大学无机化学课件完整版.ppt

1、机械化学主教材：无机化学基础讲座，1.1气体定律，第一章气体和溶液，1.2稀溶液的数星，1.1.1以上气体状态方程，1.1.2气体的分压定律，1.1气体定律，1.1.1以上气体状态方程，pV=nRT R理想气体实际上不存在，温度不太低，压力也不太高的实际气体可以作为理想气体处理。示例1-1:氧气瓶的体积为40.0L，27 时，氧气的压力为10.1MPa。计算汽缸里的氧气量。解决方案：V=40.0 L=4.010-2 m3，t=(2727273.15)k=300.15k p=10.1 MPa=1.01107 pa pV=nRT:1。p、v、t、n中的任意物理量，2。气体的摩尔质量确定，m=Mr

2、gmol-1，应用理想气体状态方程：PV=nrt，=，=m/v，3。晶体气体密度，成分气体：理想气体混合物中的每种气体称为成分气体。分压：成分气体b在相同温度下与混合气体占据相同体积时产生的压力，称为成分气体b的分压。1.1.2气体的分压定律，n=n1 N2，分压定律：混合气体的总压力等于混合气体的分压总和。P=p1p2或p=Pb，分压解决方案：x b的摩尔分数，示例1-2:容器包含NH3、O2、N2等气体。其中n(NH3)=0.320mol，n(O2)=0.180mol，n(N2)=0.700mol。混合气体的总压力为133kPa。计算每组气体的分压。解决方案：n=n (NH3) n (O2

3、)，=1.200mol，=0.320 mol 0.180 moll 0.700 mol，p (N2)=p-p (NH3)，名为-b的体积分数，示例1-3: 27 ，气罐的气体压力为600 kPa，实验结果CO和H2的体积分数分别为0.60和0.10。计算CO和H2的分压。解决方案：p(co)=0.60600 kpa=3.6102 kpa p(H2)=0.10600 kpa=60k pa，1.2.2稀释溶液基准，1.2稀释溶液基准，1.2.1溶液的浓度质量摩尔浓度，3 .质量分数，4。摩尔分数，5。质量浓度，1 .溶液的蒸汽压减少，根据1.2.2稀溶液的水性质，(1)液体的蒸汽压在一定温度下将纯

4、液体投入真空或密封容器，液体蒸发和凝固率相同时，液体水平以上蒸汽产生的压力称为该液体的饱和蒸汽压。注意：p*单位：Pa或kPa。表1-1在不同温度下下水的蒸气压，*温度上升到相同液体，蒸气压增加。*在同一温度下，不同的液体蒸汽压不同。1 .醚，2 .正己烷，3 .乙醇，4 .苯，5 .水，物质的蒸汽压温度相关度，液体的蒸汽压等于外部大气压时液体沸腾，此时的温度称为该液体的沸点。一般沸点是大气压力为101.325kPa时液体的正常沸点。p*纯溶剂的蒸汽压p 溶液的蒸汽压为。实验结果显示p (1)(4)(3)。解决方案：蒸汽压从白天到高，顺序为(2)(1)(4)(3)。沸点为(3)(4)(1)(2

5、)，从白天到高。凝固点按从低到高的顺序排列：(2)(1)(4)0；系统发热：Q 0在条件下，这种反应不是自发进行的，而是反向进行的。，s，h的符号和温度t对反应方向的影响，反应方向转变温度估计：标准状态下第三章化学反应速度，3.1化学反应速度的概念，3.5催化剂和反应速度的影响，3.4反应速度理论简介，3.3温度对反应速度的影响，3对反应速度的影响平均速度，特定时间间隔的浓度变化。N2O5在表3-1 40c 5.00 mlccl 4中的分解速度实验数据，t1=0 S1 (n2o5)=0.200 mol-1，T2=300 s C2 (n2o5)=0.180 mol，2 .瞬时速度，通常绘制c-t

6、曲线，用作获得瞬时速度的图形方法。示例3-2: 40 下N2O5分解反应速度的实验数据见表3-1。用作计算T=2700 s瞬时速度的图形方法。解决方案：根据表3-1中的实验数据，使用c作为纵坐标，t作为横坐标绘制c-t曲线。使切线成为点a (t=2700 s)，并找到该切线的坡率。t1=0 S1 (n2o5)=0.144moll-1，T2=5580s C2 (n2o5)=0 mol-1，a点切线的坡率=，t1=0 S1 (n2o5)元反应和复合反应；元反应：由反应物第一阶段生成的产物的反应；没有通过宏观实验方法检测到的中间物。例如：直接参与反应的分子数称为反应分子数。上述反应是双分子反应。还有

7、单分子反应和三分子反应。复合反应：由两个或多个反应组成的总反应。在复合反应中，可以实验性地检测中间产物的存在，但由后一阶段或几阶段反应消耗，因此不会出现在总反应方程中。例如，由以下两个阶段组成的复合反应，(慢)，(快)，中间物NO3在光谱中可检测到，但没有从混合物中分离出来。最慢的反应阶段反应控制阶段。复合反应过程中经历的实际阶段的集合反应过程或反应机制。一般化学反应：，-反应系列：=1时，a为初级反应；如果=2，b是二次反应，则 =3，总反应系列为3。和是尺寸1的量，必须通过实验确定其值。通常a，b. K .反应速度系数：0阶反应molL-1s-1；-1；一级反应s-1；二次反应(mol-1

8、)-1 s-1。k不随浓度变化，但受温度影响，通常温度升高，k增加。3 .反应速度方程，元反应的反应速度与反应物浓度功率的乘积成正比。其中幂指数是反应方程中反应物的系数。例如，2。质量作用定律，3.2.2确定反应速度方程为初始速度法，根据反应物初始浓度变化确定反应速度方程的方法初始速度法。在示例3-2: 295k时，不同反应物浓度下2to (g) Cl2 (g) 2n OCL (g)的初始反应率数据如下：确定相应反应的速度方程，计算反应的速度系数。解决方案：反应的速度方程如下：比较三个数据集。例如：=2，=1，反应的速度方程式如下：该反应是对NO的二次反应，对Cl2的一次反应，总反应系列为3。

9、3.3温度对反应速度的影响，1884年，vant Hoff经验规则：1889年，Arrhenius方程：(指数形式)，k0-全参数，见频率系数；Ea-kJmol-1单位的实验活化能。如果温度变化范围不大，可以认为与温度无关。显然ln k-1/t是线关系，线的分段是lnk0。直线的斜率为，示例3-3:实验测量的反应2n2o5 (CCl4) 2n2o4 (CCl4) O2 (g)的反应速度系数为：根据实验数据测试反应的活化能Ea。，解决方案：创建lnk-103/T地物，直线的坡率为：-1.242104k为：-1 . 2414k=-Ea/r Ea=1 . 2414k 8 . 314 jmol-1k-

10、1=103 kj mol-1，t1-k1，T2-k2已知时，也可以获得Ea。2式减法，定理：示例3-4:水中丙酮二羧酸的分解反应：co (CH2 coh) 2ch 3coch3 2 CO2，已知：t1=283k，k1=1.0810-44，不同的反应，提高相同的温度，Ea大反应k的倍数增加更多，因此提高温度对反应慢的反应有相当大的加速效果。摘要：对于相同的反应，提高一定的温度，在低温区域，k值更大，因此，对于原始反应温度不高的反应，可以通过加热方法提高反应速度。3.4.1分子碰撞理论，3.4反应速度理论简介，3.4.3活化分子，活化能与反应速度的关系，3.4.2转变状态理论，以气体分子运动论为基

11、础，主要用于气体相2分子反应。例如：反应，反应发生的两个基本前提是：发生碰撞的分子必须有足够的能量，碰撞的几何位置要适当，3.4.1分子碰撞理论，可能发生反应的碰撞是有效碰撞。能引起有效碰撞的分子是激活分子。根据气体分子的能量分布和活化能、反应中能量变化的量子力学研究，从反应物到产物形成势能高的激活复合物，具有激活复合物的状态称为转移状态。例如反应：3.4.2过渡状态理论，化学反应中的能量变化曲线，e (I)，e (ii)，e (I)，e (ii)，Eac，e (I)-反应物Ea(正) ea(反向)， rhm 0，吸热反应。温度影响：浓度恒定时温度升高，活性分子分数增加，反应速度增加。浓度影响

12、：当温度恒定时，特定反应的活化能也是恒定的，浓度增加时，分子总数增加，活化分子数量增加，反应速度增加。3.4.3活化分子，活化能与反应速度的关系，3.5.1催化剂及其特性，3.5催化剂及其对反应速度的影响，3.5.2催化剂反应及催化作用，催化剂：少量存在能提高反应速度，但其自身的化学性质和量是反应前后基本不变的物质。3.5.1催化剂及其特性，催化剂的特性：仅对热力学可能发生的反应起作用。改变反应途径，缩短均衡时间。催化剂只能在特定条件下表示活性。催化剂是可选的，选择其他催化剂有利于其他产物的生成。催化剂和反应种类的催化反应都是催化剂。3.5.2催化反应及催化，催化剂和反应种类不属于同一相的催化

13、反应多相催化。汽车尾气(NO和CO)的催化转化：反应坐标，催化剂，无催化剂，实验结果显示，催化剂参与化学反应后改变反应途径，降低反应活化能，提高活化分子分数，大大提高反应速度。催化作用前后活化分子分数的变化，催化变化反应路径，第四章化学平衡迁移，4.3化学平衡常数，4.2标准平衡常数，4.1可逆反应和化学平衡，4.1.2可逆反应和化学平衡，4 . 1 . 2化学平衡状态，4.1.1可逆反应，3354不可逆反应例如：在一定温度下，密封容器中的氢和碘蒸汽，4.1.1可逆反应，某些反应反应物作为产物非常彻底。在相同条件下，在密封容器中填充碘化氢，可逆反应，注意：在425 下将氢和碘蒸汽放入密封容器中

14、，开始反应：c(H2)，c(I2)大，c(HI)=0，r为正数，r为0；反应进度：c(H2)、c(I2)减少、r正减少、c(HI)增加、r反增加；特定时间点：r正=r反，系统配置保持不变，达到平衡状态。4.1.2化学平衡状态，达到平衡时r正=r逆0，系统内物种的组成不再随时间变化，可逆反应处于化学平衡状态。化学平衡状态的特征：在特定条件下可逆反应达到化学平衡状态后，系统的组成不再随时间变化；化学平衡是动态平衡。r正=r逆0；在相同的条件下，如果反应起始期各种原子的数量相同，那么均衡成分与均衡的路径无关；化学平衡在一定的条件下建立，条件变化时，原始平衡会被破坏，直到建立新的化学平衡为止。4.2标准平衡常数，4.2.2标准平衡常数的计算，4.2.1标准平衡常数表达式，由4.2.2平衡组成的计算，实验证明可逆反应达到平衡后参与反应的各物种的浓度或分压之间存在一定的正关系。例如：425，反应：4.2.1标准平衡常数表示，达到平衡时氢和碘蒸汽的初始分压不同，平衡时钟分压不同，但见表4-1。实验平衡常数，表4-1 425.