高职无机化学教案与答案

1 一、高职无机化学教案 . 1 绪 论 . 1 一、化学的地位及作用 : . 1 二、四大化学： . 1 三、本课程的目的及主要内容： . 1 第一章 物质及其变化 . 4 第一节 物质的聚集状态 . 4 一、 物质的聚集状态： . 4 二、 物质的聚集状态和相： . 4 三、理想气体状态方程： . 5 四、 混合气体分压定律： . 6 1、混合气体分压定律： . 6 2、分压的计算： . 7 第二节 化学反应中的质量和能量关系 . 9 一、 质量守恒定律： . 9 二、 应用化学方程式的计算： . 9 三、化学反应中的能量关系 . 10 本章要求 . 10 第二章 化学反应速率和化学平衡 . 11 第一节 化学反应速率定义及表示方法 . 11 一、化学反应速率的定义： . 11 二、化学反应速率的表示方法： . 11 三、反应进度（ ）： . 13 例 2-2： . 14 第二节 化学反应速率理论 . 14 一、 反应速率的有效碰撞理论 . 14 1、 有效碰撞和活化分子的概念 . 14 什么叫有效碰撞？ . 14 2 什么样的分子有资格参加有效碰撞？ . 15 2、 分子的能量分布 . 15 二、过渡状态理论简介 （活化配合物理论） . 16 三、反应机理（反应历程） . 16 基元反应 . 17 非基元反应 . 17 第三节 影响化学反应速率的主要因素 . 17 一、 浓度对反应速率的影响 . 17 1、 质量作用定 律 . 17 2、 反应级数 . 18 3、 有效碰撞理论对浓度影响的解释 . 19 二、 温度对反应速率的影响（特别显著） . 19 1、 反应速率的温度系数 r . 19 2、 有效碰撞理论对温度影响的解释 . 19 三、催化剂对反应速率的影响 . 20 2、催化剂具有选择性 . 20 四、影响多相体系反应速率的因素 . 21 第四节 化学平衡 . 21 一、 化学反应的可逆性和化学平衡 . 21 化学平衡的特点： . 21 二、 平衡常数 . 22 1、平衡常数 . 22 浓度平衡常数 Kc . 22 压力平衡常数 Kp . 22 热力学平衡常数 -标准平衡常数 K . 22 2、 书写和应用平衡常数的注意点 . 23 要与反应方程式相符 . 23 纯固体在平衡常数式中不必列出 . 23 对于水在平衡式中的处理： . 23 3 K随温度而变 ,使用时须注意相应的温度 . . 23 3、 平衡常数的意义 . 23 判断可逆反应平衡状态和反 应进行方向的依据。 . 23 描写可逆反应进行程度的标度 . 24 4、 平衡常数与平衡转化率 . 24 5、 化学平衡的计算 . 24 三、外界条件对平衡位置的影响（化学平衡的移动） . 26 1、 浓度对平衡移动的影响 . 26 2、 压力对平衡移动的影响 . 27 3、温度对平衡移动的影响 . 28 4、 催化剂与化学平衡 . 28 5、 平衡移动原理 -吕 查德里原理 . 28 本章要求 . 29 第三章 电解质溶液和离子平衡 . 29 第一节 强电解质在溶液中的状况 . 30 一、离子氛的概 念 . 30 二、活度和活度系数 . 31 第二节 水的电离和溶液的 PH值 . 31 一、水的离子积 . 31 二、溶液的 PH 值 . 32 1、什么叫 PH值？ . 32 2、 PH值的计算 . 32 3、 PH值的测定 . 33 （ 1）酸碱指示剂 . 33 （ 2） PH 计 . 33 第三节 弱酸弱碱的电离平衡 . 34 一、一元弱酸和弱碱的电离平衡 . 34 1、一元弱酸的电离平衡 . 34 2、一元弱碱的电离平衡 . 35 4 3、电离度（） . 35 二、多元酸的分步电离 . 36 1、多元弱酸的分步电离 . 36 2、多重平衡原则 . 37 第四节 同离子效应和缓冲溶液 . 37 一、同离子效应 . 37 二、缓冲溶液 . 38 1、缓冲溶液的组成 . 39 2、缓冲溶液的 PH 值计算 （对上表的计算：） . 39 第五节 盐类的水解 . 42 一、水解常数（ Kh）和盐溶液 PH值计算 . 43 1、一元弱酸强碱盐 . 43 2、一元弱碱强酸盐 . 44 3、一元弱碱弱酸盐 . 45 4、多元弱酸盐和多元弱碱盐的水解 . 46 （ 1）多元弱酸盐（ Na2CO3） . 46 （ 2）多元弱碱盐的水解（ FeCl3） . 47 二、水解平衡的移动 . 47 1、浓度的影响 . 47 2、温度的影响 . 48 3、酸度的影响 . 48 第六节 酸碱质子理论 . 49 一、酸碱质子理论 . 49 1、质子论酸碱的定义 . 49 2、酸碱共轭关系 . 50 3、 酸碱反应的实质和反应方向 . 50 4、局限性 . 50 二、酸碱电子理论 . 51 第七节 沉淀和溶解平衡 . 51 5 一、溶度积 . 51 二、溶度积与溶解度的相互关系 . 52 1、溶度积与溶解度的相互换算 . 52 2、（ 1）同类型的能溶化合物，可由其 Ksp 比较其溶解能力。 . 53 （ 2）不同类型的电解质，不能直接由 Ksp 比较溶解能力的大 小； . 54 第八节 溶度积规则及其应用 . 54 一、溶度积规则 . 54 二、沉淀的形成 . 55 1、沉淀生成的条件： Q Ksp . 55 2、沉淀的程度 . 56 3、同离子效应 . 58 4、盐效应 . 59 5、络合效应 . 60 三、分步沉淀 . 60 四、沉淀的溶解 . 61 1、转化成弱电解质 . 61 生成弱酸： . 61 生成弱碱： . 61 生成 H2O . 61 2、发生氧化还原反应 . 62 3、生成难解离的配离子 . 62 4、转化为另一种沉淀再行溶解（当上述方法都不溶时） . 62 本章要求 . 62 第四章 氧化和还原 . 63 第一节 氧化还原反应的基本概念 . 63 一、氧化数的概念 . 63 1、定义： . 63 2、规律： . 63 确定氧化数的一般原则： P117 . 63 6 3、氧化数与共价数（化合价） . 64 二、氧化还原电对 . 64 三、氧化还原反应方程式的配平 . 65 1、氧化数法 . 65 2、离子 电子法（适用于溶液中的反应） . 67 第二节 氧化还原反应与原电池 . 69 一、原电池 . 69 1、原电池的组成： . 69 （ 1）半电池和电极 . 69 （ 2）外电路 . 70 （ 3）盐桥（是一种电解质溶液） . 70 二、原电池表示方法 . 70 一、电极电势 . 71 1、电极电势的概念 . 71 （ 1）标准氢电极 . 71 （ 2）电极的种类 . 72 )金属 金属离子电极 . 72 ）气体 离子电极 . 72 ）金属 金属难溶盐 阴离子电极 . 72 ）氧化还原电极 . 72 （ 3）标准电极电势表 P530 表 3 . 72 格式：氧化型 + ne ? 还原型 （氧化型 /还原型） . 72 意义： . 73 二、影响电极电势的因素： Nernst 方程 . 73 氧化型 或 还原型 对 的影响 . 74 酸度对 的影响 . 75 第三节 电极电势的应用 . 75 一、氧化剂与还原剂的相对强弱 . 75 二、氧化还原反应可能进行的方向和次序 . 75 7 三、氧化还原反应进行的程度 . 77 四、元素电势图及其应用 . 79 1、什么叫元素电势图 . 79 2、元素电势图的应用 . 79 3、判断歧化反应能否自发进行 . 80 4、判断歧化反应的逆反应能否自发进行 . 81 本章要求 . 81 第五章 原子结构和元素周期律 . 82 第一节 原子核外电子的运动状态 . 82 一、波函数与原子轨道（ ）；几率密度和电子云（ | |2） . 82 二、四个量子数 . 83 1、主量子数（ n） . 83 2、角量子数（ l）（副量子数） . 83 n， l的关系： . 84 3、磁量子数（ m） . 84 4、自旋量子数 (mS) . 85 三、多电子原子轨道的能级 . 85 1、屏蔽效应 . 86 能量： . 86 第二节 多电子原子中电子的分布 . 87 一、能量最低原理 . 87 1、泡利不相容原理 . 87 2、洪特规则 . 88 特例：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态下是比较稳定的。 . 88 第三节 原子核外电子排布与元素周期律 . 88 一、元素的外层电子构型 . 88 二、族与价电子构型 . 89 第四节 元素性质的周期性 . 90 一、有效核电荷 . 90 8 二、原子半径 . 91 1、根据元素的原子存在的不同形式定义： . 91 2、影响因素 . 91 3、递变规律 . 91 三、电离能（ I） . 92 1、定义 . 92 2、影响因素 . 92 3、递变规律 . 92 四、电子亲合能（ Y） . 93 1、定义： . 93 2、影响因素： . 93 3、递变规律： . 93 五、电负性（ ） . 93 本章要求 . 94 第七章 分子结构与晶体结构 . 94 第一节 离子键 . 94 一、 离子键的形成和特征 . 94 1、 离子键的形成 . 94 2、 离子键的特征 . 95 二、 离子的特性 . 95 1、 离子的电荷 . 95 2、 离子的电子层结构 . 96 3、 离子半径 . 96 同一元素： . 96 同一周期 . 96 同一主族 . 97 第二节 共价键理论 . 97 一、 价键理论（电子配对法） . 97 1、 氢分子共价键的形成和本质 （应用量子力学） . 97 9 2、 价键理论要点 . 98 3、 共价键的类型 . 98 键和 键（根据原子轨道重叠方式不同而分类） . 98 非极性共价键和极 性共价键 . 99 配位共价键 (配位键 ) . 100 二、 键参数 . 100 1、 键能：衡量共价键强弱的物理量。 . 100 2、 键长（用 X 射线法）： . 101 3、键角 . 101 第三节 杂化轨道理论和分子的几何构型 . 101 一、 杂化轨道的概念 . 101 二、 杂化轨道的类型和分子的几何构型 . 102 SP杂化和分子的几何构型 . 102 SP2杂化和分子的几何构型 . 102 SP3杂化和分子的几何构型 . 102 三、 不等性杂化 . 103 1、 有孤对电子参加 的不等性杂化 . 103 H2O分子的几何构型 . 103 NH3的几何构型 . 103 2、无孤对电子参加的不等性杂化 . 103 第四节 晶体的特征 . 104 一、 晶体的一般概念 . 104 1、 晶体与非晶体 . 104 2、 晶体的特性 . 105 二、 晶体内部结构 . 105 第五节 离子晶体 . 106 一、 离子晶体的特征 . 106 二、 离子晶体的类型 . 106 三、 晶格能 . 107 10 第六节 原子晶体 . 107 第七节 分子间力和分子晶体 . 107 一、 分子间作用力 . 108 1、 分子的极性 . 108 2、 分子的变形性 . 109 什么叫分子的变形性？ . 109 影响分子变形性的内在因素 . 109 分子在外电场作用下的变形程度，用极 化率 来度量 . 109 3、 分子间力 . 109 分子间力 . 109 ）色散力 （一切分子之间） . 109 ）诱导力 . 110 ）取向力（极性分子与极性分子之间） . 110 分子间作用力的特性 . 110 分子间作用力对物质物理性质的影响 . 111 4、 氢键 . 111 氢键形成的条件 . 111 氢键的强度和性 质 . 112 氢键的形成对物质 b.p.、 m.p.的影响 . 112 二、 物质溶解度原理 . 112 三、 分子晶体 . 112 第八节 金属晶体 . 113 第九节 离子极化 . 113 一、 基本观点 . 113 二、 离子极化作用（离子间的相互极化） . 114 三、 离子极化力和变形性 . 114 四、 离子极化的后果 . 114 1、 对化学键键型的影响 . 114 2、 离子极化作用导致化合物的颜色变深 . 115 11 3、 离子极化作用导致化合物的溶解度降低 . 115 4、 离子极化作用 对卤化物 m.p.的影响 . 115 第十节 混合型晶体 . 115 层内： . 116 层间： . 116 本章要求 . 116 第七章 配位化合物 . 117 第一节 配位化合物的基本概念 . 117 一、 配位化合物的定义 . 117 二、 配位化合物的组成 . 117 三、 配位化合物的命名 . 118 第二节 配位化合物的结构 . 119 一、 配位化合物的价键理论要点 . 119 二、 配离子的配位数和几何构型 . 119 1、 配位数为 2 . 119 2、 配位数为 4 . 120 （ 1） 四面体结构 . 120 （ 2） 平面正方形 . 120 3、 配位数为 6 . 121 三、 螯合物 . 121 1、 螯合物 . 121 螯合物形成的条件： . 122 2、 螯合物的性质 . 123 第三节 配位化合物在水溶液中的状况 . 123 一、 配离子稳定常数的表示方法 . 124 1、 分步稳定常数和总稳定常数 . 124 2、 不稳定常数 . 124 二、 配离子稳定常数的应用 . 124 1、 比较同类型配合物的稳定性 . 124 12 三、 配位平衡的移动及其应用 . 125 1、 配位平衡和酸碱平衡 . 125 2、 配位平衡和沉淀平 衡 . 125 3、 配位平衡和氧化还原平衡 . 127 4、 配离子之间的转化 . 128 第四节 螯合物 . 128 本章要求 . 130 二、无机化学课后答案 . 131 第一章 物质及变化 . 132 第二章 化学反应速率和化学平衡 . 136 第三章 电解质溶液和离子平衡 . 148 第四章 氧化和还原 . 166 第五章 原子结构和元素周期律 . 180 第六章 分子结构和晶体结构 . 187 第七章 配合物 . 195 第八章 碱金属和碱土金属 . 203 第九章 铝锡铅砷锑铋 . 207 第十章 氢 稀有气体 卤素 . 211 第十一章 氧硫氮磷碳硅硼 . 216 第十二章 铜锌副族 . 218 第十三章 铬锰铁钴镍 . 220 1 一、 高职无机化学教案 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 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： 3 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 4 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 5 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 6 P V n T R 标准单位 Pa m3 mol K 8.314 R：常数，可由实验测得： 1 mol 气体在 273.15K（ 0 ）， 101.325kPa 下测得其体积 22.4 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 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 Pi：分压； V：总体积 7 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。其中有哪几种气体？它们的分压各是多少？ 8 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） 9 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。 10 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； 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。 11 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 t（ s） N2O5mol L-1 N2O5mol L-1 v（ N2O5） mol L-1 s-1 12 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 13 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 = 3.0 10-3/4 = 0.75 10-3 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 = 3.0 10-3/2 = 0.75 10-3/0.5 = 1.5 10-3 mol 14 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 什么叫有效碰撞？ 能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。 15 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） A B 不能发生化学反应 A A 能发生化学反应 B A B 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 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。 16 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： 17 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（