基础化学（本科）PPT完整全套教学课件

基础化学绪论实验数据的误差与结果处理气体和溶液化学热力学基础化学反应速率和反应平衡滴定分析法概述酸碱平衡和酸碱滴定沉淀溶解平衡和沉淀滴定法配位化合物和配位滴定法氧化还原反应和氧化还原滴定法物质结构基础元素及无机化合物简介有机化合物概述化学与社会全套PPT课件

第1章绪论1.3基础化学的学习方法1.1化学的研究对象及其与人类社会生活的关系1.2化学发展简史

1.1化学的研究对象及其与人类社会生活的关系

化学的研究对象

1.1.1化学是一门在原子、分子基础上研究物质的组成、结构、性能、应用及物质相互之间转化规律的科学。自然界是由物质组成的，大至天体、星球，小至生物、原子，无论有生命还是无生命的，都是由各种化学元素组成的，不同的物质具有不同的化学组成和结构，因而有不同的性质。

1.1化学的研究对象及其与人类社会生活的关系

化学与人类社会生活的关系

1.1.2化学在保证人类的生存并不断提高人类的生活质量方面起着重要作用。化学是一门很实用的学科，它与数学、物理等学科共同成为自然科学迅猛发展的基础。化学与其他学科的交叉与渗透产生了很多边缘学科。总之，化学与人类的衣、食、住、行，以及能源、信息、材料、国防、环境保护、医药卫生、资源利用等方面都有密切的联系，它是一门社会迫切需要的、实用的、创造性的学科。

1.2化学发展简史

化学与人类社会生活的关系

1.2.1

这个时期，人类的制陶、冶金、酿酒、染色等与化学有关的工艺技术主要是在实践经验的直接启发下经过长期摸索而来的，化学知识还没有形成。这是化学的萌芽时期。

1.2化学发展简史

炼丹术和医药化学时期

1.2.2从公元前1500年到公元1650年，炼丹术士和炼金术士们为求得长生不老的仙丹，进行了最早期的化学实验。这一时期积累了许多物质间的化学变化，为化学的进一步发展准备了丰富的素材。后来，炼丹术、炼金术几经盛衰，使人们更多地看到了它荒唐的一面。化学方法转而在医药和冶金方面得到了正当发挥。

1.2化学发展简史

燃素化学时期

1.2.3

从1650年到1775年，随着冶金工业的发展和实验室经验的积累，人们总结感性知识，认为可燃物能够燃烧是因为它含有燃素，燃烧的过程是可燃物中燃素放出的过程，可燃物放出燃素后成为灰烬。

1.2化学发展简史

定量化学时期

1.2.41775年前后，拉瓦锡用定量化学实验阐述了燃烧的氧化学说，开创了定量化学时期，也即现代化学时期。这一时期建立了不少化学基本定律，提出了原子学说，发现了元素周期律，发展了有机结构理论。所有这一切都为现代化学的发展奠定了坚实的基础。

1.2化学发展简史

科学相互渗透时期

1.2.5

20世纪初，量子理论的发展使化学和物理学有了共同的语言，解决了化学上许多悬而未决的问题。此外，化学又向生物学和地质学等学科渗透，使蛋白质、酶的结构问题得到逐步的解决，即化学的发展进入现代化学时期。

1.3基础化学的学习方法基础化学是一门基础课，学习时要认真阅读教材，养成课前预习的习惯。教材是教学的主要依据，化学教材中有关概念和规律的叙述，要边读边推敲。要重视教师辅导、录像教材的观看和网上教学资源的应用，这些过程是大学生在整个学习过程的中心环节，是获取知识的主要途径，只有认真听讲，积极思考，同时做好学习笔记，才能提高学习化学的效率。总之，学习基础化学要做到：理解并掌握基本概念和基本知识，重视能力的训练培养，加强全面的科学素养，理论联系实际，提高课堂效率。谢谢观看！基础化学

第2章实验数据的误差与结果处理2.3可疑值的取舍2.1实验误差及其表示方法2.2提高实验结果准确度的方法2.4有效数字

2.1实验误差及其表示方法

误差及其产生的原因

2.1.1系统误差1.（1）方法误差（2）仪器误差（3）试剂误差（4）操作误差

偶然误差2.（1）大小相等的正、负误差出现的概率相等。（2）小误差出现的概率大，大误差出现的概率小。2.1实验误差及其表示方法

误差的表示方法

2.1.2误差与准确度1.

准确度是用来描述测量结果（X）与真实值（T）之间的接近程度的。误差可分为绝对误差（E）和相对误差（E）。相对误差能反映出误差在真实值中所占的比例，因此，常用相对误差来比较各种情况下测定结果的准确度。绝对误差可有正值和负值，正值表示测定结果偏高，负值表示测定结果偏低。2.1实验误差及其表示方法

2.1实验误差及其表示方法

用分析天平称量两份物质的质量分别为2.3680g和0.2368g，假如这两份物质的真实质量分别为2.3681g和0.2369g，试计算它们的绝对误差和相对误差。

解：两份物质的绝对误差分别为E1＝2.3680－2.3681＝－0.0001gE2＝0.2368－0.2369＝－0.0001g它们的相对误差分别为例2-1

绝对偏差与精密度2.2.1实验误差及其表示方法精密度是指在相同条件下多次测量结果间相互吻合的程度，它表现了测量结果的再现性。精密度的高低用绝对偏差来表示。绝对偏差越小说明分析结果的精密度越高，所以偏差的大小是衡量精密度高低的尺度。

2.2提高实验结果准确度的方法

减免系统误差的方法

2.2.13.对照试验4.回收试验2.空白试验1.校准仪器

减免随机误差的方法

2.2.22.2提高实验结果准确度的方法

为了减少偶然误差，可选用可靠的分析方法进行多次平行测定，取其平均值作为测定结果。一般分析测定，平行做4～6次即可，然后取其平均值，以获得高的精密度，从而获得较准确的分析结果。

在一系列平行测定所得的数据中，常常会发现个别数据对多数数据来说偏离较大，若将这样的数据纳入计算过程中，就会影响结果的准确性，这样的偏离值称为可疑值或逸出值。检验可疑值的方法很多，从统计学观点考虑，比较严格而使用又方便的是Q值检验法。（1）将测定值按大小顺序排列。（2）计算测定值的极差R（即最大值和最小值之差）。（3）计算可疑值与其相邻值之差（应取绝对值）|d|。（4）代入下式计算出舍弃商Q的值：2.3可疑值的取舍

再根据测定次数n，从表2-1中查出指定置信度下的Q值，若Q-计算->Q-表，则该可疑值即为异常值，应予舍弃，否则应予保留。2.3可疑值的取舍

阅读拓展

（1）极差是指一组数据中最大值与最小值的差值。

（2）Q的下标表示置信度。在统计学上，把真值取值的可靠范围叫作置信区间，其概率称为置信度。Q090表示置信度为90%时的值，Q095表示置信度为95%时的值。2.3可疑值的取舍

例2-1测定某溶液的浓度（mol·L-1），平行做了5次，结果为0.1015、0.1014、0.1018、0.1027、0.1036。试检验说明0.1036这个值是否应当舍弃（置信度为90%）。

解：查表2-1，置信度为90%，n=5时，Q表=0.64；Q计算＞Q表，故0.1036是异常值，应该舍弃H。2.3可疑值的取舍

2.4有效数字

有效数字的意义及位数

2.4.1测量仪器准确度的范围内，有效数字位数越多，则测量越准确；但是，若超出了测量仪器准确度的范围，则取过多的数字位数也是毫无意义的。在分析化学中常遇到倍数、分数关系，非测量所得，可视为无限多位有效数字。而对pH、pM、lgK等数值，其有效数字的位数仅取决于尾数部分的位数，因其整数部分只代表该数的方次。例如，pH=11.02即［H+］=9.6×10-12mol·L-1，其有效数字为两位而非四位。

有效数字的运算规则

2.4.2有效数字的修约规则1.2.4有效数字

对分析数据进行处理时，须根据各步的测量精密度及有效数字的计算规则，合理保留有效数字的位数。目前多采用“四舍六入五成双”的规则对数字进行修约。几个数相加或相减时，以绝对误差最大的数为准，即以参加运算的数字中小数点后位数最少的数为依据。几个数相乘或相除时，应以相对误差最大的数为准，即以参加运算的数字中乘数或除数中有效数字位数最少的数为依据。使用计算器处理结果时，不必对每一步计算进行修约，只要注意对最后结果的有效数字进行取舍，其结果的有效数字的位数则根据题目中所给出的有效数字的位数来确定。此外，在对数运算中，所取对数的位数应和真数的有效数字位数相等。

有效数字的运算规则2.2.4有效数字

有效数字的运算规则在分析化学中的应用

2.4.3AddYourText（2）正确地选用适当的仪器（1）正确地记录测量数据（3）正确地表示分析结果2.4有效数字谢谢观看！基础化学

第3章气体和溶液3.3胶体3.1

气体3.2溶液

3.1气体

理想气体状态方程

3.1.1（1）计算气体的p、V、T、n中的任意物理量。

（2）确定气体的摩尔质量及密度。

理想气体的分压定律和分体积定律

3.1.2分压定律1.1801年，道尔顿通过实验发现，混合气体的总压等于把各组分气体单独置于同一容器内所产生的压力之和。这个规律被称为道尔顿分压定律，表达式为式中p——气体的总压力，Pa；pB——B组分气体的压力，Pa。3.1气体

根据理想气体状态方程，结合道尔顿分压定律可得以下公式：式中p——混合气体的总压力，Pa；pB——B组分气体的压力，Pa；nB——B组分气体的物质的量，mol；n——混合气体的总的物质的量，mol；yB——B组分气体的摩尔分数。3.1气体

例3-1某容器中含有NH3、O2、N2等气体的混合物。取样分析后，其中n(NH3)=0.32mol，n(O2)=0.18mol，n(N2)=0.70mol。混合气体的总压p=133kPa。试计算各组分气体的分压。

解：理想气体的p、V、T性质与气体的种类无关，因而可以算出气体的总的物质的量n。n＝n(NH3)＋n(O2)＋n(N2)＝0.32＋0.18＋0.70＝1.20mol应用理想气体状态方程，结合道尔顿分压定律可得所以，可以得各气体的分压为气体的总压等于各分压之和，因此N2的分压可由总压减去其他气体的分压获得，即p(N2)＝p－p(NH3)－p(O2)＝133－35.5－19.95＝77.55kPa3.1气体

例3-2图3-1是用金属锌与盐酸反应制取氢气的装置示意图。在25℃下，用排水集气法收集氢气，集气瓶中气体压力为98.70kPa（25℃时，水的饱和蒸气压为317kPa），体积为2.50L。计算反应中消耗锌的质量。3.1气体

例3-2

解：由题目可知T=273+25＝298K，p=98.70kPa，V=2.50L且在298K时，p(H2O)=3.17kPa，Mr(Zn)=65.39g·mol-1，则根据题意列方程有所以反应中消耗锌的质量为3.1气体

分体积定律2.混合气体中某一组分的分体积是该组分单独存在并具有与混合气体相同温度和压力时所占有的体积，即式中VB——混合气体中某一组分B的分体积，L；nB——混合气体中某一组分B的物质的量，mol；T——混合气体的温度，K；p——混合气体的压力，Pa。3.1气体

理想气体混合物的总体积等于各组分的分体积之和，这就是阿玛格分体定律，也称为分体积定律，其通式为

由pV＝nRT和pVB＝nBRT可得混合气体中某组分B的体积分数φB为3.1气体

3.2溶液

溶液浓度的表示方法

3.2.1物质的量浓度1.物质的量浓度是溶液中溶质的物质的量与溶液的体积之比，即是用单位体积溶液中溶质的物质的量来表示溶液组成的一个物理量，它的数学表达式为式中cB——溶质B的物质的量浓度，mol·L；nB——溶质B的物质的量，mol；V——溶液的体积，L。－1

质量摩尔浓度2.溶液中某溶质B的物质的量除以溶剂的质量，称为该溶质的质量摩尔浓度。它的数学表达式为式中bB——溶质B的质量摩尔浓度，mol·kg；nB——溶质B的物质的量，mol；m——溶液的质量，kg。－13.2溶液

质量分数3.液中溶质的质量分数是溶质的质量与溶液的质量之比，表达式为式中wB——溶质B的质量分数，常用百分数表示，量纲为1；mB——溶质B的质量，kg；m——溶液的质量，kg。3.2溶液

物质的量分数4.系统中任一物质B的物质的量（nB）与该系统中所有物质的物质的量（n）之比称为该物质的物质的量分数（xB），其数学表达式为3.2溶液

例3-4（1）甲醇水溶液中，甲醇（CH3OH）的摩尔分数为0.45，试求其质量分数。（2）苯甲苯混合液中，苯的质量分数为0.21，试求其摩尔分数。

解：（1）因为x甲醇=0.45，所以（2）因为w苯=0.21，所以3.2溶液

稀溶液的依数性

3.2.2蒸气压下降1.一定温度下，密闭容器内液体和其蒸气压处于平衡状态时，蒸汽所具有的压力叫作液体的饱和蒸气压，简称蒸气压。其表达方式为3.2溶液

沸点升高2.3.2溶液当液体的饱和蒸气压与外界压力相等时，液体开始沸腾。液体沸腾时的温度叫作沸点，用Tb表示若在溶剂中加入难挥发的溶质，溶液的沸点就会比纯溶剂的沸点升高，这一现象称为溶液的沸点升高。

凝固点降低3.3.2溶液

液体凝固成固体（严格地说，应是晶体）是在一定温度下进行的，这个温度称为溶液的凝固点。由于溶质的加入，溶液除了沸点升高外，还会发生凝固点降低的现象，即溶液的凝固点要比纯溶剂的低。

渗透压4.3.2溶液在U形管中，用半透膜将等体积的水和糖水分开，放置一段时间后，糖水的液面会升高，而水的液面会降低。这种溶剂透过半透膜进入溶液的现象称为渗透现象。将溶液和溶剂用半透膜隔开，为阻止渗透现象发生而必须施加于溶液液面上的最小压力称为渗透压。

3.3胶体

分散系及其分类

3.3.1分散系的组成1.图3-2分散质与分散剂的状态及组合方式分散系是一种或几种物质分散在另一种物质中所构成的系统，通常把被分散的物质称为分散相或分散质，起分散作用的物质称为分散剂，分散系统可分为均相分散系统和非均相分散系统。根据分散质与分散剂的状态，它们之间可以有9种组合方式，如图3-2所示，它们常见的组合方式举例见表3-1。

3.3胶体

分散系的分类2.按分散相质点的大小不同可将分散系分为三类：小分子分散系；胶体分散系；粗分散系小分子（或小离子）分散系统通常就是溶液，因分散相粒子很小，不能阻止光线通过，所以溶液是透明的。胶体分散系即胶体溶液，其分散相粒子直径大小为1～100nm，属于这一类分散系的有溶胶和高分子化合物溶液。在粗分散系中，分散相粒子的直径大于100nm，用肉眼或普通显微镜即可观察到分散相的颗粒。3.3胶体

胶体溶液的性质

3.3.2光学性质1.当一束光线透过溶胶，从入射光的垂直方向可以观察到溶胶里出现的一条光亮的“通路”，这种现象称为丁达尔现象，如图3-3所示。图3-3丁达尔现象3.3胶体

清晨，在茂密的树林中，常常可以看到从枝叶间透过的一道道光柱，类似这种自然界的现象，也是丁达尔现象。这是因为云、雾、烟尘也是胶体，只是这些胶体的分散剂是空气，分散质是微小的尘埃或液滴。拓展阅读3.3胶体

力学性质2.科学家在显微镜下可观察到悬浮在水中的花粉颗粒做永不停息的无规则运动，这种运动称为布朗运动。

布朗运动的产生是分散介质分子对胶粒撞击的结果。溶胶是一种高度分散的多相系统，在热力学上是不稳定的。图3-4布朗运动的无规则运动轨迹示意图3.3胶体

电泳现象3.在外加电场作用下，胶体粒子在分散剂里向电极（阴极或者阳极）做定向移动的现象称为电泳现象。3.3胶体

3.3胶体

Fe(OH)3胶体在外加直流电条件下，为什么阴极的颜色加深，而阳极的颜色变浅？想一想，论一论：

胶体的结构

3.3.3胶体主要由胶团构成，胶团主要由胶核和吸附的反离子构成，如图3-5所示。图3-5胶体结构示意图3.3胶体

胶核1.将稀溶液AgNO3与KI稀溶液混合后，将发生如下的化学反应：生成的m个AgI分子聚集成直径为1～100nm的微晶粒子即为分散质的核心，称为胶核。3.3胶体

胶粒与胶团2.3.3胶体胶核能够选择吸附一种离子形成紧密的吸附层（n个Ag+），靠近胶粒表面的（n－x）个反离子（带相反电荷的NO－3）由于受到较强的静电作用而较紧密地束缚在胶核周围，n个Ag+与（n-x）个NO－3共同组成吸附层，吸附层与胶核构成胶粒。较外层的x个反离子（NO－3）由于受到静电作用力，很弱且很疏松地分布在胶粒的周围，称为扩散层。胶粒与扩散层包括在一起称为胶团。

胶体的聚沉3.（1）加热可以使胶体粒子运动加快，聚合成大颗粒而凝聚成沉淀。（2）在胶体体系中，加入少量电解质后，增加了体系中离子的浓度，将有较多的反离子挤入吸附层，从而减少甚至完全中和了胶粒所带的电荷，使胶粒之间的相互斥力减少甚至丧失，导致胶粒聚集合并变大，最终从胶体中聚沉下来。（3）将两种带相反电荷的胶体混合，它们的电荷互相抵消使彼此都不带电，从而聚集成大颗粒而沉淀。3.3胶体

胶体的结构

3.3.4凝胶是一种特殊的分散体系，其中胶体颗粒或高聚物分子相互连接，搭成架子，形成空间网络结构，液体或气体充满在结构空隙中。凝胶可分为弹性凝胶与脆性凝胶两类。弹性凝胶的代表物为明胶、琼脂等一类高分子化合物。脆性凝胶具有不可逆性，代表物为硅酸凝胶。硅酸凝胶经过脱水，成玻璃状物，全无弹性，也不能加水使之再变成溶胶。溶液转变为凝胶的过程叫胶凝作用，胶凝作用可按系统性质不同采用不同的手段（如降温、加电解质、化学反应等）来完成。3.3胶体谢谢观看！基础化学

第4章化学热力学基础4.3热力学第二定律4.1化学热力学的基本概念4.2热力学第一定律和化学反应热效应4.4吉布斯函数

4.1化学热力学的基本概念

系统和环境

4.1.1（1）封闭系统（2）敞开系统（3）隔离系统

4.1化学热力学的基本概念思考题4-1密闭容器中的化学反应系统属于何种类型的系统？为什么？

容量性质、强度性质

4.1.24.1化学热力学的基本概念容量性质强度性质凡其量值的大小与系统中所含物质的量有关的性质叫作容量性质，又称广度性质。容量性质具有加和性，如体积是容量性质。凡其量值的大小与系统中所含物质的量无关的性质叫作强度性质。强度性质不具有加和性，如温度是强度性质，因为温度的高低与系统所含物质的量没有关系。

状态和状态函数

4.1.3

（1）系统状态的微小变化所引起状态函数X的变化用全微分dX表示。（2）系统状态函数的变化值只取决于系统的始态和末态，与变化的具体途径无关，如系统由始态1变化到末态2所引起压力的变化Δp=p2-p1。214.1化学热力学的基本概念

热力学平衡态

4.1.44.1化学热力学的基本概念（1）系统内部处于热平衡，即系统有单一的温度。（2）系统内部处于力平衡，即系统有单一的压力。（3）系统内部处于相平衡，即系统内宏观上没有任何一种物质从一个相转移到另一个相。（4）系统内部处于化学平衡，即宏观上系统内的化学反应已经停止。

过程和途径

4.1.5当系统的状态确定之后，系统的性质就不再随时间的变化而改变。系统的性质只要有一个在随着时间的变化而发生改变，就叫作发生着“过程”。过程前的状态称为始态，过程后的状态称为终态。系统由始态到终态所经历的过程总和被称为途径。热力学对状态与过程的描述常用方块图法。方块表示状态，箭头表示过程。图4-1水的加热过程示意图4.1化学热力学的基本概念

热、功和可逆过程

4.1.6热1.4.1化学热力学的基本概念系统与环境之间交换的能量有两种形式，即热和功。系统与环境之间由于温度的存在而引起能量的传递，这种能量传递的形式称为热，以热的形式传递能量带有一定的方向性，即热能自动地从高温物体传递到低温物体。热不是状态函数，不具有全微分性质。

功2.功是系统与环境之间的另一种能量传递形式。功的符号是W，单位为J。化学热力学中涉及的功可以分为两类：体积功和非体积功。体积功如图4-2所示一般来说，只要系统中有气相存在，系统的体积发生明显的变化时才计算体积功。功不是状态函数，同一始、末态，若途径不同时，功的值也不同图4-2体积功示意图4.1化学热力学的基本概念

可逆过程3.（1）状态变化时体系内外的强度性质只相差一个无穷小量，系统与环境始终无限接近于平衡态。（2）过程中的任何一个中间态都可以从正、逆两个方向到达。（3）若变化按原过程的逆方向进行，系统和环境均可恢复原状，而且不留痕迹，变化过程中无任何耗散效应。（4）可逆过程中，系统对环境做最大功，环境对系统做最小功。4.1化学热力学的基本概念

热力学能

4.1.74.1化学热力学的基本概念系统内所有微观粒子的全部能量之和即为系统的热力学能，用符号U表示，单位为J或kJ。热力学能是状态函数。热力学能的绝对值无法确定，但可以计算其变化量。（1）根据实验事实，正确写出反应物和产物的化学式。（2）反应前后原子的种类和数量保持不变，即满足原子守恒；如果是离子方程式，还要满足电荷守恒。（3）要标明物质的聚集状态，g表示气态，l表示液态，s表示固态，aq表示水溶液……只有在不会引起误解或混淆的情况下才可以省略。

化学反应计量式和反应进度

4.1.8化学计量数及化学反应计量式1.4.1化学热力学的基本概念

反应进度2.为了表示物质变化的进程，引入了反应进度的概念。对于反应0=∑νBB，反应进度ξ的定义式为式中nB——反应组分B的物质的量，mol；νB——B物质在该化学反应方程式中的化学计量数，量纲为1；ξ——反应进度，mol。B4.1化学热力学的基本概念

4.2热力学第一定律和化学反应热效应

热力学第一定律

4.2.1能量守恒与转化定律应用于热力学领域内就称为热力学第一定律，即在任何过程中能量既不能创造，也不能消失，能量只能从一种形式转化为另一种形式，而不同形式的能量在相互转化时永远是数量相当的。

例4-1某系统由始态1变至终态2共吸热300kJ，对外做功100kJ，试计算该系统热力学能的变化量ΔU。

解：根据题意可得Q=300kJ，W=100kJ。由热力学第一定律ΔU=Q-W可得ΔU=Q-W=300－100=200kJ4.2热力学第一定律和化学反应热效应

化学反应热效应

4.2.2焓及焓变1.4.2热力学第一定律和化学反应热效应在一定条件下（通常是指系统处于恒容或恒压状态且不做非体积功），化学反应过程中吸收或放出的热量称为反应的热效应，也称反应热。根据化学反应过程的条件的不同，反应热可分为恒容反应热和恒压反应热。

4.2热力学第一定律和化学反应热效应思考题4-2内能的变化量ΔU与恒容热效应，焓变ΔH与恒压热效应之间有什么样的关系？

热容2.（1）恒容摩尔热容（2）恒压摩尔热容4.2热力学第一定律和化学反应热效应

4.2热力学第一定律和化学反应热效应思考题4-3在下列反应或过程中，Qp与QV有区别吗？①NH4HS(s)273.15KNH3(g)+H2S(g)②H2(g)+Cl2(g)273.15K2HCl(g)③CO2(g)195.15KCO2(g)

标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓3.（1）化学反应的摩尔热力学能（变）ΔrUm和摩尔焓（变）ΔrHm。（2）标准摩尔生成焓ΔfHm。（3）标准摩尔燃烧焓ΔcHm。4.2热力学第一定律和化学反应热效应

标准状态4.4.2热力学第一定律和化学反应热效应

对于热力学能U、焓H等这样的热力学量，它们的绝对值是不可测量的，而只能测量它们由于温度T、压力p和组成等其中某些物理量改变时所引起的变化差值。因此需要为物质的状态定义一个基准，这就是通常所说的标准状态或标准态

热化学方程式5.表示化学反应及其反应的标准摩尔焓变关系的化学反应方程式，叫作热化学方程式。正确书写热化学方程式必须要注意以下几点：（1）必须要注明化学反应计量式中各种物质的聚集状态，不得省略，因为物质的聚集状态不同，反应的标准摩尔焓变也将随之改变。（2）书写出的化学反应计量式必须是配平好的反应方程式。（3）注明反应温度，因为化学反应的焓变随温度的改变而有所不同。4.2热力学第一定律和化学反应热效应

赫斯定律

4.2.34.2热力学第一定律和化学反应热效应

化学反应不管是一步完成或是分几步完成，其总的反应所放出的热或吸收的热总是相同的。这说明，化学反应的焓变只与始态和终态有关，而与途径无关。这一规律被称作赫斯定律。

4.3热力学第二定律

化学反应的自发性律

4.3.1（1）自发过程的最大限度是系统的平衡状态。（2）自发过程不受时间的约束，与反应速率无关。（3）自发过程具有一定的方向性，其逆过程是非自发过程，两者都不能违反能量守恒定律。（4）自发过程和非自发过程都是可能进行的，但是只有自发过程才能自动发生，而非自发过程必须借助于一定方式的外部作用才能发生，没有外部作用是不能进行非自发过程的。

热力学第二定律的两种说法

4.3.2（1）克劳修斯说法：“不可能把热从低温物体传到高温物体而不产生其他影响。”也就是说，要想使热从低温物体传到高温物体，环境要付出代价。克劳修斯说法反映了传热过程的不可逆性。（2）开尔文说法：“不可能从单一热源吸取热量使之完全转化为功而不产生其他影响。”这一说法表述了功转化为热这一过程的不可逆性。4.3热力学第二定律

功和热的转换

4.3.3物质的变化过程是与热和功的相互转化密切相关的。功可以全部转化为热，而热转化为功则有着一定的限度。正是这种热功转换的限制，使得物质状态的变化存在着一定的方向和限度。通过工作物质从高温热源吸热、向低温热源放热，并对环境做功的循环操作的机器称为热机。热机是将热转化为功的机器，其能流图如图4-4所示。图4-4热机的能流图4.3热力学第二定律

卡诺循环和卡诺定理

4.3.4卡诺循环1.热机在最理想的情况下也不能把从高温热源吸收的热全部转化为功，即热机效率存在着极限。以气缸中的理想气体为工作物质，为使该热机输出的功最大而设计了可逆过程，工作物质经过如图4-5所示的四个可逆的步骤完成一个循环，从而推导出可逆热机效率与高温热源及低温热源温度间的关系，该循环称为卡诺循环。图4-5卡诺循环4.3热力学第二定律

根据热机效率的定义式可得出卡诺循环的热机效率为4.3热力学第二定律

卡诺定理2.4.3热力学第二定律

在高、低温两个热源间工作的所有热机中，可逆热机的热机效率为最大，所有工作于同温热源和同温冷源之间的热机，其效率都不能超过可逆机，这就是卡诺定理。关于卡诺定理，有一个推论：低温两热源间工作的所有可逆热机，其热机效率必然相等，与工作物质及其变化的类型无关。

熵及熵判据

4.3.5熵1.4.3热力学第二定律熵是状态函数，一定状态下物质的熵值是不知道的，只能计算某一过程的熵变。系统的熵等于系统各部分的熵的总和。玻尔兹曼用统计方法得出熵与系统内混乱度Ω满足关系式——S=klnΩ，即玻尔兹曼关系式，其中k为玻尔兹曼常数，因此说熵是系统内混乱度的量度。

什么是混乱度呢？举个例子，将糖块融化到水里，刚放进水中的时候（状态Ⅰ），糖分子、水分子的排列都比较有秩序，慢慢地糖溶于水即形成了糖的水溶液（状态Ⅱ），这两种分子因相对位置不同而产生的不同微观状态的数目，比状态Ⅰ要多得多，相比之下状态Ⅱ就比状态Ⅰ混乱度大（有序度小）。混乱度与体系中可能存在的微观状态数目有关，一个体系混乱度越大，熵值就越大。拓展阅读4.3热力学第二定律

熵判据3.上面介绍了热温商的含义，而当系统从状态1至状态2所经的过程为一个不可逆的过程时，其热温商总和小于体系的熵变，则可得如下判别式：4.3热力学第二定律

熵变的计算

4.3.6任何纯物质当温度降低到趋近于0K时，分子的热运动可以认为已经完全停止，尤其是对完美晶体，其内部原子（或分子）的排列顺序规则有序，达到最高的有序程度，相对来说混乱度最低，则此种晶体的熵值就规定为零。熵是状态函数，定态有定值，但人们对于物质运动形态的认识是永无止境的，因此熵的绝对值是不知道的。查阅相关表可得知物质的标准熵，则任一化学反应aA＋bByY＋zZ的标准摩尔熵变ΔrSm可由下式求得：4.3热力学第二定律

例4-3

根据热力学第二定律，试计算在298K的标准状态下，水分解为氢气和氧气的标准摩尔反应熵ΔrSm。

解：标准状态下水分解的反应为查表可得，298K时Sm(H2，g)=130.684J·mol·K1,Sm(O2,g)=205.138J·mol·K，Sm(H2O,l)=69.91J·mol·K,因此反应的标准摩尔熵变为ΔrS系统＞0，所以该反应使气体的分子数增多，系统混乱度增大。-1-1-1-1-1-14.3热力学第二定律

4.4吉布斯函数应用热力学第二定律可以得出系统变化时过程可逆与否的判据；然而，要利用这一规律来判断的话，除了要计算系统的熵变之外，还要计算环境的熵变，这对反应自发性的研究来说是不方便的。1876年，吉布斯提出了一个把焓和熵归并在一起的热力学函数，称之为吉布斯自由能或吉布斯函数，用符号G表示，其定义式为根据此式，等温变化过程的吉布斯自由能的变化值可表示为

4.4吉布斯函数思考题4-4严格地说，非标准状态下，判断反应（或过程）能否自发进行应用ΔrGm(T)是否小于零，但有时也可用ΔrGm(T)进行近似判断。进行近似判断的规则是什么？为什么？谢谢观看！基础化学

第5章化学反应速率和反应平衡5.1化学反应速率5.2化学反应平衡及平衡常数

5.1化学反应速率

化学反应速率的表示方法

5.1.1平均速率1.平均速率v是指在时间间隔Δt内某化学反应的反应速率，可以用参加反应的任一物质的浓度ci在时间间隔Δt内的浓度变化Δci来表示，即平均反应速率习惯用正值表示，若反应物浓度随时间变化而降低，式前加负号，即若用生成物浓度随时间变化来表示平均反应速率，则不用在式前加负号，即

瞬时速率2.

（1）作化学反应的反应物与生成物的浓度随反应时间变化的曲线图，即ct图。

（2）在指定时间ti时刻所对应曲线位置上作切线。

（3）求出切线的斜率（用截距法，量出线段长，求出比值），即可求得ti时刻的瞬时速率。图5-1瞬时速率的图示法求解5.1化学反应速率

反应速率理论

5.1.2碰撞理论1.

（1）互相碰撞时的反应物分子（或原子、离子）应有合适的碰撞取向。

（2）互相碰撞的分子在碰撞时必须具有足够的能量，只有具有较高能量的分子才能够在取向合适的前提下克服碰撞分子间电子的相互斥力，完成化学键的改组，使反应完成。图5-2分子碰撞的不同取向5.1化学反应速率

过渡状态理论2.碰撞理论比较直观，但在具体处理时，把分子当成刚性球体，而忽略了分子的内部结构。活化络合物中的价键结构处于原有化学键被削弱、新化学键正在形成的一种过渡状态。过渡态理论认为的化学反应机制是：反应物分子的形状和内部结构的变化，在相互靠近时即已开始，而不仅是在碰撞的一瞬间发生变化。化络合物由于能量高、不稳定，或是恢复成反应物，或是变成产物。5.1化学反应速率

基元反应和非基元反应

5.1.35.1化学反应速率反应机理是对化学反应历程的描述，是化学反应过程中经历的真实反应步骤的集合。化学反应可以分为基元反应和非基元反应两大类。基元反应是指由反应物一步到达生成物的反应，没有可用实验检验得到的中间产物。非基元反应是一连串基元反应步骤的集合。这一连串的基元反应代表了反应时所经历的具体途径，动力学上称之为反应机理或反应历程。

影响化学反应速率的因素

5.1.4浓度（压力）对反应速率的影响1.5.1化学反应速率在基元反应中，或在非基元反应的基元步骤中，反应速率和反应物浓度之间，有严格的数量关系，即遵循质量作用定律：基元反应的反应速率与各反应物的浓度的幂的乘积成正比，其中各反应物的幂的指数即为基元反应方程式中该反应物化学计量数的绝对值。

例5-1在碱性溶液中，次磷酸根离子（H2PO-2）分解为亚磷酸根离子（HPO2-3）和氢气（H2），反应式为在一定温度下，实验测得数据如下：解：（1）设x和y分别为反应对H2PO2和OH的反应级数，则该反应的速率方程式可写为--5.1化学反应速率

例5-1将表中三组数据分别代入上式，得5.30×10-9＝k（0.10）x（0.10）y2.67×10-8＝k（0.50）x（0.10）y4.25×1-7＝k（0.50）x（0.40）y解上述方程可得x=1，y=2所以反应总级数为x+y=1+2=3（2）将表中任意一组数据代入速率方程式中可得k值。如取第一组数据，则有5.30×10＝k×0.10×0.10即k＝5.30×10mol·L·s-92-6-22-15.1化学反应速率

温度对反应速率的影响2.5.1化学反应速率温度对化学反应速率的影响特别显著，温度升高往往能加速反应的进行是人们早已熟知的事实。同反应具有不同的速率系数；同一反应在不同温度下有不同数值的速率系数。温度对反应速率的影响主要体现在温度对反应速率系数的影响上。

催化剂对反应速率的影响3.

（1）催化剂只能对热力学上可能发生的反应起作用；热力学上不可能发生的反应，催化剂对它并不起作用。

（2）催化剂只能改变反应途径，不能改变反应的始态和终态，即催化剂同时改变了正、逆反应的速率，缩短了达到平衡的时间，但并不能改变平衡状态。

（3）催化剂有选择性，不同的反应常采用不同的催化剂，即每个反应有它特有的催化剂。

（4）每种催化剂只有在特定条件下才能体现出它的活性，否则会失去活性或发生催化剂中毒。5.1化学反应速率

5.2化学反应平衡及平衡常数

化学反应的可逆性和化学平衡

5.2.1（1）在适宜条件下，可逆反应可以达到平衡状态。（2）化学平衡是动态平衡，从表面上看来反应好像停止了，而实际上正、逆反应仍在继续进行着，只是由于正、逆反应速率相等，致使各物质浓度不再变化。（3）化学平衡是有条件的、相对的。（4）只要当系统中各物种的组成相同（各种原子的总数各自保持不变），不管反应从哪个方向开始，最终达到平衡时，系统的组成相同，即平衡组成与达到平衡的途径无关。

化学平衡常数

5.2.2（1）在标准平衡常数表达式中，各物种均以各自的标准态为参考态，常用“［］”表示平衡时物质的浓度。（2）K是量纲为1的量。（3）在标准平衡常数表达式中，其分子是平衡时产物［pB/p］b或［cB/c］b的乘积，分母是平衡时反应物［pB/p］b或［cB/c］b的乘积（4）如果多个反应的计量式经过线性组合得到一个总的化学反应计量式，则总反应的标准平衡常数等于各反应的标准平衡常数之积或商（这一结论被称为多重平衡原理）。5.2化学反应平衡及平衡常数

例5-3GeWO4(g)是一种不常见的化合物，可在高温下由相应氧化物生成，化学式为2GeO(g)＋W2O6(g)2GeWO4(g)某容器中充有GeO(g)与W2O6(g)的混合气体，反应开始前，它们的分压均为100.00kPa。在定温定容下达到平衡时，GeWO4(g)的分压为98.00kPa。试确定平衡时GeO(g)和W2O6(g)的分压及该反应的标准平衡常数。解：该反应是在定温定容下进行的，各物种的分压与其物质的量成正比。2GeO(g)＋W2O6(g)2GeWO4(g)5.2化学反应平衡及平衡常数

例5-3开始分压/kPa100.00100.000分压变化/kPa－x－x/2＋x平衡分压/kPa100.00－x100.00－x/298.00根据各物种的计量关系，可得平衡时p(GeO)=100.00－98.00=2.0kPa，p(W2O6)=100.00－98.00/2=51.0kPa所以5.2化学反应平衡及平衡常数

化学平衡常数的应用

5.2.3判断反应进行的程度1.5.2化学反应平衡及平衡常数在一定条件下，化学反应达到平衡状态时，正、逆反应速率相等，净反应速率等于零，平衡组成不再改变。这表明在这种条件下反应物向产物转化达到了最大限度。

预测反应进行的方向2.当标准平衡常数K确定之后，在给定温度T下，反应达到平衡时各反应物和产物的数量就是确定的。如果按照K表达式的同样形式来表示反应在任意状态下反应物和产物的数量关系，可以得到式中pj、cj——分别表示某时刻j时物质的分压和浓度；J——反应商。5.2化学反应平衡及平衡常数

计算反应达到平衡时的组成3.若已知反应系统的开始组成，利用标准平衡常数可以计算出反应达到平衡时系统的组成。具体步骤如下：（1）由开始时各组分的浓度计算出开始时各组分相应的分压，即p0(CO)=c(CO)RT=0.035×8.314×373=108.5kPap0(Cl2)=0.027×8.314×373=83.7kPa（2）由于反应在定温定容下进行，则压力的变化正比于物质的量的变化，故可以直接由开始时的分压减去转化了的分压而得到平衡时的分压。（3）由于该反应的K很大，则可以推知反应进行得很完全。（4）写出标准平衡常数表达式，并将各物种平衡分压代入。5.2化学反应平衡及平衡常数

化学平衡的移动

5.2.4浓度对化学平衡的影响1.5.2化学反应平衡及平衡常数浓度虽然可以使化学平衡发生移动，但是它不能改变标准平衡常数的数值，因为在一定温度下，K值一定。在其他条件不变的情况下，增加反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动；相反，减小反应物的浓度或增大生成物的浓度，平衡向逆反应方向移动。

压力对化学平衡的影响2.（3）惰性气体的影响。（1）部分物种分压发生改变。（2）体积变化引起的压力变化。5.2化学反应平衡及平衡常数

温度对化学平衡的影响3.浓度和压力对化学平衡的影响是通过改变系统的组成来使J改变，但是K并不改变。温度对化学平衡的影响则不同，温度变化会引起平衡常数的改变，从而使化学平衡发生移动。总之，在化学反应平衡系统中，升高温度，平衡总是向吸热方向移动；反之，降低温度，平衡则向放热方向移动。5.2化学反应平衡及平衡常数

催化剂对化学平衡的影响4.5.2化学反应平衡及平衡常数催化剂不能改变标准平衡常数。同时，催化剂并不出现在化学反应计量式中，不能使反应商改变，但它能改变达到反应平衡状态的时间。催化剂只能改变正、逆反应的进行，缩短达到平衡的时间，不能改变平衡组成。谢谢观看！基础化学

第6章滴定分析法概述6.1滴定分析法的过程和方法特点6.2滴定分析法的分类和对滴定反应的要求6.3标准溶液浓度的表示方法6.4标准溶液的配制和浓度的标定6.5滴定分析中的计算

6.1滴定分析法的过程和方法特点滴定分析法主要有如下的特点：

（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）此法适用于组分含量在1%以上的各种物质的测定。

（3）该法快速、准确、仪器设备简单、操作简便，便于掌握，用途广泛

6.2滴定分析法的分类和对滴定反应的要求

滴定分析法的分类

6.2.1酸碱滴定法1.酸碱滴定法是以质子转移反应为基础的一种滴定分析法。对于一般的酸、碱及能与酸、碱直接或间接发生质子传递的物质可用酸碱滴定法测定。强酸强碱滴定：强酸滴定弱碱：强碱滴定弱酸：

配位滴定法2.配位滴定法是利用配位反应进行滴定的一种方法。配位滴定中常用EDTA作为标准溶液，可滴定多种金属离子，其基本反应式为6.2滴定分析法的分类和对滴定反应的要求

EDTA即乙二胺四乙酸，是一种重要的配合剂。它是一个四元酸，通常用H4Y表示，因其溶解度太小，在分析化学中常用其二钠盐Na2H2Y·2H2O,也简称EDTA。拓展阅读6.2滴定分析法的分类和对滴定反应的要求

氧化还原滴定法3.6.2滴定分析法的分类和对滴定反应的要求氧化还原滴定法是利用氧化还原反应进行滴定的滴定方法。它可以用氧化剂作为标准溶液测定还原性物质，也可以用还原剂作为标准溶液测定氧化性物质。根据所用的标准溶液不同，氧化还原法又可分为高锰酸钾法、碘量法、重铬酸钾法、溴酸钾法等。

沉淀滴定法4.6.2滴定分析法的分类和对滴定反应的要求AddYourText（1）生成的沉淀应具有恒定的组成，而且溶解度必须很小。（2）沉淀反应必须迅速、定量地进行。（3）能够用适当的指示剂或其他方法确定滴定的终点。

对滴定反应的要求

6.2.2(1)反应必须定量完成。(3)反应速度快（4）有比较简便的确定反应终点的方法。(2)无副反应。6.2滴定分析法的分类和对滴定反应的要求

6.3标准溶液浓度的表示方法

物质的量浓度

6.3.1物质的量浓度是指单位体积的溶液中所含溶质B的物质的量，以符号cB表示，即cB=nBV（6-1）式中V——溶液的体积，L；nB——溶液中溶质B的物质的量，mol；cB——溶质B的物质的量浓度，mol·L。溶液中溶质B的物质的量为式中mB——溶液中溶质B的质量，g；MB——溶液中溶质B的摩尔质量，g·mol。－1－1

滴定度

6.3.2

（1）指每毫升标准溶液中所含溶质的质量，用TB表示，单位为g·mL。（2）指每毫升标准溶液A相当于被测物质B的克数，用TB/A表示。－16.3标准溶液浓度的表示方法

例6-1若用TNaOH/HCl=0.003804g·mL的NaOH标准溶液滴定HCl溶液，用去该标准溶液23.40mL，求试液中含HCl的质量。解：根据式（6-3）可求得试液中HC1的质量，即mHCl=VNaOH·TNaOH/HCl=23.40×0.003804=0.08901g－16.3标准溶液浓度的表示方法

6.4标准溶液的配制和浓度的标定

对滴定反应的要求

6.4.1（1）必须具有足够的纯度，一般要求纯度在99.9%以上。（2）组成与化学式完全相同,应避免试剂的结晶水丢失和吸湿性物质潮解。（3）要比较稳定。（4）具有较大的摩尔质量。（5）反应能定量进行，没有副反应。

为什么配置标准溶液时，基准物要具有较大的摩尔质量？想一想，论一论：6.4标准溶液的配制和浓度的标定

标准溶液的配制

6.4.2直接法1.（1）在空气中稳定，如加热干燥时不分解，称量时不吸湿，不吸收空气中的CO2，不被空气氧化等。（2）纯度高（一般要求纯度在99.9%以上）。（3）组成应与化学式完全符合，若含结晶水（如硼砂Na2B4O7·10H2O），则其结晶水的含量也应与化学式符合。6.4标准溶液的配制和浓度的标定

间接法2.对于这类物质，可采用间接法来配制，即先按需要将其配成近似浓度的溶液，再用基准物质或另一种物质的标准溶液来确定它的准确浓度。这种用基准物质或已知准确浓度的溶液来确定标准溶液浓度的操作过程称为“标定”。常需要用间接配制法来配制的物质有EDTA、KMnO4、Na2S2O3等。6.4标准溶液的配制和浓度的标定

标准溶液浓度的标定

6.4.3用基准物质进行标定1.用基准物质进行标定即精密称取一定量的基准物质，溶解后用待测的标准溶液进行滴定，根据滴定所消耗的标准溶液的体积及称取的基准物质的质量即可算出该待测溶液的准确浓度。大多数标准溶液都是通过“标定”来测定其准确浓度的。6.4标准溶液的配制和浓度的标定

与标准溶液进行比较2.准确吸取一定量的待标定溶液，用已知准确浓度的标准溶液进行滴定。根据两种溶液所消耗的体积及标准溶液的浓度可计算出待标定溶液的浓度。这种用标准溶液来测定待标定溶液准确浓度的操作过程称为比较法。6.4标准溶液的配制和浓度的标定

6.5滴定分析中的计算

滴定分析中计算的根据

6.5.1

（1）写出并配平滴定反应的化学方程式。

（2）写出相关物质的物质的量之间的计量关系式。

（3）根据已知数据或要计算的项目，用n=cV或n=m/M代入（注意体积的单位换算）。

（4）移项得出计算式，代入数据，计算出结果（注意有效数字的保留位数）。

滴定分析计算示例

6.5.2计算被测溶液的浓度1.例6-2用0.1043mol·L的H2SO4标准溶液滴定25.00mLNaOH溶液时，用去H2SO4溶液24.21mL，计算该NaOH溶液的浓度。

解：该滴定反应式为H2SO4+2NaOHNa2SO4+2H2O根据式（6-5）可得该NaOH溶液的浓度为0.202mol·L。-1-16.5滴定分析中的计算

例6-3用0.2036g无水Na2CO3做基准物质，以甲基橙为指示剂，标定HCl溶液，用去HCl溶液36.06mL，计算该HCl溶液的浓度。

解：该标定反应式为Na2CO3+2HCl2NaCl+H2O+CO2↑根据式（6-6）可得即该HCl溶液浓度为0.1065mol·L。-16.5滴定分析中的计算

计算物质的质量2.例6-4用容量瓶配制0.0200mol·L重铬酸钾标准溶液500.00mL，需称取固体重铬酸钾多少克？（已知MK2Cr2O7=294.20g·mol）解：根据题意可知cK2Cr2O7=0.0200mol·L，VK2Cr2O7=500.00mL，则即需称取固体重铬酸钾2.942g。-1-1-16.5滴定分析中的计算

例6-5标定0.10mol·L的NaOH溶液时，希望滴定时用去NaOH滴定液20.00～25.00mL，应称取邻苯二甲酸氢钾（KHC8H4O4）基准物质多少克？

解：该标定反应式为根据式（6-6）可得即需称取邻苯二甲酸氢钾基准物质0.41~0.51g。-16.5滴定分析中的计算

估计消耗标准溶液的体积3.例6-6称取0.3000g草酸（H2C2O4·2H2O）溶于适量水后，用0.20mol·LKOH溶液滴定至终点，试计算大约消耗此溶液多少毫升。

解：该滴定反应为H2C2O4+2KOHK2C2O4+2H2O根据式（6-6）可得即大约消耗此溶液24mL。-16.5滴定分析中的计算

物质的量浓度和滴定度的相互换算4.若标准溶液与被测物质的反应为tT+bBP则有根据滴定度的定义，当VT=1.00mL时，mB=TB/T，则6.5滴定分析中的计算

例6-7

计算0.2500mol·L的HCl溶液对Na2CO3的滴定度（以甲基橙为指示剂）。

解：有关反应式为Na2CO3+2HCl2NaCl+H2O+CO2↑根据式（6-8）可得-16.5滴定分析中的计算

计算待测物质的含量5.6.5滴定分析中的计算设mS为样品质量（g），mB为样品中待测组分B的质量（g），待测组分的百分含量为wB，则有若标准溶液浓度用滴定度TB/T（g·mL）表示时，则-1谢谢观看！基础化学

第7章酸碱平衡和酸碱滴定7.1酸碱质子理论7.2溶液的酸碱度及其pH的计算7.3酸碱缓冲溶液7.4酸碱指示剂

7.1酸碱质子理论

酸碱的概念

7.1.1凡是能给出质子（H+）的物质（包括分子、正离子、负离子）都是酸；凡能接受质子的物质（包括分子、正离子、负离子）都是碱。它们的相互关系表示为常见的共轭酸碱对见表71。各个共轭酸碱对的质子得失反应称为酸碱半反应。

7.1酸碱质子理论

酸碱反应

7.1.27.1酸碱质子理论

实际上，酸碱半反应在水溶液中并不能单独进行，一种酸给出质子的同时，溶液中必须有一种碱来接受。这是因为质子的半径很小，电荷的密度比较高，游离的质子在水溶液中很难单独存在。根据酸碱质子理论，各种酸碱反应的实质是共轭酸碱对之间水合质子的转移过程。

酸碱的相对强弱

7.1.37.1酸碱质子理论质子传递的结果是较强的碱夺取较强酸给出的质子而转变为它的共轭酸，较强酸放出质子转变为它的共轭碱。在水溶液中，酸将质子给予水分子的能力越大，其酸性越强；碱从水分子中夺取质子的能力越大，其碱性越强。

7.2溶液的酸碱度及其pH的计算

溶液的酸碱度

7.2.1溶液的酸碱度是指溶液的酸碱性强弱程度，一般用pH或pOH来表示，其表达式为pH=－lg［H］或pOH=－lg［OH］+－

电荷平衡和质子平衡

7.2.2物料平衡方程1.7.2溶液的酸碱度及其pH的计算在平衡状态时，与某溶质有关的各种形式的平衡浓度之和必等于它的分析浓度，这种等衡关系称为物料平衡，其数学表达式为物料平衡方程（massbalanceequation，MBE）。

物料平衡方程2.在电解质溶液中，处于平衡状态时，各种阳离子所带正电荷的总浓度必等于所有阴离子所带负电荷的总浓度，即溶液是电中性的。根据这一原则，考虑溶液中各离子的平衡溶液和电荷数，列出的数学表达式为电荷平衡方程（chargebalanceequation，CBE）。7.2溶液的酸碱度及其pH的计算

质子平衡方程3.质子平衡方程（protonbalanceequation，PBE）也称质子条件，是指当酸碱反应达到平衡时，酸失去质子的物质的量应与碱得到质子的物质的量相等，据此列出失质子产物与得质子产物的浓度关系式。可由物料平衡和电荷平衡推导出质子条件，也可由溶液中得失质子的关系直接列出质子条件。7.2溶液的酸碱度及其pH的计算

溶液pH的计算

7.2.3强酸强碱溶液pH的计算1.强酸强碱通常在水溶液中是完全电离的，因此H或OH的平衡浓度即为强酸或强碱的分析浓度，即此时水中电离出的H和OH都可以忽略不计。+－+－7.2溶液的酸碱度及其pH的计算

例7-1计算下列溶液的pH：（1）0.025mol·LHCl；（2）7.0×10-4mol·LNaOH。

解：（1）HCl在水溶液中为强酸，可完全电离出H，所以［H］=0.025mol·LpH=－lg（2.5×10）=160（2）NaOH在水溶液中为强碱，可完全电离出OH，所以pOH＝－lg［OH］＝－lg（7.0×10）＝3.15pH＝14－3.15＝10.85－1－1－1++－2－－4－7.2溶液的酸碱度及其pH的计算

一元弱酸（或碱）溶液pH的计算2.一元弱酸溶液以HAc为例，计算c

mol·L-1HAc溶液的pH。此时溶液中的H+来源于HAc和H2O的解离，即同理，对于一元弱碱溶液，当的计算公式也可简化为7.2溶液的酸碱度及其pH的计算

多元酸（或碱）溶液pH的计算3.对于多元酸，如果Ka1≥Ka2，则溶液中的H主要来自第一级电离，近似计算cH时，可把它当一元弱酸处理。对于二元酸，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。++7.2溶液的酸碱度及其pH的计算

7.3酸碱缓冲溶液

缓冲溶液的作用原理

7.3.1当向溶液中加少量强酸（如HCl）时，H和溶液中大量的Ac结合成难电离的HAc，使HAc的解离平衡向左移动，因此，溶液中［H］几乎没有升高，溶液的pH几乎没变。当向溶液中加少量强碱（如NaOH）时，溶液中H与加入的OH结合生成H2O，使HAc的解离平衡向右移动，补充减少的H，因此，溶液的［H］几乎没有降低，溶液的pH变化仍然很小。当把溶液稍加稀释时，溶液中［H］降低，［Ac］同时也降低，解离平衡向右移动，使HAc的解离度α升高，所产生的H抵消了稀释造成的H浓度的减少，结果溶液的pH仍基本不变。++－－++－++++

缓冲溶液pH的计算

7.3.2缓冲溶液一般由浓度较大的弱酸及其共轭碱组成，如HAc-Ac、NH4-NH3等，在不要求十分准确的情况下，由于缓冲剂本身的浓度较大，故而求算缓冲溶液的pH时可以用近似方法计算。+－7.3酸碱缓冲溶液

例7-3（1）由0.10mol·L-1NH3和0.20mol·LNH4Cl组成的缓冲溶液（KNH3=1.8×10）。（2）往400mL该溶液中加入10mL0.05mol·L的HCl溶液。解：（1）根据题意，在缓冲溶液NH3-NH4Cl中有则（2）加入10-00mLHCl后发生如下反应：NH3＋HClNH4Cl-5-1-17.3酸碱缓冲溶液

例7-3则溶液中所以从上述计算可以看出，在缓冲溶液中加入少量强酸（HCl）时，溶液的pH只改变了0.01，基本上保持不变。7.3酸碱缓冲溶液

7.3酸碱缓冲溶液思考题7-1计算0.10mol·LCH3COONH4和0.20mol·LCH3COOH混合溶液的pH值。-1-1

缓冲容量和缓冲范围

7.3.37.3酸碱缓冲溶液缓冲容量是指使1L缓冲溶液的pH值改变1个单位时