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. —－可編輯修改，可打印—— 別找了你想要的都有！ 精品教育資料 ——全冊教案，，試卷，教學課件，教學設(shè)計等一站式服務(wù)—— 全力滿足教學需求，真實規(guī)劃教學環(huán)節(jié) 最新全面教學資源，打造完美教學模式 無機化學教案 說明 一、課程教學的基本要求 本課程的教學環(huán)節(jié)包括課堂講授，學生自學，討論課、實驗、習題、答疑和期中、期末考試。通過本課程的學習使學生掌握物質(zhì)結(jié)構(gòu)、元素周期律、化學熱力學、化學平衡(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，訓練和培養(yǎng)學生科學思維能力和分析問題解決問題的能力，指導學生掌握正確的學習方法和初步的科學研究方法，幫助學生樹立辨證唯物主義觀點，為后繼課程的學習打下堅實的基礎(chǔ)。 二、教學方法、手段 主要運用啟發(fā)式教學方法，注重在教學中實踐“以學生為主體，以教師為主導”的素質(zhì)教育指導思想，充分運用多媒體教學、網(wǎng)絡(luò)教學等多元化、全方位的教學手段，努力提高教學質(zhì)量。 三、考核方式 本課程分兩學期講授,第一學期講授化學基礎(chǔ)理論,第二學期講授元素化學,每學期考核一次,考核成績由平時成績20%+期末考試(閉卷)成績80%組成。 四、學時分配（共計144學時） 教學內(nèi)容 講課學時 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：化學熱力學基礎(chǔ) 8 第5章：化學平衡 6 第6章：化學動力學基礎(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章：氮磷砷 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 復習 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 化學熱力學基礎(chǔ)………………………………………………… 23 第5章 化學平衡………………………………………………………… 30 第6章 化學動力學基礎(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 砷………………………………………………………… 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20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 學時 1 [教學基本要求] 介紹本課程的學習內(nèi)容、目的、任務(wù)和方法。 [重點與難點] 介紹本課程的學習內(nèi)容 [教學內(nèi)容] 一、化學研究對象 化學是研究物質(zhì)組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和變化的科學；無機化學研究的對象、發(fā)展和前景，化學研究內(nèi)容包括對化學物質(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、化學發(fā)展簡史 1、古代化學（17世紀中期）-實用和自然哲學時期（公元前后）、煉金術(shù)和煉丹時期（公元前后-公元1500年）、醫(yī)化學時期（公元1500年-1700年）、燃素學說時期（公元1700-1774年）。 2、近代化學（17世紀后期）-提出了質(zhì)量不滅定律、氧化理論、定比定律、倍比定律、當量定律、原子學說、分子學說、元素周期律等一系列理論。 3、現(xiàn)代化學（19世紀后期） 三、學習無機化學的方法。 第1章 原子結(jié)構(gòu)和元素周期律 學時 8 [教學基本要求] 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、電負性等概念，了解它們與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系；通過了解人類對原子結(jié)構(gòu)的認識歷史，培養(yǎng)科學的思維方法。 [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。 [教學內(nèi)容] 1-1原子 質(zhì)量守恒定律、當量定律、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）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 多核素元素 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： 某元素的各種天然同位素的分數(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，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Hα、Hβ、Hγ、Hδ在可見光區(qū)，J.J.巴耳末將它們的波長用經(jīng)驗公式表示。1890年J.R.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： ν= R（1/n12-1/n22） n2＞n1或 （波數(shù)）= 1/λ=RH（1/n12-1/n22） R或RH稱為里德堡常數(shù)，R＝3.289×1015s-1，RH =1.097×105cm-1。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＝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，… ??布拉開系(1922)n1＝4 ??n2＝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/2π （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。hν=E2-E1 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）電子的波粒二象性 λ=h/p=h/mv（德布羅意關(guān)系式） 2. 海森堡測不準原理Δx·Δp≥h/2π或Δx≥h/2πm·Δv 4. 氫原子結(jié)構(gòu)的量子力學模型 （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＜Enp＜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— 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—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，它們核間距的一半叫做原子的共價半徑。 （1）原子半徑 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。 范德華半徑-兩原子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、鑭系收縮、在同族中的變化。 2. 電離能—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—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)負離子時所放出的能量叫該元素的電子親合能。 4. 電負性—把原子在分子中吸引電子的能力叫做元素的電負性。 鮑林電負性 電負性 密立根電負性 χ=1/2（I+E） 阿萊-羅周電負性 χ=0.359Z﹡/r2 +0.744 5. 氧化態(tài)—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) 學時 8 [教學基本要求] 掌握離子鍵和共價鍵理論的基本內(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，共軛大π鍵。 [教學內(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 ①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。 ②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。 ③原子軌道最大重疊原理：鍵合原子間形成化學鍵時，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、。 2.共價鍵類型—σ鍵、π鍵、配位鍵。 2-3價層電子互斥模型（VSEPR） 1. VSEPR的基本要點 （1）在AXm型分子中，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。①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。②電子對之間的夾角越小排斥力越大。③不同電子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)=1/2[A原子價電子數(shù)+配位體X提供電子數(shù)（X氧化數(shù)×X原子個數(shù)m）+（-）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，要滿足化學鍵間最小排斥原理。鍵角越大化學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 sp sp2 sp3 dsp2 Sp3d Sp3d2 用于雜化的原子軌道數(shù) 2 3 4 4 5 6 雜化軌道的數(shù)目 2 3 4 4 5 6 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 平面三角形 四面體 平面正方形 三角雙錐形 八面體 成鍵能力 2-5共軛大π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)ψ來描述，ψ稱為分子軌道，ψ2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ψi都有一相應(yīng)的能量Ei和圖象，根據(jù)分子軌道的對稱性不同，可分為б軌道和π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—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—對稱性原則，最大重疊原則和能量近似原則 3.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=（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間成鍵的強度。 2.鍵能、鍵離解能、鍵離解焓。 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的平均值。而在標準氣壓和298K下，D（A-B）則為鍵離解焓。鍵能越大，化學鍵越牢固，含有該鍵的分子就越穩(wěn)定。 3.鍵角—分子中鍵和鍵之間的夾角叫做鍵角。 4.鍵長—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.鍵的極性與分子的極性 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 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 誘導力：誘導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—H…Y表示，X和Y代表F，O，N等電負性大，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) 學時 4 [教學基本要求] 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；掌握晶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。 [教學內(nèi)容] 3-1晶體 1.晶體的宏觀特征 晶體的本質(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?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α、β、γ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(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° 單斜 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. 晶胞原子的坐標與計數(shù) 原子坐標：通常用向量xa+yb+zc中的x，y，z組成的三組數(shù)來表達晶胞中原子的位置。原子坐標絕對值的取值區(qū)間為1 > | x(y, z) | ≥ 0。 原子坐標 平均每個晶胞中的原子個數(shù) 0, 0, 0 （晶胞頂點） 8×1/8=1 1/2, 1/2, 1/2（晶胞體心） 1 1/2, 0, 1/2 （晶胞面心） 2×1/2=1 1/2, 0, 0（晶胞棱邊中心） 4×1/4=1 4. 素晶胞與復晶胞 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； 復晶胞 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[原子坐標+(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。 3-3 14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作用力叫做金屬鍵。金屬鍵是一種遍布整個晶體的離域化學鍵。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 1 mol 金屬變成相互遠離的氣態(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。 例如 Na Al 原子化熱 108.4 kJ?mol－1 326.4 kJ?mol－1 m.p. 97.5 ℃ 660 ℃ b.p. 880 ℃ 1800 ℃ 3. 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： ①金屬原子單獨存在時的能級(1s、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。 ②按能帶填充電子的情況不同，可把能帶分為滿帶（價帶），空帶和導帶三類。 以 Li 為例， 1s2 2s1 2p0， 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，稱為導帶。2p 能帶中無電子，稱為空帶。 ③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 ①對金屬導電的解釋： 第一種情況：金屬具有部分充滿電子的能帶，即導帶，在外電場作用下，導帶中的電子受激，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，沿電場的負極移動，引起導電。 第二種情況：金屬的滿帶與空帶或滿帶與導帶之間沒有帶隙，是重疊的，電子受激從滿帶進入重疊著的空帶或者導帶，引起導電。 ②解釋導體、半導體和絕緣體以及其它性質(zhì)。 5.金屬晶體的特點—導電性、導熱性、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68.02% 。 （2）簡單立方堆積 金屬原子只占據(jù)立方晶胞的頂點位置，空間占有率52.36% ，是不穩(wěn)定的堆積方式。 （3）六方最密堆積 金屬原子是AB AB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)实谝粚拥?，3，5 位 (或?qū)?2，4，6 位)。第三層是將球?qū)实谝粚拥那?，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)实谝粚拥? 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 ABC ABC 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） 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—以正負離子核間距計算離子半徑（d=r1+r2） 離子半徑變化規(guī)律：① 同族元素相同電荷數(shù)的離子半徑自上而下依次增大；②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??；③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；④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Na+和Ca2+。 （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，故當離子靠近時，必然會使其它離子或原子的電子云發(fā)生形變，產(chǎn)生誘導電場。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①離子的電荷—電荷高極化力大；②離子的半徑—半徑小極化力大；③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①離子電荷—負離子電荷高變形性大，正離子電荷高變形性小；②離子的半徑—簡單離子半徑大變形性大，復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，故變形性小。 ClO4– < F – < NO3– < OH– < CN– < Cl– < Br – < I – ③離子的電子構(gòu)型—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 ①化學鍵—離子間相互極化的結(jié)果，使正負離子的電子云發(fā)生變形而導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Na2O、MgO、Al2O3、SiO2，隨電荷數(shù)增加，離子極化能力加強，到SiO2已由離子晶體過渡為共價型的原子晶體；而P2O5、SO3、Cl2O7則屬于分子晶體。 ②化合物的熔、沸點—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。 ③顏色—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、NiI2的顏色分別為黃褐色、棕色和黑色。ZnS、CdS、HgS顏色分別為白色、黃色和紅(黑)色。 ④溶解度降低—離子的相互極化導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。 ⑤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，從而降低配位數(shù)。如CdS，陰、陽離子半徑比為0.53，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、負離子，并通過靜電作用而形成的化學鍵就叫離子鍵。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性有關(guān)，用離子性百分數(shù)來表示鍵的離子性和共價性的相對大小。若兩原子電負性差值（ΧA-ΧB）＞1.7，則形成離子鍵；若ΧA-ΧB＜1.7，則形成共價鍵。 3. 晶格能 離子鍵的強度可用鍵能和晶格能表示。 （1）鍵能—指1 mol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。 NaCl ( g ) → Na ( g ) + Cl ( g ) Ei =450 kJ/mol （2）晶格能—指將1 mol 離子晶體里的正負離子完全氣化而遠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 ) → Na + ( g ) + Cl－ ( g ) U = 786 kJ/mol （3）影響晶格能的因素— ① 離子的電荷(晶體結(jié)構(gòu)類型相同時)，電荷越高，晶格能越大，例：U(NaCl)U(CaO)。 （4）晶格能對物質(zhì)性質(zhì)的影響 晶格能 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）晶格能計算—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；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 配位多面體類型 實例 0.225-0.414 4 ZnS型 面心立方 四面體 ZnS，ZnO，BeO，BeS，CuCl 0.414-0.732 6 NaCl型 面心立方 八面體 NaCl，KCl，NaBr，LiF，CaO，MgO，CaS，BaS 0.732-1 8 CsCl型 簡單立方 立方體 CsCl，CsBr，CsI，NH4Cl，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）導電性：在水溶液中或熔融態(tài)時能導電。 （3）熔點、沸點較高：正負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)時不導電，強極性的分子型晶體溶于水中能導電。 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。?? 通常情況下不導電。但硅、碳化硅等半導體，可有條件的導電。 第4章 化學熱力學基礎(chǔ) 學時 8 [教學基本要求] 掌握狀態(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)的熱力學函數(shù)表中查ΔfH0、ΔfG0和S0，并用于計算在標準狀態(tài)時反應(yīng)的焓變、自由能變和熵變；初步學會用自由能變化來判斷化學反應(yīng)的方向；理解化學反應(yīng)等溫式的含義，會應(yīng)用其求算ΔrG和平衡常數(shù)K；根據(jù)吉布斯－亥姆霍茲公式理解ΔG與ΔH及ΔS的關(guān)系，會判斷反應(yīng)方向并能分析溫度對化學反應(yīng)自發(fā)性的影響。 [重點與難點] 重點：熱力學第一定律和熱化學：焓、焓變、反應(yīng)熱、恒容和恒壓反應(yīng)熱；熱化學方程式，蓋斯定律及其應(yīng)用；吉布斯－亥姆霍茲公式：ΔG＝ΔH - TΔS公式，化學反應(yīng)等溫式。 難點：熱化學方程式，蓋斯定律及其應(yīng)用；熵、自由能；吉布斯－亥姆霍茲公式：ΔG＝ΔH - TΔS公式。 [教學內(nèi)容] 4-1化學熱力學研究對象 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)的量分數(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)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=3.14KPa·L·mol-1·K-1 2.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 = niRT （3）體積分數(shù) 　　　　　　　Vi/V總 稱為該組分氣體的體積分數(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與該組分氣體的摩爾分數(shù)之積. 5.相 6.熱力學溫度和熱力學標準態(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)歷了一個熱力學過程. 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的數(shù)值。W=PΔV 4-3熱力學第一定律 1.熱力學能（內(nèi)能）-體系內(nèi)一切能量的總和叫做體系的熱力學能（U）。 2.熱力學第一定律—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?ΔU 表示, 則有: ΔU = 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, 熱力學第一定律的實質(zhì)是能量守恒?！　? 4-4熱化學 把熱力學第一定律具體應(yīng)用于化學反應(yīng)中, 討論和計算化學反應(yīng)的熱量變化, 這門學科稱為熱化學。 1.化學反應(yīng)的熱效應(yīng) 當生成物的溫度恢復到反應(yīng)物的溫度時, 化學反應(yīng)中所吸收或放出的熱量, 稱為化學反應(yīng)熱效應(yīng), 簡稱反應(yīng)熱或反應(yīng)焓。 （1）恒容反應(yīng)熱—在恒容反應(yīng)中體系所吸收的熱量, 全部用來改變體系的內(nèi)能.即ΔU=Qv，用彈式量熱計測定Qv，Qv=ΔT（C1+C2） ΔT-溫度升高值，C1、C2-分別為水的熱容和裝置的熱容。 摩爾熱容 摩爾等壓熱容Cp，m（J·K-1·mol-1） 熱容 摩爾等容熱容Cv，m（J·K-1·mol-1） 比熱容：1kg物質(zhì)升高1K所吸收的熱量（J·K-1·kg-1） （2）恒壓反應(yīng)熱—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焓.即Qp=ΔU+PΔV=U2-U1+P2V2-P1V1=（U2+P2V2）-（U1+P1V1） 令H=U+PV，則Qp=ΔH （3）反應(yīng)進度 設(shè)有化學反應(yīng) νAA+νBB=νGG+νHH 式中ν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n0，反應(yīng)進行到t時刻，各物質(zhì)的量分別為n：則反應(yīng)進度ξ定義為： 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的關(guān)系 Qp=Qv+ΔnRT，ΔrHm=ΔrH/ξ，ΔrHm表示某反應(yīng)按所給定的反應(yīng)方程式進行1mol反應(yīng)（即ξ=1mol）時的焓變。 則ΔrHm=ΔrUm+ΔνRT，Δν（Δn）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）熱化學方程式—表示出反應(yīng)熱效應(yīng)的化學方程式叫做熱化學方程式。 書寫注意：注明反應(yīng)條件（如在298K和1.013×105Pa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)，可用分數(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 一個化學反應(yīng)若能分解成幾步來完成，總反應(yīng)的焓變ΔrH等于各步分反應(yīng)的焓變ΔrHi之和（或一個化學反應(yīng), 不論是一步完成, 還是分數(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, 由處于標準態(tài)的各種元素的指定單質(zhì), 生成標準態(tài)的 1 mol 某物質(zhì)時的熱效應(yīng), 叫做該物質(zhì)的標準摩爾生成熱。 簡稱標準生成熱(或生成熱)， 用符號ΔfHmθ表示。處于標準狀態(tài)下的各元素的最穩(wěn)定單質(zhì)的ΔfHmθ=0。 （2）標準狀態(tài)：固體或液體純相，其標準狀態(tài)是Xi=1（摩爾分數(shù)）；溶液中的物質(zhì)A，其標準狀態(tài)是mA=1mol·kg-1；氣相物質(zhì)，其標準狀態(tài)是pi=1.013×105Pa。 （3）標準生成熱的應(yīng)用 ΔrHmθ=ΣνiΔfHmθ（生成物）-ΣνiΔfHmθ（反應(yīng)物） 4. 燃燒熱 在1.013×105Pa?壓強下, 1mol物質(zhì)完全燃燒時的熱效應(yīng), 叫做該物質(zhì)的標準摩爾燃燒熱. 簡稱標準燃燒熱(或燃燒熱). 用符號ΔcHmθ 表示。對于燃燒熱終點的規(guī)定, 必須嚴格:C: CO2(g) H: H2O(l) S: SO2(g) N: NO2(g) Cl: HCl(aq) 應(yīng)用：ΔrHmθ=ΣνiΔcHmθ（反應(yīng)物）-ΣνiΔcHmθ（生成物） 5.從鍵能估算反應(yīng)熱 　 化學反應(yīng)的實質(zhì), 是反應(yīng)物分子中化學鍵的斷裂與生成物分子中化學鍵的形成. 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反應(yīng)熱。 4-5化學反應(yīng)的方向 1. 熵（S） （1）狀態(tài)函數(shù) 熵—熱力學上把描述體系混亂度的狀態(tài)函數(shù)叫做熵。 S=klnΩ，Ω表示微觀狀態(tài)數(shù)，k=1.38×10-23J·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： ΔS=Qr/T，熵變?yōu)榭赡嫱緩降臒釡厣獭? （2）熱力學第三定律和標準熵 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)，其熵值為零。稱為熱力學第三定律。 從熵值為零變化到p=100kpa和某溫度T，這個過程的熵變值為物質(zhì)在標準狀態(tài)下的摩爾絕對熵值，簡稱標準熵Smθ?；瘜W反應(yīng)的標準摩爾熵變： ΔrSmθ=ΣνiSmθ（生成物）-ΣνiSmθ（反應(yīng)物） （3）對過程熵變情況的估計 同一物質(zhì)：S（氣）＞S（液）＞S（固），溫度越高熵值越大。 聚集態(tài)相同時，復雜分子比簡單分子熵值大；結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量大的熵值大?；瘜W反應(yīng)趨向于熵值的增加，即趨向于ΔrS＞0。 2.吉布斯自由能（G） （1）吉布斯自由能判據(jù) -ΔG≥W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-ΔG是體系做非體積功的最大限度，當過程以可逆方式進行時，等式成立，W非最大。等溫等壓下不做非體積功的化學反應(yīng)的判據(jù)為： ΔG＜0，反應(yīng)以不可逆方式自發(fā)進行； ΔG=0，反應(yīng)以可逆方式進行； ΔG＞0，反應(yīng)不能進行。 等溫等壓下，體系的吉布斯自由能減小的方向是不做非體積功的化學反應(yīng)進行的方向。 （2）標準生成吉布斯自由能 某溫度下, 由處于標準態(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)的標準摩爾生成吉布斯自由能, 簡稱生成自由能. 用ΔfGmθ?表示, 處于標準狀態(tài)下的各元素的最穩(wěn)定單質(zhì)的 ΔfGmθ=0。則化學反應(yīng)的標準摩爾反應(yīng)自由能變化為： ΔrGmθ=ΣνiΔfGmθ（生成物）-ΣνiΔfGmθ（反應(yīng)物） 吉布斯-亥姆霍茲方程：ΔrGmθ=ΔrHmθ-TΔrSmθ 熱力學分解溫度：T≥ΔrHmθ/ΔrSmθ，恒壓下溫度對反應(yīng)自發(fā)性的影響： 種類 ΔH ΔS ΔG=ΔH-TΔS 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+，高溫- 反應(yīng)只在高溫下能自發(fā)進行 4 - - 低溫-，高溫+ 反應(yīng)只在低溫下能自發(fā)進行 第5章 化學平衡 學時 6 [教學基本要求] 掌握化學平