《分析化学总复习》PPT课件

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1、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单位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)mol·L-1，mol·m-35.质量摩尔浓度(bB)mol·kg-16.摩尔分数(ｘB)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）稀溶液的通性变化公式1.蒸气压PA=XA·PA*(拉乌尔定律)2.沸点∆Tb=Kb·b3.凝固点∆Tb=Kb·b4.渗透压ⅡV=nBRT;Ⅱ=cBRT下降升高降低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

2、平衡移动的条件吕·查德里（LeChatelier)原理：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。（也称为化学平衡移动原理）。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)。平衡的移动逆：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)

3、≠0（本质）动：平衡时，反应仍在不断地进行——动态平衡。变：当外界条件变化时，平衡会移动化学平衡的特征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增大生成物浓度升高温度降低压强正反应方向减弱反应物浓度增大的趋势负反应方向吸热反应的方向气体体积增大的反应方向减弱生成物浓度增大的趋势减弱温度升高的趋势减弱压强降低的趋势外界条件对化学平衡移动的影响平衡常数可逆反应：aA+bBcC+dD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HAA－+H+其平衡常数为Ka称为解离常数。Ka是水溶液中酸强度的量度

4、，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)=1.76×10-5Ka(HCN)=4.93×10-10HAC和HCN都是一元弱酸，但Ka(HCN)«Ka(HAc),故HCN是更弱的酸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0.1mol·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。

5、解离常数和解离度的关系当α<5%时，1-α≈13.一元弱酸、弱碱溶液中离子浓度的计算若C/Ka400或<5%，则平衡时，有[H+]<

6、-3=0.0987mol·dm-3(2)=＜400,需用精确式[H+]===7.16×10-6mol·dm-3α=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——盐效应。例：在0.10mol·L-1HAc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.同离子效应在弱电解质中，加入与该弱电解质有相同离子的易溶强

7、电解质，使弱电解质的电离度降低的现象——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。缓冲溶液的组成1）弱酸及其对应盐：HAc~NaAc2）多元弱酸的酸式盐及其次级盐：NaH2PO4~Na2HPO43）弱碱及其对应盐：NH4Cl~NH3相关公式名称表达式1.平衡常数（K）2.反

8、应商（Q）3.水的离子积常数（KW)Kw＝c(H+)×c(OH-)