无机化学讲义1

无机化学讲义

柴凤英

甘肃联合大学

2009年9月

目录

第一章气体..........................................1

§1.1理想气体状态方程式...............................................1

1.1.K理想气体状态方程式

1.1.2、理想气体状态方程式的应用

§1-2气体混合物..........................................................2

1.2.1、分压定律

1.2.2、分压定律的应用

第二章热化学........................................5

§2.1热力学的术语和基本概念...........................................5

1.2.2、分压定律的应用

2.1.2、状态和状态函数

2.23、过程

2.1.4、相

2.1.5、化学反应计量式和反应进度

§2.2热力学第一定律......................................................7

2.2.1热和功

222、热力学能

2.2.3、力学第一定律

§2.3化学反应的热效应...................................................9

2.3.1定容反应热

2.3.2恒压反应热

233△,&和

2.3.4、热化学方程式

2.3.5、标准摩尔生成焰

2.3.6、标准摩尔燃烧热［△（：”®m（B.相态.T）］

§2.4Hess定律..........................................................12

§2.5反应热的求算.......................................................12

251、由标准摩尔生成焰计算反应热

252、由标准摩尔燃烧焰计算(T)

第三章化学动力学基础...............................15

§3.1化学反应速率的概念............................................15

3.1、1平均速率和瞬时速率

3.1、2定容反应的反应速率

§3.2、浓度对反应速率的影响——速率方程..............................17

3.2、1、化学反应速率方程

3.2、2、反应级数的确定一初始速率法

3.2、3、浓度与时间的定量关系

§3.3温度对反应速率的影响-Arrhenius方程式.............................20

3.3、1、Arrhenius公式

3.3、2^Arrhenius方程的应用：

§3.4反应速率理论简介..................................................22

3.4.1、分子碰撞理论

3.4.2、过渡状态理论(活化配合物理论)

§3.5催化剂与催化作用.................................................23

3.5.1、、催化剂和催化作用的基本特征

3.5.2、催化作用的特点

第四章化学平衡嫡和Gibss函数......................26

§4.1标准平衡常数......................................................26

4.1.1、化学平衡的基本特征

4.1.2、标准平衡常数——热力学平衡常数

4.1.3、标准平衡常数的实验确定

§4.2标准平衡常数的应用................................................29

4.2.1、判断反应程度

4.2.2、预测反应方向

§4.3化学平衡的移动....................................................30

431、浓度对化学平衡的影响

4.3.2、压力对化学平衡的影响

4.3.3、温度对化学平衡的影响

§4.4自发变化和燃......................................................33

4.4.1、熔和自发变化

4.4.2>嫡

4.4.3、热力学第三定律和标准嫡

4.4.4、化学反应嫡变和热力学第二定律

§4.5Gibbs函数........................................................37

451、吉布斯函数［变］判据

4.5.2、标准摩尔生成Gibbs函数

4.5.3、Gibbs函数与化学平衡

第五章酸碱平衡....................................42

§5.1酸碱质子理论.......................................................42

§5.2水的解离平衡和溶液的pH...................................................................................44

5.2.1水的解离平衡

5.2.2溶液的PH

§5.3弱酸、弱碱的解离平衡.............................................47

5.3.1一元弱酸、弱碱的解离平衡

5.3.2、多元弱酸的解离平衡

§5.4同离子效应和缓冲溶液.............................................54

5.4.1同离子效应

5.4.2缓冲溶液

§5.5酸碱指示剂......................................................57

§5.6酸碱电子理论与配合物概述.........................................58

§5.7配位化合物.........................................................59

5.7.1配合物的组成和命名

5.7.2§5、8配位反应与配位平衡.....................................61

第六章沉淀溶解平衡................................63

§6、1溶解度和溶度积....................................................63

6、1、1、溶解度

6、1、2、溶度积

6、1、3、溶度积和溶解度之间的关系

§6、2沉淀的生成和溶解................................................67

6、2、1、溶度积规则

6、2、2、同离子效应和盐效应

6、2、3、沉淀-溶解平衡的移动

§6、3两种沉淀之间的平衡................................................72

6、3、1、沉淀的转化

6、3、2、分步沉淀

第七章氧化还原反应电化学基础.....................75

§7.1氧化还原反应的基本概念...........................................75

7、1、1、氧化数(值、态)

7、1、2、氧化还原反应方程式的配平一离子-电子法

7、1、3、反应的特殊类型

§7、2电化学电池.......................................................79

7、2、1、原电池的组成

7、2、2、电池的电动势

§7.3电极电势...........................................................83

7、3、1、电极电势的产生

7、3、2、标准氢电极和甘汞电极

7、3、3、标准电极电势

7、3、4、影响电极电势的因素-能斯特(Nernst)方程

§7、4电极电势的应用...................................................88

7、4、1、判断氧化剂和还原剂的强弱

7、4、2、判断氧化还原反应自发进行的方向

7、4、3、求氧化还原反应的平衡常数

7、4、4、元素电势图

第八章原子结构与元素周期系.........................95

§8、1核外电子运动状态................................................95

8、1、1、核外电子运动的量子化特性一氢原子光谱和Bohr理论

8、1、2、核外电子运动的波粒二象性

8、1、3、核外电子运动状态的描述

8、1、4、多电子原子轨道能级

§8、2原子核外电子的排布与元素周期律.................................100

8、2、1、基态原子的核外电子排布规律

8、2、2、核外电子分布与元素的周期律

8、2、3周期元素分区

§8、3元素性质的周期性................................................104

8、3、1、原子半径

8、3、2、电离能

8、3、3、亲合能

8、3、4、电负性

第九章分子结构....................................108

§9、1价键理论......................................................108

9、2、1共价键本质

9、2、2、价键理论的基本要点与共价键的特点

9、2、3、共价键的键型

§9、2、杂化轨道理论..................................................110

9、3、1、杂化轨道的概念

9、3、2、s-p型杂化与分子构型

§9、3价层电子对互斥理论............................................113

9、4、1、价层电子对互斥理论的要点

9、4、2、推断分子或离子的空间构型的具体步骤如下：

§9、4分子轨道理论..................................................114

9、5、1、分子轨道理论的要点

9、5、2、分子轨道能级图及其应用

§9、5键参数.........................................................116

9、5、1、键能

9、5、2、键长

第十章固体结构...................................118

§10、1晶体类型.................................................118

10、1、1、晶体的特征与内部结构

10、1、2、晶体的基本类型

§10、2离子晶体.....................................................122

10、2、1、离子键理论

10、2、2、离子晶体的稳定性-晶格能U

10、2、3、离子的极化作用和变形性

§10、3分子晶体.....................................................127

10、3、1、分子的极性

10、3、2、分子间的吸引作用

10、3、3、氢键

第十一章配合物结构.............................133

§11、1配合物的空间构型和磁性................................133

11、1、1、配合物的空间构型

11、1、2、配合物的异构现象

11、1、3、配合物的磁性

§11>2配合物的价健理论........................................135

第12章S区金属（IA、IIA）.......................138

§12、1s区元素的通性............................................139

§12、2s区元素的单质...........................................140

12、2、1、单质的物理性质和化学性质

12、2、2单质的存在与单质的制备：

§12、3s区元素的化合物........................................142

12、3、1、氨化物

12、3、2、氧化物

12、3、3、氢氧化物

12、3、4、盐类

§12.4对角线规则.................................................147

第十三章P区元素（一）...........................151

§13、1P区元素概述............................................151

§13、2P区元素单质化合物性质递变规律............................152

13、2、1、P区元素的单质

13、2、2、P区元素的氢化物

13、2、3、P区元素的氧化物及其水合物

13、2、4、P区元素化合物的氧化还原性

13、2、5、P区元素含氧酸盐的溶解性和热稳定性

§13、3卤素....................................................156

13、3、1卤族概述

13、3、2、卤素单质

13、3、3、卤化氢和氢卤酸

13、3、4、卤素的含氧酸及其盐

第十四章P区元素（二）............................167

§14、1氧族元素...............................................167

14、1、1氧族元素概述

14、1、2、氧及其化合物

14、1、3、硫及其化合物

§14、2氮族元素..................................................180

14、2、1元素的基本性质

14、2、2氮及其化合物

14、2、3、磷及其化合物

第15章P区元素元素（三）...........................192

§15、1碳族元素................................................192

15、1、1、碳族元素概述

15、1、2、碳族元素的单质及其化合物

15、1、3、硅及其化合物

§15.2硼族元素.................................................199

15、2、1、硼族元素概述

15.2.2、硼及其化合物

第16章d区金属（一）.............................203

§16.1d区元素概述............................................203

16、1、1、d区元素的原子半径和电离能

16、1、2、d区元素的物理性质

16.1.3、d区元素的化学性质

16、1、4、d区元素的氧化态

16、1、5、d区元素离子的颜色

§16.2铭.......................................................206

16、2、1、铭的单质

16、2、2、倍的重要化合物

§16.3镐.......................................................211

16、3、1镒的单质

16、3、2镒的重要化合物

§16.4铁.......................................................215

16.4、1、铁的单质

16、4、2、铁的化合物

第十七章d区元素（二）.............................220

§17、1铜族元素................................................220

17、1、1、铜族元素的通性

17、1、2、铜及其化合物

17、1、3、银及其化合物

§17、2锌族元素................................................225

17、2、1、锌族元素的通性

17、2、2、锌及其化合物

17、3、3、汞及其化合物

第一章气体

在自然界，物质通常以气、液、固三种状态存在。这是因为在自然条件下，不同物质

的分子之间相互作用不同所导致的。与液体、固体相比，气体是物质的一种较简单的聚集状

态。许多生化过程和化学过程都是在空气中发生的，动物的呼吸、植物的光合作用、燃烧、

生物固氮等都与空气密切相关，在实验研究和工业生产中，许多气体参与了重要的化学反应。

在认识世界的历史长河中。科学家们首先对气体的研究给予了特别的关注。

本章在理想气体状态方程式的基础上重点讨论混合气体的分压定律。

§1.1理想气体状态方程式

气体的基本物理特性是：可压缩性和扩散性。

1.1.1、理想气体状态方程式

理想气体是分子之间没有相互吸引和排斥，分子本身的体积相对于气体所占有体积完全

可以忽略的一种假想情况。对于真实气体，只有在低压高温下，才能近似的看成理想气体。

理想气体状态方程式：pV=nRT

理想气体状态方程式：pV=nRT中R--摩尔气体常量(通用气体常数)

在STP下，p=101.325kPa,T=273.15K

n=1.0mol时,Vm=22.414L=22.414X103tn3

PV101.325KPax22.41M

=8314KPa.L.K，molT

方一1.0根。/x273.15K

=8.314j.K-'.mo/-'

在不同的条件下，pV=nRT有着不同的表达式，各种表达式有着不同的应用:

〃一定时，p,V,T改变，则有:

⑴PM_P2匕

(2)〃7一定时.即为Boyle定律

PM=P2V2

(3)〃、p一定时即为CYor/es定律:

(4)T、p一定时即为Auogadro定律:

生=五在同温同压下同体积气体含有相同数目的分子。

〃2V2

1.L2、理想气体状态方程式的应用

根据pV=nRT可以确定气体所处的状态或状态变化。

(1)计算p,V,T,n四个物理量之一

pV=nRT用于温度不太低，压力不太高的真实气体。

(2)气体摩尔质量、分子量的计算，并由此推断其分子式

pV=nRTn=m/M

pV=mRT/MM-^—RT(gmol-1)

PV

⑶气体密度的计算

mm

M——RT

PV

pRT

M

RT

理想气体与实际气体之间的偏差可以应用半经验性的VanderWaals方程来修正:

n2

(P+a—)(y-nb^nRT

§1-2气体混合物

1.2.1、分压定律

理想气体混合物：当几种不同的气体在同一容器中混合时，相互间不发生化学反应，分子本

身的体积和它们相互间的作用力都可以忽略不计，这就是理想气体的混合物。

组分气体：理想气体混合物中每一种气体叫做组分体。

例如：空气中，N202ArC02HO…每一种气体都为该体系中的一个组分气体，

分压：在相同温度下，组分气体B占有与混合气体相同体积时所产生的压力，叫做组分气体B

的分压。

Dalton分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体分压之和。

p=p1+p2+...

nRRT

或p=£PBPB=——

1BV

分压的求解

nBRTnRT

PB=p=-----PB=—P=XBP

~V~Vn

4气体的物质的量分数，又称为摩尔分数。

Dalton分压定律是处理混合气体的基本定律，也是处理与气体反应有关的化学平衡、反

应速率等问题中经常应用的重要公式。

1.2.2、分压定律的应用

例题:1-3、在潜水员自身携带的水下呼吸器中充有氧气和筑气混合气体（氮气在血液中

溶解度较大，易导致潜水员患上气栓病，所以以氮气代替氮气）。对一特定的潜水操作来说,

将25℃,0.lOMpa的46L0?和25℃,0.lOMpa的12Lhe充入体积为5.0L的储罐中，计算25℃下在

该罐中两种气体的分压和混合气体的总压.

解:混合前后温度保持不变，氧气和氧气的物质的量不变.

混合后,Pi(。2)=Pi(He)=0.1OMPaM(O2)=46L,V2(He)=121L

混合气体总体积V=5.0L,则其中

21（。2）匕（。2）0.1MPax46L

P（°2）==9.2xIO?KPa

匕（。2）5.0L

0.1M&X12L

p(He)=2.4x10?KPa

5.0L

p=〃(。2)+p(〃e)=(9.2+2.4)x102KPa=1.16xl03KPa=1.16MPa

例题:1-4、某学生在实验室中用金属锌与盐酸反应制取氢气.所得到的氢气用排水集气法

在水面上收集.温度为18℃,室内气压计为753.8mmHg,湿氢气体积为0.567L.用分子筛除去水

分,得到干氢气.计算同样温度'压力下干氢气的体枳以及氢气的物质的量.

解：排水法收集气体时，通常将所收集气体中的水蒸气看作饱和蒸气.由化学手册中查

出18℃,p（H2O）=15477mmHg.在湿氢气中,氢的分压为:

Pi(42)=(753.8-15.477)mm//g=738.3mmHg

P.=篇喏X1°L325K*9843K以

干氢气的/72（〃2）=753.8加m/抬=100.5长/%,体积为匕（“2）・

/?I(H2)XV_98.43KPax0.567L_

V2(H2)=——.U'D

〃2（”2）100.5KPa

〃(-中98.43KPax0.567L2.3lxKT?他〃

8.3147.加。广土1x(273+18)K

第二章热化学

本章将根据热力学第一定律定量的研究化学反应中的热、功和热力学能的相互转化（热、

功是能量传递的两种形式），定义了热力学函数——焰、标准摩尔生成焰，以及由标准摩尔

生成焰计算化学反应焙变。这些内容统称为热化学。

§2.1热力学的术语和基本概念

2.1.1、系统和环境

物质世界是无穷尽的，研究问题只能选取其中的一部分。

系统：系统是被人为地划定的作为研究对象的物质（又叫体系或物系）。系统具有边界，

这一边界可以是实际的界面，也可以是人为确定的用来划定研究对象的空间范围。系统是由

大量微观粒子组成的宏观集合体。

环境：体系边界之外的，与体系之间产生相互作用利相互影响的部分，称为环境。

体系与环境之间，按照物质交换和能量交换的不同，将体系分为：

敞开系统：与环境既有物质交换又有能量交换。例如一个敞口的盛有一定量水的广口瓶，就

是敞开系统。因为这时瓶内既有水的不断蒸发和气体的溶解（物质交换）：又可以有水和环

境间的热量交换。

封闭系统：与环境无物质交换而有能量交换。如对盛有水的广口瓶上再加一个塞子，即成为

封闭系统。因为这是水的蒸发和气体的溶解只限制在瓶内进行，体系和环境间仅有热量交换。

孤立系统：与环境既无物质交换又无能量交换。例如将水盛在加塞的保温瓶（杜瓦瓶）内，

即是孤立系统。如果一个体系不是孤立系统，只要把与此体系有物质和能量交换的那一部分

环境，统统加到这个体系中，组成一个新体系，则此新体系就变成孤立系统了。

2.1.2、状态和状态函数

热力学中，体系的性质确定体系的状态。体系的状态是体系一切性质的综合表现。性质

指温度、压力、体积、物态物质的量、相等。当体系的所有性质各具有确定的值而不再随时

间变化时，体系处于一定的状态。如果体系有一种性质发生了变化，则体系的状态发生了变

化。能够确定体系状态的物理量叫做状态函数。状态-定，状态函数定。即体系处于•定

的状态时，状态函数有确定的值，而当体系的状态发生变化时，状态函数也要发生相应的变

化，其变化值完全由始终态决定，与状态变化的途径无关。循环过程中，状态函数的变化为

零。

各个状态函数相互制约（P、V、T）o

2.1.3、过程

体系状态的变化称为过程。过程进行的具体方式称为途径。变化前体系所处的状态称为

初始状态（简称初态），变化后体系所处的状态称为最终状态（简称终态）。体系从同一始态

变化到同一终态，可以经过各种不同的途径。

等温过程：过程中始态、终态和环境的温度相等，TSHI=TZHONG=THUAN

（△r=o）,并且过程中始终保持这个温度。等温变化和等温过程不同，它只强调始态和终

态的温度相同，而对过程中的温度不作任何要求。

等压过程：过程中始态、终态和环境的压力相等，PsHI=P/HONG=PHUAN

（△P=0）。等压变化和等压过程不同，它只强调始态和终态的压力相同，而对过程中的压

力不作任何要求。

等容过程：始态、终态体积相等，并且过程中始终保持这个体积（密闭容器）VSHI=VZHONG

（△V=0）

绝热过程：过程中系统和环境无热量交换。（△。=0）

广度性质：有加合性。m,v

强度性质：无加合性。T,P,C

2.1.4、相

系统中物理性质和化学性质完全相同的而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀

部分叫做相。只含一个相的系统叫做均相系统或单相系统。例如，NaCl水溶液、碘酒、天

然气、金刚石等。相可以由纯物质或均匀混合物组成。相可以是气、液、固等不同形式的集

聚状态。系统内可能有两个或多个相，相与相之间有界面分开，这种系统叫做非均相系统或

多相系统。例如一杯水中浮有几快冰，水面上还有水蒸气和空气的混合气体，这是一个三相

系统。又如油浮在水面上的系统是两相系统。为书写方便，通常以g,l,s分别代表气态、液态

和固态，用aq表示水溶液。

2.1.5、化学反应计量式和反应进度

化学反应计量式即化学方程式。

依据规定，化学式前的“系数”称为化学计量数，以%表示，匕为量纲一的量。并规定，

对于反应物，化学计量数为负，对于产物为正。对于任意反应：

dD+eE—＞fF+gG

或0=工以8代表反应物和产物

B

以物质B的化学计量数

V

D=-dvE=—evF=f%=g

反应进度：反应进度是表示化学反应进行程度的物理量，其定义为：

.=匈=4（＜）」（0）单位是moi

VB%

式中〃sC）和〃B（°）分别代表反应进度占=4和4=°（反应未开始）时B的物质的量。

例题:P24-25.

讨论：

・反应进度与反应方程式相关；

•当各物质的量改变与其计量系数相等时：&=1,即进行了Imol反应；

•，的mol与物质的量单位“mol”不同的是：当&=lmol时，是指在某一时刻，反应物以计量

系数的比例减少而生成物也是以计量系数的比例增加，或按化学反应计量式进行了Imol反

应。

§2.2热力学第一定律

2.1热和功

热和功是系统发生变化时与环境进行能量交换的两种形式。也就是说，只有当系统经历

某过程时，才能以热和功的形式与环境交换能量。热和功均具有能量的单位，如J、KJ等。

1.热

系统和环境由于存在温差而传递的能量。习惯上，用。表示。。值的正负表示热传递的

方向。

如果体系吸热，贝I」；T体＜7环

如果体系放热，贝IJ。＜0；7体＞7环

如果体系绝热，则。=0;没有热交换

Q与具体的变化途径有关，不是状态函数。

系统进行的不同过程所伴随的热均可有实验测定之。

2、功

系统与环境之间除热之外以其他形式传递的能量。习惯上用W表示。

体积功（%）：由于系统体积变化而与环境交换的功，称为体积功。%=-P4V如气缸中气

体的膨胀或被压缩。

非体积功（咛）：体积功以外的所有其他形式的功，称为非体积功。如电功、表面功等。

环境对体系做功：则W>0;体系对环境做功：则W<0环境与体系间没有以功的形式交

换能量时：W=0。

一般情况下发生的物理过程或化学变化体系不做非体积功（历0）。功也不是状态函数。

2.2.2、热力学能

热力学能：系统内部能量的总和，也称为内能，是状态函数。内能的变化只与始态、终态有

关，与变化的途径无关。

不能测定U的绝对值。U只是温度的函数。

2.2.3、力学第一定律

热力学第一定律的实质就是能量守恒与转化定律。能量具有各种不同的形式，各种不同

形式的能量可以相互转化，也可以从一个物体传递给另一物体，而在转化和传递过程中能量

的总值保持不变。或简言之：“能量在转化和传递中，不生不灭”。

当封闭系统与环境之间的能量传递除功的形式之外，还有热的形式时，则能量守恒与转

化定律的数学表达式为；

△U=2+W

规定：体系吸热，。>0,放热则。<0;

体系对环境做功W<0：环境对体系做功卬>0:

这是一个经验定律，可以得到下列过程中热力学第一定律的特殊形式：

•隔离系统的过程：因为Q=0、W=0,所以，△U=0。即隔离系统的热力学能U是守恒的。

・循环过程：系统由始态经一系列变化由回复到原来状态的过程叫做循环过程。△U=0,所

以，Q=-Wo

例题：

§2.3化学反应的热效应

当生成物与反应物的温度相同时，并且反应过程中系统只做体积功时，化学反应过程中

吸收或放出的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。反应热与系统的组成、状态及反

应条件有关，如与反应进度、温度、压力等条件有关。

2.3.1定容反应热

•••在恒温恒容条件下W=0(AV=O,若非体积功也为零)

：.^U=Qy

结论：恒容过程体系吸收或放出的热量全部用来改变体系的热力学能。

反应吸热：Qv>0,即△U>0

反应放热：QM<0，即△〃<()

化学反应的定容反应热可以用弹式量热计精确地测量。

2.3.2恒压反应热

在恒温恒压过程中，体积功W=-P4V若非体积功为零

△U=2p-PexAV

U2-U1=QP.PeK(V2-V,)

P|=P2=Pex

u2-u1=Qp-(P2V2-P|V|)

Qp=(U2+P2v2)-(u1+Plv1)

定义H=U+PV

H就是焰。

△H=H2-H,AH为焰变化或焰变

Qp=AH

结论：在定压和不做非体积功的过程中，封闭体系从环境所吸收的热量等于系统熔的增

加。

H是状态函数；H与热力学能的单位相同，同样也不能测定它的绝对值。在实际应用中

涉及到的都是燧变^H。对于吸热反应，△H>0；放热反应，△HvO。

H只是温度的函数。通常温度对化学反应的焰变影响很小。在本课程范围内，一般不考

虑温度变化对焰变的影响。

化学反应的定压反应热可以用杯式量热计测量。

恒压反应热与恒容反应热的关系：

△Qp=AHH=U+PV

Qp=QV+P/^V

=。丫+△vRT

式中△u是反应前后气体物质计量数的变化量

2.3.3\,.Hj\\\rUm

化学反应的反应热大小与反应进度J有关。因此引入反应的摩尔热力学能(变)

和反应的摩尔焰(变)的概念：

△U=包=2

…脑A«B

上式分别表明了反应进度为Imol时，热力学能的变化量和焰的变化量。

引入△rUm和的概念后，则

△rHm=ArU,,,+△vRT

&

对于化学反应Hm(T)~△rU°m(T)

2.3.4、热化学方程式

1、标准状态

热力学标准状态：

当系统中各种气态物质的分压均为标准压力P®=100kPa,溶液中各物质的浓度均为

Imol-L-1BJ-,这个热力学系统处于热力学标态。

热力学标态没有对温度有限定，所以它不同于环境状态(298K,101325Pa),也不同

于理想气体标准状态(273K,101325Pa),许多物质的热力学数据多是在T=29815K下得到

的。本书中涉及的热力学函数均以29815K为参考温度。

2、热化学方程式

表示化学反应及其反应的标准摩尔熠变关系的方程式叫做热化学方程式。例如：

1

H2(g)+%02(g)=H2。(1)A,.//®m(298K)=-285.8kJmor

反应的标准摩尔焙变与许多因素有关，正确的书写热化学反应方程式应注意：

(1)标明各物质的聚集状态。。

(2)反应的标准摩尔焰变要与反应方程式对应。

(3)注明反应温度。随反应温度变化而改变，但•般变化不大。

(4)配平反应方程式，

2.3.5、标准摩尔生成培

在某温度为T时，由参考状态的单质生成Imol纯物质时的标准摩尔烙变，叫做该温度

下该纯物质的标准摩尔生成焰，或称为标准生成热。用符号m(B.相态.T)”表示，单

位：kJmorUf：表示生成(formation).

参考状态的单质是指T和标准压力下最稳定的单质。

在任何温度下，处于标准状态下的各元素的最稳定的单质的标准生成热为零。举例，△

0

fH®m(C.石墨sT)=0,AfWm(P4.s.T)=O

生成反应:由元素的稳定单质生成化合物的反应，

实际匕△出。„1(5相态T)是物质B的生成反应的标准摩尔生成焰变。书写B的生成

反应时，要使B的化学计量数以=+1。如CH30H(g)的生成反应：

&

C(石墨.29815K.p。)+H2(g.29815K.P)+O2(g.29815K.p0)=CH3OH(g.298

15K.P®)

01

△fWm(CH3OH.g.29815K.P®)(29815K.)=-200.66kJ-mol-

各种物质的标准摩尔生成婚多数小于零，通过比较某些相同类型化合物的标准摩尔生成

焰数据，可以推断这些化合物的相对稳定性。(第32)

水合氢离子的标准生成培为OoAf/Z0m(H+.aq.T)=O

表中数据是298K时的数据，单质标准生成熔在不同温度下数据相差不大，可用298K

的数据近似计算。

2.3.6、标准摩尔燃烧热[△c〃°m(B.相态.T)]

定义：在温度T下，Imol物质完全燃烧时的标准摩尔焰变，叫做该物质的标准摩尔燃

烧热，或简称标准燃烧热。用符号“△c，®m（B.相态.T）”表示，单位：kJmol」。c：表示燃

烧（combustion）

完全燃烧指原物质中的碳燃烧后变为CO2（g），氢变为H2O⑴，硫变为SO2（g），氮变为

N2（g）,氯变为HQ（aq）溶液等。

书写相应的燃烧反应计量式时，要使B的化学计量数以=」。如29815K下，CH30H

（1）的燃烧反应为的生成反应:

3

CH30H(1)+-O2=CO2(g)+H20(1)

查附表2,△c4°m(CH30H.i.29815K)=-726.51kJmor1

根据B的标准摩尔燃烧热的定义可得出;

根据B的标准摩尔燃烧热的定义可知：

0

△//®m（H20.1..T）=Ac//m（H2.g..T）

△W°m（C02gT）=△c，°m（石墨s.T）

§2.4Hess定律

Hess定律指出：化学反应不管是一步完成还是分几步进行，其总反应所放出的热或吸

收的热总是相同的。其实质是，焰是状态函数，化学反应的焰变只与始态和终态有关，而与

变化的途径无关。

例题2-1：

§2.5反应热的求算

2.5.1、由标准摩尔生成培计算反应热

在定温定压过程中，反应的标准摩尔焙变等于产物的标准摩尔生成焙之和减去反应物的标准

摩尔生成烙之和

0

即：△r，0m=工△r"0m（生成物）二Ar^m（反应物）

252、由标准摩尔燃烧给计算△r"°m（T）

许多有机物的生成热难以测定，然而燃烧热却易得。因此，常用燃烧热数据计算有机化

合物的生成热。

即：△r，°m(T)°m(反应物AX△cH®m(生成物)

课堂练习：

一、填空题

0

2-1、反应H20(l)fH2(g)+g()2(g)A,J7m(298K)=-285.8kJ-mol-1'则△t〃°m(玲。」.)

为____kJ•mol-1；每生成1.00gH2(g)时的为kJ.，当反应系统吸热为1.57kJ

时，可生成____gh(g)和gO2(g)o

2-2已知反应HCN(叫)+OH(aq)-CW(叫)+比0(1)的AHOmH-lZ.IkJ•mo?1；

反应H\aqHOHXaq)-皂0(1)的dT/Om2=一55.6kJ•mol'1,则HCN(aq)在水中的解离反

应方程式为,该反应的2为kJ-mol-U

2-3已知反应2c(石墨)+(h(g)-2co(g)的A,H0ml=221.050kJ•mol'l,反应CO(g)

十：02(g)-CO2(g)的=-984kJ'mor1,则(CO,g)=kJ-mol-1,

e

△,//m(CO2,g)=—kJ-mol-1

2-4.已知△t〃°m(SO2，g)=-395.72kJ♦morh与其相应的反应方程式为—。若

e0

△//m(SO2,g)=322.980kJ・mol,则反应SCh(g)十,()2(g)-*SO3(g)AHm=—

2

kJ•molT.

二、选择题

2-5下列物理量中，属于状态函数的是()0

A.HB.QCAHD.AU

2-6按热力学上通常的规定，下列物质中标准摩尔生成烙为零的是()。

A.C(金刚石)B.P4(白磷)C.03(g)D.I2(g)

2-7298K时反应C(s)+C(h(g)f2co(g)的标准摩尔焰变为则该反应的等于

().

A.B.△r4°m一2.48kJ,mol'l-

0

C.A,77m+248kJ-mol-^D—ArH®m

2-8下列反应中，反应的标准摩尔婚变等于生成物的标准摩尔生成婚的是().

1,1

A.CO2(g)+CaCKs)-CaCOKs)B.-H2(g)|--I2(g)-HI(g)

22

C.H2(g)+Cl2(g)-2HCl(g)D.H2(g)+%O2(g)=H2O(g)

0=1

2-9已知①A+BfC+D,Ar//ml_4O.OkJ•mol',②2c+2DfE,m2

=60.OkJ•mol'1,则反应③E-2A+2B的等于().

A.140kJ•mol'1B—140kJ•mol-1

C—20kJ•mol'1D.20kJ•mol'1

三、计算题

2-10.Apollo(阿波罗)登月火箭用联氨N2H£1)做燃料-，N2C)4(g)做氧化剂，燃烧后产生N?(g)

和H2O(1).写出配平的化学反应方程式，由298K时的标准摩尔生成婚数据计算燃烧1.ookg

联氨所放出的热量和所需300K、101.325kps的NzOKg)的体积.

2-11已知反应2NH3(g)fN2(g)+3H?(g)的A/OmHgZZZkJ•mol/，反应

H2(g)+%O2(g)fH2O(g)的△,"0m2=_241.82kJmol-l,逾4NH3(g)+O2(g)-NO(g)

+6H2()(g)的A,,"®m3=-905.48kJ•mol由上述数据计算NO(g)的△*®m.

第三章化学动力学基础

无论是在理论还是工业中，化学的两个最大问题是产量和速度。前者是平衡的问题，将

在下章讨论。在固定氮气的工业中，我们不但要知道自若干吨的Nz和比可得多少吨NH*而

且还要知道需要多少时间。一个炸弹的爆炸力固然和它大小有关，但是反应速度若是太慢，

例如需要一年才炸完，炸弹的威力也就不存在了。在日常生活中我们常吃些消化的要，这类

药的功能就是消化反应快些发生，保存水果和鱼肉用冷藏库，就是使腐烂的反应慢些发生。

由此可见化学反应速度的重要性。这是近代化学的中心问题。本章首先介绍化学反应速率的

概念，在认识影响化学反应速率的因素，提出活化能的概念，并从分子水平上予以说明，进

而完成从宏观层面对化学反应速率的认识规律，为深入研究化学反应及其应用奠定基础。

§3.1化学反应速率的概念

反应速度因不同的反应而异：

火药爆炸——瞬间中和反应——几秒

高温固相合成无机材料、有机合成、高分子合成——小时

橡胶老化——年，石油，、煤的形成——几百万年

即使同一反应，在不同的条件下反应速率也不同。例如钢铁的氧化。

所谓化学反应速率就是在单位时间内反应物或产物的物质的量的变化。是衡量化学反应

进行快慢的物理量。

3.1、1平均速率和瞬时速率

1、平均反应速度：就是在一定时间间隔内某反应物或某产物浓度的量的变化。

AC

r-------

X

绝大多数化学反应的速率是随着反应不断进行越来越慢，即绝大多数反应速率不是不随

时间而变的“定速”，而是随反应时间而变的“变速”。

2、瞬时速率，表示时间间隔4趋于无限小时的平均速率的极限。

“TOZdt

这就是真正的反应速度，它代表在极短时间dt内产生了dmol的产物。这个数量之重要

性是可以从它求得在任何时间的产物。

求反应速度的实验方法很多，但归根结底是测定浓度如何随时间改变。最常用（1）的

方法测定生成气体的体积；（2）测定压力的改变；（3）测定颜色改变；（4）测定密度改

变；（5）测定电导改变；（6）测定折光率改变；（7）其测定浓度的方法。

见课本44,表3T。

利用反应物浓度变化所求反应速度是-匕。负号的意义是时期越长，所余的