大學(xué)無機化學(xué)教案全

1、無機化學(xué)教案說明一、課程教學(xué)的基本要求本課程的教學(xué)環(huán)節(jié)包括課堂講授，學(xué)生自學(xué)，討論課、實驗、習(xí)題、答疑和期中、期末考試。通過本課程的學(xué)習(xí)使學(xué)生掌握物質(zhì)結(jié)構(gòu)、元素周期律、化學(xué)熱力學(xué)、化學(xué)平衡（酸堿平衡、沉淀溶解平衡、？氧化還原平衡，配合離解平衡）和化學(xué)反應(yīng)速率等基本概念和基本理論知識；理解和掌握重要元素及其化合物的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)、反應(yīng)規(guī)律和用途，訓(xùn)練和培養(yǎng)學(xué)生科學(xué)思維能力和分析問題解決問題的能力，指導(dǎo)學(xué)生掌握正確的學(xué)習(xí)方法和初步的科學(xué)研究方法，幫助學(xué)生樹立辨證唯物主義觀點，為后繼課程的學(xué)習(xí)打下堅實的基礎(chǔ)。二、教學(xué)方法、手段主要運用啟發(fā)式教學(xué)方法，注重在教學(xué)中實踐“以學(xué)生為主體，以教師為主導(dǎo)”的素質(zhì)教

2、育指導(dǎo)思想，充分運用多媒體教學(xué)、網(wǎng)絡(luò)教學(xué)等多元化、全方位的教學(xué)手段，努力提高教學(xué)質(zhì)量。三、考核方式本課程分兩學(xué)期講授，第一學(xué)期講授化學(xué)基礎(chǔ)理論，第二學(xué)期講授元素化學(xué)每學(xué)期考核一次,考核成績由平時成績20%助末考試（閉卷）成績80%&成。四、學(xué)時分配（共計144學(xué)時）教學(xué)內(nèi)容講課學(xué)時備注緒論1第1章：原子結(jié)構(gòu)與元素周期系8第2章：分子結(jié)構(gòu)8第3章：晶體結(jié)構(gòu)4第4章：化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)8第5章：化學(xué)平衡6第6章：化學(xué)動力學(xué)基礎(chǔ)6第7章：水溶液4第8章：酸堿平衡6第9章；沉淀平衡4第10章：電化學(xué)基礎(chǔ)8第11章：配合物與配位平衡8第12章：氫和稀有氣體2第13章：鹵素6第14章：氧族元素6第15

3、章：氮磷神6第16章：碳硅硼8第17章：非金屬元素小結(jié)4第18章：金屬通論2第19章：s區(qū)金屬5第20章：p區(qū)金屬8第21章：ds區(qū)金屬6第22章：d區(qū)金屬（一）10復(fù)習(xí)10共計144五、目錄緒論4第1章原子結(jié)構(gòu)和元素周期律4第2章分子結(jié)構(gòu)9第3章晶體結(jié)構(gòu)13第4章化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)23第5章化學(xué)平衡30第6章化學(xué)動力學(xué)基礎(chǔ)32第7章水溶液36第8章酸堿平衡41第9章沉淀平衡51第10章電化學(xué)基礎(chǔ)56第11章配合物與配位平衡66第12章氫和稀有氣體73第13章鹵素74第14章氧族元素80第15章氮磷神87第16章碳硅硼97第17章非金屬元素小結(jié)103第18章金屬通論104第19章S區(qū)金屬105第2

4、0章P區(qū)金屬109第21章ds區(qū)金屬114第22章d區(qū)金屬（一）121課程的主要內(nèi)容緒論學(xué)時1教學(xué)基本要求介紹本課程的學(xué)習(xí)內(nèi)容、目的、任務(wù)和方法。重點與難點介紹本課程的學(xué)習(xí)內(nèi)容教學(xué)內(nèi)容一、化學(xué)研究對象化學(xué)是研究物質(zhì)組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和變化的科學(xué)；無機化學(xué)研究的對象、發(fā)展和前景，化學(xué)研究內(nèi)容包括對化學(xué)物質(zhì)的（1）分類（2）合成（3）反應(yīng)（4）分離（5）表征（6）設(shè)計（7）性質(zhì)（8）結(jié)構(gòu)（9）應(yīng)用。二、化學(xué)發(fā)展簡史1、古代化學(xué)（17世紀(jì)中期）-實用和自然哲學(xué)時期（公元前后）、煉金術(shù)和煉丹時期（公元前后-公元1500年）、醫(yī)化學(xué)時期（公元1500年-1700年）、燃素學(xué)說時期（公元1700-1774年

5、）。2、近代化學(xué)（17世紀(jì)后期）-提出了質(zhì)量不滅定律、氧化理論、定比定律、倍比定律、當(dāng)量定律、原子學(xué)說、分子學(xué)說、元素周期律等一系列理論。3、現(xiàn)代化學(xué)（19世紀(jì)后期）三、學(xué)習(xí)無機化學(xué)的方法。第1章原子結(jié)構(gòu)和元素周期律學(xué)時8教學(xué)基本要求掌握氫原子光譜，玻爾原子模型；了解核外電子運動的特殊性，理解波函數(shù)和電子云圖形；掌握電子層、電子亞層、能級、能級組、電子云、原子軌道等概念，理解四個量子數(shù)的量子化條件及其物理意義；掌握近似能級圖，按照核外電子排布原理，寫出一般元素的原子電子構(gòu)型；理解原子結(jié)構(gòu)與元素周期律間的關(guān)系；掌握各類元素電子構(gòu)型的特征；掌握電離能、電子親合能、電負(fù)性等概念，了解它們與原子結(jié)構(gòu)的

6、關(guān)系；通過了解人類對原子結(jié)構(gòu)的認(rèn)識歷史，培養(yǎng)科學(xué)的思維方法。重點與難點重點：波函數(shù)和原子軌道，四個量子數(shù)，波函數(shù)的徑向分布圖和角度分布圖，幾率密度和電子云，電子云角度分布圖。難點：波函數(shù)的徑向分布圖和角度分布圖，幾率密度和電子云，電子云角度分布圖。教學(xué)內(nèi)容1-1原子質(zhì)量守恒定律、當(dāng)量定律、定比定律、倍比定律、道爾頓原子論。1-2相對原子質(zhì)量1 .元素：具有一定核電荷數(shù)（核內(nèi)質(zhì)子數(shù)）的原子稱為一種（化學(xué)）元素。原子序數(shù)和元素符號2 .核素：具有一定質(zhì)子數(shù)和一定中子數(shù)的原子稱為一種核素。元素單核素元素核素穩(wěn)定核素1多核素元素1放射性核素核素符號、質(zhì)量數(shù)，同位素和同位素豐度。同位素豐度：某元素的各種

7、天然同位素的分?jǐn)?shù)組成（原子百分比）稱為同位素豐度。3 .原子質(zhì)量以原子質(zhì)量單位u為單位的某核素一個原子的質(zhì)量稱為該核素的原子質(zhì)量，簡稱原子質(zhì)量。1u=12C原子質(zhì)量的1/12。核素的質(zhì)量與12C的原子質(zhì)量的1/12之比稱為核素的相對原子質(zhì)量。4 .元素相對原子質(zhì)量（原子量）相對原子質(zhì)量測定方法元素相對原子質(zhì)量：原子量是指一種元素的1摩爾質(zhì)量對核素12C的1摩爾質(zhì)量的1/12的比值。單核素元素：指該元素核素的相對原子質(zhì)量元素相對原子質(zhì)量多核素元素：指該元素的天然同位素相對原子質(zhì)量的加權(quán)平均值。相對分子質(zhì)量和式量。1-3原子的起源和演化（略）1-4原子結(jié)構(gòu)的玻爾行星模型1 .氫原子光譜氫原子光譜，

8、氫原子能級之間躍遷所發(fā)射或吸收的光譜。是最簡單的原子光譜。到1885年已經(jīng)觀察到氫原子的14條譜線，其中較強的4條譜線H、H、H、H在可見光區(qū)，.巴耳末將它們的波長用經(jīng)驗公式表示。1890年.里德堡把巴耳末寫的公式改寫成用波長的倒數(shù)表示，仍稱巴耳末公式：v=R（1/n12-1/n22）n2>n1或甘（波數(shù)）=1/入=R（1/n；-1/n22）R或R稱為里德堡常數(shù)，R=x1015s-1,RH=x105cm1。以后相繼發(fā)現(xiàn)了氫原子的其他譜線系，都可以用類似的公式表示。各譜線系分別為萊曼系（1906）n1=1n2=2,3,4,巴耳末系（1885）n1=2n2=3,4,5,帕邢系（1908）n1

9、=3.=4,5,6,布拉開系（1922）n產(chǎn)4n2=5,6,7,2 .玻爾理論（1）電子不是在任意軌道上繞核運動，而是在一些符合一定條件的軌道（穩(wěn)定軌道）上運動。量子化條件：P（軌道角動量）=mvr=nh/2冗（2）定態(tài)假設(shè)-基態(tài)和激發(fā)態(tài)3）躍遷規(guī)則：處于激發(fā)態(tài)的電子不穩(wěn)定，可以躍遷到離核較近的軌道上，這時會以光子形式放出能量，即釋放出光能。hv=E2-Ei利用玻爾理論計算原子軌道半徑、軌道能量和里德堡常數(shù)。1-5氫原子結(jié)構(gòu)的量子力學(xué)模型1.波粒二象性（1）光的二象性P=mc=mc2/c=E/c=hv/c=h/入（2）電子的波粒二象性入=h/p=h/mv（彳惠布羅意關(guān)系式）2.海森堡測不準(zhǔn)原理

10、AxAp>h/2?；駻xh/27tmAv4. 氫原子結(jié)構(gòu)的量子力學(xué)模型（ 1）薜定諤方程（只簡單介紹公式）（ 2）波函數(shù)和原子軌道（ 3）幾率密度和電子云（ 4）幾率密度分布的幾種表示法電子云圖，等幾率密度面，界面圖，徑向幾率密度圖。（ 5）波函數(shù)、電子云的徑向分布圖和角度分布圖，幾率徑向分布圖。5. 四個量子數(shù)（ 1）主量子數(shù)n：表示原子中電子出現(xiàn)幾率最大區(qū)域離核的遠(yuǎn)近，是決定電子能量高低的重要因素。決定電子層數(shù)。（ 2）角量子數(shù)l：表示原子軌道或電子云的形狀，表示同一電子層中具有不同狀態(tài)的分層，與多電子原子中的電子的能量有關(guān)。從能量角度上看，這些分層常稱為能級。Ens<Enpx

11、End<Enf（ 3）磁量子數(shù)m表示原子軌道或電子云在空間的伸展方向。（ 4）自旋量子數(shù)ms：每一個電子層中，由于原子軌道形狀的不同，可有不同的分層；又由于原子軌道在空間伸展方向不同，每一個分層中可有幾個不同的原子軌道；每一個原子軌道中又可有兩個電子處于自旋方向不同的運動狀態(tài)。1-6基態(tài)原子電子組態(tài)1. 多電子原子的能級、近似能級圖（鮑林能級圖和科頓能級圖）2. 屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)：由于其它電子對某一電子的排斥作用而抵消了一部分核電荷，從而使有效核電荷降低，削弱了核電荷對該電子的吸引，這種作用稱為屏蔽作用或屏蔽效應(yīng)。利用斯萊脫規(guī)則計算屏蔽常數(shù)和電子能量。外層電子鉆到內(nèi)層空間而靠近原子核的

12、現(xiàn)象，稱為鉆穿作用。鉆穿作用越大的電子的能量越低。因電子的鉆穿作用不同而使它的能量發(fā)生變化的現(xiàn)象，稱為鉆穿效應(yīng)。3. 原子核外電子排布(基態(tài)原子電子組態(tài))規(guī)律(1)構(gòu)造原理一泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理。(2)原子的電子層結(jié)構(gòu)1-7元素周期系1 .原子結(jié)構(gòu)與元素周期系的關(guān)系、元素周期律。2 .元素周期表長周期與短周期、主族與副族，原子的電子構(gòu)型與元素的區(qū)分。1-8元素周期性一元素性質(zhì)及其變化的周期性1.原子半徑共價半徑-同種元素的兩個原子以共價單鍵連接時，它們核問距的一半叫做原子的共價半徑。(1)原子半徑J金屬半徑-金屬晶體中相鄰兩個互相接觸的原子核間距的一半C'范德華半徑-兩原子

13、之間靠范德華力接近時原子間距的一半。(2)原子半徑的周期性變化-在短周期中和長周期中的變化、錮系收縮、在同族中的變化。2 .電離能一使某元素一個基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個電子形成正一價的氣態(tài)離子時所需要的能量，叫做這種元素的第一電離能。3 .電子親合能一某元素一個基態(tài)的氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)負(fù)離子時所放出的能量叫該元素的電子親合能。4 .電負(fù)性一把原子在分子中吸引電子的能力叫做元素的電負(fù)性。,鮑林電負(fù)性電負(fù)性'密立根電負(fù)性x=1/2(I+E):阿萊-羅周電負(fù)性x=*/r2+5 .氧化態(tài)一氧化數(shù)是化合物中某元素所帶形式電荷的數(shù)值。第2章分子結(jié)構(gòu)學(xué)時8教學(xué)基本要求掌握離子鍵和共價鍵理論的

14、基本內(nèi)容；理解物質(zhì)性質(zhì)與其分子結(jié)構(gòu)的關(guān)系；定性了解同核雙原子分子的分子軌道理論；掌握化學(xué)鍵、分子間力和氫鍵的概念、特征，搞清價鍵力、分子間力和氫鍵的區(qū)別。重點與難點重點：共價鍵理論，雜化軌道理論。難點：雜化軌道理論，共腕大冗鍵。教學(xué)內(nèi)容2-1路易斯結(jié)構(gòu)式2-2價鍵理論（一）-電子配對法（VB法）1. 成鍵的原理電子配對原理：兩原子如各有一個自旋相反的未成對電子，它們可以互相配對形成穩(wěn)定的共價單鍵，這對電子為兩個原子所共有。如各有兩個或三個未成對的電子，則自旋相反的單電子可兩兩配對形成共價雙鍵或三鍵。能量最低原理：電子配對以后會放出能量，使體系的能量降低。原子軌道最大重疊原理：鍵合原子間形成化學(xué)

15、鍵時，成鍵電子的原子軌道一定要發(fā)生重疊，從而使鍵合原子中間形成電子云較密集的區(qū)域。2. 共價鍵的特點共價鍵的飽和性和方向性、。3. 共價鍵類型一6鍵、冗鍵、配位鍵。2-3價層電子互斥模型（VSEP）R1. VSEPR的基本要點（1）在AXnffl分子中，中心原子A的周圍配置的原子或原子團的幾何構(gòu)型，主要決定于中心原子價電子層中電子對的互相排斥作用，分子的幾何構(gòu)型總是采取電子對相互排斥最小的那種結(jié)構(gòu)。（ 2） 電子對相互排斥作用大小取決于電子對的數(shù)目、類型和電子對之間的夾角。如A與X之間是通過兩對電子或三對電子結(jié)合而成，可把雙鍵或三鍵作為一個電子對來看待。電子對之間的夾角越小排斥力越大。不同電子

16、對之間斥力大小順序：孤電子對-孤電子對孤電子對-成鍵電子成鍵電子-成鍵電子叁鍵雙鍵單鍵2. 判斷共價分子結(jié)構(gòu)的一般規(guī)則（1）確定電子對數(shù)：中心原子A的價電子層中總電子對數(shù)=1/2A原子價電子數(shù)+配位體X提供電子數(shù)（X氧化數(shù)XX原子個數(shù)mi）+（-）離子電荷數(shù)（2）確定電子對的理想幾何構(gòu)型。（3）確定分子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。2-4價鍵理論（二）-雜化軌道理論1.雜化軌道理論要點(1)在形成分子時，由于原子間的相互作用，若干不同類型的、能量相近的原子軌道混合起來，重新組成一組新的軌道，這種軌道重新組合的過程叫雜化，所形成的新軌道稱為雜化軌道。(2)雜化軌道的數(shù)目與組成雜化軌道的各原子軌道的數(shù)目相等。(3)凡

17、是由不同類型的原子軌道混合起來，重新組合成一組完全等同(能量相等、成分相同)的雜化軌道，這種雜化叫等性雜化。凡是由于雜化軌道中有不參加成鍵的孤電子對的存在，而造成不完全等同的雜化軌道，這種雜化叫不等性雜化。(4)雜化軌道成鍵時，要滿足原子軌道最大重疊原理。不同類型雜化軌道成鍵能力的大小次序如下：sp<sp2<sp3<dsp2<sp3d<sp3d2(5)雜化軌道成鍵時，要滿足化學(xué)鍵問最小排斥原理。鍵角越大化學(xué)鍵之間的排斥能越小。2.雜化類型與分子空間構(gòu)型及成鍵能力之間的關(guān)系雜化類型sp2sp3sp2dspSp3d-3,2Spd用于雜化的原子軌道數(shù)234456雜化軌道

18、的數(shù)目234456雜化軌道間的夾角180°120°109°28'90°,180°120°,90°180°90°,180°空間構(gòu)型直線平面二角形四面體平面止方形三角雙錐形八面體成鍵能力2-5共腕大冗鍵2-6等電子體原理2-7分子軌道理論1 .分子軌道理論的基本要點(1)在分子中電子不從屬于某些特定的原子，而是在遍及整個分子范圍內(nèi)運動，每個電子的運動狀態(tài)可以用波函數(shù)也來描述，也稱為分子軌道，山j(luò)為分子中的電子在空間各處出現(xiàn)的幾率密度或電子云。(2)分子軌道是由原子軌道線形組合而成的，分子軌道

19、數(shù)目同互相化合原子的原子軌道數(shù)目相同。(3)每一個分子軌道巾i都有一相應(yīng)的能量E和圖象，根據(jù)分子軌道的對稱性不同，可分為6軌道和冗軌道。(4)分子軌道中電子的排布也遵從原子軌道電子排布的同樣原則。2 .原子軌道線形組合的類型和原則(1)成鍵軌道和反鍵軌道一由兩個符號相同的波函數(shù)的疊加(即原子軌道相加重疊)所形成的分子軌道，由于在兩核間幾率密度增大，其能量較原子軌道的能量低，稱為成鍵分子軌道。而由兩個符號相反的波函數(shù)的疊加(即原子軌道相減重疊)所形成的分子軌道，由于在兩核間幾率密度減小，其能量較原子軌道的能量高，稱為反鍵分子軌道。(2)組成分子軌道三原則一對稱性原則，最大重疊原則和能量近似原則3

20、 .簡單雙原子分子軌道能級圖，分子軌道中的電子排布。2-8共價分子的性質(zhì)1 .鍵級鍵級二(成鍵電子數(shù)-反鍵電子數(shù))/2,鍵級的大小說明兩個相鄰原子問成鍵的強度。2 .鍵能、鍵離解能、鍵離解燎。在0K下，將處于基態(tài)的雙原子分子AB拆開成基態(tài)A和B原子時，所需要的能量叫AB分子的鍵離解能，用D(A-B)表示。雙原子分子的鍵離解能就是鍵能E,多原子分子鍵能是鍵離解能白平均值。而在標(biāo)準(zhǔn)氣壓和298K下，D(A-B)則為鍵離解始。鍵能越大，化學(xué)鍵越牢固，含有該鍵的分子就越穩(wěn)定。3 .鍵角一分子中鍵和鍵之間的夾角叫做鍵角。4 .鍵長一分子中兩個成鍵原子核間的平衡距離叫做鍵長。鍵長越短，鍵越強。5 .鍵的極

21、性與分子的極性J非極性共價鍵：成鍵電子不偏移，同種原子間形成的鍵。(1)共價鍵j極性共價鍵：成鍵電子偏向吸引電子能力強的原子一方。在極性共價鍵中，成鍵原子的電負(fù)性差越大，鍵的極性也越大。(2)極性分子和非極性分子非極性分子：分子中正、負(fù)電荷重心重合在一起，電荷分布均勻?qū)ΨQ。分子"極性分子：分子中正、負(fù)電荷重心不重合，電荷分布不均勻?qū)ΨQ分子偶極矩，分子的磁性，。2-9分子間力1 .范德華力及其特點永久偶極：極性分子中的固有偶極(1)分子偶極，誘導(dǎo)偶極：在外電場影響下所產(chǎn)生的偶極瞬間偶極：某一瞬間分子的正負(fù)電荷重心不重合產(chǎn)生的偶極取向力：靠永久偶極而產(chǎn)生的相互作用力(2)范德華力，誘導(dǎo)力

22、：誘導(dǎo)偶極同極性分子的永久偶極間的作用力色散力：由于存在瞬間偶極而產(chǎn)生的相互作用力2 .氫鍵氫鍵的形成與本質(zhì)，氫鍵可用X丫表示，X和Y代表F,O,N等電負(fù)性大,帶孤電子對且半徑小的原子。氫鍵的方向性和飽和性；分子間力和氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響。第3章晶體結(jié)構(gòu)學(xué)時4教學(xué)基本要求掌握各類晶體的特征；掌握晶體類型與物質(zhì)性質(zhì)的關(guān)系；掌握品格能和原子化熱的概念及有關(guān)應(yīng)用；理解離子極化概念及其應(yīng)用；了解原子半徑、離子半徑的定義及其對化合物性質(zhì)的影響。重點與難點重點：晶胞基本特征，離子晶體及結(jié)構(gòu)模型。難點：離子的極化作用和變形性，離子的極化率，金屬晶體的緊密堆積模型。教學(xué)內(nèi)容3-1晶體1. 晶體的宏觀特征晶體的

23、本質(zhì)特征是自范性（晶體能夠自發(fā)地呈現(xiàn)封閉的規(guī)則凸多面體的外形），宏觀特征有對稱性、均一性和各向異性，晶體有固定的熔點。晶體分為單晶（單一的晶體多面體）；雙晶（兩個體積大致相當(dāng)?shù)膯尉О匆欢ㄒ?guī)則生長）；晶簇（單晶以不同取向連在一起）；多晶（看不到規(guī)則外形的晶態(tài)質(zhì)）。晶體符合晶面夾角不變定律。2. 晶體的微觀特征平移對稱性在晶體中原子呈現(xiàn)周期性的整齊排列。對于理想的完美晶體，這種周期性是單調(diào)的，不變的。這是晶體的普遍特征，叫做平移對稱性。宏觀晶體的規(guī)則外形正是晶體的微觀特征的體現(xiàn)。3-2晶胞1. 晶胞基本特征晶體的解理性：用錘子輕擊具有整齊外形的晶體（如方解石），會發(fā)現(xiàn)晶體劈裂出現(xiàn)的新晶面與某一原晶

24、面是平行的，這種現(xiàn)象叫晶體的解理性。晶胞是晶體中具有代表性的基本重復(fù)單位。整個晶體是由完全等同的晶胞無隙并置的堆積而構(gòu)成的。晶胞包括二個要素：一是晶胞的大小、型式，另一是晶胞的內(nèi)容。晶胞的大小、型式由a、b、c三個晶軸及它們間的夾角a、B、丫所確定。晶胞的內(nèi)容由組成晶胞的原子或分子及它們在晶胞中的位置所決定。晶胞具有平移性。可以選為晶胞的多面體很多，三維的“習(xí)用晶胞”是平行六面體，叫做布拉維晶胞。2. 布拉維系布拉維晶胞的邊長與夾角叫晶胞參數(shù)。共有7種不同幾何特征的三維晶胞，稱為布拉維系(Bravaissystem)立方 cubic (c) a=b=c 四方 tetragonal (t) a=

25、b 六方hexagonal (h) a=b正交 orthorhomic (o) a單斜 monoclinic (m) aa = B = Y =90°w c, a = B = 丫 =90°wc, a = B =90° , Y =120°w bwc, w bwc,=T =90°=90° , B w 90 0三斜anorthic（a）awbw6/金0金丫菱方rhombohedral（R）a=b=c,a=0=丫3 .晶胞原子的坐標(biāo)與計數(shù)原子坐標(biāo)：通常用向量xa+yb+zc中的x,y,z組成的三組數(shù)來表達(dá)晶胞中原子的位置。原子坐標(biāo)絕對值的取值區(qū)

26、間為1>|x（y,z）|>0。原子坐標(biāo)平均每個晶胞中的原子個數(shù)0,0,0（晶胞頂點）8X1/8=11/2,1/2,1/2（晶胞體心）11/2,0,1/2（晶胞面心）2X1/2=11/2,0,0（晶胞棱邊中心）4X1/4=14 .素晶胞與復(fù)晶胞晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元，分為素晶胞和復(fù)晶胞。素晶胞（P）:是晶體微觀結(jié)構(gòu)中的最小基本單元，不能再小。素晶胞中的原子集合相當(dāng)于晶體微觀空間原子作周期性平移的最小集合，叫做結(jié)構(gòu)基元。/體心晶胞（2倍體），符號I;復(fù)晶胞J面心晶胞（4倍體），符號F;（素晶胞的多倍體）底心晶胞（2倍體），符號A（B、C）體心晶胞的特征是晶胞內(nèi)任一原子作體心平移原

27、子坐標(biāo)+（1/2,1/2,1/2）必得到與它完全相同的原子。面心晶胞的特征是可作面心平移，即所有原子均可作在其原子坐標(biāo)上+1/2,1/2,0;0,1/2,1/2;1/2,0,1/2的平移而得到周圍環(huán)境完全相同的原子。底心晶胞的特征是可作底心平移，即晶胞中的原子能發(fā)生如下平移：+1/2,1/2,0,稱為C底心；+0,1/2,1/2,稱為A底心-+1/2,0,1/2,稱為B底心。底心平移是指只能發(fā)生其中一種平移。3-314種布拉維點陣型式3-4金屬晶體1 .金屬鍵金屬晶體中原子之間的化學(xué)作用力叫做金屬鍵。金屬鍵是一種遍布整個品體的離域化學(xué)鍵。金屬晶體是以金屬鍵為基本作用力的晶體。金屬鍵無方向性，無

28、固定的鍵能，金屬鍵的強弱和自由電子的多少有關(guān)，也和離子半徑、電子層結(jié)構(gòu)等有關(guān)。2 .原子化熱與金屬鍵金屬鍵的強度可以用原子化熱等來衡量。金屬原子化熱是指1mol金屬變成相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)原子時吸收的熱量。金屬原子化熱數(shù)值小時，其熔點低，質(zhì)地軟；反之則熔點高，硬度大。kJ ? mol 16601800例如NaAl原子化熱kJ?mol.8803 .電子氣理論經(jīng)典的金屬鍵理論叫做“電子氣理論”。它把金屬鍵形象地描繪成從金屬原子上“脫落”下來的大量自由電子形成可與氣體相比擬的帶負(fù)電的“電子氣”，金屬原子則“浸泡”在“電子氣”的“海洋”之中。4 .能帶理論（1）能帶理論基本要點：金屬原子單獨存在時的能級（1

29、s、2s、2P）在n個原子構(gòu)成的一塊金屬中形成相應(yīng)的能帶（1s、2s、2P）；一個能帶就是一組能量十分接近的分子軌道，其總數(shù)等于構(gòu)成能帶的相應(yīng)原子軌道的總和。按能帶填充電子的情況不同，可把能帶分為滿帶（價帶），空帶和導(dǎo)帶三類。以Li為例，1s22s12P0，1s軌道充滿電子，故組成的能帶充滿電子，稱為滿帶。2s軌道電子半充滿，組成的能帶電子也半滿，稱為導(dǎo)帶。2P能帶中無電子，稱為空帶。能帶與能帶之間存在能量的間隙，簡稱帶隙，又叫“禁帶寬度”?？煞譃槿悾簬逗艽?，帶隙不大，沒有帶隙（相鄰兩能帶在能量上重疊）。（2）能帶理論的應(yīng)用對金屬導(dǎo)電的解釋：第一種情況：金屬具有部分充滿電子的能帶，即導(dǎo)帶，

30、在外電場作用下，導(dǎo)帶中的電子受激，能量升高，進入同一能帶的空軌道，沿電場的正極方向移動，同時，導(dǎo)帶中原先充滿電子的分子軌道因失去電子形成帶正電的空穴，沿電場的負(fù)極移動，引起導(dǎo)電。第二種情況：金屬的滿帶與空帶或滿帶與導(dǎo)帶之間沒有帶隙，是重疊的，電子受激從滿帶進入重疊著的空帶或者導(dǎo)帶，引起導(dǎo)電。解釋導(dǎo)體、半導(dǎo)體和絕緣體以及其它性質(zhì)。5 .金屬晶體的特點一導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性、延展性、具有金屬光澤6 .金屬晶體的堆積模型把金屬晶體看成是由直徑相等的圓球狀金屬原子在三維空間堆積構(gòu)成的模型叫做金屬晶體的堆積模型。(1)體心立方堆積金屬原子分別占據(jù)立方晶胞的頂點位置和體心位置，空間占有率。(2)簡單立方堆積金屬

31、原子只占據(jù)立方晶胞的頂點位置，空間占有率,是不穩(wěn)定的堆積方式。(3)六方最密堆積金屬原子是ABAB堆積方式，在第一層中，最緊密的堆積方式，是一個球與周圍6個球相切，在中心的周圍形成6個凹位。第二層是將球?qū)?zhǔn)第一層的1,3,5位(或?qū)?zhǔn)2,4,6位)。第三層是將球?qū)?zhǔn)第一層的球，于是每兩層形成一個周期，形成六方緊密堆積。(4).面心立方最密堆積第一、二層中堆積方式和六方最密堆積相同，第三層是將球?qū)?zhǔn)第一層的2,4,6位，不同于AB兩層的位置，這是C層。第四層再排A,于是形成ABCABC三層一個周期。3-5離子晶體1.離子(1)離子電荷與價電子層構(gòu)型：2e(構(gòu)型、8e構(gòu)型(s區(qū)、p區(qū)及部分d區(qū)原子

32、)離子價電子層構(gòu)型,18e構(gòu)型、(18+2)e構(gòu)型(ds區(qū)、p區(qū)原子)、(9-17)e構(gòu)型(d區(qū)原子)(2)離子半徑一以正負(fù)離子核間距計算離子半徑(d=1+2)離子半徑變化規(guī)律：同族元素相同電荷數(shù)的離子半徑自上而下依次增大；同周期主族元素從左到右隨正離子電荷數(shù)增大，離子半徑依次減??；同一元素形成不同電荷正離子時，高價離子半徑小于低價離子半徑；周期表中處于相鄰族的左上方和右下方斜對角線上的正離子半徑近似相等。如N；和Ca+o(3)離子的極化作用與變形性：在離子產(chǎn)生的電場作用下，使帶有異號電荷的相鄰離子的電子云發(fā)生變形，這一現(xiàn)象稱離子極化。離子本身帶有電荷，故當(dāng)離子靠近時，必然會使其它離子或原子的

33、電子云發(fā)生形變，產(chǎn)生誘導(dǎo)電場。同時，離子本身的電子云在與其它離子接近時也會產(chǎn)生形變。故任何離子都會極化其它離子，同時又會被其它離子所極化而變形。離子極化的強弱決定于離子的極化力和變形性。極化力是指離子產(chǎn)生的電場強度，主要取決于離子的電荷一電荷高極化力大；離子的半徑一半徑小極化力大；離子的電子構(gòu)型：18e,（18+2）e>（9-17）e>8e。變形性是指離子在電場的作用下，電子云發(fā)生變形的難易，主要取決于離子電荷一負(fù)離子電荷高變形性大，正離子電荷高變形性?。浑x子的半徑一簡單離子半徑大變形性大，復(fù)雜陰離子的變形性通常不大，而且離子對稱性高，中心原子氧化數(shù)又高的離子，其吸引電子能力強，故

34、變形性小。CIO4<F<NO<OH<CN<Cl<Br<I離子的電子構(gòu)型一18e、（9-17）e>8e。（4）相互極化作用（或附加極化作用）由于陰離子的極化作用一般不顯著，陽離子的變形性又較小，所以通常只考慮陽離子對陰離子的極化作用。但是當(dāng)陽離子也容易變形時，往往會引起陰、陽離子相互的附加極化效應(yīng)，從而加強了它們之間的引力。（5）離子的極化率。（6）離子極化對化合物性質(zhì)的影響化學(xué)鍵一離子間相互極化的結(jié)果，使正負(fù)離子的電子云發(fā)生變形而導(dǎo)致原子軌道部分重疊，即離子鍵向共價鍵過渡，極化作用增強，鍵的共價性增強。如NaOMgOAI2Q、SiO2,隨電荷數(shù)增

35、加，離子極化能力加強，至ijSiO2已由離子晶體過渡為共價型的原子晶體；而BO、SO、CI2O則屬于分子晶體。化合物的熔、沸點一隨極化作用增強，晶型由離子晶體逐漸變?yōu)榉肿泳w，熔點依次降低。顏色電離子極化使價層電子能級差降低，光譜紅移，顏色加深。如NiCl2、NiBr2、Nil2的顏色分別為黃褐色、棕色和黑色。ZnSCdSHgS顏色分別為白色、黃色和紅（黑）色。溶解度降低一離子的相互極化導(dǎo)致離子鍵向共價鍵過渡，使化合物在水中的溶解度變小。由于偶極水分子的吸引，離子鍵結(jié)合的無機化合物一般可溶于水，而共價型的無機晶體難溶于水。晶格類型極化使陽離子部分進入陰離子電子云（共價），降低陰陽離子半徑之比，

36、從而降低配位數(shù)。如Cd§陰、陽離子半徑比為，應(yīng)屬于NaCl型，但實際為ZnS型。2 .離子鍵離子鍵理論：由于原子間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成正、負(fù)離子，并通過靜電作用而形成的化學(xué)鍵就叫離子鍵。離子鍵的形成及其能量變化。離子鍵的特征與本質(zhì)：離子鍵沒有方向性和飽和性，鍵的離子性與元素的電負(fù)性有關(guān)，用離子性百分?jǐn)?shù)來表示鍵的離子性和共價性的相對大小。若兩原子電負(fù)性差值(XA-XB)>,則形成離子鍵；若XA-XB<,則形成共價鍵。3 .品格能離子鍵的強度可用鍵能和晶格能表示。(1)鍵能一指1mol氣態(tài)“離子鍵分子”變成氣態(tài)中性原子所吸收的能量，用Ei表示。鍵能Ei越大，表示離子鍵越強。Na

37、Cl(g)一Na(g)+Cl(g)Ei=450kJ/mol(2)品格能一指將1mol離子晶體里的正負(fù)離子完全氣化而遠(yuǎn)離所需要吸收的能量，用U表示。晶格能U越大，離子鍵越強。NaCl(s)一Na+(g)+Cl(g)U=786kJ/mol(3)影響晶格能的因素一離子的電荷(晶體結(jié)構(gòu)類型相同時)，電荷越高，品格能越大，例：U(NaCl)<U(MgO)離子的半徑(晶體結(jié)構(gòu)類型相同時)，半徑越小，晶格能越大，例：U(MgO)>U(CaO)(4)品格能對物質(zhì)性質(zhì)的影響品格能U越大，晶體中的離子鍵越強，晶體的熔點越高，硬度越大。晶格能大小還影響離子晶體在水中的溶解度、溶解熱等性質(zhì)。(5)品格能計

38、算一利用玻恩哈伯循環(huán)法進行計算。4.離子晶體結(jié)構(gòu)模型(1)概述最典型的五種類型的離子晶體是NaCl型，CsCl型，ZnS型(閃鋅礦型)，CaF2型(螢石型)和CaTiO3型(鈣鈦礦型)。許多離子晶體的結(jié)構(gòu)都可以看作是某種典型結(jié)構(gòu)的類型或它的相關(guān)型。離子晶體的結(jié)構(gòu)可通過5個角度分析：a.晶胞類型；b.離子坐標(biāo)；c.堆積-填隙模型；d.配位多面體模型；e.對稱性。(2)AB型化合物的離子半徑比與配位數(shù)和晶體構(gòu)型的關(guān)系半徑比r+/r-配位數(shù)晶體構(gòu)型晶格類型配位多面實例型面心立力四間體ZnS,ZnQBeQBeS,CuCI型面心立力八面體NaCl,KCI,NaBr,LiF,CaQMgQCa§B

39、aS8CsCl型簡單立方立力體CsCl,CsBr,CsI,NHCI,Tl(3)離子晶體的堆積填隙模型堆積-填隙模型是指離子晶體中的大離子(經(jīng)常是陰離子)先在空間盡可能密地堆積起來，然后，小離子(經(jīng)常是陽離子)填入堆積球之間的空隙。按照金屬晶體里金屬原子的空間堆積方式，把金屬離子換成大離子，就得到離子晶體的堆積模型，然后電性相反的小離子填入堆積球的空隙中，就得到離子晶體的堆積填隙模型。簡單立方堆積只存在立方體空隙(CN=8),如果所有立方體空隙都被小離子填滿(填隙率100%,大小離子個數(shù)比為1:1,這就是CsCl的堆積填隙模型。面心立方堆積存在八面體空隙(CN=6)和四面體空隙(CN=4)。堆積

40、球與八面體空隙、四面體空隙之比是4:4:8=1:1:2。NaCl的堆積-填隙模型是氯離子作面心立方堆積，鈉離子作八面體填隙，填隙率100%CaF2的堆積-填隙模型是鈣離子作面心立方堆積，氟離子作四面體填隙，填隙率100%ZnS的堆積-填隙模型是硫離子作面心立方堆積,鋅離子作四面體填隙，填隙率50%鈣鈦礦結(jié)構(gòu)是氧和鈣混合作面心立方堆積，鈦離子作八面體填隙，填隙率25%5.離子晶體的特點：(1)離子晶體中不存在單個分子。(2)導(dǎo)電性：在水溶液中或熔融態(tài)時能導(dǎo)電。(3)熔點、沸點較高：正負(fù)離子間的靜電作用力較強。(4)硬度高：因離子鍵強度大。(5)延展性差：受外力沖擊時，易發(fā)生錯位，使帶同種電荷離子

41、相切，彼此排斥，離子鍵失去作用，晶體破碎。3-6分子晶體和原子晶體1. 分子晶體分子晶體是指有限數(shù)量的原子構(gòu)成的電中性分子為結(jié)構(gòu)基元，以分子間力相互作用形成的晶體。分子之間的作用力比化學(xué)鍵弱，分子晶體一般具有較低的熔點、沸點和硬度。分子晶體在固態(tài)和熔融態(tài)時不導(dǎo)電，強極性的分子型晶體溶于水中能導(dǎo)電。2. 原子晶體原子晶體是以具有方向性、飽和性的共價鍵為骨架形成的晶體。原子晶體的晶格結(jié)點上排列著中性原子，原子間以共價鍵相結(jié)合。在晶體中沒有獨立的小分子，晶體有多大，分子就多大。具有較高的熔點、沸點和硬度。通常情況下不導(dǎo)電。但硅、碳化硅等半導(dǎo)體，可有條件的導(dǎo)電。第4章化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)學(xué)時8教學(xué)基本要求掌

42、握狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)，焓和焓變的概念，自由能和熵及它們的變化的初步概念。會應(yīng)用蓋斯定律進行計算。會從物質(zhì)的熱力學(xué)函數(shù)表中查AfH0、AfG0和S0，并用于計算在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時反應(yīng)的焓變、自由能變和熵變；初步學(xué)會用自由能變化來判斷化學(xué)反應(yīng)的方向；理解化學(xué)反應(yīng)等溫式的含義，會應(yīng)用其求算ArG和平衡常數(shù)K;根據(jù)吉布斯-亥女§霍茲公式理解AG與AH及AS的關(guān)系，會判斷反應(yīng)方向并能分析溫度對化學(xué)反應(yīng)自發(fā)性的影響。重點與難點重點：熱力學(xué)第一定律和熱化學(xué)：焓、焓變、反應(yīng)熱、恒容和恒壓反應(yīng)熱；熱化學(xué)方程式，蓋斯定律及其應(yīng)用；吉布斯亥姆霍茲公式：A況AH-TAS公式，化學(xué)反應(yīng)等溫式。難點：熱化學(xué)方程式，蓋斯定

43、律及其應(yīng)用；熵、自由能；吉布斯亥姆霍茲公式：AG=AH-TAS公式。教學(xué)內(nèi)容4-1化學(xué)熱力學(xué)研究對象4-2基本概念4-2-1.體系（系統(tǒng)）與環(huán)境體系（系統(tǒng)）:我們研究的對象,稱為體系.環(huán)境:體系以外的其它部分,稱為環(huán)境，按照體系和環(huán)境之間的物質(zhì)、能量的交換關(guān)系,將體系分為三類:1. 敞開體系:既有物質(zhì)交換,也有能量交換.2. 封閉體系:無物質(zhì)交換,有能量交換.3. 孤立體系:既無物質(zhì)交換,也無能量交換.環(huán)境溫度、環(huán)境壓力。4-2-2.物質(zhì)的量物質(zhì)的量，摩爾和摩爾質(zhì)量，物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)。4-2-3.氣體1 .氣體狀態(tài)方程：理想氣體的基本假定（1）忽略氣體分子的自身體積,將分子看成是有質(zhì)量的幾何點（質(zhì)

44、點）.（2）碰撞,包括分子與分子、分子與器壁之間的碰撞,是完全彈性碰撞-無動能損耗.分子間作用力被忽略。在高溫和低壓下,實際氣體接近理想氣體。氣體壓力的產(chǎn)生-氣體的壓力是指氣體分子對器壁的作用力。它是分子對器壁碰撞的結(jié)果。理想氣體狀態(tài)方程：由Byele定律:n,T一定時，V1P1=V2P2；Gay-Lussac定律:n,P一定時，V1/V2=T1/T2；Avogadro定律:P,T一定時，V1/V2=n1/n2；綜合上三式：則有：PV=nRT,其中R為氣體摩爾常數(shù)，R=Lmol-1K-12 .分壓定律和擴散定律，分壓力和分體積，氣態(tài)物質(zhì)分子量的測定。（ 1） .混合氣體與組分氣體由兩種或兩種以

45、上的氣體混合在一起,組成的體系,稱為混合氣體,組成混合氣體的每種氣體,都稱為該混合氣體的組分氣體。（2）總體積與分壓混合氣體所占有的體積稱為總體積,用V總表示.當(dāng)某組分氣體單獨存在,且占有總體積時,其具有的壓強,稱為該組分氣體的分壓,用Pi表示.且有關(guān)系式:PiV總=niRT3）體積分?jǐn)?shù)Vi/V總稱為該組分氣體的體積分?jǐn)?shù).（4）分壓定律分壓與總壓的關(guān)系混合氣體的總壓等于各組分氣體的分壓之和.即:此定律為道爾頓分壓定律。理想氣體混合時,由于分子間無相互作用,故在容器中碰撞器壁產(chǎn)生壓力時,與獨立存在時是相同的,亦即在混合氣體中,組分氣體是各自獨立的.這是分壓定律的實質(zhì).（5）組分氣體的分壓等于總壓

46、與該組分氣體的摩爾分?jǐn)?shù)之積.5. 相6. 熱力學(xué)溫度和熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)7. 熱與功熱，體積功和非體積功，體積功（氣體膨脹功）-等壓膨脹、自由膨脹、分次膨脹和可逆膨脹。8. 狀態(tài)與過程、狀態(tài)函數(shù)（ 1） 狀態(tài):由一系列表征體系性質(zhì)的物理量所確定下來的體系的一種存在形式,稱為體系的狀態(tài).（2）狀態(tài)函數(shù):確定體系狀態(tài)的物理量,是狀態(tài)函數(shù).狀態(tài)一定,則體系的狀態(tài)函數(shù)一定.體系的一個或幾個狀態(tài)函數(shù)發(fā)生了變化,則體系的狀態(tài)也要發(fā)生變化.始態(tài)和終態(tài):體系變化前的狀態(tài)為始態(tài);變化后的狀態(tài)為終態(tài)，始態(tài)和終態(tài)一經(jīng)確定,則狀態(tài)函數(shù)的改變量是一定的。（3）過程:體系的狀態(tài)發(fā)生變化,從始態(tài)到終態(tài),我們說經(jīng)歷了一個熱力學(xué)過程

47、.簡稱過程。若體系在恒溫條件下發(fā)生了狀態(tài)變化,我們說體系的變化為“恒溫過程”,同樣理解“恒壓過程”,“恒容過程”.若體系變化時和環(huán)境之間無熱量交換,則稱為之“絕熱過程”，又如可逆過程、化學(xué)變化過程、自發(fā)過程和非自發(fā)過程等。（4）途徑:完成一個熱力學(xué)過程,可以采取不同的方式.我們把每種具體的方式,稱為一種途徑.過程著重于始態(tài)和終態(tài);而途徑著重于具體方式。狀態(tài)函數(shù)的改變量,取決于始終態(tài),與途徑無關(guān)。（5）體積功和P-V圖化學(xué)反應(yīng)過程中,經(jīng)常發(fā)生體積變化.體系反抗外壓改變體積,產(chǎn)生體積功。外壓P外對體系的體積V做圖，得到的曲線叫P-V線，P-V線下覆蓋的面積可表示體積功W勺數(shù)值。W=PV4-3熱力學(xué)

48、第一定律1 .熱力學(xué)能(內(nèi)能)-體系內(nèi)一切能量的總和叫做體系的熱力學(xué)能(U)。2 .熱力學(xué)第一定律一某體系由狀態(tài)I變化到狀態(tài)II,在這一過程中體系吸熱Q,做功(體積功)W,體系的內(nèi)能改變量用AU表示，則有：AU=Q-W,即體系的內(nèi)能變化量等于體系從環(huán)境吸收的熱量減去體系對環(huán)境所做的功.顯然，熱力學(xué)第一定律的實質(zhì)是能量守恒。4-4熱化學(xué)把熱力學(xué)第一定律具體應(yīng)用于化學(xué)反應(yīng)中，討論和計算化學(xué)反應(yīng)的熱量變化，這門學(xué)科稱為熱化學(xué)。1 .化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)當(dāng)生成物的溫度恢復(fù)到反應(yīng)物的溫度時，化學(xué)反應(yīng)中所吸收或放出的熱量，稱為化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)，簡稱反應(yīng)熱或反應(yīng)始。(1)包容反應(yīng)熱一在包容反應(yīng)中體系所吸收的熱量，

49、全部用來改變體系的內(nèi)能.即AU=Qv用彈式量熱計測定Qv,Qv=AT(G+G)AT-溫度升高值，G、C2-分別為水的熱容和裝置的熱容。尸摩爾熱容J摩爾等壓熱容Cp,m(JK1mol-1)熱容Y摩爾等容熱容Cv,m(JK1mol-1)比熱容：1kg物質(zhì)升高1K所吸收的熱量(JK1kg-1)(2)恒壓反應(yīng)熱一在恒壓反應(yīng)中體系所吸收的熱量，全部用來改變體系的熱始.即Qp=AU+電V=U-Ui+P2V2-PiVi=(U2+P2V2)-(U+RVi)令H=U+PV則Qp=AH(3)反應(yīng)進度設(shè)有化學(xué)反應(yīng)vaA+”B=vgG+vhH式中丫為各物質(zhì)的計量數(shù)，反應(yīng)未發(fā)生時各物質(zhì)的物質(zhì)的量分別為n。，反應(yīng)進行到t

50、時刻，各物質(zhì)的量分別為n：則反應(yīng)進度己定義為：E=nO(A)-n(A)/vA=n。(B)-n(B)/”=no(G)-n(G)/vG=no(H)-n(H)/”(4)Qp和Qv的關(guān)系Qp=Qv+nRT,ArHm=ArH/E,ArHm表示某反應(yīng)按所給定的反應(yīng)方程式進行1mol反應(yīng)(即E=1mol)時的始變。則ArHm=ArUm+AvRT,Av(An)是反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的計量數(shù)的改變值。2. 蓋斯定律（1）熱化學(xué)方程式表示出反應(yīng)熱效應(yīng)的化學(xué)方程式叫做熱化學(xué)方程式。書寫注意：注明反應(yīng)條件（如在298K和xi05Pa下進行可不注明），注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)或晶型，方程式中的配平系數(shù)只表示計量數(shù)，不表示分子數(shù)，

51、可用分?jǐn)?shù)，但計量數(shù)不同，同一反應(yīng)的熱效應(yīng)不同。（2）蓋斯定律焓個化學(xué)反應(yīng)若能分解成幾步來完成，總反應(yīng)的始變ArH等于各步分反應(yīng)的始變ArHi之和（或一個化學(xué)反應(yīng),不論是一步完成,還是分?jǐn)?shù)步完成,其熱效應(yīng)是相同的）。3. 生成熱（1）生成熱的定義：某溫度下,由處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的各種元素的指定單質(zhì),生成標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的1mol某物質(zhì)時的熱效應(yīng),叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成熱。簡稱標(biāo)準(zhǔn)生成熱（或生成熱），用符號A舊£表示。處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的各元素的最穩(wěn)定單質(zhì)的AfHm=0o（2）標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)：固體或液體純相，其標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是Xi=1（摩爾分?jǐn)?shù)）；溶液中的物質(zhì)A,其標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是m=1molkg-1；氣相物質(zhì)，其標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是

52、p尸x105Pa。（3）標(biāo)準(zhǔn)生成熱的應(yīng)用ArHme=2viAfHm（生成物）-EviAfHm（反應(yīng)物）4. 燃燒熱在x105Pa壓強下，1mol物質(zhì)完全燃燒時的熱效應(yīng)，叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒熱.簡稱標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱（或燃燒熱）.用符號AcHmi表示。對于燃燒熱終點的規(guī)定,必須嚴(yán)格:C:CO2（g）H:H2O（l）S:SO2（g）N:NO2（g）Cl:HCl（aq）應(yīng)用：ArHm9=2viAcHnm（反應(yīng)物）-2viAcHnm（生成物）5. 從鍵能估算反應(yīng)熱化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì),是反應(yīng)物分子中化學(xué)鍵的斷裂與生成物分子中化學(xué)鍵的形成.這些舊鍵斷裂和新鍵形成過程的熱效應(yīng)的總結(jié)果,則是反應(yīng)熱.故通過鍵能可以估算

53、反應(yīng)熱。4-5化學(xué)反應(yīng)的方向1. 熵（S）（1）狀態(tài)函數(shù)熵?zé)崃W(xué)上把描述體系混亂度的狀態(tài)函數(shù)叫做熵。S=klnQ,Q表示微觀狀態(tài)數(shù)，k=x10-23J-K-1（Boltzmann常數(shù)）微觀狀態(tài)數(shù)越多，表明體系狀態(tài)的混亂度越大，熵值越大。對于可逆途徑：AS=Qr/T,嫡變?yōu)榭赡嫱緩降臒釡厣獭＃?）熱力學(xué)第三定律和標(biāo)準(zhǔn)嫡在0K時任何完整晶體中的原子或分子只有一種排列形式，即只有唯一的微觀狀態(tài)，其嫡值為零。稱為熱力學(xué)第三定律。從嫡值為零變化到p=100kpa和某溫度T,這個過程的嫡變值為物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的摩爾絕對嫡值，簡稱標(biāo)準(zhǔn)嫡SmL化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾嫡變：ArSm9=2viSvm（生成物）-2vi

54、SM（反應(yīng)物）（3）對過程嫡變情況的估計同一物質(zhì)：S（氣）>S（液）>S（固），溫度越高嫡值越大。聚集態(tài)相同時，復(fù)雜分子比簡單分子嫡值大；結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量大的嫡值大。化學(xué)反應(yīng)趨向于嫡值的增加，即趨向于ArS>0。2.吉布斯自由能（G）（1）吉布斯自由能判據(jù)-GW非G是體系所具有的在等溫等壓下做非體積功的能力。反應(yīng)過程中G的減少量-AG是體系做非體積功的最大限度，當(dāng)過程以可逆方式進行時，等式成立，W最大。等溫等壓下不做非體積功的化學(xué)反應(yīng)的判據(jù)為：AG<0,反應(yīng)以不可逆方式自發(fā)進行；AG=Q反應(yīng)以可逆方式進行；AG>0,反應(yīng)不能進行。等溫等壓下，體系的吉布

55、斯自由能減小的方向是不做非體積功的化學(xué)反應(yīng)進行的方向。（2）標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯自由能某溫度下，由處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的各種元素的最穩(wěn)定（指定）單質(zhì)，生成1mol某物質(zhì)的自由能改變量，叫做這種溫度下該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能，簡稱生成自由能.用AfGm表示，處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的各元素的最穩(wěn)定單質(zhì)的AfGrm=0。則化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)自由能變化為：ArGnm=2、iAfGnm（生成物）-2viAfGnm（反應(yīng)物）吉布斯-亥姆霍茲方程：ArGn9=ArHmn-TArSm9熱力學(xué)分解溫度：T>ArHm9/ArSm9,恒壓下溫度對反應(yīng)自發(fā)性的影響:種類AHASAG=AH-TAS討論1-+-在任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進行2+-+在任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進行3+低溫+,局溫-反應(yīng)只在高溫卜能自發(fā)進行4-低溫-,局溫+反應(yīng)只在低溫下能自發(fā)進行第5章化學(xué)平衡學(xué)時6教學(xué)基本要求掌握化學(xué)平衡的概念，理解平衡常數(shù)的意義；掌握有關(guān)化學(xué)平衡