无机及分析化学知识总结

第一章气体及热化学方程式

1.1气体

气态方程式（克拉伯龙方程）：联系体积、压力、和温度之

间关系的方程。latm=100kPa

分压：在相同温度下，某组分气体占据与混合气体相同体积

时对容器所产生的压力；（1）一种气体产生的压力与其它气

体存在无关；（2）混合气体的总压为各组分气体的分压之和。

分体积：在相同温度下，组分气体具有和混合气体相同压力

时所占的体积。

道尔顿分压定律：在温度与体积恒定时，混合气体的总压力

等于组分气体的分压力之和。

1.2过程：体系状态的变化。恒温过程、恒容过程、恒压过程、

绝热过程；

1.3状态和状态函数

状态：体系的一系列物理量的总和。

如：确定一瓶气体的状态，需用P、V、T、n来表示

状态函数：确定体系热力学状态的物理量。一个状态函数就

是体系的一种性质。

状态函数特点：

⑴体系状态一定，状态函数有一定值

⑵体系发生变化时，状态函数的变化只取决于体系的初态和

终态，而与变化的途径无关。

⑶体系发生变化后，体系一旦恢复到原来的状态，状态函数

恢复原值。

状态函数相互关联的三个特征可概括：

〃状态函数有特征，状态一定值一定，殊途同归变化等，周

而复始变化零。〃

24、热和功

热：由于温度不同在体系和环境之间传递的能量形式。用Q表示，

热与途径有关，不是状态函数。

功：除热之外，其它各种被传递的能量，用w表示

热和功的符号：⑴体系吸收热量Q>0；体系放热Q<0

⑵环境对体系做功w>0；体系对环境做功w<0

5、热力学能（内能）：热力学体系内部的能量总和，用U表示

内能是体系本身的性质，仅取决于体系的状态，故内能是状态函

数。

二、化学反应中的能量关系

1、定压反应热、焙和烯变

化学反应一般在恒压敞口容器中进行，对于只作体积功不做其它

功的体系，

U、p、V都是状态函数，所以U+pV也是状态函数，在热力学上,

将U+pV定义为型的状态函数，叫做熔，用H表示。

规定：在反应中，>0吸热反应

<0放热反应

2、热化学方程式

凡注明热效应的化学方程式，叫做热化学方程式。

(中学用)

书写热化学方程式：

⑴注明反应的条件：

不标温度,指298K(25℃)

热力学上的标准状态：P：lOOkPaT任意

气体：具有理想气体性质的纯气体

纯液体、纯固体浓度为1的溶液

⑵注明物质的聚集状态

⑶焙变必须与化学方程式相对应

3、生成熔

⑴标准摩尔生成焙：标准状态下，由元素的最稳定单质化合物生

成1纯化合物时的反应燧变叫做该化合物的标准摩尔生成焰。用

表示。

⑵稳定单质的为零。

4、盖斯定律：在定压下，反应的热效应只与反应物的始态和终态

有关，而与变化的途径无关。

如：⑶不能由实验测定

⑴

(2)

(1)-(2)=(3)

5、由计算

例1：P91-3

补充练习：1、已知温度在298K,压力在lOOkPa下，

(1)

(2)

试求：⑶的的值

解：反应⑶=反应⑴+2反应⑵

则：—

2、已知、、的分别为、、，计算下列反应在298.15K时

的值。

解：

3、已知甲醇燃烧反应的反应热为，即

(1)

(2)

⑶

试求：值

解：据⑵可知=

据⑶

据反应⑴

小结：通过本章内容，应掌握理想气体状态方程、道尔顿分压定

律及有关焰变的计算，理解熔、焰变的含义，了解热力学中的术

语。

作业：P115、12

4

5

7

第二章化学反应速率与化学平衡

8

§2.1化学反应速率

一、化学反应速率

化学反应速率是衡量化学反应快慢的物理量。通常以单位时间内

反应物或生成物浓度变化的正值表示。

二、表示方法

1、平均速率

2、瞬时速率：时，平均速率的极限

某一化学反应，用各组分的浓度变化表示的反应速率之比，等于

各自计量系数之比。

三、化学反应速率的实验测定

实验上测定的是某反应体系中不同时间t时某一组分的浓度，由

此画c-t曲线，时间t时反应速率通过求t所对应的曲线上的斜

率来得到。

需要说明的是，用这种方法测反应速率时，化学反应的速率必须

足够慢，以使在测量的时间内浓度没有明显的变化。否则会导致

测定结果有极大的误差。

§2.2化学反应速率理论简介

一、有效碰撞理论

1、有效碰撞：能够发生化学反应速率的碰撞

2、活化分子与活化能

活化分子：具有足够能量能发生有效碰撞的分子。

活化能

分解反应的活化能为102.1,意思是活化每摩尔的分子必须吸

收102.1的能量。

反应速率与活化能的关系：>400的反应属于慢反应

<40的反应属于快反应

在一定温度下，越大，活化分子百分数越小，有效碰撞次数少,

反应速率越慢。

反之，越小，活化分子百分数越大，有效碰撞次数多，反应速率

越快。

3、反应物分子碰撞的取向

碰撞时;反应物分子必须有恰当的取向，使相应的原子能相互接

触而形成生成物。

二、过度状态理论

过度状态理论认为：化学反应并不是通过反应物分子的简单碰撞

完成的，在反应物到生成物的转变过程中，先形成一种过渡状态，

即反应物分子活化形成配合物的中间状态。

过渡状态一活化配合物

§2.3影响化学反应速率的主要因素

一、浓度分压对反应速率的影响

1、元反应和非元反应

元反应：一步就完成的反应。

非元反应：分几步进行的反应。

2、元反应的速率方程一质量作用定律

对于元反应：

气体：

质量作用定律：在一定温度下，元反应的反应速率与各反应物浓

度幕的乘积成正比，浓度指数等于元反应中各反应物的化学计量

数。

注意：⑴质量作用定律只适用于元反应。

⑵速率常数k取决于反应的本性，与浓度无关，与温度有关，k随

温度的升高一般增大。

⑶对于有固体或纯液体参加的反应，其速率方程与纯固体或纯液

体的量无关。

例：

3、有效碰撞理论对浓度影响的解释

对一指定反应，在一定温度下，反应物中活化分子的百分数是一

定的，增大浓度，活化分子的百分数虽未改变，但单位体积内活

化分子总数相应增大，有效碰撞次数增加，反应速率加快。

二、温度对反应速率的影响

大量实验表明：升高温度一般反应的速率会加快。1884年荷兰物

理学家范特霍夫(VantHoff)根据大量实验事实总结出一条规则：

温度每升高10℃,反应速率常数k大约增加到原来的2〜4倍。

即：

温度升高反应速率加快的原因：温度升高使反应物分子的能量增

加，大量非活化分子获得能量后变成活化分子，活化分子百分数

增大，有效碰撞次数增多；另外，温度升高，分子运动速度加快，

分子间碰撞次数增加。

三、催化剂对反应速率的影响

许多化学反应在热力学是可能的，但实际却不发生。这并非热力

学的结论是错误的，而是反应的速度太慢了，若在体系中加入微

量的某种物质，就可以使反应在同等条件下明显地发生。

反应在、均为100时，室温时应自发进行，但长时间观察不到

水。

当反应即刻发生，Pt粉的量并不减少

1、催化剂和催化作用

催化剂：凡能改变化学反应速率而在反应前后自身的质量和化学

性质保持不变的物质。

催化作用：催化剂能改变反应速率的作用。

2、催化剂改变反应速率的原因：实验证明，催化剂能加快反应速

率，是因为它参与了变化过程，改变了原来的反应途径，降低了

反应的活化能。

左图：

无催化剂时：按I途径进行，反应的活化能

当有催化剂K存在时•：反应按途径n进行，分为两步。

活化能为

活化能为

><

•••反应速率加快

实验表明，活化能降低使反应速率加快的倍数令人吃惊。

无催化剂：

Au作催化剂：

反应速率加快约14万倍。

由以上分析可见，催化剂的存在改变了反应的历程，催化剂本身

也参与了反应生成了某个中间产物，而最后被释放，所以催化剂

的物理性质往往发生了变化。

如：球状一粉状条状（）一粉状

中的在反应前后晶体结构发生了变化。

3、催化剂的特点

⑴催化剂对反应速率的改变是通过反应机理的改变而实现的。

⑵催化剂不影响产物和反应物的相对能量，未改变反应的始态和

终态，催化剂只能加快反应达到平衡的时间，而不能改变平衡常

数和平衡状态。

⑶催化剂同等程度地加快正、逆反应速率，即在一定条件下，正

反应的优良催化剂，一定是逆反应的优良的催化剂。

⑷催化剂只能加快热力学上认为可以发生的反应，催化剂只能改

变反应途径，而不能改变反应发生的方向。

四、影响反应速率的其它因素

多相反应：受接触面大小，扩散速率，接触机会的影响。

超声波、紫外线、激光、高能射线也会对反应速率有影响。

小结：掌握反应速率的，会用活化能，活化分子解释浓度、温度、

催化剂对反应速率的影响，了解活化能、活化分子的概念。

作业：

§2.4化学平衡

一、化学反应的可逆性和化学平衡

1、可逆反应：在同一条件下，既能向正反应方向又能向逆反应方

向进行的反应。

2、化学平衡：在一定条件下密闭容器中，当可逆反应的正、逆反

应速率相等，反应物和生成物的浓度恒定时，反应体系所处的状

态称为化学平衡状态。

3、化学平衡的特点：

⑴是一种动态平衡

⑵各物质的浓度不随时间而改变

⑶有条件的，相对的

⑷化学平衡是可逆反应在一定条件下所达到的最终状态达平衡的

途径，可以从正反应开始，也可从逆反应开始。

二、实验平衡常数

对于可逆反应：

在一定温度下，达平衡时：

称浓度平衡常数

若是气相反应，可用压力平衡常数

、统称为实验平衡常数，它们有量纲，而且随反应的不同量纲不

同。

三、标准平衡常数

标准平衡常数，表达式与相同，只是浓度用相对浓度，分压用

相对分压

1、标准平衡常数的表达式

标准平衡常数的表达式为：

无压力平衡常数与浓度平衡常数之分，是量纲一的量，以后均使

用，为简便起见，、可省去。

2、注意事项

⑴写入表达式的浓度与分压，均为达到平衡的数值。气体只能用

⑵与计量方程式对应

⑶纯固体、纯液体、水参加反应，浓度视为1,不写入表达式

⑷温度变化时，随之变化

3、平衡常数的意义

⑴是可逆反应的特征常数，同类反应，越大，反应进行得越完

全。

⑵可判断反应是否处于平衡态和非平衡态时反应进行得方向。

可逆反应

任意态时，系统是否平衡，非平衡态向哪一方向进行，引入反应

商Q

气相反应：

Q=平衡状态

Q＜平衡向正方向进行

Q＞平衡向逆方向进行

例1：P222-1教师分析，同学完成

4、多重平衡得平衡常数

有些反应平衡常数较难测定或不易从参考书中查得，则可利用已

知得有关平衡常数计算出来。如：⑶

(1)

(2)

反应⑴+(2)=(3)

若反应⑶=反应⑴+反应⑵

若反应⑶二反应⑴一反应⑵

多重平衡规则：在相同条件下，某个反应式可表示为两个反应式

相加（或相减），则该反应得平衡常数等于两个反应平衡常数得

积（或商）。

四、平衡常数与转化率

例1：P232-2

例2：P242-3教师分析，同学完成

补充练习：

在973K时-，=9.0,若反应开始时和的浓度分别为和，计算

的转化率。

解：设平衡时，

初始浓度（）

00

平衡浓度（）

xx

解得:

2、现有2.695g装入1升密闭容器中，达250℃时-，达平衡后总

压力为101.325kPa,求的分解率及。

解：平衡时总压为101.325kPa,据

装入的物质的量为n：

设平衡时的浓度为

初始浓度（）

0.012900

平衡浓度（）

0.0129-xxx

平衡时体系中总的物质的量为：

平衡时有0.0104分解

的分解率为：

平衡时各组分的物质的量:

平衡时的分压:

小结：化学平衡时考察一个可逆反应所达到的最大限度，在实际

生产中具有重要的指导作用，所以要会分析初始、平衡时各组分

的浓度，会判断任意状态下平衡进行的方向，会计算平衡时各组

分的浓度及转化率。

作业：P327P339

§2.5化学平衡的移动

可逆反应在一定条件下达平衡，，当外界条件变化时、平衡就会

被破坏，反应物和生成物的量将自行调整，建立起与新的条件相

适应的新的平衡。

化学平衡移动：因外界条件的改变，使可逆反应从一种平衡状态

转变为另一种平衡状态的过程称为化学平衡的移动。

一、浓度对化学平衡的影响

一定温度下，可逆反应：加入反应物或移去生成物，＞,随着

反应向右的发生，体系一次达到新的平衡，，在新的平衡体系中，

各组分的浓度均已改变，但比值保持不变。判断某一时刻，平衡

移动的方向，可用反应商判据：

Q=平衡状态

Q＜平衡向右移动

Q＞平衡向左移动

例1：P25例2-4教师分析思路，同学完成

补充练习：可逆反应，在523K时-，将0.070mol投入2.0L密闭

容器中，达平衡时有0.066mol分解。

⑴求该温度下的标准平衡常数和的分解率；

⑵若温度保持不变，在平衡体系中再加入0.070mol的，问达新

的平衡时各物质的浓度和的分解率。

解：的分解率：

初始浓度（）

00

平衡浓度（）

⑵设达新的平衡时，有分解

初始浓度（）

0

平衡浓度（）

温度不变，不变

解得

平衡时各组分的浓度：

分解率：

平衡向逆方向移动。

二、压力对化学平衡的影响

在一定温度下，可逆反应将体系的体积缩小至原来的（X＞1）,

则系统的总压及各组分的分压分别增至原来的x倍。

反应商为：

⑴当＞0Q＞平衡左移

⑵当VOQV平衡右移

⑶当=0Q=平衡不移动

结论：⑴压力变化时对那些反应前后气体分子数有变化的平衡体

系有影响；

⑵在恒温下，增大压力，平衡向气体分子数减少的方向移动；减

小压力，平衡向气体分子数增大的方向移动。

例1：P27例2-5

补充练习：在307K和总压力101.3kPa时，初始物质的量为

l.OOmol,有27.2%分解为,试计算：

⑴此温度下的；

⑵保持T不变，总压为202.6kPa时;的分解率，说明压力对化

学平衡的影响。

解：

初始物质的量：1.000

平衡时物质的量：1.00-0.72=0.7282X0.272=0.544

平衡时物质的量的总和：0.728+0.544=1.272mol

⑵当总压为202.6kPa时，设分解3

初始物质的量：1.000

平衡时物质的量：1.00-x2x

平衡时总的物质的量：

解得:

增大压力，分解率降低，平衡向分子数减少方向移动

三、温度对化学平衡的影响T变化，变化

结论：升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热

方向移动

四、催化剂与化学平衡

催化剂可以降低，缩短达平衡的时间，但不能使化学平衡移动,

不提高转化率。

五、平衡移动原理一吕・查德里原理

如改变平衡体系中的某个条件（如温度、浓度、压力），平衡总

是向减弱这种改变的方向移动。

§2.6化学反应速率与化学平衡的综合应用

自学，考虑以下问题（）

1、为提高转化率，哪一物质过量

2、T、压力、设备承受能力

3、催化剂

小结：条件改变，化学平衡移动，要会进行有关计算，与实际生

产结合考虑

作业：P3313、15、16

第三章原子结构和元素周期表

10

§3.1原子核外电子的运动状态

一、玻尔的原子结构理论

1、核外电子运动取一定的轨道

2、在一定轨道上运动的电子有一定的能量，电子运动所处的能量

状态，称为能级，离核最近，能量最低，称基态。其余称激发态。

3、电子从一个能级轨道跳到另一能级轨道时，必定伴有能量的吸

收或释放。

玻尔理论的成功与失败：

成功：⑴说明了原子可以稳定存在；⑵成功说明了氢原子光谱的

成团和规律。

失败：⑴不能解释多电子原子的光谱；⑵不能解释光谱的精细结

构。

二、电子的波粒二象性

1、电子的波动性

2、电子的粒子性

三、波函数与原子轨道

原子轨道是指核外电子的一种空间运动状态，或者是电子在核外

空间运动时可能出现的大体区域范围及相应的能量；核外电子的

运动规律可以勇薛定谓方程来描述，薛定港方程的每一个合理的

解都代表电子的一种运动状态。但为了得到合理的解，必须引用

某些只能取整数的n、l、m三个参数，称它们为量子数。波函数是

描述核外电子运动状态的数学表达式，其图像可形象理解为电子

运动的空间范围，俗称〃原子轨道〃。波函数的空间图像就是原子

轨道，原子轨道的数学表示式就是波函数，所以原子轨道和波函

数式同义语。

四、概率密度和电子云图形

1、概率：随机事件发生的机会。

2、概率密度：电子在核外空间某处单位体积中出现的概率。

3、电子云：用小黑点表示电子核外空间出现的机会。离核越近,

小黑点越密；离核越远，小黑点越稀，这些小黑点就像一团带负

电的云，把整个原子核包围起来，如同天空中的云雾一样，人们

形象地称为电子云。

电子在核外空间出现的概率密度和波函数的平方成正比，即表

示为电子在原子核外空间某点附近微体积内出现的概率。

五、四个量子数

1、主量子数(n)

取值：1、2、3…n等正整数

核外电子能量高低主要取决于主量子数n,时，电子能量最低。

意义:⑴主量子数决定电子离核的平均距离，n的数值即电子层数。

主量子数(n)1234567

电子层符号(大写拉丁字母)KLMN0PQ

能量高低顺序

⑵n是决定电子层能量高低的主要因素

2、角量子数(1)

取值：0、1、2-(n-l)数目n个

n值1234

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

每一个1代表一个亚层，第一层有一个亚层，第二层有两个亚

层……目前到4,亚层常用光谱符号表示。

角量子数10123

亚层符号spdf

轨道形状球形哑铃形锥形

意义：⑴每一亚层相当于一个能级，在同一电子层中，各亚层能

级顺序VVV...

⑵表示原子轨道的形状

⑶表示同一层中有不同形状的分层

n1234

电子层1234

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

分层Is2s>2p3s>3p、3d4s>4p、4d、4f

3、磁量子数(m)

取值：0、±1、±2……±1数目:(21+1)个

意义：⑴决定原子轨道在空间的伸展方向

、说明在s分层只有一个s轨道

、说明P分层的P轨道有三个不同的伸展方向，即p亚层有三个

P轨道。

⑵与能量无关：n、1相同，m不同的轨道具有相同的能量，称为

简并轨道或等价轨道，等价轨道能量相同，在空间的伸展方向不

同。（nNz）

综上所述，用n、1、m三个量子数即可决定一个特定原子轨道的

大小、形状和伸展方向。、、即2s轨道

4、自旋量子数（）

电子不仅在核外运动（应改为不仅绕核运动），还存在自旋运动，

描述电子自旋运动的量子数称为自旋量子数，电子有两个自旋相

反的量子数。

取值：，，通常以〃t〃、〃I”表示

意义：决定电子自旋方向

由此可知，三个量子数n、1、m只能确定一个空间运动状态，即

一个原子轨道。而电子的一种运动状态，必须用四个量子数来确

定。

§3.2原子核外电子排布与元素周期律

一、多电原子轨道的能级

1939年鲍林（L.Pauling）根据光谱实验总结出多电子原子中各轨

道能级的相对高低，并用图近似表示出来，称鲍林近似能级图。

（P40）

⑴同一层中，不同亚层的能量顺序VVV...

⑵不同电子层中，相同亚层的能量顺序VV...VVV....

⑶第三层以上的电子层中，不同的亚层之间，出现能级交错现象

<<;<<

要求同学记住P40近似能级图中各能级组的顺序。

二、基态原子中电子的排布

1、基态原子中电子的排布原理

⑴能量最低原理：在原子中，电子一般尽先进入能量最低的亚层，

而且只有当能量最低的亚层布满后，电子才能进入能量较高的亚

）玄。

基态原子外层电子填充顺序为：

基态原子市区外层电子的顺序为：

⑵泡利不相容原理：在同一原子中，不可能有四个量子数完全相

同的两个电子。即每个轨道最多容纳2个自旋方向相反的电子。

⑶洪特规则：在同一亚层的等价轨道上，电子将尽可能占据不同

的轨道，且自旋方向相同。

另一规则：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态下比较稳定。

全充满

半充满

全空

2、基态原子中电子的排布

⑴电子排布式

练习：：

原子实：当内层电子构型与稀有气体的电子构型相同时一，就用该

稀有气体的元素符号来表示内层电子构型，称为原子实。

⑵轨道表达式

练习画：、、的轨道表达式

⑶量子数即按所处状态用整套量子数表示

三、原子的电子结构和元素周期律

（一）周期与能级组

第一周期2种元素H—He

短周期

第二、三周期各8种Li-NeNa-Ar

第四、五周期18种K-KrRb-Xe

长周期

第六周期32种Cs-Rn

第七周期26种不完全周期

1、各周期元素数目=对应能级组中电子数目

2、电子层数=周期数

3、活泼金属开始一稀有气体结束

（二）族与价电子构型

价电子：指原子参加化学反应时，用于成键的电子。价电子所在

的亚层统称为价电子层。周期表共18个纵行，16个族：8个主族、

8个副族。

1、主族元素：8个主族IA-VIIIA价电子构型：

价电子数=主族序数

2、副族元素：8个副族inB-VIIIB〜IIB价电子构型：

3、元素的分区：

§3.3元素性质的周期性

一、有效核电荷（）

1、屏蔽效应：在多电子原子中，任一电子不仅受到原子核的吸弓I,

同时还受到其它电子的排斥，内层电子和同层电子对某一电子的

排斥作用，势必削弱原子核对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽

作用。

:有效电荷；：原子序数；：屏蔽常数

2、变化规律：⑴随的增加而增加，并呈周期性变化

⑵同一周期的主族元素，从左一右，明显增大，而副族元素增

大不明显。

⑶同一主族从上一下，增加不明显

二、原子半径（）

1、金属半径：金属晶体中相邻的两个原子核间距的一半。

2、共价半径：指某一元素的两个原子以共价键结合时，两核间距

的一半。

3、范德华半径：指分子晶体中紧邻的两个非键合原子间距的一半。

变化规律：同一周期，主族元素：从左一右，递增，递减

过渡元素：增加缓慢，减少也缓慢；

镯系元素：从镰I到镜，电子添十亚层，增加更小，减少更加缓

慢；

锢系收缩：镰I系元素原子半径缓慢逆减的现象称为锢系收缩。

同族元素，从上一下，增大

三、电离能（）

1、电离能的含义：气态原子在基态时失去1个电子变成+1价气态

离子所需的能量称该元素的第一电离能（）

2、电离能大小的意义：越小，原子容易失电子，元素的金属性

越强；

越大，原子不易失电子，元素的金属性越弱。

3、电离能变化的周期性：

一般：同一周期同一族

左一右上f下

f增大

一增大（缓慢）

f减小

f增加

核对外层的吸引力一增加核对外层的吸引力一减小

f增大

f减小

原子的电子层结构对电离能也有影响，一般具有稳定电子层结构

的原子较相邻的原子的电离能高。如：各周期的稀有气体的最大,

原因：是相对稳定的8电子结构、、、全充满，比相邻元素

的高。N、P、As比相邻元素的高。原因：半充满结构。

四、电子亲和能（）

1、电子亲和能：处于基态的气态原子得到一个电子成为气态T价

离子时所放出的能量，成为第一电子亲和能（）

2、电子亲和能大小的意义：Y越大、该元素的原子越容易得到电

子，非金属性越强。

3、电子亲和能变化的周期性

同一周期：（同电离能的变化）同一族

左一右上f下

Yf增加Yf减小

特例：第二周期的N、0、F的YV第三周期相应的元素

原因：N、0、F的r特别小，（电子云密度）大，电子间斥力大。

五、电负性（）

电离能核电子亲和能各从一个方面反映电子得失的能x,为了较全

面地衡量分子中原子争夺电子的能力，1932年鲍林首夫引入了电

负性的概念。

电负性是指分子中原子吸引成键电子的能力。

制定非金属性最强的氟的电负性为：4.0,然后根据氟与其它元素

吸引电子能力的比较，求出其它元素的电负性。

一般：电负性＜2金属元素

电负性＞2非金属元素

元素的电负性越大，表示原子在分子中吸引电子能力强，因而非

金属性越强。

六、元素的金属性与非金属性

元素的金属性是指原子失去电子成为阳离子的能力，常用电离能

来衡量。

元素的非金属性是指原子得到电子成为阴离子的能力，常用电子

亲和能来衡量。

七、元素的氧化值

1、氧化值：当分子中原子之间的共用电子对被指定属于电负性较

大的原子后，各原子所带的形式电荷数就是氧化值。

2、主族元素的氧化值

最高氧化值=价电子总数=元素所处的族数（、例外）

3、副族元素的氧化值

IIIB-VIIIB：最高氧化值二族数（：+3；：+2）

小结：原子结构时学习元素化合物的基础，物质的结构决定物质，

所以要掌握各周期、各族、各区元素的价电子构型，以推测他们

具备的性质，会写常见元素的电子排布式，简单元素的轨道表示

式。

作业：P544；P5513、14

作业中的问题：

1、最高氧化值的判断；

2、80号Hg电子排布式大部分同学写成：

错：的原子序数为54

正确：

第四章化学键与物质结构

§4.1离子键

一、离子键的形成和特征

1、离子键的形成：阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫

离子键。

2、离子键的特征：

⑴本质是阴、阳离子间的静电引力；

⑵没有方向性和饱和性；

⑶离子键的部分共价性。

二、离子的特征

1、离子的电荷：原子在形成离子化合物的过程中得失的电子数。

：阳离子nW4；mW4

2、离子的电子构型

(1)2电子型(1)：、

(2)8电子型()：、

(3)9〜17电子型()：、、、等

⑷18电子型()：、、、等

(5)18+2电子型()、等

3、离子半径

⑴VV

⑵同一周期，随电荷增加而减小，>>

⑶同族离子电荷相同时一，从上到下递增，>>

⑷同一元素形成不同电荷的阳离子时，电荷高的半径小，>

⑸具有相同电子数的原子或离子的半径随电荷数的增加而减少，

—>

对于离子化合物，离子半径越小，正、负离子间的引力越大，离

子键的强度越强，其熔、沸点越高，硬度越大。

§4.2共价化合物

共价键：通过共用电子对形成的键叫共价键。

一、共价键的形成

以分子的形成为例：当两个H原子相互靠近形成分子时，有两种

情况：

⑴两个H原子中电子自旋相反：tI

互相接近到一定程度，体系能量最低，，再接近，能量升高。

⑵两个H原子中电子自旋方向相同tf,不稳定，不成键。

二、现代价键理论的要点（重点）（电子配对法，简称VB法）

1、两个具有自旋相反的成单电子，可以配对形成共价化合物一电

子配对原理。

若A、B两个原子各有一个未成对电子，可形成共价单键。、

若A、B两个原子各有两个未成对电子，可形成共价双键。

若A、B两个原子各有三个未成对电子，可形成共价三键。

A有2个未成对电子，B有一个未成对电子，形成分子

2、配对成键的电子原子轨道重叠越多，两核间的电子概率密度越

大，形成的共价键越牢固一最大重叠原理。

三、共价键的特征

1、饱和性：一个原子有未成对电子就能核儿个自旋相反的电子配

对成键，也就是原子所能形成共价键的数目受未成对电子数限

制。、

2、方向性

s轨道是球形对称，没有方向性，p、d、f都具有一定的空间伸展

方向，在成键时，原子轨道只有沿合适的方向靠近，才能达到最

大重叠，形成稳定的共价键。

形成时，只有沿x轴的方向才能形成最大重叠。

四、共价键的类型

1、键：当成键原子轨道以〃头碰头〃方式重叠，则重叠部分集中

于两核之间，通过并对称于键轴，这种键称为键。形成键的电

子称电子。

键的原子轨道重叠有、、

2、键：两成键原子轨道沿键轴方向靠近，以〃肩并肩〃方式进行

重叠，重叠部分在键轴的两侧并对称键轴垂直的平面，这样形成

的键称键，形成键的电子称电子。

键与键比较：重叠程度：键〉键

键的稳定性：键〉键

化学活泼性：键＞键

电子的能量较多，时化学反应的积极参与者。

单键和多重键：

单键：成键原子间有一对共用电子对，一般由键构成。

多重键：双键一一个键、一个键

三键一一个键、两个键

3、非极性共价键和极性共价键

非极性共价键：同种元素的原子之间

极性共价键：不同元素的原子之间

4、配位键：共用电子对由成键原子中的某个原子单方提供，另一

个原子提供空轨道，成键电子双方共享。

五、键参数

1、键能(E)：在298.15K和lOOkPa时，断裂气态分子的单位物质

的量的化学键，使它变为气态原子或原子团时所需的能量。单位：

一般：键能越大，键越牢固。

2、键长(1)：指成键原子核间的平均距离。单位pm

一般：两个原子之间形成的键越短，键越牢固。

相同原子形成的共价键的键长：单键〉双键〉三键

3、键面()：分子中键与键的夹面

如：

§4.3杂化轨道理论与分子的集合构型（重点，难点）

一、杂化理论概要

1、能量相近的轨道新的杂化轨道

2、杂化后，轨道的形状发生了变化，成键能力增强，有利于形成

更稳定的分子。原子杂化时，改变原来的状态，已成对的电子可

被激发称单电子。

二、杂化轨道类型与分子几何构型的关系

1、杂化

杂化：一个s轨道和一个p轨道

杂化轨道和特点：每个轨道含和成分

杂化轨道的夹角为180。，分子构型：直线形。

以为例

2、杂化：

杂化：一个轨道和二个轨道间的杂化。

杂化轨道的特点：每个杂化轨道含和轨道成分。

杂化轨道的夹角为120。，呈平面三角形

以为例

3、杂化：

杂化：一个轨道和三个轨道间的杂化。

杂化轨道的特点：每个杂化轨道含和成分。

轨道间的夹角为109.5°,空间构型：正四面体

不同类型杂化轨道成键能力的大小顺序：VVVV

等性杂化：各个杂化轨道的形状和能量完全不同，所含轨道和轨

道的成分也相等。

4、不等性杂化

在杂化轨道中有不参加成键的孤对电子存在，使所形成的各杂化

轨道的成分和能量不完全相等，这类杂化称不等性杂化。

、杂化，夹角等于109.5°,实际107.3°,不相等，但很接近

孤对电子：原子上原来已成对的不参加成键的电子。

小结：共价键结合，杂化轨道理论能从本质上解释分子的形成过

程，是以后有机化学学习的基础。

作业：P802、3

§4.4分子间力和氢键

一、分子的极性和变形性

1、分子的极性和偶极矩

⑴极性分子：正、负电荷中心不重合的分子叫做极性分子。

非极性分子：正、负电荷中心重合的分子叫做非极性分子。

⑵键的极性与分子的极性

双原子分子：分子的极性=键的极性

极性键一极性分子、

非极性键一非极性分子、

多原子分子：

非极性分子

非极性键

极性键：分子空间构型对称、、

极性分子：极性键，且分子空间构型不对称。

⑶偶极矩：分子正电荷中心或负电荷中心上的电荷量(q)与正、负

电荷中心间的距离(d)的乘积。单位：库仑•米()

是一个矢量，方向从正极到负极。

=0--非极性分子

W0一极性分子

2、分子的变形性

⑴分子的变形性：非极性分子放入电场中，核与电子云发生相对

位移，分子形状发生变化，这叫分子的变形性。

⑵诱导偶极：分子变形极化中形成的偶极。

⑶固有偶极：极性分子本身存在的偶极。

⑷变形极化：非极性分子或极性分子受外电场作用而产生诱导偶

极的过程。

二、分子间力

1、色散力：

瞬时偶极：非极性分子的电子和原子核处在不断的运动中，使分

子的正、负电荷中心不断地发生瞬间的相对位移，使分子产生的

瞬时偶极。

色散力：由瞬时偶极产生的相互作用力。

分子量越大，分子的变形性增大，色散力越大。

色散力存在于非极性分子之间、极性分子之间、极性分子与非极

性分子之间。

2、诱导力：固有偶极与诱导偶极之间的作用力。

存在于极性分子与极性分子、极性分子与非极性分子之间。

3、取向力：由永久偶极间产生的作用力。

仅存在于极性分子之间。

非极性分子间只有色散力，极性分子与非极性分子间有色散力和

诱导力。极性分子之间存在色散力、取向力和诱导力。色散力〉

＞取向力＞＞诱导力

三、氢键

1、氢键：由与电负性激情的元素（如：F、0、N等）相结合的氢

原子，和另一电负性极强的原子间所产生的引力。

x、y：电负性较大、半径较小

不同分子间也可形成氢键

2、本质：是部分带正电的氢原子与电负性大、半径小的原子中孤

对电子间的吸引力，其本质也是电性的。

3、氢键对物质某些性质的影响

⑴对熔、沸点的影响分析P71图4-17

⑵对溶解度的影响溶质、溶剂分子之间形成氢键，有利于溶质的

溶解

⑶对液体密度的影响液体分子间形成氢键，可形成缔合分子，4°

最大

§4.5晶体结构

一、晶体概述

1、晶体的基本特征

⑴具有规则、整齐的儿何外形食盐晶体：立方体形明矶：正八

面体

⑵固定的熔点

⑶各向异性：表现为晶体在不同方向上的传热、导电、光的传播

等物理性质不同。

2、晶格和晶胞

晶格：组成晶体的粒子是有规则地排列在空间一定的点上，把这

些点的总和叫晶格。

晶胞：在任何晶格中，都可以切割出一个仍能代表晶格结构特征

的最小单位。

二、晶体的类型（自学）

1、离子晶体

2、分子晶体

3、原子晶体

4、金属晶体

5、混和型晶体

三、离子极化

1、离子的极化

离子的极化作用：一种离子使异号离子极化而变形的作用。

离子的变形性：一种离子被异号离子极化发生电子云变形的性能。

无论是阴离子或是阳离子，都既有极化作用又有变形性。但正离

子半径较小，电场作用强。极化作用占主导地位，而负离子的变

形性占主导地位。

离子的极化力和变形性与下列因素有关：

⑴离子的电荷：正离子带正电荷越多，极化作用越强，而变形性

较小；负离子带负电荷越多，变形性越大。

机构相似的离子，他们的变形顺序：

>>>>>>

⑵离子的半径半径小的离子有较强的极化作用，其变形性较小。

半径越大，变形性越大，如：>>>>>>>

⑶离子的外层电子构型当电荷相同，半径相近时，极化力和变形

性决定于电子构型。8电子构型V9〜17电子型V18、18+2电子型。

2、离子极化对物质性质的影响

⑴键的极性减小

由离子键—*共价键

⑵溶解度降低

⑶化合物的颜色加深

⑷化合物的熔、沸点降低

小结：具体了解分子间作用力的种类、存在于何种类型的物质，

了解氢键的本质及离子间的极化，对解释物质的某些物质，尤其

是物理性质很重要。

作业：P804、5、16

第五章分析化学概论

§5.1分析化学概论

一、分析化学的任务和作用

分析化学是研究物质化学组成的分析方法及相关理论的一门科学。

分析化学的任务是鉴定试样的可能组成和测定有关组分的含量及

结构。

成分分析

定性分析：鉴定物质的化学组成

分析化学定量分析：测定有关成分的含量

结构分析

二、定量分析方法

1、化学分析法：以物质的化学反应为基础的分析方法。

⑴重量分析法：待测组分某化合物计算含量按浓度、体积、反

应式计算

⑵滴定分析法：

2、仪器分析法：是以物质的物理或物理化学性质为基础的分析方

法。

常用的仪器分析法有：光学分析法（比色法、分光光度法、原子

吸收分光光度法）

电化学分析法（电位分析法、极谱分析法）

色谱分析法、质谱分析法、核磁共振谱法。

三、定量分析的一般程序

1、取样

原则：使分析试样具有代表性

例：固体原料取样时，应从不同部位，不同深度确定许多样点，

随机，如不符合要求，应按下列程序加工：

⑴破碎；⑵过筛；⑶混匀；⑷缩分

2、试样的分解：酸溶法、碱溶法和熔融法

3、测定

4、数据处理

§5.2定量分析的误差

一、有效数字及运算规则

1、有效数字

⑴定义：有效数字包括数据中所有确定的数字和一位不确定的数

字。

在实际测量中最后一位是估计的，所以有效数字是指实际能测量

得到的数字。

⑵有效数字的位数

1.000843181五位有效数字

0.100010.98%四位有效数字

0.0382

三位有效数字

540.0040二位有效数字

0.05

一位有效数字

3600100有效数字位数较含糊

⑶“0〃的意义

〃0〃做为普通数字使用，就是有效数字

用来指示小数点位置，就不是有效数字。

注意：实验数据中所有的数字都是有效数字，所以在记录时最多

只保留一位不确定的数字。如：滴定管26.10mL,不能写26.1mL；

天平读数0.2200g,不能写0.22go

⑷分析化学中一些惯例

浓度、质量：小数点后四位

体积、百分含量：小数点后两位

pH值：两位有效数字，指小数点后两位，小数点前的数字用于定

位。

2、运算规则

⑴修约规则：〃四舍六入五成双〃

注意：修约数字时，只允许对原测量值一次修约到所需位数，不

能分次修约。如：2.5491修约为两位有效数字应为2.5,不能先

修为2.55,再修为2.6。

⑵运算规则

①加减法：儿个有效数字作加减运算时，和或差的小数点后的位

数与绝对误差最大（小数点后位数最少）者相一致。

计算时一，先按〃四舍六入五成双〃修约，再计算。

例：将6.13（误差最大）、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：在乘除运算中，所得结果的有效数字的位数取决于相

对误差最大（有效数字位数最少）的那个数。

运算时，一般可按有效数字位数最少的那个数据来保留其它数据

的位数，修约后再计算。

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

⑶分数和倍数的计算（分数和倍数是非测量值）

中间值可多保留一位，最后按上述规则运算。

如第一位数28,则有效数字可多一位

（四位有效数字）

定量分析结果：高含量（＞10%）保留四位有效数字；中含量（1〜

10%）保留三位有效数字；微量（VI%）,保留两位有效数字。

二、误差的产生和表示方法

1、误差的产生

误差：测定结果与真实值之间的差值。

2、误差的分类

⑴系统误差（可测误差）：是指分析过程中某些经常性的，固定

的原因所造成的误差，它的大小、正负是可测的，系统误差的特

点具有单向性和重现性。

系统误差可分为方法误差、仪器误差、试剂误差以及操作误差。

⑵随机误差（偶然误差）：是指分析过程中某些随机的偶然因素

造成的。随机误差分布服从一定的规律；

①大小相等的正、负误差出现的儿率相等；

②小误差出现的儿率高于大误差出现的儿率；

③特别大的误差出现的儿率近似等于零。

3、误差的表示方法

⑴准确度和误差

①准确度：测定值与真实值之间接近的程度。

②误差：测定结果与真实值之间的差值。

③绝对误差：测定（x）或测定值的平均值（）与真实值（T）之间的差

值叫绝对误差（E）。

或

④相对误差：绝对误差在真实值中所占的百分比。

误差可以是正值、也可是负值。误差越小，表示测定值的准确度

越高；误差越大，表明测定值的准确度越差。

⑵精密度和偏差

①精密度：多次平行测定结果相互接近的程度。

②偏差：个别测定值与平均值之间的差值。

③绝对偏差（d）:每个测定值X与平均值的差值。

④相对偏差：绝对偏差在平均值中所占的百分比。

⑤平均偏差（）：是各个偏差的绝对值的平均值。

⑥

每一个测定值的偏差有正、负号，但平均偏差无正、负号。平均

偏差越小，表明这一组分析结果的精密度好。

⑦标准偏差：（均方根偏差）

测定次数一8时，标准偏差用表示

U：总体平均值

做有限次数的平行测定，标准偏差用S表示

（nW20）

⑧相对标准偏差（变异系数CN）

在报告分析结果时，需报出平均值，标准偏差S和测定次数n。

⑶准确度与精密度的关系

分析P88图5-1

从原则上讲，分析结果准确度高需以精密度好为前提，但精密度

好不一定表示准确度高。高的精密度不一定保证高的准确度，真

正的准确度高必然精密度也高。

三、提高分析结果准确度的方法

1、减少系统误差的方法

⑴对照实验：判断是否存在系统误差

⑵空白试验：判断试剂、蒸储水、器皿造成的系统误差

⑶仪器校正

⑷方法校正

2、减少随机误差的方法

增加平衡测定的次数，实际工作中，测4〜6次，一般化学分析中，

平行测3〜4次。

3、减少相对误差的方法

分析天平:最大绝对误差±0.002g,相对误差V0.1%,称试样0.2g

以上。

滴定管：读数绝对误差±0.01mL,一次滴定中，读数2次，绝对

误差±0.02mL,相对误差V0.1%,消耗滴定剂体积20mL以上，

实际，一般控制20〜30mL。

四、可疑数据的取舍

1、离群值：在多次平衡测定中，特别大或特别小的数据称离群值

（可疑值）。

2、检验离群值舍弃的方法一Q检验法

⑴将测定值（包括可疑值）由小到大排列，其中和为可疑值。

⑵求可疑值与近似临值之差，然后除以极值，所得商称Q值。

（检验）（检验）

⑶查Q值表，若QNQ（0.90）,则可疑值弃取，否则保留。

例P89例5-4

§5.3滴定分析法

一、滴定分析过程和分类

1、滴定分析法（容量分析法）：是用滴定的方式测定物质含量的

一类方法。

2、标准溶液：已知其准确浓度的溶液。（滴定剂）

3、滴定：往被测溶液中滴加标准溶液的过程。

4、化学计量点：滴定剂与被测物质正好按化学计量关系定量发硬。

5、滴定终点：指示剂发生颜色突变而终止滴定时称滴定终点。

6、终点误差：滴定终点与化学计量点之间的差别引起的误差。

7、滴定分析法分类：酸碱滴定、配位滴定、沉淀滴定、氧化还原

滴定。

二、滴定反应的条件和滴定方式

1、滴定反应具备的条件

⑴滴定反应按确定的反应式进行，无副反应。

⑵反应迅速完成。

⑶有合适的不确定终点的方法。

2、常用的滴定方式

⑴直接滴定法：滴定剂和被测物满足以上条件，可直接滴定，如：

滴、滴

⑵返滴定（四滴）：反应慢或缺乏合适的指示剂

方法：先往被测物中加入一定过量的某种试剂，与被测物反应，

待反应完成后，再用另一合适的滴定剂滴定剩余的试剂。

⑶置换滴定法：两者不按反应式进行或有副反应。

求：部分反应（有，又有）可用：（标准溶液直接滴定）

⑷间接滴定法：被测物与滴定剂不能直接反应。测定、用作滴

定剂。

三、标准溶液和基准物质

1、标准溶液

⑴标准溶液：已知其准确浓度的溶液

⑵基准物质：能用于直接配置或标定保准溶液的纯物质。基准物

符合的条件：

①纯度高：99.9%以上

②组成与化学式完全相符

③性质稳定

④试剂符合上述条件，最好有较大的摩尔质量

2、标准溶液的配置

标准溶液的浓度常为：0.05-0.2

⑴直接法：

⑵标定法：先配成接近所需浓度的溶液，再标定。、、、

3、标准溶液浓度的表示方法：

⑴物质的量浓度

⑵滴定度：指1mL滴定剂溶液相当于被测物质的质量。T表示。

（每消耗1mLNaOH标准溶液,相当于含HAc0.005327g）

小结：分析化学中的概念是以后分析中常用的基础，不能混淆。

作业：P931、3、5

第六章酸碱平衡和酸碱滴定法

§6.1酸碱理论

一、酸碱电性理论

凡在水溶液中电离产生的阳离子全部是的物质叫酸，产生的阴离

子全部是的叫碱。

二、酸碱质子理论

1、酸碱定义：凡能给出质子（）的物质为酸；凡能接受质子的物

质为碱。

2、共甄酸碱对：酸和放出H+后相应的碱称为共甄酸碱对。HAc和

酸给出质子的倾向越强，其共粗碱接受质子的倾向越弱。即酸越

强，它的共飘碱就越弱。

3、酸碱半反应：共朝酸碱对的质子得失反应。

4、酸碱反应的实质：质子的转移。

酸碱半反应在溶液中不能单独进行，当一种酸给出质子时，溶液

中心必须有一种碱来接受质子。

5、质子自递作用和水的离子积

这种水分子之间的质子传递作用称为自递作用。

就是水的离子积，在25c时为10T4,则

§6.2弱电解质的解离平衡和强电解质溶液

一、一元弱酸弱碱的解离平衡

1、酸碱平衡及解离常数

、值越大，表示弱酸或弱碱的解离程度越大，因此可由平衡常数

大小，判断同类型的弱酸弱碱的相对强弱程度。与湿度有关，与

浓度无关。

2、酸的与其共飘碱的之间的关系

一定温度下：

多元弱酸:

多元弱酸根:

同理，三元弱酸及共烧碱：

补充练习：⑴比较、、的碱性强弱

解：查表的

的，共飘碱的

的，共飘碱的

三种碱由强到弱的顺序：>>

⑵求离子的和，并判断水溶液呈酸性还是碱性。

解：是的共飘碱，是三元酸。

查表

在水溶液中存在两种电离：

酸式电离：

碱式电离：

查表：

＞水溶液呈弱酸性

3、浓度的计算

⑴解离度

不仅与温度有关，还与溶液的浓度有关

⑵浓度的计算

起始浓度c00

平衡浓度

当W500时，很小,

一稀释定律

对于一元弱酸，为总浓度

若W500时

近似公式

2500时

<500时-，解一元二次方程，得：

精确公式

若酸的浓度非常小，且酸性极弱，虽满足>500,不能忽略水的

电离

例：P996-1

二、多元弱酸弱碱的解离平衡

多元弱酸（或弱碱）在水溶液中分布解离，现以为例:

对于多元弱酸：>>,所以多元弱酸的主要来自第一级解离,

忽略。

据多重平衡规则：

例：P1006-2教师引导学生完成

结论：⑴对于多元弱酸：>>且>500时:采用

⑵当VV时，第二级电离中的酸根离子的浓度仁，与酸的原始

浓度无关。

三、两性物质的溶液

两性物质：在溶液中，既能给出质子、又能接受质子。酸式盐、

弱酸弱碱盐、氨基酸均为两性物质。以为例：

平衡时：

两性物质：>20时-，，

例：P1016-3同学独立完成

四、强电解质溶液

1、表现解离度：强电解质溶液测得的〃解离度〃为表观解离度

2、活度和活度系数:

a一有效浓度(活度)

c一实际浓度

一活度系数

五、同离子效应和盐效应

1、同离子效应：在弱电解质的溶液中，加入含有相同离子的强电

解质，使弱电解质的解离度降低的现象。HAc中加入NaAc。

例：P1036-5教师分析，同学完成

2、盐效应：在弱电解质溶液中，加入不含相同离子的强电解质,

由于离子间相互牵制作用增强，从而使弱电解质的电离度略有升

高的现象。

与同离子效应比较，盐效应影响小，二者同时存在时，只考虑同

离子效应。

小结：重点掌握的表达式的写法及应用，不同溶液中浓度的计

算公式。

作业：P1301.(2).(4)

P1291、4

§6.3溶液的酸碱性

一、水的解离

25℃,

温度不同，不同。由于水的解离是一个吸热反应，所以温度升高，

升高。

二、溶液的酸碱性和pH

pH>7,碱性；pH<7,酸性；pH=7,中性。

三、盐类的水解

1、一元强碱弱酸盐

NaAc的水解

据多重平衡规则：

称为水解常数，越大，水解程度越大，溶液的碱性越大。

例：P106例6-6

2、一元强酸弱碱盐的水解

例：P107例6-7

3、一元弱酸弱碱盐的水解

NH4Ac水解

如：%溶液近中性

>溶液近酸性

<溶液近碱性

若心

4、多元弱酸弱碱盐的水解

Na2C03

例：P108例6-8

四、影响盐类水解的因素

1、盐类本质

2、盐的浓度

3、温度

4、同离子效应

五、缓冲溶液

缓冲作用：能对抗外来少量强酸或强碱或稍加稀释，而pH改变很

小的作用。

缓冲溶液：具有缓冲作用的溶液。

1、缓冲溶液的组成和作用原理

①弱酸及其盐(HAc~NaAc)

②弱碱及其盐(NH3•H20-NH4C1)

③多元弱酸的酸式盐及次级盐(NaH2P04-Na2HP04,NaHC03〜

Na2C03)

缓冲作用的产生。

加少量酸，H+与Ac-结合成HAc,平衡左移，H+儿乎没增加

加少量强碱，H+与0H-结合成水，平衡右移，H+儿乎没降低

加少量水，HAc的解离度升高，H+增加，稀释体积增大，H+降低，

结果儿乎不变。

2、缓冲溶液pH的计算

以HA为例：

起始浓度

0

平衡浓度

由于同离子效应，x很小，，

缓冲公式

同样，对一元弱碱及盐组成的缓冲溶液：

例：P1106-9教师分析，同学完成（此题难度较大，主要是加入

或后，、的求法，要详细分析此处。）

从缓冲公式可看出：

⑴缓冲溶液pH值，主要取决于或

⑵缓冲溶液控制溶液pH值主要体现在、

⑶缓冲溶液的缓冲能力主要与弱酸（弱碱）及盐的浓度有关

⑷缓冲范围：

⑸稀释适当不变，不变

3、缓冲溶液的选择和配制

⑴缓冲溶液的选择：

①所选缓冲溶液不能与其它试剂反应（药用考虑毒性）；

②缓冲溶液的pH值应在要求范围之内。

⑵缓冲溶液的配置

①在一定量的弱酸或弱碱溶液中加入固体盐进行配制。

例：P1126-10

②采用相同浓度的弱酸（或弱碱）及其盐的溶液，按不同体积相

互混和

：弱酸液的体积：盐溶液体积

（弱碱〜盐组成的缓冲溶液）

③在一定量的弱酸（或弱碱）中加入一定量的强碱（或强酸），

通过中和反应生成的盐和剩余的弱酸（或弱碱）组成缓冲溶液。

P1126-11；P1136-12组织学生练习。

§6.4酸碱指示剂

一、酸碱指示剂的作用原理

指示剂一般是弱的有机酸或碱，它们的各种存在形式由于结构不

同，具有不同的颜色，当溶液的酸度变化，存在形式改变，在溶

液中呈不同颜色。

酚猷;弱的有机二元酸：

二、变色范围:

WN酸色

NW碱色

混和色

混和指示剂：Pl16

小结：重点掌握缓冲公式，会选合适的缓冲溶液，掌握常见指示

剂的颜色变化。

作业：P1314、8、9

§6.5酸碱滴定曲线及指示剂选择

滴定曲线：以滴定剂的加入量为横坐标，对应的pH为纵坐标作图

所得的曲线。

一、强碱（酸）滴定强酸（碱）

（一）不同阶段pH的计算

以NaOH滴定20mLHC1为例：

1、滴定前

2、滴定开始至化学计量点前：

加入NaOH

加入NaOH

3、化学计量点

4、化学计量点后:

力口入NaOH

将以上数据列表，作图，得滴定曲线（PH8图6T）

滴定突跃:在化学计量点前后很小的范围内，溶液的pH变化最大，

称为滴定突跃。

滴定突跃范围：通常将化学计量点前后各0.1%的pH范围称为滴

定突跃范围。

（二）指示剂的选择

原则：指示剂最好能在化学计量点改变颜色。

一般规律：最好指示剂的变色范围全部或基本上都处在突跃范围

之内。

二、强碱（酸）滴定弱酸（碱）

以NaOH滴定20mLHAc为例

（一）不同阶段的pH的计算

1、滴定前：弱酸决定

2、滴定开始至化学计量点前：（缓冲溶液）

（相同）

加入19.98mLNaOH

3、化学计量点：NaAc溶液，由水解公式计算

4、化学计量点后：由过量的强碱决定

加入20.02mLNaOH

突跃范围：7.75-9.70绘滴定曲线P120图6-2分析

（二）指示剂的选择

酚醐（8.0-10.0）百里酚蓝（8.0~9.6）百里酚献（9.4〜10.6）也

可以

（三）滴定判据（相对误差〈±0.1%）

由于弱酸（碱）及其共飘碱（酸）的和的乘积等于，所以如果

其浓度的弱酸可以被准确滴定，则相同浓度的共辄碱就不能被准

确滴定。

练习：HC1滴定20.00mL氨水，求各阶段的pH值，滴定突跃，

指示剂。

三、多元酸（碱）的滴定

以NaOH滴定H2A为例

第一化学计量点：NaOH滴定H2A产物为NaHA

第二化学计量点：NaOH滴定H2A产物为Na2A

NaOH滴定H3P04以NaOH滴20mLH3P04

第一化学计量点：产物为NaH2P04浓度

可用甲基橙，甲基红或澳甲酚绿作指示剂。

第二化学计量点：产物为Na2HP04计算用酚醐、百里酚醐作指示

剂。

第三化学计量点：<,故不能被准确滴定到终点。

分步滴定：通常将多元酸能够分别滴定到两个终点称为可以分布

滴定。（二元为例）

判据：⑴当N,N且N,可分布滴定，产生两个滴定突跃，

得到两个滴定终点。

⑵当N,W且与，可滴定到。

⑶当N,N且V,两个同时被滴定到，得一个滴定终点。

浓度为，2,N且V,不能分布滴定，但可被一步滴到，

测总酸量。

例：标定

勉强滴定到终点

第一化学计量点：，可选酚献，可选百里酚蓝和甲酚红综合指示

剂，变化明显。

第二化学计量点：选甲基橙作指示剂

小结：滴定过程pH得计算关键是搞清溶液得性质，才能准确计算

其pH,然后选择合适的指示剂，对多元滴定的判据要理解掌握。

作业：P13110、11、13

§6.6酸碱滴定法的应用

一、酸标准溶液的配制和标定

HCKH2s04常用浓度HC1用间接法配制

将浓HC1(,)稀释成接近所需浓度的溶液，再标定。

1＞用无水标定

化学计量点用甲基橙(3.1-4.4)作指示剂

2、用硼砂（）标定

化学计量点选甲基红（4.4〜6.2）作指示剂

二、碱标准溶液的配制和标定

NaOH常用浓度：用间接法配制

1、用草酸（）标定

用酚献作指示剂

2、邻苯二甲酸氢钠（，简称KHP）标定

酚献作指示剂

三、酸碱滴定法的应用

1、酸碱滴定法的应用示例

⑴烧碱中NaOH和含量的测定

①称试样，溶解后以酚醐作指示剂，用HC1滴定，由红一无色，

耗HC1,此时为第一终点，反应为：

②然后加甲基橙，继续用HC1滴定，由黄一橙色，又用去HC1,

此时为第二终点，反应为：

中和NaOH消耗HC1的体积()

中和消耗HC1的体积，

⑵纯碱中和含量的测定

①酚儆作指示剂，耗HC1第一终点

②再加甲基橙：原混合物中的和生成的都被中和成，消耗HC1

第二终点

消耗HC1

消耗HC1()

判断混和碱组分的规则：

当Vl>V2>0其组分是NaOH和

当V1VV2Vl>0其组分是和；

当Vl=V2>0其组分是

当Vl=0V2>0其组分是

当V2=0Vl>0其组分是NaOH

2、酸碱滴定法结果计算示例

例16-13.6-14教师详细分析,引导同学完成(P128、P129)

补充练习：某纯碱试样1.000g,溶于水后，以酚醐为指示剂，耗

用，HC1溶液；再以甲基橙为指示剂，继续用上述HC1溶液滴定，

共耗去HC1,求各试样中各组分的质量分数。

例：据已知条件：酚醐为指示剂

甲基橙作指示剂，

<>0其组分是和

小结：在实际化工生产中，经常用到碱中各组分含量的测定，所

以要从本质上理解酚猷、甲基橙作指示剂发生的反应，根据反应

式计算各组