无机及分析化学期末复习.pptVIP

,无机及分析化学,-总复习,沉淀-溶解平衡,物质结构,酸碱平衡及酸碱滴定,配位平衡,其他,氧化还原平衡,化学反应速率与化学平衡,化学热力学基础,分散体系,As2S3 选择吸附HS- 而带负电荷， HS- 为电位离子，H+为反离子。,H2S发生电离： H2S = H+ + HS-,向H3AsO3溶液中通入过量的H2S制备As2S3溶胶： 2H3AsO3 + 3H2S = As2S3 + 6H2O,第一章 分散体系,溶胶的制备 例：,例：50.00mL0.60 molL-1K2CrO4和50.00mL0.20 molL-1AgNO3混合制备Ag2CrO4溶胶，加入浓度相同的 K3Fe(CN)6 Al(NO3)3; MgSO4；请问几种电解质凝结快慢的正确顺序。,稀溶液的依数性 1、凝固点下降 当食盐和冰放在一起，食盐就会溶解于冰表面的水中，使水的凝固点降低，导致冰的融化。在融化的过程中因为大量吸热而使环境温度降低。 2、渗透压 植物的细胞膜是半透膜，如果施肥过量，使土壤溶液浓度过高，渗透压高于植物根系细胞液，植物体内水分会渗入土壤，使植物枯萎，俗称“烧苗”。,第二章 化学热力学基础,则某体系经过循环过程回到起始状态，Q不一定为零。 273K，100kPa时冰融化为水，其H = Qp,第二章 化学热力学基础,焓与Hess定律,解： （4）=（2） 2 + （3） 2 -（1）,= -488.3 kJ.mol-1,熵 在孤立体系中， rSm 0的变化总是自发进行的。 水在373.5K，101.3KPa时变为水蒸气，熵增大。 吉布斯自由能变G 用自由能判断反应的方向和限度时，必须在等温等压非体积功为零条件下。 当G 0时反应逆方向进行，当G 0 时则正方向进行，当G 0时，则反应处于平衡状态。,吉布斯-亥姆霍兹方程（ G = H - TS） NaOH溶于水是放热反应，过程的H 0，S 0，G 0 反应Sn(白锡) = Sn(灰锡)的反应过程为：放热，熵减少。 所以当压力100KPa，温度低于291K时，灰锡比白锡稳定；温度高于291K时，白锡比灰锡稳定。,第三章 化学反应速率和化学平衡,当逆反应速率等于正反应速率时，化学反应达到平衡。 一支300K真空容器中N2O4(g) = 2NO2(g)，达到平衡时总压为100KPa，N2O4有50%分解为NO2，计算反应的K值。 对于一个化学反应来说，rGm的大小与其反应速率无关。 催化剂可以加快反应速率的主要原因是改变反应历程，降低活化能。 升高温度可以加快反应速度的原因是增加活化分子数目。,化学平衡的影响因素 反应H2(g)+I2(g)2HI (g) rHm=-28.33 kJmol-1低温下，正向反应自发进行。 可逆反应CO(g) +H2O= H2(g) + CO2(g)，rHm = -37.9kJmol-1。温度升高，平衡向逆方向移动，K值减小。 某可逆反应A(g)+2B(g)=C(g)+D(g)，rHm0，A和B可能有最高转化率的条件是：高温高压。,反应3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)是放热反应，使用催化剂不能提高NH3的产率。 已经达到化学平衡的体系，改变组分的浓度，当反应商Q K时平衡向逆方向移动。,四个量子数 n和l决定多电子原子轨道能级的量子数。（p110,4-2） 四个量子数的取值规律。（p110,4-1） (A)2、2、1、-1/2 (B) 2、0、1、+1/2 (C)1、0、0、+1/2 (D) 1、0、-2、+1/2 核外电子排布规律 例：某元素与Kr同周期，该元素失去3(2)个电子后，其l=2的轨道内呈半充满状态。 具有Ar电子层结构的-1价离子的元素。,第四章 物质结构,等性杂化和不等性杂化（NH3和H2O） NH3分子中氮原子的价电子结构为2s22p3，成键时氮原子中的一个s轨道和三个p轨道混合，形成四个能量相等的sp3杂化轨道。其中一个杂化轨道已有一对孤对电子，故不参与成键，只有三个sp3杂化轨道与三个氢原子的s轨道重叠成键，由于孤对电子对另外三个成键的轨道有排斥压缩作用，致使键角均为10718。NH3分子的空间构型是三角锥形。,CS2、CO2等非极性分子间只存在色散力。 由于存在分子间的氢键，使得乙醇（氨）在水中有很大的溶解度。 电子在原子核外运动的能量越高，它与原子核的距离就越远，并非任何时候1s电子都比2s电子更靠近原子核。,第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法,0.50 molL-1HAc溶液与0.30 molL-1NaOH溶液等体积混合，计算所得溶液的pH值。（缓冲溶液） 试液pH=6.30，其中所含某三元酸（H3A）各种型体中，浓度最大的为H2A-，其次是HA2- 。 （Ka1=7.510-3，Ka2=6.210-8，Ka3 =4.410-13，） 对于二元酸，如果Ka1Ka2，其酸根离子浓度近似等于Ka2（p149）,往100mL0.20 molL-1HAc溶液中加入少量NaAc晶体，使之溶解，可使溶液的pH值增大。 某二元酸的pKa1= 1.6，pKa2= 5.8。若控制溶液的pH值为1.6，可使溶液中的HA- = H2A。 用0.1000mol/L NaOH滴定同浓度的HClPH突越范围是4.3 - 9.7 。若HCl和NaOH的浓度均增大（减小）10倍，则pH突越范围是3.3-10.7（5.3-8.7）。,例1：某试样可能含有Na2CO3、NaHCO3和NaOH中的一种或者某两种的混合物，同时存在中性杂质。称取该试样ms(g)，用酚酞作指示剂，滴定时用去c(molL-1)HCl溶液V1(mL)，加入甲基橙后继续滴定，又消耗HCl溶液V2(mL)。问试样中有哪些组分?各组分的含量是多少？,解：用酚酞作指示剂，变色时终点消耗HCl的体积为V1，甲基橙作指示剂，变色时终点消耗HCl的体积为V2，若V1 V2，试样组成为Na2CO3和NaHCO3的混合物。 Na2CO3%= 100% NaHCO3%= 100%,例2：欲配制pH为10.00的缓冲溶液，应往V(mL)a(molL-1 )NH3H2O溶液中加入多少毫升b(molL-1)HCl溶液？或加入固体NH4Cl多少克？（假设体积不变） 解：（1）设需加入b(molL-1)HCl x(mL)，则 可求出x,（2）设需要加入固体NH4Cl m(g)，则 可求出m,例3:向一含有0.10 molL-1 NH3 -NH4Cl的缓冲溶液中加入0.015 molL-1 CuCl2溶液（忽略体积变化），混合溶液中有无Cu(OH)2沉淀生成？已知： Ksp(Cu(OH)2 ) = 5.610-20，Kf (Cu(NH3)4 2+) = 1.38 1014，Kb (NH3) = 1.77 10-5。,解: :c(NH3)=0.10molL-1 c(NH4+)=0.10mol L-1 c(Cu(NH3)4+)=0.015molL-1 pOH= c(OH-)=1.7710-5 反应 Cu(NH3)4+ = Cu2+ + 4NH3 平衡时浓度 0.015 x x 0.10+4x c(Cu2+)c2(OH-) = 1.110-12(1.7710-5)2 =3.410-22 Ksp(Cu(OH)2 ) 所以无沉淀生成,例4：一溶液中含有Fe3+和Fe2+，它们的浓度都是a molL-1。如果要求Fe(OH)3沉淀完全而Fe2+不生成Fe(OH)2沉淀，问溶液的pH应控制为何值？ 解:(1) Fe(OH)3完全沉淀时的pH： 根据Ksp (Fe(OH)3) = c3(OH-) c(Fe3+) 求出c(OH-)，pHL=-log c(OH-) (2)不生成Fe(OH)2沉淀时的pH： 根据 Ksp (Fe(OH)2) = c2(OH-) c(Fe2+) 求出c(OH-)，pHH=-log c(OH-) 所以，溶液的pH值应控制 在pHL pHH之内。,配合物的命名 中心离子（原子）；配位数（配位原子数目）；配位体（分子或离子） 硫酸亚硝酸根五氨合钴() Co(NH3)5(ONO)SO4 二氯二(乙二胺)合钴（） Co(en)2Cl2 EDTA与金属离子形成螯合物是，其螯合比一般为1:1。 根据稳定常数的大小，可比较同类型配合物的稳定性，即 越大，该配合物越稳定。,例7：欲使0.01molAgCl溶于1.0LKCN溶液中，CN的平衡浓度为多少？通过计算说明AgCl能否溶于KCN溶液？ 已知： = 1.31021；Ksp(AgCl)1.7710-10,解： AgCl 2CN- Ag(CN)2- + Cl- 平衡浓度 （mol/L） x 0.01 0.01 故AgCl能溶于KCN溶液。,2.31011,=2.0910-8（mol/L）,x =,例8：0.02mol/LAgNO3溶液和2.04mol/L氨水等体积混合，反应达到平衡时，溶液中Ag浓度是多少？在1L此溶液中加入KBr固体使其浓度为0.002mol/L（体积忽略不计），是否有AgBr生成？ 已知：Ksp (AgBr)5.3510-13，Kf = 1.1107,解： Ag 2NH3 = Ag(NH3)2+ 平衡浓度 （mol/L） x 1.020.022x1.0 0.01x0.01 xc(Ag+)= 1.010-9（mol/L） 因为Q= c(Ag+)c(Cl-) = 1.010-92.010-3 = 1.010-12 Ksp (AgBr) 所以溶液中有AgBr沉淀生成。,设计原电池时，值大的电对是正极，而值小的是负极。 一个原电池反应的E越大，其自发反应进行的倾向越大，但与反应速率无关。 值越小则电对中还原型物质的还原能力越强,第九章 氧化还原平衡,反应MnO4- + 5 Fe2+ + 8H+ = Mn2+ +5Fe3+ + 4H2O 正向进行，则MnO4-是最强的氧化剂， Fe2+最强还原剂。 酸介质中 电对的能斯特方程式为 生成配合物对电极电势的影响 例：在半电池AgAg+溶液中，加入氨水后，可使 (Ag+/Ag)值降低。,例5：已知 (MnO4Mn2+)1.51V的, Fe3+/Fe2+的= 0.77V, 将这两个电对组成自发放电的标准电池，请写出： (1)该电池的电池符号； (2)写出正负电极的电极反应和电池反应； (3)计算电池反应在25时的和K；,解： 由于E (MnO4-Mn2+)E (Fe3+Fe2+)；所以铁为负极，锰为正极； 电池表示为： ()PtFe3+, Fe2+ MnO4, Mn2+, H+ Pt(+) 正极：MnO4 + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O 负极：Fe3+ + e = Fe2+ 电池反应： MnO4- + 5 Fe2+ + 8H+ = Mn2+ +5Fe3+ + 4H2O 根据公式： = K=3.161062,例6：以半反应Al3+3e = Al和Al+6F- = AlF63-+ 3e 组成一个原电池，请写出该原电池的电池符号。若已知(Al3/Al)-1.662V，Kf (AlF63-) 6.91019，求(AlF63- /Al)。 解：（1）由电对Al3/ Al和 AlF63- / Al 构成原电池时， Al3/ Al电极作为正极，而AlF63- / Al作为负极 原电池符号为： （）Al AlF63- Al3Al（）,原电池反应为： Al36F= AlF63- lgKf AlF63- n()/0.0592 ( Al3/ Al )= -1.662V lg(6.91019)3(-1.662)/0.0592 (AlF63- / Al ) = = -2.053V,第十一章 吸光光度法,某溶液的最大吸收波长与溶液的颜色有关，而与浓度无关。 入射光的波长不同，其摩尔吸光系数也不同。 吸光光度法中测量中，参比溶液的吸光度应调为零。 邻二氮菲法测定铁时，若试剂中含有少量铁，则应该选择试剂空白作参比。,例9：称取钢样m(g)，溶于酸后，将其中的锰氧化成高锰酸盐，定容至V(mL)，在指定波长下用b(cm)的比色皿测得吸光度为A，已知和 Mr(Mn) ，求锰的质量分数。,解：,例10:某合金钢含镍约x%，现用丁二酮肟光度法测定Ni的含量，将钢试样溶解，显色后定容至V(L)，在指定波长处用b(cm)比色皿测定，为使测量浓度的相对误差最小，应称取钢样多少? (已知和Mr(Ni),解：为使测量浓度的相对误差最小，A=0.434，有,其他,系统误差与偶然误差 读取滴定管读数时，最后一位数字估计不准（偶然误差） 正误差与负误