无机化学课件(上1-6)

面 向 2 1 世 纪 课 程 教 材无机化学第四版大连理工大学无机化学教研室编绪论一、化学：在分子、原子或离子的层次上研究物质 的组成、结构、性质、变化及其内在联系和外界变 化条件的科学。 二、分类（传统） 1、有机化学：研究有机物的化学。 有机物——含碳元素的化合物（碳的氧化物、碳 酸盐及氰化物除外） 2、无机化学——研究元素和有机物以外的所有化合 物的化学。 它以元素周期表和原子结构理论为基础，研究100 多种元素的单质和无机化合物的制备、结构、性质 及变化规律。分支学科：生物无机、无机合成、无机高分子化学、 稀土化学、配位化学等。 3、分析化学：研究物质化学组分的鉴定、测定方 法和有关原理。 分支学科：光谱、色谱、质谱及核磁共振分析。 4、物理化学：以物理学的原理和方法研究物质及其 反应，以寻求化学性质与物理性质本质联系的普遍 规律。是化学的理论部分。 三、重要性及学习方法 1、学习态度、方法。 2、听课效率、笔记、作业、实验。主要参考书大连理工大学 武汉大学等 无机化学 无机化学 第三版 第三版 第三版北京师范大学等 无机化学 无机化学释疑与习题解析第一章气体1-1 理想气体状态方程式 气体的基本物理特征：扩散性和可压缩性 主要表现 1、气体没有固定的体积和形状 2、气体最易被压缩 3、不同种的气体能以任意比例相互均匀混合 4、气体的密度很小1-1-1 理想气体状态方程式 描述气体状态的四个物理量：V、p、T、n 理想气体状态方程：pV=nRT 理想气体：气体分子不占空间、分子间无作用力。 真实气体在低压高温条件下近似看作理想气体。 单位：p——Pa, V——m3 , T ——K， n—— mol 标准状态下，T = 273.15K , p =101325Pa , n= 1 mol 气体的标准摩尔体积 V = 22.414x10 -3 m 3 气体常数 R=8.314 J· -1 ·-1 mol K1-1-2 理想气体状态方程式的应用 1、计算P、V、T、n 中的任意物理量 例1-1 P2 2、确定气体的密度和摩尔质量 例1-2 P31-2 气体混合物 1-2-1 混合气体分压定律 ——混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的 分压之和 数学表达式： p = p1 + p2 + p3+·· ·· · 根据 pBV=nBRT n=n1 +n2+n3+·· ·· · 推出：pB /p = nB/n令 xB =nB/n---第B 组分气体的摩尔分数则 pB = nB/n× p = xB 1-2-2 分压定律的应用 例1-3 P4 例1-4 P5p1-4 真实气体 理想气体：气体分子不占空间、分子间无作用力 真实气体在低压高温条件下近似看作理想气体 真实气体应用理想气体状态方程计算，有些气体 产生的偏差较小，如H2、O2、N2 等；有些气体 产生的偏差较大，如CO2、H2O(g) 等，而另一 些气体在高压下常出现偏差 产生

偏差的原因： 1、气体分子体积的影响 2、气体分子间相互作用的影响真实气体的状态方程式---van der Waals 气体状态方程：(p ? a n V2 2)(V ? nb) ? nRT式中a、b分别是对气体压力和体积较正中的 相关常量，称van der Waals常量。 每种气体的a、b值不同。第二章 热 化 学2-1 基本概念2-1-1 系统和环境 系统： 敞开系统： 封闭系统：(本章主要研究对象) 隔离系统：(或孤立系统) 环境： 2-1-2 状态与状态函数 1、状态： 指系统物理性质和化学性质的综合表现 2、状态函数： 确定系统热力学状态的宏观性质的物理量， 如p、V、T、U、n 等3、状态函数的特征： A、状态函数随系统状态而发生改变。 B、状态函数的变化值仅取决于系统的始终 态，而与系统所经历的途径无关。 例：ΔT=308K–298K=10K只与系统的初终态 温度T有关，而与过程无关。 注意：状态函数的变化值并不是状态函数。2-1-3 过程 定温过程：T始＝T终 定压过程：p始＝p终 定容过程：△V＝０ 2-1-4 相 相：系统中物理和化学性质完全相同而与 其它部分有明确界面的部分 均相系统或单相系统 非均相系统或多相系统2-1-5 化学反应方程式和反应进度 1、正确书写化学反应方程式 （1）根据实验事实，正确写出反应物和产 物的化学式 （2）配平（包括原子种类和数量、离子电 荷） （3）标明物质的状态（ g , l , s , aq）2、反应进度 P24 例： N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) 开始nB/mol 3.0 10.0 0 t时nB/mol 2.0 7.0 2.0?? ?n(N 2 ) ?( N 2 ) ? ?n(H 2 ) ?(H 2 ) ? ? n ( NH 3 ) ? ( NH 3 )ξ 0 ξ? ?( 2 . 0 ? 3 . 0 ) mol ?1 ( 2 . 0 ? 0 ) mol 2?( 7 . 0 ? 10 . 0 ) mol ?3=1.0molξ =1.0mol时，表明按该化学反应方程进 行了1.0mol反应，即表示1.0mol N2和 1.0mol的3H2反应并生成了1.0mol的2NH3 从上面计算可看出，无论用反应物和 产物中的任何物种的物质的量的变化量 来计算反应进度ξ ，结果都相同。2-2 热力学第一定律2-2-1 热和功 热Q——温度不同时的能量交换(传递) 功W——除热以外的其它形式传递的能 功的形式：包括体积功和非体积功。 对于体积功：W ? ??V2p ? dvV1当p始 = p终 = p时，则： W = －p△V=－p(V2－V1) 注意：热与功与过程有关，因而它们都不 是状态函数。 规定： Q与W的取值正、负有不同的规定： Q为正（+）值，则系统吸热 Q Q为负（－）值，则系统放热 W为正（+）值，则环境对系统作功 W W为负（－）值，则系统对环境作功2-2-2 热力学能(或内能)： 指热力学系统内部能量的总和。(用符号U 表示) 注意： A、U属于状态函数，其单位为KJ(或J)。 B、系统内能(U)的绝对值无法确定，但可 通过实验确定其变化值(△U)。2-

2-3 热力学第一定律 数学表达式 由： 始态U1 Q ( 传递的热量） W （所做的功） 终态 U 2则U2－U1＝△U＝ Q+W2-2-4 焓变和热化学方程式 1、焓（H）和焓变（ △H ） 定容反应热Qv ：△v=0, W=0, △U=Qv 定压反应热Qp: △P=0, W= -P△V △U=Qp- P△V Qp=△U+P△v =(U2-U1)+P(V2-V1） =(U2+P2V2)-(U1+P1V1) =H2-H1 =△H 定义 H=U+PV焓的意义： ①、H是一个复合的状态函数； ②、H用来描述系统的热含量的热力学函数， 其绝对值不能确定，但变化值△H可通过实 验确定。 即：△H=Qp ③、因反应的热效应一般是在等压下测定的， 所以常用△H表示反应热效应，称为反应焓 变 规定：△H>0，反应吸热；△H<0，反应放热。 单位—J· －1或kJ· －1 mol mol2、热化学方程式 （1） △rUm 和 △rHm △rUm —指反应的摩尔热力学能变 △rHm —指反应的摩尔焓变 △rHm —指反应的标准摩尔焓变； r —代表“反应”； m—代表“1mol反应”； —表示标准态。(P =100kPa) 其中：符号r、m常常省略，即△ rHm 与△ rHm有 的书简写为： △rHm —△Hm 或△H ；△rHm—△Hm或△H（2）标准状态 温度T时,标准压力 p =100kPa 稀溶液c =1mol· –1 ， l 物质标准态的热力学温度T未作具体规定， 许多物质的热力学数据是在T=298.15K下 得到 (3）热化学方程式 书写注意事项： a.注明物质的聚集状态g, l, s, aq等, b.方程式要配平, c.注明反应温度例：H2(g)+0.5O2(g)=H2O(l) △rHm （298.15K)=-285.8kJ· －1 mol 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △rHm (298.15K)=－571.6kJ· －1 mol 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △rHm (298.15K)=－484 kJ· －1 mol 3、△rUm 和△rHm的关系 △H=△U+△nRT例：2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △rHm (298.15K) =－483.64 kJ· －1 mol W= - △nRT = -(2-2-1)×8.314×298.15 =2478 J· －1=2.478 kJ· －1 mol mol △U=△H－△n· RT = -481.16 kJ· －1 mol注意： ①、如反应只有固、液态物质参加, △V很小, △H≈△U; ②、有气态物质参加反应时, p△V =△nRT,此项数值也较 …… 此处隐藏：22892字，全部文档内容请下载后查看。喜欢就下载吧 ……