课改分析化学教案

1、86石家庄财经职业学院分析化学教案课 次第一次授课教师乔赛男授课班级12级化工、食品基本课题分析化学概述、定量分析的误差教学目的1了解分析化学的任务和作用；2了解误差的意义，掌握误差的表示方法。重 点误差的表示方法难 点误差的表示方法课 型讲授、举例、讨论学 时2学时教 学 过 程时间分配教学方法能力培养先熟悉学生，再让学生参观实训室，学生设疑，提出问题、分析问题、解决问题。45min参观法启发式教学互动式教学调动学生学习本课程的激情，提高学习兴趣一、分析化学概述15min讲授举例讨论熟悉本课程的内容和任务二、定量分析的误差20min讲授举例讨论了解误差的意义，掌握误差的表示方法三、总结10m

2、in讲授讨论具有总结本次课的能力课后记： 教学内容先熟悉学生们，再让学生参观实训室，学生设疑，提出问题、分析问题、解决问题。一、分析化学概述（一）分析化学的任务和作用1.定义：分析化学是人们获得物质化学组成和结构信息的科学。也就是说它是研究物质化学组成的表征和测量的科学，是化学学科的重要分支，它所解决的问题是物质是什么组分组成的，这些组分在物质中是如何存在的，以及各组分的含量有多少。2.任务：鉴定物质的化学成分定性分析测定各组分的含量定量分析确定物质的结构结构分析3.作用：分析化学是研究物质及其变化规律的重要方法之一，它在涉及化学现象的各个学科中都发挥着重要的作用，例如：矿物学、地质学、生理学

3、、医学、农学、物理学、生物学、环境科学、能源科学等。主要表现在以下几个方面：（1）21 世纪是生命和信息科学的世纪，科技和社会生产发展的需要要求分析化学尽可能快速、全面和准确地提供丰富地信息和有用的数据。（2）现代分析化学正在把化学与数学、物理学、计算机科学、生物学、精密仪器制造科学等学科结合起来。（3）在工农业生产、科学技术、国防建设等社会主义建设中起着重要作用。（4）在各学科的科学研究中的作用 科学技术的眼睛，是进行科学研究的基础。总之，分析化学在解决各种理论和实际问题上起着巨大的作用。因此，各类高校与化学有关的专业都设有适当课时的分析化学基础课。通过分析化学的学习，使大家把学习的无机理论

4、更密切地联系实际，培养同学们严格、认真和实事求是的科学态度，观察和分析、判断问题的能力，精密、细致地进行科学实验的技能，使大家具备科技工作者应有的素质，为以后的学习和工作打下良好的基础。（二）分析方法的分类1.据分析的目的和任务分：（1）定性分析(qualitative analysis)：鉴定物质是由哪些元素、原子团、官能团或化合物所组成的。（2）定量分析(quantitative analysis)：测定物质中有关组分的含量。（3）结构分析(structural analysis)：了解化合物的分子结构和晶体结构。2.根据分析的对象(分析对象的化学属性)分为：（1）无机分析(inorgan

5、ic analysis)，分析的对象是无机物。（2）有机分析(organic analysis)，分析的对象是有机物。3.按试样用量和操作方法分：常量分析(macro analysis) 0.1 克>10 毫升半微量分析(semi-macoro analysis) 0.01-0.1 克1-10 毫升微量分析(micro analysis) 0.1-10 毫克0.01-1 毫升超微量分析<0. 1 毫克<0.01 毫升4.按分析时所依据的物质的性质(或测定的原理)分：（1）化学分析(chemical analysis)，以物质所发生的化学反应为基础。重量分析：通过化学反应及一系

6、列操作，使试样中的待测组分转化为另一种纯粹的、固定化学组成的化合物，再称量该化合物的重量(或质量)从而计算出待测组分的含量。滴定分析：将已知浓度的试剂溶液滴加到待测物质溶液中，使其与待测组分恰好完全反应，根据加入试剂的量(浓度与体积)，计算出待测组分含量。根据滴定反应的类型不同分为：例如：用AgNO3 溶液滴定Cl 若根据n (AgNO3)的量(c.V)求Cl 的量则为滴定分析，若根据AgCl 的重量计算Cl 则为重量分析。化学分析法通常用于高含量或中含量组分的测定。即待测组分在1%以上的。(2)仪器分析法(instrumental analysis)借助仪器，以物质的物理或物理化学性质为依据

7、的分析方法。仪器分析法是以测量物质的物理性质为基础的分析方法。由于这类方法通常需要使用较特殊的仪器，故得名“仪器分析”。其具体分类如下：光学分析法、电化学分析法、热分析法、色谱分析法5.按所分析的组分在试样中的相对含量（含量高低）分：常量组分分析（主量分析）macro component analysis > 1%微量组分分析（次主量分析）micor component analysis 0.01%1%痕量组分分析（痕量分析）trace component analysis < 0.01%6.其他特殊命名的方法：仲裁分析、例行分析、微区分析、表面分析、在线分析等。（三）分析化学的进

8、展情况分析化学的起源可以追溯到古代的炼金术。当时的分析手段主要依靠感官和双手。16 世纪出现了第一个使用天平的试金实验室，到19 世纪末，分析化学基本上由定性手段和定量技术组成，进入20 世纪，由于现代科学的发展，相邻学科间的渗透，使分析化学经历了三次巨大的变革：A、经典分析化学：19 世纪末20 世纪30 年代，溶液中四大平衡理论的建立，使分析化学从一门技术转变成一门独立的科学。B、近代分析化学：20 世纪30 年代70 年代，开创了仪器分析的新时代物理方法大发展。C、现代分析化学：20 世纪70 年代现代，以计算机应用谓主要标志的信息时代的到来，促进了分析化学的发展，也提出了更多的课题和要

9、求。在确定物质组成和含量的基础上，提供物质更全面的信息。因此，一些新技术和新方法也就应运而生。常量微量及微粒分析静态快速反应追踪分析组成形态分析破坏试样无损分析总体微区表面分析及逐层分析离线（脱线）在线过程分析宏观组分微观结构分析二、定量分析的误差（一）误差的表征-准确度与精密度1.准确度是测定值xi与真值之间接近的程度，两者愈接近，则分析结果准确度越高。准确度的高低用误差来衡量。2.精密度是几次平行测定结果相互接近的程度。3.准确度与精密度的关系：A精密度是保证准确度的先决条件。B 高的精密度不一定保证高的准确度。如下图：甲、乙、丙、丁四人分析同一标准铁试样中铁的含量的结果。（二）误差的表示

10、1.误差误差是指测定值xi与真值之差。误差的大小可用绝对误差和相对误差来表示，即2.偏差（1）定义：各次测定值与平均值之差称为偏差。偏差的大小可以用来表示精密度，偏差越小说明测量的精密度越高。（2）分类：绝对偏差和相对偏差绝对偏差：di=xi-x均相对偏差：Rdi= di/ x均 *100%3.公差（三）误差的分类1.系统误差系统误差又称可测误差，是由某种固定的原因引起的误差。它的突出特点是：A、单向性：它对分析结果的影响比较固定，可使测定结果系统偏高或偏低。B、重现性：当重复测定时，它会重复出现。C、可测性：一般来说产生系统误差的具体原因都是可以找到的。因此也就能够设法加以测定，从而消除它对

11、测定结果的影响，所以系统误差又叫可测误差根据系统误差产生的具体原因，又可把系统误差分为：（1）方法误差：是由分析方法本身不够完善或有缺陷而造成的，如：滴定分析中所选用的指示剂的变色点和化学计量点不相符；分析中干扰离子的影响未消除；重量分析中沉淀的溶解损失而产生的误差。（2）仪器误差：由仪器本身不准确造成的。如：天平两臂不等，滴定管刻度不准，砝码未经校正。（3）试剂误差：所使用的试剂或蒸馏水不纯而造成的误差。（4）主观误差（或操作误差）：由操作人员一些生理上或习惯上的主观原因造成的，如：终点颜色的判断，有人偏深，有人偏浅。重复滴定时，有人总想第二份滴定结果与前一份相吻合。在判断终点或读数时，就不

12、自觉地受这种“先入为主”的影响。2.随机误差（或称偶然误差，未定误差）它是由某些无法控制和避免的偶然因素造成的。如：测定时环境温度、湿度、气压的微小波动，仪器性能的微小变化，或个人一时的辨别的差异而使读数不一致等。如：天平和滴定管最后一位读数的不确定性。它的特点：大小和方向都不固定，也无法测量或校正。除这两种误差外，往往可能由于工作上粗枝大叶不遵守操作规程等而造成的“过失误差”。如：器皿不洁净，丢损试液，加错试剂，看错砝码、记录或计算错误等。（四）误差的减免1.系统误差的消除系统误差可采用一些校正的办法和制定标准规程的办法加以校正，使之接近消除。（1）对照试验对照试验是检验系统误差的最有效的办

13、法。可以与标准试样的标准结果进行对照；也可以与其它成熟的分析方法进行对照；或者由不同分析人员，不同实验室来进行对照试验。标准试样的结果比较可靠，可供对照试验选用。进行对照试验时，尽量选择与试样组成相近的标准试样进行对照分析。根据标准试样的分析结果，可由统计方法进行检验，以判断试样分析结果有无系统误差。由于标准试样的数量和品种有限，所以有些单位又自制一些所谓“管理样”，以此代替标准进行对照分析。管理样事先经过反复多次分析，其中各组分的含量也是比较可靠的。如果没有适当的标准试样和管理试样，有时可以自己制备“人工合成试样”来进行对照分析。人工合成试样是根据试样的大致成分由纯化合物配制而成。进行对照试

14、验时，如果对试样的组分不完全清楚，则可以采用“加入回收法”进行试验。这种方法是向试样中加入已知量的被测组分，然后进行对照试验，看看加入的被测组分能否被定量回收，以此判断分析过程是否存在系统误差。（2）做空白实验 检验和消除试剂误差。空白试验：就是在不加试样的情况下，按照试样分析同样的操作条件和手续进行试验。试验所得结果称为空白值。（3）实验前校正器皿和仪器 消除仪器误差。（4）采用标准方法，找出校正数据 消除方法误差。（5）进行多次平行测定 减小随机误差。随机误差是由偶然因素引起的，可大可小，可正可负，粗看起来，无规律可循，但经过大量实验可以发现，偶然误差的分布也有一定规律性：1）大小相近的正

15、误差和负误差出现的机率相等，即绝对值相近( 或相等) 而符号相反的误差以同等的机率出现。2）小误差出现的频率高，而大误差出现的频数较低，很大误差出现的机率近于零或极少。即：偶然误差的规律符合正态分布。在消除系统误差的情况下，增加测定次数，取其平均值，可减少偶然误差。三、总结通过本节课的学习，学生们要了解分析化学的任务和作用；了解误差的意义，掌握误差的表示方法。希望学生们通过参观化学分析实训室，对本课程产生学习兴趣。课 次第二次授课教师乔赛男授课班级12级化工、食品基本课题有效数字及运算规则、分析结果的数据处理教学目的1理解定量分析数据的处理方法；2掌握有效数字的表示和运算规则。重 点有效数字的

16、表示和运算规则难 点定量分析结果的数据处理课 型讲授、举例、讨论、练习学 时2学时教 学 过 程时间分配教学方法能力培养课前复习：找同学回答上节课所学的知识，引入新知识。10min温故而知新总结上次课知识，调动学生学习本次课的激情一、有效数字的表示和运算规则30min讲授举例练习会对有效数字进行修约与计算二、定量分析结果的数据处理30min讲授举例练习会对分析结果进行数据处理三、定量分析结果的表示方法10min讲授举例讨论了解定量分析结果的表示方法四、总结10min讲授讨论培养学生总结所学知识的能力课后记：教学内容课前复习：找同学回答上节课所学的知识，引入新知识。一、有效数字及其运算规则（一）

17、有效数字及其位数 1.实验过程中常遇到的两类数字（1）数目：如测定次数；倍数；系数；分数（2）测量值或计算值。数据的位数与测定准确度有关。记录的数字不仅表示数量的大小，而且要正确地反映测量的精确程度。 结果 绝对偏差 相对偏差 有效数字位数 0.51800 ±0.00001 ±0.002% 5 0.5180 ±0.0001 ±0.02% 4 0.518 ±0.001 ±0.2% 32.数据中零的作用数字零在数据中具有双重作用： （1）作普通数字用，如 0.5180 4位有效数字 5.180´101（2）作定位用：如 0.05

18、18 3位有效数字 5.18´1023.改变单位，不改变有效数字的位数如： 24.01mL 24.01´103 L 4.注意点（1）容量器皿；滴定管；移液管；容量瓶；4位有效数字（2）分析天平（万分之一）取4位有效数字（3）标准溶液的浓度，用4位有效数字表示: 0.1000 mol/L（4）pH 4.34，小数点后的数字位数为有效数字位数 对数值，lgX =2.38；lg(2.4´102)（二）运算规则1.加减运算 结果的位数取决于绝对误差最大的数据的位数 例： 0.0121 绝对误差：0.0001 25.64 0.01 1.057 0.001 26.7091 0

19、.00012.乘除运算有效数字的位数取决于相对误差最大的数据的位数。 例：(0.0325 ´ 5.103 ´ 60.0)/ 139.8 = 0.071179184 0.0325 ±0.0001/0.0325 ´ 100%=±0.3% 5.103 ±0.001 /5.103 ´ 100%=±0.02% 60.06 ± 0.01 /60.06 ´ 100%=±0.02% 139.8 ±0.1 /139.8 ´ 100% =±0.07%3.注意点（1）分数；比例

20、系数；实验次数等不记位数；（2）第一位数字大于8时，多取一位，如：8.48，按4位算；（3）四舍六入五留双；（4）注意pH计算，H+=5.02´10 -3； pH = 2.299； 有效数字按小数点后的位数计算。二、定量分析结果的数据处理（一）数据几种趋势的表示方法1.算术平均值测定n次时，测定n次时，2.中位数是指一组平行测定值按由小到大的顺序排列时的中间值。当n为奇数时，中位数就是位于序列中间的那个值。当n 为偶数时，中位数就是正中间两个相邻值得平均值。（二） 数据分散程度的表示方法1.平均偏差平均偏差又称算术平均偏差， 用来表示一组数据的精密度。平均偏差： 先计算各次测定对于平

21、均值的偏差： （i =1， 2， n）然后求其绝对值之和的平均值：相对平均偏差：2.标准偏差（均方根偏差）为总体平均值，在校正系统误差的情况下，即为真值。 有限测定次数时的标准偏差s表达式为：相对标准偏差也称变异系数（CV），其计算式为：3.平均值的标准偏差m个n次平行测定的平均值： 当n 大于5时， s s 变化不大，实际测定5次即可。 以 X± s 的形式表示分析结果更合理。（三）置信度和平均值的置信区间对于有限次测定，平均值 与总体平均值m 关系为 ：s.有限次测定的标准偏差； n.测定次数讨论：1. 置信度不变时：n 增加， t 变小，置信区间变小； 2. n不变时：置信度增

22、加，t 变大，置信区间变大；置信度真值在置信区间出现的几率 ；置信区间以平均值为中心，真值出现的范围；（四）可疑数据的取舍1.Q检验法2.4d检验法三、定量分析结果的表示方法（一）元素表示法（二）离子表示法（三）氧化物表示法（四）质量分数表示法（五）体积分数表示法（六）质量浓度表示法四、总结通过本节课的学习，同学们要会对有效数字进行修约与计算；会对分析结果进行数据处理；了解定量分析结果的表示方法课 次第三次授课教师乔赛男授课班级12级化工、食品基本课题物质的定量分析过程教学目的1具有一定的试样采取和制备的技术；2学会无机试样和有机试样的分解方法；3培养根据不同的分离对象，选择恰当的分离方法的能

23、力。重 点试样采取和制备难 点根据不同的分离对象，选择恰当的分离方法课 型讲授、举例、讨论、练习学 时2学时教 学 过 程时间分配教学方法能力培养引入：以某种物质定量分析的一般步骤为例，引入本节课内容10min启发式教学互动式教学通过老师引导，调动学生学习本次课的激情一、试样的采取与制备15min讲授举例讨论具有一定的试样采取和制备的技术二、试样的分解20min讲授举例讨论学会无机试样和有机试样的分解方法三、干扰组分的分离方法20min讲授举例讨论培养根据不同的分离对象，选择恰当的分离方法的能力四、分析结果的计算与评价15min讲授举例讨论会对分析结果进行计算与评价五、总结10min讲授讨论培

24、养学生总结所学知识的能力课后记：教学内容引入：以某种物质定量分析的一般步骤为例，引入本节课内容。一、试样的采取与制备根据分析对象是气体、液体或固体,采用不同的取样方法。在取样过程中,关键是要使分析试样具有代表性,否则分析工作将毫无意义,甚至可能导致得出错误结论。固体试样:先多点采样,经过粉碎、过筛、混匀、缩分（四分法）,得到少量试样,烘干保存于干燥器中备用. 对于液体试样要根据具体情况选择好采样点,用采样器在不同深度取样后,混合后备用。二、试样的分解定量化学分析一般采用湿法分析,最常用的分解方法有溶解法和熔融法.（一）无机物的分解1、溶解法: 通常采用的溶剂有水、酸、碱或混合酸.常利用其极性、

25、酸性、碱性、两性、还原性、氧化性、络合能力及脱水能力等.盐酸：具有强酸性、弱还原性及一定络合能力.硝酸：具有强酸性、强氧化性.硫酸：具有强酸性,在浓、热的状态下具有强氧化性及脱水能力,可使有机物分解,也常用来分解多种合金及矿石.利用它的高沸点可以蒸发至冒SO3白烟来除去低沸点的盐酸、氢氟酸、硝酸等.磷酸：在高温时形成焦磷酸,具有强络合能力.高氯酸：是最强的酸,它在浓、热时具有强氧化性及脱水性,分解能力很强.氢氟酸：有很强的络合能力,与Si形成SiF4具挥发性,常与硫酸或硝酸混合使用,在铂金或聚四氟乙烯器皿中分解硅酸盐.混合酸：王水是浓盐酸和浓硝酸按3:1体积比混合而得的,具有极强的酸性、氧化性

26、及络合能力.例:ZnS、CuS、HgS可分别溶解于盐酸、硝酸、王水中.硝酸加高氯酸常常用于分解有机物.NaOH：主要用于分解某些具两性的金属(如铝)或氧化物(如As2O3).2、熔融法: 是将试样与固体熔剂混匀后置于特定材料制成的坩埚中,在高温下熔融,分解试样,再用水或酸浸取融块. 熔剂可分为酸性熔剂及碱性熔剂.K2S2O7及KHSO4 酸性熔剂：分解时产生SO3,能与碱性氧化物反应,使用石英或铂坩埚熔融. Na2CO3,NaOH,Na2O2等碱性熔剂：可分解大多数酸性矿物.当使用NaOH 或Na2O2为熔剂时,只能使用铁、银或刚玉坩埚熔融. （二）有机物的分解 通常采用干式灰化法和湿式消化法

27、,前者是将试样置于马弗炉中加高温(400700)分解,有机物燃烧后留下无机残渣,以酸提取后制备成试液. 湿式消化法使用硝酸和硫酸混合物作为溶剂与试样一同加热煮解,对于含有易形成挥发性化合物(如氮、砷、汞等)的试祥,一船采用蒸馏法分解.湿式消化法的优点是简便、快速，但应注意分解.溶剂的纯度。三、干扰组分的分离方法 应根据待测组分的性质、含量和对分析结果准确度的要求,选择合适的分析方法.熟悉各种方法的特点,根据它们在灵敏度、选择性及适用范围等方面的差别,来正确选择适合不同试样的分析方法.是分析过程的重要内容。当试样共存组分对待测组分的测定有干扰时,应设法消除.使用掩蔽剂消除干扰在操作上简便易行,而

28、寻找不到合适的掩蔽方法时,必须进行分离.复杂样品： 消除干扰方法：掩蔽或分离：沉淀分离、萃取分离、离子交换、层析分离。对分离要求： 被测组分不能损失；干扰组分减少到不干扰。一般要求回收率应达到9099.9%.分析方法： 化学方法：准确度高，常量组分的测定仪器方法：灵敏度高，微量组分的测定 四、分析结果的计算及评价 根据反应的计量关系及分析测量所得数据,计算试样中待测组分含量.对于测定结果及其误差分布情况,应用统计学方法进行评价.（一）待测组分的化学表示式 1、以待测组分实际存在形式表示 (分子、离子) 2、以氧化物或者元素形式表示（金属材料、有机分析）（二）待测组分含量的表示法 固体试样： 质

29、量分数 气体试样： 体积分数 液体试样：1、物质的量浓度:单位用mol·L-1. 2、物质的质量浓度:单位以mg·L-1 , g·L-1或mg·mL-1等表示.五、总结通过本节课的学习，学生们应具有一定的试样采取和制备的技术；学会无机试样和有机试样的分解方法；培养根据不同的分离对象，选择恰当的分离方法的能力。课 次第四次授课教师乔赛男授课班级12级化工、食品基本课题滴定分析法教学目的1、了解滴定分析方法的特点和分类；2、知道滴定分析的基本术语；3、知道滴定分析对化学反应的要求和滴定的方式；4、学会标准溶液的配制方法；5、会根据滴定反应确定计量关系并进行计

30、算。重 点滴定方式的选择；滴定分析的计算难 点滴定分析的计算课 型讲授、举例、讨论、练习学 时2学时教 学 过 程时间分配教学方法能力培养课前复习：找同学回答上节课所学的知识，引入新知识。10min温故而知新总结上次课知识，调动学生学习本次课的激情一、滴定分析过程和方法分类10min讲授举例了解滴定分析方法的特点和分类；知道滴定分析的基本术语二、滴定分析法对化学反应的要求10min讲授举例知道滴定分析对化学反应的要求三、滴定方式10 min讲授举例讨论会选择合适的滴定方式四、标准溶液的配制、基准物、基准溶液20 min讲授举例学会标准溶液的配制方法五、滴定分析法的计算20 min讲授举例练习会

31、根据滴定反应确定计量关系并进行计算六、总结10min讲授培养学生总结所学知识的能力课后记：教学内容课前复习：找同学回答上节课所学的知识，引入新知识。一、滴定分析过程和方法分类滴定，化学计量点或理论终点，滴定终点，滴定误差滴定分析是以化学反应为基础的，根据滴定反应的类型，滴定分析可分为酸碱滴定法、配位滴定法、氧化还原滴定法和沉淀滴定法。二、滴定分析法对化学反应的要求1、反应完全程度达99.9以上，并可以按一定的化学计量关系计算分析结果；2、反应速率快；3、有简便合适的确定终点的方法；4、有合适的消除干扰的方法。三、滴定方式直接滴定法、返滴定法、置换滴定法、间接滴定法四、标准溶液的配制、基准物、基

32、准溶液直接法 对基准物的要求是：1、纯度高。杂质的质量分数低于0.02%，易制备和提纯；2、组成(包括结晶水)与化学式相符；3、性质稳定。不分解，不吸潮。不吸收大气中CO2，不失结晶水等；4、有较大的摩尔质量,以减小称量的相对误差。间接法(也称标定法)五、滴定分析法的计算被测物质的n(A)与滴定剂的量n(B)的关系直接滴定法中、置换滴定法或间接滴定法中的处理表示浓度和含量的物理量（B是滴定剂）(被测物为溶液) 被测物质的质量分数的计算【例题1】 称取基准物质，用NaOH 溶液滴定至终点消耗19.85ml。计算c(NaOH)。解 【例题2】为标定溶液，称取基准物质用稀HCl溶解后，加入过量KI，

33、置于暗处5min，待反应完毕后加水80ml，用标定的溶液滴定。终点时耗，计算。解四、总结六、总结通过本节课的学习，学生们应能了解滴定分析方法的特点和分类；知道滴定分析的基本术语；知道滴定分析对化学反应的要求和滴定的方式；学会标准溶液的配制方法；会根据滴定反应确定计量关系并进行计算。课 次第六次授课教师乔赛男授课班级12级化工、食品基本课题酸碱平衡、水溶液中酸碱组分不同型体的分布教学目的1 进一步理解酸碱质子理论中的酸碱定义，共轭酸碱对、酸碱反应的实质以及溶剂的质子自递反应等基本概念。2 掌握酸碱平衡体系中各型体的分布分数的计算和用质子理论处理酸碱平衡。重 点酸碱质子理论；质子条件；各类溶液体系

34、酸碱PH值的计算难 点质子条件；各类溶液体系酸碱PH值的计算课 型讲授、举例、讨论、练习学 时2学时教 学 过 程时间分配教学方法能力培养引入：以食醋中总酸度的测定为具体任务驱动，引发学生思考，引入本节课内容10min启发式教学互动式教学通过老师引导，调动学生学习本次课的激情一、酸碱平衡的理论基础15min讲授举例讨论了解酸碱质子理论二、水溶液中酸碱组分不同型体的分布25min讲授举例讨论掌握酸碱平衡体系中各型体的分布分数的计算三、酸碱溶液中PH值的计算30min讲授举例练习会书写质子条件式，会对各类溶液体系酸碱PH值的计算四、总结10min讲授讨论培养学生总结所学知识的能力课后记：教学内容引

35、入：以食醋中总酸度的测定为具体任务驱动，引发学生思考，引入本节课内容。一、酸碱平衡的理论基础酸碱滴定法：利用酸碱反应（以质子自递反应为基），通过滴定操作以测定酸或碱的分析方法。基本反应： H3O+ + OH- 2H2O 通常不发生 H3O+ + A- HA + H2O 任何外观变化完成滴定反应的两个关键问题:1. 何时滴定结束？2. 怎样知道被滴定溶液的pH值已达要求？（一）酸碱质子理论1. 酸碱和共轭酸碱对 凡能给予质子的物质称为 酸 凡能接受质子的物质称为 碱酸碱半反应： HB H+ + B- （H+ 与B-称为共轭酸碱对） 酸 碱 共轭每一种酸给出质子后成为该酸的共轭碱 此类半反应每一种

36、碱给出质子后成为该碱的共轭酸 称“酸碱半反应” 如： HAc H+ + Ac- NH4+ H+ + NH3 两性物质 HPO42- H+ + PO43- HPO42- + H+ H2PO4- 由、式可知：一种物质（ HPO42- ）在不同条件下，有时可作为酸，有时可作为碱。 某一物质是酸还是碱取决于给定的条件和该物质在反应中的作用和行为。 2. 酸碱反应两个共轭酸碱对共同作用的结果 例：HCl在水溶液中的离解，作为溶剂的水分子同时起着碱的作用：（1） HCl + H2O H3O+ + Cl- 简写为： HCl H+ + Cl- 酸1 碱2 酸2 碱1 （此式仍是一个完整的酸碱反应） 共 轭 共

37、 轭（2）NH3 与 H2O反应,作为溶剂的水分子同时起着碱的作用： NH3 + H2O OH- + NH4+ 碱1 酸2 碱2 酸1 共 轭 共 轭由此可知： NH3 与 HCl的反应，质子的转移是通过水合质子实现的： HCl + H2O H3O+ + Cl- NH3 + H2O OH- + NH4+酸碱反应： HCl + NH3 NH4+ + H2O 3. 溶剂的质子自递反应H2O 及能给出质子，又能接受质子，这种质子的转移作用在水分子之间也能发生： H2O + H2O H3O+ + OH- 质子自递反应溶剂分子之间发生的质子传递作用。此 反应平衡常数称为溶剂的质子自递常数（KS ）H2O

38、： KS = H3O+ OH- =KW =1.0 ´ 10-14 (25) (1) pKW =14其它溶剂如：C2H5OH C2H5OH + C2H5OH = C2H5OH2+ + C2H5O- KS = C2H5OH2+ C2H5O- = 7.9 ´ 10-20 (25) (2)（二）酸碱解离平衡 酸碱强度取决于：酸碱本身的性质和溶剂的性质 在水溶液中：酸碱的强度取决于酸将质子给予水分子或碱从水分子中夺取质子的能力的大小，通常用酸碱在水中的离解常数大小衡量： HAc + H2O H3O+ + Ac- (3) NH3 + H2O OH- + NH4+ (4)二、水溶液中酸碱

39、组分不同型体的分布酸碱对酸碱平衡体系中各型体分布系数的影响分析浓度、平衡浓度、酸的浓度、酸度、弱酸碱的分布系数分析浓度（c）：单位体积溶液中含（酸或碱）的量物质的量浓度 即 总浓度 简称浓度平衡浓度 ：平衡状态时，溶液中融智存在的各种型体的浓度，单位同上酸的浓度：即 酸的分析浓度酸度：溶液中 H+ 的活度a H+ ，稀溶液中（H+ ）分布系数 d 在弱酸碱溶液中，酸碱以各种形式存在的平衡浓度与其分析浓度的比值即各型体在总浓度中所占分数（一）一元酸的分布例：HAc 溶液中：平衡浓度 HAc、 Ac- 分析浓度 c = HAc + Ac- 例： HAc 溶液中： (5) (6)“d” 只与溶液的酸

40、度有关，而与其分析浓度无关；各种型体的分布系数之和为1。酸度与酸碱的分布系数以 HAc 为例： （7） c = HAc + Ac- （8）因为： （9）所以： （10）将（7）、（8）代入（9）得： (11)同理： (12)所以： 由不同的pH值下的HAc溶液的dHAc 和dAc-值作出 dpH图，d图1 HAc的d-pH 曲线图 可见： dHAc值随pH的增大而减小； dAc-值随pH的增大而增大。当 pH = pKa =4.74时， dHAc = dAc- = 0.5当 pH > pKa 时， 则 dHAc > dAc同样可推导出一元弱碱的分布系数：以溶液为例： NH3 为例

41、(13) (14)（二）二元酸碱溶液的分布系数 以 H2C2O4 为例： (15) (16)由平衡： H2C2O4 = HC2O4- + H+ (17) HC2O4- = C2O42- + H+ (18)可推得： (19)同理可推得： (20) (21) （三）三元弱酸的分布 对其它多元酸或碱，溶液中存在（n+1) 中型体，用类似方法可导出各型体的d值。三、酸碱溶液中PH值的计算 （一）质子条件处理酸碱溶液的方法：质子条件 酸碱溶液的实质是质子传递，考虑溶液作为参与反应的一组分，利用酸碱反应中质子传递的平衡关系式 即 质子条件来处理： 质子条件：酸碱溶液中得质子产物得到质子的摩尔数与失质子产物

42、失去质子的摩尔数应该相等，这种数量关系称为“质子平衡”或“质子条件” 质子条件表达式称为质子等衡式 PBE:酸给出质子的总数 = 碱得到质子的总数质子等衡式可根据酸碱平衡体系的组成直接写出：其要点是：一参与质子反应的“大量物质”作基准物“通常是原始的酸碱组分”，根据的是质子的等衡原理写出例1：写出 Na2S 质子等衡式。 离解平衡： Na2S 2Na+ +S2- S2- + H2O OH- + HS- HS- + H2O OH- + H2S H2O OH- + H+ 选择基准物： S2- 和 H2O 都是大量的，且都参与了质子反应可得到质子等衡式： HS- + H2S + H+ = OH- 例

43、 2：写出 NH4HCO3溶液的PBE。 基准物为： NH4+、HCO3-、H2O PBE为： H2CO3 + H+ = OH- + NH3 + CO32- H+ =OH- + NH3 + CO32- - H2CO3 由此可见：PBE式中既考虑了酸式离解（ HCO3- CO32- ），又考虑了碱式离解，同时又考虑了H2O的质子自递作用，因此，PBE式反映了酸碱平衡体系中得失质子的严密的数量关系，它是处理酸碱平衡的依据。（二）酸碱溶液PH值的计算1. 一元强酸溶液中氢离子浓度的计算 以HCl为例： 盐酸溶液的离解平衡： HCl ® H+ + Cl- H2O H+ + OH- PBE 为

44、： H+ = OH- + CHCl （1）当 HCl 的浓度不很稀时，即C >> OH- （分析化学中计算溶液酸度时允许相对误差为 ± 2.5%，当C >>40 OH- 时）可忽略OH- ，一般只要HCl溶液酸度C >>10-6 mol/L ，则可近似求解： H+ » C 或 pH = -log H+ =-log c (22)（2）当C较小时（< 10-6 mol/L ）, OH- 不可忽略 (23) (24) (25)2. 一元强碱溶液例：NaOH溶液 c ³ 10-6 mol/L OH- » c c <

45、 10-6 mol/L (26)3. 一元弱酸溶液 对于弱酸 HA，其溶液的PBE为： (27)或写成： (28) 精确公式 近似处理：（1）当Ka、c均不太小时： Ka·c ³20Kw，忽略水的离解： (29) （30）近似式（2）在Ka和c均不太小时，且c³ Ka 时：即Ka·c ³20Kw， c /Ka ³ 500，不仅可以忽略水的离解，且弱酸的离解H+对其总浓度的影响也可以忽略即c - H+ » c,所以： （31）最简公式 （3）当酸极弱（Ka很小）或溶液极稀（c）时， c· Ka »Kw(c&

46、#183;Ka<20Kw),此式水的离解不能忽略，但由于Ka小，当c/Ka ³500时， （32）近似式4. 一元弱碱溶液PBE为： 同处理一元弱酸相似的方法，可得到相对应的一组公式，即（1）当 Kb·c ³20Kw， c /Kb < 500，忽略水的离解： (33) 近似式（2）在 Kb ·c ³20cw， c / Kb ³ 500时： (34) 最简式（3）当 c Kb <20Kw, c/ Kb ³500时， (35) 近似式(4) 多元酸溶液中氢离子的计算 二元弱酸水溶液中存在下列平衡： H2A H+ +HA- HA- H+ + A2- H2O H+ OH- PBE为： H+ = OH- + HA-+ 2A2- 由于二元酸的Ka1 >>Ka2 ，故溶液中的H+主要决定于第一步质子的传递，第二步的质子传递产生的H+极少，可忽略不计，将二元酸作为一元酸近似处理。（5）多元碱溶液中OH-的计算 同多元酸，可按一元弱碱近似处理。（6）两性物质溶液中H+浓度的计算1）酸式盐 NaHA PBE: H+ = OH- + A2- H2A HA- H+ + A2- (36) HA- + H2O H2A + OH- (37) H2O