高職無機化學教案上(一至七章)

高職無機化學教案上（一至七章）目 錄撰寫人 張榮緒 論3第一章 物質(zhì)及其變化4第一節(jié) 物質(zhì)的聚集狀態(tài)4第二節(jié) 化學反應中的質(zhì)量和能量關系8本章要求9第二章 化學反應速率和化學平衡9第一節(jié) 化學反應速率定義及表示方法9第二節(jié) 化學反應速率理論11第三節(jié) 影響化學反應速率的主要因素13第四節(jié) 化學平衡16本章要求22第三章 電解質(zhì)溶液和離子平衡22第一節(jié) 強電解質(zhì)在溶液中的狀況22第二節(jié) 水的電離和溶液的PH值23第三節(jié) 弱酸弱堿的電離平衡25第四節(jié) 同離子效應和緩沖溶液27第五節(jié) 鹽類的水解30第六節(jié) 酸堿質(zhì)子理論34第七節(jié) 沉淀和溶解平衡36第八節(jié) 溶度積規(guī)則及其應用38本章要求43第四章 氧化和還原44第一節(jié) 氧化還原反應的基本概念44第二節(jié) 氧化還原反應與原電池47第三節(jié) 電極電勢的應用52本章要求56第五章 原子結構和元素周期律56第一節(jié) 原子核外電子的運動狀態(tài)56第二節(jié) 多電子原子中電子的分布60第三節(jié) 原子核外電子排布與元素周期律61第四節(jié) 元素性質(zhì)的周期性62本章要求64第七章 分子結構與晶體結構64第一節(jié) 離子鍵65第二節(jié) 共價鍵理論66第三節(jié) 雜化軌道理論和分子的幾何構型70第四節(jié) 晶體的特征72第五節(jié) 離子晶體74第六節(jié) 原子晶體74第七節(jié) 分子間力和分子晶體74第八節(jié) 金屬晶體78第九節(jié) 離子極化79第十節(jié) 混合型晶體80本章要求80第七章 配位化合物81第一節(jié) 配位化合物的基本概念81第二節(jié) 配位化合物的結構82第三節(jié) 配位化合物在水溶液中的狀況86第四節(jié) 螯合物90本章要求91緒 論一、化學的地位及作用: 自然科學在縱向方面分為三個層次：工程技術、技術科學、基礎科學。 化學是一門基礎學科，它是在分子、原子或離子等層次上研究物質(zhì)的組成、結構和性質(zhì)以及可能發(fā)生的變化和變化中的能量轉(zhuǎn)換?；瘜W理論已滲透到許多技術學科當中，如采礦和冶金工業(yè)的需要，推動了無機和分析化學的發(fā)展；紡織、印染、煤、石油的綜合利用又使有機化學向前邁進了一大步。二、四大化學： 化學在發(fā)展過程中逐步形成了許多分支學科，如"四大化學"這些都屬于純粹的化學。 無機化學：以所有元素及其化合物（除C、H化合物及其衍生物）為研究對象； 有機化學：以C、H化合物及其衍生物為研究對象； 分析化學：研究物質(zhì)的化學組成和鑒定方法及其原理； 物理化學：以應用物理測量方法和數(shù)學處理方法來研究物質(zhì)及其反應，以尋求化學性質(zhì)和物理性質(zhì)間本質(zhì)聯(lián)系的普遍規(guī)律。 另外，隨著化學在不同領域中的應用，又產(chǎn)生了許多應用化學：如工業(yè)化學、高分子化學、放射化學、環(huán)境化學、生物化學、半導體化學等等。三、本課程的目的及主要內(nèi)容：1、目的：化工專業(yè)一門重要的基礎課，是后續(xù)化學課程的基礎2、主要內(nèi)容：主要是研究無機物的組成、結構、性質(zhì)、制備、應用以及其變化的基本原理。 本教程分為兩部分：化學理論與元素及其化合物其中化學理論又分為： 四大平衡（化學平衡、酸堿平衡、沉淀溶解平衡、氧化還原平衡）及結構理論 3、學習方法： 一 理論大課中學的學習模式: 每節(jié)課的講授內(nèi)容少, 講授的內(nèi)容重復較多, 大量作業(yè), 課堂練習和課外練習, 自學內(nèi)容少。大學的學習模式: 每節(jié)課的講授內(nèi)容多, 講授內(nèi)容重復性小, 作業(yè)量少, 無課堂練習, 強調(diào)自學能力的提高. 針對大學學習特點, 提出如下要求:1. 課堂認真聽講, 跟上教師講授思路, 有弄不懂的問題暫且放下, 待以后解決, 不然, 由于講授速度快, 容易積累更多的疑難問題。2. 作好課堂筆記. 留下一定的空白處, 做標記, 提出問題, 寫出結論。 二 習題與答疑課 目的: 解決課程的疑難問題 形式: 講解習題, 作業(yè)中存在問題, 自由解答疑難問題 方式: 每周一次, 每次2學時, 從第二周開始 要求: 在筆記或講義中標明疑問, 做記號, 在答疑課堂向教師請教和探討. 沒有問題的同學可以不參加答疑課. 學習方法： 多提問，常討論無機化學內(nèi)容豐富，又抽象，僅依靠個人苦思冥想，學習效果往往不佳。充分利用時間，老師與同學或同學與同學之間互相提問，進行討論甚至是辯論，可使基本概念與理論日益清晰，容易理解。 三 實驗課化學是以實驗為基礎的學科, 實驗對于理論的理解十分重要. 課程安排了近25個相關的制備, 測定和元素性質(zhì)實驗.目的: 掌握基礎實驗技能, 通過實驗深化理論問題的理解和記憶,提高分析問題和解決問題的能力.要求: 預習報告, 實驗記錄, 實驗報告 學習方法：1.多動手，勤思考；無機化學是以一門實驗為主的學科，培養(yǎng)與提高學生的動手能力，是無機化學的基本要求之一。對于在實驗過程中出現(xiàn)的問題，除了仔細聽老師的講解以外，還需要結合理論課學過的基本知識，多動腦，多思考，主動接受無機化學的基本理論，才能牢固掌握具體的操作方法。2.注意實驗現(xiàn)象的觀察，多動筆準確記錄實驗現(xiàn)象實驗課不僅要做好每一個操作步驟，掌握實驗技術與方法，要特別注意實驗現(xiàn)象的觀察，不要放棄一個實驗現(xiàn)象，新的理論往往就是在對實驗現(xiàn)象的仔細觀察中發(fā)現(xiàn)的。更要堅持書寫實驗報告，總結實驗中的經(jīng)驗和教訓，這樣才能不斷提高理論與實踐水平。3. 注意理論與實際的聯(lián)系對實驗現(xiàn)象的觀察和利用理論知識對實驗現(xiàn)象的總結，是發(fā)現(xiàn)知識的最好方法以上是供同學們參考的學習方法，根據(jù)自己的實際情況，采用不同的學習方法，把別人的優(yōu)勢學到手，一定能學好無機化學課程。第一章 物質(zhì)及其變化第一節(jié) 物質(zhì)的聚集狀態(tài)體系：被研究的對象，例如一個燒杯中的溶液一、 物質(zhì)的聚集狀態(tài)：  各種物質(zhì)總是以一定的聚集狀態(tài)存在的   氣、液、固為三種聚集狀態(tài)，各具特征，在一定條件下可相互轉(zhuǎn)化。   1、 氣體（g）：擴散性和可壓縮性   2、 液體（l）：流動性、無固定形狀、一定條件下有一定體積   3、 固體（s）：具有一定體積、一定形狀及一定程度的剛性。 二、 物質(zhì)的聚集狀態(tài)和相：   相：在體系中任何具有相同的物理性質(zhì)和化學性質(zhì)的部分稱為相。   相與相之間有界面隔開。g-s，l-s，s-s一般為兩相 g-g混合物為一相 l-l混合物： 一相：如5%HCl溶液，HCl以分子或離子形式分散在水中 兩相：如油和水組成的體系，O/W，O以較多分子聚成粒子，以一定的界面和周圍的水分開，是不連續(xù)的相，W是連續(xù)相。g-L混合物： 也存在如上關系：H2S溶于水為一相 S-S混合物制成合金時為一相。  物質(zhì)的聚集狀態(tài)或相可以相互變化，亦可共存。如：S-L相平衡這一點溫度即為凝固點。 氣體的存在狀態(tài)主要決定于四個因素：P、V、T、n，而幾乎與它們的化學組成無關。反映這四個物理量之間關系的式子叫氣體狀態(tài)方程式。理想氣體：分子間完全沒有作用力，分子只是一個幾何點，沒有體積。實際上所碰到的氣體都是真實氣體，只有在溫度不太低， 壓力不太高時，實際氣體的存在狀態(tài)才接近于理想氣體，可以用理想氣體的定律進行計算。三、理想氣體狀態(tài)方程： PV=nRT PVnTR標準單位Pam3molK8.314R：常數(shù)，可由實驗測得： 1 mol氣體在273.15K（0），101.325kPa下測得其體積22.4×10-3m3 這是理想氣體的狀態(tài)方程式，而實際上氣體分子本身必然占有體積，分子之間也具有引力，因此應用該方程進行計算時，不可避免地存在偏差。對于常溫常壓下的氣體，這種偏差很小，隨著溫度的降低和壓力的增大，偏差逐漸增大。四、 混合氣體分壓定律： 1、混合氣體分壓定律：1801年，由Dalton（道爾頓）總結實驗結果提出，因此又稱為Dalton分壓定律。兩種或兩種以上不會發(fā)生化學反應的氣體混合，混合氣體的總壓力等于各組分氣體的分壓力之和。 A、容器中注入30mL N2 ， 壓力為300mmHg B、容器中注入20mL O2 ， 壓力為200mmHg C、容器中注入30mL N2 + 20mL O2， 壓力為500mmHg 即：P總= Pi Pi：分壓力（簡稱分壓），氣體混合物中各組分氣體的壓力，等于該氣體單獨占有與混合氣體相同體積時所產(chǎn)生的壓力。 理想氣體定律同樣適用于混合氣體： PiV = niRT ， P總V = n總RT => PiV = niRT Pi：分壓； V：總體積 2、分壓的計算： P總可通過壓力表測出，Pi則很難被直接測出，可通過分析、計算求得： PiV = niRT （1） P總V = n總RT （2） 由（1）÷（2），得： Pi / P總 = ni / n總 = Xi（摩爾分數(shù)） Pi = Xi P總 計算分壓的關鍵在于如何求得組分氣體的摩爾分數(shù)。求混合氣體的摩爾分數(shù) ，常用的方法是通過混合氣體進行氣體分析，測得各組分氣體的體積分數(shù)： Vi / V總 。例1-1：已知在250時PCl5能全部氣化，并部分離解為PCl3和Cl2。現(xiàn)將2.98gPCl5置于1.00L容器中，在250時全部氣化后，測定其總壓力為113.4kPa。其中有哪幾種氣體？它們的分壓各是多少？ 例1-2：1.34gCaC2與H2O發(fā)生如下反應：CaC2(s)+H2O(l)=C2H2(g)+Ca(OH)2(s)產(chǎn)生的C2H2氣體用排水集氣法收集，體積為0.471L。若此時溫度為23C，大氣壓為99X103kPa，該反應的產(chǎn)率為多少？（已知23時水的飽和蒸氣壓為2.8X103kPa） 第二節(jié) 化學反應中的質(zhì)量和能量關系一、 質(zhì)量守恒定律：  參加化學反應前各種物質(zhì)的總質(zhì)量等于反應后全部生成物的總質(zhì)量。 二、 應用化學方程式的計算：  化學方程式是根據(jù)質(zhì)量守恒定律，用規(guī)定的化學符號和化學式來表示化學反應的式子。反應前后原子種類、數(shù)目相等。 可根據(jù)反應物和生成物的質(zhì)量比，或物質(zhì)的量之比來進行計算。 例1-3 某硫酸廠以硫鐵礦（FeS2）為原料生產(chǎn)硫酸，其基本反應為：  4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2  2SO2 + O2 2SO3   SO3 + H2O H2SO4如投入800噸含S40.0%的硫鐵礦，問理論上能生產(chǎn)出濃度為98.0%的硫酸多少噸？ 由于生產(chǎn)條件、操作技術的影響，物料的損耗，產(chǎn)率不可能達到100%，實際產(chǎn)量比理論產(chǎn)量要低。三、化學反應中的能量關系化學反應的實質(zhì)是化學鍵的重組。鍵的斷裂和生成過程會有能量變化，能量變化常以熱能的形式表現(xiàn)。鍵的斷裂需吸收熱量；而鍵的生成會放出熱量。 一般的反應常在恒壓條件下進行。這里的恒壓條件是因為反應在敞口容器中進行，反應體系與外界壓力（大氣壓）相等。 Q P = H 生成物 - H 反應物 = H 恒壓熱效應 焓（無法測定） 焓變 化學熱力學：H 0 放熱反應 H 0 吸熱反應 注意： H與化學計量數(shù)有關；    需注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)；   注明反應的溫度壓力。 H 指標準態(tài)：1atm(101325Pa)，298K。本章要求了解物質(zhì)的聚集狀態(tài)和相，掌握分壓定律及其計算。會利用理想氣體方程式進行有關計算。第二章 化學反應速率和化學平衡第一節(jié) 化學反應速率定義及表示方法不同的反應進行的快慢不一樣。如：快的反應：中和反應等；中等速率反應：氧化還原反應等；慢的反應：自然氧化等。一、化學反應速率的定義： 指在一定條件下，化學反應中反應物轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌锏乃俾省６?、化學反應速率的表示方法：單位時間內(nèi)反應物或生成物濃度變化的正值（絕對值）例2-1：在CCl4中： 2N2O5 = 4NO2 + O2在一定的時間間隔：t = t2-t1， N2O5 = N2O5 2-N2O5 1平均反應速率： 經(jīng)過的時間s時間的變化t（s）N2O5mol· L-1N2O5mol· L-1v（N2O5）mol· L-1· s-1002.101001001.95-0.151.5×10-33002001.70-0.251.3×10-37004001.31-0.399.9×10-410003001.08-0.237.7×10-417007000.76-0.324.5×10-421004000.56-0.203.5×10-428007000.37-0.192.7×10-4  從表中可以看出：反應進行了100秒時： VN2O5 = |（ 1.95-2.10） /(100-1)|= 1.5× 10-3mol· L-1· s -1 VNO2 = |2× 0.15/100|= 3.0× 10-3mol· L-1· s -1 VO2 = |0.15÷ 2/100|= 0.75× 10-3mol· L-1· s -1 三種表示速率間關系： 這種比例關系與反應的計量數(shù)有關。表示反應速率時必須指明具體物質(zhì)。從表中可以看出，每個時間間隔，速率都不一樣，而且在每個時間間隔里，任何時間內(nèi)的速率都不一樣。 從圖中可以看出，某時刻的速率即該時刻切線的斜率： 該速率即為該時刻的瞬時速率（真正速率）：指某給定瞬間的反應速率。三、反應進度（）：定義： 對于反應：2N2O5 = 4NO2 + O2 作一變換：0 = 4NO2 + O2-2N2O5， 有： = ni/i ni：物質(zhì)的量的變化值 i：為計量系數(shù)，i（NO2）= +4， i（NO2）= +1， i（N2O5）= -2 如上例：設體積為1升，則反應了100秒后： = - 1.5× 10-3/-2 = 3.0×10-3/4 = 0.75×10-3 mol用不同的物質(zhì)的變化計算的反應進度都是一樣的，但的數(shù)值與反應方程式寫法有關。 如上例，若寫成： N2O5 = 2NO2 + 0.5O2 ， 則： = -1.5× 10-3/-1 = 3.0×10-3/2 = 0.75× 10-3/0.5 = 1.5×10-3 mol例2-2：50ml C（ H2SO4） =0.20mol/L恰能與 40mlNaOH溶液完全中和，求 NaOH的濃度？解：反應方程式為： H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O = - 0.20× 50/-1 = - C（ NaOH）×40/-2 C（ NaOH） = = 0.50 mol/L第二節(jié) 化學反應速率理論一、 反應速率的有效碰撞理論 1918年，路易斯（W.C.M.Lewis）提出反應速率的碰撞理論，認為參加化學反應的物質(zhì)的分子、原子或離子要發(fā)生反應的必要條件是這些分子、原子或離子要相互碰撞。反應物分子碰撞的頻率越高，反應速率越快。 例： 2HI（g）= H2（g）+I2（g） 773K，HI=10-3mol·L-1 理論計算，HI分子間碰撞次數(shù)：3.5×108次·L-1·S-1 如每次碰撞都發(fā)生反應， V = 5.8×104mol·L-1·S-1 但實驗測出: V = 1.2×10-8mol·L-1·S-1 大多數(shù)分子間的碰撞都是無效的，不能引起化學反應，只有少數(shù)碰撞是有效的。 1、 有效碰撞和活化分子的概念 什么叫有效碰撞？    能發(fā)生化學反應的碰撞稱為有效碰撞。 什么樣的分子有資格參加有效碰撞？   一部分能量較高，具有適當取向的分子   例：2AB（g）= A2（g）+B2（g）A B   不能發(fā)生化學反應A A   能發(fā)生化學反應B AB B   一定取向   AB和AB之間相互靠近，到一定距離時，相互之間又有排斥力，   須分子的運動速率足夠大，有足夠的動能才能相互碰撞；而且分子還須有足夠的能量，碰撞時原子的外電子層才能相互穿透，電子重新排列，舊鍵破裂形成新鍵。    反應分子必須有足夠的能量。2、 分子的能量分布 P35 圖2-5   E平均為該溫度下·分子的平均能量。    具有E臨界以上能量的分子稱為活化分子，能量高于E臨界的分子碰撞才能發(fā)生反應。   活化分子進行一定取向的碰撞，叫有效碰撞。    E臨界-E平均之差為活化能。   活化能：1mol具有平均能量的分子變成活分子需吸收的最低能量。    不同的反應有不同的活化能。    活化能越低，反應速度越快。    可以通過加入催化劑等手段降低活化能。 反 應Ea（KJ·mol-1）無催化劑有催化劑3H2 + N2 - 2NH3330（W）1632N2O - 2N2 + O2245（Pt）136  同一化學反應，由于催化劑的使用，活化能相差很大，這些現(xiàn)象引起人們對反應實際進行途徑的研究。二、過渡狀態(tài)理論簡介 （活化配合物理論） 1935年，艾林（H. Eyrimg）在碰撞理論的基礎上提出的。例：CO + NO2 =CO2 + NO   A + BC =AB + C  P37圖2-6 ABC： （過渡態(tài)）舊鍵部分破壞，新鍵部分生成 動能 - 勢能 - 動能 反應分子與生成物分子之間存在著一個能峰Eac，反應物分子所具有的能量必須越過這個能峰才能進行反應。Eac越小，反應速率越快，反之則然。 活化能：過渡態(tài)所具有的最低能量與反應能量之差。Ea1 催化反應：降低了反應的活化能。 三、反應機理（反應歷程） 指反應實際進行的途徑，根據(jù)反應機理，將化學反應分為： 基元反應 由反應物的活化分子之間的碰撞，一步就可以完成的反應稱為基元反應。例：2NO2（g）- 2NO（g）+O2（g） SO2Cl2（g）- SO2（g）+ Cl2（g） NO2（g）+ CO（g）- NO（g）+ CO2（g） 一般討論基元反應。    非基元反應 2H2（g）+2NO（g）- N2（g）+ 2H2O（g） 由兩個基元反應組成: 第一步：2NO + H2 = N2 + H2O2 第二步：H2 + H2O2 = 2H2O 第三節(jié) 影響化學反應速率的主要因素首先是反應物的本性和反應歷程，其次是濃度、溫度、催化劑等外界條件。一、 濃度對反應速率的影響 1、 質(zhì)量作用定律 大量實驗事實表明：在一定溫度下，增加反應物濃度可使反應速度加快。 對基元反應來說： aA + bB - 產(chǎn)物 溶液：V AaBb  V = kAaBb 氣體：V PAaPBb    V = kPAaPBb  k：反應速率常數(shù) 在濃度或分壓相同的情況下，k值越大，反應速率越快。 對于指定反應，k與溫度、催化劑有關，而與濃度無關。2、 反應級數(shù) 為了敘述反應物濃度對反應速率的影響，將速率方程式中反應物濃度的指數(shù)之和稱為反應級數(shù)。 基元反應：aA + bB - 產(chǎn)物 V = kAaBb a + b = 反應級數(shù) 如：CO（g）+ NO2（g）? CO2（g） + NO（g） V = kCO NO2 總反應級數(shù)：二級反應，對CO或NO2來說為一級反應。 注意：反應級數(shù)及速率方程必須由實驗確定。 例：2H2 + 2NO = N2 + 2H2O 測得V = kH2NO 2 總反應級數(shù)：三級，對H2來說一級，對NO來說二級。 測得速率方程就可推算反應級數(shù)，而不能根據(jù)化學計量式來討論反應級數(shù)。例：25 （NH4）2S2O8 + 2KI = K2SO4 + I2 +（NH4）2SO4 S2O82- + 2I- = 2SO42- + I2 實驗編號起始S2O82-mol/L起始I-mol/LI2生成速度mol·L-1·min-111.0×10-41.0×10-20.65×10-622.0×10-41.0×10-21.30×10-632.0×10-40.5×10-20.65×10-6 寫出上述反應的速率方程,反應級數(shù)？  計算k 解: V S2O82-I- V = kS2O82-I- a = 1 b = 1   反應級數(shù) = 1+1 =2 k1 = V/(S2O82-I-) = = 0.65 L·mol-1·min-1 k2 = = 0.65 L·mol-1·min-1 = k3 即：k = 0.65 L·mol-1·min-1 當T一定，不加催化劑時，k一定，與濃度無關。 3、 有效碰撞理論對濃度影響的解釋 增加濃度，單位體積內(nèi)的活化分子總數(shù)增加，有效碰撞次數(shù)增加，反應速度加快。 二、 溫度對反應速率的影響（特別顯著） 如：米 + 水 - 飯 用高壓鍋快，高壓鍋內(nèi)沸騰的溫度比常壓下高10左右。 對大多數(shù)化學反應來說，溫度，反應速率加快。 1、 反應速率的溫度系數(shù) r 反應物濃度恒定時，根據(jù)實驗結果，對大部分化學反應，溫度每升高10，反應速率大約增加24倍。 r = kt+10/kt =24 2、 有效碰撞理論對溫度影響的解釋 升高溫度，活化分子總數(shù)和百分數(shù)都增加。 三、催化劑對反應速率的影響 1、催化劑（觸媒）能改變反應歷程，降低反應的活化能，從而提高反應速率，但本身的組成、質(zhì)量、化學性質(zhì)在反應前后不發(fā)生變化。用過渡狀態(tài)理論來解釋： 降低反應活化能，使活化分子總數(shù)和百分數(shù)都增大。2、催化劑具有選擇性 一種催化劑往往只對某一特定的反應有催化作用； 同一反應物如采用不同的催化劑，會得到不同產(chǎn)物。注意：催化劑不能長期使用下去；如固體催化劑，長期受熱導致晶格變化，晶體分散度變化；反應物結焦使催化劑表面被覆蓋等，使催化劑失效 催化劑中毒，（雜質(zhì)）四、影響多相體系反應速率的因素 除上述幾點外，還與反應物接觸面大小和接觸機會有關。 用使固體粉碎（-或-），攪拌（-或-），鼓風（-）等方法。第四節(jié) 化學平衡一、 化學反應的可逆性和化學平衡 不可逆反應：反應幾乎可完全轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌?，而在同樣條件下，生成物幾乎不能轉(zhuǎn)回反應物。（只能向一個方向進行的反應） 可逆反應：在一密閉容器中，同一條件下，即能正向進行，又能逆向進行的化學反應。（在密閉容器中不能進行到底） 可逆反應具有普遍性 K：平衡常數(shù)。注意：A指平衡時的濃度 化學平衡的特點：  1、與化學反應的途徑無關。  2、動態(tài)平衡（表觀上各物質(zhì)的濃度不變，實際上，正逆反應正在進行）  3、在密閉容器中達到平衡后，外界條件不變，各種物質(zhì)的濃度不隨時間變化；但若平衡條件改變，原平衡狀態(tài)隨之改變。  二、 平衡常數(shù)1、平衡常數(shù) 濃度平衡常數(shù)Kc 一般式：aA + bB =cC + Dd令（c+d）-（a+b）= n 則Kc的量綱為（mol/L）n壓力平衡常數(shù)Kp 一般式：aA（g）+ bB（g）= cC（g）+ dD（g）令（c+d）-（a+b）= n 則Kp的量綱為（KPa）n或Pan熱力學平衡常數(shù)-標準平衡常數(shù)K將濃度換算成相對濃度，分壓換算成相對分壓（無量綱）   溶液中的反應K在數(shù)值上與Kc相等；氣體反應分壓必須除以標準壓力。 2、 書寫和應用平衡常數(shù)的注意點 要與反應方程式相符 純固體在平衡常數(shù)式中不必列出 CaCO3（S）= CaO（S）+ CO2（g） K = PCO2 / P 對于水在平衡式中的處理： 水作為溶劑時，不必列出； 水作為反應物: i）稀溶液：水既作溶劑，又作反應物，反應掉的水與總的水分子相比微不足道，不必列出；如：NH3 + H2O = NH4+ + OH- ii）水的量對反應影響顯著，必須列出。 如：CO（g）+ H2O（g）= CO2（g）+ H2（g） K隨溫度而變,使用時須注意相應的溫度. 3、 平衡常數(shù)的意義 判斷可逆反應平衡狀態(tài)和反應進行方向的依據(jù)。 aA + bB = cC + dD （與K不同，指任意態(tài)時的濃度與分壓）Q = K時，V正 = V逆 反應已平衡 Q K時，反應向正方向進行 Q K時，反應向逆方向進行 例：P44-45，例1 描寫可逆反應進行程度的標度 對同類反應而言，K越大，反應進行越完全。K-整個反應的完全程度。 4、 平衡常數(shù)與平衡轉(zhuǎn)化率 實際工作中常用平衡轉(zhuǎn)化率來表示。-某一反應物反應的完全程度。 若反應前后體積不變，反應物的量可用濃度來表示 P46表2-7，從表中可得出結論： K與體系的起始狀態(tài)無關，與T有關； 與反應物的起始狀態(tài)有關； 在平衡體系中增加某一物質(zhì)的起始濃度，可使另一物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率提高。 5、 化學平衡的計算 例1：P47例2，已知，求K。 溶液中的反應，Kc 例2：P47例3，已知K，求。 設CO的轉(zhuǎn)化率為。例3：在恒定溫度和101.3KPa時,將1.10mol SO2和0.90mol O2的混合物慢慢通過V2O5催化劑,使生成SO3,達到平衡后,保持溫度和總壓力不變,測得剩余O2為0.53mol,求K。分析：K= ，Pi = niRT/V Pi/P總 = ni/n總 例4：P59，19 分析：恒容，恒溫，ni = PiV/RT 三、外界條件對平衡位置的影響（化學平衡的移動） 一個可逆反應在一定條件下，達到平衡：V正 = V逆，即其系統(tǒng)中各物質(zhì)的濃度（或分壓）不隨時間而變。 但外界條件（如濃度、壓力、濃度）改變了，原來的平衡狀態(tài)被破壞，建立新的平衡：V正= V逆 這種外界條件的改變，使可逆反應從原來的平衡狀態(tài)變?yōu)樾碌钠胶鉅顟B(tài)的過程叫平衡的移動。 1、 濃度對平衡移動的影響 加入反應物或取去生成物使平衡向正反應方向移動， 例5：在例1（即P47，例2）的平衡體系中，再加入Fe2+，使增加的Fe2+達到0.100mol/L，問（1）平衡向什么方向移動； （2）再次建立平衡時，各物質(zhì)的濃度。 （3）Ag+ (1)加入Fe2+后，判斷反應是否平衡：Q = 0.0194/(0.1806×0.0806) = 1.33 K = 2.99 反應向正方向移動 （3）Ag+ = (0.100-0.0667)/0.100×100% = 33.3% 實際上，K只與溫度有關，而與反應途徑無關 利用這一性質(zhì)（加入反應物或取去生成物使平衡向右移動加入某一物質(zhì)，使另一物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率提高），在反應中，使一成本較低的反應物過量，提高較貴的反應物的轉(zhuǎn)化率。 還可取出生成物，使反應向正方向進行。 2、 壓力對平衡移動的影響 增加總壓力，平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動。 例6：P52例5  3、溫度對平衡移動的影響 與C、P對平衡移動的影響有本質(zhì)不同，C、P改變，K不變；而T變，K也變。 如果正反應是吸熱反應（H0），則增加溫度，K增加，平衡右移； 如果正反應是放熱反應（H0），則增加溫度，K減少，平衡左移。 4、 催化劑與化學平衡 加速平衡到達的時間，但平衡不發(fā)生移動，K不變。 能峰降低，V正，V逆，但V正= V逆的位置不變。 5、 平衡移動原理-呂·查德里原理 綜上所述。 如果改變平衡體系中某個條件（C、P、T），平衡總向著減弱這個改變的方向移動。 第五節(jié) 反應速率與化學平衡的綜合應用要設計一個化工生產(chǎn)過程，首先要考慮成本，在反應能夠?qū)嵤┑那闆r下，考慮：充分利用原料，提高產(chǎn)量，縮短生產(chǎn)周期，降低成本。 使一種價廉易得的反應物過量，以提高另一種原料的轉(zhuǎn)化率； 氣體反應，增加壓力使反應速率加快；但增加壓力對反應設備要求較高，須綜合考慮。 大部分反應，T，V。對于吸熱反應，還能增加轉(zhuǎn)化率（平衡的移動）；但也須考慮：溫度過高使物料分解，增加能源。 催化劑，考慮催化劑的催化性、活化溫度、價格、催化劑中毒等問題。 總結：呂·查德理（Le Chetelier）原理： 如果改變平衡體系中某個條件（C、P、T），平衡總向著減弱這個改變的方向移動。 本章要求理解化學反應速率定律，能用活化能和活化分子概念解釋濃度、溫度、催化劑對反應速率的影響，了解影響多相反應速率的因素。 掌握化學平衡概念及平衡移動的規(guī)律，能熟練地利用Kc、Kp計算平衡組成，理解反應速率和化學平衡在實際應用中需要綜合考慮的必要性。第三章 電解質(zhì)溶液和離子平衡 第一節(jié) 強電解質(zhì)在溶液中的狀況一、離子氛的概念1923年，德拜（P. J. W.Debye）和休格爾（E. Hückel）提出強電解質(zhì)理論。其要點：強電解質(zhì)在水中是完全電離的  如離子型化合物：NaCl、KCl、NaOH、KOH等 強極性鍵化合物：HCl，H2SO4 （H+ + HSO4-）等   離子之間相互作用，使離子的行動并不自由。離子在溶液中的運動受離子氛的牽制。離子氛示意圖在導電性實驗中，決定導電性強弱有兩個因素：溶液中離子的多少離子的遷移速度。 離子遷移速度的變慢，因此，根據(jù)溶液的導電度測得的電離度就降低了，這時測得的電離度稱為表觀電離度。電 解 質(zhì)電 離 式表觀電離度/%氯 化 鉀KClK+Cl-86硫 酸 鋅ZnSOZn2+SO42-40鹽 酸HClH+Cl-92硝 酸HNOH+NO-92硫 酸H2SO4H+HSO4-61氫氧化鈉NaOHNa+OH-91氫氧化鋇Ba(OH)2Ba2+2OH-81二、活度和活度系數(shù)由于離子間的相互牽制，離子的行動并不完全自由，使離子的有效濃度比實際的計算濃度要低。1907年，Lewis（路易斯）提出了離子活度的概念a =f× C （f 1）有效濃度“折 扣”計算濃度活 度活度系數(shù)對強電解質(zhì)來講，而弱電解質(zhì)或難溶電解質(zhì)，離子濃度小，離子間的影響也小，f 1第二節(jié) 水的電離和溶液的PH值本節(jié)以平衡原理為依據(jù)，討論弱電解質(zhì)中的電離平衡。  一、水的離子積 實驗表明，純水也有微弱的導電性K = H+OH-/H2O  H2O的電離極弱，電離掉的水分子數(shù)與總的水分子數(shù)相比微不足道，故水的濃度可視為常數(shù)，合并入平衡常數(shù)。  H+OH- = KH2O = Kw   Kw：常數(shù)  在一定溫度下，H+OH-為一常數(shù)，25純水中，H+ = 10-7mol/L = OH- Kw = H+OH- = 10-14  對純水或在純水中加入酸、堿或其它物質(zhì)（濃度較?。┒歼m用。  在純水中加入酸，H+，OH-，  在純水中加入堿，OH-，H+，而H+OH- = Kw不變二、溶液的PH值1、什么叫PH值？ PH = -lgH+   POH = -lgOH   25時，PH + POH = PKw =14（25）H+ 1mol/L，OH- 1mol/L時：  H+ = OH-時， 中性， H+ = 10-7，PH = 7  H+ OH-時，酸性， H+10-7，PH 7  H+ OH-時，堿性， H+10-7，PH 72、PH值的計算   H+ = m×10-nmol/L，PH = -lg（×10-n）= n - lgm  OH- = m×10-nmol/L， POH = -lg（m×10-n）= n - lgm  PH = 14-POH = 14 - n + lgm例：已知H+ = 5.6×10-5mol/L， 則PH = 5 - lg5.6 = 4.25 已知PH = 0.25, 則H+ = 10-0.25 = 0.562mol/L3、PH值的測定（1）酸堿指示劑 是一種有機染料，為有機弱酸或弱堿,它們的分子或離子在不同的PH值時，因為本身結構變化而呈現(xiàn)不同的顏色。如：甲基橙： HIn  =  H+   +   In- 紅色 黃色 加入酸，平衡左移，呈紅色 加入堿，平衡右移，呈黃色 各種指示劑有一定的變色范圍。而采用復合指示劑，可以使所顯示的PH值范圍更窄。 PH試紙就是多種酸堿指示劑混合、浸透，可以識別PH差值1，甚至0.2-0.3。（2）PH計 可以讀出小數(shù)點后兩位數(shù)字。第三節(jié) 弱酸弱堿的電離平衡一、一元弱酸和弱堿的電離平衡 1、一元弱酸的電離平衡    HA = H+ + A- 電離常數(shù)：Ka（HA）= H+A- / HAKa意義：表示弱酸的電離能力的強弱。Ka越大，酸性越強。25時：  HAKaHCOOH1.77×10-4HAc1.75×10-5HClO2.80×10-8HCN6.20×10-10Ka（HA）= H+A- / HA又  H+ = A- ；HA C 2、一元弱堿的電離平衡 BOH = B+ + OH- 電離常數(shù)：Kb（BOH）= B+OH / BOH   同樣，Kb越大，堿性越強如： NH3 + H2O = NH4+ + OH- 電離常數(shù)：Kb（NH3）= NH+OH / NH3Ka、Kb與其它平衡常數(shù)一樣，與濃度無關，而與T有關。3、電離度（）   （相當于轉(zhuǎn)化率）HA=H+Ac-C始C00C變-C+C+CC平衡C-CCCKa（HA）= H+A-/HA = C×C/（C-C）= C2/1-當電解質(zhì)很弱時，電離度很小，（C/Ka500），可以認為1-1 （此時誤差2%） 則： Ka = C2   （C/Ka500時）稀釋溶液： C，而Ka與濃度無關，則 又 ， Ka不變，C，則H+稀釋溶液，不能認為H+，而應是。同樣對于一元弱堿： （C/Kb500）OH- = 例：（1）25，0.1mol/LHAc，求H+，Ac-，HAc（已知：Ka= 1.75×10-5）方法1：H+ = Ac- = HAc = （1.32×10-3/0.1）×100% = 1.32%方法2：C/Ka500（2）將此溶液稀釋至0.01mol/L，求H+，HAcHAc = （4.18×10-4/0.01）×100% = 4.18%即：稀釋溶液，H+二、多元酸的分步電離 1、多元弱酸的分步電離 H2S =H+ + HS- Ka1 = H+HS-/H2S = 1.32×10-7 （1）HS- =H+ + S2- Ka2 = H+S2-/HS- = 7.10×10-15 （2）一般Ka1Ka2Ka3原因：負電荷HS-中再電離出陽離子H+較難 H+同離子效應2、多重平衡原則 一個體系中同時存在幾個平衡，在各個平衡常數(shù)表達式中，相應物質(zhì)的濃度要同時滿足幾個平衡。如上：（1）×（2）對于總反應：H2S = 2H+ + S2- 即（1）+（2）Ka = H+2S2-/H2S = Ka1Ka2在相同條件下，如有兩個反應方程式相加得第三個方程式，則第三個方程式的平衡常數(shù)為前兩個反應方程式平衡常數(shù)之積。第四節(jié) 同離子效應和緩沖溶液本節(jié)主要介紹弱電解質(zhì)溶液平衡移動原理一、同離子效應例：比較0.1mol/LHAc溶液及 0.2mol/LHAc和0.2mol/LNaAc等體積混和溶液的H+和各為多少？ （KaHAc = 1.75×10-5）解：0.1mol/LHAc溶液：H+ = C/Ka5000.2mol/LHAc + 0.2mol/LNaAc溶液：HAc：0.2/2 = 0.1mol/L；NaAc：0.2/2 = 0.1mol/L；NaAc為強電解質(zhì)，全部電離為Ac- = 0.1mol/LHAc=H+Ac-C始0.1 C酸00.1 C鹽C平衡0.1-XX0.1+X弱電解質(zhì)，0.1+X 0.1，0.1-X 0.1X = 1.75×10-5mol/L = (X/0.1)×100% = 0.0175%即混合后，H+和都減少。引申為通式： 即：Ka H+C鹽/C酸 H+=KaC酸/C鹽 在弱電解質(zhì)溶液中，加入含有相同離子的強電解質(zhì)，會使弱電解質(zhì)電離度降低，該現(xiàn)象叫作同離子效應。同理：NH3+ + H2O =NH4+ + OH-  加入NH4Cl NH4+ + Cl-一元弱堿：OH- =KbC堿/C鹽注意：（NH4）2SO4 ： OH- = KbC堿/(2C鹽)二、緩沖溶液 緩沖溶液可用于控制溶液的PH值。1、緩沖溶液的組成 編號加入 1.0mol/L的HCl溶液1. 0mL加入 1.0mol/L的NaOH溶液1. 0mL11.0L純水PH：7.0 3.0PH = 4.0PH：7.0 11.0PH = 4.021.0L溶液中含有0.1mol Hac 和0.1molNaAcPH：4.764.75PH = 0.01PH：4.764.77PH = 0.0131.0L溶液中含有0.1mol NH3 和0.1molNH4ClPH：9.269.25PH = 0.01PH：9.269.27PH = 0.01緩沖溶液的組成：弱酸-弱酸鹽 H+ = KaC酸/C鹽弱堿-弱堿鹽 OH- = KbC堿/C鹽這些混合液能抵抗少量的強酸或強堿的“入侵”，而使PH值基本穩(wěn)定，稱之為緩沖溶液。2、緩沖溶液的PH值計算 （對上表的計算：）（1）在1.0L純水中，分別加入1.0mL 1.0mol/L的HCl和1.0mL 1.0mol/L的NaOH，問PH值的變化。 純水：PH = 7加入HCl：HCl = 1.0×10-3×1.0/1.001 = 10-3mol/L PH = 3加入NaOH:NaOH = 10-3mol/L PH = 14-POH = 11（2）0.1mol/LHAc和0.1mol/LNaAc H+ = Ka C酸/C鹽 = 1.75×10-5×0.1/0.1 mol/L PH = 4.76加入HCl: 反應前：HCl = 1.0×10-3×1.0/1.001 = 10-3 mol/L HAc = 0.1/1.001 = 0.1mol/L NaAc = 0.1/1.001 = 0.1mol/LHCl+NaAcNaCl+HAc反應前濃度10-30.100.1反應后濃度00.1-10-310-30.1+10-3PH = 4.75加入NaOH: 反應前：NaOH = 1.0×10-3×1.0/1.001 = 10-3 mol/L HAc = NaAc = 0.1/1.001 = 0.1mol/LNaOH+HAcNaAc+  H2O反應前濃度10-30.10.1反應后濃度00.1-10-30.1+10-3PH = 4.77討論：下列各對溶液以等體積混合，指出哪些可以作為緩沖溶液？為什么？（1）0.1mol/L HCl與0.2mol/L NaAc   HCl+NaAcNaCl+HAc反應前濃度0.1/2=0.050.2/2=0.100反應后濃度00.1-0.050.050.05反應后得到 HAc(0.5mol/L)-NaAc(0.5mol/L)混合溶液，可作為緩沖溶液；（2）0.1mol/L HCl與0.05mol/L NaNO2 HCl+NaNO2NaCl+HNO2反應前濃度0.1/2=0.050.05/2=0.02500反應后濃度0.02500.0250.025反應后得到 HCl(0.025mol/L)-HNO2(0.025mol/L)混合溶液，不可作為緩沖溶液；總結：（1）基本原理：同離子效應（2）緩沖溶液本身的PH值主要取決于Ka或KbH+ = KaC酸/C鹽 OH- = KbC堿/C鹽（3）緩沖溶液控制PH值，體現(xiàn)在C酸/C鹽或C堿/C鹽，加入少量酸或堿，比值變化小。 （4）緩沖溶液的緩沖能力，取決于加入酸或堿后，C酸/C鹽或C堿/C鹽比值變化盡量小。C酸/C鹽或C堿/C鹽=1，緩沖能力大。通常選擇在0.1-10（5）一定范圍內(nèi)發(fā)揮作用（±1）；否則PH值偏離1后，加入酸堿變化較大。（6）適當稀釋時，PH變化不大。第五節(jié) 鹽類的水解某些鹽類溶于水中會呈現(xiàn)出一定的酸堿性：鹽的類型0.1mol/L溶液PH值強酸強堿鹽NaCl7弱酸強堿鹽NaAc8.88弱堿強酸鹽(NH4)2SO44.96弱酸弱堿鹽NH4Ac7NH4CO2H6.5NH4CN9.3其中弱酸弱堿鹽的PH值由弱酸和弱堿的離子強度決定。鹽本身不具有H+或OH-，但呈現(xiàn)一定酸堿性，說明發(fā)生了鹽的水解作用，即鹽的陽離子或陰離子和水電離出來的H+或OH-結合生成弱酸或弱堿，使水的電離平衡發(fā)生移動。一、水解常數(shù)（Kh）和鹽溶液PH值計算 1、一元弱酸強堿鹽 例：NaAc + H2O = NaOH + HAc體系中存在三種平衡： Ac + H2O = OH- + HAc （1）H2O =OH- + H+ （2）HAc = H+ + Ac- （3）方程（1）實質(zhì)為水解方程，（1）=（2）+（3）由（1）式得：Kh = HAcOH-/Ac-（Ka =Ac-H+/HAc，Kw =OH-H+） Kh = HAcOH-/Ac- （分子、分母同乘以H+） = HAcOH-H+/Ac-H+ = Kw/KaKa，Kh，即生成的酸愈弱，水解程度愈大。建立平衡時，H+與Ac-結合成HAc，而放出OH-，OH-H+，呈堿性。例1：計算0.1mol/L的NaAc溶液的PH值及水解度h（即轉(zhuǎn)化率）。（Ka = 1.75×10-5）Ac-+ H2O =HAc+OH-C始0.100C平衡0.1-XXXKh = X2/（0.1-X）= Kw/Ka = 10-14/(1.75×10-5)= 5.7×10-10X較小，0.1-X 0.1PH = 14-（-lg7.5×10-6）= 8.88h = X/0.1×100% = 7.5×10-3 %從而可以知道：Ac-水解的部分很少，溶液