《分析化学总复习》PPT课件.ppt

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 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，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 NaAc 2）多元弱酸的酸式盐及其次级盐： NaH2PO4 Na2HPO4 3）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,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-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 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: 0.0121 + 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)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=105.99 （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