无机化学资料讲解课件

无机化学PPT无机化学PPT2.无机化学的教学内容理论部分：①平衡问题：化学、离子、氧化还原、配合；②结构部分：原子、分子、晶体；③化学热力学和化学动力学。元素分论2.无机化学的教学内容理论部分：二、无机化学的学习方法①课前做好预习；②课上认真听讲，做好笔记；③课后认真、独立、及时完成作业并善于总结；④重视实验；⑤培养、加强自学能力。主要参考书：《无机化学》（大连工学院编著）；《无机化学》（武汉大学等编，高教版）；《无机化学》（北师大等编，高教版）。二、无机化学的学习方法①课前做好预习；1.本门课程常用的计量单位（1）基本单位：长度l(m)；时间t(s)；质量m(kg)；电流强度I(A)；热力学温度T(K)；物质的量n(mol)。（2）常用的导出单位：频率v(Hz=s-1)；压强p(Pa=N·m-2)；能量、功、热(J=N·m)；电压、电动势E(V=J•C-1)；体积V(m3=103dm3)；密度ρ(kg•m-3)；物质的量浓度c(mol•L-1)三、本门课程常用的计量单位和有效数字1.本门课程常用的计量单位三、本门课程常用的计量单位和有效（3）单位换算英文中文符号举例

103kilo千kkg10-3milli毫mml，mg10-6micro微uug，ul10-9nano纳nnm，ng（3）单位换算2.有效数字（1）有效数字的含义：有效数字是指实际测量得到的数值，允许最后一位是估计数值。例如：分析天平的最小刻度为0.0001g，读数必须精确到0.0001g，没有估读。2.有效数字加减法：以小数点后面位数最少的为标准，在计算过程中，允许其它数值多保留一位，最后结果四舍五入。0.3827+25.113+13.2=0.38+25.11+13.2=38.69=38.7乘除法：以有效数字位数最少的为标准，在计算过程中，允许其它数值多保留一位，最后结果四舍五入。0.1545×3.1/0.112=0.154×3.1/0.112=4.2625=4.3（2）有效数字在计算中的规定加减法：以小数点后面位数最少的为标准，在计算过程中，允许其它对数运算中：所取对数位数与真数有效数字位数相等。pH=两位有效数字c(H+)=2.1×10–13molL–1两位有效数字决定13？12.68对数值有效数字的位数取决于小数部分数字的位数。对数运算中：所取对数位数与真数有效数字位数相等。pH=两位第1章化学反应中的质量关系和能量关系第1章第1章化学反应中的第1章1.1物质的聚集态和层次1.2化学中的计量1.3化学反应中的质量关系1.4化学反应中的能量关系本章小结

目录1.1物质的聚集态和层次目录一、物质的聚集态1.物质的三态气体、液体和固体三种聚集状态。三种状态在一定温度、压力条件下可以互相转化，也可共存。2.等离子态在足够高的温度或辉光放电条件下，气体分子会部分甚至几乎完全解离为原子并进一步电离为气态阳离子。当电离产生的带电粒子达到一定的密度并能持续存在足够长的时间，这种高电离的气体与原来未电离时相比，性质上发生了根本的变化呈现出一种新的状态—等离子态。辉光：辉光放电管中，由于电极间产生稀薄气体放电现象而在阴极附近产生的光。是低压气体中显示辉光的气体放电现象。一、物质的聚集态1.物质的三态2.等离子态辉光：辉光放电管二、物质的层次物理学家把自然界的物质按个体或粒子的空间尺度大小及运动规律划分为四个层次：层次空间尺度遵循运动规律实例宇观>106m相对论力学地球、太阳宏观>(10-7~106)m牛顿力学交通工具介观>(10-9~10-7)m纳米粒子微观<10-9m量子力学原子、分子二、物质的层次物理学家把自然界的物质按个体1.2.1相对原子质量和相对分子质量（复习自学）1.2.2物质的量及其单位（复习自学）1.2.3摩尔质量和摩尔体积（复习自学）1.2.4物质的量浓度（复习自学）1.2.5气体的计量1.2.1相对原子质量和相对分子质量（复习自学）1.理想气体A：分子只占有位置而不占有体积；B：分子间无吸引力；C：分子之间及分子与气壁间的碰撞不造成动能损失。

在高温低压下，许多实际气体很接近理想气体。一、理想气体状态方程1.理想气体一、理想气体状态方程常用来描述气体性质的物理量有：压强p、体积V、温度T、物质的量n。波义耳定律当n和T一定时：理想气体的V与p成反比，可表示为：

V∝1/p

V.p=常数或V

1p

1=V

2p

22.理想气体状态方程查理—盖吕萨克定律当n

、p一定时：理想气体的V与T成正比，可表示为：

V∝T阿佛加德罗定律当p

、T一定时:理想气体的V与n成正比，可表示为：V∝n常用来描述气体性质的物理量有：压强p、体积V、温度合并以上三个经验定律表示式：V∝nT/p

上式的比例常数为R，则：V=nRT/p

通常写作：pV=nRT——理想气体状态方程。在国际单位制下：p－Pa;V－m3；T－K；n－mol；根据气体摩尔体积的概念得：R=pV/nT=101325Pa×22.414×10-3m3/1mol×273K=8.3144Pa∙m3∙mol-1∙K-1

=8.3144J∙mol-1∙K–18.314合并以上三个经验定律表示式：V∝nT/pR=pV/二、道尔顿分压定律1.分压力：恒温时，组分气体单独占有混和气体总体积时具有的压力。用pi表示i组分的分压。道尔顿分压定律：1801年道尔顿指出，混合气体的总压力p等于各组分气体的分压之和。表示为p=∑p

i适用范围：适用于理想气体，对低压下的真实气体混合物近似适用。例：室温下，用排水集气法收集氢气，所得氢气实际上是氢气和水蒸气的混合气体，气体总压p=p(氢气)＋p(水蒸气)。根据分压的定义：p

i∙V=ni∙R∙T二、道尔顿分压定律1.分压力：恒温时，组分气体单独占有混和推导过程：设体积为V的容器中，有a、b、c三种气体，如果它们都是理想气体，各物质的量ni分别为：na、nb、nc，根据道尔顿分压定律，各组分气体的分压pi分别为pa、pb、pc

混合的理想气体与单一的理想气体的状态方程式有相同的形式xa＝na/nt、xb＝nb/nt、xc＝nc/nt分别叫做组分气体a、b、c的摩尔分数，也叫做物质的量分数（无量纲的量），是浓度的一种表示方法。pi=p∙xi表明：组分气体i的分压pi等于混合气体的总压p与组分气体i的摩尔分数xi之积。推导过程：设体积为V的容器中，有a、b、c三种气体，如果它们由于混合气体总体积为：V＝ntRT/p前式除以后式，得：

Vi/V＝xi

式中Vi/V叫做组分气体i的体积分数。2.分体积：相同温度T下，若组分气体i具有和混合气体相同的压力p，此时组分气体i单独占有的体积为Vi，Vi称为组分气体i的分体积。则：Vi＝niRT/p因此，可以得到：pi＝pVi/Vpi＝pVi/V表示：组分气体i的分压pi等于混合气体总压p与组分气体i的体积分数之积。由于混合气体总体积为：V＝ntRT/p2.分体积：相同温度例：298K，101.3kPa时，取某煤气烃分析知其摩尔分数为：CO为60.0%，H2O(g)为10.0%，其他气体为30.0%，气体体积为30L,，求煤气烃中p(CO)、p(H2O)及n(CO)、n(H2O)。解：根据p

i=p∙xi

p(CO)=60.0%×101.3=60.8kPa；

p(H2O)=10.1kPa；根据p

V=nRT求出n(CO),n(H2O)。

例：298K，101.3kPa时，取某煤气烃分析知其摩尔1.3.1应用化学方程式的计算（复习自学，重点为产率、含量的计算）1.3.2化学计量数与反应进度1.3.1应用化学方程式的计算一、化学计量数（ν

）某化学反应方程式：cC+dD=yY+zZ

移项得：0=–cC–dD+yY+zZ

令：–c=νC，–d=νD，y=νY，z=νZ代入上式得：0=νCC+νDD+νyY+νZZ

即：0=Σν

BB—化学反应的计量方程一、化学计量数（ν）某化学反应方程式：cC+dD=一般用化学反应计量方程表示化学反应中质量守恒关系，通式为：B称为B的化学计量数。符号规定：反应物B为负；产物B为正。如：N2+3H2=2NH3，

N2、H2、NH3的化学计量数分别为(N2)=-1、(H2)=-3、(NH3)=2。一般用化学反应计量方程表示化学反应中质量守恒关系，通式为：二、反应进度（ξ

）反应进度ξ

的定义：对于反应0=ΣνBBnB

为物质B的物质的量，dnB表示微小的变化量。或定义二、反应进度（ξ）反应进度ξ的定义：对于反应0=ΣνB由上式可见：⑴对于一定的计量方程式，νB为定值，所以ξ随物质B的物质的量变化ΔnB而变化。ξ可以反映反应的程度，所以称为反应进度。⑵由于νB为无量纲的纯数，ΔnB的单位为mol，所以ξ的单位为mol，且为正值。⑶根据计量方程式，各物质ΔnB之比等于其计量系数νB之比，所以对确定的化学反应方程式来说，ξ的值与选用反应式中何种物质的物质的量的变化进行计算无关。由上式可见：⑴对于一定的计量方程式，νB为定值，所以ξ随物质如：N2+3H2=2NH3，当ξ0=0时有足量的N2、H2，而n(NH3)=0若Δn

B为下列值时，由ξ=Δn

B/νB可求出对应的ξ值。

Δn(N2)/mol，Δn(H2)/mol，Δn(NH3)/mol，ξ/mol000–1/2–3/21–1–32–2–64

01/212如：N2+3H2=2NH3，当ξ0=0时有足量的⑷对于指定的计量方程式，当ΔnB等于νB时，ξ等于1mol,也就是说，物系按计量方程进行了一次完全反应。思考：反应进度与化学反应方程式的书写有关吗？如对于反应：0

=–N2

–3H2+2NH3

，当有1molNH3生成时，反应进度为0.5mol。若将反应写成则反应进度为1mol。有关。⑷对于指定的计量方程式，当ΔnB等于νB时，ξ等于1mol,同一化学反应，若反应方程式写法不同(νB不同），相同反应进度时各物质的物质的量的变化会不同。如当ξ=1mol时：

Δn(N2)/mol，Δn(H2)/mol，Δn(NH3)/mol1/2N2+3/2H2=NH3–1/2–3/21

N2+3H2=2NH3–1–32同一化学反应，若反应方程式写法不同(νB不同），相同反应进度1.4.1基本概念和术语1.4.2反应热与反应的焓变1.4.3应用标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变1.4.1基本概念和术语1.定义体系：作为研究对象的物质系统。环境：体系之外与体系有密切关系的物质或空间。一、体系和环境1.定义一、体系和环境2.体系的分类敞开体系

有物质和能量交换封闭体系

只有能量交换附图1.1体系的分类孤立体系

无物质和能量交换按体系与环境间物质和能量的交换关系，通常将体系分为：2.体系的分类敞开体系

有物质和能量交换封闭体系

只有能量二、状态与状态函数体系的状态：热力学中，把描述体系的一切宏观性质的总和称为体系的状态。有平衡和非平衡态之分。状态函数：把确定体系状态的宏观性质的物理量称为状态函数。如：p，V，T,n

。1.定义体系的性质：组成、体积、压力、温度、密度、粘度等一系列用来描述体系状态的宏观物理量。二、状态与状态函数体系的状态：热力学中，把描述体系的一切宏观（1）状态函数是状态的单值函数。（2）当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统的始、末态有关，而与变化的实际途径无关。附图1.2状态函数的性质系统压力从3pº变为p°等温过程等温过程2.状态函数的特点（1）状态函数是状态的单值函数。附图1.2状态函数的性质系（3）相关性：体系同一状态的各个状态函数之间存在一定的制约关系。（4）周而复始变化为零。（5）状态函数的组合仍为状态函数。状态一定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。记忆（3）相关性：体系同一状态的各个状态函数之间存在一定的制约关3.状态函数的分类状态函数可分为两类：广度性质：与物质的量有关，其量值具有加和性，如体积、质量等。强度性质：与物质的量无关，其量值不具有加和性，如温度、压力等。3.状态函数的分类状态函数可分为两类：广度性质：与物质的量三、过程与途径

系统状态发生任何的变化称为过程；

实现一个过程的具体步骤称途径。思考：过程与途径的区别。25℃，105Pa100℃，105Pa25℃，5×105Pa100℃，5×105Pa恒温过程恒压过程恒压过程恒温过程始态终态附图1.3不同途径的示意图三、过程与途径系统状态发生任何的变化称为过程；实现一个过四、热和功2.符号热的符号为Q，体系吸热为“+”，体系放热为“–”；功的符号为W，体系对环境做功为“–”，环境对体系做功为“+”。体系和环境之间的两种能量传递形式。单位：kJ或J。1.定义热：在物理或化学变化的过程中，体系与环境之间因温差而传递的能量。功：在物理或化学变化的过程中，体系与环境之间除热之外以其他形式传递的能量。四、热和功2.符号体系和环境之间的两种能量传递形式。单位：体积功：由于体积变化而反抗外力与环境交换的功w体。

非体积功：所有其它的功统称为非体积功w′。3.体积功与非体积功思考：1mol理想气体，密闭在1)气球中，2)钢瓶中；将理想气体的温度提高20ºC时，是否做了体积功？1)做体积功，2)未做体积功。w=w体+w′体积功：由于体积变化而反抗外力与环境交换的功w体。3.体4.体积功w体的计算等外压过程中，体积功w体=–p

外(V2–V1)=–p外ΔV

pp外

=F/Al

p外

=F/A，l=ΔV/A，因此，体积功w体=F·

l

=–(p外·

A)·(ΔV/A)

=–

p外

ΔV附图1.4体积功示意图4.体积功w体的计算等外压过程中，体积功pp外=F/5.理想气体的体积功理想气体的状态方程：pV=nRT

附例1.1

1mol理想气体从始态100kPa,22.4dm3经等温恒外压p2=50kPa膨胀到平衡，求系统所做的功。解：终态平衡时的体积为：负值表示系统对外做功。V2=p1V1/p2=100000Pa×22.4×10-3m3/50000Pa=44.8×10-3m3w体=–p外ΔV=–50000Pa×(44.8–22.4)×10-3m3=–1120J5.理想气体的体积功理想气体的状态方程：pV=nRT思考：功和热是不是状态函数？功和热都不是状态函数。p

2ΔVp

1

ΔV

两个过程不同，所作的功也不相同，绿线所示路径，作功为：p

2ΔV;而红线所示路径，作功为：p

1ΔV。*因此热和功不仅与体系始、终态有关，而且与过程的具体途径有关，所以热和功不是状态函数，只是能量传递的一种方式。p2V2p

1V2p2V1W1=-p

1

ΔVW4=-p

2ΔVW2=0W3=0pp

1V1V思考：功和热是不是状态函数？功和热都不是状态函数。p2ΔV五、热力学能系统内部运动能量的总和。内部运动包括分子的平动、转动、振动、微粒间相互作用的势能以及电子运动和核运动。思考：同样的物质，在相同的温度和压力下，前者放在10000m高空，以400m/s飞行的飞机上，后者静止在地面上。两者的热力学能相同吗？答:相同。内能的特征：状态函数广度性质无绝对数值热力学能的大小与系统的温度、体积、压力以及物质的量有关。

五、热力学能系统内部运动能量的总和。内部运动包括分子的平动、六、能量守恒热力学第一定律的实质是：能量守恒定律在热力学中的的应用。能量守恒定律（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成另一种形式，或从一个物体传递给另一个物体，而在转化和传递的过程中总能量不变。”

六、能量守恒热力学第一定律的实质是：能量守恒定律（热力学第一一封闭系统，热力学能U1，从环境吸收热Q，得功w，变到状态2，热力学能U2，则有：U1U2Q>0w>0ΔU

=Q+w热力学第一定律热力学第一定律数学表达式一封闭系统，热力学能U1，从环境吸收热Q，得功w，变到状态含义：封闭体系热力学能的改变量ΔU等于体系吸收的热与体系从环境所得的功之和，即体系与环境之间能量的净转移。如：某体系吸热40kJ•mol–1

，对环境做功20kJ•mol–1

，求体系和环境内能的改变量？ΔU体=Q+W=40+（–20）=20kJ•mol–1

；ΔU环=Q+W=–40+20=–20kJ•mol–1

含义：封闭体系热力学能的改变量ΔU等于体系吸收的热与体系从环定义：化学反应时，如果体系不做非体积功，当反应终了的温度恢复到反应前的温度时，体系吸收或放出的热量，称为该反应的反应热。包括：恒压反应热和恒容反应热。1.恒容反应热QV根据ΔU=Q+W恒容的条件下ΔU=QV

+W

而W=–pΔV=0

∴ΔU=Qv即恒容反应热等于体系热力学能的改变。一、反应热定义：化学反应时，如果体系不做非体积功，当反应终了的温度恢复思考：这两个公式有什么用处？可以利用这两个公式计算反应热。2.恒压反应热QP

根据ΔU=Q+WΔU=QP–pΔVQP=ΔU+pΔV思考：这两个公式有什么用处？可以利用这两个公式计算反应热。23.焓由

QP

=△U+p(V2–

V1)=(U2-U1)+p(V2–

V1)=(U2+p

2V2)–(U1+p1V1)公式Qp

=ΔH的意义：即恒压反应热等于体系的焓变。或：在恒压反应过程中体系吸收的热全部用来改变体系的焓。所以可以通过ΔH的计算求出QP的值。令

H

=

U+p

V则Qp

=H2–

H1=ΔHH称为焓，是一个重要的热力学函数。3.焓由QP=△U+p(V2–V1)公式Q（1）焓的含义焓是体系具有的、由体系的状态决定的、在等压只做体积功的过程中以热的形式转移的一种能量。对化学反应：ΔH>0，吸热反应；

ΔH<0，放热反应。（2）焓的特点①焓是具有容量性质的状态函数；但热不是状态函数。②焓的绝对值尚无法确定，但ΔH

=QP。③T、p对ΔH有影响，但影响不大，一般不用考虑。（1）焓的含义4.QV与QP的关系已知 恒容反应热：QV

=ΔU；

恒压反应热：Qp=ΔUp+p(V2–V1)

等温过程，ΔUpΔUV，则：ΔH–ΔU=Qp–

QV=p(V2–V1)a.

恒温恒压下，有气体参加的反应，若视气体为理想气体，根据PV=nRT，PΔV=ΔnRTΔH

=ΔU+ΔnRT；QP–QV=ΔnRT

b.

若反应物和生成物皆为固体、液体（无气体参加的反应），由于ΔV很小，P*ΔV可忽略不计，则ΔH

≈ΔU；QP

≈QV

。4.QV与QP的关系已知 恒容反应热：QV=ΔU；ΔH思考：若反应C(石墨)+O2(g)→CO2(g)

的Qp,m为–393.5kJ·mol–1，则该反应的QV,m

为多少？该反应的Δn(g)=0，QV

=Qp思考：若反应C(石墨)+O2(g)→CO2(g)

二、热化学方程式

1.定义表示化学反应与热效应关系的方程式称为热化学方程式。

例如：

298.15K100kPa2H2(g)+O2(g)2H2O(g),ΔrHm=–483.6kJ·mol-1ΔrHm称为摩尔反应焓变，下标r（reaction）表示一般的反应，m（molar）表示摩尔。二、热化学方程式1.定义

（1）

注明反应的温度和压力（常温、常压可略去不写）（2）

标出各物质的聚集状态（g、l、s）2H2(g)+O2(g)→2H2O(g)ΔrHm（298.15K）=-483.6kJ·mol-12H2(g)+O2(g)→2H2O(l)ΔrHm（298.15K）=-571.6kJ·mol-12.书写热化学方程式时的注意事项CH4(g)+H2O(g)→CO(g)+3H2(g)ΔrHm（298.15K）=206.15kJ·mol-1ΔrHm（1273K）=227.23kJ·mol-1（1）

注明反应的温度和压力（常温、常压可略去不写）（3）同一反应，物质的量不同，ΔrHm的值不同。（4）正逆反应ΔrHm的值相同，符号相反。2H2(g)+O2(g)→2H2O(g)ΔrHm（298.15K）=-483.6kJ·mol-1H2(g)+1/2O2(g)→H2O(g)ΔrHm（298.15K）=-241.8kJ·mol-1（3）同一反应，物质的量不同，ΔrHm的值不同。（4）正三、Hess定律

并不是所有的反应热都可以实验测定。例如反应：2C(s)+O2(g)→2CO(g)思考：为什么上述反应的反应热无法实验测定？答:实验过程中无法控制生成产物完全是CO。因此，只能用理论方法来计算反应热。三、Hess定律并不是所有的反应热都可以实验测定。例如反Hess定律

不管化学反应是一步完成、还是分几步完成的，反应的热效应相等。即总反应的热效应等于各分步的热效应之和。始态

C(石墨)+O2(g)终态

CO2(g)中间态

CO(g)+½O2(g)即热化学方程式可像代数式那样进行加减运算。ΔrHmΔrHm1ΔrHm2ΔrHm=ΔrHm1+ΔrHm2G.H.Hess（1802～1850）俄国化学家Hess定律不管化学反应是一步完成、还是分几步完成的，反应Hess定律示例由Hess定律知：若化学反应可以加和，则其反应热也可以加和。和已知反应的反应焓，计算的反应焓，解：ΔrHm1=－393.51kJ•mol-1ΔrHm2=－282.98kJ•mol-1ΔrHm3=ΔrHm1－ΔrHm2=－

110.53kJ•mol-1Hess定律示例由Hess定律知：若化学反应可以加和，则附例1.2

已知298.15K时以下各反应的焓变值：(1)C(s)＋O2(g)CO2(g)，ΔrHm1=－393.5kJ•mol-1(2)H2(g)+1/2O2(g)H2O(l)，ΔrHm2=－285.3kJ•mol-1(3)C3H8(g)+5O2(g)3CO2(g)+4H2O(l)，ΔrHm3=－2220.07kJ•mol-1试计算：3C(s)+4H2(g)C3H8(g)的ΔrHm。解：方程式热效应加、减法

(1)式3+(2)式4-(3)式得：则：ΔrHm＝3(ΔrHm1)＋4(ΔrHm2)－(ΔrHm3)3C(s)+4H2(g)C3H8(g)附例1.2已知298.15K时以下各反应的焓变值：(1)C一、热力学标准态标准压力（p

=100kPa）下，纯气体的状态为气体的标准态。标准压力（p=100kPa）下，最稳定的纯液体、纯固体的状态为液体、固体的标准态；标准压力（p=100kPa）下，溶液中溶质的质量摩尔浓度为1mol·kg-1（近似为1mol·L-1）时的状态为溶液中溶质的标准态。一、热力学标准态标准压力（p=100kPa）下，纯二、标准摩尔生成焓在标准态下，由最稳定的纯态单质生成单位物质的量的某物质时的焓变称为该物质的标准摩尔生成焓。

符号：ΔfHm，T

单位：kJ·mol-1

。若T为298.15K,可写为ΔfHm

ΔfHm小于0,由最稳定的纯态单质生成该物质时放出热量；ΔfHm大于0,由最稳定的纯态单质生成该物质时吸收热量。二、标准摩尔生成焓在标准态下，由最稳定的纯态单质生成单位物质规定：最稳定的纯态单质的标准摩尔生成焓为零。如：以此为标准可求出其他物质的标准生成焓摩尔。而H2（l），金刚石，单斜硫不是最稳定的单质。ΔfHm(H2,g)=0,ΔfHm(C,石墨)=0ΔfHm(P,白磷)=0规定：最稳定的纯态单质的标准摩尔生成焓为零。以此为标准可求出附例1.3下列物质中，ΔfHm不等于零的是（1）Fe(s)；(2)C(石墨)；(3)Ne(g)；(4)Cl2(l)。附例1.4下列各热化学方程式的热效应ΔrHm

，符合物质标准摩尔生成焓变ΔfHm定义的是：(1)2S(s)+3O2(g)=2SO3(g)ΔrHm

(2)H2(g)+I2(g)=HI(g)ΔrHm

(3)C(金刚石)+O2(g)=CO2(g)ΔrHm

(4)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)ΔrHm

附例1.3下列物质中，ΔfHm不等于零的是附例1.4下列各三、标准摩尔焓变的计算标准状态下,反应进度ξ=1mol的焓变称为反应的标准摩尔焓变记作：