大学无机化学教案全

第页无机化学教案说明一、课程教学的基本要求本课程的教学环节包括课堂讲授，学生自学，讨论课、实验、习题、答疑和期中、期末考试。通过本课程的学习使学生掌握物质结构、元素周期律、化学热力学、化学平衡(酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡，配合离解平衡)和化学反应速率等基本概念和基本理论知识；理解和掌握重要元素及其化合物的结构、性质、反应规律和用途，训练和培养学生科学思维能力和分析问题解决问题的能力，指导学生掌握正确的学习方法和初步的科学研究方法，帮助学生树立辨证唯物主义观点，为后继课程的学习打下坚实的基础。二、教学方法、手段主要运用启发式教学方法，注重在教学中实践“以学生为主体，以教师为主导”的素质教育指导思想，充分运用多媒体教学、网络教学等多元化、全方位的教学手段，努力提高教学质量。三、考核方式本课程分两学期讲授,第一学期讲授化学基础理论,第二学期讲授元素化学,每学期考核一次,考核成绩由平时成绩20%+期末考试(闭卷)成绩80%组成。四、学时分配（共计144学时）教学内容讲课学时备注绪论1第1章：原子结构及元素周期系8第2章：分子结构8第3章：晶体结构4第4章：化学热力学基础8第5章：化学平衡6第6章：化学动力学基础6第7章：水溶液4第8章：酸碱平衡6第9章；沉淀平衡4第10章：电化学基础8第11章：配合物及配位平衡8第12章：氢和稀有气体2第13章：卤素6第14章：氧族元素6第15章：氮磷砷6第16章：碳硅硼8第17章：非金属元素小结4第18章：金属通论2第19章：s区金属5第20章：p区金属8第21章：ds区金属6第22章：d区金属（一）10复习10共计144五、目录绪论………………………4原子结构和元素周期律…………4分子结构…………9晶体结构…………13化学热力学基础…………………23化学平衡…………30化学动力学基础…………………32水溶液…………36酸碱平衡…………41沉淀平衡…………51电化学基础………56配合物及配位平衡………………66氢和稀有气体……………………73卤素………………74氧族元素…………80氮磷砷…………87碳硅硼…………97非金属元素小结…………………103金属通论…………104S区金属…………105P区金属…………109ds区金属…………114d区金属（一）……………………121课程的主要内容绪论学时1[教学基本要求]介绍本课程的学习内容、目的、任务和方法。[重点及难点]介绍本课程的学习内容[教学内容]一、化学研究对象化学是研究物质组成、结构、性质和变化的科学；无机化学研究的对象、发展和前景，化学研究内容包括对化学物质的（1）分类（2）合成（3）反应（4）分离（5）表征（6）设计（7）性质（8）结构（9）应用。二、化学发展简史1、古代化学（17世纪中期）-实用和自然哲学时期（公元前后）、炼金术和炼丹时期（公元前后-公元1500年）、医化学时期（公元1500年-1700年）、燃素学说时期（公元1700-1774年）。2、近代化学（17世纪后期）-提出了质量不灭定律、氧化理论、定比定律、倍比定律、当量定律、原子学说、分子学说、元素周期律等一系列理论。3、现代化学（19世纪后期）三、学习无机化学的方法。第1章原子结构和元素周期律学时8[教学基本要求]掌握氢原子光谱，玻尔原子模型；了解核外电子运动的特殊性，理解波函数和电子云图形；掌握电子层、电子亚层、能级、能级组、电子云、原子轨道等概念，理解四个量子数的量子化条件及其物理意义；掌握近似能级图，按照核外电子排布原理，写出一般元素的原子电子构型；理解原子结构及元素周期律间的关系；掌握各类元素电子构型的特征；掌握电离能、电子亲合能、电负性等概念，了解它们及原子结构的关系；通过了解人类对原子结构的认识历史，培养科学的思维方法。[重点及难点]重点：波函数和原子轨道，四个量子数，波函数的径向分布图和角度分布图，几率密度和电子云，电子云角度分布图。难点：波函数的径向分布图和角度分布图，几率密度和电子云，电子云角度分布图。[教学内容]1-1原子质量守恒定律、当量定律、定比定律、倍比定律、道尔顿原子论。1-2相对原子质量1.元素：具有一定核电荷数（核内质子数）的原子称为一种（化学）元素。原子序数和元素符号2.核素：具有一定质子数和一定中子数的原子称为一种核素。元素单核素元素核素稳定核素 多核素元素放射性核素 核素符号、质量数，同位素和同位素丰度。同位素丰度：某元素的各种天然同位素的分数组成（原子百分比）称为同位素丰度。3.原子质量以原子质量单位u为单位的某核素一个原子的质量称为该核素的原子质量，简称原子质量。1u=12C核素的质量及12C4.元素相对原子质量（原子量）相对原子质量测定方法元素相对原子质量：原子量是指一种元素的1摩尔质量对核素12C的1摩尔质量的1/12的比值。单核素元素：指该元素核素的相对原子质量。元素相对原子质量多核素元素：指该元素的天然同位素相对原子质量的加权平均值。相对分子质量和式量。1-3原子的起源和演化（略）1-4原子结构的玻尔行星模型1.氢原子光谱氢原子光谱，氢原子能级之间跃迁所发射或吸收的光谱。是最简单的原子光谱。到1885年已经观察到氢原子的14条谱线，其中较强的4条谱线Hα、Hβ、Hγ、Hδ在可见光区，J.J.巴耳末将它们的波长用经验公式表示。1890年J.R.里德堡把巴耳末写的公式改写成用波长的倒数表示，仍称巴耳末公式：ν=R（1/n12-1/n22）n2＞n1或（波数）=1/λ=RH（1/n12-1/n22）R或RH称为里德堡常数，R＝3.289×1015s-1，RH=1.097×105cm-1。以后相继发现了氢原子的其他谱线系，都可以用类似的公式表示。各谱线系分别为

莱曼系(1906)n1＝1

n2＝2，3，4，…

巴耳末系(1885)n1＝2

n2＝3，4，5，…

帕邢系(1908)n1＝3

n2＝4，5，6，…

布拉开系(1922)n1＝4

n2＝5，6，7，2.玻尔理论（1）电子不是在任意轨道上绕核运动，而是在一些符合一定条件的轨道（稳定轨道）上运动。量子化条件：P（轨道角动量）=mvr=nh/2π（2）定态假设-基态和激发态（3）跃迁规则：处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上，这时会以光子形式放出能量，即释放出光能。hν=E2-E1利用玻尔理论计算原子轨道半径、轨道能量和里德堡常数。1-5氢原子结构的量子力学模型1.波粒二象性（1）光的二象性P=mc=mc2/c=E/c=hν/c=h/λ（2）电子的波粒二象性λ=h/p=h/mv（德布罗意关系式）2.海森堡测不准原理Δx·Δp≥h/2π或Δx≥h/2πm·Δv4.氢原子结构的量子力学模型（1）薜定谔方程(只简单介绍公式)（2）波函数和原子轨道（3）几率密度和电子云（4）几率密度分布的几种表示法—电子云图，等几率密度面，界面图，径向几率密度图。（5）波函数、电子云的径向分布图和角度分布图，几率径向分布图。5.四个量子数（1）主量子数n：表示原子中电子出现几率最大区域离核的远近，是决定电子能量高低的重要因素。决定电子层数。（2）角量子数l：表示原子轨道或电子云的形状，表示同一电子层中具有不同状态的分层，及多电子原子中的电子的能量有关。从能量角度上看，这些分层常称为能级。Ens＜Enp＜End＜Enf（3）磁量子数m：表示原子轨道或电子云在空间的伸展方向。（4）自旋量子数ms：每一个电子层中，由于原子轨道形状的不同，可有不同的分层；又由于原子轨道在空间伸展方向不同，每一个分层中可有几个不同的原子轨道；每一个原子轨道中又可有两个电子处于自旋方向不同的运动状态。1-6基态原子电子组态1.多电子原子的能级、近似能级图（鲍林能级图和科顿能级图）2.屏蔽效应和钻穿效应：由于其它电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。利用斯莱脱规则计算屏蔽常数和电子能量。外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象，称为钻穿作用。钻穿作用越大的电子的能量越低。因电子的钻穿作用不同而使它的能量发生变化的现象，称为钻穿效应。3.原子核外电子排布（基态原子电子组态）规律（1）构造原理—泡利原理、洪特规则、能量最低原理。（2）原子的电子层结构1-7元素周期系1.原子结构及元素周期系的关系、元素周期律。2.元素周期表长周期及短周期、主族及副族，原子的电子构型及元素的区分。1-8元素周期性—元素性质及其变化的周期性1.原子半径共价半径-同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距的一半叫做原子的共价半径。（1）原子半径金属半径-金属晶体中相邻两个互相接触的原子核间距的一半。范德华半径-两原子之间靠范德华力接近时原子间距的一半。（2）原子半径的周期性变化-在短周期中和长周期中的变化、镧系收缩、在同族中的变化。2.电离能—使某元素一个基态的气态原子失去一个电子形成正一价的气态离子时所需要的能量，叫做这种元素的第一电离能。3.电子亲合能—某元素一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负离子时所放出的能量叫该元素的电子亲合能。4.电负性—把原子在分子中吸引电子的能力叫做元素的电负性。鲍林电负性电负性密立根电负性χ=1/2（I+E）阿莱-罗周电负性χ=0.359Z﹡/r2+0.7445.氧化态—氧化数是化合物中某元素所带形式电荷的数值。第2章分子结构学时8[教学基本要求]掌握离子键和共价键理论的基本内容；理解物质性质及其分子结构的关系；定性了解同核双原子分子的分子轨道理论；掌握化学键、分子间力和氢键的概念、特征，搞清价键力、分子间力和氢键的区别。[重点及难点]重点：共价键理论，杂化轨道理论。难点：杂化轨道理论，共轭大π键。[教学内容]2-1路易斯结构式2-2价键理论（一）-电子配对法（VB法）1.成键的原理①电子配对原理：两原子如各有一个自旋相反的未成对电子，它们可以互相配对形成稳定的共价单键，这对电子为两个原子所共有。如各有两个或三个未成对的电子，则自旋相反的单电子可两两配对形成共价双键或三键。②能量最低原理：电子配对以后会放出能量，使体系的能量降低。③原子轨道最大重叠原理：键合原子间形成化学键时，成键电子的原子轨道一定要发生重叠，从而使键合原子中间形成电子云较密集的区域。2.共价键的特点—共价键的饱和性和方向性、。2.共价键类型—σ键、π键、配位键。2-3价层电子互斥模型（VSEPR）1.VSEPR的基本要点（1）在AXm型分子中，中心原子A的周围配置的原子或原子团的几何构型，主要决定于中心原子价电子层中电子对的互相排斥作用，分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种结构。（2）电子对相互排斥作用大小取决于电子对的数目、类型和电子对之间的夹角。①如A及X之间是通过两对电子或三对电子结合而成，可把双键或三键作为一个电子对来看待。②电子对之间的夹角越小排斥力越大。③不同电子对之间斥力大小顺序：孤电子对-孤电子对＞孤电子对-成键电子＞成键电子-成键电子叁键＞双键＞单键2.判断共价分子结构的一般规则（1）确定电子对数：中心原子A的价电子层中总电子对数=1/2[A原子价电子数+配位体X提供电子数（X氧化数×X原子个数m）+（-）离子电荷数]（2）确定电子对的理想几何构型。（3）确定分子稳定结构。2-4价键理论（二）-杂化轨道理论1.杂化轨道理论要点（1）在形成分子时，由于原子间的相互作用，若干不同类型的、能量相近的原子轨道混合起来，重新组成一组新的轨道，这种轨道重新组合的过程叫杂化，所形成的新轨道称为杂化轨道。（2）杂化轨道的数目及组成杂化轨道的各原子轨道的数目相等。（3）凡是由不同类型的原子轨道混合起来，重新组合成一组完全等同（能量相等、成分相同）的杂化轨道，这种杂化叫等性杂化。凡是由于杂化轨道中有不参加成键的孤电子对的存在，而造成不完全等同的杂化轨道，这种杂化叫不等性杂化。（4）杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理。不同类型杂化轨道成键能力的大小次序如下：sp＜sp2＜sp3＜dsp2＜sp3d＜sp3d2（5）杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理。键角越大化学键之间的排斥能越小。2.杂化类型及分子空间构型及成键能力之间的关系。杂化类型spsp2sp3dsp2Sp3dSp3d2用于杂化的原子轨道数234456杂化轨道的数目234456杂化轨道间的夹角180°120°109°28′90°，180°120°，90°180°90°，180°空间构型直线平面三角形四面体平面正方形三角双锥形八面体成键能力2-5共轭大π键2-6等电子体原理2-7分子轨道理论1.分子轨道理论的基本要点（1）在分子中电子不从属于某些特定的原子，而是在遍及整个分子范围内运动，每个电子的运动状态可以用波函数ψ来描述，ψ称为分子轨道，ψ2为分子中的电子在空间各处出现的几率密度或电子云。（2）分子轨道是由原子轨道线形组合而成的，分子轨道数目同互相化合原子的原子轨道数目相同。（3）每一个分子轨道ψi都有一相应的能量Ei和图象，根据分子轨道的对称性不同，可分为б轨道和π轨道。（4）分子轨道中电子的排布也遵从原子轨道电子排布的同样原则。2.原子轨道线形组合的类型和原则（1）成键轨道和反键轨道—由两个符号相同的波函数的叠加（即原子轨道相加重叠）所形成的分子轨道，由于在两核间几率密度增大，其能量较原子轨道的能量低，称为成键分子轨道。而由两个符号相反的波函数的叠加（即原子轨道相减重叠）所形成的分子轨道，由于在两核间几率密度减小，其能量较原子轨道的能量高，称为反键分子轨道。（2）组成分子轨道三原则—对称性原则，最大重叠原则和能量近似原则3.简单双原子分子轨道能级图，分子轨道中的电子排布。2-8共价分子的性质1.键级键级=（成键电子数-反键电子数）/2，键级的大小说明两个相邻原子间成键的强度。2.键能、键离解能、键离解焓。在0K下，将处于基态的双原子分子AB拆开成基态A和B原子时，所需要的能量叫AB分子的键离解能，用D（A-B）表示。双原子分子的键离解能就是键能E，多原子分子键能是键离解能的平均值。而在标准气压和298K下，D（A-B）则为键离解焓。键能越大，化学键越牢固，含有该键的分子就越稳定。3.键角—分子中键和键之间的夹角叫做键角。4.键长—分子中两个成键原子核间的平衡距离叫做键长。键长越短，键越强。5.键的极性及分子的极性非极性共价键：成键电子不偏移，同种原子间形成的键。（1）共价键极性共价键：成键电子偏向吸引电子能力强的原子一方。在极性共价键中，成键原子的电负性差越大，键的极性也越大。（2）极性分子和非极性分子非极性分子：分子中正、负电荷重心重合在一起，电荷分布均匀对称。分子极性分子：分子中正、负电荷重心不重合，电荷分布不均匀对称分子偶极矩，分子的磁性，。2-9分子间力1.范德华力及其特点永久偶极：极性分子中的固有偶极（1）分子偶极诱导偶极：在外电场影响下所产生的偶极瞬间偶极：某一瞬间分子的正负电荷重心不重合产生的偶极取向力：靠永久偶极而产生的相互作用力（2）范德华力诱导力：诱导偶极同极性分子的永久偶极间的作用力色散力：由于存在瞬间偶极而产生的相互作用力2.氢键氢键的形成及本质，氢键可用X—H…Y表示，X和Y代表F，O，N等电负性大，带孤电子对且半径小的原子。氢键的方向性和饱和性；分子间力和氢键对物质性质的影响。第3章晶体结构学时4[教学基本要求]掌握各类晶体的特征；掌握晶体类型及物质性质的关系；掌握晶格能和原子化热的概念及有关应用；理解离子极化概念及其应用；了解原子半径、离子半径的定义及其对化合物性质的影响。[重点及难点]重点：晶胞基本特征，离子晶体及结构模型。难点：离子的极化作用和变形性，离子的极化率，金属晶体的紧密堆积模型。[教学内容]3-1晶体1.晶体的宏观特征晶体的本质特征是自范性（晶体能够自发地呈现封闭的规则凸多面体的外形），宏观特征有对称性、均一性和各向异性，晶体有固定的熔点。晶体分为单晶（单一的晶体多面体）；双晶（两个体积大致相当的单晶按一定规则生长）；晶簇（单晶以不同取向连在一起）；多晶（看不到规则外形的晶态质）。晶体符合晶面夹角不变定律。2.晶体的微观特征－平移对称性在晶体中原子呈现周期性的整齐排列。对于理想的完美晶体，这种周期性是单调的，不变的。这是晶体的普遍特征，叫做平移对称性。宏观晶体的规则外形正是晶体的微观特征的体现。3-2晶胞1.晶胞基本特征晶体的解理性：用锤子轻击具有整齐外形的晶体（如方解石），会发现晶体劈裂出现的新晶面及某一原晶面是平行的，这种现象叫晶体的解理性。晶胞是晶体中具有代表性的基本重复单位。整个晶体是由完全等同的晶胞无隙并置的堆积而构成的。晶胞包括二个要素：一是晶胞的大小、型式，另一是晶胞的内容。晶胞的大小、型式由a、b、c三个晶轴及它们间的夹角α、β、γ所确定。晶胞的内容由组成晶胞的原子或分子及它们在晶胞中的位置所决定。晶胞具有平移性。可以选为晶胞的多面体很多，三维的“习用晶胞”是平行六面体，叫做布拉维晶胞。2.布拉维系布拉维晶胞的边长及夹角叫晶胞参数。共有7种不同几何特征的三维晶胞，称为布拉维系(Bravaissystem)。立方cubic(c)a=b=c，α=β=γ=90°四方tetragonal(t)a=b≠c,α=β=γ=90°六方hexagonal(h)a=b≠c,α=β=90°,γ=120°正交orthorhomic(o)a≠b≠c,α=β=γ=90°单斜monoclinic(m)a≠b≠c,α=γ=90°,β≠90°三斜anorthic(a)a≠b≠c,α≠β≠γ菱方rhombohedral(R)a=b=c，α=β=γ3.晶胞原子的坐标及计数原子坐标：通常用向量xa+yb+zc中的x，y，z组成的三组数来表达晶胞中原子的位置。原子坐标绝对值的取值区间为1>|x(y,z)|≥0。原子坐标平均每个晶胞中的原子个数0,0,0（晶胞顶点）8×1/8=11/2,1/2,1/2（晶胞体心）11/2,0,1/2（晶胞面心）2×1/2=11/2,0,0（晶胞棱边中心）4×1/4=14.素晶胞及复晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元，分为素晶胞和复晶胞。素晶胞(P)：是晶体微观结构中的最小基本单元，不能再小。素晶胞中的原子集合相当于晶体微观空间原子作周期性平移的最小集合，叫做结构基元。。体心晶胞（2倍体），符号I；复晶胞面心晶胞（4倍体），符号F；（素晶胞的多倍体）底心晶胞（2倍体），符号A(B﹑C)体心晶胞的特征是晶胞内任一原子作体心平移[原子坐标+(1/2,1/2,1/2)]必得到及它完全相同的原子。面心晶胞的特征是可作面心平移，即所有原子均可作在其原子坐标上+1/2,1/2,0;0,1/2,1/2;1/2,0,1/2的平移而得到周围环境完全相同的原子。底心晶胞的特征是可作底心平移，即晶胞中的原子能发生如下平移：+1/2,1/2,0，称为C底心；+0，1/2，1/2，称为A底心；+1/2，0，1/2，称为B底心。底心平移是指只能发生其中一种平移。3-314种布拉维点阵型式3-4金属晶体1.金属键金属晶体中原子之间的化学作用力叫做金属键。金属键是一种遍布整个晶体的离域化学键。金属晶体是以金属键为基本作用力的晶体。金属键无方向性，无固定的键能，金属键的强弱和自由电子的多少有关，也和离子半径、电子层结构等有关。2.原子化热及金属键金属键的强度可以用原子化热等来衡量。金属原子化热是指1mol金属变成相互远离的气态原子时吸收的热量。金属原子化热数值小时，其熔点低，质地软；反之则熔点高，硬度大。例如NaAl原子化热108.4kJ∙mol－1326.4kJ∙mol－1m.p.97.5℃660℃b.p.880℃1800℃3.电子气理论经典的金属键理论叫做“电子气理论”。它把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的大量自由电子形成可及气体相比拟的带负电的“电子气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海洋”之中。4.能带理论（1）能带理论基本要点：①金属原子单独存在时的能级(1s、2s、2p…)在n个原子构成的一块金属中形成相应的能带(1s、2s、2p…)；一个能带就是一组能量十分接近的分子轨道，其总数等于构成能带的相应原子轨道的总和。②按能带填充电子的情况不同，可把能带分为满带（价带），空带和导带三类。以Li为例，1s22s12p0，1s轨道充满电子，故组成的能带充满电子，称为满带。2s轨道电子半充满，组成的能带电子也半满，称为导带。2p能带中无电子，称为空带。③能带及能带之间存在能量的间隙，简称带隙，又叫“禁带宽度”。可分为三类：带隙很大，带隙不大，没有带隙（相邻两能带在能量上重叠）。（2）能带理论的应用①对金属导电的解释：第一种情况：金属具有部分充满电子的能带，即导带，在外电场作用下，导带中的电子受激，能量升高，进入同一能带的空轨道，沿电场的正极方向移动，同时，导带中原先充满电子的分子轨道因失去电子形成带正电的空穴，沿电场的负极移动，引起导电。第二种情况：金属的满带及空带或满带及导带之间没有带隙，是重叠的，电子受激从满带进入重叠着的空带或者导带，引起导电。②解释导体、半导体和绝缘体以及其它性质。5.金属晶体的特点—导电性、导热性、延展性、具有金属光泽。6.金属晶体的堆积模型把金属晶体看成是由直径相等的圆球状金属原子在三维空间堆积构成的模型叫做金属晶体的堆积模型。（1）体心立方堆积金属原子分别占据立方晶胞的顶点位置和体心位置，空间占有率68.02%。（2）简单立方堆积金属原子只占据立方晶胞的顶点位置，空间占有率52.36%，是不稳定的堆积方式。（3）六方最密堆积金属原子是ABAB堆积方式，在第一层中，最紧密的堆积方式，是一个球及周围6个球相切，在中心的周围形成6个凹位。第二层是将球对准第一层的1，3，5位(或对准2，4，6位)。第三层是将球对准第一层的球，于是每两层形成一个周期，形成六方紧密堆积。（4）.面心立方最密堆积第一、二层中堆积方式和六方最密堆积相同，第三层是将球对准第一层的2，4，6位，不同于AB两层的位置，这是C层。第四层再排A，于是形成ABCABC三层一个周期。3-5离子晶体1.离子（1）离子电荷及价电子层构型：2e构型、8e构型（s区、p区及部分d区原子）离子价电子层构型18e构型、（18+2）e构型（ds区、p区原子）（9-17）e构型（d区原子）（2）离子半径—以正负离子核间距计算离子半径（d=r1+r2）离子半径变化规律：①同族元素相同电荷数的离子半径自上而下依次增大；②同周期主族元素从左到右随正离子电荷数增大，离子半径依次减小；③同一元素形成不同电荷正离子时，高价离子半径小于低价离子半径；④周期表中处于相邻族的左上方和右下方斜对角线上的正离子半径近似相等。如Na+和Ca2+。（3）离子的极化作用及变形性：在离子产生的电场作用下，使带有异号电荷的相邻离子的电子云发生变形，这一现象称离子极化。离子本身带有电荷，故当离子靠近时，必然会使其它离子或原子的电子云发生形变，产生诱导电场。同时，离子本身的电子云在及其它离子接近时也会产生形变。故任何离子都会极化其它离子，同时又会被其它离子所极化而变形。离子极化的强弱决定于离子的极化力和变形性。极化力是指离子产生的电场强度，主要取决于①离子的电荷—电荷高极化力大；②离子的半径—半径小极化力大；③离子的电子构型：18e，（18+2）e＞（9-17）e＞8e。变形性是指离子在电场的作用下，电子云发生变形的难易，主要取决于①离子电荷—负离子电荷高变形性大，正离子电荷高变形性小；②离子的半径—简单离子半径大变形性大，复杂阴离子的变形性通常不大，而且离子对称性高，中心原子氧化数又高的离子，其吸引电子能力强，故变形性小。ClO4–<F–<NO3–<OH–<CN–<Cl–<Br–<I–③离子的电子构型—18e、（9-17）e＞8e。（4）相互极化作用（或附加极化作用）由于阴离子的极化作用一般不显著，阳离子的变形性又较小，所以通常只考虑阳离子对阴离子的极化作用。但是当阳离子也容易变形时，往往会引起阴、阳离子相互的附加极化效应，从而加强了它们之间的引力。（5）离子的极化率。（6）离子极化对化合物性质的影响①化学键—离子间相互极化的结果，使正负离子的电子云发生变形而导致原子轨道部分重叠，即离子键向共价键过渡，极化作用增强，键的共价性增强。如Na2O、MgO、Al2O3、SiO2，随电荷数增加，离子极化能力加强，到SiO2已由离子晶体过渡为共价型的原子晶体；而P2O5、SO3、Cl2O7则属于分子晶体。②化合物的熔、沸点—随极化作用增强，晶型由离子晶体逐渐变为分子晶体，熔点依次降低。③颜色—离子极化使价层电子能级差降低，光谱红移，颜色加深。如NiCl2、NiBr2、NiI2的颜色分别为黄褐色、棕色和黑色。ZnS、CdS、HgS颜色分别为白色、黄色和红(黑)色。④溶解度降低—离子的相互极化导致离子键向共价键过渡，使化合物在水中的溶解度变小。由于偶极水分子的吸引，离子键结合的无机化合物一般可溶于水，而共价型的无机晶体难溶于水。⑤晶格类型极化使阳离子部分进入阴离子电子云(共价)，降低阴阳离子半径之比，从而降低配位数。如CdS，阴、阳离子半径比为0.53，应属于NaCl型，但实际为ZnS型。2.离子键离子键理论：由于原子间发生电子转移，形成正、负离子，并通过静电作用而形成的化学键就叫离子键。离子键的形成及其能量变化。离子键的特征及本质：离子键没有方向性和饱和性，键的离子性及元素的电负性有关，用离子性百分数来表示键的离子性和共价性的相对大小。若两原子电负性差值（ΧA-ΧB）＞1.7，则形成离子键；若ΧA-ΧB＜1.7，则形成共价键。3.晶格能离子键的强度可用键能和晶格能表示。（1）键能—指1mol气态“离子键分子”变成气态中性原子所吸收的能量，用Ei表示。键能Ei越大，表示离子键越强。NaCl(g)→Na(g)+Cl(g)Ei=450kJ/mol（2）晶格能—指将1mol离子晶体里的正负离子完全气化而远离所需要吸收的能量，用U表示。晶格能U越大，离子键越强。NaCl(s)→Na+(g)+Cl－(g)U=786kJ/mol（3）影响晶格能的因素—①离子的电荷(晶体结构类型相同时)，电荷越高，晶格能越大，例：U(NaCl)<U(MgO)②离子的半径(晶体结构类型相同时)，半径越小，晶格能越大，例：U(MgO)>U(CaO)。（4）晶格能对物质性质的影响晶格能U越大，晶体中的离子键越强，晶体的熔点越高，硬度越大。晶格能大小还影响离子晶体在水中的溶解度、溶解热等性质。（5）晶格能计算—利用玻恩－哈伯循环法进行计算。4.离子晶体结构模型（1）概述最典型的五种类型的离子晶体是NaCl型，CsCl型，ZnS型(闪锌矿型)，CaF2型(萤石型)和CaTiO3型(钙钛矿型)。许多离子晶体的结构都可以看作是某种典型结构的类型或它的相关型。离子晶体的结构可通过5个角度分析：a.晶胞类型；b.离子坐标；c.堆积－填隙模型；d.配位多面体模型；e.对称性。（2）AB型化合物的离子半径比及配位数和晶体构型的关系半径比r+/r-配位数晶体构型晶格类型配位多面体类型实例4ZnS型面心立方四面体ZnS，ZnO，BeO，BeS，CuCl6NaCl型面心立方八面体NaCl，KCl，NaBr，LiF，CaO，MgO，CaS，BaS0.732-18CsCl型简单立方立方体CsCl，CsBr，CsI，NH4Cl，Tl（3）离子晶体的堆积－填隙模型堆积－填隙模型是指离子晶体中的大离子（经常是阴离子）先在空间尽可能密地堆积起来，然后，小离子（经常是阳离子）填入堆积球之间的空隙。按照金属晶体里金属原子的空间堆积方式，把金属离子换成大离子，就得到离子晶体的堆积模型，然后电性相反的小离子填入堆积球的空隙中，就得到离子晶体的堆积－填隙模型。简单立方堆积只存在立方体空隙(CN=8)，如果所有立方体空隙都被小离子填满（填隙率100%），大小离子个数比为1:1，这就是CsCl的堆积－填隙模型。面心立方堆积存在八面体空隙(CN=6)和四面体空隙(CN=4)。堆积球及八面体空隙、四面体空隙之比是4:4:8=1:1:2。NaCl的堆积－填隙模型是氯离子作面心立方堆积，钠离子作八面体填隙，填隙率100%；CaF2的堆积－填隙模型是钙离子作面心立方堆积，氟离子作四面体填隙，填隙率100%；ZnS的堆积－填隙模型是硫离子作面心立方堆积，锌离子作四面体填隙，填隙率50%；钙钛矿结构是氧和钙混合作面心立方堆积，钛离子作八面体填隙，填隙率25%。5.离子晶体的特点：（1）离子晶体中不存在单个分子。（2）导电性：在水溶液中或熔融态时能导电。（3）熔点、沸点较高：正负离子间的静电作用力较强。（4）硬度高：因离子键强度大。（5）延展性差：受外力冲击时，易发生错位，使带同种电荷离子相切，彼此排斥，离子键失去作用，晶体破碎。3-6分子晶体和原子晶体1.分子晶体分子晶体是指有限数量的原子构成的电中性分子为结构基元，以分子间力相互作用形成的晶体。分子之间的作用力比化学键弱，分子晶体一般具有较低的熔点、沸点和硬度。分子晶体在固态和熔融态时不导电，强极性的分子型晶体溶于水中能导电。2.原子晶体

原子晶体是以具有方向性、饱和性的共价键为骨架形成的晶体。

原子晶体的晶格结点上排列着中性原子，原子间以共价键相结合。

在晶体中没有独立的小分子，晶体有多大，分子就多大。

具有较高的熔点、沸点和硬度。

通常情况下不导电。但硅、碳化硅等半导体，可有条件的导电。第4章化学热力学基础学时8[教学基本要求]掌握状态和状态函数，焓和焓变的概念，自由能和熵及它们的变化的初步概念。会应用盖斯定律进行计算。会从物质的热力学函数表中查ΔfH0、ΔfG0和S0，并用于计算在标准状态时反应的焓变、自由能变和熵变；初步学会用自由能变化来判断化学反应的方向；理解化学反应等温式的含义，会应用其求算ΔrG和平衡常数K；根据吉布斯－亥姆霍兹公式理解ΔG及ΔH及ΔS的关系，会判断反应方向并能分析温度对化学反应自发性的影响。[重点及难点]重点：热力学第一定律和热化学：焓、焓变、反应热、恒容和恒压反应热；热化学方程式，盖斯定律及其应用；吉布斯－亥姆霍兹公式：ΔG＝ΔH-TΔS公式，化学反应等温式。难点：热化学方程式，盖斯定律及其应用；熵、自由能；吉布斯－亥姆霍兹公式：ΔG＝ΔH-TΔS公式。[教学内容]4-1化学热力学研究对象4-2基本概念4-2-1.体系（系统）及环境体系（系统）:我们研究的对象,称为体系.环境:体系以外的其它部分,称为环境，按照体系和环境之间的物质、能量的交换关系,将体系分为三类:1.敞开体系:既有物质交换,也有能量交换.2.封闭体系:无物质交换,有能量交换.3.孤立体系:既无物质交换,也无能量交换.环境温度、环境压力。4-2-2.物质的量物质的量，摩尔和摩尔质量，物质的量分数。4-2-3.气体1.气体状态方程：理想气体的基本假定(1)忽略气体分子的自身体积,将分子看成是有质量的几何点(质点).(2)碰撞,包括分子及分子、分子及器壁之间的碰撞,是完全弹性碰撞--无动能损耗.分子间作用力被忽略。在高温和低压下,实际气体接近理想气体。气体压力的产生-气体的压力是指气体分子对器壁的作用力。它是分子对器壁碰撞的结果。理想气体状态方程：由Byele定律:

n,T一定时，V1P1=V2P2；

Gay-Lussac定律:

n,P一定时，V1/V2=T1/T2；

Avogadro定律:

P,T一定时，V1/V2=n1/n2；

综合上三式:则有:PV=nRT，其中R为气体摩尔常数，R=3.14KPa·L·mol-1·K-12.分压定律和扩散定律，分压力和分体积，气态物质分子量的测定。（1）.混合气体及组分气体

由两种或两种以上的气体混合在一起,组成的体系,称为混合气体,组成混合气体的每种气体,都称为该混合气体的组分气体。（2）总体积及分压

混合气体所占有的体积称为总体积,用V总表示.当某组分气体单独存在,且占有总体积时,其具有的压强,称为该组分气体的分压,用Pi表示.且有关系式:PiV总=niRT

（3）体积分数

Vi/V总称为该组分气体的体积分数.

（4）分压定律——分压及总压的关系

混合气体的总压等于各组分气体的分压之和.即:

此定律为道尔顿分压定律。理想气体混合时,由于分子间无相互作用,故在容器中碰撞器壁产生压力时,及独立存在时是相同的,亦即在混合气体中,组分气体是各自独立的.这是分压定律的实质.

（5）组分气体的分压等于总压及该组分气体的摩尔分数之积.5.相6.热力学温度和热力学标准态7.热及功热，体积功和非体积功，体积功（气体膨胀功）-等压膨胀、自由膨胀、分次膨胀和可逆膨胀。8.状态及过程、状态函数（1）状态:由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的一种存在形式,称为体系的状态.（2）状态函数:确定体系状态的物理量,是状态函数.状态一定,则体系的状态函数一定.体系的一个或几个状态函数发生了变化,则体系的状态也要发生变化.始态和终态:体系变化前的状态为始态;变化后的状态为终态，始态和终态一经确定,则状态函数的改变量是一定的。（3）过程:体系的状态发生变化,从始态到终态,我们说经历了一个热力学过程.简称过程。若体系在恒温条件下发生了状态变化,我们说体系的变化为“恒温过程”,同样理解“恒压过程”,“恒容过程”.若体系变化时和环境之间无热量交换,则称为之“绝热过程”，又如可逆过程、化学变化过程、自发过程和非自发过程等。（4）途径:完成一个热力学过程,可以采取不同的方式.我们把每种具体的方式,称为一种途径.过程着重于始态和终态;而途径着重于具体方式。状态函数的改变量,取决于始终态,及途径无关。（5）体积功和P-V图化学反应过程中,经常发生体积变化.体系反抗外压改变体积,产生体积功。外压P外对体系的体积V做图，得到的曲线叫P-V线，P-V线下覆盖的面积可表示体积功W的数值。W=PΔV4-3热力学第一定律1.热力学能（内能）-体系内一切能量的总和叫做体系的热力学能（U）。2.热力学第一定律—某体系由状态I变化到状态II,在这一过程中体系吸热Q,做功(体积功)W,体系的内能改变量用

ΔU表示,则有:ΔU=Q–W，即体系的内能变化量等于体系从环境吸收的热量减去体系对环境所做的功.显然,热力学第一定律的实质是能量守恒。4-4热化学把热力学第一定律具体应用于化学反应中,讨论和计算化学反应的热量变化,这门学科称为热化学。1.化学反应的热效应当生成物的温度恢复到反应物的温度时,化学反应中所吸收或放出的热量,称为化学反应热效应,简称反应热或反应焓。（1）恒容反应热—在恒容反应中体系所吸收的热量,全部用来改变体系的内能.即ΔU=Qv，用弹式量热计测定Qv，Qv=ΔT（C1+C2）ΔT-温度升高值，C1、C2-分别为水的热容和装置的热容。摩尔热容摩尔等压热容Cp，m（J·K-1·mol-1）热容摩尔等容热容Cv，m（J·K-1·mol-1）比热容：1kg物质升高1K所吸收的热量（J·K-1·kg-1）（2）恒压反应热—在恒压反应中体系所吸收的热量,全部用来改变体系的热焓.即Qp=ΔU+PΔV=U2-U1+P2V2-P1V1=（U2+P2V2）-（U1+P1V1）令H=U+PV，则Qp=ΔH（3）反应进度设有化学反应νAA+νBB=νGG+νHH式中ν为各物质的计量数，反应未发生时各物质的物质的量分别为n0，反应进行到t时刻，各物质的量分别为n：则反应进度ξ定义为：ξ=[n0（A）-n（A）]/νA=[n0（B）-n（B）]/νB=[n0（G）-n（G）]/νG=[n0（H）-n（H）]/νH（4）Qp和Qv的关系Qp=Qv+ΔnRT，ΔrHm=ΔrH/ξ，ΔrHm表示某反应按所给定的反应方程式进行1mol反应（即ξ=1mol）时的焓变。则ΔrHm=ΔrUm+ΔνRT，Δν（Δn）是反应前后气体物质的计量数的改变值。2.盖斯定律（1）热化学方程式—表示出反应热效应的化学方程式叫做热化学方程式。书写注意：注明反应条件（如在298K和1.013×105Pa下进行可不注明），注明物质的聚集状态或晶型，方程式中的配平系数只表示计量数，不表示分子数，可用分数，但计量数不同，同一反应的热效应不同。（2）盖斯定律一个化学反应若能分解成几步来完成，总反应的焓变ΔrH等于各步分反应的焓变ΔrHi之和（或一个化学反应,不论是一步完成,还是分数步完成,其热效应是相同的）。3.生成热（1）生成热的定义：某温度下,由处于标准态的各种元素的指定单质,生成标准态的1mol某物质时的热效应,叫做该物质的标准摩尔生成热。简称标准生成热(或生成热)，用符号ΔfHmθ表示。处于标准状态下的各元素的最稳定单质的ΔfHmθ=0。（2）标准状态：固体或液体纯相，其标准状态是Xi=1（摩尔分数）；溶液中的物质A，其标准状态是mA=1mol·kg-1；气相物质，其标准状态是pi=1.013×105Pa。（3）标准生成热的应用ΔrHmθ=ΣνiΔfHmθ（生成物）-ΣνiΔfHmθ（反应物）4.燃烧热在1.013×105Pa

压强下,1mol物质完全燃烧时的热效应,叫做该物质的标准摩尔燃烧热.简称标准燃烧热(或燃烧热).用符号ΔcHmθ表示。对于燃烧热终点的规定,必须严格:C:CO2(g)H:H2O(l)S:SO2(g)N:NO2(g)Cl:HCl(aq)应用：ΔrHmθ=ΣνiΔcHmθ（反应物）-ΣνiΔcHmθ（生成物）5.从键能估算反应热化学反应的实质,是反应物分子中化学键的断裂及生成物分子中化学键的形成.这些旧键断裂和新键形成过程的热效应的总结果,则是反应热.故通过键能可以估算反应热。4-5化学反应的方向1.熵（S）（1）状态函数熵—热力学上把描述体系混乱度的状态函数叫做熵。S=klnΩ，Ω表示微观状态数，k=1.38×10-23J·K-1（Boltzmann常数）微观状态数越多，表明体系状态的混乱度越大，熵值越大。对于可逆途径：ΔS=Qr/T，熵变为可逆途径的热温商。（2）热力学第三定律和标准熵在0K时任何完整晶体中的原子或分子只有一种排列形式，即只有唯一的微观状态，其熵值为零。称为热力学第三定律。从熵值为零变化到p=100kpa和某温度T，这个过程的熵变值为物质在标准状态下的摩尔绝对熵值，简称标准熵Smθ。化学反应的标准摩尔熵变：ΔrSmθ=ΣνiSmθ（生成物）-ΣνiSmθ（反应物）（3）对过程熵变情况的估计同一物质：S（气）＞S（液）＞S（固），温度越高熵值越大。聚集态相同时，复杂分子比简单分子熵值大；结构相似的物质，相对分子质量大的熵值大。化学反应趋向于熵值的增加，即趋向于ΔrS＞0。2.吉布斯自由能（G）（1）吉布斯自由能判据-ΔG≥W非G是体系所具有的在等温等压下做非体积功的能力。反应过程中G的减少量-ΔG是体系做非体积功的最大限度，当过程以可逆方式进行时，等式成立，W非最大。等温等压下不做非体积功的化学反应的判据为：ΔG＜0，反应以不可逆方式自发进行；ΔG=0，反应以可逆方式进行；ΔG＞0，反应不能进行。等温等压下，体系的吉布斯自由能减小的方向是不做非体积功的化学反应进行的方向。（2）标准生成吉布斯自由能某温度下,由处于标准态的各种元素的最稳定(指定)单质,生成1mol某物质的自由能改变量,叫做这种温度下该物质的标准摩尔生成吉布斯自由能,简称生成自由能.用ΔfGmθ

表示,处于标准状态下的各元素的最稳定单质的ΔfGmθ=0。则化学反应的标准摩尔反应自由能变化为：ΔrGmθ=ΣνiΔfGmθ（生成物）-ΣνiΔfGmθ（反应物）吉布斯-亥姆霍兹方程：ΔrGmθ=ΔrHmθ-TΔrSmθ热力学分解温度：T≥ΔrHmθ/ΔrSmθ，恒压下温度对反应自发性的影响：种类ΔHΔSΔG=ΔH-TΔS讨论1-+-在任何温度反应都能自发进行2+-+在任何温度反应都不能自发进行3++低温+，高温-反应只在高温下能自发进行4--低温-，高温+反应只在低温下能自发进行第5章化学平衡学时6[教学基本要求]掌握化学平衡的概念，理解平衡常数的意义；掌握有关化学平衡的计算；熟悉有关化学平衡移动原理及其应用。[重点及难点]重点：化学平衡常数难点：有关化学平衡常数的计算[教学内容]5-1化学平衡状态可逆反应和化学平衡，化学平衡的意义。所谓化学平衡状态就是在可逆反应体系中，正反应和逆反应的速率相等时反应物和生成物的浓度不再随时间而改变的状态。5-2平衡常数1.经验（实验）平衡常数对任一可逆反应：aA+bB=gG+hH在一定温度下达到平衡时：Kc=[G]g[H]h/[A]a[B]b，对于气相反应：Kp=[pG]g[pH]h/[pA]a[pB]b书写平衡常数表达式时，不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀溶液中的水的浓度写进去。多重平衡规则：反应方程式相加（减），则平衡常数相乘（除）。2.转化率—平衡时已转化的反应物量占该反应物起始总量的百分比。3.标准平衡常数（Kθ）对可逆反应aA（aq）+Bb（aq）=gG（aq）+hH（aq）则标准平衡常数Kθ=（[G]/cθ）g（[H]/cθ）h/（[A]/cθ）a（[B]/cθ）bcθ=1mol·dm-3（标准浓度），若为气相反应，则Kθ=（pG/pθ）g（pH/pθ）h/（pA/pθ）a（pB/pθ）b5-3Kθ及ΔrGmθ的关系—化学反应等温式ΔrGm=ΔrGmθ+RTlnQ，Q为某时刻的反应商。当体系处于平衡状态时，ΔrGm=0，同时Q=Kθ，则ΔrGmθ=-RTlnKθ当Q＜Kθ时，ΔrGm＜0，正反应自发进行当Q=Kθ时，ΔrGm=0，反应达到平衡，以可逆方式进行当Q＞Kθ时，ΔrGm＞0，逆反应自发进行5-4化学平衡的移动1.浓度对化学平衡的影响在恒温下增加反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动。增大一种反应物的浓度，可以使另一种反应物的转化率增大。2.压力对化学平衡的影响压强变化只是对那些反应前后气体分子数目有变化的反应有影响；在恒温下，增大压强，平衡向气体分子数目减少的方向移动，减小压强，平衡向气体分子数目增加的方向移动。3.温度对化学平衡的影响ln（K2θ/K1θ）=（ΔrHmθ/R）（T2-T1/T1T2）当温度升高时平衡向吸热方向移动；降温时平衡向放热方向移动。勒沙特列原理—如果对平衡体系施加外力，平衡将沿着减少此外力影响的方向移动。第6章化学动力学基础学时6[教学基本要求]掌握化学反应速率的概念及反应速率的实验测定；了解基元反应、复杂反应、反应级数、反应分子数的概念；掌握浓度、温度及催化剂对反应速率的影响；了解速率方程的实验测定和阿累尼乌斯公式的有关计算；初步了解活化能的概念及其及反应速率的关系。[重点及难点]重点：速率方程和速率常数，反应级数及其测定；反应机理，基元反应和复杂反应，反应分子数；质量作用定律，反应速率规律及反应机理的关系。难点：速率方程和速率常数，反应级数及其测定；阿累尼乌斯公式的有关计算。[教学内容]6-1化学反应速率1.化学反应速率的表示法（1）平均速率指反应进程中某时间间隔(Dt)内参及反应的物质的量的变化量，通常以单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，可用一般式表示为：r≡︱DnB/Dt︱或r≡︱DcB/Dt︱对于反应：aA+bB=cC+dD－(DcA/Dt)/a=－(DcB/Dt)/b=(DcC/Dt)/c=(DcD/Dt)/d为了避免因化学方程式中系数不同，导致用不同物质的浓度变化表示的反应速率不同，定义：r≡(1/nB)DcB/Dt。绝大多数化学反应的速率是随着反应不断进行越来越慢，平均速率不能代表真正的反应速率，真正的速率是在某一瞬间的反应速率。（2）瞬时速率指某一瞬时的速度，即时间间隔无限小，Dt→0时的平均速率。r≡︱dcB/dt︱或r≡(1/nB)dcB/dt瞬时速率是浓度随时间的变化率。2.化学反应速率的实验测定：通过c-t曲线图确定瞬时反应速率，在曲线上任一点作切线，则切线斜率为该点对应时间时的瞬时反应速率。6-2浓度对化学反应速率的影响1.速率方程和速率常数质量作用定律：若有基元反应：aA+bB=cC+dD，则该反应的速率方程为r=kca(A)cb(B)。即基元反应的化学反应速率及反应物浓度以其计量数为指数的幂的连乘积成正比。在相同的浓度条件下，可用速率常数的大小来比较化学反应的反应速率。2.反应级数及其测定反应分子数是指基元反应或复杂反应的基元步骤中发生反应所需要的微粒的数目。反应级数为反应的速率方程中各反应物浓度的指数之和。3.用实验数据建立速率方程-作图法和初速法4.利用速率方程进行计算6-3温度对化学反应速率的影响及阿累尼乌斯公式K=Ae-Ea/RT，lnk=-Ea/RT+lnA，Ea=2.303RT1T2/（T2-T1）lgk2/k16-4反应历程1.基元反应和复杂反应，反应分子数。2.由反应机理推导实验速率方程，基元反应及反应分子数。我们通常所写的化学方程式，只表示反应的总结果，即表示起始反应物和最终产物之间的计量关系。对大多数反应来说，它并不能代表反应进行的实际过程。有少数反应一步就能完成，这称为基元反应或简单反应。如：NO2+CO→NO+CO2。而大多数反应则需要经过一系列的中间过程才能完成。由两个或两个以上基元反应构成的化学反应称为复杂反应或非基元反应。如气相中氢气和氯气、溴、碘的反应都是复杂反应。基元反应符合质量作用定律，可以根据化学方程式直接写出它的速率方程。在基元反应中，实际参加反应的分子数目称为反应分子数。反应分子数等于反应级数。按反应分子数可区分为单分子反应、双分子反应和和三分子反应。反应机理(反应历程)就是反应所经历的历程，也就是说在微观上反应是分几步基元反应完成的。例如：H2O2+2H++2Br–=Br2+2H2Or=kc(H2O2)c(Br–)c(H+)三级反应反应机理为：(1)H++H2O2=H3O2+r1=k1c(H2O2)c(H+)(2)H3O2+=H++H2O2r2=k2c(H3O2+)(3)H3O2++Br-=H2O+HOBrr3=k3c(H3O2+)c(Br–)(4)HOBr+H++Br-=H2O+Br2r4=k4c(HOBr)c(H+)c(Br–)即该反应是一个复杂反应，它通过四个基元反应完成的，其中基元反应1，3是双分子反应，2是单分子反应，4是三分子反应。由反应机理推导实验速率方程有两种方法：（1）平衡假设H++H2O2=H3O2+因r1=r2，故有k1c(H2O2)c(H+)=k2c(H3O2+)再假设反应3是控速步骤（速控步假设）。r=r3=k3c(H3O2+)c(Br–)=k1k3/k2c(H2O2)c(Br–)c(H+)令k=k1k3/k2，就推出了由实验得到的速率方程。控速步骤后的任何基元反应对反应速率是没有贡献的。（2）稳态近似假设中间产物H3O2+的浓度在整个反应过程中近似不变。即dc(H3O2+)/dt≈0，故有：k1c(H2O2)c(H+)–k2c(H3O2+)–k3c(H3O2+)c(Br–)≈0整理可得：c(H3O2+)=k1c(H2O2)c(H+)/[k2+k3c(Br–)]再假设反应3是控速步骤，总反应速率就是该基元反应的速率：r=k3c(H3O2+)c(Br–)=k1k3c(H2O2)c(H+)c(Br–)/[k2+k3c(Br–)]反应3是速控步骤，k2>>k3成立，k2>>k3c(Br-)成立。故r≈k1k3/k2c(H2O2)c(H+)c(Br–)6-5碰撞理论和过渡态理论活化能和活化分子，碰撞理论和过渡态理论。6-6催化剂对化学反应速率的影响催化剂和催化作用，均相催化和多相催化。凡能改变反应速率而本身的组成和质量在反应前后保持不变的物质，称为催化剂。催化剂能改变反应速率的作用称为催化作用。催化剂本身参加了反应，改变了反应的途径，改变了活化络合物的活化能Ea，从而改变了反应速率。(1)催化剂对反应速度的影响是通过改变反应机理实现的。(2)催化剂不改变反应的始、终态，不能改变反应方向，也不能改变平衡状态，只能改变到达到平衡的时间。(3)催化剂同等程度地改变正、逆反应的速度。(4)催化剂只能对热力学上可能发生的反应起作用。(5)催化剂有选择性，选择不同的催化剂会有利于不同种产物的生成。第7章水溶液学时4[教学基本要求]熟练掌握溶液的浓度和溶解度的概念和有关计算，理解非电解质稀溶液通性并掌握有关计算，了解表观电离度，活度系数、离子强度及相互关系。[重点及难点]重点：溶液的浓度和溶解度，非电解质稀溶液通性。难点：溶液的渗透压及有关计算[教学内容]7-1溶液的浓度和溶解度1.溶液浓度物质的量浓度cB=nB/V=溶质B的物质的量/混合物体积质量摩尔浓度mB=溶质B的物质的量/溶剂的质量质量分数w=m溶质/m溶液体积分数ψB=VB/V总摩尔分数xB=nB/n总2.溶解度，亨利定律-在中等压强时，气体的溶解度及溶液上面气相中该气体的分压成正比，即ci=Kpi。3.相似相溶原理4.分配定律和萃取一定温度下，一种溶质分配在互不相溶的两种溶剂中的浓度比值为一常数。K=cBα/cBβ，K为分配系数；cBα和cBβ分别为溶质B在溶剂α和β中的浓度。用两种互不相溶的溶剂将在不同溶剂中有分配差异的一种物质和杂质进行分离的操作过程叫做萃取。7-2非电解质稀溶液依数性1.溶液的蒸气压下降—拉乌尔定律在一定温度下,溶液的饱和蒸气压等于纯溶剂的饱和蒸气压及溶剂摩尔分数之积.稀溶液饱和蒸气压下降值,及稀溶液的质量摩尔浓度成正比。P=PA0·xAΔp=PA0·xBΔp=Km2.溶液的凝固点下降凝固点:液体凝固成固体(严格说是晶体)是在一定温度下进行的,这个温度称为凝固点。凝固点的实质是,在这个温度下,液体和固体的饱和蒸气压相等.即为:p液体=p固体平衡；若P固>P液,则固体要融化(熔解)；P固<P液,液体要凝固。含有少量溶质的溶液凝固或熔化的温度低于纯溶剂的凝固温度。难挥发的非电解质稀溶液的凝固点下降及溶液的质量摩尔浓度成正比，而及溶质的性质无关。ΔTf=Kfm，Kf叫做溶剂的摩尔凝固点下降常数。3.溶液的沸点上升蒸发:表面气化现象称为蒸发;沸腾:表面和内部同时气化的现象;沸点:液体沸腾过程中的温度。只有当液体的饱和蒸气压和外界大气的压强相等时,液体的气化才能在表面和内部同时发生,这时的温度即是沸点。含有非挥发性溶质的溶液其沸点总是高于纯溶剂的沸点。且沸点升高值及溶液的质量摩尔浓度成正比，而及溶质的性质无关。ΔTb=Kbm，Kb叫做溶剂的摩尔沸点上升常数。利用溶液的沸点上升，可以测定溶质的分子量。4.渗透压由液面高度差造成的静压,称为溶液的渗透压。它产生的根本原因也是相变界面上可发生变化的分子个数不同引起的。半透膜：只允许水分子自由通过而溶质不能通过的膜状物质。溶液的渗透压πV=nRT或π=cRT5.稀溶液的依数性—稀溶液的某些性质主要取决于其中所含溶质粒子的数目而及溶质本身的性质无关。第8章酸碱平衡学时8[教学基本要求]

了解酸碱理论发展的概况，掌握酸碱的质子理论；掌握溶液酸度的概念和pH值的意义，熟悉pH及氢离子浓度的相互换算。了解溶液pH的近似测定。了解拉平效应和区分效应；能应用化学平衡原理分析水、弱酸、弱碱的电离平衡；掌握同离子效应、盐效应等影响电离平衡移动的因素；熟练掌握有关离子浓度的计算；理解缓冲溶液的组成；缓冲作用原理；缓冲溶液的性质。掌握缓冲溶液pH值的计算；了解各种盐类水解平衡的情况和盐溶液pH值的计算；[重点及难点]重点：一元弱酸弱碱的电离平衡，缓冲溶液，难点：一元弱酸弱碱的电离平衡，缓冲溶液[教学内容]

8-1酸碱理论1.酸碱电离理论(阿仑尼乌斯电离理论，1887年)凡是在水溶液中电离时产生的阳离子全部是H+的化合物叫酸；而在水溶液中电离时产生的阴离子全部是OH–的化合物叫碱。酸碱中和反应就是H+和OH–结合生成中性水分子的过程。该理论的局限性在于只限于水溶液，无法解释非水溶剂中物质的酸碱性及不含H+和OH-的物质的酸碱性。2.酸碱质子理论(Bronsted－Lowry酸碱理论，1923年)（1）酸碱的定义凡能给出质子(H+)的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。说酸是质子给予体，碱是质子接受体。称为质子酸碱或布仑斯特酸碱。如：HCl，HSO4-，NH4+，H2PO4-是质子酸，Cl-，CN–，HSO4-，SO42-，NH3，NaOH是质子碱。因此，质子理论酸碱的范围更广，酸碱不局限于电中性的分子，还可以是带电的阴阳离子。某些物质既能给出质子，又能接受质子，可以称为酸碱两性物质，如HCO3-、HSO4-、NH3、H2O。（2）酸碱共轭关系质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系。质子酸失去一个质子后形成该酸的共轭碱，质子碱结合一个质子后形成该碱的共轭酸。这种关系称为酸碱共轭关系，酸↔碱＋质子，此式中的酸碱互称为共轭酸碱对。（3）酸碱反应实质是两对共轭酸碱对之间传递质子的反应。酸1＋碱2↔碱1＋酸2包括电离作用，中和反应，水解反应等均属于酸碱反应。3.酸碱电子理论（路易斯酸碱理论）凡能接受电子对的物质为酸；凡能给出电子对的物质为碱。酸碱反应的实质是形成了配位键。8-2水的离子积和溶液pH1.水的离子积水有微弱的导电性，其导电性是由于水能发生微弱的电离产生水合的氢离子和氢氧根离子。H2O＋H2O↔H3O+＋OH–，称为水的自偶电离。简化为H2O↔H+＋OH–，平衡常数Kw＝[H+][OH–]，Kw称为水的离子积。水的离子积可以通过实验测定，实验测得295K时1升纯水中仅有10-7mol水分子电离，则[H+]=[OH-]=10-7mol/L，所以Kw=[H+][OH-]＝10-14也可由热力学计算获得。H2O(l)↔H+(aq)+OH-(aq)DrGmθ=DfGmθ(H+)+DfGmθ(OH-)-DfGmθ(H2O)=79.9kJ·mol-1Kwθ=exp[-DrGmθ/RT]＝1.00×10-14水的离子积是温度的函数，温度一定时，水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常数。温度升高，水的离子积增大，因为水的解离是一个吸热过程。2.溶液酸碱性和pH：1909年，丹麦生理学家索仑生提出用pH表示水溶液的酸度：pH＝－lg[H+][H+]>[OH-]pH<7酸性溶液；若水中[H+]<[OH-]pH>7碱性溶液，[H+]＝[OH-]pH＝7中性溶液同样，pOH＝－lg[OH-]，pKw＝－lgKw，可得：pH+pOH＝pKw8-3电离平衡1.强电解质（1）离子氛、表观电离度和离子强度在强电解质溶液中，因为离子的相互吸引，在溶液中一种离子周围带相反电荷的离子要多一些，可认为在每种离子周围存在着由带相反电荷离子所形成的“离子氛”。表观上使人觉得发挥作用的离子数少于电解质完全电离时应有的离子数目。离子强度的概念用来衡量溶液中离子及它的离子氛之间相互作用的强弱。2.弱电解质（1）一元弱酸(HA)HA+H2O↔A+H3O+起始浓度c00平衡浓度c-[H3O+][A][H3O+]忽略水的电离，平衡时[A]=[H3O+]，Ka=[H3O+]2/(c－[H3O+])当弱酸的电离度很小时(<5%)，c－[H3O+]≈c，于是可简化为：Ka=[H3O+]2/c，[H+]=（cka）1/2使用最简式的判据是C/Ka≥500。（2）一元弱碱(B)B+H2O↔BH+OH–起始浓度c00平衡浓度c－[OH–][BH][OH–]忽略水的电离，平衡时[BH]=[OH–]，Kb=[OH-]2/(c－[OH-])Kb=[OH-]2/c，[OH-]=（ckb）1/2判据是C/Kb≥500。（3）电离常数－酸常数ka和碱常数kb酸常数是质子酸释放质子的能力的衡量，碱常数是碱得质子的能力的衡量，所以可以用酸、碱常数半定量地描述酸碱的强度。Ka越大，酸越强；Ka越小，酸越弱。Kb越大，碱越强；Kb越小，碱越弱。一对共轭酸碱对的Ka及Kb关系：KaKb=[H+][A]/[HA]·[OH-][HA]/[A]＝[H+][OH-]=Kw（4）解离度（电离度）—指电解质已经电离分子数及总分子数之比：α＝已电离分子数/总分子数×100%电离度是弱电解质电离程度的标志，电离度越大，电解质电离的程度越高。强电解质α＝1，弱电解质α<1，对于弱电解质，溶液浓度越稀，电离度越大。（5）稀释定律：HA(aq)＝A-(aq)+H+(aq)起始浓度c平衡浓度c(1－α)cαcα当a<5%时，1-a≈1，Ka=[H+][A-]/[HA]=(cα)2/c(1-α)≈cα2α=(Ka/c)1/2所以c越大，α越小（Ka为定值），对于Kb同样成立。在一定温度下，同一弱电解质的电离度及其浓度的平方根成反比，溶液越稀，电离度越大；相同浓度的不同弱电解质的电离度及其电离常数的平方根成正比，电离常数越大，电离度也越大。例：计算浓度为0.10mol×L-1和1.0´10-5mol×L-1的HAc溶液的[H+]和a，已知Ka=1.8´10-5。解：(1)c/Ka≥500，[H+]=(Kac)1/2=1.3´10-3mol×L-1，a=(Ka/c)1/2=[H+]/c=1.3%(2)c/Ka≤500，使用近似式计算，[H+]=7.2´10-6mol×L-1，a=[H+]/c=72%3.拉平效应和区分效应溶剂（如水）将酸的强度拉平的效应简称为拉平效应，该溶剂也称为拉平溶剂。水是HI、HBr、HCl的拉平溶剂。强碱类似，水是拉平溶剂。溶剂（如甲醇、醋酸）使酸的强度显示出差别的效应称为区分效应，该溶剂称为区分溶剂。由于水夺取质子能力强于甲醇，HA+H2O＝H3O++A-，HA+CH3OH＝CH3OH2++A-，在水中具有相同强度的“强酸”在甲醇中就会显示出不同的强度来。水中的一些常见强酸的强度的顺序为：HClO4>HI>HBr>HCl>HNO3>H2SO4(一级电离)4.同离子效应和盐效应影响电离电离平衡的主要因素有温度，同离子效应和盐效应。（1）同离子效应—指在弱电解质溶液中加入及其含有相同离子的另一强电解质而使弱电解质电离度减小的现象。例如弱酸HAc在水溶液中存在下列平衡：HAc↔H++Ac-，若在平衡体系中加入NaAc，由于NaAc是强电解质，在水溶液中完全电离，溶液中Ac-的浓度会显著增大，根据平衡移动原理，HAc的电离平衡会向左移动，导致HAc电离度减小。类似的，加入盐酸，也使HAc电离度减小。有同离子效应存在时，一元弱酸、弱碱溶液中[H+]和[OH-]的计算以HA代表一元弱酸，其起始浓度为c酸，具有共同离子盐的起始浓度为c盐：HA↔H++A–起始浓度