1、基礎(chǔ)應(yīng)用化學(xué)教案第一章 氣體和溶液11 氣體教學(xué)目的：1. 熟練掌握理想氣體狀態(tài)方程式，并掌握有關(guān)計算。2熟練掌握分壓定律及應(yīng)用。 教學(xué)重點：1. 理想氣體狀態(tài)方程式；2. 道爾頓分壓定律。一、理想氣體(Ideal Gases)1什么樣的氣體稱為理想氣體？氣體分子間的作用力很微弱，一般可以忽略；氣體分子本身所占的體積遠(yuǎn)小于氣體的體積。即氣體分子之間作用力可以忽略，分子本身的大小可以忽略的氣體，稱為理想氣體。2理想氣體是一個抽象的概念，它實際上不存在，但此概念反映了實際氣體在一定條件下的最一般的性質(zhì)。3實際氣體在什么情況下看作理想氣體呢？只有在溫度高和壓力無限低時，實際氣體才接近于理想氣體。因為

2、在此條件下，分子間距離大大增加，平均來看作用力趨向于零，分子所占的體積也可以忽略。二、理想氣體狀態(tài)方程1理想氣體方程式（The ideal-gas equation）pV = nRT2理想氣體方程式應(yīng)用（Application of the ideal-gas equation）可求摩爾質(zhì)量 (1) 已知p，V，T， m 求 M (2) 已知p，T， 求 M 三、道爾頓分壓定律（Daltons Law of Partial Pressures) 1801年1Deduction：假設(shè)有一理想氣體的混合物，此混合物本身也是理想氣體，在溫度T下，占有體積為V，混合氣體各組分為i（=1，2，3， i，

3、)由理想氣體方程式得：，即2表達(dá)式：3文字?jǐn)⑹觯涸跍囟群腕w積恒定時，其總壓力等于各組分氣體單獨存在時的壓力之和。4另一種表達(dá)形式： mole fraction在溫度和體積恒定時，理想氣體混合物中，各組分氣體的分壓（pi）等于總壓（p總）乘以該組分的摩爾分?jǐn)?shù)（xi）。12 稀溶液的依數(shù)性教學(xué)目的：掌握稀溶液依數(shù)性及其應(yīng)用。教學(xué)重點：稀溶液依數(shù)性及其應(yīng)用。教學(xué)難點：稀溶液依數(shù)性及其應(yīng)用。一、依數(shù)性概念二、溶液的蒸氣壓下降飽和蒸氣壓：拉烏爾定律：應(yīng)用：植物抗旱三、溶液的沸點升高和凝固點降低沸點：凝固點：圖 稀溶液的沸點升高、凝固點下降A(chǔ)B為純水的蒸氣壓曲線，AB為稀溶液的蒸氣壓曲線，AC為冰的蒸氣壓

4、曲線溶液的沸點上升：凝固點下降：三、溶液的滲透壓半透膜：滲透壓：圖 滲透壓示意圖產(chǎn)生滲透壓的條件： （1）半透膜；（2）濃度差范特荷夫滲透壓公式： = cBRT對于稀溶液來說，物質(zhì)的量濃度約等于質(zhì)量摩爾濃度，故式上式又可表示為 = cBRT bBRT第二章 化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)21熱力學(xué)基礎(chǔ)知識教學(xué)目的及要求：掌握熱力學(xué)中的基本概念及熱力學(xué)第一定律。教學(xué)重點：熱力學(xué)第一定律。教學(xué)難點：熱力學(xué)第一定律的應(yīng)用。一、系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)系統(tǒng): 所研究的對象稱為系統(tǒng).環(huán)境: 系統(tǒng)以外與系統(tǒng)密切相關(guān)的部分稱為環(huán)境.狀態(tài)函數(shù): 用來說明、確定系統(tǒng)所處狀態(tài)的宏觀物理量。如：溫度、壓力、體積等。狀態(tài)函數(shù)的特點：狀態(tài)一定值

5、一定，殊途同歸變化等，周而復(fù)始變化零。狀態(tài)函數(shù)的變化與過程的途徑無關(guān)。二、功和熱功和熱是系統(tǒng)與環(huán)境之間的能量傳遞形式。熱：系統(tǒng)與環(huán)境由于溫度差而引起的能量傳遞形式，以符號Q表示。一般規(guī)定體系吸熱為正，放熱為負(fù)。功：除熱以外的其它能量傳遞形式，以符號W表示。規(guī)定：體系對環(huán)境做功取負(fù)值，環(huán)境對體系做功取正值。功：體積功W體與非體積功W。 W體= - p外V功和熱都不是狀態(tài)函數(shù)。三、 熱力學(xué)第一定律（能量守恒定律） 熱力學(xué)能（內(nèi)能）：是體系內(nèi)部能量的總和，用符號U表示。是狀態(tài)函數(shù)。U=QW四、過程的熱1 定容熱QV V始= V終 體系不做其它功 V=0 W體=0 W=0 此時：QV=U 定容熱QV等

6、于體系熱力學(xué)能的變化。2定壓熱Qp p始= p終 體系不做其它功Qp=U- W= Up外V = （U2 U1）（p2V2p1V1）Qp= （U2p2V2）（U1p1V1）定義：H=UpV H焓，是狀態(tài)函數(shù)。Qp= H2-H1 定壓熱Qp等于體系焓的變化。22 化學(xué)反應(yīng)的熱力學(xué)能和焓教學(xué)目的及要求：1.了解熱力學(xué)能的物理意義；2. 掌握化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)的各種計算方法教學(xué)重點：焓和焓變；反應(yīng)熱含義及其計算；教學(xué)難點：焓的概念。一、反應(yīng)的摩爾熱力學(xué)能rUm = U/ 單位: KJmol-1 熱化學(xué)方程式: 表示化學(xué)反應(yīng)與反應(yīng)熱效應(yīng)的關(guān)系的式子.熱化學(xué)方程式書寫時的注意事項: 要注明反應(yīng)物和生成物的溫度

7、、壓力、聚集狀態(tài)等,反應(yīng)熱與方程式呈一一對應(yīng)關(guān)系。二、反應(yīng)的摩爾焓rHm = H/ 單位: KJmol-1 反應(yīng)的摩爾焓在一般情況下主要用來表示反應(yīng)的熱效應(yīng)。是一個非常重要的概念。因為化學(xué)反應(yīng)多在等壓、不做非體積功情況下進(jìn)行。三、熱化學(xué)定律1熱化學(xué)定律（蓋斯Hess定律）利用已知反應(yīng)的熱效應(yīng)，計算未知反應(yīng)的熱效應(yīng)?；瘜W(xué)反應(yīng)，無論是一步完成，還是分步完成，其熱效應(yīng)是相同的。 C（石墨）O2（g） CO2（g） H1 C（石墨）1/2O2（g） CO（g） H2CO （g）1/2O2（g） CO2（g） H3H1 = H2 H32標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：參考狀態(tài)：rHm0 = B fHm0（298K

8、）第三章 化學(xué)反應(yīng)速率、方向和限度31 化學(xué)反應(yīng)速率教學(xué)目的及要求：1.了解幾個有關(guān)反應(yīng)速度的基本概念。2.理解基元反應(yīng)，反應(yīng)級數(shù)，會寫速度方程。教學(xué)重點：1.質(zhì)量作用定律。2.速度方程的書寫。教學(xué)難點：速度方程的書寫。一、基本概念化學(xué)反應(yīng)速度常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示，濃度單位用molL1必須注意以下幾點：（1），（2），（3）二、影響化學(xué)反應(yīng)速度的因素1.濃度對化學(xué)反應(yīng)速度的影響(1)基元反應(yīng)和非基元反應(yīng)(2)基元反應(yīng)的速度方程質(zhì)量作用定律當(dāng)溫度一定時, 基元反應(yīng)的反應(yīng)速度與反應(yīng)物濃度系數(shù)次方的乘積成正比，這一規(guī)律稱為質(zhì)量作用定律。對于一般的基元反應(yīng)：aA +

9、bB cC + dD 其速度方程式為： 注意：質(zhì)量作用定律只適用于基元反應(yīng)。k不隨反應(yīng)物濃度的變化而變化，是溫度的函數(shù)，其單位隨反應(yīng)級數(shù)不同而異。多相反應(yīng)中,固態(tài)反應(yīng)物濃度不寫入速度方程。如：C(s) + O2(g) = CO2 ,(3)非基元反應(yīng)的速度方程2.溫度對化學(xué)反應(yīng)速度的影響Arrhenius在大量實驗事實的基礎(chǔ)上，給出了速度常數(shù)和溫度之間的關(guān)系式：k = AeEa / RT （注意統(tǒng)一單位）例 對反應(yīng)：C2H5Cl(g) C2H4(g) + HCl(g)，A=1.6 1014s1, Ea =246.6kJmol1，求700K時的速度常數(shù)k。3.催化劑對化學(xué)反應(yīng)速度的影響催化劑包括：

10、正催化劑，負(fù)催化劑催化劑的作用主要是改變了反應(yīng)的歷程，降低了反應(yīng)的活化能，從而使反應(yīng)速度增大。小結(jié)：正確使用質(zhì)量作用定律，對非基元反應(yīng)要會根據(jù)條件寫出其速度方程。32化學(xué)反應(yīng)速度理論簡介1.碰撞理論簡介主要論點：(1)反應(yīng)物分子間的相互碰撞是化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的先決條件，(2)碰撞中部分能發(fā)生反應(yīng)的分子首先必須具備足夠的能量，以克服分子無限接近時電子云之間的斥力，從而使分子中的原子重排，即發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。這種具有足夠能量的分子稱為活化分子。(3)活化分子之間的碰撞還必須在取向適當(dāng)?shù)姆轿簧喜拍馨l(fā)生有效碰撞。2.過渡態(tài)理論簡介理論認(rèn)為：化學(xué)反應(yīng)并不是通過反應(yīng)物分子的簡單碰撞完成的，在反應(yīng)物到產(chǎn)物的轉(zhuǎn)變過程

11、中，必須通過一種過渡狀態(tài)，即反應(yīng)物分子活化形成活化配合物的中間狀態(tài)： A + BC ABC AB + C 活化配合物33 化學(xué)平衡教學(xué)目的及要求：1.了解化學(xué)平衡及平衡常數(shù)的意義。2.掌握控制平衡移動的各項因素。3.熟悉有關(guān)平衡常數(shù)的計算。教學(xué)重點：1.平衡常數(shù)的表達(dá)式。2.化學(xué)平衡移動方向的判斷。3.平衡常數(shù)的計算。教學(xué)難點：平衡常數(shù)的有關(guān)計算。一、可逆反應(yīng)和化學(xué)平衡平衡狀態(tài)是化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的最大限度。二、平衡常數(shù)與標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)1.平衡常數(shù)在一定溫度下，任一可逆反應(yīng)：aA + bBcC + dD，達(dá)到平衡時，反應(yīng)物和產(chǎn)物的平衡濃度cA、cB、cC、cD之間有如下關(guān)系: Kc為濃度平衡常數(shù)。注意

12、：（1）平衡常數(shù)一般是有單位的，（2） 只要溫度不變，平衡常數(shù)就是一個定值，（3） 平衡常數(shù)數(shù)值的大小是反應(yīng)完全程度的標(biāo)志，平衡常數(shù)值越大，反應(yīng)可完成的程度越高。氣相反應(yīng)，平衡常數(shù)既可用平衡時各物質(zhì)濃度之間的關(guān)系來表示，也可用平衡時各物質(zhì)分壓之間的關(guān)系表示。如反應(yīng)：aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)，在某溫度下達(dá)到平衡，有： Kp為壓力平衡常數(shù)。KpKc(RT)n 當(dāng)n = 0時，Kp = Kc。2.書寫平衡常數(shù)表達(dá)式時必須注意之點如果反應(yīng)涉及純固體、純液體，其濃度不寫在平衡常數(shù)表達(dá)式中。在稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如反應(yīng)有水參加，水的濃度可以視為常數(shù)，也不寫在平衡常數(shù)表達(dá)式中。

13、但在非水溶液中的反應(yīng)，反應(yīng)若有水參加，則水的濃度不可以視為常數(shù)，必須寫在平衡常數(shù)表達(dá)式中。平衡常數(shù)表達(dá)式與化學(xué)反應(yīng)方程式呈一一對應(yīng)關(guān)系。同一化學(xué)反應(yīng)方程式的寫法不同，平衡常數(shù)的表達(dá)式就不同。若某個反應(yīng)可表示幾個反應(yīng)的總和，則該反應(yīng)的平衡常數(shù)等于各個反應(yīng)平衡常數(shù)的乘積。3.標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)對于可逆反應(yīng) aA(aq) + bB(aq) cC(aq) + dD(aq)平衡時A、B、C、D各物質(zhì)的相對濃度分別表示為：cA/c、cB/c、cC/c和cD/c，其標(biāo)準(zhǔn)濃度平衡常數(shù)可以表示為：氣相反應(yīng) aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)平衡時A、B、C、D各物質(zhì)的相對分壓分別表示為：pA/p、

14、pB/p、pC/p、pD/p，其標(biāo)準(zhǔn)壓力平衡常數(shù)可以表示為：注意：其標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K均無量綱。液相反應(yīng)的Kc與其在數(shù)值上相等，而氣相反應(yīng)的Kp一般不與其的數(shù)值相等。三、化學(xué)平衡移動*1.濃度對化學(xué)平衡移動的影響結(jié)論：在其它條件不變的情況下,增加反應(yīng)物濃度或減少生成物濃度,化學(xué)平衡向著正反應(yīng)方向移動；相反,增加生成物濃度或減少反應(yīng)物濃度,化學(xué)平衡向著逆反應(yīng)方向移動。例 某溫度時反應(yīng) CO + H2OCO2 + H2 的Kc1，反應(yīng)開始時CO的濃度為2molL1，H2O的濃度為3molL1，求平衡時各物質(zhì)的濃度及CO的轉(zhuǎn)化率。例 若溫度和體積不變,在上述平衡體系中,增加水的濃度,使之成為6molL1

15、,求CO的轉(zhuǎn)化率。2.壓力對化學(xué)平衡移動的影響（1）對于有氣體參加且反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量有變化的反應(yīng)，壓力變化時將對化學(xué)平衡產(chǎn)生影響（2）反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的反應(yīng)，壓力變化時將對化學(xué)平衡不產(chǎn)生影響結(jié)論：壓力變化只是對那些反應(yīng)前后氣體分子數(shù)目有變化的反應(yīng)有影響；在恒溫下，增大總壓力，平衡向氣體分子總數(shù)減小的方向移動，減小總壓力，平衡向氣體分子總數(shù)增加的方向移動。3.溫度對化學(xué)平衡移動的影響結(jié)論：當(dāng)溫度升高時平衡向吸熱反應(yīng)方向移動，降溫時平衡向放熱反應(yīng)方向移動。4.平衡移動原理如果對平衡體系施加外力，平衡將沿著減小此外力的方向移動。這一原理稱為呂查德里原理，又稱平衡移動原理。第四章 原子結(jié)構(gòu)

16、41 原子核外電子的運動狀態(tài)教學(xué)目的及要求：1.微觀粒子的統(tǒng)計規(guī)律性。2. 波函數(shù)和原子軌道3. 幾率密度和電子云4.四個量子數(shù)及其對核外電子運動狀態(tài)的描述。教學(xué)重點：四個量子數(shù)及其對核外電子運動狀態(tài)的描述。教學(xué)難點：四個量子數(shù)及其對核外電子運動狀態(tài)的描述。引言：玻爾三點假設(shè)：定態(tài)假設(shè)；能級假設(shè)；躍遷假設(shè)。一、微觀粒子的統(tǒng)計規(guī)律性1.微觀粒子的波粒二象性結(jié)論：正是由于微觀粒子與宏觀粒子不同，不遵循經(jīng)典力學(xué)規(guī)律，而要用量子力學(xué)來描述它的運動狀態(tài)。 電子衍射示意圖2.測不準(zhǔn)原理圖XP h/4二、波函數(shù)和原子軌道薛定諤方程：描述核外電子運動的波動方程。圖 原子軌道的角度分布圖薛定諤方程是描述微觀粒子

17、運動狀態(tài)、變化規(guī)律的基本方程。它的解并不是具體的數(shù)資，而是一個含有三個變量x、y、z和三個參數(shù)n、l、m的函數(shù)式，叫做波函數(shù)，表示為(x，y，z)。波函數(shù)是描述核外電子運動狀態(tài)的數(shù)學(xué)函數(shù)式。量子力學(xué)中的原子軌道不是某種確定的軌道，而是原子中一個電子可能的空間運動狀態(tài)，包含電子所具有的能量，離核的平均距離、幾率密度分布等。三、幾率密度和電子云電子在核外空間某處單位微小體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率，稱為幾率密度，用波函數(shù)絕對值的平方|2表示。常常形象地將電子的幾率密度(|2)稱作“電子云”。1s電子云界面圖 電子云的角度分布圖四、四個量子數(shù)及其對核外電子運動狀態(tài)的描述1.主量子數(shù)(n)（1）取值范圍它只能取1

18、，2，3等正整數(shù)。（2）物理意義：主量子數(shù)n是決定電子能量的主要因素。主量子數(shù)表示電子離核的遠(yuǎn)近或電子層數(shù)。在光譜學(xué)上常用一套拉丁字母表示電子層，常用K、L、M、N、O、P、Q等符號分別表示n = 1，2，3，4，5，6，7。2.角量子數(shù)(l)（1）取值范圍：為l = 0，1，2，3，(n-1)，在光譜學(xué)上分別用符號 s，p，d，f等來表示。（2）l的物理意義為：表示電子的亞層或能級。表示原子軌道(或電子云)的形狀。多電子原子中,l與n一起決定電子的能量。N1234電子層符號KLMNL0010120123能級符號1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f電子層中能級數(shù)目12343.磁量子數(shù)(m)

19、（1）磁量子數(shù)的取值：為0，1，2，l， m值受l值的限制，m可有(2l+1)種狀態(tài)。（2）物理意義：磁量子數(shù)決定原子軌道或電子云在空間的伸展方向。（3）簡并軌道：不同原子軌道具有相同能量的現(xiàn)象稱為能量簡并，能量相同的各原子軌道稱為簡并軌道或等價軌道。簡并軌道的數(shù)目稱簡并度。亞層 p d f等價軌道 3個p軌道 5個d軌道 7個f軌道4.自旋量子數(shù)(ms)（1）取值范圍：它的取值只有兩個(+1/2和-1/2)，分別代表電子的兩種自旋方向，可示意為順時針方向和逆時針方向，用符號和表示。小結(jié)：可以用四個量子數(shù)來確定電子的狀態(tài)，根據(jù)四個量子數(shù)數(shù)值間的關(guān)系可以算出各電子層中可能有的狀態(tài)。42 原子核外

20、電子的排布教學(xué)目的及要求：1.掌握核外電子排布的規(guī)律。2. 了解近似能級圖。 3. 掌握核外電子排布和元素周期系。教學(xué)重點：核外電子排布和元素周期系。教學(xué)難點：核外電子排布。一、核外電子排布的規(guī)律1.保里(Pauli)不相容原理2.能量最低原理3.洪特(Hund)規(guī)則二、近似能級圖多電子原子的近似能級圖我國化學(xué)家徐光憲教授由光譜實驗數(shù)據(jù)歸納出判斷能級高低的近似規(guī)則(n + 0.7l)規(guī)則，所得結(jié)果與Pauling的近似能級圖一致。三、核外電子的排布和元素周期系1.核外電子的排布舉例：Sc(Z=21)的電子層構(gòu)型為：1s22s22p63s23p63d14s2。Zn(30)：1s22s22p63s

21、23p6 3d104s2，或Ar3d104s2。2.電子層結(jié)構(gòu)與周期表元素性質(zhì)周期性變化的規(guī)律稱為元素周期律，反映元素周期律的元素排布稱元素周期表，亦稱元素周期系。43 元素基本性質(zhì)的周期性教學(xué)目的及要求：1. 掌握原子半徑的周期性變化規(guī)律。2. 掌握電離勢的周期性變化規(guī)律。3. 掌握電負(fù)性的周期性變化規(guī)律。教學(xué)重點：1. 原子半徑的周期性變化規(guī)律。2. 電離勢的周期性變化規(guī)律。3. 電負(fù)性的周期性變化規(guī)律。教學(xué)難點：1. 原子半徑的周期性變化規(guī)律。2. 電離勢的周期性變化規(guī)律。3. 電負(fù)性的周期性變化規(guī)律。一、原子半徑(r)共價半徑(rc)：兩種或同種元素的兩個原子以共價單鍵結(jié)合時，其核間距

22、的一半；金屬半徑(rm)：金屬晶格中，金屬原子核間距的一半；范德華半徑(rv)：在單質(zhì)中，兩個相鄰原子在沒有鍵合的情況下，僅借范德華引力聯(lián)系在一起核間距離的一半。變化規(guī)律：同一周期，從左到右原子半徑逐漸減小。同一主族，從上到下原子半徑逐漸增大。二、電離勢(I)基態(tài)的一個氣態(tài)中性原子失去一個電子形成氣態(tài)陽離子時，所消耗的能量叫做電離勢。III。變化規(guī)律：同一周期元素原子的第一電離勢從左至右總的趨勢是逐漸增大；同一族中，元素原子的第一電離勢從上至下總的趨勢是減小。三、電負(fù)性(X)元素的電負(fù)性：指元素原子在分子中吸引電子的能力。電負(fù)性綜合反映原子得失電子的傾向，是元素金屬性和非金屬性的綜合量度標(biāo)準(zhǔn)。

23、變化規(guī)律：同一周期自左至右，電負(fù)性增加(副族元素有些例外)同族自上至下，電負(fù)性依次減小，但副族元素后半部，自上至下電負(fù)性略有增加。第五章 分子結(jié)構(gòu)41 化學(xué)鍵教學(xué)目的及要求：1. 離子鍵及其特性。 2. 共價鍵及其特征。 教學(xué)重點：共價鍵及其特征。 教學(xué)難點：共價鍵及其特征。一、離子鍵及其特性1.離子鍵的形成2.離子鍵的特征：離子鍵沒有方向性和飽和性。3.離子鍵的本質(zhì)： 離子鍵的本質(zhì)是正、負(fù)離子之間的靜電作用力。4.離子鍵的離子性成分：一般來說，電負(fù)性差值大于1.7時，可形成離子鍵。二、共價鍵及其特征1.現(xiàn)代價鍵理論VB法的要點如果A、B兩個原子各有一個未成對的電子且自旋相反，則當(dāng)A、B原子相

24、互靠近時可以配對形成共價單鍵，在形成分子時一個電子和另一個電子配對后就不能再和其它電子配對了，原子軌道最大重疊原理。成鍵的原子軌道重疊時，必須符號相同，才能重疊增大電子云密度。2.共價鍵的特點共價鍵的飽和性共價鍵的方向性3.共價鍵的鍵型鍵 鍵特殊共價鍵配位鍵：在形成共價鍵時，若共用電子對是由一個原子提供的，則稱為共價配鍵或稱為配位鍵，用表示，如：。4.鍵參數(shù)鍵能 鍵長 鍵角 共價鍵的極性42 雜化軌道理論與分子空間構(gòu)型教學(xué)目的及要求：1. 雜化軌道理論的基本要點。2. 雜化軌道類型與分子的空間構(gòu)型教學(xué)重點：雜化軌道類型與分子的空間構(gòu)型。教學(xué)難點：雜化軌道類型與分子的空間構(gòu)型。一、雜化軌道理論的

25、基本要點概念：雜化；雜化軌道要點：，二、雜化軌道類型與分子的空間構(gòu)型1.sp雜化（鍵角=180） BeH2分子形成示意圖2.sp2雜化（鍵角=120）BF3的空間構(gòu)型和sp2雜化軌道3.sp3雜化（鍵角=10928）CH4分子結(jié)構(gòu)4.等性雜化和不等性雜化 NH3 分子和H2O分子的空間結(jié)構(gòu)43 分子間力和氫鍵教學(xué)目的及要求：1. 了解分子的極性；2. 了解分子間力； 3. 了解氫鍵。教學(xué)重點：1.分子間力的種類。 2.氫鍵的形成。教學(xué)難點：氫鍵的形成。一、分子的極性分子極性的大小通常用偶極矩來衡量，極性分子的偶極矩等于正(或負(fù))電中心的電量q與正、負(fù)電荷中心距離d的乘積： = q d 偶極矩是

26、一個矢量，其方向由正到負(fù)。偶極矩越大表示分子的極性越強。二、分子間力1.取向力這種力只存在于極性分子之間。2.誘導(dǎo)力這種力存在于極性分子與任何分子之間。3.色散力色散力不僅存在于非極性分子間，也存在于一切原子、離子和分子之間。色散力在分子間存在是普遍的而且是主要的。三、氫鍵1.氫鍵（1）定義：和電負(fù)性大，半徑小的原子“X”以共價鍵相結(jié)合的氫原子能與另一個電負(fù)性大，半徑小的原子“Y”生成一種弱的鍵，這種分子間有氫原子參加而形成的弱鍵稱為氫鍵。氫鍵有分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵。（X,Y,一般為N,O,F(Cl)）（2）特點：具有飽和性，XH只能與一個Y原子形成氫鍵，具有方向性2.氫鍵對化合物性質(zhì)的影響

27、對物質(zhì)熔沸點的影響對物質(zhì)溶解度的影響 第六章 定量分析概論6-1 定量分析概述本節(jié)教學(xué)目的及要求：1.了解定量分析的任務(wù)和方法。2.掌握定量分析的一般程序。3.掌握滴定分析的方法和滴定方式。4. 掌握滴定分析的標(biāo)準(zhǔn)溶液和基準(zhǔn)物質(zhì)。5.掌握滴定分析的計算。教學(xué)重點：滴定分析的計算。教學(xué)難點：滴定分析的計算。一、定量分析的任務(wù)和方法1.定量分析的任務(wù)、作用2.定量分析方法的分類二、定量分析的一般程序1.采樣2.前處理3.測定4.數(shù)據(jù)處理三、滴定分析的方法和滴定方式1.幾個基本概念滴定分析：滴定劑：滴定：滴定終點：滴定誤差或終點誤差：2.滴定分析的方法(1)酸堿滴定法：(2)沉淀滴定法：(3)氧化還

28、原滴定法：(4)配位滴定法：3.滴定分析對滴定反應(yīng)的要求(1)反應(yīng)要按化學(xué)計量關(guān)系定量地進(jìn)行(2)反應(yīng)要迅速進(jìn)行(3)有簡便可靠的確定終點的方法。如有適當(dāng)?shù)闹甘緞?.滴定方式(1)直接滴定。(2)返滴定(3)置換滴定(4)間接滴定四、滴定分析的標(biāo)準(zhǔn)溶液和基準(zhǔn)物質(zhì)1.標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度表示方法(1)物質(zhì)的量濃度。符號cB或c(B)，(2)滴定度以每毫升標(biāo)準(zhǔn)溶液相當(dāng)?shù)谋粶y物質(zhì)的質(zhì)量來表示，符號為Ts /x，x為被測物質(zhì)的化學(xué)式。例 計算0.1000molL1HCl標(biāo)準(zhǔn)溶液對Na2CO3的滴定度。2.標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定(1) 直接配制法基準(zhǔn)物質(zhì)必須符合下列要求。a.純度要高b.組成恒定c.穩(wěn)定性好d

29、.最好具有較大的相對分子質(zhì)量或式量。(2) 間接配制法五、滴定分析的計算計算的主要依據(jù)是“等物質(zhì)的量規(guī)則”例 用0.1058molL1HCl溶液滴定0.2035g不純的K2CO3，完全中和時，消耗HCl26.84mL，求樣品中K2CO3的質(zhì)量分?jǐn)?shù)。例 標(biāo)定0.1molL1NaOH溶液的準(zhǔn)確濃度，如選用鄰苯二甲酸氫鉀(KHC8H4O4)作基準(zhǔn)物質(zhì),今欲把所用NaOH溶液的體積控制在25mL左右,問應(yīng)稱取該基準(zhǔn)物質(zhì)多少克？62 誤差及數(shù)據(jù)處理教學(xué)目的及要求：1.掌握定量分析的誤差、偏差計算。2.掌握精密度與準(zhǔn)確度的關(guān)系。3.有效數(shù)字的表示及相關(guān)運算規(guī)則。4.可疑值的取舍。教學(xué)重點：1. 定量分析的

30、誤差、偏差計算。2. 精密度與準(zhǔn)確度的關(guān)系。3. 有效數(shù)字的表示及相關(guān)運算規(guī)則。4. 可疑值的取舍。教學(xué)難點：1.精密度與準(zhǔn)確度的關(guān)系。2.有效數(shù)字的表示及相關(guān)運算規(guī)則。一、誤差的分類1.系統(tǒng)誤差(可測誤差)特點：單向性，可測性系統(tǒng)誤差可以分為下列幾種：(1)方法誤差(2) 儀器、試劑誤差(3)操作誤差。注意：要求在正常操作下引起的。2.偶然誤差(隨機誤差)特點：隨機性，符合正態(tài)分布二、誤差和偏差的表示方法1.準(zhǔn)確度與誤差(1)絕對誤差：E = xT （有正、負(fù)之分）(2)相對誤差：2.精密度與偏差(1)絕對偏差和相對偏差絕對偏差： 相對偏差：(2)平均偏差（沒有正負(fù)之分）相對平均偏差()。即

31、：(3)標(biāo)準(zhǔn)偏差和相對標(biāo)準(zhǔn)偏差標(biāo)準(zhǔn)偏差：相對標(biāo)準(zhǔn)偏差：舉例：分析某試樣中的含氮量，測得如下數(shù)據(jù)：37.45%，37.20%，37.50%，37.30%，37.25%，計算其平均值、平均偏差、相對平均偏差、標(biāo)準(zhǔn)偏差和相對標(biāo)準(zhǔn)偏差。如果真實含量為37.38%，求其絕對誤差和相對誤差。三、提高分析結(jié)果準(zhǔn)確度的方法準(zhǔn)確度表示測量的準(zhǔn)確性，精密度表示測量的重現(xiàn)性。精密度高，準(zhǔn)確度不一定高。只有在消除或減免系統(tǒng)誤差的前提下，才能以精密度的高低來衡量準(zhǔn)確度的高低。1.選擇適當(dāng)?shù)姆治龇椒?.減少測量誤差3.減少偶然誤差（多次平行測定，取其平均值）4.消除系統(tǒng)誤差(1)對照試驗(2)空白試驗(3)校準(zhǔn)儀器四、有

32、效數(shù)字及其運算規(guī)則1.有效數(shù)字及其位數(shù)（舉例）2.有效數(shù)字的運算規(guī)則(1)記錄測量數(shù)值時，只保留一位可疑數(shù)字；(2)當(dāng)有效數(shù)字位數(shù)確定后，其余數(shù)字應(yīng)一律舍棄，舍棄辦法：采取“四舍六入五留雙”的規(guī)則。（舉例）(3)加減法：幾個數(shù)據(jù)相加或相減時，它們的和或差的有效數(shù)字的保留，應(yīng)該以小數(shù)點后位數(shù)最少的數(shù)字為準(zhǔn)。（舉例）(4)在乘除法中，有效數(shù)字的保留。應(yīng)該以有效數(shù)字位數(shù)最少的為準(zhǔn)。（舉例）五、有限實驗數(shù)據(jù)的處理1.可疑值（離群值）的取舍Q檢驗法：步驟為：（1）排序，（2）計算Q值，（3）查表比較、判斷。例如：某一溶液濃度經(jīng)次測定，其結(jié)果為：0.1014、0.1012、0.1025、0.1016(mo

33、lL1)。其中0.1025的誤差較大，問是否應(yīng)該舍去(P=90%)?2.分析結(jié)果的報告(1)例行分析（常規(guī)分析）結(jié)果的報告：取兩份的平均值報告分析結(jié)果(2)多次測定結(jié)果的報告：平均值、標(biāo)準(zhǔn)偏差s和測定次數(shù)n報告分析結(jié)果。例如，分析某試樣中鐵的質(zhì)量分?jǐn)?shù)，5次測定結(jié)果如下：0.3910，0.3912，0.3919，0.3917，0.3922。分析結(jié)果報告如下：0.3916，s = 0.0005，n = 5。第七章 酸堿平衡與酸堿滴定法7-1 弱電解質(zhì)的電離平衡教學(xué)目的及要求：1.掌握電離度和電離常數(shù)的計算。2.掌握水的電離和溶液的pH值。教學(xué)重點：水的電離和溶液的pH值。教學(xué)難點：水的電離和溶液的

34、pH值。一、電離度和電離常數(shù)1.電離度注：電離度的大小，主要取決于電解質(zhì)的本性，同時又與溶液的濃度、溫度等因素有關(guān)。2.電離常數(shù)和稀釋定律定義：在一定溫度下，弱電解質(zhì)在水溶液中達(dá)到電離平衡時，電離所生成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數(shù)，稱為電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)(Ki)(1)HAc的電離平衡 HAc H+ + Ac注：Ka與其它化學(xué)平衡常數(shù)一樣，其數(shù)值大小與酸的濃度無關(guān)，僅取決于酸的本性和體系的溫度。(2)NH3H2O的電離平衡 NH3H2O是弱堿，電離方程式為：NH3H2O NH4 + OH (3)稀釋定律在一定溫度下，弱電解質(zhì)的電離度與電離常數(shù)的平方根成正比

35、，與溶液濃度的平方根成反比，即濃度越稀，電離度越大。這個關(guān)系稱為稀釋定律。例已知在298.15K時，0.10molL1的NH3H2O的電離度為1.33%，求NH3H2O的電離常數(shù)。二、水的電離和溶液的pH值H2O H + OH 在一定溫度下，當(dāng)達(dá)到電離平衡時，水中H的濃度與OH的濃度的乘積是一個常數(shù)，即 Kw為水的離子積常數(shù),簡稱水的離子積。注：常溫時，無論是中性、酸性還是堿性的水溶液里，H濃度和OH濃度的乘積都等于1.0 1014?；?.0 107 molL1 溶液呈酸性1.0 107 molL1 溶液呈中性或1.0 107 molL1 溶液呈堿性pH lgpKw pH + pOH 14.0

36、07-2 酸堿質(zhì)子理論教學(xué)目的及要求：1.掌握酸堿的定義和共軛酸堿對。2.理解酸堿反應(yīng)的實質(zhì)。3.掌握共軛酸堿對中Ka與Kb的關(guān)系。教學(xué)重點：1.酸堿的定義和共軛酸堿對。2.共軛酸堿對中Ka與Kb的關(guān)系。教學(xué)難點：共軛酸堿對中Ka與Kb的關(guān)系。一、酸堿的定義和共軛酸堿對酸：凡能給出質(zhì)子(H)的物質(zhì)(分子或離子)。堿：凡能接受質(zhì)子(H)的物質(zhì)(分子或離子)。酸 堿 + H這種對應(yīng)關(guān)系稱為共軛酸堿對，右邊的堿是左邊的酸的共軛堿，左邊的酸又是右邊堿的共軛酸。注：（1）酸和堿可以是分子，也可以是陽離子或陰離子；（2）有的物質(zhì)在某個共軛酸堿對中是堿，而在另一共軛酸堿對中卻是酸，如HCO3等；（3）質(zhì)子理

37、論中沒有鹽的概念，酸堿電離理論中的鹽，在質(zhì)子理論中都變成了離子酸和離子堿，如NH4Cl中的NH4是酸，Cl是堿。二、酸堿反應(yīng)的實質(zhì) 酸1 堿2 酸2 堿1三、共軛酸堿對中Ka與Kb的關(guān)系Ka1 Ka2 Ka3一般地：H3A H2A HA2 A3Kb3 Kb2 Kb1有：Ka1 Kb3 Ka2 Kb2 Ka3 Kb1 Kw可見，知道Ka就可以計算出其共軛堿的Kb；知道Kb就可以算出其共軛酸的Ka。例 已知NH3H2O的Kb = 1.76 105，求NH4的Ka。7-3 酸堿溶液pH值的計算教學(xué)目的及要求：1.掌握一元弱酸(弱堿)pH值計算。2.掌握多元弱酸(弱堿)pH值計算。3.掌握兩性物質(zhì)pH

38、值計算。教學(xué)重點：水的電離和溶液的pH值計算。教學(xué)難點：水的電離和溶液的pH值計算。一、一元弱酸(弱堿)設(shè)有一種一元弱酸HA溶液，總濃度為c molL1，則 HA H + A起始濃度（molL1） c 0 0平衡濃度（molL1） c - 因為，所以 經(jīng)整理得： + Ka cKa = 0 （近似式） （最簡式）同理可得，一元弱堿溶液OH濃度的計算公式。當(dāng)c/Kb400或5%時，用近似公式 當(dāng)c/Kb400或5%時，用最簡式 例 求0.010molL1HAc溶液的pH值。二、多元酸(堿)對多元酸，如果Ka1Ka2，溶液中的H主要來自第一級電離，近似計算時，可把它當(dāng)一元弱酸來處理。對二元酸，其酸根

39、陰離子的濃度在數(shù)值上近似地等于Ka2。多元堿亦可類似處理。例 在室溫和101.3kPa下，H2S飽和溶液的濃度約為0.10molL1(H2S)，試計算H2S飽和溶液中H、 HS和S2的濃度。例 計算0.10molL1Na2CO3溶液的pH值。三、兩性物質(zhì)在溶液中既能失質(zhì)子，又能得質(zhì)子的物質(zhì)如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4等(以往稱酸式鹽)和NH4Ac(弱酸弱堿鹽)都是兩性物質(zhì)。一般使用最簡式。如NaHA、NaH2A，其最簡式為： 如 Na2HA ，其最簡式為： 如 NH4Ac ，其最簡式為 ：7-4 同離子效應(yīng)與緩沖溶液教學(xué)目的及要求：1.了解影響離解平衡的因素。2.掌握緩沖溶液

40、pH值計算。教學(xué)重點：緩沖溶液pH值計算。教學(xué)難點：緩沖溶液pH值計算。一、影響電離平衡的因素同離子效應(yīng)1.同離子效應(yīng)這種在弱電解質(zhì)溶液中加入一種與該弱電解質(zhì)具有相同離子的易溶強電解質(zhì)后，使弱電解質(zhì)的電離度降低的現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。例 求0.10molL1HAc溶液的電離度？如果在此溶液中加入NaAc晶體，使NaAc的濃度達(dá)到0.10molL1，溶液中HAc的電離度又是多少？例 在0.10molL1HCl溶液中通入H2S 至飽和，求溶液中S2的濃度。2.鹽效應(yīng)這種在弱電解質(zhì)溶液中加入不含相同離子的易溶強電解質(zhì)，可稍增大弱電解質(zhì)電離度的現(xiàn)象，稱為鹽效應(yīng)。二、緩沖溶液能夠抵抗外加少量酸、堿或適量稀

41、釋，而本身的pH值不發(fā)生明顯改變，這種溶液叫緩沖溶液。緩沖溶液所具有的這種性質(zhì)，叫緩沖性。1.緩沖溶液的緩沖原理是因為在這種溶液中既含有足夠量的能夠?qū)雇饧铀岬某煞旨纯顾岢煞?，又含有足夠量的對抗外加堿的成分即抗堿成分。通常把抗酸成分和抗堿成分稱為緩沖對。緩沖溶液主要有以下三種類型。(1)弱酸及其共軛堿。例如，HAcNaAc緩沖溶液，H2CO3NaHCO3緩沖溶液。(2)弱堿及其共軛酸。例如，NH3H2ONH4Cl緩沖溶液。(3)多元酸的兩性物質(zhì)組成的共軛酸堿對。例如，NaH2PO4Na2HPO4緩沖溶液。以HAcNaAc緩沖溶液為例來說明其緩沖原理。HAc H + Ac (1)NaAc Na

42、+ Ac (2)如果向該緩沖溶液中加入少量的酸時：如果向該緩沖溶液中加入少量的堿時：當(dāng)稍加稀釋時：2.緩沖pH值緩沖溶液本身具有的pH值稱為緩沖pH值。以HAcNaAc緩沖溶液為例（式中ca為弱酸的濃度，cb為共軛堿的濃度，ca/cb稱為緩沖比。）對弱堿及其共軛酸所組成的緩沖溶液同樣可以導(dǎo)出：例 若在90mL的HAcNaAc緩沖溶液中(HAc和NaAc的濃度皆為0.10molL1),加入10mL 0.010molL1HCl后,求溶液的pH值,并比較加HCl前后溶液pH值的變化。3.緩沖容量和緩沖范圍緩沖容量是指使1升緩沖溶液的pH值改變1個單位時所需外加的酸或堿的物質(zhì)的量。注：緩沖容量的大小與

43、緩沖溶液的總濃度及其緩沖比有關(guān)當(dāng)緩沖溶液的總濃度一定時，緩沖比(ca/cb或cb/ca)愈接近1，則緩沖容量愈大；等于l時，緩沖容量最大，緩沖能力最強。緩沖范圍：pH = pKa 14.緩沖溶液的選擇和配制緩沖溶液的選擇和配制可按下列步驟進(jìn)行：首先，選擇合適的緩沖對；其次，選擇合適的濃度；第三是配制，(1)把兩個緩沖組分都配成相同濃度的溶液，然后按一定的體積比混合；(2)在一定量的弱酸(或弱堿)中加入一定量的強堿(或強酸)，通過中和反應(yīng)生成的其共軛堿(或共軛酸)和剩余的弱酸(或弱堿)組成緩沖溶液；(3)在一定量的弱酸(或弱堿)溶液中加入對應(yīng)的固體共軛堿(或共軛酸)。例 如何配制pH5.00的緩

44、沖溶液1000mL。例 欲配制pH=9.00的緩沖溶液，應(yīng)在500mL0.10molL1的NH3H2O溶液中加入固體NH4Cl多少克？假設(shè)加入固體后溶液總體積不變。7-5 酸堿滴定法教學(xué)目的及要求：1.掌握酸堿指示劑。2.掌握酸堿滴定法的基本原理。3.掌握酸堿滴定法的應(yīng)用。教學(xué)重點：1.酸堿指示劑。2.酸堿滴定法的基本原理。3.酸堿滴定法的應(yīng)用。教學(xué)難點：1酸堿滴定法的基本原理。2 酸堿滴定法的應(yīng)用。一、酸堿指示劑1.變色原理 HIn H + In(酸式色) (堿式色)當(dāng)溶液的pH值發(fā)生變化時，上述平衡發(fā)生移動，從而使指示劑的顏色發(fā)生改變。2.變色范圍pHpKHIn 1稱為酸堿指示劑的理論變色

45、范圍常用酸堿指示劑的變色范圍：酚酞、甲基紅、甲基橙3.混合指示劑一類是在指示劑中加入一種不隨pH變化而改變顏色的染料。另一類是由兩種或兩種以上的指示劑混合而成。二、酸堿滴定的基本原理(一)一元酸堿的滴定1.強酸與強堿的滴定(1)強酸與強堿的滴定曲線和滴定突躍以0.1000molL1的NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定20.00mL 0.1000molL1的HCl溶液為例滴定前： pH1.00。計量點前：(即99.9%的HCl被中和)時：，pH4.30計量點時：NaOH與HCl已完全中和，生成的NaCl不水解，溶液呈中性，pH7.00。計量點后：NaOH過量，所以溶液的pH值決定于過量的NaOH的濃度。當(dāng)加入

46、20.02mLNaOH溶液(即過量0.1%)時：，pOH4.30， pH14.004.309.70如果以加入NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積為橫坐標(biāo)，以溶液的pH值為縱坐標(biāo)作圖，就可以得到一條曲線，這就是強堿滴定強酸的滴定曲線。滴定突躍：這種在計量點附近加入一滴標(biāo)準(zhǔn)溶液而引起溶液pH值的突變。滴定突躍范圍：滴定突躍所在的pH值范圍。(2)選擇酸堿指示劑的原則凡是變色范圍全部或部分落在滴定的突躍范圍內(nèi)的指示劑都可以選用。(3)濃度對突躍范圍的影響酸堿滴定突躍范圍的大小與滴定劑和被測物質(zhì)的濃度有關(guān)，濃度越大，突躍范圍就越大。2.強堿滴定弱酸以0.1000molL1NaOH滴定20.00mL 0.1000mo

47、lL1HAc為例0.1000molL1NaOH滴定0.1000molL1HAc的滴定曲線強堿滴定弱酸突躍范圍的大小還與被滴定的弱酸的強弱程度有關(guān)。當(dāng)濃度一定時,Ka越大,突躍范圍越大。通常把c Ka 108作為弱酸能被強堿準(zhǔn)確滴定的判據(jù)。3.強酸滴定弱堿只有當(dāng)c Kb 108時，弱堿才能被強酸準(zhǔn)確地直接滴定。(二)多元酸堿的滴定1.多元酸的滴定以二元酸為例：(1)如果cKai108，則該級電離的H不能被強堿準(zhǔn)確地直接滴定。(2)如果cKa1108，cKa2108，則第一級電離出的H可以準(zhǔn)確地直接滴定，但第二級電離出來的H不能。因此，只能在第一計量點附近形成一個突躍。(3)如果cKa1108，c

48、Ka2108，則兩級電離出的H都可以被強堿準(zhǔn)確地直接滴定，分別在第一、第二計量點附近形成兩個突躍。也就是說，兩級電離出來的H可以分步滴定。(4)如果cKa1108，cKa2108，則兩級電離出來的H也都可以被強堿準(zhǔn)確地直接滴定，但只能在第二計量點附近形成一個突躍。即兩級電離出來的H一次被滴定，不能分步滴定。例如,用0.1molL1NaOH滴定0.1molL1H3PO4,由H3PO4的電離常數(shù)Ka17.5 103，Ka26.2 108，Ka32.2 1013，有cKa1 0.1 7.5 103 7.5 104 108cKa2 (0.1/2)6.2108 0.31 108 108cKa3 (0.1

49、/3) 2.2 1013 7.3 1015 108 所以，H3PO4的第一、第二級離解出來的H可被滴定，但第三級離解出來的H不能被滴定。滴定時，在第一、第二計量點都有突躍，可分步滴定。2.多元堿的滴定這里所說的多元堿實際上就是電離理論中的多元弱酸鹽。對于它能否被強酸滴定，滴定過程中有幾個突躍，可參照多元酸的滴定進(jìn)行判斷。三、酸堿滴定法應(yīng)用示例(一)酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定1.酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制2.酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的比較滴定酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的比較滴定，就是用酸標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定堿標(biāo)準(zhǔn)溶液，或是用堿標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定酸標(biāo)準(zhǔn)溶液的操作過程。3.酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的標(biāo)定(1)0.1molL1HCl的標(biāo)定方法一：用無水Na2CO3標(biāo)定，式中，VHCl的單位是mL。方法二：用硼砂標(biāo)定(2)0.1molL1NaOH的標(biāo)定標(biāo)定NaOH的基準(zhǔn)物質(zhì)常用的有草酸(H2C2O42H2O)和鄰苯二甲酸氫鉀(KHC8H4O4)等。(二)酸堿滴定法應(yīng)用示例1.食醋中總酸度的測定2.混合堿的測定雙指示劑法雙指示劑法：在同一溶液中先后用兩種不同的指示劑來指示兩個不同的終點。即先用酚酞指示第