第一章氣體及熱化學方程式

1.1氣體

氣態方程式（克拉伯龍方程）：聯系體積、壓力、和溫度之

間關系的方程。latm=100kPa

分壓：在相同溫度下，某組分氣體占據與混合氣體相同體積

時對容器所產生的壓力；（1）一種氣體產生的壓力與其它氣

體存在無關；（2）混合氣體的總壓為各組分氣體的分壓之和。

分體積：在相同溫度下，組分氣體具有和混合氣體相同壓力

時所占的體積。

道爾頓分壓定律：在溫度與體積恒定時，混合氣體的總壓力

等于組分氣體的分壓力之和。

1.2過程：體系狀態的變化。恒溫過程、恒容過程、恒壓過程、

絕熱過程；

1.3狀態和狀態函數

狀態：體系的一系列物理量的總和。

如：確定一瓶氣體的狀態，需用P、V、T、n來表示

狀態函數：確定體系熱力學狀態的物理量。一個狀態函數就

是體系的一種性質。

狀態函數特點：

⑴體系狀態一定，狀態函數有一定值

⑵體系發生變化時，狀態函數的變化只取決于體系的初態和

終態，而與變化的途徑無關。

⑶體系發生變化后，體系一旦恢復到原來的狀態，狀態函數

恢復原值。

狀態函數相互關聯的三個特征可概括：

〃狀態函數有特征，狀態一定值一定，殊途同歸變化等，周

而復始變化零。〃

24、熱和功

熱：由于溫度不同在體系和環境之間傳遞的能量形式。用Q表示，

熱與途徑有關，不是狀態函數。

功：除熱之外，其它各種被傳遞的能量，用w表示

熱和功的符號：⑴體系吸收熱量Q>0；體系放熱Q<0

⑵環境對體系做功w>0；體系對環境做功w<0

5、熱力學能（內能）：熱力學體系內部的能量總和，用U表示

內能是體系本身的性質，僅取決于體系的狀態，故內能是狀態函

數。

二、化學反應中的能量關系

1、定壓反應熱、焙和烯變

化學反應一般在恒壓敞口容器中進行，對于只作體積功不做其它

功的體系，

U、p、V都是狀態函數，所以U+pV也是狀態函數，在熱力學上,

將U+pV定義為型的狀態函數，叫做熔，用H表示。

規定：在反應中，>0吸熱反應

<0放熱反應

2、熱化學方程式

凡注明熱效應的化學方程式，叫做熱化學方程式。

(中學用)

書寫熱化學方程式：

⑴注明反應的條件：

不標溫度,指298K(25℃)

熱力學上的標準狀態：P：lOOkPaT任意

氣體：具有理想氣體性質的純氣體

純液體、純固體濃度為1的溶液

⑵注明物質的聚集狀態

⑶焙變必須與化學方程式相對應

3、生成熔

⑴標準摩爾生成焙：標準狀態下，由元素的最穩定單質化合物生

成1純化合物時的反應燧變叫做該化合物的標準摩爾生成焰。用

表示。

⑵穩定單質的為零。

4、蓋斯定律：在定壓下，反應的熱效應只與反應物的始態和終態

有關，而與變化的途徑無關。

如：⑶不能由實驗測定

⑴

(2)

(1)-(2)=(3)

5、由計算

例1：P91-3

補充練習：1、已知溫度在298K,壓力在lOOkPa下，

(1)

(2)

試求：⑶的的值

解：反應⑶=反應⑴+2反應⑵

則：—

2、已知、、的分別為、、，計算下列反應在298.15K時

的值。

解：

3、已知甲醇燃燒反應的反應熱為，即

(1)

(2)

⑶

試求：值

解：據⑵可知=

據⑶

據反應⑴

小結：通過本章內容，應掌握理想氣體狀態方程、道爾頓分壓定

律及有關焰變的計算，理解熔、焰變的含義，了解熱力學中的術

語。

作業：P115、12

4

5

7

第二章化學反應速率與化學平衡

8

§2.1化學反應速率

一、化學反應速率

化學反應速率是衡量化學反應快慢的物理量。通常以單位時間內

反應物或生成物濃度變化的正值表示。

二、表示方法

1、平均速率

2、瞬時速率：時，平均速率的極限

某一化學反應，用各組分的濃度變化表示的反應速率之比，等于

各自計量系數之比。

三、化學反應速率的實驗測定

實驗上測定的是某反應體系中不同時間t時某一組分的濃度，由

此畫c-t曲線，時間t時反應速率通過求t所對應的曲線上的斜

率來得到。

需要說明的是，用這種方法測反應速率時，化學反應的速率必須

足夠慢，以使在測量的時間內濃度沒有明顯的變化。否則會導致

測定結果有極大的誤差。

§2.2化學反應速率理論簡介

一、有效碰撞理論

1、有效碰撞：能夠發生化學反應速率的碰撞

2、活化分子與活化能

活化分子：具有足夠能量能發生有效碰撞的分子。

活化能

分解反應的活化能為102.1,意思是活化每摩爾的分子必須吸

收102.1的能量。

反應速率與活化能的關系：>400的反應屬于慢反應

<40的反應屬于快反應

在一定溫度下，越大，活化分子百分數越小，有效碰撞次數少,

反應速率越慢。

反之，越小，活化分子百分數越大，有效碰撞次數多，反應速率

越快。

3、反應物分子碰撞的取向

碰撞時;反應物分子必須有恰當的取向，使相應的原子能相互接

觸而形成生成物。

二、過度狀態理論

過度狀態理論認為：化學反應并不是通過反應物分子的簡單碰撞

完成的，在反應物到生成物的轉變過程中，先形成一種過渡狀態，

即反應物分子活化形成配合物的中間狀態。

過渡狀態一活化配合物

§2.3影響化學反應速率的主要因素

一、濃度分壓對反應速率的影響

1、元反應和非元反應

元反應：一步就完成的反應。

非元反應：分幾步進行的反應。

2、元反應的速率方程一質量作用定律

對于元反應：

氣體：

質量作用定律：在一定溫度下，元反應的反應速率與各反應物濃

度幕的乘積成正比，濃度指數等于元反應中各反應物的化學計量

數。

注意：⑴質量作用定律只適用于元反應。

⑵速率常數k取決于反應的本性，與濃度無關，與溫度有關，k隨

溫度的升高一般增大。

⑶對于有固體或純液體參加的反應，其速率方程與純固體或純液

體的量無關。

例：

3、有效碰撞理論對濃度影響的解釋

對一指定反應，在一定溫度下，反應物中活化分子的百分數是一

定的，增大濃度，活化分子的百分數雖未改變，但單位體積內活

化分子總數相應增大，有效碰撞次數增加，反應速率加快。

二、溫度對反應速率的影響

大量實驗表明：升高溫度一般反應的速率會加快。1884年荷蘭物

理學家范特霍夫(VantHoff)根據大量實驗事實總結出一條規則：

溫度每升高10℃,反應速率常數k大約增加到原來的2?4倍。

即：

溫度升高反應速率加快的原因：溫度升高使反應物分子的能量增

加，大量非活化分子獲得能量后變成活化分子，活化分子百分數

增大，有效碰撞次數增多；另外，溫度升高，分子運動速度加快，

分子間碰撞次數增加。

三、催化劑對反應速率的影響

許多化學反應在熱力學是可能的，但實際卻不發生。這并非熱力

學的結論是錯誤的，而是反應的速度太慢了，若在體系中加入微

量的某種物質，就可以使反應在同等條件下明顯地發生。

反應在、均為100時，室溫時應自發進行，但長時間觀察不到

水。

當反應即刻發生，Pt粉的量并不減少

1、催化劑和催化作用

催化劑：凡能改變化學反應速率而在反應前后自身的質量和化學

性質保持不變的物質。

催化作用：催化劑能改變反應速率的作用。

2、催化劑改變反應速率的原因：實驗證明，催化劑能加快反應速

率，是因為它參與了變化過程，改變了原來的反應途徑，降低了

反應的活化能。

左圖：

無催化劑時：按I途徑進行，反應的活化能

當有催化劑K存在時?：反應按途徑n進行，分為兩步。

活化能為

活化能為

><

???反應速率加快

實驗表明，活化能降低使反應速率加快的倍數令人吃驚。

無催化劑：

Au作催化劑：

反應速率加快約14萬倍。

由以上分析可見，催化劑的存在改變了反應的歷程，催化劑本身

也參與了反應生成了某個中間產物，而最后被釋放，所以催化劑

的物理性質往往發生了變化。

如：球狀一粉狀條狀（）一粉狀

中的在反應前后晶體結構發生了變化。

3、催化劑的特點

⑴催化劑對反應速率的改變是通過反應機理的改變而實現的。

⑵催化劑不影響產物和反應物的相對能量，未改變反應的始態和

終態，催化劑只能加快反應達到平衡的時間，而不能改變平衡常

數和平衡狀態。

⑶催化劑同等程度地加快正、逆反應速率，即在一定條件下，正

反應的優良催化劑，一定是逆反應的優良的催化劑。

⑷催化劑只能加快熱力學上認為可以發生的反應，催化劑只能改

變反應途徑，而不能改變反應發生的方向。

四、影響反應速率的其它因素

多相反應：受接觸面大小，擴散速率，接觸機會的影響。

超聲波、紫外線、激光、高能射線也會對反應速率有影響。

小結：掌握反應速率的，會用活化能，活化分子解釋濃度、溫度、

催化劑對反應速率的影響，了解活化能、活化分子的概念。

作業：

§2.4化學平衡

一、化學反應的可逆性和化學平衡

1、可逆反應：在同一條件下，既能向正反應方向又能向逆反應方

向進行的反應。

2、化學平衡：在一定條件下密閉容器中，當可逆反應的正、逆反

應速率相等，反應物和生成物的濃度恒定時，反應體系所處的狀

態稱為化學平衡狀態。

3、化學平衡的特點：

⑴是一種動態平衡

⑵各物質的濃度不隨時間而改變

⑶有條件的，相對的

⑷化學平衡是可逆反應在一定條件下所達到的最終狀態達平衡的

途徑，可以從正反應開始，也可從逆反應開始。

二、實驗平衡常數

對于可逆反應：

在一定溫度下，達平衡時：

稱濃度平衡常數

若是氣相反應，可用壓力平衡常數

、統稱為實驗平衡常數，它們有量綱，而且隨反應的不同量綱不

同。

三、標準平衡常數

標準平衡常數，表達式與相同，只是濃度用相對濃度，分壓用

相對分壓

1、標準平衡常數的表達式

標準平衡常數的表達式為：

無壓力平衡常數與濃度平衡常數之分，是量綱一的量，以后均使

用，為簡便起見，、可省去。

2、注意事項

⑴寫入表達式的濃度與分壓，均為達到平衡的數值。氣體只能用

⑵與計量方程式對應

⑶純固體、純液體、水參加反應，濃度視為1,不寫入表達式

⑷溫度變化時，隨之變化

3、平衡常數的意義

⑴是可逆反應的特征常數，同類反應，越大，反應進行得越完

全。

⑵可判斷反應是否處于平衡態和非平衡態時反應進行得方向。

可逆反應

任意態時，系統是否平衡，非平衡態向哪一方向進行，引入反應

商Q

氣相反應：

Q=平衡狀態

Q＜平衡向正方向進行

Q＞平衡向逆方向進行

例1：P222-1教師分析，同學完成

4、多重平衡得平衡常數

有些反應平衡常數較難測定或不易從參考書中查得，則可利用已

知得有關平衡常數計算出來。如：⑶

(1)

(2)

反應⑴+(2)=(3)

若反應⑶=反應⑴+反應⑵

若反應⑶二反應⑴一反應⑵

多重平衡規則：在相同條件下，某個反應式可表示為兩個反應式

相加（或相減），則該反應得平衡常數等于兩個反應平衡常數得

積（或商）。

四、平衡常數與轉化率

例1：P232-2

例2：P242-3教師分析，同學完成

補充練習：

在973K時-，=9.0,若反應開始時和的濃度分別為和，計算

的轉化率。

解：設平衡時，

初始濃度（）

00

平衡濃度（）

xx

解得:

2、現有2.695g裝入1升密閉容器中，達250℃時-，達平衡后總

壓力為101.325kPa,求的分解率及。

解：平衡時總壓為101.325kPa,據

裝入的物質的量為n：

設平衡時的濃度為

初始濃度（）

0.012900

平衡濃度（）

0.0129-xxx

平衡時體系中總的物質的量為：

平衡時有0.0104分解

的分解率為：

平衡時各組分的物質的量:

平衡時的分壓:

小結：化學平衡時考察一個可逆反應所達到的最大限度，在實際

生產中具有重要的指導作用，所以要會分析初始、平衡時各組分

的濃度，會判斷任意狀態下平衡進行的方向，會計算平衡時各組

分的濃度及轉化率。

作業：P327P339

§2.5化學平衡的移動

可逆反應在一定條件下達平衡，，當外界條件變化時、平衡就會

被破壞，反應物和生成物的量將自行調整，建立起與新的條件相

適應的新的平衡。

化學平衡移動：因外界條件的改變，使可逆反應從一種平衡狀態

轉變為另一種平衡狀態的過程稱為化學平衡的移動。

一、濃度對化學平衡的影響

一定溫度下，可逆反應：加入反應物或移去生成物，＞,隨著

反應向右的發生，體系一次達到新的平衡，，在新的平衡體系中，

各組分的濃度均已改變，但比值保持不變。判斷某一時刻，平衡

移動的方向，可用反應商判據：

Q=平衡狀態

Q＜平衡向右移動

Q＞平衡向左移動

例1：P25例2-4教師分析思路，同學完成

補充練習：可逆反應，在523K時-，將0.070mol投入2.0L密閉

容器中，達平衡時有0.066mol分解。

⑴求該溫度下的標準平衡常數和的分解率；

⑵若溫度保持不變，在平衡體系中再加入0.070mol的，問達新

的平衡時各物質的濃度和的分解率。

解：的分解率：

初始濃度（）

00

平衡濃度（）

⑵設達新的平衡時，有分解

初始濃度（）

0

平衡濃度（）

溫度不變，不變

解得

平衡時各組分的濃度：

分解率：

平衡向逆方向移動。

二、壓力對化學平衡的影響

在一定溫度下，可逆反應將體系的體積縮小至原來的（X＞1）,

則系統的總壓及各組分的分壓分別增至原來的x倍。

反應商為：

⑴當＞0Q＞平衡左移

⑵當VOQV平衡右移

⑶當=0Q=平衡不移動

結論：⑴壓力變化時對那些反應前后氣體分子數有變化的平衡體

系有影響；

⑵在恒溫下，增大壓力，平衡向氣體分子數減少的方向移動；減

小壓力，平衡向氣體分子數增大的方向移動。

例1：P27例2-5

補充練習：在307K和總壓力101.3kPa時，初始物質的量為

l.OOmol,有27.2%分解為,試計算：

⑴此溫度下的；

⑵保持T不變，總壓為202.6kPa時;的分解率，說明壓力對化

學平衡的影響。

解：

初始物質的量：1.000

平衡時物質的量：1.00-0.72=0.7282X0.272=0.544

平衡時物質的量的總和：0.728+0.544=1.272mol

⑵當總壓為202.6kPa時，設分解3

初始物質的量：1.000

平衡時物質的量：1.00-x2x

平衡時總的物質的量：

解得:

增大壓力，分解率降低，平衡向分子數減少方向移動

三、溫度對化學平衡的影響T變化，變化

結論：升高溫度，平衡向吸熱方向移動；降低溫度，平衡向放熱

方向移動

四、催化劑與化學平衡

催化劑可以降低，縮短達平衡的時間，但不能使化學平衡移動,

不提高轉化率。

五、平衡移動原理一呂?查德里原理

如改變平衡體系中的某個條件（如溫度、濃度、壓力），平衡總

是向減弱這種改變的方向移動。

§2.6化學反應速率與化學平衡的綜合應用

自學，考慮以下問題（）

1、為提高轉化率，哪一物質過量

2、T、壓力、設備承受能力

3、催化劑

小結：條件改變，化學平衡移動，要會進行有關計算，與實際生

產結合考慮

作業：P3313、15、16

第三章原子結構和元素周期表

10

§3.1原子核外電子的運動狀態

一、玻爾的原子結構理論

1、核外電子運動取一定的軌道

2、在一定軌道上運動的電子有一定的能量，電子運動所處的能量

狀態，稱為能級，離核最近，能量最低，稱基態。其余稱激發態。

3、電子從一個能級軌道跳到另一能級軌道時，必定伴有能量的吸

收或釋放。

玻爾理論的成功與失敗：

成功：⑴說明了原子可以穩定存在；⑵成功說明了氫原子光譜的

成團和規律。

失敗：⑴不能解釋多電子原子的光譜；⑵不能解釋光譜的精細結

構。

二、電子的波粒二象性

1、電子的波動性

2、電子的粒子性

三、波函數與原子軌道

原子軌道是指核外電子的一種空間運動狀態，或者是電子在核外

空間運動時可能出現的大體區域范圍及相應的能量；核外電子的

運動規律可以勇薛定謂方程來描述，薛定港方程的每一個合理的

解都代表電子的一種運動狀態。但為了得到合理的解，必須引用

某些只能取整數的n、l、m三個參數，稱它們為量子數。波函數是

描述核外電子運動狀態的數學表達式，其圖像可形象理解為電子

運動的空間范圍，俗稱〃原子軌道〃。波函數的空間圖像就是原子

軌道，原子軌道的數學表示式就是波函數，所以原子軌道和波函

數式同義語。

四、概率密度和電子云圖形

1、概率：隨機事件發生的機會。

2、概率密度：電子在核外空間某處單位體積中出現的概率。

3、電子云：用小黑點表示電子核外空間出現的機會。離核越近,

小黑點越密；離核越遠，小黑點越稀，這些小黑點就像一團帶負

電的云，把整個原子核包圍起來，如同天空中的云霧一樣，人們

形象地稱為電子云。

電子在核外空間出現的概率密度和波函數的平方成正比，即表

示為電子在原子核外空間某點附近微體積內出現的概率。

五、四個量子數

1、主量子數(n)

取值：1、2、3…n等正整數

核外電子能量高低主要取決于主量子數n,時，電子能量最低。

意義:⑴主量子數決定電子離核的平均距離，n的數值即電子層數。

主量子數(n)1234567

電子層符號(大寫拉丁字母)KLMN0PQ

能量高低順序

⑵n是決定電子層能量高低的主要因素

2、角量子數(1)

取值：0、1、2-(n-l)數目n個

n值1234

K00,10,1,20,1,2,3

每一個1代表一個亞層，第一層有一個亞層，第二層有兩個亞

層……目前到4,亞層常用光譜符號表示。

角量子數10123

亞層符號spdf

軌道形狀球形啞鈴形錐形

意義：⑴每一亞層相當于一個能級，在同一電子層中，各亞層能

級順序VVV...

⑵表示原子軌道的形狀

⑶表示同一層中有不同形狀的分層

n1234

電子層1234

100,10,1,20,1,2,3

分層Is2s>2p3s>3p、3d4s>4p、4d、4f

3、磁量子數(m)

取值：0、±1、±2……±1數目:(21+1)個

意義：⑴決定原子軌道在空間的伸展方向

、說明在s分層只有一個s軌道

、說明P分層的P軌道有三個不同的伸展方向，即p亞層有三個

P軌道。

⑵與能量無關：n、1相同，m不同的軌道具有相同的能量，稱為

簡并軌道或等價軌道，等價軌道能量相同，在空間的伸展方向不

同。（nNz）

綜上所述，用n、1、m三個量子數即可決定一個特定原子軌道的

大小、形狀和伸展方向。、、即2s軌道

4、自旋量子數（）

電子不僅在核外運動（應改為不僅繞核運動），還存在自旋運動，

描述電子自旋運動的量子數稱為自旋量子數，電子有兩個自旋相

反的量子數。

取值：，，通常以〃t〃、〃I”表示

意義：決定電子自旋方向

由此可知，三個量子數n、1、m只能確定一個空間運動狀態，即

一個原子軌道。而電子的一種運動狀態，必須用四個量子數來確

定。

§3.2原子核外電子排布與元素周期律

一、多電原子軌道的能級

1939年鮑林（L.Pauling）根據光譜實驗總結出多電子原子中各軌

道能級的相對高低，并用圖近似表示出來，稱鮑林近似能級圖。

（P40）

⑴同一層中，不同亞層的能量順序VVV...

⑵不同電子層中，相同亞層的能量順序VV...VVV....

⑶第三層以上的電子層中，不同的亞層之間，出現能級交錯現象

<<;<<

要求同學記住P40近似能級圖中各能級組的順序。

二、基態原子中電子的排布

1、基態原子中電子的排布原理

⑴能量最低原理：在原子中，電子一般盡先進入能量最低的亞層，

而且只有當能量最低的亞層布滿后，電子才能進入能量較高的亞

）玄。

基態原子外層電子填充順序為：

基態原子市區外層電子的順序為：

⑵泡利不相容原理：在同一原子中，不可能有四個量子數完全相

同的兩個電子。即每個軌道最多容納2個自旋方向相反的電子。

⑶洪特規則：在同一亞層的等價軌道上，電子將盡可能占據不同

的軌道，且自旋方向相同。

另一規則：等價軌道在全充滿、半充滿或全空的狀態下比較穩定。

全充滿

半充滿

全空

2、基態原子中電子的排布

⑴電子排布式

練習：：

原子實：當內層電子構型與稀有氣體的電子構型相同時一，就用該

稀有氣體的元素符號來表示內層電子構型，稱為原子實。

⑵軌道表達式

練習畫：、、的軌道表達式

⑶量子數即按所處狀態用整套量子數表示

三、原子的電子結構和元素周期律

（一）周期與能級組

第一周期2種元素H—He

短周期

第二、三周期各8種Li-NeNa-Ar

第四、五周期18種K-KrRb-Xe

長周期

第六周期32種Cs-Rn

第七周期26種不完全周期

1、各周期元素數目=對應能級組中電子數目

2、電子層數=周期數

3、活潑金屬開始一稀有氣體結束

（二）族與價電子構型

價電子：指原子參加化學反應時，用于成鍵的電子。價電子所在

的亞層統稱為價電子層。周期表共18個縱行，16個族：8個主族、

8個副族。

1、主族元素：8個主族IA-VIIIA價電子構型：

價電子數=主族序數

2、副族元素：8個副族inB-VIIIB?IIB價電子構型：

3、元素的分區：

§3.3元素性質的周期性

一、有效核電荷（）

1、屏蔽效應：在多電子原子中，任一電子不僅受到原子核的吸弓I,

同時還受到其它電子的排斥，內層電子和同層電子對某一電子的

排斥作用，勢必削弱原子核對該電子的吸引，這種作用稱為屏蔽

作用。

:有效電荷；：原子序數；：屏蔽常數

2、變化規律：⑴隨的增加而增加，并呈周期性變化

⑵同一周期的主族元素，從左一右，明顯增大，而副族元素增

大不明顯。

⑶同一主族從上一下，增加不明顯

二、原子半徑（）

1、金屬半徑：金屬晶體中相鄰的兩個原子核間距的一半。

2、共價半徑：指某一元素的兩個原子以共價鍵結合時，兩核間距

的一半。

3、范德華半徑：指分子晶體中緊鄰的兩個非鍵合原子間距的一半。

變化規律：同一周期，主族元素：從左一右，遞增，遞減

過渡元素：增加緩慢，減少也緩慢；

鐲系元素：從鐮I到鏡，電子添十亞層，增加更小，減少更加緩

慢；

錮系收縮：鐮I系元素原子半徑緩慢逆減的現象稱為錮系收縮。

同族元素，從上一下，增大

三、電離能（）

1、電離能的含義：氣態原子在基態時失去1個電子變成+1價氣態

離子所需的能量稱該元素的第一電離能（）

2、電離能大小的意義：越小，原子容易失電子，元素的金屬性

越強；

越大，原子不易失電子，元素的金屬性越弱。

3、電離能變化的周期性：

一般：同一周期同一族

左一右上f下

f增大

一增大（緩慢）

f減小

f增加

核對外層的吸引力一增加核對外層的吸引力一減小

f增大

f減小

原子的電子層結構對電離能也有影響，一般具有穩定電子層結構

的原子較相鄰的原子的電離能高。如：各周期的稀有氣體的最大,

原因：是相對穩定的8電子結構、、、全充滿，比相鄰元素

的高。N、P、As比相鄰元素的高。原因：半充滿結構。

四、電子親和能（）

1、電子親和能：處于基態的氣態原子得到一個電子成為氣態T價

離子時所放出的能量，成為第一電子親和能（）

2、電子親和能大小的意義：Y越大、該元素的原子越容易得到電

子，非金屬性越強。

3、電子親和能變化的周期性

同一周期：（同電離能的變化）同一族

左一右上f下

Yf增加Yf減小

特例：第二周期的N、0、F的YV第三周期相應的元素

原因：N、0、F的r特別小，（電子云密度）大，電子間斥力大。

五、電負性（）

電離能核電子親和能各從一個方面反映電子得失的能x,為了較全

面地衡量分子中原子爭奪電子的能力，1932年鮑林首夫引入了電

負性的概念。

電負性是指分子中原子吸引成鍵電子的能力。

制定非金屬性最強的氟的電負性為：4.0,然后根據氟與其它元素

吸引電子能力的比較，求出其它元素的電負性。

一般：電負性＜2金屬元素

電負性＞2非金屬元素

元素的電負性越大，表示原子在分子中吸引電子能力強，因而非

金屬性越強。

六、元素的金屬性與非金屬性

元素的金屬性是指原子失去電子成為陽離子的能力，常用電離能

來衡量。

元素的非金屬性是指原子得到電子成為陰離子的能力，常用電子

親和能來衡量。

七、元素的氧化值

1、氧化值：當分子中原子之間的共用電子對被指定屬于電負性較

大的原子后，各原子所帶的形式電荷數就是氧化值。

2、主族元素的氧化值

最高氧化值=價電子總數=元素所處的族數（、例外）

3、副族元素的氧化值

IIIB-VIIIB：最高氧化值二族數（：+3；：+2）

小結：原子結構時學習元素化合物的基礎，物質的結構決定物質，

所以要掌握各周期、各族、各區元素的價電子構型，以推測他們

具備的性質，會寫常見元素的電子排布式，簡單元素的軌道表示

式。

作業：P544；P5513、14

作業中的問題：

1、最高氧化值的判斷；

2、80號Hg電子排布式大部分同學寫成：

錯：的原子序數為54

正確：

第四章化學鍵與物質結構

§4.1離子鍵

一、離子鍵的形成和特征

1、離子鍵的形成：陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵叫

離子鍵。

2、離子鍵的特征：

⑴本質是陰、陽離子間的靜電引力；

⑵沒有方向性和飽和性；

⑶離子鍵的部分共價性。

二、離子的特征

1、離子的電荷：原子在形成離子化合物的過程中得失的電子數。

：陽離子nW4；mW4

2、離子的電子構型

(1)2電子型(1)：、

(2)8電子型()：、

(3)9?17電子型()：、、、等

⑷18電子型()：、、、等

(5)18+2電子型()、等

3、離子半徑

⑴VV

⑵同一周期，隨電荷增加而減小，>>

⑶同族離子電荷相同時一，從上到下遞增，>>

⑷同一元素形成不同電荷的陽離子時，電荷高的半徑小，>

⑸具有相同電子數的原子或離子的半徑隨電荷數的增加而減少，

—>

對于離子化合物，離子半徑越小，正、負離子間的引力越大，離

子鍵的強度越強，其熔、沸點越高，硬度越大。

§4.2共價化合物

共價鍵：通過共用電子對形成的鍵叫共價鍵。

一、共價鍵的形成

以分子的形成為例：當兩個H原子相互靠近形成分子時，有兩種

情況：

⑴兩個H原子中電子自旋相反：tI

互相接近到一定程度，體系能量最低，，再接近，能量升高。

⑵兩個H原子中電子自旋方向相同tf,不穩定，不成鍵。

二、現代價鍵理論的要點（重點）（電子配對法，簡稱VB法）

1、兩個具有自旋相反的成單電子，可以配對形成共價化合物一電

子配對原理。

若A、B兩個原子各有一個未成對電子，可形成共價單鍵。、

若A、B兩個原子各有兩個未成對電子，可形成共價雙鍵。

若A、B兩個原子各有三個未成對電子，可形成共價三鍵。

A有2個未成對電子，B有一個未成對電子，形成分子

2、配對成鍵的電子原子軌道重疊越多，兩核間的電子概率密度越

大，形成的共價鍵越牢固一最大重疊原理。

三、共價鍵的特征

1、飽和性：一個原子有未成對電子就能核兒個自旋相反的電子配

對成鍵，也就是原子所能形成共價鍵的數目受未成對電子數限

制。、

2、方向性

s軌道是球形對稱，沒有方向性，p、d、f都具有一定的空間伸展

方向，在成鍵時，原子軌道只有沿合適的方向靠近，才能達到最

大重疊，形成穩定的共價鍵。

形成時，只有沿x軸的方向才能形成最大重疊。

四、共價鍵的類型

1、鍵：當成鍵原子軌道以〃頭碰頭〃方式重疊，則重疊部分集中

于兩核之間，通過并對稱于鍵軸，這種鍵稱為鍵。形成鍵的電

子稱電子。

鍵的原子軌道重疊有、、

2、鍵：兩成鍵原子軌道沿鍵軸方向靠近，以〃肩并肩〃方式進行

重疊，重疊部分在鍵軸的兩側并對稱鍵軸垂直的平面，這樣形成

的鍵稱鍵，形成鍵的電子稱電子。

鍵與鍵比較：重疊程度：鍵〉鍵

鍵的穩定性：鍵〉鍵

化學活潑性：鍵＞鍵

電子的能量較多，時化學反應的積極參與者。

單鍵和多重鍵：

單鍵：成鍵原子間有一對共用電子對，一般由鍵構成。

多重鍵：雙鍵一一個鍵、一個鍵

三鍵一一個鍵、兩個鍵

3、非極性共價鍵和極性共價鍵

非極性共價鍵：同種元素的原子之間

極性共價鍵：不同元素的原子之間

4、配位鍵：共用電子對由成鍵原子中的某個原子單方提供，另一

個原子提供空軌道，成鍵電子雙方共享。

五、鍵參數

1、鍵能(E)：在298.15K和lOOkPa時，斷裂氣態分子的單位物質

的量的化學鍵，使它變為氣態原子或原子團時所需的能量。單位：

一般：鍵能越大，鍵越牢固。

2、鍵長(1)：指成鍵原子核間的平均距離。單位pm

一般：兩個原子之間形成的鍵越短，鍵越牢固。

相同原子形成的共價鍵的鍵長：單鍵〉雙鍵〉三鍵

3、鍵面()：分子中鍵與鍵的夾面

如：

§4.3雜化軌道理論與分子的集合構型（重點，難點）

一、雜化理論概要

1、能量相近的軌道新的雜化軌道

2、雜化后，軌道的形狀發生了變化，成鍵能力增強，有利于形成

更穩定的分子。原子雜化時，改變原來的狀態，已成對的電子可

被激發稱單電子。

二、雜化軌道類型與分子幾何構型的關系

1、雜化

雜化：一個s軌道和一個p軌道

雜化軌道和特點：每個軌道含和成分

雜化軌道的夾角為180。，分子構型：直線形。

以為例

2、雜化：

雜化：一個軌道和二個軌道間的雜化。

雜化軌道的特點：每個雜化軌道含和軌道成分。

雜化軌道的夾角為120。，呈平面三角形

以為例

3、雜化：

雜化：一個軌道和三個軌道間的雜化。

雜化軌道的特點：每個雜化軌道含和成分。

軌道間的夾角為109.5°,空間構型：正四面體

不同類型雜化軌道成鍵能力的大小順序：VVVV

等性雜化：各個雜化軌道的形狀和能量完全不同，所含軌道和軌

道的成分也相等。

4、不等性雜化

在雜化軌道中有不參加成鍵的孤對電子存在，使所形成的各雜化

軌道的成分和能量不完全相等，這類雜化稱不等性雜化。

、雜化，夾角等于109.5°,實際107.3°,不相等，但很接近

孤對電子：原子上原來已成對的不參加成鍵的電子。

小結：共價鍵結合，雜化軌道理論能從本質上解釋分子的形成過

程，是以后有機化學學習的基礎。

作業：P802、3

§4.4分子間力和氫鍵

一、分子的極性和變形性

1、分子的極性和偶極矩

⑴極性分子：正、負電荷中心不重合的分子叫做極性分子。

非極性分子：正、負電荷中心重合的分子叫做非極性分子。

⑵鍵的極性與分子的極性

雙原子分子：分子的極性=鍵的極性

極性鍵一極性分子、

非極性鍵一非極性分子、

多原子分子：

非極性分子

非極性鍵

極性鍵：分子空間構型對稱、、

極性分子：極性鍵，且分子空間構型不對稱。

⑶偶極矩：分子正電荷中心或負電荷中心上的電荷量(q)與正、負

電荷中心間的距離(d)的乘積。單位：庫侖?米()

是一個矢量，方向從正極到負極。

=0--非極性分子

W0一極性分子

2、分子的變形性

⑴分子的變形性：非極性分子放入電場中，核與電子云發生相對

位移，分子形狀發生變化，這叫分子的變形性。

⑵誘導偶極：分子變形極化中形成的偶極。

⑶固有偶極：極性分子本身存在的偶極。

⑷變形極化：非極性分子或極性分子受外電場作用而產生誘導偶

極的過程。

二、分子間力

1、色散力：

瞬時偶極：非極性分子的電子和原子核處在不斷的運動中，使分

子的正、負電荷中心不斷地發生瞬間的相對位移，使分子產生的

瞬時偶極。

色散力：由瞬時偶極產生的相互作用力。

分子量越大，分子的變形性增大，色散力越大。

色散力存在于非極性分子之間、極性分子之間、極性分子與非極

性分子之間。

2、誘導力：固有偶極與誘導偶極之間的作用力。

存在于極性分子與極性分子、極性分子與非極性分子之間。

3、取向力：由永久偶極間產生的作用力。

僅存在于極性分子之間。

非極性分子間只有色散力，極性分子與非極性分子間有色散力和

誘導力。極性分子之間存在色散力、取向力和誘導力。色散力〉

＞取向力＞＞誘導力

三、氫鍵

1、氫鍵：由與電負性激情的元素（如：F、0、N等）相結合的氫

原子，和另一電負性極強的原子間所產生的引力。

x、y：電負性較大、半徑較小

不同分子間也可形成氫鍵

2、本質：是部分帶正電的氫原子與電負性大、半徑小的原子中孤

對電子間的吸引力，其本質也是電性的。

3、氫鍵對物質某些性質的影響

⑴對熔、沸點的影響分析P71圖4-17

⑵對溶解度的影響溶質、溶劑分子之間形成氫鍵，有利于溶質的

溶解

⑶對液體密度的影響液體分子間形成氫鍵，可形成締合分子，4°

最大

§4.5晶體結構

一、晶體概述

1、晶體的基本特征

⑴具有規則、整齊的兒何外形食鹽晶體：立方體形明磯：正八

面體

⑵固定的熔點

⑶各向異性：表現為晶體在不同方向上的傳熱、導電、光的傳播

等物理性質不同。

2、晶格和晶胞

晶格：組成晶體的粒子是有規則地排列在空間一定的點上，把這

些點的總和叫晶格。

晶胞：在任何晶格中，都可以切割出一個仍能代表晶格結構特征

的最小單位。

二、晶體的類型（自學）

1、離子晶體

2、分子晶體

3、原子晶體

4、金屬晶體

5、混和型晶體

三、離子極化

1、離子的極化

離子的極化作用：一種離子使異號離子極化而變形的作用。

離子的變形性：一種離子被異號離子極化發生電子云變形的性能。

無論是陰離子或是陽離子，都既有極化作用又有變形性。但正離

子半徑較小，電場作用強。極化作用占主導地位，而負離子的變

形性占主導地位。

離子的極化力和變形性與下列因素有關：

⑴離子的電荷：正離子帶正電荷越多，極化作用越強，而變形性

較小；負離子帶負電荷越多，變形性越大。

機構相似的離子，他們的變形順序：

>>>>>>

⑵離子的半徑半徑小的離子有較強的極化作用，其變形性較小。

半徑越大，變形性越大，如：>>>>>>>

⑶離子的外層電子構型當電荷相同，半徑相近時，極化力和變形

性決定于電子構型。8電子構型V9?17電子型V18、18+2電子型。

2、離子極化對物質性質的影響

⑴鍵的極性減小

由離子鍵—*共價鍵

⑵溶解度降低

⑶化合物的顏色加深

⑷化合物的熔、沸點降低

小結：具體了解分子間作用力的種類、存在于何種類型的物質，

了解氫鍵的本質及離子間的極化，對解釋物質的某些物質，尤其

是物理性質很重要。

作業：P804、5、16

第五章分析化學概論

§5.1分析化學概論

一、分析化學的任務和作用

分析化學是研究物質化學組成的分析方法及相關理論的一門科學。

分析化學的任務是鑒定試樣的可能組成和測定有關組分的含量及

結構。

成分分析

定性分析：鑒定物質的化學組成

分析化學定量分析：測定有關成分的含量

結構分析

二、定量分析方法

1、化學分析法：以物質的化學反應為基礎的分析方法。

⑴重量分析法：待測組分某化合物計算含量按濃度、體積、反

應式計算

⑵滴定分析法：

2、儀器分析法：是以物質的物理或物理化學性質為基礎的分析方

法。

常用的儀器分析法有：光學分析法（比色法、分光光度法、原子

吸收分光光度法）

電化學分析法（電位分析法、極譜分析法）

色譜分析法、質譜分析法、核磁共振譜法。

三、定量分析的一般程序

1、取樣

原則：使分析試樣具有代表性

例：固體原料取樣時，應從不同部位，不同深度確定許多樣點，

隨機，如不符合要求，應按下列程序加工：

⑴破碎；⑵過篩；⑶混勻；⑷縮分

2、試樣的分解：酸溶法、堿溶法和熔融法

3、測定

4、數據處理

§5.2定量分析的誤差

一、有效數字及運算規則

1、有效數字

⑴定義：有效數字包括數據中所有確定的數字和一位不確定的數

字。

在實際測量中最后一位是估計的，所以有效數字是指實際能測量

得到的數字。

⑵有效數字的位數

1.000843181五位有效數字

0.100010.98%四位有效數字

0.0382

三位有效數字

540.0040二位有效數字

0.05

一位有效數字

3600100有效數字位數較含糊

⑶“0〃的意義

〃0〃做為普通數字使用，就是有效數字

用來指示小數點位置，就不是有效數字。

注意：實驗數據中所有的數字都是有效數字，所以在記錄時最多

只保留一位不確定的數字。如：滴定管26.10mL,不能寫26.1mL；

天平讀數0.2200g,不能寫0.22go

⑷分析化學中一些慣例

濃度、質量：小數點后四位

體積、百分含量：小數點后兩位

pH值：兩位有效數字，指小數點后兩位，小數點前的數字用于定

位。

2、運算規則

⑴修約規則：〃四舍六入五成雙〃

注意：修約數字時，只允許對原測量值一次修約到所需位數，不

能分次修約。如：2.5491修約為兩位有效數字應為2.5,不能先

修為2.55,再修為2.6。

⑵運算規則

①加減法：兒個有效數字作加減運算時，和或差的小數點后的位

數與絕對誤差最大（小數點后位數最少）者相一致。

計算時一，先按〃四舍六入五成雙〃修約，再計算。

例：將6.13（誤差最大）、7.2305、0.10相加

即：6.13+7.2305+0.10=6.13+7.23+0.10=13.46

②乘除法：在乘除運算中，所得結果的有效數字的位數取決于相

對誤差最大（有效數字位數最少）的那個數。

運算時，一般可按有效數字位數最少的那個數據來保留其它數據

的位數，修約后再計算。

例：0.0247X0.45854-10.3512=0.0247X0.4584-10.4=0.00109

⑶分數和倍數的計算（分數和倍數是非測量值）

中間值可多保留一位，最后按上述規則運算。

如第一位數28,則有效數字可多一位

（四位有效數字）

定量分析結果：高含量（＞10%）保留四位有效數字；中含量（1?

10%）保留三位有效數字；微量（VI%）,保留兩位有效數字。

二、誤差的產生和表示方法

1、誤差的產生

誤差：測定結果與真實值之間的差值。

2、誤差的分類

⑴系統誤差（可測誤差）：是指分析過程中某些經常性的，固定

的原因所造成的誤差，它的大小、正負是可測的，系統誤差的特

點具有單向性和重現性。

系統誤差可分為方法誤差、儀器誤差、試劑誤差以及操作誤差。

⑵隨機誤差（偶然誤差）：是指分析過程中某些隨機的偶然因素

造成的。隨機誤差分布服從一定的規律；

①大小相等的正、負誤差出現的兒率相等；

②小誤差出現的兒率高于大誤差出現的兒率；

③特別大的誤差出現的兒率近似等于零。

3、誤差的表示方法

⑴準確度和誤差

①準確度：測定值與真實值之間接近的程度。

②誤差：測定結果與真實值之間的差值。

③絕對誤差：測定（x）或測定值的平均值（）與真實值（T）之間的差

值叫絕對誤差（E）。

或

④相對誤差：絕對誤差在真實值中所占的百分比。

誤差可以是正值、也可是負值。誤差越小，表示測定值的準確度

越高；誤差越大，表明測定值的準確度越差。

⑵精密度和偏差

①精密度：多次平行測定結果相互接近的程度。

②偏差：個別測定值與平均值之間的差值。

③絕對偏差（d）:每個測定值X與平均值的差值。

④相對偏差：絕對偏差在平均值中所占的百分比。

⑤平均偏差（）：是各個偏差的絕對值的平均值。

⑥

每一個測定值的偏差有正、負號，但平均偏差無正、負號。平均

偏差越小，表明這一組分析結果的精密度好。

⑦標準偏差：（均方根偏差）

測定次數一8時，標準偏差用表示

U：總體平均值

做有限次數的平行測定，標準偏差用S表示

（nW20）

⑧相對標準偏差（變異系數CN）

在報告分析結果時，需報出平均值，標準偏差S和測定次數n。

⑶準確度與精密度的關系

分析P88圖5-1

從原則上講，分析結果準確度高需以精密度好為前提，但精密度

好不一定表示準確度高。高的精密度不一定保證高的準確度，真

正的準確度高必然精密度也高。

三、提高分析結果準確度的方法

1、減少系統誤差的方法

⑴對照實驗：判斷是否存在系統誤差

⑵空白試驗：判斷試劑、蒸儲水、器皿造成的系統誤差

⑶儀器校正

⑷方法校正

2、減少隨機誤差的方法

增加平衡測定的次數，實際工作中，測4?6次，一般化學分析中，

平行測3?4次。

3、減少相對誤差的方法

分析天平:最大絕對誤差±0.002g,相對誤差V0.1%,稱試樣0.2g

以上。

滴定管：讀數絕對誤差±0.01mL,一次滴定中，讀數2次，絕對

誤差±0.02mL,相對誤差V0.1%,消耗滴定劑體積20mL以上，

實際，一般控制20?30mL。

四、可疑數據的取舍

1、離群值：在多次平衡測定中，特別大或特別小的數據稱離群值

（可疑值）。

2、檢驗離群值舍棄的方法一Q檢驗法

⑴將測定值（包括可疑值）由小到大排列，其中和為可疑值。

⑵求可疑值與近似臨值之差，然后除以極值，所得商稱Q值。

（檢驗）（檢驗）

⑶查Q值表，若QNQ（0.90）,則可疑值棄取，否則保留。

例P89例5-4

§5.3滴定分析法

一、滴定分析過程和分類

1、滴定分析法（容量分析法）：是用滴定的方式測定物質含量的

一類方法。

2、標準溶液：已知其準確濃度的溶液。（滴定劑）

3、滴定：往被測溶液中滴加標準溶液的過程。

4、化學計量點：滴定劑與被測物質正好按化學計量關系定量發硬。

5、滴定終點：指示劑發生顏色突變而終止滴定時稱滴定終點。

6、終點誤差：滴定終點與化學計量點之間的差別引起的誤差。

7、滴定分析法分類：酸堿滴定、配位滴定、沉淀滴定、氧化還原

滴定。

二、滴定反應的條件和滴定方式

1、滴定反應具備的條件

⑴滴定反應按確定的反應式進行，無副反應。

⑵反應迅速完成。

⑶有合適的不確定終點的方法。

2、常用的滴定方式

⑴直接滴定法：滴定劑和被測物滿足以上條件，可直接滴定，如：

滴、滴

⑵返滴定（四滴）：反應慢或缺乏合適的指示劑

方法：先往被測物中加入一定過量的某種試劑，與被測物反應，

待反應完成后，再用另一合適的滴定劑滴定剩余的試劑。

⑶置換滴定法：兩者不按反應式進行或有副反應。

求：部分反應（有，又有）可用：（標準溶液直接滴定）

⑷間接滴定法：被測物與滴定劑不能直接反應。測定、用作滴

定劑。

三、標準溶液和基準物質

1、標準溶液

⑴標準溶液：已知其準確濃度的溶液

⑵基準物質：能用于直接配置或標定保準溶液的純物質。基準物

符合的條件：

①純度高：99.9%以上

②組成與化學式完全相符

③性質穩定

④試劑符合上述條件，最好有較大的摩爾質量

2、標準溶液的配置

標準溶液的濃度常為：0.05-0.2

⑴直接法：

⑵標定法：先配成接近所需濃度的溶液，再標定。、、、

3、標準溶液濃度的表示方法：

⑴物質的量濃度

⑵滴定度：指1mL滴定劑溶液相當于被測物質的質量。T表示。

（每消耗1mLNaOH標準溶液,相當于含HAc0.005327g）

小結：分析化學中的概念是以后分析中常用的基礎，不能混淆。

作業：P931、3、5

第六章酸堿平衡和酸堿滴定法

§6.1酸堿理論

一、酸堿電性理論

凡在水溶液中電離產生的陽離子全部是的物質叫酸，產生的陰離

子全部是的叫堿。

二、酸堿質子理論

1、酸堿定義：凡能給出質子（）的物質為酸；凡能接受質子的物

質為堿。

2、共甄酸堿對：酸和放出H+后相應的堿稱為共甄酸堿對。HAc和

酸給出質子的傾向越強，其共粗堿接受質子的傾向越弱。即酸越

強，它的共飄堿就越弱。

3、酸堿半反應：共朝酸堿對的質子得失反應。

4、酸堿反應的實質：質子的轉移。

酸堿半反應在溶液中不能單獨進行，當一種酸給出質子時，溶液

中心必須有一種堿來接受質子。

5、質子自遞作用和水的離子積

這種水分子之間的質子傳遞作用稱為自遞作用。

就是水的離子積，在25c時為10T4,則

§6.2弱電解質的解離平衡和強電解質溶液

一、一元弱酸弱堿的解離平衡

1、酸堿平衡及解離常數

、值越大，表示弱酸或弱堿的解離程度越大，因此可由平衡常數

大小，判斷同類型的弱酸弱堿的相對強弱程度。與濕度有關，與

濃度無關。

2、酸的與其共飄堿的之間的關系

一定溫度下：

多元弱酸:

多元弱酸根:

同理，三元弱酸及共燒堿：

補充練習：⑴比較、、的堿性強弱

解：查表的

的，共飄堿的

的，共飄堿的

三種堿由強到弱的順序：>>

⑵求離子的和，并判斷水溶液呈酸性還是堿性。

解：是的共飄堿，是三元酸。

查表

在水溶液中存在兩種電離：

酸式電離：

堿式電離：

查表：

＞水溶液呈弱酸性

3、濃度的計算

⑴解離度

不僅與溫度有關，還與溶液的濃度有關

⑵濃度的計算

起始濃度c00

平衡濃度

當W500時，很小,

一稀釋定律

對于一元弱酸，為總濃度

若W500時

近似公式

2500時

<500時-，解一元二次方程，得：

精確公式

若酸的濃度非常小，且酸性極弱，雖滿足>500,不能忽略水的

電離

例：P996-1

二、多元弱酸弱堿的解離平衡

多元弱酸（或弱堿）在水溶液中分布解離，現以為例:

對于多元弱酸：>>,所以多元弱酸的主要來自第一級解離,

忽略。

據多重平衡規則：

例：P1006-2教師引導學生完成

結論：⑴對于多元弱酸：>>且>500時:采用

⑵當VV時，第二級電離中的酸根離子的濃度仁，與酸的原始

濃度無關。

三、兩性物質的溶液

兩性物質：在溶液中，既能給出質子、又能接受質子。酸式鹽、

弱酸弱堿鹽、氨基酸均為兩性物質。以為例：

平衡時：

兩性物質：>20時-，，

例：P1016-3同學獨立完成

四、強電解質溶液

1、表現解離度：強電解質溶液測得的〃解離度〃為表觀解離度

2、活度和活度系數:

a一有效濃度(活度)

c一實際濃度

一活度系數

五、同離子效應和鹽效應

1、同離子效應：在弱電解質的溶液中，加入含有相同離子的強電

解質，使弱電解質的解離度降低的現象。HAc中加入NaAc。

例：P1036-5教師分析，同學完成

2、鹽效應：在弱電解質溶液中，加入不含相同離子的強電解質,

由于離子間相互牽制作用增強，從而使弱電解質的電離度略有升

高的現象。

與同離子效應比較，鹽效應影響小，二者同時存在時，只考慮同

離子效應。

小結：重點掌握的表達式的寫法及應用，不同溶液中濃度的計

算公式。

作業：P1301.(2).(4)

P1291、4

§6.3溶液的酸堿性

一、水的解離

25℃,

溫度不同，不同。由于水的解離是一個吸熱反應，所以溫度升高，

升高。

二、溶液的酸堿性和pH

pH>7,堿性；pH<7,酸性；pH=7,中性。

三、鹽類的水解

1、一元強堿弱酸鹽

NaAc的水解

據多重平衡規則：

稱為水解常數，越大，水解程度越大，溶液的堿性越大。

例：P106例6-6

2、一元強酸弱堿鹽的水解

例：P107例6-7

3、一元弱酸弱堿鹽的水解

NH4Ac水解

如：%溶液近中性

>溶液近酸性

<溶液近堿性

若心

4、多元弱酸弱堿鹽的水解

Na2C03

例：P108例6-8

四、影響鹽類水解的因素

1、鹽類本質

2、鹽的濃度

3、溫度

4、同離子效應

五、緩沖溶液

緩沖作用：能對抗外來少量強酸或強堿或稍加稀釋，而pH改變很

小的作用。

緩沖溶液：具有緩沖作用的溶液。

1、緩沖溶液的組成和作用原理

①弱酸及其鹽(HAc~NaAc)

②弱堿及其鹽(NH3?H20-NH4C1)

③多元弱酸的酸式鹽及次級鹽(NaH2P04-Na2HP04,NaHC03?

Na2C03)

緩沖作用的產生。

加少量酸，H+與Ac-結合成HAc,平衡左移，H+兒乎沒增加

加少量強堿，H+與0H-結合成水，平衡右移，H+兒乎沒降低

加少量水，HAc的解離度升高，H+增加，稀釋體積增大，H+降低，

結果兒乎不變。

2、緩沖溶液pH的計算

以HA為例：

起始濃度

0

平衡濃度

由于同離子效應，x很小，，

緩沖公式

同樣，對一元弱堿及鹽組成的緩沖溶液：

例：P1106-9教師分析，同學完成（此題難度較大，主要是加入

或后，、的求法，要詳細分析此處。）

從緩沖公式可看出：

⑴緩沖溶液pH值，主要取決于或

⑵緩沖溶液控制溶液pH值主要體現在、

⑶緩沖溶液的緩沖能力主要與弱酸（弱堿）及鹽的濃度有關

⑷緩沖范圍：

⑸稀釋適當不變，不變

3、緩沖溶液的選擇和配制

⑴緩沖溶液的選擇：

①所選緩沖溶液不能與其它試劑反應（藥用考慮毒性）；

②緩沖溶液的pH值應在要求范圍之內。

⑵緩沖溶液的配置

①在一定量的弱酸或弱堿溶液中加入固體鹽進行配制。

例：P1126-10

②采用相同濃度的弱酸（或弱堿）及其鹽的溶液，按不同體積相

互混和

：弱酸液的體積：鹽溶液體積

（弱堿?鹽組成的緩沖溶液）

③在一定量的弱酸（或弱堿）中加入一定量的強堿（或強酸），

通過中和反應生成的鹽和剩余的弱酸（或弱堿）組成緩沖溶液。

P1126-11；P1136-12組織學生練習。

§6.4酸堿指示劑

一、酸堿指示劑的作用原理

指示劑一般是弱的有機酸或堿，它們的各種存在形式由于結構不

同，具有不同的顏色，當溶液的酸度變化，存在形式改變，在溶

液中呈不同顏色。

酚猷;弱的有機二元酸：

二、變色范圍:

WN酸色

NW堿色

混和色

混和指示劑：Pl16

小結：重點掌握緩沖公式，會選合適的緩沖溶液，掌握常見指示

劑的顏色變化。

作業：P1314、8、9

§6.5酸堿滴定曲線及指示劑選擇

滴定曲線：以滴定劑的加入量為橫坐標，對應的pH為縱坐標作圖

所得的曲線。

一、強堿（酸）滴定強酸（堿）

（一）不同階段pH的計算

以NaOH滴定20mLHC1為例：

1、滴定前

2、滴定開始至化學計量點前：

加入NaOH

加入NaOH

3、化學計量點

4、化學計量點后:

力口入NaOH

將以上數據列表，作圖，得滴定曲線（PH8圖6T）

滴定突躍:在化學計量點前后很小的范圍內，溶液的pH變化最大，

稱為滴定突躍。

滴定突躍范圍：通常將化學計量點前后各0.1%的pH范圍稱為滴

定突躍范圍。

（二）指示劑的選擇

原則：指示劑最好能在化學計量點改變顏色。

一般規律：最好指示劑的變色范圍全部或基本上都處在突躍范圍

之內。

二、強堿（酸）滴定弱酸（堿）

以NaOH滴定20mLHAc為例

（一）不同階段的pH的計算

1、滴定前：弱酸決定

2、滴定開始至化學計量點前：（緩沖溶液）

（相同）

加入19.98mLNaOH

3、化學計量點：NaAc溶液，由水解公式計算

4、化學計量點后：由過量的強堿決定

加入20.02mLNaOH

突躍范圍：7.75-9.70繪滴定曲線P120圖6-2分析

（二）指示劑的選擇

酚醐（8.0-10.0）百里酚藍（8.0~9.6）百里酚獻（9.4?10.6）也

可以

（三）滴定判據（相對誤差〈±0.1%）

由于弱酸（堿）及其共飄堿（酸）的和的乘積等于，所以如果

其濃度的弱酸可以被準確滴定，則相同濃度的共輒堿就不能被準

確滴定。

練習：HC1滴定20.00mL氨水，求各階段的pH值，滴定突躍，

指示劑。

三、多元酸（堿）的滴定

以NaOH滴定H2A為例

第一化學計量點：NaOH滴定H2A產物為NaHA

第二化學計量點：NaOH滴定H2A產物為Na2A

NaOH滴定H3P04以NaOH滴20mLH3P04

第一化學計量點：產物為NaH2P04濃度

可用甲基橙，甲基紅或澳甲酚綠作指示劑。

第二化學計量點：產物為Na2HP04計算用酚醐、百里酚醐作指示

劑。

第三化學計量點：<,故不能被準確滴定到終點。

分步滴定：通常將多元酸能夠分別滴定到兩個終點稱為可以分布

滴定。（二元為例）

判據：⑴當N,N且N,可分布滴定，產生兩個滴定突躍，

得到兩個滴定終點。

⑵當N,W且與，可滴定到。

⑶當N,N且V,兩個同時被滴定到，得一個滴定終點。

濃度為，2,N且V,不能分布滴定，但可被一步滴到，

測總酸量。

例：標定

勉強滴定到終點

第一化學計量點：，可選酚獻，可選百里酚藍和甲酚紅綜合指示

劑，變化明顯。

第二化學計量點：選甲基橙作指示劑

小結：滴定過程pH得計算關鍵是搞清溶液得性質，才能準確計算

其pH,然后選擇合適的指示劑，對多元滴定的判據要理解掌握。

作業：P13110、11、13

§6.6酸堿滴定法的應用

一、酸標準溶液的配制和標定

HCKH2s04常用濃度HC1用間接法配制

將濃HC1(,)稀釋成接近所需濃度的溶液，再標定。

1＞用無水標定

化學計量點用甲基橙(3.1-4.4)作指示劑

2、用硼砂（）標定

化學計量點選甲基紅（4.4?6.2）作指示劑

二、堿標準溶液的配制和標定

NaOH常用濃度：用間接法配制

1、用草酸（）標定

用酚獻作指示劑

2、鄰苯二甲酸氫鈉（，簡稱KHP）標定

酚獻作指示劑

三、酸堿滴定法的應用

1、酸堿滴定法的應用示例

⑴燒堿中NaOH和含量的測定

①稱試樣，溶解后以酚醐作指示劑，用HC1滴定，由紅一無色，

耗HC1,此時為第一終點，反應為：

②然后加甲基橙，繼續用HC1滴定，由黃一橙色，又用去HC1,

此時為第二終點，反應為：

中和NaOH消耗HC1的體積()

中和消耗HC1的體積，

⑵純堿中和含量的測定

①酚儆作指示劑，耗HC1第一終點

②再加甲基橙：原混合物中的和生成的都被中和成，消耗HC1

第二終點

消耗HC1

消耗HC1()

判斷混和堿組分的規則：

當Vl>V2>0其組分是NaOH和

當V1VV2Vl>0其組分是和；

當Vl=V2>0其組分是

當Vl=0V2>0其組分是

當V2=0Vl>0其組分是NaOH

2、酸堿滴定法結果計算示例

例16-13.6-14教師詳細分析,引導同學完成(P128、P129)

補充練習：某純堿試樣1.000g,溶于水后，以酚醐為指示劑，耗

用，HC1溶液；再以甲基橙為指示劑，繼續用上述HC1溶液滴定，

共耗去HC1,求各試樣中各組分的質量分數。

例：據已知條件：酚醐為指示劑

甲基橙作指示劑，

<>0其組分是和

小結：在實際化工生產中，經常用到堿中各組分含量的測定，所

以要從本質上理解酚猷、甲基橙作指示劑發生的反應，根據反應

式計算各組