無機化學第三章

① 大學無機化學

無機化學，有機化學，物理化學，分析化學
無機化學
元素化學、無機合成化學、無機高分子化學、無機固體化學、配位化學（即絡合物化學）、同位素化學、生物無機化學、金屬有機化學、金屬酶化學等。
有機化學
普通有機化學、有機合成化學、金屬和非金屬有機化學、物理有機化學、生物有機化學、有機分析化學。
物理化學
結構化學、熱化學、化學熱力學、化學動力學、電化學、溶液理論、界面化學、膠體化學、量子化學、催化作用及其理論等。
分析化學
化學分析、儀器和新技術分析。包括性能測定、監控、各種光譜和光化學分析、各種電化學分析方法、質譜分析法、各種電鏡、成像和形貌分析方法，在線分析、活性分析、實時分析等，各種物理化學性能和生理活性的檢測方法，萃取、離子交換、色譜、質譜等分離方法，分離分析聯用、合成分離分析三聯用等。

無機化學
第一章：氣體
第一節：理想氣態方程
1、氣體具有兩個基本特性：擴散性和可壓縮性。主要表現在：
⑴氣體沒有固定的體積和形狀。⑵不同的氣體能以任意比例相互均勻的混合。⑶氣體是最容易被壓縮的一種聚集狀態。
2、理想氣體方程： 為氣體摩爾常數，數值為=8.314
3、只有在高溫低壓條件下氣體才能近似看成理想氣體。
第二節：氣體混合物
1、對於理想氣體來說，某組分氣體的分壓力等於相同溫度下該組分氣體單獨佔有與混合氣體相同體積時所產生的壓力。
2、Dlton分壓定律：混合氣體的總壓等於混合氣體中各組分氣體的分壓之和。
3、(0℃=273.15K STP下壓強為101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)
第二章：熱化學
第一節：熱力學術語和基本概念
1、 系統與環境之間可能會有物質和能量的傳遞。按傳遞情況不同，將系統分為：
⑴封閉系統：系統與環境之間只有能量傳遞沒有物質傳遞。系統質量守恆。
⑵敞開系統：系統與環境之間既有能量傳遞〔以熱或功的形式進行〕又有物質傳遞。
⑶隔離系統：系統與環境之間既沒有能量傳遞也沒有物質傳遞。
2、 狀態是系統中所有宏觀性質的綜合表現。描述系統狀態的物理量稱為狀態函數。狀態函數的變化量只與始終態有關，與系統狀態的變化途徑無關。
3、 系統中物理性質和化學性質完全相同而與其他部分有明確界面分隔開來的任何均勻部分叫做相。相可以由純物質或均勻混合物組成，可以是氣、液、固等不同的聚集狀態。
4、 化學計量數對於反應物為負，對於生成物為正。
5、反應進度=，單位：mol
第二節：熱力學第一定律
1、 系統與環境之間由於溫度差而引起的能量傳遞稱為熱。熱能自動的由高溫物體傳向低溫物體。系統的熱能變化量用Q表示。若環境向系統傳遞能量，系統吸熱，則Q>0；若系統向環境放熱，則Q<0。
2、 系統與環境之間除熱以外其他的能量傳遞形式，稱為功，用W表示。環境對系統做功，W>O；系統對環境做功，W<0。
3、 體積功：由於系統體積變化而與環境交換的功稱為體積功。
非體積功：體積功以外的所有其他形式的功稱為非體積功。
4、 熱力學能：在不考慮系統整體動能和勢能的情況下，系統內所有微觀粒子的全部能量之和稱為熱力學能，又叫內能。
5、 氣體的標准狀態—純理想氣體的標准狀態是指其處於標准壓力下的狀態，混合氣體中某組分氣體的標准狀態是該組分氣體的分壓為且單獨存在時的狀態。
液體（固體）的標准狀態—純液體（或固體）的標准狀態時指溫度為T，壓力為時的狀態。
液體溶液中溶劑或溶質的標准狀態—溶液中溶劑可近似看成純物質的標准態。在溶液中，溶質的標准態是指壓力,質量摩爾濃度，標准質量摩爾濃度，並表現出無限稀釋溶液特性時溶質的（假想）狀態。標准質量摩爾濃度近似等於 標准物質的量濃度。即
6、 物質B的標准摩爾生成焓（B,相態，T）是指在溫度T下，由參考狀態單質生成物質B（）反應的標准摩爾焓變。
7、 參考狀態一般指每種物質在所討論的溫度T和標准壓力時最穩定的狀態。個別情況下參考狀態單質並不是最穩定的，磷的參考狀態是白磷(s,白)，但白磷不及紅磷和黑磷穩定。O2(g)、H2(g)、Br2(l)、I2(s)、Hg(l)和P4(白磷)是T=298.15K，下相應元素的最穩定單質，即其標准摩爾生成焓為零。
8、 在任何溫度下，參考狀態單質的標准摩爾生成焓均為零。
9、 物質B的標准摩爾燃燒焓（B，相態，T）是指在溫度T下，物質B()完全氧化成相同溫度下指定產物時的反應的標准摩爾焓變。
第四節：Hess定律
1、 Hess定律：化學反應不管是一步或分幾步完成，其總反應所放出或吸收的熱總是相等的。其實質是化學反應的焓變只與始態和終態有關，而與途徑無關。
2、 焓變基本特點：
⑴某反應的（正）與其逆反應的（逆）數值相等，符號相反。即
（正）=-（逆）。
⑵始態和終態確定之後，一步反應的等於多步反應的焓變之和。
3、 多個化學反應計量式相加(或相減)，所得化學反應計量式的（T）等於原各計量式的（T）之和（或之差）。
第五節：反應熱的求算
1、 在定溫定壓過程中，反應的標准摩爾焓變等於產物的標准摩爾生成焓之和減去反應物的標准摩爾生成焓之和。=（總生成物）-（總反應物）{如果有參考狀態單質，則其標准摩爾生成焓為零}
2、 在定溫定壓過程中，反應的標准摩爾焓變等於反應物的標准摩爾燃燒焓之和減去產物的標准摩爾燃燒焓之和 。=（總反應物）-（總生成物）{參考狀態單質只適用於標准摩爾生成焓，其標准摩爾燃燒焓不為零}
第三章：化學動力學基礎
第一節：反應速率
第二節：濃度對反應速率的影響—速率方程
1、 對化學反應來說，反應速率與反應物濃度的定量關系為：，該方程稱為化學反應速率定律或化學反應速率方程，式中稱為反應速率系數，表示化學反應速率相對大小；,分別為反應物A和B的濃度，單位為；，分別稱為A，B的反應級數；稱為總反應級數。反應級數可以是零、正整數、分數，也可以是負數。零級反應得反應物濃度不影響反應速率。（反應級數不同會導致單位的不同。對於零級反應，的單位為，一級反應的單位為，二級反應的單位為，三級反應的單位為）
2、 由實驗測定反應速率方程的最簡單方法—初始速率法。
在一定條件下，反應開始時的瞬時速率為初始速率，由於反應剛剛開始，逆反應和其他副反應的干擾小，能較真實的反映出反應物濃度對反應速率的影響具體操作是將反應物按不同組成配置成一系列混合物。對某一系列不同組成的混合物來說，先只改變一種反應物A的濃度。保持其他反應物濃度不變。在某一溫度下反應開始進行時，記錄在一定時間間隔內A的濃度變化，作出圖，確定t=0是的瞬時速率。也可以控制反應條件，是反應時間間隔足夠短，這時可以把平均速率作為瞬時速率。
3、對於一級反應，其濃度與時間關系的通式為：㏑
第三節：溫度對反應速率的影響—Arrhenius方程
1、 速率系數與溫度關系方程：，㏑｛｝=㏑｛｝-， ㏑，實驗活化能，單位為。為指前參量又稱頻率因子。與具有相同的量綱。與是兩個經驗參量，溫度變化不大時視為與溫度無關。
2、 對Arrhenius方程的進一步分析：
⑴在室溫下，每增加4，將使值降低80%。在室溫相同或相近的情況下，活化能大的反應，其速率系數則小，反應速率較小；小的反應較大，反應速率較大。
⑵對同一反應來說，溫度升高反應速率系數增大，一般每升高10℃，值將增大2～10倍。
⑶對同一反應來說，升高一定溫度，在高溫區，值增大倍數小；在低溫區值增大倍數大。因此，對一些在較低溫度下進行的反應，升高溫度更有利於反應速率的提高。
⑷對於不同的反應，升高相同溫度，大的反應值增大倍數大；小的反應值增大倍數小。即升高溫度對進行的慢的反應將起到更明顯的加速作用。
第四節：反應速率理論與反應機理簡介
1、=（正）-（負）
2、由普通分子轉化為活化分子所需要的能量叫做活化能
第五節：催化劑與催化作用
1、 催化劑是指存在少量就能顯著加速反應而本身最後並無損耗的物質。催化劑加快反應速率的作用被稱為催化作用。
2、 催化劑的特徵：
⑴催化劑只對熱力學可能發生的反應起催化作用，熱力學上不可能發生的反應，催化劑對它不起作用。
⑵催化劑只改變反應途徑（又稱反應機理），不能改變反應的始態和終態，它同時加快了正逆反應速率，縮短了達到平衡所用的時間，並不能改變平衡狀態。
⑶催化劑有選擇性，不同的反應常採用不同的催化劑，即每個反應有它特有的催化劑。同種反應如果能生成多種不同的產物時，選用不同的催化劑會有利於不同種產物的生成。
⑷每種催化劑只有在特定條件下才能體現出它的活性，否則將失去活性或發生催化劑中毒。
第四章：化學平衡 熵和Gibbs函數
第一節：標准平衡常數
1、平衡的組成與達成平衡的途徑無關，在條件一定時，平衡的組成不隨時間而變化。平衡狀態是可逆反應所能達到的最大限度。平衡組成取決於開始時的系統組成。
2、對可逆反應來說，其標准平衡常數
3、兩個或多個化學計量式相加（或相減）後得到的化學計量式的標准平衡常數等於原各個化學計量式的化學平衡常數的積（或商），這稱為多重平衡原理。
第二節：標准平衡常數的應用
1、反應進度也常用平衡轉化率來表示。反應物A的平衡轉化率表達式為

2、J表示反應商。若J<則反應正向進行；若J=，則反應處於平衡狀態；若J>，則反應逆向進行。
第三節：化學平衡的移動
1、濃度對化學平衡的影響：濃度雖然可以使化學平衡發生移動，但並不能改變化學平衡常數的數值，因為在一定溫度下，值一定。當反應物濃度增加或產物濃度減少時，平衡正向移動；當反應物濃度減少或產物濃度增加時，平衡逆向移動。
2、壓力對化學平衡的影響：綜合考慮各反應物和產物分壓是否改變及反應前後氣體分子數是否改變。
3、溫度對化學平衡都影響：溫度變化引起標准平衡常數的改變，從而使化學平衡移動。溫度對標准平衡常數的影響用van』t Hoff方程描述。
㏑
第四節：自發變化和熵
1、自發變化的基本特徵：
⑴在沒有外界作用或干擾的情況下，系統自身發生的變化稱為自發變化。
⑵有的自發變化開始時需要引發，一旦開始，自發變化將一直進行達到平衡，或者說自發變化的最大限度是系統的平衡狀態。
⑶自發變化不受時間約束，與反應速率無關。
⑷自發變化必然有一定的方向性，其逆過程是非自發變化。兩者都不能違反能量守恆定律 。
⑸非自發變化和自發變化都是可能進行的。但是只有自發變化能自動發生，而非自發變化必須藉助一定方式的外部作用才能發生。沒有外部作用非自發變化將不能繼續進行。
2、在反應過程中，系統有趨向於最低能量狀態的傾向，常稱其為能量最低原理。相變化也具有這種傾向。
3、 系統有趨向於最大混亂度的傾向，系統混亂度的增加有利於反應的自發進行。
4、 純物質完整有序晶體在0K時熵值為零；.
5、 ⑴熵與物質聚集狀態有關。同一種物質氣態熵值最大，液態次之，固態熵值最小。

② 大學無機化學

第一章化學熱力學初步1.1熱力學基本概念：狀態與狀態函數；過程與途徑；熱力學第一定律.1.2熱化學：化學反應的熱效應；恆容反應熱Qρ和恆壓反應熱Qν；焓與反應焓變ΔH；熱化學方程式的寫法；幾種反應焓的計算方法：蓋斯定律,由標准生成焓計算反應焓,由燃燒熱計算反應焓,由鍵能估算反應焓.1.3化學反應的方向：反應的自發性；熵的初步概念；Gibbs自由能與ΔG；吉布斯—赫姆霍茲方程ΔG=ΔH－TΔS應用第二章化學平衡2.1化學平衡常數：可逆反應；化學平衡定律；經驗平衡常數與熱力學平衡常數；轉化率.2.2化學平衡常數和自由能變：等溫方程；化學平衡常數和標准自由能變2.3化學平衡移動：壓力、濃度對化學平衡的影響；溫度對化學平衡的影響第三章化學反應速率（3學時）3.1反應速率定義及表示法：平均速度；瞬時速率.3.2反應速度理論簡介：碰撞理論；過渡狀態理論..3影響反化學反應速度的因素：基元反應與非基元反應；濃度對化學反應速率的影響（零級、一級反應、二級反應）；溫度對化學反應速率的影響；催化劑對化學反應速率的影響.第四章酸鹼電離平衡（5學時）4.1酸鹼理論簡介：酸鹼質子理論；酸鹼電子理論.4.2強電解質溶液：離子氛；活度.4.3弱電解質的電離平衡：一元弱酸弱鹼的電離平衡與pH值求算；多元弱酸弱鹼的電離平衡與pH值求算；同離子效應、鹽效應；鹽類水解.4.4緩沖溶液：定義；pH值求算；應用第五章沉澱溶解平衡（2學時）5.1溶度積常數：溶度積原理；溶度積和溶解度的相互換算5.2沉澱與溶解的相互轉化：多重平衡常數；沉澱-溶解計算第六章核化學（2學時）6.1核衰變6.2核裂變6.2核聚變第七章氧化還原反應（7學時）7.1基本知識與氧化還原反應式的配平7.2電極電位和電池電動勢：原電池和電極電位；電極類型與原電池的簡易表示法；標准氫電極與標准電極電勢；標准電極電位表的應用.7.3電池電動勢（E池）與反應的自由能變（ΔG）：E池與ΔG的關系；平衡常數K與的關系.7.4電池電動勢與濃度的關系：能斯特方程式；能斯特方程式的應用.7.5化學電源與電解第八章原子結構（7學時）7.1核外電子的運動狀態：氫光譜和玻爾理論；微觀體系波函數ψ及∣ψ∣2的物理意義；四個量子數的物理意義；氫原子波函數的圖象表示.7.2多電子原子核外電子排布和元素周期表：多電子原子的能級；屏蔽效應與鑽穿效應；核外電子的排布；元素周期表.7.3原子性質變化的周期性：有效核電荷；原子半徑；電離能；電子親和能；電負性第九章化學鍵與物質結構（9學時）9.1離子鍵與離子晶體：離子鍵的形成和晶格能；離子半徑；典型離子晶體結構；離子極化.9.2共價鍵與分子結構：現代價鍵理論；離域π鍵（大π鍵）的形成；雜化軌道理論；價層電子對互斥理論；分子軌道理論簡介；鍵參數、鍵的極性與分子的性質.9.3金屬鍵：自由電子理論；金屬能帶理論.9.4分子間作用力與氫鍵：分子間作用力；氫鍵9.5晶體結構簡介

③ 大學的無機化學這門課包括哪些內容

無機化學內容:
第一章 緒論氣體（2學時）
第二章 化學熱力學（5學時）
第三章 化學動力學基礎（3學時）
第四章 化學平衡（4學時）
第五章 酸鹼平衡（6學時）
第六章 沉澱-溶解平衡（4學時）
第七章 氧化還原反應 電化學基礎（6學時）
第八章 原子結構（簡介4學時）
第九章 晶體結構（選學）
第十章 分子結構（6學時）
第十一章 配合物的結構（4學時）
第十二章 s區元素、p區元素、d區元素、ds區元素和f區元素（自學）
本課程的理論教學一直遵循國家教委統一頒布的「無機化學教學大綱」安排教學內容（44學時），系統講授化學的基本原理、理論、現代化學研究的熱門領域等內容。在教學過程中注意發揮學生的學習主動性，採用了以課堂教學為主，學生自學為輔相結合的教學方法，使學生對所學的基本理論深刻理解和掌握，並了解本課程理論的應用發展現狀。
注重科學方法論的教育，使學生學會認知、學會創新、學會發展，並通過科學發展史的學習，讓學生學習前人為科學獻身的精神。由於教學改革的深化，為了加強素質教育，根據學校領導的意見，對教學大綱、教學內容進行了適當調整，以適應新形勢的需要。通過教學方法和教學手段的改革（如突出重點教授，加強自學內容的安排，採用討論，因專業需要施教等方法），增強學生的自學能力，使學生變被動學習為主動學習，提高學生學習的主動性和自覺性。教師在課堂上注意引導學生在新知識新領域中的學習和探討，拓寬學生的知識面，並能夠及時了解化學學科發展的前沿。

④ 無機化學怎麼復習啊

第二章、熱化學 熱化學:研究化學反應與熱能變化規律的學科。 2.1熱力學的術語和基本概念 2.1.1 系統和環境 系統:研究對象。包含有一定種類和一定數量的物質。 環境:系統以外並與系統有著相互影響的部分。 敞開系統:系統與環境間即有物質的交換，又有能量的交換。 封閉系統:系統與環境間沒有物質的交換，而只有能量的交換。 孤立系統:系統與環境間即無物質的交換，又無能量的交換。 2.1.2 狀態和狀態函數 狀態:系統的一系列物理量的總和，系統性質的綜合表現。 狀態性質:由狀態決定其數值而與變化途徑無關的性質。 狀態函數:具有狀態性質的物理量。例:p、V、T…… 狀態函數特徵: 1、 系統的狀態一經確定，狀態函數是一個定值。 （狀態函數是單值函數。） 2、狀態函數的數值與狀態變化經歷的途徑無關。 （狀態函數的變化量由系統的始、終態決定，與變化途徑無關。） 熱力學中規定了物質的標准狀態為: 1、氣態物質壓力為100kPa。 2、液態、固體物質在100kPa壓力下的純凈物。 3、溶液在100kPa壓力下，物質的量濃度1mol/L。 2.1.3 過程 途徑:系統的狀態變化所遵循的路線。 過程:變化的具體經過。 常見的過程有以下幾種類型: 1、恆溫過程:在整個過程中，系統的溫度不變。△T=0. 2、恆壓過程:在整個過程中，系統的壓力不變。△P=0. 3、恆容過程:在整個過程中，系統的體積不變。△V=0. 4、絕熱過程:在整個過程中，系統與環境無熱量交換。Q=0. 例: ——→ C —————— ↑2 ↓3 A—————1————→B ↓4 ↑6 D—————5————→E 從狀態A到狀態B有三種途徑: 途徑1由過程1組成。 途徑2由過程2、3組成。 途徑3由過程4、5、6組成。 2.1.4 相 系統中性質相同的均勻部分。 討論: 1、性質相同指物理性質和化學性質都完全相同。 2、「均勻」是指各種組分以單個分子、離子或原子相互混合。 3、相與相之間有明確的界面分隔開。 4、區分清楚相與態的概念。 5、區分清楚相的數目與組分的數目。 6、一個相可以是連續的整體，也可以是不連續的分散體。 7、只含有一個相的系統稱為單相系統，含有兩個或兩個以上相的系統稱為多相系統。 2.1.5 化學反應計量式和反應進度 反應進度（ξ,ksai）: 反應中任何一種反應物或生成物在某一階段中物質的量的變化量與反應計量系數的商，單位為mol，用來描述化學反應進行的程度的物理量。 規定反應物的計量系數為負數，產物的計量系數為正數。 例、 反應 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) ,開始時,H2為6mol，某一階段後，H2為3mol, ξ= ? 解:ξ= (3-6)/(-2) = 3/2(mol) 2.2 熱力學第一定律 2.2.1熱力學能（U） 系統內部所具有的總能量。（也稱為內能） 狀態函數 熱力學能變化△U = U2 - U1，通常△U≠0。 2.2.2熱和功 熱(Q):系統與環境之間因溫度不同而交換或傳遞的能量。 討論: 1、熱是一種交換或傳遞的能量，不是物質的自然屬性。 2、 熱與反映物體溫度高低的冷熱現象不能混為一談。 3、熱受變化過程制約，不是狀態函數。 4、在化學反應中，系統吸收的熱轉化為內部的能量，釋放的熱則是由原先存在於物質內部的能量轉變而來的。 5、熱力學上規定，系統從環境吸收熱量為正值，Q > 0 ;系統釋放熱量給環境為負值, Q < 0。 功(w):除熱以外的其它一切形式所傳遞或交換的能量。 主要指體積功，即系統在變化過程中由於體積膨脹或壓縮所做的功。 w = -△PV 恆溫、恆壓條件時，w = -P△V = -△nRT 熱力學規定: 系統對環境作功（體積膨脹），功為負值，w < 0 ; 環境對系統作功（體積壓縮），功為正值, w > 0。 2.2.3熱力學第一定律 能量守恆與轉化定律:能量可以互相轉化，但不能自生自滅。 化學熱力學第一定律:系統由一種狀態變化到另一種狀態時，熱力學能的改變數等於該過程中系統從環境吸收的熱加上環境對系統所做的功。 數學表達式 △U = Q + W 2.2.4 焓變和熱化學方程式 1、熱化學方程式 反應熱效應（簡稱反應熱）:化學反應中放出或吸收的熱量。 熱化學方程式:註明反應熱效應的化學反應方程式。 例如，碳的燃燒反應可表示為: C(石墨) + O2(g) = CO2(g) ΔHθ298 = -393.5kJ/mol 討論: （1）、書寫熱化學方程式時應註明物態。 （2）、熱化學方程式要註明反應條件（溫度、壓力）。 （3）、放熱反應，ΔHθ< 0 ; 吸熱反應，ΔHθ > 0 . （4）、ΔHθ值與具體的熱化學方程式相對應，方程式的書寫形式不同，ΔHθ值不同。 1/2C(石墨) + 1/2O2(g) = 1/2CO2(g) ΔHθ298 = -196.75kJ/mol 此處1mol是指1mol反應. （5）、正、逆反應的ΔHθ數值相等，符號相反。 2、焓和焓變 反應熱效應與反應條件有關。 恆容熱效應用QV表示，恆壓熱效應用QP表示。 恆容條件， QV,△V = 0, w = 0, QV = △U。 反應熱效應全部用於系統內能變化。 恆壓條件，QP = △U + w =△U + P △V。 = (U2 - U1) + P(V2 - V1) = (U2 + PV2) - (U1 + PV1) 定義: 焓 H = U + PV 狀態函數 △H = △U + △PV 恆壓條件下，△H = △U + P△V = QP 恆壓反應熱效應其數值等於系統的焓變。 例:450g水蒸氣在373K和100kPa條件下凝結成水，已知水的蒸發熱為2.26kJ/g，計算此過程的w, Q, △U和△H 。 解: H2O(g) = H2O(l) 水蒸氣凝結成水放出熱量，Q < 0, Q = -2.26×450 = -1017(kJ) w = -△nRT = -(0 - 450/18)×8.314×373 = 77.5(kJ) △ U = -1017 + (77.5) = -939.5(kJ) △H = qP = -1017(kJ) 答:……。 3. ΔrUm與ΔrHm的關系 ΔrUm和ΔrHm分別為摩爾反應熱力學能變、摩爾反應焓變。 ΔrHm =ΔrUm + P△V P△V = P(V氣體產物 - V氣體反應物) = RT(n氣體產物 - n氣體反應物) = △n氣體RT ΔrHm =ΔrUm + △n氣體RT 對於不涉及氣體的反應，或反應前後氣體分子數不變的反應，△V = 0 , △n氣體= 0,可近似認為ΔrUm=ΔrHm 。 對於反應前後氣體分子數不等的反應，則有: ΔrUm=ΔrHm - P△V =ΔrHm - △n氣體RT 4、標准摩爾生成焓(ΔfHθm(298.15)) 在標准狀態和指定溫度（通常為298.15K）下，由穩定單質生成1mol純凈物的焓變稱為該純凈物的標准摩爾生成焓。 例: 3Fe(s) + 2O2(g) = Fe3O4(S) ΔrHθm(298.15) = -1118kJ/mol ΔfHθm(Fe3O4,s,) = -1118kJ/mol 討論: （1）、熱力學規定穩定單質本身的標准摩爾生成焓為零。穩定單質是指在常溫、常壓下，不會自動起變化的單質。一種單質若有幾種異形體，穩定單質一般是指最穩定的那種。 （2）、定義中指生成1mol該純凈物的焓變。 例: 3O2(g) = 2O3(g) ΔrHθm(298.15) = 284kJ/mol ΔfHθm (O3,g) = 142kJ/mol （3）、書後P637--653查表，注意物態。 5、標准摩爾燃燒焓ΔcHθm(B,相態，T) (略) 2.2.5 蓋斯定律 1、由ΔfHθm 計算ΔrHθm ΔrHθm 為標准狀態和溫度298.15K下，反應進度為1摩爾時的反應或過程的焓變。 計算公式: ΔrHθm(298.15) = ∑ΔfHθm (生成物) - ∑ΔfHθm (反應物) 例: CO2(g) + H2(g) = CO(g) + H2O(g) ΔrHθm =? 解:ΔfHθm (kJ/mol) -393.5 0 -110.5 -241.8 ΔrHθm =-241.8-110.5-(-393.5)-0 = 41.2(kJ/mol) 分析: CO2(g) + H2(g) ======= CO(g) + H2O(g) ↓ΔrHθm (1) ↗ΔrHθm (2) ↗ΔrHθm (3) C(石墨) + 1/2O2(g) + 1/2O2(g) + H2(g) 蓋斯定律:一個反應可以一步完成，也可以分幾步完成，所有分步反應的焓變之和與一步完成的反應焓變相等。 ΔrHθm =ΔrHθm (1)+ΔrHθm (2)+ ΔrHθm (3) 反應(1) CO2(g) == C(石墨) + O2(g) 這個反應是CO2的分解反應，也是CO2生成反應的逆反應 ΔrHθm (1) = -ΔfHθm(CO2,g) 反應(2) C(石墨) + 1/2 O2(g) = CO(g) ΔrHθm (2)=ΔfHθm(CO,g) 反應(3) 1/2O2(g) + H2(g) = H2O(g) ΔrHθm (3) =ΔfHθm(H2O,g) ∴ΔrHθm =ΔfHθm(CO,g) +ΔfHθm(H2O,g) -ΔfHθm(CO2,g) 討論: （1）、計算公式中是∑ΔfHθm(生成物) - ∑ΔfHθm(反應物)。切不可顛倒。 （2）、注意物態，選用相應的ΔfHθm 數據。 （3）、反應式要配平後才能計算。 （4）、計算中包括了方程式中的計量系數，不可遺忘。 例: C2H6(g) + 7/2 O2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔrHθm =? 解:ΔfHθm(kJ/mol) -84.6 0 -393.5 -285.9 ΔrHθm = 2(-393.5)+3(-285.9)-(-84.6)-0 = -1560.1(kJ/mol) 3、 利用熱化學方程式的組合計算ΔrHθm 化學反應方程式可以象代數方程式一樣通過加減得到另外的反應式，相應的ΔrHθm也進行類似計算. 例 （1）- 3（2）+ 2(3)=(總) ΔrHθm（總）=ΔrHθm（1）-3ΔrHθm（2）+2ΔrHθm（3） 2.2.6鍵焓與反應焓變 （略） 第三章、化學動力學基礎 3.1 化學反應速率的概念 反應速率:反應進度隨時間的變化率。 j =△ξ/△t 平均速率 當△t 趨於無限小時，j = dξ/d t 瞬時速率 用單位體積中反應進度隨時間的變化率來表示，稱之為基於濃度的反應速率。 V（速率）= j /V(體積） = dξ/ V(體積）d t = dni / miV(體積）dt = (1/mi)(dCi /dt) V= (1/mi)(△Ci /△t) 討論:1、反應速率單位 mol / m3(L)S(min,h) 2、mi 為組分i在反應方程式中的計量系數；dCi為組分i 在t時刻的瞬時濃度，計算出的速率為瞬時速率；△Ci為組分i 在一段時間內的濃度變化量，計算出的速率為平均速率。 (3)、一個反應在某一時刻只有一個反應速率數值，可以用任一組分濃度的變化率來進行相應的計算。 例:某給定條件下，氮氣與氫氣在密閉容器中合成氨，各物質濃度的變化如下: N2 + 3H2 → 2NH3 起始時濃度/ mol?dm-3 1.0 3.0 0 2 s(秒)後濃度/ mol?dm-3 0.8 2.4 0.4 △Ci -0.2 -0.6 +0.4 計算該反應在這2 秒鍾內的平均反應速率V。 解:V = (1/mi)(△Ci /△t) =（-1）-1（-0.2 mol?dm-3/2 s） =（-3）-1（-0.6 mol?dm-3/2 s） =（+2）-1（+0.4 mol?dm-3/2 s） = 0.1 mol?dm-3?s-1 時的平均速率即為在某一時刻的反應速率。 3.2濃度對反應速率的影響-----速率方程式 質量作用定律:在一定溫度下，反應速率與反應物濃度的一定方次成正比。 任一反應: aA + bB = cC + dD V = k C x (A)C y (B) (瞬時速率) k為反應速率常數，在數值上，為各反應物濃度都是1mol/L時的反應速率。 討論:1、每個反應都有表示其特徵的速率常數，k值的大小首先取決於反應的本性，k值越大表示反應進行越快，是比較不同反應的速率的特徵參數。 2、k值不隨反應物、產物濃度而變，是溫度的函數。 3、k的單位隨反應而變，與反應級數有關，反應級數相同的反應，k的單位是一致的。 4、在速率方程式中，純固、液態物質濃度視作1，不列入表達式中。 在質量作用定律表達式中，反應物濃度的指數稱為反應級數，前例中，對A來說是x級反應，對B來說是y級反應，而總反應級數為x+y級。反應級數可以是零，可以是正整數，也可以是分數。 質量作用定律表達式也稱為速率方程式，算出的是瞬時速率，各組分濃度也要用瞬時濃度。通常都用初濃度，算出初速率。 根據反應方程式能否直接寫出速率方程式呢？確定x、y數值？有些行，但大多數則不行。這里涉及到反應機理。 反應機理:化學反應經歷的途徑（微觀過程）。 基元反應:反應物分子一步直接轉化為產物的反應（一步完成的反應，簡單反應）。 例；NO2(g) + CO(g) = NO (g) + CO2(g) 基元反應可以直接據反應方程式寫出速率方程式，各組分的反應級數就是反應方程式中相應系數。 V = kC(NO2)C(CO) 非基元反應；反應物分子需經過多個步驟才能成為產物分子的反應（分步完成的反應，復雜反應）。 例:5H2SO3 + 2 HIO3 = 5H2SO4 + H2O + I2 實驗結果表明 V = kC(H2SO3)C(HIO3) 反應機理:H2SO3 + HIO3 = H2SO4 + HIO2 (慢) (1) 2H2SO3 + HIO2 = 2H2SO4 + HI （快） (2) 5HI + HIO3 = 3I2 + 3H2O （快） (3) 總反應分為三個步驟進行，其中第一步驟是最慢的，每個步驟都是一個基元反應，都可以據反應方程式寫出相應的速率表達式。在多個步驟構成的反應中，最慢的反應步驟起著控制整個反應速率的作用（就象流水線上最慢的工序決定著生產效率一樣），稱為控制步驟或決定步驟。控制步驟的反應速率代表了總反應的反應速率，控制步驟的速率方程式就代表了總的反應速率方程。所以理論分析與實驗結果一致。 非基元反應不能據反應方程式寫出速率方程，必須通過實驗確定其反應級數，才能給出速率方程式。 3.3溫度對反應速率的影響---阿侖尼烏斯方程式 阿侖尼烏斯根據實驗結果提出了溫度與反應速率常數之間的經驗公式: 阿侖尼烏斯公式:k=Ae-Ea/RT Ea: 反應活化能。

⑤ 無機合成化學的目錄

前言
第一章 緒論
第1節 無機合成化學的內容
第2節 無機合成化學在經濟建設中的作用
第3節 無機合成化學與高新技術的關系
第4節 進行無機材料合成的思想方法
第5節 無機合成化學的熱點領域
第6節 無機合成化學課程的要求
第二章 氣體和溶劑
第1節 氣體和溶劑在合成中的作用
第2節 氣體
第3節 溶劑
思考題
第三章 經典合成方法
第1節 化學氣相沉積法
第2節 高溫合成
第3節 低溫合成和分離
第4節 高壓合成
第5節 低壓合成
第6節 熱溶法
思考題
第四章 軟化學和綠色合成方法
第1節 概述
第2節 先驅物法
第3節 溶膠-凝膠法
第4節 拓樸化學反應
第5節 低熱固相反應
第6節 水熱法
第7節 助熔劑法
第8節 流變相反應法
思考題
第五章 特殊合成方法
第1節 電化學合成
第2節 光化學合成
第3節 微波合成
第4節 自蔓延高溫合成
第5節 生物合成法
思考題
第六章 極端和件下的合成化學
第1節 超高溫超高壓合成
第2節 等離子體化學合成
第3節 濺射合成法
第4節 離子束合成法
第5節 激光物理氣相沉積法
第6節 失重合成
思考題
第七章 單晶生長
第1節 從溶液中生長晶體
第2節 水熱法生長晶體
第3節 從熔體中生長晶體
第4節 高溫固相生長
第5節 流變相反應法
思考題
第八章 典型無機材料的合成
第1節 精細陶瓷材料的合成
第2節 納米粉體材料的合成
第3節 非晶態材料的合成
第4節 沸石分子篩催化材料的合成
第5節 色心晶體的合成
思考題
第九章 典型無機化合物的合成化學
第1節 配位化合物的合成
第2節 有機金屬化合物的合成
第3節 金屬族合物的合成
第4節 非化學計量比化合物的合成
第5節 標記化合物的合成
習題
參考文獻

⑥ 大學的無機化學這門課包括哪些內容

第一章 化學熱力學初步
1.1 熱力學基本概念：狀態與狀態函數；過程與途徑；熱力學第一定律.
1.2 熱化學：化學反應的熱效應；恆容反應熱Qρ和恆壓反應熱Qν；焓與反應焓變ΔH；熱化學方程式的寫法；幾種反應焓的計算方法：蓋斯定律,由標准生成焓計算反應焓,由燃燒熱計算反應焓,由鍵能估算反應焓.
1.3 化學反應的方向：反應的自發性；熵的初步概念；Gibbs自由能與ΔG；吉布斯—赫姆霍茲方程ΔG=ΔH－TΔS應用
第二章 化學平衡
2.1 化學平衡常數：可逆反應；化學平衡定律；經驗平衡常數與熱力學平衡常數；轉化率.
2.2 化學平衡常數和自由能變：等溫方程；化學平衡常數和標准自由能變
2.3 化學平衡移動：壓力、濃度對化學平衡的影響；溫度對化學平衡的影響
第三章 化學反應速率（3學時）
3.1 反應速率定義及表示法：平均速度；瞬時速率.
3.2 反應速度理論簡介：碰撞理論；過渡狀態理論.
.3 影響反化學反應速度的因素：基元反應與非基元反應；濃度對化學反應速率的影響
（零級、一級反應、二級反應）；溫度對化學反應速率的影響；催化劑對化學反應速率的影響.
第四章 酸鹼電離平衡（5學時）
4.1 酸鹼理論簡介：酸鹼質子理論；酸鹼電子理論.
4.2 強電解質溶液：離子氛；活度.
4.3 弱電解質的電離平衡：一元弱酸弱鹼的電離平衡與pH值求算；多元弱酸弱鹼的電離平衡與pH值求算；同離子效應、鹽效應；鹽類水解.
4.4 緩沖溶液：定義；pH值求算；應用
第五章 沉澱溶解平衡（2學時）
5.1 溶度積常數：溶度積原理； 溶度積和溶解度的相互換算
5.2 沉澱與溶解的相互轉化：多重平衡常數；沉澱-溶解計算
第六章 核化學（2學時）
6.1 核衰變
6.2 核裂變
6.2 核聚變
第七章 氧化還原反應（7學時）
7.1 基本知識與氧化還原反應式的配平
7.2 電極電位和電池電動勢：原電池和電極電位；電極類型與原電池的簡易表示法；標准氫電極與標准電極電勢；標准電極電位表的應用.
7.3 電池電動勢（E池）與反應的自由能變（ΔG）：E池與ΔG的關系；平衡常數K與的關系.
7.4 電池電動勢與濃度的關系：能斯特方程式；能斯特方程式的應用.
7.5 化學電源與電解
第八章 原子結構（7學時）
7.1 核外電子的運動狀態：氫光譜和玻爾理論；微觀體系波函數ψ及∣ψ∣2的物理意義；四個量子數的物理意義；氫原子波函數的圖象表示.
7.2 多電子原子核外電子排布和元素周期表：多電子原子的能級；屏蔽效應與鑽穿效應；核外電子的排布；元素周期表.
7.3 原子性質變化的周期性：有效核電荷；原子半徑；電離能；電子親和能；電負性
第九章 化學鍵與物質結構（9學時）
9.1離子鍵與離子晶體：離子鍵的形成和晶格能；離子半徑；典型離子晶體結構；離子極化.
9.2 共價鍵與分子結構：現代價鍵理論；離域π鍵（大π鍵）的形成；雜化軌道理論；價層電子對互斥理論；分子軌道理論簡介；鍵參數、鍵的極性與分子的性質.
9.3 金屬鍵：自由電子理論；金屬能帶理論.
9.4 分子間作用力與氫鍵：分子間作用力；氫鍵
9.5 晶體結構簡介

⑦ 有用過吉林大學的<無機化學例題與習題>第3版的嗎。我做了他第三章習題，怎麼感覺有不少參考答案是錯的

參考答案確實有錯誤。

⑧ 大一無機化學，第三章的同濃度不同物質的凝固點怎麼比

一般情況下比較溶液中溶質的質點數多少。
比如7，答案選D：
葡萄糖，蔗糖的物質的量濃度相等，凝固點相同。
NaCl，陰陽離子各一個，所以總濃度為0.01*2 = 0.02
CaCl2，陽離子一個，陰離子二個，總濃度為0.01*3 = 0.03
所以，CaCl2的凝固點下降最多，凝固點最低。

⑨ 天津大學無機化學答案

額~剛看下我那本是第一版的~~你可以上圖書館找找看~~當初我們上這個課的時候是老師發給我們影印版的答案。

⑩ 大家預習什麼是無機化學無機化學包括哪些內容

無機化學是研究無機化合物的化學，是化學領域的一個重要分支。 通常無機化合物與有機化合物相對，指不含C-H鍵的化合物，因此一氧化碳、二氧化碳、二硫化碳、氰化物、硫氰酸鹽、碳酸及碳酸鹽等都屬於無機化學研究的范疇。
大學無機化學內容:

第一章 緒論氣體（2學時）

第二章 化學熱力學（5學時）

第三章 化學動力學基礎（3學時）

第四章 化學平衡（4學時）

第五章 酸鹼平衡（6學時）
第六章 沉澱-溶解平衡（4學時）

第七章 氧化還原反應 電化學基礎（6學時）

第八章 原子結構（簡介4學時）

第九章 晶體結構（選學）
第十章 分子結構（6學時）

第十一章 配合物的結構（4學時）

第十二章 s區元素、p區元素、d區元素、ds區元素和f區元素（自學）