《无机化学》教案

无机化学教案 重庆三峡学院生物系无机化学教案教学对象生物系10级各本科专业理论课时28学时主讲教师刘仁华（硕士，讲师）教师单位生物系时间xx0年9月前言（1学时）介绍无机及分析化学的发展历史，以及在生物学科发展过程中的作用和与其他学科的关系。 第一章气体（1学时）1-1理想气体的状态方程式波义尔定律当n和T一定时，气体的V与p成反比V1/p （1）查理-盖吕萨克定律n和p一定时，V与T成正比VT （2）阿佛加德罗定律p与T一定时，V和n成正比Vn （3）以上三个经验定律的表达式合并得VnT/p （4）实验测得 （4）的比例系数是R，于是得到pV=nRT （5）这就是理想气体状态方程式该方程式表明了气体的压力（P）、体积（V）、温度（T）和物质的量（n）之间的关系。 R称摩尔气体常数。 例1-1在73.3kPa和25摄氏度下收集到250mL某气体，称重得到其净质量为0.118g，求该气体的相对分子质量。 解根据下式PV=mMRT0.11810kg8.315kP a.L.K.m ol298K=-3-3-1-1M=m RTPV73.3kP a25010L-1-1-3=16.010kg.m ol=16.0g.m ol所以该气体的相对分子质量为16.01-2道尔顿（Dalton）气体分压定律1801年道尔顿通过实验发现，混合气体的总压力等于各组分气体的分压力之和。 这就是道尔顿分压定律。 1如果用p1，p2?表示气体1，2?的分压力，p代表总压力，则道尔顿分压定律可以表示为p=p1+p2+?=p i设有一混合气体，有i个组分，p i和n i分别表示各组分的分压和物质的量，V为混合气体的体积，则n iPi=R TV （6）由道尔顿分压定律得p=p i= （7）混合物中某组分的摩尔分数即为该组分的物质的量占混合物中总物质的量的分数。 表示混合气体某组分的分压力等于该组分的摩尔分数与混合气体总压力的乘积。 这是道尔顿分压定律的另一种表达形式。 *只有理想气体才严格遵守道尔顿分压定律，实际气体只有在低压和高温下才能近似适用。 道尔顿分压定律对于研究气体混合物非常重要。 在实验室中经常用排水取气法收集气体（图1）。 用这种方法收集的气体总是含有饱和的水蒸气。 在这种情况下测得的压力应该是混合气体的总压力，即p（总压）=p（气体）+p（水蒸气），水的饱和蒸气压仅与水的温度有关。 气体的分压力应该是总压力减去该温度下的饱和水蒸气压。 1-3溶液 一、分散系 1、分散系定义一种或几种物质以细小的粒子分散在另一种物质里形成的体系称分散系。 被分散的物质称分散质（或称分散相）；把分散质分散开来的物质称分散剂（或称分散介质）。 2、相把体系中物理化学性质和化学性质完全相同的一部分称为相。 （1）单相体系只有一个相的体系称单相体系（或均相体系）。 （2）多相体系有两个或两个以上相的体系称多相体系。 23、溶液溶液是指分散质以分子或比分子更小的质点（如原子或离子）均匀地分散在分散剂中所得的分散系。 二、稀溶液的通性 （1）溶液的蒸汽压水蒸气压在蒸发与凝聚平衡时，密闭容器中纯水面上的蒸气压力称为饱和水蒸气压，简称水蒸气压。 （2）溶液的沸点和凝固点沸点当某一液体的蒸气压等于外界压力时，液体即沸腾，这时的温度就是该液体的沸点。 凝固点凝固点是物质的液相和固相达到平衡时的温度。 从蒸气压角度来看，也就是物质的液相蒸气压和固相蒸气压相等时的温度。 （3）渗透压渗透压溶剂分子通过半透膜自动扩散的过程称渗透。 为了在半透膜两边维持渗透平衡而需要施加的压力就是渗透压。 第二章化学热力学基础（3学时）化学热力学主要解决化学反应中的两个问题 （1）学反应中能量是如何转化的； （2）学反应朝什么方向进行，及其限度如何。 2-1基本概念 一、体系和环境体系我们研究的对象，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及能量的交换关系，可以将体系分为三类1）敞开体系既有能量交换，又有物质交换；2）封闭体系有能量交换，无物质交换；3）孤立体系既无物质交换，又无能量交换。 3 二、状态和状态函数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.状态函数确定体系状态的物理量，称为状态函数。 例如某理想气体体系n=2mol，p=1.01310Pa，V=44.8dm，T=273K这就是一种状态。 是由n、p、V、T所确定下来的体系的一种存在形式。 因而n、p、V、T都是体系的状态函数。 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，则体系的状态发生变化。 三、始态和终态始态体系变化前的状态称为始态；终态体系变化后的状态称为终态。 状态变化的始态和终态一经确定，则状态函数的改变量是一定的。 四、过程和途径53过程体系的状态发生变化，从始态到终态，则称体系经历了一个热力学过程，简称过程。 若体系在等温条件下发生了状态变化，称为“等温过程”；若体系在等压条件下发生了状态变化，称为“等压过程”；若体系在恒定体积条件下发生了状态变化，称为“等容过程”；若体系变化时和环境之间无热量交换，则称之为“绝热过程”。 途径完成一个热力学过程，可以采取多种不同的方式。 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。 2-2热力学第一定律 一、热和功 （1）概念热当两个温度不同的物体相互接触时，热的要变冷，冷的要变热，在两者之间发生了能量的交换。 这种由于温差引起的能量传递称为热，用符号Q表示。 4功在热力学中，除热以外，其它各种被传递的能量都称功，用符号W表示。 功通常分为体积功和非体积功。 化学反应中体系只做体积功。 （2）热和功的符号规定本教材中规定1体系吸收热量，Q为正值；体系放出热量，Q为负值。 如Q=30J，表示体系吸热30J；Q=40J，表示体系放热40J。 2体系对环境做功，W为正值；环境对体系做功，W为负值。 如W=20J表示体系对环境做功20J；W=10J表示环境对体系做功10J。 二、热力学能热力学能是体系内部所有能量之和，包括分子原子的动能，势能，核能，电子的动能以及一些尚未研究的能量。 热力学上用符号U表示热力学能（经常称为内能）。 虽然体系的内能尚不能求得，但是体系的状态一定时，内能是一个固定值。 因此，热力学能U是体系的状态函数。 三、第一定律的内容能量具有各种不同的形式，它们之间可以相互转化，而且在转化过程中能量的总值不变，这就是热力学第一定律。 用下面的方程式表示U=QW体系热力学能的改变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。 例某过程中，体系吸热100J，对环境做功20J。 求体系的内能改变量。 解由第一定律表达式U=QW=10020=80(J)体系的内能增加了80J。 环境的内能改变量怎样求得？从环境考虑，吸热100J，做功20J，所以U环=(100)(20)=80(J)，环境的内能减少了80J。 2-3热化学 一、化学反应的热效应5当体系发生化学变化后，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。 二、等容反应热、等压反应热和焓 1、等容反应热若体系在变化过程中，体积始终保持不变（V=0），体系不做体积功，即W=pV=0，根据热力学第一定律则有Q v=U+W=U等容过程中，体系吸收的热量Q v全部用来增加体系的热力学能。 2、等压反应热若体系在变化过程中，压力始终保持不变（p=0），根据热力学第一定律则有Q p=U+W=U+pV=U2-U1+p（V2-V1）=（U2+pV2）-(U1+pV1) 3、焓等压过程中，体系吸收的热量Q p等于终态和始态的（U+pV）之差。 U、p、V是状态函数，它们的组合（U+pV）当然也是状态函数。 为了方便起见，把这个新的状态函数叫做焓，用H表示。 H=U+pV上式可以简化为Q p=H2-H1=H由此可见，等压过程中，体系吸收的热量全部用来增加体系的焓。 所以等压反应热就是体系的焓变，用H表示。 由上可知，在等压变化中，体系的焓变和热力学能的变化之间的关系为H=U+pV当反应物和生成物都处于固态和液态时，反应的体积变化（V）很小，pV可以忽略，所以HU。 对有气体参加的反应，V值较大。 应用理想气体状态方程式可以得到pV=p（V2-V1）=（n2-n1）RT=（n）RT式中n为气体生成物的物质的量减去气体反应物的物质的量。 将上式子代入式（2-6）中得6H=U+（n）RT例在373K和101.3kPa下，2.0摩尔的H2和1.0摩尔的O2反应，生成2.0摩尔的水蒸气，共放出484kJ的热量，求该反应的H和U。 解因为反应是在等压条件下进行的，所以H=Q p=-484kJ.molU=H（n）RT=-484484kJ.mol2-（2+1）8.3110kJ.K.mol=-481kJ.mol 三、热化学方程式 1、热化学方程式定义在热化学中，把标有反应热效应的方程式叫做热化学方程式。 书写热化学方程式注意的几个问题 （1）、应在H的右下角注明温度值，如果不注明则表示298K； （2）、注明反应物和生成物的物态，对于固态物质应注明其结晶状态，例如1H2(g)+1/2O2(g)H2O(g)H=241.8kJmol (1)-311373K H2(g)+1/2O2(g)H2O(l)H=285.8kJmolC(石墨)+O2(g)CO2(g)H=393.5kJmol11 (2) (3)1C(金刚石)+O2(g)CO2(g)H=395.4kJmol （3）、热效应的数值与一定形式的化学方程式相对应，例如 (4)H2(g)+1/2O2(g)H2O(l)H=285.8kJmol2H2(g)+O2(g)2H2O(l)H=571.6kJmol （4）、互逆的两个反应的热效应值相等，符号相反，例如1 (5) (6)1H2(g)+1/2O2(g)H2O(g)H=241.8kJmol1 (7) (8)H2O(g)H2(g)+1/2O2(g)H=+241.8kJmol （5）、吸热反应的H0；放热反应的H0，当T2T1时，K2K1，平衡右移；T2 对于放热反应，rHT1时，K2K1，平衡右移。 结论无论是吸热反应还是放热反应，升高温度平衡都向吸热反应的方向移动；降低温度平衡向放热反应的方向移动。 Le Chatelier原理如果对平衡施加一种作用，则平衡就向着减弱这一作用的方向移动。 第四章解离平衡（6学时）4-1弱电解质的解离平衡和强电解质 一、弱电解质和强电解质 1、解离度（电离度）解离度就是电解质在溶液中达到平衡时的解离百分率，即 2、解离度的特点 （1）和电解质的本性有关； （2）和浓度有关。 随溶液的稀释而增大； （3）温度对一般电解质的影响不大，只有水例外，当温度升高时，水的明显增大； （4）和溶剂的介电常数D有关。 （5）同离子效应和盐效应影响。 3、弱电解质和强电解质理论上，解离度=1的电解质叫强电解质；解离度1的电解质叫弱电解质。 二、弱电解质的解离平衡 261、一元弱酸的解离平衡酸解离常数 2、一元弱碱的解离平衡碱解离常数 3、解离常数的特点 （1）无论是酸解离常数还是碱解离常数，与电解质溶液的浓度无关。 （2）与温度有关，但随温度变化不大。 4、解离常数的应用 （1）在相同温度下，根据弱电解质（同类型）解离常数的相对大小，可以判断弱电解质的相对强弱。 解离常数越大，表示弱电解质的解离能力越强；反之，解离常数越小，表示弱电解质的解离能力越弱。 （2）根据解离常数，应用解离常数表达式可以计算在一定浓度下弱电解质溶液中的有关离子浓度（如H+或OH-）。 一元弱酸的H+的计算（近似方法，即忽略水的解离）H+=c.+MOH M+O H-+-HB H+BK a=H+/cB-/cH B/cK b=M+/cO H-/cM OH/cK a.()c/c例在18时，求0.010M HAc中的H+。 解c/Ka=0.010/1.7610=568380所以可以利用近似公式计算-5H+=1m ol.L-11.7610-50.010m ol.L-11m ol.L-1=4.210-4m ol.L-127一元弱碱的OH-的计算（近似方法，即忽略水的解离）.和弱酸的解离相比较，弱碱的解离主要不同在于解离出OH-而不是H。 所以上述计算弱O H-=c.K b(c/c）+酸溶液中H的原则同样适用于弱碱溶液中OH-的计算。 例计算0.100mol.L氨水溶液的OH-。 解氨水（NH3.H2O）在溶液中存在下面的解离平衡设有x mol.LOH-生成，则起始浓度0.10000平衡浓度0.100-xxx所以，0.100-x