高职无机化学教案

无 机 化 学 教案高职无机化学教案上（一至七章）目 录撰写人 张荣绪 论3第一章 物质及其变化4第一节 物质的聚集状态4第二节 化学反应中的质量和能量关系8本章要求9第二章 化学反应速率和化学平衡9第一节 化学反应速率定义及表示方法9第二节 化学反应速率理论11第三节 影响化学反应速率的主要因素13第四节 化学平衡16本章要求22第三章 电解质溶液和离子平衡22第一节 强电解质在溶液中的状况22第二节 水的电离和溶液的PH值23第三节 弱酸弱碱的电离平衡25第四节 同离子效应和缓冲溶液27第五节 盐类的水解30第六节 酸碱质子理论34第七节 沉淀和溶解平衡36第八节 溶度积规则及其应用38本章要求43第四章 氧化和还原44第一节 氧化还原反应的基本概念44第二节 氧化还原反应与原电池47第三节 电极电势的应用52本章要求56第五章 原子结构和元素周期律56第一节 原子核外电子的运动状态56第二节 多电子原子中电子的分布60第三节 原子核外电子排布与元素周期律61第四节 元素性质的周期性62本章要求64第七章 分子结构与晶体结构64第一节 离子键65第二节 共价键理论66第三节 杂化轨道理论和分子的几何构型70第四节 晶体的特征72第五节 离子晶体74第六节 原子晶体74第七节 分子间力和分子晶体74第八节 金属晶体78第九节 离子极化79第十节 混合型晶体80本章要求80第七章 配位化合物81第一节 配位化合物的基本概念81第二节 配位化合物的结构82第三节 配位化合物在水溶液中的状况86第四节 螯合物90本章要求91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，要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，这样才能不断提高理论与实践水平。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（l）：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，l-s，s-s一般为两相 g-g混合物为一相 l-l混合物： 一相：如5%HCl溶液，HCl以分子或离子形式分散在水中 两相：如油和水组成的体系，O/W，O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：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： PV=nRT PVnTR标准单位Pam3molK8.314R：常数，可由实验测得： 1 mol气体在273.15K（0），101.325kPa下测得其体积22.410-3m3 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Dalton（道尔顿）总结实验结果提出，因此又称为Dalton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300mmHg B、容器中注入20mL O2 ， 压力为200mmHg C、容器中注入30mL N2 + 20mL O2， 压力为500mmHg 即：P总= Pi Pi：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： PiV = niRT ， P总V = n总RT = PiV = niRT Pi：分压； V：总体积 2、分压的计算： P总可通过压力表测出，Pi则很难被直接测出，可通过分析、计算求得： PiV = niRT （1） P总V = n总RT （2） 由（1）（2），得： Pi / P总 = ni / n总 = Xi（摩尔分数） Pi = Xi 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总 。例1-1：已知在250时PCl5能全部气化，并部分离解为PCl3和Cl2。现将2.98gPCl5置于1.00L容器中，在250时全部气化后，测定其总压力为113.4kPa。其中有哪几种气体？它们的分压各是多少？ 例1-2：1.34gCaC2与H2O发生如下反应：CaC2(s)+H2O(l)=C2H2(g)+Ca(OH)2(s)产生的C2H2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99X103kPa，该反应的产率为多少？（已知23时水的饱和蒸气压为2.8X103kPa） 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1-3 某硫酸厂以硫铁矿（FeS2）为原料生产硫酸，其基本反应为： 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 2SO2 + O2 2SO3 SO3 + H2O H2SO4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？ 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 焓（无法测定） 焓变 化学热力学：H 0 放热反应 H 0 吸热反应 注意： H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：1atm(101325Pa)，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CCl4中： 2N2O5 = 4NO2 + O2在一定的时间间隔：t = t2-t1， N2O5 = N2O5 2-N2O5 1平均反应速率： 经过的时间s时间的变化t（s）N2O5mol L-1N2O5mol L-1v（N2O5）mol L-1 s-1002.101001001.95-0.151.510-33002001.70-0.251.310-37004001.31-0.399.910-410003001.08-0.237.710-417007000.76-0.324.510-421004000.56-0.203.510-428007000.37-0.192.710-4 从表中可以看出：反应进行了100秒时： VN2O5 = |（ 1.95-2.10） /(100-1)|= 1.5 10-3mol L-1 s -1 VNO2 = |2 0.15/100|= 3.0 10-3mol L-1 s -1 VO2 = |0.15 2/100|= 0.75 10-3mol L-1 s -1 三种表示速率间关系： 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： 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（）：定义： 对于反应：2N2O5 = 4NO2 + O2 作一变换：0 = 4NO2 + O2-2N2O5， 有： = ni/i ni：物质的量的变化值 i：为计量系数，i（NO2）= +4， i（NO2）= +1， i（N2O5）= -2 如上例：设体积为1升，则反应了100秒后： = - 1.5 10-3/-2 = 3.010-3/4 = 0.7510-3 mol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： N2O5 = 2NO2 + 0.5O2 ， 则： = -1.5 10-3/-1 = 3.010-3/2 = 0.75 10-3/0.5 = 1.510-3 mol例2-2：50ml C（ H2SO4） =0.20mol/L恰能与 40mlNaOH溶液完全中和，求 NaOH的浓度？解：反应方程式为： H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O = - 0.20 50/-1 = - C（ NaOH）40/-2 C（ NaOH） = = 0.50 mol/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： 2HI（g）= H2（g）+I2（g） 773K，HI=10-3molL-1 理论计算，HI分子间碰撞次数：3.5108次L-1S-1 如每次碰撞都发生反应， V = 5.8104molL-1S-1 但实验测出: V = 1.210-8molL-1S-1 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）= A2（g）+B2（g）A B 不能发生化学反应A A 能发生化学反应B AB 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 P35 图2-5 E平均为该温度下分子的平均能量。 具有E临界以上能量的分子称为活化分子，能量高于E临界的分子碰撞才能发生反应。 活化分子进行一定取向的碰撞，叫有效碰撞。 E临界-E平均之差为活化能。 活化能：1mol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（KJmol-1）无催化剂有催化剂3H2 + N2 - 2NH3330（W）1632N2O - 2N2 + O2245（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 + NO2 =CO2 + NO A + BC =AB + C P37图2-6 ABC： （过渡态）旧键部分破坏，新键部分生成 动能 - 势能 - 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。Ea1 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：2NO2（g）- 2NO（g）+O2（g） SO2Cl2（g）- SO2（g）+ Cl2（g） NO2（g）+ CO（g）- NO（g）+ CO2（g） 一般讨论基元反应。 非基元反应 2H2（g）+2NO（g）- N2（g）+ 2H2O（g） 由两个基元反应组成: 第一步：2NO + H2 = N2 + H2O2 第二步：H2 + H2O2 = 2H2O 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 + bB - 产物 溶液：V AaBb V = kAaBb 气体：V PAaPBb V = kPAaPBb k：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 + bB - 产物 V = kAaBb a + b = 反应级数 如：CO（g）+ NO2（g）? CO2（g） + NO（g） V = kCO NO2 总反应级数：二级反应，对CO或NO2来说为一级反应。 注意：反应级数及速率方程必须由实验确定。 例：2H2 + 2NO = N2 + 2H2O 测得V = kH2NO 2 总反应级数：三级，对H2来说一级，对NO来说二级。 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 （NH4）2S2O8 + 2KI = K2SO4 + I2 +（NH4）2SO4 S2O82- + 2I- = 2SO42- + I2 实验编号起始S2O82-mol/L起始I-mol/LI2生成速度molL-1min-111.010-41.010-20.6510-622.010-41.010-21.3010-632.010-40.510-20.6510-6 写出上述反应的速率方程,反应级数？ 计算k 解: V S2O82-I- V = kS2O82-I- a = 1 b = 1 反应级数 = 1+1 =2 k1 = V/(S2O82-I-) = = 0.65 Lmol-1min-1 k2 = = 0.65 Lmol-1min-1 = k3 即：k = 0.65 Lmol-1min-1 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 - 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，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 = kt+10/kt =24 2、 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（-或-），搅拌（-或-），鼓风（-）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 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 + bB =cC + Dd令（c+d）-（a+b）= n 则Kc的量纲为（mol/L）n压力平衡常数Kp 一般式：aA（g）+ bB（g）= cC（g）+ dD（g）令（c+d）-（a+b）= n 则Kp的量纲为（KPa）n或Pan热力学平衡常数-标准平衡常数K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K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 纯固体在平衡常数式中不必列出 CaCO3（S）= CaO（S）+ CO2（g） K = PCO2 / P 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，不必列出；如：NH3 + H2O = NH4+ + OH- ii）水的量对反应影响显著，必须列出。 如：CO（g）+ H2O（g）= CO2（g）+ H2（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 + bB = cC + dD （与K不同，指任意态时的浓度与分压）Q = K时，V正 = V逆 反应已平衡 Q K时，反应向正方向进行 Q K时，反应向逆方向进行 例：P44-45，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-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来表示。-某一反应物反应的完全程度。 若反应前后体积不变，反应物的量可用浓度来表示 P46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； 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：P47例2，已知，求K。 溶液中的反应，Kc 例2：P47例3，已知K，求。 设CO的转化率为。例3：在恒定温度和101.3KPa时,将1.10mol SO2和0.90mol O2的混合物慢慢通过V2O5催化剂,使生成SO3,达到平衡后,保持温度和总压力不变,测得剩余O2为0.53mol,求K。分析：K= ，Pi = niRT/V Pi/P总 = ni/n总 例4：P59，19 分析：恒容，恒温，ni = PiV/RT 三、外界条件对平衡位置的影响（化学平衡的移动） 一个可逆反应在一定条件下，达到平衡：V正 = V逆，即其系统中各物质的浓度（或分压）不随时间而变。 但外界条件（如浓度、压力、浓度）改变了，原来的平衡状态被破坏，建立新的平衡：V正= V逆 这种外界条件的改变，使可逆反应从原来的平衡状态变为新的平衡状态的过程叫平衡的移动。 1、 浓度对平衡移动的影响 加入反应物或取去生成物使平衡向正反应方向移动， 例5：在例1（即P47，例2）的平衡体系中，再加入Fe2+，使增加的Fe2+达到0.100mol/L，问（1）平衡向什么方向移动； （2）再次建立平衡时，各物质的浓度。 （3）Ag+ (1)加入Fe2+后，判断反应是否平衡：Q = 0.0194/(0.18060.0806) = 1.33 K = 2.99 反应向正方向移动 （3）Ag+ = (0.100-0.0667)/0.100100% = 33.3% 实际上，K只与温度有关，而与反应途径无关 利用这一性质（加入反应物或取去生成物使平衡向右移动加入某一物质，使另一物质的转化率提高），在反应中，使一成本较低的反应物过量，提高较贵的反应物的转化率。 还可取出生成物，使反应向正方向进行。 2、 压力对平衡移动的影响 增加总压力，平衡向气体分子数减少的方向移动。 例6：P52例5 3、温度对平衡移动的影响 与C、P对平衡移动的影响有本质不同，C、P改变，K不变；而T变，K也变。 如果正反应是吸热反应（H0），则增加温度，K增加，平衡右移； 如果正反应是放热反应（H0），则增加温度，K减少，平衡左移。 4、 催化剂与化学平衡 加速平衡到达的时间，但平衡不发生移动，K不变。 能峰降低，V正，V逆，但V正= V逆的位置不变。 5、 平衡移动原理-吕查德里原理 综上所述。 如果改变平衡体系中某个条件（C、P、T），平衡总向着减弱这个改变的方向移动。 第五节 反应速率与化学平衡的综合应用要设计一个化工生产过程，首先要考虑成本，在反应能够实施的情况下，考虑：充分利用原料，提高产量，缩短生产周期，降低成本。 使一种价廉易得的反应物过量，以提高另一种原料的转化率； 气体反应，增加压力使反应速率加快；但增加压力对反应设备要求较高，须综合考虑。 大部分反应，T，V。对于吸热反应，还能增加转化率（平衡的移动）；但也须考虑：温度过高使物料分解，增加能源。 催化剂，考虑催化剂的催化性、活化温度、价格、催化剂中毒等问题。 总结：吕查德理（Le Chetelier）原理： 如果改变平衡体系中某个条件（C、P、T），平衡总向着减弱这个改变的方向移动。 本章要求理解化学反应速率定律，能用活化能和活化分子概念解释浓度、温度、催化剂对反应速率的影响，了解影响多相反应速率的因素。 掌握化学平衡概念及平衡移动的规律，能熟练地利用Kc、Kp计算平衡组成，理解反应速率和化学平衡在实际应用中需要综合考虑的必要性。第三章 电解质溶液和离子平衡 第一节 强电解质在溶液中的状况一、离子氛的概念1923年，德拜（P. J. W.Debye）和休格尔（E. Hckel）提出强电解质理论。其要点：强电解质在水中是完全电离的 如离子型化合物：NaCl、KCl、NaOH、KOH等 强极性键化合物：HCl，H2SO4 （H+ + HSO4-）等 离子之间相互作用，使离子的行动并不自由。离子在溶液中的运动受离子氛的牵制。离子氛示意图在导电性实验中，决定导电性强弱有两个因素：溶液中离子的多少离子的迁移速度。 离子迁移速度的变慢，因此，根据溶液的导电度测得的电离度就降低了，这时测得的电离度称为表观电离度。电 解 质电 离 式表观电离度/%氯 化 钾KClK+Cl-86硫 酸 锌ZnSOZn2+SO42-40盐 酸HClH+Cl-92硝 酸HNOH+NO-92硫 酸H2SO4H+HSO4-61氢氧化钠NaOHNa+OH-91氢氧化钡Ba(OH)2Ba2+2OH-81二、活度和活度系数由于离子间的相互牵制，离子的行动并不完全自由，使离子的有效浓度比实际的计算浓度要低。1907年，Lewis（路易斯）提出了离子活度的概念a =f C （f 1）有效浓度“折 扣”计算浓度活 度活度系数对强电解质来讲，而弱电解质或难溶电解质，离子浓度小，离子间的影响也小，f 1第二节 水的电离和溶液的PH值本节以平衡原理为依据，讨论弱电解质中的电离平衡。 一、水的离子积 实验表明，纯水也有微弱的导电性K = H+OH-/H2O H2O的电离极弱，电离掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数。 H+OH- = KH2O = Kw Kw：常数 在一定温度下，H+OH-为一常数，25纯水中，H+ = 10-7mol/L = OH- Kw = H+OH- = 10-14 对纯水或在纯水中加入酸、碱或其它物质（浓度较稀）都适用。 在纯水中加入酸，H+，OH-， 在纯水中加入碱，OH-，H+，而H+OH- = Kw不变二、溶液的PH值1、什么叫PH值？ PH = -lgH+ POH = -lgOH 25时，PH + POH = PKw =14（25）H+ 1mol/L，OH- 1mol/L时： H+ = OH-时， 中性， H+ = 10-7，PH = 7 H+ OH-时，酸性， H+10-7，PH 7 H+ OH-时，碱性， H+10-7，PH 72、PH值的计算 H+ = m10-nmol/L，PH = -lg（10-n）= n - lgm OH- = m10-nmol/L， POH = -lg（m10-n）= n - lgm PH = 14-POH = 14 - n + lgm例：已知H+ = 5.610-5mol/L， 则PH = 5 - lg5.6 = 4.25 已知PH = 0.25, 则H+ = 10-0.25 = 0.562mol/L3、PH值的测定（1）酸碱指示剂 是一种有机染料，为有机弱酸或弱碱,它们的分子或离子在不同的PH值时，因为本身结构变化而呈现不同的颜色。如：甲基橙： HIn = H+ + In- 红色 黄色 加入酸，平衡左移，呈红色 加入碱，平衡右移，呈黄色 各种指示剂有一定的变色范围。而采用复合指示剂，可以使所显示的PH值范围更窄。 PH试纸就是多种酸碱指示剂混合、浸透，可以识别PH差值1，甚至0.2-0.3。（2）PH计 可以读出小数点后两位数字。第三节 弱酸弱碱的电离平衡一、一元弱酸和弱碱的电离平衡 1、一元弱酸的电离平衡 HA = H+ + A- 电离常数：Ka（HA）= H+A- / HAKa意义：表示弱酸的电离能力的强弱。Ka越大，酸性越强。25时：HAKaHCOOH1.7710-4HAc1.7510-5HClO2.8010-8HCN6.2010-10Ka（HA）= H+A- / HA又 H+ = A- ；HA C 2、一元弱碱的电离平衡 BOH = B+ + OH- 电离常数：Kb（BOH）= B+OH / BOH 同样，Kb越大，碱性越强如： NH3 + H2O = NH4+ + OH- 电离常数：Kb（NH3）= NH+OH / NH3Ka、Kb与其它平衡常数一样，与浓度无关，而与T有关。3、电离度（） （相当于转化率）HA=H+Ac-C始C00C变-C+C+CC平衡C-CCCKa（HA）= H+A-/HA = CC/（C-C）= C2/1-当电解质很弱时，电离度很小，（C/Ka500），可以认为1-1 （此时误差2%） 则： Ka = C2 （C/Ka500时）稀释溶液： C，而Ka与浓度无关，则 又 ， Ka不变，C，则H+稀释溶液，不能认为H+，而应是。同样对于一元弱碱： （C/Kb500）OH- = 例：（1）25，0.1mol/LHAc，求H+，Ac-，HAc（已知：Ka= 1.7510-5）方法1：H+ = Ac- = HAc = （1.3210-3/0.1）100% = 1.32%方法2：C/Ka500（2）将此溶液稀释至0.01mol/L，求H+，HAcHAc = （4.1810-4/0.01）100% = 4.18%即：稀释溶液，H+二、多元酸的分步电离 1、多元弱酸的分步电离 H2S =H+ + HS- Ka1 = H+HS-/H2S = 1.3210-7 （1）HS- =H+ + S2- Ka2 = H+S2-/HS- = 7.1010-15 （2）一般Ka1Ka2Ka3原因：负电荷HS-中再电离出阳离子H+较难 H+同离子效应2、多重平衡原则 一个体系中同时存在几个平衡，在各个平衡常数表达式中，相应物质的浓度要同时满足几个平衡。如上：（1）（2）对于总反应：H2S = 2H+ + S2- 即（1）+（2）Ka = H+2S2-/H2S = Ka1Ka2在相同条件下，如有两个反应方程式相加得第三个方程式，则第三个方程式的平衡常数为前两个反应方程式平衡常数之积。第四节 同离子效应和缓冲溶液本节主要介绍弱电解质溶液平衡移动原理一、同离子效应例：比较0.1mol/LHAc溶液及 0.2mol/LHAc和0.2mol/LNaAc等体积混和溶液的H+和各为多少？ （KaHAc = 1.7510-5）解：0.1mol/LHAc溶液：H+ = C/Ka5000.2mol/LHAc + 0.2mol/LNaAc溶液：HAc：0.2/2 = 0.1mol/L；NaAc：0.2/2 = 0.1mol/L；NaAc为强电解质，全部电离为Ac- = 0.1mol/LHAc=H+Ac-C始0.1 C酸00.1 C盐C平衡0.1-XX0.1+X弱电解质，0.1+X 0.1，0.1-X 0.1X = 1.7510-5mol/L = (X/0.1)100% = 0.0175%即混合后，H+和都减少。引申为通式： 即：Ka H+C盐/C酸 H+=KaC酸/C盐 在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的强电解质，会使弱电解质电离度降低，该现象叫作同离子效应。同理：NH3+ + H2O =NH4+ + OH- 加入NH4Cl NH4+ + Cl-一元弱碱：OH- =KbC碱/C盐注意：（NH4）2SO4 ： OH- = KbC碱/(2C盐)二、缓冲溶液 缓冲溶液可用于控制溶液的PH值。1、缓冲溶液的组成 编号加入 1.0mol/L的HCl溶液1. 0mL加入 1.0mol/L的NaOH溶液1. 0mL11.0L纯水PH：7.0 3.0PH = 4.0PH：7.0 11.0PH = 4.021.0L溶液中含有0.1mol Hac 和0.1molNaAcPH：4.764.75PH = 0.01PH：4.764.77PH = 0.0131.0L溶液中含有0.1mol NH3 和0.1molNH4ClPH：9.269.25PH = 0.01PH：9.269.27PH = 0.01缓冲溶液的组成：弱酸-弱酸盐 H+ = KaC酸/C盐弱碱-弱碱盐 OH- = KbC碱/C盐这些混合液能抵抗少量的强酸或强碱的“入侵”，而使PH值基本稳定，称之为缓冲溶液。2、缓冲溶液的PH值计算 （对上表的计算：）（1）在1.0L纯水中，分别加入1.0mL 1.0mol/L的HCl和1.0mL 1.0mol/L的NaOH，问PH值的变化。 纯水：PH = 7加入HCl：HCl = 1.010-31.0/1.001 = 10-3mol/L PH = 3加入NaOH:NaOH = 10-3mol/L PH = 14-POH = 11（2）0.1mol/LHAc和0.1mol/LNaAc H+ = Ka C酸/C盐 = 1.7510-50.1/0.1 mol/L PH = 4.76加入HCl: 反应前：HCl = 1.010-31.0/1.001 = 10-3 mol/L HAc = 0.1/1.001 = 0.1mol/L NaAc = 0.1/1.001 = 0.1mol/LHCl+NaAcNaCl+HAc反应前浓度10-30.100.1反应后浓度00.1-10-310-30.1+10-3PH = 4.75加入NaOH: 反应前：NaOH = 1.010-31.0/1.001 = 10-3 mol/L HAc = NaAc = 0.1/1.001 = 0.1mol/LNaOH+HAcNaAc+ H2O反应前浓度10-30.10.1反应后浓度00.1-10-30.1+10-3PH = 4.77讨论：下列各对溶液以等体积混合，指出哪些可以作为缓冲溶液？为什么？（1）0.1mol/L HCl与0.2mol/L NaAc HCl+NaAcNaCl+HAc反应前浓度0.1/2=0.050.2/2=0.100反应后浓度00.1-0.050.050.05反应后得到 HAc(0.5mol/L)-NaAc(0.5mol/L)混合溶液，可作为缓冲溶液；（2）0.1mol/L HCl与0.05mol/L NaNO2 HCl+NaNO2NaCl+HNO2反应前浓度0.1/2=0.050.05/2=0.02500反应后浓度0.02500.0250.025反应后得到 HCl(0.025mol/L)-HNO2(0.025mol/L)混合溶液，不可作为缓冲溶液；总结：（1）基本原理：同离子效应（2）缓冲溶液本身的PH值主要取决于Ka或KbH+ = KaC酸/C盐 OH- = KbC碱/C盐（3）缓冲溶液控制PH值，体现在C酸/C盐或C碱/C盐，加入少量酸或碱，比值变化小。 （4）缓冲溶液的缓冲能力，取决于加入酸或碱后，C酸/C盐或C碱/C盐比值变化尽量小。C酸/C盐或C碱/C盐=1，缓冲能力大。通常选择在0.1-10（5）一定范围内发挥作用（1）；否则PH值偏离1后，加入酸碱变化较大。（6）适当稀释时，PH变化不大。第五节 盐类的水解某些盐类溶于水中会呈现出一定的酸碱性：盐的类型0.1mol/L溶液PH值强酸强碱盐NaCl7弱酸强碱盐NaAc8.88弱碱强酸盐(NH4)2SO44.96弱酸弱碱盐NH4Ac7NH4CO2H6.5NH4CN9.3其中弱酸弱碱盐的PH值由弱酸和弱碱的离子强度决定。盐本身不具有H+或OH-，但呈现一定酸碱性，说明发生了盐的水解作用，即盐的阳离子或阴离子和水电离出来的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡发生移动。一、水解常数（Kh）和盐溶液PH值计算 1、一元弱酸强碱盐 例：NaAc + H2O = NaOH + HAc体系中存在三种平衡： Ac + H2O = OH- + HAc （1）H2O =OH- + H+ （2）HAc = H+ + Ac- （3）方程（1）实质为水解方程，（1）=（2）+（3）由（1）式得：Kh = HAcOH-/Ac-（Ka =Ac-H+/HAc，Kw =OH-H+） Kh = HAcOH-/Ac- （分子、分母同乘以H+） = HAcOH-H+/Ac-H+ = Kw/KaKa，Kh，即生成的酸愈弱，水解程度愈大。建立平衡时，H+与Ac-结合成HAc，而放出OH-，OH-H+，呈碱性。例1：计算0.1mol/L的NaAc溶液的PH值及水解度h（即转化率）。（Ka = 1.7510-5）Ac-+ H2O =HAc+OH-C始0.100C平衡0.1-XXXKh = X2/（0.1-X）= Kw/Ka = 10-14/(1.7510-5)= 5.710-10X较小，0.1-X 0.1PH = 14-（-lg7.510-6）= 8.88h = X/0.1100% = 7.510-3 %从而