分析化学总结期末复习大纲

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1、分析化学期末复习大纲第5章酸碱滴定法酸碱质子理论会判断共轭酸碱对分布分数及影响分布分数的因素物料平衡方程、电荷平衡式、质子平衡式一元弱酸及弱碱的计算，多元酸的解离缓冲溶液概念及作用、计算公式、如何配制突跃范围及化学计量点的计算酸碱指示剂：如变色范围、变色点弱酸能够被准确滴定的条件会计算终点误差、纯碱的组成成分一、酸碱质子理论1、酸：凡是能够给出质子（H+）的物质（包括分子和离子）都是酸；例：HAc→H++Ac-酸碱NH4+→H++NH3酸碱2、碱：凡是能够接受质子的物质都为碱。例：NH3+H+→NH4+Ac-+H+→H

2、Ac碱酸3、两性物质：即能给出质子，又能接受质子的物质H2O+H+→H3O+碱H2O→H++OH-酸4、酸碱的共轭性彼此只差一个质子，而相互转化的一对酸碱称为共轭酸碱对。NH3—NH4+HAc—Ac-结论(1)、质子理论的酸碱概念较电离理论的概念具有更广泛的含义，可以是阳离子、阴离子，也可以是中性分子；(2)、质子理论的酸碱含义具有相对性，在某个共轭酸碱对中可能是酸而在另一个共轭酸碱对中可能是碱。如同一HPO42-，在共轭酸碱对H2PO4-—HPO42-体系中为碱，而在HPO42-—PO43-体系中则为酸。因此，同一物

3、质在不同环境中常会发生酸碱的改变。(3)、共轭酸碱对只差一个质子。--要会判断酸碱的强度1、定性：酸碱的强弱取决于物质给出质子或接受质子的能力的强弱。如果酸越易给出质子，酸性越强，它的共轭碱接受质子的能力越弱，碱性弱。2、定量衡量酸(碱)强弱的尺度——酸(碱)的解离常数酸在水中给出质子的能力用质子转移平衡常数的大小来表示.越大，酸越强结论：酸越强，其相应的共轭碱就越弱或碱越强，其相应的共轭酸就越弱二、分布分数分布分数：溶液中某酸碱组分的平衡浓度占其分析浓度的分数，用δ表示“δ”将平衡浓度与分析浓度联系起来[HA]＝δH

4、AcHA,[A-]=δA-cHA一元弱酸溶液多元弱酸溶液δHA＋δA-＝1分布分数的一些特征δ仅是pH和pKa的函数，与酸的分析浓度c无关对于给定弱酸，δ仅与pH有关[H+]=[H+]+KaδHA[H+]+KaKa=δA-HA的分布分数图（pKa）分布分数图的特征—会判断pH=？时，以某个成分为主两条分布分数曲线相交于（pKa，0.5）pHpKa时，溶液中以A-为主H2CO3的分布分数图1.00.0024681012pHδH2CO3HCO3-CO32-H2CO3HCO3-CO32-6.

5、38pKa110.25pKa2△pKa=3.87pH优势区域图自己也要会三元酸以及EDTA的判断物料平衡(Material(Mass)Balance):各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度。电荷平衡(ChargeBalance):溶液中正离子所带正电荷的总数等于负离子所带负电荷的总数(电中性原则)。质子平衡(ProtonBalance):溶液中酸失去质子数目等于碱得到质子数目。三、溶液的其它相关平衡（书上P114-116）物料平衡（MBE）在平衡状态，某组分的分析浓度等于其各型体的平衡浓度之和的数学表达式。例：浓度为c的

6、Na2SO3溶液，对于Na+和SO32-？电荷平衡（CBE）在平衡状态，溶液中正离子所带电荷总数与负离子所带电荷总数相等的数学表达式。(电中性原则)。例：浓度为c的CaCl2质子平衡溶液中酸失去质子数目等于碱得到质子数目。质子条件式（PBE）(1)先选零水准(大量存在,参与质子转移的物质)，一般选取投料组分及H2O(2)将零水准得质子产物写在等式一边,失质子产物写在等式另一边(3)浓度项前乘上得失质子数例：NH4HCO3水溶液的质子条件式(1)Kaca>10Kw:(2)ca/Ka>100:(3)Kaca>10Kw,ca

7、/Ka>100:[H+]＝Ka[HA]+Kw弱酸：精确表达式：[H+]＝Ka(ca-[H+])[H+]＝Kaca+Kw(最简式)[H+]＝Kaca五、一元弱酸弱碱的计算—此部分有计算题弱碱：质子条件式:[OH-]=[H+]+[HB]代入平衡关系式[B-]Kb[OH-][OH-][OH-]Kw=+精确表达式:[OH-]=Kb[B-]+Kw(1)Kbc>10Kw:(2)c/Kb>100:(3)Kbc>10Kw,c/Kb>100:[OH-]=Kb(cb-[OH-])[OH-]=Kbcb+Kw[H+]=KaKwcb[OH-]=

8、Kbcb最简式:使用这些公式时，一定要先用条件判断请填写下列溶液[H+]或[OH-]的计算公式(1)0.10mol·L-1NH4Cl溶液(pKa=9.26)(2)1.0×10-4mol·L-1H3BO3溶液(pKa=9.24)这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释，而保持其pH值基本不变的溶液称为缓冲溶液（buffersoluti