《無機與分析化學(xué)》-教學(xué)教案

青椒小助手，老師好幫手！《無機與分析化學(xué)》教學(xué)教案第1次課2學(xué)時課目、課題緒論教學(xué)目的和要求1．理解無機化學(xué)和分析化學(xué)的定義；2．了解化學(xué)化學(xué)與人類文明、社會發(fā)展的關(guān)系；3．了解無機及分析化學(xué)在各專業(yè)的應(yīng)用。重點難點教學(xué)重點：分析方法的分類教學(xué)難點：分析方法的分類教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）緒論第一節(jié)無機及分析化學(xué)的任務(wù)和應(yīng)用一．無機及分析化學(xué)的任務(wù)(10min)無機化學(xué)及分析化學(xué)的定義：1.無機化學(xué)：是研究除碳氫化合物及其大多數(shù)衍生物以外的所有元素及其化合物的組成、性質(zhì)、結(jié)構(gòu)和反應(yīng)的學(xué)科。2.分析化學(xué)：是研究物質(zhì)化學(xué)組成及其分析方法的一門學(xué)科。二、無機及分析化學(xué)的應(yīng)用(20min)1.在精細化學(xué)品中的應(yīng)用2.在藥學(xué)中的應(yīng)用3.在食品中的應(yīng)用4.在農(nóng)業(yè)科學(xué)中的應(yīng)用第二節(jié)分析方法的分類一、結(jié)構(gòu)分析、定性分析和定量分析(20min)二、化學(xué)分析和儀器分析(10min)1．化學(xué)分析2．儀器分析第三節(jié)無機及分析化學(xué)的學(xué)習(xí)方法一．重視課堂，認真聽講(10min)二．重視實驗，事實求是(10min)三．培養(yǎng)自學(xué)和獨立解決問題的能力(10min)作業(yè)Pg3：2.3.主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《無機及分析化學(xué)》司文會主編課后自我總結(jié)分析無機及分析化學(xué)是一門非常重要的學(xué)科,要學(xué)好該課程,需做到:1．重視課堂，認真聽講;2．重視實驗，事實求是;3．培養(yǎng)自學(xué)和獨立解決問題的能力《無機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第2次課2學(xué)時課目、課題第一章物質(zhì)的結(jié)構(gòu)第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)一.原子核外電子的運動狀態(tài)二.原子軌道能級圖教學(xué)目的和要求1．熟悉原子的組成、描述核外電子運動狀態(tài)的四個量子數(shù)；2．熟悉原子軌道能級圖重點難點教學(xué)重點：四個量子數(shù)的關(guān)系教學(xué)難點：電子云、核外電子的運動狀態(tài)教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）第一章物質(zhì)的結(jié)構(gòu)第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)一、原子核外電子的運動狀態(tài)原子是由原子核與核外電子組成的，核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)（一）電子云的概念(5min)（二）四個量子數(shù)：核外電子運動狀態(tài)常用四個量子數(shù)來描述：主量子數(shù)（n）；副量子數(shù)（ι）；磁量子數(shù)（m）；自旋量子數(shù)（ms）。1．主量子數(shù)（n）---表示電子所屬電子層(20min)取值：1.2.3.4.5------n(正整數(shù))電子層:K.L.M.N.O-----2.角量子數(shù)(1)---表示電子所屬亞層(20min)取值：O.1.2.3.-----(n-1)s.p.d.f------3.磁量子數(shù)（m）---表示原子軌道在空間的伸展方向(20min)取值：O.±1.±2.±3---±l4.自旋量子數(shù)(ms)(5min)取值：＋1/2、－1/2n.l.m三者間的關(guān)系：n≥l+1l≥︱m︱【課堂練習(xí)】(5min)下列組量子數(shù)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、原子軌道能級圖(15min)（一）屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)（二）原子軌道近似能級圖作業(yè)主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《無機及分析化學(xué)》司文會主編課后自我總結(jié)分析原子是由原子核與核外電子組成的，核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)描述核外電子運動狀態(tài)的四個量子數(shù)：主量子數(shù)（n，描述核外電子運動離核遠近的數(shù)值），副量子數(shù)（l，描述電子云形狀的數(shù)值），磁量子數(shù)（m，描述電子云在空間的伸展方向的數(shù)值），自旋量子數(shù)（ms，描述電子自旋方向的數(shù)值）。N、l、m三者關(guān)系：n≥l＋1l≥∣m∣《無機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第3次課2學(xué)時課目、課題第一章物質(zhì)的結(jié)構(gòu)第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)教學(xué)目的和要求1．掌握原子核外電子的排布2．掌握元素周期律和元素周期表3．熟悉元素周期表，能根據(jù)元素的原子序數(shù)判斷該元素在元素周期表的位置重點難點教學(xué)重點：核外電子的排布、元素周期表教學(xué)難點：核外電子的排布教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）三、原子核外電子排布：“兩原理”.“一規(guī)則”1、能量最低原理——電子進人軌道時從最低能級依次向高能級填充。(20min)【實例】電子排布式：1s22s2軌道式：2、泡利不相溶原理——在同一個電子中不可能有四個量子數(shù)完全相同的電子。(20min)【實例】H23、洪特規(guī)則——電子進人等價軌道時，盡可能占據(jù)多的軌道且自旋平行。（(15min)【實例】電子排布式：1s22s2軌道式：最穩(wěn)定狀態(tài):半充滿：p3.d5.f7全充滿：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)元素所在的周期數(shù)＝最高能級數(shù)＝主量子數(shù)（n）(2)每一周期元素的數(shù)目＝相應(yīng)能級中所有軌道所能容納的電子數(shù)（二）族(10min)主族：族數(shù)＝最外層電子數(shù)（nsnp）＝最高化合價副族：族數(shù)＝(n-1)d＋ns，價電子數(shù)8～10個歸ⅧB族，超過10個則把十位去掉，個位數(shù)目為副族數(shù)。價電子：主族—最外層電子副族—除最外層電子，還可以是次外層電子，甚至是更進一層的電子。（三）區(qū)(10min)區(qū)價電子構(gòu)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A(chǔ)c系【堂上練習(xí)】分別寫出、的電子排布式并指出它們在元素周期表中的位置(周期、族；區(qū))？【例1-3】作業(yè)主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《無機及分析化學(xué)》司文會主編課后自我總結(jié)分析原子核外電子排布規(guī)律：保利不相容原理、能量最低原理、洪特規(guī)則及其特例元素周期表的結(jié)構(gòu)：七個周期（元素所處的周期序數(shù)=元素原子的電子層數(shù)）、十六個族（七個主族和一個零族；七個副族和一個第八族）、四個區(qū)（s、p、d、f區(qū)）

《無機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第4次課2學(xué)時課目、課題第一章物質(zhì)的結(jié)構(gòu)第二節(jié)分子結(jié)構(gòu)教學(xué)目的和要求1．理解現(xiàn)代公價鍵理論的要點2．了解化學(xué)鍵的類型3．了解離子鍵的形成及其特點共價鍵的形成以及共價鍵理論4．理解共價鍵的形成以及共價鍵理論5．掌握分子間作用力與分子極性的關(guān)系重點難點教學(xué)重點：共價鍵的形成、雜化軌道理論、分子間作用力的判斷教學(xué)難點：雜化軌道理論教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）第二節(jié)分子結(jié)構(gòu)一、化學(xué)鍵（一）離子鍵(5min)（二）共價鍵(30min)1.現(xiàn)代共價鍵理論（1）現(xiàn)代共價鍵理論的要點①自旋方向相反的兩個成單電子可以形成共價鍵。一個電子有幾個成單的電子，便可和自旋方向相反的電子配對形鍵。②成鍵電子的原子軌道重疊越多，形成的共價鍵越牢固。（2）共價鍵的特征①方向性②飽和性（3）共價鍵的類型①σ鍵—-“頭碰頭”重合②Л鍵—-“肩并肩”重合【動畫】σ鍵的形成；Л鍵的形成2.雜化軌道理論（0.5學(xué)時）（1）雜化軌道理論要點【動畫】SP3雜化、SP2雜化、SP雜化NH3分子的空間構(gòu)型H2O分子的空間構(gòu)型【教具】SP3雜化、SP2雜化、SP雜化模型甲烷的分子模型（2）雜化類型與分子的空間構(gòu)型雜化類型分子空間構(gòu)型實例SP直線型BeCl2SP3平面三角型BCl3SP3正四面體型CH4SP3不等性三角錐型NH3V字型H2O【注意】原子間的替換【堂上提問】CCl4、SO2分子是什么空間構(gòu)型？二、分子間作用力和氫鍵(一)分子的極性(10min)非極性鍵→非極性分子(二)分子間作用力(20min)1.取向力2.誘導(dǎo)力3.色散力【規(guī)律】極－極性分子間：存在取向力、誘導(dǎo)力、色散力。極－非極性分子間：存在誘導(dǎo)力、色散力。非－非極性分子間：只存在色散力。(三)氫鍵(25min)1.氫鍵形成的條件；(a)成鍵的一方必須有H;(b)成鍵的另一方的原子電負性大而半徑小，而且具有孤對電子。2.氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響:（a）分子間氫鍵—溶沸點升高(b)分子內(nèi)氫鍵—溶沸點降低【例】例：指出下列各組物質(zhì)的分子間存在何種作用力？(a)CCl4和CH4(b)Br2和H2O(c)H2O和C2H5OH作業(yè)P20一.二.三主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《無機及分析化學(xué)》司文會主編課后自我總結(jié)分析化學(xué)鍵包括有離子鍵、共價鍵和金屬鍵。現(xiàn)代價鍵理論的基本要點：有自旋方向相反的成單電子的兩個原子才可形成共價鍵；共價鍵具有飽和性和方向性。雜化軌道理論的基本要點：只有同一原子能量相近的軌道，才能雜化成雜化軌道；軌道的雜化分等性雜化和不等性雜化；雜化軌道的成鍵能力更強，電子云更集中，軌道分布更分散，能量更低；雜化軌道仍屬于原子軌道。分子的極性：雙原子分子的極性與化學(xué)鍵的極性一致，多原子分子是否有極性與分子的空間構(gòu)型有關(guān)分子間力：分為取向力、誘導(dǎo)力和色散力三種。極性分子間存在取向力、誘導(dǎo)力和色散力；極性與非極性分子間存在誘導(dǎo)力和色散力；非極性分子之間存在色散力。氫鍵：是指在分子中與電負性大的原子X以共價鍵相連的H原子，和另一分子中一個電負性大的Y原子之間，形成的一種特殊的分子間力?；瘜W(xué)反應(yīng)速率是以單位時間內(nèi)某反應(yīng)物濃度的減少或某生成物濃度的增加來表示，影響因素有：濃度、壓強、溫度和催化劑。《無機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第5次課2學(xué)時課目、課題第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡第一節(jié)化學(xué)反應(yīng)速率第二節(jié)化學(xué)平衡教學(xué)目的和要求1．了解化學(xué)反應(yīng)速率的概念和表示方法2．理解化學(xué)反應(yīng)的活化能與反應(yīng)熱3．掌握影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素4．理解化學(xué)平衡的意義重點難點教學(xué)重點：化學(xué)反應(yīng)速率的定義以及影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素教學(xué)難點：化學(xué)反應(yīng)的活化能與反應(yīng)熱.教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡第一節(jié)化學(xué)反應(yīng)速率一、化學(xué)反應(yīng)速率的概念及其表示方法(10min)aA+bB=dD+eE表示式：二、化學(xué)反應(yīng)速率理論(25min)（一）有效碰撞理論（二）過渡態(tài)理論三、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素（一）濃度(20min)【結(jié)論】反應(yīng)物濃度增大，反應(yīng)速率加快。1.基元反應(yīng)和非基元反應(yīng)2.質(zhì)量作用定律aA+bB=dD+eE基元反應(yīng)：（二）溫度(20min)【結(jié)論】溫度升高，反應(yīng)速率加快。主要原因：增加了活化分子的百分數(shù)。【課堂提問】食物放在冰箱里為什么能保存較長的時間？（三）催化劑(5min)【結(jié)論】加催化劑能加快反應(yīng)速率。說明：1.催化劑的作用—降低反應(yīng)的活化能而改變反應(yīng)速率。2.催化劑只能加快反應(yīng)速率，縮短反應(yīng)到達平衡的時間，但不能改變轉(zhuǎn)化率。3.對同一反應(yīng)，催化劑同等程度地影響了正、負反應(yīng)的速率，所以催化劑不能影響化學(xué)平衡移動。第二節(jié)化學(xué)平衡一、可逆反應(yīng)與化學(xué)平衡(10min)1.可逆反應(yīng)概念【可逆反應(yīng)】在同一條件下，既能向一個方向進行，又能向相反方向進行的化學(xué)反應(yīng)。2.化學(xué)平衡特征：（1）動態(tài)平衡。（2）正逆反應(yīng)速率相等。（3）平衡時各組分濃度保持恒定。（4）化學(xué)平衡是有條件的。外界條件改變，原平衡就被破壞。作業(yè)主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《藥用基礎(chǔ)化學(xué)》胡運昌主編課后自我總結(jié)分析可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡狀態(tài)時，正反應(yīng)速率等于逆反應(yīng)速率，各反應(yīng)物和生成物濃度保持恒定?；瘜W(xué)平衡是有條件的、暫時的、相對的平衡，會隨著條件的改變而移動?！稛o機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第6次課2學(xué)時課目、課題第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡第二節(jié)化學(xué)平衡教學(xué)目的和要求1．掌握化學(xué)平衡常數(shù)表示2．理解化學(xué)平衡的相關(guān)計算重點難點教學(xué)重點：化學(xué)平衡的相關(guān)計算教學(xué)難點：化學(xué)平衡的相關(guān)計算教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）二、化學(xué)平衡常數(shù)(K)（一）化學(xué)平衡常數(shù)的表達式（化學(xué)平衡定律）(20min)物理意義：在一定溫度下，可逆反應(yīng)達到平衡時，生成物濃度冪的乘積與反應(yīng)物濃度冪的乘積之比是一個常數(shù)。對于氣相反應(yīng)，則有：【實例】平衡常數(shù)表達式：（二）化學(xué)平衡常數(shù)的意義(10min)1.平衡常K與物質(zhì)的本性有關(guān)，與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。2.固體與純液態(tài)的物質(zhì)的濃度是一個常數(shù)，不用寫進平衡常數(shù)表達式中。三、化學(xué)平衡的有關(guān)計算（一）有關(guān)平衡常數(shù)的計算1．利用平衡體系中各物質(zhì)的濃度，求平衡常數(shù)及初始濃度(20min)【例2-2】2．利用平衡常數(shù)，求體系中各物質(zhì)的濃度及反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率(20min)【例2-3】（二）有關(guān)可逆反應(yīng)方向的判斷(20min)【反應(yīng)商】任意狀態(tài)下，生成物濃度冪的乘積與反應(yīng)物濃度冪的乘積之比?！菊f明】C——任意狀態(tài)下濃度[]——平衡時濃度Q＝K反應(yīng)處于平衡狀態(tài)Q<K反應(yīng)正向進行Q>K反應(yīng)逆向進行作業(yè)主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《藥用基礎(chǔ)化學(xué)》胡運昌主編課后自我總結(jié)分析在一定溫度下，可逆反應(yīng)達到平衡時，生成物濃度系數(shù)冪的乘積與反應(yīng)物濃度系數(shù)冪的乘積之比是一個常數(shù)，叫化學(xué)平衡常數(shù)（Kc）?；瘜W(xué)平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。三種類型的有關(guān)化學(xué)平衡的計算：已知平衡濃度計算平衡常數(shù)；已知平衡濃度計算反應(yīng)物初始濃度；已知平衡常數(shù)、反應(yīng)物初始濃度，計算各物質(zhì)的平衡濃度及某反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率。Q＝Kc體系處于平衡狀態(tài)Q＜Kc反應(yīng)正向進行Q＞Kc反應(yīng)逆向進行如果改變影響平衡的任一條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向著減弱這種改變的方向移動。《無機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第7次課2學(xué)時課目、課題第二章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡第三節(jié)化學(xué)平衡的移動第三章分散系與溶液第一節(jié)分散系第二節(jié)溶液濃度的表示方法教學(xué)目的和要求1．掌握濃度、壓強、穩(wěn)定對化學(xué)平衡移動的影響，以及催化劑與化學(xué)平衡的關(guān)系。2．了解分散系的概念和分類3．掌握溶液組成的表示方法及溶液的配制重點難點教學(xué)重點：化學(xué)平衡的移動、影響化學(xué)平衡移動的因素溶液濃度的表示方法（特別是物質(zhì)的量濃度、質(zhì)量摩爾濃度）及有關(guān)的換算；教學(xué)難點：化學(xué)平衡的移動、質(zhì)量摩爾濃度教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）第三節(jié)化學(xué)平衡的移動【概念】由于外界條件的改變，使可逆反應(yīng)從原來的平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到新的平衡狀態(tài)的過程叫做化學(xué)平衡移動。(5min)外界條件：濃度、壓強、溫度一、濃度對化學(xué)平衡的影響(10min)【結(jié)論】在其它條件不變時，增大反應(yīng)物的濃度或減少產(chǎn)物的濃度，化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向移動。反之向逆反應(yīng)方向移動?！纠?】二、壓力對化學(xué)平衡的影響(10min)首要條件：有氣體參加的反應(yīng)。1.反應(yīng)前后氣體分子數(shù)相等（△n=O）------壓強對平衡沒有影響。2.反應(yīng)前后氣體分子數(shù)相等（△n≠O）【結(jié)論】在氣體條件不變時，壓強增大，化學(xué)平衡向氣體分子數(shù)少的一方移動；壓強減少，化學(xué)平衡向氣體分子數(shù)多的一方移動。三、溫度對化學(xué)平衡的影響(15min)溫度對化學(xué)平衡的影響與前兩種情況有本質(zhì)的不同【結(jié)論】升高溫度，化學(xué)平衡向吸熱反應(yīng)方向移動；降低溫度，化學(xué)平衡向放熱方向移動。【原因】升高溫度時，正向反應(yīng)的速率和逆向反應(yīng)的速率都會增大，但是增大的倍數(shù)不同，吸熱反應(yīng)速率增大的倍數(shù)要大于放熱反應(yīng)速率增大的倍數(shù)；降低溫度時，正逆反應(yīng)速率都減小，但吸熱反應(yīng)速率減小的倍數(shù)更大，這是因為吸熱反應(yīng)的活化能總是大于放熱反應(yīng)的活化能，而溫度的變化對活化能較大的吸熱反應(yīng)的反應(yīng)速率影響較大。四、催化劑與化學(xué)平衡(5min)【結(jié)論】催化劑不會影響化學(xué)平衡移動?！驹颉看呋瘎┰谟绊懻磻?yīng)速率的同時，也同等程度的影響逆反應(yīng)的速率。第三章分散系與溶液第一節(jié)分散系一、分散系的概念(5min)二、分散系的分類(5min)第二節(jié)溶液濃度的表示方法一、物質(zhì)的量濃度(5min)【概念】單位體積（升）溶液所含溶質(zhì)的量（摩爾）來表示的濃度?！纠?-1】二、質(zhì)量摩爾濃度(15min)【概念】用每千克溶劑所含溶質(zhì)的量（摩爾）來表示的濃度。【例3-2】三、摩爾分數(shù)(5min)【概念】某物質(zhì)的物質(zhì)的量占整個物系總的物質(zhì)的量的分數(shù)稱為該物質(zhì)的摩爾分數(shù)，符號為。四、質(zhì)量分數(shù)(5min)【概念】溶質(zhì)的質(zhì)量與溶液的質(zhì)量之比稱為質(zhì)量分數(shù)。五、質(zhì)量濃度(5min)【概念】用溶質(zhì)B的質(zhì)量（）與溶液的體積（）之比表示?！纠?-3】作業(yè)Pg32：四.1.3.主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《藥用基礎(chǔ)化學(xué)》胡運昌主編課后自我總結(jié)分析常用的溶液組成的表示方法有6種：物質(zhì)的量濃度、質(zhì)量濃度、質(zhì)量摩爾濃度、質(zhì)量分數(shù)、體積分數(shù)和摩爾分數(shù)。溶液的稀釋與混合要掌握一個原則：稀釋或混合前后，溶液中溶質(zhì)總的量不變，要注意前后單位一致?！稛o機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第8次課2學(xué)時課目、課題第三章分散系與溶液第三節(jié)稀溶液的依數(shù)性教學(xué)目的和要求1．理解稀溶液的依數(shù)性2．掌握四個依數(shù)性的計算公式重點難點教學(xué)重點：稀溶液的依數(shù)性以及有關(guān)的計算教學(xué)難點：稀溶液的蒸氣壓下降、凝固點降低、沸點升高產(chǎn)生原因教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）第三節(jié)稀溶液的依數(shù)性溶液：1由溶質(zhì)的本性決定（如顏色、導(dǎo)電性）2.由溶質(zhì)的粒子數(shù)（濃度）決定，與本性無關(guān)（例如蒸氣壓、沸點、凝固點、滲透壓等）因為這類性質(zhì)的變化依賴于溶液的粒子數(shù)而且又只適用于稀溶液，所以將這類性質(zhì)稱為稀溶液的依數(shù)性。稀溶液的依數(shù)性：蒸氣壓的下降凝固點的下降沸點的上升滲透現(xiàn)象【適用條件】難揮發(fā)、非電解質(zhì)、稀溶液。一、溶液的蒸氣壓下降(20min)（一）溶劑的蒸氣壓（二）溶液的蒸氣壓下降1.下降原因：溶質(zhì)分子占據(jù)一部分液面，單位面積水分子數(shù)減少。2.拉烏爾定律：在一定溫度下，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓（P）等于純?nèi)軇┑恼魵鈮海≒0）乘于溶劑的摩爾分數(shù)（X0）。P=P0XA或：在一定溫度下，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓下降與溶液的質(zhì)量摩爾濃度成正比，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。(推導(dǎo)過程不要求)ΔP=KbB二、溶液的沸點升高(20min)（一）液體的沸點（二）溶液的沸點升高（圖1－2）ΔTb=KbbB三、溶液的凝固點下降(20min)（一）純液體的凝固點【概念】是指在一定外壓下，該物質(zhì)的液相蒸氣壓與固相蒸氣壓相等時的溫度，即其液相和固相能平衡共存時的溫度。（二）溶液的凝固點降低ΔTf＝KfbB＝Kf××1000MB＝×1000【應(yīng)用】測分子量【例3-5】【例3-6】四、滲透壓(30min)（一）滲透現(xiàn)象與滲透壓1.滲透現(xiàn)象（演示實驗）【概念】（1）半透膜：只允許溶劑分子通過而不允許溶質(zhì)分子通過的物質(zhì)（薄膜）。（2）滲透現(xiàn)象：溶劑分子通過半透膜向另一方擴散的現(xiàn)象?！緷B透產(chǎn)生的特定條件】（1）有半透膜存在。（2）膜的兩側(cè)液體存在濃度差?！井a(chǎn)生滲透現(xiàn)象的原因】單位體積的溶液中溶劑的分子數(shù)目不同。【滲透方向】稀溶液→濃溶液純?nèi)軇芤骸咎釂枴繚B透產(chǎn)生后，純?nèi)軇ɑ蛳∪芤海┑乃粫粫o限升高？2.滲透壓（π）：達到滲透平衡時，液面所產(chǎn)生的壓力。（二）溶液的滲透壓與濃度、溫度的關(guān)系（范特荷甫公式）πV＝nRTπ＝RT＝cRT單位：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：在一定的溫度下，溶液的滲透壓，只取決與單位體積溶液中所含溶質(zhì)的“物質(zhì)的量”（或粒子數(shù)），而與溶質(zhì)的本性無關(guān)?！菊f明】非電解質(zhì)：i＝1強電解質(zhì)：i＝電解質(zhì)的粒子數(shù)【例】葡萄糖、蔗糖（非電解質(zhì)）i＝1強電解質(zhì)：NaCli＝2CaCl2i＝3【例3-7】【說明】對于強電解質(zhì)，四個依數(shù)性的公式都要加上粒子數(shù)i?！咎蒙暇毩?xí)】根據(jù)沸點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溶液作業(yè)主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《藥用基礎(chǔ)化學(xué)》胡運昌主編課后自我總結(jié)分析難揮發(fā)電解質(zhì)的稀溶液有4個依數(shù)性：蒸氣壓下降、沸點升高、凝固點降低、滲透壓，其依數(shù)性公式為：ΔTb=iKbbB、Tf=iKfbB、π=icRT=ibBRT（i為校正系數(shù)，對于非電解質(zhì)來說，i=1，對于強電解質(zhì)來說，i等于一“分子”強電解質(zhì)在溶液中電離出的離子個數(shù)。滲透現(xiàn)象產(chǎn)生的條件為：有半透膜存在和膜兩側(cè)液體存在滲透濃度差。滲透方向是溶劑分子從溶劑通過膜進入溶液，或由稀溶液進入濃溶液。《無機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第9次課2學(xué)時課目、課題第三章分散系與溶液第三節(jié)稀溶液的依數(shù)性第四章元素及其化合物第一節(jié)非金屬元素及其化合物教學(xué)目的和要求1．掌握膠體的重要性質(zhì)；2．了解膠體的一些用途，能用膠體知識解釋日常生活和自然現(xiàn)象。3．認識表面現(xiàn)象，了解表面張力和表面活性劑的有關(guān)概念。4．認識非金屬元素及其化合物,并掌握其主要性質(zhì)。重點難點教學(xué)重點：膠體的重要性質(zhì)。教學(xué)難點：膠體的重要性質(zhì)。教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）第四節(jié)膠體一、膠體的性質(zhì)(10min)1.丁達爾效應(yīng)(膠體的光學(xué)性質(zhì))2.布朗運動(膠體的動力學(xué)性質(zhì))3.布朗運動(膠體的動力學(xué)性質(zhì))二、膠體的分類(5min)三、膠體的穩(wěn)定性(5min)1．布朗運動2．膠粒帶電四、聚沉(10min)1．加入電解質(zhì)2．加入帶相反電荷的膠體3．加熱第五節(jié)表面現(xiàn)象一、表面張力與表面能二、表面活性劑（自學(xué)）第四章元素及其化合物第一節(jié)非金屬元素及其化合物一．鹵素及其化合物(10min)1、鹵素單質(zhì)2、鹵化氫和氫鹵酸的性質(zhì)3、氯的含氧酸及其鹽二．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、硼及其化合物作業(yè)Pg46：一.二.三.四主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《藥用基礎(chǔ)化學(xué)》胡運昌主編課后自我總結(jié)分析課堂小結(jié)：膠體的性質(zhì):1.丁達爾效應(yīng)(膠體的光學(xué)性質(zhì))2.布朗運動(膠體的動力學(xué)性質(zhì))3.布朗運動(膠體的動力學(xué)性質(zhì))《無機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第10次課2學(xué)時課目、課題第四章元素及其化合物第二節(jié)金屬元素及其化合物第五章分析化學(xué)概論第一節(jié)誤差和分析數(shù)據(jù)的處理教學(xué)目的和要求1．認識金屬元素及其化合物,掌握其重要性質(zhì)；2．掌握系統(tǒng)誤差和偶然誤差產(chǎn)生的原因及減免方法。重點難點教學(xué)重點：金屬元素及其化合物的重要性質(zhì)、準確度與精密度的表示方法及兩者之間的關(guān)系；系統(tǒng)誤差和偶然誤差產(chǎn)生的原因及減免方法。教學(xué)難點：準確度與精密度的的關(guān)系；系統(tǒng)誤差和偶然誤差產(chǎn)生的原因。教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）第二節(jié)金屬元素及其化合物一．概述(5min)二．鐵、鋅、鋁及其化合物(20min)1.鐵及其化合物2、鋅及其化合物3、鋁及其化合物三．銅、銀、汞及其化合物(15min)1.銅及其化合物2．銀及其化合物3、汞及其化合物四．鉻、鉛及其化合物(15min)1、鉻及其化合物2、鉛及其化合物第五章分析化學(xué)概論第一節(jié)誤差和分析數(shù)據(jù)的處理一、誤差及其類型(一)系統(tǒng)誤差(20min)產(chǎn)生原因：確定因素造成的，如方法、儀器、試劑等。特點：對分析結(jié)果影響比較固定，大小和正負固定方法誤差：分析方法本身不完善引起儀器誤差：儀器不夠準確或未經(jīng)校準所引起試劑誤差：試劑或純化水中含有雜質(zhì)所引起操作誤差：操作者主觀因素所引起(二)偶然誤差(10min)產(chǎn)生原因：偶然因素造成的，如溫度、氣壓等變化。特點：對分析結(jié)果影響不固定，但服從正態(tài)分布規(guī)律：①絕對值相等的正負誤差出現(xiàn)的概率基本相等；②小誤差出現(xiàn)的概率大，大誤差出現(xiàn)的概率小，特別大的誤差出現(xiàn)的概率極小。注：錯誤、過失、粗心大意或不遵守操作規(guī)程，不屬誤差之列。[師生互動](5min)下列哪些是系統(tǒng)誤差？偶然誤差？過失？滴定管、移液管未經(jīng)校準（系統(tǒng)誤差）試劑含有干擾離子（系統(tǒng)誤差）天平不等臂（系統(tǒng)誤差）讀錯砝碼（過失）電壓偶有波動（偶然誤差）作業(yè)P65一.二.三主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《藥用基礎(chǔ)化學(xué)》胡運昌主編課后自我總結(jié)分析課堂小結(jié)：□誤差是客觀存在的，產(chǎn)生的原因是多方面的，分為系統(tǒng)誤差、偶然誤差。要求會判斷誤差類型?！鯗蚀_度用誤差表示，精密度用偏差表示?！跻话銣y定結(jié)果，用相對平均偏差表示精密度即可；分析要求較高時，用標準偏差表示。要求計算各種偏差。□精密度與準確度都高的測量結(jié)果才是可靠的。《無機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第11次課學(xué)時：2課目、課題第五章第一節(jié)誤差和分析數(shù)據(jù)的處理第二節(jié)滴定分析法教學(xué)目的和要求1．掌握有效數(shù)字及其運算規(guī)則；2．掌握準確度與精密度的表示方法及二者之間的關(guān)系3．掌握滴定分析法的概念和分類。重點難點教學(xué)重點：有效數(shù)字及其運算規(guī)則。教學(xué)難點：有效數(shù)字的運算。教學(xué)過程(含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、課時分配、板書設(shè)計)二、誤差和偏差(30min)（一）準確度與誤差準確度：分析結(jié)果與真實值接近程度，用誤差表示。絕對誤差：相對誤差：[師生互動]1．用萬分之一的分析天平稱量兩樣品：一份0.0045g，另一份0.5537g，兩樣品稱量的絕對誤差是多少？相等嗎？哪份準確些？兩樣品稱量的絕對誤差是相等的，同為0.0001g，第二份準確些，因第二份真實值大。2．電子天平可稱準至±0.1mg，要使試樣稱量誤差不大于0.1%，至少要稱取試樣的質(zhì)量多少g？μ≥0.0001g/0.1%=0.1g（二）精密度和偏差精密度：在相同的條件下，多次平行測定相互接近的程度，用偏差表示。絕對偏差：相對偏差：平均偏差：相對平均偏差：【例5-2】（三）準確度與精密度的關(guān)系：(10min)精密度高，準確度不一定高；在消除系統(tǒng)誤差的前提下，精密度高，準確度才會高；高精密度是獲得高準確度的必要條件（前提）；精密度與準確度都高的測量結(jié)果才是可靠的。三、減少誤差的方法(15min)（一）分析方法的選擇：常量組分的測定一般選擇化學(xué)分析法微量組分的測定一般選擇儀器分析法（二）減少測量誤差（三）減少系統(tǒng)誤差對照試驗：減免方法、試劑和條件控制不當引入的誤差空白試驗：消除試劑、純化水或器皿帶入的雜質(zhì)引起的誤差校準儀器：減免儀器誤差內(nèi)檢和外檢：消除操作者之間或環(huán)境、儀器之間存在的系統(tǒng)誤差（四）減少偶然誤差：增加平行測定次數(shù)取平均值作為測定結(jié)果。思考：1.準確度、精密度的含義是什么？2.如何減少系統(tǒng)誤差和偶然誤差？四、有效數(shù)字及其運算規(guī)則(35min)（一）有效數(shù)字1．有效數(shù)字的概念有效數(shù)字是指實際上能測量到的數(shù)字，包括所有準確數(shù)字和最后一位可疑數(shù)字。例如：托盤天平稱出12.5g；電子天平稱出0.3528g；移液管20.00ml；滴定管20.56ml。2．位數(shù)①“0”在數(shù)字（1~9）前的不是有效數(shù)字；數(shù)字（1~9）中間或之后的“0”是有效數(shù)字。如，0.1020、25.00，四位有效數(shù)字。②對數(shù)：小數(shù)點后數(shù)字的位數(shù)，小數(shù)點前不屬于有效數(shù)字。。如，pH=12.68或8.02，兩位有效數(shù)字。③10的方次表示的數(shù)。如，8.023×10-3，四位有效數(shù)字。[師生互動]1．1.001；0.2000；0.001234均為四位有效數(shù)字。2．，pH=9.75，兩位有效數(shù)字。Ka=1.75×10-5，pKa=4.757，三位有效數(shù)字。3．注意：倍數(shù)或分數(shù)視為無誤差數(shù)字。練習(xí)：指出下列數(shù)字的有效數(shù)字的位數(shù)（1）156.03五位（2）0.00430三位（3）200.30五位（4）1.76×105三位（5）pH=7.05兩位（6）1000不定（7）pK=8.47兩位（8）56.30%四位（二）有效數(shù)字修約1．有效數(shù)字的記錄：記錄測量數(shù)據(jù)時，只保留一位可疑數(shù)字。如，電子天平稱出0.3528g2．有效數(shù)字的修約規(guī)則：采取“四舍六入五留雙”的原則，4要舍，6要進。5后有不為0的數(shù)要進位；5后無數(shù)或零，則5前為偶數(shù)，要舍去，5前為奇數(shù)，要進位?！纠繉⑾铝袛?shù)字修約為兩位有效數(shù)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：修約應(yīng)一次修約到所需位數(shù)，不能分次修約。（三）有效數(shù)字的運算規(guī)則(1)加減法有效數(shù)字的位數(shù)以小數(shù)點后位數(shù)最少的數(shù)字為依據(jù)，計算結(jié)果小數(shù)點后位數(shù)與小數(shù)點后位數(shù)最少的一致?？上扔嬎阍傩藜s，也可先修約再計算。例：計算1.234+15.86+0.2345-6.345解：在四個數(shù)字中，應(yīng)以15.86為準，其余數(shù)字小數(shù)點后修約為兩位后再計算。1.234+15.86+0.2345-6.345=1.23+15.86+0.23-6.34=10.98(2)乘除法有效數(shù)字的位數(shù)以有效數(shù)字位數(shù)最少的數(shù)字為依據(jù)，結(jié)果有效數(shù)字位數(shù)與最少的一致。例：(3)先修約后運算，首位為8、9，有效數(shù)字可多保留一位，最后結(jié)果仍以實際位數(shù)為準。（四）有效數(shù)字及運算在分析化學(xué)中的運用1.正確記錄實驗數(shù)據(jù)如：托盤天平稱量記為：10.5g；萬分之一的分析天平稱量記為：0.5000g；用量筒量取一定量體積的溶液記為：20ml；用移液管量取一定量體積的溶液記為：20.00ml。2．正確表示分析結(jié)果數(shù)據(jù)多為四位分析結(jié)果：四位精密度、準確度：一位，最多取兩位，修約必須進位。【練習(xí)】1．計算(2.236×1.1581397)/(1.040×0.200)的結(jié)果。2．測定某物質(zhì)的含量，做5次實驗，其結(jié)果為：10.48%，10.37%，10.47%，10.43%，10.40%。求平均值、平均偏差、相對平均偏差、標準偏差、相對標準偏差。3．有效數(shù)字的含義是什么？作業(yè)主要參考資料分析化學(xué).嚴拯宇主編.南京:東南大學(xué)出版社,2005課后自我總結(jié)分析《無機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第12次課學(xué)時：2課目、課題第五章第二節(jié)滴定分析法教學(xué)目的和要求1．掌握標準溶液的配制和標定2．掌握滴定分析法的相關(guān)計算。重點難點教學(xué)重點：標準溶液的配制和標定；滴定分析法的相關(guān)計算。教學(xué)難點：滴定分析法的相關(guān)計算。教學(xué)過程(含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、課時分配、板書設(shè)計)第二節(jié)滴定分析法一、滴定分析法的概念(25min)滴定液、滴定、化學(xué)計量點、指示劑、滴定終點、終點誤差、基準物質(zhì)二、滴定分析法的分類(10min)酸堿滴定法非水酸堿滴定法沉淀滴定法配位滴定法氧化還原滴定法三、滴定分析法對化學(xué)反應(yīng)的要求(15min)四、滴定方式(15min)直接滴定法返滴定法置換滴定法間接滴定法五．標準溶液的配制與標定(25min)1.直接配制法適用于基準物質(zhì)。優(yōu)點:快捷、方便、不需標定。2.間接配制法（標定法）基準物質(zhì)標定法標準溶液標定法師生互動1.配制鹽酸標準溶液，只要用移液管準確移取一定量的濃鹽酸，再準確加水稀釋至一定體積，得到的鹽酸濃度是準確的。這種說法對嗎?答案：錯2.下列物質(zhì)哪些可用直接配制標準溶液？A、氫氧化鈉B、無水碳酸鈉C、濃硫酸D、高錳酸鉀答案：B作業(yè)主要參考資料分析化學(xué).嚴拯宇主編.南京:東南大學(xué)出版社,2005課后自我總結(jié)分析《無機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第13次課2學(xué)時課目、課題第五章第二節(jié)滴定分析法第六章酸堿平衡與酸堿滴定法第一節(jié)酸堿質(zhì)子理論教學(xué)目的和要求1.掌握滴定分析法的計算2.理解酸堿質(zhì)子理論重點難點教學(xué)重點：溶液的酸堿性與pH的關(guān)系；弱電解質(zhì)的電離平衡教學(xué)難點：弱電解質(zhì)的電離平衡教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）六．滴定分析法的計算(40min)（一）滴定分析計算依據(jù)：aA+bB=cC+dD則：nA:nB=a:b（二）滴定分析計算示例：1．利用基準物質(zhì)標定待測溶液【例5-4】2．利用標準溶液標定待測溶液的濃度【例5-5】3．待測組分百分含量的計算【例5-6】第六章酸堿平衡與酸堿滴定法第一節(jié)酸堿質(zhì)子理論【經(jīng)典酸堿理論】(10min)要點：在水溶液中，電離時產(chǎn)生的陽離子全部是的化合物稱為酸；在水溶液中，電離時產(chǎn)生的陰離子全部是的化合物稱為酸。缺陷：1.有很大的局限性——只限制在水溶液中。2.事實上很多不含H+或OH－的化合物也表現(xiàn)出酸性或堿性。例如：NH4Cl（酸性），Na2CO3（堿性），用經(jīng)典酸堿理論就無法解釋。一、酸堿質(zhì)子理論（擴大了酸堿的范圍）(25min)【酸堿的定義】凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)都是酸；凡能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)都是堿。酸與堿的關(guān)系：酸堿＋質(zhì)子HBB－＋H+HClCl－＋H+HAcAc－＋H+NH4NH3＋H+H2OHO—＋H+----------------------------------這種關(guān)系稱為共軛關(guān)系。右邊的堿是左邊酸的共軛堿；左邊的酸是右邊堿的共軛酸。兩者組成共軛酸堿對（兩者之間只相差一個H+）例如：【說明】1.酸堿可以是分子，也可以是陰離子或陽離子。2.酸堿具有相對性。酸堿酸堿3.鹽都是酸堿。在NH4Ac中，為酸，為堿。4.較強的酸，則它對應(yīng)的共軛堿的堿性必定較弱。反之亦然。二．酸堿反應(yīng)的實質(zhì)(15min)酸堿反應(yīng)的實質(zhì)就是兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)之傳遞反應(yīng)。酸堿半反應(yīng)1酸堿半反應(yīng)2總反應(yīng)（兩個半反應(yīng)相加）例：總反應(yīng)酸堿反應(yīng)的范圍：（自學(xué)）1.電離（1）酸的電離（2）堿的電離（3）水的電離2.中和3.水解作業(yè)P79一.二主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《藥用基礎(chǔ)化學(xué)》胡運昌主編課后自我總結(jié)分析酸堿質(zhì)子理論：酸是質(zhì)子的給予體，堿是質(zhì)子的接受體。酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是兩對共軛酸堿對間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)?！稛o機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第14次課2學(xué)時課目、課題第六章第二節(jié)溶液的酸堿平衡及pH計算教學(xué)目的和要求1.理解水的離子積常數(shù)2.掌握溶液的酸堿性與pH的關(guān)系3.了解弱電解質(zhì)的電離平衡4.理解同離子效應(yīng)、鹽效應(yīng)重點難點教學(xué)重點：緩沖溶液的配制和計算教學(xué)難點：緩沖溶液的計算教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）第二節(jié)溶液的酸堿平衡及pH計算一、水的質(zhì)子自遞平衡(25min)【水的質(zhì)子自遞平衡】純水中：則：若加入酸或堿，則≠但Kw不變【溶液的酸度】pH<7酸性pH＝7中性pH>7堿性與pH值的換算：若則pH＝n－lgm【例1】【例】某溶液的pH＝3.47,因為兩邊取負對數(shù)有所以pH+pOH=pKw=14二、弱電解質(zhì)溶液的酸堿平衡(35min)【強電解質(zhì)】（自學(xué)）一元弱酸的電離平衡HA+H2OH3O+＋A-【說明】(1)[]代表平衡時的濃度；C代表任意狀態(tài)時的平衡常數(shù)。（2）Ka代表弱酸的平衡常數(shù)；Kb代表弱堿的平衡常數(shù)。（3）Ka越小，則弱酸的酸性越弱；Kb越小，則弱堿的堿性越小。（4）pK＝－lgK,pKa越大，酸性越小；pKb越大，堿性越小。（5）pKa＋pKb＝pKw＝142．一元弱堿的電離A-+H2OHA＋OH-3．共軛酸堿對與的關(guān)系【例6-1】三、弱電解質(zhì)溶液pH值近似計算(30min)（一）一元弱酸和一元弱堿溶液1.一元弱酸溶液的pH值近似計算[H+]=(適用條件：c/Ka≥500)【例6-2】2.一元弱堿溶液的pH值近似計算[OH－]=(適用條件：c/Kb≥500)【例6-3】（二）多元弱酸和多元弱堿溶液1.多元弱酸溶液pH值近似計算以H2CO3為例【結(jié)論】（1）對于二元弱酸，[H＋]按一元弱酸處理。則：[H+]=(適用條件：c/Ka≥500)（2）[酸根離子濃度]≈Ka2【例10】2.多元弱堿溶液pH值近似計算以Na2CO3為例[OH-]=(適用條件：c/Kb≥500) 【例6-4】(三)同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)1.同離子效應(yīng)【概念】在弱電解質(zhì)溶液中，加入一種與弱電解質(zhì)具有相同離子的某一強電解質(zhì)，可使弱電解質(zhì)的電離度降低，這種現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)?！窘Y(jié)論】同離子效應(yīng)，使弱電解質(zhì)的電離度降低。2.鹽效應(yīng)【概念】在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)不含相同離子的某一強電解質(zhì)鹽，使弱電解質(zhì)的電離度增加，這種現(xiàn)象稱為鹽效應(yīng)。【結(jié)論】鹽效應(yīng)，使弱電解質(zhì)的電離度增大。作業(yè)主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《藥用基礎(chǔ)化學(xué)》胡運昌主編課后自我總結(jié)分析水的離子積常數(shù)Kw=1.0×10-14，水的離子積可適用于純水和所有稀溶液。溶液的酸堿性可統(tǒng)一用[H+]或pH表示。從質(zhì)子理論角度講弱酸或弱堿的電離過程實質(zhì)上是弱電解質(zhì)與水分子間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。其電離平衡常數(shù)分別為Ka或Kb，影響弱電解質(zhì)質(zhì)子傳遞平衡的因素主要是同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)?！稛o機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第15次課學(xué)時：2課目、課題第六章第二節(jié)溶液的酸堿平衡及pH計算教學(xué)目的和要求理解緩沖溶液的原理;2．掌握緩沖溶液的計算重點難點教學(xué)重點：緩沖溶液的配制和計算教學(xué)難點：緩沖溶液的計算教學(xué)過程(含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、課時分配、板書設(shè)計)四、緩沖溶液【回顧】(10min)結(jié)果：HAc的電離度降低。原因：同離子效應(yīng)。【問題】1.為什么人會出現(xiàn)酸中毒或者堿中毒？2.為什么某些制劑只有在一定的pH范圍的水溶液中才不會水解失效？1、緩沖溶液的概念和組成(10min)【概念】緩沖溶液是一種能夠抵抗外加少量強酸、強堿或稀釋而本身的pH值不發(fā)生顯著變化的溶液?！窘M成】4.多元弱酸及其次極鹽2、緩沖作用原理(20min)【問題】緩沖溶液為什么具有抗酸、抗堿、抗稀釋能力？例：【討論】1.加入少量強酸2.加入少量強堿【概念】抗酸成分，抗堿成分3、緩沖溶液的pH值計算(30min)移項：兩邊取負對數(shù)：即【討論】稱為緩沖比1.當緩沖比為1時，即pH＝pKa時，緩沖能力最大。2.當緩沖比＝10時，有：pH＝pKa＋1；當緩沖比為0.1時，有：pH＝pKa－1。所以，緩沖溶液的緩沖范圍：pH＝pKa±1。超過此范圍，則緩沖溶液的緩沖能力太小而起不到緩沖作用。或【討論】1.，2.3.【例題6-5】4、緩沖溶液的選擇和配制(20min)配制原則：具有較好的緩沖能力。（1）選擇適當?shù)木彌_系，使pKa與要求的pH值盡可能接近（pH＝pKa±1）。【例】配制pH＝5和pH＝7的緩沖溶液查表7－9可知：配制pH＝5的緩沖溶液應(yīng)選擇HAc-NaAc緩沖對（HAc的pKa＝4.75）；配制pH＝7的緩沖溶液應(yīng)選擇緩沖對（H3PO4的pKa2＝7.21）；（2）緩沖溶液的總濃度：0.05～0.5mol/L.（3）無副反應(yīng)，無毒性，具有熱穩(wěn)定性?！纠?-6】作業(yè)主要參考資料分析化學(xué).嚴拯宇主編.南京:東南大學(xué)出版社,2005課后自我總結(jié)分析緩沖溶液的緩沖范圍：pH=pKa±1緩沖溶液的計算公式：pH=pKa+lg（C共軛酸/C共軛堿）緩沖溶液的配制原則：緩沖溶液共軛酸的pKa盡可能與所配的緩沖溶液的pH值相接近?！稛o機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第16次課學(xué)時：2課目、課題第六章第三節(jié)酸堿滴定法教學(xué)目的和要求1．掌握強酸強堿滴定過程中pH值的計算2．掌握酸堿指示劑的選擇重點難點教學(xué)重點：強酸強堿的滴定過程中pH值的計算及酸堿指示劑的選擇。教學(xué)難點：化學(xué)計量點pH值的計算及酸堿指示劑的選擇。教學(xué)過程(含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、課時分配、板書設(shè)計)第三節(jié)酸堿滴定法一、酸堿指示劑（一）酸堿指示劑(40min)【概念】借助其顏色變化來指示溶液pH值的物質(zhì)叫做酸堿指示劑。（二）酸堿指示劑的變色范圍兩邊取負對數(shù)有：指示劑的變色范圍pH＝pKHin±1表7－7常用酸堿指示劑的pKHin和變色范圍常見：甲基橙（3.1～4.4）甲基紅（4.4～6.2）酚酞（8.0～9.6）（三）酸堿指示劑變色范圍的影響因素1.溫度2.指示劑用量3.滴定程序二.酸堿滴定曲線及指示劑的選擇(一)強堿強酸互滴定以0.1000mol／LNaOH溶液滴定20.00ml0.1000mol／L的HCl溶液為例：NaOH＋HCl=NaCl＋H2O1．滴定曲線(30min)=1\*GB3①滴定前pH=1.00=2\*GB3②滴定到化學(xué)計量點前滴入19.80mLNaOH溶液時，=3\*GB3③化學(xué)計量點時pH=7.0=4\*GB3④化學(xué)計量點后滴入NaOH溶液20.02mL時pH=9.7【繪制滴定曲線】2.指示劑的選擇：指示劑變色范圍在滴定突躍范圍內(nèi)或至少占滴定突躍范圍的一部分。(10min)3.影響滴定突躍范圍的因素：酸堿溶液濃度越大，滴定突躍范圍越大，可供選擇的指示劑越多。(10min)作業(yè)主要參考資料分析化學(xué).嚴拯宇主編.南京:東南大學(xué)出版社,2005課后自我總結(jié)分析

《無機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第17次課學(xué)時：2課目、課題第六章第三節(jié)酸堿滴定法教學(xué)目的和要求1．掌握一元弱酸弱堿滴定過程中pH值的計算2．掌握酸堿指示劑的選擇重點難點教學(xué)重點：一元弱酸弱堿準確滴定的條件。教學(xué)難點：一元弱酸弱堿準確滴定的條件。教學(xué)過程(含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、課時分配、板書設(shè)計)（二）一元弱酸（堿）的滴定(40min)以0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1HAc溶液為例:滴定反應(yīng):HAc＋OH-Ac-＋H2O1．滴定曲線=1\*GB3①滴定前pH=2.87=2\*GB3②滴定到化學(xué)計量點前滴入19.80mLNaOH溶液時，pH=7.75=3\*GB3③化學(xué)計量點時pH=8.72=4\*GB3④化學(xué)計量點后滴入NaOH溶液20.02mL時pH=9.7【繪制滴定曲線】2.指示劑的選擇：指示劑變色范圍在滴定突躍范圍內(nèi)或至少占滴定突躍范圍的一部分。3．影響滴定突躍范圍的因素及弱酸能被強堿溶液準確滴定的判據(jù)eq\o\ac(○,1)當Ka值一定時，濃度越大，滴定突躍范圍越大；eq\o\ac(○,2)當濃度一定時，Ka越大，滴定突躍越大。當Ka≤10-9時，滴定曲線上已無明顯突躍,利用一般酸堿指示劑無法判斷終點。③一元弱酸(或弱堿)能否被準確滴定的判據(jù):?！纠?-7】（三）多元酸（堿）的滴定(50min)1.多元弱酸的滴定判斷多元酸能否準確滴定及能否分步滴定的兩個原則是:=1\*GB3①若則第i個H+能被準確滴定;=2\*GB3②若,則相鄰兩個H+能被分步滴定?！纠?.2000mol·L－1NaOH溶液滴定0.2000mol·L－1H3PO4溶液。2.多元弱堿的滴定判斷多元堿能否準確滴定及能否分步滴定的兩個原則是:=1\*GB3①若則第i個H+能被準確滴定；=2\*GB3②若,則相鄰兩個H+能被分步滴定。作業(yè)主要參考資料分析化學(xué).嚴拯宇主編.南京:東南大學(xué)出版社,2005課后自我總結(jié)分析《無機《無機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第18次課2學(xué)時課目、課題第六章酸堿平衡與酸堿滴定第四節(jié)酸堿滴定法的應(yīng)用補充章重量分析法第一節(jié)揮發(fā)重量法第二節(jié)萃取重量法教學(xué)目的和要求1．掌握酸堿標準溶液的配制和標定2．掌握雙指示劑法測定混合堿含量3．理解揮發(fā)重量法和萃取重量法重點難點教學(xué)重點：酸堿標準溶液的配制和標定；雙指示劑法測定混合堿含量；教學(xué)難點：雙指示劑法測定混合堿含量。教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）第四節(jié)酸堿滴定法的應(yīng)用一.酸堿標準溶液的配制和標定(20min)（一）HCl標準溶液的配制標定1.0.1mol·L-1HCl溶液的配制2.0.1mol·L-1HCl溶液的標定標定HCl溶液常用的基準物質(zhì)有無水碳酸鈉和硼砂。=1\*GB3①無水碳酸鈉(Na2CO3)Na2CO3＋2HCl＝2NaCl＋H2O＋CO2↑=2\*GB3②硼砂(Na2B4O7·10H2O)Na2B4O7＋2HCl＋5H2O＝4H3BO3＋2NaCl二.酸堿滴定法的應(yīng)用示例(30min)（一）雙指示劑法測定混合堿的含量 【例】稱試樣0.6895g，試樣含Na2CO3和NaOH和不與酸反應(yīng)的雜質(zhì)。溶于水后，用0.3014mol/LHCl溶液滴定至酚酞變色，消耗HCl24.08ml，加入甲基橙指示劑，繼續(xù)用HCl滴定至出現(xiàn)橙色，又消耗12.02ml，試樣中Na2CO3、NaOH含量各為多少？答案：Na2CO3，55.69%，NaOH，21.09%。【練習(xí)】稱試樣0.6895g，試樣含Na2CO3和NaHCO3和不與酸反應(yīng)的雜質(zhì)。溶于水后，用0.3014mol/LHCl溶液滴定至酚酞變色，消耗HCl12.02ml，加入甲基橙指示劑，繼續(xù)用HCl滴定至出現(xiàn)橙色，又消耗24.08ml，試樣中Na2CO3、NaHCO3含量各為多少？補充章重量分析法第一節(jié)揮發(fā)法一．直接法(5min)待測組分與其它組分分離后，如果稱量的是待測組分或其衍生物，通常稱為直接法。二．間接法(10min)待測組分與其它組分分離后，通過稱量其它組分，測定樣品減失的重量來求得待測組分的含量，則稱為間接法。1.常壓加熱干燥2.減壓加熱干燥3.干燥劑干燥第二節(jié)萃取重量法一．分配系數(shù)和分配比(25min)1.分配系數(shù)2.分配比3.萃取效率作業(yè)Pg97：一.二.三四主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《藥用基礎(chǔ)化學(xué)》胡運昌主編課后自我總結(jié)分析與分析化學(xué)》教案（課時備課）第19次課2學(xué)時課目、課題補充章重量分析法第三節(jié)沉淀重量法第七章沉淀溶解平衡與沉淀滴定法第一節(jié)難溶電解質(zhì)的溶度積教學(xué)目的和要求1．理解沉淀重量法的過程2．掌握重量分析法的計算3．理解難溶電解質(zhì)的溶解-沉淀平衡。4.了解溶度積常數(shù)的概念5.掌握溶度積表達式。重點難點教學(xué)重點：沉淀重量法的原理及化學(xué)因數(shù)的計算、溶度積常數(shù)和溶解度的換算、溶度積原理。教學(xué)難點：溶度積原理教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）第三節(jié)沉淀重量法一.沉淀形式和稱量形式(5min)以測定SO或Ca2+的含量為例：試樣Ba2+＋SO42-BaSO4BaSO4試樣Ca2+＋C2O4CaC2O4·H2OCaO二．重量分析對沉淀的要求(5min)1．對沉淀形式的要求2．對稱量形式的要求三．沉淀的溶解度及其影響因素(5min)四．沉淀的形成及影響純度的因素(5min)（1）共沉淀現(xiàn)象（2）后沉淀現(xiàn)象五．沉淀的條件(5min)1．晶形沉淀的沉淀條件稀熱慢攪陳2．無定形沉淀的沉淀條件六、重量分析結(jié)果的計算(15min)例7－2第七章沉淀溶解平衡與沉淀滴定法第一節(jié)難溶電解質(zhì)的溶度積一、溶度積常數(shù)(20min)1.沉淀－溶解平衡水溶液中Ag+和Cl-的量很少，很快達到動態(tài)平衡（多相平衡）【問題】既然存在平衡，那么能不能表示它們之間量的關(guān)系？2.溶度積常數(shù)平衡時移項令即有對于一個一般的難溶電解質(zhì):根據(jù)化學(xué)平衡定律有：KSP是難溶電解質(zhì)沉淀－溶解平衡常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)?！救芏确e常數(shù)的意義】在一定的溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各離子濃度冪的乘積為一常數(shù)?！菊f明】1.KSP和其它平衡常數(shù)一樣，只與難溶電解質(zhì)的本性和溫度有關(guān)，而與離子的濃度無關(guān)。2.KSP一般不需要寫出單位。二、溶度積與溶解度的關(guān)系(20min)溶解度的概念1.百分溶解度：在一定溫度下，100克溶劑最多所能溶解溶質(zhì)的克數(shù)。2.摩爾溶解度：在一定溫度下，1L飽和溶液中所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量。（mol//L）設(shè)難溶電解質(zhì)AmBn在一定溫度下，其溶解度為Smol/L平衡時濃度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、溶度積規(guī)則(10min)Qi>Ksp有沉淀析出Qi＝Ksp沉淀與溶解平衡Qi>Ksp沒有沉淀析出【應(yīng)用】作業(yè)P1486.7.主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《藥用基礎(chǔ)化學(xué)》胡運昌主編課后自我總結(jié)分析溶度積是指難溶電解質(zhì)達到溶解沉淀平衡時的離子濃度冪的乘積。摩爾溶解度（S）和溶度積常數(shù)（KSP）存在一定的換算關(guān)系。離子積（Q）是任何濃度時的離子濃度的冪的乘積。Q=KSP，為飽和溶液，溶解沉淀達到平衡；Q>KSP，為過飽和溶液，有沉淀生成；Q<KSP,為不飽和溶液，沉淀溶解。與分析化學(xué)》教案（課時備課）第20次課2學(xué)時課目、課題第七章沉淀溶解平衡與沉淀滴定法第二節(jié)難溶電解質(zhì)的生成和溶解第三節(jié)沉淀滴定教學(xué)目的和要求1．理解沉淀的生成和溶解條件。2.了解分步沉淀和沉淀的轉(zhuǎn)化。3．掌握三種銀量法的原理、滴定條件、注意問題和應(yīng)用；重點難點教學(xué)重點：分步沉淀、三種銀量法的原理、滴定條件、注意問題和應(yīng)用。。教學(xué)難點：沉淀的轉(zhuǎn)化、三種銀量法的原理。教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）第二節(jié)難溶電解質(zhì)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.酸堿溶解法2.氧化還原反應(yīng)溶解法3S2-+2NO3-+8H+=3S↓+2NO↑+4H2O3.配位反應(yīng)溶解法+2NH3[Ag（NH3）2]+AgCl（s）+2NH3[Ag（NH3）2]+三、分步沉淀(10min)【例7-4】四、沉淀的轉(zhuǎn)化（自學(xué)）第三節(jié)沉淀滴定法一．鉻酸鉀指示劑法（莫爾法）(20min)1.基本原理在中性溶液中，以硝酸銀為標準溶液，鉻酸鉀指示劑，測定Cl-或Br-含量。終點前：Ag++Cl-AgCl↓（白色）終點時：Ag++CrO42-Ag2CrO4↓(磚紅色)2.滴定條件（1）指示劑的用量[Ag+]＝[Cl-]＝＝＝1.33×10-5（mol·L-1）[CrO42-]＝＝＝6.33×10-3(mol·L-1)實際用量比理論量要少一些，一般[CrO42-]為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:中性和弱堿性（pH6.5～10.5）2CrO42-+H+2HCrO4-Cr2O72-+H2O2Ag++2OH-2AgOH↓→Ag2O↓+H2O酸性太強，［CrO42-］濃度減小，終點拖后；堿性過高，會生成Ag2O沉淀，都不利于滴定。（3）滴定時應(yīng)用力搖動（4）干擾情況：【師生互動】想一想：測定生理鹽水Cl-、氯化銨Cl-，pH要注意什么？【應(yīng)用范圍】只適于直接測定Cl-或Br-。不適于測定I-和SCN-。由于AgI、AgSCN沉淀強烈地吸附I-和SCN-，誤差較大?！編熒印緽aCl2、Na2CO3+NaCl能否用莫爾法測定？二．鐵銨礬指示劑法（佛爾哈德法）：鐵銨礬[NH4Fe(SO4)2·12H2O](20min)（一）直接滴定法（測Ag+）在Ag+的酸性溶液中，以鐵銨礬作指示劑，用NH4SCN（或KSCN）標準溶液滴定。終點前Ag++SCN-＝AgSCN↓（白）終點時Fe3++SCN- [FeSCN]2+（紅色）（二）回滴定法（測鹵素離子）1.滴定原理終點前Ag++Cl-＝AgCl↓（白色）（定量過量）Ag++SCN-＝AgSCN↓（白）（剩余）終點時Fe3++SCN-[FeSCN]2+（紅色）2.避免沉淀轉(zhuǎn)化措施：AgSCN的溶解度小于AgCl的溶解度，用力振搖將使AgCl沉淀轉(zhuǎn)化為AgSCN沉淀。AgCl↓+SCN-AgSCN↓+Cl-、（1）過量定量AgNO3標準溶液（2）NH4SCN標準溶液回滴前，加入硝基苯，減少AgCl沉淀與溶液接觸3.滴定條件（1）為了防止Fe3+水解，應(yīng)在酸性溶液0.1～1mol·L-1HNO3中進行滴定。（2）在25℃以下進行，指示劑用量每100ml滴定液加2～5ml。（3）在滴定過程中，用力振搖，在近終點時，輕輕振搖。（4）在測定I-時，應(yīng)在加入過量的硝酸銀標準溶液之后，再加入指示劑。2Fe3++I-＝2Fe2++I24.應(yīng)用范圍用于測定Cl-、Br-、I-、SCN-及Ag+三．吸附指示劑法（法揚司法）(20min)1.滴定原理用硝酸銀為標準溶液，用吸附指示劑確定滴定終點，測定鹵化物和硫氰酸鹽含量的方法。用AgNO3標準溶液滴定Cl-時，可用熒光黃作指示劑。HFInFIn-（黃綠色）+H+pKa=7終點前Cl－過量AgCl?Cl-+FIn-（黃綠色）（不吸附）終點后Ag+過量AgCl?Ag++FIn-（黃綠色）AgCl?Ag+?FIn-（粉紅色）2.滴定條件（1）加入糊精、淀粉等保護AgCl膠體，使終點易于觀察。（2）選用吸附指示劑時，應(yīng)使膠體沉淀對指示劑陰離子的吸附力略小于對被測陰離子的吸附力。鹵化銀膠體沉淀對鹵素離子和幾種常用吸附指示劑的吸附里的大小順序如下：I->二甲基二碘熒光黃>Br->曙紅>Cl->二氯熒光黃>熒光黃【例】測定Cl-離子時，只能用熒光黃而不能用曙紅。測定Br-離子時，只能用曙紅或熒光黃。（3）pH值：用熒光黃作指示劑測定Cl－時，pH7～10。（4）滴定應(yīng)避免在強光下進行。作業(yè)主要參考資料《無機化學(xué)》侯新初主編《藥用基礎(chǔ)化學(xué)》胡運昌主編課后自我總結(jié)分析溶度積是指難溶電解質(zhì)達到溶解沉淀平衡時的離子濃度冪的乘積。摩爾溶解度（S）和溶度積常數(shù)（KSP）存在一定的換算關(guān)系。離子積（Q）是任何濃度時的離子濃度的冪的乘積。Q=KSP，為飽和溶液，溶解沉淀達到平衡；Q>KSP，為過飽和溶液，有沉淀生成；Q<KSP,為不飽和溶液，沉淀溶解。沉淀溶解的原理只要是利用化學(xué)反應(yīng)，使溶液中已電離的離子和所加試劑生成弱酸、弱堿、水和其他難電離的化合物，從而降低了溶液中離子的濃度，使得Q<KSP。三種銀量法在藥物分析中有廣泛應(yīng)用，可通過查閱《中國藥典》“含量測定方法”。三種銀量法所用的指示劑和滴定條件，我們要重點掌握。三種銀量法在藥物分析中的應(yīng)用，測定原理和含量計算我們也要重點掌握?！稛o機與分析化學(xué)》教案（課時備課）第21次課2學(xué)時課目、課題第七章沉淀溶解平衡與沉淀滴定法第四節(jié)沉淀滴定法的應(yīng)用第八章氧化還原平衡與氧化還原滴定法第一節(jié)氧化還原反應(yīng)教學(xué)目的和要求1．了解標準溶液的配制和標定。2．理解氧化還原反應(yīng)的實質(zhì)3．理解有關(guān)氧化還原的概念4．了解氧化還原反應(yīng)方程式的配平重點難點教學(xué)重點：有關(guān)氧化還原的概念教學(xué)難點：氧化還原反應(yīng)的實質(zhì)教學(xué)進程（含章節(jié)教學(xué)內(nèi)容、教學(xué)方法、輔助手段、師生互動、時間分配、板書設(shè)計）第四節(jié)沉淀滴定法應(yīng)用一．標準溶液的配制和標定(30min)1.0.1mol/LAgNO3標準溶液的配制和標定（1）直接配制法AgNO3基準物可用直接法配制，用棕色容量瓶或試劑瓶裝。（2）間接配制法粗配：17.5gAgNO3用蒸餾水稀釋至1000ml，即為0.1mol/LAgNO3。標定：基準物NaCl標定方法與測定樣品的方法一致標定反應(yīng)：NaCl+AgNO3AgCl↓+NaNO3注意：AgNO3注意避光保存，棕色瓶保存，棕色酸式滴定管盛裝；有氧化性和腐蝕性，避免與有機物接觸，與皮膚接觸。2.NH4SCN(0.1mol/L)滴定液的配制間接法配制：8.0gNH4SCN用蒸餾水稀釋1000ml，即得0.1mol/LNH4SCN。標定：與AgNO3滴定液比較標定標定反應(yīng)：AgNO3+NH4SCNAgSCN↓+NH4NO3二．應(yīng)用與實例(15min)1.無機鹵素化合物的測定：如NaCl、KBr、NH4Cl、KI等。生理鹽水的NaCl含量測定：2.有機鹵化物中鹵素的測定第八章氧化還原平衡與氧化還原滴定法第一節(jié)氧化還原反應(yīng)【復(fù)習(xí)】(5min)（一）概念與述語元素失去電子被氧化（氧化數(shù)升高），被氧化的物質(zhì)是還原劑。還原劑發(fā)生氧化反應(yīng)。元素得到電子被還原（氧化數(shù)降低），被還原的物質(zhì)是氧化劑。氧化劑發(fā)生還原反應(yīng)。（二）氧化還原反應(yīng)的實質(zhì)氧化還原反應(yīng)的實質(zhì)：氧化劑與還原劑之間電子的轉(zhuǎn)移。一、氧化數(shù)(20min)二、氧化還原反應(yīng)(20min)1.氧化還原反應(yīng)+7-1+202KMnO4＋5H2O2＋3H2SO4=2MnSO4＋K2SO4＋5O2↑＋8H2O氧化劑還原劑還原產(chǎn)物氧化產(chǎn)物【配平】（1）氧化數(shù)法命名原則：氧化數(shù)升高總數(shù)＝氧化數(shù)降低總數(shù)【實例】KMnO4+FeSO4+H2SO4——MnSO4+Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O（2）離子－電子法命名原則：電子得失總數(shù)相等【實例】Cr2O72-+I-+H+——Cr3++I2+H2O2.氧化還原電對和半反應(yīng)氧化還原反應(yīng)由兩個半反應(yīng)組成的，如Fe＋Cu2+Fe2+＋Cu兩個半反應(yīng)為：氧化反應(yīng)Fe－2eFe2+-還原反應(yīng)Cu2+＋2e