高职无机化学教学案.docx
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高职无机化学教学案
高职无机化学教案上（一至七章）
撰写人张荣
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：
[A]指平衡时的浓度
化学平衡的特点：
1、与化学反应的途径无关。
2、动态平衡（表观上各物质的浓度不变，实际上，正逆反应正在进行）
3、在密闭容器中达到平衡后，外界条件不变，各种物质的浓度不随时间变化；但若平衡条件改变，原平衡状态随之改变。
二、平衡常数
1、平衡常数
①浓度平衡常数Kc
一般式：
aA+bB=cC+Dd
令（c+d）-（a+b）=Δn则Kc的量纲为（mol/L）Δn
②压力平衡常数Kp
一般式：
aA（g）+bB（g）=cC（g）+dD（g）
令（c+d）-（a+b）=Δn则Kp的量纲为（KPa）Δn或PaΔn
③热力学平衡常数--标准平衡常数KΘ
将浓度换算成相对浓度，分压换算成相对分压（无量纲）
溶液中的反应KΘ在数值上与Kc相等；气体反应分压必须除以标准压力。
2、书写和应用平衡常数的注意点
①要与反应方程式相符
②纯固体在平衡常数式中不必列出
CaCO3（S）=CaO（S）+CO2（g）
K=PCO2/PΘ
③对于水在平衡式中的处理：
水作为溶剂时，不必列出；
水作为反应物:
i）稀溶液：
水既作溶剂，又作反应物，反应掉的水与总的水分子相比微不足道，不必列出；如：
NH3+H2O=NH4++OH-
ii）水的量对反应影响显著，必须列出。
如：
CO（g）+H2O（g）=CO2（g）+H2（g）
④K随温度而变,使用时须注意相应的温度.
3、平衡常数的意义
①判断可逆反应平衡状态和反应进行方向的依据。
aA+bB=cC+dD
（与K不同，指任意态时的浓度与分压）
Q=K时，V正=V逆反应已平衡
Q
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