昆明理工大学普通化学B省公开课一等奖全国示范课微课金奖

普通化学学分：3总课时：48主讲：徐明丽1/118简历徐明丽：博士，副教授。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@2/118普通化学（理论课）成绩组成考勤（请假）作业（练习册）课堂提问课堂纪律（态度）

试验成绩（普化B）期末考试1.平时成绩占30%2.卷面成绩占70%3/118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）傅献彩编，大学化学．高等教育出版社，曲保中等编，新大学化学．高等教育出版社，张密林主编，大学化学．哈尔滨工程大学出版社，华彤文等编，普通化学原理．北京大学出版社，段连运等译，化学与社会．化学工业出版社，宋天佑，简明无机化学．高等教育出版社，《无机化学》与《普通化学》其它教材4/118绪论化学研究对象与内容研究化学目标研究化学方法5/118化学研究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组成、结构、性质改变及其内在联络与外界改变条件科学。简而言之，化学是研究物质改变科学。6/118排成环状溴原子7/118扫描探针显微镜（SPM）成型

8/1189/118大孔二氧化硅10/118研究化学目标人类生活各个方面，社会发展各种需要都与化学息息相关。（1）化学对我们衣食住行贡献巨大。（2）化学对于实现农业、工业、国防和科学技术当代化含有主要作用。（3）促进其它基础学科和应用学科发展以及交叉学科形成。如：环境化学、能源化学、材料化学、地球化学等。正如[美]PimentelGC在《化学中机会---今天和明天》一书中指出“化学是一门中心学科，它与社会发展各方面需要都有亲密关系。”11/118研究化学方法试验在化学发展中含有特殊主要作用，从这个意义上说，人们把化学学科看成是一门试验性科学。《实践论》和《矛盾论》中基本观点是一切化学工作者所必须建立，并用它来指导研究化学问题。12/118▲古代化学

★实用和自然哲课时期（---公元前后）1.实用时期

13/118▲古代化学

★炼金术、炼丹时期（公元前后—公元15）我国古代炼丹家用蒸馏器

炼金家用符号

14/118▲古代化学

★医化课时期（公元1500—17）

李时珍(1518-1593)升炼“倭铅”(锌)15/118▲古代化学

★燃素学说时期（公元1700-1774年）

金属–燃素=灰烬

我国古代化学工艺三大创造：湿法炼铜、青铜器冶炼、火药使用、煮竹足火图

16/118

我国古代化学工艺三大创造

瓷器窑(见“天工开物”)

17/118

我国古代化学工艺三大创造

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”18/118

★17史塔尔（Stahl）燃素说★1748年罗蒙诺索夫质量不灭定律★1774年拉瓦锡氧化理论

★18Dalton建立原子论★18盖•吕萨布（Gay-Lussac）气体简比定律★18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▲近代化学萌芽(1661-1869)19/118第一张元素周期表(1869年)20/118●当代化学▲四个分支学科：无机化学:—

研究全部元素及其化合物(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—

研究物质化学组成判定方法及其原理。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络普遍规律。普通化学--？？

21/118▲化学各分支学科与边缘学科建立材料化学生物化学医用化学农业化学药品化学地球化学

22/118学科交叉与渗透更普遍生物药学地学医学化学农学材料农业化学生物化学药品化学材料化学地球化学医用化学23/118在今后一个时期,化学发展主要三个方面: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渠道,进而寻找或设计包含以

催化剂为关键化学过程在内最正确过程.2.提升对结构及其性能关系认识,使结构理论到达新水平,并以所需性能为导向,寻找或设计最正确化合物、材料或体系。3.发展分析和测试新方法,并依靠计算技术,使化学“耳目”

以及据以工作信息趋于灵敏和可靠。

24/118一、课程性质、目标与任务：

《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、通讯等工程实践中含有启迪性和开拓性一门基础课，是高等院校非化学类理工各专业必修课。其主要作用是在中学化学基础上向学生介绍基本化学理论及其在其它学科中应用。使学生具备一定化学素养，能够与化学工作者进行良好沟通合作，处理本学科中与化学相关问题。培养专业技术人才含有处理普通化学问题、独立思索和自学大学化学书刊能力。25/118二、普通化学主要课程内容：第一章物质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.化学反应方向与程度3.化学平衡和反应速率4.氧化还原反应和能源开发利用26/118第三章水溶液中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结构与材料性质1.核外电子运动状态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保护（选学）1.金属腐蚀发生2.金属腐蚀与保护27/118

§1－1气体第一章物质状态

§1－2溶液

28/118(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29/118气体最基本特征：

含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气体称为理想气体。理想气体实际上不存在，是一个科学抽象。人们将符合理想气体状态方程式高温、低压真实气体，称为理想气体。

理想气体分子之间没有相互吸引和排斥，分子本身体积相对于气体所占有体积完全能够忽略。(1)理想气体状态方程式

30/118理想气体分子体积与气体体积相比能够忽略不计分子之间没有相互作用力31/118pV=nRT

R----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=22.414×10-3m3R=8.314kPa

L

mol-1

K-1理想气体状态方程式：32/1181.计算p，V，T，n四个物理量之一。2.气体摩尔质量计算二、理想气体状态方程式应用用于高温、低压真实气体。pV=nRT(注意单位统一）33/1183.气体密度计算

34/118组分气体：理想气体混合物中每一个气体叫做组分气体。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压力，叫做组分气体B分压。

（2）分压定律35/118分压定律：

混合气体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+

36/118分压求解：xB

B摩尔分数37/1181-2溶液一、分散系1.分散系和相2.单相体系和多相体系二、溶液及其浓度表示方法三、稀溶液依数性（自学）38/118一、分散系1.分散系和相一个或几个物质以细小粒子分散在另一个物质中所形成体系称分散系（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）39/118二、溶液和溶液浓度表示法1.溶液

一个物质以分子、原子或离子状态分散于另一个物质中所组成均匀而稳定体系叫做溶液。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过程表现出化学反应一些特征：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。40/1182、溶液浓度表示方法（1）质量摩尔浓度：mB=溶质物质量/溶剂质量（mol·kg-1）

（2）物质量浓度：CB=nB/V=溶质物质量/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，混合物中各物质摩尔分数之和等于1

（5）体积分数：V溶质/V溶液41/118第三章化学反应速率和化学平衡3.1化学反应速率定义及表示方法3.2化学反应速率理论介绍3.3影响化学反应速率原因第一部分化学反应速率42/1183.1化学反应速率定义及表示方法传统定义：指在一定条件下，某化学反应反应物转变为生成物速率。43/118对于普通化学反应：

aA+bByY+zZ平均速率与瞬时速率:

44/118平均速率与瞬时速率45/118例：用不一样物质求反应速率：2N2O5=4NO2+O2t/s0100300700C(N2O5)2.11.951.71.31C(NO2)00.30.81.58C(O2)00.080.20.4C/mol/L46/118一碰撞理论

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化学反应速率理论介绍

3、活化分子：含有等于或大于临界能分子。

4、活化能：将反应物分子转变为活化分子所需能量，等于活化分子含有平均能量（）与反应物分子平均能量（）之差。每一个反应都有其特定活化能，能够经过试验测定得知。1、有效碰撞：能发生反应分子间碰撞。2、临界能：分子发生有效碰撞所必须具备最低能量。47/118NO与O3反应示意图48/118发生反应两个基本前提:1.发生碰撞分子应有足够高能量2.碰撞几何方位要适当49/118碰撞理论很好地解释了有效碰撞，但其不能说明反应过程及其能量改变，为此，过渡状态理论应用而生。50/118二.过渡状态理论

以量子化学对反应过程中能量改变研究为依据,认为从反应物到生成物之间存在一个过渡态.不只是经过反应物分子之间简单碰撞就能完成。即碰撞后首先形成一个不稳定活化配合物，然后再分解为产物。例：对反应51/118NO+O3NO2+O2ONOOO52/118三.活化能与反应速率浓度影响——当温度一定，某反应活化能也一定,则反应系统活化分子数一定,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。53/118一、浓度（或压力）对反应速率影响1、基元反应和非基元反应基元反应：3.3影响化学反应速率原因由反应物一步生成生成物反应,没有能够用试验方法检测到中间产物.即由反应物分子在碰撞中一步直接转化为生成物分子反应意义:经过试验一旦证实某一有确定反应物和生成物反应为基元反应,就能够依据化学反应计量方程式直接写出其速率方程式。54/118非基元反应：如则为基元反应由两个或两个以上基元反应组合而成总反应。如:

为由以下两步组成复合反应(快)(慢)55/1182、质量作用定律（大量试验基础上总结）(1)内容：在一定温度下，对于任一基元反应：aA+bBcC+dD，（2）注意：只适合用于基元反应；稀溶液中溶剂参加化学反应，其速率方程中无须列出溶剂浓度；注：固体或纯液体参加化学反应，假如它们不溶于其它反应介质，则无须把固体或纯液体“浓度”项列入速率方程式中。

v=kcca(A)·cb(B)

56/118书写速率方程式应注意几点：57/118对于任意化学反应（不一定是基元反应）

α,β---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-（经过试验确定其值）58/118例：乙醛分解：试验测得不一样浓度时速率以下：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）求反应数率常数k(3)乙醛浓度为0.15mol·l-1时瞬时速率。59/118解：（1）设速率方程为：60/118（2）（3）61/118二

温度对反应速率影响—Arrhenius方程（1）Arrhenius方程式（2）Arrhenius方程式应用（3）对Arrhenius方程深入分析62/118（1）Arrhenius方程式k与温度相关,T增大,普通k也增大,如，氢氧爆炸反应。但k~T不是线性关系。影响反应速率原因有两个:k和C1884年，荷兰物化家归纳出一条经验规律：反应速率方程63/118k-T关系图

k-T图

lnk-1/T图64/118Arrhenius方程1889年，阿累尼乌斯（Arrhenius

）在试验基础上提出了反应速率常数与温度定量关系式：65/118(2)Arrhenius方程式应用1.已知求2.求出后能够推知时66/118(3)Arrhenius方程深入分析

a温度升高,k增大,普通反应温度每升高

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.所以对于原本反应温度不高反应,可采取升温方法提升反应速率。67/118

c对不一样反应,升高相同温度,Ea大反应k增大倍数多,所以升高温度对反应慢反应有显著加速作用。ⅡⅠlgk1/T68/118三、催化剂对反应速率影响：研究表明：在化学反应前后，即使催化剂组成、质量和化学性质不发生改变，但在许多催化反应中，其实际上参加了化学反应，而且发生对应改变，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)

69/118a、改变原因：改变了反应历程，降低了活化能，正、逆反应活化能同时变小。催化剂:存在少许就能加紧（或减慢）反应，而本身在反应最终并无损耗物质。70/118催化剂对反应活化能影响71/118（1）只能经过改变反应路径来改变反应速率，不能改变反应焓变、方向、程度以及反应平衡组成。（2）能够加紧(或减慢)反应速率。（3）同时降低了正、逆反应活化能。（4）催化剂含有选择性。（5）对于确定反应，温度一定时，采取不一样催化剂普通有不一样k值。b、催化剂特点：72/118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化学平衡移动及其影响原因73/1183.4.1可逆反应与化学平衡3.4.2用等温式判断化学反应方向和程度3.4化学平衡与标准平衡常数74/1183.4.1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。比如: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。比如：2KClO3(s)2KCl（s）+3O2（g）MnO275/118在一定条件下，可逆反应处于正逆反应速率相等状态下。特征：（1）从客观上，系统组成不再随时间而变。（2）化学平衡是动态平衡。（3）平衡组成与到达平衡路径无关。二.化学平衡76/11877/118三平衡常数1.试验平衡常数对于反应78/1182标准平衡常数表示式对于普通化学反应79/118注意（1）试验平衡常数有单位，而标准平衡常数是无单位，是无量纲量。（2）K是温度函数，与浓度、分压无关。（3）K表示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“浓度项”无须列出。

80/118例：对于气相反应81/118对于溶液中反应Sn2+(aq)+2Fe3+(aq)Sn4+(aq)+2Fe2+(aq)82/118

83/11884/118例：对于可逆反应85/118

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平衡常数乘积。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

86/118例题:

已知25℃时反应（1）2BrCl(g)Cl2(g)+Br2(g)=0.45（2）I2(g)+Br2(g)2IBr(g)=0.051计算反应（3）2ClBr(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)。解：反应（1）+（2）得：2ClBr(g)+I2(g)→

2IBr(g)+Cl2(g)87/1183.4.2用等温式判断化学反应方向和程度88/118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89/118Gibbs函数与反应商判据等温方程式90/118

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91/118例：试判断以下反应：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

；92/118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。

93/118（2）94/118三标准平衡常数应用1判断反应程度2预测反应方向3计算平衡组成

95/1181判断反应程度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。96/118反应商判据Q<K

反应正向进行；Q=K

系统处于平衡状态；Q>K

反应逆向进行。2预测反应方向97/1183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=1.5108。反应开始时：c0(CO)=0.0350mol·L-1，

c0(Cl2)=0.0270mol·L-1，

c0(COCl2)=0。计算373K反应到达平衡时各物种分压和CO平衡转化率。98/118解：由pV=nRT，pB

=CBRT

CO(g)+Cl2(g)→COCl2(g)开始cB/(mol·L-1)0.03500.02700开始pB/kPa108.583.70改变pB/kPa-(83.7-x)-(83.7-x)(83.7-x)平衡pB/kPa24.8+xx(83.7-x)99/118注：因为K很大,x很小,取：83.7-x83.7,24.8+x24.8平衡时:

p(CO)=24.8kPa

p(Cl2)=2.310-6kPa

p(COCl2)=83.7kPa100/118101/118例2：已知反应：2NO2(g)2NO(g)+O2(g)。若NO2起始浓度为1.0mol/L，NO2分解率为3.3×10-3%，求平衡时各物质浓度和试验平衡常数Kc。102/118

解：

2NO2(g)2NO(g)+O2(g)

起始浓度(mol/L)1.000

平衡浓度（mol/L）1.0-3.3×10-5

3.3×10-51.6×10-5

所以：103/1183.5化学平衡移动及其影响原因3.5.1浓度对化学平衡影响3.5.2压力对化学平衡影响3.5.3温度对化学平衡影响3.5.4LeChatelier原理104/1183.5.1浓度对化学平衡影响化学平衡移动：

当外界条件改变时，化学反应从一个平衡状态转变到另一个平衡状态过程。

因ΔG=ΔG

+RTlnQ，由此可知，T、Q值发生改变，即浓度、压力、温度都会使原来平衡发生移动。105/1181、Q<K，正向移动2、Q=K，平衡3、Q>K

，逆向移动因为ΔG=-RTlnK，所以ΔG=-RTlnK+RTlnQ=RTln(Q/K)——化学反应等温方程式。106/118当c(反应物)增大或c(生成物)减小时：

Q<K

平衡向正向移动。当c(反应物)减小或c(生成物)增大时,

Q>K

平衡向逆向移动。对于溶液中化学反应：平衡时,Q=K

107/1183.5.2压力对化学平衡影响

一

对气态物质而言可逆反应，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，不会造成平衡移动，因为Q与K0比值不变，是相等。108/1182、当a+b>c+d时，即反应是体积减小，则增大压力，平衡向正方向移动。3、当a+b<c+d时，增大压力，平衡向体积减小方向移动，即逆向移动。4、当加入与体系无关气体，造成P发生改变，平衡对应移动。109/118（1）T,V不变：（2）T,P不变：平衡不移动V↑,平衡向分子数增多方向移动如：110/118

结论：3.5.3温度对化学平衡影响

K(T)是温度函数。温度