无机及分析化学期末复习.ppt

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1、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：50.00mL0.60molL-1K2CrO4和50.00mL0.20molL-1AgNO3混合制备Ag2CrO4溶胶，加入浓度相同的K3Fe(CN)6Al(NO3)3;MgSO4；请问几种电解质凝结快慢的正确顺序。稀溶液的依

2、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 定律已知：(1)CH3COOH(l)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l)=-870.3kJ.mol-1(2)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)=-

3、393.5kJ.mol-1(3)H2(g)+1/2 O2(g)=H2O(l)=-285.5kJ.mol-1 rHm(1)rHm(2)rHm(3)计算(4)2C(石墨)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l)=?rHm(4)rHm(1)rHm(2)rHm(3)rHm(4)=2+2-=(-393.5)2+(-285.5)2-(-870.3)rHm(4)解：（4）=（2）2+（3）2-（1）=-488.3 kJ.mol-1 熵 在孤立体系中，rSm0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

4、体积功为零条件下。当G0时反应逆方向进行，当G0时则正方向进行，当G0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。

5、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=-28.33kJmol-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QK时

6、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

7、，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 0.50molL-1HAc溶液与0.30molL-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

8、=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100mL0.20molL-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/LNaOH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（）。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

9、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V1V2，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

10、x(mL)，则 可求出x（2）设需要加入固体NH4Clm(g)，则 可求出m 例3:向一含有0.10molL-1NH3-NH4Cl的缓冲溶液中加入0.015molL-1CuCl2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)42+)=1.381014，Kb(NH3)=1.7710-5。解:c(NH3)=0.10molL-1c(NH4+)=0.10molL-1c(Cu(NH3)4+)=0.015molL-1 pOH=c(OH-)=1.7710-5 反应Cu(NH3)4+=Cu2+4NH3 平衡时浓度0.015xx

11、0.10+4x c(Cu2+)c2(OH-)=1.110-12(1.7710-5)2=3.410-22Ksp(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amolL-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=-logc(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=-logc(OH-)所以，溶

12、液的pH值应控制在pHLpHH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：AgCl2CN-Ag(CN)2-+Cl-平衡浓度（mol/L）x0.010

13、.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：Ag2NH3=Ag(NH3)2+平衡浓度（mol/L）x 1.020.022x1.00.01x0.01xc(Ag+)=1.010-9（mol/L）因为Q=c(Ag+)c(Cl-)=1.010-92.010-3=1.010-12Ksp(A

14、gBr)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-+5Fe2+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；

15、(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：()Pt Fe3+,Fe2+MnO4,Mn2+,H+Pt(+)正极：MnO4+5e+8H+=Mn2+4H2O 负极：Fe3+e=Fe2+电池反应：MnO4-+5Fe2+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

16、-/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：（）AlAlF63-Al3Al（）原电池反应为：Al36F=AlF63-lgKfAlF63-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

17、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）正误差与负误差 1、以氢氧化钠标准溶液滴定某酸试样，所用滴定管未洗净，滴定时内壁挂液珠正误差 2、测定H2CO42H2O的摩尔质量时，草酸失去部分结晶水负误差 3、用于标定标准溶液的基准物质在称量时吸潮正误差 4、滴定速度过快，并在到达终点后立即读取滴定管读数正误差 以下试剂能作为基准物质的是：(A)优级纯的Na2C2O4(B)光谱纯的Co2O3(C)干燥过的CaO(D)99.99%纯铁 用失去部分结晶水的Na2B4O710H2O标定HCl溶液的浓度时，测定结果与实际浓度相比将偏低。分析结果的准确度高，则其精密度不一定高。