无机化学电子教案 5000字.docx

1、无机化学电子教案 5000字 第一章 气 体 1.1 理想气体状态方程 1.1.1 理想气体状态方程 ? 理想气体：一种分子具有质量而不占有体积、分子间没有相互作用力的假想气体。 ? 实际气体在高温（> 0）低压（< 1atm）时近似地看作理想气体。 ? 理想气体的基本特征：遵从理想气体状态方程。 ? 理想气体状态方程：pv = nrt ? ? r 摩尔气体常量 r 的取值与 p、v 的单位有关 p 的单位 pa pa atm v 的单位 m3 l l r 的取值及单位 8.314 pam3mol-1k-1 8314.3 palmol-1k-1 0.082 atmlmol-1k-1

2、 要点解析： （1） 理想气体只是一种人为的气体模型，实际上并不存在。建立这个模型只是为 了将实际问题简化，形成一个标准。当实际气体压力不大时，分子间的平均距离很大，气体分子本身的体积可以忽略；同时，气体温度不低，分子的平均动能较大，分子间的吸引力相比之下亦可忽略，实际气体的行为就接近理想气体，可当理想气体处理。所以说，尽管理想气体是一种人为模型，但它具有十分明确的实际背景。 （2） 理想气体状态方程中有四个变量（p、v 、 n、t）和一个常量（r），只要三 个变量确定，气体就处于一个“状态”。 （3） 理想气体状态方程是以波义耳定律、查理-盖吕萨克定律和阿佛加德罗定律 为基础，对气体性质和状

3、态变化规律的实验总结。 波义耳定律：当n和t一定时，气体的v与p成反比，可表示为 v? 1p 查理-盖吕萨克定律：当n和p一定时，气体的v与t成正比，可表示为 v?t 阿佛加德罗定律：当p和t一定时，气体的v与n成正比，可表示为 v?n 以上三个经验定律的表达式可合并表示为 v? ntp 实验测得上式中的比例系数是r，于是得到 v? nrtp 通常写成 pv = nrt （4） 在标准状况（t = 273.15 k，p = 101325 pa）下，理想气体的摩尔体积 vm?22.414?10 ?3 m?mol 3?1 ，则 ?3 r? pvrt ? pvmrtnm 2 ? 3 101325pa

4、?22.414?10 273.15k ?1 m?mol 3?1 ?8.314 pa?m?mol ?8.314 3 ?k ?1 ?m?mol ?1 ?1 ?k ?1 ?1 ?8.314 n?m?mol ?8.314 j?mol ?1 ?k ?k ?1 (化学热力学中常使用的单位) 1.1.2 理想气体状态方程的应用 ? 计算 p，v ，t 和 n 的任意物理量 pv = nrt ? 确定气体的密度和摩尔质量 m? mrtpv mm mv pmrt pv?nrt? rt ? ? 要点解析： （1） 测定气体（或易挥发液体的蒸气）的密度，是常用的了解物质性质的方法。 当气体的摩尔质量已知时，可以计算

5、出任意状态下气体的密度。 （2） 由测定的气体密度来计算摩尔质量（进而求得相对分子质量），是测定气体摩 尔质量（或相对分子质量）常用的经典方法。 1.2 气体混合物 1.2.1 分压定律 ? 组分气体：混合理想气体中的每一种气体。 ? 分压：在相同温度下，某组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。 ? 分压定律：混合气体的总压等于各组分气体的分压之和。 p?p1?p2? 或 p? ? b pb ? 分压定律推论 pb? nbrtv n2rtv ?nrtv p? n1rtv ? ?n1?n2? rtv pbp ? nbnnbn ?xb (气体 b 的摩尔分数） p?xbp pb? 上式

6、表明，混合气体中某组分气体的分压等于其摩尔分数与总压的乘积。 1.2.2 分体积定律 ? 分体积：某组分气体单独存在且具有与混合气体相同温度和压力时所占有的体 积。 vb? nbrtp ? 分体积定律：混合气体的体积等于各组分气体的分体积之和。 v?v1?v2? ?v b b ? 分体积定律推论 vb?v? nbrtpn1rtp ? n2rtp ?nrtp ?n1?n2? rtp vbv ? nbn ?xb 令 ?b? vbv （气体b的体积分数），则 ?b?xb 因 pb?xbp （分压定律推论） 有pb?bp 上式表明，混合气体中某组分气体的分压等于其体积分数与总压的乘积。 1.3 气体分

7、子动理论* 1.4 真实气体 ?真实气体往往偏离理想气体状态方程。 ?产生偏差的主要原因： ?气体分子体积的影响 ?气体分子间作用力的影响 ?范德华(van der waals)方程 (p?a ?修正体积项 nv 22 )(v?nb)?nrt v理想?v?nb ?修正压力项 （b：1 mol 气体分子自身的体积） 2 p理想?p实际 ?n?a? ?v? （a：同分子间引力有关的常量） a、b 统称范德华常量，均可由实验确定。 要点解析： （1） 对p理想?p实际 ?n?a? ?v? 2 的解释：由于内层分子的吸引作用而减弱了外层分子 对器壁的碰撞，使实测压力比按理想气体推测出的压力要小，故应在

8、实测压力的基础上加上由于分子间力而减小的压力（p内）才等于理想气体的压力。内层分子对碰撞分子的引力和内部分子的密度成正比，也和碰壁的外层分子的密度成正比，而内、外层分子同处于同一容器中密度相等，故有 p内 ?n? ?v? 2 若比例系数为a，则可写成如下等式 p内 ?n?a? ?v? 2 （2） 利用范德华方程可计算真实气体的压力，计算结果比利用理想气体状态方程 计算所得结果更接近实际情况。所以说，经过修正的气态方程即范德华方程比理想气体状态方程在更为广泛的温度和压强范围内得到应用。 第二章 热化学 2.0 前言 ? 热力学：研究热和其它形式能量之间相互转化所遵循规律的科学。 ? 热力学的中心

9、内容： ? ? 热力学第一定律：能量守恒定律 热力学第二定律：讨论宏观过程的方向和限度 ? 化学热力学：用热力学的理论和方法来研究化学过程而形成的科学。 ? 化学热力学能解决的问题： ? ? ? 反应能否发生？（反应的方向问题） 反应了多少？ （反应的限度问题） 反应的热效应？（反应的能量变化） 不能预言反应的速率 不能预言反应的微观机理 ? 化学热力学的局限性： ? ? （反应速率和反应机理属化学动力学研究的范畴） ? 热化学：将热力学第一定律具体应用于化学反应，研究其热效应的科学。 要点解析： （1） 本章的题目是“热化学”，与其它无机化学教材相对应章的题目“化学热力学 基础”、“化学热力

10、学初步”有所不同。因为本章只涉及热力学第一定律，解决反应的能量变化问题，而没有涉及热力学第二定律。有关反应的方向与限度问题将在第四章加以解决。 （2） 任何真正的科学都具有普遍性和预言性。通过本章及第四章的学习，我们将 学会如何通过热力学来计算化学反应的热效应、如何在理论上预言在给定条 件下一个化学反应能否发生以及反应的限度。同时，任何具体科学领域都有自己的局限性，热力学也不例外。热力学只能预言一个反应能否发生，只阐明了化学反应发生的必要条件，却不充分，不能预测反应发生的快慢。热力学的另一个局限性是只着眼于体系宏观性质的变化，不涉及物质的微观结构，所以不能预言反应的微观机理。因此，只有将化学热

11、力学与化学动力学结合起来，才能既解决反应的可能性，又解决反应的现实性；既解决体系的宏观性质，又解决反应的微观机理。 （3） 热力学第一、第二定律奠定了热力学的基础，此外还有热力学第零定律（两 个各自与第三个体系成热平衡的体系也成热平衡）和热力学第三定律（0 k时，任何纯净物质完美晶体的熵值为零），这是对热力学的补充和完善。 2.1 热力学的术语和基本概念 2.1.1 系统和环境 ? 系统：被研究的对象，又称体系。 ? 环境：系统以外与之密切相关的部分。 ? 系统的分类： ? 封闭系统：与环境有能量传递无物质传递。 ? 敞开系统：与环境有能量传递有物质传递。 ? 隔离系统：与环境无能量传递无物质

12、传递。 2.1.2 状态和状态函数 ? 状态：系统中所有宏观性质的综合表现。 ? 状态函数：描述系统状态的物理量。 ? 状态函数的特点： ? 状态一定，状态函数一定，与历史无关。 ? 状态改变，状态函数的变化量只与始态和终态有关，与状态变化的途径无关。 x = x终态 - x始态 2.1.3 过程和途径 ? 过程：系统的状态发生改变，这种改变称为过程。 ? 定温过程：始态、终始温度相等，且过程中始终保持这个温度。 ? 定压过程：始态、终始压力相等，且过程中始终保持这个压力。 ? 定容过程：始态、终始容积相等，且过程中始终保持同样的容积。 ? 循环过程：由始态出发，经一系列变化，又回到原来的状态

13、。 ? 途径：由始态到终态所经历过程的总和。 2.1.4 相 ? 相：系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。 ? 均相系统：只含有一个相的系统，又称单相系统。 ? 非均相系统：有两个或多个相，相与相之间有界面分开的系统，又称多相系统。 （g-气态 l-液态 s-固态 aq-水溶液） 2.1.5 化学反应计量式和反应进度 ? 化学反应计量式：即化学反应方程式。 对任一反应 a a + d d e e + f f ? 化学计量数：?a= -a ?d= -d （反应物） ?e= e ?f= f （产物） 则反应的原子守恒可表示为下式 0? bbb ? 反

14、应进度：反应进行的程度，用 ? 表示。 ?nb ?b?nb(?)?nb(0)?b nb(0) ：反应进度为 0时（反应起始时），b的物质的量。 nb(?) ：反应进度为? 时，b的物质的量。 ? 的单位：mol 例如反应：n2 (g) + 3 h2 (g) 2 nh3 (g) ? t = 0 nb/mol 3.0 10.0 0 0 t = t nb/mol 2.0 7.0 2.0 ? ? ?n?n2?n?h2?n?nh?n2?1?h2?3?(2.0?0)mol 2?nh?33? (2.0?3.0)mol(7.0?10.0)mol ?1.0 mol ? =1 mol 表示：对于一个特定的化学反应

15、计量式，反应物按计量式的计量系数 转化为生成物。 对于反应 n2 (g) + 3 h2 (g) 2 nh3 (g) ? =1 mol 表示：1 mol n2 与 3 mol h2 反应 生成 2 mol nh3。 对于反应 1/2n2 (g) + 3/2 h2 (g) nh3 (g) ? =1 mol 表示：1/2 mol n2 与 3/2 mol h2 反应 生成 1 mol nh3。 ? 化学计量式不同的同一反应，1 mol反应的内涵不同。反应进度 ? 必须与化学反应计量式相对应。 要点解析： （1） 系统和环境：体系与环境之间有时有明显的界面，如封闭系统中进行的化学 反应，封闭容器中的所

16、有物质为系统，它与反应容器的器壁间有明显的边界，这是一咱实际上存在的界面；有时界面却很模糊，如研究氮、氧混合气体中的氧气，作为系统的氧气与作为环境的氧气就属于这种情况。为了研究问题方便，可以假想一个界面，如氧气的分体积就是这种假想的结果，即假想氧气与氮气可以自动分离开来，之间出现一个界面，界面内的氧气的压力与混合气体的总压相等。此时，氧气的分体积就是人为的用来划定研究对象的一种空间范围。 （2） 虽然系统有封闭系统、敞开系统、隔离系统之分，但在热力学中，我们主要 研究封闭系统。化学热力学研究的化学反应通常都是在封闭系统中发生的，如化学平衡只能在封闭体系中才能建立。 （3） 状态与状态函数：状态

17、函数是描述系统性质的物理量。状态函数的特点是状 态一定，则函数值一定，与系统的历史无关，具有单值性；状态改变，则函数值跟着改变，且变化值只与体系的始态和终态有关，与途径无关。如果某个物理量不具备这些特点，就不属于状态函数，如后面要介绍的热和功就属于这种情况。 （4） 定（恒）温过程为始、终态温度相等，且过程中始终保持这个温度的过程， 如气体的室温膨胀过程。等温过程与定温过程不同，它只强调始态和终态温度相同，而对过程中的温度不作任何要求，如研究化学反应的热效应，只强调产物的温度与反应物的温度相同，而不考虑反应进程中的温度变化。 （5） 对于液态混合物和固态混合物，辨别它们属于单相或多相系统，关键

18、看系统 内有无明显的界面。如乙醚和水，中间以液-液界面分开，为两相系统；而对于溶有少量乙醚的水来说，没有明相界面，为单相系统。不同固体的混合物，为多相系统，如花岗岩由石英、云母、长石等组成。确切地说，相是系统里 物理性质完全均匀的部分。此外，要注意相和组分不是一个概念，例如，同时存在冰、水、水蒸气的系统是一个三相系统，这个系统中却只有一种组分，那就是h2o。 （6） 对于化学反应计量式中化学计量数的正、负规定，只在特定需要时才使用， 如在定义反应进度时使用。一般情况下，我们无需如此规定，也就是说，化学计量数与化学反应方程式中物质的计量系数一致。 2.2 热力学第一定律 2.2.1 热和功 ?

19、热：系统与环境之间由于温度差别的存在而传递的能量，以符号 q 表示。 ? 功：系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，以符号 w 表示。 ? 体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功。 ? 非体积功：体积功以外的所有其他形式的功，如电功、表面功等。 ? 热、功 的单位：j 或 kj ? 热、功 的数符（+，?）规定： ? 环境对系统做功或传热： q、w 0 ? 体系对环境做功或传热： q、w 0 ? 热、功 不是状态函数，系统状态变化的途径不同，功和热的数值也不同。 ? 气体恒温定压膨胀所做的体积功 w = -p?v ? 气体膨胀方式不同做功的大小不同 ? 一次等压膨胀：w = - p ?v

20、 ? 多次等压膨胀：w?pi(?v)i i?j ? 可逆等压膨胀：w = - n rt ln(v2/v1) 2.2.2 热力学能 ? 热力学能：系统内所有微观粒子的全部能量之和，又称为内能，以符号 u 表示。 ? 热力学能是状态函数 ? ?u = u2-u1 ? 热力学能的绝对值尚不能测定，但可以确定热力学能的变化量 ?u 。 2.2.3 热力学第一定律 ? 实质：能量守恒和转化定律。 ? 数学表达式： ?u = q + w 例：某封闭系统中的气体，吸收了 45 kj 的热，又对环境做了 29 kj 的功，问系统的热为学能改变量为多少？ 解：?u = q + w = 45 kj - 29 kj = 16 kj 对环境而言， ?u = - 45 kj + 29 kj = -16 kj 对宇宙而言， ?u + ?u = 0，说明能量守恒