基础化学电子教案

第一讲

星期:授课时间:

二、课题：第一章溶液与胶体

三、教学目标：1.掌握溶液的概念及分类2.掌握溶液浓度的表示方法

3.分散系的概念及分类4胶体的性质

5胶.团的结构6胶.体性质的运用

四、教学重点难点：

理解并掌握溶液浓度的表示方法，并能够熟练运用计算公式

正确理解稀溶液的蒸汽压下降，凝固点降低，沸点升高及渗透压

理解稀溶液的依数性，并能运用理论解释现象

重点掌握胶体的性质

五、教学方法：多媒体教学法

六、教具：多媒体黑板课本

七、时间分配：复习、导入新课15分钟

授课70分钟

小结10分钟

布置作业5分钟

八、教学过程:

九、作业布置:

十、审批:

十一、教学后记:

十二、教学小结:

第一章溶液和胶体

第一节溶液

一、溶液的一-般概念

1.溶液

一种或多种物质以分子、原子或离子状态分散于另一种液体物质中所构成的均匀而又稳

定的混合物，溶液中被溶解的物质称为溶质，溶解溶质的物质称为溶剂。

2.溶液的分类

组成溶液的溶质与溶剂的状态可以分为

(1)气态物质与液态物质形成的溶液

(2)固态物质与液态物质形成的溶液

(3)液态物质与液态物质形成的溶液

二、溶液组成的若干表示方法

1.质量分数

溶液中溶质B的质量机(8)与溶液质量(m)之比，用w(8)表示

w(8)=也过或w(B)=史@xlOO%

mm

2.体积分数

在相同的温度和压力下，混合前溶液B的体积V(B)与溶液的体积V之比，用队B)表示

3.质量浓度

溶质的质量mB与溶液的体积V之比，称为质量浓度,用符号0(8)表示，单位可用g-L-\

mg-LgmL~\ug-L~i等，

3皿

y

4.物质的量浓度

1L溶液中所含溶质B的物质的量，称为物质的量浓度，简称浓度.用符号c(B)表示，

即c(B)=华

式中：nB为物质B的物质的量，SI单位为mol；V为溶液的体积，SI单位为n?,常用

的非SI单位为L,故浓度的常用单位为mol-L-'

5.质量摩尔浓度

1kg溶剂中所含溶质B的物质的量，称为溶质B的质量摩尔浓度，用符号伙8)

帅)3

m(A)

式中：bB为质量摩尔浓度，单位mobkgi；nu为溶剂的质量(kg)。由于物质的质量不

受温度的影响.所以溶液的质量摩尔浓度是一个与温度无关的物理量。因此，它通常被用于

稀溶液依数性的研究和一些精密的测定中。而对于浓度较稀的水溶液来说，1L溶液的质量

约为1kg,故质量摩尔浓度数值上近似等于物质的量浓度，即bB=cB

6.摩尔分数

溶质B的物质的量与全部溶质和溶剂的物质的量的总和之比。

三、溶液组成之间的互相换算

1.物质的量浓度与质量分数的关系

小、n(B)m(B)m(B)pxa>(B)p

C(D)=------=-----------=---------------=-----------------=----------

VM(8)X坐M(B)M(B)

P

2.物质的量浓度与质量浓度的关系

p(B)==——----=c⑻M(8)

3.物质的量浓度与质量摩尔浓度的关系

〃⑻n(B)n⑻p

C(B)=%T-=—=-------

Vmlptn

假设某溶液是由两种组分组成，且B组分的含量较少时，则mam(A),则上式为

z"(B)"(B)"(8)0

c(BRA)=-----=—■—x----------=b(B)p

Vmjp机(A)

假设该溶液是很稀的水溶液时，其密度近似为1,即夕=lkg/L,则

第二节稀溶液的依数性

一、溶液的蒸气压下降

我们知道，任何纯溶剂在一定温度下，都存在一个饱和蒸气压(P：)。此时在单位溶剂的

表面匕蒸发为气态的溶剂粒子数目与粒子凝聚成液态的溶剂粒子数目相等，即在溶剂表面

存在着一个蒸发与凝聚的动态平衡。如果在纯溶剂中加入一定量的难挥发的溶质，溶剂的表

面就或多或少地被溶质粒子所占据，溶剂的表面积相对减小.单位时间内逸出液面的溶剂分

子数相对比纯溶剂要少。所以，达到平衡时溶液的蒸气压就要比纯溶剂的饱和蒸气压低。

法国物理学家拉乌尔(RaoultFM)在1887年根据大量实验结果总结出：在一定温度下,

难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶液的质量摩尔浓度成正比，而与溶质的本性无关。

其表达式为：△P=PA*—P=KpbI3

式中：P为溶液的蒸气压，单位为Pa;PA为纯溶剂的饱和蒸气压，单位为Pa；Z\P为溶

液的蒸气压下降值，单位为Pa;bB为溶质B的质量摩尔浓度，单位为mol-kg-；Kp为溶

剂的蒸气压下降常数。

溶液的蒸气压降低对植物生长过程有着重要的作用。近代生物化学研究证明，当外界气

温突然升高时，引起有机体细胞中可溶物大量溶解，从而增加细胞汁液的物质的组成量度，

降低丁细胞汁液的蒸气压，使水分蒸发减慢，表现出一定的抗旱能力。

二、溶液沸点的升高

沸点是指液体的饱和蒸气压等于外界大气压时的温度。在外界大气压为10L3KPa时，

纯水的沸点是373.15K(即水的标准沸点)。若在纯水中加入少量难挥发的非电解质.由于

溶液的蒸气压总是低于其纯溶剂的蒸气压，因此，溶液在373.15K时并不沸腾。只有将溶

液温度升高到某一读数，溶液的蒸气压等于外界大气压，溶液才会沸腾。这种现象叫溶液的

沸点升高。

溶液的沸点上升是出于溶液蒸气压下降的必然结果。拉乌尔总结出稀溶液的沸点升高度

数与溶液的质量摩尔浓度bB成正比，与溶质的本性无关，即

△Tb=Tb-Tb°=KirbB

式中：R为溶液沸点；为溶bB剂的沸点；K,为溶剂的沸点升高常数，只与溶剂有

关，不同的溶剂有不同的K,值

三、凝固点的降低

在一定外压下，如果某物质固态的蒸气压和液态的蒸气压相等，则液固两相平衡共存，

这时的温度叫做该物质的凝固点。例如273.15K(即0℃)时水和冰的。蒸气压相等(为

0.6105kPa),冰水两相共存，273.15K为水的凝固点。若在冰水共存的水中加入少量难

挥发的非电解质形成稀溶液，由于溶液的蒸气压下降，这时冰必然融化成水。只有使溶液的

温度继续下降至如图1-1中的Tf(溶液的蒸气压曲线AB，与冰的蒸气压曲线AC相交之点的

温度)时，溶液的蒸气压与冰的蒸气压相等，溶液和其溶剂固体冰平衡共存，「即为溶液的

凝固点。这种溶液的凝固点比溶剂低的现象叫做溶液凝固点下降。因此，溶液的凝固点是指

溶液和其溶剂固体平衡共存时的温度。

溶液凝同点下降同样是溶液蒸气压下降的必然结果。因此，难挥发非电解质稀溶液凝固

点下降Tf仅与溶液的质量摩尔浓度bB成正比，与溶质本性无关，即

△Tf=Tf°Tf=Kf-bg

式中：心为溶剂的凝固点下降常数，不同溶剂的K「值见表1—2

A，B，为稀溶液的蒸气压曲线，AC为冰的蒸气压曲线

四、溶液的渗透压

物质自发地由高浓度向低浓度迁移的现象称为扩散。扩散现象不仅存在于溶质与溶剂之

间，也存在于不向浓度的溶液之间。如果在两个不同浓度的溶液之间存在一种能有选择地通

过或阻止某些粒子通过的物质(即半透膜)，那么在两溶液之间会出现什么现象?如图1一2,

在一个连通器两边各装人蔗糖溶液和纯水，中间用半透膜将其隔开。扩散开始之前，连通器

两边的玻璃柱中的液面高度是相同的，经过一段时间的扩散以后，玻璃柱内的双面高度不再

相同，蔗糖一边的液面比纯水一边的液面要高，这是因为半透膜能够阻止蔗糖分子向纯水一

边扩散。由于在单位体积内纯溶剂中溶剂分子比蔗糖溶液中的溶剂分子多，进入溶液中的水

就比离开的水多，故蔗糖溶液的液面升高。这种由物质粒子通过半透膜自动扩散的现象称为

渗透。当单位时间内从两个相反方向通过半透膜的水分子数相等时，渗透达到平衡，两侧液

面不再发生变化。渗透平衡时液面高度差所产生的压力叫渗透压，换句话说，渗透压就是阻

止渗透作用进行所需加给溶液的额外压力。对于由两个不同浓度溶液构成的体系来说，只有

当半透膜两侧溶液的浓度相等时，渗透才会终止。这时溶液两边的渗透压相等，该溶液称为

等渗溶液。

荷兰物理学家范特荷夫(van,tHoff)于1886年综合前人实验得出：稀溶液的渗透压兀(kPa)

与溶液的物质的量浓度CB(molLi)、绝对温度T(K)成正比，与溶质的本性无关。即

7t=CBRT

式中R是气体常数，为8.314KPaLmo「・Ki。对于稀溶液来说，物质的量浓度约等

于质量摩尔浓度，故式(1-9)又可表示为

兀=CgRT~beRT

渗透作为一种自然现象，广泛地存在于动植物的生理活动中。我们知道生物体内所占比

例最高、作用最大的是水分。因此，生物体中的细胞液和体液都是水溶液，它们具有一定的

渗透压，而且牛物体内的绝大部分膜都是半透膜。因此渗透压的大小与生物的生长与发育有

着密切的关系。例如，将淡水鱼放在海水中，由于其细胞液浓度较低，因而渗透压较小，它

公海水中就会围细胞大量失水而死亡。植物也一样，当在它的根部施肥过多，就会造成作物

细胞脱水而枯萎。人体也是如此，在正常情况下.人体内血液和细胞液具有的渗透压大小相

近。当人体发烧时，由于体内水分的大量蒸发，血液浓度增加，其渗透压加大，着此时不及

时补充水分，细胞中的水分就会因为渗透压低而向血液渗透，于是就会造成细胞脱水，给生

命带来危险。所以人体发高烧时，需要及时喝水或通过静脉注射与细胞液等渗的生理盐水和

葡萄糖溶液以补充水分。

第三节胶体溶液

胶体分散系是由颗粒直径在10—9—10—7m的分散质组成的体系。它可分为两类：一类

是胶体溶液，又称溶胶，是由一些小分子化合物聚集成的大颗粒多相集合体系，如Fe(oH)3

溶胶和AgCl溶胶等；另一类是高分子溶液，它是由一些高分子化合物所组成的溶液，如淀

粉溶液。高分子化合物因其分子结构较大，其溶液属于胶体分散系，因此它表现出许多与胶

体相同的性质。事实上，它是一个均相的真溶液。

•、胶体在溶液上的吸附

由于胶体体系是一十高度分散的多相体系，在庞大的表面积和表面熊，使固体表面存在

看剩余力场，具有一定的吸附能力。吸附可以产生在固一气、固一液、液一气、液一浓等界

面间。这里我们主要讨论溶液内固一液界面的吸附：

溶液中固一液界面的吸附比较复杂，被吸附的物质可以是溶质也可以是溶剂，一般两者

都有。根据固体吸附的对象不同，溶液中固体表面的吸附可分为分子吸附与离子吸附两类。

1.分子吸附

这类吸附是吸附剂对非电解质或弱电解质整个分子的吸附，其吸附规律是；极性吸附

剂易吸附极性的溶质或溶剂；非极性吸附剂易吸附非极性的溶质或溶剂，即"相似相吸"。

利用这种吸附现象，可用活性炭等吸附剂使溶液脱色、脱臭活或者除去溶液中的杂质，

以达到分离或提取某种成分的目的。

2.离子吸附

溶液中吸附剂对强电解质的吸附是离子吸附。离子吸附又可分为离子选择吸附与离子交

换吸附两种。所谓离子选择吸附，是吸附剂从溶液中优先选择吸附与自己组成、性质有关的

离子，具体来说，也就是选择那些能在固体表面形成难电离、难溶解或形成同晶形晶格的离

子。以AgCl固体来说，如果溶液中存在AgNO3,由于Ag+是相关离子，则被优先吸附而使

固体表面带正电荷，NO?一仍留在溶液中，依靠静电引力作用与固体保持一定距离；如果溶

液中有KC1存在，CL为相关离子，优先被吸附到固体去面而带负电荷，K+留在溶液中，与

固体保持一定距离。

二、胶体的性质

1.光学性质——丁达尔效应

当一束光照到溶胶上，在与光路垂直的方向上可以看到一条明亮的光柱，这种现象叫丁

达尔(JTyndall)效应(见图1—3)。产生这一现象的原因是由于胶粒对光的散射形成的。其

他分散系也会产生这种现象，但远不如胶体的显著，因此，利用丁达尔效应可以区别真溶液、

悬浊液和溶胶。

2.动力学性质——布郎运动

在超显微镜下观察溶胶粒子不断地做无规则的热运动(图17),这种运动是植物学家布

朗(RBrown)在1827年首先观察到的。产生布朗运动的原因是周围溶剂分子不断从各个方向

撞击这些胶粒，而每一瞬间受到的撞击力在各个方向上是不同的，因而胶粒处于无秩序地运

动状态。

3.电学性质——电泳

将比Fe(OH)3溶胶放人装有两个电极的U形管中，通电后可以看到Fe(OH)3胶体粒子向

阴极移动。如果换As2s3胶体溶液，则As2s3胶粒向阳极移动。这种胶体粒子在电场作用下

定向移动的现象称为电泳。电泳现象说明胶体粒子是带有电荷的，通常氢氧化铁氢氧化铝、

氢氧化铭这些溶胶粒子带正电，而金、银、销、硫、硫化种、硫化锁、硅酸等溶胶粒子则带

负电。

胶粒带电的原因主要有两种：

(1)吸附带电实验表明，胶体粒子总是选择吸附与其组成有关的离子而带上不同的

电荷。

(2)电离带电例如硅胶的胶粒是由很多硅酸分子缩合而成的。表面上的硅酸分子可

以电离出H+离子。在胶体粒子表面留下SiC^一和HSiCh一离子，而使胶体粒子带负电荷。

三、胶团的结构

溶胶的性质与其结构有关，根据大量实验人们提出了溶胶的扩散双电层结构。下面以碘

化银溶胶为例，讨论胶团的结构。首先Ag+与r反应后生成Agl分子，由大量的Agl分子聚

集成大小在l—100nm的颗粒，该颗粒称为胶核。由于胶核颗粒很小，分散度很高，因此具

有较高的表面能。如果此时体系中存在过剩的离子时，胶核就要有选择地吸附这些离子。如

果此时体系中AgNCh过量，根据"相似相吸"的原则，胶核优先吸附Ag+而带正电。被胶核

吸附的离子称为电位离子。此时因胶核表面带有较为集中的正电荷，故它会通过静电引力而

吸引带负电荷的NCV，通常将这些带相反电荷的离子称为反离子。电位离子与反离子组成

吸附层，胶核与吸附层组成胶粒，而胶粒与部分反离子(分布在胶粒周围，称为扩散层)形成

不带电的物质称为胶团。其结构的表达式如下：

+-+-

{(Agl)mAg-(n-x)NO3}x-xNO3

如果KI过量，那么胶团的结构为：

{(Agl)ml--(n-x)K+}x-xK+

四、溶胶的稳定性和聚沉

胶体能保持一定的稳定，主要是由于胶粒带有相同符号的电荷，胶粒之间有静电斥力，

而阻止了它们互相接触而聚合成较大的电荷；另一方面胶粒较小，布朗运动激烈，吸附在胶

粒表面的离子都能水化，在胶粒表面形成一层水化膜，也能阻止胶粒的聚集集。由于溶胶同

时具备聚结稳定性和动力稳定性，所以，溶胶般比较稳定。如果减弱或消除这些稳定因素，

就能使胶粒凝聚成较大颗粒而沉降，这个过程叫做聚沉。使胶体聚沉的方法有：

(1)加入电解质例如在2mLFe(OH)3溶胶中.加入一滴OZmolL-NaCl溶液、因为

NaCl溶油含有大量的Na+和C「，C「可以减少或接近中和掉Fe(OH)3胶粒所带的正电荷，

而使它聚沉。

(2)加入带相反电荷的溶胶例如带负电荷的As2s3胶体溶液与带正电荷的Fe(OHb

胶体溶液混合时，由于带正负电荷的胶粒相互中和电性，而立即聚沉。明矶的净水作用就是

利用明研水解生成Al(OH)3与带负电的胶状污物相互聚沉的结果。

(3)加热增加了胶粒的碰撞机会，同时降低了它对离子的吸附作用，从而降低了胶

粒所带电量和水合程度，使粒子在碰撞时聚沉。

第二讲

一、授课周次：星期：授课时间：

二、课题：第二章化学反应速率和化学平衡

三、教学目标：1.了解化学反应速率的表示方法

2.掌握化学反应速率的影响因素

3.理解化学平衡的特点

4.掌握平衡常数的计算

5.掌握平衡常数的计算

6.影响化学化学平衡移动的因素理解吕•查德里原理及其实践意义。

四、教学重点难点：

化学平衡的特点及标准平衡常数的计算

化学平衡的特点及标准平衡常数的计算；影响化学化学平衡移动的因素理解吕•查德里

原理及其实践意义。

五、教学方法：讲练结合

六、教具：多媒体黑板课本

七、时间分配：复习、导入新课15分钟

授课70分钟

小结10分钟

布置作业5分钟

八、教学过程：

九、作业布置：

十、审批:

十一、教学后记:

十二、教学小结:

第二章化学反应速度和化学平衡

第一节化学反应速度

一、反应速度的表示方法

化学反应速度是指在约定条件下反应物通过化学反应转化为产物的速度(速率)，常用单

价时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，浓度的单位通常用加mol时

间的单位可以根据反应的快慢采用s(秒卜min(分)、h(小时)、d(天)或a(年)等。现以合成NE

反应为例说明反应速度的表示方法和与之相关的概念。

在某条件下，合成氨反应过程中，各物质浓度变化情况如下：

N2(g)+3H2(R)—2NH3(g)

起始浓度(mob1.03.00

2s后浓度(md・LT)0.82.40.4

若用生成物NH3的浓度变化来表示反应速度，则

=^=0.2(mol,L-1-s-1)

若用反应物用、峰的浓度变化来表示，则

vs,—-口，=0.1(mol-L'^s"')

也=-2J23・3(mol,L-I-s-1)

二、影响化学反应速度的因素

1.浓度对化学反应速度的影响

在一定温度下、增加反应物浓度可以增大反应速度。这是因为在一定温度下，对某一化

学反应来说，反应物中活化分子百分数是一定的，增加反应物浓度，单位体积内活化分子总

数增多，从而增加了单位时间内有效碰撞频率，因而反应速度增大。即：

反应速度8碰撞次数8反应物浓度

2.温度对化学反应速度的影响

温度对化学反应速皮的影响特别显荟。一般来说升高温度会使化学反应速度增大.这是

由于温度升高，分子运动加快.反应物分子间的碰撞频率增大，且升高温度.活化分子百分

数增大。vanYHoff总结出：温度每升高10K反应速度一般增加2-4倍。

3.压力对化学反应速率的影响

温度一定时，压力增大，即增大了浓度，反应速率增加。

3.催化剂对化学反应速率的影响

催化剂是一种能改变化学反应速度而自身的组成和质量在反应前后不发生任何变化的

物质。催化剂对化学反应速度的影响叫催化作用。能加快反应速度的催化剂叫正催化剂，使

反应速度减慢的催化剂叫阻化剂，又叫负催化剂。催化剂的作用主要是改变了反应的历程,

降低了反应的括化能，从而使反应速度增大。

第二节化学平衡

一、可逆反应和化学平衡

大多数的化学反应都是可逆的，即在同样条件下，反应可正向进行，也可逆向进行。

aA十bB——cC十dD

既能向正反应方向进行又能向逆反府方向进行的反应称为可逆反应。可逆反应的方向与

正、逆两方向的反应速度较快的那个方向一致。随着反应的进行，正、逆两方向的反应速度

总会出现相等的局面，体系中各种物质的浓度亦不再随时间而变化，此时体系所处的状态叫

化学平衡。平衡状态是化学反应进行的最大限度。

二、平衡常数与标准平衡常数

1.平衡常数

大量实验和效力学推导证明，在一定温度下，任一可逆反应：

aA十bB——cC十dD

达到平衡时，反应物和产物的平衡浓度CA、CB、Cc、CD之间有如下关系：

Kc为浓度平衡常数，这一关系式称为平衡常数表示式。它表明：在一定温度下，可逆

反应达到平衡时，产物浓度以方程式中计量系数为乘塞的乘积与反应物浓度以方程式中计量

系数为乘幕的乘积之比是一常数。

当然在一定温度下的同一化学反应，各物质的平衡浓度可因起始浓度的不同而有不同的

数值，但只要温度不变，平衡常数就是一个定值，不因各物质的平衡浓度不同而不同。平衡

常数数值的大小是反应完全程度的标志，平衡常数值越大，反应可完成的程度越高；反之，

反应可完成的程度越小。

平衡常数般是有单位的，只有当反应物的计量系数之和与生成物的计量系数之和相等

时，才无量纲；

如果化学反应是气相反应，平衡常数既可用平衡时各物质浓度之间的关系来表示，也可

用平衡时各物质分压之间的关系表示如反应：aA(g)十bB(g)=cC(g)十dD(g)

在某温度下达到平衡，有

7Pc,PD

式中Kp,是用平衡时体系中各物质的分压关系表示的，称为压力平衡常数。

第二节化学平衡

2.书写平衡常数表达式对必须注意四点

如果反应涉及纯固体、纯液体，其浓度不写在平衡常数表达式中。

(1)在稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，水的浓度可以视为常数，也不写在平

衡常数表达式中。

+

例如；Cr2。-+H20^^2Cr<^'+2II

=―—

但在非水溶液小的反应.反应若有水参加，则水的浓度不可以视为常数，必须写在平衡

常数表达式中。

例如:GHsOH+CH3coOHr"CH3coOQH/H20

KCCH3c(仆泗■。邓)

c「G"50H.CCH3coOH

(2)平衡常数表达式与化学反应方程式呈一一对应关系；同一化学反应方程式的写法

不同，平衡常数的表达式就不同。

例如反应:NzQXg)-2N(>(g)

平衡时K'=;--

©NR

若将反应式写成2N02(g)=N2O4(g)

则K；号

cNOj

亦可将反应式写成yN2O4(g)1N02(g)

则

以上三种平衡常数表达式都描述同一平衡体系，但Kc/Kc竽Kc”。它们之间存在如下关系:

(3)若某个反应可表示几个反应的总和，则该反应的平衡常数等于各个反应的平衡常

数的连乘积。例如：

SQjtg)+yC)2(g)-SOj(g)

NCMg)-NO(g)+yO2(g)

如果将两个方程式相加,可得到：

WCso,tt

N(>(g)+SQ,(g)-NO(K)+SO3(g)KC=52=KCXKC

3.标准平衡常数

化学反应达到平衡的时候体系中各物质的浓度不随时间而改变，若把平衡浓度除以标准

浓度cO(lmol-L-l),则得到一个比值，即平衡浓度是标准浓度的倍数，我们称这个倍数为平

衡时的相对浓度。化学反应达到平衡时，各物质的相对浓度也不再变化。如果是气相反应,

将平衡分压除以标准压力P9(lOOkPa),则得到相对分压。相对浓度和相对分压的量纲都为

lo

时于可逆反应〃A(aq)+AB(aq),—二cC(aq)+dD(aq)

00

平衡时A、B、C、D各物质的相对浓度分别表示为CA/C\CB/C\CC/C、CD/C,其

标淮浓度平衡常数Kc°可以表示为：

("尸—

，一(e)“.—)&

对于气相反应«A(g)+6B(g)ucC(g)+JD(g)

0

平衡时A、B、C、D各物质的相对分压分别表示为PA/P，、PB/Pc/P。、PiVP

其标准压力平衡常数Kp，可以表示为：

K、,_（脱/丁），・（加/姆•

第三节化学平衡的移动

化学平衡移动

在一定条件下，可逆反应的正反应和逆反应速度相等时，建立化学平衡。当外界条件变

化时，平衡状态遇到破坏，经过一段反应时间后，可逆反应又更新建立平衡。在新的平衡状

态下，反应体系中各物质的浓度与原来的平衡状态下各物质的浓度不相等。这种当外界条件

改变，可逆反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程叫做化学平衡移动。

1.浓度对化学平衡移动的影响

浓度对化学平衡的影响是：在其他条件不变的情况下，增加反应物浓度或减少生成物浓

度，化学平衡向着正反应方向移动；相反，增加生成物浓度或减少反应物浓度，化学平衡向

着逆反应方向移动

2.压力对化学平衡移动的影响

压力变化只是对那些反应前后气体分子数目有变化的反应有影响，在恒温下,增大总压力,

平衡向气体分子总数减小的方向移动，减小压力，平衡向气体分子总数增加的方向进行。

3.温度对化学平衡移动的影响

当温度升高时平衡向吸热反应方向移动.降温时平衡向放热反应方向移动。

4.平衡原理：

如果对平衡体系施加外力，平衡将沿着减小此外力的方向移动。这一原理称为吕♦查德里

原理,又称为平衡移动原理

第三讲

一、授课周次：星期：授课时间：

二、课题：第三章原子结构与分子结构

三、教学目标：1.了解元素周期表及周期与族的划分

2.掌握原子结构与元素性质的关系及化学键的分类与定义。

四、教学重点难点：掌握原子结构与元素性质的关系及化学键的分类与定义。

五、教学方法：讲练结合

六、教具：多媒体黑板课本

七、时间分配：复习、导入新课15分钟

授课70分钟

小结10分钟

布置作业5分钟

八、教学过程：

九、作业布置：

十、审批：

十一、教学后记：

十二、教学小结:

第三章原子结构与分子结构

•、元素周期表

元素周期律是：随着元素原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化的规律。原子的外

电子层构型是决定元素性质的主要因素，而各元素原子的外电子层构型则是随原子序数的递

增而呈周期性地重复排列，因此，原子核外电子排布的周期性变化是元素周期律的本质原因。

元素周期表则是各元素原子核外电子排布呈周期性变化的反映。

二、周期与族的划分

1.周期

元素周期表中共有7个横行，称为7个周期。具有相同的电子层数而又按照原子序数递

增的顺序排列的一系列元素称为一个周期。周期的序数等于该元素的原子具有的电子层数。

各周期元素的数目是：第一周期2种，称为特短周期；第二、三周期各有8种元素，称为短

周期；第四、五周期各有18种，称为长周期；第六周期有32种，称为特长周期；第七周期

现在只有23种，尚未填满，称为不完全周期。

除第一周期外，同一周期中，从左至右，各元素原子最外电子层的电子数都是从1个逐

渐增加到8个。除第一周期从气态元素氢开始，第七周期尚未填满外，每一个周期的元素都

是从活泼的金属开始，逐渐过渡到活泼的非金属元素，最后以稀有气体结束。

第六周期中57号元素镯（La）到71号元素错（Lu）,共15种元素，它们的电子层结

构非常相似，总称偶系元素。为了使表的结构紧凑，将偶系元素放在周期表的同一格里，并

按原子序数递增的顺序，把它们列在表的下方，实际上还是各占一格。

第七周期的89号元素钢（Ac）至U103号元素镑（Lr）,共15种元素，它们彼此的电子

层结构和性质非常相似，总称钢系元素。同样放在周期表的同一格里，并按原子序数递增的

顺序另立在表下方锢系元素的下面。钢系元素中铀后面的元素多数是人工进行核反应制得的

元素，称为超铀元素。

2.族

在周期表中有18个纵行。除8、9、10三个纵行称第VIII族外，其余15个纵行，每个纵

行标作一族。族可分为主族和副族。由短周期和长周期元素共同构成的族，称为主族，在族

的序数（习惯上用罗马数字表示）后面标一个A字；完全由长周期元素构成的族，称为副

族，在表示族的罗马数字后面加B表示。稀有气体元素的化学性质非常不活泼，在通常情

况下难发生化学反应，化合价计作0,因而称为0族。因此，在元素周期表里，有7个主族,

7个副族，1个第卬族，1个0族，共16个族。

三、原子结构与元素性质

1.原子半径

在同一主族中原子半径的变化•般是由上而下增大的。

同一周期中原子半径的变化一般是由左向右减小的。

2.金属性和非金属性

同一周期中，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（从左到右）

同一主族中，自上而下，电子层数增多，半径增大，非金属性减弱，金属性增强。

四、化学键

1.化学键

通常把分子或晶体中直接相邻的原子或离子间的强烈相互作用称为化学键。化学犍可以

分为离子键、金属键和共价键三种类型。相应形成的晶体为离子晶体、原子晶体和金属晶体。

2.分类

(1)共价键

原子间通过共用电子对(电子云重叠)而形成的化学键称为共价键。一般说来，同种或

电负性相差不太大的元素原子间的化学键都是共价键。

根据成键时原子轨道的重叠方式的不同，共价键可分为b键与n键。

(2)离子键

原子失去电子成为正离子，而原子得到电子成为负离子，由正离子和负离子之间通过静

电引力而形成的化学键称为离子键。由离子键形成的化合物称为离子化合物。离子键大多存

在于晶体中，如氯化钠晶体；也可以存在于气体分子中，如LiF蒸气，因离子型气体很少，

故--般所指的离子型化合物就是离子晶体。

(3)金属键

金属原子容易失去电子，所以在金属晶体中既有金属原子又有金属离子，金属原子和附

近的离子交换着电子，这些价电子可以自由地从一个原子或离子移至另一个原子或离子，可

以看作这些价电子为许多原子或离子所共有。这些共用电子在金属原子、金属离子之间产生

一种结合力，这种结合力称为金属键。金属键无方向性和饱和性，金属键存在于金属晶体之

中。

第四讲

一、授课周次：星期：授课时间：

二、课题：第四章滴定分析概论

三、教学目标：1.了解滴定分析法的原理、类型、滴定分析的方式

2.掌握基准物质和标准溶液

四、教学重点难点：理解滴定分析法的原理，掌握标准溶液的配制与标定的方法。

五、教学方法：讲练结合

六、教具：多媒体黑板课本

七、时间分配：复习、导入新课15分钟

授课70分钟

小结10分钟

布置作业5分钟

八、教学过程:

九、作业布置:

十、审批：

十一、教学后记:

十二、教学小结:

第一节滴定分析法概述

•、滴定分析法原理：

滴定分析法是化学分析法中的重要分析方法之一。将一种已知其准确浓度的试剂溶液

（称为标准溶液）滴加到被测物质的溶液中，直到化学反应完全时为止，然后根据所用试剂

溶液的浓度和体积可以求得被测组分的含量，这种方法称为滴定分析法（或称容量分析法）。

常用术语：

（1）滴定：将滴定剂从滴定管加到被测物质溶液中的过程

（2）化学计量点（sp）：当加入的标准溶液与被测定的物质按照一定的化学反应式定量

反应完全时，即反应达到了化学计量点。

（4）指示剂：能够指示终点变化的试剂。

（5）滴定误差（Et）：滴定终点与化学计量点不一定恰好符合，它们之间存在着很小的

差别，由此引起测定结果的误差称为滴定误差。

二、滴定分析法的特点：

（1）加入标准溶液物质的量与被测物质的量恰好是化学计量关系

（2）此法适于组分含量在1%以上（常量组分）物质的测定。有时采用微量滴定管也

能进行微量分析。

（3）该法准确度高，操作简便、快速，仪器简单，用途广泛。

（4）分析结果准确度高。EtW.l%

三、滴定分析法的类型

1.酸碱滴定法

2.氧化还原滴定法

3.配位滴定法

4.沉淀滴定法

四、滴定分析法对滴定反应的要求：

1.化学反应要按照一定的化学计量关系定量进行。而且反应要完全，无副反应。

2.反应速率要快。

3.要有简便可行的方法来确定滴定终点。

五、几种滴定方式

1.直接滴定法

直接采用标准溶液对试样溶液进行滴定。

2.返滴定法

先加入一定量且过量的标准溶液，待其与被测物质反应完全后，再用另一种滴定剂滴定

剩余的标准溶液，从而计算被测物质的量。

3.置换滴定法

对于不按一定的计量关系进行反应或有副反应的反应，可加入适量的试剂，使试剂和被

测物反应置换出一定量的能被滴定的物质，再用适当的滴定剂滴定，通过计量关系求含量。

4.间接滴定法

对于不和滴定剂直接反应的物质，通过其它的化学反应，用滴定法间接测定。

六、基准物质和标准溶液

(-)基准物质

1.在空气中要稳定。例如加热干燥时不分解，称量时不吸湿，不吸收空气中的C02，

2.纯度较高(•般要求纯度在99.9%以上)，杂质含量少到可以忽略(0.01-0.02%)。

3.实际组成应与化学式完全符合。若含结晶水时如硼砂Na2B4O7/0H2O,其结晶水

的含量也应与化学式符合。

4.试剂最好具仃较大的摩尔质量。因为摩尔质量越大，称取的量就越多，称量误差就可

相应的减少。

凡是符含上述条件的物质，在分析化学上称为“基准物质”或称“基准试剂”。凡是基准试

剂，都可以用来直接配成标准溶液。

(-)标准溶液的配制

标准溶液：指已知其准确浓度的溶液

1.直接配制法

在分析天平上准确称取一定质量的某物质，溶解于适量水后定量转入容量瓶中，然后稀

释、定容并摇匀。

2.间接配制法(标定法)：

先将这类物质配制成近似于所需浓度地溶液,然后利用该物质与某基准物质或另•种标

准溶液之间地反应来确定其准确浓度。

3.提高标定准确度地方法：

(1)标定时应平行测定3-4次，测定结果地相对偏差不大于0.2%。

(2)称取基准物质的量不能太少。应大于0.2000g

(3)滴定时消耗标准溶液的体积不应太少，20-25ml

(4)配制和标定溶液时使用的量器，如滴定管、容量瓶和移液管等，在必要时应校正

其体积，并考虑温度的影响。

(5)标定后的溶液应妥善保存。

七、滴定分析计算的依据和常用公式

aA+bB===cC+dD

当反应定量完成达到计量点时，nB：nA=b:a

即CBVB:CAVA==b:a

uj得CAVA==(a/b)CBVBITIA/MA===(a/b)CBVB

八、滴定分析法的有关计算

1.标准溶液的配制(直接法)、稀释与增浓

公式：mB=cBVBMBCAVA=C/VA/原则：稀释或增浓前后总溶质的量不变。

2.标定溶液浓度的有关计算

公式：mA/MA=(a/b)cBVB

A代表基准物质。

该公式可计算①待标定溶液中溶质B的浓度。

②估算基准物质的称量范围

③估算滴定剂的体积。

3.物质的量浓度与滴定度之间的换算

⑴TB/A=mA/VB

B为标准溶液（滴定剂）中溶质的化学式。A为被测物质的化学式

ITIA的单位为g.VB的单位为ml

⑵物质的量浓度与滴定度之间的换算公式

cB=10XTBJA.•—（b/a反应摩尔比）

此a

a肛

TB/A=CBX-X

b1000

例：试将0.01000mol/LKMnC>4改以滴定度晨雨./小。、表示

2+3+

滴定反应+5Fe+8”+++5Fe+4H2O

5

Mx7

T----------------£.xr

/KM.Q/F.0100QXCKM“O4

T===0.003993g/ml

4.被测物质的质量和质量分数的计算

“4,、m4（a/b）cKVKMA

公式：rriA==（a/b）CBVBMA3A==-------------------------------

加sms

补充：常用于标定酸溶液的基准物质：

1.Na2co3：180℃干燥2—3hr。270"C干燥I—2hro

2.硼砂：Na2B2O7

10

Na2B207+2HCl+5H2O=4H.,B03+2NaClKa=5.8x10

硼酸H3BO3是一元酸，由于硼是缺电子原子，它加合了水中的OH而释放出H+显酸性。

在硼酸中加入多羟基化合物，则可使之显强酸性，用强酸来滴定。

常用于标定碱的基准物质

1.草酸:H2c2。4

2.邻苯二甲酸氢钾：

第五讲

一、授课周次：星期：授课时间:

二、课题：实验三盐酸标准溶液的配制与标定

三、教学目标：

四、教学重点难点：

五、教学方法：

六、教具：

七、时间分配：2学时

八、教学过程：

九、作业布置：

十、审批：

十一、教学后记：

十二、教学小结:

实验三盐酸标准溶液的配制与标定

一、实验目的

1.掌握HC1标准溶液的配制方法。

2.掌握用无水碳酸钠作基准物质标定HC1溶液的原理和方法。

3.正确判断甲基橙滴定终点。

4.掌握酸式滴定管的操作。

二、实验原理

1.用硼砂标定盐酸溶液的反应：

Na2B4O7-10H2O+2HC1=4H3BO3+NaCl+5H2O

化学计量点时的pH=5.27,可选甲基红作批示剂。

2C（Na2B4O7）r（Na2B4O7）

C（HC1）=-------------------------

r（HCl）

2.硼砂标准溶液浓度计算：

m（Na?B4O7-10H?O）

C（Na2B4O7）=----------------------------------------

Af（Na2B4O7-10H2O）xV

三、仪器和试剂

仪器：万分之一分析天平，50ml酸碱滴定管各1支，20ml移液管1支，10ml量筒1支，

表面皿1个，250ml锥形瓶2只，250ml容量瓶2只，250ml烧杯，洗耳球1只，玻璃棒1

根，移液管架1个，药匙1个，滴定台。

试剂：浓盐酸（密度1.19g-cm-3,质量分数37%）,硼砂（分析纯），甲基红指示剂

四、实验步骤

1.配缶IJ0.1mol/L盐酸250mL

用量筒量取计算所需体积的浓盐酸，注入事先盛有少量蒸储水的烧杯中，稀释后转入

250mL容量瓶中定容。将所配溶液转入洁净的试剂瓶中，用玻璃瓶塞塞住瓶口，摇匀，贴

好标签，待标定。

2.硼砂标准溶液的配制

取•个洁净且干燥的表面皿，在分析天平上用直接称量法称取硼砂基准物1.9g（称准至

0.1mg）,转移至洁净的250mL烧杯中，从洗瓶中挤出少量蒸储水冲洗表面皿3次，洗液一

并转入烧杯，加入蒸储水至约40ml,加热溶解，冷至室温。将溶液全部转入洁净的100mL

容量瓶中定容。计算硼砂标准溶液的浓度。

3.盐酸的标定

取洁净的20mL移液管一支，用少量硼砂标准溶液淌洗3次。准确移取硼砂标准溶液

20.00mL于250mL洁净的锥形瓶中，加入甲基红指示剂2滴，用待定的盐酸溶液滴定，至

溶液颜色由黄色转变为橙色，即为滴定终点。记录所消耗盐酸的体积，平行滴定3-4次。计

算盐酸溶液的浓度。

五、讨论

六、思考题

1.如何配制盐酸（0.2mol/L）溶液1000ml?

2.用碳酸钠标定盐酸溶液，滴定至近终点时，为什么需将溶液煮沸？煮沸后为什么又要

冷却后再滴定至终点？

3.用碳酸钠为基准物标定盐酸溶液的浓度，如需消耗0.2mol/LHC1约22ml时，应称

取碳酸钠多少克？

第六讲

一、授课周次：星期：授课时间:

二、课题：第四章滴定分析概论

三、教学目标：1.掌握误差的分类及误差的特点

2.掌握误差及偏差的计算公式

四、教学重点难点：掌握误差及偏差的计算公式。

五、教学方法：讲练结合

六、教具：多媒体黑板课本

七、时间分配：复习、导入新课15分钟

授课70分钟

小结10分钟

布置作业5分钟

八、教学过程:

九、作业布置：

十、审批：

十一、教学后记:

十二、教学小结:

第二节误差的基本知识

在食品检验中，误差是客观存在的，有必要先了解实验过程中误差产生的原因及误差出

现的规律。

1.误差的分类

试验误差是指测定结果与真实值之间的差值，根据误差产生的原因和性质，误差可以分

为系统误差和偶然误差两类。

（1）系统误差：是指在一定实验条件下的数次测定中，由于某种固定的原因或某些经

常出现的因素所引起的误差。

特点：在每次测定时均重复出现，其大小在同一试验中是恒定的，或在实验条件改变时，

误差按照某一确定规律变化。具有单向性，即大小，正负都有一定的规律性，可预先估计。

根据系统误差的性质及产生的原因，分为：

①方法误差：由于实验方法本身不够完善而引起的误差，例如：在质量分析中，由于沉

淀溶解损失而产生的误差；在滴定分析中，化学反应不完全、指示剂选择不当以及干扰离子

的影响等原因而造成的误差。

②仪器误差：仪器本身的缺陷造成的误差，如天平两臂长度不相等，祛码、滴定管、容

量瓶等未经校正而引起的误差。

③试剂误差：试剂不纯、蒸储水中有被测物质或干扰物质造成的误差。

④个人误差：个人误差是指由于操作人员的个人主观原因造成的误差。例如，个人对颜

色的敏感程度不同，在辨别滴定终点颜色时，偏深或偏浅等都会引起误差。

（2）偶然误差：是指在分析过程中由于某些偶然的原因造成的误差，也叫随机误差或

不可定误差。通常是测量条件，如实验室温度、湿度或电压波动等，有变动而得不到控制，

使某次测量值异于正常值。偶然误差的特征是大小和正负都不固定，在操作中不能完全避免。

2.误差的表示方法

（1）准确度与误差准确度表示分析结果与真实值接近的程度。准确度的大小，用绝对

误差或相对误差表示。若以x表示测量值，以u代表真实值，则绝对误差和相对误差的表

示方法如下：

绝对误差=x-〃

相对误差=2二幺、100%

绝对误差和相对误差都有正值和负值。正值表示实验结果偏高，负值表示实验结果偏低。

（2）精密度与偏差对于不知道真实值的场合，可以用偏差的大小来衡量测定结果的好

坏。偏差是指测定值xi与测定的平均值x之差，它可以用来衡量测定结果的精密度。精

密度是指在同一条件下，对同一样品进行多次重复测定时各测定值相互接近的程度，偏差愈

小，说明测定的精密度愈高。

精密度可以用绝对偏差、相对平均偏差、标准偏差与相对标准偏差来表示。

①绝对偏差和平均偏差：测量值与平均值之差称为绝对偏差。绝对偏差越大，精密度越

低。若令x代表一组平行测定的平均值，则单个测量值xi的绝对偏差d为：

d=x•-x

“值有正负。各单个偏差绝对值的平均值称为平均偏差为