无机化学化学反应一般原理共72页
无机与分析化学第一篇化学反应原理第一章气体PPT课件
目录
• 引言 • 气体基础知识 • 气体反应原理 • 气体分析方法 • 总结与展望
01 引言
课程简介
01
无机与分析化学是化学学科的一 个重要分支，主要研究无机物的 组成、结构、性质以及分析方法 等。
02
该课程是化学专业学生的必修课 程之一，对于培养学生的化学素 养和实验技能具有重要意义。
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氧化还原反应
O2(g) + 4H+(g) + 4e- → 2H2O(g)，是一个电子转移的反应， 涉及氧化剂和还原剂的参与。
04 气体分析方法
气体分析的基本方法
吸收光谱法
利用气体对特定波长的光的吸 收特性进行测量，如红外光谱
法、紫外光谱法等。
色谱法
利用气体在固定相和流动相之间 的分配平衡进行分离和测量，如 气相色谱法、液相色谱法等。
本章重点回顾
气体定律
理想气体定律、道尔顿分压定律、阿累尼乌 斯定律和范德华方程。
气体的相变
气体的液化、蒸发和凝华过程，以及相变过 程中的热力学性质。
气体混合物
混合气体的组成、分压和总压的计算，以及 气体混合物的性质。
气体在溶液中的溶解
气体在溶液中的溶解度、溶解平衡和亨利定 律。
下一步学习计划
学习化学反应动力学
结果的准确性。
数据处理
对测量得到的数据进行适当的 处理和分析，提取有用的信息
。
气体分析的应用实例
环境监测
监测大气中的污染物浓度，如二 氧化硫、一氧化碳等。
工业过程控制
控制工业生产过程中的气体成分， 如控制燃烧过程、发酵过程等。
无机化学反应机理总结
实例： 甲烷的氯化
卤化反应 分子中的原子或基团被卤原子取代的 反应称为卤化反应。若卤原子为氯原子， 则该卤化反应称为氯化反应。
CH4 + Cl2
hv
CH3Cl + HCl
反应机理
链引发 链增长
链终止
hv Cl2
CH4 + Cl
2Cl
CH3 + HCl
H= 7. 5kJ/mol Ea=16.7 kJ/mol
双分子反应一 步活化能较高
O
H+
CH3C-OH
+OH CH3C-OH HOC2H5
按加成--消除机理进行 反应，是酰氧键断裂
加成
OH
CH3-C-OH
HO +
C2H5
质子转移
四面体正离子
OH
+
CH3-C-OH2
OC2H5
-H2O 消除
+OH
-H+
CH3C-OC2H5
O CH3C-OC2H5
*2 碳正离子机理
CH3 + Cl2
CH3Cl + Cl
H= -112. 9 kJ/mol Ea=8. 3 kJ/mol
Cl + Cl
Cl2
CH3 + CH3
H3CCH3
Cl + CH3
H3CCl
2 饱和碳原子上的亲核取代反应
化合物分子中的原子或原子团被亲核试剂取代的反应称为亲 核取代反应。用SN表示。在反应中，受试剂进攻的对象称为底物； 亲核的进攻试剂称为亲核试剂；在反应中离开的基团称为离去基 团；与离去基团相连的碳原子称为中心碳原子；生成物称为产物。 在上述反应中，若受进攻的对象是饱和碳原子，则称此类反应为 饱和碳原子上的亲核取代反应。
无机化学反应基本原理
新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2?8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
无机化学-化学反应的一般原理
ST⊙
214
70
161
205
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
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= -RTlnKo Ⅱ.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/L ② 当 CO2 起 始 浓 度 为 0 . 0 1 mol/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。
无机化学简明教程第2章 化学反应基本原理
无机化学
19
参考状态单质：一般是 T , p p 时最稳定的状态
如：H2(g)，O2(g)，石墨，白磷P4(s,白)
f H m (参考态单质 相态,T ) 0 f Hm (H , aq,T ) 0 , 各种物质的 f H m 多数小于零。 p.228 0 (参考态单质 相态,T ) ,
+Q
2)、分类
环境 Q
pex V2 V1 pex V
-W
体 系
-Q +W
环境 W
12
无机化学
二、热力学能
热力学能(U): 在不考虑系统的整体动能和势能的 情况下，系统内所有微观粒子的全 部能量之和(内能)。 无法测定热力学能的绝对值，只能确定其变化量。 U是状态函数： U U U1 U U U 2 U1 2 U1 U 2
3.0
1
2
n1 N 2 (2.0 3.0)mol 1 1.0mol N 2 1 n1 H 2 (7.0 10.0)mol 1 1.0mol H 2 3 无机化学
9
n1 H 2 (7.01H 2. )mol0 10.0)mol n 10 0 (7. 1 1.0mol 1.0mol 1 H 2 3 H 3 2 n1 NH3 2.0NH) mol( 2.0 0) mol ( n1 0 3 1 1 1.0mol 1.0mol NH3 2 NH3 2
r H(3) Δr H(1) Δr H(2) 110.53kJ mol1 m m m
无机化学
24
解法二：
C(s) O 2 (g)CO 2 (g)
无机及分析化学：2 第二章 化学反应的一般原理
体积功：W Fex l pex A l
pex V2 V1
pex V1
pex V
l
非体积功 （电功，表面功）功不是状态函数
2.1.6 热力学能与热力学第一定律
热力学能(U)： 体系内所有微观粒子的全部能量之和，
U是状态函数，热力学能变化只与始态、 终态有关，与变化途径无关。至今尚无法
2.2.1化学反应热效应
化学反应时，如果 体系不做非体积功，当 反应终了的温度恢复到 反应前的温度时，体系 所吸收或放出的热量称 为该反应的反应热。
1 . 恒容反应热QV
§2.2 热化学
化学反应热效应 盖斯定律 反应焓变的计算
您可知道 您每天活动所需的热能哪里来?
过量的体脂肪的确可能增加心脏病、糖尿病和其他 疾病发作的危险。但脂肪是人体的主要能量贮存系统。
在人体运动过程中, 脂肪发生水解生成一组叫做脂 肪酸的化合物, 后者再通过一系列复杂反应转化为二氧 化碳和水, 肌肉运动正是由该过程释放的能量驱动的。
(7.0 10.0)mol 3
1.0mol
x1
n1NH 3 NH 3
(2.0 0)mol 2
1.0mol
x2 1.5mol
结论 1
对同一化学反应方程式，反应进度ξ
的值与选用反应式中何种物质的量的变 化进行计算无关。
Question 2
1 2
N2
g
3 2
H2
g
NH3
g
t 0 3.0 10.0
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
x = nB / B = 1.0mol
1/2N2(g) + 3/2H2(g) = NH3(g)
无机化学反应一般原理
第5讲 无机化学反应一般原理初中化学所涉及的元素化合物知识主要包括以O 2、H 2、C 、S 、P 等为代表的非金属单质，以Fe 、Cu 、Na 为代表的金属单质，以CO 、CO 2等为代表的非金属氧化物，以Fe 2O 3、CuO 等为代表的金属氧化物，以H 2SO 4、HNO 3、HCl 为代表的酸，以NaOH 、Ca(OH)2为代表的碱，以NaCl 、CuSO 4、Na 2CO 3、CaCO 3为代表的盐。
这些物质之间的相互转化关系可用下图描述。
在初中化学中，通常把常见无机物分成单质、氧化物、酸、碱和盐等五大类。
从结构和性质角度来分析，把无机物分成以下几类可能更合理些：①金属(包括游离的金属单质和合金)，②非金属(非金属单质)，③碱性物质(包括碱性氧化物和碱，基本上都是离子化合物)，④酸性物质(包括酸性氧化物和酸，基本上都是共价化合物)，⑤盐(都可以看成是碱性物质和酸性物质的反应产物)。
同一类物质一般有相似的性质，由于无机物种类不多，所以貌似复杂纷繁的无机化学反应，大多数可以归纳到以下三大类反应。
①酸性物质和碱性物质之间的反应性质对立的这两类物质，一般都能反应，反应生成盐或盐和水。
②酸、碱、盐等电解质在溶液里的反应反应过程中一般有水、沉淀和气体生成。
③氧化还原反应在结构上容易得电子的物质和容易失电子的物质之间的化学反应。
初中化学中，没有单质参加的反应大部分属于前两类化学反应，但都是以个别反应为示例，未形成一般性规律，使我们无法用来分析高中阶段所接触物质的基本性质。
而反应物涉及单质的反应大多数为氧化还原反应，但反应本质的理解也不作为要求，氧化还原反应规律正是高中阶段接触的最重要的化学反应规律。
下面，我们将着重补充有关前两类反应的基本规律，以帮助我们更好地理解必修1中常见无机物的化学性质。
1．酸性物质和碱性物质的反应(1)酸性物质和碱性物质碱性物质包括碱和对应的碱性氧化物，除氨水外，结构上都可看成是由金属阳离子和OH－或O2－构成，状态上一般都是不挥发性固体。
无机化学教学ppt第二章 化学反应的基本原理
化学反应所涉及的问题：
2.1 化学反应的能量变化
化学热力学的主要研究内容：
（1）利用热力学第一定律来计算化学反 应中的热效应； （2）利用热力学第二定律来解决化学和 物理变化的方向和限度，以及相平衡和 化学平衡等问题； （3）用热力学第三定律阐明绝对熵的数 值。
2.1.1 热力学基本概念与定律 1. 体系与环境
Q 和 ΔH, ΔU。
解： H2O(g)
H2O(l)
Δn= 0 – (450/18)= -25 mol
W=-p Δ V= -ΔnRT = –（- 25 ） ×8.314 ×10–3×373 = 78 kJ¸
Q –2.26 ×450 = –1017 kJ
Δ U = Q +W= –1017+ 78 = –939kJ
另： ΔH =ΔU + ΔnRT
即： Qp = QV + ΔnRT （Δn 是反应前后气体的物质的量之差）
例：在p=101.3kPa, T=373K条件下， 1.00mol水完全汽化，吸热40.6kJ， 计算此条件下1.00mol水汽化过程的 ΔU 。（忽略液态水的体积）
解： Q= 40.6KJ ，
热（Q）：体系与环境之间由于存在 温差而传递的能量。体系吸热: Q > 0 体系放热: Q < 0。
功 (W )：体系与环境之间除热之外以 其它形式传递的能量。环境对体系做 功，W > 0、体系对环境做功，W < 0。
体(积1) 功热（（Q）膨胀功）：
W F l pe Al pe V
ΔH = Qp = Q = –1017 kJ
2.1.2 化学反应热
1. 化学计量数与反应进度
无机化学 第二章 化学反应基本原理-化学反应速率
2.3. 3 影响化学反应速率的因素
（1）浓度对反应速率的影响 质量作用定律 law of mass action
一定温度时，基元反应的反应速率与各 反应物浓度系数次方的乘积成正比. 即基元反应
aA+dD =gG+hH
的速率方程为:
kca (A)cd (D)
此数学表达式称反应速率方程式
(mol.L-1.s-1) 0.012 0.024 0.048
求该反应的速率方程式和速率常数k .
解：与c(A)成正比，
与c(B)的平方成正比
= kc(A)c 2(B)
k = 1.2 mol-2.L2.s-1
反应级数 order of reaction
化学反应的反应速率与各反应 物浓度某次方的乘积成正比.
温度每升高10ºC,反应速率加快2~4倍
kt+10 /kt = 2~4= （温度系数）
Arrhenius （阿仑尼乌斯）公式
反应速率 k 的对数与温度 T 的倒数存在 线性关系
ln k Ea 1 lCnA Ea:活化能
RT
R:摩尔气体常数
或 ln k 2 E a ( 1 1 )A:指前因子
对D为一级
=kc-2(A)c(D)
负一级反应
=kc1/2(A)c(D)
1.5级反应
速率常数k 的量纲与反应的级数有关
级数 零级 一级 二级 三级
k 的量纲 浓度. 时间-1 时间-1 浓度-1 . 时间-1 浓度-2 . 时间-1
(2) 温度对反应速率的影响
r
r
T
T
r
r
r
T
T
T
van,t Hoff 规则
无机化学化学平衡原理
3、多重平衡规则 、 当几个反应式相加或相减得到另一反应式时， 当几个反应式相加或相减得到另一反应式时，其平衡常数等于 几个反应平衡常数的乘积或商。 几个反应平衡常数的乘积或商。 例1：已知反应：NO(g)+1/2Br2(l)=NOBr(g)，25℃时， K1 Ө =3.6x10-15, ：已知反应： ， ℃ Br2(l)的饱和蒸气压为 的饱和蒸气压为0.0284MPa。 的饱和蒸气压为 。 的 求： 25℃时， NO(g)+1/2Br2(g)=NOBr(g)的K Ө。 ℃ 的饱和蒸气压可计算下面平衡的平衡常数： 解：根据Br2(l)的饱和蒸气压可计算下面平衡的平衡常数： 根据 的饱和蒸气压可计算下面平衡的平衡常数 (2) Br2(l) = Br2(g) (3) 1/2Br2(l) = 1/2Br2(g) K2 Ө=P Br2 / P Ө=0.0284MPa/100kPa=0.284 K3 Ө=(K2 Ө)1/2=0.533
θ
− ∆ r Gm θ ln K = RT
θ
− ∆ r Gm lg K θ = 2.303RT
时反应： 例2 计算 320K时反应： 时反应 HI(g,0.0405MPa)＝1/2H2(g,1.01ⅹ10-3 MPa) +1/2I2(g,1.01ⅹ10-3 MPa) ＝ ⅹ ⅹ 的平衡常数，并判断反应进行的方向。 的平衡常数，并判断反应进行的方向。 解： ∆fHmӨ( kJ·mol-1 )(298K) SmӨ(J·mol -1·K -1)(298K) HI(g) ＝ 1/2H2(g) + 1/2I2 (g) 26.48 0 62.438 206.594 130.684 260.69 =4.739 kJ·mol-1
2、标准平衡常数 、