分析化学总复习.ppt

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1、分 析 化 学,期末复习,第一章 溶液和胶体,第一节 溶液（一）分散系,（二）溶液组成的表示方法,第一章 溶液和胶体,第二节 稀溶液的依数性(难挥发非电解质的稀溶液）,下降,升高,降低,第二章 电解质溶液和解离平衡,标准平衡常数表示方法根据化学平衡移动的原理选择平衡移动的条件,吕查德里（Le Chatelier)原理：,改变平衡体系的外界条件时，平衡向着削弱这一改变的方向移动。（也称为化学平衡移动原理）。,可逆反应达到平衡状态后，反应条件（如浓度、压强、温度等）改变，使V正和V逆不再相等，原平衡被破坏，一段时间后，在新的条件下，正、逆反应速率又重新相等，即V正=V逆，此时达到了新的平衡状态平衡

2、的移动。改变平衡体系的外界条件时，平衡向着削弱这一改变的方向移动平衡移动原理（吕查德里原理)。,平衡的移动,逆：是可逆过程定：平衡时，反应混合物各组分的浓度保持一定，百分含量保持一定（表象）等：平衡时，v(正)v(逆)0（本质）动：平衡时，反应仍在不断地进行动态平衡。变：当外界条件变化时，平衡会移动,化学平衡的特征,正反应方向,减弱反应物浓度增大的趋势,负反应方向,吸热反应的方向,气体体积增大的反应方向,减弱生成物浓度增大的趋势,减弱温度升高的趋势,减弱压强降低的趋势,外界条件对化学平衡移动的影响,平衡常数,可逆反应：aA+bB cC+dD,一元弱酸弱碱的解离平衡,1.解离常数（酸度常数）,在

3、一定温度下，某一元弱酸(HA)，在水溶液中建立如下平衡HA A+H+其平衡常数为,Ka称为解离常数。Ka是水溶液中酸强度的量度，它的大小表示酸在水中释放质子能力的大小。,利用Ka值比较弱酸的强弱,对同类型的弱酸而言，可用Ka值比较它们的相对强弱：Ka值越大，则酸性越强，反之则越弱。例：Ka(HAc)=1.76 10-5 Ka(HCN)=4.93 10-10 HAC和HCN都是一元弱酸，但 Ka(HCN)Ka(HAc),故HCN是更弱的酸,2.解离度：定量表示电解质在溶液中解离程度的大小。达解离平衡时，已解离的分子数和分子总数之比。单位为一，可以百分率表示。通常0.1 molkg-1溶液中，强电

4、解质30%；弱电解质5%；中强电解质=5%30%。稀释定律：溶液浓度越稀，解离度越大。,解离常数和解离度的关系,当5%时，1-1,3.一元弱酸、弱碱溶液中离子浓度的计算若C/Ka 400或 5%，则平衡时，有H+C，则C H+C,这是计算一元弱酸溶液中H+离子浓度的最简公式。,例1：计算(1)0.1moldm-3和(2)1.010-5 molclm-3 HAC溶液中的 H+、AC-、HAC和，已知=1.810-5,解：(1)因为 很小，400，可用近似式计算,H+=AC-=1.310-3moldm-3,H+=C0,=1.310-2=1.3%,HAC=C0H+=0.11.310-3=0.0987

5、 moldm-3,(2),=400,需用精确式,H+=,=7.1610-6 moldm-3,=,1.盐效应,在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质时（由于离子强度增大，溶液中离子之间的相互牵制作用增大，分子化速率降低），使弱电解质的解离度略有增大盐效应。,例：在0.10molL-1 HAc溶液中加入NaCl使其浓度为0.10molL-1，则溶液中的H+由1.3210-3molL-1 增大为1.8210-3molL-1，HAc的解离度由1.32%增大为1.82%。,2.同离子效应,在弱电解质中，加入与该弱电解质有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质的电离度降低的现象同离子效应。,在HAc溶液中

6、，加入少量含有相同离子的NaAc，由于NaAc是强电解质，在水溶液中全部解离为Na+和Ac-，使溶液中Ac-的浓度增大，HAc在水中的质子平衡向左方向移动，从而降低了HAc的解离度。即,产生同离子效应时，必然伴随有盐效应，但同离子效应的影响比盐效应要大得多，所以一般情况下，不考虑盐效应液不会产生明显影响。,缓冲溶液的组成,1）弱酸及其对应盐：HAc NaAc2）多元弱酸的酸式盐及其次级盐：NaH2PO4 Na2HPO43）弱碱及其对应盐：NH4Cl NH3,相关公式,相关公式,有弱才水解，谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强呈中性。,盐类水解的规律,水解,水解,不水解,强烈水解,弱碱阳离子

7、,弱酸阴离子,无,阴、阳离子,弱碱,弱酸,无,弱酸、弱碱,酸性,碱性,中性,具体判断,酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含氢原子的分子或离子的物种。（质子的给予体）碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子的物种。（质子的接受体）,酸碱的定义：,END,溶液酸碱性,（2）溶度积和溶解度的关系,两者之间有联系也有差别：与溶解度概念应用范围不同，Ksp只用来表示难溶电解质的溶解度；Ksp不受离子浓度的影响，而溶解度则不同。用Ksp比较难溶电解质的溶解性能只能在相同类型化合物之间进行，溶解度则比较直观。,Example 1,Solution,对,对,沉淀的生成,例：将410-3molL-1的AgNO3

8、溶液与410-3molL-1的NaCl溶液等体积混合能否有沉淀析出？Ksp(AgCl)=1.810-10mol2L-2,解：只有当 Qc Ksp时，离子才能生成沉淀。混合后：Ag+=2 10-3molL-1,Cl-=2 10-3molL-1 Qc=Ag+Cl-=2 10-3molL-1 2 10-3molL-1=4.0 10-6mol2L-2 1.810-10mol2L-2 QcKsp,所以有AgCl沉淀析出。,练习：将410-3molL-1的Pb(NO3)2溶液与410-3molL-1的KI溶液等体积混合能否有沉淀析出？Ksp(PbI2)=7.110-9mol3L-3,解：Qc=pb2+I-

9、2=2 10-3molL-1(2 10-3molL-1)2=810-9 Ksp(PbI2)所以有PbI2沉淀析出。,第三章 氧化还原反应,Zn+,CuSO4,Cu+,ZnSO4,H2+,Cl2,2H Cl,本质：电子得失或电子偏移,氧化还原反应的本质,1.,2.,第二节 电极电位,原电池原理 标准电极电位 影响电极电位的因素,（一）电极电位的产生金属的平衡电势,M,M,由于双电层的电性相反，故产生电位差（电位）能斯特的双电层理论（德）,e-,不活泼金 属,活泼金属,Mn+,Mn+,标准状态：当测定温度为298.15K,溶液中组成电极的离子浓度为1molL-1，气体的分压为100kPa，液体或固

10、体都是纯物质。在标准状态下的电极电势叫做标准电极电势。,(三)标准电极电位的测定,测量方法被测电极与标准氢电极组成原电池，测电动势即可。,第四章 配位化合物,配合物的基本概念（形成体、配位体、配位原子、配位数、单基配位体、多基配位体）配合物的价键理论,（1）配合物一般都具有特殊的稳定性。（2）大多数配合物具有特殊颜色。（3）配体取代反应一般向生成更稳定配离子的方向 自发进行的。（4）两种配离子的稳定常数相差越大，取代反应进 行得越完全。（5）利用配离子的稳定常数还可以计算有关配离子 电对的电极电势，判断含配离子的电对中金属 离子的氧化还原性的相对强弱。,第五章 定量分析化学概论,定量分析的分类

11、定量分析中的误差有效数字运算误差的分类,根据操作方法及用量,根据组分在试样中的相对含量,（三）准确度与精密度的关系 a:准确度 表示测量结果的准确性，以真值为标准，由系统误差与随机误差 决定。b:精密度 表示测定结果的重现性，以平均值为标准，仅由随机误差决定。,A.准确且精密 B.精密但不准确 C.准确但不精密 D.不准确不精密 结论：1）精密度是保证准确度的前提 2）精密度好，准确度不一定好，可能有系统误差存在 3）精密度不好，衡量准确度无意义。4）在确定消除系统误差的前提下，精密度可表达准确度。5）只有精密度高、准确度高的测定数据才是可信的，即应 以两方面来衡量测定结果的好坏。,提高分析结

12、果准确度的方法选择合适的分析方法减少测量误差消除测定过程中的系统误差 进行空白试验消除试剂误差 进行对照试验消除方法误差 进行仪器校正消除仪器误差4增加平行试验次数，减少偶然误差,修约规则：四舍六入五留双,三、有效数字的运算法则,尾数,=5,其后为“0”,其后为非“0”，进位。,尾数前是偶数，弃去,尾数前是奇数，进位,例如：修约为三位有效数字 45.55645.6，2.1250 2.12，4.0150 4.02,修约成三位有效数据如：4.5244.52如：4.5264.53,运算规则（先计算，后修约）：A、加减法运算：保留有效数字的位数以小数点后位数最少的为准，即以绝对误差最大的为准。如:0.

13、0121+25.64+1.05782=?0.01+25.64+1.06=26.71 或者根据计算器相加得 0.012125.641.0578226.70992 最后修约为26.71,B、乘除法运算：保留有效数字的位数以有效数字最少的为准，即以相对误差最大的为准。如：计算：0.012125.641.05782？有效数字最少为三位 0.012125.61.060.328或者根据计算器相乘得 0.012125.641.057820.3281823 最后修约为0.328,总结：有效数字的运算规则有效数字的取舍采取“四舍六入五留双”的原则；加减法：结果有效数字的保留，取决于绝对误差最大(小数点后位数最少

14、)的数；乘除法：结果有效数字的保留，取决于相对误差最大(有效数字最少)的数；计算过程中可暂时多保留一位有效数字；,滴定分析法概述,了解滴定分析对化学反应的要求；了解滴定分析法的分类 掌握标准溶液的配制；掌握滴定分析法的研究步骤，掌握滴定分析法的原理，滴定分析法的终点指示方法及被测物的浓度、百分含量的计算,标准溶液的配制和浓度表示方法（一）标准溶液的配制1.直接配制法（1）定义：在分析天平上准确称取一定质量的某物质，溶解于适量水后定量转入容量瓶中，然后稀释、定容并摇匀。根据容质的质量和容量瓶的体积，即可计算该溶液的浓度。如配制0.01mol/L的碳酸钠标准溶液1000ml,碳酸钠的 M=105.

15、99（2）使用范围：基准物质,（3）基准物质的条件：a.试剂的纯度要高。99.9%以上 b.组成恒定，与化学式完全相符。若含结晶水，其含量应固定并符合化学式 c.试剂相当稳定，在配制和贮存中不会发生变化（烘干不分解，称量不吸湿，不吸收空气中CO2，在空气中不被氧化。d.试剂的摩尔质量较大，可减小称量误差。说明：使用基准物质时，需要预先干燥。,2.间接配制法（标定法）(1)使用范围：试剂不符合基准物质的条件(2)定义：先配成近似浓度的溶液，然后利用该物质与某基 准物质或另一种标准溶液之间的反应来确定其准确浓度，这就是间接配制法。这一操作过程称标定。如：NaOH 易吸收水分和二氧化碳 浓HCl 易

16、挥发 KMnO4 易分解,(3)标定方法,用基准物质标定用另一标准溶液标定（浓度的比较）,准确度较高,标定时应注意的事项（1）标定时应平行测定34次，至少23次，并要求测定结果的相对偏差不大于0.2。（2）为了减小测量误差，称取基准物质的量不应太少；滴定时消耗标准溶液的体积也不应太少。（3）配制和标定溶液时使用的量器，如滴定管、容量瓶和移液管等，在必要时应校正其体积，并考虑温度的影响。（4）标定后的标准溶液应妥善保存。,第十三章 酸碱滴定法,指示剂的选择原则滴定曲线一元弱酸弱碱直接滴定的条件,几种酸溶液计算(H+)的公式及使用条件,(a)精确计算式,(b)近似计算式，应用条件：cKa20Kw,(c)最简式，应用条件：c/Ka500;cKa20Kw,一元弱酸,第十四章 氧化还原滴定法,电极电位；条件电位及影响因素；,第十五章 分光光度法,朗伯-比耳定律,