高职无机化学教案上一至七章.docx
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高职无机化学教案上一至七章
高职无机化学教案上（一至七章）
目录
撰写人
绪论3
第一章物质及其变化4
第一节物质的聚集状态4
第二节化学反应中的质量和能量关系8
本章要求9
第二章化学反应速率和化学平衡9
第一节化学反应速率定义及表示方法9
第二节化学反应速率理论11
第三节影响化学反应速率的主要因素13
第四节化学平衡16
本章要求22
第三章电解质溶液和离子平衡22
第一节强电解质在溶液中的状况22
第二节水的电离和溶液的PH值23
第三节弱酸弱碱的电离平衡25
第四节同离子效应和缓冲溶液27
第五节盐类的水解30
第六节酸碱质子理论34
第七节沉淀和溶解平衡36
第八节溶度积规则及其应用38
本章要求43
第四章氧化和还原44
第一节氧化还原反应的基本概念44
第二节氧化还原反应与原电池47
第三节电极电势的应用52
本章要求56
第五章原子结构和元素周期律56
第一节原子核外电子的运动状态56
第二节多电子原子中电子的分布60
第三节原子核外电子排布与元素周期律61
第四节元素性质的周期性62
本章要求64
第七章分子结构与晶体结构64
第一节离子键65
第二节共价键理论66
第三节杂化轨道理论和分子的几何构型70
第四节晶体的特征72
第五节离子晶体74
第六节原子晶体74
第七节分子间力和分子晶体74
第八节金属晶体78
第九节离子极化79
第十节混合型晶体80
本章要求80
第七章配位化合物81
第一节配位化合物的基本概念81
第二节配位化合物的结构82
第三节配位化合物在水溶液中的状况86
第四节螯合物90
本章要求91
绪论
一、化学的地位及作用:
自然科学在纵向方面分为三个层次：
工程技术、技术科学、基础科学。
化学是一门基础学科，它是在分子、原子或离子等层次上研究物质的组成、结构和性质以及可能发生的变化和变化中的能量转换。
化学理论已渗透到许多技术学科当中，如采矿和冶金工业的需要，推动了无机和分析化学的发展；纺织、印染、煤、石油的综合利用又使有机化学向前迈进了一大步。
二、四大化学：
化学在发展过程中逐步形成了许多分支学科，如"四大化学"这些都属于纯粹的化学。
无机化学：
以所有元素及其化合物（除C、H化合物及其衍生物）为研究对象；
有机化学：
以C、H化合物及其衍生物为研究对象；
分析化学：
研究物质的化学组成和鉴定方法及其原理；
物理化学：
以应用物理测量方法和数学处理方法来研究物质及其反应，以寻求化学性质和物理性质间本质联系的普遍规律。
另外，随着化学在不同领域中的应用，又产生了许多应用化学：
如工业化学、高分子化学、放射化学、环境化学、生物化学、半导体化学等等。
三、本课程的目的及主要内容：
1、目的：
化工专业一门重要的基础课，是后续化学课程的基础
2、主要内容：
主要是研究无机物的组成、结构、性质、制备、应用以及其变化的基本原理。
本教程分为两部分：
化学理论与元素及其化合物
其中化学理论又分为：
四大平衡（化学平衡、酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡）及结构理论
3、学习方法：
一理论大课
中学的学习模式:
每节课的讲授内容少,讲授的内容重复较多,大量作业,课堂练习和课外练习,自学内容少。
大学的学习模式:
每节课的讲授内容多,讲授内容重复性小,作业量少,无课堂练习,强调自学能力的提高.针对大学学习特点,提出如下要求:
1.课堂认真听讲,跟上教师讲授思路,有弄不懂的问题暂且放下,待以后解决,不然,由于讲授速度快,容易积累更多的疑难问题。
2.作好课堂笔记.留下一定的空白处,做标记,提出问题,写出结论。
二习题与答疑课
目的:
解决课程的疑难问题
形式:
讲解习题,作业中存在问题,自由解答疑难问题
方式:
每周一次,每次2学时,从第二周开始
要求:
在笔记或讲义中标明疑问,做记号,在答疑课堂向教师请教和探讨.没有问题的同学可以不参加答疑课.
学习方法：
多提问，常讨论
无机化学内容丰富，又抽象，仅依靠个人苦思冥想，学习效果往往不佳。
充分利用时间，老师与同学或同学与同学之间互相提问，进行讨论甚至是辩论，可使基本概念与理论日益清晰，容易理解。
三实验课
化学是以实验为基础的学科,实验对于理论的理解十分重要.课程安排了近25个相关的制备,测定和元素性质实验.
目的:
掌握基础实验技能,通过实验深化理论问题的理解和记忆,提高分析问题和解决问题的能力.
要求:
预习报告,实验记录,实验报告
学习方法：
1.多动手，勤思考；
无机化学是以一门实验为主的学科，培养与提高学生的动手能力，是无机化学的基本要求之一。
对于在实验过程中出现的问题，除了仔细听老师的讲解以外，还需要结合理论课学过的基本知识，多动脑，多思考，主动接受无机化学的基本理论，才能牢固掌握具体的操作方法。
2.注意实验现象的观察，多动笔准确记录实验现象
实验课不仅要做好每一个操作步骤，掌握实验技术与方法，要特别注意实验现象的观察，不要放弃一个实验现象，新的理论往往就是在对实验现象的仔细观察中发现的。
更要坚持书写实验报告，总结实验中的经验和教训，这样才能不断提高理论与实践水平。
3.注意理论与实际的联系
对实验现象的观察和利用理论知识对实验现象的总结，是发现知识的最好方法
以上是供同学们参考的学习方法，根据自己的实际情况，采用不同的学习方法，把别人的优势学到手，一定能学好无机化学课程。
第一章物质及其变化
第一节物质的聚集状态
体系：
被研究的对象，例如一个烧杯中的溶液
一、物质的聚集状态：
各种物质总是以一定的聚集状态存在的
气、液、固为三种聚集状态，各具特征，在一定条件下可相互转化。
1、气体（g）：
扩散性和可压缩性
2、液体（l）：
流动性、无固定形状、一定条件下有一定体积
3、固体（s）：
具有一定体积、一定形状及一定程度的刚性。
二、物质的聚集状态和相：
相：
在体系中任何具有相同的物理性质和化学性质的部分称为相。
相与相之间有界面隔开。
g-s，l-s，s-s一般为两相
g-g混合物为一相
l-l混合物：
一相：
如5%HCl溶液，HCl以分子或离子形式分散在水中
两相：
如油和水组成的体系，O/W，O以较多分子聚成粒子，以一定的界面和周围的水分开，是不连续的相，W是连续相。
g-L混合物：
也存在如上关系：
H2S溶于水为一相
S-S混合物制成合金时为一相。
物质的聚集状态或相可以相互变化，亦可共存。
如：
S-L相平衡这一点温度即为凝固点。
气体的存在状态主要决定于四个因素：
P、V、T、n，而几乎与它们的化学组成无关。
反映这四个物理量之间关系的式子叫气体状态方程式。
理想气体：
分子间完全没有作用力，分子只是一个几何点，没有体积。
实际上所碰到的气体都是真实气体，只有在温度不太低，压力不太高时，实际气体的存在状态才接近于理想气体，可以用理想气体的定律进行计算。
三、理想气体状态方程：
PV=nRT
P
V
n
T
R
标准单位
Pa
m3
mol
K
8.314
R：
常数，可由实验测得：
1mol气体在273.15K（0℃），101.325kPa下测得其体积22.4×10-3m3
这是理想气体的状态方程式，而实际上气体分子本身必然占有体积，分子之间也具有引力，因此应用该方程进行计算时，不可避免地存在偏差。
对于常温常压下的气体，这种偏差很小，随着温度的降低和压力的增大，偏差逐渐增大。
四、混合气体分压定律：
1、混合气体分压定律：
1801年，由Dalton（道尔顿）总结实验结果提出，因此又称为Dalton分压定律。
两种或两种以上不会发生化学反应的气体混合，混合气体的总压力等于各组分气体的分压力之和。
A、容器中注入30mLN2，压力为300mmHg
B、容器中注入20mLO2，压力为200mmHg
C、容器中注入30mLN2+20mLO2，压力为500mmHg
即：
P总=∑Pi
Pi：
分压力（简称分压），气体混合物中各组分气体的压力，等于该气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
理想气体定律同样适用于混合气体：
PiV=niRT，P总V=n总RT====>∑PiV=∑niRT
Pi：
分压；V：
总体积
2、分压的计算：
P总可通过压力表测出，Pi则很难被直接测出，可通过分析、计算求得：
PiV=niRT
（1）P总V=n总RT
（2）
由
（1）÷
（2），得：
Pi/P总=ni/n总=Xi（摩尔分数）
∴Pi=XiP总
计算分压的关键在于如何求得组分气体的摩尔分数。
求混合气体的摩尔分数，常用的方法是通过混合气体进行气体分析，测得各组分气体的体积分数：
Vi/V总。
例1-1：
已知在250℃时PCl5能全部气化，并部分离解为PCl3和Cl2。
现将2.98gPCl5置于1.00L容器中，在250℃时全部气化后，测定其总压力为113.4kPa。
其中有哪几种气体？
它们的分压各是多少？
例1-2：
1.34gCaC2与H2O发生如下反应：
CaC2（s）+H2O（l）=C2H2（g）+Ca（OH）2（s）产生的C2H2气体用排水集气法收集，体积为0.471L。
若此时温度为23C，大气压为99X103kPa，该反应的产率为多少？
（已知23℃时水的饱和蒸气压为2.8X103kPa）
第二节化学反应中的质量和能量关系
一、质量守恒定律：
参加化学反应前各种物质的总质量等于反应后全部生成物的总质量。
二、应用化学方程式的计算：
化学方程式是根据质量守恒定律，用规定的化学符号和化学式来表示化学反应的式子。
反应前后原子种类、数目相等。
可根据反应物和生成物的质量比，或物质的量之比来进行计算。
例1-3某硫酸厂以硫铁矿（FeS2）为原料生产硫酸，其基本反应为：
4FeS2+11O2→2Fe2O3+8SO2
2SO2+O2→2SO3
SO3+H2O→H2SO4
如投入800吨含S40.0%的硫铁矿，问理论上能生产出浓度为98.0%的硫酸多少吨？
由于生产条件、操作技术的影响，物料的损耗，产率不可能达到100%，实际产量比理论产量要低。
三、化学反应中的能量关系
化学反应的实质是化学键的重组。
键的断裂和生成过程会有能量变化，能量变化常以热能的形式表现。
键的断裂需吸收热量；而键的生成会放出热量。
一般的反应常在恒压条件下进行。
这里的恒压条件是因为反应在敞口容器中进行，反应体系与外界压力（大气压）相等。
QP=H生成物-H反应物=△H
恒压热效应焓（无法测定）焓变
化学热力学：
△H＜0放热反应
△H＞0吸热反应
注意：
①△H与化学计量数有关；
②需注明物质的聚集状态；
③注明反应的温度压力。
△Hθ指标准态：
1atm（101325Pa），298K。
本章要求
了解物质的聚集状态和相，掌握分压定律及其计算。
会利用理想气体方程式进行有关计算。
第二章化学反应速率和化学平衡
第一节化学反应速率定义及表示方法
不同的反应进行的快慢不一样。
如：
快的反应：
中和反应等；
中等速率反应：
氧化还原反应等；
慢的反应：
自然氧化等。
一、化学反应速率的定义：
指在一定条件下，化学反应中反应物转变为生成物的速率。
二、化学反应速率的表示方法：
单位时间内反应物或生成物浓度变化的正值（绝对值）
例2-1：
在CCl4中：
2N2O5=4NO2+O2
在一定的时间间隔：
△t=t2-t1，△[N2O5]=[N2O5]2-[N2O5]1
平均反应速率：
经过的时间s
时间的变化Δt（s）
[N2O5]mol·L-1
Δ[N2O5]mol·L-1
v（N2O5）mol·L-1·s-1
0
0
2.10
——
——
100
100
1.95
-0.15
1.5×10-3
300
200
1.70
-0.25
1.3×10-3
700
400
1.31
-0.39
9.9×10-4
1000
300
1.08
-0.23
7.7×10-4
1700
700
0.76
-0.32
4.5×10-4
2100
400
0.56
-0.20
3.5×10-4
2800
700
0.37
-0.19
2.7×10-4
从表中可以看出：
反应进行了100秒时：
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
三种表示速率间关系：
这种比例关系与反应的计量数有关。
∴表示反应速率时必须指明具体物质。
从表中可以看出，每个时间间隔，速率都不一样，而且在每个时间间隔里，任何时间内的速率都不一样。
从图中可以看出，某时刻的速率即该时刻切线的斜率：
该速率即为该时刻的瞬时速率（真正速率）：
指某给定瞬间的反应速率。
三、反应进度（ξ）：
定义：
对于反应：
2N2O5=4NO2+O2
作一变换：
0=4NO2+O2-2N2O5，
有：
ξ=Δni/νi
Δni：
物质的量的变化值
νi：
为计量系数，νi（NO2）=+4，
νi（NO2）=+1，
νi（N2O5）=-2
如上例：
设体积为1升，则反应了100秒后：
ξ=-1.5×10-3/-2=3.0×10-3/4=0.75×10-3mol
∴用不同的物质的变化计算的反应进度都是一样的，但ξ的数值与反应方程式写法有关。
如上例，若写成：
N2O5=2NO2+0.5O2，
则：
ξ=-1.5×10-3/-1=3.0×10-3/2=0.75×10-3/0.5=1.5×10-3mol
例2-2：
50mlC（H2SO4）=0.20mol/L恰能与40mlNaOH溶液完全中和，求NaOH的浓度？
解：
反应方程式为：
H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O
ξ=-0.20×50/-1=-C（NaOH）×40/-2
∴C（NaOH）=……=0.50mol/L
第二节化学反应速率理论
一、反应速率的有效碰撞理论
1918年，路易斯（W.C.M.Lewis）提出反应速率的碰撞理论，认为参加化学反应的物质的分子、原子或离子要发生反应的必要条件是这些分子、原子或离子要相互碰撞。
反应物分子碰撞的频率越高，反应速率越快。
例：
2HI（g）=H2（g）+I2（g）
773K，[HI]=10-3mol·L-1
理论计算，HI分子间碰撞次数：
3.5×108次·L-1·S-1
如每次碰撞都发生反应，V=5.8×104mol·L-1·S-1
但实验测出:
V=1.2×10-8mol·L-1·S-1
∴大多数分子间的碰撞都是无效的，不能引起化学反应，只有少数碰撞是有效的。
1、有效碰撞和活化分子的概念
①什么叫有效碰撞？
能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。
②什么样的分子有资格参加有效碰撞？
一部分能量较高，具有适当取向的分子
例：
2AB（g）=A2（g）+B2（g）
AB 不能发生化学反应
AA 能发生化学反应
BA
BB ∴一定取向
AB和AB之间相互靠近，到一定距离时，相互之间又有排斥力，
∴须分子的运动速率足够大，有足够的动能才能相互碰撞；而且分子还须有足够的能量，碰撞时原子的外电子层才能相互穿透，电子重新排列，旧键破裂形成新键。
∴反应分子必须有足够的能量。
2、分子的能量分布
P35图2-5
E平均为该温度下·分子的平均能量。
具有E临界以上能量的分子称为活化分子，能量高于E临界的分子碰撞才能发生反应。
活化分子进行一定取向的碰撞，叫有效碰撞。
E临界-E平均之差为活化能。
活化能：
1mol具有平均能量的分子变成活分子需吸收的最低能量。
不同的反应有不同的活化能。
活化能越低，反应速度越快。
可以通过加入催化剂等手段降低活化能。
反应
Ea（KJ·mol-1）
无催化剂
有催化剂
3H2+N2-→2NH3
～330
（W）163
2N2O-→2N2+O2
245
（Pt）136
同一化学反应，由于催化剂的使用，活化能相差很大，这些现象引起人们对反应实际进行途径的研究。
二、过渡状态理论简介（活化配合物理论）
1935年，艾林（H.Eyrimg）在碰撞理论的基础上提出的。
例：
CO+NO2=CO2+NO
A+BC=AB+C P37图2-6
A…B…C：
（过渡态）旧键部分破坏，新键部分生成
动能-→势能-→动能
反应分子与生成物分子之间存在着一个能峰Eac，反应物分子所具有的能量必须越过这个能峰才能进行反应。
Eac越小，反应速率越快，反之则然。
活化能：
过渡态所具有的最低能量与反应能量之差。
Ea1
催化反应：
降低了反应的活化能。
三、反应机理（反应历程）
指反应实际进行的途径，根据反应机理，将化学反应分为：
①基元反应
由反应物的活化分子之间的碰撞，一步就可以完成的反应称为基元反应。
例：
2NO2（g）-→2NO（g）+O2（g）
SO2Cl2（g）-→SO2（g）+Cl2（g）
NO2（g）+CO（g）--→NO（g）+CO2（g）
一般讨论基元反应。
②非基元反应
2H2（g）+2NO（g）--→N2（g）+2H2O（g）
由两个基元反应组成:
第一步：
2NO+H2=N2+H2O2
第二步：
H2+H2O2=2H2O
第三节影响化学反应速率的主要因素
首先是反应物的本性和反应历程，其次是浓度、温度、催化剂等外界条件。
一、浓度对反应速率的影响
1、质量作用定律
大量实验事实表明：
在一定温度下，增加反应物浓度可使反应速度加快。
对基元反应来说：
aA+bB-→产物
溶液：
V∝[A]a[B]b V=k[A]a[B]b
气体：
V∝PAaPBb V=kPAaPBb
k：
反应速率常数
在浓度或分压相同的情况下，k值越大，反应速率越快。
对于指定反应，k与温度、催化剂有关，而与浓度无关。
2、反应级数
为了叙述反应物浓度对反应速率的影响，将速率方程式中反应物浓度的指数之和称为反应级数。
基元反应：
aA+bB-→产物
V=k[A]a[B]ba+b=反应级数
如：
CO（g）+NO2（g）?
CO2（g）+NO（g）
V=k[CO][NO2]
∴总反应级数：
二级反应，对CO或NO2来说为一级反应。
注意：
反应级数及速率方程必须由实验确定。
例：
2H2+2NO=N2+2H2O测得V=k[H2][NO]2
∴总反应级数：
三级，对H2来说一级，对NO来说二级。
测得速率方程就可推算反应级数，而不能根据化学计量式来讨论反应级数。
例：
25℃（NH4）2S2O8+2KI=K2SO4+I2+（NH4）2SO4
S2O82-+2I-=2SO42-+I2
实验编号
起始[S2O82-]mol/L
起始[I-]mol/L
I2生成速度mol·L-1·min-1
1
1.0×10-4
1.0×10-2
0.65×10-6
2
2.0×10-4
1.0×10-2
1.30×10-6
3
2.0×10-4
0.5×10-2
0.65×10-6
①写出上述反应的速率方程,反应级数？
②计算k
解:
V∝[S2O82-][I-]∴V=k[S2O82-][I-]
a=1b=1 ∴反应级数=1+1=2
k1=V/（[S2O82-][I-]）=……=0.65L·mol-1·min-1
k2=……=0.65L·mol-1·min-1=k3
即：
k=0.65L·mol-1·min-1
当T一定，不加催化剂时，k一定，与浓度无关。
3、有效碰撞理论对浓度影响的解释
增加浓度，单位体积内的活化分子总数增加，有效碰撞次数增加，反应速度加快。
二、温度对反应速率的影响（特别显著）
如：
米+水-→饭用高压锅快，
∵高压锅内沸腾的温度比常压下高10℃左右。
对大多数化学反应来说，温度↑，反应速率加快。
1、反应速率的温度系数r
反应物浓度恒定时，根据实验结果，对大部分化学反应，温度每升高10℃，反应速率大约增加2～4倍。
r=kt+10℃/kt=2～4
2、有效碰撞理论对温度影响的解释
升高温度，活化分子总数和百分数都增加。
三、催化剂对反应速率的影响
1、催化剂（触媒）能改变反应历程，降低反应的活化能，从而提高反应速率，但本身的组成、质量、化学性质在反应前后不发生变化。
用过渡状态理论来解释：
降低反应活化能，使活化分子总数和百分数都增大。
2、催化剂具有选择性
①一种催化剂往往只对某一特定的反应有催化作用；
②同一反应物如采用不同的催化剂，会得到不同产物。
注意：
①催化剂不能长期使用下去；
如固体催化剂，长期受热导致晶格变化，晶体分散度变化；反应物结焦使催化剂表面被覆盖等，使催化剂失效
②催化剂中毒，（杂质）
四、影响多相体系反应速率的因素
除上述几点外，还与反应物接触面大小和接触机会有关。
用使固体粉碎（ｓ-ｓ或ｓ-ｌ），搅拌（ｌ-ｌ或ｓ-ｌ），鼓风（ｓ-ｇ）等方法。
第四节化学平衡
一、化学反应的可逆性和化学平衡
不可逆反应：
反应几乎可完全转变为生成物，而在同样条件下，生成物几乎不能转回反应物。
（只能向一个方向进行的反应）
可逆反应：
在一密闭容器中，同一条件下，即能正向进行，又能逆向进行的化学反应。
（在密闭容器中不能进行到底）
可逆反应具有普遍性
K：
平衡常数。
注意：
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