1、分析化學教案一、 教學對象： 農學、園藝、生態、植保、生物技術、生物科學、蠶學、動物醫學、動物科學、土地資源、林學等有關專業。二、 開課學期： 一年級下學期，二年級上學期三、 學時、學分：26學時，15學分四、 任課教師：王 芬五、編寫時間：二OO四年七月教 案 設 計一、 本章教學目標及基本要求二、 本章教學內容及學時分配三、 本章教學內容的重點及難點四、 本章教學內容的深化及拓寬五、 本章教學方式六、 本章小結第一章 定量分析誤差及數據處理本章教學目標及教學基本要求：學生通過本章的學習，應達到以下教學目標：1重點掌握誤差的分類、性質、來源、表示方法以及它們之間的關系；2.了解誤差是定量分析

2、中的中心問題，是建立各種分析方法的主要依據；3.掌握分析數據的處理辦法；4.掌握有效數字的概念、意義、記錄方法，會合理的使用有效數字。本章教學內容及學時分配：第一節 誤差及產生原因（45分鐘）第二節 準確度和精密度（60分鐘）第三節 分析數據的處理（30分鐘）第四節 有效數字極其運算規則（45分鐘）本章教學內容的重點及難點：本章重點 誤差的分類、性質、來源、表示方法以及它們之間的關系；可疑值的取舍；有效數字的使用。本章難點 系統誤差和偶然誤差的區別；準確度與精密度之間的關系；置信度與平均值的置信區間的意義本章教學內容的深化及拓寬1. 向學生介紹了誤差的分類、性質、來源、表示方法后，進一步介紹準

3、確度與精密度之間的關系。同時，結合分析化學實際，使學生能夠靈活運用所學誤差的知識，判斷誤差對分析結果準確度的影響，并會采取措施，減少誤差，使分析結果達到所需要的準確度。2. 向學生介紹了有效數字的概念、意義、記錄方法后，使學生能夠結合使用的儀器，合理的使用有效數字，并運用有效數字進行正確的計算。第一課時內容（2學時）本次課教學內容（主要知識點）第一節 誤差及產生原因第二節 準確度和精密度本次課教學方式由定量分析測定，導入測定中會產生分析誤差，進而介紹誤差的分類、性質、來源、表示方法。（主要以講述方式進行）本次課師生活動設計1. 首先向大家介紹“誤差”的概念，然后讓大家想一想“聽了老師的講述知道

4、一個什么事實”并啟發大家回答“誤差是客觀存在的”。2. 強調誤差具有加和性，即分析結果總的誤差等于各步產生誤差的總和，為實驗課做鋪墊。3. 在介紹系統誤差和偶然誤差的概念后；強調系統誤差和偶然誤差的區別；并舉例讓學生判斷。指出下列情況各引起什么誤差：(1) 稱量時試樣吸收了空氣中的水分； (2) 所用砝碼被腐蝕；(3) 天平零點稍有變動；(4) 試樣未經充分混勻；(5) 讀取滴定管讀數時，最后一位數字估計不準；(6) 蒸餾水或試劑中，含有微量被測定的離子本次課講課提綱（主要板書）第一章 定量分析誤差及數據處理第一節誤差及產生原因一、系統誤差：由確定性的、經常性的原因產生的誤差。1.性質（1）重

5、復性：重復測定，重復出現。（2）單向性：或偏高、或偏低，總是向一個方向偏離。2.主要來源(1)方法誤差(2)儀器和試劑誤差(3)操作誤差二、偶然誤差：由不確定的、難以控制的偶然因素綜合作用的結果。1.性質（1）對稱性（2）單峰性（3）有界性第二節 準確度和精密度一、 準確度和誤差準確度：測定值與真值之間相符合的程度，用誤差表示：絕對誤差：E XT相對誤差：Er E/T×100%X>T,產生正誤差，分析結果偏高；X<T，產生負誤差，分析結果偏低。實際應用時用標準值替代真值進行計算。二、 精密度和偏差精密度：平行測定中，各測定結果之間相互符合的程度，用偏差表示：絕對偏差：di

6、 xix相對偏差：dr di/x×100%標準偏差： S 變異系數:cv s/x×100%極差：R XmaxXmin(例行分析) 相差：x1x2相對相差:(x1x2)/(x1+x2)/2×100%本次課的作業復習今天所學的內容第二課時內容（2學時）本次課教學內容第二節 準確度和精密度第三節 分析數據的處理本次課師生活動設計首先把上節課學習的內容變成問題讓學生思考，進而導入學習“準確度與精密度的關系”提問：1. 系統誤差的性質和產生原因是什么？2. 偶然誤差的性質是什么？3.什么是準確度，用什么來衡量？4.什么是精密度，用什么來衡量？5.什么誤差影響分析結果的準確度

7、；什么誤差影響分析結果的精密度？本次課講課提綱（主要板書）三、 準確度與精密度的關系結論：1.準確度高，一定要精密度高；1. 精密度高，準確度不一頂高；2. 好的分析結果，同時要有高的準確度和精密度。四、 提高分析結果準確度的方法1消除系統誤差（1）做對照試驗，校正方法誤差；（2）做空白實驗，校正試劑誤差；（3）校準儀器，校正儀器誤差。2增加測定次數，減小偶然誤差第三節 分析數據的處理一、 可疑值的取舍Q檢驗法：1x1、x2x12 2R xmax- xmin3x遺 - x鄰4Q計 x遺-x鄰/R5查Q值表： 若Q計Q表，x疑舍 若Q計Q表，x疑留 二、 平均值的置信區間m xts/三、分析結果

8、的報告1.例行分析2.多次測定結果：（1）x， n， s （2）m xts/第三課時內容（1學時）本次課教學內容第四節 有效數字極其運算規則本次課教學方式提問式、啟發式、交互式本次課師生活動設計復習上節課學習的內容，把上節課學習的知識變成問題和大家一起復習。設問： （復習上節課學習的內容）1.精密度高，準確度是否一定高？為什么？2.怎樣判斷一個分析結果是準確可靠的？3. 用什么方法來檢驗測定中是否存在系統誤差？4. Q檢驗法檢驗可疑值的過程是怎樣的？5. 置信度越高越可靠嗎？為什么？6. 什么是平均只的置信區間？讓學生根據所學知識說說什么是有效數字，然后導出“有效數字”的概念 第四節 有效數字

9、極其運算規則 一、 有效數字數據中凡是實際測得到的，能夠正確反應一定物理量或化學量的數字。確定有效數字是應注意：1.“0”可以是有效數字，也可以不是有效數字2.PH、PM、K等對數數值，其整數部分不是有效數字。3.計算遇到的倍數或分數，非測量所得，視為無誤差數字 二、 有效數字的修約對分析數據進行處理時，必須合理地保留有效數字而棄去多余的尾數，這個過程稱為有效數字的修約。 修約規則：“四舍六入，過五進位，恰五留雙”。三、 有效數字計算規則1.根據有效數字的定義，參加運算的每一位數或運算結果只能保留一位估計數字2.非有效數字的舍棄，應遵循修約規則進行修約。3.數據的加減運算，和或差的有效位數的保

10、留，應以各數據中小數點以后位數最少的數據相同4.乘除運算，積或商的有效位數的保留，應以各數據中有效位數最少的數據相同5.計算誤差時，只取一位，最多保留2位有效數字6.填報分析結果，w（x）10%，保留四位有效數字；w（x）：1%10%，保留3位有效數字；w（x）1%，保留位有效數字 .本章小結系統誤差和偶然誤差是影響分析測定結果優劣的重要因素，因此，在選擇適宜的分析方法后，除需注意減小測量誤差外，應著力減小系統誤差和偶然誤差，并對測定結果及其可信程度進行估計和正確表示。良好的精密度是保證測定結果準確度的前提。因此，分析人員在做平行測定以減少隨機誤差對準確度的影響時，必須能做到保持測定條件盡量一

11、致。系統誤差往往對準確度影響嚴重，必須根據其來源，采取相應措施，盡量減小其影響。系統誤差的檢驗及平均值置信區間的確定(即偶然誤差對準確度影響的表示)，均需根據統計學原理進行。對有限數據的處理，若精密度符合要求，可依下列順序完成：(1)對可疑值合理取舍。(2)根據對照試驗結果，進行顯著性檢驗。采取措施，重新測定。若存在系統誤差，應查明原因。(3)在無系統誤差情況下，給出一定置信度時平均值的置信區間作為分析結果，合理反應偶然誤差的影響。一般分析測定，平行測定次數較少(24)，則報告平均值x、測定次數n、標準偏差s。第二章 滴定分析法概論教學目標及教學基本要求學生通過本章的學習，應達到以下教學目標：

12、1. 了解滴定分析法的基本概念、方法分類、對滴定反應的要求和滴定方式；2. 重點掌握標準溶液濃度的表示方法、配制方法和標定方法；3. 能夠根據不同的滴定方式熟練進行滴定分析結果計算；4.了解滴定分析誤差來源及減免辦法。本章教學內容及學時分配第一節 滴定分析法概述（30分鐘）第二節 滴定分析中的標準溶液（60分鐘）第三節 滴定分析的計算（60分鐘）第四節 滴定分析誤差（45分鐘）本章教學內容的重點及難點本章重點標準溶液濃度的表示方法、配制方法和標定方法；滴定分析結果計算。本章難點根據不同反應正確選擇基本單元，建立正確的等物質的量反應關系并進行計算。本章教學內容的深化及拓寬1.在學習計算規則后，帶

13、領學生進行分析結果計算練習，使學生能夠根據不同的滴定方式，熟練進行滴定分析結果計算。2.在學習滴定分析誤差后，聯系分析化學實驗實際，提示學生在實驗中應注意規范操作，以減小各步誤差，保證分析結果的準確度。本章教學方式及教學中應注意的問題提問式、啟發式、交互式應注意的問題：第三節滴定分析的計算基本包括了各類滴定分析方法的計算問題，尤其是基本單元的選擇，是新的知識點，也是教學難點。教學中要注意結合具體例子反復強調基本單元的構成、基本單元的選擇原則，使學生達到靈活運用，運算自如。第一課時內容（2學時）本次課教學內容第二節 滴定分析法概述第二節 滴定分析中的標準溶液本次課師生活動設計 復習上節課學習的內

14、容，把上節課學習的知識變成問題和大家一起復習。下列溶液應用什么儀器量取：（寫出名稱和規格，應如何記錄）1. 量取6mL濃HCl配制0.1 mol·L1HCl溶液；2. 用直接法配制250mLK2Cr2O7標準溶液；3. 量取5mLHAc未知液，用NaOH標準溶液滴定；4. 裝10.00mL濃度為0.01 mol·L1EDTA標準溶液由滴定分析基本概念、導入方法分類、對滴定反應的要求和滴定方式（主要以講述方式進行）本次課講課提綱（主要板書）第三章 滴定分析概論第一節 滴定分析法概述一、 滴定分析過程和方法特點1.滴定分析法：在被測溶液中滴加可以和被測物發生反應的準確濃度的試液

15、，直到所加的試液與被測物按化學計量關系定量反應完全，根據所加試液的濃度和滴加溶液的體積求出被測組分的含量。2.滴定：將標準溶液通過滴定管加入到被測溶液的操作過程。3.標準溶液：已知準確濃度的試劑溶液。4.化學計量點：當標準溶液與被測物質完全反應時，兩者所消耗的物質的量相等。5.滴定終點：指示劑發生顏色變化的轉變點。方法特點操作簡便、快速、測定的準確度高，適用于x1%以上組分的測定。 二、 滴定分析法分類1酸堿滴定法2氧化還原滴定法3配位滴定法4沉淀滴定法三、 滴定分析法對滴定反應的要求1反應必須定量2反應必須迅速3有確定終點的簡便方法四、 滴定方式1直接滴定法2返滴定法3置換滴定法4間接滴定法

16、第二節 滴定分析中的標準溶液一、 標準溶液濃度的表示方法1物質的量濃度： cB 2滴定度：Tx/s (1)按配制標準溶液的物質表示的滴定度：該滴定度是指每毫升標準溶液中所含溶質的質量。用TS表示(2)按被測物質表示的滴定度 該滴定度是指每毫升標準溶液相當于被測物質的質量。用TX/S表示 3cs與Tx/s的關系：TX/STS；TSTX/S二、標準溶液的配制與標定1標準溶液的配制方法（1）直接配制法（2）間接配制法基本物質：能夠用直接法配制標準溶液的物質。基準物質必須具備：（1）純度高，99.9%以（2）化學組成恒定（3）化學性質穩定（4）最好有較大的摩爾質量2標準溶液的標定方法（1）基準物質標定

17、法（2）標準溶液比較法第二課時內容（2學時）本次課教學內容第三節 滴定分析的計算第四節 滴定分析誤差本次課師生活動設計復習上節課學習的內容，把上節課學習的知識變成問題和大家一起復習。1.滴定分析法分為幾類？各舉一例。2.用于滴定分析的化學反應應滿足那些要求？3.基準物質必須具備那些條件？4.標準溶液的配制方法有幾種？各是什么方法？本次課講課提綱（主要板書）第三節 滴定分析的計算一、 計算原理基本單元的選擇：1酸堿反應：以酸給出個H或堿得到個H的粒子或粒子的特定組合作為反應物的計量基本單元。2氧化還原反應：以氧化劑得到個電子或還原劑失去個電子的粒子或粒子的特定組合作為反應物的化學計量基本單元。3

18、配位反應：把與個分子的EDTA進行配位的粒子作為反應物的化學計量基本單元。4沉淀反應：把帶單位電荷的粒子作為反應物的化學計量基本單元。二、 計算公式1基本公式 ： 2導出公式： nB cBVB csVs cB mB nBMB cBVBMB nS nB w w cs 三、 計算例題a) 公式V1的應用b) 公式mBcSVSMB×103的應用c) 公式cB的應用4公式cB的應用5公式cBVBcSVS的應用6 公式B的應用7公式B的應用8用滴定度計算被測物質的質量分數【例1】稱取石灰石試樣0.1600g，用酸溶解，加入草酸使之沉淀為草酸鈣，將沉淀過濾、洗滌后用硫酸溶解，需用c(KMnO4)

19、0.1000mol·L1的高錳酸鉀標準溶液21.08mL，滴定至終點，求石灰石中鈣的含量，用(CaCO3)、(CaO)表示。解測定石灰石的反應如下：CaCO32HClCaCl2H2CO3Ca2C2O42CaC2O4(s)CaC2O42HCa2H2C2O42MnO45H2C2O46H2Mn210CO28H2O根據反應，H2C2O4、 CaC2O4、 CaCO3的基本單元分別為H2C2O4、CaC2O4、CaCO3。各物質間的物質的量的關系為n(CaCO3)n(Ca2)n(CaC2O4)n(H2C2O4)n(KMnO4)(CaCO3)×100% ×100%65.93%

20、(CaO)(CaCO3) 36.94%【例2】在1.0000g碳酸鈣試樣中，加入c(HCl)0.5100 mol·L1的鹽酸溶液50.00mL溶解試樣，過量的鹽酸用c(NaOH)0.4900 mol·L1的氫氧化鈉溶液回滴，消耗25.00mL，求試樣中CaCO3的質量分數。解CaCO32HClCaCl2H2CO3HCl NaOHNaClH2O根據反應，CaCO3的基本單元為CaCO3。物質的量的關系為：n(CaCO3)n(HCl)n(NaOH)c(HCl)V(HCl)c(NaOH)V(NaOH)(CaCO3)×100% ×100%66.33%【例3】稱取

21、鐵礦樣0.6000g，溶解還原成Fe2后，用T(FeO/K2Cr2O7)0.007185 g·mL1的重鉻酸鉀標準溶液滴定，消耗24.56mL，求Fe2O3的質量分數。解Cr2O726Fe214H2Cr36Fe37H2O根據反應，Fe2、FeO、 Fe2O3的基本單元為Fe2、FeO、Fe2O3。(Fe2O3)×100%由于c(K2Cr2O7)×1000所以(Fe2O3)×100%32.69%第四節 滴定分析誤差一、 稱量誤差稱量相對誤差% 二、 量器誤差讀數相對誤差% 三、 方法誤差1終點誤差2指示劑參與反應四、 操作過失1溶液混合不均勻2儀器洗滌不干

22、凈3標準溶液保存不當使濃度改變4操作失誤本次課的作業：第二章習題：三、判斷 四、計算：1、3、5本章小結 滴定分析法是用標準溶液與被測物反應，根據標準溶液的濃度和等量點時消耗的體積而求出被測組分含量的方法，適用于常量分析，具有快速、準確、簡便、用途廣泛的特點。按所依據的反應類型分為酸堿、沉淀、配位、氧化還原四大滴定法。在實際分析中根據分析對象，靈活采取直接滴定、返滴定、置換滴定和間接滴定等滴定方式。配制標準溶液的方法有直接法和間接法兩種，能直接配制標準溶液的基準物質需滿足純度高、組成恒定、性質穩定且摩爾質量大的條件。標準溶液的濃度常用物質的量濃度和滴定度兩種方法表示。 滴定分析計算主要是確定物

23、質的基本單元，然后按“等物質的量反應規則”進行計算。滴定分析誤差主要來源于稱量誤差和測量體積誤差。在實際分析中可通過選取合適指示劑、校準儀器、保證標定和測定在同一條件下進行、控制物質的質量和體積以及嚴格操作等方法來減免。第四章 酸堿滴定法教學目標及教學基本要求學生通過本章的學習，應達到以下教學目標：1. 重點掌握酸堿滴定法的基本原理；2. 掌握各種類型酸堿滴定在化學計量點時pH的計算，了解滴定曲線的特點；3. 掌握弱酸弱堿能夠被直接滴定的條件；多元酸堿能夠分步滴定的條件；4. 掌握指示劑的變色原理，選擇原則；5.根據具體情況，靈活應用酸堿滴定法。本章教學內容及學時分配第一節 酸堿溶液酸堿度的計

24、算（30分鐘）第二節 酸堿指示劑（30分鐘）第三節 一元酸堿滴定和指示劑的選擇（60分鐘）第四節 多元酸堿的滴定（45分鐘）第五節 CO2對酸堿滴定的影響（30分鐘）第六節 酸堿滴定法的應用（45分鐘）本章教學內容的重點及難點本章重點：各種類型酸堿滴定在化學計量點時pH的計算；弱酸弱堿能夠被直接滴定的條件；多元酸堿能夠分步滴定的條件；指示劑的變色原理和選擇原則；酸堿滴定法的應用。本章難點：各種酸堿滴定化學計量點時pH的計算，多元酸堿滴定突躍個數的確定，CO2對分析結果準確度的影響。本章教學內容的深化及拓寬1. 舉例講述各種酸堿滴定化學計量點的pH計算后，引導學生根據滴定反應產物的組成，判斷酸堿

25、性。呈酸性，計算c（H+）；呈堿性，計算c（OH-）。然后根據計量點的pH，選擇合適的指示劑。2. 由多元酸堿滴定拓寬到混和酸堿是否能分別測定。3. 由CO2對酸堿滴定的影響，深化到如何通過選擇合適的指示劑這一最簡單的辦法，來消除和減小CO2對酸堿滴定的影響。本章教學方式及教學中應注意的問題 提問式、啟發式、交互式應注意的問題1.啟發大家復習普通化學關于各種酸堿度的計算方法，強調這些公式對酸堿滴定化學計量點時pH的計算非常重要。 2. 酸堿滴定誤差的大小，主要取決于滴定反應完全程度，而反應進行完全程度與選擇的指示劑密切相關，這一點要貫穿于教學內容中。第一課時內容（2學時）本次課教學內容第一節

26、酸堿溶液酸堿度的計算第二節 酸堿指示劑第三節 一元酸堿滴定和指示劑的選擇本次課師生活動設計復習上節課學習的內容，把上節課學習的知識變成問題和大家一起復習。1. 滴定分析結果是根據什么原則計算的？2. 基本單元是如何構成的？3. 選擇基本單元應注意什么？4. 試說每一種滴定方式的特點？5. 本次課講課提綱（主要板書）第四章 酸堿滴定法第一節酸堿溶液酸堿度的計算一、 強酸強堿溶液c（H+） c（酸）； c（OH-） c（堿）二、 一元弱酸堿溶液 c（H+） c（OH-） 三、 多元弱酸堿溶液 c（H+） c（OH-） 四、 兩性物質溶液1.由NaHA構成的兩性物質c（H+） 2.由多元酸構成的兩性

27、物質 如：Na2HPO4、NaH2PO4第二節 酸堿指示劑一、 變色原理酸堿指示劑是有機弱酸或弱堿，其分子和離子具有不同的顏色，當溶液PH改變時，指示劑的離解平衡被打破，結構發生變化，引起顏色發生改變。二、 變色范圍：pH = pk(HIn)1變 色 點：pH = pk(HIn)三、 影響指示劑變色范圍的因素1.溫度2.溶劑3.指示劑的用量4.滴定順序四、 混和指示劑 混和指示劑的特點：變色范圍窄，變色靈敏 混和指示劑的配制方法：1.一種指示劑+惰性染料（甲基橙+藍二磺酸鈉）2.兩種指示劑混和而成（甲基紅+溴甲酚綠）第三節 一元酸堿滴定和指示劑的選擇一、強酸強堿滴定基本反應：H+ OH- H2

28、O滴定突躍：中和百分數由-99.9%100.1%的PH變化滴定突躍范圍；滴定突躍所在的PH范圍。指示劑選擇依據：指示劑的變色范圍應全部或部分地在酸堿滴定的突躍范圍之內。濃度對滴定突躍范圍的影響：酸或堿的濃度越大，突躍范圍越寬，反之，則窄。二、 強酸滴定一元弱酸基本反應：HA OH- A- OH-化學計量點計算：c(OH-) 滴定曲線特點：1.曲線起點高2.曲線的斜率變化不均勻3.滴定突躍范圍窄影響一元弱酸滴定突躍范圍因素：1是ka，2是酸或堿的濃度 一元弱酸能夠被直接滴定的條件： cKa10-8三、強酸滴定一元弱堿基本反應：H+ + A- HA 化學計量點PH的計算：c（H+） 一元弱堿能夠被

29、直接滴定的條件： cKb108第二課時內容（2學時）本次課教學內容第三節 一元酸堿滴定和指示劑的選擇第四節 多元酸堿的滴定本次課師生活動設計復習上節課學習的內容，把上節課學習的知識變成問題和大家一起復習。1. 酸堿指示劑的變色范圍是什么？2. 酸堿指示劑的選擇原則是什么？3. 混合指示劑具有什么特點？4. 影響酸堿滴定曲線pH突躍范圍的因素有那些？5. 如果滴定終點在pH突躍范圍之內，則產生的滴定誤差為多大？6. 在酸堿滴定中，一元弱酸堿能夠被直接滴定的條件是什么。本次課講課提綱（主要板書）第四節 多元酸堿的滴定一、多元酸能夠分步滴定的條件：Ka1/Ka2 105二、化學計量點的計算三、混合酸

30、的滴定判斷能否分別滴定的條件是：c1Ka110-8，且c1Ka1/c2Ka2105，即可以在較弱酸存在下，滴定較強一種酸。 若c2Ka2 10-8，則可以繼續滴定第二種酸。四、多元堿的滴定 二、 CO2對酸堿滴定的影響一、 CO2的來源1水中溶解的CO22試劑中含有碳酸鹽3配制好的標準溶液部分吸收CO24滴定過程中吸收CO2。二、 CO2的影響CO2 + H2O H2CO3H+ + HCO3-2H+ + CO32-終點PH 5； CO2無影響終點PH 9； CO2有影響三、 CO2影響的消除1新煮沸并冷卻的蒸餾水（能趕掉CO2）配制NaOH溶液。2先配成50%的NaOH（NaCO3在此溶液中會

31、沉淀析出）用上面清液稀釋完所需濃度的溶液。3標定和測定用同一指示劑，并在相同的條件下進行。第三課時內容（1學時）本次課教學內容第六節 酸堿滴定法的應用本次課教學方式提問式、啟發式、交互式本次課師生活動設計復習上節課學習的內容，把上節課學習的知識變成問題和大家一起復習。1. 多元酸（堿）或混合酸（堿）能夠分步滴定的條件為2. 多元酸堿滴定，有幾個pH突躍，就有幾個滴定終點，對嗎？3.酸堿滴定中，是否幾元酸（堿）就能分幾步滴定？4.弱堿互相不能直接滴定的原因是無突躍形成，對嗎？5.酸堿滴定中，使用何種指示劑CO2對滴定的影響最小；使用何種指示劑CO2對滴定的影響最大。本次課講課提綱（主要板書）三、

32、 酸堿滴定法的應用一、 氮含量的測定（一） 蒸餾法（二） 甲醛法二、 混合堿的測定 i. NaOH和Na2CO3含量的測定ii. Na2CO3和NaHCO3含量的測定iii. 定性判斷（分析）V1和V2的關系 混和堿的組成V10，V2 0 NaOHV1 0，V2 0 NaHCO3V1 V20 Na2CO3V1V2 0 NaOH+ Na2CO3V2V10 Na2CO3+ NaHCO3本次課的作業：第三章習題 三、判斷 四、2、3、5、本章小結本章討論了質子平衡條件和各種酸堿溶液酸堿度的計算方法、計算公式及應用條件；詳細介紹了酸堿指示劑的變色原理、變色范圍、變色點。重點討論了各種酸堿滴定的pH的變

33、化規律、如何根據酸堿滴定的pH突躍范圍及計量點pH選擇合適的指示劑。在此基礎上，得出了各類酸堿物質能否被準確滴定的判斷方法。從不同角度介紹了酸堿滴定法在工農業生產中的應用。第四章 氧化還原滴定法教學目標及教學基本要求學生通過本章的學習，應達到以下教學目標：1.正確理解條件電極電勢的概念，掌握反應條件對氧化還原反應進行的程度，氧化還原反應速度及影響因素；2.重點掌握氧化還原滴定法的原理、滴定曲線，對稱、可逆電對間滴定時等量點電勢的計算，影響氧化還原滴定突越的因素；3.掌握氧化還原滴定中使用的指示劑的類型，氧化還原指示劑的變色原理；4.掌握KMnO4法，K2Cr2O7法，碘量法的基本原理、方法特點

34、和應用。本章教學內容及學時分配 第一節 氧化還原基本知識（45分鐘） 第二節 氧化還原滴定原理（45分鐘） 第三節 氧化還原滴定中的指示劑（30分鐘） 第四節 常用的氧化還原滴定法（60分鐘）本章教學內容的重點及難點本章重點氧化還原滴定原理，運用對稱電對間滴定時化學計量點電勢的計算；氧化還原反應速度的影響因素，KMnO4法，K2Cr2O7法的基本原理、特點和應用。本章難點誘導反應對測定結果準確度的影響，如何控制反應條件（酸度、溫度、催化劑）提高分析結果的準確度。本章教學內容的深化及拓寬1.學習各種氧化還原滴定法后，結合分析中的實例，引導學生如何通過改變反應條件，使反應有利于主反應方向進行，并避

35、免干擾反應發生，從而提高分析結果的準確度。本章教學方式及教學中應注意的問題提問式、啟發式、交互式如在介紹KMnO4法，K2Cr2O7法，碘量法時，可采用對比的方法，說明各種方法的異同點。應注意的問題1.用高錳酸鉀法進行測定時，要考慮酸度、溫度、反應速度等條件對分析結果準確度的影響。2.用碘量法進行測定時，要考慮溶液酸度、I2易揮發和I-離子易被氧化等測定條件對分析結果準確度的影響。第一課時內容（2學時）本次課教學內容第一節 氧化還原基本知識 第二節 氧化還原滴定原理本次課師生活動設計復習上節課學習的內容，把上節課學習的知識變成問題和大家一起復習。 1.“雙指示劑法”測定混合堿的原理是什么？2.

36、如何用“雙指示劑法”定性判斷混合堿的組成？本次課講課提綱（主要板書）第一節 氧化還原基本知識一、 氧化還原反應方向n2Ox1 + n1Red2 n1Ox2 + n2Red1該反應可分解為兩個半電池反應：Ox1 + n1e Red1 1 10+Red2n2e Ox2 2 20+ 12二、 條件電勢1可逆電對：反應中氧化態物質和還原態物質能很快建立起平衡的電對。特點：電勢的計算嚴格遵守能斯特方程2不可逆電對：反應中不能真正建立起按氧化還原反應式中所示的平衡。特點：實測電勢與理論計算值有較大偏差。考慮到：（1）電解質的種類和電解質的濃度對電勢的影響。（2）酸度對電勢的影響。（3）各種副反應對電勢的影

37、響，引入條件電勢/：/ 0+ 條件電勢為實驗測定值，條件不變時，/為一定值，條件改變時，/也要改變。引入條件電勢后，溶液的電勢可寫成： /+三、 氧化還原反應進行程度n2Ox1 + n1Red2 n1Ox2 + n2Red1反應達到平衡時，條件平衡常數為： K/ 條件平衡常數還可以根據能斯特方程計算出：lgK/ 25時：lgK/ （n n1×n2）氧化還原反應進行完全的判據： /0.4v四、 氧化還原反應速度影響反應速度的因素:1濃度：濃度越大，反應速度越快。2溫度：溫度每升高10，反應速度可加快24倍。3催化劑。要根據不同的滴定方式，選擇適宜的辦法，加快反應速度。4誘導反應第二節

38、氧化還原滴定原理一、 氧化還原滴定曲線1等量點電勢的計算： sp 該公式適用于（1）可逆電電勢突越對 （2）對稱電對2影響電勢突躍因素： 電勢突越的大小，與兩電對轉移的電子數和條件電勢差值有關，與濃度無關。/越大，電勢突躍范圍越寬，/0.4v時，可選擇氧化還原指示劑確定終點。3電勢突躍的位置：n1 n2：等量點在電勢突躍中間。n1 n2：等量點偏向于轉移電子數較多的一方。第二課時內容（2學時）本次課教學內容第三節 氧化還原滴定中的指示劑 第四節 常用的氧化還原滴定法本次課師生活動設計復習上節課學習的內容，把上節課學習的知識變成問題和大家一起復習。1. 何謂條件電極電勢？它與標準電極電勢的關系是

39、什么？2.是否條件平衡常數大的氧化還原反應就一定能用于氧化還原滴定？為什么？3.什么滴定方式適用于通過增加反應物的濃度來加快反應速度？ 4. 化學計量點在電勢突躍的位置與氧化劑和還原劑的電子得失數有什么關系？本次課講課提綱（主要板書）第三節 氧化還原滴定中的指示劑一、 自身指示劑：KMnO4二、 特殊指示劑：淀粉三、 氧化還原指示劑 1氧化還原指示劑變色原理In(Ox) + ne In（Red） In/+0.059/nlgc（InOx）/c（InRed）2變色范圍和變色點：In/+0.059/n、 In/3選擇原則4常用的氧化還原指示劑：（1）二苯胺磺酸鈉（2）鄰二氮菲亞鐵第四節 常用的氧化還

40、原滴定法一、 高錳酸鉀法 1方法簡介強酸性： MnO-4 + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O 0=1.151V微酸性、中性、弱堿性： MnO4- + 2H2O + 3e MnO2 + OH- 0 =0.59V強堿性（NaOH >2 mol/L）： MnO4- + e MnO42- + 4H2O 0= 0.564V 酸度影響反應進行的程度。優點：（1）應用范圍廣（2）自身指示劑缺點：（1）選擇性差，干擾嚴重 （2）間接法配置標準溶液2KMnO4的配制與標定w配制w標定基準物質：Na2C2O4 ; H2C2O42H2O；As2O3; 純鐵絲 2MnO4- 5C2O42- 16H+

41、2Mn2+ 10CO2 8H2O標定條件：酸度：0.51.0 mol·L-1 H2SO4溫度：7085 <90 速度：產物Mn2自催化作用：慢®快®慢 指示劑：KMnO4自身指示劑 終點： 淺紅色 30s不顏色不褪凈 3應用：（1） H2O2測定（2）（2） 水中耗氧量的測定（COD）二、 重鉻酸鉀法w優點：（1）K2Cr2O7 容易提純，直接法配制標準溶液可長期保存。 （2）受還原性質干擾少于KMnO4。基本原理：Cr2O72-14H+ 6e 2Cr3+ 7H2O 0 = 1.33V指示劑：二苯胺磺酸鈉（還原態無色；氧化態紫紅色）1鐵礦石中全鐵的測定（標準

42、方法）2土壤有機質的測定三、 碘量法1.方法簡介w基本反應 I2 + 2e 2I- 0 = 0.545VI2： 較弱的氧化劑； I-：中強度還原劑指示劑 I2-淀粉 藍色配合物 （1）直接碘量法（碘滴定法） 用 I2 標液直接滴定電勢比其低的還原性物質。（2）間接碘量法（滴定碘法）使I2I- ,用 NaS2O3 標液滴定電勢比其高的氧化性物質。2碘量法測定條件：（1）溶液酸度：中性或弱堿性強酸性：I + O2 + 4H+ 2I2 2H2O 強堿性：3I2 + 6OH I IO3 3H2O （2）防止I2揮發和I-離子被氧化防止I2揮發：a.I2溶于過量KI I2 I- I3- b. 室溫下滴定

43、。 c.析出的I2立即用NaS2O3滴定，不要劇烈搖動溶液。防止I-被O2氧化：a.避光。b.除去對I-氧化有吹化作用的Cu2+、NO2。c.析出的I2立即用NaS2O3滴定，滴定速度快些。（3）近終點時加入淀粉。3標準溶液的配制與標定I2 標液的配制和標定 粗配 標定 As2O3為基準物質 As2O3 溶于NaOH溶液中，加入NaHCO3調至弱堿性。As2O3 + 6OH- 2AsO33- 3H2O pH = 8 I2 + AsO33- + H2O 2I- AsO43-2H 2I2 + As2O3 + 6OH- 4I- 2AsO43-4H H2OwNaS2O3標液的配制和標定配制 標定 K2

44、Cr2O7 為基準物質 2Cr2O72- + 6I- +14H+ 2Cr3+ + 3I2 + 7H2OI2 + 2S2O3- 2I- + S4O62-4應用4碘量法的應用（1）Vc 的含量測定（2）膽礬中銅含量的測定本次課的作業 第四章習題：三、判斷四、計算 1、2、4本章小結 氧化還原滴定是重要的化學分析法。本章主要介紹了氧化還原反應的基本知識、氧化還原滴定的基本原理及三種重要的氧化還原滴定方法。 條件電極電勢是在一定反應條件下校正了各種外界因素(如離子強度、介質酸度、沉淀反應和配位反應等)的影響后，氧化態和還原態物質的分析濃度為 1 molL-1電極電勢。利用條件電極電勢不但可判斷氧化還原

45、反應的方向，還可算得條件平衡常數K，借以說明反應的完全程度。氧化還原滴定中，若兩電對均可逆且對稱，則在0.1誤差范圍內計量點電勢為：sp 即電勢突躍范圍的大小主要決定/，當兩電對的條件電位之差大于0.4V時，可以選擇氧化還原指示劑確定終點。控制反應條件改變/，以改善主反應的完全程度，降低副反應的完成程度，是氧化還原滴定法中最重要的問題。滴定速度、溫度和酸度條件也往往是氧化還原滴定成敗的關鍵。 高錳酸鉀法、重鉻酸鉀法及碘量法是最重要的三種氧化還原滴定法，讀者應對其原理、測定方法及結果計算熟練掌握。第五章 配位滴定法教學目標及教學基本要求學生通過本章的學習，應達到以下教學目標：1.理解配位平衡原理

46、，重點掌握酸效應對配位平衡的影響；配位滴定可行性判斷的依據；溶液酸度的控制；2.掌握金屬指示劑的作用原理，使用條件，指示劑在使用中存在的問題；3.結合配位滴定方式了解提高配位滴定選擇的方法和配位滴定法的應用。本章教學內容及學時分配第一節 方法概述（10分鐘）第二節 EDTA及其金屬配合物（30分鐘）第三節 影響EDTA配合物穩定性的因素（45分鐘）第四節 配位滴定的原理（30分鐘）第五節 金屬指示劑（30分鐘）第六節 提高配位滴定選擇性的方法（30分鐘）本章教學內容的重點及難點本章重點：酸效應對配位平衡的影響，金屬離子能夠直接滴定的條件，配位滴定最高PH和最低pH的確定。本章難點：酸效應對配位

47、平衡的影響，條件穩定常數的計算與應用，指示劑在使用中存在的問題。本章教學內容的深化及拓寬1.從酸度對配合物的穩定性的影響入手，根據條件穩定常數的大小判斷配位反應完全的程度，進而拓寬到金屬離子能夠被直接滴定的條件，如何確定配位滴定的最高pH和最低pH。2. 從單一金屬離子滴定拓寬到混合離子的測定，并通過調節溶液的pH值和掩蔽干擾，來提高配位滴定選擇性的方法第一課時內容（2學時）本次課教學內容第一節 方法概述第二節 EDTA及其金屬配合物第三節 影響EDTA配合物穩定性的因素本次課師生活動設計復習上節課學習的內容，把上節課學習的知識變成問題和大家一起復習。1.常用的氧化還原滴定法有幾種？2.氧化還

48、原指示劑的變色范圍是什么？3.碘量法兩個最主要的誤差來源是什么？4.氧化還原反應如能定量完成，則參與反應的兩電對的條件電位勢值差值應大于多少?5.用K2Cr2O7測定Fe2+時，宜在什么介質中進行 本次課講課提綱（主要板書）第五章 配位滴定法第一節 方法概述配位滴定的配位反應必須滿足的條件：1形成的配合物要相當的穩定。2在一定條件下，只生成一種配合物3反應速度要快，有確定終點的合適辦法。第二節 EDTA及其金屬配合物一EDTA的離解平衡 乙二胺四乙酸。EDTA酸。常用H4Y表示,屬于二元中強酸22。C, 100g H2O， S 0.02g， EDTA22。C, 100g H2O ，S 11.1

49、g， EDTA二鈉鹽，Na2H2Y.2H2Oc 0.3mol/L, c 0.01mol/L H2O,pH=4.8由于分級離解，有七種可能存在形式。H+參與反應，存在多少取決于溶液的酸度。升高酸度，平衡向左移動，EDTA主要以加質子形式存在；降低酸度，平衡向右移動，EDTA主要以離子形式存在。即：pH主要存在形式： pH 0.9 1.6 2.0 2.57 6.16 10.26 H6Y2+ H5Y+ H4Y H3Y- H2Y2- HY3- Y4- 二、EDTA與金屬配合物的特點1普遍性：2穩定性：3可溶性：4顏色變化：第三節 影響EDTA配合物穩定性的因素一、EDTA與金屬配合物的穩定性M + Y MYKf Kf: 絕對穩定常數，Kf越大，MY越穩定。1lgKf>20, 特別穩定2lgKf:14-20 很穩定3lgKf:8-11 比較穩定4lgKf 8，不穩定二、影響配合物穩定性的因素1酸效應M + Y MY(無色) HYH2YH6Y酸效應：由于H+對溶液酸度的影響，使EDTA參與主反應能力降低，配合物分解的副反應叫酸效應。用酸效應系數aY(H)表示：aY(H) c(Y¢)/c(Y)c(Y¢):EDTA總酸度c(Y)：能與M配位的Y4-的濃度，又稱有效濃度c(Y¢) c(Y)+c(HY)+c(H2Y