基础应用化学教案.doc

《基础应用化学》教案

第一章 气体和溶液
§1－1 气体
教学目的：
1. 熟练掌握理想气体状态方程式，并掌握有关计算。
2．熟练掌握分压定律及应用。

教学重点：
1. 理想气体状态方程式；
2. 道尔顿分压定律。
一、理想气体(Ideal Gases)
1．什么样的气体称为理想气体？
气体分子间的作用力很微弱，一般可以忽略；
气体分子本身所占的体积远小于气体的体积。
即气体分子之间作用力可以忽略，分子本身的大小可以忽略的气体，称为理想气体。
2．理想气体是一个抽象的概念，它实际上不存在，但此概念反映了实际气体在一定条件下的最一般的性质。
3．实际气体在什么情况下看作理想气体呢？
只有在温度高和压力无限低时，实际气体才接近于理想气体。因为在此条件下，分子间距离大大增加，平均来看作用力趋向于零，分子所占的体积也可以忽略。
二、理想气体状态方程
1．理想气体方程式（The ideal-gas equation）

pV = nRT
2．理想气体方程式应用（Application of the ideal-gas equation）
可求摩尔质量
(1) 已知p，V，T， m 求 M
(2) 已知p，T，ρ 求 M
三、道尔顿分压定律（Dalton’s Law of Partial Pressures) 1801年
1．Deduction：假设有一理想气体的混合物，此混合物本身也是理想气体，在温度T下，占有体积为V，混合气体各组分为i（=1，2，3，… i，…)
由理想气体方程式得：
　，　，……，，……
，即
2．表达式：
3．文字叙述：在温度和体积恒定时，其总压力等于各组分气体单独存在时的压力之和。
4．另一种表达形式：─ mole fraction
在温度和体积恒定时，理想气体混合物中，各组分气体的分压（pi）等于总压（p总）乘以该组分的摩尔分数（xi）。

§1－2 稀溶液的依数性
教学目的：掌握稀溶液依数性及其应用。
教学重点：稀溶液依数性及其应用。
教学难点：稀溶液依数性及其应用。
一、依数性概念
二、溶液的蒸气压下降
饱和蒸气压：
拉乌尔定律：
应用：植物抗旱
三、溶液的沸点升高和凝固点降低
沸点：
凝固点：

图 稀溶液的沸点升高、凝固点下降
AB为纯水的蒸气压曲线，A′B′为稀溶液的蒸气压曲线，AC为冰的蒸气压曲线
溶液的沸点上升：
凝固点下降：
三、溶液的渗透压
半透膜：
渗透压：

图 渗透压示意图
产生渗透压的条件： （1）半透膜；（2）浓度差
范特荷夫渗透压公式：π = cBRT
对于稀溶液来说，物质的量浓度约等于质量摩尔浓度，故式上式又可表示为
π = cBRT ≈ bBRT

第二章 化学热力学基础
§2－1热力学基础知识
教学目的及要求：
掌握热力学中的基本概念及热力学第一定律。
教学重点：
热力学第一定律。
教学难点：
热力学第一定律的应用。
一、系统的状态函数
系统: 所研究的对象称为系统.
环境: 系统以外与系统密切相关的部分称为环境.
状态函数: 用来说明、确定系统所处状态的宏观物理量。如：温度、压力、体积等。
状态函数的特点：状态一定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。
状态函数的变化与过程的途径无关。
二、功和热
功和热是系统与环境之间的能量传递形式。
热：系统与环境由于温度差而引起的能量传递形式，以符号Q表示。一般规定体系吸热为正，放热为负。
功：除热以外的其它能量传递形式，以符号W表示。规定：体系对环境做功取负值，环境对体系做功取正值。
功：体积功W体与非体积功W’。 W体= - p外·△V
功和热都不是状态函数。
三、 热力学第一定律（能量守恒定律）
热力学能（内能）：是体系内部能量的总和，用符号U表示。是状态函数。
△U=Q＋W
四、过程的热
1． 定容热QV ① V始= V终 ② 体系不做其它功
∵ △V=0 ∴ W体=0 W’=0
此时：QV=△U 定容热QV等于体系热力学能的变化。
2．定压热Qp ①p始= p终 ② 体系不做其它功
Qp=△U- W’= △U＋p外·△V = （U2－ U1）＋（p2V2－p1V1）
Qp= （U2＋p2V2）－（U1－p1V1）
定义：H=U＋pV H—焓，是状态函数。
Qp= H2-H1 定压热Qp等于体系焓的变化。
§2－2 化学反应的热力学能和焓
教学目的及要求：
1.了解热力学能的物理意义；
2. 掌握化学反应热效应的各种计算方法
教学重点：
焓和焓变；反应热含义及其计算；
教学难点：
焓的概念。
一、反应的摩尔热力学能
△rUm = △U/△ξ 单位: KJ·mol-1
热化学方程式: 表示化学反应与反应热效应的关系的式子.
热化学方程式书写时的注意事项: 要注明反应物和生成物的温度、压力、聚集状态等,反应热与方程式呈一一对应关系。
二、反应的摩尔焓
△rHm = △H/△ξ 单位: KJ·mol-1
反应的摩尔焓在一般情况下主要用来表示反应的热效应。是一个非常重要的概念。因为化学反应多在等压、不做非体积功情况下进行。
三、热化学定律
1．热化学定律（盖斯Hess定律）
利用已知反应的热效应，计算未知反应的热效应。
化学反应，无论是一步完成，还是分步完成，其热效应是相同的。
C（石墨）＋O2（g）—————— CO2（g） △H1
C（石墨）＋1/2O2（g）————— CO（g） △H2
CO （g）＋1/2O2（g）————— CO2（g） △H3
△H1 = △H2 ＋ △H3
2．标准摩尔生成焓
标准态：
参考状态：
△rHm0 = ∑νB △fHm0（298K）

第三章 化学反应速率、方向和限度
§3－1 化学反应速率
教学目的及要求：
1.了解几个有关反应速度的基本概念。
2.理解基元反应，反应级数，会写速度方程。
教学重点：
1.质量作用定律。
2.速度方程的书写。
教学难点：速度方程的书写。
一、基本概念
化学反应速度常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，浓度单位用mol·L－1
必须注意以下几点：（1），（2），（3）
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
(1)基元反应和非基元反应
(2)基元反应的速度方程―质量作用定律
当温度一定时, 基元反应的反应速度与反应物浓度系数次方的乘积成正比，这一规律称为质量作用定律。对于一般的基元反应：
aA + bB ＝ cC + dD 其速度方程式为：
注意：①质量作用定律只适用于基元反应。
②k不随反应物浓度的变化而变化，是温度的函数，其单位随反应级数不同而异。
③多相反应中,固态反应物浓度不写入速度方程。如：C(s) + O2(g) = CO2 ,
(3)非基元反应的速度方程
2.温度对化学反应速度的影响
Arrhenius在大量实验事实的基础上，给出了速度常数和温度之间的关系式：
k = A·e－Ea / RT （注意统一单位）
例 对反应：C2H5Cl(g) → C2H4(g) + HCl(g)，A=1.6 × 1014s－1, Ea =246.6kJ·mol－1，求700K时的速度常数k。
3.催化剂对化学反应速度的影响
催化剂包括：正催化剂，负催化剂
催化剂的作用主要是改变了反应的历程，降低了反应的活化能，从而使反应速度增大。
小结：正确使用质量作用定律，对非基元反应要会根据条件写出其速度方程。
§3－2化学反应速度理论简介
1.碰撞理论简介
主要论点：(1)反应物分子间的相互碰撞是化学反应进行的先决条件，
(2)碰撞中部分能发生反应的分子首先必须具备足够的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥力，从而使分子中的原子重排，即发生化学反应。这种具有足够能量的分子称为活化分子。
(3)活化分子之间的碰撞还必须在取向适当的方位上才能发生有效碰撞。
2.过渡态理论简介
理论认为：化学反应并不是通过反应物分子的简单碰撞完成的，在反应物到产物的转变过程中，必须通过一种过渡状态，即反应物分子活化形成活化配合物的中间状态：
A + B－C → [A…B…C] → A－B + C
活化配合物
§3－3 化学平衡
教学目的及要求：
1.了解化学平衡及平衡常数的意义。
2.掌握控制平衡移动的各项因素。
3.熟悉有关平衡常数的计算。
教学重点：
1.平衡常数的表达式。
2.化学平衡移动方向的判断。
3..平衡常数的计算。
教学难点：平衡常数的有关计算。
一、可逆反应和化学平衡
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
在一定温度下，任一可逆反应：aA + bB⇌cC + 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。
注意：（1）平衡常数一般是有单位的，
（2） 只要温度不变，平衡常数就是一个定值，
（3） 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。
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) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g)，在某温度下达到平衡，有：
Kp为压力平衡常数。
Kp＝Kc(RT)△n
当△n = 0时，Kp = Kc。
2.书写平衡常数表达式时必须注意之点
①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。
②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。但在非水溶液中的反应，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。
③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。
④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平衡常数的乘积。
3.标准平衡常数
对于可逆反应 aA(aq) + bB(aq) ⇌ cC(aq) + dD(aq)
平衡时A、B、C、D各物质的相对浓度分别表示为：cA/cΘ、cB/cΘ、cC/cΘ和cD/cΘ，其标
准浓度平衡常数可以表示为：

气相反应 aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g)
平衡时A、B、C、D各物质的相对分压分别表示为：pA/pΘ、pB/pΘ、pC/pΘ、pD/pΘ，其标
准压力平衡常数可以表示为：

注意：其标准平衡常数KΘ均无量纲。液相反应的Kc与其在数值上相等，而气相反应的Kp一般不与其的数值相等。
三、化学平衡移动*
1.浓度对化学平衡移动的影响
结论：在其它条件不变的情况下,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。
例 某温度时反应 CO + H2O⇌CO2 + H2 的Kc＝1，反应开始时CO的浓度为2mol·L－1，H2O的浓度为3mol·L－1，求平衡时各物质的浓度及CO的转化率。
例 若温度和体积不变,在上述平衡体系中,增加水的浓度,使之成为6mol·L－1,求CO的转化率。
2.压力对化学平衡移动的影响
（1）对于有气体参加且反应前后气体的物质的量有变化的反应，压力变化时将对化学平衡产生影响
（2）反应前后气体分子数不变的反应，压力变化时将对化学平衡不产生影响
结论：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，减小总压力，平衡向气体分子总数增加的方向移动。
3.温度对化学平衡移动的影响
结论：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.平衡移动原理
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，又称平衡移动原理。

第四章 原子结构
§4－1 原子核外电子的运动状态
教学目的及要求：1.微观粒子的统计规律性。
2. 波函数和原子轨道
3. 几率密度和电子云
4.四个量子数及其对核外电子运动状态的描述。
教学重点：四个量子数及其对核外电子运动状态的描述。
教学难点：四个量子数及其对核外电子运动状态的描述。
引言：玻尔三点假设：①定态假设；②能级假设；③跃迁假设。
一、微观粒子的统计规律性
1.微观粒子的波粒二象性
结论：正是由于微观粒子与宏观粒子不同，不遵循经典力学规律，而要用量子力学来描述它的运动状态。
电子衍射示意图

2.测不准原理图
△X·△P ≥ h/4π
二、波函数和原子轨道
薛定谔方程：描述核外电子运动的波动方程。
图 原子轨道的角度分布图
薛定谔方程是描述微观粒子运动状态、变化规律的基本方程。它的解并不是具体的数资，而是一个含有三个变量x、y、z和三个参数n、l、m的函数式，叫做波函数ψ，表示为ψ(x，y，z)。波函数是描述核外电子运动状态的数学函数式。
量子力学中的原子轨道不是某种确定的轨道，而是原子中一个电子可能的空间运动状态，包含电子所具有的能量，离核的平均距离、几率密度分布等。
三、几率密度和电子云
电子在核外空间某处单位微小体积内出现的几率，称为几率密度，用波函数绝对值的平方|ψ|2表示。
常常形象地将电子的几率密度(|ψ|2)称作“电子云”。

1s电子云界面图 电子云的角度分布图
四、四个量子数及其对核外电子运动状态的描述
1.主量子数(n)
（1）取值范围它只能取1，2，3……等正整数。
（2）物理意义：
①主量子数n是决定电子能量的主要因素。
②主量子数表示电子离核的远近或电子层数。
在光谱学上常用一套拉丁字母表示电子层，常用K、L、M、N、O、P、Q等符号分别表示n = 1，2，3，4，5，6，7。
2.角量子数(l)
（1）取值范围：为l = 0，1，2，3，…，(n-1)，在光谱学上分别用符号 s，p，d，f等来表示。
（2）l的物理意义为：
①表示电子的亚层或能级。
②表示原子轨道(或电子云)的形状。
③多电子原子中,l与n一起决定电子的能量。
N
1
2
3
4
电子层符号
K
L
M
N
L
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
能级符号
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
电子层中能级数目
1
2
3
4
3.磁量子数(m)
（1）磁量子数的取值：为0，±1，±2，……，±l， m值受l值的限制，m可有(2l+1)种状态。
（2）物理意义：磁量子数决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向。
（3）简并轨道：不同原子轨道具有相同能量的现象称为能量简并，能量相同的各原子轨道称为简并轨道或等价轨道。简并轨道的数目称简并度。

亚层 p d f
等价轨道 3个p轨道 5个d轨道 7个f轨道
4.自旋量子数(ms)
（1）取值范围：它的取值只有两个(+1/2和-1/2)，分别代表电子的两种自旋方向，可示意为顺时针方向和逆时针方向，用符号↑和↓表示。
小结：可以用四个量子数来确定电子的状态，根据四个量子数数值间的关系可以算出各电子层中可能有的状态。
§4－2 原子核外电子的排布
教学目的及要求：1.掌握核外电子排布的规律。
2. 了解近似能级图。
3. 掌握核外电子排布和元素周期系。
教学重点：核外电子排布和元素周期系。
教学难点：核外电子排布。
一、核外电子排布的规律
1.保里(Pauli)不相容原理
2.能量最低原理
3.洪特(Hund)规则
二、近似能级图

多电子原子的近似能级图
我国化学家徐光宪教授由光谱实验数据归纳出判断能级高低的近似规则—(n + 0.7l)规则，所得结果与Pauling的近似能级图一致。
三、核外电子的排布和元素周期系
1.核外电子的排布
举例：Sc(Z=21)的电子层构型为：1s22s22p63s23p63d14s2。
Zn(30)：1s22s22p63s23p6 3d104s2，或[Ar]3d104s2。
2.电子层结构与周期表
元素性质周期性变化的规律称为元素周期律，反映元素周期律的元素排布称元素周期表，亦称元素周期系。
§4－3 元素基本性质的周期性
教学目的及要求：1. 掌握原子半径的周期性变化规律。
2. 掌握电离势的周期性变化规律。
3. 掌握电负性的周期性变化规律。
教学重点：1. 原子半径的周期性变化规律。
2. 电离势的周期性变化规律。
3. 电负性的周期性变化规律。
教学难点：1. 原子半径的周期性变化规律。
2. 电离势的周期性变化规律。
3. 电负性的周期性变化规律。
一、原子半径(r)
共价半径(rc)：两种或同种元素的两个原子以共价单键结合时，其核间距的一半；
金属半径(rm)：金属晶格中，金属原子核间距的一半；
范德华半径(rv)：在单质中，两个相邻原子在没有键合的情况下，仅借范德华引力联系在一起核间距离的一半。
变化规律：同一周期，从左到右原子半径逐渐减小。
同一主族，从上到下原子半径逐渐增大。
二、电离势(I)
基态的一个气态中性原子失去一个电子形成气态阳离子时，所消耗的能量叫做电离势。
I１＜I２＜I３……。
变化规律：同一周期元素原子的第一电离势从左至右总的趋势是逐渐增大；
同一族中，元素原子的第一电离势从上至下总的趋势是减小。
三、电负性(X)
元素的电负性：指元素原子在分子中吸引电子的能力。
电负性综合反映原子得失电子的倾向，是元素金属性和非金属性的综合量度标准。
变化规律：同一周期自左至右，电负性增加(副族元素有些例外)
同族自上至下，电负性依次减小，但副族元素后半部，自上至下电负性略有增加。

第五章 分子结构
§4－1 化学键
教学目的及要求：1. 离子键及其特性。
2. 共价键及其特征。
教学重点：共价键及其特征。
教学难点：共价键及其特征。
一、离子键及其特性
1.离子键的形成
2.离子键的特征：离子键没有方向性和饱和性。
3.离子键的本质： 离子键的本质是正、负离子之间的静电作用力。
4.离子键的离子性成分：一般来说，电负性差值大于1.7时，可形成离子键。
二、共价键及其特征
1.现代价键理论－VB法的要点
①如果A、B两个原子各有一个未成对的电子且自旋相反，则当A、B原子相互靠近时可以配对形成共价单键，
②在形成分子时一个电子和另一个电子配对后就不能再和其它电子配对了，
③原子轨道最大重叠原理。成键的原子轨道重叠时，必须符号相同，才能重叠增大电子云密度。
2.共价键的特点
①共价键的饱和性
②共价键的方向性
3.共价键的键型
①σ键 ②π键
③特殊共价键－配位键：在形成共价键时，若共用电子对是由一个原子提供的，则称为共价配键或称为配位键，用→表示，如：。
4.键参数
①键能 ②键长 ③键角 ④共价键的极性
§4－2 杂化轨道理论与分子空间构型
教学目的及要求：1. 杂化轨道理论的基本要点。
2. 杂化轨道类型与分子的空间构型
教学重点：杂化轨道类型与分子的空间构型。
教学难点：杂化轨道类型与分子的空间构型。
一、杂化轨道理论的基本要点
概念：杂化；杂化轨道
要点：①，②，③，④
二、杂化轨道类型与分子的空间构型
1.sp杂化（键角=180°）

BeH2分子形成示意图
2.sp2杂化（键角=120°）

BF3的空间构型和sp2杂化轨道
3.sp3杂化（键角=109°28′）

CH4分子结构
4.等性杂化和不等性杂化

NH3 分子和H2O分子的空间结构
§4－3 分子间力和氢键
教学目的及要求：1. 了解分子的极性；
2. 了解分子间力；
3. 了解氢键。
教学重点：1.分子间力的种类。 2.氢键的形成。
教学难点：氢键的形成。
一、分子的极性
分子极性的大小通常用偶极矩来衡量，极性分子的偶极矩μ等于正(或负)电中心的电量q与正、负电荷中心距离d的乘积：μ = q · d
偶极矩是一个矢量，其方向由正到负。偶极矩越大表示分子的极性越强。
二、分子间力
1.取向力
这种力只存在于极性分子之间。
2.诱导力
这种力存在于极性分子与任何分子之间。
3.色散力
色散力不仅存在于非极性分子间，也存在于一切原子、离子和分子之间。
色散力在分子间存在是普遍的而且是主要的。
三、氢键
1.氢键
（1）定义：和电负性大，半径小的原子“X”以共价键相结合的氢原子能与另一个电负性大，半径小的原子“Y”生成一种弱的键，这种分子间有氢原子参加而形成的弱键称为氢键。
氢键有分子间氢键和分子内氢键。（X,Y,一般为N,O,F(Cl)）
（2）特点：①具有饱和性，X－H只能与一个Y原子形成氢键，②具有方向性
2.氢键对化合物性质的影响
①对物质熔沸点的影响
②对物质溶解度的影响

第六章 定量分析概论
§6-1 定量分析概述
本节教学目的及要求：
1.了解定量分析的任务和方法。
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. 掌握滴定分析的标准溶液和基准物质。
5.掌握滴定分析的计算。
教学重点：滴定分析的计算。
教学难点：滴定分析的计算。
一、定量分析的任务和方法
1.定量分析的任务、作用
2.定量分析方法的分类
二、定量分析的一般程序
1.采样
2.前处理
3.测定
4.数据处理
三、滴定分析的方法和滴定方式
1.几个基本概念
滴定分析：
滴定剂：
滴定：
滴定终点：
滴定误差或终点误差：
2.滴定分析的方法
(1)酸碱滴定法：
(2)沉淀滴定法：
(3)氧化还原滴定法：
(4)配位滴定法：
3.滴定分析对滴定反应的要求
(1)反应要按化学计量关系定量地进行
(2)反应要迅速进行
(3)有简便可靠的确定终点的方法。如有适当的指示剂。
4.滴定方式
(1)直接滴定。
(2)返滴定
(3)置换滴定
(4)间接滴定
四、滴定分析的标准溶液和基准物质
1.标准溶液的浓度表示方法
(1)物质的量浓度。符号cB或c(B)，
(2)滴定度
以每毫升标准溶液相当的被测物质的质量来表示，符号为Ts /x，x为被测物质的化学式。

例 计算0.1000mol·L－1HCl标准溶液对Na2CO3的滴定度。
2.标准溶液的配制与标定
(1) 直接配制法
基准物质必须符合下列要求。
a.纯度要高
b.组成恒定
c.稳定性好
d.最好具有较大的相对分子质量或式量。
(2) 间接配制法
五、滴定分析的计算
计算的主要依据是“等物质的量规则”
例 用0.1058mol·L－1HCl溶液滴定0.2035g不纯的K2CO3，完全中和时，消耗HCl26.84mL，求样品中K2CO3的质量分数。
例 标定0.1mol·L－1NaOH溶液的准确浓度，如选用邻苯二甲酸氢钾(KHC8H4O4)作基准物质,今欲把所用NaOH溶液的体积控制在25mL左右,问应称取该基准物质多少克？
§6－2 误差及数据处理
教学目的及要求：
1.掌握定量分析的误差、偏差计算。
2.掌握精密度与准确度的关系。
3.有效数字的表示及相关运算规则。
4.可疑值的取舍。
教学重点：
1. 定量分析的误差、偏差计算。
2. 精密度与准确度的关系。
3. 有效数字的表示及相关运算规则。
4. 可疑值的取舍。
教学难点：
1.精密度与准确度的关系。
2.有效数字的表示及相关运算规则。
一、误差的分类
1.系统误差(可测误差)
特点：单向性，可测性
系统误差可以分为下列几种：
(1)方法误差
(2) 仪器、试剂误差
(3)操作误差。注意：要求在正常操作下引起的。
2.偶然误差(随机误差)
特点：随机性，符合正态分布

二、误差和偏差的表示方法
1.准确度与误差
(1)绝对误差：E = x－T （有正、负之分）
(2)相对误差：
2.精密度与偏差
(1)绝对偏差和相对偏差
绝对偏差：
相对偏差：
(2)平均偏差
（没有正负之分）
相对平均偏差()。即：
(3)标准偏差和相对标准偏差
标准偏差：
相对标准偏差：
举例：分析某试样中的含氮量，测得如下数据：37.45%，37.20%，37.50%，37.30%，37.25%，计算其平均值、平均偏差、相对平均偏差、标准偏差和相对标准偏差。如果真实含量为37.38%，求其绝对误差和相对误差。
三、提高分析结果准确度的方法
准确度表示测量的准确性，精密度表示测量的重现性。
精密度高，准确度不一定高。只有在消除或减免系统误差的前提下，才能以精密度的高低来衡量准确度的高低。

1.选择适当的分析方法
2.减少测量误差
3.减少偶然误差（多次平行测定，取其平均值）
4.消除系统误差
(1)对照试验
(2)空白试验
(3)校准仪器
四、有效数字及其运算规则
1.有效数字及其位数（举例）
2.有效数字的运算规则
(1)记录测量数值时，只保留一位可疑数字；
(2)当有效数字位数确定后，其余数字应一律舍弃，舍弃办法：采取“四舍六入五留双”的规则。（举例）
(3)加减法：几个数据相加或相减时，它们的和或差的有效数字的保留，应该以小数点后位数最少的数字为准。（举例）
(4)在乘除法中，有效数字的保留。应该以有效数字位数最少的为准。（举例）
五、有限实验数据的处理
1.可疑值（离群值）的取舍
Q检验法：步骤为：（1）排序，（2）计算Q值，（3）查表比较、判断。
例如：某一溶液浓度经４次测定，其结果为：0.1014、0.1012、0.1025、0.1016(mol·L－1)。其中0.1025的误差较大，问是否应该舍去(P=90%)?
2.分析结果的报告
(1)例行分析（常规分析）结果的报告：取两份的平均值报告分析结果
(2)多次测定结果的报告：平均值、标准偏差s和测定次数n报告分析结果。
例如，分析某试样中铁的质量分数，5次测定结果如下：0.3910，0.3912，0.3919，0.3917，0.3922。分析结果报告如下：0.3916，s = 0.0005，n = 5。

第七章 酸碱平衡与酸碱滴定法
§7-1 弱电解质的电离平衡
教学目的及要求：
1.掌握电离度和电离常数的计算。
2.掌握水的电离和溶液的pH值。
教学重点：水的电离和溶液的pH值。
教学难点：水的电离和溶液的pH值。
一、电离度和电离常数
1.电离度

注：电离度的大小，主要取决于电解质的本性，同时又与溶液的浓度、温度等因素有关。
2.电离常数和稀释定律
定义：在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数(Ki)
(1)HAc的电离平衡
HAc⇌ H+ + Ac－

注：Ka与其它化学平衡常数一样，其数值大小与酸的浓度无关，仅取决于酸的本性和体系的温度。
(2)NH3·H2O的电离平衡
NH3·H2O是弱碱，电离方程式为：NH3·H2O ⇌ NH4＋ + OH－

(3)稀释定律

在一定温度下，弱电解质的电离度α与电离常数的平方根成正比，与溶液浓度的平方根成反比，即浓度越稀，电离度越大。这个关系称为稀释定律。
例已知在298.15K时，0.10mol·L－1的NH3·H2O的电离度为1.33%，求NH3·H2O的电离常数。
二、水的电离和溶液的pH值
H2O ⇌ H＋ + OH－
在一定温度下，当达到电离平衡时，水中H＋的浓度与OH－的浓度的乘积是一个常数，即 Kw为水的离子积常数,简称水的离子积。
注：常温时，无论是中性、酸性还是碱性的水溶液里，H＋浓度和OH－浓度的乘积都等于1.0 × 10－14。
＞或＞1.0 × 10－7 mol·L－1 溶液呈酸性
＝＝1.0 × 10－7 mol·L－1 溶液呈中性
＜或＜1.0 × 10－7 mol·L－1 溶液呈碱性
pH ＝ －lg
pKw ＝ pH + pOH ＝14.00
§7-2 酸碱质子理论
教学目的及要求：
1.掌握酸碱的定义和共轭酸碱对。

2.理解酸碱反应的实质。
3.掌握共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。
教学重点：
1.酸碱的定义和共轭酸碱对。
2.共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。
教学难点：共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。
一、酸碱的定义和共轭酸碱对
酸：凡能给出质子(H＋)的物质(分子或离子)。
碱：凡能接受质子(H＋)的物质(分子或离子)。
酸 ⇌ 碱 + H＋
这种对应关系称为共轭酸碱对，右边的碱是左边的酸的共轭碱，左边的酸又是右边碱的共轭酸。
注：（1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子；
（2）有的物质在某个共轭酸碱对中是碱，而在另一共轭酸碱对中却是酸，如HCO3－等；
（3）质子理论中没有盐的概念，酸碱电离理论中的盐，在质子理论中都变成了离子酸和离子碱，如NH4Cl中的NH4＋是酸，Cl－是碱。
二、酸碱反应的实质

酸1 碱2 酸2 碱1
三、共轭酸碱对中Ka与Kb的关系
Ka1 Ka2 Ka3
一般地：H3A⇌ H2A－ ⇌ HA2－ ⇌ A3－
Kb3 Kb2 Kb1
有：Ka1 × Kb3 ＝ Ka2 × Kb2 ＝ Ka3 × Kb1 ＝ Kw
可见，知道Ka就可以计算出其共轭碱的Kb；知道Kb就可以算出其共轭酸的Ka。
例 已知NH3·H2O的Kb = 1.76 × 10－5，求NH4＋的Ka。
§7-3 酸碱溶液pH值的计算
教学目的及要求：
1.掌握一元弱酸(弱碱)pH值计算。
2.掌握多元弱酸(弱碱)pH值计算。。
3.掌握两性物质pH值计算。
教学重点：水的电离和溶液的pH值计算。
教学难点：水的电离和溶液的pH值计算。
一、一元弱酸(弱碱)
设有一种一元弱酸HA溶液，总浓度为c mol·L－1，则
HA ⇌ H＋ + A－
起始浓度（mol·L－1） c 0 0
平衡浓度（mol·L－1） c -

因为＝，所以

经整理得： + Ka·－ c·Ka = 0
（近似式）
（最简式）
同理可得，一元弱碱溶液OH－浓度的计算公式。
当c/Kb＜400或α＞5%时，用近似公式

当c/Kb≥400或α≤5%时，用最简式

例 求0.010mol·L－1HAc溶液的pH值。
二、多元酸(碱)
对多元酸，如果Ka1≫Ka2，溶液中的H＋主要来自第一级电离，近似计算时，可把它当一元弱酸来处理。对二元酸，其酸根阴离子的浓度在数值上近似地等于Ka2。
多元碱亦可类似处理。
例 在室温和101.3kPa下，H2S饱和溶液的浓度约为0.10mol·L－1(H2S)，试计算H2S饱和溶液中H＋、 HS－和S2－的浓度。
例 计算0.10mol·L－1Na2CO3溶液的pH值。
三、两性物质
在溶液中既能失质子，又能得质子的物质如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4等(以往称酸式盐)和NH4Ac(弱酸弱碱盐)都是两性物质。
一般使用最简式。
如NaHA、NaH2A，其最简式为：
如 Na2HA ，其最简式为：
如 NH4Ac ，其最简式为 ：
§7-4 同离子效应与缓冲溶液
教学目的及要求：
1.了解影响离解平衡的因素。
2.掌握缓冲溶液pH值计算。
教学重点：缓冲溶液pH值计算。
教学难点：缓冲溶液pH值计算。
一、影响电离平衡的因素－同离子效应
1.同离子效应
这种在弱电解质溶液中加入一种与该弱电解质具有相同离子的易溶强电解质后，使弱电解质的电离度降低的现象称为同离子效应。
例 求0.10mol·L－1HAc溶液的电离度？如果在此溶液中加入NaAc晶体，使NaAc的浓度达到0.10mol·L－1，溶液中HAc的电离度又是多少？
例 在0.10mol·L－1HCl溶液中通入H2S 至饱和，求溶液中S2－的浓度。
2.盐效应
这种在弱电解质溶液中加入不含相同离子的易溶强电解质，可稍增大弱电解质电离度的现象，称为盐效应。
二、缓冲溶液
能够抵抗外加少量酸、碱或适量稀释，而本身的pH值不发生明显改变，这种溶液叫缓冲溶液。缓冲溶液所具有的这种性质，叫缓冲性。
1.缓冲溶液的缓冲原理
是因为在这种溶液中既含有足够量的能够对抗外加酸的成分即抗酸成分，又含有足够量的对抗外加碱的成分即抗碱成分。通常把抗酸成分和抗碱成分称为缓冲对。
缓冲溶液主要有以下三种类型。
(1)弱酸及其共轭碱。例如，HAc－NaAc缓冲溶液，H2CO3－NaHCO3缓冲溶液。
(2)弱碱及其共轭酸。例如，NH3·H2O－NH4Cl缓冲溶液。
(3)多元酸的两性物质组成的共轭酸碱对。例如，NaH2PO4－Na2HPO4缓冲溶液。
以HAc－NaAc缓冲溶液为例来说明其缓冲原理。
HAc ⇌