无机与分析化学复习

1、无机与分析化学复习资料第一部分 复习提纲第6章 氧化还原平衡和氧化还原滴定法1. 氧化还原的基本概念（1）氧化数 ：氧化数是指元素原子的荷电数。 （2）氧化还原反应 ：在化学反应中，若反应前后有元素的氧化值发生变化，这样的化学反应称为氧化还原反应。（3）氧化还原电对 ：氧化剂与其还原产物、还原剂与其氧化产物组成的电对称为氧化还原电对，简称电对。2. 原电池和电极电势（1）化学反应作为电池反应的原电池符号 （2）电极反应 （3）标准电极电势3. 影响电极电势的因素（1）用Nernst方程计算各种类型电极的电极电势 （2）计算氧化型、还原型形成沉淀时电对的电极电势4. 电极电势的应用（1）判断原电

2、池的正负极、计算电动势；（2）比较氧化剂、还原剂的相对强弱；（3）判断氧化还原反应的方向；（4）判断氧化还原反应的程度。5. 元素电势图及其应用 （1）元素电势图 （2）元素电势图的应用1.判断原电池的正负极，计算电动势；2.比较氧化剂和还原剂的相对强弱；3.判断氧化还原反应进行的方向；4.判断氧化还原反应进行的程度；5.设计原电池测量(计算)反应的平衡常数6. 氧化还原滴定法（1）条件电极电势 定义和测定方法（2）氧化还原滴定曲线 滴定分数、对称电对间滴定的计量点电势的计算、影响滴定突跃的因素（3）氧化还原滴定的预处理 为什么要预处理以及对预处理剂的要求（4）氧化还原滴定的指示剂 三类指示剂

3、、氧化还原指示剂的变色原理（5）高锰酸钾法 高锰酸钾标准溶液的配制和标定 用草酸钠标定高锰酸钾标准溶液的反应条件 高锰酸钾法测铁（6）重铬酸钾法 重铬酸钾法测铁（7）碘量法 直接碘量法和间接碘量法 碘和硫代硫酸钠标准溶液的配制和标定 碘和硫代硫酸钠反应的适宜条件 碘量法测铜（8）氧化还原滴定结果的计算 滴定结果的计算、称样量的估算第8章 化学键和分子结构1. 离子键离子键的强度、晶格能与离子晶体的硬度和熔点、离子的特征、离子半径、离子的电子构型；离子晶体立方晶系三种典型的离子晶体的结构特征、离子半径与配位数；离子极化 正离子的极化作用与负离子的变形性、离子极化物质性质的影响2. 共价键（1）价

4、键理论价键理论的基本要点、原子轨道的重叠与共价键的特征和类型；共价键的键参数键能、键长和键角（2）杂化轨道理论 s、p 杂化的三种类型与分子的空间构型、不等性sp3杂化（3）分子轨道理论分子轨道能级图、电子的排布、 键级与分子的稳定性3.分子间力和氢键（1）极性分子和非极性分子、偶极矩、分子的变形性（2）分子间力 不同分子间存在哪些作用力、这些作用力的相对大小；分子间力对物质物理性质的影响（3）氢键 氢键的形成、氢键的存在情况、氢键对物质物理性质的影响第9章 配位平衡和配位滴定法1. 配合物的组成（1）中心离子（2）配位体 单基配体和多基配体、螯合物（3）配位数（4）简单配合物的命名： 总原则

5、 ：配体数目配体名称合中心离子名称(氧化数)配体的先后顺序规则： 先无机配体后有机配体 在无机配体和有机配体中按负离子正离子中性分子的次序命名 同类配体按配位原子的字母顺序先后命名2. 配合物的价键理论（1）中心离子的杂化类型与配离子的空间构型（2）配合物的磁性与内、外轨型配合物3. 配位平衡（1）平衡常数的各种表示方法（2）配体的量远大于中心离子的量时配位平衡的计算（3）配位平衡的移动配位平衡与沉淀溶解平衡（计算离子浓度，判断沉淀的生成与溶解）配离子间的移动（计算反应的平衡常数，判断反应方向）配位平衡与氧化还原平衡（计算标准电极电势，判断氧化还原能力的变化）配位平衡与酸碱平衡（计算反应的平衡

6、常数和离子浓度）4. 影响金属EDTA配合物稳定性的因素（1）主反应和副反应（2）EDTA的酸效应和酸效应系数（3）金属离子的配位效应（4）条件稳定常数 只考虑酸效应的条件稳定常数、 同时考虑酸效应和金属离子配位效应的条件稳定常数5. 配位滴定曲线（1）滴定突跃及影响滴定突跃的因素（2）准确滴定的条件（3）配位滴定的最低pH值和酸效应曲线6. 金属指示剂（1）金属指示剂的作用原理（2）金属指示剂应具备的条件（3）金属指示剂的封闭现象和僵化现象7. 配位滴定的方式与应用（1）单组分的测定 直接滴定法 Bi3+， Fe3+，Zn2+，Pb2+，Cu2+，Ca2+，Mg2+等 返滴定法 Al3+的测

7、定 置换滴定法 Al3+的测定（2）混合溶液的滴定 用控制的酸度方法消除干扰和用控制酸度的方法进行连续滴定 判断依据： 实例： Bi3+（或 Fe3+），Pb2+（或Zn2+，Cu2+，）混合溶液滴定Bi3+（或Fe3+） Fe3+，Al3+， Ca2+，Mg2+混合溶液滴定Fe3+、Al3+ Bi3+（或 Fe3+）、Pb2+（或Cu2+）和Zn2+的分别测定。 掩蔽和解蔽 配位掩蔽法： 含少量Fe3+，Al3+的 Ca2+，Mg2+混合溶液测定Ca2+，Mg2+总量 沉淀掩蔽法： Ca2+，Mg2+混合溶液测定Ca2+ 氧化还原掩蔽法： Bi3+、 Fe3+混合溶液测定 Bi3+ 解蔽：

8、Pb2+、Zn2+、Cu2+混合溶液滴定三种离子的量8. EDTA标准溶液的配制和标定9. 配位滴定结果的计算第二部分 复习思考题一、名词解释（12%）二、选择题 (20%)三、问答题 (38%)1将下列氯化物按熔点排序，并对此加以说明。 LiCl、NaCl、KCl、RbCl 答： 熔点: NaCl > KCl > RbCl > LiClNaCl、KCl、RbCl的熔点由晶格能决定，Li+有较强的离子极化作用，所以LiCl的熔点最低。2求298K时，下列原电池的标准电动势，并写出两极半反应、原电池反应式。如果pH=3.0，其他物质浓度为标准态。计算原电池的电动势。（）Pt|F

9、e2+，Fe3+ | MnO4，Mn2+ |Pt（+）已知：=0.771V； =1.51V 答：正极反应：负极反应：原电池反应：3EDTA滴定含少量Fe3+的Ca2+，Mg2+试液时，用三乙醇胺可以掩蔽Fe3+，盐酸羟胺则不能掩蔽；在滴定有少量Fe3+存在的Bi3+时，恰恰相反，说明理由。答：在滴定Ca2+，Mg2+ 试液时，用配位掩蔽法，使Fe3+与三乙醇胺生成更稳定的配合物，消除干扰，用氧化还原法不能消除干扰。在滴定Bi3+时，如入盐酸羟胺作为还原剂，使Fe3+还原生成Fe2+，使 ，消除Fe3+干扰。4已知，则在Cl2、Cl-、BrO3-、Br-、I2、I-、Sn4+、Sn2+各物质中，

10、最强氧化剂为？最强还原剂为？以I- 为还原剂，能被还原的物质是？答：最强氧化剂：最强还原剂： 以I- 为还原剂，能被还原的物质是Cl2、5用离子-电子法配平下列反应式，写出配平的半反应式和总反应式。（1） （2） 答：(1) (2) ；即 6判断下列各组分子间存在哪些分子间力：(1) I2和CCl4； (2)HCl和H2O；(3) Ne和H2O； (3)HF和HF。 答：（1）色散力； （2）色散力、诱导力、取向力、氢键；（3）色散力、诱导力；（4）色散力、诱导力、取向力、氢键。7用杂化轨道理论说明为什么BF3和NF3会有不同的分子结构？答： BF3中B的价电子结构为2s22p1，形成分子时，

11、进行sp2杂化，三个sp2杂化轨道分别与三个F原子的p轨道成键，故BF3分子为平面三角形；NF3中的N价电子结构为2s22p3，形成分子时，进行sp3不等性杂化，其中一个sp3杂化轨道为孤对电子占有，另三个电子分别与F成键，故分子结构为三角锥型。8某温度下， ，下列反应的平衡常数 2Cu2+ + 4I- 2CuI + I2 答：正极反应： Cu2+ + e- + I- = CuI 负极反应： 2 I- 2e- = I2 =0.15+0.0592×16.20=1.11V；9已知碱性介质中溴元素电势图为： ，试求碱性介质中：，；判断在碱性条件下哪些物质可发生歧化反应？若可以写出相应的化学

12、反应方程式。 答：；，下列反应可以发生歧化反应： 10KMnO4法和K2Cr2O7法测定铁，滴定时试液中都要加入H3PO4，试说明H3PO4在这两种方法中的作用。 答：KMnO4法加入H3PO4可以：（1） 避免Cl-存在下发生诱导反应；（2） ，使终点容易观察。 K2Cr2O7法加入H3PO4可以：（1） ，使终点容易观察；（2） 降低铁电对的电极电势，使指示剂变色点的电极电势接近化学计量点的电极电势，以降低重点误差。11以草酸钠（Na2C2O4）作为基准物标定KMnO4标准溶液，滴定反应为：MnO4-+5C2O42-+16H+2Mn2+10CO2+8H2O 要得到准确的结果，滴定时的条件控

13、制非常重要，滴定条件可用“三度一点”来概括，试简要说明之。答：“三度一点”指的是温度、酸度、滴定速度和终点判断：（1） 溶液加热至7080。温度过高使H2C2O4分解，温度过低反应速率太慢； （2） H+=0.51.0 mol/L，酸度过高会加速H2C2O4分解，酸度过低KMnO4 可能生成MnO2；（3） 滴定速度：没有Mn2+存在时反应速率很小，Mn2+对反应有催化作用，能加速反应，所以滴定时，开始要慢，然后加快，临近终点时再放慢，便于观察终点；（4） 滴定终点：利用KMnO4自身颜色指示终点，以淡粉红色30秒不退色为指示终点。12氧化还原滴定曲线是电极电势（）随滴定分数（）变化的关系曲线

14、，以浓度为 mol/L的K2Cr2O7标准溶液滴定mol/L，mL 的亚铁离子溶液，当消耗K2Cr2O7标准溶液的体积为mL时，试写出滴定分数的计算公式。怎样从滴定曲线上求出和。答： 当时，滴定曲线上相应的电极电势为，当时，滴定曲线上相应的电极电势为。四、计算题 (30%)1已知，。计算：（1）； （2）与Cl2反应的标准平衡常数。 解： （1） （2）正极： 负极：；2. 已知，若在半电池Ag|Ag+（1.0mol/L）中加入KCl，使平衡时C(KCl) =1.0 mol/L，这时电极电势为多少？如果平衡时C(KCl) =0.10 mol/L，这时电极电势又为多少？解：（1）（2）或：3.

15、称取矿石样品0.8000g，用重量法测得Fe2O3和Al2O3共0.5500g，将此沉淀溶解于酸后，用SnCl2将Fe3+还原为Fe2+，然后用0.03750mol/L K2Cr2O7标准溶液滴定，用去24.85mL。计算试样中FeO和Al2O3的质量分数。（=71.85，=159.7）（本小题10分）解： 4称取含KI的试样0.9856g，溶于水，加入10.00 mL 0.05024 mol/L KIO3，反应后煮沸驱尽所生成的I2，冷却，加过量KI与剩余的KIO3反应，析出I2，用0.1025 mol/L Na2S2O3滴定，消耗21.03 mL，求试样中KI的含量。（已知M KI =16

16、6.01） 解：6H+5I-+IO3-=3I2+3H2O2I2+2S2O32+=2I-+2S4O62- IO3-3I26S2O32-nKI=5nIO3-=5×0.05024×10.00-16×0.1025×21.03×10-3=7.157×10-4molKI%=7.157×10-4×166.010.9856×100%=12.05%5. 已知Ksp,Ni(OH)2=2.0×10-15，Kf,NiNH362+=5.5×108，写出Ni(OH)2与NH3·H2O反应的离子方程式，计

17、算其标准平衡常数。若将0.10mol Ni(OH)2刚好完全溶于1.0L氨水中，则氨水的初始浓度至少应为多少？ 解: NiOH2+6NH3NiNH362+2OH- K Ni2+6NH3Ni(NH3)62+ Kf,Ni(NH3)62+ NiOH2Ni2+2OH- Kf,NiOH2 =+NiOH2+6NH3NiNH362+2OH-平衡浓度（mol/L） x 0.10 0.20K=0.10×(0.20)2x6=1.1×10-6解得x = 3.9 mol/LcNH3=3.9+0.6 = 4.5 mol/L3. 取含Fe3+和Al3+的试液50.00 mL，加缓冲溶液调节pH=2，加

18、入磺基水杨酸作指示剂，用0.02045 mol/L的EDTA溶液滴定到红色刚好消失时，用去EDTA 29.54 mL，然后将50.00 mL EDTA溶液加入到溶液中，加入15 mL HAcNaAc缓冲溶液调节pH到4.0左右，煮沸5min，趁热加入PAN指示剂，以硫酸铜标准溶液(每L含纯CuSO4·5H2O 5.020 g) 返滴定过量的EDTA，用去23.48ml。计算试液中Fe3+和Al3+的浓度。（MFe2O3=159.7； MAl2O3=102.0； MCuSO45H20=249.7）解：（1）pH=2.0时，EDTA只滴定Fe3+nFe3+=nEDTAcFe3+VFe3+=cEDTAVEDTAcFe3+