总复习.docx

总复习.docx

《总复习.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《总复习.docx（18页珍藏版）》请在冰点文库上搜索。

总复习

第一章绪论

1.1分析化学的任务和作用

重点介绍分析化学的定义，分析的三大任务（定性、定量及结构分析）

1.2分析化学方法的分类

1.2.1结构、定性和定量分析（按分析任务分）

1.2.2无机分析与有机分析（按分析对象分）

1.2.3化学分析与仪器分析（按分析原理分）

1.2.4常量、半微量、微量与超微量分析（按分析用量分）

1.2.5例行分析与仲裁分析

1.3分析化学的发展与趋势

第二章误差和分析数据处理

2.1概述

2.2测量误差（误差的定义）

2.2.1绝对误差和相对误差（误差的表示方式）

1.绝对误差和相对误差的定义、计算

2.分析工作中，大多使用相对误差衡量分析结果，且其大小还能提供正确选择分析仪器的依据

3.化学分析相对误差要求<0.3％，仪器分析相对误差要求1％

2.2.2系统误差和偶然误差（误差的分类）

1.系统误差的定义、特点（固定方向，重复出现）、来源（方法误差、仪器和试剂误差、操作误差）及降低方法（加矫正值或消除原因）

2.偶然误差的定义、特点（服从正态分布统计学规律）及降低方法（增加平行测量次数）

2.2.3准确度和精密度

1.准确度的定义、表达方式（绝对误差和相对误差），测量方法（常用回收率）

2.精密度的定义、表达方式（各种偏差公式，如RAD，RSD等），测量方法

3.准确度与精密度的关系（准确度反映了测定结果的准确性，精密度反映了测定结果的重复性，精密度是保证准确度的前提，准确度高要求精密度一定高，高的精密度不一定有高的准确度<系统误差>，）

2.2.5提高分析准确度的方法（降低误差）

1.选择恰当的分析方法（灵敏度和准确度出发）

2.消除系统误差（从系统误差来源着手，仪器校准、对照实验、回收实验、空白实验等）

3.消除偶然误差（增加测量次数）

4.减小测量误差（如万分之一天平最小取样量0.2g；25.00mL滴定管最小滴定体积20mL等）

2.3有效数字及运算法则

2.3.1有效数字（反映测量准确程度）

1.有效数字定义，测量有效数字保留原则（测量时允许保留一位可疑数字），0即可以是有效数字（第一个数字后面的0）也可以是定位数字（第一个数字前面的0），变换单位时有效数字不变，对数值（pH等）有效数字取决于小数部分数字的位数

2.常量分析保留4位有效数字

3.微量分析保留2～3位有效数字

4.偏差保留1～2位有效数字

2.3.2有效数字运算法则

1.加减法（以小数点后位数最少的为准）

2.乘除法（以有效数字位数最少的数为准）

2.3.3有效数字修约规则

1.四舍六入五成双（5后有非0数，则入）

2.标准偏差修约时应入

第三章滴定分析法概论

3.1概述

3.1.1滴定分析法及有关术语

1.滴定、滴定剂、指示剂、滴定终点、化学计量点

2.滴定分析的特点（简便、快速、准确等）

3.滴定分析的三大要求（定量完全99.9％，迅速、合适指示剂）

4.滴定方式（直接法，间接法——返滴定法、置换滴定法等）

3.2标准溶液

3.2.1标准溶液与基准物质

1.标准溶液定义及配制方式

2.基准物质的要求，应用（直接法配制标准溶液或标定标准溶液），常用基准物质（碳酸钠、邻苯二甲酸氢钾、草酸钠、三氧化二砷及氧化锌）

3.2.2标准溶液浓度的表示方法——物质的量浓度

3.2.3滴定度——滴定度的定义及计算（P50，习题3）

3.3滴定分析的计算

滴定度与浓度换算、酸碱滴定中双指示剂法及氧化还原类型计算，关键找出化学计量关系

学习是围绕滴定分析三大要求展开:

1.定量进行，程度99.9％（反应进行程度，即定量分析先决条件）

2.反应速度快（氧化还原滴定动力学要求浓度、温度、催化剂等）

3.合适的指示剂（指示剂变色原理、选择要求、常用指示剂）

学习思路:

1.概念学习

2.理论学习

3.滴定曲线绘制（寻找滴定突跃影响因素，SP点对应指标值，目的指导指示剂的选择）

4.指示剂（指示剂变色原理，滴定终点对应指标值，指示剂选择要求，常用指示剂）

5.应用（标准溶液配制和标定，基准物质和指示剂的选择，实际药物的分析）

第四章酸碱滴定法

4.1概述——酸碱反应的实质是质子转移

4.2水溶液中的酸碱平衡

4.2.1质子论的酸碱概念

1.酸碱的定义

2.酸碱反应的实质（通过溶剂合质子实现质子的转移，生成共轭碱和共轭酸）

3.溶剂的质子自递反应（水的离子积Kw）

4.酸碱的强度（Ka，Kb，注意共轭酸碱对的Ka×Kb＝Kw）

5.溶液中酸碱组分的分布

6.分析浓度和平衡浓度的定义，酸的浓度和酸度定义

7.酸碱的分布系数定义和求算（掌握一元酸和二元酸的分布系数δ求算）

4.2.3酸碱溶液的pH计算

1.水溶液中存在平衡式

1）物料平衡式（MBE），

2）电荷平衡式（CBE）

2.酸碱反应质子条件式（PBE）——零水准法

1）零水准物质的选择依据（溶液中大量存在，参与质子转移）

2）PBE书写方法（等式左边写得质子后产物，等式右边写失质子后产物）

3.溶液pH计算

掌握一元酸碱、二元酸碱pH计算最简式及最简式存在的前提条件

4.3指示剂

4.3.1指示剂的变色原理

酸式体、碱式体结构不同，颜色不同

4.3.2指示剂的变色范围

1.变色范围：

pKIn±1，变色点pKIn

2.三个常用指示剂的变色范围及酸、碱式色（甲基橙、甲基红、酚酞）

4.3.3影响指示剂变色范围的因素（了解）——用量、温度等

4.4酸碱滴定法的基本原理

4.4.1强酸（强碱的滴定）

1.滴定反应程度（滴定反应常数

，程度高）

2.滴定曲线绘制（滴定曲线形状，滴定突跃定义，滴定突跃范围影响因素c，指示剂选择原则，可用指示剂）

4.4.2一元弱酸（碱）的滴定

1.滴定反应程度（滴定反应常数

，程度不高。

弱酸、弱碱被准确滴定的前提：

）

2.滴定曲线绘制（滴定曲线形状，滴定突跃范围影响因素c和Ka，指示剂选择原则，可用指示剂）

4.4.3多元弱酸（碱）的滴定

1.多元酸碱被分步滴定的前提：

2.多元碱的滴定（重点双指示剂法测定药用碱的含量）

4.6应用与示例

4.6.1酸碱标准溶液的配制与标定——结合实验学习

4.6.2酸碱滴定法的应用与示例——重点双指示剂法测定药用碱的含量

4.7非水溶液中的酸碱滴定——优点（极弱酸碱、溶解能力，多元酸碱分布滴定）

4.7.1基本原理

1.溶剂的分类

2.溶剂的性质

1）溶剂的离解性Ks（溶剂的Ks越小，突跃范围越大，滴定终点越敏锐，pOH*=pKs-pH*。

醋酐离解成酸性更强的醋酐合乙酰阳离子）

2）溶剂的酸碱性（碱性溶剂使酸的酸性增强，酸性溶剂使碱的碱性增强，

）

3）溶剂的极性（溶剂极性越大，ε越大，库伦力越小，酸碱性增强）

4）均化效应和区分效应（定义，酸性溶剂是酸性溶质的区分溶剂，是碱性溶质的均化溶剂，反之反之亦然，非质子性溶剂是良好的区分性溶剂）

4.7.2碱的滴定（结合实验学习）

碱的滴定

标准溶液

溶剂

指示剂

基准物质

高氯酸的冰醋酸溶液

冰醋酸

结晶紫

邻苯二甲酸氢钾

4.7.3酸的滴定（了解）

酸的滴定

标准溶液

溶剂

指示剂

基准物质

甲醇钠

乙二胺等

偶氮紫

苯甲酸

第五章络合滴定法

5.1概述

介绍EDTA结构（六元酸），与金属离子（M）络合比（1：

1）等

5.2基本原理

5.2.1络合平衡（重点）

概念：

稳定常数（K，公式中为平衡浓度），条件稳定常数（K’，公式中为分析浓度）

两大副反应（αY和αM）定义及计算公式

1．αY包括酸效应和共存离子效应

…………不常用

2．αM包括络合效应和水解效应（或羟基络合效应）

3．

求算条件稳定常数K’的目的是判断是否能够被准确滴定

判别式：

，如果c＝0.01mol/L（终点时金属离子浓度），则

，（考试时注意给的浓度，如果不是c＝0.01mol/L，则用

判别式，如果是c＝0.01mol/L，则可以用

判别式。

本章计算题重点：

注意解题思路：

先找存在的副反应，计算副反应系数，根据副反应系数，求算条件稳定常数，依据判别式和条件稳定常数，判断是否符合准确滴定的要求（TE%<0.1%，△PM’=±0.2单位）。

5.2.2络合滴定曲线——推出影响滴定突跃的两个影响因素，计算化学计量点pM‘计算，指导指示剂的选择（计算不要求，掌握结论）

1.滴定突跃的两个影响因素（金属离子浓度和条件稳定常数）及对曲线形状的影响

2.化学计量点pM‘与滴定终点时金属离子浓度和条件稳定常数有关

5.2.3金属指示剂（计算不要求，掌握结论）

1.指示剂的作用原理（游离态与络合态的颜色不同），指示剂的要求，封闭现象及掩蔽剂

2.滴定终点pMt与指示剂与金属离子络合稳定常数和指示剂的酸效应有关

3.掌握三个常用指示剂的pH使用范围，颜色，封闭离子等

指示剂

pH使用范围

络合态

游离态

封闭离子

掩蔽剂

EBT铬黑T

7～10

红

蓝

铝、铁、铜等

三乙醇胺，NH4F

OX二甲酚橙

<6

红紫

亮黄

铁、铝等

NH4F

钙指示剂

12～13

酒红

纯蓝

与EBT相似

5.3滴定条件的选择（主要讨论酸度选择）

5.3.1酸度选择

最高酸度（pH最小）：

根据浓度，公式

，求出K’的判别式。

再根据公式

和K’的判别式，求算出最大酸效应副反应系数

，从而从表5－2中查找最小pH

最低酸度（pH最大）：

以不生成沉淀为准。

根据金属离子M的溶度积KSP，代入公式

，求算出最高pH。

适宜酸度的控制采用缓冲溶液，目的有三：

指示剂要求，合适K’要求及控制反应中生成的氢离子，酸性用醋酸缓冲液，碱性用氨缓冲液

5.3.2掩蔽剂的选择：

两个常用掩蔽剂NH4F和三乙醇胺

5.4应用与示例（结合实验）

5.4.1标准溶液的配制和标定

1.EDTA标准溶液：

间接配制，基准物值ZnO，指示剂EBT等

2.Zn标准溶液：

直接或间接配制，对标法，指示剂EBT等

5.4.2滴定方式和应用

1.直接滴定法：

符合滴定分析要求，如EDTA标定，水的硬度测定等

2.返滴定法：

不符合滴定分析要求，如缺少合适指示剂，或络合速度慢，或金属离子对指示剂封闭等原因。

如铝离子的测定（铝与Y络合速度慢，且对指示剂有封闭）

3．置换滴定（重点）

1）置换出金属离子：

金属离子与EDTA络合不稳定。

如Ag离子测定，加入Ni（CN）4离子，生成更稳定的Ag（CN）4离子，置换Ni离子，用EDTA标准溶液直接滴定生成的Ni离子。

2）置换出EDTA：

多种离子共存。

如合金中Sn离子测定，先用EDTA络合所有离子（包括SnY），加入NH4F，Sn生成更稳定的SnF6离子，置换出与Sn络合的EDTA，置换出的EDTA再用Zn标准溶液滴定。

3）辅助指示剂

A.Ca离子测定（指示剂EBT，辅助指示剂MgY）：

测定时先加入辅助指示剂MgY和指示剂EBT，指示剂颜色由络合态（MgIn）红色变成游离态（In）纯蓝色

B.Ca离子测定（指示剂PAN，辅助指示剂CuY）：

测定时先加入辅助指示剂CuY和PAN，指示剂颜色由络合态（CuIn）红色变成游离态（In）黄色

第六章氧化还原滴定法

6.1概述

介绍氧化还原反应的实质（电子转移）和特点（机理复杂，反应速度慢，副反应多等）

6.2氧化还原反应

6.2.1电极电位方程式（Nerst方程三种表达式）

活度表达式：

平衡浓度表达式：

分析浓度表达式：

6.2.2标准电极电位定义及条件电位定义、公式：

6.2.3影响条件电位的因素（即副反应）：

根据条件电位公式推导

1.盐效应（影响活度系数f）：

影响小，忽略

2．沉淀效应：

1）氧化形生成沉淀，条件电位降低

2）还原形生成沉淀，条件电位增大

例如：

间接碘量法测定Cu2＋的含量

3．络合物效应：

1）氧化形生成络合物，条件电位降低

2）还原形生成络合物，条件电位增大

3）两者都生成络合物，比较络合物的稳定形，

决定条件电位的改变

例如：

间接碘量法测定Cu2＋含量时，Fe3＋存在将氧化I－，干扰Cu2＋的测定

解决方法：

加入络合剂F－，其能与氧化形Fe3＋络合，而不与还原形

Fe2＋络合，降低条件电位，不能氧化I－

4．酸效应

影响对象：

电对氧化形或还原形参与酸碱离解平衡或电对反应中有H

或OH参加的反应

例如：

H3AsO4/HAsO2电对，除了考虑氧化形和还原形的副反应系数

（酸效应），还要考虑溶液的pH

H3AsO4+2H++2e=HAsO2+2H2O

根据：

得出：

1）强酸条件下，砷酸氧化碘离子，间接碘量法测定砷酸含量

2）弱碱性条件下，碘氧化亚砷酸（直接碘量法标定碘的浓度）

6.2.4氧化还原反应的进行程度（由反应平衡常数衡量）

1．标准电位和平衡常数K关系：

2．条件电位和条件平衡常数K‘关系：

3．对于1：

1型反应：

满足99.9％，必需K’≥106，得出条件电位差

4．结论：

若反应的条件电位差大于0.35～0.4V，可以定量分析。

6.2.5氧化还原反应的速率（动力学问题，结合高锰酸钾标定实验）

氧化剂和还原剂性质、反应物的浓度、溶液的温度、催化剂

6.3氧化还原滴定

6.3.1滴定曲线

1．滴定曲线形状

2．滴定突跃范围：

3．化学计量点电位：

4．滴定突跃范围影响因素：

条件电位差

6.3.2指示剂

1．自身指示剂（高锰酸钾，碘）

2．特殊指示剂（直链淀粉）

3．氧化还原指示剂

4．变色范围：

5．变色点：

6．两个常用指示剂：

二苯胺磺酸钠、邻二氮菲－Fe（Ⅱ）

6.3.3滴定前的预处理（结合滴定度学习）

预氧化或预还原

6.4常用氧化还原滴定方法

6.4.1碘量法

1．概述

碘量法

标准液

待测物

指示剂

终点颜色

条件

直接法

碘标液

还原物

碘或淀粉

（滴定前加）

碘（无→黄）

淀粉（无→蓝）

弱酸

中性

弱碱

间接法

剩余法

硫代硫酸钠

标液

还原物

淀粉

（近终点加）

蓝色→无色

弱酸

中性

置换法

氧化物

2．标准溶液的配制与标定

1）碘标准溶液的配制与标定

注意：

a．I2的挥发性和腐蚀性，不可用分析天平称

b．配制时加少量盐酸，除去I2中微量碘酸盐杂质及中和硫

代硫酸钠中的稳定剂碳酸钠

c.KI见光易氧化，棕色瓶密封存放

标定：

a.直接碘量法标定

b.硫代硫酸钠标液对标法

2）硫代硫酸钠标准溶液的配制与标定

问题：

a．水中溶解的CO2易使Na2S2O3分解，pH<4.6

S2O32-+CO2+H2O→HSO3—+HCO3—+S↓

b．水中空气氧化：

2S2O32-+O2→SO42-+S↓

c．水中微生物作用：

S2O32-→Na2SO3+S↓

结果：

降低标准溶液浓度

解决：

a.煮沸冷却水，去CO2和空气，杀死微生物

b.加入NaCO3稳定剂，使pH=9~10，

c.放置7~8天，稳定浓度，过滤使用

标定：

a.K2CrO7基准物标定法（置换碘量法）

b．碘标准溶液对标法

3．指示剂淀粉

1）使用直链淀粉，支链淀粉松动吸附碘，生成红紫色

2）室温下使用，高温可使淀粉指示剂灵敏度降低

3）使用pH弱酸性，吸附反应灵敏

4）新鲜配制指示剂，淀粉溶液易变质、腐败

5）注意加入时间：

a.直接碘量法——滴定前加入（终点：

无色→深蓝色

b．间接碘量法——近终点加入（终点：

深蓝色消失）

4．应用与示例

1）直接碘量法——碘的标定（三氧化二砷）

2）剩余碘量法

3）置换碘量法——硫酸铜的测定

4）水的测定

6.4.2高锰酸钾法

1.概述

注：

酸的浓度[H+]=1～2mol/L，采用硫酸调节酸性，不采用

HCL或HNO3调节酸性

2．标准溶液的配制和标定

间接配制法：

含MnO2杂质，棕色试剂瓶，沙芯漏斗过滤

标定：

基准物草酸钠

注意：

三度（酸度、温度、速度（自身催化剂锰离子）

一点（终点）

3.指示剂

指示剂——自身指示剂（无色——粉红色）

4.应用与示例——直接法等

6.4.3其它氧化还原滴定法

溴量法：

BrO3-+5Br-（定过量）+6H+＝3Br2+3H2O

重铬酸钾法：

第七章沉淀滴定法和重量分析法

第八章电位分析法及永停滴定法

第十章紫外－可见分光光度法

第十一章荧光分析法