【应用化工系】 基础化学——教案


                                                            
 
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课程名称 基础化学
  第一章 课题  物质及其变化 课型 理论课
授课班级 13级应用化工班 授课
时间
 
3课时 授课教师 姚洁洁
学习目标 专业能力 掌握理想气体状态方程、气体分压定律;气体的蒸汽压以及液体沸点的含义及应用;掌握盖斯定律和标准生成焓。
核心能力 会利用理想气体状态方程、气体分压定律进行有关计算;会正确书写热化学方程式,明确其含义;会正确计算化学反应的反应热。
教学方法 案例分析法、教学媒体—板书一体化教学等
教学回顾  
                 
 
 
教学环节

时间分配
 
教学过程(教学内容和教学方法)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
教学过程:
案例导入
 
第一节 物质的聚集状态
一、气体
1、理想气体状态方程
理想气体状态方程(equation of state of ideal gas),描述理想气体状态变化规律的方程。
其状态参量压强p、体积V和绝对温度T之间的函数关系为:
PV= =nRT
式中R是摩尔气体常数;p为气体压力,单位Pa;V为气体体积,单位m3;n为气体的物质的量,单位mol,T为气体的热力学温度,单位K。
2.气体分压定律
道尔顿分压定律:理想气体混合物的总压力为各组元气体分压力之和。
分压定律共有两种表达方式:
1)混合气体中各组分气体的分压之和等于混合气体的总压。 
数学表达式:P=P1+P2+P3+...
2)当混合气体个组分之间不发生反应时,理想气体定律同样适用于气体混合物,此时将混合气体作为一个整体。假设混合气体中各组分气体物质的量之和为n总,该混合气体在T摄氏度时产生的总压为P总,此时该混合气体所占体积为V。
,根据理想气体状态方程式可得:PV=nRT   ①
假设该混合气体中任意一个组分气体的物质的量为ni,分压为Pi
将②/①可得:Pi/P=ni/n
Pi=P×ni/n该组分气体的摩尔分数
例题:练习
  ﹡3、混合气体分体积
公式:Pi/P=Vi/V总    或Pi=(Vi/V)P
分体积定律和分压定律在化学计算中的应用
例1有一混合气体,体积为100毫升,压强为101.3kPa ,首先用NaOH溶液吸收其中的CO2,剩余体积为97.1毫升,再用焦性没食子酸液吸收其中的O2,剩余体积为96毫升,再用浓硫酸溶液吸收其中的乙烯,剩余体积为63.2毫升,已知混合气体中有CO2、O2、乙烯、H2,试求各组分气体的摩尔分数和分压。
解答此题,要用到气体分体积定律和分压定律。
分体积定律(1811年由阿末加提出)
P1==P2==P(总)
V(总)==V1 + V2
由理想气体状态方程(PV== nRT), 有
V1==(n1/P)RT
V2==(n2/P)RT
式中n1是气体1的摩尔数,n2是气体2的摩尔数
n(总)== n1 + n2
推论:
V1 / V2== n1 / n2
V1 / V== n1 / n
V2 / V== n2 / n

分压定律(1801年由道尔顿提出)
V1==V2==V(总)
P(总)==P1 + P2。
由理想气体状态方程(PV== nRT),有
P1==(n1/V)RT
P2==(n2/V)RT
推论:
P1 / P2== n1 / n2
P1 / P== n1 / n
P2 / P== n2 / n
联系分体积定律和分压定律的桥梁是摩尔数。
解:
依题意,
CO2的体积分数==(100--97.1)/ 100==0.029
O2的体积分数==(97.1--96)/ 100==0.011
乙烯的体积分数==(96—63.2)/ 100==0.328
H2的体积分数==63.2 / 100==0.632
各组分气体的摩尔分数==体积分数

由分压定律
CO2的分压==0.029×101.3kPa
O2的分压==0.011×101.3kPa
乙烯的分压==0.328×101.3kPa
H2的分压==0.632×101.3kPa
4、液体
理解液体的蒸汽压、沸点的含义及应用。
5、固体
了解固体的物理存在形态以及特点。
﹡6、等离子体
第二节 化学反应中的质量关系和能量关系
1.  质量守恒定律
2.  反应热效应、焓变
   反应热效应可以分为恒容热效应Qv或恒压热效应Qp
Qv=U2-U1=△U (与系统状态函数热力学能U有关)
          Qp = H生成物-H反应物=△H(与系统状态函数焓H有关)
3、热化学方程式、热化学定律
注意正确书写热化学方程式,掌握有热化学定律的有关计算。
4.生成热(生成焓)
掌握化学反应的热效应的有关计算。
      本章知识结构图
      本章小结与思考练习题
 
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课程名称 基础化学
  第二章 课题 化学反应速率和
化学平衡
课型 理论课
授课班级 13级应用化工班 授课
时间
 
4课时 授课教师 姚洁洁
学习目标 专业能力 熟悉化学反应速率的概念和表示方法;掌握化学平衡的概念、化学平衡移动原理及有关计算;了解化学平衡移动原理在化工生产中的应用。
核心能力 会利用速率理论解释反应速率的快慢,理解浓度、温度及催化剂对反应速率的影响;会进行化学平衡的有关计算;能用化学反应速率理论和平衡移动原理进行适宜反应条件的选择。
教学方法 案例分析法、教学媒体—板书一体化教学等
教学回顾  
                 
 
 
教学环节

时间分配
 
教学过程(教学内容和教学方法)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
教学过程:
案例导入
 
第一节化学反应速率
熟悉化学反应速率的概念和表示方法。
第二节影响反应速率的因素
化学反应速率的大小首先决定于反应物的本性。此外,还受浓度、温度、催化剂等外界条件的影响。
1.浓度对反应速率的影响  经验速率方程
对于元反应,其反应速率与各反应物浓度幂的乘积成正比。浓度指数在数值上等于元反应中各反应物前面的化学计量数。
        aA + bBy → Yz + Z
有反应速率方程:  v = k [c(A)]a [c(B)]b
其中k为浓度表示时的反应速率常数。对于指定的反应速率来说,k值与温度、催化剂等因素有关,而与浓度无关。
   2.温度对反应速率的影响
   3.催化剂与反应速率
了解催化剂的类型、特性以及工业用途。
   4、了解影响反应速率的其他因素
第三节   化学平衡
1.  可逆反应与化学平衡
﹡2.实验平衡常数的概念
  3.标准平衡常数
对于既有固相A,又有B和D的水溶液,以及气体E和H2O参与的一般反应,其通式为
aA(s)+ bB(aq) 4a36acaf2edda3cc4407cd6701e93901203f9291 dD(aq) + fH2O + eE(g)
系统达到平衡时,其标准平衡常数表达式为
Kθ=
标准平衡常数(Kθ):表达式中,溶质以相对浓度表示,即该组分的平衡浓度Ci除以标准浓度Cθ的商;气体以相对分压表示,即该组分的平衡分压Pi除以标准分压Pθ的商。以平衡时的生成物各组分的相对浓度和相对分压之积为分子,反应物各组分的相对浓度和相对分压之积为分母,各组分相对浓度或相对分压的指数等于反应方程式中相应组分的计量系数。
2)书写和应用平衡常数需注意以下几点:
讨论:
1、Kθ的表达式中一定要用组分的平衡状态时的浓度、分压。同样的表达式,取用任意状态(非平衡状态)时的浓度、分压进行类似的计算,所得结果称为反应商(Q)。  
2、Kθ也称为热力学平衡常数,区分经验平衡常数KP、KC。
3、标准平衡常数并不是指反应正在标准状态下进行。相对浓度和相对分压是平衡浓度、分压“相对于”标准浓度、分压的一个无量纲数值,具有相对“标准态’的含义。
4、纯固、液态组分,浓度看作常数1,不列入表达式中。
 5. Kθ与浓度无关,是温度的函数。
化学反应的平衡常数随温度而改变,使用时必须注意相应的温度。
  3)平衡常数的意义
 
本章知识结构图
      本章小结与思考练习题
 
 
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课程名称 基础化学
  第三章第四节 课题     同离子效应和缓冲溶液 课型 理论课
授课班级 13级应用化工班 授课
时间
 
2课时 授课教师 姚洁洁
学习目标 专业能力 1、讨论离子浓度对解离平衡的影响;
2、掌握同离子效应和缓冲溶液的组成;
3、了解缓冲溶液的缓冲原理。
核心能力 使学生能够认识到铜离子效应和缓冲溶液,并能够学会拓展知识范围了解缓冲溶液的应用,将所学内容联系运用到化工生产中去,甚至初步了解缓冲溶液在医学和生化上的应用。
教学方法 案例分析法、教学媒体—板书一体化教学、讨论分析法等
教学回顾  
                 
 
教学环节

时间分配
 
教学过程(教学内容和教学方法)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
教学过程:
第一节  强电解质溶液
  强电解质溶液的表观解离度、活度。
第二节  水的解离和溶液的PH
1、水的解离平衡
2、溶液的酸碱性和PH
3、酸碱指示剂
第三节弱酸弱碱的解离平衡
1、一元弱酸、弱碱的解离平衡
2、解离度
一元弱酸:
 
一元弱碱:
 
稀释定律:
 
3、一元弱酸、弱碱溶液中离子浓度及PH的计算
例题:(2)(3)
4、多元弱酸的解离平衡
例题:(4)
第四节同离子效应和缓冲溶液
1、同离子效应
理解什么是同离子效应。
 例题:(5)
2、缓冲溶液
1)缓冲溶液及缓冲作用的原理
2)缓冲溶液PH的计算
一元弱酸及其盐组成的缓冲溶液H+浓度及PH的通式:
 
一元弱碱及其盐组成的缓冲溶液H+浓度及PH的通式:
 
 
例题:(6)(7)
第五节盐类的水解
1、盐的水解  水解常数  水解度
1)弱酸强碱生成的盐
水解常数  KhΘ=
2)强酸弱碱盐的水解
水解常数  KhΘ=
3)弱酸弱碱盐的水解
水解常数  KhΘ=
4)强酸强碱盐
水解常数  KhΘ=
5)多元弱酸的水解
2、盐溶液PH的简单计算
例题:(8)(9)
由例8、例9可以得到盐类水解的另两个通式,即:
一元弱酸强碱盐:
一元强酸弱碱盐:
3、影响水解平衡的因素
 盐的本性、浓度、温度、酸碱度的影响
4、盐类水解平衡的移动及其应用
第六节沉淀—溶解平衡
1、沉淀—溶解平衡  溶度积
2、溶解度与溶度积的相互换算
例题:(10)(11)(12)
第七节溶度积规则及其应用
1、溶度积规则
根据沉淀与溶液情况,可以归纳出沉淀的生成和溶解规律。把离子积(Q)和Kθsp相比较,有以下三种情况:
1)Q >Kθsp ,溶液呈过饱和状态,有沉淀从溶液中析出,知道溶液呈饱和状态。
2)Q <Kθsp ,溶液是不饱和状态,无沉淀析出。若系统中原来就有沉淀,则沉淀开始溶解,知道溶液饱和。
3)Q =Kθsp ,溶液为饱和状态,沉淀和溶解处于动态平衡。
2、沉淀的生成
1) 生成沉淀的条件
例题: (13)(14)
2) 沉淀的完全程度
3) 同离子效应
例题: (15)
4) 盐效应
3、分步沉淀
例题: (16)(17)
由例题得出的结论以及必须注意的是事项。
4、沉淀的溶解
     1)转化成弱电解质
     2)发生氧化还原反应
     3)生成难解离的配离子
     4)转化为另一种沉淀再行溶解
 
本章知识结构图
      本章小结与思考练习题
 
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课程名称 基础化学
  第三章  ( 2 ) 课题      电解质溶液和
 离子平衡
课型 理论课
授课班级 13级应用化工班 授课
时间
 
4课时 授课教师 姚洁洁
学习目标 专业能力 熟悉弱电解质、强电解质和难容电解质的特点;掌握一元弱酸、弱碱电离平衡及有关计算,了解多元弱酸的电离平衡;熟悉同离子效应的概念及缓冲溶液的缓冲作用原理;掌握溶度积规则,掌握分步沉淀和沉淀转化的原理。
核心能力 会进行KaKb之间的计算;会进行各类溶液酸碱性的有关计算;会进行溶度积Kθsp的有关计算,能运用溶度积规则判断沉淀的生成或溶解。
教学方法 案例分析法、教学媒体—板书一体化教学等
教学回顾  
                 
 
 
教学环节

时间分配
 
教学过程(教学内容和教学方法)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
教学过程:
   第六节   沉淀—溶解平衡
1、沉淀—溶解平衡  溶度积
溶度积常数
 
 
 
 
 
 
 
2、溶解度与溶度积的相互换算
例题:(10)(11)(12)
溶解度与溶度积之间的简单换算,在某些情况下往往会出现偏差,甚至完全不适用。
 
 
 
   第七节   溶度积规则及其应用
1、溶度积规则
根据沉淀与溶液情况,可以归纳出沉淀的生成和溶解规律。把离子积(Q)和Kθsp相比较,有以下三种情况:
1)Q >Kθsp ,溶液呈过饱和状态,有沉淀从溶液中析出,知道溶液呈饱和状态。
2)Q <Kθsp ,溶液是不饱和状态,无沉淀析出。若系统中原来就有沉淀,则沉淀开始溶解,知道溶液饱和。
3)Q =Kθsp ,溶液为饱和状态,沉淀和溶解处于动态平衡。
    2、沉淀的生成
1) 生成沉淀的条件
例题: (13)(14)
2) 沉淀的完全程度
3) 同离子效应
例题: (15)
4) 盐效应
    3、分步沉淀
例题: (16)(17)
由例题得出的结论以及必须注意的是事项。
   4、沉淀的溶解
     1)转化成弱电解质
     2)发生氧化还原反应
     3)生成难解离的配离子
     4)转化为另一种沉淀再行溶解
 
本章知识结构图
      本章小结与思考练习题
 
 
教案首页
课程名称 基础化学
  第四章 课题  氧化和还原 课型 理论课
授课班级 13级应用化工班 授课
时间
 
 
课时
授课教师 姚洁洁
学习目标 专业能力 1、掌握氧化还原反应的基本概念及其配平;
2、掌握原电池的组成、原理、电极反应和电池反应关系;
3、了解电极电势的概念,熟悉能斯特方程,掌握电极电势的应
用。
 4、了解元素电势图的意义。
核心能力 使学生能够掌握原电池的原理和应用,了解这类反应和电化学的亲密关系,初步学会利用化学反应制取新物质获得能源(化学热能和电能)。
教学方法 案例分析法、教学媒体—板书一体化教学、讨论分析法等
教学回顾  
                 
 
 
教学环节

时间分配
 
教学过程(教学内容和教学方法)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
教学过程:
一、回顾已学知识(     )
1.  弱酸弱碱的解离,盐类的水解,以及二者的区别。
2.  缓冲溶液的组成、原理、配置以及应用。
二、引入新课(      )
初中化学反应实验中能量的转换,原电池能量的转换以及转换原理。举例生活中所需电能,最普遍的手机电池:锂电池等。
三、新课讲解(      )
第一节   氧化还原反应的基本概念
(1)  氧化值(新概念),即是价态。
确定氧化值的一般原则,认定氧化剂、还原剂以及氧化产物和还原产物。
(2)  氧化还原电对(涉及半反应和电极反应)
(3)  常见的氧化剂和还原剂
在氧化剂中应含有高氧化态的元素;相反在还原剂中必含低氧化态的元素。若元素处于中间价态,则既可为氧化剂亦可为还原剂。
(4)  氧化还原反应方程式的配平(简单的氧化值法配平,离子配平法不涉及)
第二节   氧化还原反应与原电池
(1)  原电池的组成
以铜锌原电池为例:

 

(2)  原电池装置可以用电池符号来表示:

(3)  电动势的电动势  符号E
电动势:电流产生的原因,存在势差。
又因为氧化还原物种之间的得失电子而导致存在电势差。
第三节   电极电势(重点)
(1)  标准电极电势及其测定
参比电极:标准氢电极----了解氢电极装置,标准电极电势为0.

附录:氧化还原电对的标准电极电势表
(2)  电极电势的计算:能斯特方程
 
 
 
 
例题:(3)(4)(5)
        第四节    电极电势的应用
(1)  氧化剂和还原剂的相对强弱
例题(8)
(2)  氧化还原反应进行的方向
 
(3)  氧化还原反应进行的程度
氧化还原反应的平衡常数和对应电对的标准电势差值之间的关系:
 
 
 
 
可见氧化还原反应平衡常数的对数与该反应的两个电对的标准电极电势的差值(或者说该反应对应的电池的标准电极电势)成正比,电极电势差值越大,平衡常数就越大,反应进行得就越彻底。
(4)  元素电势图及应用

应用:----判断某物质能否发生歧化反应
      ----**综合评价元素及其化合物的氧化还原性质
本章知识结构图
      本章小结与思考练习题
 
 
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课程名称 基础化学
  第七章 课题 配位化合物 课型 理论课
授课班级 13级应用化工班 授课
时间
 
 
课时
授课教师 姚洁洁
学习目标 专业能力 1、掌握配位化合物的组成及命名方法;
2、熟悉溶液中配位平衡的基本规律及其影响因素。
核心能力 1、了解螯合物的概念及其特殊稳定性,了解配合物在化工和分析方面的应用;
2、会对简单配合物按化学式命名,或按名称写出化学式。
教学方法 案例分析法、教学媒体—板书一体化教学、讨论分析法等
教学回顾  
                 
 
 
教学环节

时间分配
 
教学过程(教学内容和教学方法)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
教学过程:
一、  回顾--温故知新
以PPT呈示元素周期性变化以及晶体类型,以加深学生对上节课内容的理解和记忆。
二、观察--思考讨论
用牛血和草木灰(碳酸钾)等混合物供热制得了配合物亚铁氰化钾           
(俗称黄血盐),迄今已近300年。
本章对配合物的组成、结构做初步介绍,并在化学平衡的基础上讨论溶液中配离子的稳定性,配位反应与酸碱反应、沉淀反应、氧化还原反应的相互关系及其应用。
三、新课讲解(      )
第一节  配位化合物的基本概念
(一)配位化合物的组成
(二)配位化合物的命名
命名原则:
配离子的命名是在配体和中心离子之间加上“合”字。配体命名中,阴离子配体在先,中性分子在后,中间用圆点分开。如果配体是两种以上的阴离子或中性分子时,则按配位原子元素符号的字母顺序排列。配体数目一汉字数字标于配体名称之前,中心离子的名称后面加括号用罗马字表明其氧化值。
 
 
 
第二节  配位化合物的结构(了解)
1、配位化合物中的化合键
2、杂化轨道与配位化合物的空间构型
3、內轨配合物和外轨配合物
         第三节  配位化合物在水溶液中的状况、
 一 、配位平衡
 
 
 二 、配合物稳定常数的应用
1、比较同类配合物的稳定性;
2、应用配合物的稳定常数,可以进行某些组分浓度的计算。(了解讨论)
例题1、例题2
 三 、 配位平衡的移动及其应用
     配位平衡的移动同样遵循化学平衡移动的规律,当增加配体浓度时,平衡会沿着生成配离子的方向移动,即抑制了配离子的解离,增强了配离子的稳定性。此外,溶液的酸碱性、沉淀反应、氧化还原反应等对配位平衡也会产生影响。
1、配位平衡与酸碱平衡
 
2、配位平衡与沉淀平衡
 
3、配位平衡和氧化还原平衡
 
4、配合物之间的转化
 
综上所述可得配合物之间转化的规律:在溶液中,配离子之间的转化总是向着生成更稳定配离子的方向进行,转化的程度取决于两种配离子稳定常数的大小。稳定常数相差越大,转化就完全。
         第四节     螯合物
前面讨论的配合物中,配体都是单齿的,本节讨论由多齿配体所形成的配合物。
一 、螯合物的概念
当多齿配体中的多个配位原子同时和中心离子键合时,可形成具有环状结构的配合物,这类具有环状结构的配合物称为螯合物。多齿配体称为螯合剂,它与中心离子的键合也称为螯合。
例如;
??与双齿配体乙二胺(en)反应:
 
 
二 、螯合物的特性
1、在中心离子相同、配位原子相同的情况下,形成螯合物要比形成配合物稳定。
2、螯合物中所含的环越多其稳定性就越高。
3、某些螯合物呈特征的颜色,可用于金属离子的定性鉴定或定量测量。
         第五节     配合物形成体在周期表中的分布
 
 
 
 
 
本章知识结构图
      本章小结与思考练习题
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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