diǎn)低，質(zhì)地軟；反之那么熔點(diǎn)高，硬度大。例如NaAl原子化熱108.4kJ?mol－1326.4kJ?mol－1m.p.97.5℃660℃b.p.880℃1800℃3.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較的帶負(fù)電的“電子氣”，金屬原子那么“浸泡”在“電子氣”的“海洋”之中。4.能帶理論〔1〕能帶理論根本要點(diǎn)：①金屬原子單獨(dú)存在時(shí)的能級(jí)(1s、2s、2p…)在n個(gè)原子構(gòu)成的一塊金屬中形成相應(yīng)的能帶(1s、2s、2p…)；一個(gè)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。②按能帶填充電子的情況不同，可把能帶分為滿帶〔價(jià)帶〕，空帶和導(dǎo)帶三類。以Li為例，1s22s12p0，1s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。③能帶與能帶之間存在能量的間隙，簡稱帶隙，又叫“禁帶寬度”?？煞譃槿悾簬逗艽螅瑤恫淮?，沒有帶隙〔相鄰兩能帶在能量上重疊〕?！?〕能帶理論的應(yīng)用①對(duì)金屬導(dǎo)電的解釋：第一種情況：金屬具有局部充滿電子的能帶，即導(dǎo)帶，在外電場作用下，導(dǎo)帶中的電子受激，能量升高，進(jìn)入同一能帶的空軌道，沿電場的正極方向移動(dòng)，同時(shí)，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(fù)極移動(dòng)，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(jìn)入重疊著的空帶或者導(dǎo)帶，引起導(dǎo)電。②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(diǎn)—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(diǎn)位置和體心位置，空間占有率68.02%?！?〕簡單立方堆積金屬原子只占據(jù)立方晶胞的頂點(diǎn)位置，空間占有率52.36%，是不穩(wěn)定的堆積方式?！?〕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(gè)球與周圍6個(gè)球相切，在中心的周圍形成6個(gè)凹位。第二層是將球?qū)?zhǔn)第一層的1，3，5位(或?qū)?zhǔn)2，4，6位)。第三層是將球?qū)?zhǔn)第一層的球，于是每兩層形成一個(gè)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)?zhǔn)第一層的2，4，6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(gè)周期。3-5離子晶體〔1〕離子電荷與價(jià)電子層構(gòu)型：2e構(gòu)型、8e構(gòu)型〔s區(qū)、p區(qū)及局部d區(qū)原子〕離子價(jià)電子層構(gòu)型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—以正負(fù)離子核間距計(jì)算離子半徑〔d=r1+r2〕離子半徑變化規(guī)律：①同族元素相同電荷數(shù)的離子半徑自上而下依次增大；②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??；③同一元素形成不同電荷正離子時(shí)，高價(jià)離子半徑小于低價(jià)離子半徑；④周期表中處于相鄰族的左上方和右下方斜對(duì)角線上的正離子半徑近似相等。如Na+和Ca2+?！?〕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(hào)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(shí)，必然會(huì)使其它離子或原子的電子云發(fā)生形變，產(chǎn)生誘導(dǎo)電場。同時(shí)，離子本身的電子云在與其它離子接近時(shí)也會(huì)產(chǎn)生形變。故任何離子都會(huì)極化其它離子，同時(shí)又會(huì)被其它離子所極化而變形。離子極化的強(qiáng)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(qiáng)度，主要取決于①離子的電荷—電荷高極化力大；②離子的半徑—半徑小極化力大；③離子的電子構(gòu)型：18e，〔18+2〕e＞〔9-17〕e＞8e。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①離子電荷—負(fù)離子電荷高變形性大，正離子電荷高變形性??；②離子的半徑—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(duì)稱性高，中心原子氧化數(shù)又高的離子，其吸引電子能力強(qiáng)，故變形性小。ClO4–<F–<NO3–<OH–<CN–<Cl–<Br–<I–③離子的電子構(gòu)型—18e、〔9-17〕e＞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(duì)陰離子的極化作用。但是當(dāng)陽離子也容易變形時(shí)，往往會(huì)引起陰、陽離子相互的附加極化效應(yīng)，從而加強(qiáng)了它們之間的引力?！?〕離子的極化率?！?〕離子極化對(duì)化合物性質(zhì)的影響①化學(xué)鍵—離子間相互極化的結(jié)果，使正負(fù)離子的電子云發(fā)生變形而導(dǎo)致原子軌道局部重疊，即離子鍵向共價(jià)鍵過渡，極化作用增強(qiáng)，鍵的共價(jià)性增強(qiáng)。如Na2O、MgO、Al2O3、SiO2，隨電荷數(shù)增加，離子極化能力加強(qiáng)，到SiO2已由離子晶體過渡為共價(jià)型的原子晶體；而P2O5、SO3、Cl2O7那么屬于分子晶體。②化合物的熔、沸點(diǎn)—隨極化作用增強(qiáng)，晶型由離子晶體逐漸變?yōu)榉肿泳w，熔點(diǎn)依次降低。③顏色—離子極化使價(jià)層電子能級(jí)差降低，光譜紅移，顏色加深。如NiCl2、NiBr2、NiI2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。④溶解度降低—離子的相互極化導(dǎo)致離子鍵向共價(jià)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(jī)化合物一般可溶于水，而共價(jià)型的無機(jī)晶體難溶于水。⑤晶格類型極化使陽離子局部進(jìn)入陰離子電子云(共價(jià))，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，應(yīng)屬于NaCl型，但實(shí)際為ZnS型。離子鍵理論：由于原子間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成正、負(fù)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(fù)性有關(guān)，用離子性百分?jǐn)?shù)來表示鍵的離子性和共價(jià)性的相對(duì)大小。假設(shè)兩原子電負(fù)性差值〔ΧA-ΧB〕＞1.7，那么形成離子鍵；假設(shè)ΧA-ΧB＜1.7，那么形成共價(jià)鍵。3.晶格能離子鍵的強(qiáng)度可用鍵能和晶格能表示?！?〕鍵能—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(qiáng)。NaCl(g)→Na(g)+Cl(g)Ei=450kJ/mol〔2〕晶格能—指將1mol離子晶體里的正負(fù)離子完全氣化而遠(yuǎn)離所需要吸收的能量，用U表示。晶格能U越大，離子鍵越強(qiáng)。NaCl(s)→Na+(g)+Cl－(g)U=786kJ/mol〔3〕影響晶格能的因素—①離子的電荷(晶體結(jié)構(gòu)類型相同時(shí))，電荷越高，晶格能越大，例：U(NaCl)<U(MgO)②離子的半徑(晶體結(jié)構(gòu)類型相同時(shí))，半徑越小，晶格能越大，例：U(MgO)>U(CaO)。〔4〕晶格能對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響晶格能U越大，晶體中的離子鍵越強(qiáng)，晶體的熔點(diǎn)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)?！?〕晶格能計(jì)算—利用玻恩－哈伯循環(huán)法進(jìn)行計(jì)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NaCl型，CsCl型，ZnS型(閃鋅礦型)，CaF2型(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(gè)角度分析：a.晶胞類型；b.離子坐標(biāo)；c.堆積－填隙模型；d.配位多面體模型；e.對(duì)稱性?！?〕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(shí)例4ZnS型面心立方四面體ZnS，ZnO，BeO，BeS，CuCl6NaCl型面心立方八面體NaCl，KCl，NaBr，LiF，CaO，MgO，CaS，BaS8CsCl型簡單立方立方體CsCl，CsBr，CsI，NH4Cl，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(gè)數(shù)比為1:1，這就是CsCl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4:4:8=1:1:2。NaCl的堆積－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(diǎn)：〔1〕離子晶體中不存在單個(gè)分子?！?〕導(dǎo)電性：在水溶液中或熔融態(tài)時(shí)能導(dǎo)電?！?〕熔點(diǎn)、沸點(diǎn)較高：正負(fù)離子間的靜電作用力較強(qiáng)。〔4〕硬度高：因離子鍵強(qiáng)度大?！?〕延展性差：受外力沖擊時(shí)，易發(fā)生錯(cuò)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(diǎn)、沸點(diǎn)和硬度。分子晶體在固態(tài)和熔融態(tài)時(shí)不導(dǎo)電，強(qiáng)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(jià)鍵為骨架形成的晶體。

原子晶體的晶格結(jié)點(diǎn)上排列著中性原子，原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合。

在晶體中沒有獨(dú)立的小分子，晶體有多大，分子就多大。

具有較高的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)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)根底學(xué)時(shí)8[教學(xué)根本要求]掌握狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)，焓和焓變的概念，自由能和熵及它們的變化的初步概念。會(huì)應(yīng)用蓋斯定律進(jìn)行計(jì)算。會(huì)從物質(zhì)的熱力學(xué)函數(shù)表中查ΔfH0、ΔfG0和S0，并用于計(jì)算在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時(shí)反響的焓變、自由能變和熵變；初步學(xué)會(huì)用自由能變化來判斷化學(xué)反響的方向；理解化學(xué)反響等溫式的含義，會(huì)應(yīng)用其求算ΔrG和平衡常數(shù)K；根據(jù)吉布斯－亥姆霍茲公式理解ΔG與ΔH及ΔS的關(guān)系，會(huì)判斷反響方向并能分析溫度對(duì)化學(xué)反響自發(fā)性的影響。[重點(diǎn)與難點(diǎn)]重點(diǎn)：熱力學(xué)第一定律和熱化學(xué)：焓、焓變、反響熱、恒容和恒壓反響熱；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：ΔG＝ΔH-TΔS公式，化學(xué)反響等溫式。難點(diǎn)：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：ΔG＝ΔH-TΔS公式。[教學(xué)內(nèi)容]4-1化學(xué)熱力學(xué)研究對(duì)象4-2根本概念4-2-1.體系〔系統(tǒng)〕與環(huán)境體系〔系統(tǒng)〕:我們研究的對(duì)象,稱為體系.環(huán)境:體系以外的其它局部,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?jǐn)?shù)。4-2-3.氣體1.氣體狀態(tài)方程：理想氣體的根本假定(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(diǎn)(質(zhì)點(diǎn)).(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--無動(dòng)能損耗.分子間作用力被忽略。在高溫和低壓下,實(shí)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(duì)器壁的作用力。它是分子對(duì)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(shí)，V1P1=V2P2；

Gay-Lussac定律:

n,P一定時(shí)，V1/V2=T1/T2；

Avogadro定律:

P,T一定時(shí)，V1/V2=n1/n2；

綜合上三式:那么有:PV=nRT，其中R為氣體摩爾常數(shù)，·L·mol-1·K-12.分壓定律和擴(kuò)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組分氣體?！?〕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(dú)存在,且占有總體積時(shí),其具有的壓強(qiáng),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?jǐn)?shù)

Vi/V總稱為該組分氣體的體積分?jǐn)?shù).

〔4〕分壓定律——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(shí),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(shí),與獨(dú)立存在時(shí)是相同的,亦即在混合氣體中,組分氣體是各自獨(dú)立的.這是分壓定律的實(shí)質(zhì).

〔5〕組分氣體的分壓等于總壓與該組分氣體的摩爾分?jǐn)?shù)之積.熱，體積功和非體積功，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,那么體系的狀態(tài)函數(shù)一定.體系的一個(gè)或幾個(gè)狀態(tài)函數(shù)發(fā)生了變化,那么體系的狀態(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,那么狀態(tài)函數(shù)的改變量是一定的?！?〕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(gè)熱力學(xué)過程.簡稱過程。假設(shè)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“恒壓過程”,“恒容過程”.假設(shè)體系變化時(shí)和環(huán)境之間無熱量交換,那么稱為之“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?！?〕途徑:完成一個(gè)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)?！?〕體積功和P-V圖化學(xué)反響過程中,經(jīng)常發(fā)生體積變化.體系對(duì)抗外壓改變體積,產(chǎn)生體積功。外壓P外對(duì)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=PΔV4-3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.熱力學(xué)第一定律—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

ΔU表示,那么有:ΔU=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(duì)環(huán)境所做的功.顯然,熱力學(xué)第一定律的實(shí)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)反響中,討論和計(jì)算化學(xué)反響的熱量變化,這門學(xué)科稱為熱化學(xué)。1.化學(xué)反響的熱效應(yīng)當(dāng)生成物的溫度恢復(fù)到反響物的溫度時(shí),化學(xué)反響中所吸收或放出的熱量,稱為化學(xué)反響熱效應(yīng),簡稱反響熱或反響焓?！?〕恒容反響熱—在恒容反響中體系所吸收的熱量,全部用來改變體系的內(nèi)能.即ΔU=Qv，用彈式量熱計(jì)測定Qv，Qv=ΔT〔C1+C2〕ΔT-溫度升高值，C1、C2-分別為水的熱容和裝置的熱容。摩爾熱容摩爾等壓熱容Cp，m〔J·K-1·mol-1〕熱容摩爾等容熱容Cv，m〔J·K-1·mol-1〕比熱容：1kg物質(zhì)升高1K所吸收的熱量〔J·K-1·kg-1〕〔2〕恒壓反響熱—在恒壓反響中體系所吸收的熱量,全部用來改變體系的熱焓.即Qp=ΔU+PΔV=U2-U1+P2V2-P1V1=〔U2+P2V2〕-〔U1+P1V1〕令H=U+PV，那么Qp=ΔH〔3〕反響進(jìn)度設(shè)有化學(xué)反響νAA+νBB=νGG+νHH式中ν為各物質(zhì)的計(jì)量數(shù)，反響未發(fā)生時(shí)各物質(zhì)的物質(zhì)的量分別為n0，反響進(jìn)行到t時(shí)刻，各物質(zhì)的量分別為n：那么反響進(jìn)度ξ定義為：ξ=[n0〔A〕-n〔A〕]/νA=[n0〔B〕-n〔B〕]/νB=[n0〔G〕-n〔G〕]/νG=[n0〔H〕-n〔H〕]/νH〔4〕Qp和Qv的關(guān)系Qp=Qv+ΔnRT，ΔrHm=ΔrH/ξ，ΔrHm表示某反響按所給定的反響方程式進(jìn)行1mol反響〔即ξ=1mol〕時(shí)的焓變。那么ΔrHm=ΔrUm+ΔνRT，Δν〔Δn〕是反響前后氣體物質(zhì)的計(jì)量數(shù)的改變值?！?〕熱化學(xué)方程式—表示出反響熱效應(yīng)的化學(xué)方程式叫做熱化學(xué)方程式?！?05Pa下進(jìn)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(jì)量數(shù)，不表示分子數(shù)，可用分?jǐn)?shù)，但計(jì)量數(shù)不同，同一反響的熱效應(yīng)不同?！?〕蓋斯定律一個(gè)化學(xué)反響假設(shè)能分解成幾步來完成，總反響的焓變?chǔ)H等于各步分反響的焓變?chǔ)Hi之和〔或一個(gè)化學(xué)反響,不管是一步完成,還是分?jǐn)?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(biāo)準(zhǔn)態(tài)的各種元素的指定單質(zhì),生成標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的1mol某物質(zhì)時(shí)的熱效應(yīng),叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成熱。簡稱標(biāo)準(zhǔn)生成熱(或生成熱)，用符號(hào)ΔfHmθ表示。處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的各元素的最穩(wěn)定單質(zhì)的ΔfHmθ=0?！?〕標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)：固體或液體純相，其標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是Xi=1〔摩爾分?jǐn)?shù)〕；溶液中的物質(zhì)A，其標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是mA=1mol·kg-1；氣相物質(zhì)，其標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是pi×105Pa?！?〕標(biāo)準(zhǔn)生成熱的應(yīng)用ΔrHmθ=ΣνiΔfHmθ〔生成物〕-ΣνiΔfHmθ〔反響物〕4.燃燒熱×105Pa

壓強(qiáng)下,1mol物質(zhì)完全燃燒時(shí)的熱效應(yīng),叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒熱.簡稱標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱(或燃燒熱).用符號(hào)ΔcHmθ表示。對(duì)于燃燒熱終點(diǎn)的規(guī)定,必須嚴(yán)格:C:CO2(g)H:H2O(l)S:SO2(g)N:NO2(g)Cl:HCl(aq)應(yīng)用：ΔrHmθ=ΣνiΔcHmθ〔反響物〕-ΣνiΔcHmθ〔生成物〕5.從鍵能估算反響熱化學(xué)反響的實(shí)質(zhì),是反響物分子中化學(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,那么是反響熱.故通過鍵能可以估算反響熱。4-5化學(xué)反響的方向1.熵〔S〕〔1〕狀態(tài)函數(shù)熵—熱力學(xué)上把描述體系混亂度的狀態(tài)函數(shù)叫做熵。S=klnΩ，Ω×10-23J·K-1〔Boltzmann常數(shù)〕微觀狀態(tài)數(shù)越多，說明體系狀態(tài)的混亂度越大，熵值越大。對(duì)于可逆途徑：ΔS=Qr/T，熵變?yōu)榭赡嫱緩降臒釡厣??！?〕熱力學(xué)第三定律和標(biāo)準(zhǔn)熵在0K時(shí)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(gè)過程的熵變值為物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的摩爾絕對(duì)熵值，簡稱標(biāo)準(zhǔn)熵Smθ。化學(xué)反響的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變：ΔrSmθ=ΣνiSmθ〔生成物〕-ΣνiSmθ〔反響物〕〔3〕對(duì)過程熵變情況的估計(jì)同一物質(zhì)：S〔氣〕＞S〔液〕＞S〔固〕，溫度越高熵值越大。聚集態(tài)相同時(shí)，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(duì)分子質(zhì)量大的熵值大。化學(xué)反響趨向于熵值的增加，即趨向于ΔrS＞0。2.吉布斯自由能〔G〕〔1〕吉布斯自由能判據(jù)-ΔG≥W非G是體系所具有的在等溫等壓下做非體積功的能力。反響過程中G的減少量-ΔG是體系做非體積功的最大限度，當(dāng)過程以可逆方式進(jìn)行時(shí)，等式成立，W非最大。等溫等壓下不做非體積功的化學(xué)反響的判據(jù)為：ΔG＜0，反響以不可逆方式自發(fā)進(jìn)行；ΔG=0，反響以可逆方式進(jìn)行；ΔG＞0，反響不能進(jìn)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)反響進(jìn)行的方向?！?〕標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯自由能某溫度下,由處于標(biāo)準(zhǔn)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質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能,簡稱生成自由能.用ΔfGmθ

表示,處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的各元素的最穩(wěn)定單質(zhì)的ΔfGmθ=0。那么化學(xué)反響的標(biāo)準(zhǔn)摩爾反響自由能變化為：ΔrGmθ=ΣνiΔfGmθ〔生成物〕-ΣνiΔfGmθ〔反響物〕吉布斯-亥姆霍茲方程：ΔrGmθ=ΔrHmθ-TΔrSmθ熱力學(xué)分解溫度：T≥ΔrHmθ/ΔrSmθ，恒壓下溫度對(duì)反響自發(fā)性的影響：種類ΔHΔSΔG=ΔH-TΔS討論1-+-在任何溫度反響都能自發(fā)進(jìn)行2+-+在任何溫度反響都不能自發(fā)進(jìn)行3++低溫+，高溫-反響只在高溫下能自發(fā)進(jìn)行4--低溫-，高溫+反響只在低溫下能自發(fā)進(jìn)行第5章化學(xué)平衡學(xué)時(shí)6[教學(xué)根本要求]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(jì)算；熟悉有關(guān)化學(xué)平衡移動(dòng)原理及其應(yīng)用。[重點(diǎn)與難點(diǎn)]重點(diǎn)：化學(xué)平衡常數(shù)難點(diǎn)：有關(guān)化學(xué)平衡常數(shù)的計(jì)算[教學(xué)內(nèi)容]5-1化學(xué)平衡狀態(tài)可逆反響和化學(xué)平衡，化學(xué)平衡的意義。所謂化學(xué)平衡狀態(tài)就是在可逆反響體系中，正反響和逆反響的速率相等時(shí)反響物和生成物的濃度不再隨時(shí)間而改變的狀態(tài)。5-2平衡常數(shù)1.經(jīng)驗(yàn)〔實(shí)驗(yàn)〕平衡常數(shù)對(duì)任一可逆反響：aA+bB=gG+hH在一定溫度下到達(dá)平衡時(shí)：Kc=[G]g[H]h/[A]a[B]b，對(duì)于氣相反響：Kp=[pG]g[pH]h/[pA]a[pB]b書寫平衡常數(shù)表達(dá)式時(shí)，不要把反響體系中純固體、純液體以及稀溶液中的水的濃度寫進(jìn)去。多重平衡規(guī)那么：反響方程式相加〔減〕，那么平衡常數(shù)相乘〔除〕。—平衡時(shí)已轉(zhuǎn)化的反響物量占該反響物起始總量的百分比。3.標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)〔Kθ〕對(duì)可逆反響aA〔aq〕+Bb〔aq〕=gG〔aq〕+hH〔aq〕那么標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)Kθ=〔[G]/cθ〕g〔[H]/cθ〕h/〔[A]/cθ〕a〔[B]/cθ〕bcθ=1mol·dm-3〔標(biāo)準(zhǔn)濃度〕，假設(shè)為氣相反響，那么Kθ=〔pG/pθ〕g〔pH/pθ〕h/〔pA/pθ〕a〔pB/pθ〕b5-3Kθ與ΔrGmθ的關(guān)系—化學(xué)反響等溫式ΔrGm=ΔrGmθ+RTlnQ，Q為某時(shí)刻的反響商。當(dāng)體系處于平衡狀態(tài)時(shí)，ΔrGm=0，同時(shí)Q=Kθ，那么ΔrGmθ=-RTlnKθ當(dāng)Q＜Kθ時(shí)，ΔrGm＜0，正反響自發(fā)進(jìn)行當(dāng)Q=Kθ時(shí)，ΔrGm=0，反響到達(dá)平衡，以可逆方式進(jìn)行當(dāng)Q＞Kθ時(shí)，ΔrGm＞0，逆反響自發(fā)進(jìn)行5-4化學(xué)平衡的移動(dòng)在恒溫下增加反響物的濃度或減小生成物的濃度，平衡向正反響方向移動(dòng)。增大一種反響物的濃度，可以使另一種反響物的轉(zhuǎn)化率增大。2.壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響壓強(qiáng)變化只是對(duì)那些反響前后氣體分子數(shù)目有變化的反響有影響；在恒溫下，增大壓強(qiáng)，平衡向氣體分子數(shù)目減少的方向移動(dòng)，減小壓強(qiáng)，平衡向氣體分子數(shù)目增加的方向移動(dòng)。3.溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響ln〔K2θ/K1θ〕=〔ΔrHmθ/R〕〔T2-T1/T1T2〕當(dāng)溫度升高時(shí)平衡向吸熱方向移動(dòng)；降溫時(shí)平衡向放熱方向移動(dòng)。勒沙特列原理—如果對(duì)平衡體系施加外力，平衡將沿著減少此外力影響的方向移動(dòng)。第6章化學(xué)動(dòng)力學(xué)根底學(xué)時(shí)6[教學(xué)根本要求]掌握化學(xué)反響速率的概念及反響速率的實(shí)驗(yàn)測定；了解基元反響、復(fù)雜反響、反響級(jí)數(shù)、反響分子數(shù)的概念；掌握濃度、溫度及催化劑對(duì)反響速率的影響；了解速率方程的實(shí)驗(yàn)測定和阿累尼烏斯公式的有關(guān)計(jì)算；初步了解活化能的概念及其與反響速率的關(guān)系。[重點(diǎn)與難點(diǎn)]重點(diǎn)：速率方程和速率常數(shù)，反響級(jí)數(shù)及其測定；反響機(jī)理，基元反響和復(fù)雜反響，反響分子數(shù)；質(zhì)量作用定律，反響速率規(guī)律與反響機(jī)理的關(guān)系。難點(diǎn)：速率方程和速率常數(shù)，反響級(jí)數(shù)及其測定；阿累尼烏斯公式的有關(guān)計(jì)算。[教學(xué)內(nèi)容]6-1化學(xué)反響速率1.化學(xué)反響速率的表示法〔1〕平均速率指反響進(jìn)程中某時(shí)間間隔(t)內(nèi)參與反響的物質(zhì)的量的變化量，通常以單位時(shí)間內(nèi)反響物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示，可用一般式表示為：r≡︱nB/t︱或r≡︱cB/t︱?qū)τ诜错懀篴A+bB=cC+dD－(cA/t)/a=－(cB/t)/b=(cC/t)/c=(cD/t)/d為了防止因化學(xué)方程式中系數(shù)不同，導(dǎo)致用不同物質(zhì)的濃度變化表示的反響速率不同，定義：r≡(1/B)cB/t。絕大多數(shù)化學(xué)反響的速率是隨著反響不斷進(jìn)行越來越慢，平均速率不能代表真正的反響速率，真正的速率是在某一瞬間的反響速率。〔2〕瞬時(shí)速率指某一瞬時(shí)的速度，即時(shí)間間隔無限小，t→0時(shí)的平均速率。r≡︱dcB/dt︱或r≡(1/B)dcB/dt瞬時(shí)速率是濃度隨時(shí)間的變化率。2.化學(xué)反響速率的實(shí)驗(yàn)測定：通過c-t曲線圖確定瞬時(shí)反響速率，在曲線上任一點(diǎn)作切線，那么切線斜率為該點(diǎn)對(duì)應(yīng)時(shí)間時(shí)的瞬時(shí)反響速率。6-2濃度對(duì)化學(xué)反響速率的影響質(zhì)量作用定律：假設(shè)有基元反響：aA+bB=cC+dD，那么該反響的速率方程為r=kca(A)cb(B)。即基元反響的化學(xué)反響速率與反響物濃度以其計(jì)量數(shù)為指數(shù)的冪的連乘積成正比。在相同的濃度條件下，可用速率常數(shù)的大小來比較化學(xué)反響的反響速率。反響分子數(shù)是指基元反響或復(fù)雜反響的基元步驟中發(fā)生反響所需要的微粒的數(shù)目。反響級(jí)數(shù)為反響的速率方程中各反響物濃度的指數(shù)之和。6-3溫度對(duì)化學(xué)反響速率的影響及阿累尼烏斯公式K=Ae-Ea/RT，1T2/〔T2-T1〕lgk2/k16-4反響歷程1.基元反響和復(fù)雜反響，反響分子數(shù)。2.由反響機(jī)理推導(dǎo)實(shí)驗(yàn)速率方程，基元反響與反響分子數(shù)。我們通常所寫的化學(xué)方程式，只表示反響的總結(jié)果，即表示起始反響物和最終產(chǎn)物之間的計(jì)量關(guān)系。對(duì)大多數(shù)反響來說，它并不能代表反響進(jìn)行的實(shí)際過程。有少數(shù)反響一步就能完成，這稱為基元反響或簡單反響。如：NO2+CO→NO+CO2。而大多數(shù)反響那么需要經(jīng)過一系列的中間過程才能完成。由兩個(gè)或兩個(gè)以上基元反響構(gòu)成的化學(xué)反響稱為復(fù)雜反響或非基元反響。如氣相中氫氣和氯氣、溴、碘的反響都是復(fù)雜反響?；错懛腺|(zhì)量作用定律，可以根據(jù)化學(xué)方程式直接寫出它的速率方程。在基元反響中，實(shí)際參加反響的分子數(shù)目稱為反響分子數(shù)。反響分子數(shù)等于反響級(jí)數(shù)。按反響分子數(shù)可區(qū)分為單分子反響、雙分子反響和和三分子反響。反響機(jī)理(反響歷程)就是反響所經(jīng)歷的歷程，也就是說在微觀上反響是分幾步基元反響完成的。例如：H2O2+2H++2Br–=Br2+2H2Or=kc(H2O2)c(Br–)c(H+)三級(jí)反響反響機(jī)理為：(1)H++H2O2=H3O2+r1=k1c(H2O2)c(H+)(2)H3O2+=H++H2O2r2=k2c(H3O2+)(3)H3O2++Br-=H2O+HOBrr3=k3c(H3O2+)c(Br–)(4)HOBr+H++Br-=H2O+Br2r4=k4c(HOBr)c(H+)c(Br–)即該反響是一個(gè)復(fù)雜反響，它通過四個(gè)基元反響完成的，其中基元反響1，3是雙分子反響，2是單分子反響，4是三分子反響。由反響機(jī)理推導(dǎo)實(shí)驗(yàn)速率方程有兩種方法：〔1〕平衡假設(shè)H++H2O2=H3O2+因r1=r2，故有k1c(H2O2)c(H+)=k2c(H3O2+)再假設(shè)反響3是控速步驟〔速控步假設(shè)〕。r=r3=k3c(H3O2+)c(Br–)=k1k3/k2c(H2O2)c(Br–)c(H+)令k=k1k3/k2，就推出了由實(shí)驗(yàn)得到的速率方程。控速步驟后的任何基元反響對(duì)反響速率是沒有奉獻(xiàn)的?！?〕穩(wěn)態(tài)近似假設(shè)中間產(chǎn)物H3O2+的濃度在整個(gè)反響過程中近似不變。即dc(H3O2+)/dt≈0，故有：k1c(H2O2)c(H+)–k2c(H3O2+)–k3c(H3O2+)c(Br–)≈0整理可得：c(H3O2+)=k1c(H2O2)c(H+)/[k2+k3c(Br–)]再假設(shè)反響3是控速步驟，總反響速率就是該基元反響的速率：r=k3c(H3O2+)c(Br–)=k1k3c(H2O2)c(H+)c(Br–)/[k2+k3c(Br–)]反響3是速控步驟，k2>>k3成立，k2>>k3c(Br-)成立。故r≈k1k3/k2c(H2O2)c(H+)c(Br–)6-5碰撞理論和過渡態(tài)理論活化能和活化分子，碰撞理論和過渡態(tài)理論。6-6催化劑對(duì)化學(xué)反響速率的影響催化劑和催化作用，均相催化和多相催化。凡能改變反響速率而本身的組成和質(zhì)量在反響前后保持不變的物質(zhì)，稱為催化劑。催化劑能改變反響速率的作用稱為催化作用。催化劑本身參加了反響，改變了反響的途徑，改變了活化絡(luò)合物的活化能Ea，從而改變了反響速率。(1)催化劑對(duì)反響速度的影響是通過改變反響機(jī)理實(shí)現(xiàn)的。(2)催化劑不改變反響的始、終態(tài)，不能改變反響方向，也不能改變平衡狀態(tài)，只能改變到到達(dá)平衡的時(shí)間。(3)催化劑同等程度地改變正、逆反響的速度。(4)催化劑只能對(duì)熱力學(xué)上可能發(fā)生的反響起作用。(5)催化劑有選擇性，選擇不同的催化劑會(huì)有利于不同種產(chǎn)物的生成。第7章水溶液學(xué)時(shí)4[教學(xué)根本要求]熟練掌握溶液的濃度和溶解度的概念和有關(guān)計(jì)算，理解非電解質(zhì)稀溶液通性并掌握有關(guān)計(jì)算，了解表觀電離度，活度系數(shù)、離子強(qiáng)度及相互關(guān)系。[重點(diǎn)與難點(diǎn)]重點(diǎn)：溶液的濃度和溶解度，非電解質(zhì)稀溶液通性。難點(diǎn)：溶液的滲透壓及有關(guān)計(jì)算[教學(xué)內(nèi)容]7-1溶液的濃度和溶解度物質(zhì)的量濃度cB=nB/V=溶質(zhì)B的物質(zhì)的量/混合物體積質(zhì)量摩爾濃度mB=溶質(zhì)B的物質(zhì)的量/溶劑的質(zhì)量質(zhì)量分?jǐn)?shù)w=m溶質(zhì)/m溶液體積分?jǐn)?shù)ψB=VB/V總摩爾分?jǐn)?shù)xB=nB/n總2.溶解度，亨利定律-在中等壓強(qiáng)時(shí)，氣體的溶解度與溶液上面氣相中該氣體的分壓成正比，即ci=Kpi。和萃取一定溫度下，一種溶質(zhì)分配在互不相溶的兩種溶劑中的濃度比值為一常數(shù)。K=cBα/cBβ，K為分配系數(shù)；cBα和cBβ分別為溶質(zhì)B在溶劑α和β中的濃度。用兩種互不相溶的溶劑將在不同溶劑中有分配差異的一種物質(zhì)和雜質(zhì)進(jìn)行別離的操作過程叫做萃取。7-2非電解質(zhì)稀溶液依數(shù)性—拉烏爾定律在一定溫度下,溶液的飽和蒸氣壓等于純?nèi)軇┑娘柡驼魵鈮号c溶劑摩爾分?jǐn)?shù)之積.稀溶液飽和蒸氣壓下降值,與稀溶液的質(zhì)量摩爾濃度成正比。P=PA0·xAΔp=PA0·xBΔp=Km凝固點(diǎn):液體凝固成固體(嚴(yán)格說是晶體)是在一定溫度下進(jìn)行的,這個(gè)溫度稱為凝固點(diǎn)。凝固點(diǎn)的實(shí)質(zhì)是,在這個(gè)溫度下,液體和固體的飽和蒸氣壓相等.即為:p液體=p固體平衡；假設(shè)P固>P液,那么固體要融化(熔解)；P固<P液,液體要凝固。含有少量溶質(zhì)的溶液凝固或熔化的溫度低于純?nèi)軇┑哪虦囟?。難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的凝固點(diǎn)下降與溶液的質(zhì)量摩爾濃度成正比，而與溶質(zhì)的性質(zhì)無關(guān)。ΔTf=Kfm，Kf叫做溶劑的摩爾凝固點(diǎn)下降常數(shù)。蒸發(fā):外表氣化現(xiàn)象稱為蒸發(fā);沸騰:外表和內(nèi)部同時(shí)氣化的現(xiàn)象;沸點(diǎn):液體沸騰過程中的溫度。只有當(dāng)液體的飽和蒸氣壓和外界大氣的壓強(qiáng)相等時(shí),液體的氣化才能在外表和內(nèi)部同時(shí)發(fā)生,這時(shí)的溫度即是沸點(diǎn)。含有非揮發(fā)性溶質(zhì)的溶液其沸點(diǎn)總是高于純?nèi)軇┑姆悬c(diǎn)。且沸點(diǎn)升高值與溶液的質(zhì)量摩爾濃度成正比，而與溶質(zhì)的性質(zhì)無關(guān)。ΔTb=Kbm，Kb叫做溶劑的摩爾沸點(diǎn)上升常數(shù)。利用溶液的沸點(diǎn)上升，可以測定溶質(zhì)的分子量。4.滲透壓由液面高度差造成的靜壓,稱為溶液的滲透壓。它產(chǎn)生的根本原因也是相變界面上可發(fā)生變化的分子個(gè)數(shù)不同引起的。半透膜：只允許水分子自由通過而溶質(zhì)不能通過的膜狀物質(zhì)。溶液的滲透壓πV=nRT或π=cRT—稀溶液的某些性質(zhì)主要取決于其中所含溶質(zhì)粒子的數(shù)目而與溶質(zhì)本身的性質(zhì)無關(guān)。7-3分散系—一種或幾種物質(zhì)分散在另一種介質(zhì)中所形成的體系稱為散體系。被分散的物質(zhì)稱為分散相，而連續(xù)介質(zhì)稱為分散介質(zhì)。低分子溶液與高分子溶液為均相分散系。溶膠與粗分散系為多相分散系。粒子大小類型分散相性質(zhì)實(shí)例＜1nm低分子分散系原子、離子或小分子均相，穩(wěn)定體系，擴(kuò)散快，能透過濾紙、半透膜，形成真溶液。蔗糖，氯化鈉，醋酸水溶液等1～100nm膠體分散系高分子高聚物大分子均相，穩(wěn)定體系，擴(kuò)散慢，不能透過半透膜，能透過濾紙。蛋白質(zhì)，核酸水溶液等溶膠膠?！苍踊蚍肿拥木奂w〕多相，不穩(wěn)定體系，擴(kuò)散慢，不能透過半透膜，能透過濾紙，F(xiàn)e〔OH〕3，As2S3,金溶膠等＞100nm粗分散體系粗粒子多相，不穩(wěn)定體系，不能透過濾紙和半透膜，形成懸濁液、乳濁液混濁泥水，牛奶，豆?jié){等〔1〕溶膠—溶膠的分散相粒子即膠體粒子，是由許多分子或原子聚集而成的，因此分散相與分散介質(zhì)之間存在著相界面，形成多相體系?！?〕溶膠的制備〔3〕溶膠的性質(zhì)—?jiǎng)恿W(xué)性質(zhì)-布朗運(yùn)動(dòng)；光學(xué)性質(zhì)-丁達(dá)爾現(xiàn)象；電學(xué)性質(zhì)-電泳。當(dāng)光波投射到粒子上時(shí)，如果粒子大于波長，那么光波以一定的角度從粒子外表反射出來。如果粒子遠(yuǎn)小于光波的波長，那么光波繞過粒子前進(jìn)不受阻礙。當(dāng)粒子的大小和光波波長接近或稍小時(shí)，光波產(chǎn)生散射。溶膠粒子的大小在1-100nm之間，與普通光波波長接近，因此有一定強(qiáng)度的散射現(xiàn)象，稱為丁鐸爾〔tyndall〕現(xiàn)象。即當(dāng)一束強(qiáng)光投射到溶膠上，在暗室或黑暗背景下，從光束的垂直方向觀察，可以清楚地觀察到一條光帶，這是膠體溶液的特點(diǎn)。膠體粒子在電場作用下向陽極或陰極移動(dòng)的現(xiàn)象叫電泳?！?〕膠粒帶電的原因①選擇吸附—由于溶膠膠核常常選擇性地吸附某種離子，而使其外表帶有電荷。溶膠膠核總是選擇吸附與其組成相類似的離子。②外表分子離解—膠體粒子與分散介質(zhì)接觸后，外表上的分子與介質(zhì)作用而離解，某種離子將擴(kuò)散到介質(zhì)中去，因此膠體粒子帶有和擴(kuò)散離子符號(hào)相反的電荷?！?〕膠體結(jié)構(gòu)〔膠核、吸附層、擴(kuò)散層〕，有相反電荷的吸附層和擴(kuò)散層電荷符號(hào)相反，電量相等，所以膠團(tuán)是電中性的?！?〕溶膠的穩(wěn)定性和聚沉由于溶膠是高度分散的多相體系，膠粒有自動(dòng)聚集的趨勢，是不穩(wěn)定體系。但在某種條件下，溶膠可長期穩(wěn)定存在，這主要原因是溶膠膠粒外表的雙電層結(jié)構(gòu)，它使膠粒在碰撞時(shí)因排斥作用不致相互接觸，同時(shí)雙電層有水化離子，好似膠粒外面包上一層水化膜或溶劑化膜，這層膜也起到阻礙膠粒合并的作用。但凡使溶膠的分散度降低，分散相顆粒變大，最后從介質(zhì)中沉淀析出的現(xiàn)象叫聚沉。促使溶膠聚沉的因素有電解質(zhì)，反電荷的膠體，溫度等。往溶膠中參加電解質(zhì)時(shí)，其中帶相反電荷離子的參加可與膠粒外表的離子發(fā)生電性中和，促使膠粒周圍的擴(kuò)散層被“壓縮”，擴(kuò)散層厚度迅速變薄，當(dāng)電解質(zhì)的量到達(dá)一定程度后，擴(kuò)散層消失，膠粒變成電中性，同時(shí)水化膜也隨之消失，這樣膠粒就能迅速凝集而聚沉。不同的電解質(zhì)，對(duì)溶膠的聚沉能力是不同的，通常用聚沉值來衡量電解質(zhì)對(duì)溶膠聚沉能力的大小。聚沉值是指一定溶膠，在一定時(shí)間內(nèi)完全聚沉所需電解質(zhì)的最低濃度〔mmol·l-1〕。聚沉值越小，表示聚沉能力越大?？梢允谷苣z聚沉的電解質(zhì)的有效局部是與膠粒帶有相反電荷的離子，這些離子稱為反離子。反離子的價(jià)數(shù)越高，聚沉能力也越大。一般說來，一價(jià)反離子的聚沉值在25-150之間，二價(jià)的約在0.5-2之間，三價(jià)的約在0.01-0.1之間。帶有相反電荷的不同溶膠，可以相互聚沉。例如，將帶有正電荷的氫氧化鐵溶膠和帶負(fù)電荷的硫化砷溶膠混合，可以相互聚沉。高分子溶液特征—單相體系，分散相易溶劑化，不帶電荷，溶解過程可逆，可鹽析。高分子溶液的保護(hù)作用和敏化作用—在溶膠中參加大分子物質(zhì)可以使溶膠的穩(wěn)定性增加，這種現(xiàn)象稱為高分子溶液的保護(hù)作用。如在溶膠中參加少量高分子溶液，會(huì)降低其穩(wěn)定性，甚至引起聚沉，這種現(xiàn)象稱為敏化作用。第8章酸堿平衡學(xué)時(shí)8[教學(xué)根本要求]

了解酸堿理論開展的概況，掌握酸堿的質(zhì)子理論；掌握溶液酸度的概念和pH值的意義，熟悉pH與氫離子濃度的相互換算。了解溶液pH的近似測定。了解拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)；能應(yīng)用化學(xué)平衡原理分析水、弱酸、弱堿的電離平衡；掌握同離子效應(yīng)、鹽效應(yīng)等影響電離平衡移動(dòng)的因素；熟練掌握有關(guān)離子濃度的計(jì)算；理解緩沖溶液的組成；緩沖作用原理；緩沖溶液的性質(zhì)。掌握緩沖溶液pH值的計(jì)算；了解各種鹽類水解平衡的情況和鹽溶液pH值的計(jì)算；[重點(diǎn)與難點(diǎn)]重點(diǎn)：一元弱酸弱堿的電離平衡，緩沖溶液，難點(diǎn)：一元弱酸弱堿的電離平衡，緩沖溶液[教學(xué)內(nèi)容]

8-1酸堿理論1.酸堿電離理論(阿侖尼烏斯電離理論，1887年)但凡在水溶液中電離時(shí)產(chǎn)生的陽離子全部是H+的化合物叫酸；而在水溶液中電離時(shí)產(chǎn)生的陰離子全部是OH–的化合物叫堿。酸堿中和反響就是H+和OH–結(jié)合生成中性水分子的過程。該理論的局限性在于只限于水溶液，無法解釋非水溶劑中物質(zhì)的酸堿性及不含H+和OH-的物質(zhì)的酸堿性。2.酸堿質(zhì)子理論(Bronsted－Lowry酸堿理論，1923年)〔1〕酸堿的定義凡能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)都是酸，凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。說酸是質(zhì)子給予體，堿是質(zhì)子接受體。稱為質(zhì)子酸堿或布侖斯特酸堿。如：HCl，HSO4-，NH4+，H2PO4-是質(zhì)子酸，Cl-，CN–，HSO4-，SO42-，NH3，NaOH是質(zhì)子堿。因此，質(zhì)子理論酸堿的范圍更廣，酸堿不局限于電中性的分子，還可以是帶電的陰陽離子。某些物質(zhì)既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子，可以稱為酸堿兩性物質(zhì)，如HCO3-、HSO4-、NH3、H2O?！?〕酸堿共軛關(guān)系質(zhì)子酸堿不是孤立的，它們通過質(zhì)子相互聯(lián)系。質(zhì)子酸失去一個(gè)質(zhì)子后形成該酸的共軛堿，質(zhì)子堿結(jié)合一個(gè)質(zhì)子后形成該堿的共軛酸。這種關(guān)系稱為酸堿共軛關(guān)系，酸?堿＋質(zhì)子，此式中的酸堿互稱為共軛酸堿對(duì)?！?〕酸堿反響實(shí)質(zhì)是兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間傳遞質(zhì)子的反響。酸1＋堿2?堿1＋酸2包括電離作用，中和反響，水解反響等均屬于酸堿反響。3.酸堿電子理論〔路易斯酸堿理論〕凡能接受電子對(duì)的物質(zhì)為酸；凡能給出電子對(duì)的物質(zhì)為堿。酸堿反響的實(shí)質(zhì)是形成了配位鍵。8-2水的離子積和溶液pH1.水的離子積水有微弱的導(dǎo)電性，其導(dǎo)電性是由于水能發(fā)生微弱的電離產(chǎn)生水合的氫離子和氫氧根離子。H2O＋H2O?H3O+＋OH–，稱為水的自偶電離。簡化為H2O?H+＋OH–，平衡常數(shù)Kw＝[H+][OH–]，Kw稱為水的離子積。水的離子積可以通過實(shí)驗(yàn)測定，實(shí)驗(yàn)測得295K時(shí)1升純水中僅有10-7mol水分子電離，那么[H+]=[OH-]=10-7mol/L，所以Kw=[H+][OH-]＝10-14也可由熱力學(xué)計(jì)算獲得。H2O(l)?H+(aq)+OH-(aq)rGmθ=fGmθ(H+)+fGmθ(OH-)-fGmθ(H2kJ·mol-1Kwθ=exp[-rGmθ/RT]＝1.00×10-14水的離子積是溫度的函數(shù)，溫度一定時(shí)，水溶液中[H+]和[OH-]之積為一常數(shù)。溫度升高，水的離子積增大，因?yàn)樗慕怆x是一個(gè)吸熱過程。2.溶液酸堿性和pH：1909年，丹麥生理學(xué)家索侖生提出用pH表示水溶液的酸度：pH＝－lg[H+][H+]>[OH-]pH<7酸性溶液；假設(shè)水中[H+]<[OH-]pH>7堿性溶液，[H+]＝[OH-]pH＝7中性溶液同樣，pOH＝－lg[OH-]，pKw＝－lgKw，可得：pH+pOH＝pKw8-3電離平衡〔1〕離子氛、表觀電離度和離子強(qiáng)度在強(qiáng)電解質(zhì)溶液中，因?yàn)殡x子的相互吸引，在溶液中一種離子周圍帶相反電荷的離子要多一些，可認(rèn)為在每種離子周圍存在著由帶相反電荷離子所形成的“離子氛”。表觀上使人覺得發(fā)揮作用的離子數(shù)少于電解質(zhì)完全電離時(shí)應(yīng)有的離子數(shù)目。離子強(qiáng)度的概念用來衡量溶液中離子與它的離子氛之間相互作用的強(qiáng)弱。I=1/2Σmizi2—zi表示溶液中i種離子的電荷數(shù)，mi表示i種離子的質(zhì)量摩爾濃度?！?〕活度和活度系數(shù)電解質(zhì)溶液中離子實(shí)際發(fā)揮作用的濃度稱為有效濃度或活度。a=fc—c表示濃度，f叫活度系數(shù)。一般說來，離子自身的電荷數(shù)越高，所在溶液的離子強(qiáng)度越大，那么f的數(shù)值越小?！?〕一元弱酸(HA)HA+H2O?A+H3O+起始濃度c00平衡濃度c-[H3O+][A][H3O+]忽略水的電離，平衡時(shí)[A]=[H3O+]，Ka=[H3O+]2/(c－[H3O+])當(dāng)弱酸的電離度很小時(shí)(<5%)，c－[H3O+]≈c，于是可簡化為：Ka=[H3O+]2/c，[H+]=〔cka〕1/2使用最簡式的判據(jù)是C/Ka≥500。〔2〕一元弱堿(B)B+H2O?BH+OH–起始濃度c00平衡濃度c－[OH–][BH][OH–]忽略水的電離，平衡時(shí)[BH]=[OH–]，Kb=[OH-]2/(c－[OH-])Kb=[OH-]2/c，[OH-]=〔ckb〕1/2判據(jù)是C/Kb≥500。〔3〕電離常數(shù)－酸常數(shù)ka和堿常數(shù)kb酸常數(shù)是質(zhì)子酸釋放質(zhì)子的能力的衡量，堿常數(shù)是堿得質(zhì)子的能力的衡量，所以可以用