高职无机化学教学案.docx

1、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

2、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）

3、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

4、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,

5、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

6、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

7、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

8、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 PVnTR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

9、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 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

10、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 = 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。

11、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

12、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

13、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； 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。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

14、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t（s）N2O5mol L-1N2O5mol L-1v（N2O5）mol L-1 s-1002.101001001.95-0.151.510-33002001.70-0.251.310-37004001.31-0.399.910-410003001.08-0.237.710-41

15、7007000.76-0.324.510-421004000.56-0.203.510-428007000.37-0.192.710-4 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

16、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 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

17、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 = 1.510-3 mol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 = - 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

18、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：3.5108次L-1S-1 如每次碰撞都发生反应， V = 5.8104molL-1S-1 但实验测出: V = 1.210-8molL-1S-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 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

19、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）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

20、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. 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 ABC

21、： （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： 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）

22、 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 = 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

23、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 如：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。 例：2H2 + 2NO = N2 + 2H2O 测得V = kH2NO 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，

24、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/LI2生成速度molL-1min-111.010-41.010-20.6510-622.010-41.010-21.3010-632.010-40.510-20.6510-6 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-) =

25、= 0.65 Lmol-1min-1 k2 = = 0.65 Lmol-1min-1 = k3 即：k = 0.65 Lmol-1min-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24倍。 r = kt+10/

26、kt =24 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 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。注意：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

27、 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（-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。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

28、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 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 一般式：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；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） 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