无机及分析化学 (1)
无机及分析化学第一章第一节气体
例 1-3
• 在 25 ℃下，将 0.100m ol 的 O 2 和 0.350mol 的 H 2 装入 3.0 0L 的容器中，通电后氧气 和氢气反应生成水，剩下过量的氢气。求反应前后气体的总压和各部分的分压。 •
解：反应前 0.100mol 8.315kPa L mol-1 K -1 298K p（O 2） 82.6kPa 3.00L 0.350mol 8.315kPa L mol-1 K -1 298K p（H 2） 289kPa 3.00L p 82.6kPa 289kPa 372kPa( 四舍五入) 通电时0.100mol O 2只与0.200molH2 反应生成0.200molH2 O，而剩余0.150molH 2。 液态水所占的体积与容 器体积相比可忽略不计 ，但由此产生的饱和水 蒸气却必须考虑。 因此反应后 0.150mol 8.315kPa L mol-1 K -1 298K p（H 2） 124kPa 3.00L P（H 2 O） 3.17kPa p 124kPa 3.17kPa 127kPa(四舍五入)
无机及分析 化学
第一章 气体和溶液
1.1 气体 1.1.1 理想气体状态方程
概念：分子本身不占体积，分子间没有相互作用力的气体称为理想气体。 低压状态下可以看做理想气体，所遇到的实际情况都不是理想气体。 理想气体状态方程： pV=nRT p 代表了气体的压力 V 代表了气体的体积
T 代表了气体的温度
• 解：
mRT 0.118g 8.315kPa L mol-1 K -1 298K -1 M 16 . 0 g mol pV 73.3kPa 250 10-3 L 所以该气体的相对分子 质量为 16.0g mol-1。
无机及分析化学01.第一章-绪论ppt课件
Chapter One
32
（2） 随机误差：由测量过程中一系列有关因 素的微小的随机波动而引起的误差，具有统 计规律性，可用统计的方法进行处理。多次 测量时正负误差可能相互抵消。无法严格控 制，仅可尽量减少。
A. 精度高且准确度也好 B. 精度不高但其平均值
的准确度仍较好 C. 精度很高但明显存在
负的系统误差 D. 精度很差，且准确度
也很差，不可取
Chapter One
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2. 定量分析误差产生的原因
（1）系统误差 由某种固定因素引起的误差，是在测量过
程中重复出现、正负及大小可测，并具有单向 性的误差。可通过其他方法验证而加以校正。
Chapter One
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传统化学按研究对象的内在逻辑不同，分为无机 化学、有机化学、分析化学和物理化学四大分支。
现代化学已经渗透到很多领域，形成了许多应用 化学的新分支和边缘学科，如农业化学、生物化 学、医药化学、环境化学、材料化学、核化学、 等；另一方面，原有的“四大分支”中的某些内 容，已经发展成为一些新的独立分支，如热化学、 配位化学、化学生物学、稀有元素化学等。
Chapter One
31
系统误差的分类
➢ 方法误差：由所选择的方法本身（分析系统的化学或物理化学性质） 决定的，无法避免。
➢ 操作误差：操作者本人所引起的，可通过提高 操作者技能来消除或 减少（所选试样缺乏代表性、溶样不完全、观察终点有误、观察先 入为主等）
➢ 仪器及试剂误差：由仪器性能及所用试剂的性质（仪器准确度不够、 器皿间不配套、试剂不纯等）所决定
《无机及分析化学》第一章--电解质溶液(比赛课件)
碱有下列电离平衡
NH3·H2O(aq)
NH4+(aq) + OH-(aq)
Kbθ
c c NH
4
OH
cNH 3 H2O
KbΘ是碱电离平衡常数。
注：a. KaΘ、 KbΘ只是温度的函数，一般为常温； b. KaΘ、 KbΘ是水溶液中酸碱强度的量度， 通常KΘ越大相应酸碱的强度越大； HAc ＞ HClO ＞ HCN KaΘ 1.75×10-5 3.9×10-8 6.2×10-10 c. 一般把KΘ≤10-4的电解质称为弱电解质； KΘ=10-2~10-3的电解质称为中强电解质； d. pKaΘ = - lgKaΘ pKaΘ 越大，酸越弱；
③电离平衡常数与电离度的关系
以HA表示一种弱酸，设：浓度为c 、电离度为α
HA
H+ + A-
开始时c： c
平衡时c： c – cα
0
0
cα cα
则有：
K
θ a
cH cA cHA
(cα)2 cα2 c cα 1 α
α 很小时，1 － α≈1，
∴ KaΘ≈c α2
α
K
θ a
K
θ a
aH aAc cHAc
γ c H H γ c Ac Ac cHAc
在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质不具有相同 离子的强电解质，使弱电解质的电离度略有增大的 效应称作盐效应。
二、多元弱酸的电离
以H2S水溶液为例：
一级电离： H2S
K
θ a1
c H
cHS
lgγ 0.509 zi21 I I 0.30I
无机及分析化学第一章 气体和溶液
颗粒能透过滤纸和半透膜， 蔗糖、氯
<1 扩散快，单相，稳定
化钠溶液
一、 溶液浓度的表示方法
1.摩尔分数 (物质的量分数)
溶质(B)的物质的量占溶液物质的量的分数。 XB = nB/nA+nB XA+XB = 1
2. 质量摩尔浓度
溶液中溶质B的物质的量（ nB）与溶剂A的质量（mA） 之比
bB
nB mA
（1） p总 p(C) p(D)
（2） pi p总 i
i
ni n总
分体积：组分气体在保持混合气体的 温 度、压力下，单独存 在时所占有的体积。
pi p总
= ni n总
= Vi V总
i
例 25℃时，装有0.3 MPa O2的体积为1 dm3的容器 与装有0.06 MPa N2的体积为2 dm3的容器用旋塞连 接。旋塞打开，待两气体混合后，计算：
一、胶体的性质
1、光学性质（丁达尔现象）
粒子粒径大于照射光的波长时，粒子表面反射光； 粒径略小于波长时，发生散射成乳光。
2.动力学性质(布朗运动)
3.溶胶的电学性质
电泳：在外电场作用下， 胶粒向电极移动的现象。
电渗：在外电场作用下，限制胶粒不能移 动，而液体介质发生定向移动的现象。
胶粒带电的原因 ：
前言
化学反应中常涉及到的两个问题:
(1)化学反应进行的方 向、程度以及反应过 程中的能量变化关系
可能性
(2)化学反应进行的快 慢即化学反应的速率 问题
现实性
化学热力学 化学动力学
化学热力学 化学动力学
化学热力学初步 化学反应平衡
化学反应速率
1.1 气体
1.理想气体状态方程 pV=nRT
《无机及分析化学》科学出版社-第1章分散体系
概述1.分散体系：由一种物质或几种物质所形成的体系称为分散体系，简称分散系均相的单相体系非均匀的多相体系分散质：被分散的物质分散剂：起分散作用的物质2.分类：按分散质粒子的大小500nm的分散系也表现出溶胶的性质1.1溶液溶液的定义：分散质以小分子、离子和原子为质点均匀地分散在分散剂中所形成的分散系一.物质的量及其单位1.符号：n；单位:mol2.摩尔：是一个系统物质的量。
该系统中所包含的基本单元与0.012kg碳12的原子数目相等1mol12C所含的原子数称为阿伏伽德罗常量（L），约为6.02×10²³mol-11mol任何物质均含有L个基本单元3.基本单元：是系统组成物质的基本组合，用符号B表示。
注：B既可以是分子、原子、离子等其他粒子，也可是这些粒子的特定组合4.摩尔质量：1mol物质的质量，其数值等于相对原子质量或相对分子质量（1）符号：M（B）（2）单位：kg/mol，g/mol二.物质的量浓度简称浓度（1）符号：M（B）（2）单位：mol·m-3，常用单位为mol·dm-3或mol·L-1（3）与摩尔质量的关系：三.质量摩尔浓度（1）符号：（2）单位：mol/kg注：质量摩尔浓度的数值不随温度变化。
溶剂是水的稀溶液[b(B)<0.100mol/kg]mb(B）与c(B）数值近似相等四.摩尔分数（1）符号：（2）量纲为1（3）五.质量分数（1）符号：（2）量纲为1，也可用百分数表示1.2稀溶液的依数性溶液的性质：⑴溶质的本性决定：密度，颜色，导电性，酸碱性…⑵溶质粒子数目多少决定（依数性）：如溶液的蒸气压下降，溶液的沸点升高，溶液的凝固点降低和溶液的渗透压等一.溶液的蒸气压下降1.饱和蒸气压：⑴定义：一定T下，将纯液体置于真空容器中，蒸发速度=凝聚速度，液体上方的蒸气所具有的压力，简称蒸气压⑵特点：任何纯液体在一定温度下都有确定的蒸气压，且随温度的升高而增大2.蒸气压下降：⑴定义：当纯溶剂溶解一定量难挥发物质时，在同T下，溶液的蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压⑵原因：溶质分子占据着一部分溶剂分子的表main，在单位时间内逸出页面的溶剂分子数目相对减少⑶特点：①平衡时，溶液的蒸气压必定低于纯溶剂的蒸气压②浓度越大，蒸气压下降越多3.拉乌尔定律：在一定T下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶质B的摩尔分数成正比或在一定T下，难挥发非电解质稀溶液蒸气压下降，近似地与溶质B的质量摩尔浓度成正比，与溶质的本性无关二.溶液的沸点升高1.沸点：⑴定义：液体的蒸气压等于外界蒸气压时，液体沸腾，此时的温度称为沸点⑵水的蒸气压=外界大气压（101.3kPa），水的沸点=373.15K（100℃）⑶特点：溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点2.溶液沸点升高：⑴内容：溶液的沸点升高等于溶液的沸点与纯溶剂的沸点之差⑵根本原因：溶液的蒸气压下降⑶特点：①溶液越浓，蒸气压越低，沸点升高越多②难挥发非电解质稀溶液的沸点升高近似与溶质B的质量摩尔浓度成正比注：Kb称为沸点升高常数，只取决于溶剂，与溶质无关，不同溶剂Kb不同三.溶液的凝固点降低1.凝固点：⑴定义：一定外压下（一般指常压），物质的固相蒸气压=液相时，两相平衡共存时的温度⑵水的蒸气压=冰的蒸气压，温度为273.15K（0℃），水冰共存，凝固点为273.15K⑶特点：溶液的凝固点总是低于纯溶剂的凝固点2.溶液的凝固点降低：⑴特点：①溶液越浓，溶液的蒸气压下降越多，凝固点降低越大②非电解质稀溶液的凝固点降低近似地与溶质B的质量摩尔浓度成正比注：Kf为凝固点降低常数用途：①植物细胞内有多种可溶物（氨基酸，糖）存在，使细胞蒸气压下降，凝固点降低，从而表现出抗旱性和耐寒性②凝固点降低原理，用冰盐混合物作冷冻剂五.溶液的渗透压1.渗透作用：连通容器中间安装一种溶剂分子可通过，溶质分子不能通过的半透膜，当单位时间内进入糖液的水分子比离开的多，A液面升高，B液面降低，直到两侧水分子扩散速率相等。
最新无机及分析化学第1章
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1.3.2 质量摩尔浓度
bB
nB mA
单位：molkg1
溶剂质量
质量B 浓m度VBB ：
单位：kg L1、 g mL1
1.3.3 摩尔分数
xB
nB n
单位为1，以前称无量纲
混合物总物质的量n
若为双组分则有：
解：
p(N2) = 0.78 p = 0.78×9.7×104 Pa = 7.6×104 Pa p(O2) = 0.21 p = 0.21×9.7×104 Pa =2.0×104 Pa p(Ar) = 0.01 p = 0.01×9.7×104 Pa =0.97×104 Pa
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1.3 溶液浓度的表示方法
xBn A n B n B ； xA n A n A n B ； xA xB 1
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对多组分有：xi=1
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1.3.4 质量分数
wB
mB m总
混合物总质量
注意：质量分数为小数，以前常用百分数。
1.3.5 浓度换算
密度 =m/V
1. 物质的量浓度与质量分数
cBn V BM m B B VM B m m B /w M B B
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2. 物质的量浓度与质量摩尔浓度
cBnVB
nB nB m/ m
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若为A、B双组分系统，且B含量较少，则m mA
cBnm Bnm BA bB
若为稀水溶液， 1
则
cB bB
在无机及分析化学中的稀溶液常近似。
无机及分析化学课件(第四版)第一章
根据不同的分类标准，分析化学可以分为多种类型。按分析对象可以分为无机分析和有机分析，这是根据被测物质中是否含有碳元素来划分的。按分析方式可以分为化学分析和仪器分析，前者依赖于化学反应进行定量或定性分析，后者则利用各种精密仪器对物质进行测量。另外，根据待测组分的含量，分析化学可分为常量分析、微量分析和痕量分析。
分子结构
分子由原子通过化学键连接而成，分子的几何构型和成键方式决定了分子的性质。常见的分子结构有共价键、离子键和金属键。
晶体结构
晶体是由原子或分子在空间周期性排列形成的固体，晶体的性质与原子或分子的排列方式密切相关。晶体分为金属晶体、离子晶体、共价晶体和分子晶体等。
分子结构和晶体结构
酸和碱之间的反应称为酸碱反应，反应中质子转移是酸碱反应的本质。酸和碱的相对强弱可以通过电离常数来衡量。
实验数据处理和误差分析
实验安全
01
实验安全是实验过程中的首要问题，需要遵守实验室安全规定，正确使用实验器材和防护用品。
环境保护
02
环境保护是每个实验者应尽的责任，需要合理处理实验废弃物，减少对环境的污染。
实验安全和环境保护的实验实例
03
通过具体的实验实例，如实验室安全规定、废液处理等，来掌握实验安全和环境保护的方法。
04
无机及分析化学实验基础
1
2
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掌握实验基本操作技术是进行无机及分析化学实验的基础，包括称量、加热、冷却、萃取、蒸发、结晶等操作。
实验基本操作技术
在进行实验基本操作时，需要注意安全、准确、快速、环保等原则，避免误差和事故的发生。
实验基本操作技术的注意事项
通过具体的实验实例，如硫酸铜晶体的制备、碘的萃取等，来掌握实验基本操作技术。
无机及分析化学答案(第二版)第一章
第一章物质的聚集状态（部分）1-3．用作消毒剂的过氧化氢溶液中过氧化氢的质量分数为，这种水溶液的密度为⋅mL-1，请计算这种水溶液中过氧化氢的质量摩尔浓度、物质的量浓度和摩尔分数。
解：1L溶液中，m( H2O2) = 1000mL⨯⋅mL-1⨯ = 30gm( H2O) = 1000mL⨯⋅mL-1⨯(1- = ⨯102gn( H2O2) = 30g/34g⋅moL-1=n( H2O) = 970g/18g.⋅mol-1=54molb( H2O2)= / = ⋅kg-1c( H2O2)= 1L = ⋅L-1x( H2O2) = .+54) =1-4．计算%的蔗糖(C12H22O11)水溶液与%的葡萄糖(C6H12O6)水溶液的沸点。
解：b(C12H22O11)=(342g.⋅mol-1⨯=⋅kg-1b(C6H12O6)=(180g.⋅mol-1⨯=⋅kg-1蔗糖溶液沸点上升∆T b=K b⋅b(C12H22O11)= ⋅kg⋅mol-1⨯⋅kg-1=蔗糖溶液沸点为：+=葡萄糖溶液沸点上升∆T b=K b⋅b(C6H12O6)= ⋅kg⋅mol-1⨯⋅kg-1=葡萄糖溶液沸点为：+ =1-5．比较下列各水溶液的指定性质的高低(或大小)次序。
(l)凝固点: ⋅kg-1 C12H22O11溶液，⋅kg-1 CH3COOH溶液，⋅kg-1 KCl溶液。
(2)渗透压：⋅L-1 C6H12O6溶液，⋅L-1CaCl2溶液，⋅L-1 KCl溶液，1mol⋅L-1 CaCl2溶液。
（提示：从溶液中的粒子数考虑。
）解：凝固点从高到低：⋅kg-1 C12H22O11溶液>⋅kg-1 CH3COOH溶液>⋅kg-1 KCl溶液渗透压从小到大：⋅L-1 C6H12O6溶液<⋅L-1 KCl溶液<⋅L-1 CaCl2 溶液<1mol⋅L-1CaCl2溶液1-6．在20℃时，将血红素溶于适量水中，然后稀释到500mL, 测得渗透压为。
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学习要求
1. 掌握氧化还原反应的基本概念，掌握氧化还原方程式的 配平方法。
2. 理解电极电势的概念，能用能斯特公式进行有关计算。 3. 掌握电极电势在有关方面的应用。 4. 了解原电池电动势与吉布斯函数变的关系。 5. 掌握元素电势图及其应用。 6. 了解影响氧化还原反应速率的因素。 7. 掌握氧化还原滴定的基本概念，了解氧化还原滴定的分
还原半反应： Cl2 + 2e 2Cl 半反应法先将反应方程式拆成氧化半反应与还原半反应，并分
别配平两个半反应。
配平原则：
首先，氧化半反应失去电子数必须等于还原半反应得到的
电子数； 其次，反应前后各元素的原子总数必须相等。
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第六章 氧化还原反应
离子—电子法配平的一般步骤：
(1) 找出两个电对，把氧化还原反应写成离子反应式； (2) 把离子反应式拆成氧化、还原两个半反应； (3) 分别配平两个半反应(等式两边原子总数与电荷数 均应相等)； (4) 根据氧化剂得电子总数应等于还原剂失电子总数的 原则，分别对两个半反应乘以适当系数，求得得失电子的 最小公倍数，再把两个半反应想加； (5) 根据题意写成分子反应方程式。
的 离子型氢化物(如 NaH、CaH2)中为1。 ➢ 所有卤化合物中卤素的氧化数均为1； ➢ 碱金属、碱土金属在化合物中的氧化数分别为+1、+2。
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第六章 氧化还原反应
例 6-1 求NH4+中N的氧化数。
解：已知H的氧化数为+1。设N的氧化数为x。 根据多原子离子中各元素氧化数代数和等于
(4)
MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O 2
+) SO32 + H2O = SO42 +2H+ +2e 5
2MnO4 + 5SO32 + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42 + 3H2O
所得离子反应方程式等式两边各原子数目和电荷数目应该相等。
(5) 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O 在配平时，酸性介质用什么酸？一般以不引入其它杂质和引进
第六章 氧化还原反应
如果金属越活泼或金属离子浓度越小，金属溶解的趋势就 越大, 金属离子沉积到金属表面的趋势越小,达到平衡时金属表 面因聚集了自由电子而带负电荷，溶液带正电荷，由于正、 负电荷相互吸引，在金属与其盐溶液的接触界面处就建立起 双电层。
相反，如果金属越不活泼或金属离于浓度越大，金属溶解 趋势就越小,达到平衡时金属表面因聚集了金属离子而带正电 荷,而附近的溶液由于金属离子沉淀带负电荷, 也构成了相应的 双电层 。这种双电层之间就存在一定的电势差。
H2O OH
H2O H+
OH H+ H2O OH H2O
注意：酸性介质的反应方程式中不能出现OH，而碱性介质的 反应方程式中不能出现H。
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第六章 氧化还原反应
6.3 电极电势
6.3.l 原电池
1. 原电池 原电池：借助于氧化还原 反应产生电流的装置。 电极：组成原电池的导体 (如铜片和锌片) 。 规定： 电子流出的电极称为负极，负极上发生氧化反应； 电子进入的电极称为正极，正极上发生还原反应。
分子反应方程式： 3Cl2 + 6NaOH = NaClO3 +5NaCl+ 3H2O
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第六章 氧化还原反应
介质 条件
不同介质条件下
配平氧原子的经验规则
反应方程式
左边
右边
O 原 子 数 配平时应加入物质 生 成 物
酸性
多 少
中性
多
少
(弱碱性)
碱性
多 少
H+ H2O H2O H2O(中性) OH(弱碱性)
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第六章 氧化还原反应
6.2 氧化还原反应方程式的配平
氧化还原反应方程式的配平方法最常用的有半反应法(也叫
离子—电子法)、氧化数法等。
半反应法：任何氧化还原反应都可以看作由两个半反应组
成，一个半反应为氧化反应，另一个半反应为还原反应。
如反应：
Na + Cl2 NaCl
氧化半反应： 2Na 2Na+ + 2e
离子的总电荷数的规则可以列出： x +(+1)4 = +1 x = 3
所以N的氧化数为3。
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第六章 氧化还原反应
例 6-2 求Fe3O4中Fe的氧化数。
解： 已知O的氧化数为-2。设Fe的氧化数为x，则 3x + 4( 2)＝ 0 x = +8/3
所以Fe的氧化数为+8/3
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应，它是自氧化还原反应的特例。本例就是歧化反应：
离子反应式 Cl2 + OH Cl + ClO3
氧化半反应 -) Cl2+12OH=2ClO3+6H2O+10e 1
还原半反应 +) Cl2 + 2e = 2Cl
5
6Cl2 + 12OH = 2ClO3 + 10Cl + 6H2O
化简：
3Cl2 + 6OH = ClO3 + 5Cl + 3H2O
离子在金属表面，受到自由电子的吸引而重新沉积在金属表
面的过程。当这两种方向相反的过程进行的速率相等时，即
达到动态平衡：
M(s)
Mn+(aq) + ne
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第六章 氧化还原反应
E1 E2
E1
E1 E2
(a)电势差E=E2E1
(b)电势差E=E2E1
金属的电极电势
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6.1.2 氧化数
IUPAC定义： 元素的氧化数(氧化数、氧化态)是指元素
一个原子的表观电荷数，该电荷数的确定是假 设把每一个化学键中的电子指定给电负性更大 的原子而求得。
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第六章 氧化还原反应
确定氧化数的一般规则：
➢ 单质中元素的氧化数为零。 ➢ 中性分子中各元素的氧化数之和为零。多原子离子中各元
氧化剂：反应中氧化值降低的物质。如：Cu2+
氧化还原电对：氧化还原反应中由同一种元素的高氧化值物质
(氧化型)和其对应的低氧化值物质(还原型)所构成。
常用符号[氧化型]/[还原型] 表示。如Cu2+/Cu、Zn2+/Zn、 Cl2/Cl、 Cr2O72/Cr3+、H+/H2。
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第六章 氧化还原反应
氧化还原电对的电极电势：金属与其盐溶液接触界面之间 的电势差,简称为该金属的电极电势。
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第六章 氧化还原反应
氧化还原电对不同，对应的电解质溶液的浓 度不同，它们的电极电势就不同。
若将两种不同电极电势的氧化还原电对以原 电池的方式联接起来，两极之间有一定的电势差， 会产生电流。
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第六章 氧化还原反应
例6-3 配平反应：KMnO4 +K2SO3MnSO4+K2SO4+H2O (酸性介质)
解： (1)
MnO4 + SO32 Mn2+ +SO42
(2)
MnO4Mn2+ ； SO32SO42
(3)
MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O
SO32 + H2O = SO42 +2H+ +2e
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第六章 氧化还原反应
标准电极电势
()Pt∣Sn2+ (c1), Sn4+( c 2)‖ Fe2+( c 3), Fe3+( c 4)| Pt (+) 该原电池中电对Sn4+/Sn2+、Fe3+∕Fe2+ 均为水合离子，氧化型与 还原型为同一相，不必用“|”隔开，用“，”号即可；“ () Pt、Pt (+)” 为原电池的惰性电极。
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上都可以组成原电池。
在用 Fe3+/Fe2+、Cl2/Cl、O2/OH等电对作为半电池时，可用 金属铂或其他惰性导体作电极。
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第六章 氧化还原反应
例6-5 将下列氧化还原反应设计成原电池，并写
出它的原电池符号。
Sn2+ + Hg2Cl2 解 ：氧化半反应(负极)
Sn4+ + 2Hg + 2Cl
Sn2+
Sn4+ + 2e
还原半反应(正极)
Hg2Cl2+2e 原电池符号
2Hg +2Cl
()Pt | Sn2+(c1),Sn4+(c2)‖Cl－(c3) | Hg2Cl2 | Hg(l) | Pt (+)
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第六章 氧化还原反应
6.3.2 电极电势
原电池外电路中有电流流动，说明两电极的电势是不相
Zn2＋(aq) + Cu(s)
2020/6/17
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第六章 氧化还原平衡与氧化 还原滴定法
3. 原电池符号
对Cu-Zn原电池可表示为 () Zn∣ZnSO4(cl) ‖ CuSO4(c2)∣Cu (+)