无机化学课件

无机化学第一章化学基础知识第二章化学热力学基础第三章化学反应速率第四章原子结构和元素周期律第五章分子结构与化学键理论第六章化学平衡第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第八章氧化还原反应第九章配位化合物第十章常见的非金属元素及其化合物第十一章金属元素及其生物学效应第十二章无机化学实验部分目录第一章化学基础知识第一节物质的量第二节溶液的浓度第三节化学方程式及根据化学方程式的计算第一章化学基础知识【学习目标】理解物质的量的单位——摩尔、摩尔质量、气体标准摩尔体积、物质的量浓度等基本概念以及它们之间的相互关系和有关计算，学会溶液的稀释、质量分数与物质的量浓度间的换算等计算。掌握根据化学方程式进行计算的类型和一般方法，了解热化学方程式的意义及书写方法。第一章化学基础知识第一节物质的量一、物质的量１.基本单元基本单元是指物质体系的结构微粒或根据需要指定的特定组合体。基本单元可以是分子、原子、离子、电子、中子及其他粒子，或是这些粒子的特定组合。２.物质的量的单位——摩尔(ｍｏｌ)物质之间的反应，总是按一定个数的原子、分子或离子进行的。摩尔的定义为:摩尔是一系统的物质的量ꎬ该系统中所包含的基本单元数与０.０１２ｋｇ１２Ｃ的原子数目相等。二、摩尔质量摩尔质量(Ｍ)的定义为:物质Ｂ的摩尔质量就是单位物质的量的Ｂ物质的质量。简单地说就是ｌｍｏｌ物质Ｂ的质量。单位通常是ｇ/ｍｏｌ。第一章化学基础知识第一节物质的量三、气体的标准摩尔体积对于固态和液态物质，因为结构微粒间的距离很小，体积的大小主要决定于原子、分子或离子的大小，所以ｌｍｏｌ各种物质的体积是不相同的。第一章化学基础知识第二节溶液的浓度溶液通常是指溶质以分子或离子状态分散于溶剂中所构成的均匀而稳定的体系。我们所接触的多为以水为溶剂的溶液，称为水溶液。通常若不加以说明的溶液都是指水溶液。一、溶液中溶质的质量分数溶质Ｂ的质量与溶液的质量之比称为溶质Ｂ的质量分数。第一章化学基础知识第二节溶液的浓度二、溶液的浓度溶液的浓度，也可称为溶液的物质的量浓度。用ｃＢ表示，其定义为:第一章化学基础知识第三节化学方程式及根据化学方程式的计算一、化学方程式化学方程式是表示物质化学反应的式子。化学方程式都是以实验为依据的，不可主观臆造。化学方程式的书写通常依下列步骤进行。(１)写出反应物和生成物的化学式反应物的化学式在左边，生成物的化学式在右边。(２)注明反应条件如加热(温度)、压力、催化剂、光照等，常温、常压通常省略，生成的气体和沉淀通常分别用“↑”和“↓”标明。(３)配平遵循质量守恒定律，给各反应物和生成物的化学式前配上计量数(通常为正整数)，使左、右两边各种元素的原子个数相等。第一章化学基础知识第三节化学方程式及根据化学方程式的计算二、热化学方程式化学反应中，常伴随着能量的变化，这种能量的变化通常表现为反应吸热和放热。化学反应吸收和放出的热量称为反应的热效应，即反应热。表明化学反应与热效应关系的方程式称为热化学方程式。书写热化学方程式通常要注意下列几点。①要注明各物质的聚集状态。②要注明反应条件——温度和压力(常温、常压通常略去)。③要写出反应的热效应。第一章化学基础知识第三节化学方程式及根据化学方程式的计算三、原料利用率和产品产率原料利用率和产品产率分别定义如下:四、根据化学方程式的计算根据化学方程式进行计算的一般步骤是:①正确写出化学方程式；②依题意在化学方程式下注明相关物质间的量的关系；③列出比例式，求出未知数；④作答。第二章化学热力学基础第一节热力学基本概念第二节热力学定律第二章化学热力学基础【学习目标】掌握盖斯定律、标准生成焓、标准燃烧热及有关计算，利用吉布斯自由能判断化学反应的方向和限度。熟悉内能、焓、熵、吉布斯自由能。了解系统性质、状态函数。第二章化学热力学基础第一节热力学基本概念一、系统和环境研究任何问题需要确定具体的研究对象。热力学中把研究的对象与其余的分开，其分隔的界面可以是实际的，也可以是想象的。这种被划定的研究对象称为系统，与系统密切相关、影响所能及的部分则称为环境。根据系统与环境之间在物质和能量方面的交换情况，可将系统分为以下三类:１.敞开系统系统与环境之间既有物质的交换，又有能量的交换。２.封闭系统系统与环境之间没有物质的交换，只有能量的交换。３.隔离系统系统与环境之间没有物质的交换，又无能量的交换，也称为孤立系统。第二章化学热力学基础第一节热力学基本概念二、状态和状态函数温度、压力、体积、物质的量等是用来描述系统的宏观物理量，称为性质。若其数值与系统中物质的数量成正比，即具有加和性，则属于广度性质，若其数值与系统中物质的数量无关，仅由物质本身的特性所决定，则属于强度性质。１.状态状态是系统内各种性质的综合表现。２.状态函数系统的性质只取决于系统目前所处的状态，而与所经历的过程无关。第二章化学热力学基础第一节热力学基本概念三、过程和途径系统状态发生的任何变化都称为热力学过程ꎬ简称过程，完成这个过程的具体步骤称为途径。根据过程的发生条件，可以分为以下四种类型。１.等温过程系统的始态温度与终态温度相同，并等于环境温度的过程。２.等压过程系统的始态压力与终态压力相同，并等于环境压力的过程。３.等容过程系统的体积恒定不变的过程。４.绝热过程系统和环境间没有热交换的过程。第二章化学热力学基础第一节热力学基本概念四、热、功和热力学能热力学中，系统和环境进行的能量交换或传递的方式有两种形式:热和功。热为系统和环境间因存在的温度差而传递的能量，用符号Ｑ表示，单位为Ｊ。Ｑ的取值规定:系统从环境得到热，即系统吸热，则Ｑ>０，系统将热释放给环境，即系统放热，则Ｑ<０。系统与环境间除热以外的其他各种形式传递的能量统称为功，用符号Ｗ表示，单位也为Ｊ。Ｗ的取值规定:环境对系统做功，Ｗ>０，系统对环境做功，Ｗ<０。热力学所研究的是宏观静止的平衡系统，当不考虑整体运动也不受外力场影响的情况下，系统内部所有微观粒子具有的能量总和称为内能，也称为热力学能，用符号Ｕ表示，单位为ｋＪ.ｍｏｌ－１。第二章化学热力学基础第一节热力学基本概念五、自发过程和限度自然界中一切变化都有一定的方向。自发过程具有如下共同的基本特征:１.单向性自发过程都是单向的，有明显的方向。２.具有做功能力例如，水从水位高的地方流下时可以推动水轮机做功。３.有一定限度例如，水流到低处就不再流动，在一定条件下，化学反应进行到平衡状态就达到反应的极限，这时宏观上化学反应便停止，各物质浓度不再变化。第二章化学热力学基础第二节热力学定律人们在无数实验事实的基础上总结出热力学第一定律和热力学第二定律，热力学第一定律是研究化学过程及与化学密切相关的物理过程中的能量转换关系，热力学第二定律是研究一定条件下，指定的热力学过程的变化方向及可能达到的最大限度。一、热力学第一定律自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同的形式，能够从一种形式转化为另一种形式，在转化中能量的总值保持不变。将此能量守恒定律应用于热现象领域，就是热力学第一定律。若系统从始态变到终态，从环境吸收热量Ｑ，同时环境对系统做功Ｗ，根据热力学第一定律，热力学能的变化值为:第二章化学热力学基础第二节热力学定律二、化学反应的热效应(一)焓变：系统变化过程中保持体积不变，与环境交换的热量称为等容热，用符号ＱＶ表示。(二)化学反应热：对于不做非膨胀功的化学反应系统，在反应物与产物的温度相等的条件下，反应系统吸收或放出的热称为化学反应热。(三)盖斯定律：标出热效应和物质状态的化学计量方程，称为热化学方程式。(四)化学反应的焓变１.标准生成焓由于焓Ｈ的绝对值无法确定，因此无法由式(２－６)求出ΔｒＨ。２.标准燃烧焓大多数有机化合物由于很难由单质直接合成，所以不易由生成焓求算有机化合物的反应热。第二章化学热力学基础第二节热力学定律三、热力学第二定律(一)熵与熵变热力学第一定律描述了自然界中一切变化前后能量存在转移或转化，总值却保持不变，但总值保持不变的情况不一定会自发进行。熵值具有的一般规律是:１.当物质的聚集状态发生变化时，熵值也发生改变。２.在相同物理状态下，复杂分子比简单分子具有较高的熵值，因为复杂分子中含有较多运动着的原子，能造成较大的混乱度。３.Ｓ(高温)>Ｓ(低温)，因为温度升高，质点动能加大，混乱度增加。４.对于气态物质，Ｓ(低压)>Ｓ(高压)，因为增大压力会使质点限制在较小的空间里运动。第二章化学热力学基础第二节热力学定律(二)吉布斯自由能与化学反应的方向和限度无论采用系统取得最低能量还是最大混乱度作为自发过程的判据，都不太全面，将两者结合，才最具有实用性和正确性。第三章化学反应速率第一节化学反应速率第二节影响化学反应速率的因素第三章化学反应速率【学习目标】１.了解化学反应速率定义，掌握对同一反应式用不同物质浓度的变化表示反应速率的方法。２.了解浓度、温度和催化剂对反应速率的影响。３.了解化学平衡概念，掌握平衡常数Ｋｃ、Ｋｐ的表达式，并能应用平衡常数进行有关化学平衡的计算。４.了解勒夏特列原理在化工生产中应用时必须注意的几项原则。第三章化学反应速率第一节化学反应速率一、化学反应速率概念各种化学反应进行的快慢相差很大，有些反应进行得很快，几乎在一瞬间就能完成，例如酸碱中和反应、爆炸反应，有些进行得很慢，甚至经长年累月也察觉不出有什么明显变化，例如在常温下氢与氧化合成水的反应。化学反应速率是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的。二、化学反应速率的表示方法在化学反应中，反应物的减少与生成物的增加是按化学反应方程式表示的定量关系进行的。例如:第三章化学反应速率第二节影响化学反应速率的因素一、浓度、压力对化学反应速率的影响我们知道，可燃物质在氧气中燃烧比在空气中快得多，因为氧气能助燃，它比空气中的含氧量高，因此燃烧得快。为了解反应物浓度与反应速率的定量关系，进行如下的实验:分别往如下编号的四只烧杯中加入Ｎａ２ＳＯ３和Ｈ２Ｏ，最后在同一温度下边搅拌边将ＫＩＯ３溶液加入到四只烧杯内ꎬ记录溶液变蓝的时间。人们经过长期的、大量的实验，总结出了有关反应速率与反应物浓度的定量关系式:在恒温下，对简单的化学反应，反应速率与反应物浓度方次的乘积成正比(反应物浓度的方次等于反应式中分子式前的系数)，这一关系叫做质量作用定律。第三章化学反应速率第二节影响化学反应速率的因素二、温度对化学反应速率的影响温度对化学反应速率的影响非常明显。第三章化学反应速率第二节影响化学反应速率的因素三、催化剂对化学反应速率的影响我们把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叫催化作用，有催化剂参加的反应叫催化反应。催化剂也有能延缓某些反应速率的ꎬ这类催化剂叫负催化剂。催化剂是具有选择性的。所谓选择性是指特定的催化剂只能催化特定的反应。催化剂的这种特殊的选择性，在化工生产中的意义特别重大，在生产中，往往一种新型催化剂的出现，能引起生产的巨大变革，所以国内外很多人都在从事催化剂的研究工作。第四章原子结构和元素周期律第一节微观粒子的运动特征第二节多电子原子结构第三节电子层结构与元素周期系第四章原子结构和元素周期律【学习目标】１.掌握四个量子数的物理意义，核外电子的排布规则及方法，常见元素的电子结构式。２.熟悉原子轨道和电子云的角度分布图，核外电子排布与元素周期系之间的关系。３.了解核外电子运动的特征，波函数的意义，有效核电荷、原子半径、电离能、电子亲和能和元素的电负性。第四章原子结构和元素周期律第一节微观粒子的运动特征原子、分子和离子是构成物质的基本微粒。原子是由带正电荷的原子核和带负电荷的电子组成。原子核具有复杂结构，它是由带正电荷的质子和不带电荷的中子组成，电子、质子、中子等称为基本粒子。它们都有确定的质量与电荷，对于原子中核外电子的分布规律和运动状态等问题的研究，则是从氢原子光谱实验开始的。一、氢原子光谱和玻尔理论(一)氢原子光谱太阳或白炽灯发出的光通过三角棱镜的分光作用，在光谱图上形成一条红、橙、黄、绿、青、蓝、紫连续的色带ꎬ这种光谱叫连续光谱。第四章原子结构和元素周期律第一节微观粒子的运动特征(二)玻尔氢原子理论１９１３年丹麦物理学家Ｎ.Ｂｏｈｒ依据上述量子论的基本观点，提出核外电子运动假设:１.定态规则假设核外电子沿着具有一定能量或一定半径(ｒ)的轨道上绕核运动，在这些轨道上运动着的电子既不辐射也不吸收能量，这些稳定的能量状态称为定态。２.量子化条件电子运动轨道的角动量Ｌ是量子化的，即３.跃迁规则核外电子吸收能量时，可以从低能态轨道跃迁到高能态轨道。第四章原子结构和元素周期律第一节微观粒子的运动特征二、氢原子结构的量子力学模型电子、中子、质子等微观粒子相对于子弹、飞机、火车等宏观物体，具有特殊的性质和完全不同的运动规律。(一)微观粒子运动的基本特征１９世纪，人们发现了光的干涉和衍射现象，说明光具有波动性。光电效应和氢原子光谱又证明光具有粒子性。因此，１９２４年法国物理学家Ｌ.ＤｅＢｒｏｇｌｉｅ受光具有波粒二象性的启发，提出切运动着的实物粒子都具有波粒二象性，其关系式为:第四章原子结构和元素周期律第一节微观粒子的运动特征(二)核外电子运动状态的描述１９２６年，奥地利物理学家薛定谔根据电子运动的波粒二象性，结合Ｌ.ＤｅＢｒｏｇｌｉｅ关系式和光的波动方程提出了微观粒子运动状态的波动方程，称为薛定谔方程:式中，ｘ、ｙ、ｚ是三维空间的坐标，Ｅ是总能量即势能和动能之和，Ｖ是势能，(Ｅ－Ｖ)是动能，ｍ是微粒的质量，π是圆周率ꎻｈ是普朗克常数，ψ是波函数。波函数ψ是薛定谔方程的解，是描述电子运动状态的数学函数，也称为原子轨道，它本身的物理意义并不明确，但是，波函数绝对值的平方｜ψ｜２却有明确的物理意义。｜ψ｜２代表核外空间某点Ｐ(ｘ，ｙ，ｚ)处电子出现的概率密度，即在该点处单位体积中电子出现的概率。第四章原子结构和元素周期律第一节微观粒子的运动特征(三)原子轨道和电子云的图像波函数ψｎ,ｌ，ｍ(ｒ,θ,φ)通过变量分离后可以表示为式中，波函数ψｎｌｍ(ｒ、θ、φ)即所谓的原子轨道。Ｒｎｌ(ｒ)称为原子轨道的径向部分，与离核半径有关。Ｙｌｍ(θ、φ)称为原子轨道的角度部分，与球极坐标的θ和φ角度有关。表４-２列出了氢原子若干原子轨道的径向分布和角度分布函数。第四章原子结构和元素周期律第一节微观粒子的运动特征原子轨道除了用函数式表示外，还可以用更具有形象化特点的相应图形表示，现介绍几种主要的图形表示法。１.原子轨道的角度分布图这是一种表示波函数的角度部分Ｙ1，m

(θ、φ)随θ和φ角度变化的图形，只与量子数ｌ和ｍ有关。２.电子云角度分布图电子云是电子在核外空间出现概率密度分布的形象化描述，而概率密度是指电子在空间单位体积中出现的概率，可以用｜ψ｜２表示。３.电子云径向分布图电子云的径向分布图是反映电子在核外空间出现概率与离核远近随ｒ变化的关系。第四章原子结构和元素周期律第二节多电子原子结构一、多电子原子轨道的能级(一)屏蔽效应和钻穿效应１.屏蔽效应多电子原子中，内层电子对外层电子的排斥相当于削弱了原子核对外层电子的吸引，这种作用称为屏蔽效应。２.钻穿效应ｎ值较大ｌ值较小的电子，可以深入到内层核附近，使核对它的吸引力增大。(二)原子轨道的近似能级顺序鲍林根据光谱实验数据和理论计算结果，把原子轨道能级按从低到高分为７个能级组，提出了多电子原子中原子轨道的近似能级顺序，如图４-１０所示。第四章原子结构和元素周期律第二节多电子原子结构二、多电子原子核外电子的排布原则原子核外电子的排布是根据光谱数据和对元素周期律的分析确定的。基态原子的核外电子排布遵守三项原则，即能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。能量最低原理自然界中存在一个普遍的规律就是“体系的能量越低越稳定”。原子中的电子也遵循这个规律。多电子原子在基态时，核外电子总是尽可能地排布在能量最低的轨道上，而使原子的能量处于最低状态，这就是能量最低原理。泡利不相容原理在同一原子中不能有四个量子数完全相同的电子存在，这就是泡利不相容原理。洪特规则电子总是尽可能分占能量相等的等价轨道且自旋方向相同，这就是拱特规则，这种排布方式可使原子能量最低，体系最稳定。第四章原子结构和元素周期律第三节电子层结构与元素周期系将元素按原子序数递增的顺序排列时，发现元素的性质随着核电荷的递增呈现出周期性变化，这一规律称为元素周期律。元素周期律的发现，使自然界所有的元素变成为一个完整的体系，称为元素周期系。一、电子层结构与元素周期表原子核外电子分布的周期性是元素周期律的基础。元素性质的周期性来源于原子电子层结构的周期性。元素周期表是元素周期律的表达形式。(一)电子层结构与周期从电子层结构可知，主量子数ｎ每增加１个数值就增加一个能级组，也就增加一个新的电子层，在元素周期表中就是一个新的周期的开始，即一个能级组对应着一个周期，每个周期的最外电子层的结构都是从ｎｓ开始到ｎｐ(稀有气体)结束(第一周期除外)。周期表中有７个周期，第１周期为特短周期，第２、３周期为短周期，第４~７周期为长周期，由于能级交错的产生，使每个能级组包含的电子数目有所不同，故周期有长短之分，一个能级组最多容纳的电子数就是该周期中元素的数目，如第一周期有２个元素，第２、３周期各８个元素，第４、５周期各１８个元素，第６、７周期各３２个元素。第四章原子结构和元素周期律第三节电子层结构与元素周期系(二)价电子构型与族参与化学反应并用于成键的电子称为价电子。价层电子的排布称为价电子构型或价电子组态。周期表中把价电子构型相似的元素排成一列称为族。共有１８列，划分为１６个族。８个主族和８个副族，族的序号使用大写的罗马数字。主族用Ａ表示，副族用Ｂ表示。１.主族ⅠＡ~ⅧＡ族，其中ⅧＡ族又称０族。２.副族ⅠＢ~ⅢＢ族，ⅠＢ、ⅡＢ族元素的族数等于最外层ｓ电子数目。如29Cl最外层电子数目为４ｓ１，是ⅠＢ元素。第四章原子结构和元素周期律第三节电子层结构与元素周期系(三)价电子构型与元素分区根据元素的价层电子构型，把周期表中的元素划分成五个区域，分别为ｓ区、ｐ区、ｄ区、ｄｓ区和ｆ区，如表４-４所示。第四章原子结构和元素周期律第三节电子层结构与元素周期系二、元素基本性质的周期性由于原子的电子层结构具有周期性的变化规律，因此元素的基本性质也呈现出周期性变化，如原子半径、电离能、电子亲和能和电负性等均呈现周期性的变化规律。(一)原子半径(ｒ)元素的单质和化合物的物理性质和化学性质与原子半径的大小有关。原子半径只是一个相对概念。如果将原子视为球体，那么两原子的核间距离即为两原子球体的半径之和，称为原子半径。如Ｃｌ和Ｎａ原子半径的比较:整个周期表中原子半径变化规律遵循:同一周期元素，原子半径从左至右逐渐减小，同周期主族元素从左至右电子层数不变，但随着原子序数的增加，有效核电荷明显增大，即核对外层电子的吸引力增大，所以原子半径逐渐减小，同周期副族元素从左至右总趋势是原子半径缓慢减小，因为新增电子进入次外层轨道，所以原子半径变化缓慢。第四章原子结构和元素周期律第三节电子层结构与元素周期系(二)元素的电离能与电子亲和能原子失去电子的难易程度，可以用电离能来衡量。电离能是指基态的气态原子失去一个电子形成＋１氧化态气态离子所需要的能量称为该元素的第一电离能，常以符号Ｉ１表示，单位是ｋＪ.ｍｏｌ－１，由＋１价态阳离子再失去一个电子所需的能量称为第二电离能Ｉ２。同周期元素从左到右电离能一般逐渐增大，因为从左到右外层电子感受到的有效核电荷逐渐增加，原子半径又逐渐减小，所以电离能逐渐增大。主族元素自上而下第一电离能依次减小，元素的金属性依次增加，因为自上而下电子层数增加，原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减弱，因此电离外层电子所需要的能量逐渐降低。副族元素自上而下第一电离能总体上呈逐渐增加趋势。因为自上而下原子半径增大不是太大，所以有效核电荷的增加起了主导作用。第四章原子结构和元素周期律第三节电子层结构与元素周期系(三)元素的电负性通常把原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性。常用符号ｘ表示，电负性的数值是相对的，它是将元素Ｆ的电负性规定为４.０,依次求出其他元素的数值，电负性越大，表示该元素原子吸引电子的能力越大，生成阴离子的倾向性大，反之，则生成阳离子的倾向性大，元素的电负性值也呈现周期性变化规律。同一周期内，元素的电负性随原子序数的增加而增大。同一族内，自上而下电负性一般减小，过渡元素的电负性都比较接近，没有明显的变化规律。电负性数据是判断元素金属性或非金属性以及了解元素化学性质的重要参数，一般金属元素的电负性小于２.０，而非金属元素则大于２.０。电负性数据还用于估计化学键的类型，在化合物中，成键的两个原子的电负性差值△ｘ>１.７,一般为离子键。△ｘ<１.７，一般为极性共价键，△ｘ＝０，一般为非极性共价键，Δｘ值越大，键的极性越强。第五章分子结构与化学键理论第一节离子键第二节共价键第三节分子间作用力和氢键第五章分子结构与化学键理论【学习目标】(１)掌握离子键、共价键及氢键的形成与特点，掌握价键理论和杂化轨道理论的基本要点，杂化轨道的意义和类型，共价键的类型。(２)熟悉分子间作用力，离子极化作用及共价键参数。(３)了解分子间作用力、氢键对物质性质的影响，分子轨道理论的基本知识。第五章分子结构与化学键理论第一节离子键一、离子键的形成活泼金属原子与活泼非金属原子相互作用时，金属原子容易失去最外层电子而非金属原子容易得到电子分别形成正、负离子。它们通过静电作用相互靠近，但同时异号的两种离子的电子与电子、原子核与原子核之间还有排斥力，当正、负离子彼此接近至一定距离时，静电引力和排斥力达到平衡，整个体系的能量降至最低点，可形成稳定的化学键。正、负离子之间以静电作用形成的化学键称为离子键。由离子键形成的化合物称为离子化合物。可以用Ｎａ原子和Ｃｌ原子生成ＮａＣｌ为例说明离子键的形成:第五章分子结构与化学键理论第一节离子键二、离子键的特点离子的电荷分布呈球形对称，它在空间的任何方向与带异号电荷的离子的静电作用均相同，故离子键没有方向性。三、离子的特征离子化合物的性质由离子的特征决定，离子的主要特征包括离子的电荷、电子构型和离子半径。(一)离子电荷：离子的电荷是原子在形成离子化合物的过程中失去或得到的电子数。(二)电子构型：原子都有得到或失去电子后形成稀有气体原子的电子层结构的趋向。(三)离子半径：离子半径是反映离子大小的一个物理量，离子可近似视为球体，离子半径应该是指离子电子云分布的范围半径，但准确地说，离子半径是很难单独测定的，通常使用的离子半径并不是离子电子云的分布半径，而是以正、负离子半径之和等于离子键键长这一原理为基础导出的离子半径。第五章分子结构与化学键理论第一节离子键(四)离子的极化离子化合物由正离子和负离子组成，均是带电的微粒。因此，在正离子电场的作用下，负离子的原子核和电子发生相对位移，离子会发生变形，使负离子的正、负电荷中心分离，这个过程称为离子的极化。正离子对负离子有极化作用，使负离子发生变形，反之负离子对正离子也有极化作用。１.离子电荷当离子的电子构型相同，随负电荷数增加或者正电荷数减少，离子的变形性增加。２.离子半径离子的半径越大，其外层的电子离原子核越远，核对它的吸引能力越小，离子越容易发生变形。３.离子的电子构型当离子的电荷相同，离子的半径相近，(１８＋２)电子构型，１８电子构型变形性均大于８电子构型。第五章分子结构与化学键理论第二节共价键离子键理论很好地解释许多离子化合物的形成和性质，但它不能说明同种元素的原子能形成单质分子，也不能解释电负性相近元素的原子能形成稳定的分子。一、共价键的形成以Ｈ２的形成过程为例，当两个氢原子相互靠近时，可能出现两种情况。如图５-２所示:若两个氢原子的电子自旋方向相同，相互排斥，两核间的电子云密度变小，体系的能量因电子间的斥力而升高，大于两个独立的氢原子的能量之和，两个氢原子不可能结合，若两个氢原子的电子的自旋方向相反，两个电子１ｓ轨道会发生重叠，使两原子核间电子云密度增大，体系能量降低，两个氢原子形成稳定的共价键，共价键即指原子间通过原子轨道的重叠所形成的化学键。第五章分子结构与化学键理论第二节共价键二、现代价键理论把氢分子形成过程的研究结果推广到其他的分子体系，就发展成为现代价键理论，其基本要点:１.两原子靠近时，自旋相反的未成对电子进行配对时才可形成稳定的共价键。２.原子轨道最大重叠原理:成键时，两个原子的轨道相互重叠越多，即两个原子核间的电子云密度越大，形成的共价键越牢固。三、共价键的特点根据现代价键理论的基本要点可以推知共价键具有饱和性和方向性。(一)共价键的饱和性：原子形成共价键的数目取决于它具有的未成对电子的数目。(二)共价键的方向性：除ｓ轨道是球形对称外，ｐ、ｄ、ｆ轨道都有一定的伸展方向。第五章分子结构与化学键理论第二节共价键四、共价键的类型根据原子轨道重叠方式的不同，共价键分为σ键和π键两类。(一)σ键两个原子轨道沿着键轴方向按“头碰头”的方式进行重叠形成的共价键称为σ键，如图５-３(ａ)所示。第五章分子结构与化学键理论第二节共价键(二)π键两个原子轨道沿着键轴方向按“肩并肩”的方式进行重叠形成的共价键称为π键，如图５-３(ｂ)所示。如图可知，由于σ键沿键轴方向呈圆柱形对称，电子云在两核之间重叠面积大，键的键能高，稳定性强，且两个原子间仅能形成１个σ键，π键是电子云在键轴的上下重叠，重叠面积较小键的键能小，容易发生化学反应，σ键和π键的特点见表５-１。第五章分子结构与化学键理论第二节共价键五、键参数键参数是表征共价键性质的物理量，主要有键能、键长和键角。(一)键能键能用于表征化学键的强弱，通常指在１０１.３ｋＰａ和２９８Ｋ条件下，将１ｍｏｌ理想气体分子ＡＢ解离成气态原子Ａ和Ｂ所需要的能量称为键解离能，单位是ｋＪ.ｍｏｌ－１。键能越大，表示该化学键越牢固，含有该键的分子越稳定。(二)键长键长是指分子中成键两原子核间的平均距离。如氢分子的两个氢原子的核间距离是７６ｐｍ，则Ｈ－Ｈ的键长是７６ｐｍ。一般来讲，两原子间形成的共价键的键长越短，原子核间的距离越小，键的强度越大，键能越大，键越牢固，而且，相同的原子间形成的键数越多，键长越短，故单键>双键>三键。第五章分子结构与化学键理论第二节共价键(三)键角键角是指分子中与一个原子相关的相邻的两个共价键之间的夹角，它主要反映分子的空间构型。例如，ＣＯ２分子中，两个Ｃ＝Ｏ键的键角是１８０％故ＣＯ是直线型(图５-４)。Ｈ２Ｏ分子的两个Ｈ－Ｏ键的键角为１０４.５°,决定了Ｈ２Ｏ是Ｖ型结构。第五章分子结构与化学键理论第二节共价键六、杂化轨道理论现代价键理论较好的解释了共价键的形成和特点，但不能说明多原子分子的空间构型。根据价键理论，碳原子仅有２个未成对的电子，只可形成２个共价键，但实验已证实甲烷分子具有正四面体的构型，甲烷分子中有４个完全等同Ｃ—Ｈ键，价键理论的解释与事实不符。(一)杂化轨道理论要点(１)在原子形成分子的过程中，能量相近的不同原子轨道混合组成新的原子轨道，称为杂化轨道。(２)轨道杂化分成等性杂化和不等性杂化。(３)杂化轨道成键能力增强。第五章分子结构与化学键理论第二节共价键(二)轨道杂化类型１.ｓｐ３杂化由１个ｎｓ轨道和３个ｎｐ轨道参与的杂化称为ｓｐ３杂化，杂化形成的轨道称为ｓｐ３杂化轨道(图５-５)。第五章分子结构与化学键理论第二节共价键２.ｓｐ２杂化由１个ｎｓ轨道和２个ｎｐ轨道参与的杂化称为ｓｐ２杂化，杂化形成的轨道称为ｓｐ２杂化轨道(见图５-８)。形成的３个ｓｐ２杂化轨道完全等同，每个杂化轨道含有１/３的ｓ成分和２/３的ｐ成分，杂化轨道间的夹角为１２０°，在空间成平面三角形。第五章分子结构与化学键理论第二节共价键３.ｓｐ杂化第五章分子结构与化学键理论第二节共价键４.不等性杂化第五章分子结构与化学键理论第三节分子间作用力和氢键一、分子的极性分子都含有带正电荷的原子核和带负电荷的电子。通常分子呈电中性是因为分子内正、负电荷的数目相等，但内部电荷的分布存在一个正电荷重心和一个负电荷重心，不ー定均匀分布。因此，根据分子中正、负电荷中心是否重合，可将分子分为极性分子和非极性分子。分子内正、负电荷重心重合的分子是非极性分子。对于多原子分子，分子的极性与两个因素有关。一是共价键的极性，二是分子的空间构型有关。由极性键结合的多原子分子，若分子的空间构型完全对称，则正、负电荷中心重合，为非极性分子，反之为极性分子。第五章分子结构与化学键理论第三节分子间作用力和氢键二、分子间作用力某些气态分子在一定条件下可以凝结成液体，液体分子在一定条件下还可凝结成固体，但分子构成并未改变，这表明分子与分子之间也存在着某种相互吸引的作用力，这种力为荷兰物理学家范德华于１８７３年所发现，故分子间作用力又称为范德华力。(一)分子间作用力分子间作用力按其产生的原因和特点可分为取向力、诱导力和色散力。１.取向力：取向力产生于极性分子之间。２.诱导力：极性分子的固有偶极诱导非极性分子电子云“变形”，使其原本重合的正、负电荷重心发生相对位移而产生诱导偶极。３.色散力：非极性分子没有偶极，但由于电子的不断运动和原子核的不断振动，使电子云和原子核之间发生瞬时相对位移，产生瞬时偶极。第五章分子结构与化学键理论第三节分子间作用力和氢键(二)分子间作用力对物质性质的影响１.分子间作用力影响熔点和沸点：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间力越强，物质的熔点、沸点就越高。２.分子间作用力影响溶解度：极性分子间取向力较强，可相互溶解，如极性分子ＨＣｌ、ＮＨ３都易溶于水。三、氢键(一)氢键的形成当氢原子与电负性很大、原子半径小的原子Ｘ(如Ｆ,Ｎ,Ｏ)以共价键结合时，共用电子对强烈地偏向于Ｘ原子，使氢原子几乎成为只带正电荷的原子核，这个近似“裸离子”可以将另一个电负性较大、原子半径小并带有孤对电子的原子Ｙ吸引到它的附近，形成Ｘ－Ｈ…Ｙ结构。第五章分子结构与化学键理论第三节分子间作用力和氢键(二)氢键的类型氢键分为分子内氢键和分子间氢键，一个分子的Ｘ—Ｈ与其分子内的Ｙ原子形成的氢键称为分子内氢键，如邻硝基苯酚分子中存在分子内氢键Ｏ—Ｈ…Ｏ。(三)氢键的特点(１)氢键是静电作用力，是一类存在于分子间或者分子内特殊的作用力，比分子间作用力强，但比化学键弱。(２)氢键具有方向性和饱和性，氢键的方向性是指当Ｘ—Ｈ与Ｙ原子形成氢键Ｘ—Ｈ…Ｙ时，以氢原子为中心的三个原子尽可能在同一直线上，这样可使两个电负性大的原子Ｘ与Ｙ之间距离最远，斥力最小，形成的氢键最强。(３)氢键的强弱与Ｘ原子、Ｙ原子的电负性和原子半径有关。第五章分子结构与化学键理论第三节分子间作用力和氢键(四)氢键对物质性质的影响氢键对化合物的熔点、沸点、溶解度和密度等都有影响。１.氢键对沸点和熔点的影响分子间氢键的形成使物质的熔点和沸点升高，要使这些化合物汽化或者熔化，不仅要克服分子间的作用力，还要全部或者部分破坏它们之间的氢键，需要消耗较多的能量，如ＨＦ的熔点和沸点都高于ＨＣｌ，是因为分子间氢键的影响。２.氢键对溶解度的影响：在极性溶剂中，若溶质分子与溶剂分子之间可形成氢键，则溶质分子与溶剂分子之间作用力增大，溶质在溶剂中的溶解度增大，如乙醇与水可以任意互溶。３.氢键对密度的影响：液体分子间若形成分子氢键，可能发生缔合作用，简单的分子通过氢键结合成复杂的分子，分子的缔合会影响液体的密度。４.氢键对黏度的影响：液体分子间若能形成氢键，液体的黏度比较大。第六章化学平衡第一节化学平衡第二节化学平衡移动第六章化学平衡一、可逆反应与化学平衡如果一个化学反应既能从左向右进行，也能从右向左进行，这样的反应叫可逆反应。通常用相反箭号表示反应的可逆性。例如:从左向右进行的反应叫正反应，从右向左进行的反应叫逆反应，一般来说，可逆性是化学反应的普遍特征，但是可逆反应程度因化学反应的不同差别特别大，有的化学反应的可逆性特别小，几乎只有正反应，习惯上把这类反应称为非可逆反应。第一节化学平衡第六章化学平衡二、平衡常数Ｋｃ和Ｋｐ第一节化学平衡第六章化学平衡第一节化学平衡三、平衡常数的计算及其应用第六章化学平衡第二节化学平衡移动化学上把一可逆反应从一种条件下的平衡状态转变为另一种条件下的平衡状态的过程叫化学平衡移动。影响化学平衡移动的主要因素有:浓度、温度和压力等。一、浓度对化学平衡移动的影响第六章化学平衡第二节化学平衡移动二、压力对化学平衡移动的影响对于有气态物质参加的可逆反应，压力的改变能使气体反应前后分子数有变化的反应发生化学平衡移动。第六章化学平衡第二节化学平衡移动三、温度对化学平衡移动的影响对一个可逆反应，升高温度，正反应速率常数ｋ１和逆反应速率常数ｋ２值都因此而增加，但增加的倍数不同，一般吸热反应的速率常数增加得比放热反应的速率常数要多。由于在可逆反应中，必然有一个方向的反应是放热，另一个方向的反应就是吸热，所以温度的变化引起两个方向的反应速率常数ｋ值的变化是不相等的。而平衡常数Ｋ的关系式为:可见，温度的改变是引起平衡常数值改变的原因，致使平衡发生移动。在其他条件恒定时，升高温度使平衡向吸热方向移动，降低温度使平衡向放热方向移动。第六章化学平衡第二节化学平衡移动四、催化剂与化学平衡移动由于催化剂能加快反应速率，因此，催化剂只能加快反应到达平衡的时间，而不能影响平衡移动。也就是说，对一个确定的可逆反应，不管是否使用催化剂，只要在相同的温度，其平衡常数Ｋ值是不变的，而且平衡时的转化率也是不变的，但达到平衡的时间可相差较大，因此，催化剂的作用只是大大地加快反应速率，缩短到达平衡的时间。从这一点看，在一定的条件下，对正反应是优良的催化剂，对逆反应同样也是优良的催化剂，催化剂的这一特性，对开展催化剂的研究工作有很大益处，有时对一个正反应开展催化剂的研究工作比较困难，就可以把从这个可逆反应中的逆反应的研究成果应用在正反应中。第六章化学平衡第二节化学平衡移动五、勒夏特列原理根据以上关于温度、浓度、压力对平衡移动的影响规律归纳总结，就可以得出一个较为普遍的规律：假如改变平衡状态下的条件之一，如浓度、温度、压力，平衡就向能减弱这个改变的方向移动，这就是化学平衡移动原理，也叫勒夏特列原理。六、化学平衡原理在化工生产中的应用在化工生产中，往往都是把浓度、温度、压力等因素对化学反应速率和化学平衡的影响综合起来考虑，使一个化学平衡能迅速地向着有利于生产的方向移动，这些问题既是理论问题也是实践问题，情况比较复杂，必须经过反复的实践才能确定出一个化学反应的最佳条件。１.反应物的浓度：增加反应物浓度，可以使平衡向右移动，有利于ＳＯ２转化为ＳＯ３。第六章化学平衡第二节化学平衡移动２.温度：升高温度能加快反应速率，但由于该反应是可逆放热反应，升高温度会对ＳＯ３分解有利，使平衡向左移动，可见温度对反应速率与对平衡移动的影响是互相矛盾的。第六章化学平衡第二节化学平衡移动通过这一典型反应，使我们看到，一个可逆放热反应的反应温度的确定是比较复杂的，不仅要妥善地解决转化率和反应速率之间的矛盾，有时还要考虑反应器的结构应如何适应化学反应的需要。一般下列几项原则可供参考。(１)增加反应物的浓度，可以提高反应速率和反应物的转化率，在生产中应选择廉价的原料过量，以提高另一原料的转化率，但过量要适当，否则会引起设备利用率降低或产品不易分离、提纯等不良后果。(２)对反应后分子数减少的气体反应，增加压力使平衡向增加生成物方向移动，但要注意考虑设备的安全。(３)对放热反应，升高温度能提高反应速率，但转化率降低，最好是选用催化剂和分段控制温度结合起来，力争达到一个较高的转化率。(４)对同时存在几个副反应的可逆反应，而实际上只需要其中一个反应发生时，首先必须选择合适的催化剂，保证主反应进行、副反应被控制。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第一节酸度计的使用与醋酸解离常数的测定第二节酸碱解离平衡第三节缓冲溶液第四节溶液浓度的表示方法第五节一定物质的量浓度溶液的配制第六节电子分析天平的使用第七节沉淀溶解平衡第八节沉淀和溶解平衡第七章解离平衡和沉淀溶解平衡【学习目标】１.了解酸碱电离理论、酸碱质子理论。２.掌握影响酸碱平衡的因素。３.能根据酸碱质子理论判断溶液的酸碱性。４.根据盐类水解判断溶液的酸碱性ꎬ并能正确配制盐溶液。５.学会使用酸度计、电子分析天平。６.掌握溶度积与溶解度的关系。７.掌握沉淀溶解平衡的有关简单计算。８.理解分步沉淀、沉淀的溶解及沉淀的转化方法。９.能运用溶度积规则判断沉淀的生成与溶解。10.会进行有关沉淀溶解平衡的简单计算。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第一节酸度计的使用与醋酸解离常数的测定一、酸碱理论１.人们最初对酸碱的认识人们最初是根据物质的物理性质来分辨酸碱的。有酸味的物质就归为酸一类，而接触有滑腻感的物质，有苦涩味的物质就归为碱一类，类似于食盐一类的物质就归为盐一类。酸：凡是该物质水溶液能溶解一些金属，能与碱反应失去原先特性，能使石蕊水溶液变红的物质。碱：凡是该物质水溶液有苦涩味，能与酸反应失去原先特性，能使石蕊水溶液变蓝的物质。２.酸碱电离理论１８８７年瑞典科学家阿仑尼乌斯率先提出了酸碱电离理论。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第一节酸度计的使用与醋酸解离常数的测定３.酸碱质子理论酸碱电离理论无法解释非电离的溶剂中的酸碱性质。针对这一点，１９２３年，布朗斯特跟罗瑞分别独立地提出了酸碱质子理论。二、强弱电解质物质可分为单质、化合物、混合物。在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，叫电解质，如酸、碱和盐等，凡在上述情况下不能导电的化合物叫非电解质，如蔗糖、酒精等。根据电离的程度，电解质可分为强电解质和弱电解质。在熔融状态或水溶液中能完全电离的是强电解质，如强酸、强碱及大部分盐(醋酸铅是弱电解质)，不能完全电离的就是弱电解质，如弱酸醋酸、弱碱氨水等。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第二节酸碱解离平衡一、弱电解质的特点第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第二节酸碱解离平衡二、弱电解质溶液中的电离平衡１.离解度弱电解质在溶液中的电离能力大小，可以用离解度(α)或称电离度来表示。２.离解常数弱酸、弱碱在溶液中部分离解ꎬ在已离解的离子和未离解的分子之间存在着离解平衡。３.离解度与离解常数的关系———稀释定律电离度和离解常数都能反映弱电解质的相对强弱，离解度相当于化学平衡中的转化率，随浓度的改变而改变，而离解常数是平衡常数的一种形式，不随浓度的变化而改变。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第二节酸碱解离平衡三、同离子效应和盐效应第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第三节缓冲溶液一、作用原理和ｐＨ当往某些溶液中加入一定量的酸或碱时，有阻碍溶液ｐＨ变化的作用，称为缓冲作用。这样的溶液叫做缓冲溶液，弱酸及其盐的混合溶液(如ＨＡｃ与ＮａＡｃ)，弱碱及其盐的混合溶液(如ＮＨ３.Ｈ２Ｏ与ＮＨ４Ｃｌ)等都是缓冲溶液。二、缓冲能力在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱，其溶液ｐＨ变化不大，但若加入酸、碱的量多时，缓冲溶液就失去了它的缓冲作用，这说明它的缓冲能力是有一定限度的。三、配制和应用为了配制一定ｐＨ的缓冲溶液，首先选定一个弱酸，它的ｐＫ.ａ尽可能接近所需配制的缓冲溶液的ｐＨ，然后计算酸与碱的浓度比，根据此浓度比便可配制所需缓冲溶液。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第三节缓冲溶液四、常用缓冲液的配制方法１.拘橼酸－磷酸氢二钠甲液:取枸橼酸21ｇ或无水枸橼酸19.2ｇ，加水使溶解成1000ｍＬ，置冰箱内保存。乙液:取磷酸氢二钠71.63ｇ，加水使溶解成1000ｍＬ。２.氨－氯化铵缓冲液：取氯化铵5。加水20ｍＬ溶解后，加浓氨溶液35ｍＬ,再加水稀释至100ｍＬ，即得。３.醋酸－醋酸钠缓冲液：取无水醋酸钠20ｇ，加水300ｍＬ溶解后，加溴酚蓝指示液1ｍＬ及冰醋酸60~80ｍＬ，至溶液从蓝色转变为纯绿色，再加水稀释至1000ｍＬ，即得。４.醋酸－醋酸铵缓冲液：取醋酸铵7.7ｇ，加水50ｍＬ溶解后，加冰醋酸6ｍＬ与适量的水使成100ｍＬ，即得。５.磷酸盐缓冲液：取0.2ｍｏｌ.Ｌ－１磷酸二氢钾溶液250ｍＬ,加0.2ｍ0l.Ｌ－1氢氧化钠溶液118ｍＬ，用水稀释至1000ｍＬ，即得。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第四节溶液浓度的表示方法一、溶液的浓度１.定义一定量的溶液里所含溶质的量，叫做这种溶液的浓度。２.说明(１)溶液的浓度是表达溶液中溶质跟溶剂相对存在量的数量标记。(２)表示溶液的浓度有多种方法，可归纳成两大类。一类是质量浓度，表示一定质量的溶液里溶质和溶剂的相对量，如质量分数、质量摩尔浓度、ｐｐｍ浓度等。另一类是体积浓度，表示一定量体积溶液中所含溶质的量，如物质的量浓度、体积比浓度、克/升浓度等。(３)有些浓度的表示方法已被淘汰，如当量浓度已废弃不用，克分子浓度已被物质的量浓度代替。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第四节溶液浓度的表示方法二、溶液浓度的表示方法１.体积分数定义:用溶质(液态)的体积占全部溶液体积的百分数来表示的浓度，叫做体积分数。(１)体积分数是６０％的乙醇溶液，表示100ｍＬ溶液里含有乙醇60ｍＬ，也可以说将60ｍＬ乙醇溶于水配成100ｍＬ乙醇溶液。(２)乙醇的体积分数是商业上表示酒类浓度的方法。(３)体积分数属非法定单位。２.体积比浓度用两种液体配制溶液时，为了操作方便，有时用两种液体的体积比表示浓度，叫做体积比浓度。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第四节溶液浓度的表示方法３.质量摩尔浓度：溶质Ｂ的质量摩尔浓度用溶液中溶质Ｂ的物质的量除以溶剂的质量来表示。４.克/升浓度：用１Ｌ溶液里所含溶质的质量(克)来表示的溶液浓度，叫做克/升浓度。５.ｐｐｍ浓度：用溶质质量占全部溶液质量的百万分比来表示的浓度，叫做ｐｐｍ浓度。６.波美度：波美度(°Ｂé)是表示溶液浓度的一种方法。７.物质的量浓度：物质的量浓度是实际应用中使用最广泛的一种溶液浓度表示方法。含义:以单位体积溶液里所含溶质Ｂ的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质Ｂ的物质的量浓度。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第五节一定物质的量浓度溶液的配制配制一定物质的量浓度溶液操作步骤与注意事项见表７-１。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第五节一定物质的量浓度溶液的配制配制一定物质的量浓度溶液操作步骤与注意事项见表７-１。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第五节一定物质的量浓度溶液的配制１.容量瓶介绍容量瓶是细颈平底的玻璃瓶，瓶上标有温度和容量，瓶口配有磨口玻璃塞或塑料塞。常用规格有:100ｍＬ、200ｍＬ、250ｍＬ、500ｍＬ、1000ｍＬ等。使用范围:用来配制一定体积、一定物质的量浓度的溶液。２.误差分析由计算公式ｃ＝ｎ/Ｖ，可知要对该实验进行误差分析，关键是抓住ｎ、Ｖ的分析:若实验操作使得溶质的ｎ增大，则浓度ｃ偏高，若ｎ减小，则浓度ｃ偏低，若实验操作使得溶液的Ｖ增大，则浓度ｃ偏低，若Ｖ减小，则浓度ｃ偏高。３.特别提醒(１)在判断仰视或俯视引起的误差时一定注意看清是定容时，还是用量筒量取待稀释溶液时引起的误差，两者结果相反。(２)一定容量的容量瓶只能配制容量瓶上规定容积的溶液，转移溶液时玻璃棒要靠在刻度线以下，如果加水定容超过了刻度线，不能将超出部分吸走，而应重新配制，用胶头滴管定容时，眼睛应平视液面，摇匀后若出现液面低于刻度线的情况，不能再加水。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第六节电子分析天平的使用电子分析天平的使用:(１)称量前接通电源，预热３０ｍｉｎ。(２)称量前检查天平是否调水平(调平完成后坐下)。(３)打开电子天平侧门，先用毛刷扫一遍，然后关上侧门，检查示数是否为0.0000，如果不是，按“去皮(ＴＡＰＥ)”键(这一步坐着完成)。(４)取盛有ＮａＣｌ的称量瓶，放在天平托盘中心位置，关侧门，记录数据ｍ前。(５)取出称量瓶，小心倾倒适量ＮａＣｌ于小烧杯中，然后把称量瓶放回天平托盘中心位置，关侧门，记录数据ｍ后，ｍ前—ｍ后即为倒出的ＮａＣｌ的质量。(６)称量完成后整理实验台，完成表格。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第六节电子分析天平的使用一、盐类的水解和溶液的酸碱性盐类水解作用的实质可认为是盐类的离子与由水所电离出来的Ｈ＋或ＯＨ－作用生成弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使溶液中ｃ(Ｈ＋)和ｃ(ＯＨ－)不再相等，使溶液呈现酸性或碱性。１.强碱弱酸盐水解：溶液呈碱性，ｐＨ>７。２.弱碱强酸盐水解：溶液呈酸性，ｐＨ<７。３.弱酸弱碱盐的水解：弱酸弱碱盐水解溶液的酸碱性取决于生成的弱酸与弱碱的相对强弱，溶液可呈中性、酸性或碱性。４.强酸强碱盐通常不发生水解:溶液呈中性，ｐＨ＝７。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第六节电子分析天平的使用二、盐的水解常数和水解度１.弱酸强碱生成的盐ＮａＡｃ、ＫＣＮ、ＮａＣｌＯ等属于这一类盐。２.强酸弱碱盐的水解３.强酸强碱盐强酸强碱盐中的阴离子、阳离子不能与水离解出的Ｈ＋或ＯＨ－结合成弱电解质，水的离解平衡未被破坏，故溶液呈中性，即强酸强碱盐在溶液中不发生水解。４.多元弱酸盐的水解同多元弱酸或弱碱分步离解一样ꎬ多元弱酸盐和多元弱碱盐也是分步水解的。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第六节电子分析天平的使用三、盐溶液ｐＨ的简单计算本节介绍一元强酸弱碱盐或弱酸强碱盐溶液中Ｈ＋或ＯＨ－浓度及ｐＨ的简单计算方法，以了解此类问题的定量处理过程。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第六节电子分析天平的使用由此看出，当盐的浓度相同时，组成弱酸强碱盐的酸越弱，水解程度越大，由例７-１、例７-２可以得到盐类水解的另两个通式，即:第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第六节电子分析天平的使用四、影响水解平衡的因素影响水解平衡的因素有以下几个方面。(１)盐的本性。盐类水解时所生成的弱酸或弱碱的离解常数越小，水解程度越大。(２)浓度。(３)温度。酸碱中和反应是放热反应，盐的水解是中和反应的逆过程，因此是吸热反应。(４)酸碱度的影响。盐类水解通常会引起水中的Ｈ＋或ＯＨ－浓度的变化。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第六节电子分析天平的使用五、盐类水解平衡的移动及其应用第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第七节沉淀溶解平衡１.沉淀的生成２.沉淀的溶解第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第七节沉淀溶解平衡３.分步沉淀４.沉淀的转化第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第八节沉淀和溶解平衡根据溶解度的大小，大体上把电解质分为易溶电解质和难溶电解质，但它们之间没有明显的界线，一般把溶解度小于０.０１ｇ.(１００ｇＨ２Ｏ－１的电解质称为难溶电解质，在含有难溶电解质固体的饱和溶液中存在着固体电解质与由它溶解所生成的离子之间的平衡，这是涉及固相与液相离子两相间的平衡，称为多相离子平衡。一、溶度积ＡｇＣｌ虽是难溶物，如将它的晶体放入水中，或多或少仍有所溶解。二、溶解度与溶度积的相互换算溶解度和溶度积的大小都能表示难溶电解质的溶解能力。因此，它们之间必然有某种联系，可以进行相互换算。(１)不适用于难溶的弱电解质和某些在溶液中易形成离子对的难溶电解质。(２)不适用于显著水解的难溶物。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第八节沉淀和溶解平衡三、溶度积规则应用化学平衡移动原理可以判断沉淀溶解反应进行的方向。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第八节沉淀和溶解平衡四、沉淀的生成１.生成沉淀的条件根据溶度积规则，在难溶电解质溶液中生成沉淀的条件是离子积大于溶度积。２.沉淀的完全程度当用沉淀反应制备产品或分离杂质时，沉淀完全与否是人们最关心的问题。３.同离子效应在已达沉淀溶解平衡的系统中，加入含有相同离子的易溶强电解质而使沉淀的溶解度降低的效应，叫做沉淀溶解平衡中的同离子效应。４.盐效应实验证明，当含有其他易溶强电解质(无共同离子)时，难溶电解质的溶解度比在纯水中的要大。第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第八节沉淀和溶解平衡５.分步沉淀以上讨论的是溶液中只有一种能生成沉淀的离子，实际上溶液中往往含有多种离子，随着沉淀剂的加入，各种沉淀会相继生成，这种现象称为分步沉淀。６.沉淀的溶解根据溶度积规则，要使沉淀溶解，需降低该难溶电解质饱和溶液中离子的浓度，使离子积小于溶度积，即Ｑ<Ｋ.ｓｐ,为了达到这个目的，有以下几种途径。(１)转化成弱电解质：①生成弱酸。②生成弱碱。③生成水。(２)发生氧化还原反应(３)生成难离解的配离子(４)转化为另一种沉淀进行溶解第七章解离平衡和沉淀溶解平衡第八节沉淀和溶解平衡二、电导率仪的使用与硫酸钡溶度积的测定第八章氧化还原反应第一节氧化还原反应基本概念第二节电极电势第三节影响电极电势的因素第四节电极电势的应用第八章氧化还原反应【学习目标】掌握氧化还原反应的基本概念、标准电极电势及其应用，掌握能斯特方程式、影响能斯特方程的因素及其应用。熟悉用离子电子法配平氧化还原方程式的方法。了解标准电极电势结构和电极电势产生的原因。第八章氧化还原反应第一节氧化还原反应基本概念一、氧化数氧化数又叫氧化值，它是以化合价学说和元素电负性概念为基础发展起来的一个化学概念，它在一定程度上标志着元素在化合物中的化合状态。人们对氧化还原反应的认识经历了得氧失氧、化合价升降、电子的转移由现象到本质的三个过程。１.定义氧化数概念可这样定义:在单质或化合物中，假设把每个化学键中的电子指定给所连接的两原子中电负性较大的一个原子，这样所得的某元素一个原子的电荷数就是该元素的氧化数。２.确定氧化数的经验规则:(１)单质中元素的氧化数均为零(２)在离子化合物中，元素原子的氧化数等于该元素单原子离子的电荷数(３)在结构已知的共价化合物中，把属于两原子的共用电子对指定给两原子中电负性较大的原子时，分别在两原子上留下的表观电荷数就是它们的氧化数。(４)在结构未知的共价化合物中，某元素的氧化数可按下述规定由该化合物其他元素的氧化数算出，这个规定是:分子或复杂离子的总电荷数等于其中各元素氧化数的代数和。第八章氧化还原反应第一节氧化还原反应基本概念(５)对几种元素的氧化数有下列规定:３.氧化还原反应氧化反应:氧化数升高的反应叫作氧化反应(过程)。还原反应:氧化数降低的反应叫作还原反应(过程)。氧化剂:氧化数降低的物质叫作氧化剂，在氧化还原反应中得电子。还原剂:氧化数升高的物质叫作还原剂，在氧化还原反应中失电子。第八章氧化还原反应第一节氧化还原反应基本概念４.氧化剂与还原剂的共扼关系第八章氧化还原反应第一节氧化还原反应基本概念二、氧化还原反应式配平中学已学过用化合价升降方法来配平氧化还原反应式，下面介绍另两种配平方法——氧化数法和离子－电子法。１.氧化数法(１)氧化数法的配平原则①氧化剂的氧化数降低总数与还原剂的氧化数升高总数相等。②反应前后各元素的原子总数相等。(２)配平步骤①写出未配平的反应方程式，标出被氧化和被还原元素原子反应前后的氧化数。②确定被氧化元素原子氧化数的升高值和被还原元素原子氧化数的降低值。２.离子－电子法配平步骤:(１)将反应物和产物以离子形式写出(２)写出两个半反应并分别配平(３)两个半反应合并。第八章氧化还原反应第二节电极电势一、原电池１.原电池：利用氧化还原反应将化学能转变为电能的装置。２.原电池组成：两个半电池(电极)(以图８-１为例)。第八章氧化还原反应第二节电极电势３.常见电极类型(１)金属-金属离子电极(金属插入其盐溶液中)(２)气体－离子电极(气体通入相应离子溶液中)(３)氧化还原电极(惰性电极浸入离子型氧化还原电对的溶液中)(４)金属及其难溶物盐－阴离子电极[金属表面上覆盖一层该金属难溶盐(或氧化物)，然后将其浸入含有该盐阴离子的溶液中]４.原电池表示方法(１)将负极写在左边，正极写在右边，并用“＋”和“－”标明，连接的盐桥用“‖”表示。(２)物质的相界面用“｜”分开，同一相中的不同物质用“ꎬ”隔开。(３)溶液要注明浓度，气体要注明分压力。(４)如果电极中没有电极导体，必须外加一惰性电极导体，惰性电极导体通常是不活泼金，如铂(Ｐｔ)或石墨(Ｃ)。(５)电极中含有不同氧化态同种离子时，高氧化态离子靠近盐桥，低氧化态离子靠近电极，中间用“，”分开。(６)参入电极反应其它的物质也应写入电池符号中。第八章氧化还原反应第二节电极电势二、电极电势(或位)产生１.电极电势产生的原因第八章氧化还原反应第二节电极电势三、标准电极电势的测定１.标准氢电极电极电势的绝对值是无法测定的，但可用比较方法确定它的相对值，选用标准氢电极作为比较标准。２.标准电极电势的测定第八章氧化还原反应第二节电极电势３.标准电极电势表用上述方法不仅可以测定金属的标准电极电势，也可测定非金属离子和气体的标准电极电势。对于某些与水剧烈反应而不能直接测定的电极，可以通过热力学数据用间接的方法计算出标准电极电势。为了正确使用标准电极电势表ꎬ将有关问题概述如下:(１)φ.是在标准状态下的水溶液中测定的ꎬ对非水溶液、高温下的固相液相反应不能应用。(２)表８-１采用的电势是还原电势。(３)标准电极电势φ.直与电极反应中物质的计量系数无关。(４)在电极反应式氧化型＋ｎｅ－.还原型中,表示电极反应的电子数。(５)电极电势和标准电极电势，都是电极处于平衡状态时表现时出来的特征，它和达到平衡的快慢无关。(６)φ.愈高，表示该电对的氧化型愈容易接受电子，氧化其它物质的能力愈强，它本身易被还原，是一个强氧化剂，而它的还原能力愈弱，φ，愈低，表示该电对的还原型愈容易放出电子，还原其它物质的能力愈强，它本身易被氧化，是一个强还原剂，而它的氧化型的氧化能力愈弱。第八章氧化还原反应第三节影响电极电势的因素一、能斯特方程式电极电势的大小决定于电极的本性，并受离子浓度和温度等外界条件的影响。德国化学家能斯特(Ｎｅｒｎｓｔ)将影响电极电势大小的诸因素，如电极本性、溶液中相关物质的浓度、分压、反应温度和介质等因素概括成一个定量公式，该公式被称为能斯特方程。第八章氧化还原反应第三节影响电极电势的因素二、浓度和酸度的影响１.浓度对电极电势的影响由能斯特方程式可知，增大氧化态的浓度或减小还原态的浓度，电极电势增大，增大还原态浓度或减小氧化态的浓度，电极电势减小。２.酸度对电极电势的影响由能斯特方程式可知，当有Ｈ＋或ＯＨ－参与电极反应时，改变介质的酸度，电极电势必然随之改变，电对的氧化还原能力也将发生改变。第八章氧化还原反应第三节影响电极电势的因素三、沉淀生成对电极电势的影响由浓度对电极电势的影响而得出，氧化型物质的浓度越大，则电极电势值越大，电对中氧化态物质的氧化性越强，相反，还原型物质的浓度越大，则电极电势越小，电对中还原态物质的还原性越强。由于氧化态和还原态物质的浓度或分压常因这些物质发生反应生成弱电解质、沉淀或配合物而改变，电极电势也因此而改变。第八章氧化还原反应第四节电极电势的应用一、比较氧化剂和还原剂的相对强弱电极电势的数据反映了氧化还原电对得失电子的趋势，根据电极电势的高低可以判断物质的氧化还原能力相对强弱。电极电势值越大，电对中氧化态物质的氧化能力越强，还原态物质还原能力越弱。相反ꎬ电极电势值越小，电对中还原态物质还原能力越强，氧化态物质氧化能力越弱。根据附录中各电对的标准电极电势值的大小，可以判断出各氧化还原电对中氧化态和还原态在标准状态下的氧化还原能力。第八章氧化还原反应第四节电极电势的应用二、判断氧化还原反应进行的方向将两个电对组成氧化还原反应时，电极电势较大的电对中的氧化态物质氧化能力较强，在反应中作氧化剂。而电极电势较小的电对中还原态物质还原能力较强，在反应中作还原剂。第八章氧化还原反应第四节电极电势的应用第八章氧化还原反应第四节电极电势的应用三、判断氧化还原反应进行的限度Ｋ值很大，说明此反应进行得程度很完全，在分析化学中，利用高锰酸钾标准溶液可以定量地测定硫酸亚铁的含量，就是根据这一反应原理。四、元素标准电极电势图及其应用当某种元素可以形成三种或三种以上的氧化数物质时，这些氧化数不同的物质可以组成多个不同的电对，若把各电对的标准电极电势用图的形式表示出来，这种图称为元素电势图。在元素电势图时，按元素氧化数由高到低的顺序把各不同氧化数的物质的化学式从左到右写出来，各种不同氧化数物质之间用直线连接，在直线上标明两种不同氧化数物质所组成的电对的标准电极电势。第八章氧化还原反应第四节电极电势的应用溴元素在酸性和碱性介质中的电势分别为:第八章氧化还原反应第四节电极电势的应用溴元素在酸性和碱性介质中的电势分别为:第九章配位化合物第一节配位化合物的基本概念第二节配位平衡第九章配位化合物【学习目标】１.掌握配合物、配离子、配位体、内界、外界的概念。２.熟悉配位平衡、稳定常数及配位平衡的移动。３.了解配合物在医学上的意义。第九章配位化合物第一节配位化合物的基本概念一、配合物和配离子的概念第九章配位化合物第一节配位化合物的基本概念二、配合物的组成第九章配位化合物第一节配位化合物的基本概念第九章配位化合物第一节配位化合物的基本概念第九章配位化合物第一节配位化合物的基本概念三、配合物的命名配合物的命名与一般无机化合物的命名原则相同:先阴离子，后阳离子，若阴离子为简单离子，称“某化某”，若阴离子为配离子，称“某酸某”。内界的命名次序是:配体数－配体名称－合－中心离子(中心离子氧化数)。１.若内界有多种配体，则配体的命名顺序是:先无机配体，后有机配体，先阴离子配体，后中性分子配体。２.同类配体按配位原子元素符号的英文字母顺序排列。３.同类配体中若配体原子相同，则按配体中含原子数目的多少来排列，原子数少的排前面，原子数多的排后面。４.若配位原子相同，配体中所含原子数也相同，则按在结构式中与配位原子相连的原子元素符号的英文字母顺序排列。５.不同配体名称之间以中圆点分开，相同的配体个数用倍数词头二、三、四等数字表示。第九章配位化合物第一节配位化合物的基本概念四、配合物的分类(一)简单配合物(二)螯合物第九章配位化合物第一节配位化合物的基本概念(三)多核配合物第九章配位化合物第二节配位平衡在水溶液中，配位反应和解离反应互为可逆反应，一定温度下，当配位反应和解离反应速率相等时，体系达到动态平衡，称为配位平衡。作为化学平衡中的一种，配位平衡同样遵循化学平衡的基本原理。一、稳定常数第九章配位化合物第二节配位平衡二、配位平衡的移动配位平衡与其他化学平衡一样，也是有条件的动态平衡。下面简要讨论溶液ｐＨ、沉淀剂等对配位平衡的影响。(一)溶液ｐＨ的影响在所有的配合物中，大多数的配体都是碱，可接受质子，生成难解离的共扼酸，当溶液ｐＨ降低时，配体会与Ｈ＋结合，导致配位平衡向配离子解离的方向移动，这种因溶液的酸度增大而导致配离子解离的现象称为酸效应。