《无机化学基础》课件

无机化学基础无机化学是化学学科的重要分支，研究除碳氢化合物以外的所有元素及其化合物的性质、结构、制备和反应本课程将系统介绍无机化学的基本概念、原理和应用通过本课程的学习，学生将掌握原子结构、化学键、元素周期律、化学反应热力学与动力学、酸碱理论、氧化还原反应和电化学等核心内容，为后续专业课程奠定坚实的理论基础绪论无机化学概述研究对象与范围学科交叉性无机化学主要研究除有机化合无机化学与物理化学、分析化物以外的所有元素及其化合学、有机化学等学科密切相物，包括金属、非金属、半金关，同时与物理学、材料科属及其各种化合物的组成、结学、生物学等领域存在广泛的构、性质和变化规律交叉融合发展历程无机化学中的基本概念物质的基本单位物质的分类元素是具有相同核电荷数的一类原子的总称原子是化学变化中化合物是由两种或两种以上元素组成的纯净物，具有固定的组成的最小微粒，由原子核和核外电子组成和性质混合物则是由两种或多种物质组成的体系分子是保持化合物化学性质的最小微粒，而离子是带电的原子或化学变化伴随着新物质的生成，而物理变化只改变物质的状态或原子团形状，不生成新物质元素与化学符号符号来源常见元素国际标准化学符号通常来源于元掌握氢、氦、国际纯粹与应用化学联H He素的拉丁名称或英文名锂、碳、氮合会统一规定Li CIUPAC称的首字母，如氢元素、氧、氟、了元素符号的书写规则N OF符号来自拉丁文钠、镁等常见和命名标准H NaMg元素符号Hydrogenium原子结构基础电子云电子在原子核外空间运动形成电子云，描述电子在空间出现的概率分布，不同轨道原子核具有不同的形状电荷平衡位于原子中心，由质子和中子组成，集中了原子的绝大部分质量，体积极小但密度中性原子中质子数等于电子数，整个原子极大呈电中性，质子带正电，电子带负电原子核与同位素质量数与原子序数同位素概念原子序数等于质子数，决定元素具有相同质子数但中子数不同的的种类质量数等于质子数与中原子称为同位素同位素具有相子数之和，近似等于原子质量同的化学性质，但物理性质略有差异相同元素的原子具有相同的质子数，但可能具有不同的中子数天然存在的元素通常由多种同位素组成，各同位素有不同的丰度同位素应用放射性同位素在医学诊断、核能发电、考古断代等领域有重要应用稳定同位素常用作示踪剂，研究化学反应机理和生物代谢过程电子排布原理能量最低原理电子优先占据能量较低的轨道保利不相容原理同一轨道最多容纳两个自旋相反的电子洪特规则简并轨道先单独占据再配对电子在原子中的排布遵循三个基本原理能量最低原理确保原子处于最稳定状态，保利不相容原理限制了轨道中电子的数目，洪特规则说明了电子在等能轨道中的分布方式这些原理共同决定了元素的电子构型和化学性质元素周期表年1869门捷列夫根据原子量排列元素，发现周期律并预言未知元素的性质年1913莫斯莱发现原子序数的概念，建立了现代周期表的理论基础现代周期表按原子序数递增排列，包含个族和个周期，反映元素性质187的周期性变化元素周期性原子半径变化同周期从左到右原子半径递减，同主族从上到下原子半径递增核电荷增加和电子层数变化是主要影响因素电离能规律第一电离能在同周期内总体呈递增趋势，同主族内呈递减趋势电离能反映原子失去电子的难易程度电子亲合能原子获得电子时释放的能量一般同周期从左到右递增，同主族从上到下递减，但存在一些例外情况金属性变化同周期从左到右金属性递减、非金属性递增同主族从上到下金属性递增、非金属性递减元素周期律应用预测新元素性质门捷列夫根据周期律成功预测了镓、钪、锗等元素的存在和性质，后来这些元素被相继发现，验证了周期律的正确性指导元素合成现代科学家利用周期律原理，通过核反应技术成功合成了多种超重元素，如原子序数的元素118Og材料设计应用周期律为新材料的设计和开发提供理论指导，帮助科学家预测元素组合的性能和稳定性化学键基本类型3100%主要键型电子转移离子键、共价键、金属键是三种基本的化离子键中电子完全转移给另一原子学键类型50%电子共享共价键中原子间平均共享电子对化学键是维系原子结合成分子或晶体的作用力离子键通过电子的完全转移形成，存在于金属与非金属之间共价键通过电子对的共享形成，主要存在于非金属原子之间金属键是金属原子间的特殊结合方式，具有非定向性和非饱和性的特点离子化合物离子形成金属原子失去电子形成阳离子，非金属原子得到电子形成阴离子静电作用阳离子和阴离子通过库仑静电作用相互吸引形成离子键晶体结构离子按一定比例和几何排列形成规则的离子晶体结构以氯化钠为例，钠原子失去一个电子形成离子，氯原子得到一个电子形成离子这些离子通过静电作用结合，形成具有立方晶Na+Cl-体结构的离子化合物，表现出高熔点、导电性和脆性等典型性质共价键及分子结构键形成σ原子轨道重叠原子轨道沿键轴方向重叠形成键，具σ两个原子的价电子轨道发生重叠，形成有圆柱形对称性，是最强的共价键类分子轨道，电子在分子轨道中运动型键形成π分子稳定轨道侧面重叠形成键，电子云分布在pπ成键电子的能量降低使分子比孤立原子键轴两侧，通常与键共存形成双键或σ更稳定，键能反映了化学键的强度三键杂化轨道理论杂化类型轨道组成几何构型键角典型分子杂化个四面体°₄₃sp³1s+

3109.5CH,NH个p杂化个平面三角°₃₂₄sp²1s+2120BF,C H个形p杂化个直线形°₂sp1s+1180BeCl,个₂₂p CH杂化轨道理论很好地解释了分子的几何构型通过不同类型的轨道杂化，可以预测分子的空间结构和键角，为理解分子性质提供重要依据分子的空间结构（价层电子对互斥理论）通过电子对之间的静电排斥来预测分子几何形状孤对电子的排斥作用比成键电子对更强，会影响分VSEPR子的键角和形状分子的极性取决于分子的几何形状和键的极性对称分子通常是非极性的，而不对称分子往往具有极性，这直接影响物质的物理和化学性质分子间作用力范德华力包括色散力、诱导力和取向力，是分子间普遍存在的弱相互作用氢键作用氢原子与电负性强的原子形成的特殊相互作用，比普通范德华力强性质影响分子间作用力决定物质的熔点、沸点、溶解性等重要物理性质物态与晶体结构固态特征液态性质气态行为分子或原子排列规整，具有固定的形状和分子间距离适中，具有一定的流动性液分子间距离很大，运动自由且随机气体体积晶体中粒子按一定规律排列，形成体保持一定体积但形状可变，密度通常比既无固定形状也无固定体积，具有很强的周期性的三维结构气体大可压缩性离子晶体与分子晶体离子晶体特点分子晶体性质由阳离子和阴离子通过离子键结合形成具有高熔点、高沸点、由分子通过范德华力或氢键结合形成通常具有较低的熔点和沸在熔融或溶液状态下能导电的特性点，不导电，硬度较小型结构是最典型的离子晶体，每个离子被个离子冰的晶体结构展示了氢键的重要作用，每个水分子与四个相邻分NaCl Na+6Cl-包围，形成面心立方结构型和萤石型是其他常见的离子子形成氢键，构成开放的六方网状结构，这解释了冰密度比水小CsCl晶体结构的现象金属晶体结构晶体类型金属键本质的特征30%的特征25%常见结构包括面心立方（如、）、体Cu Au金属原子失去价电子形成金属阳离子，电子心立方（如、）和六方密排（如、Fe CrZn形成电子海在整个晶体中自由移动）Mg机械性能导电性质的特征的特征20%25%金属键的非定向性使金属具有良好的延展性自由电子的存在使金属具有良好的导电性和和可塑性，能够承受变形而不断裂导热性，是金属的重要特征气体性质与理想气体定律压强关系气体压强来源于分子对容器壁的碰撞，温度升高时分子动能增加，压强随之增大温度影响绝对温度与分子平均动能成正比，是气体状态方程中的重要参数，必须使用开尔文温度体积变化在恒定温度和压强下，气体体积与摩尔数成正比，这是阿伏伽德罗定律的体现偏离理想实际气体在高压低温条件下偏离理想气体行为，需要考虑分子间作用力和分子自身体积液体与溶液表面张力蒸气压溶液组成液体表面分子受力不均液体表面分子不断蒸溶液由溶质和溶剂组匀产生表面张力，使液发，当蒸发速率等于凝成，可用质量分数、摩体倾向于缩小表面积，结速率时建立平衡，此尔分数、摩尔浓度等多形成球形液滴表面活时的蒸气压称为饱和蒸种方式表示组成不同性剂能显著降低液体的气压温度升高蒸气压浓度表示法适用于不同表面张力增大的计算需求溶解度与饱和溶液胶体与分散系胶体特征胶体分类胶体粒子直径在纳米之按分散相和分散介质的状态可分1-100间，介于真溶液和悬浊液之间为液溶胶、气溶胶、固溶胶等多具有丁达尔效应、布朗运动和电种类型泳现象等特殊性质常见的胶体包括豆浆、牛奶、烟胶体粒子带电荷，同种电荷相互雾、云雾等，在食品、化工、环排斥维持稳定状态，通过加入电保等领域有广泛应用解质可以破坏胶体的稳定性实际应用金属胶体如金溶胶具有鲜艳的颜色，常用于制备催化剂和光学材料气胶如雾霾对环境和健康有重要影响，理解胶体性质有助于空气净化技术的发展化学热力学基础内能U系统内所有粒子动能和势能的总和焓H，反映系统的热含量H=U+PV熵S衡量系统混乱度的热力学函数自由能G，判断反应自发性的依据G=H-TS热力学系统是我们研究的对象，包括开放系统、封闭系统和孤立系统热力学函数描述系统的宏观性质，为理解化学反应的方向和限度提供理论基础这些函数之间存在密切关系，共同决定化学过程的热力学特征化学反应热反应热定义在恒压或恒容条件下，化学反应过程中释放或吸收的热量放热反应＜，吸热反应＞ΔH0ΔH0测量方法使用量热计测定反应热，通过温度变化计算热量变化标准摩尔生成焓和燃烧焓是重要的热化学数据赫斯定律反应热只与始态和终态有关，与反应路径无关可以通过已知反应热计算未知反应的反应热实际应用反应热数据用于设计化学工艺、计算能量平衡、选择合适的反应条件和催化剂等工程应用吉布斯自由能与自发反应自发性判据＜时反应自发进行，＞时反应非自发，时反应处于平ΔG0ΔG0ΔG=0衡状态吉布斯自由能变是判断反应方向的根本依据温度影响根据，温度对反应自发性有重要影响高温有利于熵ΔG=ΔH-TΔS增反应，低温有利于焓减反应的进行平衡常数关系°，标准自由能变与平衡常数直接相关值大的ΔG=-RTlnK K反应°为负值，反应趋于完全进行ΔG化学动力学简介反应速率温度效应单位时间内反应物浓度的减少或生成物温度升高°，反应速率通常增加10C2-浓度的增加，通常用表示倍，遵循阿伦尼乌斯方程的指数关mol/L·s4系接触面积浓度影响固体反应物的表面积增大能显著提高反反应物浓度增加通常使反应速率加快，应速率，这在多相反应中尤为重要具体关系由反应级数决定反应级数与速率常数反应级数速率方程半衰期典型例子零级反应₁₂₀酶催化反应v=k t/=[A]/2k一级反应₁₂放射性衰变v=k[A]t/=ln2/k二级反应₁₂₀气相分解反应v=k[A]²t/=1/k[A]反应级数通过实验测定，反映浓度对反应速率的影响程度速率常数是反应的特征常数，只与温度和催化剂有关不同级数反应的积分速率方k程和半衰期公式不同，为动力学研究提供重要工具催化剂作用反应路径催化剂提供能量更低的反应路径，降低活化能但不改变反应的热力学性质循环再生催化剂在反应中不被消耗，能够重复使用，只需要少量就能催化大量反应物工业应用哈伯法合成氨使用铁催化剂，接触法制硫酸使用₂₅催化V O剂，催化剂是现代化工的核心化学平衡原理动态平衡概念平衡常数表达式化学平衡是动态的，正反应和逆反应速率相等，各组分浓度保持对于反应⇌，平衡常数aA+bB cC+dD K=[C]ᶜ[D]ᵈ/[A]ᵃ恒定平衡的建立需要时间，反应并未停止，只与温度有关[B]ᵇ平衡状态具有动态性、条件性和相对性的特点外界条件改变值大小反映反应进行的程度时反应基本完全，时K K1K1时，平衡会发生移动以建立新的平衡状态反应很难进行，时反应物和生成物浓度相当K≈1勒夏特列原理温度影响升温有利于吸热反应，降温有利于放热反应温度是唯一能改变平衡常数的因素，其他条件只影响平衡位置压强影响增大压强平衡向气体分子数减少的方向移动，减小压强则相反液相和固相反应压强影响很小浓度影响增大反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向右移动工业生产中常用此原理提高产率催化剂作用催化剂同等程度地加快正逆反应速率，缩短达到平衡的时间但不影响平衡位置合成氨工业中铁催化剂就是典型应用稀溶液与蒸气压拉乌尔定律沸点升高凝固点降低理想溶液中溶剂的蒸气由于蒸气压降低，溶液溶液的凝固点比纯溶剂压等于纯溶剂蒸气压乘的沸点比纯溶剂高沸低，这是冬季道路撒盐以溶剂的摩尔分数非点升高与溶质的摩尔浓除冰的科学原理凝固挥发性溶质的加入会降度成正比，用于测定分点降低也是依数性质低溶剂的蒸气压子量电解质溶液强电解质在水中完全电离，如强酸、强碱和大部分盐类弱电解质在水中部分电离，存在电离平衡，如弱酸弱碱非电解质3在水中不电离，以分子形式存在，如蔗糖电解质的强弱决定溶液的导电能力电离度表示电解质电离的程度，强电解质，弱电解质溶液的电导率与离子浓度和离αα≈1α1子的迁移速度有关，是衡量电解质溶液重要性质的参数酸碱理论及分类与酸碱性pH7中性点纯水的值，⁻pH[H+]=[OH-]=10⁷mol/L0-6酸性范围小于为酸性，数值越小酸性越强pH78-14碱性范围大于为碱性，数值越大碱性越强pH7⁻⁴10¹离子积常数°时水的离子积25C Kw=[H+][OH-]是氢离子浓度的负对数，即日常生活中柠檬汁约为，咖啡约为，肥皂水约为，漂白剂约为pH pH=-lg[H+]pH2pH5pH10pH12准确测定对化学分析、环境监测、食品检验等都具有重要意义pH缓冲溶液缓冲原理方程Henderson由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组⁻，当弱酸pH=pKa+lg[A]/[HA]成，能够抵抗外加少量强酸或强碱引起和共轭碱浓度相等时，，缓pH=pKa2的变化冲效果最佳pH生物意义缓冲容量人体血液的维持在，主pH

7.35-

7.45缓冲容量与缓冲组分的总浓度成正比，要靠碳酸碳酸氢钠缓冲系统调节，对-浓度比接近时缓冲能力最强1:1生命活动至关重要酸碱滴定滴定开始强酸滴定强碱时，溶液由碱性逐渐向酸性变化，变化缓慢pH等当点附近接近等当点时急剧变化，形成滴定曲线的陡直部分，指示剂在此pH变色终点判断选择合适的指示剂使变色点与等当点重合强酸强碱滴定可选甲基橙或酚酞浓度计算根据等当点时酸碱完全中和的关系，通过消耗的滴定剂体积计算待测溶液浓度沉淀溶解平衡溶度积常数沉淀生成条件对于难溶电解质，当离子积时析出沉淀，AmBn Ksp=QcKsp Qc，只与温度时沉淀溶解，时达到溶[A^n+]^m[B^m-]^n KspQc=Ksp有关，是判断沉淀生成的重要依据解平衡越小，化合物越难溶解但不能简通过控制溶液的、加入沉淀剂或络Ksp pH单地用大小比较不同类型化合物的合剂等方法可以调节离子浓度，实现沉Ksp溶解度淀的生成或溶解分析化学应用重量分析法利用沉淀反应测定组分含量，要求沉淀完全、纯净、易于过滤和洗涤分离提纯中常用分级沉淀的方法，控制条件使不同离子依次沉淀，实现有效分离共沉淀与吸附共沉淀现象理论上不应沉淀的物质与主要沉淀一起析出的现象包括吸附、包藏、形成固溶体和后沉淀等类型表面吸附沉淀表面吸附溶液中的离子，特别是能使沉淀表面电荷得到补偿的离子吸附量与表面积成正比减少方法降低沉淀表面积、充分洗涤、控制沉淀条件、使用陈化和重结晶等方法可以减少共沉淀现象实际应用共沉淀可用于痕量元素的富集分离，在环境分析和地球化学研究中有重要应用价值氧化还原反应基本概念氧化还原反应的本质是电子的转移氧化是失去电子的过程，氧化数升高；还原是得到电子的过程，氧化数降低氧化剂在反应中得到电子被还原，还原剂失去电子被氧化氧化数是假想电荷数，用于追踪电子转移单质的氧化数为，简单离子的氧化数等于离子电荷，化合物中各元素氧化数的代数和为0氧化数的变化是判断氧化还原反应的依据0氧化还原反应方程式配平确定氧化数变化标出反应前后各元素的氧化数，找出发生氧化和还原的元素，计算氧化数的变化值配平电子得失使氧化剂得到的电子数等于还原剂失去的电子数，通过调整化学计量数实现电子守恒配平其他原子按照原子守恒定律，配平氢原子和氧原子在酸性溶液中用和H+，在碱性溶液中用和H2O OH-H2O电化学基础原电池原理电解池特点化学能转化为电能的装置由两个半电池组成，发生氧化的电极电能转化为化学能的装置外加电源使阴极发生还原反应，阳极为负极，发生还原的电极为正极发生氧化反应电子从负极流向正极，离子在溶液中迁移形成闭合回路原电池电解可以实现非自发反应，用于电镀、电解制备、电解精炼等工的电动势等于两电极电势的差值业过程电解时阳离子向阴极迁移，阴离子向阳极迁移。