大学无机化学教案设计全.docx

1、大学无机化学教案设计全无机化学教案说明一、课程教学的基本要求本课程的教学环节包括课堂讲授，学生自学，讨论课、实验、习题、答疑和期中、期末考试。通过本课程的学习使学生掌握物质结构、元素周期律、化学热力学、化学平衡(酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡，配合离解平衡)和化学反应速率等基本概念和基本理论知识；理解和掌握重要元素及其化合物的结构、性质、反应规律和用途，训练和培养学生科学思维能力和分析问题解决问题的能力，指导学生掌握正确的学习方法和初步的科学研究方法，帮助学生树立辨证唯物主义观点，为后继课程的学习打下坚实的基础。二、教学方法、手段主要运用启发式教学方法，注重在教学中实践“以学生为主体，以

2、教师为主导”的素质教育指导思想，充分运用多媒体教学、网络教学等多元化、全方位的教学手段，努力提高教学质量。三、考核方式 本课程分两学期讲授,第一学期讲授化学基础理论,第二学期讲授元素化学,每学期考核一次,考核成绩由平时成绩20%+期末考试(闭卷)成绩80%组成。四、学时分配（共计144学时）教学容讲课学时备注绪论1第1章：原子结构与元素周期系8第2章：分子结构8第3章：晶体结构4第4章：化学热力学基础8第5章：化学平衡6第6章：化学动力学基础6第7章：水溶液 4第8章：酸碱平衡 6第9章；沉淀平衡4第10章：电化学基础8第11章：配合物与配位平衡8第12章：氢和稀有气体2第13章：卤素6第14

3、章：氧族元素6第15章：氮磷砷6第16章：碳硅硼8第17章：非金属元素小结4第18章：金属通论2第19章：s区金属5第20章：p区金属8第21章：ds区金属6第22章：d区金属（一）10复习10共计144五、目录绪论 4第1章原子结构和元素周期律 4第2章分子结构 9第3章晶体结构 13第4章化学热力学基础 23第5章化学平衡 30第6章化学动力学基础 32第7章水溶液 36第8章酸碱平衡 41第9章沉淀平衡 51第10章电化学基础 56第11章配合物与配位平衡 66第12章氢和稀有气体 73第13章卤素 74第14章氧族元素 80第15章氮 磷 砷 87第16章碳 硅 硼 97第17章非金属

4、元素小结 103第18章金属通论 104第19章S区金属 105第20章P区金属 109第21章ds区金属 114第22章d区金属（一）121课程的主要容绪论 学时 1教学基本要求介绍本课程的学习容、目的、任务和方法。重点与难点介绍本课程的学习容教学容一、化学研究对象化学是研究物质组成、结构、性质和变化的科学；无机化学研究的对象、发展和前景，化学研究容包括对化学物质的（1）分类（2）合成（3）反应（4）分离（5）表征（6）设计（7）性质（8）结构（9）应用。二、化学发展简史1、古代化学（17世纪中期）-实用和自然哲学时期（公元前后）、炼金术和炼丹时期（公元前后-公元1500年）、医化学时期（公

5、元1500年-1700年）、燃素学说时期（公元1700-1774年）。2、近代化学（17世纪后期）-提出了质量不灭定律、氧化理论、定比定律、倍比定律、当量定律、原子学说、分子学说、元素周期律等一系列理论。3、现代化学（19世纪后期）三、学习无机化学的方法。第1章 原子结构和元素周期律 学时 8教学基本要求 掌握氢原子光谱，玻尔原子模型；了解核外电子运动的特殊性，理解波函数和电子云图形；掌握电子层、电子亚层、能级、能级组、电子云、原子轨道等概念，理解四个量子数的量子化条件及其物理意义；掌握近似能级图，按照核外电子排布原理，写出一般元素的原子电子构型；理解原子结构与元素周期律间的关系；掌握各类元素

6、电子构型的特征；掌握电离能、电子亲合能、电负性等概念，了解它们与原子结构的关系；通过了解人类对原子结构的认识历史，培养科学的思维方法。重点与难点重点：波函数和原子轨道，四个量子数，波函数的径向分布图和角度分布图，几率密度和电子云，电子云角度分布图。难点：波函数的径向分布图和角度分布图，几率密度和电子云，电子云角度分布图。教学容1-1原子质量守恒定律、当量定律、定比定律、倍比定律、道尔顿原子论。1-2相对原子质量1.元素：具有一定核电荷数（核质子数）的原子称为一种（化学）元素。原子序数和元素符号2.核素：具有一定质子数和一定中子数的原子称为一种核素。元素 单核素元素 核素 稳定核素 多核素元素

7、放射性核素 核素符号、质量数，同位素和同位素丰度。同位素丰度： 某元素的各种天然同位素的分数组成（原子百分比）称为同位素丰度。3.原子质量以原子质量单位u为单位的某核素一个原子的质量称为该核素的原子质量，简称原子质量。1u = 12C原子质量的1/12。 核素的质量与12C的原子质量的1/12之比称为核素的相对原子质量。4.元素相对原子质量（原子量）相对原子质量测定方法元素相对原子质量：原子量是指一种元素的1摩尔质量对核素12C的1摩尔质量的1/12的比值。 单核素元素：指该元素核素的相对原子质量。元素相对原子质量多核素元素：指该元素的天然同位素相对原子质量的加权平均值。相对分子质量和式量。1

8、-3原子的起源和演化（略）1-4原子结构的玻尔行星模型1.氢原子光谱氢原子光谱，氢原子能级之间跃迁所发射或吸收的光谱。是最简单的原子光谱。到1885年已经观察到氢原子的14条谱线，其中较强的4条谱线H、H、H、H在可见光区，J.J.巴耳末将它们的波长用经验公式表示。1890年J.R.里德堡把巴耳末写的公式改写成用波长的倒数表示，仍称巴耳末公式： = R（1/n12-1/n22） n2n1或 （波数）= 1/=RH（1/n12-1/n22）R或RH称为里德堡常数，R3.2891015s-1，RH =1.097105cm-1。以后相继发现了氢原子的其他谱线系，都可以用类似的公式表示。各谱线系分别为

9、莱曼系(1906)n11 n22，3，4，巴耳末系(1885)n12 n23，4，5，帕邢系(1908)n13 n24，5，6，布拉开系(1922)n14 n25，6，7， 2.玻尔理论（1）电子不是在任意轨道上绕核运动，而是在一些符合一定条件的轨道（稳定轨道）上运动。量子化条件：P（轨道角动量）=mvr=nh/2（2）定态假设-基态和激发态（3）跃迁规则：处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上，这时会以光子形式放出能量，即释放出光能。h=E2-E1利用玻尔理论计算原子轨道半径、轨道能量和里德堡常数。1-5氢原子结构的量子力学模型1. 波粒二象性（1）光的二象性 P=mc=mc2/

10、c=E/c= h/c=h/（2）电子的波粒二象性 =h/p=h/mv（德布罗意关系式）2. 海森堡测不准原理xph/2或xh/2mv4. 氢原子结构的量子力学模型（1）薜定谔方程(只简单介绍公式)（2）波函数和原子轨道（3）几率密度和电子云（4）几率密度分布的几种表示法电子云图，等几率密度面，界面图，径向几率密度图。（5）波函数、电子云的径向分布图和角度分布图，几率径向分布图。5.四个量子数（1）主量子数n：表示原子中电子出现几率最大区域离核的远近，是决定电子能量高低的重要因素。决定电子层数。（2）角量子数l：表示原子轨道或电子云的形状，表示同一电子层中具有不同状态的分层，与多电子原子中的电子

11、的能量有关。从能量角度上看，这些分层常称为能级。EnsEnpEndEnf（3）磁量子数m：表示原子轨道或电子云在空间的伸展方向。（4）自旋量子数ms：每一个电子层中，由于原子轨道形状的不同，可有不同的分层；又由于原子轨道在空间伸展方向不同，每一个分层中可有几个不同的原子轨道；每一个原子轨道中又可有两个电子处于自旋方向不同的运动状态。1-6基态原子电子组态1.多电子原子的能级、近似能级图（鲍林能级图和科顿能级图）2.屏蔽效应和钻穿效应：由于其它电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。利用斯莱脱规则计算屏蔽常数

12、和电子能量。外层电子钻到层空间而靠近原子核的现象，称为钻穿作用。钻穿作用越大的电子的能量越低。因电子的钻穿作用不同而使它的能量发生变化的现象，称为钻穿效应。3. 原子核外电子排布（基态原子电子组态）规律（1）构造原理 泡利原理、洪特规则、能量最低原理。（2）原子的电子层结构1-7元素周期系1.原子结构与元素周期系的关系、元素周期律。2. 元素周期表长周期与短周期、主族与副族，原子的电子构型与元素的区分。1-8元素周期性元素性质及其变化的周期性1. 原子半径共价半径-同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距的一半叫做原子的共价半径。（1）原子半径 金属半径-金属晶体中相邻两个互相接触的原子

13、核间距的一半。 德华半径-两原子之间靠德华力接近时原子间距的一半。（2）原子半径的周期性变化-在短周期中和长周期中的变化、镧系收缩、在同族中的变化。2. 电离能使某元素一个基态的气态原子失去一个电子形成正一价的气态离子时所需要的能量，叫做这种元素的第一电离能。3. 电子亲合能某元素一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负离子时所放出的能量叫该元素的电子亲合能。4. 电负性把原子在分子中吸引电子的能力叫做元素的电负性。 鲍林电负性电负性 密立根电负性 =1/2（I+E） 阿莱-罗周电负性 =0.359Z/r2 +0.7445. 氧化态氧化数是化合物中某元素所带形式电荷的数值。第2章 分子结构 学

14、时 8教学基本要求 掌握离子键和共价键理论的基本容；理解物质性质与其分子结构的关系；定性了解同核双原子分子的分子轨道理论；掌握化学键、分子间力和氢键的概念、特征，搞清价键力、分子间力和氢键的区别。重点与难点重点：共价键理论，杂化轨道理论。难点：杂化轨道理论，共轭大键。教学容2-1路易斯结构式2-2 价键理论（一）-电子配对法（VB法）1. 成键的原理电子配对原理：两原子如各有一个自旋相反的未成对电子，它们可以互相配对形成稳定的共价单键，这对电子为两个原子所共有。如各有两个或三个未成对的电子，则自旋相反的单电子可两两配对形成共价双键或三键。能量最低原理：电子配对以后会放出能量，使体系的能量降低。

15、原子轨道最大重叠原理：键合原子间形成化学键时，成键电子的原子轨道一定要发生重叠，从而使键合原子中间形成电子云较密集的区域。2.共价键的特点共价键的饱和性和方向性、。2.共价键类型键、键、配位键。2-3价层电子互斥模型（VSEPR）1. VSEPR的基本要点（1）在AXm型分子中，中心原子A的周围配置的原子或原子团的几何构型，主要决定于中心原子价电子层中电子对的互相排斥作用，分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种结构。（2）电子对相互排斥作用大小取决于电子对的数目、类型和电子对之间的夹角。如A与X之间是通过两对电子或三对电子结合而成，可把双键或三键作为一个电子对来看待。电子对之间的夹角越

16、小排斥力越大。不同电子对之间斥力大小顺序：孤电子对-孤电子对孤电子对-成键电子成键电子-成键电子叁键双键单键2.判断共价分子结构的一般规则（1）确定电子对数：中心原子A的价电子层中总电子对数=1/2A原子价电子数+配位体X提供电子数（X氧化数X原子个数m）+（-）离子电荷数（2）确定电子对的理想几何构型。（3）确定分子稳定结构。2-4价键理论（二）-杂化轨道理论1. 杂化轨道理论要点（1）在形成分子时，由于原子间的相互作用，若干不同类型的、能量相近的原子轨道混合起来，重新组成一组新的轨道，这种轨道重新组合的过程叫杂化，所形成的新轨道称为杂化轨道。（2）杂化轨道的数目与组成杂化轨道的各原子轨道的

17、数目相等。（3）凡是由不同类型的原子轨道混合起来，重新组合成一组完全等同（能量相等、成分相同）的杂化轨道，这种杂化叫等性杂化。凡是由于杂化轨道中有不参加成键的孤电子对的存在，而造成不完全等同的杂化轨道，这种杂化叫不等性杂化。（4）杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理。不同类型杂化轨道成键能力的大小次序如下：spsp2sp3dsp2sp3dsp3d2（5）杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理。键角越大化学键之间的排斥能越小。2.杂化类型与分子空间构型及成键能力之间的关系。杂化类型spsp2sp3dsp2Sp3dSp3d2用于杂化的原子轨道数234456杂化轨道的数目234456杂化轨

18、道间的夹角1801201092890，180120，9018090，180空间构型直线平面三角形四面体平面正方形三角双锥形八面体成键能力2-5共轭大键2-6等电子体原理2-7分子轨道理论1.分子轨道理论的基本要点（1）在分子中电子不从属于某些特定的原子，而是在遍及整个分子围运动，每个电子的运动状态可以用波函数来描述，称为分子轨道，2为分子中的电子在空间各处出现的几率密度或电子云。（2）分子轨道是由原子轨道线形组合而成的，分子轨道数目同互相化合原子的原子轨道数目相同。（3）每一个分子轨道i都有一相应的能量Ei和图象，根据分子轨道的对称性不同，可分为轨道和轨道。（4）分子轨道中电子的排布也遵从原子

19、轨道电子排布的同样原则。2.原子轨道线形组合的类型和原则（1）成键轨道和反键轨道由两个符号相同的波函数的叠加（即原子轨道相加重叠）所形成的分子轨道，由于在两核间几率密度增大，其能量较原子轨道的能量低，称为成键分子轨道。而由两个符号相反的波函数的叠加（即原子轨道相减重叠）所形成的分子轨道，由于在两核间几率密度减小，其能量较原子轨道的能量高，称为反键分子轨道。（2）组成分子轨道三原则对称性原则，最大重叠原则和能量近似原则3.简单双原子分子轨道能级图，分子轨道中的电子排布。2-8共价分子的性质1. 键级 键级=（成键电子数-反键电子数）/2，键级的大小说明两个相邻原子间成键的强度。2.键能、键离解能

20、、键离解焓。在0K下，将处于基态的双原子分子AB拆开成基态A和B原子时，所需要的能量叫AB分子的键离解能，用D（A-B）表示。双原子分子的键离解能就是键能E，多原子分子键能是键离解能的平均值。而在标准气压和298K下，D（A-B）则为键离解焓。键能越大，化学键越牢固，含有该键的分子就越稳定。3.键角分子中键和键之间的夹角叫做键角。4.键长分子中两个成键原子核间的平衡距离叫做键长。键长越短，键越强。5.键的极性与分子的极性 非极性共价键：成键电子不偏移，同种原子间形成的键。（1）共价键 极性共价键：成键电子偏向吸引电子能力强的原子一方。在极性共价键中，成键原子的电负性差越大，键的极性也越大。（2

21、）极性分子和非极性分子 非极性分子：分子中正、负电荷重心重合在一起，电荷分布均匀对称。分子 极性分子：分子中正、负电荷重心不重合，电荷分布不均匀对称分子偶极矩，分子的磁性，。2-9分子间力1. 德华力及其特点 永久偶极：极性分子中的固有偶极（1）分子偶极 诱导偶极：在外电场影响下所产生的偶极 瞬间偶极：某一瞬间分子的正负电荷重心不重合产生的偶极 取向力：靠永久偶极而产生的相互作用力（2）德华力 诱导力：诱导偶极同极性分子的永久偶极间的作用力 色散力：由于存在瞬间偶极而产生的相互作用力 2. 氢键 氢键的形成与本质，氢键可用XHY表示，X和Y代表F，O，N等电负性大，带孤电子对且半径小的原子。氢

22、键的方向性和饱和性；分子间力和氢键对物质性质的影响。第3章 晶体结构 学时 4教学基本要求 掌握各类晶体的特征；掌握晶体类型与物质性质的关系；掌握晶格能和原子化热的概念及有关应用；理解离子极化概念及其应用；了解原子半径、离子半径的定义及其对化合物性质的影响。重点与难点重点：晶胞基本特征，离子晶体及结构模型。难点：离子的极化作用和变形性，离子的极化率，金属晶体的紧密堆积模型。教学容3-1晶体1.晶体的宏观特征晶体的本质特征是自性（晶体能够自发地呈现封闭的规则凸多面体的外形），宏观特征有对称性、均一性和各向异性， 晶体有固定的熔点。 晶体分为单晶（单一的晶体多面体）；双晶（两个体积大致相当的单晶按

23、一定规则生长）；晶簇（单晶以不同取向连在一起）；多晶（看不到规则外形的晶态质）。 晶体符合晶面夹角不变定律。2. 晶体的微观特征平移对称性在晶体中原子呈现周期性的整齐排列。对于理想的完美晶体，这种周期性是单调的，不变的。这是晶体的普遍特征，叫做平移对称性。 宏观晶体的规则外形正是晶体的微观特征的体现。3-2 晶 胞 1. 晶胞基本特征晶体的解理性：用锤子轻击具有整齐外形的晶体（如方解石），会发现晶体劈裂出现的新晶面与某一原晶面是平行的，这种现象叫晶体的解理性。 晶胞是晶体中具有代表性的基本重复单位。整个晶体是由完全等同的晶胞无隙并置的堆积而构成的。 晶胞包括二个要素：一是晶胞的大小、型式，另一

24、是晶胞的容。晶胞的大小、型式由a、b、c三个晶轴及它们间的夹角、所确定。晶胞的容由组成晶胞的原子或分子及它们在晶胞中的位置所决定。晶胞具有平移性。可以选为晶胞的多面体很多，三维的“习用晶胞”是平行六面体，叫做布拉维晶胞。2. 布拉维系布拉维晶胞的边长与夹角叫晶胞参数。共有7种不同几何特征的三维晶胞，称为布拉维系(Bravais system)。立方 cubic (c) a=b=c，=90四方 tetragonal (t) a=bc, =90 六方 hexagonal (h) a=bc, =90, =120正交 orthorhomic (o) abc, =90单斜 monoclinic (m)

25、abc, =90 , 90三斜 anorthic(a) abc, 菱方 rhombohedral(R) a=b=c， = 3. 晶胞原子的坐标与计数原子坐标：通常用向量xa+yb+zc中的x，y，z组成的三组数来表达晶胞中原子的位置。原子坐标绝对值的取值区间为1 | x(y, z) | 0。原子坐标 平均每个晶胞中的原子个数 0, 0, 0 （晶胞顶点） 81/8=1 1/2, 1/2, 1/2（晶胞体心） 1 1/2, 0, 1/2 （晶胞面心） 21/2=1 1/2, 0, 0（晶胞棱边中心） 41/4=14. 素晶胞与复晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元，分为素晶胞和复晶胞。素晶胞(P)：

26、是晶体微观结构中的最小基本单元，不能再小。 素晶胞中的原子集合相当于晶体微观空间原子作周期性平移的最小集合，叫做结构基元。 。 体心晶胞（2倍体），符号I； 复晶胞 面心晶胞（4倍体），符号F； （素晶胞的多倍体） 底心晶胞（2倍体），符号A(BC)体心晶胞的特征是晶胞任一原子作体心平移原子坐标+(1/2, 1/2, 1/2)必得到与它完全相同的原子。面心晶胞的特征是可作面心平移，即所有原子均可作在其原子坐标上+1/2, 1/2, 0; 0, 1/2, 1/2; 1/2, 0, 1/2的平移而得到周围环境完全相同的原子。底心晶胞的特征是可作底心平移，即晶胞中的原子能发生如下平移：+1/2, 1

27、/2, 0，称为C底心；+0，1/2，1/2，称为A底心；+1/2，0，1/2，称为B底心。底心平移是指只能发生其中一种平移。3-3 14种布拉维点阵型式3-4 金属晶体1. 金属键金属晶体中原子之间的化学作用力叫做金属键。金属键是一种遍布整个晶体的离域化学键。金属晶体是以金属键为基本作用力的晶体。金属键无方向性，无固定的键能，金属键的强弱和自由电子的多少有关，也和离子半径、电子层结构等有关。2. 原子化热与金属键 金属键的强度可以用原子化热等来衡量。 金属原子化热是指 1 mol 金属变成相互远离的气态原子时吸收的热量。金属原子化热数值小时，其熔点低，质地软；反之则熔点高，硬度大。例如 Na

28、 Al 原子化热 108.4 kJmol1 326.4 kJmol1 m.p. 97.5 660 b.p. 880 1800 3. 电子气理论 经典的金属键理论叫做“电子气理论”。它把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的大量自由电子形成可与气体相比拟的带负电的“电子气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海洋”之中。4. 能带理论（1）能带理论基本要点： 金属原子单独存在时的能级(1s、2s、2p)在n个原子构成的一块金属中形成相应的能带 (1s、2s、2p)；一个能带就是一组能量十分接近的分子轨道，其总数等于构成能带的相应原子轨道的总和。 按能带填充电子的情况不同，可把能带分为满带（价带），空带和导带三类。 以 Li 为例， 1s2 2s1 2p0， 1s 轨道充满电子，故组成