无机及分析化学教案.docx

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无机及分析化学教案

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《基础应用化学》教案

课程名称基础应用化学

授课教师孙鑫

授课班级环境监测与评价

院系生物技术系

第一章气体和溶液

§1－1气体

教学目的：

1.熟练掌握理想气体状态方程式，并掌握有关计算。

2．熟练掌握分压定律及应用。

教学重点：

1.理想气体状态方程式；

2.道尔顿分压定律。

一、理想气体（IdealGases）

1．什么样的气体称为理想气体？

气体分子间的作用力很微弱，一般可以忽略；

气体分子本身所占的体积远小于气体的体积。

即气体分子之间作用力可以忽略，分子本身的大小可以忽略的气体，称为理想气体。

2．理想气体是一个抽象的概念，它实际上不存在，但此概念反映了实际气体在一定条件下的最一般的性质。

3．实际气体在什么情况下看作理想气体呢？

只有在温度高和压力无限低时，实际气体才接近于理想气体。

因为在此条件下，分子间距离大大增加，平均来看作用力趋向于零，分子所占的体积也可以忽略。

二、理想气体状态方程

1．理想气体方程式（Theideal-gasequation）

pV=nRT

2．理想气体方程式应用（Applicationoftheideal-gasequation）

可求摩尔质量

（1）已知p，V，T，m求M

（2）已知p，T，ρ求M

三、道尔顿分压定律（Dalton’sLawofPartialPressures）1801年

1．Deduction：

假设有一理想气体的混合物，此混合物本身也是理想气体，在温度T下，占有体积为V，混合气体各组分为i（=1，2，3，…i，…）

由理想气体方程式得：

　，　，……，，……

，即

2．表达式：

3．文字叙述：

在温度和体积恒定时，其总压力等于各组分气体单独存在时的压力之和。

4．另一种表达形式：

─molefraction

在温度和体积恒定时，理想气体混合物中，各组分气体的分压（pi）等于总压（p总）乘以该组分的摩尔分数（xi）。

§1－2稀溶液的依数性

教学目的：

掌握稀溶液依数性及其应用。

教学重点：

稀溶液依数性及其应用。

教学难点：

稀溶液依数性及其应用。

一、依数性概念

二、溶液的蒸气压下降

饱和蒸气压：

拉乌尔定律：

应用：

植物抗旱

三、溶液的沸点升高和凝固点降低

沸点：

凝固点：

图稀溶液的沸点升高、凝固点下降

AB为纯水的蒸气压曲线，A′B′为稀溶液的蒸气压曲线，AC为冰的蒸气压曲线

溶液的沸点上升：

凝固点下降：

三、溶液的渗透压

半透膜：

渗透压：

图渗透压示意图

产生渗透压的条件：

（1）半透膜；

（2）浓度差

范特荷夫渗透压公式：

π=cBRT

对于稀溶液来说，物质的量浓度约等于质量摩尔浓度，故式上式又可表示为

π=cBRT≈bBRT

第二章化学热力学基础

§2－1热力学基础知识

教学目的及要求：

掌握热力学中的基本概念及热力学第一定律。

教学重点：

热力学第一定律。

教学难点：

热力学第一定律的应用。

一、系统的状态函数

系统:

所研究的对象称为系统.

环境:

系统以外与系统密切相关的部分称为环境.

状态函数:

用来说明、确定系统所处状态的宏观物理量。

如：

温度、压力、体积等。

状态函数的特点：

状态一定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。

状态函数的变化与过程的途径无关。

二、功和热

功和热是系统与环境之间的能量传递形式。

热：

系统与环境由于温度差而引起的能量传递形式，以符号Q表示。

一般规定体系吸热为正，放热为负。

功：

除热以外的其它能量传递形式，以符号W表示。

规定：

体系对环境做功取负值，环境对体系做功取正值。

功：

体积功W体与非体积功W’。

W体=-p外·△V

功和热都不是状态函数。

三、热力学第一定律（能量守恒定律）

热力学能（内能）：

是体系内部能量的总和，用符号U表示。

是状态函数。

△U=Q＋W

四、过程的热

1．定容热QV①V始=V终②体系不做其它功

∵△V=0∴W体=0W’=0

此时：

QV=△U定容热QV等于体系热力学能的变化。

2．定压热Qp①p始=p终②体系不做其它功

Qp=△U-W’=△U＋p外·△V=（U2－U1）＋（p2V2－p1V1）

Qp=（U2＋p2V2）－（U1－p1V1）

定义：

H=U＋pVH—焓，是状态函数。

Qp=H2-H1定压热Qp等于体系焓的变化。

§2－2化学反应的热力学能和焓

教学目的及要求：

1.了解热力学能的物理意义；

2.掌握化学反应热效应的各种计算方法

教学重点：

焓和焓变；反应热含义及其计算；

教学难点：

焓的概念。

一、反应的摩尔热力学能

△rUm=△U△ξ单位:

KJ·mol-1

热化学方程式:

表示化学反应与反应热效应的关系的式子.

热化学方程式书写时的注意事项:

要注明反应物和生成物的温度、压力、聚集状态等,反应热与方程式呈一一对应关系。

二、反应的摩尔焓

△rHm=△H△ξ单位:

KJ·mol-1

反应的摩尔焓在一般情况下主要用来表示反应的热效应。

是一个非常重要的概念。

因为化学反应多在等压、不做非体积功情况下进行。

三、热化学定律

1．热化学定律（盖斯Hess定律）

利用已知反应的热效应，计算未知反应的热效应。

化学反应，无论是一步完成，还是分步完成，其热效应是相同的。

C（石墨）＋O2（g）——————CO2（g）△H1

C（石墨）＋12O2（g）—————CO（g）△H2

CO（g）＋12O2（g）—————CO2（g）△H3

△H1=△H2＋△H3

2．标准摩尔生成焓

标准态：

参考状态：

△rHm0=∑νB△fHm0（298K）

第三章化学反应速率、方向和限度

§3－1化学反应速率

教学目的及要求：

1.了解几个有关反应速度的基本概念。

2.理解基元反应，反应级数，会写速度方程。

教学重点：

1.质量作用定律。

2.速度方程的书写。

教学难点：

速度方程的书写。

一、基本概念

化学反应速度常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，浓度单位用mol·L－1

必须注意以下几点：

（1），

（2），（3）

二、影响化学反应速度的因素

1.浓度对化学反应速度的影响

（1）基元反应和非基元反应

（2）基元反应的速度方程―质量作用定律

当温度一定时,基元反应的反应速度与反应物浓度系数次方的乘积成正比，这一规律称为质量作用定律。

对于一般的基元反应：

aA+bB＝cC+dD其速度方程式为：

注意：

①质量作用定律只适用于基元反应。

②k不随反应物浓度的变化而变化，是温度的函数，其单位随反应级数不同而异。

③多相反应中,固态反应物浓度不写入速度方程。

如：

C（s）+O2（g）=CO2,

（3）非基元反应的速度方程

2.温度对化学反应速度的影响

Arrhenius在大量实验事实的基础上，给出了速度常数和温度之间的关系式：

k=A·e－EaRT（注意统一单位）

例对反应：

C2H5Cl（g）→C2H4（g）+HCl（g），A=1.6×1014s－1,Ea=246.6kJ·mol－1，求700K时的速度常数k。

3.催化剂对化学反应速度的影响

催化剂包括：

正催化剂，负催化剂

催化剂的作用主要是改变了反应的历程，降低了反应的活化能，从而使反应速度增大。

小结：

正确使用质量作用定律，对非基元反应要会根据条件写出其速度方程。

§3－2化学反应速度理论简介

1.碰撞理论简介

主要论点：

（1）反应物分子间的相互碰撞是化学反应进行的先决条件，

（2）碰撞中部分能发生反应的分子首先必须具备足够的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥力，从而使分子中的原子重排，即发生化学反应。

这种具有足够能量的分子称为活化分子。

（3）活化分子之间的碰撞还必须在取向适当的方位上才能发生有效碰撞。

2.过渡态理论简介

理论认为：

化学反应并不是通过反应物分子的简单碰撞完成的，在反应物到产物的转变过程中，必须通过一种过渡状态，即反应物分子活化形成活化配合物的中间状态：

A+B－C→[A…B…C]→A－B+C

活化配合物

§3－3化学平衡

教学目的及要求：

1.了解化学平衡及平衡常数的意义。

2.掌握控制平衡移动的各项因素。

3.熟悉有关平衡常数的计算。

教学重点：

1.平衡常数的表达式。

2.化学平衡移动方向的判断。

3..平衡常数的计算。

教学难点：

平衡常数的有关计算。

一、可逆反应和化学平衡

平衡状态是化学反应进行的最大限度。

二、平衡常数与标准平衡常数

1.平衡常数

在一定温度下，任一可逆反应：

aA+bB⇌cC+dD，达到平衡时，反应物和产物的平衡浓度cA、cB、cC、cD之间有如下关系:

Kc为浓度平衡常数。

注意：

（1）平衡常数一般是有单位的，

（2）只要温度不变，平衡常数就是一个定值，

（3）平衡常数数值的大小是反应完全程度的标志，平衡常数值越大，反应可完成的程度越高。

气相反应，平衡常数既可用平衡时各物质浓度之间的关系来表示，也可用平衡时各物质分压之间的关系表示。

如反应：

aA（g）+bB（g）⇌cC（g）+dD（g），在某温度下达到平衡，有：

Kp为压力平衡常数。

Kp＝Kc（RT）△n

当△n=0时，Kp=Kc。

2.书写平衡常数表达式时必须注意之点

①如果反应涉及纯固体、纯液体，其浓度不写在平衡常数表达式中。

②在稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，水的浓度可以视为常数，也不写在平衡常数表达式中。

但在非水溶液中的反应，反应若有水参加，则水的浓度不可以视为常数，必须写在平衡常数表达式中。

③平衡常数表达式与化学反应方程式呈一一对应关系。

同一化学反应方程式的写法不同，平衡常数的表达式就不同。

④若某个反应可表示几个反应的总和，则该反应的平衡常数等于各个反应平衡常数的乘积。

3.标准平衡常数

对于可逆反应aA（aq）+bB（aq）⇌cC（aq）+dD（aq）

平衡时A、B、C、D各物质的相对浓度分别表示为：

cAcΘ、cBcΘ、cCcΘ和cDcΘ，其标

准浓度平衡常数可以表示为：

气相反应aA（g）+bB（g）⇌cC（g）+dD（g）

平衡时A、B、C、D各物质的相对分压分别表示为：

pApΘ、pBpΘ、pCpΘ、pDpΘ，其标

准压力平衡常数可以表示为：

注意：

其标准平衡常数KΘ均无量纲。

液相反应的Kc与其在数值上相等，而气相反应的Kp一般不与其的数值相等。

三、化学平衡移动*

1.浓度对化学平衡移动的影响

结论：

在其它条件不变的情况下,增加反应物浓度或减少生成物浓度,化学平衡向着正反应方向移动；相反,增加生成物浓度或减少反应物浓度,化学平衡向着逆反应方向移动。

例某温度时反应CO+H2O⇌CO2+H2的Kc＝1，反应开始时CO的浓度为2mol·L－1，H2O的浓度为3mol·L－1，求平衡时各物质的浓度及CO的转化率。

例若温度和体积不变,在上述平衡体系中,增加水的浓度,使之成为6mol·L－1,求CO的转化率。

2.压力对化学平衡移动的影响

（1）对于有气体参加且反应前后气体的物质的量有变化的反应，压力变化时将对化学平衡产生影响

（2）反应前后气体分子数不变的反应，压力变化时将对化学平衡不产生影