无机化学教案

无机化学教案 说明 一、课程教学的基本要求 本课程的教学环节包括课堂讲授，学生自学，讨论课、实验、习 题 快递公司问题件快递公司问题件货款处理关于圆的周长面积重点题型关于解方程组的题及答案关于南海问题 、答疑和期中、期末考试。通过本课程的学习使学生掌握物质结构、元素周期律、化学热力学、化学平衡(酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡，配合离解平衡)和化学反应速率等基本概念和基本理论知识；理解和掌握重要元素及其化合物的结构、性质、反应规律和用途，训练和培养学生科学思维能力和分析问题解决问题的能力，指导学生掌握正确的学习方法和初步的科学研究方法，帮助学生树立辨证唯物主义观点，为后继课程的学习打下坚实的基础。 二、教学方法、手段 主要运用启发式教学方法，注重在教学中实践“以学生为主体，以教师为主导”的素质教育指导思想，充分运用多媒体教学、网络教学等多元化、全方位的教学手段，努力提高教学质量。 三、考核方式 本课程分两学期讲授,第一学期讲授化学基础理论,第二学期讲授元素化学,每学期考核一次,考核成绩由平时成绩20%+期末考试(闭卷)成绩80%组成。 四、学时分配（共计144学时） 教学内容 讲课学时 备注 绪论 1 第1章：原子结构与元素周期系 8 第2章：分子结构 8 第3章：晶体结构 4 第4章：化学热力学基础 8 第5章：化学平衡 6 第6章：化学动力学基础 6 第7章：水溶液 4 第8章：酸碱平衡 6 第9章；沉淀平衡 4 第10章：电化学基础 8 第11章：配合物与配位平衡 8 第12章：氢和稀有气体 2 第13章：卤素 6 第14章：氧族元素 6 第15章：氮磷砷 6 第16章：碳硅硼 8 第17章：非金属元素小结 4 第18章：金属通论 2 第19章：s区金属 5 第20章：p区金属 8 第21章：ds区金属 6 第22章：d区金属（一） 10 复习 10 共计 144 五、目录 绪论 ……………………………………………………………………… 4 第1章 原子结构和元素周期律………………………………………… 4 第2章 分子结构………………………………………………………… 9 第3章 晶体结构………………………………………………………… 13 第4章 化学热力学基础………………………………………………… 23 第5章 化学平衡………………………………………………………… 30 第6章 化学动力学基础………………………………………………… 32 第7章 水溶液 ………………………………………………………… 36 第8章 酸碱平衡………………………………………………………… 41 第9章 沉淀平衡………………………………………………………… 51 第10章 电化学基础……………………………………………………… 56 第11章 配合物与配位平衡……………………………………………… 66 第12章 氢和稀有气体…………………………………………………… 73 第13章 卤素……………………………………………………………… 74 第14章 氧族元素………………………………………………………… 80 第15章 氮 磷 砷………………………………………………………… 87 第16章 碳 硅 硼………………………………………………………… 97 第17章 非金属元素小结………………………………………………… 103 第18章 金属通论………………………………………………………… 104 第19章 S区金属………………………………………………………… 105 第20章 P区金属………………………………………………………… 109 第21章 ds区金属………………………………………………………… 114 第22章 d区金属（一）……………………………………………………121 我爱奥赛网www.52aosai.com收集整理 课程的主要内容 绪论 学时 1 [教学基本要求] 介绍本课程的学习内容、目的、任务和方法。 [重点与难点] 介绍本课程的学习内容 [教学内容] 一、化学研究对象 化学是研究物质组成、结构、性质和变化的科学；无机化学研究的对象、发展和前景，化学研究内容包括对化学物质的（1）分类（2）合成（3）反应（4）分离（5）表征（6）设计（7）性质（8）结构（9）应用。 二、化学发展简史 1、古代化学（17世纪中期）-实用和自然哲学时期（公元前后）、炼金术和炼丹时期（公元前后-公元1500年）、医化学时期（公元1500年-1700年）、燃素学说时期（公元1700-1774年）。 2、近代化学（17世纪后期）-提出了质量不灭定律、氧化理论、定比定律、倍比定律、当量定律、原子学说、分子学说、元素周期律等一系列理论。 3、现代化学（19世纪后期） 三、学习无机化学的方法。 第1章 原子结构和元素周期律 学时 8 [教学基本要求] 掌握氢原子光谱，玻尔原子模型；了解核外电子运动的特殊性，理解波函数和电子云图形；掌握电子层、电子亚层、能级、能级组、电子云、原子轨道等概念，理解四个量子数的量子化条件及其物理意义；掌握近似能级图，按照核外电子排布原理，写出一般元素的原子电子构型；理解原子结构与元素周期律间的关系；掌握各类元素电子构型的特征；掌握电离能、电子亲合能、电负性等概念，了解它们与原子结构的关系；通过了解人类对原子结构的认识历史，培养科学的思维方法。 [重点与难点] 重点：波函数和原子轨道，四个量子数，波函数的径向分布图和角度分布图，几率密度和电子云，电子云角度分布图。 难点：波函数的径向分布图和角度分布图，几率密度和电子云，电子云角度分布图。 [教学内容] 1-1原子 质量守恒定律、当量定律、定比定律、倍比定律、道尔顿原子论。 1-2相对原子质量 1.元素：具有一定核电荷数（核内质子数）的原子称为一种（化学）元素。 原子序数和元素符号 2.核素：具有一定质子数和一定中子数的原子称为一种核素。 元素 单核素元素 核素 稳定核素 EMBED Equation.DSMT4 多核素元素 放射性核素 核素符号、质量数，同位素和同位素丰度。 同位素丰度： 某元素的各种天然同位素的分数组成（原子百分比）称为同位素丰度。 3.原子质量 以原子质量单位u为单位的某核素一个原子的质量称为该核素的原子质量，简称原子质量。1u = 12C原子质量的1/12。 核素的质量与12C的原子质量的1/12之比称为核素的相对原子质量。 4.元素相对原子质量（原子量） 相对原子质量测定方法 元素相对原子质量：原子量是指一种元素的1摩尔质量对核素12C的1摩尔质量的1/12的比值。 单核素元素：指该元素核素的相对原子质量。 元素相对原子质量 多核素元素：指该元素的天然同位素相对原子质量的加权平均值。 相对分子质量和式量。 1-3原子的起源和演化（略） 1-4原子结构的玻尔行星模型 1.氢原子光谱 氢原子光谱，氢原子能级之间跃迁所发射或吸收的光谱。是最简单的原子光谱。到1885年已经观察到氢原子的14条谱线，其中较强的4条谱线Hα、Hβ、Hγ、Hδ在可见光区，J.J.巴耳末将它们的波长用经验公式表示。1890年J.R.里德堡把巴耳末写的公式改写成用波长的倒数表示，仍称巴耳末公式： ν= R（1/n12-1/n22） n2＞n1或 （波数）= 1/λ=RH（1/n12-1/n22） R或RH称为里德堡常数，R＝3.289×1015s-1，RH =1.097×105cm-1。以后相继发现了氢原子的其他谱线系，都可以用类似的公式表示。各谱线系分别为  莱曼系(1906)n1＝1   n2＝2，3，4，…   巴耳末系(1885)n1＝2   n2＝3，4，5，…   帕邢系(1908)n1＝3  n2＝4，5，6，…   布拉开系(1922)n1＝4   n2＝5，6，7， 2.玻尔理论 （1）电子不是在任意轨道上绕核运动，而是在一些符合一定条件的轨道（稳定轨道）上运动。量子化条件：P（轨道角动量）=mvr=nh/2π （2）定态假设-基态和激发态 （3）跃迁规则：处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上，这时会以光子形式放出能量，即释放出光能。hν=E2-E1 利用玻尔理论计算原子轨道半径、轨道能量和里德堡常数。 1-5氢原子结构的量子力学模型 1. 波粒二象性 （1）光的二象性 P=mc=mc2/c=E/c= hν/c=h/λ （2）电子的波粒二象性 λ=h/p=h/mv（德布罗意关系式） 2. 海森堡测不准原理Δx·Δp≥h/2π或Δx≥h/2πm·Δv 4. 氢原子结构的量子力学模型 （1）薜定谔方程(只简单介绍公式) （2）波函数和原子轨道 （3）几率密度和电子云 （4）几率密度分布的几种表示法—电子云图，等几率密度面，界面图，径向几率密度图。 （5）波函数、电子云的径向分布图和角度分布图，几率径向分布图。 5.四个量子数 （1）主量子数n：表示原子中电子出现几率最大区域离核的远近，是决定电子能量高低的重要因素。决定电子层数。 （2）角量子数l：表示原子轨道或电子云的形状，表示同一电子层中具有不同状态的分层，与多电子原子中的电子的能量有关。从能量角度上看，这些分层常称为能级。Ens＜Enp＜End＜Enf （3）磁量子数m：表示原子轨道或电子云在空间的伸展方向。 （4）自旋量子数ms： 每一个电子层中，由于原子轨道形状的不同，可有不同的分层；又由于原子轨道在空间伸展方向不同，每一个分层中可有几个不同的原子轨道；每一个原子轨道中又可有两个电子处于自旋方向不同的运动状态。 1-6基态原子电子组态 1.多电子原子的能级、近似能级图（鲍林能级图和科顿能级图） 2.屏蔽效应和钻穿效应：由于其它电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。利用斯莱脱规则计算屏蔽常数和电子能量。 外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象，称为钻穿作用。钻穿作用越大的电子的能量越低。因电子的钻穿作用不同而使它的能量发生变化的现象，称为钻穿效应。 3. 原子核外电子排布（基态原子电子组态）规律 （1）构造原理— 泡利原理、洪特规则、能量最低原理。 （2）原子的电子层结构 1-7元素周期系 1.原子结构与元素周期系的关系、元素周期律。 2. 元素周期表 长周期与短周期、主族与副族，原子的电子构型与元素的区分。 1-8元素周期性—元素性质及其变化的周期性 1. 原子半径 共价半径-同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距的一半叫做原子的共价半径。 （1）原子半径 金属半径-金属晶体中相邻两个互相接触的原子核间距的一半。 范德华半径-两原子之间靠范德华力接近时原子间距的一半。 （2）原子半径的周期性变化-在短周期中和长周期中的变化、镧系收缩、在同族中的变化。 2. 电离能—使某元素一个基态的气态原子失去一个电子形成正一价的气态离子时所需要的能量，叫做这种元素的第一电离能。 3. 电子亲合能—某元素一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负离子时所放出的能量叫该元素的电子亲合能。 4. 电负性—把原子在分子中吸引电子的能力叫做元素的电负性。 鲍林电负性 电负性 密立根电负性 χ=1/2（I+E） 阿莱-罗周电负性 χ=0.359Z﹡/r2 +0.744 5. 氧化态—氧化数是化合物中某元素所带形式电荷的数值。 第2章 分子结构 学时 8 [教学基本要求] 掌握离子键和共价键理论的基本内容；理解物质性质与其分子结构的关系；定性了解同核双原子分子的分子轨道理论；掌握化学键、分子间力和氢键的概念、特征，搞清价键力、分子间力和氢键的区别。 [重点与难点] 重点：共价键理论，杂化轨道理论。 难点：杂化轨道理论，共轭大π键。 [教学内容] 2-1路易斯结构式 2-2 价键理论（一）-电子配对法（VB法） 1. 成键的原理 ①电子配对原理：两原子如各有一个自旋相反的未成对电子，它们可以互相配对形成稳定的共价单键，这对电子为两个原子所共有。如各有两个或三个未成对的电子，则自旋相反的单电子可两两配对形成共价双键或三键。 ②能量最低原理：电子配对以后会放出能量，使体系的能量降低。 ③原子轨道最大重叠原理：键合原子间形成化学键时，成键电子的原子轨道一定要发生重叠，从而使键合原子中间形成电子云较密集的区域。 2.共价键的特点—共价键的饱和性和方向性、。 2.共价键类型—σ键、π键、配位键。 2-3价层电子互斥模型（VSEPR） 1. VSEPR的基本要点 （1）在AXm型分子中，中心原子A的周围配置的原子或原子团的几何构型，主要决定于中心原子价电子层中电子对的互相排斥作用，分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种结构。 （2）电子对相互排斥作用大小取决于电子对的数目、类型和电子对之间的夹角。①如A与X之间是通过两对电子或三对电子结合而成，可把双键或三键作为一个电子对来看待。②电子对之间的夹角越小排斥力越大。③不同电子对之间斥力大小顺序：孤电子对-孤电子对＞孤电子对-成键电子＞成键电子-成键电子 叁键＞双键＞单键 2.判断共价分子结构的一般规则 （1）确定电子对数：中心原子A的价电子层中总电子对数=1/2[A原子价电子数+配位体X提供电子数（X氧化数×X原子个数m）+（-）离子电荷数] （2）确定电子对的理想几何构型。 （3）确定分子稳定结构。 2-4价键理论 （二）-杂化轨道理论 1. 杂化轨道理论要点 （1）在形成分子时，由于原子间的相互作用，若干不同类型的、能量相近的原子轨道混合起来，重新组成一组新的轨道，这种轨道重新组合的过程叫杂化，所形成的新轨道称为杂化轨道。 （2）杂化轨道的数目与组成杂化轨道的各原子轨道的数目相等。 （3）凡是由不同类型的原子轨道混合起来，重新组合成一组完全等同（能量相等、成分相同）的杂化轨道，这种杂化叫等性杂化。凡是由于杂化轨道中有不参加成键的孤电子对的存在，而造成不完全等同的杂化轨道，这种杂化叫不等性杂化。 （4）杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理。不同类型杂化轨道成键能力的大小次序如下：sp＜sp2＜sp3＜dsp2＜sp3d＜sp3d2 （5）杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理。键角越大化学键之间的排斥能越小。 2.杂化类型与分子空间构型及成键能力之间的关系。 杂化类型 sp sp2 sp3 dsp2 Sp3d Sp3d2 用于杂化的原子轨道数 2 3 4 4 5 6 杂化轨道的数目 2 3 4 4 5 6 杂化轨道间的夹角 180° 120° 109°28′ 90°，180° 120°，90° 180° 90°，180° 空间构型 直线 平面三角形 四面体 平面正方形 三角双锥形 八面体 成键能力 2-5共轭大π键 2-6等电子体原理 2-7分子轨道理论 1.分子轨道理论的基本要点 （1）在分子中电子不从属于某些特定的原子，而是在遍及整个分子范围内运动，每个电子的运动状态可以用波函数ψ来描述，ψ称为分子轨道，ψ2为分子中的电子在空间各处出现的几率密度或电子云。 （2）分子轨道是由原子轨道线形组合而成的，分子轨道数目同互相化合原子的原子轨道数目相同。 （3）每一个分子轨道ψi都有一相应的能量Ei和图象，根据分子轨道的对称性不同，可分为б轨道和π轨道。 （4）分子轨道中电子的排布也遵从原子轨道电子排布的同样原则。 2.原子轨道线形组合的类型和原则 （1）成键轨道和反键轨道—由两个符号相同的波函数的叠加（即原子轨道相加重叠）所形成的分子轨道，由于在两核间几率密度增大，其能量较原子轨道的能量低，称为成键分子轨道。而由两个符号相反的波函数的叠加（即原子轨道相减重叠）所形成的分子轨道，由于在两核间几率密度减小，其能量较原子轨道的能量高，称为反键分子轨道。 （2）组成分子轨道三原则—对称性原则，最大重叠原则和能量近似原则 3.简单双原子分子轨道能级图，分子轨道中的电子排布。 2-8共价分子的性质 1. 键级 键级=（成键电子数-反键电子数）/2，键级的大小说明两个相邻原子间成键的强度。 2.键能、键离解能、键离解焓。 在0K下，将处于基态的双原子分子AB拆开成基态A和B原子时，所需要的能量叫AB分子的键离解能，用D（A-B）表示。双原子分子的键离解能就是键能E，多原子分子键能是键离解能的平均值。而在 标准 excel标准偏差excel标准偏差函数exl标准差函数国标检验抽样标准表免费下载红头文件格式标准下载 气压和298K下，D（A-B）则为键离解焓。键能越大，化学键越牢固，含有该键的分子就越稳定。 3.键角—分子中键和键之间的夹角叫做键角。 4.键长—分子中两个成键原子核间的平衡距离叫做键长。键长越短，键越强。 5.键的极性与分子的极性 非极性共价键：成键电子不偏移，同种原子间形成的键。 （1）共价键 极性共价键：成键电子偏向吸引电子能力强的原子一方。 在极性共价键中，成键原子的电负性差越大，键的极性也越大。 （2）极性分子和非极性分子 非极性分子：分子中正、负电荷重心重合在一起，电荷分布均匀对称。 分子 极性分子：分子中正、负电荷重心不重合，电荷分布不均匀对称 分子偶极矩，分子的磁性，。 2-9分子间力 1. 范德华力及其特点 永久偶极：极性分子中的固有偶极 （1）分子偶极 诱导偶极：在外电场影响下所产生的偶极 瞬间偶极：某一瞬间分子的正负电荷重心不重合产生的偶极 取向力：靠永久偶极而产生的相互作用力 （2）范德华力 诱导力：诱导偶极同极性分子的永久偶极间的作用力 色散力：由于存在瞬间偶极而产生的相互作用力 2. 氢键 氢键的形成与本质，氢键可用X—H…Y表示，X和Y代表F，O，N等电负性大，带孤电子对且半径小的原子。 氢键的方向性和饱和性；分子间力和氢键对物质性质的影响。 第3章 晶体结构 学时 4 [教学基本要求] 掌握各类晶体的特征；掌握晶体类型与物质性质的关系；掌握晶格能和原子化热的概念及有关应用；理解离子极化概念及其应用；了解原子半径、离子半径的定义及其对化合物性质的影响。 [重点与难点] 重点：晶胞基本特征，离子晶体及结构模型。 难点：离子的极化作用和变形性，离子的极化率，金属晶体的紧密堆积模型。 [教学内容] 3-1晶体 1.晶体的宏观特征 晶体的本质特征是自范性（晶体能够自发地呈现封闭的规则凸多面体的外形），宏观特征有对称性、均一性和各向异性， 晶体有固定的熔点。 晶体分为单晶（单一的晶体多面体）；双晶（两个体积大致相当的单晶按一定规则生长）；晶簇（单晶以不同取向连在一起）；多晶（看不到规则外形的晶态质）。 晶体符合晶面夹角不变定律。 <2.> 晶体的微观特征－平移对称性 在晶体中原子呈现周期性的整齐排列。对于理想的完美晶体，这种周期性是单调的，不变的。这是晶体的普遍特征，叫做平移对称性。 宏观晶体的规则外形正是晶体的微观特征的体现。 3-2 晶 胞 <1.> 晶胞基本特征 晶体的解理性：用锤子轻击具有整齐外形的晶体（如方解石），会发现晶体劈裂出现的新晶面与某一原晶面是平行的，这种现象叫晶体的解理性。 晶胞是晶体中具有代表性的基本重复单位。整个晶体是由完全等同的晶胞无隙并置的堆积而构成的。 晶胞包括二个要素：一是晶胞的大小、型式，另一是晶胞的内容。晶胞的大小、型式由a、b、c三个晶轴及它们间的夹角α、β、γ所确定。晶胞的内容由组成晶胞的原子或分子及它们在晶胞中的位置所决定。 晶胞具有平移性。 可以选为晶胞的多面体很多，三维的“习用晶胞”是平行六面体，叫做布拉维晶胞。 <2.> 布拉维系 布拉维晶胞的边长与夹角叫晶胞参数。共有7种不同几何特征的三维晶胞，称为布拉维系(Bravais system)。 立方 cubic (c) a=b=c，α=β=γ=90° 四方 tetragonal (t) a=b≠c, α =β=γ=90° 六方 hexagonal (h) a=b≠c, α=β=90°, γ=120° 正交 orthorhomic (o) a≠b≠c, α=β=γ=90° 单斜 monoclinic (m) a≠b≠c, α =γ=90° , β ≠ 90° 三斜 anorthic(a) a≠b≠c, α ≠ β ≠ γ 菱方 rhombohedral(R) a=b=c， α=β=γ <3.> 晶胞原子的坐标与计数 原子坐标：通常用向量xa+yb+zc中的x，y，z组成的三组数来表达晶胞中原子的位置。原子坐标绝对值的取值区间为1 > | x(y, z) | ≥ 0。 原子坐标 平均每个晶胞中的原子个数 0, 0, 0 （晶胞顶点） 8×1/8=1 1/2, 1/2, 1/2（晶胞体心） 1 1/2, 0, 1/2 （晶胞面心） 2×1/2=1 1/2, 0, 0（晶胞棱边中心） 4×1/4=1 <4.> 素晶胞与复晶胞 晶胞是描述晶体结构的基本单元，分为素晶胞和复晶胞。 素晶胞(P)：是晶体微观结构中的最小基本单元，不能再小。 素晶胞中的原子集合相当于晶体微观空间原子作周期性平移的最小集合，叫做结构基元。 。 体心晶胞（2倍体），符号I； 复晶胞 面心晶胞（4倍体），符号F； （素晶胞的多倍体） 底心晶胞（2倍体），符号A(B﹑C) 体心晶胞的特征是晶胞内任一原子作体心平移[原子坐标+(1/2, 1/2, 1/2)]必得到与它完全相同的原子。 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标上+1/2, 1/2, 0; 0, 1/2, 1/2; 1/2, 0, 1/2的平移而得到周围环境完全相同的原子。 底心晶胞的特征是可作底心平移，即晶胞中的原子能发生如下平移：+1/2, 1/2, 0，称为C底心；+0，1/2，1/2，称为A底心；+1/2，0，1/2，称为B底心。底心平移是指只能发生其中一种平移。 3-3 14种布拉维点阵型式 3-4 金属晶体 <1.> 金属键 金属晶体中原子之间的化学作用力叫做金属键。金属键是一种遍布整个晶体的离域化学键。金属晶体是以金属键为基本作用力的晶体。 金属键无方向性，无固定的键能，金属键的强弱和自由电子的多少有关，也和离子半径、电子层结构等有关。 2. 原子化热与金属键 金属键的强度可以用原子化热等来衡量。 金属原子化热是指 1 mol 金属变成相互远离的气态原子时吸收的热量。金属原子化热数值小时，其熔点低，质地软；反之则熔点高，硬度大。 例如 Na Al 原子化热 108.4 kJ∙mol－1 326.4 kJ∙mol－1 m.p. <97.5 ℃> <660 ℃> b.p. <880 ℃> <1800 ℃> 3. 电子气理论 经典的金属键理论叫做“电子气理论”。它把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的大量自由电子形成可与气体相比拟的带负电的“电子气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海洋”之中。 4. 能带理论 （1）能带理论基本要点： ①金属原子单独存在时的能级(1s、2s、2p…)在n个原子构成的一块金属中形成相应的能带 (1s、2s、2p…)；一个能带就是一组能量十分接近的分子轨道，其总数等于构成能带的相应原子轨道的总和。 ②按能带填充电子的情况不同，可把能带分为满带（价带），空带和导带三类。 以 Li 为例， 1s2 2s1 2p0， 1s 轨道充满电子，故组成的能带充满电子，称为满带。2s 轨道电子半充满，组成的能带电子也半满，称为导带。2p 能带中无电子，称为空带。 ③能带与能带之间存在能量的间隙，简称带隙，又叫“禁带宽度”。可分为三类：带隙很大，带隙不大，没有带隙（相邻两能带在能量上重叠）。 （2）能带理论的应用 ①对金属导电的解释： 第一种情况：金属具有部分充满电子的能带，即导带，在外电场作用下，导带中的电子受激，能量升高，进入同一能带的空轨道，沿电场的正极方向移动，同时，导带中原先充满电子的分子轨道因失去电子形成带正电的空穴，沿电场的负极移动，引起导电。 第二种情况：金属的满带与空带或满带与导带之间没有带隙，是重叠的，电子受激从满带进入重叠着的空带或者导带，引起导电。 ②解释导体、半导体和绝缘体以及其它性质。 5.金属晶体的特点—导电性、导热性、延展性、具有金属光泽。 <6.>金属晶体的堆积模型 把金属晶体看成是由直径相等的圆球状金属原子在三维空间堆积构成的模型叫做金属晶体的堆积模型 。 （1）体心立方堆积 金属原子分别占据立方晶胞的顶点位置和体心位置，空间占有率68.02% 。 （2）简单立方堆积 金属原子只占据立方晶胞的顶点位置，空间占有率52.36% ，是不稳定的堆积方式。 （3）六方最密堆积 金属原子是AB AB堆积方式，在第一层中，最紧密的堆积方式，是一个球与周围 6 个球相切，在中心的周围形成 6个凹位。第二层是将球对准第一层的1，3，5 位 (或对准 2，4，6 位)。第三层是将球对准第一层的球，于是每两层形成一个周期，形成六方紧密堆积。 （4）.面心立方最密堆积 第一、二层中堆积方式和六方最密堆积相同，第三层是将球对准第一层的 2，4，6 位，不同于 AB 两层的位置，这是 C 层。第四层再排 A，于是形成 ABC ABC 三层一个周期。 3-5离子晶体 1.离子 （1）离子电荷与价电子层构型： 2e构型、8e构型（s区、p区及部分d区原子） 离子价电子层构型 18e构型、（18+2）e构型（ds区、p区原子） （9-17）e构型（d区原子） （2）离子半径—以正负离子核间距计算离子半径（d=r1+r2） 离子半径变化规律：① 同族元素相同电荷数的离子半径自上而下依次增大；②同周期主族元素从左到右随正离子电荷数增大，离子半径依次减小；③同一元素形成不同电荷正离子时，高价离子半径小于低价离子半径；④周期表中处于相邻族的左上方和右下方斜对角线上的正离子半径近似相等。如Na+和Ca2+。 （3）离子的极化作用与变形性：在离子产生的电场作用下，使带有异号电荷的相邻离子的电子云发生变形，这一现象称离子极化。离子本身带有电荷，故当离子靠近时，必然会使其它离子或原子的电子云发生形变，产生诱导电场。同时，离子本身的电子云在与其它离子接近时也会产生形变。故任何离子都会极化其它离子，同时又会被其它离子所极化而变形。 离子极化的强弱决定于离子的极化力和变形性。极化力是指离子产生的电场强度，主要取决于①离子的电荷—电荷高极化力大；②离子的半径—半径小极化力大；③离子的电子构型： 18e，（18+2）e＞（9-17）e＞8e。 变形性是指离子在电场的作用下，电子云发生变形的难易，主要取决于①离子电荷—负离子电荷高变形性大，正离子电荷高变形性小；②离子的半径—简单离子半径大变形性大，复杂阴离子的变形性通常不大，而且离子对称性高，中心原子氧化数又高的离子，其吸引电子能力强，故变形性小。 ClO4– < F – < NO3– < <> < CN– < Cl– < Br – < I – ③离子的电子构型—18e、（9-17）e＞8e。 （4）相互极化作用（或附加极化作用） 由于阴离子的极化作用一般不显著，阳离子的变形性又较小，所以通常只考虑阳离子对阴离子的极化作用。但是当阳离子也容易变形时，往往会引起阴、阳离子相互的附加极化效应，从而加强了它们之间的引力。 （5）离子的极化率。 （6）离子极化对化合物性质的影响 ①化学键—离子间相互极化的结果，使正负离子的电子云发生变形而导致原子轨道部分重叠，即离子键向共价键过渡，极化作用增强，键的共价性增强。如Na2O、MgO、Al2O3、SiO2，随电荷数增加，离子极化能力加强，到SiO2已由离子晶体过渡为共价型的原子晶体；而P2O5、SO3、Cl2O7则属于分子晶体。 ②化合物的熔、沸点—随极化作用增强，晶型由离子晶体逐渐变为分子晶体，熔点依次降低。 ③颜色—离子极化使价层电子能级差降低，光谱红移，颜色加深。如NiCl2、NiBr2、NiI2的颜色分别为黄褐色、棕色和黑色。ZnS、CdS、HgS颜色分别为白色、黄色和红(黑)色。 ④溶解度降低—离子的相互极化导致离子键向共价键过渡，使化合物在水中的溶解度变小。由于偶极水分子的吸引，离子键结合的无机化合物一般可溶于水，而共价型的无机晶体难溶于水。 ⑤晶格类型 极化使阳离子部分进入阴离子电子云(共价)，降低阴阳离子半径之比，从而降低配位数。如CdS，阴、阳离子半径比为0.53，应属于NaCl型，但实际为ZnS型。 2.离子键 离子键理论：由于原子间发生电子转移，形成正、负离子，并通过静电作用而形成的化学键就叫离子键。离子键的形成及其能量变化。 离子键的特征与本质：离子键没有方向性和饱和性，键的离子性与元素的电负性有关，用离子性百分数来表示键的离子性和共价性的相对大小。若两原子电负性差值（ΧA-ΧB）＞1.7，则形成离子键；若ΧA-ΧB＜1.7，则形成共价键。 3. 晶格能 离子键的强度可用键能和晶格能表示。 （1）键能—指1 mol气态“离子键分子”变成气态中性原子所吸收的能量，用Ei 表示。键能Ei 越大，表示离子键越强。 NaCl ( g ) → Na ( g ) + Cl ( g ) Ei =450 kJ/mol （2）晶格能—指将1 mol 离子晶体里的正负离子完全气化而远离所需要吸收的能量，用U表示。晶格能U越大，离子键越强。 NaCl ( s ) → Na + ( g ) + Cl－ ( g ) U = 786 kJ/mol （3）影响晶格能的因素— ① 离子的电荷(晶体结构类型相同时)，电荷越高，晶格能越大，例：U(NaCl)U(CaO)。 （4）晶格能对物质性质的影响 晶格能 U 越大，晶体中的离子键越强，晶体的熔点越高，硬度越大。晶格能大小还影响离子晶体在水中的溶解度、溶解热等性质。 （5）晶格能计算—利用玻恩－哈伯循环法进行计算。 <4.>离子晶体结构模型 （1）概述 最典型的五种类型的离子晶体是 NaCl型，CsCl型，ZnS型(闪锌矿型)，CaF2型(萤石型)和 CaTiO3型(钙钛矿型) 。许多离子晶体的结构都可以看作是某种典型结构的类型或它的相关型。 离子晶体的结构可通过5个角度分析： a. 晶胞类型；b. 离子坐标；c. 堆积－填隙模型；d. 配位多面体模型；e. 对称性。 （2）AB型化合物的离子半径比与配位数和晶体构型的关系 半径比r+/r- 配位数 晶体构型 晶格类型 配位多面体类型 实例 0.225-0.414 4 ZnS型 面心立方 四面体 ZnS，ZnO，BeO，BeS，CuCl 0.414-0.732 6 NaCl型 面心立方 八面体 NaCl，KCl，NaBr，LiF，CaO，MgO，CaS，BaS 0.732-1 8 CsCl型 简单立方 立方体 CsCl，CsBr，CsI，NH4Cl，Tl （3）离子晶体的堆积－填隙模型 堆积－填隙模型是指离子晶体中的大离子（经常是阴离子）先在空间尽可能密地堆积起来，然后，小离子（经常是阳离子）填入堆积球之间的空隙。 按照金属晶体里金属原子的空间堆积方式，把金属离子换成大离子，就得到离子晶体的堆积模型，然后电性相反的小离子填入堆积球的空隙中，就得到离子晶体的堆积－填隙模型。 简单立方堆积只存在立方体空隙(CN=8)，如果所有立方体空隙都被小离子填满（填隙率100%），大小离子个数比为1:1，这就是CsCl的堆积－填隙模型。 面心立方堆积存在八面体空隙(CN=6)和四面体空隙(CN=4)。堆积球与八面体空隙、四面体空隙之比是4:4:8=1:1:2。 NaCl的堆积－填隙模型是氯离子作面心立方堆积，钠离子作八面体填隙，填隙率100%； CaF2的堆积－填隙模型是钙离子作面心立方堆积，氟离子作四面体填隙，填隙率100%； ZnS的堆积－填隙模型是硫离子作面心立方堆积，锌离子作四面体填隙，填隙率50%； 钙钛矿结构是氧和钙混合作面心立方堆积，钛离子作八面体填隙，填隙率25%。 5.离子晶体的特点： （1）离子晶体中不存在单个分子。 （2）导电性：在水溶液中或熔融态时能导电。 （3）熔点、沸点较高：正负离子间的静电作用力较强。 （4）硬度高：因离子键强度大。 （5）延展性差：受外力冲击时，易发生错位，使带同种电荷离子相切，彼此排斥，离子键失去作用，晶体破碎。 3-6 分子晶体和原子晶体 <1.> 分子晶体 分子晶体是指有限数量的原子构成的电中性分子为结构基元，以分子间力相互作用形成的晶体。分子之间的作用力比化学键弱，分子晶体一般具有较低的熔点、沸点和硬度。分子晶体在固态和熔融态时不导电，强极性的分子型晶体溶于水中能导电。 <2.> 原子晶体   原子晶体是以具有方向性、饱和性的共价键为骨架形成的晶体。   原子晶体的晶格结点上排列着中性原子，原子间以共价键相结合。   在晶体中没有独立的小分子，晶体有多大，分子就多大。  具有较高的熔点、沸点和硬度。   通常情况下不导电。但硅、碳化硅等半导体，可有条件的导电。 第4章 化学热力学基础 学时 8 [教学基本要求] 掌握状态和状态函数，焓和焓变的概念，自由能和熵及它们的变化的初步概念。会应用盖斯定律进行计算。会从物质的热力学函数表中查ΔfH0、ΔfG0和S0，并用于计算在标准状态时反应的焓变、自由能变和熵变；初步学会用自由能变化来判断化学反应的方向；理解化学反应等温式的含义，会应用其求算ΔrG和平衡常数K；根据吉布斯－亥姆霍兹公式理解ΔG与ΔH及ΔS的关系，会判断反应方向并能分析温度对化学反应自发性的影响。 [重点与难点] 重点：热力学第一定律和热化学：焓、焓变、反应热、恒容和恒压反应热；热化学方程式，盖斯定律及其应用；吉布斯－亥姆霍兹公式：ΔG＝ΔH - TΔS公式，化学反应等温式。 难点：热化学方程式，盖斯定律及其应用；熵、自由能；吉布斯－亥姆霍兹公式：ΔG＝ΔH - TΔS公式。 [教学内容] 4-1化学热力学研究对象 4-2基本概念 4-2-1. 体系（系统）与环境 体系（系统）: 我们研究的对象, 称为体系. 环境: 体系以外的其它部分, 称为环境，按照体系和环境之间的物质、能量的交换关系, 将体系分为三类: 　　　1. 敞开体系: 既有物质交换, 也有能量交换.　　　 2. 封闭体系: 无物质交换, 有能量交换.　　　 3. 孤立体系: 既无物质交换, 也无能量交换.环境温度、环境压力。 4-2-2. 物质的量 物质的量，摩尔和摩尔质量，物质的量分数。 4-2-3. 气体 1.气体状态方程： 理想气体的基本假定(1)忽略气体分子的自身体积, 将分子看成是有质量的几何点(质点).(2)碰撞, 包括分子与分子、分子与器壁之间的碰撞, 是完全弹性碰撞-- 无动能损耗. 分子间作用力被忽略。在高温和低压下, 实际气体接近理想气体。 气体压力的产生 -气体的压力是指气体分子对器壁的作用力。它是分子对器壁碰撞的结果。 理想气体状态方程：由Byele 定律:  n, T 一定时，V1P1=V2P2；          Gay-Lussac定律:  n, P 一定时，V1/V2=T1/T2；         Avogadro定律:    P, T 一定时，V1/V2=n1/n2；          综合上三式: 则有: PV = nRT ，其中R为气体摩尔常数，R=3.14KPa·L·mol-1·K-1 2.分压定律和扩散定律，分压力和分体积，气态物质分子量的测定。 （1）. 混合气体与组分气体 　　由两种或两种以上的气体混合在一起, 组成的体系, 称为混合气体, 组成混合气体的每种气体, 都称为该混合气体的组分气体。 （2）总体积与分压 　　 　　混合气体所占有的体积称为总体积, 用 V总表示. 当某组分气体单独存在, 且占有总体积时, 其具有的压强, 称为该组分气体的分压, 用 Pi 表示. 且有关系式:PiV总 = niRT （3）体积分数 　　　　　　　Vi/V总 称为该组分气体的体积分数. （4）分压定律——分压与总压的关系 　　混合气体的总压等于各组分气体的分压之和. 即:  此定律为道尔顿分压定律。理想气体混合时, 由于分子间无相互作用, 故在容器中碰撞器壁产生压力时, 与独立存在时是相同的, 亦即在混合气体中, 组分气体是各自独立的. 这是分压定律的实质. （5）组分气体的分压等于总压与该组分气体的摩尔分数之积. 5.相 6.热力学温度和热力学标准态 7.热与功 热，体积功和非体积功，体积功（气体膨胀功）-等压膨胀、自由膨胀、分次膨胀和可逆膨胀。 8.状态与过程、状态函数 （1）状态: 由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的一种存在形式, 称为体系的状态. （2）状态函数: 确定体系状态的物理量, 是状态函数. 状态一定, 则体系的状态函数一定. 体系的一个或几个状态函数发生了变化, 则体系的状态也要发生变化.　　 始态和终态: 体系变化前的状态为始态; 变化后的状态为终态，始态和终态一经确定, 则状态函数的改变量是一定的。 （3）过程: 体系的状态发生变化, 从始态到终态, 我们说经历了一个热力学过程. 简称过程。 若体系在恒温条件下发生了状态变化, 我们说体系的变化为“恒温过程”, 同样理解“恒压过程”, “恒容过程”. 若体系变化时和环境之间无热量交换, 则称为之“绝热过程”，又如可逆过程、化学变化过程、自发过程和非自发过程等。　 （4）途径: 完成一个热力学过程, 可以采取不同的方式. 我们把每种具体的方式, 称为一种途径. 过程着重于始态和终态; 而途径着重于具体方式。状态函数的改变量, 取决于始终态, 与途径无关。 （5）体积功和P-V图 化学反应过程中, 经常发生体积变化. 体系反抗外压改变体积, 产生体积功。外压P外 对体系的体积V做图，得到的曲线叫P-V线，P-V线下覆盖的面积可表示体积功W的数值。W=PΔV 4-3热力学第一定律 1.热力学能（内能）-体系内一切能量的总和叫做体系的热力学能（U）。 2.热力学第一定律—某体系由状态 I 变化到状态 II, 在这一过程中体系吸热 Q, 做功(体积功) W, 体系的内能改变量用 ΔU 表示, 则有: ΔU = Q – W，即体系的内能变化量等于体系从环境吸收的热量减去体系对环境所做的功. 显然, 热力学第一定律的实质是能量守恒。　　 4-4热化学 把热力学第一定律具体应用于化学反应中, 讨论和计算化学反应的热量变化, 这门学科称为热化学。 1.化学反应的热效应 当生成物的温度恢复到反应物的温度时, 化学反应中所吸收或放出的热量, 称为化学反应热效应, 简称反应热或反应焓。 （1）恒容反应热—在恒容反应中体系所吸收的热量, 全部用来改变体系的内能.即ΔU=Qv，用弹式量热计测定Qv，Qv=ΔT（C1+C2） ΔT-温度升高值，C1、C2-分别为水的热容和装置的热容。 摩尔热容 摩尔等压热容Cp，m（J·K-1·mol-1） 热容 摩尔等容热容Cv，m（J·K-1·mol-1） 比热容：1kg物质升高1K所吸收的热量（J·K-1·kg-1） （2）恒压反应热—在恒压反应中体系所吸收的热量, 全部用来改变体系的热焓.即Qp=ΔU+PΔV=U2-U1+P2V2-P1V1=（U2+P2V2）-（U1+P1V1） 令H=U+PV，则Qp=ΔH （3）反应进度 设有化学反应 νAA+νBB=νGG+νHH 式中ν为各物质的计量数，反应未发生时各物质的物质的量分别为n0，反应进行到t时刻，各物质的量分别为n：则反应进度ξ定义为： ξ= [n0（A）-n（A）]/ νA=[n0（B）-n（B）]/ νB =[n0（G）-n（G）]/ νG=[n0（H）-n（H）]/ νH （4）Qp和Qv的关系 Qp=Qv+ΔnRT，ΔrHm=ΔrH/ξ，ΔrHm表示某反应按所给定的反应方程式进行1mol反应（即ξ=1mol）时的焓变。 则ΔrHm=ΔrUm+ΔνRT，Δν（Δn）是反应前后气体物质的计量数的改变值。 2.盖斯定律 （1）热化学方程式—表示出反应热效应的化学方程式叫做热化学方程式。 书 关于书的成语关于读书的排比句社区图书漂流公约怎么写关于读书的小报汉书pdf 写注意：注明反应条件（如在298K和1.013×105Pa下进行可不注明），注明物质的聚集状态或晶型，方程式中的配平系数只表示计量数，不表示分子数，可用分数，但计量数不同，同一反应的热效应不同。 （2）盖斯定律 一个化学反应若能分解成几步来完成，总反应的焓变ΔrH等于各步分反应的焓变ΔrHi之和（或一个化学反应, 不论是一步完成, 还是分数步完成, 其热效应是相同的）。 3.生成热 （1）生成热的定义：某温度下, 由处于标准态的各种元素的指定单质, 生成标准态的 1 mol 某物质时的热效应, 叫做该物质的标准摩尔生成热。 简称标准生成热(或生成热)， 用符号ΔfHmθ表示。处于标准状态下的各元素的最稳定单质的ΔfHmθ=0。 （2）标准状态：固体或液体纯相，其标准状态是Xi=1（摩尔分数）；溶液中的物质A，其标准状态是mA=1mol·kg-1；气相物质，其标准状态是pi=1.013×105Pa。 （3）标准生成热的应用 ΔrHmθ=ΣνiΔfHmθ（生成物）-ΣνiΔfHmθ（反应物） 4. 燃烧热 在1.013×105Pa 压强下, 1mol物质完全燃烧时的热效应, 叫做该物质的标准摩尔燃烧热. 简称标准燃烧热(或燃烧热). 用符号ΔcHmθ 表示。对于燃烧热终点的规定, 必须严格:C: CO2(g) H: H2O(l) S: SO2(g) N: NO2(g) Cl: HCl(aq) 应用：ΔrHmθ=ΣνiΔcHmθ（反应物）-ΣνiΔcHmθ（生成物） 5.从键能估算反应热 　 化学反应的实质, 是反应物分子中化学键的断裂与生成物分子中化学键的形成. 这些旧键断裂和新键形成过程的热效应的 总结 初级经济法重点总结下载党员个人总结TXt高中句型全总结.doc高中句型全总结.doc理论力学知识点总结pdf 果, 则是反应热. 故通过键能可以估算反应热。 4-5化学反应的方向 1. 熵（S） （1）状态函数 熵—热力学上把描述体系混乱度的状态函数叫做熵。 S=klnΩ，Ω表示微观状态数，k=1.38×10-23J·K-1（Boltzmann常数） 微观状态数越多，表明体系状态的混乱度越大，熵值越大。对于可逆途径： ΔS=Qr/T，熵变为可逆途径的热温商。 （2）热力学第三定律和标准熵 在0K时任何完整晶体中的原子或分子只有一种排列形式，即只有唯一的微观状态，其熵值为零。称为热力学第三定律。 从熵值为零变化到p=100kpa和某温度T，这个过程的熵变值为物质在标准状态下的摩尔绝对熵值，简称标准熵Smθ。化学反应的标准摩尔熵变： ΔrSmθ=ΣνiSmθ（生成物）-ΣνiSmθ（反应物） （3）对过程熵变情况的估计 同一物质：S（气）＞S（液）＞S（固），温度越高熵值越大。 聚集态相同时，复杂分子比简单分子熵值大；结构相似的物质，相对分子质量大的熵值大。化学反应趋向于熵值的增加，即趋向于ΔrS＞0。 2.吉布斯自由能（G） （1）吉布斯自由能判据 -ΔG≥W非 G是体系所具有的在等温等压下做非体积功的能力。反应过程中G的减少量-ΔG是体系做非体积功的最大限度，当过程以可逆方式进行时，等式成立，W非最大。等温等压下不做非体积功的化学反应的判据为： ΔG＜0，反应以不可逆方式自发进行； ΔG=0，反应以可逆方式进行； ΔG＞0，反应不能进行。 等温等压下，体系的吉布斯自由能减小的方向是不做非体积功的化学反应进行的方向。 （2）标准生成吉布斯自由能 某温度下, 由处于标准态的各种元素的最稳定(指定)单质, 生成 1mol 某物质的自由能改变量, 叫做这种温度下该物质的标准摩尔生成吉布斯自由能, 简称生成自由能. 用ΔfGmθ 表示, 处于标准状态下的各元素的最稳定单质的 ΔfGmθ=0。则化学反应的标准摩尔反应自由能变化为： ΔrGmθ=ΣνiΔfGmθ（生成物）-ΣνiΔfGmθ（反应物） 吉布斯-亥姆霍兹方程：ΔrGmθ=ΔrHmθ-TΔrSmθ 热力学分解温度：T≥ΔrHmθ/ΔrSmθ，恒压下温度对反应自发性的影响： 种类 ΔH ΔS ΔG=ΔH-TΔS 讨论 1 - + - 在任何温度反应都能自发进行 2 + - + 在任何温度反应都不能自发进行 3 + + 低温+，高温- 反应只在高温下能自发进行 4 - - 低温-，高温+ 反应只在低温下能自发进行 第5章 化学平衡 学时 6 [教学基本要求] 掌握化学平衡的概念，理解平衡常数的意义；掌握有关化学平衡的计算；熟悉有关化学平衡移动原理及其应用。 [重点与难点] 重点：化学平衡常数 难点：有关化学平衡常数的计算 [教学内容] 5-1化学平衡状态 可逆反应和化学平衡，化学平衡的意义。 所谓化学平衡状态就是在可逆反应体系中，正反应和逆反应的速率相等时反应物和生成物的浓度不再随时间而改变的状态。 5-2平衡常数 1.经验（实验）平衡常数 对任一可逆反应：aA+bB=gG+hH 在一定温度下达到平衡时： Kc=[G]g[H]h/[A]a[B]b，对于气相反应：Kp=[pG]g[pH]h/[pA]a[pB]b 书写平衡常数表达式时，不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀溶液中的水的浓度写进去。多重平衡规则：反应方程式相加（减），则平衡常数相乘（除）。 2.转化率—平衡时已转化的反应物量占该反应物起始总量的百分比。 3.标准平衡常数（Kθ） 对