分析化学总复习

mB MB
XB
nB n
nB nA nB
单位
mol·L-1，mol·m-3 mol·kg-1
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）
稀溶液的通性 1. 蒸气压
变化
公式
下降 PA=XA·PA* (拉乌尔定律)
2. 沸点 3.凝固点
升高 降低
∆Tb=Kb·b ∆Tb=Kb·b
可逆反应：aA + bB
cC + dD
KC
[C ]c [D ]d [A]a [B ]b
Kp
[PC ]c [PA ]a
[PD ]d [PB ]b
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
K a,HA
试样质量（mg） 100-1000 10-100 0.1-10 <0.1
试样体积（ml） >10 1-10
0.01-1 <0.01
根据组分在试样中的相对含量
分类名称 常量组分分析 微量组分分析 衡量组分分析
质量分数 >1%
0.01%-1% <0.01%
（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
例1：计算(1) 0.1mol·dm-3和(2) 1.0×10-5 mol·clm-3 HAC溶液中的 [H+]、
[AC-]、[HAC]和α，已知 K a0=1.8×10-5
解：(1)因为
K
0 a
很小，
C K
0 0 a
＞400，可用近似式计算
[H+]=[AC-]= KaC0= 1.8105 0.=11.3×10-3mol·dm-3
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。
改变条件
V正=V逆
C.P.T
平衡状态
V正=V逆 一段时间后 V正=V逆
不平衡状态
新平衡状态
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) 。
化学平衡的特征
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。
测定装置
H2
P 电位计
测量方法
t
被测电极与标准氢电极组
成原电池，测电动势即可。
H+=1mol·L-1
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
pH -lg
ca K a
1 2
(pKa
pCa)
7.一元弱碱
c(OH- ) CbKb
pH
14
-
1 2
(
pK
b
pCb )
8.弱酸及其盐的 缓冲溶液
c (H )
=
Ka
ca cs
pH
=
pK a
- lg
ca cs
9.弱碱及其盐的 缓冲溶液
c (OH )
Kb
cb cs
pH
=
pK w
-
pK b
lg
cb cs
4. 渗透压
ⅡV = nB R T ; Ⅱ= cB R T
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• 改·查变德平衡里体（系L的e外C界h条a件t时el，ie平r衡) 向原着理削：
弱这一改变的方向移动。（也称为化学平 衡移动原理）。
平衡的移动
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 mol·kg-1溶液中，强电解质α>30%；弱 电解质α<5%；中强电解质α=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α<5%时，1- α ≈1
质的溶解度；
● Kspθ不受离子浓度的影响，而溶解度则不同。 ●用Kspθ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。
Kθ sp
(nS )n
(mS )m
对
AB型 S
Kθ sp
对
A 2B或AB2型
Kθ sp
22 S 3
S
3
K
θ sp
;
4
其它类推.
Example 1
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
方法 常量分析 半微量分析 微量分析 超微量分析
在0.10mol·L-1 HAc溶液中加入NaCl使其浓 度为0.10mol·L-1 ，则溶液中的[H+]由 1.32×10-3mol·L-1 增大为1.82×10-3mol·L-1 ， HAc的解离度由1.32%增大为1.82%。
2.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
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
名称
表达式
1.平衡常数（K）
KC
[C ]c [D ]d [A]a [B ]b
Kp
[PC ]c [PA ]a
[PD ]d [PB ]b
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
类型
强酸弱 碱盐 强碱弱 酸盐
强酸强 碱盐
实例
NH4Cl CH3COO
Na
是否 水解 水解
水解
水解的 离子
弱碱 阳离子
弱酸 阴离子
NaCl 不水解 无
生成的弱 电解质 弱碱
弱酸
无
溶液的酸 碱性 酸性
碱性
中性
弱酸弱 碱盐
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
名称
表达式
1.质量浓度（ρB ）
2.质量分数（wB ） 3. 体积分数（φB） 4. 物质的量浓度(CB) 5.质量摩尔浓度 (bB)
6.摩尔分数 (ｘB)
B
mB V
wB
mB m
B
VB V
CB
nB V
bB
nB
nB mA
以两方面来衡量测定结果的好坏。
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
(NH4)2S
强烈 水解
阴、阳 离子
弱酸、 具体判断 弱碱
溶液酸碱性
酸碱的定义： 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）
END
（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，Kspθ只用来表示难溶电解
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
平 衡移 动方向
+
+ Ac- Na+
NaAc
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。
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。
K
0 a
[H ]2 C0
[H ]
K
0 a
C
0
K
0 a
C0
C0
C0
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
[H ]2 C - [H ]
[H ]2 C
Ka
[H ] KaC
这是计算一元弱酸溶液中H+离子浓度的最简公式。
变：当外界条件变化时，平衡会移动
外界条件对化学平衡移动的影响
条件的改变 平衡移动的方向 平衡移动的结果
增大反应物浓度
正反应方向
减弱反应物浓度 增大的趋势
增大生成物浓度
负反应方向
减弱生成物浓度 增大的趋势
升高温度
Leabharlann Baidu
吸热反应的方向
减弱温度升高的 趋势
降低压强
气体体积增大的反应 减弱压强降低的
方向
趋势
平衡常数
[H+]=C0α, α=
[H ]= C0
1.3
10
3
=1.3×10-2=1.3%
0.1
[HAC]=C0－[H+]=0.1－1.3×10-3=0.0987 mol·dm-3
(2)
C0
K
0 a
=
1.0 10 5 1.8 10 5
0.56 ＜400,
需用精确式
[H+]=
K
0 a
= K
0 a
2
4K a0C0
2.反应商（Q）
3.水的离子积常 数（KW)
Qc
cc(C )cd(D ) c a(A)cb(B)
Kw ＝ c(H+) ×c(OH-)
4.解离常数 （Ka）
K
0 a
[H ][ Ac ] [ HAc ]
5.解离度（α）
[H ]
K
0 a
C
0
K
0 a
C0
C0
C0
相关公式
6.一元弱酸
c(H ) CaK a
2
=7.16×10-6 mol·dm-3
1.8105 2
(1.8 105 )2 4 1.8105 105 4
α=
[H C0
]
100%
7.16 106 105
100%
71.6%
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—例—：盐效应。
[H ][A ] [HA]
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
Solution
若A
g2
CrO4的K
θ sp
(A
g2
CrO
4
)
1.1
10
12，求其
在水中的溶解度。
S 3
Kθ sp
4
3 1.11012 4
6.5 105 mol L1
沉淀的生成
例：将4×10-3mol•L-1的AgNO3溶液与4×10-3mol•L-1的NaCl 溶液等体积混合能否有沉淀析出？Ksp(AgCl)= 1.8×10-10mol2•L-2 解：只有当 Qc > Ksp时，离子才能生成沉淀。 混合后：[Ag+]=2 ×10-3mol•L-1,[Cl-]= 2 ×10-3mol•L-1
=8×10-9 > Ksp(PbI2) 所以有PbI2沉淀析出。
第三章 氧化还原反应
氧化还原反应的本质
2e
1. Zn + CuSO4
Cu + ZnSO4
得电子
失电子
2.
H2 + Cl2
2H ** C**l** **
本质：电子得失或电子偏移
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
Qc=[Ag+][Cl-]=2 ×10-3mol•L-1 × 2 ×10-3mol•L-1 =4.0 ×10-6mol2•L-2 >1.8×10-10mol2•L-2 Qc>Ksp,所以有AgCl沉淀析出。 练习：将4×10-3mol•L-1的Pb(NO3)2溶液与4×10-3mol•L-1的KI 溶液等体积混合能否有沉淀析出？Ksp(PbI2)= 7.1×10-9mol3•L-3 解：Qc=[pb2+][I-]2 =2 ×10-3mol•L-1 ×( 2 ×10-3mol•L-1)2
标准电极电位
（一）电极电位的产生——金属的平衡电势
e-
M
M
活泼
金属
Mn+
+- - +
+- - +
+ +
-
-
+ +
Mn+
-
+ + + +
+ + + +
-
不活泼 金属
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）
(三) 标准电极电位的测定
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 1mol·L-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。