藥學(xué)基礎(chǔ)知識(shí)課程

第一課溶液第一節(jié)溶液的濃度一、溶液濃度的表示方法質(zhì)量濃度：每單位溶液體積含有溶質(zhì)的質(zhì)量。質(zhì)量分?jǐn)?shù)：溶質(zhì)的質(zhì)量與溶液的質(zhì)量之比。體積分?jǐn)?shù)：在相同溫度和壓強(qiáng)的條件下，混合氣體中組分單獨(dú)占有的體積與混合氣體總體積之比。二、摩爾、物質(zhì)的量濃度買米買氣的故事一斤米X粒米—立方米的天然氣Y個(gè)甲烷分子摩爾一摩爾有多少個(gè)東東？摩爾(mol)就是一個(gè)特定數(shù)目的數(shù)量單位。1摩爾某微粒=6.02X1023個(gè)某微粒6.02X1。23,阿伏加德羅常數(shù)，用％表示。摩爾質(zhì)量物質(zhì)的量濃度為什么人為規(guī)定1摩爾(mol)是6.02X1023個(gè)呢？原子的質(zhì)量數(shù)=中子數(shù)+質(zhì)子數(shù)而質(zhì)子和中子的質(zhì)量幾乎相等，質(zhì)量特別小(1.67X10-24克)，而人們使用中往往用宏觀的量，所以把6.02X1023個(gè)X1.67X10-24克/個(gè)=1克。1摩爾碳原子=6.02X1023個(gè)碳原子等同于12克碳原子1摩爾水分子=6.02X1023個(gè)水分子等同于18克碳原子1摩爾水分子含有6.02X1023個(gè)氧原子，1.204X1024個(gè)氫原子摩爾質(zhì)量：1mol該物質(zhì)的質(zhì)量，單位是g/molo初中學(xué)的分子量在數(shù)值上等于摩爾質(zhì)量。物質(zhì)的量濃度：單位體積含有物質(zhì)的摩爾數(shù)，(mol-L-1)體現(xiàn)的是物質(zhì)數(shù)目上的密集程度。第二節(jié)溶液的某些物理性質(zhì)一、溶液的蒸氣壓溶劑的蒸氣壓在一定溫度下把純水注入一空的密閉容器中，與液相處于平衡時(shí)的壓力稱為該溫度下的飽和蒸氣壓，簡稱蒸氣壓(vaporpressure)，常用符號(hào)P表示，單位Pa。H20(I)-::fCg)在一定溫度下把純水注入一空的密閉容器中，與液相處于平衡時(shí)的壓力稱為該溫度下的飽和蒸氣壓，簡稱蒸氣壓(vaporpressure)，常用符號(hào)P表示，單位Pa。蒸氣壓與溶液的溫度有關(guān)。同溫度下，蒸氣壓大的稱為易揮發(fā)性物質(zhì)。同溫度下，蒸氣壓小的稱為難揮發(fā)性物質(zhì)。溶液的蒸氣壓下降在一定溫度下，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓將下降，其下降的程度和溶解在溶劑中的溶質(zhì)的濃度呈正比，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。二、溶液的沸點(diǎn)溶劑的沸點(diǎn)液體的飽和蒸氣壓等于外界大氣壓時(shí)的溫度叫做該液體的沸點(diǎn)。液體的沸點(diǎn)與外壓有關(guān)。純液體的沸點(diǎn)是恒定的。溶液的沸點(diǎn)升高在一定壓力下，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的沸點(diǎn)會(huì)升高，其升高的程度和溶解在溶劑中的溶質(zhì)的濃度呈正比，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。三、溶液的凝固點(diǎn)溶劑的凝固點(diǎn)液態(tài)物質(zhì)的凝固點(diǎn)(freezingpoint)是該物質(zhì)的液相與固相具有相同蒸氣壓而能平衡共存時(shí)的溫度。溶液的凝固點(diǎn)降低溶液的凝固點(diǎn)是溶液與其固態(tài)溶劑(如冰)具有相同的蒸氣壓而能平衡共存時(shí)的溫度。純?nèi)軇┑哪厅c(diǎn)是恒定的。溶液的凝固點(diǎn)一般比純?nèi)軇┑哪厅c(diǎn)低，降低的程度與溶液的濃度成正比。四、溶液的滲透壓「從稀密液向濃溶液

從純?nèi)軇┫蛉芗Z滲透壓：這種恰能阻止?jié)B透現(xiàn)象繼續(xù)發(fā)生，而達(dá)到動(dòng)態(tài)平衡的壓力，稱為滲透壓。滲透壓用符號(hào)P表示，單位為Pa或kPa。滲透作用的意義等滲、低滲和高滲溶液在醫(yī)學(xué)上是以血漿的滲透壓作為標(biāo)準(zhǔn)，若滲透壓與血漿滲透壓相等的溶液稱為等滲溶液，高于血漿滲透壓的溶液稱為高滲溶液，低于血漿滲透壓的溶液稱為低滲溶液。計(jì)算表明，0.9%NaCl、5%葡萄糖溶液都是等滲溶液。第三節(jié)電解質(zhì)溶液溶質(zhì)在溶劑中存在兩種形式：分子和離子。一些溶質(zhì)在溶劑的作用下，電離成可以自由移動(dòng)的離子，形成電解質(zhì)溶液。在一定溫度下，已電離的分子數(shù)與電離前分子總數(shù)的比，稱為該電解質(zhì)的電離度(degreeofionization)，用a表示。I己電離的分子數(shù)wno/電離前洛質(zhì)分子總數(shù)如何區(qū)分化學(xué)物質(zhì)是強(qiáng)電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)？大家只要記?。簭?qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶的鹽是強(qiáng)電解質(zhì)，除此以外都是弱電解質(zhì)。哪些是強(qiáng)酸呢？H2SO4、HCl、HNO3、HBr、HI、HC1O4哪些是強(qiáng)堿呢？LiOH、NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2哪些是可溶性的鹽？22鉀鈉銨鹽、硝酸鹽、強(qiáng)酸強(qiáng)堿皆可溶如何理解鹽的水溶性和酸堿性？普魯卡因是局部麻醉藥。臨床常用其鹽酸鹽，又稱〃奴佛卡因〃。白色結(jié)晶或結(jié)晶性粉末，易溶于水。毒性比可卡因低?！鮂t如何理解鹽的酸堿性？KC1、NHNO43NaHCO3、Na2CO3、CH3COONaMgC12、CuBr2第二課化學(xué)反應(yīng)理論基礎(chǔ)第一節(jié)熱化學(xué)方程式熱化學(xué)方程式(Thermochemicalequations)即表示化學(xué)反應(yīng)與其熱效應(yīng)關(guān)系的方程式。2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△rH」=-571.68kJ?mol-i(放熱)mCaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)△rH-=+178kJ?mol-i(吸熱)mCH3OH(l)+3/2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)△cH-(CH3OH(l))=-726.64kJ?mol-im哪些反應(yīng)是吸熱的呢？光合作用；2.分解反應(yīng)；3.銨鹽的溶解哪些反應(yīng)是放熱的呢？1.燃燒反應(yīng)；2.化合反應(yīng)；3.酸與金屬反應(yīng)第二節(jié)化學(xué)反應(yīng)速率一、化學(xué)反應(yīng)速率的概念和表示方法化學(xué)反應(yīng)速率是用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物濃度變化量的絕對(duì)值來表示的。濃度單位：molXdm-3,mol?L-1時(shí)間單位：s；min；h反應(yīng)速率可選用反應(yīng)體系中任一物質(zhì)濃度的變化來表示，因?yàn)榉磻?yīng)物質(zhì)變化量之間的關(guān)系與化學(xué)方程式中計(jì)量系數(shù)之間的比是一致的。例題：在298K下，將2.1mol?dm-3的NQ充入一密閉容器中，分解反應(yīng)中各物質(zhì)濃度變化如下：2N2O5(g)—4NO2(g)+O2(g)起始濃度2.100(mol?dm-3)反應(yīng)100秒后1.950.30.08(mol?dm-3)試計(jì)算反應(yīng)開始100秒內(nèi)的反應(yīng)速率。522解：分別用522解：分別用N2°_、NO和O的濃度變化表示反應(yīng)速率:、反應(yīng)的活化能與反應(yīng)熱反應(yīng)歷程圖2-2放熱反應(yīng)體系中的勢能變化三、溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響溫度是影響化學(xué)反應(yīng)的重要因素，各種化學(xué)反應(yīng)的速度和溫度的關(guān)系比較復(fù)雜，一般化學(xué)反應(yīng)，隨溫度的升高速度加快。在反應(yīng)物濃度恒定的情況下，溫度每升高10C化學(xué)反應(yīng)的速率一般增加2至4倍。四、催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響在化學(xué)反應(yīng)中，能顯著改變化學(xué)反應(yīng)速率而本身在反應(yīng)前后其組成、數(shù)量和化學(xué)性質(zhì)保持不變的物質(zhì)叫催化劑。圖2占圖2占催化劑降低活化能示意囹一、可逆反應(yīng)與化學(xué)平衡可逆反應(yīng)在同一條件下，既能向正方向又能向相反方向進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)?；瘜W(xué)平衡在化學(xué)反應(yīng)中，當(dāng)正、逆反應(yīng)速率相等時(shí)，反應(yīng)體系所處的狀態(tài)叫做化學(xué)平衡。二、化學(xué)平衡常數(shù)在一定溫度下，當(dāng)可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，生成物濃度冪的乘積與反應(yīng)物濃度冪的乘積之比為一常數(shù)。對(duì)任一可逆反應(yīng)，如aA+bBdD+eE在一定溫度下達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，反應(yīng)物和生成物的平衡濃度之間都存在著如下關(guān)系:三、平衡常數(shù)判斷化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度平衡狀態(tài)是化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的最大限度。此時(shí)v正=v逆各種物質(zhì)的濃度不在隨時(shí)間改變。平衡常數(shù)K值越大，反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率越大。平衡常數(shù)K值越小，反應(yīng)進(jìn)行的程度越小，即反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率越小。=K=K四、化學(xué)平衡的移動(dòng)濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響Q力K在溫度不變的條件下，增大(或減少)平衡體系中某物質(zhì)的濃度，平衡就向減小(或增大)該物質(zhì)濃度的方向移動(dòng)。但不會(huì)改變平衡常數(shù)的值aA+bBdD+eE壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響在溫度不變的條件下，增大體系的總壓力，平衡向著氣體分子數(shù)減少的方向移動(dòng)，減小體系的總壓力，平衡向著氣體分子數(shù)增加的方向移動(dòng)。對(duì)反應(yīng)前后氣體分子數(shù)沒有變化的，反應(yīng)壓力對(duì)它們的平衡沒有影響。N2⑵+3H2⑵2NH3(g)溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響改變平衡系統(tǒng)的溫度，則平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)，而且平衡常數(shù)也會(huì)改變。升高溫度，平衡向吸熱方向移動(dòng)；降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。N2⑵+3H2(g)2NH3(g)

第三課酸堿平衡第一節(jié)酸和堿酸堿質(zhì)子理論在1884年瑞典科學(xué)家Arrhenins提出了電離理論，認(rèn)為：在水溶液中能電離出H+的物質(zhì)稱為酸；在水溶液中能電離出OH-的物質(zhì)稱為堿。這個(gè)理論把酸堿限制在水溶液中，并把堿僅限制為氫氧化物，不能用這個(gè)定義來解釋一些不在水溶液中進(jìn)行的酸堿反應(yīng)，例如：HCl，g，+NH危NH4C1HC1+NH3NH+C1為了克服電離理論的局限性，1923年土。二三三和Lowry提出了一種較全面的酸堿理論，稱為酸堿質(zhì)子理論。酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)稱為酸，凡能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)稱為堿。酸十堿HAc%、H十+Ac「f、H十+POFH30vsH+^OH-NH/筆■H^NH3酸和相應(yīng)的堿或堿和相應(yīng)的酸之間為共軛關(guān)系。把僅差一個(gè)質(zhì)子的一對(duì)酸堿稱為共軛酸堿對(duì)。例如：HAc的共軛堿是Ac-，Ac-的共軛酸為HAc，HAc及Ac-為共軛酸堿對(duì)。酸堿可以相互依存又相互轉(zhuǎn)化。第二節(jié)溶液的酸堿性H++OHH++OH-2298K時(shí)[H+][0H-]=Kw=1.0‘10-14式中Kw稱為水的離子積常數(shù)（ionizationproductofwater）它與溫度有關(guān)。不論是酸性溶液還是堿性溶液，都同時(shí)存在H+和0H-，僅僅是它們的相對(duì)含量不同而已。即：[H+[H+]=[0H-]=1.0‘10-7mol?L-1[H+]〉1.0‘10-7mol-L-1>[0H-][H+]<1.0‘10-7mol-L-1<[0H-]酸性溶液中堿性溶液中pH=Tg[H+]在常溫下，水溶液中[H+][0H-]=1.0Z10-14pH+p0H=14一、一元弱酸弱堿的電離平衡弱電解質(zhì)在水溶液中只有少部分電離成正負(fù)離子，大部分以分子狀態(tài)存在，導(dǎo)電能力較弱，例如，在HAc水溶液中，只有少數(shù)HAc分子在水分子的作用下生成H+和Ac-，另一方面一部分H+和Ac-又能相互碰撞，

吸引而重新結(jié)合成HAc。故弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的:HAc■H++Ac-在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速度與離子又結(jié)合成分子的速度相等時(shí)，電離過程即達(dá)到動(dòng)態(tài)平衡，稱為電離平衡。HAc」：H++Ac-達(dá)到平衡時(shí)，未電離分子濃度和已電離出來的各離子濃度不再改變，"[血一][HAc]嗎稱為電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。通常用Ka表示弱酸電離常數(shù)，簡稱酸常數(shù)；Kb表示弱堿電離常數(shù)，簡稱堿常數(shù)。嗎越大，電離程度越大，嗎與弱電解質(zhì)的本性及溫度有關(guān)，而與濃度無關(guān)。二、多元弱酸的電離平衡它的電離是分步進(jìn)行的稱為分步電離，如草酸h2它的電離是分步進(jìn)行的稱為分步電離，如草酸h2C2O4在溶液中H2H2C204、％一級(jí)電離

孔=5一9X1(PHCzOf-蘭H++HC?HCzOf-蘭H++HC?Oqz-4X105□jC三、鹽類的水解鹽類水解的實(shí)質(zhì)實(shí)驗(yàn)證明，鹽溶于水后，鹽的離子與水電離出的H+離子或0H-離子相互作用，生成弱酸或弱堿，引起水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)，改變了溶液中H+離子或0H-離子的相對(duì)濃度，所以溶液就表現(xiàn)出酸性或堿性。四、pH值對(duì)藥物存在形式的影響大多數(shù)藥物都是有機(jī)弱酸或弱堿，環(huán)境的pH值對(duì)它們的存在形式有很大影響。藥物在經(jīng)胃腸或皮膚粘膜吸收時(shí)，都必須通過細(xì)胞膜。由于細(xì)胞膜由磷脂層構(gòu)成，故藥物的脂溶性越

大越易經(jīng)膜吸收。因?yàn)椴粠щ姾傻姆肿颖葞щ姾傻碾x子脂溶性強(qiáng)，所以前者更容易吸收。CQQC00K第三節(jié)酸堿滴定大越易經(jīng)膜吸收。因?yàn)椴粠щ姾傻姆肿颖葞щ姾傻碾x子脂溶性強(qiáng)，所以前者更容易吸收。CQQC00K一、指示劑的作用原理指示劑的作用原理是：指示劑的分子結(jié)構(gòu)隨pH的變化而發(fā)生結(jié)構(gòu)互變，由于其共軛酸堿結(jié)構(gòu)的顏色不同，從而引起溶液顏色的變化。Hln—FT+InpH=pKHin±1稱為指示劑變色的pH范圍二、酸堿滴定曲線NflOHaiA*0.IOQ0mol-LNflOHaiA*0.IOQ0mol-L1曲"建U.IOOQ第四節(jié)緩沖溶液一、緩沖作用及緩沖溶液的概念純水或一般水溶液，常因外加酸堿或稀釋而改變?cè)械膒H值。但有一類溶液能抵抗外加的少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和稍加稀釋，而保持值基本不變。這種溶液稱為緩沖溶液。緩沖溶液對(duì)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稀釋的抵抗作用稱為緩沖作用。緩沖溶液之所以具有緩沖作用，是由于在緩沖溶液中含有足量的抗酸和抗堿兩種成分，通常把這兩種成分稱為緩沖對(duì)或緩沖系。緩沖對(duì)為共軛酸堿對(duì)。由弱酸及共軛堿或弱堿及其共軛酸組成。（弱酸鹽）（弱堿鹽）（弱酸鹽）（弱堿鹽）抗堿成分一共軛酸弱酸及其共軛堿抗酸成分（共軛堿）NaAc抗酸成分（共軛堿）NaAcNaHPO24NaHCO3Na2HPO4HAcH3PO4H2CO3NaHPO24弱堿及其共軛酸抗堿成分（共軛酸）NHCl抗堿成分（共軛酸）NHCl4NH3H2O

CHNHCHNHHCL（苯胺）（苯胺鹽酸鹽）二、緩沖作用原理以HAc-NaAc組成緩沖溶液為例，說明緩沖原理:HAc+H20一一H3O++Ac-NaAcNa++Ac-NaAc杭噸成分上述反應(yīng)中NaAc為強(qiáng)電解質(zhì)，完全以Na+、Ac-存在于溶液中，HAc在溶液中由于同離子效應(yīng)使之幾乎完全以分子狀態(tài)存在。所以在HAc-NaAc溶液中存有大量的HAc和Ac-,當(dāng)加入少量酸時(shí)，溶液中Ac-接受質(zhì)子平衡向生成HAc的方向（向左）移動(dòng)，故溶液pH不明顯改變。杭噸成分an+三、緩沖容量和緩沖范圍緩沖溶液的緩沖容量取決于總濃度及緩沖比。當(dāng)緩沖比為定值時(shí)，總濃度愈大，則緩沖容量愈大。當(dāng)緩沖比等于1時(shí)，緩沖溶液的緩沖容量最大。當(dāng)緩沖比在1/10和10/1之間時(shí)，溶液pH=pKa此時(shí)溶液具有較大的緩沖能力,稱為緩沖溶液的緩沖范圍。緩沖溶液的緩沖范圍：pH=pKa±1四、緩沖溶液的配制選擇合適的緩沖對(duì)，使所選緩沖對(duì)中共軛酸的pKa與欲配制的緩沖溶液的pH值盡可能相等或接近，偏離的數(shù)值不應(yīng)超過緩沖溶液的緩沖范圍。要有一定的總濃度保證在緩沖溶液中含有足量的抗酸成分和抗堿成分。一般在0.05?0.5mol?dm-3之間為宜。為了使緩沖溶液具有較大的緩沖容量，應(yīng)盡量使緩沖比接近于1。所選擇的緩沖系不能與反應(yīng)物或生成物發(fā)生作用。五、人體的緩沖體系和正常pH值的維持人體血液中有一個(gè)緩沖能力很強(qiáng)的的緩沖系，并有腎肺的調(diào)節(jié)作用使血液pH維持7.35-7.45之間。血漿中的緩沖系主要有：HCO?HCO-、HPO-?HPO2-和血漿蛋白一血漿蛋白鈉，在血漿中HCO主要以23324423溶解的形式存在，有下述平衡：（陷解）十E%。、.HiQOq-H"HCO；總平衡常裁H4總平衡常裁H4][HCOJ]、難溶電解質(zhì)的溶度積溶度積常數(shù)溶解：由于水分子和固體表面的粒子(離子或極性分子)相互作用，使溶質(zhì)粒子脫離固體表面成為水合離子或分子而進(jìn)入溶液的過程稱為溶解。沉淀：處于溶液中的溶質(zhì)粒子轉(zhuǎn)為固體狀態(tài)，并從溶液中析出的過程稱為沉淀。平衡：當(dāng)溶解的速度和沉淀的速度相等時(shí)，這時(shí)溶解和沉淀這兩個(gè)相反的過程便達(dá)到平衡即溶液是飽和溶液。對(duì)于任一難溶電解質(zhì)AmBn，在一定溫度下達(dá)到平衡時(shí)有：AmBnmAn++nBm-則Ksp=[An+]m[Bm-]n與其它平衡常數(shù)一樣，Ksp只與難溶電解質(zhì)的本性及溫度有關(guān)，而與溶解中離子的濃度無關(guān)。二、溶度積規(guī)則根據(jù)溶度積常數(shù)，可以判斷沉淀、溶解的方向。反應(yīng)商：一定溫度下，難溶電解質(zhì)溶液任意狀態(tài)時(shí)，各離子濃度冪的乘積，用符號(hào)Q表示。AmBnmAn++nBm-Q=(An+)m?(Bm-)nKsp:特指一定溫度下難溶電解質(zhì)飽和溶液中各離子濃度冪的乘積，為一常數(shù)。Q：是實(shí)際情況下各離子濃度冪的乘積。對(duì)于某溶液，其Ksp與Q間有下列三種情況：Q<Ksp表示溶液是不飽和的。Q=Ksp表示溶液是飽和的。Q>Ksp表示溶液是過飽和的。以上三點(diǎn)稱為溶度積規(guī)則，它是難溶電解質(zhì)與其離子間兩相平衡移動(dòng)的總結(jié)。三、沉淀的溶解Q<Ksp金屬氫氧化物沉淀的溶解：因?yàn)闅溲趸镏械腛H-是堿，所以遇到酸就會(huì)生成難離解的水。Mg(0H)2-、Mg2+十20H-平衡移動(dòng)的方向~2HCI2CI-十2H+n2H￡0第五課氧化與還原反應(yīng)第一節(jié)氧化還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì)氧化數(shù)氧化數(shù)是某元素一個(gè)原子的荷電數(shù)，這種荷電數(shù)由假設(shè)把每個(gè)化學(xué)鍵中的電子指定給電負(fù)性更大的原子而求得，類似與中學(xué)學(xué)的化合價(jià)。中學(xué)化合價(jià)記憶口訣：一價(jià)氫氯鉀鈉銀，二價(jià)氧鈣鋇鎂鋅。三鋁四硅五價(jià)磷，二三鐵、二四碳。一至五價(jià)都有氮，銅汞二價(jià)最常見。氧化還原共軛關(guān)系在氧化還原反應(yīng)中，得到電子的物質(zhì)稱為氧化劑（發(fā)生還原反應(yīng)），失去電子的物質(zhì)稱為還原劑（發(fā)生氧化反應(yīng)）。逐++*一ffZn偵+2廠--2「MnOr+SH++5e_Mn2++4H3Q（氧化劑）（還原劑）氧化還原共軛關(guān)系：還原依（氧化劑）+飲廠.，i■溯（近原劑）氧化2eZn+CW+=禁+4-CuZn-2e"=Zti2+（氧化反應(yīng)）Cu2++2e~=Cu（還原反應(yīng)）例題：0+10+2Fe+=糜4Fe2十+4-1+20MnO2+4HC1■_Cl2+Cl2+2H2O化合價(jià)升高的是還原劑，化合價(jià)降低的是氧化劑第二節(jié)氧化還原反應(yīng)方程式的配平氧化數(shù)法氧化數(shù)法的配平原則：氧化劑的氧化數(shù)降低總數(shù)必定與還原劑的氧化數(shù)升高總數(shù)相等。例：用氧化數(shù)配平反應(yīng)hno3+p——?hzpo4+no解：配平步驟如下：（1）找出氧化數(shù)發(fā)生改變的元素，并標(biāo)明其氧化數(shù)4-50+54-2HNO3+P?H3PO4+NO(2)計(jì)算氧化數(shù)的升(降)總數(shù)，并按照最小公倍數(shù)的原則確定系數(shù)+2-5=-3卜50+52HNO3+P?H3PO4+NO+5-0=+55HNO3+3P?3H3PO4+5NO用氧化數(shù)配平反應(yīng)FeS+HNO3NO+H2SO4+F6(NO3)3解:23+2-5=—3FeS-bHNO3/NO+H2SO4+F&(NO3)3-Fs—(―2)=-^

+3—2=-blFeS+3HNO??3NO+H2SO4+Fe(NO3)3FeS+6HNOs?SNO+H^S+FeCEO辦FeS+6HNOj=3NO+H倨成+F+2H2O第三節(jié)氧化還原滴定方法一、KMnO4法用KMnO4溶液作滴定劑時(shí)，根據(jù)被測物質(zhì)的性質(zhì)，可采用不同的滴定方式。直接滴定法許多還原性物質(zhì)，如FeSO、HCO、HO、Sn2+、Ti(III)、Sb(III)、As(III)、NO-等，可用KMnO42242224標(biāo)準(zhǔn)溶液直接滴定。返滴定法有些氧化性物質(zhì)，如不能用KMnO標(biāo)準(zhǔn)溶液直接滴定就可用返滴定法進(jìn)行滴定。4間接滴定法有些非氧化性或非還原性的物質(zhì)，不能用KMnO標(biāo)準(zhǔn)溶直接滴定或返滴定，就只好采用間接滴定法進(jìn)行4滴定。如測定Ca2+時(shí)，首先將Ca2+沉淀為CaCO，過濾，再用稀HSO將所得的CaCO沉淀溶解，然后用KMnO4242424標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定溶液中的C2O42-，間接求得Ca2+的百分含量。高錳酸鉀法的優(yōu)點(diǎn)是氧化能力強(qiáng)，一般不需另加指示劑。高錳酸鉀法的主要缺點(diǎn)是試劑常含有少量雜質(zhì)，因而溶液不夠穩(wěn)定。此外，又由于KMnO4的氧化能力強(qiáng)，能和很多還原性物質(zhì)發(fā)生作用，所以干擾也較嚴(yán)重。應(yīng)用實(shí)例鈣的測定其反應(yīng)如下：Ca2++C2O42-=CaC2O41(白)CaC2O4+2H+=Ca2++H2C2O45H2C2O4+2MnO4-+6H+=2Mn2++10CO2f+8H2O凡是能與Cq-定量生成沉淀的金屬離子，只要本身不與KMnO4反應(yīng)，都可用上述間接法滴定。二、重鉻酸鉀法K2Cr2O7容易提純，在140-150°C時(shí)干燥后，可以直接稱量，配成標(biāo)準(zhǔn)溶液。Z.^Cr；。：標(biāo)準(zhǔn)溶液非常穩(wěn)定，可以長期保存。K2c]o7溶液為桔黃色，宜采用二苯胺磺酸鈉或鄰苯氨基苯甲酸作指示劑。應(yīng)用實(shí)例7化學(xué)需氧量的測定又稱化學(xué)耗氧量（COD），是表示水體受污染程度的重要指標(biāo)。它是指一定體積的水體中能被強(qiáng)氧化劑氧化的還原性物質(zhì)的量，以氧化這些有機(jī)還原性物質(zhì)所需消耗的o2的量來表示。高錳酸鉀法適合于地表水、飲用水和生活用水等污染不十分嚴(yán)重的水體，而重鉻酸鉀法適用于工業(yè)廢水的分析。三、碘量法碘量法也是常用的氧化還原滴定方法之一。它是以I2的氧化性和I-的還原性為基礎(chǔ)的滴定分析法。因此，碘量法的基本反應(yīng)是I2+2e-=2I-[是一種較弱的氧化劑，能與較強(qiáng)的還原劑作用；而I-是一種中等強(qiáng)度的還原劑，因此碘量法又可以用直接的和間接的兩種方式進(jìn)行滴定。（一）直接碘量法可以直接用I2的標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定的并不多，只限于較強(qiáng)的還原劑，如：S2-、SO：-、Sn2+、S2O32-、AsO：-、SbO33-等。（二）間接碘量法TOC\o"1-5"\h\z在一定的條件下，用碘離子來還原，產(chǎn)生相當(dāng)量的碘，然后用Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液來滴定析出的I2,這種方法叫做間接碘量法或稱為滴定碘法。例如KCrO在酸性镕液中與過量的KI作用，析出的I用N；SO標(biāo)2272223準(zhǔn)溶液滴定。Cr2O：2-+6I-+14H+=2Cr3++3I2+7H2OI2+2S2O32-=2I-+S4O62-利用這一方法可以測定很多氧化性物質(zhì)，如ClO-、ClO-、CrO2-、IO-、BrO-、SbO3-、MnO-、MnO、AsO3-、34334424NO3-、NO2-、Cu2+、H2O2等等，以及能與CrO42-生成沉淀的陽離子，如Pb2+、Ba2+等，所以滴定碘法的應(yīng)用范圍相當(dāng)廣泛。224應(yīng)用實(shí)例銅礦石中銅的測定礦石經(jīng)HCl、HNO3、漠水和尿素處理成溶液后、用NH4HF2掩蔽試樣中的Fe3+，使其形成穩(wěn)定的FeF/-絡(luò)合物，并調(diào)節(jié)溶液的pH為3.5-4.0，加入KI與Cu2+反應(yīng)，析出的I2，用Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定，以淀粉為指示劑，反應(yīng)式如下：2Cu2++4I-=2CuII+I2I2+2S2O32-=2I-+S4O62-葡萄糖含量的測定6在堿性溶液中，I2與OH-反應(yīng)生成的IO-能將葡萄糖定量氧化：I2+2OH-=IO-+I-+H2OCH2OH（CHOH）4CHO+IO-+OH-=CH2OH（CHOH）4COO-+I-+H2O剩余的io-在堿性溶液中發(fā)生岐化反應(yīng)：423IO-=IO3-+I-酸化后上述岐化產(chǎn)物轉(zhuǎn)變成I2：IO3-+5I-+6H+=3I2+H2O最后，再用Na2S2O3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定:2S2O3+I2=2S4O62-+2I-第六課原子結(jié)構(gòu)和分子結(jié)構(gòu)第一節(jié)原子與離子的電子排布原子由原子核和電子組成，原子核由質(zhì)子和中子組成，核外電子繞原子核高速旋轉(zhuǎn)。元素的不同就在于質(zhì)子數(shù)的不同。原子的質(zhì)子數(shù)等于電子數(shù)。而化學(xué)性質(zhì)和核外電子排布情況決定的，因?yàn)榛瘜W(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)就是核外電子的得失。根據(jù)質(zhì)子數(shù)的個(gè)數(shù)，依次編號(hào)，標(biāo)示以H，He，Li，Be，B，于是有了周期表。第二節(jié)元素周期表周期vanurn第三節(jié)化學(xué)鍵周期vanurn化學(xué)鍵：分子中直接相鄰的兩個(gè)或多個(gè)原子之間的強(qiáng)相互作用，稱為化學(xué)鍵。按成鍵的方式不同，化學(xué)鍵可分為三種基本類型：離子鍵共價(jià)鍵金屬鍵離子鍵是由原子得失電子后，生成的正負(fù)離子之間靠靜電作用形成的化學(xué)鍵。共價(jià)鍵是由分子或晶體里原子間通過共用電子對(duì)所形成的化學(xué)鍵。金屬鍵是由金屬晶體中，依靠共用一些能夠流動(dòng)的自由電子使金屬原子或離子結(jié)合在一起形成的化學(xué)鍵。離子鍵：Na+Cl-，Ca2+O2-共價(jià)健：H-H，H-Cl,NN，H3C-CH3，H2C=CH2，hcch金屬鍵：Na，Mg，Al，K，Ca，F(xiàn)e，Cu...、化學(xué)鍵參數(shù)(Bondparameters)鍵能(Bondenergy,B.E.)鍵級(jí)(Bondorder，分子軌道法MO)鍵長(Bondlength)鍵角(Bondangle)鍵極性(Bondpolarity)鍵能(BondEnergy,B.E.)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)及在298K，把1mol理想氣體AB拆開，成為理想氣體A和B過程的焓變，稱為AB鍵的鍵能。(實(shí)質(zhì)上是AB鍵的離解能)AB(g,1X105Pa)一A(g,1X1Q5Pa)+B(g,1X1Q5Pa)B.E.=△rHm做(298K)B.E.f，鍵強(qiáng)度f鍵級(jí)(Bondorder)鍵級(jí)=分子中兩原子間共享電子對(duì)的數(shù)目例如：H3C-CH3鍵級(jí)=1H2C=CH2鍵級(jí)=2HCCH鍵級(jí)=3鍵長(BondLength)即分子內(nèi)成鍵兩原子核之間的平衡距離。同一類型的鍵：B.E.f，則鍵級(jí)f，鍵長I。分子H3C-CH3h2c=ch2HCoCHC-C鍵能/kJmol-1376720964鍵級(jí)123鍵長/pm154135121鍵角(Bondangle)即分子內(nèi)有共同原子的兩個(gè)化學(xué)鍵之間的夾角。例：CO2O=C=O鍵角=180°H2O鍵角=104.5°CH4鍵角=109°28’H2鍵角=180°鍵的極性鍵的極性是由于成鍵原子的電負(fù)性不同引起的。當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性相同時(shí)，核間的電子云密集區(qū)域在核間的中間位置，兩個(gè)原子核正電核所形成的正電荷重心和成鍵電子對(duì)的負(fù)電核重心恰好重合，這樣的共價(jià)鍵稱為非極性共價(jià)鍵。如h2、o2、n2、Cl2分子中的共價(jià)鍵就是非極性共價(jià)鍵。當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性不同時(shí)，核間的電子云密集區(qū)域偏向電負(fù)性較大的原子一端，使之帶部分負(fù)電核，而電負(fù)性較小的原子一端則帶有正電核，鍵的正電核重心與負(fù)電荷重心不重合，這樣的共價(jià)鍵稱為極性共價(jià)鍵。如HCl、HBr等。廿「非根性共價(jià)鍵例如：H二.*C0八"理［極性共價(jià)鍵例如；HCK成八皿H：直］、直聽、HC1.HFN泌'imimLmniiuLnLLiLiLiiuTmLig非極性鍵鍵的極性依次增強(qiáng)離子鍵二、離子鍵德國Kossel提出“離子鍵理論”。Na—Na++eCl+e一Cl-Na+Cl一Na+Cl-(靜電引力)離子化合物離子鍵：由正、負(fù)離子依靠靜電引力結(jié)合的化學(xué)鍵。離子鍵特點(diǎn)：無方向性；不飽和性一個(gè)離子周圍最緊密相鄰的異號(hào)離子的數(shù)目，稱為“配位數(shù)”，主要取決于離子半徑比r+/r-。例：NaCl晶體Na+：C.N.=6；Cl-：C.N.=6(C.N.—CoordinationNumber，配位數(shù))但較遠(yuǎn)的異號(hào)離子，也受吸引，盡管引力較小。離子鍵的強(qiáng)度用晶格能(LatticeEnergy,U)表示。(通常不用“鍵能”表示)。Uf，離子鍵強(qiáng)度f晶格能定義——互相遠(yuǎn)離的氣態(tài)正、負(fù)離子結(jié)合生成1mol離子晶體的過程所釋放的能量的相反數(shù)。例：Na+(g)+Cl-(g)=NaCl(s)則晶格能定義為：U=-△*。(7.1)U(NaCl)=-△rHm0=+776kJ.mol-i簡寫為：u8Z+Z-/r0r。一正負(fù)離子平衡距離（pm）z+、Z-一正負(fù)離子電荷絕對(duì)值；思考題：對(duì)NaCl、NaF、CaO、MgO晶體，它們的離子鍵鍵能大小排列順序是？答案：MgO>CaO>NaF>NaCl三、共價(jià)鍵共價(jià)鍵的本質(zhì)Heitler和London用量子力學(xué)方法處理2個(gè)H原子形成H2分子過程，得到鳥能量隨核間距變化的圖象。在平衡距離RO處形成穩(wěn)定的H2分子。22共價(jià)鍵的本質(zhì)：兩原子互相接近時(shí)，由于原子軌道重疊，兩原子共用自旋相反的電子對(duì)，使體系能量降低，而形成化學(xué)鍵（共價(jià)?。?。價(jià)鍵理論的基本要點(diǎn)把對(duì)氫分子的研究結(jié)果推廣到其他雙原子分子和多原子分子，便可歸納出現(xiàn)代價(jià)鍵理論的要點(diǎn)：自旋相反的未成對(duì)電子的原子相互接近時(shí)，可形成穩(wěn)定的共價(jià)鍵。若原子中沒有未成對(duì)電子，一般不能形成共價(jià)鍵。共價(jià)鍵數(shù)目取決于原子中未成對(duì)電子的數(shù)目。兩原子成鍵時(shí)，若雙方原子軌道重疊越多，成鍵能力越強(qiáng)，所形成的共價(jià)鍵越牢固。這稱為軌道最大重疊原理。若成鍵時(shí)，僅由一方單獨(dú)提供孤電子對(duì)，另一方提供空軌道，這樣形成的共價(jià)鍵稱為配位共價(jià)鍵，簡稱配位鍵。共價(jià)鍵的特征飽和性方向性共價(jià)鍵的方向示意圖：第四節(jié)分子間作用力一、分子的極性根據(jù)分子中正、負(fù)電荷重心是否重合，可將分子分為極性分子和非極性分子:正、負(fù)電荷重心相重合的分子是非極性分子；正、負(fù)電荷重心不相重合的分子是極性分子。對(duì)于雙原子分子，分子的極性與鍵的極性是一致的。對(duì)于多原子分子，由非極性共價(jià)鍵構(gòu)成的多原子分子仍是非極性分子。由極性共價(jià)鍵構(gòu)成的多原子分子是否是極性分子則決定與分子的空間構(gòu)型能否使鍵的極性相互抵消。如：CO、BeCl、CH、CCl是非極性分子。而HO、NH是極性分子。224423誘導(dǎo)偶極矩的大小與外電場的強(qiáng)度成正比。分子的極化不僅在外電場的作用下產(chǎn)生，分子間相互作用時(shí)也可發(fā)生，這正是分子間存在相互作用力的重要原因。排列下列作用力大小順序：極性分子之間的作用力極性分子與非極性分子之間非極性分子之間二、分子間作用力分子間存在著一種只有化學(xué)鍵的1/10到1/100的弱的作用力，它最早由荷蘭物理學(xué)家VanderWaals提出，故稱VanderWaals力。這種力對(duì)物質(zhì)的物理性質(zhì)如沸點(diǎn)、溶解度、表面張力等有重要影響。按作用力產(chǎn)生的原因和特性，這種力可分為取向力、誘導(dǎo)力和色散力三種。取向力由永久偶極的取向而產(chǎn)生的分子間吸引力稱為取向力。取向力發(fā)生在極性分子和極性分子之間。兩個(gè)極性分子相互作用示意圖誘導(dǎo)力由極性分子永久偶極與非極性分子所產(chǎn)生的誘導(dǎo)偶極之間的相互作用力稱為誘導(dǎo)力。誘導(dǎo)力發(fā)生在極性分子和非極性分子之間以及極性分子和極性分子之間。色散力由瞬間偶極而產(chǎn)生的分子間相互作用力稱為色散力。色散力存在于各種分子之間。氫鍵（hydrogenbond）氫鍵是由于與電負(fù)性極強(qiáng)的元素相結(jié)合的氫原子和另一分子中電負(fù)性極強(qiáng)的原子間所產(chǎn)生的引力而形成的。分子形成氫鍵必須具備兩個(gè)基本條件：1）分子中必須有一個(gè)與電負(fù)性很強(qiáng)的元素形成強(qiáng)極性鍵的氫原子。2）分子中必須有帶孤電子對(duì)、電負(fù)性大、原子半徑小的元素（F、O、N）。氫鍵通?？捎肵-H…Y表示，X和Y可相同也可不相同。氫鍵有兩種類型：分子間氫鍵；分子內(nèi)氫鍵。相同分子之間或不同分子之間形成的氫鍵稱為分子間氫鍵。同一分子內(nèi)形成的氫鍵稱為分子內(nèi)氫鍵。氫鍵鍵能的大?。汗矁r(jià)鍵〉氫鍵〉分子間力氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響：氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)、溶解度、密度、粘度等均有影響。氫鍵使物質(zhì)的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)升高。若溶質(zhì)和溶劑間能形成氫鍵，可使溶解度加大。若溶質(zhì)分子形成分子內(nèi)氫鍵，則在極性溶劑內(nèi)溶解度減小，而在非極性溶劑中溶解度增大。第七課配位化合物第七課配位化合物、配位化合物的定義往CuSO4的稀溶液滴加6mol/L的氨水不斷振搖，開始時(shí)有天藍(lán)色Cu(OH)2沉淀，繼續(xù)再加氨水時(shí)，沉淀消失。在溶液