無機化學PPT完整全套教學課件

無機化學1物質(zhì)的聚集狀態(tài)2原子結(jié)構(gòu)與元素周期律3分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)4化學反應速率和化學平衡5電解質(zhì)溶液和電離平衡6氧化還原反應和電化學基礎7配位化合物8重要的非金屬元素9重要的金屬元素全套PPT課件無機化學緒論一、無機化學的研究對象無機化學是除碳氫化合物及其衍生物外，對所有元素及其化合物的性質(zhì)和它們的反應進行實驗研究和理論解釋的科學，是化學學科中發(fā)展最早的一個分支學科。

無機化學在成立之初，其知識內(nèi)容已有四類，即事實、概念、定律和學說。用感官直接觀察事物所得的材料，稱為事實；對于事物的具體特征加以分析、比較、綜合和概括得到概念，如元素、化合物、化合、氧化、還原等皆是無機化學最初明確的概念；組合相應的概念以概括相同的事實則成定律，例如，不同元素化合成各種各樣的化合物，總結(jié)它們的定量關系得出質(zhì)量守恒、定比、倍比等定律；建立新概念以說明有關的定律，該新概念又經(jīng)實驗證明為正確的，即成學說。系統(tǒng)的化學知識是按照科學方法進行研究的。科學方法主要分為三步：第一步搜集事實：搜集的方法有觀察和實驗。第二步建立定律：古代化學工藝和金丹術積累的化學知識雖然很多，但不能稱為科學。要知識成為科學，必須將搜集到的大量事實加以分析比較，去粗取精，由此及彼地將類似的事實歸納成為定律。第三步創(chuàng)立學說：化學定律雖比事實少，但為數(shù)仍多，而且各自分立，互不相關?；瘜W家要求理解各定律的意義及其相互關系。二、無機化學的發(fā)展歷程（一）無機化學的萌芽

原始人類即能辨別自然界存在的無機物質(zhì)的性質(zhì)而加以利用，后來偶然發(fā)現(xiàn)自然物質(zhì)能變化成性質(zhì)不同的新物質(zhì)，于是加以仿效，這就是古代化學工藝的開始。（二）近代無機化學由于最初化學所研究的多為無機物，所以近代無機化學的建立就標志著近代化學的創(chuàng)始。建立近代化學貢獻最大的化學家有三人，即英國的玻意耳、法國的拉瓦錫和英國的道爾頓。（三）現(xiàn)代無機化學19世紀末的一系列發(fā)現(xiàn)，開創(chuàng)了現(xiàn)代無機化學；1895年倫琴發(fā)現(xiàn)X射線；1896年貝克勒爾發(fā)現(xiàn)鈾的放射性；1897年湯姆遜發(fā)現(xiàn)電子；1898年，居里夫婦發(fā)現(xiàn)釙和鐳的放射性?，F(xiàn)代無機化學學科，在以往研究的基礎上已經(jīng)具備了研究范圍從微觀到宏觀，從分子到分子以上層次；研究手段從定性描述向定量描述發(fā)展；研究領域既分化又交叉等新的特點。無機化學研究的范圍不斷擴展，研究手段不斷提高，研究成果不斷豐富。相信在一代又一代化學人的努力下，無機化學會取得更快更好的發(fā)展。三、無機化學在國民經(jīng)濟及日常生活中的作用研究化學的目的，在于認識物質(zhì)的性質(zhì)以及物質(zhì)化學反應的規(guī)律，并將這些規(guī)律應用于生產(chǎn)和科學實驗，以便合理地利用自然資源，將自然資源經(jīng)化學轉(zhuǎn)化加工成為人類生產(chǎn)、生活服務的各種物質(zhì)資料，為提高人類生活水平，促進社會發(fā)展創(chuàng)造豐富的物質(zhì)條件。科技社會發(fā)展至今，無機化學已成為化學中的中心科學，它交叉滲透到生命科學、材料科學、環(huán)境科學、食品科學、能源科學等多個科學領域之中，其實用性強，應用廣泛，與國民經(jīng)濟的發(fā)展和人們?nèi)粘Ｉ钣兄鴺O為密切的關系。四、無機化學的任務和學習方法無機化學課程的任務是使學生掌握無機化學的基礎理論，基本知識，化學反應的一般規(guī)律和基本化學計算方法；加強對化學反應現(xiàn)象的理解；加強無機化學實驗操作技能的訓練；培養(yǎng)理論聯(lián)系實際能力、分析問題和解決問題的能力，為后續(xù)課程的學習、職業(yè)資格證書的考取及從事專業(yè)技術工作打下堅實的基礎。學習無機化學，首先要正確理解并牢固掌握基本概念、基礎理論、基本知識和基本研究方法；要及時整理筆記，列出重點，學會分層次（了解、理解、掌握）學習、記憶知識；要注意知識條件性、局限性，深入認識化學變化的基本規(guī)律；要注意知識的連續(xù)性，學會理論聯(lián)系實際，如學習元素部分知識時，要以元素周期律為基礎，以物質(zhì)的性質(zhì)為中心，再從性質(zhì)理解物質(zhì)存在、制法、保存、檢驗和用途等內(nèi)容，使知識既主次分明，又系統(tǒng)條理。要能夠把宏觀的化學反應現(xiàn)象與微觀的物質(zhì)結(jié)構(gòu)結(jié)合起來，經(jīng)過分析、比較、判斷，由表及里，由此及彼地揭示物質(zhì)變化與反應機理之間的關系。把相關的理論知識運用到實踐中，在實踐的基礎上善于總結(jié)和改進，進一步豐富原有的枯燥的理論知識。無機化學是一門以實驗為基礎的學科，實驗課是本課的重要組成部分。通過實驗，可以進一步認識物質(zhì)的化學性質(zhì)，揭示化學變化規(guī)律，理解、鞏固化學知識，建立化學意識，實現(xiàn)感性認識上升到理性認識的飛躍。因此，要正確操作、仔細觀察這實驗，認真分析實驗現(xiàn)象所反映的實質(zhì)，提高實驗動手能力、觀察能力和總結(jié)能力。通過實驗，掌握最基本的操作技能，提高自身的動手能力，培養(yǎng)縝密細致的觀察能力和邏輯思維能力。實驗中要重事實、求真相、尚創(chuàng)新，貴精確，培養(yǎng)科學態(tài)度。自學能力是一個人最優(yōu)秀的品質(zhì)。能力與知識、經(jīng)驗和個性特質(zhì)共同構(gòu)成人的素質(zhì)，成為勝任某項任務的條件。在學習無機化學過程中要養(yǎng)成課前預習、課后復習和查閱資料的自學習慣，及時歸納總結(jié)，不斷提向?qū)W習效果。LOREMIPSUMDOLORLOREMIPSUMDOLOR無機化學第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)無機化學本章主要內(nèi)容第一節(jié)氣體第二節(jié)液體第三節(jié)固體無機化學本章教學目標【知識目標】1.了解物質(zhì)的不同聚集狀態(tài)；2.掌握理想氣體狀態(tài)方程和分壓定律；3.熟悉液體的基本性質(zhì)?！灸芰δ繕恕?.會利用理想氣體狀態(tài)方程和分壓定律進行有關計算；2.會利用液體蒸氣壓解釋不同條件下水的沸點變化。本章教學目標在一定的溫度和壓力下，物質(zhì)總是以一定的聚集狀態(tài)存在。即存在為氣態(tài)、液態(tài)或固態(tài)，各種狀態(tài)都各有其特性。在一定的條件下，物質(zhì)總是以一定的聚集狀態(tài)參加化學反應的。物質(zhì)的狀態(tài)對其化學行為有重要的影響。對給定的化學反應，由于物質(zhì)的狀態(tài)不同，反應的速率和反應的能量關系也有所不同，同時物質(zhì)的狀態(tài)還會影響反應條件。常溫、常壓下，物質(zhì)通常有氣、液、固三種聚集狀態(tài)，它們各自具有不同的特征，在一定條件下可相互轉(zhuǎn)化。1、氣體（g）：分子間作用力小，無一定的體積和形狀，具有擴散性和可壓縮性。2、液體（l）：分子間作用力介于氣體和固體之間，有一定的體積，無固定的形狀，具有流動性。3、固體（s）：具有一定體積、一定形狀及一定程度的剛性。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)第一節(jié)氣體

氣體的基本特征是具有擴散性和壓縮性。氣體沒有一定的形狀。將氣體引入任何大小的容器中，由于氣體分子的能量大，分子間引力小，分子在作無規(guī)則地運動，因而能自動擴散充滿整個容器。氣體分子間的空隙很大，對氣體加壓，其體積就縮小。同時氣體的狀態(tài)還受到溫度、氣體的物質(zhì)的量的影響。通常情況下，氣體的存在狀態(tài)主要由體積V、壓力P、溫度T和物質(zhì)的量n四個因素決定，稱為氣體的狀態(tài)函數(shù)。而反應這四個量的關系的式子就是氣體的狀態(tài)方程。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)一、理想氣體狀態(tài)方程我們把分子本身不占體積，分子間沒有相互作用力的氣體稱為理想氣體。理想氣體是一個抽象的概念，它實際上不存在，但此概念反映了實際氣體在一定條件下的最一般的性質(zhì)。只有在溫度高和壓力無限低時，實際氣體才接近于理想氣體。理想氣體方程式為：pV=nRT式中，p為壓力；V為體積；T為溫度；n為氣體的物質(zhì)的量；R為摩爾氣體常數(shù)。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)*實際氣體理想氣體狀態(tài)方程是在高溫低壓的情況下得出的，它忽略了氣體分子本身的體積和分子間的作用力，但在低溫高壓下，氣體的密度增大，分子間距減少，這時分子本身的體積和分子間的作用力不能忽略。所以要想繼續(xù)使用理想氣體狀態(tài)方程就必需對理想氣體狀態(tài)方程作適當?shù)男拚?，使其能適用于實際氣體的情況。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)二、氣體分壓定律我們知道，氣體的特性之一是具有擴散性，能夠均勻地充滿它所占有的全部空間。在任何容器內(nèi)的氣體混合物中，如果各組分之間不發(fā)生化學反應，則每一種氣體都均勻地分布在整個容器內(nèi)，它所產(chǎn)生的壓強和它單獨占有整個容器時所產(chǎn)生的壓強相同。也就是說，一定量的氣體在一定容積的容器中的壓強僅與溫度有關。道爾頓（Dalton）總結(jié)了這些實驗事實，得出下列結(jié)論：某一氣體在氣體混合物中產(chǎn)生的分壓等于在相同溫度下它單獨占有整個容器時所產(chǎn)生的壓強；而氣體混合物的總壓強等于其中各氣體分壓之和，這就是道爾頓分壓定律，又稱氣體分壓定律。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)

假設有一理想氣體的混合物，有i個組分，i（=1，2，3，…i)，則道爾頓分壓定律可表示為p總=p1+p2+……+pi或

由理想氣體方程式得：

第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)道爾頓分壓定律另一種表達形式：Pi=xip總

即在溫度和體積恒定時，理想氣體混合物中，各組分氣體的分壓（pi）等于總壓（p總）乘以該組分的摩爾分數(shù)（xi）。需要注意的是，實際氣體并不嚴格遵從道爾頓分壓定律，在高壓情況下尤其如此。在實際工作中，進行混合氣體組分分析時，常采用量取組分氣體體積的方法。當組分氣體的溫度和壓力與混合氣體相同時，組分氣體單獨存在時所占有的體積稱為分體積，混合氣體的總體積等于各組分氣體的分體積之和:V總=V1+V2+……+Vi。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)液體內(nèi)部分子之間的距離比氣體小得多，分子之間的作用力較強。液體具有流動性，有一定的體積而無一定形狀。與氣體相比，液體的可壓縮性小得多。一、液體的蒸氣壓在液體中分子運動的速度及分子具有的能量各不相同，速度有快有慢，大多處于中間狀態(tài)。液體表面某些運動速度較大的分子所具有的能量足以克服分子間的吸引力而逸出液面，成為氣態(tài)分子，這一過程叫做蒸發(fā)。第二節(jié)液體第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)蒸氣壓是物質(zhì)的一種特性，常用來表征液態(tài)分子在一定溫度下蒸發(fā)成氣態(tài)分子的傾向大小。在某溫度下，蒸氣壓大的物質(zhì)為易揮發(fā)物質(zhì)，蒸氣壓小的為難揮發(fā)物質(zhì)。如25℃時，水的蒸氣壓為3.24kPa，酒精的蒸氣壓為5.95kPa，則酒精比水易揮發(fā)。皮膚擦上酒精后，由于酒精迅速蒸發(fā)帶走熱量而感到?jīng)鏊?。液體的蒸氣壓隨溫度的升高而增大。還須指出，只要某物質(zhì)處于氣-液共存狀態(tài)，則該物質(zhì)蒸氣壓的大小就與液體的質(zhì)量及容器的體積無關。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)二、液體的沸點在敞口容器內(nèi)加熱液體，最初會看到不少細小氣泡從液體中逸出，這種現(xiàn)象是由于溶解在液體中的氣體因溫度升高，溶解度減小所引起的。當達到一定溫度時，整個液體內(nèi)部都冒出大量氣泡，氣泡上升至表面，隨即破裂而逸出，這種現(xiàn)象叫做沸騰。此時，氣泡內(nèi)部的壓力至少應等于液面上的壓力，即外界壓力(對敞口容器即大氣壓力)，而氣泡內(nèi)部的壓力為蒸氣壓。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)故液體沸騰的條件是液體的蒸氣壓等于外界壓力，沸騰時的溫度叫做該液體的沸點。換言之，液體的蒸氣壓等于外界壓力時的溫度即為液體的沸點。如果此時外界壓力為101.325kPa，液體的沸點就叫正常沸點。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)第三節(jié)固體固體可由原子、離子或分子組成。這些粒子排列緊湊，有強烈的作用力(化學鍵或分子間力)，使它們只能在一定的平衡位置上振動。因此固體具有一定體積、一定形狀以及一定程度的剛性(堅實性)。多數(shù)固體物質(zhì)受熱時能熔化成液體，但有少數(shù)固體物質(zhì)并不經(jīng)過液體階段而直接變成氣體，這種現(xiàn)象叫做升華。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)一、晶體與非晶體晶體與非晶體的最大區(qū)別在于物質(zhì)內(nèi)部的微粒能否有序地規(guī)則排列。晶體之所以有規(guī)則的幾何外形，因為其內(nèi)部的微粒（離子、原子或分子）在空間按一定的規(guī)律周期性重復排列而表現(xiàn)出長程有序，就是說如果把晶體中任意一個微粒沿某個方向平移一定距離，必能找到一個同樣的微粒。非晶體內(nèi)部微粒的排列是無次序的、不規(guī)律的。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)晶體具有以下特征。（1）有一定的幾何外形從外觀上看，晶體一般都具有規(guī)則的幾何外形。例如食鹽晶體是立方體，石英(SiO2)是六角柱體，明礬晶體為八面體結(jié)構(gòu)等。有些物質(zhì)在外觀上并不具備整齊的外形，但經(jīng)結(jié)構(gòu)分析證明是由微晶體組成的，它們?nèi)詫倬w范疇。常見的炭黑就是這類物質(zhì)。與晶體相反，非晶體沒有固定的幾何外形，又稱無定形體。例如，玻璃、橡膠、瀝青、動物膠、松香等，他們的外形是隨意性的。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)（2）有固定的熔點在一定壓力下將晶體加熱，當溫度升到某一定值（達到晶體的熔點）時，晶體才開始熔化，繼續(xù)加熱，在它沒有全部熔化以前，溫度保持不變，這是外界供給的熱量用于晶體從固體轉(zhuǎn)變?yōu)橐后w，直到晶體全部熔化后，溫度才重新上升。而非晶體沒有固定的熔點。如玻璃加熱，它先變軟，然后慢慢地熔化成粘滯性很大的流體。在這一過程中溫度是不斷上升的，從軟化到熔體，有一段溫度范圍。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)（3）各向異性晶體的某些性質(zhì)具有方向性。如導電性、導熱性、光學性質(zhì)、力學性質(zhì)等，在晶體的不同方向表現(xiàn)出明顯的差別。例如云母特別容易按紋理面的方向裂成薄片；石墨晶體內(nèi)平行于石墨層方向比垂直于石墨層的導熱率要達4-6倍，導電率要大5000倍。而非晶體是各向同性的。事實上，晶體與非晶體之間并沒有嚴格的限界，在一定條件下可相互轉(zhuǎn)化。從熱力學上講，晶態(tài)物質(zhì)比非晶態(tài)物質(zhì)更穩(wěn)定。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)二、液晶在一定溫度范圍內(nèi)存在的液體既具有液體的可流動性，又具有像晶體那樣的各項異性，這種液體為液態(tài)晶體，簡稱為液晶。液晶在折射率、磁化率、電導率等宏觀性質(zhì)方面之所以表現(xiàn)出類似晶體的各向異性，是因為內(nèi)部分子的排列沿分子長軸方向呈現(xiàn)出有序的排列。液晶的顯示功能與液晶材料內(nèi)部分子的排列密切相關。在施加電壓時，液晶分子能夠沿電場方向排列，而在移去電場之后，液晶分子又恢復到原來的狀態(tài)。這就是電子手表和筆記本電腦數(shù)字或圖像得以顯示的原因。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)三、納米材料納米材料實際上是指三維空間尺寸至少有一維處于納米尺度的、具有特定功能的材料。納米材料由直徑為幾個或幾十個納米的顆粒和顆粒間的界面兩部分組成。納米顆粒是長程有序的晶體結(jié)構(gòu)，界面則是既不長程有序也不短程有序的無序結(jié)構(gòu)。與普通的金屬、陶瓷和其他固體材料一樣，納米材料也是由原子組成，只不過這些原子排列成了納米量級的原子團，成為組成納米材料的結(jié)構(gòu)粒子。通常組成納米材料的晶狀顆粒內(nèi)部的有序原子與晶類界面的無序原子各約占原子總數(shù)的50%，從而形成與晶態(tài)、非晶態(tài)均不同的一種新的結(jié)構(gòu)狀態(tài)。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)四、等離子體物質(zhì)由分子構(gòu)成，分子由原子構(gòu)成，原子由帶正電的原子核和圍繞原子核、帶負電的電子構(gòu)成。當被加熱到足夠高的溫度或其他原因，外層電子擺脫原子核的束縛成為自由電子，就像下課后的學生跑到操場上隨意玩耍一樣。電子離開原子核，這個過程就叫做“電離”。這時，物質(zhì)就變成了由帶正電的原子核和帶負電的電子組成的、一團均勻的“漿糊”，因此人們戲稱它為離子漿，這些離子漿中正負電荷總量相等，因此它是近似電中性的，所以就叫等離子體。等離子體運動主要受電磁力支配，并表現(xiàn)出顯著的集體行為。它廣泛存在于宇宙中，常被視為是除去固、液、氣外，物質(zhì)存在的第四態(tài)。等離子體是一種很好的導電體，利用經(jīng)過巧妙設計的磁場可以捕捉、移動和加速等離子體。等離子體物理的發(fā)展為材料、能源、信息、環(huán)境空間、空間物理、地球物理等科學的進一步發(fā)展提供了新的技術和工藝。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)本章小結(jié)常溫、常壓下，物質(zhì)通常有氣、液、固三種聚集狀態(tài)，它們各自具有不同的特征，在一定條件下可相互轉(zhuǎn)化。一、氣體分子間作用力小，無一定的體積和形狀，具有擴散性和可壓縮性。決定氣體狀態(tài)的因素為氣體壓力、溫度、體積及物質(zhì)的量。二、液體分子間作用力介于氣體和固體之間，有一定的體積，無固定的形狀，具有流動性。三、固體固體具有一定體積、一定形狀以及一定程度的剛性(堅實性)。第一章物質(zhì)的聚集狀態(tài)LOREMIPSUMDOLORLOREMIPSUMDOLOR無機化學第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律無機化學本章主要內(nèi)容第一節(jié)核外電子運動狀態(tài)第二節(jié)核外電子的排布第三節(jié)元素周期表第四節(jié)元素周期律無機化學本章教學目標【知識目標】1.初步了解原子核外電子運動的概念；2.掌握四個量子數(shù)的物理意義及取值范圍；3.掌握原子核外電子排布的一般規(guī)則；4.理解元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律與原子結(jié)構(gòu)的關系?！灸芰δ繕恕?.能熟練寫出元素的原子和簡單離子的核外電子排布式；2.能判斷主族元素及常見副族元素在周期表中的位置；3.會從原子的電子層結(jié)構(gòu)分析元素的性質(zhì)。迄今為止，人類已發(fā)現(xiàn)了一百多種元素，而這些元素形成了數(shù)以百萬計的物質(zhì)，組成了豐富多彩的物質(zhì)世界。要了解這些物質(zhì)的性質(zhì)和變化規(guī)律，就必須要認識其結(jié)構(gòu)，從原子、分子水平上研究物質(zhì)結(jié)構(gòu)、性質(zhì)及其變化規(guī)律之間的關系。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律第一節(jié)核外電子運動狀態(tài)研究原子結(jié)構(gòu)的主要實驗方法是原子光譜。每種原子都有它自己的特征光譜。1913年，玻爾在氫原子光譜和普朗克量子理論的基礎上提出了如下理論。(1)定態(tài)軌道(2)軌道能級(3)從激發(fā)態(tài)回到基態(tài)釋放光能一、氫原子光譜和玻爾理論第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律光在傳播過程中的干涉、衍射等現(xiàn)象說明光具有波動性；而光電效應、原子光譜等現(xiàn)象又說明光具有粒子性。所以光既有波動性又具有粒子性，稱為光的波粒二象性。二、波粒二象性第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律三、波函數(shù)量子力學借用經(jīng)典力學描述宏觀物體運動的軌道概念，把波函數(shù)Ψ稱為原子軌道函數(shù)或簡稱原子軌函，甚至就叫原子軌道。它反映了核外電子運動狀態(tài)表現(xiàn)出的波動性和統(tǒng)計規(guī)律。波函數(shù)Ψ沒有明確的、直觀的物理意義，而有明確的物理意義，它表示電子在原子核外空間某點附近微體積內(nèi)出現(xiàn)的概率。如果用小黑點的疏密程度表示電子在原子中的概率密度分布情況，就會發(fā)現(xiàn)，電子仿佛是分散在核周圍空間的云霧一樣，所以形象地將這種概率分布稱為電子云。四、概率密度與電子云第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律為了描述電子的運動狀態(tài)，1926年薛定諤把電子運動和光的波動理論聯(lián)系起來，提出了一種波動方程，該方程稱為薛定諤方程。

五、薛定諤方程和四個量子數(shù)第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律為了得到電子運動狀態(tài)合理的解，必須引用三個參數(shù)，主量子數(shù)n、角量子數(shù)l和磁量子數(shù)m，它們的取值是相互制約的。此外，還有用來描述電子自旋運動的自旋量子數(shù)ms。主量子數(shù)表示電子離核的平均距離，n越大，電子離核平均距離越遠，n相同的電子離核平均距離比較接近，即所謂電子處于同一電子層。電子層能量高低順序：K<L<M<N<O<P。（一）主量子數(shù)n第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律光譜實驗證明，同一個電子層還可以分為若干個能量稍有差別、原子軌道形狀不同的亞層。角量子數(shù)l就是用來描述不同亞層的量子數(shù)，每個l值代表一個亞層。亞層用光譜符號s，p，d，f等表示。（二）角量子數(shù)l第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律光譜線在磁場中會發(fā)生分裂的現(xiàn)象說明原子軌道不僅有一定的形狀，而且還有不同的空間伸展方向。磁量子數(shù)m表示原子軌道在空間的伸展方向。m的取值為：m=0，±1，±2，…，±l，共有（2l+1)個。（三）磁量子數(shù)m第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律精密觀察強磁場存在下的原子光譜，發(fā)現(xiàn)大多數(shù)譜線是由靠得很近的兩條譜線組成的。這是因為電子除繞核運動外，本身還作兩種相反方向的自旋運動。描述電子自旋運動的量子數(shù)稱為自旋量子數(shù)ms。取值為+1/2和-1/2（四）自旋量子數(shù)ms

第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律表2-4n、l、m的關系用圖形把原子軌道能級高低順序表示出來，就是原子軌道能級圖。六、多電子原子軌道的能級第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律第二節(jié)核外電子的排布多電子原子中，電子不僅受核的吸引，而且還存在電子間的相互排斥，這些都影響到原子核外電子的排布，而核外電子的排布又直接決定著元素的性質(zhì)。因此，核外電子排布是多電子原子結(jié)構(gòu)中的一個重要問題。人們根據(jù)光譜實驗結(jié)果，并結(jié)合對元素周期律的分析，歸納、總結(jié)出基態(tài)原子核外電子排布的三個基本原理。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律泡利提出：同一軌道上最多只能容納2個電子，而且，這兩個電子的自旋方向要相反?；蛘呤钦f，在同一原子中不可能有兩個電子的運動狀態(tài)完全相同，即描述電子運動狀態(tài)的四個量子數(shù)(n、l、m、ms)不可能完全相同。一、泡利不相容原理第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律自然界任何體系總是能量越低，所處狀態(tài)越穩(wěn)定，這個規(guī)律稱為能量最低原理。原子核外電子的排布也遵循這個原理。所以，在不違背泡利不相容原理的前提下，隨著原子序數(shù)的遞增，電子總是優(yōu)先進入能量最低的軌道，基本上可依鮑林近似能級圖逐級填入。二、能量最低原理第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律洪德根據(jù)大量光譜實驗數(shù)據(jù)提出：在同一亞層的等價軌道上，電子將盡可能占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相同（這樣排布時總能量最低）。此外，光譜實驗結(jié)果還表明：當?shù)葍r軌道中的電子處于全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)時，能量較低，因而是較穩(wěn)定的狀態(tài)比較穩(wěn)定的。三、洪德規(guī)則第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律第三節(jié)元素周期表按原子序數(shù)遞增的順序?qū)⒃匾来闻帕?，原子的最外層電子呈現(xiàn)出周期性變化。除第一橫行外，最外層電子總是從ns1開始至ns2np6為止的周期性變化。核外電子排布的周期性變化，引起元素性質(zhì)的周期性變化。這種性質(zhì)的周期性變化稱為元素周期律。元素周期律的圖表形式稱為元素周期表。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律周期表共有七個橫行，每一橫行是一個周期。其中，第一周期有2種元素，稱為特短周期；第二、三周期各有8種元素，稱為短周期；第四、五周期各有18種元素，稱為長周期；第六周期有32種元素，稱為特長周期；第七周期尚未填滿，稱為不完全周期。

一、周期與能級組第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律元素劃分為周期的本質(zhì)在于能級組的劃分。元素性質(zhì)周期性的變化，是原子核外的電子排布周期性變化的反映。周期表中共有十八個縱行，分為八個主(A)族和八個副(B)族。

二、族與價層電子構(gòu)型第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（一）主族元素在各族號羅馬字旁加A表示主族。周期表中共有8個主族，即IA～ⅧA。凡原子核外最后一個電子填入ns或np亞層上的元素，都是主族元素。同主族元素價層電子構(gòu)型相同，性質(zhì)相似。在各族號羅馬字旁加B表示副族。周期表中共有8個副族，即ⅢB～ⅧB～ⅡB。凡是原子核外最后一個電子填入(n-l)d或(n-2)f亞層上的元素，都是副族元素，也稱過渡元素。（二）副族元素第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律根據(jù)周期、族和原子結(jié)構(gòu)特征的關系，將周期表中的元素劃分成五個區(qū)域。s區(qū)元素：包括IA堿金屬、ⅡA堿土金屬元素。d區(qū)元素：包括ⅢB～ⅧB族元素。ds區(qū)元素：包括ⅠB、ⅡB族元素。d區(qū)和ds區(qū)元素又稱為過渡元素。p區(qū)元素：ⅢA～ⅧA族元素。f區(qū)元素：包括鑭系、錒系元素。也稱為內(nèi)過渡元素。三、周期表元素分區(qū)第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律第四節(jié)元素周期律原子核外電子排布的周期性變化，造成元素的基本性質(zhì)，如有效核電荷、原子半徑、電離能、電子親和能、電負性等也呈現(xiàn)出明顯的周期性。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律一、有效核電荷(Z*)斯萊脫提出：內(nèi)層電子和同層電子對選定電子的排斥作用，勢必削弱原子核對該電子的吸引，這種作用稱為屏蔽效應。屏蔽效應的結(jié)果，使該電子實際上受到的核電荷（有效核電荷Z*）的引力比原子序數(shù)(Z)所表示的核電荷的引力要小。①有效核電荷隨原子序數(shù)增加而增加，并呈周期性變化。②同一周期的主族元素，從左到右隨原子序數(shù)的增加，Z*有明顯增加；而副族元素Z*增加的幅度要小許多。造成這種差別的原因是前者為同層電子之間的屏蔽，屏蔽作用較小；而后者是內(nèi)層電子對外層電子的屏蔽，屏蔽作用較大。③同族元素由上到下，雖然核電荷增加得較多，但上下相鄰兩元素的原子依次增加一個電子層，屏蔽作用大，故有效核電荷增加得并不多。

有效核電荷的周期性變化第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律(1)金屬半徑把金屬晶體看成是由金屬原子緊密堆積而成。(2)共價半徑同種元素的兩個原子以共價鍵結(jié)合時，測得它們核間距離的一半，稱為該原子的共價半徑。(3)范德華半徑在分子晶體中，分子間以范德華力相結(jié)合，這時相鄰分子間兩個非鍵結(jié)合的同種原子，其核間距離的一半，稱為該原子的范德華半徑。

二、原子半徑(r)第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（一）原子半徑(1)同周期原子半徑的變化總趨勢隨著原子序數(shù)的增大，原子半徑自左至右減小。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（二）原子半徑變化規(guī)律(2)同族元素原子半徑的變化趨勢同族元素原子半徑自上而下增大，原因是電子層依次增加?；鶓B(tài)氣體原子失去最外層一個電子成為氣態(tài)+1價離子所需的最小能量叫第一電離能，再從正離子相繼逐個失去電子所需的最小能量則叫第二、第三、…電離能。通常I1<I2<I3……同一主族元素從上而下有效核電荷增加不明顯，但原子的電子層數(shù)相應增多，原子半徑增大顯著，因此，核對外層電子的引力逐漸減弱，電子移去就較為容易，故電離能逐漸減小。三、電離能(I)第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律電子親和能是指在標準狀態(tài)時，氣態(tài)原子在基態(tài)時得到一個電子形成-1價氣態(tài)陰離子所放出的能量。用符號Y表示，其SI的單位也為kJ/mol。四、電子親和能(Y)第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律在形成化合物時，有些原子并沒有得失電子，而只是發(fā)生電子偏移。為了綜合表征原子得失電子的能力提出了電負性概念。元素電負性是指在分子中原子吸引成鍵電子的能力。五、電負性(X)小結(jié)第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律一、基本概念1.原子光譜2.波函數(shù)與原子軌道3.電子云二、四個量子數(shù)1.主量子數(shù)n2.角量子數(shù)l3.磁量子數(shù)m4.自旋量子數(shù)ms三、基本規(guī)理、規(guī)律基態(tài)原子核外電子排布三原理；能量最低原理、泡利不相容原理、洪德規(guī)則。四、元素基本性質(zhì)的變化規(guī)律LOREMIPSUMDOLORLOREMIPSUMDOLOR無機化學第三章分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)無機化學本章主要內(nèi)容第一節(jié)

共價鍵理論第二節(jié)

分子間作用力第三節(jié)離子鍵與離子晶體第四節(jié)非離子型晶體無機化學本章教學目標【知識目標】1.理解化學鍵的形成、本質(zhì)及其性質(zhì)；2.掌握雜化軌道的概念、類型和形成；3.理解分子間力、氫鍵的產(chǎn)生及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響。【能力目標】1.能夠用化學鍵理論判斷簡單無機化合物的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)；2.能夠利用現(xiàn)代價鍵理論和雜化軌道理論判斷分子的空間構(gòu)型和極性；3.能夠判斷分子間作用力的類型及分子極性；4.能夠根據(jù)晶體類型判斷物質(zhì)的性質(zhì)。人們通常遇到的物質(zhì)，除稀有氣體外，都不是以單原子的狀態(tài)存在，而是以原子之間相互結(jié)合形成的分子或晶體的狀態(tài)存在的。分子或晶體內(nèi)相鄰原子或離子之間的一種較強的相互作用力稱為化學鍵。分子是構(gòu)成物質(zhì)的基本單位。物質(zhì)的許多性質(zhì)都與分子間的作用力以及晶體的結(jié)構(gòu)密切相關。第三章分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)第一節(jié)共價鍵理論（一）共價鍵的形成及其本質(zhì)海特勒和倫敦研究了兩個氫原子結(jié)合成為氫分子時所形成共價鍵的本質(zhì)。他們將兩個氫原子相互作用時的能量(E)當作兩個氫原子核間距(R)的函數(shù)進行計算，得到了如圖所示的兩條曲線。一、現(xiàn)代價鍵理論第三章分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)共價鍵的兩個特征——飽和性和方向性（二）共價鍵的特征第三章分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)1．飽和性原子在形成共價分子時所形成的共價鍵數(shù)目，取決于它所具有的未成對電子的數(shù)目。2．方向性根據(jù)原子軌道最大重疊原理，在成鍵時原子間總是盡可能沿著原子軌道最大重疊的方向成鍵。(1)σ鍵若兩原子軌道按“頭碰頭”的方式發(fā)生軌道重疊，軌道重疊部分沿著鍵軸呈圓柱形軸對稱，這種共價鍵稱為σ鍵。形成σ鍵的電子叫σ電子。(2)π鍵若兩原子軌道按“肩并肩”的方式發(fā)生軌道（三）共價鍵的類型第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律重疊，軌道重疊的上下兩部分通過與其垂直的平面呈鏡面對稱，這種共價鍵稱為π鍵。形成π鍵的電子叫π電子。1．σ鍵和π鍵共價鍵有極性共價鍵和非極性共價鍵之分。在共價鍵中，若成鍵兩原子的電負性差值等于0，電子云在兩核間均勻分布，這種鍵稱為非極性共價鍵，如N2、H2等單質(zhì)分子；若不同元素的原子成鍵，它們的電負性差值不等于0，這種鍵稱為極性共價鍵，如HCl、H2O。在極性共價鍵中，共用電子對偏向電負性大的原子，產(chǎn)生偶極。電負性差值越大，鍵的極性也就越大。2．極性鍵和非極性鍵第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律3．配位共價鍵如果共價鍵的共用電子對是由成鍵兩原子各提供一個電子所組成，稱為正常共價鍵，如果共價鍵的共用電子對是由成鍵兩原子中其中的一方提供的，稱為配位共價鍵，簡稱配位鍵。形成配位鍵必須具備兩個條件：(1)一個原子的價電子層有孤對電子；(2)另一個原子的價電子層有空軌道。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1．鍵長分子中成鍵的兩原子核間的平衡距離叫鍵長(l)或鍵距(d)，單位pm。2．鍵能鍵能用來衡量化學鍵的強弱。在標準狀態(tài)下，斷裂單位物質(zhì)的量的氣態(tài)分子的化學鍵，使它變成氣態(tài)原子或原子團所需要的能量，稱為鍵能。3．鍵角雙原子分子的形狀是直線形的。而多原子分子中兩相鄰化學鍵之間往往呈一定的夾角，稱為鍵角。（五）鍵參數(shù)第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律價鍵理論成功解釋了共價鍵的形成及共價鍵的方向性和飽和性，但是卻不能圓滿解釋某些分子的空間結(jié)構(gòu)。為了更好地解釋多原子分子的實際空間構(gòu)型和性質(zhì)，1931年鮑林提出了雜化軌道理論。二、雜化軌道理論第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律一個原子和其他原子形成分子時，中心原子所用的原子軌道不是原來純粹的s軌道或p軌道，而是幾個不同類型、能量相近的原子軌道重新組合成了同等數(shù)目的能量完全相同的新的原子軌道——雜化軌道。（一）雜化軌道理論的基本要點

第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1．同一個原子中能量相近的原子軌道之間才可以形成雜化軌道。n個原子軌道雜化后得到n個能量相等、空間取向不同的雜化軌道。2．孤立原子軌道本身不會雜化形成雜化軌道。只有當原子要相互結(jié)合形成分子，需要滿足原子軌道的最大重疊要求時，原子內(nèi)的軌道才會發(fā)生雜化以獲得更強的成鍵能力。3．原子軌道雜化時，原已成對的電子可以激發(fā)到空軌道中而成單個電子，其激發(fā)所需的能量可以由成鍵時放出的能量得到補償。本章只討論s-p雜化。1．sp雜化能量相近的一個ns軌道和一個np軌道雜化，可形成二個等價的sp雜化軌道。2．sp2雜化能量相近的一個ns軌道和兩個np軌道雜化，可形成三個等價的sp2雜化軌道。3．sp3雜化能量相近的一個ns軌道和3個np軌道雜化，可形成四個等價的sp3雜化軌道。（二）雜化軌道的類型與分子幾何構(gòu)型的關系第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律第二節(jié)分子間作用力影響物質(zhì)性質(zhì)的因素，除化學鍵外還有分子與分子之間的一些較弱的作用力。在溫度足夠低時，許多氣體能凝聚為液體、甚至固體，說明在分子與分子之間確實地存在著一種相互吸引作用。

荷蘭物理學家范德華在1873年就發(fā)現(xiàn)并研究了這種作用力，因此分子間作用力也稱為范德華力。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律共價分子有極性分子和非極性分子之分。一種分子的正電荷部分（原子核）和負電荷部分（電子）的中心重合時，從整個分子來看，電荷分布是均勻的，對稱的，整個分子不顯極性，稱為非極性分子；反之，分子便會顯出極性，稱為極性分子。（一）分子的極性第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律一、分子的極性在外電場作用下，分子中的原子核和電子云會產(chǎn)生相對位移，正負電荷中心的位置發(fā)生改變，從而產(chǎn)生誘導偶極，分子則發(fā)生了變形，極性增大，這種過程稱為分子的極化。因電子云與原子核發(fā)生相對位移而使分子外形發(fā)生變化的性質(zhì)稱為分子的變形性。當外電場消失時，誘導偶極也就隨之消失，分子恢復為原狀。（二）分子的極化第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（一）色散力

任何一個分子，由于電子的運動和核的振動，電子和核之間會有瞬間的相對位移，從而引起分子中正負電荷中心的瞬時分離，產(chǎn)生瞬時偶極。瞬時偶極會誘使鄰近的非極性分子也產(chǎn)生瞬時誘導偶極，使得相鄰分子產(chǎn)生異極相鄰的狀態(tài)，分子間因此而產(chǎn)生了瞬時的吸引力。色散力的大小與分子的變形性有關，一般來說，分子越大，其變形性越大，分子間的色散力就越大，物質(zhì)的熔點、沸點也越高。二、分子間作用力第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（二）誘導力當極性分子和非極性分子相互靠近時，極性分子的固有偶極會使非極性分子變形而產(chǎn)生誘導偶極，極性分子的固有偶極與非極性分子的誘導偶極之間產(chǎn)生了吸引力，這種吸引力稱為誘導力。

誘導力除了存在于極性和非極性、極性和極性分子之間，也會出現(xiàn)在離子和離子、離子和分子之間。二、分子間作用力第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（三）取向力當兩個極性分子互相靠近時，分子間不僅存在色散力和誘導力，而且由于極性分子固有偶極的作用，同極相斥，異極相吸，使極性分子之間以靜電引力互相吸引，在空間轉(zhuǎn)向成為異極相鄰的狀態(tài)。這種由極性分子在空間取向形成的作用力，稱為取向力。

取向力只存在于極性分子之間。其大小取決于極性分子固有偶極的大小，偶極矩越大，取向力越大。二、分子間作用力第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1．分子間作用力是存在于所有分子之間的一種靜電引力，作用能量一般在幾～幾十kJ/mol，比化學鍵小1～2個數(shù)量級，作用范圍較小，約在500pm以內(nèi)。2．沒有方向性和飽和性。只要空間許可，分子凝聚時總是吸引周圍盡可能多的其他分子。3．在三種作用力中，大多數(shù)分子間的作用力以色散力為主。只有極性很大的分子，取向力才占較大的比重，誘導力最小。（四）分子間作用力的特征及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（一）氫鍵的形成當氫原子與電負性很大、半徑很小的原子X（如F、O、N等）以共價鍵結(jié)合時，由于X原子吸引電子的能力很強，共用電子對強烈偏向于X原子，使氫原子幾乎成為沒有電子云的只帶有正電荷的“裸核”。容易吸引另一個電負性很大，且半徑較小的原子Y（如F、O、N等）的孤對電子，形成氫鍵。氫鍵與分子間作用力的數(shù)量級相同，所以把它歸入分子間作用力的范疇，但它比分子間作用力大。三、氫鍵第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1．方向性X—H…Y三個原子在一直線上時，Y與X距離最遠，兩原子電子云之間的斥力最小，從而能形成較強的氫鍵。2．飽和性當另一個電負性大的原子靠近時，這個原子的電子云受到氫鍵中X和Y電子云的排斥力遠遠大于H原子核的吸引力而很難與H靠近，因此X—H…Y上的氫原子不可能再與另一個原子形成氫鍵。（二）氫鍵的特點第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1．熔、沸點的變化分子間氫鍵增加了分子間的作用力，從而使物質(zhì)的熔、沸點顯著升高。而分子內(nèi)形成氫鍵時，反而會使物質(zhì)熔、沸點下降。2．溶解度的變化溶質(zhì)和極性溶劑間形成氫鍵有利于溶質(zhì)的溶解。而當溶質(zhì)形成分子內(nèi)氫鍵時，在極性溶劑中的溶解度減小，在非極性溶劑中的溶解度增加。氫鍵的形成也常常會影響到物質(zhì)的酸堿性、黏度、密度、介電常數(shù)甚至反應性。（三）氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律第三節(jié)離子鍵與離子晶體一般來說，當電負性相差較大的活潑金屬原子與活潑非金屬原子相互作用時，所形成的化合物如NaCl、KCl、CsCl、CaO等，熔點較高，硬度較大，易溶于水，溶于水或熔化時能導電。這些化合物屬于離子型化合物。德國化學家柯塞爾于1916年提出了離子鍵理論，以說明離子型化合物的形成。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（一）離子鍵的形成離子鍵是原子得失電子后生成的陰、陽離子之間靠靜電作用而形成的化學鍵。例如NaCl，電負性相差較大的活潑金屬原子Na和活潑非金屬原子Cl相互接近時，Na原子傾向于失去最外層的價電子形成Na+，Cl原子傾向于接受電子形成Cl-。Na+和Cl-以靜電引力相互吸引，形成化學鍵——離子鍵。由離子鍵形成的化合物叫離子型化合物。以離子鍵結(jié)合的物質(zhì)可以是氣體分子（如Na+Cl-離子型分子），但更多的是固體，即離子晶體。一、離子鍵理論第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1．離子鍵的本質(zhì)是靜電作用。形成離子鍵時，兩原子的電負性相差越大，形成鍵的離子性就越強。但實驗證明，即使是電負性最強的原子與電負性最弱的原子結(jié)合，其中仍有共價鍵成分。一般認為，電負性差值大于l.7的兩原子形成的化學鍵以離子鍵為主，可以認為屬于離子型化合物。2．由于靜電引力沒有方向性，陰陽離子之間可在任何方向上發(fā)生作用，所以離子鍵也沒有方向性和飽和性。只要條件允許，陽離子周圍可以盡可能多地吸引陰離子，反之亦然。

（二）離子鍵的特征第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律離子型化合物所形成的晶體叫做離子晶體。二、離子晶體第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（一）典型AB型離子晶體的分類1.NaCl型面心立方晶格，每個離子均被6個帶異號電荷的離子所包圍，配位比6:6。2.CsCl型簡單立方晶格，每個離子均被8個帶異號電荷的離子所包圍，配位比8:8。3.ZnS型面心立方晶格，有些AB型離子化合物具有ZnS的點陣結(jié)構(gòu)，每個離子均被4個帶異號電荷的離子所包圍，配位比4:4。晶體的穩(wěn)定程度可以用晶格能來衡量，晶格能是指在標準狀態(tài)下，破壞1mol離子晶體，使其變?yōu)楦鹘M分氣態(tài)離子時需要吸收的能量，用U來表示。晶格能越大，正、負離子間結(jié)合力越強，離子晶體越穩(wěn)定，晶體的熔點越高，硬度越大。晶格能一般無法通過實驗直接測定，大多數(shù)的晶格能都是間接計算得到的。（二）晶格能第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（一）離子的極化力和變形性(1)離子的極化力(2)離子的變形性(3)離子的附加極化作用三、離子極化第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（二）離子極化對晶體結(jié)構(gòu)和性質(zhì)的影響1．對鍵型的影響2．對晶體結(jié)構(gòu)的影響3．對化合物性質(zhì)的影響(1)熔、沸點降低

(2)溶解度減小(3)顏色加深第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律第四節(jié)非離子型晶體非離子型晶體包括原子晶體、分子晶體和金屬晶體。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律一、原子晶體相鄰原子之間通過強烈的共價鍵結(jié)合而成的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體叫做原子晶體。原子晶體的晶格結(jié)點上排列的是原子，原子之間以共價鍵相結(jié)合。一般來說，組成晶體的原子半徑越小，鍵長越短，共價鍵越牢固，晶體的熔、沸點越高。分子晶體中占據(jù)其晶格結(jié)點的是分子，可以是極性分子，也可以是非極性分子。結(jié)點之間的作用力是分子間力（包括氫鍵）。二、分子晶體第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律一般熔、沸點低，硬度小，有較大揮發(fā)性，在固態(tài)或熔化時通常不導電。但由極性分子構(gòu)成的分子晶體易溶于極性溶劑中，在極性溶劑作用下產(chǎn)生可自由移動的離子，故溶于極性溶劑如水后能導電。金屬晶體的晶格上占據(jù)的質(zhì)點是金屬原子或金屬正離子。金屬晶體是靠金屬正離子和自由電子之間的相互吸引作用結(jié)合成一個整體的，這種結(jié)合作用就是金屬鍵。金屬鍵的特點是沒有方向性和飽和性，因此金屬晶體中每一個原子都傾向于有盡可能多的近鄰原子圍繞自己，這就導致金屬結(jié)構(gòu)屬于原子密堆積和具有高配位數(shù)的特點。三、金屬晶體第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律除了離子晶體、原子晶體、分子晶體和金屬晶體這四種典型晶體外，還有一種混合鍵型晶體或稱過渡型晶體，其晶體內(nèi)同時存在著幾種不同的作用力。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律四、混合鍵型晶體小結(jié)第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律一、基本概念1.共價鍵2.離子鍵3.分子的極性4.分子間力5.氫鍵二、基本理論價鍵理論—電子配對原理；最大重疊原理離子鍵理論—離子鍵的形成是相鄰陰、陽離子間的吸引作用軌道雜化理論—同一原子中能量相近的原子軌道重新組合成數(shù)目相同的等價新軌道三、晶體結(jié)構(gòu)小結(jié)LOREMIPSUMDOLORLOREMIPSUMDOLOR無機化學第四章化學反應速率和化學平衡無機化學本章主要內(nèi)容第一節(jié)化學反應中的能量關系第二節(jié)化學反應速率第三節(jié)化學平衡第四節(jié)化學反應速率和化學平衡的綜合應用無機化學本章教學目標【知識目標】1.理解化學反應與能量的變化關系；2.了解化學反應速率概念及基本理論；3.掌握濃度、壓力、溫度和催化劑對化學反應速率的影響規(guī)律；4.熟悉化學平衡及平衡常數(shù)的概念、意義；5.掌握溫度、濃度、壓力等因素對化學平衡的影響?！灸芰δ繕恕?.會正確書寫熱化學方程式；2.會運用吉布斯自由能判斷反應進行的方向；3.會利用影響化學反應速率和平衡因素規(guī)律指導化學實驗；4.會綜合利用化學反應速率和化學平衡指導工業(yè)生產(chǎn)。本章教學目標人們在研究化學反應時，經(jīng)常會遇到這樣的問題：化學反應能否進行，即化學反應進行的方向?化學反應進行過程中，有無熱量放出，放出或吸收的熱量是多少，即化學反應的熱效應?化學反應進行的限度如何，即化學平衡?化學反應的時間，即化學反應速率等。這些問題中，前三個問題屬于化學熱力學范疇，第四個問題屬于化學動力學范疇?；瘜W熱力學是研究化學變化過程中能量變化關系的科學?；瘜W平衡研究反應進行的程度，著眼于反應的可能性；化學反應速率研究反應進行的快慢，著眼于反應的現(xiàn)實性。化學反應速率、化學平衡與熱力學密切相關，要想全面地認識一個化學反應，必須同時考慮這兩個問題，同時還要考慮它們與熱力學之間的聯(lián)系。第四章化學反應速率和化學平衡第一節(jié)化學反應中的能量關系一、熱力學基本概念熱力學是研究自然界中與熱現(xiàn)象有關的各種狀態(tài)變化和能量轉(zhuǎn)化規(guī)律的一門科學。想學好熱力學，必須弄清熱力學中的基本概念。（一）系統(tǒng)與環(huán)境系統(tǒng)是從物質(zhì)世界中分離出來作為研究對象的那部分物質(zhì)。熱力學中的系統(tǒng)是由大量分子、原子、離子等物質(zhì)微粒組成的宏觀集合體。環(huán)境是系統(tǒng)之外，與系統(tǒng)密切聯(lián)系的那部分物質(zhì)。系統(tǒng)和環(huán)境之間一定有一個邊界，它可以是實在的物理界面，也可以是虛構(gòu)的界面。第四章化學反應速率和化學平衡系統(tǒng)與環(huán)境的聯(lián)系方式有能量交換和物質(zhì)交換兩種形式，根據(jù)系統(tǒng)和環(huán)境的聯(lián)系方式可將系統(tǒng)劃分為三種類型（見圖4-1）：（1）敞開系統(tǒng)：系統(tǒng)和環(huán)境之間有物質(zhì)的交換且有能量的交換，也稱開放系統(tǒng)。（2）封閉系統(tǒng)：系統(tǒng)和環(huán)境之間只有能量交換而無物質(zhì)交換，又稱關閉系統(tǒng)。（3）孤立系統(tǒng)：系統(tǒng)和環(huán)境之間既無物質(zhì)交換且無能量交換，又稱隔離系統(tǒng)。真正的孤立系統(tǒng)并不存在，為了研究的方便，常將系統(tǒng)和與系統(tǒng)密切相關的環(huán)境作為一個整體，當作一個孤立系統(tǒng)，即：系統(tǒng)+環(huán)境=孤立系統(tǒng)第四章化學反應速率和化學平衡系統(tǒng)的類型并不是絕對的，它與研究對象的選擇有關。第四章化學反應速率和化學平衡（二）系統(tǒng)的性質(zhì)熱力學系統(tǒng)的宏觀性質(zhì)是系統(tǒng)的物理性質(zhì)和化學性質(zhì)的綜合表現(xiàn)，一個系統(tǒng)有多種宏觀性質(zhì)，用以確定系統(tǒng)狀態(tài)的各種宏觀物理量稱為系統(tǒng)的性質(zhì)，這些性質(zhì)可分為兩類：廣度性質(zhì)和強度性質(zhì)。（1）廣度性質(zhì)：系統(tǒng)的某種性質(zhì)的數(shù)值如果與系統(tǒng)中物質(zhì)的數(shù)量成正比，并具有加和性，如質(zhì)量、體積、內(nèi)能、電荷、熱容等，這類性質(zhì)稱為廣度性質(zhì)。（2）強度性質(zhì)：系統(tǒng)的某種性質(zhì)的數(shù)值與系統(tǒng)中物質(zhì)的數(shù)量無關，不具有加和性，如溫度、壓力、折射率、密度、介電常數(shù)、熱導率、pH等，這類性質(zhì)稱為強度性質(zhì)。第四章化學反應速率和化學平衡（三）狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)系統(tǒng)的狀態(tài)是所有宏觀性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。通常將變化前的狀態(tài)稱為始態(tài)，變化后的狀態(tài)稱為終態(tài)。而狀態(tài)函數(shù)是指描述系統(tǒng)狀態(tài)的宏觀性質(zhì)，如溫度、壓力、質(zhì)量、粘度等。當各種宏觀性質(zhì)都有定值時，系統(tǒng)的狀態(tài)也就確定了；反之，當系統(tǒng)處于某一狀態(tài)時，系統(tǒng)的各種宏觀性質(zhì)也都有確定的數(shù)值。因為系統(tǒng)的各種狀態(tài)函數(shù)之間是相互關聯(lián)的，描述一個系統(tǒng)的狀態(tài)不需要羅列所有的性質(zhì)，少數(shù)幾種性質(zhì)確定后，系統(tǒng)的其他性質(zhì)也會隨之而定，系統(tǒng)的狀態(tài)也就確定。鑒于狀態(tài)與性質(zhì)之間的這種單值對應關系，故將系統(tǒng)的熱力學性質(zhì)即狀態(tài)性質(zhì)稱作狀態(tài)函數(shù)。第四章化學反應速率和化學平衡狀態(tài)函數(shù)是熱力學的一個重要概念，它有如下幾個重要特性：（1）狀態(tài)函數(shù)是系統(tǒng)狀態(tài)的單值函數(shù)，當系統(tǒng)的狀態(tài)確定后，所有的狀態(tài)函數(shù)有唯一的數(shù)值，與系統(tǒng)的狀態(tài)變化過程無關。（2）系統(tǒng)狀態(tài)改變時，狀態(tài)函數(shù)的改變值只決定于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)，而與變化所經(jīng)歷的具體途徑無關。第四章化學反應速率和化學平衡（四）熱力學平衡當不受環(huán)境影響時，系統(tǒng)的各種性質(zhì)都不會隨時間而改變，這種狀態(tài)為熱力學平衡態(tài)，簡稱平衡態(tài)。通常熱力學中所提到的狀態(tài)都是指平衡態(tài)，系統(tǒng)只有處于平衡態(tài)時它的各種性質(zhì)才會有確定的數(shù)值。一個系統(tǒng)要處于熱力學平衡狀態(tài)，一般需滿足下列四個平衡：（1）熱平衡：系統(tǒng)的各部分溫度相等。（2）力平衡：系統(tǒng)內(nèi)部各處壓力相等，且與環(huán)境壓力也相等。（3）相平衡：系統(tǒng)中各相的數(shù)量和組成不隨時間而變化。（4）化學平衡：系統(tǒng)中各組分間的化學反應達到平衡，系統(tǒng)的組成不隨時間而變化。第四章化學反應速率和化學平衡（五）熱和功熱力學第一定律告訴我們在自然界發(fā)生的任何過程中，能量不能自生，也不能自滅，它只能從一種形式轉(zhuǎn)變?yōu)榱硪环N形式，而不同形式的能量在相互轉(zhuǎn)變時，能量的總值保持不變。熱和功是系統(tǒng)與環(huán)境交換能量的兩種形式。熱是指因系統(tǒng)與環(huán)境間存在溫度差而引起的能量流動，以符號Q表示。系統(tǒng)吸熱，Q>0；系統(tǒng)放熱，Q<0。除熱以外，其他形式的能量傳遞均稱為功，以符號W表示。若系統(tǒng)對環(huán)境做功，則W<0；若環(huán)境對系統(tǒng)做功，則W>0。功的形式有很多種，如當系統(tǒng)對抗外壓膨脹時，做了體積功；當對抗液體的表面張力改變表面積的大小時，則做了表面功等。第四章化學反應速率和化學平衡（六）熱力學能熱力學能U，又稱內(nèi)能，是指系統(tǒng)內(nèi)所有粒子全部能量的總和。包括系統(tǒng)內(nèi)分子運動的平動能、轉(zhuǎn)動能、振動能、電子及核的能量，以及分子與分子相互作用的位能等。熱力學能為狀態(tài)函數(shù)，由于系統(tǒng)內(nèi)部粒子運動以及粒子間相互作用的復雜性，所以其絕對值難以確定。根據(jù)熱力學第一定律，U與Q、W之間存在如下關系：△U=Q+W。第四章化學反應速率和化學平衡（七）過程和途徑系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生的任何變化稱為過程。描述一個過程，不僅要指明系統(tǒng)狀態(tài)的變化，還應包括環(huán)境的特點以及環(huán)境與系統(tǒng)間的相互作用。在同樣始態(tài)和終態(tài)之間發(fā)生的過程，若經(jīng)歷的途徑不同，系統(tǒng)各種狀態(tài)函數(shù)的變化值相同，但系統(tǒng)與環(huán)境間交換的熱與功往往不同。

封閉系統(tǒng)中常見以下幾種過程：（1）等溫過程（2）等壓過程（3）等容過程（4）絕熱過程（5）循環(huán)過程。體系由一始態(tài)變到另一終態(tài)，可以經(jīng)由不同的方式。這種由同一始態(tài)變到同一終態(tài)的不同方式就稱為不同的途徑，因此可以把體系狀態(tài)變化的具體方式稱為途徑。第四章化學反應速率和化學平衡二、化學反應的熱效應（一）反應的熱效應功可以有兩種：一種是體積功，另一種是非體積功（如表面功、電功等）。當無非體積功（W′=0），且系統(tǒng)發(fā)生了化學變化之后，系統(tǒng)的溫度回到反應前始態(tài)的溫度，系統(tǒng)放出或吸收的熱量，稱為該反應的熱效應。第四章化學反應速率和化學平衡（二）定壓反應熱、焓和焓變大多數(shù)的化學反應都是在定壓條件下進行的，例如在化學反應實驗中，許多化學反應都是在敞口容器中進行，反應是在與大氣接觸的情況下發(fā)生。因此，體系的最終壓力必等于大氣壓力。由于大氣壓力變化比較微小，在一段時間內(nèi)可以看作不變，所以反應可以看作是在定壓下進行，因此研究定壓反應熱效應具有實際意義。在定壓下進行的化學反應，如有體積變化時，則要做體積功。第四章化學反應速率和化學平衡熱力學上定義H＝U+pV，取名為焓，即以H表示。這樣得出：

ΔH為體系的焓變，具有能量單位。即溫度一定時，在定壓下，只做體積功時，體系的化學反應熱效應Qp在數(shù)值上等于體系的焓變。因而焓可以認為是物質(zhì)的熱含量，即物質(zhì)內(nèi)部可以轉(zhuǎn)變?yōu)闊岬哪芰?。焓像熱力學能那樣，不能確定其絕對值，在實際應用中涉及的都是焓變ΔH。通常規(guī)定放熱反應ΔH<0，吸熱反應ΔH>0。第四章化學反應速率和化學平衡（三）生成焓生成焓又稱為生成熱，它是反應熱的一種。在熱化學中，體系的標準狀態(tài)是指壓力為100kPa，溫度可以任意選定，通常選定在298.15K。在一定溫度和標準態(tài)下，由穩(wěn)定相態(tài)的單質(zhì)生成1mol指定相態(tài)化合物的等壓反應熱稱為該化合物在該溫度下的標準摩爾生成焓變，簡稱標準生成焓。第四章化學反應速率和化學平衡穩(wěn)定單質(zhì)的標準生成焓為零。應該指出，當一種元素有兩種或兩種以上單質(zhì)時，只有一種是最穩(wěn)定的。碳的兩種同素異形體石墨和金剛石，其中石墨是碳的穩(wěn)定單質(zhì)，它的標準生成焓為零。由穩(wěn)定單質(zhì)轉(zhuǎn)變?yōu)槠渌问絾钨|(zhì)時，也有焓變：

生成焓是熱化學計算中非常重要的數(shù)據(jù)，通過比較相同類型化合物的生成焓數(shù)據(jù)，可以判斷這些化合物的相對穩(wěn)定性。第四章化學反應速率和化學平衡三、反應進度化學反應進行的程度可用反應進度來衡量。對于宏觀量變化，則為：ξ=ΔnB/νB，式中ξ為化學反應的反應進度變，簡稱反應進度，單位為摩爾（mol）。反應進度是化學反應進行程度的度量。在一定的化學反應中，ξ越大，反應向前進行的程度越大；ξ越小，反應向前進行的程度越小。第四章化學反應速率和化學平衡四、熱化學方程式（一）放熱反應放出熱量的反應叫放熱反應。例如C、H2、鎂條、糖的燃燒。放熱反應一旦開始就不需從外界供給其熱量。（二）吸熱反應吸收熱量的反應叫吸熱反應。這類反應需要外界不斷供給熱量才能維持反應的進行。（三）反應熱化學反應中放出或吸收的能量稱為反應熱?；瘜W反應中放出或吸收的能量都和原子跟原子的分離和結(jié)合聯(lián)系著。（四）燃燒熱燃燒熱由于反應情況不同，反應熱有多種。1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出的熱量叫該物質(zhì)的燃燒熱。第四章化學反應速率和化學平衡表明反應所放出或吸收熱量的化學方程式叫做熱化學方程式。因為反應熱效應與許多因素有關，正確地寫出熱化學方程必須注意以下幾點：（1）必須注明反應熱的單位，反應熱的單位為kJ·mol-1，（2）必須注明反應的溫度和壓強條件（T，p），反應溫度不同，反應熱效應不同。如果是298.15K和100kPa，可略去不寫。（3）因為物質(zhì)呈現(xiàn)的狀態(tài)不同，它們含有的能量也有差別。為了精確起見，必須注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)，才能確定放出或吸收的熱量多少。常用“S”表示固態(tài)，“l(fā)”表示液態(tài)，“g”表示氣態(tài)。（4）必須注明固體物質(zhì)的晶型。例：碳有石墨、金剛石、無定形等晶型。（5）同一反應以不同計量數(shù)書寫時，其反應熱效應數(shù)據(jù)不同，熱化學方程式的系數(shù)只表示物質(zhì)的量而不代表分子數(shù)，系數(shù)可為整數(shù)、分數(shù)。（6）逆反應的熱效應與正反應的熱效應數(shù)值相等，但符號相反。第四章化學反應速率和化學平衡五、化學反應熱效應的計算（一）反應的標準摩爾焓變（1）等溫、等壓條件下進行化學反應的反應熱，為等壓反應熱Qp。由于Qp=ΔH，所以等壓反應熱就是化學反應的焓變，簡稱反應的焓變，以ΔrH表示。當ξ=1mol時，反應的焓變稱為化學反應的摩爾焓變，簡稱反應的摩爾焓，以ΔrHm表示，單位為kJ.mol-1。（2）等溫、等容條件下化學反應的反應熱為等容反應熱QV。等容反應熱等于化學反應的熱力學能變，簡稱反應的熱力學能，以ΔrU表示。當ξ=1mol時，反應的熱力學能變稱為反應的摩爾熱力學能變，簡稱反應的摩爾熱力學能，以ΔrUm表示。第四章化學反應速率和化學平衡（二）蓋斯定律俄國化學家蓋斯根據(jù)他對反應熱效應實驗測定結(jié)果分析，于1840年在大量實驗的基礎上總結(jié)出一條規(guī)律：在定壓下，一個化學反應不論是一步完成還是分幾步完成，其熱效應總是相同的。反應熱效應只與反應物和生成物的始態(tài)和終態(tài)（溫度、物質(zhì)的聚集狀態(tài)和物質(zhì)的量）有關，而與變化的途徑無關。這個定律叫蓋斯定律。根據(jù)這個定律，我們可以計算出一些不能用實驗方法直接測定的熱效應。第四章化學反應速率和化學平衡蓋斯定律實質(zhì)上是熱力學第一定律的必然結(jié)果，其適用條件：反應必須在無非體積功的等容或等壓的條件下進行，因為只有在這樣的條件下才有等容熱等于熱力學能變值或等壓熱等于焓變，反應熱才變成與反應的途徑無關的量?？衫靡恍┮阎姆磻首儯奖愕厍笏懔硪恍╇y以測定的反應焓變。第四章化學反應速率和化學平衡（三）標準摩爾生成焓和標準摩爾燃燒焓1．標準摩爾生成焓反應的標準摩爾焓變可用下式計算：第四章化學反應速率和化學平衡2．標準摩爾燃燒焓

在溫度T和標準態(tài)下，由1mol指定相態(tài)的物質(zhì)與氧氣進行完全氧化反應的等壓反應熱稱為溫度T時該物質(zhì)的標準摩爾燃燒焓（也稱標準摩爾燃燒熱），簡稱標準燃燒焓，單位kJ.mol-1。

所謂“完全氧化反應”是指物質(zhì)通過與氧氣反應，物質(zhì)中的C、H、N、Cl等變成完全氧化產(chǎn)物二氧化碳氣體、液態(tài)水、氮氣、HCl水溶液等。這些氧化產(chǎn)物以及助燃物氧氣在298K時的標準燃燒焓等于零。第四章化學反應速率和化學平衡由參與化學反應的各種物質(zhì)的標準燃燒焓計算反應的標準摩爾焓變，計算公式如下：第四章化學反應速率和化學平衡六、化學反應進行的方向（一）自發(fā)反應在給定的條件下，無需外界幫助，一經(jīng)引發(fā)即能自動進行的過程或反應，稱為自發(fā)反應。鐵器在潮濕空氣中生銹；鐵從硫酸銅溶液中置換出銅；常溫常壓下氫氧混合氣在高分散的鈀的表面生成水等?；瘜W熱力學指出，熵增加，焓減小的反應必定是自發(fā)反應。自發(fā)反應不一定是快速反應。如無鈀作催化劑，常溫常壓下氫氧混合氣可長期保持無明顯反應。自發(fā)反應的逆反應都是非自發(fā)的，須給予外力對之作功才能進行。第四章化學反應速率和化學平衡（二）混亂度與熵1.混亂度和熵熱力學第一定律解決了變化過程的能量問題，但它不能指明反應的方向和限度。而熱力學第二定律卻可以解決這個問題。熱力學第二定律是在總結(jié)自發(fā)過程的特點——不可逆性的基礎上提出的。熱力學第二定律有多種表述方式，但其實質(zhì)是一樣的，都指明了過程的方向和限度。這里分別列舉克勞修斯（Clausius）和開爾文（Kelvin）的經(jīng)典表述。第四章化學反應速率和化學平衡克勞修斯的表述：“不可能把熱從低溫物體傳到高溫物體而不引起其他變化。”開爾文的表述：“不可能從單一熱源取熱使之完全變?yōu)楣?，而不發(fā)生其他的變化。”克勞修斯的表述指明了熱傳導的不可逆性，開爾文的說法指明了摩擦生熱過程的可逆性。雖然熱力學第二定律的經(jīng)典表述指明了過程的方向和限度，但直接根據(jù)上述表述判斷一個過程的自發(fā)性是很困難的。第四章化學反應速率和化學平衡

人們在卡諾定理的基礎上，考察了可逆過程熱溫商的特點，引入了一個熱力學狀態(tài)函數(shù)——熵。

熵用符號S表示，是一個廣度性質(zhì)，它的定義式為：

△S=∑（δQi/Ti）R

式中，下標R代表可逆過程，T為溫度，Q/T為熱溫商。

熵的統(tǒng)計意義是混亂度的量度：混亂度越大，則熵也越大。例如，用水沖牛乳時，水和牛乳相互分散，混亂度增大，故熵也增大。

“孤立系統(tǒng)的熵值永不減小”，這就是熵值增大的原理，它可應用于判斷過程的自發(fā)性。第四章化學反應速率和化學平衡2.熱力學第三定律在0K時，任何物質(zhì)的完美晶體的熵值為零。這一觀點被稱為熱力學第三定律。通過實驗和計算可以得到物質(zhì)在標準狀態(tài)下的摩爾絕對熵值，簡稱標準熵?；瘜W反應熵變可用下式求得：第四章化學反應速率和化學平衡（三）吉布斯自由能與化學反應方向的判據(jù)當應用熵增加原理來判斷過程能否自發(fā)進行以及進行到什么程度時，既要計算系統(tǒng)的熵變又要計算環(huán)境的熵變，這很不方便。另外，實際中的反應總是在等溫等壓或等溫等容的條件下進行的。因此，有必要引入新的熱力學函數(shù)，以達到只考慮系統(tǒng)自身變化就能判斷過程方向的目的。1.吉布斯自由能自然界的反應通常在定溫、定壓下進行，為了判斷過程的方向和限度，引入了吉布斯自由能這個狀態(tài)函數(shù)。吉布斯自由能為一廣度性質(zhì)，用G表示，其定義式為：

G=H-TS第四章化學反應速率和化學平衡吉布斯自由能無法確定其絕對值，只能得到其變化值△G。在等溫、等壓，且非體積功等于零的情況下，可用吉布斯自由能判斷一個過程的方向和限度。吉布斯自由能判斷反應自發(fā)性的依據(jù)為：△G＜0，反應自發(fā)進行?！鱃=0，反應處于平衡狀態(tài)?！鱃＞0，反應不能自發(fā)進行。第四章化學反應速率和化學平衡2.標準摩爾吉布斯自由能變的計算和反應方向的判斷標準態(tài)時，吉布斯公式變?yōu)椋涸跇藴蕬B(tài)下，溫度為298K時，反應的標準摩爾吉布斯自由能變可按下式計算：第四章化學反應速率和化學平衡3.非標準態(tài)摩爾吉布斯自由能變（ΔrGm）的計算在實際中的很多化學反應常常是在非標準態(tài)下進行的。在等溫等壓及非標準態(tài)下，對任一反應來說，根據(jù)熱力學推導，反應摩爾吉布斯自由能變有如下關系式：第四章化學反應速率和化學平衡

對于氣體反應：

對于水溶液中的（離子）反應：4.使用

判據(jù)的條件

根據(jù)熱力學原理，使用

判據(jù)有三個先決條件。（1）反應系統(tǒng)必須是封閉系統(tǒng)，反應過程中系統(tǒng)與環(huán)境之間不得有物質(zhì)的交換。（2）

只給出了某溫度、壓力條件下（而且要求始態(tài)各物質(zhì)溫度、壓力和終態(tài)相等）反應的可能性，未必能說明其它溫度、壓力條件下反應的可能性。（3）反應系統(tǒng)必須不作非體積功（或者不受外界如“場”的影響），反之，判據(jù)將不適用。第四章化學反應速率和化學平衡第二節(jié)化學反應速率一個化學反應在給定條件下，究竟需要多長時間才能達到平衡狀態(tài)，這是涉及化學反應速率的問題。研究化學反應速率有著重要的實際意義，不論對生產(chǎn)還是對人類生活都是十分重要的。通過對反應速率的研究，人們可以得到提高主反應速率、減設副反應速率條件，可以控制反應速率以加速生產(chǎn)過程或延長產(chǎn)品的使用壽命，為工業(yè)生產(chǎn)選擇最適宜的操作條件。第四章化學反應速率和化學平衡一、化學反應速率的表示方法化學反應速率(v)則是用于定量描述化學反應快慢的物理量。反應速率既可以用反應物消耗速率表示，也可以用生成物的生成速率表示。第四章化學反應速率和化學平衡

對于任一反應:aA+bB=dD+eE反應物A，B的消耗速率分別是生成物D，E的生成速率分別是由于化學計量數(shù)a、b、c、d不一定相等，因而用不同物質(zhì)表示同一個反應的速率也不一定相等。但為了使該反應的速率保持一致性，也可以有如下的表示方法：第四章化學反應速率和化學平衡即用不同物質(zhì)表示的反應速率之比，等于化學計量數(shù)之比。用不同物質(zhì)表示某一反應速率時，數(shù)值可能有所不同，因此必須注明物質(zhì)基準，通常用容易測定濃度的物質(zhì)為基準。二、化學反應速率基本理論（一）碰撞理論

化學反應發(fā)生的必要條件是反應物分子(或原子、離子)之間的相互碰撞，但是在反應物分子的無數(shù)次碰撞中，只有極少的一部分碰撞能夠引起反應，而絕大多數(shù)的碰撞是“無效的”。為了解釋這種現(xiàn)象，人們提出了“有效碰撞”的概念。認為在化學反應中，反應物分子不斷發(fā)生碰撞，但在千萬次的碰撞中，大多數(shù)碰撞并不發(fā)生反應，只有一定數(shù)目的少數(shù)分子在碰撞時才能發(fā)生反應，這種能發(fā)生反應的碰撞叫做有效碰撞。顯然，有效碰撞次數(shù)越多，反應速率越快。第四章化學反應速率和化學平衡

能發(fā)生有效碰撞的分子和普通分子的主要區(qū)別足它們所具有的能量不同。只有那些能量足夠高的分子式有可能發(fā)生有效碰撞，從而發(fā)生反應。這種分子叫做活化分子。活化分子具有的最低能量與反應系統(tǒng)中分子的平均能量之差叫做反應的活化能(Ea)。

活化能可以理解為反應物分子在反應時所必須克服的一個“能壘”。因為分子之間必須互相靠近才能進行反應。當分子靠得很近時，分子的價電子云之間存在著強烈的靜電排斥力。因此，只有能量足夠高的分子，才能在碰撞時以足夠高的動能去克服它們價電子之間的排斥力，而導致原有化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成，形成生成物分子。第四章化學反應速率和化學平衡（二）過渡狀態(tài)理論過渡狀態(tài)理論認為，化學反應不是只通過反應物分子之間的簡單碰撞就能完成