无机化学第三章

① 大学无机化学

无机化学，有机化学，物理化学，分析化学
无机化学
元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学（即络合物化学）、同位素化学、生物无机化学、金属有机化学、金属酶化学等。
有机化学
普通有机化学、有机合成化学、金属和非金属有机化学、物理有机化学、生物有机化学、有机分析化学。
物理化学
结构化学、热化学、化学热力学、化学动力学、电化学、溶液理论、界面化学、胶体化学、量子化学、催化作用及其理论等。
分析化学
化学分析、仪器和新技术分析。包括性能测定、监控、各种光谱和光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析方法，在线分析、活性分析、实时分析等，各种物理化学性能和生理活性的检测方法，萃取、离子交换、色谱、质谱等分离方法，分离分析联用、合成分离分析三联用等。

无机化学
第一章：气体
第一节：理想气态方程
1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在：
⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。
2、理想气体方程： 为气体摩尔常数，数值为=8.314
3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。
第二节：气体混合物
1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
2、Dlton分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。
3、(0℃=273.15K STP下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)
第二章：热化学
第一节：热力学术语和基本概念
1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为：
⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。
⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。
⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。
2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函数。状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。
3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。
4、 化学计量数对于反应物为负，对于生成物为正。
5、反应进度=，单位：mol
第二节：热力学第一定律
1、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温物体传向低温物体。系统的热能变化量用Q表示。若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。
2、 系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称为功，用W表示。环境对系统做功，W>O；系统对环境做功，W<0。
3、 体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。
非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。
4、 热力学能：在不考虑系统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称为热力学能，又叫内能。
5、 气体的标准状态—纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力下的状态，混合气体中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为且单独存在时的状态。
液体（固体）的标准状态—纯液体（或固体）的标准状态时指温度为T，压力为时的状态。
液体溶液中溶剂或溶质的标准状态—溶液中溶剂可近似看成纯物质的标准态。在溶液中，溶质的标准态是指压力,质量摩尔浓度，标准质量摩尔浓度，并表现出无限稀释溶液特性时溶质的（假想）状态。标准质量摩尔浓度近似等于 标准物质的量浓度。即
6、 物质B的标准摩尔生成焓（B,相态，T）是指在温度T下，由参考状态单质生成物质B（）反应的标准摩尔焓变。
7、 参考状态一般指每种物质在所讨论的温度T和标准压力时最稳定的状态。个别情况下参考状态单质并不是最稳定的，磷的参考状态是白磷(s,白)，但白磷不及红磷和黑磷稳定。O2(g)、H2(g)、Br2(l)、I2(s)、Hg(l)和P4(白磷)是T=298.15K，下相应元素的最稳定单质，即其标准摩尔生成焓为零。
8、 在任何温度下，参考状态单质的标准摩尔生成焓均为零。
9、 物质B的标准摩尔燃烧焓（B，相态，T）是指在温度T下，物质B()完全氧化成相同温度下指定产物时的反应的标准摩尔焓变。
第四节：Hess定律
1、 Hess定律：化学反应不管是一步或分几步完成，其总反应所放出或吸收的热总是相等的。其实质是化学反应的焓变只与始态和终态有关，而与途径无关。
2、 焓变基本特点：
⑴某反应的（正）与其逆反应的（逆）数值相等，符号相反。即
（正）=-（逆）。
⑵始态和终态确定之后，一步反应的等于多步反应的焓变之和。
3、 多个化学反应计量式相加(或相减)，所得化学反应计量式的（T）等于原各计量式的（T）之和（或之差）。
第五节：反应热的求算
1、 在定温定压过程中，反应的标准摩尔焓变等于产物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和。=（总生成物）-（总反应物）{如果有参考状态单质，则其标准摩尔生成焓为零}
2、 在定温定压过程中，反应的标准摩尔焓变等于反应物的标准摩尔燃烧焓之和减去产物的标准摩尔燃烧焓之和 。=（总反应物）-（总生成物）{参考状态单质只适用于标准摩尔生成焓，其标准摩尔燃烧焓不为零}
第三章：化学动力学基础
第一节：反应速率
第二节：浓度对反应速率的影响—速率方程
1、 对化学反应来说，反应速率与反应物浓度的定量关系为：，该方程称为化学反应速率定律或化学反应速率方程，式中称为反应速率系数，表示化学反应速率相对大小；,分别为反应物A和B的浓度，单位为；，分别称为A，B的反应级数；称为总反应级数。反应级数可以是零、正整数、分数，也可以是负数。零级反应得反应物浓度不影响反应速率。（反应级数不同会导致单位的不同。对于零级反应，的单位为，一级反应的单位为，二级反应的单位为，三级反应的单位为）
2、 由实验测定反应速率方程的最简单方法—初始速率法。
在一定条件下，反应开始时的瞬时速率为初始速率，由于反应刚刚开始，逆反应和其他副反应的干扰小，能较真实的反映出反应物浓度对反应速率的影响具体操作是将反应物按不同组成配置成一系列混合物。对某一系列不同组成的混合物来说，先只改变一种反应物A的浓度。保持其他反应物浓度不变。在某一温度下反应开始进行时，记录在一定时间间隔内A的浓度变化，作出图，确定t=0是的瞬时速率。也可以控制反应条件，是反应时间间隔足够短，这时可以把平均速率作为瞬时速率。
3、对于一级反应，其浓度与时间关系的通式为：㏑
第三节：温度对反应速率的影响—Arrhenius方程
1、 速率系数与温度关系方程：，㏑｛｝=㏑｛｝-， ㏑，实验活化能，单位为。为指前参量又称频率因子。与具有相同的量纲。与是两个经验参量，温度变化不大时视为与温度无关。
2、 对Arrhenius方程的进一步分析：
⑴在室温下，每增加4，将使值降低80%。在室温相同或相近的情况下，活化能大的反应，其速率系数则小，反应速率较小；小的反应较大，反应速率较大。
⑵对同一反应来说，温度升高反应速率系数增大，一般每升高10℃，值将增大2～10倍。
⑶对同一反应来说，升高一定温度，在高温区，值增大倍数小；在低温区值增大倍数大。因此，对一些在较低温度下进行的反应，升高温度更有利于反应速率的提高。
⑷对于不同的反应，升高相同温度，大的反应值增大倍数大；小的反应值增大倍数小。即升高温度对进行的慢的反应将起到更明显的加速作用。
第四节：反应速率理论与反应机理简介
1、=（正）-（负）
2、由普通分子转化为活化分子所需要的能量叫做活化能
第五节：催化剂与催化作用
1、 催化剂是指存在少量就能显著加速反应而本身最后并无损耗的物质。催化剂加快反应速率的作用被称为催化作用。
2、 催化剂的特征：
⑴催化剂只对热力学可能发生的反应起催化作用，热力学上不可能发生的反应，催化剂对它不起作用。
⑵催化剂只改变反应途径（又称反应机理），不能改变反应的始态和终态，它同时加快了正逆反应速率，缩短了达到平衡所用的时间，并不能改变平衡状态。
⑶催化剂有选择性，不同的反应常采用不同的催化剂，即每个反应有它特有的催化剂。同种反应如果能生成多种不同的产物时，选用不同的催化剂会有利于不同种产物的生成。
⑷每种催化剂只有在特定条件下才能体现出它的活性，否则将失去活性或发生催化剂中毒。
第四章：化学平衡 熵和Gibbs函数
第一节：标准平衡常数
1、平衡的组成与达成平衡的途径无关，在条件一定时，平衡的组成不随时间而变化。平衡状态是可逆反应所能达到的最大限度。平衡组成取决于开始时的系统组成。
2、对可逆反应来说，其标准平衡常数
3、两个或多个化学计量式相加（或相减）后得到的化学计量式的标准平衡常数等于原各个化学计量式的化学平衡常数的积（或商），这称为多重平衡原理。
第二节：标准平衡常数的应用
1、反应进度也常用平衡转化率来表示。反应物A的平衡转化率表达式为

2、J表示反应商。若J<则反应正向进行；若J=，则反应处于平衡状态；若J>，则反应逆向进行。
第三节：化学平衡的移动
1、浓度对化学平衡的影响：浓度虽然可以使化学平衡发生移动，但并不能改变化学平衡常数的数值，因为在一定温度下，值一定。当反应物浓度增加或产物浓度减少时，平衡正向移动；当反应物浓度减少或产物浓度增加时，平衡逆向移动。
2、压力对化学平衡的影响：综合考虑各反应物和产物分压是否改变及反应前后气体分子数是否改变。
3、温度对化学平衡都影响：温度变化引起标准平衡常数的改变，从而使化学平衡移动。温度对标准平衡常数的影响用van’t Hoff方程描述。
㏑
第四节：自发变化和熵
1、自发变化的基本特征：
⑴在没有外界作用或干扰的情况下，系统自身发生的变化称为自发变化。
⑵有的自发变化开始时需要引发，一旦开始，自发变化将一直进行达到平衡，或者说自发变化的最大限度是系统的平衡状态。
⑶自发变化不受时间约束，与反应速率无关。
⑷自发变化必然有一定的方向性，其逆过程是非自发变化。两者都不能违反能量守恒定律 。
⑸非自发变化和自发变化都是可能进行的。但是只有自发变化能自动发生，而非自发变化必须借助一定方式的外部作用才能发生。没有外部作用非自发变化将不能继续进行。
2、在反应过程中，系统有趋向于最低能量状态的倾向，常称其为能量最低原理。相变化也具有这种倾向。
3、 系统有趋向于最大混乱度的倾向，系统混乱度的增加有利于反应的自发进行。
4、 纯物质完整有序晶体在0K时熵值为零；.
5、 ⑴熵与物质聚集状态有关。同一种物质气态熵值最大，液态次之，固态熵值最小。

② 大学无机化学

第一章化学热力学初步1.1热力学基本概念：状态与状态函数；过程与途径；热力学第一定律.1.2热化学：化学反应的热效应；恒容反应热Qρ和恒压反应热Qν；焓与反应焓变ΔH；热化学方程式的写法；几种反应焓的计算方法：盖斯定律,由标准生成焓计算反应焓,由燃烧热计算反应焓,由键能估算反应焓.1.3化学反应的方向：反应的自发性；熵的初步概念；Gibbs自由能与ΔG；吉布斯—赫姆霍兹方程ΔG=ΔH－TΔS应用第二章化学平衡2.1化学平衡常数：可逆反应；化学平衡定律；经验平衡常数与热力学平衡常数；转化率.2.2化学平衡常数和自由能变：等温方程；化学平衡常数和标准自由能变2.3化学平衡移动：压力、浓度对化学平衡的影响；温度对化学平衡的影响第三章化学反应速率（3学时）3.1反应速率定义及表示法：平均速度；瞬时速率.3.2反应速度理论简介：碰撞理论；过渡状态理论..3影响反化学反应速度的因素：基元反应与非基元反应；浓度对化学反应速率的影响（零级、一级反应、二级反应）；温度对化学反应速率的影响；催化剂对化学反应速率的影响.第四章酸碱电离平衡（5学时）4.1酸碱理论简介：酸碱质子理论；酸碱电子理论.4.2强电解质溶液：离子氛；活度.4.3弱电解质的电离平衡：一元弱酸弱碱的电离平衡与pH值求算；多元弱酸弱碱的电离平衡与pH值求算；同离子效应、盐效应；盐类水解.4.4缓冲溶液：定义；pH值求算；应用第五章沉淀溶解平衡（2学时）5.1溶度积常数：溶度积原理；溶度积和溶解度的相互换算5.2沉淀与溶解的相互转化：多重平衡常数；沉淀-溶解计算第六章核化学（2学时）6.1核衰变6.2核裂变6.2核聚变第七章氧化还原反应（7学时）7.1基本知识与氧化还原反应式的配平7.2电极电位和电池电动势：原电池和电极电位；电极类型与原电池的简易表示法；标准氢电极与标准电极电势；标准电极电位表的应用.7.3电池电动势（E池）与反应的自由能变（ΔG）：E池与ΔG的关系；平衡常数K与的关系.7.4电池电动势与浓度的关系：能斯特方程式；能斯特方程式的应用.7.5化学电源与电解第八章原子结构（7学时）7.1核外电子的运动状态：氢光谱和玻尔理论；微观体系波函数ψ及∣ψ∣2的物理意义；四个量子数的物理意义；氢原子波函数的图象表示.7.2多电子原子核外电子排布和元素周期表：多电子原子的能级；屏蔽效应与钻穿效应；核外电子的排布；元素周期表.7.3原子性质变化的周期性：有效核电荷；原子半径；电离能；电子亲和能；电负性第九章化学键与物质结构（9学时）9.1离子键与离子晶体：离子键的形成和晶格能；离子半径；典型离子晶体结构；离子极化.9.2共价键与分子结构：现代价键理论；离域π键（大π键）的形成；杂化轨道理论；价层电子对互斥理论；分子轨道理论简介；键参数、键的极性与分子的性质.9.3金属键：自由电子理论；金属能带理论.9.4分子间作用力与氢键：分子间作用力；氢键9.5晶体结构简介

③ 大学的无机化学这门课包括哪些内容

无机化学内容:
第一章 绪论气体（2学时）
第二章 化学热力学（5学时）
第三章 化学动力学基础（3学时）
第四章 化学平衡（4学时）
第五章 酸碱平衡（6学时）
第六章 沉淀-溶解平衡（4学时）
第七章 氧化还原反应 电化学基础（6学时）
第八章 原子结构（简介4学时）
第九章 晶体结构（选学）
第十章 分子结构（6学时）
第十一章 配合物的结构（4学时）
第十二章 s区元素、p区元素、d区元素、ds区元素和f区元素（自学）
本课程的理论教学一直遵循国家教委统一颁布的“无机化学教学大纲”安排教学内容（44学时），系统讲授化学的基本原理、理论、现代化学研究的热门领域等内容。在教学过程中注意发挥学生的学习主动性，采用了以课堂教学为主，学生自学为辅相结合的教学方法，使学生对所学的基本理论深刻理解和掌握，并了解本课程理论的应用发展现状。
注重科学方法论的教育，使学生学会认知、学会创新、学会发展，并通过科学发展史的学习，让学生学习前人为科学献身的精神。由于教学改革的深化，为了加强素质教育，根据学校领导的意见，对教学大纲、教学内容进行了适当调整，以适应新形势的需要。通过教学方法和教学手段的改革（如突出重点教授，加强自学内容的安排，采用讨论，因专业需要施教等方法），增强学生的自学能力，使学生变被动学习为主动学习，提高学生学习的主动性和自觉性。教师在课堂上注意引导学生在新知识新领域中的学习和探讨，拓宽学生的知识面，并能够及时了解化学学科发展的前沿。

④ 无机化学怎么复习啊

第二章、热化学 热化学:研究化学反应与热能变化规律的学科。 2.1热力学的术语和基本概念 2.1.1 系统和环境 系统:研究对象。包含有一定种类和一定数量的物质。 环境:系统以外并与系统有着相互影响的部分。 敞开系统:系统与环境间即有物质的交换，又有能量的交换。 封闭系统:系统与环境间没有物质的交换，而只有能量的交换。 孤立系统:系统与环境间即无物质的交换，又无能量的交换。 2.1.2 状态和状态函数 状态:系统的一系列物理量的总和，系统性质的综合表现。 状态性质:由状态决定其数值而与变化途径无关的性质。 状态函数:具有状态性质的物理量。例:p、V、T…… 状态函数特征: 1、 系统的状态一经确定，状态函数是一个定值。 （状态函数是单值函数。） 2、状态函数的数值与状态变化经历的途径无关。 （状态函数的变化量由系统的始、终态决定，与变化途径无关。） 热力学中规定了物质的标准状态为: 1、气态物质压力为100kPa。 2、液态、固体物质在100kPa压力下的纯净物。 3、溶液在100kPa压力下，物质的量浓度1mol/L。 2.1.3 过程 途径:系统的状态变化所遵循的路线。 过程:变化的具体经过。 常见的过程有以下几种类型: 1、恒温过程:在整个过程中，系统的温度不变。△T=0. 2、恒压过程:在整个过程中，系统的压力不变。△P=0. 3、恒容过程:在整个过程中，系统的体积不变。△V=0. 4、绝热过程:在整个过程中，系统与环境无热量交换。Q=0. 例: ——→ C —————— ↑2 ↓3 A—————1————→B ↓4 ↑6 D—————5————→E 从状态A到状态B有三种途径: 途径1由过程1组成。 途径2由过程2、3组成。 途径3由过程4、5、6组成。 2.1.4 相 系统中性质相同的均匀部分。 讨论: 1、性质相同指物理性质和化学性质都完全相同。 2、“均匀”是指各种组分以单个分子、离子或原子相互混合。 3、相与相之间有明确的界面分隔开。 4、区分清楚相与态的概念。 5、区分清楚相的数目与组分的数目。 6、一个相可以是连续的整体，也可以是不连续的分散体。 7、只含有一个相的系统称为单相系统，含有两个或两个以上相的系统称为多相系统。 2.1.5 化学反应计量式和反应进度 反应进度（ξ,ksai）: 反应中任何一种反应物或生成物在某一阶段中物质的量的变化量与反应计量系数的商，单位为mol，用来描述化学反应进行的程度的物理量。 规定反应物的计量系数为负数，产物的计量系数为正数。 例、 反应 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) ,开始时,H2为6mol，某一阶段后，H2为3mol, ξ= ? 解:ξ= (3-6)/(-2) = 3/2(mol) 2.2 热力学第一定律 2.2.1热力学能（U） 系统内部所具有的总能量。（也称为内能） 状态函数 热力学能变化△U = U2 - U1，通常△U≠0。 2.2.2热和功 热(Q):系统与环境之间因温度不同而交换或传递的能量。 讨论: 1、热是一种交换或传递的能量，不是物质的自然属性。 2、 热与反映物体温度高低的冷热现象不能混为一谈。 3、热受变化过程制约，不是状态函数。 4、在化学反应中，系统吸收的热转化为内部的能量，释放的热则是由原先存在于物质内部的能量转变而来的。 5、热力学上规定，系统从环境吸收热量为正值，Q > 0 ;系统释放热量给环境为负值, Q < 0。 功(w):除热以外的其它一切形式所传递或交换的能量。 主要指体积功，即系统在变化过程中由于体积膨胀或压缩所做的功。 w = -△PV 恒温、恒压条件时，w = -P△V = -△nRT 热力学规定: 系统对环境作功（体积膨胀），功为负值，w < 0 ; 环境对系统作功（体积压缩），功为正值, w > 0。 2.2.3热力学第一定律 能量守恒与转化定律:能量可以互相转化，但不能自生自灭。 化学热力学第一定律:系统由一种状态变化到另一种状态时，热力学能的改变量等于该过程中系统从环境吸收的热加上环境对系统所做的功。 数学表达式 △U = Q + W 2.2.4 焓变和热化学方程式 1、热化学方程式 反应热效应（简称反应热）:化学反应中放出或吸收的热量。 热化学方程式:注明反应热效应的化学反应方程式。 例如，碳的燃烧反应可表示为: C(石墨) + O2(g) = CO2(g) ΔHθ298 = -393.5kJ/mol 讨论: （1）、书写热化学方程式时应注明物态。 （2）、热化学方程式要注明反应条件（温度、压力）。 （3）、放热反应，ΔHθ< 0 ; 吸热反应，ΔHθ > 0 . （4）、ΔHθ值与具体的热化学方程式相对应，方程式的书写形式不同，ΔHθ值不同。 1/2C(石墨) + 1/2O2(g) = 1/2CO2(g) ΔHθ298 = -196.75kJ/mol 此处1mol是指1mol反应. （5）、正、逆反应的ΔHθ数值相等，符号相反。 2、焓和焓变 反应热效应与反应条件有关。 恒容热效应用QV表示，恒压热效应用QP表示。 恒容条件， QV,△V = 0, w = 0, QV = △U。 反应热效应全部用于系统内能变化。 恒压条件，QP = △U + w =△U + P △V。 = (U2 - U1) + P(V2 - V1) = (U2 + PV2) - (U1 + PV1) 定义: 焓 H = U + PV 状态函数 △H = △U + △PV 恒压条件下，△H = △U + P△V = QP 恒压反应热效应其数值等于系统的焓变。 例:450g水蒸气在373K和100kPa条件下凝结成水，已知水的蒸发热为2.26kJ/g，计算此过程的w, Q, △U和△H 。 解: H2O(g) = H2O(l) 水蒸气凝结成水放出热量，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与ΔrHm的关系 ΔrUm和ΔrHm分别为摩尔反应热力学能变、摩尔反应焓变。 ΔrHm =ΔrUm + P△V P△V = P(V气体产物 - V气体反应物) = RT(n气体产物 - n气体反应物) = △n气体RT ΔrHm =ΔrUm + △n气体RT 对于不涉及气体的反应，或反应前后气体分子数不变的反应，△V = 0 , △n气体= 0,可近似认为ΔrUm=ΔrHm 。 对于反应前后气体分子数不等的反应，则有: ΔrUm=ΔrHm - P△V =ΔrHm - △n气体RT 4、标准摩尔生成焓(ΔfHθm(298.15)) 在标准状态和指定温度（通常为298.15K）下，由稳定单质生成1mol纯净物的焓变称为该纯净物的标准摩尔生成焓。 例: 3Fe(s) + 2O2(g) = Fe3O4(S) ΔrHθm(298.15) = -1118kJ/mol ΔfHθm(Fe3O4,s,) = -1118kJ/mol 讨论: （1）、热力学规定稳定单质本身的标准摩尔生成焓为零。稳定单质是指在常温、常压下，不会自动起变化的单质。一种单质若有几种异形体，稳定单质一般是指最稳定的那种。 （2）、定义中指生成1mol该纯净物的焓变。 例: 3O2(g) = 2O3(g) ΔrHθm(298.15) = 284kJ/mol ΔfHθm (O3,g) = 142kJ/mol （3）、书后P637--653查表，注意物态。 5、标准摩尔燃烧焓ΔcHθm(B,相态，T) (略) 2.2.5 盖斯定律 1、由ΔfHθm 计算ΔrHθm ΔrHθm 为标准状态和温度298.15K下，反应进度为1摩尔时的反应或过程的焓变。 计算公式: ΔrHθm(298.15) = ∑ΔfHθm (生成物) - ∑ΔfHθm (反应物) 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) 盖斯定律:一个反应可以一步完成，也可以分几步完成，所有分步反应的焓变之和与一步完成的反应焓变相等。 ΔrHθm =ΔrHθm (1)+ΔrHθm (2)+ ΔrHθm (3) 反应(1) CO2(g) == C(石墨) + O2(g) 这个反应是CO2的分解反应，也是CO2生成反应的逆反应 ΔrHθm (1) = -ΔfHθm(CO2,g) 反应(2) C(石墨) + 1/2 O2(g) = CO(g) ΔrHθm (2)=ΔfHθm(CO,g) 反应(3) 1/2O2(g) + H2(g) = H2O(g) ΔrHθm (3) =ΔfHθm(H2O,g) ∴ΔrHθm =ΔfHθm(CO,g) +ΔfHθm(H2O,g) -ΔfHθm(CO2,g) 讨论: （1）、计算公式中是∑ΔfHθm(生成物) - ∑ΔfHθm(反应物)。切不可颠倒。 （2）、注意物态，选用相应的ΔfHθm 数据。 （3）、反应式要配平后才能计算。 （4）、计算中包括了方程式中的计量系数，不可遗忘。 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、 利用热化学方程式的组合计算ΔrHθm 化学反应方程式可以象代数方程式一样通过加减得到另外的反应式，相应的ΔrHθm也进行类似计算. 例 （1）- 3（2）+ 2(3)=(总) ΔrHθm（总）=ΔrHθm（1）-3ΔrHθm（2）+2ΔrHθm（3） 2.2.6键焓与反应焓变 （略） 第三章、化学动力学基础 3.1 化学反应速率的概念 反应速率:反应进度随时间的变化率。 j =△ξ/△t 平均速率 当△t 趋于无限小时，j = dξ/d t 瞬时速率 用单位体积中反应进度随时间的变化率来表示，称之为基于浓度的反应速率。 V（速率）= j /V(体积） = dξ/ V(体积）d t = dni / miV(体积）dt = (1/mi)(dCi /dt) V= (1/mi)(△Ci /△t) 讨论:1、反应速率单位 mol / m3(L)S(min,h) 2、mi 为组分i在反应方程式中的计量系数；dCi为组分i 在t时刻的瞬时浓度，计算出的速率为瞬时速率；△Ci为组分i 在一段时间内的浓度变化量，计算出的速率为平均速率。 (3)、一个反应在某一时刻只有一个反应速率数值，可以用任一组分浓度的变化率来进行相应的计算。 例:某给定条件下，氮气与氢气在密闭容器中合成氨，各物质浓度的变化如下: N2 + 3H2 → 2NH3 起始时浓度/ mol?dm-3 1.0 3.0 0 2 s(秒)后浓度/ mol?dm-3 0.8 2.4 0.4 △Ci -0.2 -0.6 +0.4 计算该反应在这2 秒钟内的平均反应速率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 时的平均速率即为在某一时刻的反应速率。 3.2浓度对反应速率的影响-----速率方程式 质量作用定律:在一定温度下，反应速率与反应物浓度的一定方次成正比。 任一反应: aA + bB = cC + dD V = k C x (A)C y (B) (瞬时速率) k为反应速率常数，在数值上，为各反应物浓度都是1mol/L时的反应速率。 讨论:1、每个反应都有表示其特征的速率常数，k值的大小首先取决于反应的本性，k值越大表示反应进行越快，是比较不同反应的速率的特征参数。 2、k值不随反应物、产物浓度而变，是温度的函数。 3、k的单位随反应而变，与反应级数有关，反应级数相同的反应，k的单位是一致的。 4、在速率方程式中，纯固、液态物质浓度视作1，不列入表达式中。 在质量作用定律表达式中，反应物浓度的指数称为反应级数，前例中，对A来说是x级反应，对B来说是y级反应，而总反应级数为x+y级。反应级数可以是零，可以是正整数，也可以是分数。 质量作用定律表达式也称为速率方程式，算出的是瞬时速率，各组分浓度也要用瞬时浓度。通常都用初浓度，算出初速率。 根据反应方程式能否直接写出速率方程式呢？确定x、y数值？有些行，但大多数则不行。这里涉及到反应机理。 反应机理:化学反应经历的途径（微观过程）。 基元反应:反应物分子一步直接转化为产物的反应（一步完成的反应，简单反应）。 例；NO2(g) + CO(g) = NO (g) + CO2(g) 基元反应可以直接据反应方程式写出速率方程式，各组分的反应级数就是反应方程式中相应系数。 V = kC(NO2)C(CO) 非基元反应；反应物分子需经过多个步骤才能成为产物分子的反应（分步完成的反应，复杂反应）。 例:5H2SO3 + 2 HIO3 = 5H2SO4 + H2O + I2 实验结果表明 V = kC(H2SO3)C(HIO3) 反应机理:H2SO3 + HIO3 = H2SO4 + HIO2 (慢) (1) 2H2SO3 + HIO2 = 2H2SO4 + HI （快） (2) 5HI + HIO3 = 3I2 + 3H2O （快） (3) 总反应分为三个步骤进行，其中第一步骤是最慢的，每个步骤都是一个基元反应，都可以据反应方程式写出相应的速率表达式。在多个步骤构成的反应中，最慢的反应步骤起着控制整个反应速率的作用（就象流水线上最慢的工序决定着生产效率一样），称为控制步骤或决定步骤。控制步骤的反应速率代表了总反应的反应速率，控制步骤的速率方程式就代表了总的反应速率方程。所以理论分析与实验结果一致。 非基元反应不能据反应方程式写出速率方程，必须通过实验确定其反应级数，才能给出速率方程式。 3.3温度对反应速率的影响---阿仑尼乌斯方程式 阿仑尼乌斯根据实验结果提出了温度与反应速率常数之间的经验公式: 阿仑尼乌斯公式:k=Ae-Ea/RT Ea: 反应活化能。

⑤ 无机合成化学的目录

前言
第一章 绪论
第1节 无机合成化学的内容
第2节 无机合成化学在经济建设中的作用
第3节 无机合成化学与高新技术的关系
第4节 进行无机材料合成的思想方法
第5节 无机合成化学的热点领域
第6节 无机合成化学课程的要求
第二章 气体和溶剂
第1节 气体和溶剂在合成中的作用
第2节 气体
第3节 溶剂
思考题
第三章 经典合成方法
第1节 化学气相沉积法
第2节 高温合成
第3节 低温合成和分离
第4节 高压合成
第5节 低压合成
第6节 热溶法
思考题
第四章 软化学和绿色合成方法
第1节 概述
第2节 先驱物法
第3节 溶胶-凝胶法
第4节 拓朴化学反应
第5节 低热固相反应
第6节 水热法
第7节 助熔剂法
第8节 流变相反应法
思考题
第五章 特殊合成方法
第1节 电化学合成
第2节 光化学合成
第3节 微波合成
第4节 自蔓延高温合成
第5节 生物合成法
思考题
第六章 极端和件下的合成化学
第1节 超高温超高压合成
第2节 等离子体化学合成
第3节 溅射合成法
第4节 离子束合成法
第5节 激光物理气相沉积法
第6节 失重合成
思考题
第七章 单晶生长
第1节 从溶液中生长晶体
第2节 水热法生长晶体
第3节 从熔体中生长晶体
第4节 高温固相生长
第5节 流变相反应法
思考题
第八章 典型无机材料的合成
第1节 精细陶瓷材料的合成
第2节 纳米粉体材料的合成
第3节 非晶态材料的合成
第4节 沸石分子筛催化材料的合成
第5节 色心晶体的合成
思考题
第九章 典型无机化合物的合成化学
第1节 配位化合物的合成
第2节 有机金属化合物的合成
第3节 金属族合物的合成
第4节 非化学计量比化合物的合成
第5节 标记化合物的合成
习题
参考文献

⑥ 大学的无机化学这门课包括哪些内容

第一章 化学热力学初步
1.1 热力学基本概念：状态与状态函数；过程与途径；热力学第一定律.
1.2 热化学：化学反应的热效应；恒容反应热Qρ和恒压反应热Qν；焓与反应焓变ΔH；热化学方程式的写法；几种反应焓的计算方法：盖斯定律,由标准生成焓计算反应焓,由燃烧热计算反应焓,由键能估算反应焓.
1.3 化学反应的方向：反应的自发性；熵的初步概念；Gibbs自由能与ΔG；吉布斯—赫姆霍兹方程ΔG=ΔH－TΔS应用
第二章 化学平衡
2.1 化学平衡常数：可逆反应；化学平衡定律；经验平衡常数与热力学平衡常数；转化率.
2.2 化学平衡常数和自由能变：等温方程；化学平衡常数和标准自由能变
2.3 化学平衡移动：压力、浓度对化学平衡的影响；温度对化学平衡的影响
第三章 化学反应速率（3学时）
3.1 反应速率定义及表示法：平均速度；瞬时速率.
3.2 反应速度理论简介：碰撞理论；过渡状态理论.
.3 影响反化学反应速度的因素：基元反应与非基元反应；浓度对化学反应速率的影响
（零级、一级反应、二级反应）；温度对化学反应速率的影响；催化剂对化学反应速率的影响.
第四章 酸碱电离平衡（5学时）
4.1 酸碱理论简介：酸碱质子理论；酸碱电子理论.
4.2 强电解质溶液：离子氛；活度.
4.3 弱电解质的电离平衡：一元弱酸弱碱的电离平衡与pH值求算；多元弱酸弱碱的电离平衡与pH值求算；同离子效应、盐效应；盐类水解.
4.4 缓冲溶液：定义；pH值求算；应用
第五章 沉淀溶解平衡（2学时）
5.1 溶度积常数：溶度积原理； 溶度积和溶解度的相互换算
5.2 沉淀与溶解的相互转化：多重平衡常数；沉淀-溶解计算
第六章 核化学（2学时）
6.1 核衰变
6.2 核裂变
6.2 核聚变
第七章 氧化还原反应（7学时）
7.1 基本知识与氧化还原反应式的配平
7.2 电极电位和电池电动势：原电池和电极电位；电极类型与原电池的简易表示法；标准氢电极与标准电极电势；标准电极电位表的应用.
7.3 电池电动势（E池）与反应的自由能变（ΔG）：E池与ΔG的关系；平衡常数K与的关系.
7.4 电池电动势与浓度的关系：能斯特方程式；能斯特方程式的应用.
7.5 化学电源与电解
第八章 原子结构（7学时）
7.1 核外电子的运动状态：氢光谱和玻尔理论；微观体系波函数ψ及∣ψ∣2的物理意义；四个量子数的物理意义；氢原子波函数的图象表示.
7.2 多电子原子核外电子排布和元素周期表：多电子原子的能级；屏蔽效应与钻穿效应；核外电子的排布；元素周期表.
7.3 原子性质变化的周期性：有效核电荷；原子半径；电离能；电子亲和能；电负性
第九章 化学键与物质结构（9学时）
9.1离子键与离子晶体：离子键的形成和晶格能；离子半径；典型离子晶体结构；离子极化.
9.2 共价键与分子结构：现代价键理论；离域π键（大π键）的形成；杂化轨道理论；价层电子对互斥理论；分子轨道理论简介；键参数、键的极性与分子的性质.
9.3 金属键：自由电子理论；金属能带理论.
9.4 分子间作用力与氢键：分子间作用力；氢键
9.5 晶体结构简介

⑦ 有用过吉林大学的<无机化学例题与习题>第3版的吗。我做了他第三章习题，怎么感觉有不少参考答案是错的

参考答案确实有错误。

⑧ 大一无机化学，第三章的同浓度不同物质的凝固点怎么比

一般情况下比较溶液中溶质的质点数多少。
比如7，答案选D：
葡萄糖，蔗糖的物质的量浓度相等，凝固点相同。
NaCl，阴阳离子各一个，所以总浓度为0.01*2 = 0.02
CaCl2，阳离子一个，阴离子二个，总浓度为0.01*3 = 0.03
所以，CaCl2的凝固点下降最多，凝固点最低。

⑨ 天津大学无机化学答案

额~刚看下我那本是第一版的~~你可以上图书馆找找看~~当初我们上这个课的时候是老师发给我们影印版的答案。

⑩ 大家预习什么是无机化学无机化学包括哪些内容

无机化学是研究无机化合物的化学，是化学领域的一个重要分支。 通常无机化合物与有机化合物相对，指不含C-H键的化合物，因此一氧化碳、二氧化碳、二硫化碳、氰化物、硫氰酸盐、碳酸及碳酸盐等都属于无机化学研究的范畴。
大学无机化学内容:

第一章 绪论气体（2学时）

第二章 化学热力学（5学时）

第三章 化学动力学基础（3学时）

第四章 化学平衡（4学时）

第五章 酸碱平衡（6学时）
第六章 沉淀-溶解平衡（4学时）

第七章 氧化还原反应 电化学基础（6学时）

第八章 原子结构（简介4学时）

第九章 晶体结构（选学）
第十章 分子结构（6学时）

第十一章 配合物的结构（4学时）

第十二章 s区元素、p区元素、d区元素、ds区元素和f区元素（自学）