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1、无机化学,第四版 大连理工大学无机化学教研室编,面 向 2 1 世 纪 课 程 教 材,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
2、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 无机化学 第三版 武汉大学等 无机化学 第三版 北京师范大学等 无机化学 第三版 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
3、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：pPa, Vm3 , 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 Jmol-1 K-1,1-1-2 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
4、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 p 1-2-2 分压定律的应用 例1-3 P4 例1-4 P5,1-4 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
5、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：,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
6、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：T=308K298K=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 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 ,
7、s , aq）,2、反应进度 P24 例： N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) 开始nB/mol 3.0 10.0 0 0 t时nB/mol 2.0 7.0 2.0 ,=1.0mol, =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 ，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：,
8、当p始 = p终 = p时，则： W = pV=p(V2V1) 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：,则 U2U1U Q+W,2-2-4 焓变和热化学方程式 1、焓（H）
9、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= -PV U=Qp- PV Qp=U+Pv =(U2-U1)+P(V2-V1） =(U2+P2V2)-(U1+P1V1) =H2-H1 =H 定义 H=U+PV,焓的意义： 、H是一个复合的状态函数； 、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 、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：H0，反应吸热；H0，反应放热。 单位Jmol1或kJmol1,2、热化学方程式 （1） rUm 和 rHm rUm
10、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： rHmHm或H；rHmHm或H,（2）标准状态 温度T时,标准压力 p=100kPa 稀溶液c=1moll 1 ， 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
11、（298.15K)=-285.8kJmol1 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) rHm(298.15K)=571.6kJmol1 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) rHm(298.15K)=484 kJmol1 3、rUm 和rHm的关系 H=U+nRT,例：2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) rHm (298.15K) =483.64 kJmol1 W= - nRT = -(2-2-1)8.314298.15 =2478 Jmol1=2.478 kJmol1 U=HnRT = -481.16 kJmol1,注意： 、如反应只有固、液态物质参加, V很小, HU; 、有气
12、态物质参加反应时, pV =nRT,此项数值也较小, HU 4、标准摩尔生成焓 定义：在标准态某温度下，由参考状态的单质生成mol物质时的焓变，称为该物质的标准摩尔生成焓。 符号fHm，可简写为fH ； f代表“生成”； 单位 kJmol1,定义中的两个条件： a、标准状态：指某温度T(常取T=298.15K)下，p=p=100kPa的状态。 b、参考状态的单质：指常温标准状态下处于最稳定状态的单质。 例：碳有三种同素异形体：金刚石、石墨和无定形碳，而其中石墨是最稳定单质。 根据定义：fHm(参考状态的单质)=0 附表一（P637）,可查得物质的fHm 大多数物质的 fHm 0,说明什么?,f
13、Hm的用途: a.利用 fHm ，计算反应的H b.比较物质的稳定性，相同类型化合物的, fHm 越负，其化合物越稳定。P32,5、标准摩尔燃烧焓 1、概念： 在温度T下，1mol物质完全氧化成相同温度下的指定产物时的标准摩尔焓变 符号cHm，可简写为cH ； c代表“燃烧” 单位Jmol1或kJmol1,2-2-5 Hess定律（盖斯定律）,定律内容： 化学反应的焓变只与始态和终态有关，而与反应途径无关。 实质：焓是状态函数，焓变与途径无关 1、某反应的rHm 与其逆反应的rHm 数值相等，符号相反 2、始态和终态确定，若一反应可分几步完成，则该反应的rHm 等于各分步反应的rHm 之和。,
14、例： (1) C(石墨)+O2(g)=CO2(g) H1=393.51kJmol1 (2) CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) H2 =282.98kJmol1 (3)、C(石墨)+1/2O2(g)=CO(g) H3=-110.53kJmol H1 = H2 + H3,应用： 1、由fHm 计算rHm rHm=jfHm(j,相态，298.15K) 注：生成物的j 取“+” 反应物的j 取“-” 例2-1 P33,2、利用热化学方程式的组合计算rHm 例：在298K下，已知： (1)、C(石墨)+O2(g)=CO2(g) H1=393.5kJmol1 (2)、CO(g)+1/2O2(g)
15、=CO2(g) H2 =283.0kJmol1 求反应： (3)、C(石墨)+1/2O2(g)=CO(g) H3=？,解：根据盖斯定律： (3)=(1)(2) H3=H1H2 =393.5(283.0) =110. 5(kJmol1) 结论：多个反应方程式相加（或相减），所得反应式的rHm 等于原各反应式的rHm 之和（或之差）,3、由cHm 计算rHm 公式： rHm=icHm(反应物)jcHm(产物）,2-2-6 键焓与反应焓变,1、键焓 键焓是断开化学键时的焓变 化学键要断开，系统必须吸收热，因此键焓大于0 BHm 0 注：断键反应的反应物和产物必须是气态 键焓越大，键越牢，难断开,2、由键焓估算反应焓变 公式： rHm=BHm(反应物)BHm(产物) 或 rHm=D(断键)D(成键) 例2-3 P35,3-1 定容反应的反应速率 用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 单位：mol L1 s1或mol L1 min1 aA(aq) + bB(aq) = yY(aq) + zZ(aq),
