高职无机化学教学案Word格式文档下载.docx

1、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

2、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

3、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，

4、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 PV

5、nTR标准单位Pam3molK8.314R：常数，可由实验测得：1 mol气体在273.15K（0），101.325kPa下测得其体积22.410-3m3 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30mL

6、 N2 ， 压力为300mmHg B、容器中注入20mL O2 ， 压力为200mmHg C、容器中注入30mL N2 + 20mL O2， 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 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

7、= ni / n总 = Xi（摩尔分数） Pi = Xi P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。

8、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 + 8SO22SO2 + O2 2SO3 SO3 + H2O H2S

9、O4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。 Q P = 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： H与化学计量数有关；

10、 需注明物质的聚集状态； 注明反应的温度压力。 H 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。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-

11、t1， N2O5 = N2O5 2-N2O5 1平均反应速率：经过的时间s时间的变化t（s）N2O5mol L-1N2O5molv（N2O5）mol L-1 s-12.101001.95-0.151.510-33002001.70-0.251.37004001.31-0.399.910-410001.08-0.237.717000.76-0.324.521000.56-0.203.528000.37-0.192.7 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 s -1 VNO2 = |2 0.15/100|=

12、 3.0 VO2 = |0.15 2/100|= 0.75三种表示速率间关系：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（）：定义： 对于反应：2N2O5 = 4NO2 + O2 作一变换：0 = 4NO2 + O2-2N2O5， 有： = ni/i ni：物质的量的变化值 i：为计量系数，i（NO2）= +4， i（NO2）= +1， i（N2O5）= -2

13、 如上例：设体积为1升，则反应了100秒后： = - 1.5 10-3/-2 = 3.010-3/4 = 0.7510-3 mol用不同的物质的变化计算的反应进度都是一样的，但的数值与反应方程式写法有关。 如上例，若写成： N2O5 = 2NO2 + 0.5O2 ， 则： = -1.5 10-3/-1 = 3.010-3/2 = 0.75 10-3/0.5 = 1.5例2-2：50ml C（ 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 = - 0.20 50/-1 =

14、 - C（ NaOH）40/-2 C（ NaOH） = = 0.50 mol/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=10-3molL-1 理论计算，HI分子间碰撞次数：108次L-1S-1 如每次碰撞都发生反应， V = 5.8104mol但实验测出: V = 1.210-8mol大多数分子间的碰撞都是无效的，不能引

15、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 什么叫有效碰撞？ 能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。 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 2AB（g）= A2（g）+B2（g）A B 不能发生化学反应A A 能发生化学反应B AB B 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

16、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（KJmol-1）无催化剂有催化剂3H2 + N2 - 2NH3330（W）1632N2O - 2N2 + O2245（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.

17、Eyrimg）在碰撞理论的基础上提出的。CO + NO2 =CO2 + NO A + BC =AB + C P37图2-6 ABC： （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。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： 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。2NO2（g）- 2NO（g）+O2（

18、g） SO2Cl2（g）- SO2（g）+ Cl2（g） NO2（g）+ CO（g）- NO（g）+ CO2（g） 一般讨论基元反应。 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 AaBb V

19、 = kAaBb 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 = kAaBb a + b = 反应级数 CO（g）+ NO2（g）? CO2（g） + NO（g） V = kCO 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。2H2 + 2NO = N2 + 2H2O 测得V = k

20、H2NO 2 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。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/LI2生成速度molmin-111.010-20.6510-622.01.3030.5 写出上述反应的速率方程,反应级数？计算k 解: V S2O82-I- V = kS2O82-I- a = 1 b = 1 反应级数 = 1+1 =2 k1 = V/（S2O82-I-） = = 0.65

21、 Lmol-1min-1 k2 = = 0.65 Lmin-1 = k3 k = 0.65 L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） 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24倍。 r = kt+10/kt =24 2、 有效碰撞理论对温度影响的解释 升高温度，

22、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 一种催化剂往往只对某一特定的反应有催化作用； 同一反应物如采用不同的催化剂，会得到不同产物。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 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（-

23、或-），搅拌（-或-），鼓风（-）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。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

24、数 浓度平衡常数Kc 一般式：aA + bB =cC + Dd令（c+d）-（a+b）= n 则Kc的量纲为（mol/L）n压力平衡常数Kp aA（g）+ bB（g）= cC（g）+ dD（g）令（c+d）-（a+b）= n 则Kp的量纲为（KPa）n或Pan热力学平衡常数-标准平衡常数K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K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 要与反应方程式相符 纯固体在平衡常数式中不必列出 CaCO3（S）= CaO（S）+ CO2（g） K = PCO2 / P 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；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） K随温度而变,使用时须注意相应的温度. 3、 平衡常数的意义 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