高职无机化学教案与课后答案.pdf

一、高职无机化学教案.1绪论.4一、化学的地位及作用：.4二、四大化学：.4三、本课程的目的及主要内容：.4第一章物质及其变化.7第一节 物质的聚集状态.7一、物质的聚集状态：.7二、物质的聚集状态和相：.7三、理想气体状态方程：.8四、混合气体分压定律：.91、混合气体分压定律：.92、分压的计算：.10第二节 化学反应中的质量和能量关系.12一、质量守恒定律：.12二、应用化学方程式的计算：.12三、化学反应中的能量关系.13本章要求.13第二章化学反应速率和化学平衡.14第一节化学反应速率定义及表示方法.14一、化学反应速率的定义：.14二、化学反应速率的表示方法：.M三、反应进度（之）：.16例 22：.17第二节化学反应速率理论.17一、反应速率的有效碰撞理论.171、有效碰撞和活化分子的概念.17什么叫有效碰撞？.17什么样的分子有资格参加有效碰撞？.182、分子的能量分布.18二、过渡状态理论简介（活化配合物理论）.19三、反应机理（反应历程）.19基元反应.20非基元反应.20第三节 影响化学反应速率的主要因素.20一、浓度对反应速率的影响.201、质量作用定律.202、反应级数.213、有效碰撞理论对浓度影响的解释.22二、温度对反应速率的影响（特别显著）.221、反应速率的温度系数r.222、有效碰撞理论对温度影响的解释.22三、催化剂对反应速率的影响.232、催化剂具有选择性.23四、影响多相体系反应速率的因素.24第四节化学平衡.24一、化学反应的可逆性和化学平衡.24化学平衡的特点：.24二、平衡常数.251、平衡常数.25浓度平衡常数Kc.25压力平衡常数Kp.25热力学平衡常数一标准平衡常数K0.252、书写和应用平衡常数的注意点.26要与反应方程式相符.26 纯固体在平衡常数式中不必列出.26对于水在平衡式中的处理：.26K随温度而变，使用时须注意相应的温度.263、平衡常数的意义.26判断可逆反应平衡状态和反应进行方向的依据。.26描写可逆反应进行程度的标度.274、平衡常数与平衡转化率.275、化学平衡的计算.27三、外界条件对平衡位置的影响（化学平衡的移动）.291、浓度对平衡移动的影响.292、压力对平衡移动的影响.303、温度对平衡移动的影响.314、催化剂与化学平衡.315、平衡移动原理一吕查德里原理.31本章要求.32第三章电解质溶液和离子平衡.32第一节 强电解质在溶液中的状况.33一、离子氛的概念.33二、活度和活度系数.34第二节 水的电离和溶液的P H值.34一、水的离子积.34二、溶液的P H值.351、什么叫P H值？.352、P H值的计算.353、P H值的测定.36（1）酸碱指示剂.36（2）P H 计.36第三节 弱酸弱碱的电离平衡.37一、一元弱酸和弱碱的电离平衡.371、一元弱酸的电离平衡.372、一元弱碱的电离平衡.383、电离度（a）.38二、多元酸的分步电离.391、多元弱酸的分步电离.392、多重平衡原则.40第四节 同离子效应和缓冲溶液.40一、同离子效应.40二、缓冲溶液.411、缓冲溶液的组成.422、缓冲溶液的P H值计算（对上表的计算：）.42第五节盐类的水解.45一、水解常数（Kh）和盐溶液P H值计算.461、一元弱酸强碱盐.462、一元弱碱强酸盐.473、一元弱碱弱酸盐.484、多元弱酸盐和多元弱碱盐的水解.49（1）多元弱酸盐（NaCO）.492 3（2）多元弱碱盐的水解（FeCl）.503二、水解平衡的移动.501、浓度的影响.502、温度的影响.513、酸度的影响.51第六节 酸碱质子理论.52一、酸碱质子理论.521、质子论酸碱的定义.522、酸碱共甄关系.533、酸碱反应的实质和反应方向.534、局限性.53二、酸碱电子理论.54第七节 沉淀和溶解平衡.54一、溶度积.54二、溶度积与溶解度的相互关系.551、溶度积与溶解度的相互换算.552、(1)同类型的能溶化合物，可由其Ksp比较其溶解能力。.56(2)不同类型的电解质，不能直接由Ksp比较溶解能力的大小；.57第八节溶度积规则及其应用.57一、溶度积规则.57二、沉淀的形成.581、沉淀生成的条件：Q Ksp.582、沉淀的程度.593、同离子效应.614、盐效应.625、络合效应.63三、分步沉淀.63四、沉淀的溶解.641、转化成弱电解质.64生成弱酸：.64生成弱碱：.64生成H20.642、发生氧化还原反应.653、生成难解离的配离子.654、转化为另一种沉淀再行溶解(当上述方法都不溶时).65本章要求.65第四章氧化和还原.66第一节 氧化还原反应的基本概念.66一、氧化数的概念.661、定义：.662、规律：.66确定氧化数的一般原则：P 117.663、氧化数与共价数(化合价).67二、氧化还原电对.67三、氧化还原反应方程式的配平.681、氧化数法.682、离子一电子法(适用于溶液中的反应).70第二节 氧化还原反应与原电池.72一、原电池.721、原电池的组成：.72(1)半电池和电极.72(2)外电路.73(3)盐桥(是一种电解质溶液).73二、原电池表示方法.73一、电极电势.741、电极电势的概念.74(1)标准氢电极.74(2)电极的种类.75i)金属一金属离子电极.75ii)气体一离子电极.75iii)金属一金属难溶盐一阴离子电极.75iv)氧化还原电极.75(3)标准电极电势表P 530表3.75格式：氧化型+ne?还原型 小。(氧化型/还原型).750 意义：.76二、影响电极电势的因素：Nenst方程.76氧化型或还原型对6的影响.77酸度对6的影响.78第三节 电极电势的应用.78一、氧化剂与还原剂的相对强弱.78二、氧化还原反应可能进行的方向和次序.78三、氧化还原反应进行的程度.80四、元素电势图及其应用.821、什么叫元素电势图.822、元素电势图的应用.823、判断歧化反应能否自发进行.834、判断歧化反应的逆反应能否自发进行.84本章要求.84第五章原子结构和元素周期律.85第一节 原子核外电子的运动状态.85一、波函数与原子轨道（小）；几率密度和电子云（I2上）.85二、四个量子数.861、主量子数（n）.862、角量子数（1）（副量子数）.86n,1的关系：.873、磁量子数（m）.874、自旋量子数（m）.88S三、多电子原子轨道的能级.881、屏蔽效应.89能量：.89第二节 多电子原子中电子的分布.90一、能量最低原理.901、泡利不相容原理.902、洪特规则.91特例：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态下是比较稳定的。.91第三节 原子核外电子排布与元素周期律.91一、元素的外层电子构型.91二、族与价电子构型.92第四节 元素性质的周期性.93一、有效核电荷.93二、原子半径.941、根据元素的原子存在的不同形式定义：.942、影响因素.943、递变规律.94三、电离能（I）.951、定义.952、影响因素.953、递变规律.95四、电子亲合能（Y）.961、定义：.962、影响因素：.963、递变规律：.96五、电负性（x）.96本章要求.97第七章分子结构与晶体结构.97第一节离子键.97一、离子键的形成和特征.971、离子键的形成.972、离子键的特征.98二、离子的特性.981、离子的电荷.982、离子的电子层结构.993、离子半径.99同一元素：.99同一周期.99同一主族.100第二节共价键理论.100一、价键理论（电子配对法）.1001、氢分子共价键的形成和本质（应用量子力学）.1002、价键理论要点.1013、共价键的类型.101。键和n键（根据原子轨道重叠方式不同而分类）.101非极性共价键和极性共价键.102配位共价键（配位键）.103二、键参数.1031、键能：衡量共价键强弱的物理量。.1032、键长（用X射线法）：.1043、键角.104第三节 杂化轨道理论和分子的几何构型.104一、杂化轨道的概念.104二、杂化轨道的类型和分子的几何构型.105SP杂化和分子的几何构型.105SP 2杂化和分子的几何构型.105SP 3杂化和分子的几何构型.105三、不等性杂化.1061、有孤对电子参加的不等性杂化.106H0分子的几何构型.1062NH的几何构型.10632、无孤对电子参加的不等性杂化.106第四节晶体的特征.107一、晶体的一般概念.1071、晶体与非晶体.1072、晶体的特性.108二、晶体内部结构.108第五节离子晶体.109一、离子晶体的特征.109二、离子晶体的类型.109三、晶格能.110第六节原子晶体.110第七节 分子间力和分子晶体.110一、分子间作用力.1111、分子的极性.1112、分子的变形性.112什么叫分子的变形性？.112影响分子变形性的内在因素.112 分子在外电场作用下的变形程度，用极化率来度量.1123、分子间力.112分子间力.112i）色散力（一切分子之间）.112ii）诱导力.113iii）取向力（极性分子与极性分子之间）.113分子间作用力的特性.113分子间作用力对物质物理性质的影响.1144、氢键.114氢键形成的条件.114氢键的强度和性质.115 氢键的形成对物质b.p.、m.p.的影响.115二、物质溶解度原理.115三、分子晶体.115第八节金属晶体.116第九节离子极化.116一、基本观点.116二、离子极化作用（离子间的相互极化）.117三、离子极化力和变形性.117四、离子极化的后果.1171、对化学键键型的影响.1172、离子极化作用导致化合物的颜色变深.1183、离子极化作用导致化合物的溶解度降低.1184、离子极化作用对卤化物m.p.的影响.118第十节 混合型晶体.118层内：.119层间：.119本章要求.119第七章配位化合物.120第一节配位化合物的基本概念.120一、配位化合物的定义.120二、配位化合物的组成.120三、配位化合物的命名.121第二节配位化合物的结构.122一、配位化合物的价键理论要点.122二、配离子的配位数和几何构型.1221、配位数为2.1222、配位数为4.123(1)四面体结构.123(2)平面正方形.1233、配位数为6.124三、螯合物.1241、螯合物.124螯合物形成的条件：.1252、螯合物的性质.126第三节配位化合物在水溶液中的状况.126一、配离子稳定常数的表示方法.1271、分步稳定常数和总稳定常数.1272、不稳定常数.127二、配离子稳定常数的应用.1271、比较同类型配合物的稳定性.127三、配位平衡的移动及其应用.1281、配位平衡和酸碱平衡.1282、配位平衡和沉淀平衡.1283、配位平衡和氧化还原平衡.1304、配离子之间的转化.131第四节螯合物.131本章要求.133二、无机化学课后答案.134第一章物质及变化.135第二章化学反应速率和化学平衡.139第三章电解质溶液和离子平衡.151第四章氧化和还原.169第五章原子结构和元素周期律.183第六章分子结构和晶体结构.190第七章配合物.198第八章 碱金属和碱土金属.206第九章铝锡铅碑锚秘.210第十章氢稀有气体 卤素.214第H一章氧硫氮磷碳硅硼.219第十二章铜锌副族.221第十三章铭镒铁钻银.223一、高职无机化学教案绪 论一、化学的地位及作用：自然科学在纵向方面分为三个层次：工程技术、技术科学、基础科学。化学是一门基础学科，它是在分子、原子或离子等层次上研究物质的组成、结构和性质 以及可能发生的变化和变化中的能量转换。化学理论已渗透到许多技术学科当中，如采矿和冶金工业的需要，推动了无机和分析化 学的发展；纺织、印染、煤、石油的综合利用又使有机化学向前迈进了一大步。二、四大化学：化学在发展过程中逐步形成了许多分支学科，如“四大化学这些都属于纯粹的化学。无机化学：以所有元素及其化合物（除C、H化合物及其衍生物）为研究对象；有机化学：以C、H化合物及其衍生物为研究对象；分析化学：研究物质的化学组成和鉴定方法及其原理；物理化学：以应用物理测量方法和数学处理方法来研究物质及其反应，以寻求化学性质 和物理性质间本质联系的普遍规律。另外，随着化学在不同领域中的应用，又产生了许多应用化学：如工业化学、高分子化 学、放射化学、环境化学、生物化学、半导体化学等等。三、本课程的目的及主要内容：1、目的：化工专业一门重要的基础课，是后续化学课程的基础2、主要内容：主要是研究无机物的组成、结构、性质、制备、应用以及其变化的基本原理。本教程分为两部分：化学理论与元素及其化合物其中化学理论又分为：四大平衡（化学平衡、酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平 衡）及结构理论3、学习方法：一理论大课中学的学习模式：每节课的讲授内容少，讲授的内容重复较多，大量作业，课堂练习 和课外练习，自学内容少。大学的学习模式：每节课的讲授内容多，讲授内容重复性小，作业量少，无课堂练习，强调自学能力的提高.针对大学学习特点，提出如下要求：1.课堂认真听讲，跟上教师讲授思路，有弄不懂的问题暂且放下，待以后解决，不然,由于讲授速度快，容易积累更多的疑难问题。2.作好课堂笔记.留下一定的空白处，做标记，提出问题，写出结论。二习题与答疑课目的：解决课程的疑难问题形式：讲解习题，作业中存在问题，自由解答疑难问题方式：每周一次，每次2学时，从第二周开始要求：在笔记或讲义中标明疑问，做记号，在答疑课堂向教师请教和探讨.没有问题 的同学可以不参加答疑课.学习方法:多提问，常讨论无机化学内容丰富，又抽象，仅依靠个人苦思冥想，学习效果往往不佳。充分利用时间，老师与同学或同学与同学之间互相提问，进行讨论甚至是辩论，可使基本概念与理论日益清 晰，容易理解。三实验课化学是以实验为基础的学科，实验对于理论的理解十分重要.课程安排了近25个相关 的制备，测定和元素性质实验.目的：掌握基础实验技能，通过实验深化理论问题的理解和记忆,提高分析问题和解决 问题的能力.要求：预习报告，实验记录，实验报告学习方法：1.多动手，勤思考；无机化学是以一门实验为主的学科，培养与提高学生的动手能力，是无机化学的基本要 求之一。对于在实验过程中出现的问题，除了仔细听老师的讲解以外，还需要结合理论课学 过的基本知识，多动脑，多思考，主动接受无机化学的基本理论，才能牢固掌握具体的操作 方法。2.注意实验现象的观察，多动笔准确记录实验现象实验课不仅要做好每一个操作步骤，掌握实验技术与方法，耍特别注意实验现象的观察,不要放弃一个实验现象，新的理论往往就是在对实验现象的仔细观察中发现的。更要坚持书 写实验报告，总结实验中的经验和教训，这样才能不断提高埋论与实践水平。3.注意理论与实际的联系对实验现象的观察和利用理论知识对实验现象的总结，是发现知识的最好方法以上是供同学们参考的学习方法，根据自己的实际情况，采用不同的学习方法，把别人 的优势学到手，一定能学好无机化学课程。第一章物质及其变化第一节物质的聚集状态体系：被研究的对象，例如一个烧杯中的溶液一、物质的聚集状态：各种物质总是以一定的聚集状态存在的气、液、固为三种聚集状态，各具特征，在一定条件下可相互转化。1、气体（g）:扩散性和可压缩性2、液体（1）：流动性、无固定形状、一定条件下有一定体积3、固体（s）：具有一定体积、一定形状及一定程度的刚性。二、物质的聚集状态和相：相：在体系中任何具有相同的物理性质和化学性质的部分称为相。相与相之间有界面隔开。g-S,1-S,S-S 一般为两相g-g混合物为一相1-1混合物：一相：如5%HC1溶液，HC1以分子或离子形式分散在水中两相：如油和水组成的体系，0/W,。以较多分子聚成粒子，以一定的界面和周围的水 分开，是不连续的相，W是连续相。g-L混合物：也存在如上关系：H2s溶于水为一相S-S混合物制成合金时为一相。物质的聚集状态或相可以相互变化，亦可共存。如：冰（S）q-水（L）相变冰（s）水（L）相平衡S-L相平衡这一点温度即为凝固点。气体的存在状态主要决定于四个因素：P、V、T、n,而几乎与它们的化学组成无关。反 映这四个物理量之间关系的式子叫气体状态方程式。理想气体：分子间完全没有作用力，分子只是一个几何点，没有体积。实际上所碰到的气体都是真实气体，只有在温度不太低，压力不太高时，实际气体的 存在状态才接近于理想气体，可以用理想气体的定律进行计算。三、理想气体状态方程：P V=nRTpVnTR标准单位 Pa m3 mol K 8.314R：常数，可由实验测得：1 mo l 气体在 273.15K（0）,101.325kP a 下测得其体积 22.4X这是理想气体的状态方程式，而实际上气体分子本身必然占有体积，分子之间也具有引 力，因此应用该方程进行计算时，不可避免地存在偏差。对于常温常压下的气体，这种偏差 很小，随着温度的降低和压力的增大，偏差逐渐增大。四、混合气体分压定律：1、混合气体分压定律：1801年，由Dalt o n（道尔顿）总结实验结果提出，因此又称为Dalt o n分压定律。两种或两种以上不会发生化学反应的气体混合，混合气体的总压力等于各组分气体的分 压力之和。A、容器中注入30mL N2,压力为300mmHgB、容器中注入20mL 0,压力为200mmHgC、容器中注入30mL N+20mL 0,压力为500mmHg即：P=EP i总P i:分压力（简称分压），气体混合物中各组分气体的压力，等于该气体单独占有与混 合气体相同体积时所产生的压力。理想气体定律同样适用于混合气体：P iV=niRT,P 总V=n 总RT=EP iV=X niRTP i：分压；V：总体积2、分压的计算:P总可通过压力表测出，P i则很难被直接测出，可通过分析、计算求得：P iV=niRT(1)P V=n RT(2)总 总由(1)4-(2),得：P i/P=ni/n=X i(摩尔分数)总 总AP i=X i P 总计算分压的关键在于如何求得组分气体的摩尔分数。求混合气体的摩尔分数，常用的方法是通过混合气体进行气体分析，测得各组分气体 的体积分数：Vi/V r o总例IT：已知在250时P CI能全部气化，并部分离解为P C1和C1。现将2.98gP Cl置于L 00L5 3 2 5容器中，在250时全部气化后，测定其总压力为113.4kP a。其中有哪几种气体？它们的分 压各是多少？解，设PCI5反应了Xmo l。开始时mo l数：2.98/208.22=0.0143mo l 260CPCl=PQ+Cl2开始时mo l数：00143 0 0平衡时：0.0143.X X X平衡时；P 113 4X1(Xl.00X1 O-3 n=RT 8.314X(273+250)=0.0261mo lnf i=0.0143-X+X+X=0.0261X=0 0118mo l1.平衡时的mo l数：npc(5=0.0143-0.0118=0 0D25mo lnpc e=nCB=0.0118mo l根据 Pi=PAXni/nf i o-c*Ppc(5=113,4X0 00250,0261=10.9kPaPpc i3=Pc D=113 4X0.0118/0.0261=51.25kPa例 1-2：1.34gCaC HO 发生如下反应:CaCR+iyX DflVgHCaSHY”C2H，气体用排水集气法收集，体积为0.471L。若此时温度为23C,大气压为99X 103kP a,该反应的产率 为多少？（已知23时水的饱和蒸气压为2.8X 103kP a）解：产率=实际产量/理论产量先求出23C,99 X1时C2Ha的理论产量。口理论=CaC2 mo i 数=1.34/64.1=0.0209 mo l排水法收集时：P色=P c2H2+Ph20.-.p=p-p=99 x 103-2.8 X 103=96.2 X lQ3KP an靖二巴-H12L=96.2X103X10。0.471X102.0814 molRT8.314 X 296，产率二 n卖 1K/H理论 X 100%=0.0184/0.0209 x 100%=88%第二节化学反应中的质量和能量关系一、质量守恒定律：参加化学反应前各种物质的总质量等于反应后全部生成物的总质量。二、应用化学方程式的计算：化学方程式是根据质量守恒定律，用规定的化学符号和化学式来表示化学反应的 式子。反应前后原子种类、数目相等。可根据反应物和生成物的质量比，或物质的量之比来进行计算。例上3某硫酸厂以硫铁矿(FeS2)为原料生产硫酸，其基本反应为：4FeS2+1102 f 2Fe 03+8SQ 2sO+Q _ 2S03S03+H2 一 曝如投入800吨含S40.0%的硫铁矿，问理论上能生产出浓度为98.0%的硫酸多少吨？根据方程式Imo lS f贝 L nHo4=%=忒iV1s800 xlOdx 40.0%32=1.00 x10?mo lm 吟0尸 nHJso(t xMhfo,=1.00 x10 k98=9.8x108 g=980 吨go n队“H 空二上=1000 吨由于生产条件、操作技术的影响，物料的损耗，产率不可能达到100%,实际产量比理 论产量要低。三、化学反应中的能量关系化学反应的实质是化学键的重组。键的断裂和生成过程会有能量变化，能量变化常以热 能的形式表现。键的断裂需吸收热量；而键的生成会放出热量。一般的反应常在恒压条件下进行。这里的恒压条件是因为反应在敞口容器中进行，反应体系与外界压力（大气压）相等。Q P=H生成物-H反应物=H恒压热效应焰（无法测定）焰变化学热力学:H 0吸热反应H2(g)4l/2O2(g)H20(g H0=-241 8KJ.mo l-1一 H2(g)+1/2O2(g)241.8KJ-mo l12H 式 6+0 式 g)-2H20(g H0=-483.6KJ.mol-1H,(g)+1/2O/g)一乩0(1)H=-286KJ-mo t1注意：AH与化学计量数有关;需注明物质的聚集状态;注明反应的温度压力。H。指标准态：lat m(101325P a),298K。本章要求了解物质的聚集状态和相，掌握分压定律及其计算。会利用理想气体方程式进行有关计 算。第二章化学反应速率和化学平衡第一节化学反应速率定义及表示方法不同的反应进行的快慢不一样。如：快的反应：中和反应等；中等速率反应：氧化还原反应等；慢的反应：自然氧化等。一、化学反应速率的定义：指在一定条件下,化学反应中反应物转变为生成物的速率。二、化学反应速率的表示方法：单位时间内反应物或生成物浓度变化的正值（绝对值）例 2-1：在 CC1 中：2N0=4N0+0 4 2 5 2 2在一定的时间间隔：=t-t,ANO=NO-NO 2 1 2 5 2 5 2 2 5 1平均反应速率：风4 A?t2-tx时间的变化经过的时间 s N 0 mol L-i N 0 mol L-i v(N 0)mol L-i s-i2 5 2 5 2 5 t(S)002.101001001.95-0.151.5X10 33002001.70-0.251.3X10 37004001.31-0.399.9X10.110003001.08-0.237.7X10417007000.76-0.324.5X10 121004000.56-0.203.5X10 t28007000.37-0.192.7X10 从表中可以看出：反应进行了 100秒时：V=I(1.95-2.10)/(100-1)1=1.5X 10 3mo l L-st N2O5V=|2X 0.15/1001=3.OX 10-3mo l L i s-i N02V=|0.154-2/1001=0.75X 1。3mo i L-i s-02三种表示速率间关系：_ i 网口 =1=叵这种比例关系与反应的计量数有关。表示反应速率时必须指明具体物质。从表中可以看出，每个时间间隔，速率都不一样，而且在每个时间间隔里，任何时间内的速率都不一样。从图中可以看出，某时刻的速率即该时刻切线的斜率:小助。5_矶必阳dt该速率即为该时刻的瞬时速率（真正速率）：指某给定瞬间的反应速率.三、反应进度（g）：定义:对于反应:2N0=4N0+0作一变换:=42+0-2N05,2 52 20有:A ni/v i ni：物质的量的变化值Vi：为计量系数，vi（N02）=+4,v i(NO)=+1,2v i(N05)=-2如上例：设体积为1升，则反应了 100秒后:=一 1.5X 10-3/-2=3.0X 10 3/4=0.75X 10-3 mo l二用不同的物质的变化计算的反应进度都是一样的，但的数值与反应方程式写法有 关。如上例，若写成:NO 2 5=2N0+0.50，22则：&=-1.5X 10-3/-1=3.0X 10-3/2=0.75X 10V0.5=1.5X 103 mo l例 2-2：50ml C(HSO)=0.20mo l/L恰能与40mlNa0H溶液完全中和，求NaOH的浓度?2 4解：反应方程式为：HSO+2NaOH=Na SO+2H 0 2 4 2 4 2W=-0.20 X 50/-1=-C(NaOH)X 40/-2二.C(NaOH)=0.50 mo l/L第二节化学反应速率理论一、反应速率的有效碰撞理论1918年，路易斯(W.C.M.Lewis)提出反应速率的碰撞理论，认为参加化学反应的物质 的分子、原子或离子要发生反应的必要条件是这些分子、原子或离子要相互碰撞。反应物分 子碰撞的频率越高，反应速率越快。例：2Hl(g)=H,(g)+1,(g)773K,HI=10-3mo l L-l理论计算，HI分子间碰撞次数：3.5X IO次L-S-i如每次碰撞都发生反应，V=5.8X 10imo l L-i 如但实验测出:V=1.2X 10-smo l L-i St.大多数分子间的碰撞都是无效的，不能引起化学反应，只有少数碰撞是有效的。1、有效碰撞和活化分子的概念什么叫有效碰撞？能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。什么样的分子有资格参加有效碰撞？一部分能量较高，具有适当取向的分子例：2AB(g)=A,(g)+B2(g)A B 不能发生化学反应 A A 能发生化学反应IQ I IO IB A B B，一定取向AB和AB之间相互靠近，到一定距离时，相互之间又有排斥力，须分子的运动速率足够大，有足够的动能才能相互碰撞；而且分子还须有足够 的能量，碰撞时原子的外电子层才能相互穿透，电子重新排列，旧键破裂形成新键。.反应分子必须有足够的能量。2、分子的能量分布P 35 图 2-5为该温度下-分子的平均能量。平均具有E，见以上能量的分子称为活化分子，能量高于E,“的分子碰撞才能发生反应。临界 临界活化分子进行一定取向的碰撞，叫有效碰撞。Ej-E 口之差为活化能。临界 平均活化能：Imo l具有平均能量的分子变成活分子需吸收的最低能量。不同的反应有不同的活化能。活化能越低，反应速度越快。可以通过加入催化剂等手段降低活化能。反应Ea(KJ mol)无催化剂有催化剂3H+N2 2一 2NH3330(W)1632N0*22N+02 2245(Pt)136同一化学反应，由于催化剂的使用，活化能相差很大，这些现象引起人们对反应实 际进行途径的研究。二、过渡状态理论简介（活化配合物理论）1935年，艾林（H.Eyrimg）在碰撞理论的基础上提出的。例：CO+NO=C0+NO 2 2A+B C=AB+C P 37 图 2-6A-B-C：（过渡态）旧键部分破坏，新键部分生成动能一势能一动能反应分子与生成物分子之间存在着一个能峰Eac,反应物分子所具有的能量必须越过这个能峰才能进行反应。Eac越小，反应速率越快，反之则然。活化能：过渡态所具有的最低能量与反应能量之差。Eal催化反应：降低了反应的活化能。三、反应机理（反应历程）指反应实际进行的途径，根据反应机理，将化学反应分为:基元反应由反应物的活化分子之间的碰撞，一步就可以完成的反应称为基元反应。例：2N0,(g)-2N0(g)+0,(g)so2c i2(g)-SO?(g)+Cl2(g)NO,(g)+CO(g)-NO(g)+C0?(g)一般讨论基元反应。非基元反应2H(g)+2N0(g)-N(g)+2H0(g)由两个基元反应组成：第一步：2N0+H=N+H02第二步：4+H02=2H0第三节影响化学反应速率的主要因素首先是反应物的本性和反应历程，其次是浓度、温度、催化剂等外界条件。一、浓度对反应速率的影响1、质量作用定律大量实验事实表明：在一定温度下，增加反应物浓度可使反应速度加快。对基元反应来说：aA+b B-产物溶液：V 8 A aB b V=kA aB b气体：V 8 P aP b V=kP aP bA B A Bk：反应速率常数在浓度或分压相同的情况下，k值越大，反应速率越快。对于指定反应，k与温度、催化剂有关，而与浓度无关。2、反应级数为了叙述反应物浓度对反应速率的影响，将速率方程式中反应物浓度的指数之和称为反 应级数。基元反应：aA+b B-产物V=kA aB b a+b=反应级数如：CO(g)+NO,(g)?C09(g)+NO(g)V=kCO NO2.总反应级数：二级反应，对CO或NO来说为一级反应。2注意：反应级数及速率方程必须由实验确定。例：2H+2N0=N+2H0 测得 V=kH NO 22 2 2 2总反应级数：三级，对H来说一级，对NO来说二级。2测得速率方程就可推算反应级数，而不能根据化学计量式来讨论反应级数。例：25(NH)2S 0+2KI=K SO+I+(NH)2S04 2 8 2 4 2 4 4S 0 2-+21-=2S0 2-+I 2 8 4 2实验编号起始S 0 2-mol/L2 8起始I 生成速度 mol L-i min-i211.0X10 41.0X1020.65X10-622.0X10 1.0X 10 21.30X10 632.0X10 0.5X1020.65X10 6写出上述反应的速率方程,反应级数？计算k解：V 8 SO 2-I-.-.V=kSO2-I-2 8 2 8a=1 b=1.,.反应级数=1+1=2%=V/(S082-I-)=0.65 L.mo l-1-min-k=.=0.65 L,mo l i,min=k2 3即：k=0.65 L mo l-i,min-i当T 一定，不加催化剂时，k 一定，与浓度无关。3、有效碰撞理论对浓度影响的解释增加浓度，单位体积内的活化分子总数增加，有效碰撞次数增加，反应速度加快。二、温度对反应速率的影响(特别显著)如：米+水-一饭用高压锅快，高压锅内沸腾的温度比常压下高10左右。对大多数化学反应来说，温度f,反应速率加快。1、反应速率的温度系数r反应物浓度恒定时，根据实验结果，对大部分化学反应，温度每升高10,反应速率 大约增加24倍。r=k/k=2 4t+10r t2、有效碰撞理论对温度影响的解释升高温度，活化分子总数和百分数都增加。三、催化剂对反应速率的影响1、催化剂（触媒）能改变反应历程，降低反应的活化能，从而提高反应速率，但本身的组成、质量、化学性质在反应前后不发生变化。用过渡状态理论来解释：降低反应活化能，使活化分子总数和百分数都增大。2、催化剂具有选择性一种催化剂往往只对某一特定的反应有催化作用；同一反应物如采用不同的催化剂，会得到不同产物。注意：催化剂不能长期使用下去；如固体催化剂，长期受热导致晶格变化，晶体分散度变化；反应物结焦使催化剂表面被 覆盖等，使催化剂失效催化剂中毒，（杂质）四、影响多相体系反应速率的因素除上述几点外，还与反应物接触面大小和接触机会有关。用使固体粉碎（S-S或S-1）,搅拌（1-1或S-1）,鼓风（S-g）等方法。第四节化学平衡一、化学反应的可逆性和化学平衡不可逆反应：反应几乎可完全转变为生成物，而在同样条件下，生成物几乎不能转回反应物。（只能向一个方向进行的反应）可逆反应：在一密闭容器中，同一条件下，即能正向进行，又能逆向进行的化学反应。（在密闭容器中不能进行到底）可逆反应具有普遍性即平衡时,k正K=K也k正婚邮=，仃卬口 Dd附町K：平衡常数。注意：A指平衡时的浓度化学平衡的特点:1、与化学反应的途径无关。2、动态平衡（表观上各物质的浓度不变，实际上，正逆反应正在进行）3、在密闭容器中达到平衡后，外界条件不变，各种物质的浓度不随时间变化；但若平衡条件改变，原平衡状态随之改变。二、平衡常数1、平衡常数浓度平衡常数Kc一般式：aA+b B=c C+Dd=H Fc团郎令(c+d)-(a+b)=An 则 Kc 的量纲为(mo l/L)&n压力平衡常数Kp一般式:aA(g)+b B(g)=c C(g)+dD(g)令（c+d）-（a+b）=n则Kp的量纲为（KP a）-或P a热力学平衡常数一标准平衡常数K0将浓度换算成相对浓度，分压换算成相对分压（无量纲）溶液中的反应在数值上与Kc相等；气体反应分压必须除以标准压力。2、书写和应用平衡常数的注意点要与反应方程式相符%(g)+IZ(g)2HI(g)须2(g)徐2(g)K 2Hl(g)2HI(g)F%(g)+I2()(pe/pb)zK 二(fH2/pb)(piz/pb)PhIPH2/Pb)%(PI2/Pb)(Pffi/PB)(PI2/Pb)K=(P/PB)2,.K=K 2=M K纯固体在平衡常数式中不必列出CaCO(S)=CaO(S)+CO(g)3 2K=P CO/P 2对于水在平衡式中的处理：水作为溶剂时，不必列出；水作为反应物：i)稀溶液：水既作溶剂，又作反应物，反应掉的水与总的水分子相比微不足道，不必歹U出；如：NH+HO=NH，+0H 3 2 4ii)水的量对反应影响显著，必须列出。如：CO(g)+HO(g)=CO,(g)+H,(g)K随温度而变,使用时须注意相应的温度.3、平衡常数的意义判断可逆反应平衡状态和反应进行方向的依据。aA+b B=c C+dD在任意确QQ（c ycfr）c（pycB）d（AJ/CD 7（世篦。）b（Pc/Pe）（IVPB）d（P/，（P g/pe）b落液反应气中版应（与K不同，指任意态时的浓度与分压）Q=K时，丫正=V逆反应已平衡Q K时，反应向逆方向进行例：P 44-45,例 1描写可逆反应进行程度的标度对同类反应而言，K越大，反应进行越完全。K一整个反应的完全程度。4、平衡常数与平衡转化率实际工作中常用平衡转化率a来表示。某一反应物反应的完全程度。普嚣嚣整量X100K某反应物的忘年若反应前后体积不变，反应物的量可用浓度来表示P 46表2-7,从表中可得出结论:K与体系的起始状态无关，与T有关;a与反应物的起始状态有关;在平衡体系中增加某一物质的起始浓度，可使另一物质的转化率提高。5、化学平衡的计算例1:P 47例2,已知a,求K。溶液中的反应，Kc起始浓度(mo i/L)平衡浓度Fc2*+Ag*Fe3*+Ag0.100 0 100 00 100-0 100X19 4%0100X194%K=0.0806 001MFe3*001MFe2*-由=0.0806 X0.0606例2：P 47例3,已知K,求a。设CO的转化率为a。起始物质的量 平衡物质的量 平衡分压CO(g)+H2O(g)0.040 0.0400.040-0.040 aWjRT 3qRT/V今 COZ(g)+凡(g)0 00.040 a eqjRT/V%?RT，(气体反应,K以分压来表示.注意分压用哪种表达式)K=.=(Bm%2)/(nc OnD20=LO0.040 a X O.040 a(0.040-0.040 a)(0.040-0.040 a)a=0,50=50%P c o-Peso-jRT加=(0.040-0.040 X 50%)X 8.314X(273+85O)/(5X lO-s)=37.3X10spa=37,3KPaPC02=PH2=RT/V=0.040X 50%X 8.314X(273+850)/(5X 1O-S)=37.S X1O叩a=37.3KPa例3：在恒定温度和101.3KP a时,将1.lOmo l SO和0.90mo l 0的混合物