昆明理工大学普通化学B PPT.ppt

普通化学 学分 3总学时 48主讲 徐明丽 简历 徐明丽 博士 副教授 2007年于理学院化学系工作至今 研究方向 纳米材料与电催化电话箱 xumlif 普通化学 理论课 成绩构成 考勤 请假 作业 练习册 课堂提问课堂纪律 态度 实验成绩 普化B 期末考试 1 平时成绩占30 2 卷面成绩占70 教材 普通化学 第六版 浙江大学普通化学教研组编高等教育出版社参考书目天津大学无机化学教研室编杨宏孝等修订无机化学 第三版 2002年傅献彩编 大学化学 高等教育出版社 2003曲保中等编 新大学化学 高等教育出版社 2005张密林主编 大学化学 哈尔滨工程大学出版社 2005华彤文等编 普通化学原理 北京大学出版社 2005段连运等译 化学与社会 化学工业出版社 2008宋天佑 简明无机化学 高等教育出版社 2007 无机化学 与 普通化学 的其它教材 绪论 化学研究的对象与内容研究化学的目的研究化学的方法 化学研究的对象与内容 化学是一门在原子 分子或离子层次上研究物质的组成 结构 性质变化及其内在联系与外界变化条件的科学 简而言之 化学是研究物质变化的科学 排成环状的溴原子 扫描探针显微镜 SPM 成型 大孔二氧化硅 研究化学的目的 人类生活的各个方面 社会发展的各种需要都与化学息息相关 1 化学对我们的衣食住行贡献巨大 2 化学对于实现农业 工业 国防和科学技术现代化具有重要作用 3 促进其它基础学科和应用学科的发展以及交叉学科的形成 如 环境化学 能源化学 材料化学 地球化学等 正如 美 PimentelGC在 化学中的机会 今天和明天 一书中指出的 化学是一门中心学科 它与社会发展各方面的需要都有密切关系 研究化学的方法 实验在化学发展中具有特殊的重要作用 从这个意义上说 人们把化学学科看成是一门实验性科学 实践论 和 矛盾论 中的基本观点是一切化学工作者所必须建立的 并用它来指导研究化学问题 古代化学 实用和自然哲学时期 公元前后 1 实用时期 古代化学 炼金术 炼丹时期 公元前后 公元1500年 我国古代炼丹家用的蒸馏器炼金家用的符号 古代化学 医化学时期 公元1500 1700年 李时珍 1518 1593 升炼 倭铅 锌 古代化学 燃素学说时期 公元1700 1774年 金属 燃素 灰烬 我国古代化学工艺的三大发明 湿法炼铜 青铜器的冶炼 火药的使用 煮竹足火图 我国古代化学工艺的三大发明 瓷器窑 见 天工开物 我国古代化学工艺的三大发明 地雷炸 见 天工开物 有以硫黄 雄黄合硝石 并密烧之 焰起 烧手 面及屋宇者 1700年史塔尔 Stahl 的燃素说 1748年罗蒙诺索夫的质量不灭定律 1774年拉瓦锡氧化理论 1803年Dalton建立的原子论 1808年盖 吕萨布 Gay Lussac 的气体简比定律 1811年阿佛加德罗 Avogadro 定律和分子概念 1869年门捷列夫建立元素周期系 近代化学的萌芽 1661 1869 第一张元素周期表 1869年 现代化学 四个分支学科 无机化学 研究所有元素及其化合物 除了碳氢化合物及其衍生物 有机化学 研究碳氢化合物及其衍生物 分析化学 研究物质化学组成的鉴定方法及其原理 物理化学 应用物理测量方法和数学处理方法研究物质及其反应 寻求化学性质和物理性质间本质联系的普遍规律 普通化学 化学各分支学科与边缘学科的建立 材料化学生物化学医用化学农业化学药物化学地球化学 学科交叉与渗透更普遍 在今后的一个时期 化学发展的主要三个方面 1 深入研究化学反应理论并开发各种化学过程 以揭示和沟通从原料到产物的渠道 进而寻找或设计包括以催化剂为核心的化学过程在内的最佳过程 2 提高对结构及其性能关系的认识 使结构理论达到新水平 并以所需性能为导向 寻找或设计最佳化合物 材料或体系 3 发展分析和测试的新方法 并依靠计算技术 使化学的 耳目 以及据以工作的信息趋于灵敏和可靠 一 课程性质 目的与任务 普通化学 是将化学思维与方法原理应用于物质结构 材料 能源 环境 生命 信息 通讯等工程实践中具有启迪性和开拓性的一门基础课 是高等院校非化学类理工各专业的必修课 其主要作用是在中学化学的基础上向学生介绍基本的化学理论及其在其它学科中的应用 使学生具备一定的化学素养 能够与化学工作者进行良好的沟通合作 解决本学科中与化学相关的问题 培养专业技术人才具有解决一般化学问题 独立思考和自学大学化学书刊的能力 二 普通化学的主要课程内容 第一章物质的化学组成和聚集状态1 气体2 溶液第二章热化学与能源1 热化学与能量转换2 化学反应的方向与限度3 化学平衡和反应速率4 氧化还原反应和能源的开发利用 第三章水溶液中的化学反应与水体保护1 弱酸弱碱溶液初步2 沉淀与溶解反应及应用3 配位反应第四章物质的结构与材料性质1 核外电子运动的状态2 元素周期表金属材料3 化学键与分子间作用力第五章化学反应和材料的保护 选学 1 金属腐蚀的发生2 金属腐蚀与保护 1 1气体 第一章物质的状态 1 2溶液 1 理想气体状态方程式 2 气体分压定律 道尔顿 1 1气体 一 理想气体 气体的最基本特征 具有可压缩性和扩散性 分子本身不占体积 分子间没有相互作用力的气体称为理想气体 理想气体实际上不存在 是一种科学的抽象 人们将符合理想气体状态方程式的高温 低压的真实气体 称为理想气体 理想气体分子之间没有相互吸引和排斥 分子本身的体积相对于气体所占有体积完全可以忽略 1 理想气体状态方程式 理想气体分子体积与气体体积相比可以忽略不计分子之间没有相互作用力 pV nRTR 摩尔气体常量 8 314J 1mol 1K 1在标态下 即p 101 325kPa T 273 15K n 1 0mol时 Vm 22 414L 22 414 10 3m3 R 8 314kPa L mol 1 K 1 理想气体状态方程式 1 计算p V T n四个物理量之一 2 气体摩尔质量的计算 二 理想气体状态方程式的应用 用于高温 低压的真实气体 pV nRT 注意单位的统一 3 气体密度的计算 组分气体 理想气体混合物中每一种气体叫做组分气体 分压 组分气体B在相同温度下占有与混合气体相同体积时所产生的压力 叫做组分气体B的分压 2 分压定律 分压定律 混合气体的总压等于混合气体中各组分气体分压之和 即p p1 p2 或p pB n n1 n2 分压的求解 xB B的摩尔分数 1 2溶液 一 分散系 1 分散系和相 2 单相体系和多相体系 二 溶液及其浓度的表示方法三 稀溶液的依数性 自学 一 分散系 1 分散系和相一种或几种物质以细小的粒子分散在另一种物质中所形成的体系称分散系 如糖水 泥水 分散质 分散相分散剂 分散介质分散体系中物理性质和化学性质完全相同的一部分称为相 2 单相体系 均相体系 和多相体系 不均匀 分子分散系 小于1nm 胶体分散系 1 100nm 和粗分散系 大于100nm 二 溶液和溶液浓度的表示法 1 溶液一种物质以分子 原子或离子状态分散于另一种物质中所构成的均匀而稳定的体系叫做溶液 可分为 液态溶液 水溶液和非水溶液 如乙醇 气态溶液 如空气 固态溶液 如金属合金 溶剂和溶质形成溶液的过程表现出化学反应的某些特征 放热 吸热 体积缩小 体积增加 溶解过程是一个物理化学过程 2 溶液浓度的表示方法 1 质量摩尔浓度 mB 溶质的物质的量 溶剂的质量 mol kg 1 2 物质的量浓度 CB nB V 溶质的物质的量 溶液体积 mol m 3 3 质量分数 w m溶质 m溶液 4 摩尔分数 XB XB nB n总 混合物中各物质的摩尔分数之和等于1 5 体积分数 V溶质 V溶液 第三章化学反应速率和化学平衡 3 1化学反应速率的定义及表示方法3 2化学反应速率理论简介3 3影响化学反应速率的因素 第一部分化学反应速率 3 1化学反应速率的定义及表示方法 传统定义 指在一定条件下 某化学反应的反应物转变为生成物的速率 对于一般的化学反应 aA bByY zZ 平均速率与瞬时速率 平均速率与瞬时速率 例 用不同物质求反应速率 2N2O5 4NO2 O2 C mol L 一碰撞理论 以气体分子运动论为基础 主要用于气相双分子反应 对于反应 3 2化学反应速率理论简介 3 活化分子 具有等于或大于临界能的分子 4 活化能 将反应物分子转变为活化分子所需的能量 等于活化分子具有的平均能量 与反应物分子的平均能量 之差 每一个反应都有其特定的活化能 可以通过实验测定得知 1 有效碰撞 能发生反应的分子间的碰撞 2 临界能 分子发生有效碰撞所必须具备的最低能量 NO与O3反应的示意图 发生反应的两个基本前提 1 发生碰撞的分子应有足够高的能量 2 碰撞的几何方位要适当 碰撞理论较好地解释了有效碰撞 但其不能说明反应过程及其能量的变化 为此 过渡状态理论应用而生 二 过渡状态理论 以量子化学对反应过程中能量变化的研究为依据 认为从反应物到生成物之间存在一个过渡态 不只是通过反应物分子之间的简单碰撞就能完成 即碰撞后首先形成一种不稳定的活化配合物 然后再分解为产物 例 对反应 NO O3 NO2 O2 三 活化能与反应速率 浓度影响 当温度一定 某反应的活化能也一定 则反应系统的活化分子数一定 当浓度增大时 活化分子百分数增多 反应速率增大 温度影响 当浓度一定 温度升高 活化分子百分数增多 反应速率增加 一 浓度 或压力 对反应速率的影响 1 基元反应和非基元反应 基元反应 3 3影响化学反应速率的因素 由反应物一步生成生成物的反应 没有可以用实验方法检测到的中间产物 即由反应物分子在碰撞中一步直接转化为生成物分子的反应 意义 通过实验一旦证实某一有确定反应物和生成物的反应为基元反应 就可以根据化学反应计量方程式直接写出其速率方程式 非基元反应 如 则 为基元反应 由两个或两个以上的基元反应组合而成的总反应 如 为由下列两步组成的复合反应 快 慢 2 质量作用定律 大量实验基础上总结的 1 内容 在一定温度下 对于任一基元反应 aA bBcC dD 2 注意 只适用于基元反应 稀溶液中溶剂参加的化学反应 其速率方程中不必列出溶剂的浓度 注 固体或纯液体参加的化学反应 如果它们不溶于其它反应介质 则不必把固体或纯液体的 浓度 项列入速率方程式中 v kcca A cb B 书写速率方程式应注意的几点 对于任意的化学反应 不一定是基元反应 反应级数k 反应速率常数零级反应mol L 1 s 1一级反应s 1二级反应 mol L 1 1 s 通过实验确定其值 例 乙醛分解 实验测得不同浓度时的速率如下 乙醛浓度mol l 1 0 100 200 300 40速率mol l 1 s 1 0 020 0810 1820 318求 1 此反应是几级反应 写出速率方程 2 求反应的数率常数k 3 乙醛浓度为0 15mol l 1时的瞬时速率 解 1 设速率方程为 2 3 二温度对反应速率的影响 Arrhenius方程 1 Arrhenius方程式 2 Arrhenius方程式的应用 3 对Arrhenius方程的进一步分析 1 Arrhenius方程式 k与温度有关 T增大 一般k也增大 如 氢氧爆炸反应 但k T不是线性关系 影响反应速率的因素有两个 k和C1884年 荷兰物化家归纳出一条经验规律 反应速率方程 k T关系图 k T图 lnk 1 T图 Arrhenius方程1889年 阿累尼乌斯 Arrhenius 在实验基础上提出了反应速率常数与温度的定量关系式 2 Arrhenius方程式的应用 1 已知 求 2 求出后可以推知时的 3 Arrhenius方程的进一步分析 a温度升高 k增大 一般反应温度每升高k将增大2 4倍 b对同一反应 升高一定温度 在高温区反应速率值增加较少 而在低温区增加较多 因此对于原本反应温度不高的反应 可采用升温的方法提高反应速率 c对不同反应 升高相同温度 Ea大的反应k增大的倍数多 因此升高温度对反应慢的反应有明显的加速作用 三 催化剂对反应速率的影响 研究表明 在化学反应前后 虽然催化剂的组成 质量和化学性质不发生变化 但在许多催化反应中 其实际上参与了化学反应 而且发生相应的变化 只不过在反应后又被复原 如 2S2O O2 SO3 慢 加入NO后 2NO O2 2NO2 较快 NO2 SO2 SO3 NO 很快 a 改变的原因 改变了反应的历程 降低了活化能 正 逆反应的活化能同时变小 催化剂 存在少量就能加快 或减慢 反应 而本身在反应最后并无损耗的物质 催化剂对反应活化能的影响 1 只能通过改变反应途径来改变反应速率 不能改变反应的焓变 方向 限度以及反应的平衡组成 2 可以加快 或减慢 反应速率 3 同时降低了正 逆反应的活化能 4 催化剂具有选择性 5 对于确定的反应 温度一定时 采用不同的催化剂一般有不同的k值 b 催化剂的特点 第二部分化学反应平衡 3 4化学平衡与标准平衡常数 3 5化学平衡的移动及其影响因素 3 4 1可逆反应与化学平衡3 4 2用等温式判断化学反应的方向和限度 3 4化学平衡与标准平衡常数 3 4 1可逆反应与化学平衡 一 可逆反应与不可逆反应大多数化学反应都是可逆的 例如 在密闭容器中 可逆反应不能进行到底 有些非可逆反应几乎能进行到底 例如 2KClO3 s 2KCl s 3O2 g 在一定条件下 可逆反应处于正逆反应速率相等的状态下 特征 1 从客观上 系统的组成不再随时间而变 2 化学平衡是动态平衡 3 平衡组成与达到平衡的途径无关 二 化学平衡 三平衡常数 1 实验平衡常数 对于反应 2标准平衡常数表达式 对于一般的化学反应 注意 1 实验平衡常数有单位 而标准平衡常数是无单位的 是无量纲的量 2 K是温度的函数 与浓度 分压无关 3 K的表达式必须与化学反应计量式相对应 4 固体 纯液体或稀溶液中溶剂的 浓度项 不必列出 例 对于气相反应 对于溶液中的反应Sn2 aq 2Fe3 aq Sn4 aq 2Fe2 aq 例 对于可逆反应 当几个反应式相加得到另一个反应式时 其平衡常数即等于几个反应的平衡常数的乘积 3 多重平衡规则 例 1 N2 g O2 g 2NO g 2 2NO g O2 g 2NO2 g 3 N2 g 2O2 g 2NO2 g 1 2 3 K1 K2 K3 3 1 2 K3 K1 K2 例题 已知25 时反应 1 2BrCl g Cl2 g Br2 g 的 0 45 2 I2 g Br2 g 2IBr g 的 0 051计算反应 3 2ClBr g I2 g 2IBr g Cl2 g 的 解 反应 1 2 得 2ClBr g I2 g 2IBr g Cl2 g 3 4 2用等温式判断化学反应的方向和限度 标态下 处于化学平衡时 标态下 任意态时 对气体 也可用压强来表示 Gibbs函数与反应商判据 等温方程式 由此式可见 对于吸热反应 温度升高 K 增大 对于放热反应 温度升高 K 减小 注意 Arrhenius方程 例 试判断下列反应 N2 g 3H2 g 2NH3 g 1 在298 15K 标准态下能否自发进行 2 298 15K时该反应的 解 1 N2 g 3H2 g 2NH3 g kJ mol 1 00 16 5 2 16 5 kJ mol 1 33 0kJ mol 1 0 故在298 15K 标准态时 合成氨反应能自发正向进行 2 三标准平衡常数的应用 1判断反应的程度2预测反应的方向3计算平衡的组成 1判断反应的程度 K 愈大 反应进行得愈完全 K 愈小 反应进行得愈不完全 K 不太大也不太小 如10 3 K 103 反应物部分地转化为生成物 反应商判据 QK 反应逆向进行 2预测反应方向 3计算平衡组成 例1 反应CO g Cl2 g COCl2 g 在恒温恒容条件下进行 已知373K时K 1 5 108 反应开始时 c0 CO 0 0350mol L 1 c0 Cl2 0 0270mol L 1 c0 COCl2 0 计算373K反应达到平衡时各物种的分压和CO的平衡转化率 解 由pV nRT pB CBRTCO g Cl2 g COCl2 g 开始cB mol L 1 0 03500 02700开始pB kPa108 583 70变化pB kPa 83 7 x 83 7 x 83 7 x 平衡pB kPa24 8 xx 83 7 x 注 因为K很大 x很小 取 83 7 x83 7 24 8 x24 8 平衡时 p CO 24 8kPap Cl2 2 3 10 6kPap COCl2 83 7kPa 例2 已知反应 2NO2 g 2NO g O2 g 若NO2的起始浓度为1 0mol L NO2的分解率为3 3 10 3 求平衡时各物质的浓度和实验平衡常数Kc 解 2NO2 g 2NO g O2 g 起始浓度 mol L 1 000平衡浓度 mol L 1 0 3 3 10 53 3 10 51 6 10 5所以 3 5化学平衡的移动及其影响因素 3 5 1浓度对化学平衡的影响3 5 2压力对化学平衡的影响3 5 3温度对化学平衡的影响3 5 4LeChatelier原理 3 5 1浓度对化学平衡的影响 化学平衡的移动 当外界条件改变时 化学反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程 因 G G RTlnQ 由此可知 T Q值发生变化 即浓度 压力 温度都会使原来平衡发生移动 1 QK 逆向移动 由于 G RTlnK 所以 G RTlnK RTlnQ RTln Q K 化学反应的等温方程式 当c 反应物 增大或c 生成物 减小时 QK 平衡向逆向移动 对于溶液中的化学反应 平衡时 Q K 3 5 2压力对化学平衡的影响 一对气态物质而言的可逆反应 在T不变时 改变P 可能使平衡移动 且平衡总是向着压力改变的方向移动 对反应 aA g bB g cC g dD g 1 当a b c d时 P改变 不会导致平衡移动 因