《无机与分析化学》-教学教案

青椒小助手，老师好帮手！《无机与分析化学》教学教案第1次课2学时课目、课题绪论教学目的和要求1．理解无机化学和分析化学的定义；2．了解化学化学与人类文明、社会发展的关系；3．了解无机及分析化学在各专业的应用。重点难点教学重点：分析方法的分类教学难点：分析方法的分类教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）绪论第一节无机及分析化学的任务和应用一．无机及分析化学的任务(10min)无机化学及分析化学的定义：1.无机化学：是研究除碳氢化合物及其大多数衍生物以外的所有元素及其化合物的组成、性质、结构和反应的学科。2.分析化学：是研究物质化学组成及其分析方法的一门学科。二、无机及分析化学的应用(20min)1.在精细化学品中的应用2.在药学中的应用3.在食品中的应用4.在农业科学中的应用第二节分析方法的分类一、结构分析、定性分析和定量分析(20min)二、化学分析和仪器分析(10min)1．化学分析2．仪器分析第三节无机及分析化学的学习方法一．重视课堂，认真听讲(10min)二．重视实验，事实求是(10min)三．培养自学和独立解决问题的能力(10min)作业Pg3：2.3.主要参考资料《无机化学》侯新初主编《无机及分析化学》司文会主编课后自我总结分析无机及分析化学是一门非常重要的学科,要学好该课程,需做到:1．重视课堂，认真听讲;2．重视实验，事实求是;3．培养自学和独立解决问题的能力《无机与分析化学》教案（课时备课）第2次课2学时课目、课题第一章物质的结构第一节原子结构一.原子核外电子的运动状态二.原子轨道能级图教学目的和要求1．熟悉原子的组成、描述核外电子运动状态的四个量子数；2．熟悉原子轨道能级图重点难点教学重点：四个量子数的关系教学难点：电子云、核外电子的运动状态教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）第一章物质的结构第一节原子结构一、原子核外电子的运动状态原子是由原子核与核外电子组成的，核电荷数=质子数=核外电子数（一）电子云的概念(5min)（二）四个量子数：核外电子运动状态常用四个量子数来描述：主量子数（n）；副量子数（ι）；磁量子数（m）；自旋量子数（ms）。1．主量子数（n）---表示电子所属电子层(20min)取值：1.2.3.4.5------n(正整数)电子层:K.L.M.N.O-----2.角量子数(1)---表示电子所属亚层(20min)取值：O.1.2.3.-----(n-1)s.p.d.f------3.磁量子数（m）---表示原子轨道在空间的伸展方向(20min)取值：O.±1.±2.±3---±l4.自旋量子数(ms)(5min)取值：＋1/2、－1/2n.l.m三者间的关系：n≥l+1l≥︱m︱【课堂练习】(5min)下列组量子数中，哪些不合理？（1）n=3l=1m=+1ms=+1∕2（2）n=2l=2m=-1ms=-1∕2（3）n=3l=1m=+1ms=-1∕2（4）n=2l=0m=-1ms=-1∕2【例1-1】【例1-2】二、原子轨道能级图(15min)（一）屏蔽效应和钻穿效应（二）原子轨道近似能级图作业主要参考资料《无机化学》侯新初主编《无机及分析化学》司文会主编课后自我总结分析原子是由原子核与核外电子组成的，核电荷数=质子数=核外电子数描述核外电子运动状态的四个量子数：主量子数（n，描述核外电子运动离核远近的数值），副量子数（l，描述电子云形状的数值），磁量子数（m，描述电子云在空间的伸展方向的数值），自旋量子数（ms，描述电子自旋方向的数值）。N、l、m三者关系：n≥l＋1l≥∣m∣《无机与分析化学》教案（课时备课）第3次课2学时课目、课题第一章物质的结构第一节原子结构教学目的和要求1．掌握原子核外电子的排布2．掌握元素周期律和元素周期表3．熟悉元素周期表，能根据元素的原子序数判断该元素在元素周期表的位置重点难点教学重点：核外电子的排布、元素周期表教学难点：核外电子的排布教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）三、原子核外电子排布：“两原理”.“一规则”1、能量最低原理——电子进人轨道时从最低能级依次向高能级填充。(20min)【实例】电子排布式：1s22s2轨道式：2、泡利不相溶原理——在同一个电子中不可能有四个量子数完全相同的电子。(20min)【实例】H23、洪特规则——电子进人等价轨道时，尽可能占据多的轨道且自旋平行。（(15min)【实例】电子排布式：1s22s2轨道式：最稳定状态:半充满：p3.d5.f7全充满：p6.d10.f14全空：p0.d0.f0四、元素周期律和元素周期表（一）周期(15min)(1)元素所在的周期数＝最高能级数＝主量子数（n）(2)每一周期元素的数目＝相应能级中所有轨道所能容纳的电子数（二）族(10min)主族：族数＝最外层电子数（nsnp）＝最高化合价副族：族数＝(n-1)d＋ns，价电子数8～10个归ⅧB族，超过10个则把十位去掉，个位数目为副族数。价电子：主族—最外层电子副族—除最外层电子，还可以是次外层电子，甚至是更进一层的电子。（三）区(10min)区价电子构型族sns1-2ⅠA-ⅡApns2np1-6ⅢA-ⅦA和O族d(n-1)d1-9ns1-2ⅢB-ⅦB和Ⅷ族ds(n-1)d10ns1-2ⅠB-ⅡBf(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2La系Ac系【堂上练习】分别写出、的电子排布式并指出它们在元素周期表中的位置(周期、族；区)？【例1-3】作业主要参考资料《无机化学》侯新初主编《无机及分析化学》司文会主编课后自我总结分析原子核外电子排布规律：保利不相容原理、能量最低原理、洪特规则及其特例元素周期表的结构：七个周期（元素所处的周期序数=元素原子的电子层数）、十六个族（七个主族和一个零族；七个副族和一个第八族）、四个区（s、p、d、f区）

《无机与分析化学》教案（课时备课）第4次课2学时课目、课题第一章物质的结构第二节分子结构教学目的和要求1．理解现代公价键理论的要点2．了解化学键的类型3．了解离子键的形成及其特点共价键的形成以及共价键理论4．理解共价键的形成以及共价键理论5．掌握分子间作用力与分子极性的关系重点难点教学重点：共价键的形成、杂化轨道理论、分子间作用力的判断教学难点：杂化轨道理论教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）第二节分子结构一、化学键（一）离子键(5min)（二）共价键(30min)1.现代共价键理论（1）现代共价键理论的要点①自旋方向相反的两个成单电子可以形成共价键。一个电子有几个成单的电子，便可和自旋方向相反的电子配对形键。②成键电子的原子轨道重叠越多，形成的共价键越牢固。（2）共价键的特征①方向性②饱和性（3）共价键的类型①σ键—-“头碰头”重合②Л键—-“肩并肩”重合【动画】σ键的形成；Л键的形成2.杂化轨道理论（0.5学时）（1）杂化轨道理论要点【动画】SP3杂化、SP2杂化、SP杂化NH3分子的空间构型H2O分子的空间构型【教具】SP3杂化、SP2杂化、SP杂化模型甲烷的分子模型（2）杂化类型与分子的空间构型杂化类型分子空间构型实例SP直线型BeCl2SP3平面三角型BCl3SP3正四面体型CH4SP3不等性三角锥型NH3V字型H2O【注意】原子间的替换【堂上提问】CCl4、SO2分子是什么空间构型？二、分子间作用力和氢键(一)分子的极性(10min)非极性键→非极性分子(二)分子间作用力(20min)1.取向力2.诱导力3.色散力【规律】极－极性分子间：存在取向力、诱导力、色散力。极－非极性分子间：存在诱导力、色散力。非－非极性分子间：只存在色散力。(三)氢键(25min)1.氢键形成的条件；(a)成键的一方必须有H;(b)成键的另一方的原子电负性大而半径小，而且具有孤对电子。2.氢键对物质性质的影响:（a）分子间氢键—溶沸点升高(b)分子内氢键—溶沸点降低【例】例：指出下列各组物质的分子间存在何种作用力？(a)CCl4和CH4(b)Br2和H2O(c)H2O和C2H5OH作业P20一.二.三主要参考资料《无机化学》侯新初主编《无机及分析化学》司文会主编课后自我总结分析化学键包括有离子键、共价键和金属键。现代价键理论的基本要点：有自旋方向相反的成单电子的两个原子才可形成共价键；共价键具有饱和性和方向性。杂化轨道理论的基本要点：只有同一原子能量相近的轨道，才能杂化成杂化轨道；轨道的杂化分等性杂化和不等性杂化；杂化轨道的成键能力更强，电子云更集中，轨道分布更分散，能量更低；杂化轨道仍属于原子轨道。分子的极性：双原子分子的极性与化学键的极性一致，多原子分子是否有极性与分子的空间构型有关分子间力：分为取向力、诱导力和色散力三种。极性分子间存在取向力、诱导力和色散力；极性与非极性分子间存在诱导力和色散力；非极性分子之间存在色散力。氢键：是指在分子中与电负性大的原子X以共价键相连的H原子，和另一分子中一个电负性大的Y原子之间，形成的一种特殊的分子间力。化学反应速率是以单位时间内某反应物浓度的减少或某生成物浓度的增加来表示，影响因素有：浓度、压强、温度和催化剂。《无机与分析化学》教案（课时备课）第5次课2学时课目、课题第二章化学反应速率与化学平衡第一节化学反应速率第二节化学平衡教学目的和要求1．了解化学反应速率的概念和表示方法2．理解化学反应的活化能与反应热3．掌握影响化学反应速率的因素4．理解化学平衡的意义重点难点教学重点：化学反应速率的定义以及影响化学反应速率的因素教学难点：化学反应的活化能与反应热.教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）第二章化学反应速率与化学平衡第一节化学反应速率一、化学反应速率的概念及其表示方法(10min)aA+bB=dD+eE表示式：二、化学反应速率理论(25min)（一）有效碰撞理论（二）过渡态理论三、影响化学反应速率的因素（一）浓度(20min)【结论】反应物浓度增大，反应速率加快。1.基元反应和非基元反应2.质量作用定律aA+bB=dD+eE基元反应：（二）温度(20min)【结论】温度升高，反应速率加快。主要原因：增加了活化分子的百分数。【课堂提问】食物放在冰箱里为什么能保存较长的时间？（三）催化剂(5min)【结论】加催化剂能加快反应速率。说明：1.催化剂的作用—降低反应的活化能而改变反应速率。2.催化剂只能加快反应速率，缩短反应到达平衡的时间，但不能改变转化率。3.对同一反应，催化剂同等程度地影响了正、负反应的速率，所以催化剂不能影响化学平衡移动。第二节化学平衡一、可逆反应与化学平衡(10min)1.可逆反应概念【可逆反应】在同一条件下，既能向一个方向进行，又能向相反方向进行的化学反应。2.化学平衡特征：（1）动态平衡。（2）正逆反应速率相等。（3）平衡时各组分浓度保持恒定。（4）化学平衡是有条件的。外界条件改变，原平衡就被破坏。作业主要参考资料《无机化学》侯新初主编《药用基础化学》胡运昌主编课后自我总结分析可逆反应处于化学平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，各反应物和生成物浓度保持恒定。化学平衡是有条件的、暂时的、相对的平衡，会随着条件的改变而移动。《无机与分析化学》教案（课时备课）第6次课2学时课目、课题第二章化学反应速率与化学平衡第二节化学平衡教学目的和要求1．掌握化学平衡常数表示2．理解化学平衡的相关计算重点难点教学重点：化学平衡的相关计算教学难点：化学平衡的相关计算教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）二、化学平衡常数(K)（一）化学平衡常数的表达式（化学平衡定律）(20min)物理意义：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物浓度幂的乘积与反应物浓度幂的乘积之比是一个常数。对于气相反应，则有：【实例】平衡常数表达式：（二）化学平衡常数的意义(10min)1.平衡常K与物质的本性有关，与温度有关，与浓度无关。2.固体与纯液态的物质的浓度是一个常数，不用写进平衡常数表达式中。三、化学平衡的有关计算（一）有关平衡常数的计算1．利用平衡体系中各物质的浓度，求平衡常数及初始浓度(20min)【例2-2】2．利用平衡常数，求体系中各物质的浓度及反应物的转化率(20min)【例2-3】（二）有关可逆反应方向的判断(20min)【反应商】任意状态下，生成物浓度幂的乘积与反应物浓度幂的乘积之比。【说明】C——任意状态下浓度[]——平衡时浓度Q＝K反应处于平衡状态Q<K反应正向进行Q>K反应逆向进行作业主要参考资料《无机化学》侯新初主编《药用基础化学》胡运昌主编课后自我总结分析在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物浓度系数幂的乘积与反应物浓度系数幂的乘积之比是一个常数，叫化学平衡常数（Kc）。化学平衡常数只与温度有关，与浓度无关。三种类型的有关化学平衡的计算：已知平衡浓度计算平衡常数；已知平衡浓度计算反应物初始浓度；已知平衡常数、反应物初始浓度，计算各物质的平衡浓度及某反应物的平衡转化率。Q＝Kc体系处于平衡状态Q＜Kc反应正向进行Q＞Kc反应逆向进行如果改变影响平衡的任一条件（如浓度、压强或温度），平衡就向着减弱这种改变的方向移动。《无机与分析化学》教案（课时备课）第7次课2学时课目、课题第二章化学反应速率与化学平衡第三节化学平衡的移动第三章分散系与溶液第一节分散系第二节溶液浓度的表示方法教学目的和要求1．掌握浓度、压强、稳定对化学平衡移动的影响，以及催化剂与化学平衡的关系。2．了解分散系的概念和分类3．掌握溶液组成的表示方法及溶液的配制重点难点教学重点：化学平衡的移动、影响化学平衡移动的因素溶液浓度的表示方法（特别是物质的量浓度、质量摩尔浓度）及有关的换算；教学难点：化学平衡的移动、质量摩尔浓度教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）第三节化学平衡的移动【概念】由于外界条件的改变，使可逆反应从原来的平衡状态转变到新的平衡状态的过程叫做化学平衡移动。(5min)外界条件：浓度、压强、温度一、浓度对化学平衡的影响(10min)【结论】在其它条件不变时，增大反应物的浓度或减少产物的浓度，化学平衡向正反应方向移动。反之向逆反应方向移动。【例4】二、压力对化学平衡的影响(10min)首要条件：有气体参加的反应。1.反应前后气体分子数相等（△n=O）------压强对平衡没有影响。2.反应前后气体分子数相等（△n≠O）【结论】在气体条件不变时，压强增大，化学平衡向气体分子数少的一方移动；压强减少，化学平衡向气体分子数多的一方移动。三、温度对化学平衡的影响(15min)温度对化学平衡的影响与前两种情况有本质的不同【结论】升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动；降低温度，化学平衡向放热方向移动。【原因】升高温度时，正向反应的速率和逆向反应的速率都会增大，但是增大的倍数不同，吸热反应速率增大的倍数要大于放热反应速率增大的倍数；降低温度时，正逆反应速率都减小，但吸热反应速率减小的倍数更大，这是因为吸热反应的活化能总是大于放热反应的活化能，而温度的变化对活化能较大的吸热反应的反应速率影响较大。四、催化剂与化学平衡(5min)【结论】催化剂不会影响化学平衡移动。【原因】催化剂在影响正反应速率的同时，也同等程度的影响逆反应的速率。第三章分散系与溶液第一节分散系一、分散系的概念(5min)二、分散系的分类(5min)第二节溶液浓度的表示方法一、物质的量浓度(5min)【概念】单位体积（升）溶液所含溶质的量（摩尔）来表示的浓度。【例3-1】二、质量摩尔浓度(15min)【概念】用每千克溶剂所含溶质的量（摩尔）来表示的浓度。【例3-2】三、摩尔分数(5min)【概念】某物质的物质的量占整个物系总的物质的量的分数称为该物质的摩尔分数，符号为。四、质量分数(5min)【概念】溶质的质量与溶液的质量之比称为质量分数。五、质量浓度(5min)【概念】用溶质B的质量（）与溶液的体积（）之比表示。【例3-3】作业Pg32：四.1.3.主要参考资料《无机化学》侯新初主编《药用基础化学》胡运昌主编课后自我总结分析常用的溶液组成的表示方法有6种：物质的量浓度、质量浓度、质量摩尔浓度、质量分数、体积分数和摩尔分数。溶液的稀释与混合要掌握一个原则：稀释或混合前后，溶液中溶质总的量不变，要注意前后单位一致。《无机与分析化学》教案（课时备课）第8次课2学时课目、课题第三章分散系与溶液第三节稀溶液的依数性教学目的和要求1．理解稀溶液的依数性2．掌握四个依数性的计算公式重点难点教学重点：稀溶液的依数性以及有关的计算教学难点：稀溶液的蒸气压下降、凝固点降低、沸点升高产生原因教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）第三节稀溶液的依数性溶液：1由溶质的本性决定（如颜色、导电性）2.由溶质的粒子数（浓度）决定，与本性无关（例如蒸气压、沸点、凝固点、渗透压等）因为这类性质的变化依赖于溶液的粒子数而且又只适用于稀溶液，所以将这类性质称为稀溶液的依数性。稀溶液的依数性：蒸气压的下降凝固点的下降沸点的上升渗透现象【适用条件】难挥发、非电解质、稀溶液。一、溶液的蒸气压下降(20min)（一）溶剂的蒸气压（二）溶液的蒸气压下降1.下降原因：溶质分子占据一部分液面，单位面积水分子数减少。2.拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压（P）等于纯溶剂的蒸气压（P0）乘于溶剂的摩尔分数（X0）。P=P0XA或：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。(推导过程不要求)ΔP=KbB二、溶液的沸点升高(20min)（一）液体的沸点（二）溶液的沸点升高（图1－2）ΔTb=KbbB三、溶液的凝固点下降(20min)（一）纯液体的凝固点【概念】是指在一定外压下，该物质的液相蒸气压与固相蒸气压相等时的温度，即其液相和固相能平衡共存时的温度。（二）溶液的凝固点降低ΔTf＝KfbB＝Kf××1000MB＝×1000【应用】测分子量【例3-5】【例3-6】四、渗透压(30min)（一）渗透现象与渗透压1.渗透现象（演示实验）【概念】（1）半透膜：只允许溶剂分子通过而不允许溶质分子通过的物质（薄膜）。（2）渗透现象：溶剂分子通过半透膜向另一方扩散的现象。【渗透产生的特定条件】（1）有半透膜存在。（2）膜的两侧液体存在浓度差。【产生渗透现象的原因】单位体积的溶液中溶剂的分子数目不同。【渗透方向】稀溶液→浓溶液纯溶剂→溶液【提问】渗透产生后，纯溶剂（或稀溶液）的水位会不会无限升高？2.渗透压（π）：达到渗透平衡时，液面所产生的压力。（二）溶液的渗透压与浓度、温度的关系（范特荷甫公式）πV＝nRTπ＝RT＝cRT单位：π---Pa或kPaV---Lc---mol/LR---8.314kPa.L.mol-1.K-1T---K∵是稀溶液，c≈bB∴π＝bBRT【引伸】π＝ibBRT上式表示：在一定的温度下，溶液的渗透压，只取决与单位体积溶液中所含溶质的“物质的量”（或粒子数），而与溶质的本性无关。【说明】非电解质：i＝1强电解质：i＝电解质的粒子数【例】葡萄糖、蔗糖（非电解质）i＝1强电解质：NaCli＝2CaCl2i＝3【例3-7】【说明】对于强电解质，四个依数性的公式都要加上粒子数i。【堂上练习】根据沸点由高到低排列下列各化合物：（1）0.1mol/LNaCl溶液（2）0.1mol/LCaCl2溶液（3）0.1mol/L葡萄糖溶液（4）1mol/LKCl溶液(5)1mol/L醋酸溶液（6）1mol/LNaSO2溶液作业主要参考资料《无机化学》侯新初主编《药用基础化学》胡运昌主编课后自我总结分析难挥发电解质的稀溶液有4个依数性：蒸气压下降、沸点升高、凝固点降低、渗透压，其依数性公式为：ΔTb=iKbbB、Tf=iKfbB、π=icRT=ibBRT（i为校正系数，对于非电解质来说，i=1，对于强电解质来说，i等于一“分子”强电解质在溶液中电离出的离子个数。渗透现象产生的条件为：有半透膜存在和膜两侧液体存在渗透浓度差。渗透方向是溶剂分子从溶剂通过膜进入溶液，或由稀溶液进入浓溶液。《无机与分析化学》教案（课时备课）第9次课2学时课目、课题第三章分散系与溶液第三节稀溶液的依数性第四章元素及其化合物第一节非金属元素及其化合物教学目的和要求1．掌握胶体的重要性质；2．了解胶体的一些用途，能用胶体知识解释日常生活和自然现象。3．认识表面现象，了解表面张力和表面活性剂的有关概念。4．认识非金属元素及其化合物,并掌握其主要性质。重点难点教学重点：胶体的重要性质。教学难点：胶体的重要性质。教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）第四节胶体一、胶体的性质(10min)1.丁达尔效应(胶体的光学性质)2.布朗运动(胶体的动力学性质)3.布朗运动(胶体的动力学性质)二、胶体的分类(5min)三、胶体的稳定性(5min)1．布朗运动2．胶粒带电四、聚沉(10min)1．加入电解质2．加入带相反电荷的胶体3．加热第五节表面现象一、表面张力与表面能二、表面活性剂（自学）第四章元素及其化合物第一节非金属元素及其化合物一．卤素及其化合物(10min)1、卤素单质2、卤化氢和氢卤酸的性质3、氯的含氧酸及其盐二．氧、硫及其化合物15min)1、氧及其化合物2、硫及其化合物三．氮、磷、砷及其化合物(15min)1.氮及其化合物2、磷及其化合物3、砷及其化合物四、碳、硅、硼及其化合物(20min)1、碳及其化合物2、硅及其化合物3、硼及其化合物作业Pg46：一.二.三.四主要参考资料《无机化学》侯新初主编《药用基础化学》胡运昌主编课后自我总结分析课堂小结：胶体的性质:1.丁达尔效应(胶体的光学性质)2.布朗运动(胶体的动力学性质)3.布朗运动(胶体的动力学性质)《无机与分析化学》教案（课时备课）第10次课2学时课目、课题第四章元素及其化合物第二节金属元素及其化合物第五章分析化学概论第一节误差和分析数据的处理教学目的和要求1．认识金属元素及其化合物,掌握其重要性质；2．掌握系统误差和偶然误差产生的原因及减免方法。重点难点教学重点：金属元素及其化合物的重要性质、准确度与精密度的表示方法及两者之间的关系；系统误差和偶然误差产生的原因及减免方法。教学难点：准确度与精密度的的关系；系统误差和偶然误差产生的原因。教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）第二节金属元素及其化合物一．概述(5min)二．铁、锌、铝及其化合物(20min)1.铁及其化合物2、锌及其化合物3、铝及其化合物三．铜、银、汞及其化合物(15min)1.铜及其化合物2．银及其化合物3、汞及其化合物四．铬、铅及其化合物(15min)1、铬及其化合物2、铅及其化合物第五章分析化学概论第一节误差和分析数据的处理一、误差及其类型(一)系统误差(20min)产生原因：确定因素造成的，如方法、仪器、试剂等。特点：对分析结果影响比较固定，大小和正负固定方法误差：分析方法本身不完善引起仪器误差：仪器不够准确或未经校准所引起试剂误差：试剂或纯化水中含有杂质所引起操作误差：操作者主观因素所引起(二)偶然误差(10min)产生原因：偶然因素造成的，如温度、气压等变化。特点：对分析结果影响不固定，但服从正态分布规律：①绝对值相等的正负误差出现的概率基本相等；②小误差出现的概率大，大误差出现的概率小，特别大的误差出现的概率极小。注：错误、过失、粗心大意或不遵守操作规程，不属误差之列。[师生互动](5min)下列哪些是系统误差？偶然误差？过失？滴定管、移液管未经校准（系统误差）试剂含有干扰离子（系统误差）天平不等臂（系统误差）读错砝码（过失）电压偶有波动（偶然误差）作业P65一.二.三主要参考资料《无机化学》侯新初主编《药用基础化学》胡运昌主编课后自我总结分析课堂小结：□误差是客观存在的，产生的原因是多方面的，分为系统误差、偶然误差。要求会判断误差类型。□准确度用误差表示，精密度用偏差表示。□一般测定结果，用相对平均偏差表示精密度即可；分析要求较高时，用标准偏差表示。要求计算各种偏差。□精密度与准确度都高的测量结果才是可靠的。《无机与分析化学》教案（课时备课）第11次课学时：2课目、课题第五章第一节误差和分析数据的处理第二节滴定分析法教学目的和要求1．掌握有效数字及其运算规则；2．掌握准确度与精密度的表示方法及二者之间的关系3．掌握滴定分析法的概念和分类。重点难点教学重点：有效数字及其运算规则。教学难点：有效数字的运算。教学过程(含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、课时分配、板书设计)二、误差和偏差(30min)（一）准确度与误差准确度：分析结果与真实值接近程度，用误差表示。绝对误差：相对误差：[师生互动]1．用万分之一的分析天平称量两样品：一份0.0045g，另一份0.5537g，两样品称量的绝对误差是多少？相等吗？哪份准确些？两样品称量的绝对误差是相等的，同为0.0001g，第二份准确些，因第二份真实值大。2．电子天平可称准至±0.1mg，要使试样称量误差不大于0.1%，至少要称取试样的质量多少g？μ≥0.0001g/0.1%=0.1g（二）精密度和偏差精密度：在相同的条件下，多次平行测定相互接近的程度，用偏差表示。绝对偏差：相对偏差：平均偏差：相对平均偏差：【例5-2】（三）准确度与精密度的关系：(10min)精密度高，准确度不一定高；在消除系统误差的前提下，精密度高，准确度才会高；高精密度是获得高准确度的必要条件（前提）；精密度与准确度都高的测量结果才是可靠的。三、减少误差的方法(15min)（一）分析方法的选择：常量组分的测定一般选择化学分析法微量组分的测定一般选择仪器分析法（二）减少测量误差（三）减少系统误差对照试验：减免方法、试剂和条件控制不当引入的误差空白试验：消除试剂、纯化水或器皿带入的杂质引起的误差校准仪器：减免仪器误差内检和外检：消除操作者之间或环境、仪器之间存在的系统误差（四）减少偶然误差：增加平行测定次数取平均值作为测定结果。思考：1.准确度、精密度的含义是什么？2.如何减少系统误差和偶然误差？四、有效数字及其运算规则(35min)（一）有效数字1．有效数字的概念有效数字是指实际上能测量到的数字，包括所有准确数字和最后一位可疑数字。例如：托盘天平称出12.5g；电子天平称出0.3528g；移液管20.00ml；滴定管20.56ml。2．位数①“0”在数字（1~9）前的不是有效数字；数字（1~9）中间或之后的“0”是有效数字。如，0.1020、25.00，四位有效数字。②对数：小数点后数字的位数，小数点前不属于有效数字。。如，pH=12.68或8.02，两位有效数字。③10的方次表示的数。如，8.023×10-3，四位有效数字。[师生互动]1．1.001；0.2000；0.001234均为四位有效数字。2．，pH=9.75，两位有效数字。Ka=1.75×10-5，pKa=4.757，三位有效数字。3．注意：倍数或分数视为无误差数字。练习：指出下列数字的有效数字的位数（1）156.03五位（2）0.00430三位（3）200.30五位（4）1.76×105三位（5）pH=7.05两位（6）1000不定（7）pK=8.47两位（8）56.30%四位（二）有效数字修约1．有效数字的记录：记录测量数据时，只保留一位可疑数字。如，电子天平称出0.3528g2．有效数字的修约规则：采取“四舍六入五留双”的原则，4要舍，6要进。5后有不为0的数要进位；5后无数或零，则5前为偶数，要舍去，5前为奇数，要进位。【例】将下列数字修约为两位有效数字1.66371.24971.35021.45001.050.750解：1.6637→1.71.2497→1.21.3502→1.41.4500→1.41.05→1.00.750→0.75注意：修约应一次修约到所需位数，不能分次修约。（三）有效数字的运算规则(1)加减法有效数字的位数以小数点后位数最少的数字为依据，计算结果小数点后位数与小数点后位数最少的一致。可先计算再修约，也可先修约再计算。例：计算1.234+15.86+0.2345-6.345解：在四个数字中，应以15.86为准，其余数字小数点后修约为两位后再计算。1.234+15.86+0.2345-6.345=1.23+15.86+0.23-6.34=10.98(2)乘除法有效数字的位数以有效数字位数最少的数字为依据，结果有效数字位数与最少的一致。例：(3)先修约后运算，首位为8、9，有效数字可多保留一位，最后结果仍以实际位数为准。（四）有效数字及运算在分析化学中的运用1.正确记录实验数据如：托盘天平称量记为：10.5g；万分之一的分析天平称量记为：0.5000g；用量筒量取一定量体积的溶液记为：20ml；用移液管量取一定量体积的溶液记为：20.00ml。2．正确表示分析结果数据多为四位分析结果：四位精密度、准确度：一位，最多取两位，修约必须进位。【练习】1．计算(2.236×1.1581397)/(1.040×0.200)的结果。2．测定某物质的含量，做5次实验，其结果为：10.48%，10.37%，10.47%，10.43%，10.40%。求平均值、平均偏差、相对平均偏差、标准偏差、相对标准偏差。3．有效数字的含义是什么？作业主要参考资料分析化学.严拯宇主编.南京:东南大学出版社,2005课后自我总结分析《无机与分析化学》教案（课时备课）第12次课学时：2课目、课题第五章第二节滴定分析法教学目的和要求1．掌握标准溶液的配制和标定2．掌握滴定分析法的相关计算。重点难点教学重点：标准溶液的配制和标定；滴定分析法的相关计算。教学难点：滴定分析法的相关计算。教学过程(含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、课时分配、板书设计)第二节滴定分析法一、滴定分析法的概念(25min)滴定液、滴定、化学计量点、指示剂、滴定终点、终点误差、基准物质二、滴定分析法的分类(10min)酸碱滴定法非水酸碱滴定法沉淀滴定法配位滴定法氧化还原滴定法三、滴定分析法对化学反应的要求(15min)四、滴定方式(15min)直接滴定法返滴定法置换滴定法间接滴定法五．标准溶液的配制与标定(25min)1.直接配制法适用于基准物质。优点:快捷、方便、不需标定。2.间接配制法（标定法）基准物质标定法标准溶液标定法师生互动1.配制盐酸标准溶液，只要用移液管准确移取一定量的浓盐酸，再准确加水稀释至一定体积，得到的盐酸浓度是准确的。这种说法对吗?答案：错2.下列物质哪些可用直接配制标准溶液？A、氢氧化钠B、无水碳酸钠C、浓硫酸D、高锰酸钾答案：B作业主要参考资料分析化学.严拯宇主编.南京:东南大学出版社,2005课后自我总结分析《无机与分析化学》教案（课时备课）第13次课2学时课目、课题第五章第二节滴定分析法第六章酸碱平衡与酸碱滴定法第一节酸碱质子理论教学目的和要求1.掌握滴定分析法的计算2.理解酸碱质子理论重点难点教学重点：溶液的酸碱性与pH的关系；弱电解质的电离平衡教学难点：弱电解质的电离平衡教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）六．滴定分析法的计算(40min)（一）滴定分析计算依据：aA+bB=cC+dD则：nA:nB=a:b（二）滴定分析计算示例：1．利用基准物质标定待测溶液【例5-4】2．利用标准溶液标定待测溶液的浓度【例5-5】3．待测组分百分含量的计算【例5-6】第六章酸碱平衡与酸碱滴定法第一节酸碱质子理论【经典酸碱理论】(10min)要点：在水溶液中，电离时产生的阳离子全部是的化合物称为酸；在水溶液中，电离时产生的阴离子全部是的化合物称为酸。缺陷：1.有很大的局限性——只限制在水溶液中。2.事实上很多不含H+或OH－的化合物也表现出酸性或碱性。例如：NH4Cl（酸性），Na2CO3（碱性），用经典酸碱理论就无法解释。一、酸碱质子理论（扩大了酸碱的范围）(25min)【酸碱的定义】凡能给出质子（H+）的物质都是酸；凡能接受质子（H+）的物质都是碱。酸与碱的关系：酸碱＋质子HBB－＋H+HClCl－＋H+HAcAc－＋H+NH4NH3＋H+H2OHO—＋H+----------------------------------这种关系称为共轭关系。右边的碱是左边酸的共轭碱；左边的酸是右边碱的共轭酸。两者组成共轭酸碱对（两者之间只相差一个H+）例如：【说明】1.酸碱可以是分子，也可以是阴离子或阳离子。2.酸碱具有相对性。酸碱酸碱3.盐都是酸碱。在NH4Ac中，为酸，为碱。4.较强的酸，则它对应的共轭碱的碱性必定较弱。反之亦然。二．酸碱反应的实质(15min)酸碱反应的实质就是两个共轭酸碱对之间的质之传递反应。酸碱半反应1酸碱半反应2总反应（两个半反应相加）例：总反应酸碱反应的范围：（自学）1.电离（1）酸的电离（2）碱的电离（3）水的电离2.中和3.水解作业P79一.二主要参考资料《无机化学》侯新初主编《药用基础化学》胡运昌主编课后自我总结分析酸碱质子理论：酸是质子的给予体，碱是质子的接受体。酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对间的质子传递反应。《无机与分析化学》教案（课时备课）第14次课2学时课目、课题第六章第二节溶液的酸碱平衡及pH计算教学目的和要求1.理解水的离子积常数2.掌握溶液的酸碱性与pH的关系3.了解弱电解质的电离平衡4.理解同离子效应、盐效应重点难点教学重点：缓冲溶液的配制和计算教学难点：缓冲溶液的计算教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）第二节溶液的酸碱平衡及pH计算一、水的质子自递平衡(25min)【水的质子自递平衡】纯水中：则：若加入酸或碱，则≠但Kw不变【溶液的酸度】pH<7酸性pH＝7中性pH>7碱性与pH值的换算：若则pH＝n－lgm【例1】【例】某溶液的pH＝3.47,因为两边取负对数有所以pH+pOH=pKw=14二、弱电解质溶液的酸碱平衡(35min)【强电解质】（自学）一元弱酸的电离平衡HA+H2OH3O+＋A-【说明】(1)[]代表平衡时的浓度；C代表任意状态时的平衡常数。（2）Ka代表弱酸的平衡常数；Kb代表弱碱的平衡常数。（3）Ka越小，则弱酸的酸性越弱；Kb越小，则弱碱的碱性越小。（4）pK＝－lgK,pKa越大，酸性越小；pKb越大，碱性越小。（5）pKa＋pKb＝pKw＝142．一元弱碱的电离A-+H2OHA＋OH-3．共轭酸碱对与的关系【例6-1】三、弱电解质溶液pH值近似计算(30min)（一）一元弱酸和一元弱碱溶液1.一元弱酸溶液的pH值近似计算[H+]=(适用条件：c/Ka≥500)【例6-2】2.一元弱碱溶液的pH值近似计算[OH－]=(适用条件：c/Kb≥500)【例6-3】（二）多元弱酸和多元弱碱溶液1.多元弱酸溶液pH值近似计算以H2CO3为例【结论】（1）对于二元弱酸，[H＋]按一元弱酸处理。则：[H+]=(适用条件：c/Ka≥500)（2）[酸根离子浓度]≈Ka2【例10】2.多元弱碱溶液pH值近似计算以Na2CO3为例[OH-]=(适用条件：c/Kb≥500) 【例6-4】(三)同离子效应和盐效应1.同离子效应【概念】在弱电解质溶液中，加入一种与弱电解质具有相同离子的某一强电解质，可使弱电解质的电离度降低，这种现象称为同离子效应。【结论】同离子效应，使弱电解质的电离度降低。2.盐效应【概念】在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不含相同离子的某一强电解质盐，使弱电解质的电离度增加，这种现象称为盐效应。【结论】盐效应，使弱电解质的电离度增大。作业主要参考资料《无机化学》侯新初主编《药用基础化学》胡运昌主编课后自我总结分析水的离子积常数Kw=1.0×10-14，水的离子积可适用于纯水和所有稀溶液。溶液的酸碱性可统一用[H+]或pH表示。从质子理论角度讲弱酸或弱碱的电离过程实质上是弱电解质与水分子间的质子传递反应。其电离平衡常数分别为Ka或Kb，影响弱电解质质子传递平衡的因素主要是同离子效应和盐效应。《无机与分析化学》教案（课时备课）第15次课学时：2课目、课题第六章第二节溶液的酸碱平衡及pH计算教学目的和要求理解缓冲溶液的原理;2．掌握缓冲溶液的计算重点难点教学重点：缓冲溶液的配制和计算教学难点：缓冲溶液的计算教学过程(含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、课时分配、板书设计)四、缓冲溶液【回顾】(10min)结果：HAc的电离度降低。原因：同离子效应。【问题】1.为什么人会出现酸中毒或者碱中毒？2.为什么某些制剂只有在一定的pH范围的水溶液中才不会水解失效？1、缓冲溶液的概念和组成(10min)【概念】缓冲溶液是一种能够抵抗外加少量强酸、强碱或稀释而本身的pH值不发生显著变化的溶液。【组成】4.多元弱酸及其次极盐2、缓冲作用原理(20min)【问题】缓冲溶液为什么具有抗酸、抗碱、抗稀释能力？例：【讨论】1.加入少量强酸2.加入少量强碱【概念】抗酸成分，抗碱成分3、缓冲溶液的pH值计算(30min)移项：两边取负对数：即【讨论】称为缓冲比1.当缓冲比为1时，即pH＝pKa时，缓冲能力最大。2.当缓冲比＝10时，有：pH＝pKa＋1；当缓冲比为0.1时，有：pH＝pKa－1。所以，缓冲溶液的缓冲范围：pH＝pKa±1。超过此范围，则缓冲溶液的缓冲能力太小而起不到缓冲作用。或【讨论】1.，2.3.【例题6-5】4、缓冲溶液的选择和配制(20min)配制原则：具有较好的缓冲能力。（1）选择适当的缓冲系，使pKa与要求的pH值尽可能接近（pH＝pKa±1）。【例】配制pH＝5和pH＝7的缓冲溶液查表7－9可知：配制pH＝5的缓冲溶液应选择HAc-NaAc缓冲对（HAc的pKa＝4.75）；配制pH＝7的缓冲溶液应选择缓冲对（H3PO4的pKa2＝7.21）；（2）缓冲溶液的总浓度：0.05～0.5mol/L.（3）无副反应，无毒性，具有热稳定性。【例6-6】作业主要参考资料分析化学.严拯宇主编.南京:东南大学出版社,2005课后自我总结分析缓冲溶液的缓冲范围：pH=pKa±1缓冲溶液的计算公式：pH=pKa+lg（C共轭酸/C共轭碱）缓冲溶液的配制原则：缓冲溶液共轭酸的pKa尽可能与所配的缓冲溶液的pH值相接近。《无机与分析化学》教案（课时备课）第16次课学时：2课目、课题第六章第三节酸碱滴定法教学目的和要求1．掌握强酸强碱滴定过程中pH值的计算2．掌握酸碱指示剂的选择重点难点教学重点：强酸强碱的滴定过程中pH值的计算及酸碱指示剂的选择。教学难点：化学计量点pH值的计算及酸碱指示剂的选择。教学过程(含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、课时分配、板书设计)第三节酸碱滴定法一、酸碱指示剂（一）酸碱指示剂(40min)【概念】借助其颜色变化来指示溶液pH值的物质叫做酸碱指示剂。（二）酸碱指示剂的变色范围两边取负对数有：指示剂的变色范围pH＝pKHin±1表7－7常用酸碱指示剂的pKHin和变色范围常见：甲基橙（3.1～4.4）甲基红（4.4～6.2）酚酞（8.0～9.6）（三）酸碱指示剂变色范围的影响因素1.温度2.指示剂用量3.滴定程序二.酸碱滴定曲线及指示剂的选择(一)强碱强酸互滴定以0.1000mol／LNaOH溶液滴定20.00ml0.1000mol／L的HCl溶液为例：NaOH＋HCl=NaCl＋H2O1．滴定曲线(30min)=1\*GB3①滴定前pH=1.00=2\*GB3②滴定到化学计量点前滴入19.80mLNaOH溶液时，=3\*GB3③化学计量点时pH=7.0=4\*GB3④化学计量点后滴入NaOH溶液20.02mL时pH=9.7【绘制滴定曲线】2.指示剂的选择：指示剂变色范围在滴定突跃范围内或至少占滴定突跃范围的一部分。(10min)3.影响滴定突跃范围的因素：酸碱溶液浓度越大，滴定突跃范围越大，可供选择的指示剂越多。(10min)作业主要参考资料分析化学.严拯宇主编.南京:东南大学出版社,2005课后自我总结分析

《无机与分析化学》教案（课时备课）第17次课学时：2课目、课题第六章第三节酸碱滴定法教学目的和要求1．掌握一元弱酸弱碱滴定过程中pH值的计算2．掌握酸碱指示剂的选择重点难点教学重点：一元弱酸弱碱准确滴定的条件。教学难点：一元弱酸弱碱准确滴定的条件。教学过程(含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、课时分配、板书设计)（二）一元弱酸（碱）的滴定(40min)以0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1HAc溶液为例:滴定反应:HAc＋OH-Ac-＋H2O1．滴定曲线=1\*GB3①滴定前pH=2.87=2\*GB3②滴定到化学计量点前滴入19.80mLNaOH溶液时，pH=7.75=3\*GB3③化学计量点时pH=8.72=4\*GB3④化学计量点后滴入NaOH溶液20.02mL时pH=9.7【绘制滴定曲线】2.指示剂的选择：指示剂变色范围在滴定突跃范围内或至少占滴定突跃范围的一部分。3．影响滴定突跃范围的因素及弱酸能被强碱溶液准确滴定的判据eq\o\ac(○,1)当Ka值一定时，浓度越大，滴定突跃范围越大；eq\o\ac(○,2)当浓度一定时，Ka越大，滴定突跃越大。当Ka≤10-9时，滴定曲线上已无明显突跃,利用一般酸碱指示剂无法判断终点。③一元弱酸(或弱碱)能否被准确滴定的判据:。【例6-7】（三）多元酸（碱）的滴定(50min)1.多元弱酸的滴定判断多元酸能否准确滴定及能否分步滴定的两个原则是:=1\*GB3①若则第i个H+能被准确滴定;=2\*GB3②若,则相邻两个H+能被分步滴定。【例】0.2000mol·L－1NaOH溶液滴定0.2000mol·L－1H3PO4溶液。2.多元弱碱的滴定判断多元碱能否准确滴定及能否分步滴定的两个原则是:=1\*GB3①若则第i个H+能被准确滴定；=2\*GB3②若,则相邻两个H+能被分步滴定。作业主要参考资料分析化学.严拯宇主编.南京:东南大学出版社,2005课后自我总结分析《无机《无机与分析化学》教案（课时备课）第18次课2学时课目、课题第六章酸碱平衡与酸碱滴定第四节酸碱滴定法的应用补充章重量分析法第一节挥发重量法第二节萃取重量法教学目的和要求1．掌握酸碱标准溶液的配制和标定2．掌握双指示剂法测定混合碱含量3．理解挥发重量法和萃取重量法重点难点教学重点：酸碱标准溶液的配制和标定；双指示剂法测定混合碱含量；教学难点：双指示剂法测定混合碱含量。教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）第四节酸碱滴定法的应用一.酸碱标准溶液的配制和标定(20min)（一）HCl标准溶液的配制标定1.0.1mol·L-1HCl溶液的配制2.0.1mol·L-1HCl溶液的标定标定HCl溶液常用的基准物质有无水碳酸钠和硼砂。=1\*GB3①无水碳酸钠(Na2CO3)Na2CO3＋2HCl＝2NaCl＋H2O＋CO2↑=2\*GB3②硼砂(Na2B4O7·10H2O)Na2B4O7＋2HCl＋5H2O＝4H3BO3＋2NaCl二.酸碱滴定法的应用示例(30min)（一）双指示剂法测定混合碱的含量 【例】称试样0.6895g，试样含Na2CO3和NaOH和不与酸反应的杂质。溶于水后，用0.3014mol/LHCl溶液滴定至酚酞变色，消耗HCl24.08ml，加入甲基橙指示剂，继续用HCl滴定至出现橙色，又消耗12.02ml，试样中Na2CO3、NaOH含量各为多少？答案：Na2CO3，55.69%，NaOH，21.09%。【练习】称试样0.6895g，试样含Na2CO3和NaHCO3和不与酸反应的杂质。溶于水后，用0.3014mol/LHCl溶液滴定至酚酞变色，消耗HCl12.02ml，加入甲基橙指示剂，继续用HCl滴定至出现橙色，又消耗24.08ml，试样中Na2CO3、NaHCO3含量各为多少？补充章重量分析法第一节挥发法一．直接法(5min)待测组分与其它组分分离后，如果称量的是待测组分或其衍生物，通常称为直接法。二．间接法(10min)待测组分与其它组分分离后，通过称量其它组分，测定样品减失的重量来求得待测组分的含量，则称为间接法。1.常压加热干燥2.减压加热干燥3.干燥剂干燥第二节萃取重量法一．分配系数和分配比(25min)1.分配系数2.分配比3.萃取效率作业Pg97：一.二.三四主要参考资料《无机化学》侯新初主编《药用基础化学》胡运昌主编课后自我总结分析与分析化学》教案（课时备课）第19次课2学时课目、课题补充章重量分析法第三节沉淀重量法第七章沉淀溶解平衡与沉淀滴定法第一节难溶电解质的溶度积教学目的和要求1．理解沉淀重量法的过程2．掌握重量分析法的计算3．理解难溶电解质的溶解-沉淀平衡。4.了解溶度积常数的概念5.掌握溶度积表达式。重点难点教学重点：沉淀重量法的原理及化学因数的计算、溶度积常数和溶解度的换算、溶度积原理。教学难点：溶度积原理教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）第三节沉淀重量法一.沉淀形式和称量形式(5min)以测定SO或Ca2+的含量为例：试样Ba2+＋SO42-BaSO4BaSO4试样Ca2+＋C2O4CaC2O4·H2OCaO二．重量分析对沉淀的要求(5min)1．对沉淀形式的要求2．对称量形式的要求三．沉淀的溶解度及其影响因素(5min)四．沉淀的形成及影响纯度的因素(5min)（1）共沉淀现象（2）后沉淀现象五．沉淀的条件(5min)1．晶形沉淀的沉淀条件稀热慢搅陈2．无定形沉淀的沉淀条件六、重量分析结果的计算(15min)例7－2第七章沉淀溶解平衡与沉淀滴定法第一节难溶电解质的溶度积一、溶度积常数(20min)1.沉淀－溶解平衡水溶液中Ag+和Cl-的量很少，很快达到动态平衡（多相平衡）【问题】既然存在平衡，那么能不能表示它们之间量的关系？2.溶度积常数平衡时移项令即有对于一个一般的难溶电解质:根据化学平衡定律有：KSP是难溶电解质沉淀－溶解平衡常数，称为溶度积常数。【溶度积常数的意义】在一定的温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂的乘积为一常数。【说明】1.KSP和其它平衡常数一样，只与难溶电解质的本性和温度有关，而与离子的浓度无关。2.KSP一般不需要写出单位。二、溶度积与溶解度的关系(20min)溶解度的概念1.百分溶解度：在一定温度下，100克溶剂最多所能溶解溶质的克数。2.摩尔溶解度：在一定温度下，1L饱和溶液中所含溶质的物质的量。（mol//L）设难溶电解质AmBn在一定温度下，其溶解度为Smol/L平衡时浓度mSnS

（1）1：1型（m=1,n=1）[AgCl,BaSO4,FeS等]

（2）1：2（或2：1型）[Ag2CrO4,PbI2,Mn(OH)2等]【例7-1】【例7-2】三、溶度积规则(10min)Qi>Ksp有沉淀析出Qi＝Ksp沉淀与溶解平衡Qi>Ksp没有沉淀析出【应用】作业P1486.7.主要参考资料《无机化学》侯新初主编《药用基础化学》胡运昌主编课后自我总结分析溶度积是指难溶电解质达到溶解沉淀平衡时的离子浓度幂的乘积。摩尔溶解度（S）和溶度积常数（KSP）存在一定的换算关系。离子积（Q）是任何浓度时的离子浓度的幂的乘积。Q=KSP，为饱和溶液，溶解沉淀达到平衡；Q>KSP，为过饱和溶液，有沉淀生成；Q<KSP,为不饱和溶液，沉淀溶解。与分析化学》教案（课时备课）第20次课2学时课目、课题第七章沉淀溶解平衡与沉淀滴定法第二节难溶电解质的生成和溶解第三节沉淀滴定教学目的和要求1．理解沉淀的生成和溶解条件。2.了解分步沉淀和沉淀的转化。3．掌握三种银量法的原理、滴定条件、注意问题和应用；重点难点教学重点：分步沉淀、三种银量法的原理、滴定条件、注意问题和应用。。教学难点：沉淀的转化、三种银量法的原理。教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）第二节难溶电解质沉淀的生成和溶解一、沉淀的生成(10min)【例7-3】二、沉淀的溶解(10min)1.酸碱溶解法2.氧化还原反应溶解法3S2-+2NO3-+8H+=3S↓+2NO↑+4H2O3.配位反应溶解法+2NH3[Ag（NH3）2]+AgCl（s）+2NH3[Ag（NH3）2]+三、分步沉淀(10min)【例7-4】四、沉淀的转化（自学）第三节沉淀滴定法一．铬酸钾指示剂法（莫尔法）(20min)1.基本原理在中性溶液中，以硝酸银为标准溶液，铬酸钾指示剂，测定Cl-或Br-含量。终点前：Ag++Cl-AgCl↓（白色）终点时：Ag++CrO42-Ag2CrO4↓(砖红色)2.滴定条件（1）指示剂的用量[Ag+]＝[Cl-]＝＝＝1.33×10-5（mol·L-1）[CrO42-]＝＝＝6.33×10-3(mol·L-1)实际用量比理论量要少一些，一般[CrO42-]为5.0×10-3mol·L-1，即每50～100ml滴定液中加入5%（g·ml-1）K2CrO4溶液1ml即可。（2）溶液的酸度:中性和弱碱性（pH6.5～10.5）2CrO42-+H+2HCrO4-Cr2O72-+H2O2Ag++2OH-2AgOH↓→Ag2O↓+H2O酸性太强，［CrO42-］浓度减小，终点拖后；碱性过高，会生成Ag2O沉淀，都不利于滴定。（3）滴定时应用力摇动（4）干扰情况：【师生互动】想一想：测定生理盐水Cl-、氯化铵Cl-，pH要注意什么？【应用范围】只适于直接测定Cl-或Br-。不适于测定I-和SCN-。由于AgI、AgSCN沉淀强烈地吸附I-和SCN-，误差较大。【师生互动】BaCl2、Na2CO3+NaCl能否用莫尔法测定？二．铁铵矾指示剂法（佛尔哈德法）：铁铵矾[NH4Fe(SO4)2·12H2O](20min)（一）直接滴定法（测Ag+）在Ag+的酸性溶液中，以铁铵矾作指示剂，用NH4SCN（或KSCN）标准溶液滴定。终点前Ag++SCN-＝AgSCN↓（白）终点时Fe3++SCN- [FeSCN]2+（红色）（二）回滴定法（测卤素离子）1.滴定原理终点前Ag++Cl-＝AgCl↓（白色）（定量过量）Ag++SCN-＝AgSCN↓（白）（剩余）终点时Fe3++SCN-[FeSCN]2+（红色）2.避免沉淀转化措施：AgSCN的溶解度小于AgCl的溶解度，用力振摇将使AgCl沉淀转化为AgSCN沉淀。AgCl↓+SCN-AgSCN↓+Cl-、（1）过量定量AgNO3标准溶液（2）NH4SCN标准溶液回滴前，加入硝基苯，减少AgCl沉淀与溶液接触3.滴定条件（1）为了防止Fe3+水解，应在酸性溶液0.1～1mol·L-1HNO3中进行滴定。（2）在25℃以下进行，指示剂用量每100ml滴定液加2～5ml。（3）在滴定过程中，用力振摇，在近终点时，轻轻振摇。（4）在测定I-时，应在加入过量的硝酸银标准溶液之后，再加入指示剂。2Fe3++I-＝2Fe2++I24.应用范围用于测定Cl-、Br-、I-、SCN-及Ag+三．吸附指示剂法（法扬司法）(20min)1.滴定原理用硝酸银为标准溶液，用吸附指示剂确定滴定终点，测定卤化物和硫氰酸盐含量的方法。用AgNO3标准溶液滴定Cl-时，可用荧光黄作指示剂。HFInFIn-（黄绿色）+H+pKa=7终点前Cl－过量AgCl•Cl-+FIn-（黄绿色）（不吸附）终点后Ag+过量AgCl•Ag++FIn-（黄绿色）AgCl•Ag+•FIn-（粉红色）2.滴定条件（1）加入糊精、淀粉等保护AgCl胶体，使终点易于观察。（2）选用吸附指示剂时，应使胶体沉淀对指示剂阴离子的吸附力略小于对被测阴离子的吸附力。卤化银胶体沉淀对卤素离子和几种常用吸附指示剂的吸附里的大小顺序如下：I->二甲基二碘荧光黄>Br->曙红>Cl->二氯荧光黄>荧光黄【例】测定Cl-离子时，只能用荧光黄而不能用曙红。测定Br-离子时，只能用曙红或荧光黄。（3）pH值：用荧光黄作指示剂测定Cl－时，pH7～10。（4）滴定应避免在强光下进行。作业主要参考资料《无机化学》侯新初主编《药用基础化学》胡运昌主编课后自我总结分析溶度积是指难溶电解质达到溶解沉淀平衡时的离子浓度幂的乘积。摩尔溶解度（S）和溶度积常数（KSP）存在一定的换算关系。离子积（Q）是任何浓度时的离子浓度的幂的乘积。Q=KSP，为饱和溶液，溶解沉淀达到平衡；Q>KSP，为过饱和溶液，有沉淀生成；Q<KSP,为不饱和溶液，沉淀溶解。沉淀溶解的原理只要是利用化学反应，使溶液中已电离的离子和所加试剂生成弱酸、弱碱、水和其他难电离的化合物，从而降低了溶液中离子的浓度，使得Q<KSP。三种银量法在药物分析中有广泛应用，可通过查阅《中国药典》“含量测定方法”。三种银量法所用的指示剂和滴定条件，我们要重点掌握。三种银量法在药物分析中的应用，测定原理和含量计算我们也要重点掌握。《无机与分析化学》教案（课时备课）第21次课2学时课目、课题第七章沉淀溶解平衡与沉淀滴定法第四节沉淀滴定法的应用第八章氧化还原平衡与氧化还原滴定法第一节氧化还原反应教学目的和要求1．了解标准溶液的配制和标定。2．理解氧化还原反应的实质3．理解有关氧化还原的概念4．了解氧化还原反应方程式的配平重点难点教学重点：有关氧化还原的概念教学难点：氧化还原反应的实质教学进程（含章节教学内容、教学方法、辅助手段、师生互动、时间分配、板书设计）第四节沉淀滴定法应用一．标准溶液的配制和标定(30min)1.0.1mol/LAgNO3标准溶液的配制和标定（1）直接配制法AgNO3基准物可用直接法配制，用棕色容量瓶或试剂瓶装。（2）间接配制法粗配：17.5gAgNO3用蒸馏水稀释至1000ml，即为0.1mol/LAgNO3。标定：基准物NaCl标定方法与测定样品的方法一致标定反应：NaCl+AgNO3AgCl↓+NaNO3注意：AgNO3注意避光保存，棕色瓶保存，棕色酸式滴定管盛装；有氧化性和腐蚀性，避免与有机物接触，与皮肤接触。2.NH4SCN(0.1mol/L)滴定液的配制间接法配制：8.0gNH4SCN用蒸馏水稀释1000ml，即得0.1mol/LNH4SCN。标定：与AgNO3滴定液比较标定标定反应：AgNO3+NH4SCNAgSCN↓+NH4NO3二．应用与实例(15min)1.无机卤素化合物的测定：如NaCl、KBr、NH4Cl、KI等。生理盐水的NaCl含量测定：2.有机卤化物中卤素的测定第八章氧化还原平衡与氧化还原滴定法第一节氧化还原反应【复习】(5min)（一）概念与述语元素失去电子被氧化（氧化数升高），被氧化的物质是还原剂。还原剂发生氧化反应。元素得到电子被还原（氧化数降低），被还原的物质是氧化剂。氧化剂发生还原反应。（二）氧化还原反应的实质氧化还原反应的实质：氧化剂与还原剂之间电子的转移。一、氧化数(20min)二、氧化还原反应(20min)1.氧化还原反应+7-1+202KMnO4＋5H2O2＋3H2SO4=2MnSO4＋K2SO4＋5O2↑＋8H2O氧化剂还原剂还原产物氧化产物【配平】（1）氧化数法命名原则：氧化数升高总数＝氧化数降低总数【实例】KMnO4+FeSO4+H2SO4——MnSO4+Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O（2）离子－电子法命名原则：电子得失总数相等【实例】Cr2O72-+I-+H+——Cr3++I2+H2O2.氧化还原电对和半反应氧化还原反应由两个半反应组成的，如Fe＋Cu2+Fe2+＋Cu两个半反应为：氧化反应Fe－2eFe2+-还原反应Cu2+＋2e