分析化学复习知识点大一要点

b1b1#HAHA Ke.Ke=Ke32a1b3wHA-

2HAKe•Ke=Kea2 b2 wHA2酸碱KeKea1b3酸KHAHA Ke.Ke=Ke32a1b3wHA-

2HAKe•Ke=Kea2 b2 wHA2酸碱KeKea1b3酸Kea2碱Keb2酸Kea3-AKe.Ke=Kea3 b1 w碱Keb1•同离子效应、盐效应各种溶液pH值的计算1.一元弱酸（碱）浓度为camol/L的HA溶液HA口初caH++A-[H+][Ac-] [H+]2[HAc]平c-[H+

aH+[]H[+若。＜5%，c/Ke>400,贝卜a[H+][Ac-] [H+]2 [H+]2Ke==x。 [HAc] c-[H+] caa[H+]=,1d若。>5%，ca[H+][Ac-]/Ke<400,不能近似a[H+]2[HAc] c-[H+]a[H+]2+Ke[H+]-cKe=0aa-Ke+；'(Ke)2+4KeC[H+]=——a、 a2 a-a弱碱完全一样，只是把H+换成OH-,Ke换成Ke2.多元弱酸（碱）Ke>>Ke>>...Kea1 a2an对于多元弱酸（碱）一般，则可忽略第二级及其以后的解离，多元弱酸可近似当做一元弱酸处理，多元弱碱也可[H+[H+]=KeeKe\a2a3Na2HpO4溶（多元弱酸失去一个质子变成的两性物质）（多元弱酸失去两以同样处理。.两性物质[H+]二,：KeKea1a2NaHCO3溶液；NaH2PO4溶液：液：个质子变成的两性物质）.缓冲溶液（能够抵抗加入少量强酸或强碱或稀释而能保持溶液pH值基本不变的溶液）组成：弱电解质的共轭酸碱对原理：同时存在抗酸组分和抗碱组分H++B-c0bH+][cH++B-c0bH+][c+H[+

b[HB]HB^=±初ca平c-H[+]a工C 工C [OH-]ca b Ke= bcb由Cbmol/L弱碱和Camol/L共轭酸构成的缓冲溶液影响缓冲溶液缓冲能力的因素：共轭酸碱对的总浓度、共轭酸碱对的浓度比总浓度一定时，浓度比等于1时，缓冲能力最强共轭酸碱对的总浓度足够大时，,二［工,10］时，有较强的缓冲能力c10b此时对应的pH范围称为缓冲溶液的缓冲范围:4 [4 [H+][B-] [H+]c9= = ba [HB] cacpH=pK9-1g =pK9±1ac abcf=1时缓冲能力最强，此时pH=pKo（或pOH=pKo）c a bb缓冲溶液的选择:配制一定pH值的缓冲溶液时，为了使共轭酸碱对的浓度比接近于1,所以要选择pKa。接近pH值的缓冲溶液（p167例子6-17,6-18）滴定分析概述定量分析的任务：定性分析、定量分析、结构分析定量分析方法的分类：重点掌握按测定原理、组分在试样中的相对含量分类按测定原理分类：化学分析法（主要有重量分析法和滴定分析法）、仪器分析法按组分在试样中的相对含量分类：常量组分分析（〉1%）;微量组分分析（0.01%〜1%）；痕量组分分析（＜0.01%）•定量分析的一般程序：采样一前处理一测定（消除干扰）一数据处理•滴定分析的方法和滴定方式标准溶液、化学计量点（sp）、滴定终点（ep）、终点误差(计量点和滴定终点不相吻合而造成的分析误差)滴定分析的方法:酸碱滴定法、沉淀滴定法、氧化还原滴定法、配位滴定法滴定分析对滴定反应的要求：反应必须定量进行、反应必须速进行、有简便可靠的确定终点的方法滴定方式：直接滴定法、返滴定法、间接滴定法、置换滴定法标准溶液的配置：直接配制法、标定法滴定分析结果的计算：物质的量的比等于反应式中系数比•酸碱滴定法.指示剂变色原理、变色范围示剂的理论变色点pH=pK0(HIn)a变色范围：贝MH=pKo(HIn)土1a注意：人眼对不同颜色的敏感程度不同所以理论变色范围与实际变色范围有一定差别•酸碱滴定曲线强酸(强碱)的滴定：化学计量时产物为H2O,则pH=7.00弱酸的滴定：化学计量时产物为该弱酸的共轭碱，，则pH>7.00弱碱的滴定：化学计量时产物为该弱碱的共轭酸，，则pH<7.00多元弱酸(碱)：会判断有几个滴定突跃，化学计量点时生成什么物质酸碱滴定突跃：化学计量点前后±0.1%范围内pH值的急剧变化指示剂选择原则：(1)指示剂的变色范围全部或部分处于滴定突跃范围之内。

(2)变色点与化学计量点尽量接近指示剂在滴定突跃范围内变色，则滴定的相对误差小于±0.1%弱酸弱碱滴定突跃的影响因素：浓度、解离常数浓度越大、解离常数越大，滴定突跃范围越宽弱酸(碱)准确滴定的条件：cKo>10-8(cKo>10-8)ab对多元弱酸滴定：(1)判断能否准确滴定，根据：cKo>10-8；ai(2)判断能否准确分步滴定，根据：Ko/Ko>104aiai+1若条件(2)成立，相邻两步解离相互不影响，则滴定时分别与NaOH中和反应，即可以分别滴定1.0.1mol/LH21.0.1mol/LH2C2O4a1Ko=5.4x10-2,Ko=6.4x10-a1a21个化学计量点时生成Na2c2O40.1mol/LNa2cO3 ko=丝=10-3,5,ko="=10-7.632 3 b1Ko b2Ko1个化学计量点时生成aNaSOd和HrBO：乙 J J0.1mol/LHSKao1=1.07x10-7,Kao2=1.3x10-13aa1个 化学计量点时生成NaHS•酸碱标准溶液配制与标定盐酸标准溶液：基准物质：无水碳酸钠和硼砂(Na2B4O7-10H2O)氢氧化钠标准溶液：基准物质有草酸、邻苯二甲酸氢钾•双指示剂法(酚酞、甲基橙)滴定混合碱(能根据V1和V2的大小关系判断混合碱的组成，并计算各成分的百分含量)混合碱的组成：纯Na2CO3、Na2CO3+NaOH、Na2CO3+NaHCO3⑴酚酞变色(pH=9.1)时发生用假HtHITNaCl+H2O7 |NaCotHCl—NaHCOtNaClL2 3 3用去HCl的体积为V⑵甲基橙变色时（pH=3.8）发生的反应：NaHCO3+HCl-NaCl+H2cO3,用去HCl的体积为V2V1=V2组成为Na2cO3；V1>V2组成为NaOH+Na2CO3；V1<V2组成为Na2cO3+NaHCO3（p193，17,20题）第七章沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用溶度积常数K晨0SP溶度积和溶解度的相互换算（纯水中）AnBm⑸=nAm+（aq）+mBn-（叫） Ke=[nS]n[mS]msp初： 0 0平衡： nS mS对同类型的难溶电解质，可用溶度积KeSP的大小来比较溶解度S的大小。但不同类型的难溶电解质则不宜直接用溶度积KeSP的大小来比较溶解度S的大小。溶度积规则Qi〉KeSP时，溶液为过饱和溶液，沉淀析出;Q.=KeSP时，溶液为饱和溶液，处于平衡状态。Q<Ke.0时，溶液为未饱和溶液，沉淀溶解。iSP影响难溶电解质溶解度的因素：本性、温度、同离子效应、盐效应（注意不在纯水中，溶解度的计算p198例7-3,p200例7-7）知道银量法的对应的名称和使用的指示剂第八章氧化还原平衡与氧化还原滴定法氧化数、氧化还原电对、电极、原电池离子—电子法（半反应法）配平氧化还原反应方程式电极电势的绝对值无法测定解决方法就是使用参比电极——标准氢电极规定:标准氢电极的电极电势为0V•标准电极电势Ee 标准电极电势：电极处于标准态时的电势氧化型/还原型标准电极电势表示在电极反应条件下，对某物质氧化型得电子或还原型失电子能力的量度电极电势数值越小-还原型的还原能力（失电子倾向）越强电极电势数值越大一氧化型的氧化能力（得电子倾向）越强影响电极电势的因素：组成电极的氧化还原电对的性质、溶液的浓度、体系的温度对于一个特定的电极，标准状态时，其组成、浓度（分压）、温度均唯一确定，所以一个电极的标准电极电势唯一确定电动势和吉布斯函数变的关系^G=一nF标准状态下：AG，=—nF£。m•能斯特（Nernst）方程E =Ee +0.059遥（C氧化型/c。）。氧化型/还原型氧化型/还原型n（C/ce）b还原型

应用Nernst方程的注意事项(p228例8-10,p25716题)(1)电对中的固体、纯液体用1表示，溶液浓度为相对浓度，气体为相对分压,p/pe(2)如果还有其他物质参加电极反应，如H+、OH-,这些物质的浓度也应表示在能斯特方程式中。•判断氧化还原反应进行的方向△r△rGm<0，电动势£>0,△rGm=0，电动势£=0,△rGm>0,电动势£<0,E＋>E-反应正向进行E＋=E- 反应处于平衡E＋<E- 反应逆向进行氧化还原反应的平衡常数的计算lgKen 反应中转移的电子数nFee n(Ee—lgKen 反应中转移的电子数 二 (+) (=)—2.303RT 0.0592氧化还原滴定法KMnO4的自动催化反应、诱导反应氧化还原滴定突跃：化学计量点前后±0.1%范围内滴定剂和待测物两个氧化还原电对的电势的急剧变化影响氧化还原滴定突跃范围的因素：氧化还原滴定中影响电势突跃的主要因素是反应完全程度,即是两个电对的条件电极电势差,两个电对的条件电极电势差越大,反应越完全。氧化还原滴定法中的指示剂：自身指示剂(KMnO4)、特