分析化学知识点归纳第五章
化学九年级第五章知识点
化学九年级第五章知识点化学是一门研究物质组成、性质以及变化的科学。
在九年级的化学课程中，第五章涵盖了一些重要的知识点，对于学生们理解和掌握化学的基础概念非常重要。
下面将介绍一些这一章节中的知识点。
一、化学式和化合价化学式是表示化合物中原子组成的表示方法。
它由元素符号和下标组成。
元素符号表示化合物中的元素，下标表示元素的原子数目。
例如，H2O表示水分子中有两个氢原子和一个氧原子。
化合价是指元素在化合物中的氧化态。
它是根据元素的电子数目来确定的。
通过化合价，我们可以预测元素与其他元素的化学反应和化合物的组成。
二、电负性和键的性质电负性是一个元素吸引共用电子对的能力。
具有较高电负性的元素更容易吸引电子对，而具有较低电负性的元素则较容易失去电子对。
根据元素间电负性的差异，可以将化学键分为离子键、共价键和极性共价键。
离子键形成于电负性差异较大的元素之间。
在离子键中，一个元素失去电子，成为正离子，而另一个元素获得电子，成为负离子。
这种相互吸引的作用力使得离子稳定地结合在一起。
共价键形成于电负性差异较小的元素之间。
在共价键中，两个元素共享电子对。
共价键可以是单键、双键或三键，取决于共享的电子对数目。
极性共价键是一种特殊的共价键。
在极性共价键中，一个元素的电负性高于另一个元素，导致电子对不对称地分布。
这种不对称使得一个原子带有部分正电荷，而另一个原子带有部分负电荷。
三、化学平衡和化学反应速率化学平衡是指化学反应的前后反应物和生成物的浓度保持不变的状态。
在化学平衡中，反应物和生成物之间的反应速率相等。
化学反应速率是指化学反应的速度。
它可以由反应物浓度的变化来测量。
反应速率受到温度、浓度、催化剂等因素的影响。
四、酸碱中和反应酸和碱是指溶液中的化合物。
酸味酸性物质味酸，可以中和碱性物质。
碱味碱性物质味苦，可以中和酸性物质。
酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的过程。
在中和反应中，酸和碱的摩尔比例是1:1。
中和反应的产物是一种盐和水。
分析化学 第五章 氧化还原滴定法
分析化学
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另一方面，在HCl溶液中除Fe3+、Fe2+外，三价铁还以 Fe(OH)2+、FeCl2+、FeCl2+、FeCl4-、FeCl63-等存在形式， 而二价铁也还有Fe(OH)+、FeCl+、FeCl3-、FeCl42-等存在形 式。若用cFe(Ⅲ)、cFe(Ⅱ)分别表示溶液中三价铁Fe(Ⅲ)和二价 铁Fe(Ⅱ)各种存在形式的总浓度，则:
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式中：EOx/Red——氧化态Ox还原态Red电对的电极电位； Eθ Ox/Red——标准电极电位； aOx、aRed——氧化态Ox及还原态Red的活度，离子的活 度等于浓度c乘以活度系数γ，a=γc； R——摩尔气体常数，8.314 J· mol-1· K-1； T——热力学温度； F——法拉第常数，96 485 C· mol-1； n——半反应中电子的转移数。 将以上数据代入式中，在25℃时可得：
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分析中，要求氧化还原反应必须定量、迅速地进行，所以 对于氧化还原反应除了从平衡观点来了解反应的可能性外， 还应考虑反应的速率。下面具体讨论影响氧化还原反应速 率的因素。 1. 浓度对反应速率的影响 在一般情况下，增加反应物质的浓度可以加快反应速 率。例如，在酸性溶液中重铬酸钾和碘化钾反应：
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现以在1 mol· L-1H2SO4溶液中，用0.1000 mol· L1 Ce(SO ) 标准溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol· L 4 2 1FeSO 为例，讨论滴定过程中标准溶液用量和电极 4 电位之间量的变化情况。
滴定反应式：
两个电对的条件电极电位：
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第五章-水分析化学知识点
第五章 氧化还原滴定法[1]氧化还原反应的特点①有电子得失(转移)，价态发生变化，且数目不固定例：+-+−→−+247Mn O Mn H ↑−→−+-+242423O C O C O H CO Mn H O C MnO 222242*********+↑+→++++--电对：+-24/MnMnO 2242/CO O C - --−−→−-244MnO MnO OH 电对：--244/MnO MnO ②复杂反应，由基元反应组成，分步进行基元反应：粒子一次碰撞而反应(零级或一级反应，具有简单级数的反应) ③反应条件苛刻④反应速度慢，必须克服反应势能(活化能)才能反应[2]提高氧化还原速度的措施①增加反应物浓度(增加碰撞的机率)②提高反应温度(增加活化分子的数量，越能克服反应势能)例：反应迅速彻底−−→−+C O C Na KMnO 0804224 ③加入催化剂(参加反应，改变反应历程减小活化能，但成分不变)，加速（化学反应）或减速(如工业在核反应堆中)例1：−−→−++24224Mn O C Na KMnO 快例2：测COD 时，加42SO Ag [3]氧化还原平衡1．能斯特(Nerst)方程 ][Re ][ln 0d Ox nF RT +=ϕϕ 2．0ϕ：标准电极电位；25℃，当L mol d Ox /1][Re ][==或有气体参加反应，其分压P=101.325kPa 时的电极电位值。
0ϕ用途：① 判断氧化或还原剂的强弱：对一个电对来讲θϕ为正且越大，氧化态的氧化能力越强，还原态的还原能力越弱；θϕ为负，还原态的还原能力越强。
②判断反应方向：电队的电极电位大的氧化态物质可以氧化电极电位小的还原态物质。
3．条件电极电位'ϕ (反应条件改变或不可逆)例：曝气法除铁 ↑+↓→++2322238)(42)(4CO OH Fe O H O HCO FeV V Fe Fe OH O 77.040.00/0/232=<=++-ϕϕ(理论上不能反应) 由于生成Fe(OH)3沉淀，[Fe 3+]≠1mol/L ，不能用0/23++Fe Fe ϕ处理此问题 实际V Fe OH Fe 50.1'230/)(-=+ϕ ∴'2320/)(0/+->Fe OH Fe OH ϕϕθ，曝气法去除铁工程可行 由于副反应作用，使得氧化态或还原态物质的浓度改变，导致氧化还原电对的电极电位发生变化，如果是氧化态物质浓度下降，则电极电位下降，反之相反。
大学分析化学第5章-1
Ac- + H2O
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
结论(conclusion)!
酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果 酸碱反应的实质是质子的转移 质子的转移是通过溶剂合质子来实现的
二、 酸碱反应的平衡常数
二、酸度对弱酸(碱)各形体分布的影响
• 分布分数(distribution fraction)： • 溶液中某酸或碱组分的平衡浓度占其总浓度 的分数, 以表示. c
i
c
• 分布曲线——不同pH值溶液中酸碱存在形式 的分布
作用：
（1）深入了解酸碱滴定过程； （2）判断多元酸碱分步滴定的可能性。 滴定是溶液pH与溶液中各物种的量、比例 不断变化的过程。
• 则 [H2C2O4] = 0c, [HC2O4-] = 1c, [C2O42-] = 2c •
2
0+1+ 2=1
多 元 酸 溶 液
[ H 2C2O4 ] [ H 2C2O4 ] 0 2 c [ H 2C2O4 ] [ HC2O4 ] [C2O4 ] 1 1 2 K a1 K a1 k a2 [ HC2O4 ] [C2O4 ] 1 2 1 [H ] [H ] [ H 2C2O4 ] [ H 2C2O4 ] [ H ]2 2 [ H ] K a1 [ H ] K a1 k a2
+
展开得一元三次方程
[H+]3 + Ka[H+]2- (Kaca+Kw)[H+] - KaKw= 0
第五章 分析化学基础原理
测定，由于测定方法不同，溶液中存在的其它离子对
Fe3+测定的干扰情况是不同的。
§3.化学分析过程
1.用重量分析法测定 步骤如下： NH3+＋NH+ Fe3+ Fe（OH）3 灼烧 Fe2O3 称量
根据Fe2O3称量结果计算试样中Fe2O3的含量。在这样的 条件下，除了Fe3+ 以外，Al3+、Ti4+也生成氢氧化物沉淀， 干扰测定。 2.用氧化还原滴定法测定 步骤如下：
§3.化学分析过程
试样的分析过程，一般包括下列几个环节： 1.取样； 2.试样的分解； 3.测定；
4.计算分析结果，并对测定结果作出评价。
一、取样 在实际工作中，要分析的对象往往是很大量的、 不均匀的。而分析时所取的试样量是很少的。因此，在分 析以前，首先要保证所取的试样具有代表性。
§3.化学分析过程
从反应产物（P）的量来计算待测组分（X）的量。如果 反应产物是沉淀，则称量沉淀重量，从而计算待测组分 的含量。
§2.定量分析法
（二）滴定分析法（容量分析法） 根据某一化学计量反应： X ＋ （待测组分） R ＝ （试剂） P （反应产物）
将已知准确浓度的试剂（R）溶液滴加到待测溶液中，直 到所加的试剂恰好与待测组分按化学计量反应为止，根据 试剂溶液的浓度和体积计算待测组分的含量。
d i x i x (i 1,2, , n)
三、准确度和精密度的关系
准确度高精密度不一定高，反之亦然。实际分析 中，首先要求良好的精密度，精密度越好，得到准确结 果的可能性越大。所以，好的精密度是获得准确结果的 前提和保证。虽然好的精密度不一定能保证好的准确度， 但通过校正可以较准确地反映试样中的真实含量。
无机及分析化学第五章
在浓度均为0.010mol·L1的I和Cl溶液中，
逐滴加入AgNO3试剂，开始只生成黄色的 AgI沉淀， 加入到一定量的AgNO3时，才出现白色的AgCl沉淀。
开始生成AgI和 AgCl沉淀时所需要的Ag+离子浓度分别是：
AgI:c(Ag )
Ksθp (AgI) c(I )
8.31017 0.010
3
5.1 溶度积原理
5.1.1 溶度积常数
将难溶电解质AgCl固体放入水中，当溶解和沉
淀的速度相等时，就建立了AgCl固体和溶液中的Ag+
和Cl之间的溶解 － 沉淀平衡。
AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl(aq)
该反应的标准平衡常数为:
K=c(Ag+)·c(Cl)
4
一般的难溶电解质的溶解沉淀平衡可表示为:
4.6109(mol L1)
此时，I- 已经沉淀完全
26
例5-8 在1.0molL1Co2+溶液中，含有少量Fe3+杂质。 问应如何 控制pH，才能达到除去Fe3+杂质的目的? KspCo(OH)2=1.09×l 015，Ksp Fe(OH)3 =4.0×1038
解：①使Fe3+定量沉淀完全时的pH: 由 c(Fe3+)·c3(OH) > Ksp{Fe(OH)3} ，得：
温度一定时Ksp是常数， 所以 c(Ba2+) 和c(SO42-)增加 , BaSO4的溶解度增加 。
15
5.2.2 沉淀的溶解
生成弱电解质使沉淀溶解 通过氧化还原反应使沉淀溶解 生成配合物使沉淀溶解
16
1. 生成弱电解质使沉淀溶解
例：在含有固体CaCO3的饱和溶液中加入盐酸，系统存在下 列平衡的移动。
九年级化学知识点总结第五章
九年级化学知识点总结第五章本章主要介绍了有机化合物的命名和结构式表示法、酸性物质的性质以及酸碱中的中和反应。
一、有机化合物的命名和结构式表示法有机化合物是碳元素为主要成分的化合物，它们的命名和结构式表示法是有一定规律可循的。
有机化合物的名称一般由以下三部分组成：基础名、官能团名和命名的功能前缀。
基础名由碳原子数目最多的连续碳链所决定，官能团名指的是有机分子中的特殊官能团，如醇、酮、醛等，命名的功能前缀用于表示有机化合物中某种功能基团的存在。
除了名字外，有机化合物还可以通过结构式来表示。
结构式有三种常用的表示法：分子式、结构式和键线式。
分子式表示了有机分子的元素组成和原子数目，结构式则详细展示了有机分子中各个原子间的连接方式和空间结构。
键线式是一种简化的结构式，用线条代表键，更加简洁明了。
二、酸性物质的性质酸性物质是指能够与碱发生酸碱中和反应，产生盐和水的物质。
酸性物质的性质主要体现在以下几个方面：1.酸性物质呈酸性溶液：酸性物质在溶液中能够释放出氢离子（H+），使溶液呈酸性，具有酸味和导电性。
2.酸性物质与金属反应：酸能与活泼金属反应，生成相应的盐和氢气。
3.酸性物质与碱反应：酸能与碱发生中和反应，生成盐和水。
4.酸性物质与金属氧化物反应：酸能与金属氧化物反应，生成相应的盐和水。
5.酸性物质与金属碱土金属反应：酸能与碱土金属反应，生成相应的盐和水。
三、酸碱中的中和反应中和反应是指酸与碱按化学计量比例混合反应生成盐和水的过程。
在中和反应中，酸和碱的摩尔比必须满足等值关系，即酸碱摩尔比为1:1。
中和反应是一种放热反应，其特征是反应产热。
中和反应中，酸和碱发生反应后，产生的盐是中性的，溶液呈中性。
中和反应的应用十分广泛，例如制备食品、药品等过程中常常需要使用中和反应来控制酸碱度。
通过学习本章知识，我们了解了有机化合物的命名和结构式表示法、酸性物质的性质以及酸碱中的中和反应。
掌握这些知识对于理解有机化学和化学反应具有重要的意义，并且在日常生活和实际应用中有着广泛的应用价值。
分析化学第五章配位滴定法PPT
滴定曲线与滴定终点
滴定曲线是指滴定过程中溶液的pH 值随滴定剂加入量的变化曲线。
滴定终点是指滴定过程中指示剂颜色 突变的位置，是滴定的关键点，其准 确判断对于保证滴定结果的准确性至 关重要。
滴定误差与准确度
01
滴定误差是指由于多种因素导致的滴定结果与真实值之间的偏 差。
02
准确度是指滴定结果的可靠性，即多次重复测定结果的平均值
配位滴定法的应用
01
02
03
金属离子分析
配位滴定法广泛应用于金 属离子分析，如铁、钴、 镍、铜、锌等离子的测定。
环境监测
在环境监测中，配位滴定 法可用于测定水体中重金 属离子的含量，评估环境 质量。
食品分析
在食品分析中，配位滴定 法可用于检测食品中微量 元素和重金属离子的含量， 确保食品安全。
配位滴定法的历史与发展
绿色化学在配位滴定法中的应用
无毒或低毒试剂的使用
开发无毒或低毒的配位剂和辅助试剂，减少对环境和人体的危害。
高效分离技术的研发
研究和发展高效、环保的样品前处理和分离技术，降低实验过程中 废液的产生。
循环利用和减少废弃物
优化实验流程，实现试剂和仪器的循环利用，减少废弃物的产生。
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配制标准溶液和待测溶液
根据实验需要，准确配制标准溶液和 待测溶液。
滴定操作
将待测溶液放入烧杯中，加入缓冲溶 液和指示剂，用标准溶液进行滴定， 并观察颜色变化。
数据记录
记录滴定过程中的数据，如滴定管读 数、实验时间等。
实验数据处理与分析
数据整理
将实验数据整理成表格， 列出各项数据。
数据分析
根据实验数据，计算待测 溶液的浓度、相对误差和 不确定度等。
高一化学第五章知识点总结
高一化学第五章知识点总结高一化学的第五章主要围绕着化学键和分子结构展开，涉及了一系列重要的概念和理论。
下面将对该章节的主要知识点进行总结和梳理。
一、化学键类型及特点1. 离子键：由正离子和负离子间的静电作用形成。
它们通常由金属与非金属元素形成的化合物中存在。
离子键具有强烈的吸引力，使得化合物具有高熔点、良好的导电性以及晶体结构等特点。
2. 共价键：是通过电子共用形成的。
共价键的形成需要通过电子轨道的重叠实现。
共价键根据电子对的共用程度又可分为单键、双键、三键等。
共价键的形成使得分子稳定，同时也使得分子具有一些特定的物理性质，如溶解度、沸点等。
3. 金属键：金属之间的电子释放成自由电子云并形成金属键。
金属键使得金属具有高的热导率、电导率、延展性和塑性等特点。
金属键的形成还能够解释金属的延展和导电性等性质。
4. 杂化键：是一种特殊的键型，由于原子的电子四处分布，形成杂化轨道，从而形成杂化键。
杂化键通常存在于一些共轭体系中，如烯烃和芳香化合物等。
二、分子构型与平面构型1. 分子构型：分子构型描述了分子中原子的空间位置关系。
分子构型受共价键的取向以及孤对电子的排布等影响。
根据分子构型可以推测出分子的某些性质，如极性、气味等。
2. 平面构型：平面构型是在分子构型的基础上，考虑到键的长度和键的角度，将分子构型限制在一个平面内。
根据平面构型可以推断分子的平面对称性、立体异构性等。
三、电离能与电子亲和能1. 电离能：指的是一个原子中的电子从原子轨道跃升到更高轨道所需的能量。
电离能直接关系到化学反应的进行和元素的化学活性。
2. 电子亲和能：指的是原子吸收一枚电子形成一价阴离子时释放的能量。
电子亲和能可以用来分析元素的反应性，特别是在有机化学中，电子亲和能对碳的活性有重要影响。
四、等电子系统与共振1. 等电子系统：当一个化合物可通过轮换两个或更多不同的共价键形成不同的结构时，它被称为等电子系统。
等电子系统的存在会导致分子的稳定性增加，从而影响化合物的性质。
(完整word版)分析化学知识点归纳 第五章
第五章 酸碱滴定法1、离子的活度和活度系数离子的活度是指其在化学反应中表现出来的有效浓度。
由于溶液中离子间存在静电作用，它们的自由运动和反应活性因此受到影响，这样它们在反应中表现出来的浓度与实际浓度间存在一定差别。
如果以i c 表示第i 种离子的平衡浓度，i a 表示活度。
它们之间的关系可表示为i i i c a γ=，比例系数i γ称为i 的活度系数，它反映了实际溶液与理想溶液之间偏差的大小。
对于强电解质溶液，当溶液的浓度极稀时，离子间距离变得相当大，以至于它们之间的作用力小至可以忽略不计。
这时可将其视为理想溶液，离子的活度系数可视为1，即i i c a =。
对于稀溶液(< 0.11-∙L mol )中离子的活度系数，可以采用德拜—休克尔公式来计算，即⎥⎦⎤⎢⎣⎡+=-I aB Iz i i 1512.0lg 2γ，其中i z 为，i 离子的电荷数；B 是常数，25℃时为0.00328；a为离子体积参数，约等于水化离子有效半径，以()m pm 1210-记，一些常见离子的a值表列于下表；I 为溶液的离子强度。
当例子强度较小时，可不考虑水化离子的大小，活度系数可按德拜—休克尔公式的极限式计算，即I z i i 2512.0lg =-γ。
离子强度与溶液中各种离子的浓度及所带的电荷数有关，稀溶液的计算式为∑==n i i i z c I 1221；溶液中中性分子的活度系数近似等于1。
离子的值2、溶液中的酸碱反应与平衡常数 ⑴酸碱反应的种类① 溶剂分子之间的之子转移反应称为质子自递反应，其平衡常数叫做溶剂分子的质子自递常数。
② 酸碱溶质与溶剂分子之间的反应叫做酸碱的解离，其平衡常数叫做溶质的解离常数。
③ 酸碱中和反应的反应常数叫做酸碱反应常数。
④ 水解反应。
(碱越强，其共轭酸越弱；酸越强，其共轭碱越弱) ⑵用活度或同时用活度和浓度表示反应平衡常数。
假设溶液中的化学反应为+-+=+HB A B HA 当反应物及生成物均以活度表示时，其平衡常数为HAA HB A a a a a K +--=,K 称为活度常数，又叫热力学常数，它的大小与温度有关。
分析化学第五章
HAc
H+
+
Ac¯
酸
碱
5-1、酸碱质子理论 (5-1-1、酸碱的定义) (5酸碱的定义)
彼此间可以相互转化， 彼此间可以相互转化，且在 共轭酸碱对： 共轭酸碱对： 结构上只相差一个质子的两种物质。
如：
HAc — Ac¯； NH4+ — NH3； ；
酸 碱 酸 碱
H2CO3 — HCH3¯； HCH3¯— CO32¯。 ； 。
①
5-1、酸碱质子理论
其共轭碱B 在水中的解离为 在水中的解离为： 其共轭碱B¯在水中的解离为：
B¯+H2O
5-1-3 共轭酸碱对 Ka和Kb的关系 和 的关系
HB+ OH¯
平衡常数用Kb表示，用同样的方法处理可得： 平衡常数用 表示，用同样的方法处理可得： 表示
[ HB ] ⋅ [OH − ] Kb = [B − ] +
δB
−
5-2、水溶液中弱酸（碱） 水溶液中弱酸（ 各型体的分布
用同样的方法， 用同样的方法， 还可得到二元 弱酸H 弱酸H2B(Ka1、 Ka2)的三种不 同型体分布分 数的计算关系： 数的计算关系： 以及n元酸(Ka …Kan)的(n+1)种型体中任意 以及n元酸(Ka1、Ka2…Kan)的(n+1)种型体中任意 一种型体i分布分数的计算关系： 一种型体i分布分数的计算关系：
溶液中某一物质的各不同型体的δ值相加为1. 溶液中某一物质的各不同型体的δ值相加为1. 元酸为例： 以n元酸为例：
δH n B +δH
− n−1 B
+δH
2− n− 2 B
+ … +δB n− = 1
分析化学 第5章 配位滴定法
HOOCH2C
CH2COOH
在高酸度的溶液中,两个氨氮还可各接受一个H+
形成六元酸 故表示为: H6Y(为方便, 略去电荷)
因与金属离子配位的是其酸根 Y4-, 只有 pH ＞ 10.3 时主要存在型体是 Y4所以:
EDTA 在碱性溶液中配位能力较强 即平衡向生成配合物的方向进行得较完全 亦即配合物的稳定性强。
cr,e (Y)
0.01000 0.02 20.00 20.02
5.00 106
1.74 1010
5.00 10-3 cr,e (Ca 2+ ) 5.00 10-6
cr,e(Ca2+) = 5.75×10-8
pCa = 7.2
根据 可知，
Er = -0.1% 时 pCa = 5.3 化学计量点时 pCa = 6.3
称为绝对稳定常数 即无副反应时的稳
以下用
定常数
K 表示
当有副反应（如酸效应或配位效应）时， 绝对稳定常数的数值已不能说明配合物的 稳定性，应该用条件稳定常数:
K (MY) cr,e (MY) cr,e (M)cr,e (Y)
cr,e (MY)
M(L) cr,e (M) Y(H) cr,e (Y)
离
水
配酸
子
解
位效
干
效
效应
扰
应
应
效
应
MHY
酸 式 配 合 物
M(OH)Y
碱
式 配 合
副 反 应
物
二、酸效应和酸效应系数 如上式所示, 由于 H+ 存在而使 EDTA 参加主反应的 能力降低的作用称为酸效应。
为表示酸效应程度的大小, 提出了酸效应系数:
化学高一第五章知识点归纳
化学高一第五章知识点归纳化学是一门研究物质组成、性质以及变化规律的学科。
在高中化学的学习中，第五章是关于元素与化合物的学习。
本文将对化学高一第五章的知识点进行归纳，包括元素和化合物的概念、化学符号与化学式、离子与离子方程、化合价与元素周期表等内容。
一、元素和化合物元素是构成物质的基本单位，无法通过化学方法分解为其他物质。
在化学中，我们通常用符号来表示元素，如氧元素的符号为O，钠元素的符号为Na。
化合物是由两种或多种不同元素以一定的化学比例结合而成的物质，可以通过化学方法进行分解。
例如，水是由氢元素和氧元素按照化学比例结合而成的化合物，其化学式为H2O。
二、化学符号与化学式化学符号是用来表示元素的简写，通常由元素的英文名字的第一个或前几个字母组成，有时还加上一到两个小写字母作为标识。
化学式则是用来表示化合物的简写，由元素符号和元素个数的下标表示。
例如，二氧化碳的化学式为CO2，表示其中含有一个碳元素和两个氧元素。
三、离子与离子方程离子是带电的原子或原子团。
在化学反应中，某些原子或原子团会失去或获得电子，形成带正电荷或带负电荷的离子。
正离子通常是金属元素失去一个或多个电子而形成的，如钠离子Na+；负离子则是非金属元素获得一个或多个电子而形成的，如氯离子Cl-。
离子方程是用化学符号和离子符号表示化学反应的方程式，其中带电荷的离子用括号括起来并写上电荷符号。
例如，氯离子和钠离子发生反应形成氯化钠的离子方程为：Na+ + Cl- → NaCl。
四、化合价与元素周期表化合价是描述元素形成化合物时所具有的化学活性的指标，是指元素中原子的价电子对于其他元素的结合能力。
化合价有正负之分，正化合价表示原子失去电子形成的正离子，负化合价则表示原子获得电子形成的负离子。
化合价与元素周期表密切相关，元素周期表上的元素按照原子序数排列，同一周期中的元素具有相似的化学性质。
通过元素周期表可以了解元素的基本性质、化学活性以及化学价。
七年级化学第五章知识点
七年级化学第五章知识点化学是一门探究物质本质、组成及性质的科学，而化学元素是化学的基本单位。
在七年级的化学学习中，化学元素也是重要的考点之一。
本文将介绍七年级化学第五章的知识点，帮助同学们更好地掌握化学元素的相关内容。
1. 化学元素的概念化学元素是指由相同类型的原子组成、具有相同物理化学性质的基本物质。
化学元素是自然界中基本单位，它们本身不能分解成其他物质。
化学元素的种类很多，目前已知元素共118种，包括气体、金属、非金属等不同种类。
2. 元素符号的表示方法化学元素一般用符号表示，一般符号采用拉丁字母或希腊字母等，如氧元素的符号为O，氢元素的符号为H。
化学符号采用拉丁字母的元素符号，第一个字母大写，第二个字母小写，比如氧元素的符号为O，氯元素的符号为Cl。
采用希腊字母表的元素符号，字母大小写无区别，如α粒子符号为α，β粒子符号为β。
3. 元素周期表元素周期表是某个时期内元素按原子序数从小到大排列，同一周期的元素具有相同的外层电子层数，而同一元素周期的元素具有相同的电子层数。
常见的周期表包括门捷列夫元素周期表、西蒙斯-勃罗茨基元素周期表等。
在元素周期表中，不同的元素按照其性质被分组，包括碱金属、碱土金属、过渡金属、卤族元素、稀有气体等。
4. 化学元素的性质每个化学元素都有自己的特殊性质。
化学元素的性质分类包括物理性质和化学性质两个方面。
其中物理性质包括原子量、密度、熔点、沸点、比热等，而化学性质包括元素的化学反应、与其他元素或化合物的反应等。
5. 化合物化合物是由不同元素按照一定比例组成的物质，一般都是由两种或两种以上的元素组成。
化合物常常是多种元素反应之后形成的。
常见的化合物如水(H2O)、二氧化碳(CO2)等。
6. 稀有元素与稀有气体稀有元素是指元素周期表中第八族元素，包括氢、氖、氦、氙、氡、氕等。
稀有元素活泼度较低，多数为气体，不易与其他元素发生反应。
稀有气体是元素周期表中最后一列元素，包括氦、氖、氩、氪、氙和放射性氡。
九年级化学第5章知识点
九年级化学第5章知识点化学是一门研究物质性质、组成、结构、变化等方面的科学。
在九年级的化学学习中，第5章是关于化学反应的知识点，其中包括反应方程式、化学计量、质量守恒定律等内容。
下面将逐一介绍这些知识点。
1. 反应方程式- 反应方程式是描述化学反应中参与物质种类、数量以及化学变化的方程式。
- 反应方程式示例：2H₂ + O₂ → 2H₂O，表示2个氢气和1个氧气反应生成2个水分子。
- 反应方程式中的化学式表示物质的种类和数量，反应前写在箭头的左边，反应后写在箭头的右边。
2. 化学计量- 化学计量是描述化学反应中物质的质量变化与化学方程式之间的定量关系。
- 反应物：参与反应并在反应中被消耗的物质。
- 生成物：反应中由反应物生成的新物质。
- 反应物与生成物的质量之间，符合一定的质量比和摩尔比关系。
3. 质量守恒定律- 质量守恒定律是指在化学反应中，参与反应的物质质量总和等于生成物质的质量总和，质量守恒。
- 反应开始时的总质量 = 反应结束时的总质量。
- 这条定律是化学反应中一个基本的定律，可以用来研究化学方程式中物质的质量变化。
4. 氧化还原反应- 氧化还原反应是指化学反应中原子、离子或分子的电荷状态发生变化的反应。
- 氧化还原反应包括氧化作用和还原作用。
- 氧化：物质失去电子或增加氧原子，如2Na + Cl₂ →2NaCl。
- 还原：物质获得电子或减少氧原子，如CuO + H₂ → Cu + H₂O。
5. 反应速率- 反应速率是指化学反应中反应物消耗或生成物生成的速率。
- 反应速率受到反应物浓度、温度、催化剂等因素的影响。
- 较高的反应速率通常意味着化学反应较为迅速，而较低的反应速率则表示反应相对较慢。
6. 化学平衡- 化学平衡指化学反应达到了反应物和生成物浓度恒定的状态。
- 在化学平衡时，反应物和生成物的浓度之比被称为平衡常数。
- 平衡常数表示反应物和生成物浓度的平衡态。
以上就是九年级化学第5章的知识点。
分析化学 第五章_氧化还原滴定法
Ø 氧化还原平衡 Ø 氧化还原滴定原理 Ø 氧化还原滴定中的预处理 Ø 常用的氧化还原滴定法 Ø 氧化还原滴定结果的计算
2016-4-12
氧化还原滴定法： 以氧化还原反应为基础的滴定分析方法。
实质：电子的转移 特点：机理复杂、多步反应 分类：高锰酸钾法、重铬酸钾法、碘量法、
可以用Nernst方程式来计算各电对的理论电势：
E Ox/Red
Eo Ox/Red
RT lg a Ox nF a Red
在25℃时，Nernst方程式为：
E Ox/Red
Eo Ox/Red
0.059 lg aOx
n
a Red
E Ox/Red
Eo Ox/Red
0.059 lg aOx
n
a Red
电对电势的大小表示氧化剂或还原剂的氧化 或还原能力的强弱。 Ø 电对电势越大，其氧化型的氧化能力越强
（还原型的还原能力越弱）——氧化剂 Ø 电对电势越小，其还原型的还原能力越强
（氧化型的氧化能力越弱）——还原剂
附表15 标准电极电势（18-25℃ ）
1
氧化还原电对
电极电势
例
Ox 1 n1e Red 1 Ox 2 n2e Red 2
影响氧化还原反应速率的因素，除了参加反应的 氧化还原电对本身性质外，还与反应条件（例如，反 应物浓度、温度、催化剂（催化反应）、诱导反应等） 有关。
1.反应物浓度 增加反应物浓度可以加速反应的进行。
Cr2O72
2.反应温度 对大多数反应，升高温度可以提高反应的速度。 一般，温度每升高10℃,反应速度可提高2-3倍。
已知E0 Fe3 /Fe2
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第五章 酸碱滴定法1、离子的活度和活度系数离子的活度是指其在化学反应中表现出来的有效浓度。
由于溶液中离子间存在静电作用，它们的自由运动和反应活性因此受到影响，这样它们在反应中表现出来的浓度与实际浓度间存在一定差别。
如果以i c 表示第i 种离子的平衡浓度，i a 表示活度。
它们之间的关系可表示为i i i c a γ=，比例系数i γ称为i 的活度系数，它反映了实际溶液与理想溶液之间偏差的大小。
对于强电解质溶液，当溶液的浓度极稀时，离子间距离变得相当大，以至于它们之间的作用力小至可以忽略不计。
这时可将其视为理想溶液，离子的活度系数可视为1，即i i c a =。
对于稀溶液(< 0.11-•L mol )中离子的活度系数，可以采用德拜—休克尔公式来计算，即⎥⎦⎤⎢⎣⎡+=-I aB Iz i i &1512.0lg 2γ，其中i z 为，i 离子的电荷数；B 是常数，25℃时为0.00328；a&为离子体积参数，约等于水化离子有效半径，以()m pm 1210-记，一些常见离子的a &值表列于下表；I 为溶液的离子强度。
当例子强度较小时，可不考虑水化离子的大小，活度系数可按德拜—休克尔公式的极限式计算，即I z i i 2512.0lg =-γ。
离子强度与溶液中各种离子的浓度及所带的电荷数有关，稀溶液的计算式为∑==n i i i z c I 1221；溶液中中性分子的活度系数近似等于1。
离子的&值2、溶液中的酸碱反应与平衡常数 ⑴酸碱反应的种类① 溶剂分子之间的之子转移反应称为质子自递反应，其平衡常数叫做溶剂分子的质子自递常数。
② 酸碱溶质与溶剂分子之间的反应叫做酸碱的解离，其平衡常数叫做溶质的解离常数。
③ 酸碱中和反应的反应常数叫做酸碱反应常数。
④ 水解反应。
(碱越强，其共轭酸越弱；酸越强，其共轭碱越弱) ⑵用活度或同时用活度和浓度表示反应平衡常数。
假设溶液中的化学反应为+-+=+HB A B HA 当反应物及生成物均以活度表示时，其平衡常数为HAA HB A a a a a K +--=ο,οK 称为活度常数，又叫热力学常数，它的大小与温度有关。
各组分都用平衡浓度表示时，则[][][][]HA B A HB Kc-+=,cK 称为浓度常数，其大小不仅与温度有关，还与溶液的离子强度有关。
οK与cK之间的关系为[][][][]-+-++-≈⨯=-=-+A HB c HAB AHB HAA HB A K HA B A HB a a a a K γγγγγγο。
若+HB 用活度表示，其他组分用浓度表示，则述反应的平衡常数表达式为[][][]HA B A a K HB mix -+=,mixK称为混合常数，其大小也与温度和离子强度有关。
3、溶液中的三大平衡⑴物料平衡 物料平衡是指在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓度(即分析浓度)与各有关形式平衡浓度之和想等。
其数学表达式称为物料平衡方程，用MBE 表示。
⑵电荷平衡 由于溶液呈电中性，因此，同一溶液中阳离子所带正电荷的量应等于阴离子所带负电荷的量，此即电荷平衡。
考虑各离子所带的电荷和浓度列出的表达式叫电荷平衡方程，用CBE 。
又因为在同一溶液中，体积相同，所以可以直接用平衡浓度离子电荷量之间的关系。
⑶质子平衡 质子平衡就是指在溶液中得质子物质得到的质子量与失质子物质失去的质子量相等。
根据质子得失数和相关组分的浓度列出的表达式叫质子平衡方程或质子条件式，用PBE 表示。
4、酸碱组分平衡浓度与分布系数δ溶液中某酸碱组分的平衡浓度占其总浓度的分数，称为分布系数，以δ表示分布系数的大小能定量说明溶液中各种酸碱组分的分布情况。
同一物质不同型体的分布系数的和恒为1. 5、溶液中+H 浓度计算 ⑴强酸或强碱溶液当强酸或强碱的浓度较大时，溶液中+H 或-OH 的浓度等于溶液中酸或碱的浓度；当它们的浓度在1810--•L mol 到1610--•L mol 之间时，除了考虑酸或碱本身电离出来的+H 或-OH 之外，还应考虑水电离出来的+H 或-OH ；当强酸或强碱的浓度小于1810--•L mol 时，它们本身电离出来的+H 或-OH 可以忽略，只考虑水的电离。
+H 的浓度称作溶液的酸度，用pH 表示，这是在忽略离子强度的影响的情况下的说法。
酸的浓度又叫酸的分析浓度，它是指单位体积溶液中所含的酸的量，包括未解离和已解离的酸的浓度。
溶液的总酸度一般可由酸碱滴定得到。
⑵弱酸或弱碱溶液 ① 一元弱酸或弱碱 精确式 [][]()[]023=-+-++++w a w a a K K H K c K H K H(任何情况下通用)近似式 [][]242cK K K HA K H a a a a ++-=≈+(100,10<>aw a K cK cK 时使用) 最简式 []a cK H=+(100,10≥>aw a K cK cK 时使用) 对于极稀或极弱酸，若100,10≥<aw a K cK cK ，则[]w a K cK H +=+对于一元弱碱，只需要将计算一元弱酸的公式中的a K 换为b K ，即可计算出一元弱碱溶液中-OH 的浓度。
后面关于+H 浓度的计算公式均可按以上方法转化为-OH 浓度的进算公式。
② 二元酸碱溶液 精确式[][]()[]()[]022********234=-+---++++++w a a a a w a w a a a a K K K H c K K K K HK c K K KH K H 近似式[][]24111122cK K K B H K H a a a a ++-=≈+(05.0,100,101211<<>a a a w a cK K K cK cK 时使用) 最简式 []1a cK H=+(05.0,100,10121<≥>a a a w a cK K K cK cK 时使用) 对于酒石酸等某些1a K 与2a K 相差不大的二元弱酸可采用迭代法计算[]+H，即先以分析浓度代替平衡浓度，通过最简式或近似式计算+H 的近似浓度，再根据所得+H 计算酸的平衡浓度，并将其代入+H 的计算式中求+H 的二级近似值。
如此反复计算，直到所得的+H 浓度基本不再变化，此即溶液中的+H 浓度。
③ 混合溶液a 、 弱酸或弱碱混合溶液对于弱酸HA 和弱酸HB 的混合溶液，[]HB HB HA HA c K c K H +=+,当HB HB HA HA c K c K >>,简化为最简式[]HA HA c K H =+b 、 弱酸和弱碱的混合溶液对于弱酸HA 和弱碱B 的混合溶液，[]+=+HB HA BHAK K c c H,在这类混合溶液中酸碱之间不应发生显著的酸碱反应。
对于发生酸碱反应的混合溶液，应根据反应产物或反应后溶液的组成来计算。
④ 两性物质溶液 a 、 酸式盐以二元弱酸的酸式盐NaHA 为例 精确式 [][]()[]--+++=HA K K HA K K Ha wa a 121近似式 []()cK K c K K Ha wa a ++=+121[]cK c K K H a a a +=+21(1210,10a w a K c K cK <>时使用)最简式 []21a a K K H =+(1210,10a w a K c K cK >>时使用)6、酸碱缓冲溶液 酸碱缓冲溶液是一类对溶液的酸度有稳定作用的溶液。
当向这类溶液中引入少量的酸或碱，或对其稍加稀释时，溶液的酸度基本保持不变。
酸碱缓冲溶液一般有浓度较大的弱酸及其共轭碱组成。
此外浓度较大的强酸、强碱溶液也可以作为缓冲溶液，这是因为强酸、强碱溶液中的+H 或-OH 浓度较大，增加少量的酸或碱不会对溶液的酸度产生较大影响。
显然，强酸、强碱溶液只适合做高酸度(2<pH )或高碱度(12>pH )时的缓冲溶液。
此外，它们对稀释不具有缓冲作用。
⑴缓冲溶液pH 的计算以弱酸HB 及其共轭碱NaB 组成的缓冲溶液为例： 精确式 [][][][][][][]-+-+-+-++-==-OH H c OH H c K B HB K HB HB aa近似式 [][][][][]++-++-==-H c H c KB HB K HB HB aa(6<pH 时使用) [][][][][]---+-+==-OH c OH c KB HB K HB HB aa（8>pH 时使用） 最简式 [][][]-==-+B HBaac c KB HB K H 即HBB a c c pK pH -+=lg ([][][][]-++-->>->>-OH H c H OH c BHB,时使用)通常都采用最简式计算⑵缓冲容量缓冲溶液的缓冲能力是一定的，如果加入的酸或碱的量过多，或是稀释的倍数过大，缓冲溶液的pH 将 不再保持基本不变。
缓冲溶液缓冲能力的大小用缓冲容量来衡量，以β表示。
其定义为：使L 1缓冲溶液的pH 增加dpH 单位所需强碱的量()mol db ，或是使使L 1缓冲溶液的pH 降低dpH 单位所需强酸的量()mol da 。
因此，缓冲容量β的数学表达式为dpHdadpH db -==β，β越大表示缓冲溶液的缓冲能力越强。
以--B HB 缓冲体系来说，[][][][]()230.230.230.2aa K H H cK OH H+++=++-+β，当[]+H和[]-OH 较小时可得近似式[][]()c K H H cK aa 10230.230.2δδβ=+=++，缓冲容量极大值c 575.0max =β，由此可知缓冲溶液浓度越大其缓冲容量也越大。
对于共轭酸碱对缓冲体系来说，两组分浓度相等时，缓冲容量最大。
缓冲溶液的有效缓冲范围为1±a pK 。
因此在配置缓冲溶液时，算选缓冲剂的a pK 应尽量与所需的pH 接近，这样所得的缓冲溶液缓冲能力较强。
选择缓冲溶液的原则：① 缓冲溶液对分析没有干扰② 所需控制的pH 应在缓冲溶液的缓冲范围之内。
如果缓冲溶液是由弱酸及其共轭碱组成，则a pK 应尽量与所需控制的pH 保持一致。
③ 缓冲溶液应有足够的缓冲容量。
通常组分浓度在0.01～11-•L mol 之间。
7、酸碱指示剂⑴酸碱指示剂的作用原理酸碱指示剂一般是弱的有机酸或有机碱，它的酸式和共轭碱式具有明显不同的颜色，当溶液的pH 改变时，指示剂失去质子由酸式变为碱式或得到质子由碱式变为酸式。
由于其酸碱式结构不同，因而颜色发生变化。
若以HIn 表示酸式色指示剂的形式，以-In 表示指示剂的碱式，它们在溶液中的解离平衡为-++⇔In H HIn ，因此有[][][]HIn In H K a-+=，即[][][]+-=H K HIn In a.一般认为，如果1-≤a pK pH ，即[][]10≥-In HIn ,看到的应该是HIn 的颜色；1+≥apKpH ，即[][]10≥-HIn In ，看到的是-In的颜色。