高职无机化学教学案

高职无机化学教案上（一至七章）
目录
撰写人荣
绪论2
第一章物质与其变化4
第一节物质的聚集状态4
第二节化学反应中的质量和能量关系7
本章要求8
第二章化学反应速率和化学平衡8
第一节化学反应速率定义与表示方法8
第二节化学反应速率理论10
第三节影响化学反应速率的主要因素12
第四节化学平衡15
本章要求20
第三章电解质溶液和离子平衡20
第一节强电解质在溶液中的状况20
第二节水的电离和溶液的PH值21
第三节弱酸弱碱的电离平衡23
第四节同离子效应和缓冲溶液25
第五节盐类的水解28
第六节酸碱质子理论32
第七节沉淀和溶解平衡33
第八节溶度积规则与其应用35
本章要求40
第四章氧化和还原40
第一节氧化还原反应的基本概念40
第二节氧化还原反应与原电池44
第三节电极电势的应用48
本章要求52
第五章原子结构和元素周期律53
第一节原子核外电子的运动状态53
第二节多电子原子中电子的分布55
第三节原子核外电子排布与元素周期律56
第四节元素性质的周期性57
本章要求60
第七章分子结构与晶体结构60
第一节离子键60
第二节共价键理论62
第三节杂化轨道理论和分子的几何构型64
第四节晶体的特征67
第五节离子晶体68
第六节原子晶体68
第七节分子间力和分子晶体68
第八节金属晶体72
第九节离子极化72
第十节混合型晶体73
本章要求74
第七章配位化合物74
第一节配位化合物的基本概念74
第二节配位化合物的结构75
第三节配位化合物在水溶液中的状况79
第四节螯合物83
本章要求84
绪论
一、化学的地位与作用:
自然科学在纵向方面分为三个层次：工程技术、技术科学、基础科学。

化学是一门基础学科，它是在分子、原子或离子等层次上研究物质的组成、结构和性质以与可能发生的变化和变化中的能量转换。

化学理论已渗透到许多技术学科当中，如采矿和冶金工业的需要，推动了无机和分析化学的发展；纺织、印染、煤、石油的综合利用又使有机化学向前迈进了一大步。

二、四大化学：
化学在发展过程中逐步形成了许多分支学科，如"四大化学"这些都属于纯粹的化学。

无机化学：以所有元素与其化合物（除C、H化合物与其衍生物）为研究对象；
有机化学：以C、H化合物与其衍生物为研究对象；
分析化学：研究物质的化学组成和鉴定方法与其原理；
物理化学：以应用物理测量方法和数学处理方法来研究物质与其反应，以寻求化学性质和物理性质间本质联系的普遍规律。

另外，随着化学在不同领域中的应用，又产生了许多应用化学：如工业化学、高分子化学、放射化学、环境化学、生物化学、半导体化学等等。

三、本课程的目的与主要容：
1、目的：化工专业一门重要的基础课，是后续化学课程的基础
2、主要容：主要是研究无机物的组成、结构、性质、制备、应用以与其变化的基本原理。

本教程分为两部分：化学理论与元素与其化合物
其中化学理论又分为：四大平衡（化学平衡、酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡）与结构理论
3、学习方法：一理论大课中学的学习模式: 每节课的讲授容少, 讲授的容重复较多, 大量作业, 课堂练习和课外练习, 自学容少。

大学的学习模式: 每节课的讲授容多, 讲授容重复性小, 作业量少, 无课堂练习, 强调自学能力的提高. 针对大学学习特点, 提出如下要求: 1. 课堂认真听讲, 跟上教师讲授思路, 有弄不懂的问题暂且放下, 待以后解决, 不然, 由于讲授速度快, 容易积累更多的疑难问题。

2. 作好课堂笔记. 留下一定的空白处, 做标记, 提出问题, 写出结论。

二习题与答疑课目的: 解决课程的疑难问题形式: 讲解习题, 作业中存在问题, 自由解答疑难问题方式: 每周一次, 每次2学时, 从第二周开始要求: 在笔记或讲义中标明疑问, 做记号, 在答疑课堂向教师请教和探讨. 没有问题的同学可以不参加答疑课. 学习方法：
多提问，常讨论
无机化学容丰富，又抽象，仅依靠个人苦思冥想，学习效果往往不佳。

充分利用时间，老师与同学或同学与同学之间互相提问，进行讨论甚至是辩论，可使基本概念与理论日益清晰，容易理解。

三实验课化学是以实验为基础的学科, 实验对于理论的理解十分重要. 课程安排了近25个相关的制备, 测定和元素性质实验. 目的: 掌握基础实验技能, 通过实验深化理论问题的理解和记忆,提高分析问题和解决问题的能力. 要求: 预习报告, 实验记录, 实验报告
学习方法：
1.多动手，勤思考；
无机化学是以一门实验为主的学科，培养与提高学生的动手能力，是无机化学的基本要求之一。

对于在实验过程中出现的问题，除了仔细听老师的讲解以外，还需要结合理论课学过的基本知识，多动脑，多思考，主动接受无机化学的基本理论，才能牢固掌握具体的操作方法。

2.注意实验现象的观察，多动笔准确记录实验现象
实验课不仅要做好每一个操作步骤，掌握实验技术与方法，要特别注意实验现象的观察，不要放弃一个实验现象，新的理论往往就是在对实验现象的仔细观察中发现的。

更要坚持书写实验报告，总结实验中的经验和教训，这样才能不断提高理论与实践水平。

3. 注意理论与实际的联系
对实验现象的观察和利用理论知识对实验现象的总结，是发现知识的最好方法
以上是供同学们参考的学习方法，根据自己的实际情况，采用不同的学习方法，把别人的优势学到手，一定能学好无机化学课程。

第一章物质与其变化
第一节物质的聚集状态
体系：被研究的对象，例如一个烧杯中的溶液
一、物质的聚集状态：
各种物质总是以一定的聚集状态存在的
气、液、固为三种聚集状态，各具特征，在一定条件下可相互转化。

1、气体（g）：扩散性和可压缩性
2、液体（l）：流动性、无固定形状、一定条件下有一定体积
3、固体（s）：具有一定体积、一定形状与一定程度的刚性。

二、物质的聚集状态和相：
相：在体系中任何具有一样的物理性质和化学性质的部分称为相。

相与相之间有界面隔开。

g-s，l-s，s-s一般为两相
g-g混合物为一相
l-l混合物：
一相：如5%HCl溶液，HCl以分子或离子形式分散在水中
两相：如油和水组成的体系，O/W，O以较多分子聚成粒子，以一定的界面和周围的水分开，是不连续的相，W是连续相。

g-L混合物：也存在如上关系：H2S溶于水为一相
S-S混合物制成合金时为一相。

物质的聚集状态或相可以相互变化，亦可共存。

如：
S-L相平衡这一点温度即为凝固点。

气体的存在状态主要决定于四个因素：P、V、T、n，而几乎与它们的化学组成无关。

反映这四个物理量之间关系的式子叫气体状态方程式。

理想气体：分子间完全没有作用力，分子只是一个几何点，没有体积。

实际上所碰到的气体都是真实气体，只有在温度不太低，压力不太高时，实际气体的存在状态才接近于理想气体，可以用理想气体的定律进行计算。

三、理想气体状态方程：
PV=nRT
P V n T R
标准单位Pa m3mol K 8.314
R：常数，可由实验测得：
1 mol气体在273.15K（0℃），101.325kPa下测得其体积22.4×10-3m3
这是理想气体的状态方程式，而实际上气体分子本身必然占有体积，分子之间也具有引力，因此应用该方程进行计算时，不可避免地存在偏差。

对于常温常压下的气体，这种偏差很小，随着温度的降低和压力的增大，偏差逐渐增大。

四、混合气体分压定律：
1、混合气体分压定律：
1801年，由Dalton（道尔顿）总结实验结果提出，因此又称为Dalton分压定律。

两种或两种以上不会发生化学反应的气体混合，混合气体的总压力等于各组分气体的分压力之和。

A、容器中注入30mL N2，压力为300mmHg
B、容器中注入20mL O2，压力为200mmHg
C、容器中注入30mL N2 + 20mL O2，压力为500mmHg
即：P总= ∑Pi
Pi：分压力（简称分压），气体混合物中各组分气体的压力，等于该气体单独占有与混合气体一样体积时所产生的压力。

理想气体定律同样适用于混合气体：
PiV = niRT ， P总V = n总RT ====> ∑PiV = ∑niRT
Pi：分压； V：总体积
2、分压的计算：
P总可通过压力表测出，Pi则很难被直接测出，可通过分析、计算求得：
PiV = niRT （1） P总V = n总RT （2）
由（1）÷（2），得： Pi / P总 = ni / n总 = Xi（摩尔分数）
∴Pi = Xi P总
计算分压的关键在于如何求得组分气体的摩尔分数。

求混合气体的摩尔分数，常用的方法是通过混合气体进行气体分析，测得各组分气体的体积分数： Vi / V总。

例1-1：
已知在250℃时PCl5能全部气化，并部分离解为PCl3和Cl2。

现将2.98gPCl5置于1.00L容器中，在250℃时全部气化后，测定其总压力为113.4kPa。

其中有哪几种气体？它们的分压各是多少？
例1-2：
1.34gCaC2与H2O发生如下反应：CaC2(s)+H2O(l)=C2H2(g)+Ca(OH)2(s)产生的C2H2气体用排水集气法收集，体积为0.471L。

若此时温度为23C，大气压为99X103kPa，该反应的产率为多少？（已知23℃时水的饱和蒸气压为
2.8X103kPa）
第二节化学反应中的质量和能量关系
一、质量守恒定律：
参加化学反应前各种物质的总质量等于反应后全部生成物的总质量。

二、应用化学方程式的计算：
化学方程式是根据质量守恒定律，用规定的化学符号和化学式来表示化学反应的式子。

反应前后原子种类、数目相等。

可根据反应物和生成物的质量比，或物质的量之比来进行计算。

例1-3 某硫酸厂以硫铁矿（FeS2）为原料生产硫酸，其基本反应为：
4FeS2 + 11O2→ 2Fe2O3 + 8SO2
2SO2 + O2→ 2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
如投入800吨含S40.0%的硫铁矿，问理论上能生产出浓度为98.0%的硫酸多少吨？
由于生产条件、操作技术的影响，物料的损耗，产率不可能达到100%，实际产量比理论产量要低。

三、化学反应中的能量关系
化学反应的实质是化学键的重组。

键的断裂和生成过程会有能量变化，能量变化常以热能的形式表现。

键的断裂需吸收热量；而键的生成会放出热量。

一般的反应常在恒压条件下进行。

这里的恒压条件是因为反应在敞口容器中进行，反应体系与外界压力（大气压）相等。

Q P = H 生成物 - H 反应物= △ H
恒压热效应焓（无法测定）焓变
化学热力学：△H ＜ 0 放热反应
△H ＞ 0 吸热反应
注意：① △H与化学计量数有关；
②需注明物质的聚集状态；
③注明反应的温度压力。

△H θ指标准态：1atm(101325Pa)，298K。

本章要求
了解物质的聚集状态和相，掌握分压定律与其计算。

会利用理想气体方程式进行有关计算。

第二章化学反应速率和化学平衡
第一节化学反应速率定义与表示方法
不同的反应进行的快慢不一样。

如：
快的反应：中和反应等；
中等速率反应：氧化还原反应等；
慢的反应：自然氧化等。

一、化学反应速率的定义：
指在一定条件下，化学反应中反应物转变为生成物的速率。

二、化学反应速率的表示方法：
单位时间反应物或生成物浓度变化的正值（绝对值）
例2-1：在CCl4中： 2N2O5 = 4NO2 + O2
在一定的时间间隔：△t = t2-t1，△[N2O5] = [N2O5] 2-[N2O5] 1
平均反应速率：
经过的时间s 时间的变化Δt
（s）
[N2O5]mol· L-1Δ[N2O5]mol· L-1v（N2O5）mol· L-1· s-1
0 0 2.10 ————
100 100 1.95 -0.15 1.5×10-3
300 200 1.70 -0.25 1.3×10-3
700 400 1.31 -0.39 9.9×10-4
1000 300 1.08 -0.23 7.7×10-4
1700 700 0.76 -0.32 4.5×10-4
2100 400 0.56 -0.20 3.5×10-4
2800 700 0.37 -0.19 2.7×10-4
从表中可以看出：反应进行了100秒时：
V N2O5 = |（ 1.95-2.10） /(100-1)|= 1.5× 10-3mol· L-1· s -1
V NO2 = |2× 0.15/100|= 3.0× 10-3mol· L-1· s -1
V O2 = |0.15÷ 2/100|= 0.75× 10-3mol· L-1· s -1
三种表示速率间关系：
这种比例关系与反应的计量数有关。

∴表示反应速率时必须指明具体物质。

从表中可以看出，每个时间间隔，速率都不一样，而且在每个时间间隔里，任何时间的速率都不一样。

从图中可以看出，某时刻的速率即该时刻切线的斜率：
该速率即为该时刻的瞬时速率（真正速率）：指某给定瞬间的反应速率。

三、反应进度（ξ）：
定义：
对于反应：2N2O5 = 4NO2 + O2
作一变换：0 = 4NO2 + O2-2N2O5，
有：ξ = Δni/νi
Δni：物质的量的变化值
νi：为计量系数，νi（NO2）= +4，
νi（NO2）= +1，
νi（N2O5）= -2
如上例：设体积为1升，则反应了100秒后：
ξ= - 1.5× 10-3/-2 = 3.0×10-3/4 = 0.75×10-3 mol
∴用不同的物质的变化计算的反应进度都是一样的，但ξ的数值与反应方程式写法有关。

如上例，若写成：
N2O5 = 2NO2 + 0.5O2，
则：ξ = -1.5× 10-3/-1 = 3.0×10-3/2 = 0.75× 10-3/0.5 = 1.5×10-3 mol
例2-2：
50ml C（ H2SO4） =0.20mol/L恰能与 40mlNaOH溶液完全中和，求 NaOH的浓度？
解：反应方程式为： H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
ξ= - 0.20× 50/-1 = - C（ NaOH）×40/-2
∴ C（ NaOH）= …… = 0.50 mol/L
第二节化学反应速率理论
一、反应速率的有效碰撞理论
1918年，路易斯（W.C.M.Lewis）提出反应速率的碰撞理论，认为参加化学反应的物质的分子、原子或离子要发生反应的必要条件是这些分子、原子或离子要相互碰撞。

反应物分子碰撞的频率越高，反应速率越快。

例： 2HI（g）= H2（g）+I2（g）
773K，[HI]=10-3mol·L-1
理论计算，HI分子间碰撞次数：3.5×108次·L-1·S-1
如每次碰撞都发生反应，V = 5.8×104mol·L-1·S-1
但实验测出: V = 1.2×10-8mol·L-1·S-1
∴大多数分子间的碰撞都是无效的，不能引起化学反应，只有少数碰撞是有效的。

1、有效碰撞和活化分子的概念
①什么叫有效碰撞？
能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。

②什么样的分子有资格参加有效碰撞？
一部分能量较高，具有适当取向的分子
例：2AB（g）= A2（g）+B2（g）
A B 不能发生化学反应 A A 能发生化学反应
B A B B ∴一定取向
AB和AB之间相互靠近，到一定距离时，相互之间又有排斥力，
∴须分子的运动速率足够大，有足够的动能才能相互碰撞；而且分子还须有足够的能量，碰撞时原子的外电子层才能相互穿透，电子重新排列，旧键破裂形成新键。

∴反应分子必须有足够的能量。

2、分子的能量分布
P35 图2-5
E平均为该温度下·分子的平均能量。

具有E临界以上能量的分子称为活化分子，能量高于E临界的分子碰撞才能发生反应。

活化分子进行一定取向的碰撞，叫有效碰撞。

E临界-E平均之差为活化能。

活化能：1mol具有平均能量的分子变成活分子需吸收的最低能量。

不同的反应有不同的活化能。

活化能越低，反应速度越快。

可以通过加入催化剂等手段降低活化能。

反应
Ea（KJ·mol-1）
无催化剂有催化剂
3H2 + N2 -→ 2NH3～330 （W）163
2N2O -→ 2N2 + O2245 （Pt）136
同一化学反应，由于催化剂的使用，活化能相差很大，这些现象引起人们对反应实际进行途径的研究。

二、过渡状态理论简介（活化配合物理论）
1935年，艾林（H. Eyrimg）在碰撞理论的基础上提出的。

例：CO + NO2 =CO2 + NO
A + BC =A
B +
C P37图2-6
A…B…C：（过渡态）旧键部分破坏，新键部分生成
动能 -→ 势能 -→ 动能
反应分子与生成物分子之间存在着一个能峰Eac，反应物分子所具有的能量必须越过这个能峰才能进行反应。

Eac越小，反应速率越快，反之则然。

活化能：过渡态所具有的最低能量与反应能量之差。

Ea1
催化反应：降低了反应的活化能。

三、反应机理（反应历程）
指反应实际进行的途径，根据反应机理，将化学反应分为：
①基元反应
由反应物的活化分子之间的碰撞，一步就可以完成的反应称为基元反应。

例：2NO2（g）-→ 2NO（g）+O2（g）
SO2Cl2（g）-→ SO2（g）+ Cl2（g）
NO2（g）+ CO（g）--→ NO（g）+ CO2（g）
一般讨论基元反应。

②非基元反应
2H2（g）+2NO（g）--→ N2（g）+ 2H2O（g）
由两个基元反应组成:
第一步：2NO + H2 = N2 + H2O2
第二步：H2 + H2O2 = 2H2O
第三节影响化学反应速率的主要因素
首先是反应物的本性和反应历程，其次是浓度、温度、催化剂等外界条件。

一、浓度对反应速率的影响
1、质量作用定律
大量实验事实表明：在一定温度下，增加反应物浓度可使反应速度加快。

对基元反应来说： aA + bB -→ 产物
溶液：V ∝ [A]a[B]b V = k[A]a[B]b
气体：V ∝ P A a P B b V = kP A a P B b
k：反应速率常数
在浓度或分压一样的情况下，k值越大，反应速率越快。

对于指定反应，k与温度、催化剂有关，而与浓度无关。

2、反应级数
为了叙述反应物浓度对反应速率的影响，将速率方程式中反应物浓度的指数之和称为反应级数。

基元反应：aA + bB -→ 产物
V = k[A]a[B]b a + b = 反应级数
如：CO（g）+ NO2（g）? CO2（g） + NO（g）
V = k[CO][ NO2]
∴总反应级数：二级反应，对CO或NO2来说为一级反应。

注意：反应级数与速率方程必须由实验确定。

例：2H2 + 2NO = N2 + 2H2O 测得V = k[H2][NO] 2
∴总反应级数：三级，对H2来说一级，对NO来说二级。

测得速率方程就可推算反应级数，而不能根据化学计量式来讨论反应级数。

例：25℃ （NH4）2S2O8 + 2KI = K2SO4 + I2 +（NH4）2SO4
S2O82- + 2I- = 2SO42- + I2
实验编号起始[S2O82-]mol/L 起始[I-]mol/L I2生成速度mol·L-1·min-1
1 1.0×10-4 1.0×10-20.65×10-6
2 2.0×10-4 1.0×10-2 1.30×10-6
3 2.0×10-40.5×10-20.65×10-6
①写出上述反应的速率方程,反应级数？②计算k
解: V ∝ [S2O82-][I-] ∴V = k[S2O82-][I-]
a = 1
b = 1 ∴反应级数 = 1+1 =2
k1 = V/([S2O82-][I-]) = …… = 0.65 L·mol-1·min-1
k2= …… = 0.65 L·mol-1·min-1 = k3
即：k = 0.65 L·mol-1·min-1
当T一定，不加催化剂时，k一定，与浓度无关。

3、有效碰撞理论对浓度影响的解释
增加浓度，单位体积的活化分子总数增加，有效碰撞次数增加，反应速度加快。

二、温度对反应速率的影响（特别显著）
如：米 + 水 -→ 饭用高压锅快，
∵高压锅沸腾的温度比常压下高10℃左右。

对大多数化学反应来说，温度↑，反应速率加快。

1、反应速率的温度系数 r
反应物浓度恒定时，根据实验结果，对大部分化学反应，温度每升高10℃，反应速率大约增加2～4倍。

r = k t+10℃/k t =2～4
2、有效碰撞理论对温度影响的解释
升高温度，活化分子总数和百分数都增加。

三、催化剂对反应速率的影响
1、催化剂（触媒）能改变反应历程，降低反应的活化能，从而提高反应速率，但本身的组成、质量、化学性质在反应前后不发生变化。

用过渡状态理论来解释：降低反应活化能，使活化分子总数和百分数都增大。

2、催化剂具有选择性
①一种催化剂往往只对某一特定的反应有催化作用；
②同一反应物如采用不同的催化剂，会得到不同产物。

注意：
①催化剂不能长期使用下去；
如固体催化剂，长期受热导致晶格变化，晶体分散度变化；反应物结焦使催化剂表面被覆盖等，使催化剂失效
②催化剂中毒，（杂质）
四、影响多相体系反应速率的因素
除上述几点外，还与反应物接触面大小和接触机会有关。

用使固体粉碎（ｓ-ｓ或ｓ-ｌ），搅拌（ｌ-ｌ或ｓ-ｌ），鼓风（ｓ-ｇ）等方法。

第四节化学平衡
一、化学反应的可逆性和化学平衡
不可逆反应：反应几乎可完全转变为生成物，而在同样条件下，生成物几乎不能转回反应物。

（只能向一个方向进行的反应）
可逆反应：在一密闭容器中，同一条件下，即能正向进行，又能逆向进行的化学反应。

（在密闭容器中不能进行到底）
可逆反应具有普遍性
K：平衡常数。

注意：[A]指平衡时的浓度
化学平衡的特点：
1、与化学反应的途径无关。

2、动态平衡（表观上各物质的浓度不变，实际上，正逆反应正在进行）
3、在密闭容器中达到平衡后，外界条件不变，各种物质的浓度不随时间变化；但若平衡条件改变，原平衡状态随之改变。

二、平衡常数
1、平衡常数
①浓度平衡常数Kc
一般式：aA + bB =cC + Dd
令（c+d）-（a+b）= Δn 则Kc的量纲为（mol/L）Δn
②压力平衡常数Kp
一般式：aA（g）+ bB（g）= cC（g）+ dD（g）
令（c+d）-（a+b）= Δn 则Kp的量纲为（KPa）Δn或PaΔn
③热力学平衡常数--标准平衡常数KΘ
将浓度换算成相对浓度，分压换算成相对分压（无量纲）
溶液中的反应KΘ在数值上与Kc相等；气体反应分压必须除以标准压力。

2、书写和应用平衡常数的注意点
①要与反应方程式相符
②纯固体在平衡常数式中不必列出
CaCO3（S）= CaO（S）+ CO2（g）
K = PCO2 / PΘ
③对于水在平衡式中的处理：
水作为溶剂时，不必列出；
水作为反应物:
i）稀溶液：水既作溶剂，又作反应物，反应掉的水与总的水分子相比微不足道，不必列出；如：NH3+ H2O = NH4+ + OH-
ii）水的量对反应影响显著，必须列出。

如：CO（g）+ H2O（g）= CO2（g）+ H2（g）
④ K随温度而变,使用时须注意相应的温度.
3、平衡常数的意义
①判断可逆反应平衡状态和反应进行方向的依据。

aA + bB = cC + dD
（与K不同，指任意态时的浓度与分压）
Q = K时，V正 = V逆反应已平衡
Q ＜ K时，反应向正方向进行
Q ＞ K时，反应向逆方向进行
例：P44-45，例1
②描写可逆反应进行程度的标度
对同类反应而言，K越大，反应进行越完全。

K--整个反应的完全程度。

4、平衡常数与平衡转化率
实际工作中常用平衡转化率α来表示。

α-某一反应物反应的完全程度。

若反应前后体积不变，反应物的量可用浓度来表示
P46表2-7，从表中可得出结论：
① K与体系的起始状态无关，与T有关；
② α与反应物的起始状态有关；
③在平衡体系中增加某一物质的起始浓度，可使另一物质的转化率提高。

5、化学平衡的计算
例1：P47例2，已知α，求K。

溶液中的反应，Kc
例2：P47例3，已知K，求α。

设CO的转化率为α。

例3：在恒定温度和101.3KPa时,将1.10mol SO2和0.90mol O2的混合物慢慢通过V2O5催化剂,使生成SO3,达到平衡后,保持温度和总压力不变,测得剩余O2为0.53mol,求K。

分析：K= ……，Pi = n i RT/V Pi/P总 = n i/n总
例4：P59，19
分析：恒容，恒温，n i = PiV/RT
三、外界条件对平衡位置的影响（化学平衡的移动）
一个可逆反应在一定条件下，达到平衡：V正 = V逆，即其系统中各物质的浓度（或分压）不随时间而变。

但外界条件（如浓度、压力、浓度）改变了，原来的平衡状态被破坏，建立新的平衡：V正′= V逆′ 这种外界条件的改变，使可逆反应从原来的平衡状态变为新的平衡状态的过程叫平衡的移动。

1、浓度对平衡移动的影响
加入反应物或取去生成物使平衡向正反应方向移动，
例5：在例1（即P47，例2）的平衡体系中，再加入Fe2+，使增加的Fe2+达到0.100mol/L，问
（1）平衡向什么方向移动；
（2）再次建立平衡时，各物质的浓度。

（3）αAg+
(1)加入Fe2+后，判断反应是否平衡：
Q = 0.0194/(0.1806×0.0806) = 1.33 ＜ K = 2.99
∴反应向正方向移动
（3）αAg+ = (0.100-0.0667)/0.100×100% = 33.3%
实际上，K只与温度有关，而与反应途径无关
利用这一性质（①加入反应物或取去生成物使平衡向右移动②加入某一物质，使另一物质的转化率提高），在反应中，使一成本较低的反应物过量，提高较贵的反应物的转化率。

还可取出生成物，使反应向正方向进行。

2、压力对平衡移动的影响
增加总压力，平衡向气体分子数减少的方向移动。

例6：P52例5
3、温度对平衡移动的影响
与C、P对平衡移动的影响有本质不同，C、P改变，K不变；而T变，K也变。

如果正反应是吸热反应（ΔH＞0），则增加温度，K增加，平衡右移；
如果正反应是放热反应（ΔH＜0），则增加温度，K减少，平衡左移。

4、催化剂与化学平衡
加速平衡到达的时间，但平衡不发生移动，K不变。

能峰降低，V正↑，V逆↑，但V正= V逆的位置不变。

5、平衡移动原理--吕·查德里原理
综上所述。

如果改变平衡体系中某个条件（C、P、T），平衡总向着减弱这个改变的方向移动。

第五节反应速率与化学平衡的综合应用
要设计一个化工生产过程，首先要考虑成本，∴在反应能够实施的情况下，考虑：充分利用原料，提高产量，缩短生产周期，降低成本。

①使一种价廉易得的反应物过量，以提高另一种原料的转化率；
②气体反应，增加压力使反应速率加快；但增加压力对反应设备要求较高，须综合考虑。

③大部分反应，T↑，V↑。

对于吸热反应，还能增加转化率（平衡的移动）；但也须考虑：温度过高使物料分解，增加能源。

④催化剂，考虑催化剂的催化性、活化温度、价格、催化剂中毒等问题。

总结：吕·查德理（Le Chetelier）原理：如果改变平衡体系中某个条件（C、P、T），平衡总向着减弱这个改变的方向移动。

本章要求
理解化学反应速率定律，能用活化能和活化分子概念解释浓度、温度、催化剂对反应速率的影响，了解影响多相反应速率的因素。

掌握化学平衡概念与平衡移动的规律，能熟练地利用Kc、Kp计算平衡组成，理解反应速率和化学平衡在实际应用中需要综合考虑的必要性。

第三章电解质溶液和离子平衡
第一节强电解质在溶液中的状况
一、离子氛的概念
1923年，德拜（P. J. W.Debye）和休格尔（E. Hückel）提出强电解质理论。

其要点：①强电解质在水中是完全电离的
如离子型化合物：NaCl、KCl、NaOH、KOH等
强极性键化合物：HCl，H2SO4（H+ + HSO4-）等
②离子之间相互作用，使离子的行动并不自由。

离子在溶液中的运动受离子氛的牵制。

离子氛示意图
在导电性实验中，决定导电性强弱有两个因素：
①溶液中离子的多少
②离子的迁移速度。

离子迁移速度的变慢，因此，根据溶液的导电度测得的电离度就降低了，这时测得的电离度称为表观电离度。

电解质电离式表观电离度/%
氯化钾KCl→K++Cl-86
硫酸锌ZnSO→Zn2++SO42-40
盐酸HCl→H++Cl-92
硝酸HNO→H++NO-92
硫酸H2SO4→H++HSO4- 61
氢氧化钠NaOH→Na++OH- 91
氢氧化钡Ba(OH)2→Ba2++2OH- 81
二、活度和活度系数
由于离子间的相互牵制，离子的行动并不完全自由，使离子的有效浓度比实际的计算浓度要低。

1907年，Lewis（路易斯）提出了离子活度的概念
a = f × C （f ＜ 1）
有效浓度“折扣”计算浓度
活度活度系数
对强电解质来讲，而弱电解质或难溶电解质，离子浓度小，离子间的影响也小，f →1
第二节水的电离和溶液的PH值
本节以平衡原理为依据，讨论弱电解质中的电离平衡。

一、水的离子积
实验表明，纯水也有微弱的导电性
K = [H+][OH-]/[H2O]
∵H2O的电离极弱，电离掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数。

∴[H+][OH-] = K[H2O] = Kw Kw：常数。