无机化学化学反应一般原理PPT课件

第一章化学反应一般原理化学反应所涉及的问题包括：⑴反应判据⑵反应限度⑶反应速度⑷反应机理⑴⑵属于化学热力学范畴；⑶⑷属于化学动力学范畴。本章主要从反应能量变化的研究开始，讨论反应的方向和限度，然后再考虑反应的快慢。仅涉及一些基本知识和思考的方法，重点在于实际应用。热力学简介它是研究能量转换过程中所遵循规律的一门学科。于19世纪中叶，蒸汽机的发明和应用，研究热和机械功之间的转换关系形成，后来研究范围推广到各种能量之间的相互转换中。特点：1、基础是两个经验定律；2、结论具有统计意义：是讨论大量质点的平均行为，不涉及物质的微观结构和过程机理。局限性：不能讨论过程如何进行和进行的快慢；结论不能说明过程进行的机理和快慢。热力学一些专门术语体系(系统)：研究对象。环境：与体系紧密联系的部分。体系分类：敞开体系、封闭体系和隔离(孤立)体系状态：体系不再随时间变化的情形（平衡态）状态函数：描述体系状态性质的函数（物理量）状态函数特征：状态一定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。热量：发生变化时，体系与环境之间因温差传递的能量形式。它与变化相关联。 规定 关于下班后关闭电源的规定党章中关于入党时间的规定公务员考核规定下载规定办法文件下载宁波关于闷顶的规定 ：体系从环境吸热为正。功：除热以外的其他能量传递形式。规定环境对体系做功为正。内能：体系内部能量总和——热力学能。热力学第一定律——能量守恒即：Q=△U－W能量最低原理与自然现象1-1自发过程一定条件下，无需外力作用能自动进行的过程。“自发”不含“快速”之意“非自发”不等于“不可能”第一节化学反应方向可逆反应在某条件下，反应方向如何判断？热效应焓变计算处理熵增原理自由能G最小原理能量最低原理计算1-2化学反应热效应，反应焓变1.反应热一定温度下，只对抗外压作膨胀功时，反应吸收或放出的热量。恒容反应热QV=△U恒压反应热QP=△H2.焓（H）——新物理量物质的又一种能量形式。H≡U+PV如何理解QP=△H恒温恒压下，反应物、产物各自有不同的焓。当反应物的焓比产物的焓高时，由反应物转变为产物，就要释放出那多余的部分(△H)，以热量的形式释放。△H=H产物－H反应物△H＞0QP＞0吸热△H＜0QP＜0放热HN2+3H2H△H2NH3说明：①、气体的标准态：P⊙=1.013×105②、溶液中溶质的标准态：标准压强下，溶质的浓度为1mol/L,即C⊙=1mol/L③、液体和固体的标准态：P⊙下的纯物质。6、反应热的计算①、原则——Hess定律[问题]能否通过较少的实验数据获得任意化学反应的热效应？[分析]反应A+BC+D△H⊙=H⊙产物-H⊙反应物绝对法难确定△H⊙，可用相对法解决②、标准生成焓——△fHm⊙定义：温度T、标态时，由指定单质生成1mol某物质（以化学式表示）的焓变。[说明]指定单质：多为元素的最稳定单质，状态亦指定。生成反应：指定单质反应生成1mol生成物的过程。[推论]：指定单质△fHm⊙=0△fHm⊙非绝对值熟悉元素的指定单质、物质的生成过程。H,Na,K,C,O,N,F,Cl,Br,I写出生成过程：CO2,MgO,KBr,NaI[问题]已知物质的△fHm⊙，如何计算反应的△H⊙？[设计]反应物产物②①各种指定单质[思路]过程Ⅰ由各指定单质直接生成产物；过程Ⅱ由各指定单质先生成反应物，然后反应物再转化为产物必有：过程Ⅰ热效应=过程Ⅱ热效应[公式]△H⊙=∑△fHm⊙产物-∑△fHm⊙反应物1-3标准态时反应的方向许多放热反应为自发过程：如：3Fe(s)+2O2(g)→Fe3O4(s)△H⊙=－1120KJ2H2+O2→2H2O(g)△H⊙=－483.6KJ但有些吸热过程也能自发进行：如：常温常压下H2CO3(aq)→H2O()+CO2(g)该反应△H⊙=+19.3KJ，但自发进行。[为什么]仔细考察这类过程有共同的特点：混乱程度增大。所以，体系的混乱度也对过程的方向有影响：有序到无序利于自发，反之不利于自发。1、熵——S表征体系组成微粒分布混乱程度的函数。S值越大，混乱度越大，有序性越差。规律：熵值Ⅰ、固体＜液体＜气体Ⅱ、混合物＞纯净物Ⅲ、S随温度升高增大热力学第三定律：各种纯化学物质的最完整晶体，在0K时熵值为零粒子的热运动完全停止，内部排列达到最有序程度。即S0K=0设：A0K→ATK△S=ST－S0=STST为绝对值，称绝对熵。2、标准熵定义：1mol纯物质在标准态时的熵值。ST⊙单位：J·mol-1·K-1[比较]△fH⊙与ST⊙①ST⊙为绝对值，△fH⊙为相对值；②指定单质△fH⊙=0，而ST⊙≠0。3、△S⊙计算与△H⊙计算原则、方法一样。△S⊙=∑S⊙产物－∑S⊙反应物[分析]：前述自发吸热过程都是△S⊙＞0故自发过程的方向受两大因素制约：△S⊙、△H⊙小结①△H⊙＜0，△S⊙＞0自发；②△H⊙＞0。△S⊙＜0，非自发。③△H⊙＜0，△S⊙＜0④△H⊙＞0。△S⊙＞0，[美]Gibbs提出：恒温恒压下，△H和△S可综合成一个新的函数变量，记为△G称Gibbs自由能变量。关系：△G=△H－T△S△G⊙=△H⊙－T△S⊙4、自由能G（又一新能量形式）意义不讨论。①最小自由能原理：恒温恒压下△G＜0自发；△G＞0非自发△G⊙＜0标态自发；△G⊙＞0标态非自发由关系△G⊙=△H⊙－T△S⊙假设△H⊙、△S⊙不随温度变化，可估计自发反应进行的温度范围。②△G⊙计算（与△H⊙相似）Ⅰ、由△fG⊙——标准生成自由能计算Ⅱ、由△G⊙=△H⊙－T△S⊙计算本节小结：介绍了化学热力学的初步知识，主要讨论了焓、熵、自由能等状态函数，其意义不深究，解决了反应方向的判据。重点在于应用：Ⅰ、△G⊙、△H⊙、△S⊙计算Ⅱ、用△G⊙判断自发反应方向。例1：据美国《化学及工程新闻》报道，在常温常压下，利用某种催化剂由水与氮气反应制取氨。设想可能是下列反应吗？2N2(g)+6H2O(l)==4NH3(g)+3O2(g)△fHm⊙0－286－460ST⊙19170192205例2：能否用下列反应合成酒精？4CO2(g)+6H2O(l)==2C2H5OH(l)+7O2(g)△fHm⊙－393－286－2780ST⊙21470161205第二节反应限度化学平衡反应方向确定后，反应进行到什么程度才停止呢？2-1反应限度的判据1、能量判据[分析]恒温恒压下，根据最小自由能原理，反应之所以自发进行，是因为△G＜0。随着反应进行，必有∑G产增大，∑G反降低。故有△G→0趋势。当△G=0时，反应失去推动力，宏观上反应“不再进行”，即自发反应进行到△G=0而“停止”。反应限度的能量判据：△G=0[比较]高中知识对可逆反应，最终有∨正=∨逆，正反应单位时间内消耗的反应物必然为逆反应所补偿，宏观上各组分的量不再随时间而变，达到化学平衡。∨正=∨逆为反应限度的质量判据。2、化学平衡——反应的限度恒温恒压下，反应达到∨正=∨逆或△G=0时的状态化学平衡建立的条件：恒温恒压，∨正=∨逆△G=0平衡建立的标志：各组分的数量不再随时间而变。化学平衡的特征（定性）：①动态平衡。②是恒温恒压封闭体系中可逆反应进行的最大限度或最终状态。[问题]化学平衡的定量特征,平衡组成之间的关系？3、化学平衡定律①活度商（反应商）Qi反应aA+bBcC+dD②Van’tHoff恒温方程式：△G=△Go+RTlnQi平衡时，△G=0△Go=-RTln(Qi)平[分析]该式将反应的标准自由能变与平衡时各物质的组成关系联系起来了。式中，R,T,△Go均为常数，(Qi)平必为常数。写为Ko③平衡常数——质量作用定律一定温度下，反应达到平衡，产物浓度以反应方程式计量系数为乘幂的乘积与反应物浓度以计量系数为乘幂的乘积之比为常数。一定温度下，每个平衡反应都有它自己特征的平衡常数，这是化学平衡的定量特征。④Ko的性质、意义：性质：它仅为温度的函数，与浓度无关，不随平衡组成而变，与达到平衡的途径无关。意义：反应了平衡混合物中产物所占的相对比例，它很好的反映出反应进行的程度。表明了一定温度下反应平衡的条件：Q=Ko平衡Q＞Ko反应自右向左进行Q＜Ko反应自左向右进行Ko与Q异同：都对应相同的反应式，但Q为任意态下的值，ko为平衡时的值。⑤平衡常数的表示法及书写规则思考：“合成氨反应在500℃时的平衡常数为0.0001”说法。2-2多重平衡规则——K的组合一定温度下，若反应可表示为多个分反应之和或差，则该反应平衡常数等于各分反应平衡常数之积或商。即平衡常数与达到平衡的途径无关。[分析]∵△Go=-RTlnKo若：总反应=反应1+反应2△Go总=△Go1+△Go2－RTlnKo=－RTlnKo1－RTlnKo2∴KO=KO1×KO2[注]各反应必须是同一温度，各物质集聚状态相同才能组合。2-3应用——平衡计算[内容]ko的确定及平衡组成的有关计算1、K的确定Ⅰ.根据△Go=-RTlnKoⅡ.多重平衡规则Ⅲ.实验测定2、计算平衡组成平衡转化率：简称转化率平衡时已转化的某反应物的量与转化前该物质的量之比。还有离解率、分解率之说它也反映了反应进行的程度例：已知反应CO2(g)+H2(g)==CO(g)+H2O(g)T=1473K时Kc=2.3，求：①当CO2、H2起始浓度均为0.01mol/L②当CO2起始浓度为0.01mol/L，H2起始浓度为0.02mol/L两种情况下。CO2的转化率。[小结]：K和转化率都可表示反应进行的程度，但转化率与反应物起始浓度和反应温度有关，K而仅为温度的函数注意解题步骤。补充题：已知水煤气反应在1000K时K0=1.0，若密闭反应罐中通入1.013×105Pa水汽与足量的红炭反应。求平衡时各气体的压力和水汽的转化率。2-4平衡移动化学平衡为动态平衡，当改变平衡条件，使△G≠0，平衡被破坏。平衡移动：反应从旧平衡点转变到新平衡点的过程浓度、压力、温度等因素都可使平衡发生移动。[分析]：△G=△Go+RTlnQi且△Go=－RTlnK=－RTlnk+RTlnQi=RTln(Qi／K)[讨论]①恒温下当Qi＜K△G＜0正向移动至Qi*＝KQi＝K△G=0，平衡不移动Qi＞K△G＞0，逆向移动至Qi#＝K②仅改变温度，旧平衡T1Qi＝K1改变温度至T2Qi≠K2平衡被破坏移动至Qi*＝K2关键是K如何改变1、浓度的影响[定量计算]例CO+H2O==CO2+H2T＝1073K,密闭容器中2molCO和H2O混合，平衡时CO转化率为50%。若再加入3molH2O，问平衡能否维持？新平衡时CO的转化率为多少？[实际应用]利用廉价原料或不断移走产物，以提高某反应物的转化率。2、压力的影响[定性]改变压力，可导致体积的变化，而影响化学平衡。较复杂。①对无气体参与的固液反应体系，几乎无影响②对有气体参加的反应压力的变化，可能有影响。[分析]反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)平衡时∵PV=nRT仅改变体积P∝V-1若改变体积为原来的m倍，则P’=P×m-1改变体积为原来的m倍，则总压及各物质均为旧平衡的m-1倍。则：Qp=Kp×(1/m)(c+d－a－b)令△n=c+d－a－b=Kp×(1/m)△n[讨论]若△n=0反应前后气体分子数无变化，改变体积Qp=Kp不影响平衡。若△n≠0当△n＞00＜m＜1即总压增大，Qp＞Kp逆向移动m＞1即总压减小，Qp＜Kp正向移动当△n＜00＜m＜1即总压增大，Qp＜Kp正向移动m＞1即总压减小，Qp＞Kp逆向移动3、温度的影响K是温度的函数，改变温度，K变，平衡被破坏。[分析]∵△Go=－RTlnK△Go=△Ho－T△So若忽略温度对△Ho和△So的影响处理：lnK＝△So／R－△Ho／RT讨论：4、催化剂对化学平衡的影响[结论]催化剂只改变反应速度，对已达到平衡的反应，加入催化剂，同等程度改变正逆反应速度，故对平衡无影响。即催化剂不能改变平衡状态。[总结]Le.Chatelier原理改变影响平衡的某一因素，平衡就沿着减弱这种影响的方向移动，直至新平衡。第三节化学反应速度计算常温反应2H2+O22H2O(l)的平衡常数。[思考]该条件实际反应情况与反应趋势。[说明]反应速度与热力学之间没有直接的联系。3-1反应速度的表示1、定义：一定条件下，反应物转变为产物的快慢。2、表示：单位时间某物质的浓度变化。注意：①可用不同物质的浓度变化表示反应速度；②其数值不一定相等，但意义相同，有关系③单位：mol/L·s对大多数反应，物质浓度随时间的变化不是呈线性关系故有平均速度和瞬时速度之分3、速度测定①平均速度②瞬时速度：实验测定物质浓度随时间变化的数据，处理曲线某点切线的斜率。[问题]为什么反应速度千差万别？3-2速度理论简介——碰撞理论要点：①反应进行的先决条件：分子相互碰撞；②有效碰撞：发生反应的碰撞；③活化分子：发生有效碰撞的分子，它比一般分子的能量高。一定条件下，分子能量分布一定。④活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子的平均能量之差。(Ea)意义：由反应物转变为产物所要逾越的“能量障碍”。活化能越大，反应逾越的能量障碍越大，反应速度越小。如反应N2+3H22NH3△Ho=－92.38KJ/mol△Go=－33.28KJ/molEa=326KJ/mol所要逾越的“能量障碍”很大。常温常压自发，但Ea高，活化分子数少，速度极小。Ea△HA+BC+D活化分子平均能量反应进程根据碰撞理论讨论：增大反应速度措施①增大单位时间内分子碰撞总数；②增大碰撞总数中有效碰撞的百分数。3-3影响反应速度的外部因素浓度、压强、温度、催化剂一、浓度（压强）的影响①定性分析：浓度（压强）增大，单位时间内分子碰撞总数增多，有效碰撞增加，速度增大；②定量处理速率方程式：反应物浓度与反应速度的数学关系式。反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)V∝CAαCBβ=kCAαCBβ[说明]k为比例常数，称速率常数α、β为反应分级数，α+β为反应总级数反应级数：反映了浓度（压力）对速度的影响程度。③速率常数的意义和性质[分析]当反应物浓度均为单位1时V=kⅠ、一定温度下，k值只取决于反应本性，不同反应k不同，k反映V的内因。Ⅱ、k值不随浓度、压力而变，与温度、催化剂有关Ⅲ、k单位与反应级数有关。[强调]反应级数与反应计量系数并非一回事，不一定相符合。反应级数是实验值，可为整数、分数、小数。所以对一般反应，级数不能直接从计量系数导出。要深入了解浓度对反应速度的影响，必须涉及反应经历的具体历程。（本课程不讨论）二、温度的影响升高温度，加速反应，早就被人所知。[定性分析]浓度不变，分子总数不变，温度升高，部分分子获得能量，变成活化分子，即活化分子百分数增加，有效碰撞增加，反应速度加快。[定量]Arrhenuis公式：k=Aе-(Ea/RT)或nk=nA－(Ea/RT)A——常数，称频率因子或指前因子Ea——实验活化能R——气体常数表明：k与T呈指数变化关系，T微小的变化，k就有较大变化。计算时注意单位换算。[思考]对不同反应，k随温度的变化规律。三、催化剂的影响[概念]改变反应速度，自身在反应前后的质量和化学组成不变的组分。正、负催化剂；酶、触媒、防老剂等。催化剂对V的有效影响是浓度、温度无法比拟的。[研究表明]催化剂通过改变反应途径，改变反应活化能实现对反应速度的影响，它参与了反应。Ea△HA+BC+K活化分子平均能量反应进程AK+B+K[催化剂特性]⑴选择性；⑵不能起动反应，不能使非自发反应发生⑶不能改变反应的平衡常数本章总结解决了化学反应所涉及的问题：⑴反应判据⑵反应限度⑶反应速度⑷反应机理线索（思路）反应原理综合应用（选讲）[实例分析]水煤气变换条件分析CO(g)+H2O(g)→CO2(g)+H2(g)反应条件：投料比：CO:H2O=1:5~8；总压：5~7×105Pa；温度：多段处理（高温变换，低温出料）[方法]1、方向判断及反应自发进行的温度范围确定；2、改变转化率的条件确定；3、改变反应速度的条件确定；4、其他考虑的因素。CO(g)+H2O(g)→CO2(g)+H2(g)⑴反应有关的热力学数据：△H⊙=－41KJ△S⊙=－42.4J·K-1△G⊙=－28.5KJ常温常压反应自发。⑵自发反应温度范围T＜△H⊙/△S⊙≈700℃⑶从平衡移动角度分析K随温度升高而减小，即CO平衡转化率降低（△H⊙＜0）；增加水汽量可提高CO转化率；△n=0，改变压力对平衡无影响。⑷从反应速度角度考虑温度升高，速度增大，常温该反应速度小；总压增加，速度增大，可加速达到平衡；催化剂使用，提高反应速度；增加水汽量可提高反应速度。综合反应条件：解决冲突，考虑经济核算及操作控制。投料比：CO:H2O=1:5~8，过多水汽温度难控制。*总压：5~7×105Pa温度：多段变换处理。高温变换，低温出料：高温提高速度，迅速建立平衡，然后降温平衡移动提高转化率。第三章氧化还原反应[引言]什么是氧化还原反应？第一节基本概念[认识过程]氧化——结合氧的过程还原——失去氧的过程氧化——失去电子过程还原——得电子的过程[问题]如何认识反应：H2+Cl22HCl一、氧化数（态、值）1、定义：元素的一个原子在纯化学物种中的特定形式电荷数。特定性——“特定形式电荷数”服从下列规则⑴纯化学物种的实际电荷数等于其组成元素的氧化数之和⑵一般情况下，元素在化合状态中的氧化数规定不为零，处于周期表左下方元素的氧化数为+，右上方的为－；⑶化合状态，F为－1；大多数含氧化合物中O为－2，H除金属氢化物外，为+1；⑷元素在分子间化合物中的氧化态与其在对应小分子中的一样。[注]①上述为计算元素氧化数的原则；规定将正负号置于数的前面。②氧化态亦简称价态，但它与化合价概念不同。二、氧化还原反应——对立的统一体定义：某些元素的氧化数发生改变的反应。氧化——氧化数升高的过程还原——氧化数降低的过程[注]氧化剂、还原剂、氧化、还原、被氧化、被还原、氧化数变化、电子得失等概念及关系。三、氧化还原反应方程式配平（自学）原则：质量守恒、电量守恒。(氧化数法和离子电子法)[规律]——介质产物的一般规律酸中出水，碱中出水，水中出酸或碱反应物多氧——酸性加H+→H2O碱性加H2O→OH-反应物少氧——酸性加H2O→H+碱性加OH-→H2O第二节电极电势（位）[引言]引起氧化数变化的原因是什么？一、氧化还原电对一个氧化还原反应包含氧化、还原两过程，故拆分为两半反应。例Zn+Cu2+Zn2++Cu氧化反应：ZnZn2++2e还原反应：Cu2++2eCu每个半反应表明了某元素高低不同氧化态之间的转化关系[氧化型]+ne[还原型]正向为还原，逆向为氧化，它们彼此依存，相互转化，关系与共轭酸碱对一样。称为氧化还原电对（电对）。电对符号：[氧化型]／[还原型][小结]每个氧化还原反应至少有两个电对，分别称为氧化剂电对和还原剂电对。氧化剂——氧化剂电对的氧化型充当还原剂——还原剂电对的还原型充当二、氧化还原反应与原电池反应：Zn+H2SO4(稀)ZnSO4+H2用三种装置实现上述反应H2SO4(a)H2SO4(b)H2SO4(c)1.原电池：借助自发反应直接提供电能的装置。例：Zn+Cu2+Zn2++Cu组成的Daniel电池原则上一个自发的氧化还原反应都可通过适当的方式获得电能。原电池：正极——得到电子流的极负极——提供电子流的极2.组成原电池的条件①自发反应——△G＜0②氧化和还原反应分别在两处进行；③两极的电解质溶液必须沟通。3.原电池的表示——电池符号书写规则①还原剂电对写在左边，构成负极半电池；②“|或•”表示分界面，“‖”表示盐桥；③应注明溶质的浓度、气体的分压；④当电对中无固体电导体时，加惰性材料作电导体。例：Daniel电池符号Volta电池符号[小结]①原电池由正负两个半电池组成，分别由电池反应的两个电对构成。②负极半电池提供电子流，由电池反应中的还原剂电对充当。③电池反应中的氧化剂在正极。三、电极电势及其测定电极电势——电极的电位，是体系的性质之一，为状态函数，其绝对值难测定。1、比较的基准——标准氢电极电极符号：Pt|H2(P)•H+(1M)规定：298K标准氢电极的电位为零2、标准电极电势将标准氢电极固定作为负极半电池，其他电极（标态）作正极，构成原电池。则：ε=(+)－(－)=(+)例：测Zn2+／Zn的电池：(－)Pt|H2(P)•H+(1M)‖Zn2+(1M)|Zn(+)[注]①有酸表和碱表之分(A、B)②又称还原电位；③值与电极写法无关；④仅适用于水溶液。四、电极电势的意义和应用为还原电位，即发生还原反应，故其电位的代数值越大，该电对中氧化型的氧化能力越强。1.意义：表征了电对中氧化型的氧化能力和还原型的还原能力。2.应用：①氧化、还原能力的判断金属活动顺序表。②判断氧化还原反应自发进行的方向。ε＞0ε=(+)－(－)[强氧化型]1+[强还原型]2[弱氧化型]2+[弱还原型]1“对角线方向相互反应”规则（自己思考）例：在含Cl－、Br－、I－混合液中，选用何种氧化剂只氧化I－为I2③判断反应产物；[前提]不考虑反应速度，水溶液中，标准态。④反应限度[问题]电池电动势与热力学的自由能变有何联系？∵△G=Wf(有用功)若只作电功，则-Wf=C×ε=nFε∴－△G=nFε△G=－nFε标态下，△G=－nFε又∵△G=－RTnK∴－RTnK=－nFε由ε可计算K例：借助确定AgCl的KspAgCl(s）Ag++Cl-第三节影响电极电势的因素[讨论]实验室制取氯气反应MnO2+Cl2[说明]要受到外界因素的影响(仅讨论浓度、压力)一、能斯特方程式半反应：Fe3++eFe2+∵－△G=△G+RTnQ=△G+RTn([Fe2+]／[Fe3+])又∵△G=－nFε，△G=－nFε这里ε=ε=∴－nF=－nF+RTn([Fe2+]／[Fe3+])=+(RT／nF)n([Fe3+]／[Fe2+])=+(RT／nF)n([氧化型]／[还原型])[注]①Nerst方程式应用的温度恒定；一般为298K②式中的氧化型和还原型为参与电极反应的所有物种二、应用1.氧化剂、还原剂浓度对的影响[定性分析]例：已知Cu+／Cu的=0.52v，KspCuCl=10-6;求：CuCl／Cu的2.酸度对的影响对有H+、OH-参与的电极反应，溶液酸度的变化对有影响。PH——电势图：将恒温恒浓下，PH与的关系作图。纵坐标为，横坐标为PH，其关系必为一条直线，截距为，斜率为-A×0.05915／nA为H+的计量系数[分析]线上方为氧化型的优势区，线下方为还原型优势区，线上为平衡状态。（不要求）[应用]预测物质在水中的稳定区域（不要求）3.元素电势图若元素有多种氧化态，则可组成多个电对，将各电对的关系以图表方式表示，称元素电势图。规定：按氧化数从高低顺序排列。如：氯元素A[分析]元素电势图中物种左边的数值表征其还原能力，右边数值表征其氧化能力。应用：①判断某物质能否发生岐化反应原则：左<右该物质发生岐化反应（标态）②计算某电对的例：计算氯元素电势图中ClO3—／Cl2电对的第四章原子结构[引言]化学变化是分子间原子的重新组合。要深入理解化学反应的实质，掌握元素及其化合物的性质，就必须了解原子的结构。[方法]轻因重果，为我所用。第一节原子结构的复杂性一、星式原子模型1897年发现电子；1911年Rutherford根据α离子散射实验结果，提出星式原子模型；[评述]奠定了正确认识原子结构的基础；但根据电磁学：原子将毁灭，所产生的光谱应为连续光谱。光谱：光通过分光镜后形成的色带（谱线）。连续光谱：色带无明显的分界线，为连续波长光。线状光谱：谱线是分立的，有明显的分界。二、近代原子模型——玻尔理论1、氢光谱在可见光区有四条分立谱线；λ=b×[n2／(n2－4)]ν=R(1／n12－1／n22)碱金属原子的光谱也有类似规律。2、Bohr理论要点：①电子在符合量子化条件的轨道上绕核运动，这些轨道称为稳定轨道，电子在稳定轨道上运动不释放能量；②轨道离核越远，能量越大；关系式：E=－2.179×1018／n2基态：电子尽可能处于能量最低轨道的状态；激发态：获得能量，电子跃迁到能量高轨道的状态。③脱离供给能量体系，激发态不稳定，电子将从高能级回到较低能级，以光子形式放出能量。光子学说：△E=hν对氢光谱及原子结构的解释。[简评]是结构理论的重大突破，但对原子结构复杂性仍认识不够。三、电子的波粒二象性波动性：表征：波长、频率、衍射干涉等；粒子性：速度、质量、动量等。光子学说启发，法国deBroglie设想电子具有波动性。很快被电子衍射实验所证实。可见，高速运动的电子，在原子中的运动规律必然与宏观物体不同。测不准原理——Heisenberg△X·△P≥h／2π第二节核外电子状态的描述一、原子轨道Schrödinger方程[说明]①方程的解Ψ非具体数值，而是一函数关系；②有很多数学解Ψ；③须同时引入三个限制条件，即三个量子数，Ψ才具有确定的物理意义；换句话说，一组量子数确定后，对应唯一解Ψ和相应的能量确定，该电子的运动状态确定。1、原子轨道与波函数每个特定解Ψnm表示电子运动的一稳定状态，借用“轨道”名称，称Ψ为原子轨道。2、量子数n、、m——限制条件①取值规则（制约关系）n：自然数；：≤n-1，即0，+1，+2…n-1；m：|m|≤，即0，±1，±2…±。②n——主量子数意义：表示电子离核的远近（统计意义）；是决定电子能量的主要因素，常将n决定的能量状态称为电子层(主层）。③——角量子数意义：确定原子轨道的形状，在多电子原子中是决定电子能量的次要部分。称为电子亚层或能级。能量关系：单电子体系：仅由n决定；多电子体系：由n和共同决定。④m——磁量子数意义：决定原子轨道在空间的伸展方向，不影响电子能量。s原子轨道伸展方向[说明]Ⅰ、简并轨道——能量相同的轨道；Ⅱ、m有几个值，就有几个轨道。二、电子云——统计观点形象说明原子轨道。1、几率：电子在空间出现的机会；2、几率密度：电子在空间单位体积出现的机会。根据电子衍射现象，几率密度等于|Ψ|2。3、电子云：用小黑点的疏密表示空间各处电子几率密度大小，得到的图形。三、自旋量子数ms意义：表征电子的自旋情况，取值±1/2[小结]电子的运动状态需用一套四个量子数来描述，缺一不可，即四个量子数确定后，电子在核外空间的运动状态就确定了。四、电子运动的可能状态数[分析]第三节核外电子排布和原子结构周期性[前提]基态原子一、排布原理1.能量最低原理；2.Pauli不相容原理:原子中每个电子的一套量子数不允许完全相同。3.其他规则（后述）二、能级顺序——近似能级图1、能级交错现象；徐光宪先生n+0.7规则。2、能级组：能量相近的能级划分为一组；3、近似能级图——电子填充顺序三、电子排布原子序数=核电荷数=核外电子数电子排布式、轨道式1、Hund规则：电子将尽可能多分占不同的简并轨道，且自旋平行。2、Hund规则特例：[例外]Nb、Ru、Rh、W、Pt简并轨道全充满,半充满,全空,能量相对较低,较稳定。“原子实”——希有气体结构；“价电子构型”四、电子排布周期性——周期表[分析]1、能级组与周期：周期是根据最高能级组确定的。周期数=最高能级组数=该周期元素原子最外电子层的主量子数2、元素分区、族数与电子构型：主族元素：族数=最外电子层电子数副族元素：ⅠB、ⅡB=最外电子层电子数ⅢB~Ⅷ=nS电子数+(n-1)d电子数3、规律：①各周期元素的数目②元素原子的最外电子层电子数≤8③元素原子的次外电子层电子数≤18[应用]例：价电子构型为3S23P4，确定其位置及名称。Z=26，何元素？位置及名称。结构为[Ar]3d104S24P2，何元素及位置。五、元素某些性质周期性变化规律元素周期律——电子排布周期性变化的必然结果1、原子半径（统计意义)影响因素：①n，②Z，③电子间斥力规律：①同族②同周期2、电离能Ⅰ定义：气态原子失去电子变为气态阳离子时所需的能量它反映了原子失电子的难易程度。影响因素：核电荷数、原子半径、电子间斥力和结构稳定性。变化规律：①同元素原子Ⅰ1＜Ⅰ2＜Ⅰ3②同族元素主族：从上到下减小；副族：从上到下增大。③同周期：起伏变化。3、电子亲和能Y定义：气态原子获得电子变为气态阴离子时的能量变化衡量元素原子获得电子的难易程度。影响因素：核电荷数、原子半径、电子间斥力和结构稳定性。变化规律：①多数情况下，Y1为负值，Y2、Y3为正值；②数据远不如电离能完整。总趋势：同周期，从左到右Y1负值增；同族，从上到下Y1负值减。③但第二周期与第三周期同族元素Y1异常。|YCl|＞|YF||YS|＞|YO|3、电负性X综合考虑Ⅰ和Y，表征元素原子在化合物中吸引电子的本领。规律：①同周期，从左到右X值增；②同族，从上到下X值减（主族）。③金属元素多在2.0以下，铯（钫）最小，氟最大。