山东大学期末考试复习 水分析化学[第二章酸碱滴定法]山东大学期末考试知识点复习
指示剂增多。 (2)强酸(碱)滴定弱碱(酸)：滴定剂和弱碱(酸)的浓度越大，突跃范围越大；
弱酸的 KA 或弱碱的 KB 越大，突跃范围越大。强酸滴弱碱，在酸性范围有突跃； 强碱滴弱酸，碱性范围有突跃。
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＜0，结果偏低。 六、水中碱度和酸度
(一)碱度 1．碱度 水中所有能与强酸定量作用的物质的总量，即水中所有能接受 质子的物质的总量。 2．水中可能存在的五类碱度组成 (1)OH-碱度； (2)OH-和 CO32-碱度； (3)CO32-碱度； (4)CO32-和 HCO3-碱度； (5)HCO3-碱度。 3．酸碱指示剂滴定碱度 (1)连续滴定法 以酚酞为指示剂，用 HCl 标准溶液滴定至终点，溶液颜色 由红色变为无色，消耗 HCl 溶液 P mL；接着以甲基橙为指示剂，继续用上述 HCl
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酸性范围，以甲基橙(或甲基红)为指示剂，则 CO32- 被中和成 H2CO3，终点的 pH 与 标定的不同，必造成误差；若滴定突跃在碱性范围，酚酞为指示剂，则 CO32- 被 中和成 HCO3- ，与标定时一样，对测定结果无大影响。
不含 CO32- 的标定好准确浓度的 NaOH 溶液，因保存不当吸收了 CO2 ，以此 NaOH 溶液，用甲基橙(3．1～4．4)为指示剂，滴定终点时溶液的 pH≈4，此时δH2CO3 ＝1，吸收的 CO32- 。产生的 CO ＞32-作为碱参加滴定，又转化为 H2CO3，这就补偿 了吸收 CO2 造成的损失，不影响标准碱溶液的浓度。但是酸碱浓度很小时，计量 点时 pH≈7，必须选甲基红(pH 为 4．4～6．2)为指示剂。pH≈7 时，δH2CO3＝0．1864， δHCO3-＝0．8132，CO2 的影响较大，最好煮沸溶液驱赶 CO2，并配制不含 CO2 的标 准碱溶液。
当 CK1≥10-8 时，弱酸(碱)能被准确滴定。 3．多元酸碱的滴定 (1)当 CKa1≥10-8，CKa2≥10-8，K1／Ka2≥105 时，形成两个突跃，准确滴定第一 个、第二个化学计量点。 (2)当 CKa1≥10-8，CKa2≥10-8，K a 1／Ka2<10。时，只形成一个突跃，能准确滴 定两级解离出的 H+的总量。 (3)当 CKa1≥10-8，CK a2≤10-8，形成一个突跃，只能准确滴定第一个化学计量 点。 其他多元弱酸(碱)的滴定，依次类推。 4．混合弱酸(碱)的滴定 混合弱酸(碱)的滴定与多元弱酸(碱)的滴定类似。 当 CKa≥10-8，C'K'a≥10-8，两种酸都能被准确滴定。当 Ka／Ka'≥105 时，有两 个突跃，两种酸能被分步准确滴定。如果两种酸浓度不同，则 CKa／CKa'≥105， 才能正确判断。 5．酸碱指示剂的选择 酸碱指示剂的变色范围必须全部或部分落在计量点附近的 pH 突跃范围之 内。 6．酸碱滴定中 CO2 的影响 酸碱滴定中 CO2 是造成滴定误差的重要来源，误差的大小与滴定终点时溶液 的 pH 有关。 假如 NaOH 溶液在标定前从空气中吸收了少量 CO2，那么 NaOH 溶液中含有少 量 Na2CO3 。若以 KHC8H4O4 为基准物，标定 NaOH 溶液，终点时 pH＝8～9，酚酞为 指示剂，此时 CO32- 中和为 HCO3- 。以此 NaOH 溶液为滴定剂时，若滴定突跃处于
CO2 的影响。
滴定至终点时，如水中再溶解空气中的 CO2 会影响某些指示剂终点颜色的稳 定性。若酚酞为指示剂，滴定至计量点附近时溶液呈浅红色，放置 0．5～1min 后，溶液又变为无色，是由于吸收了空气中 CO2 并迅速溶解于滴定液中使其 pH 值降低造成。当酚酞、溴百里酚蓝和氯酚红等为指示剂，滴定至变色且 0．5min 内不褪色，可认为达到滴定终点。
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5．两性物质溶液 H+浓度的计算 在化学反应中，既能提供质子又能接受质子的物质，称为两性物质。如 HCO3-、
H2PO4-、HPO42- 、NH4Ac 等。
(3)多元酸(碱)溶液中，最重要是一级离解。
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6．缓冲溶液的 pH 计算公式 HA—A- 体系
上述 NaOH 溶液，若用酚酞(pH8．2～9．8)作指示剂，计量点的 pH＝9．1，
溶液中溶解的 CO2 ＞形成的 H2C03 和标准碱溶液吸收 CO2 所产生的 CO32-，均被滴定
成
HCO
3
。这时，CO2 对滴定的影响不可忽视，并应对标准碱溶液所吸收 CO2 的物
质的量进行校正。应采用同一指示剂在相同条件下进行标定和测定，可抵消部分
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溶液滴定至终点，溶液颜色由黄色变为桔红色，消耗 HCl 溶液 M mL，计算结果 见表 2—2。
连续滴定法测定水中的碱度 表 2-2
(2)分别滴定法 分别取两份体积相同的水样，一份水样以百里酚蓝一甲酚 红混合为指示剂，以 HCl 标准溶液滴定至终点，溶液颜色由紫色变为黄色，变色 点 pH＝8．3，消耗 HCI 标准溶液的体积为 VpH8.3mL。另一份水样以溴甲酚绿一甲 基红为指示剂，用 HCl 标准溶液滴定至终点，溶液颜色由绿色变为浅灰紫色，变 色点 pH＝4．8，消耗 HCl 标准溶液的体积为 VH4.8mL，计算结果见表 2—3。
(3)多元酸(碱)溶液中，最重要是一级离解。 3．一元弱酸(碱)溶液的[H+]的计算
4．多元弱酸(碱)溶液[H+]的计算 多元弱酸(碱)水溶液中，因为 Ka1》Ka2》Ka3 (Kb1》Kb2》Kb3)，所以溶液中 H+，
OH-主要由第一级离解产生，因此多元弱酸(碱)溶液的酸碱按一元弱酸(碱)来处 理。
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δHA 和δA-一两曲线相交于 pH＝pKa 点，当 pH＞pKa 时，A-为主要型体；当 pH ＜pKa 时，HA 为主要型体。分布分数只是 pH 和 pKa 的函数，与酸及其共轭碱的总 浓度 C 无关。
(2)多元弱酸(碱)各型体的分布分数： 浓度为 C 的二元弱酸 H2A 溶液中可能存在的型体有 H2A，HA-，A2-，三种型体， 则 C＝[H2A]＋[HA-]＋[A2-]。
(2)以参考水准为基准，在溶液中找出失质子产物，得质子产物及其得失质 子数。
(3)根据得失质子平衡原理写出质子平衡式(PBE)，得失质子产物浓度乘以得 失质子数。注意方程中不应出现参考水准物质。
2．酸碱溶液中[H+]计算的一般步骤
(1)写出溶液的质子平衡方程；
(2)代入有关的酸碱平衡常数；
(3)整理得[H+]浓度的精确计算式；
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惰性溶剂：既没有给出质子又没有接受质子能力的溶剂，如苯、氯仿等。 4．共轭酸碱对中 Ka 和 Kb 的关系。 Ka·Kb＝Kw 多元酸碱中 Ka 和 Kb 的关系(如 H3A) Ka1·Kb3＝Ka2·Kb2＝Ka3·Kb1＝Kw 5．溶剂的拉平效应和区分效应 (1)溶剂的拉平效应：溶剂将不同强度的酸拉平到溶剂化质子水平的效应， 称为溶剂的拉平效应。 (2)溶剂的区分效应：溶剂能区分酸(碱)强度的效应叫溶剂的区分效应。溶 剂的拉平效应和区分效应与溶剂和溶质的酸碱相对强度等因素有关：较强的碱性 溶剂对弱酸具有拉平效应。较弱碱性的溶剂对弱酸具有区分效应。较强的酸性溶 剂是弱碱的拉平溶剂，是强酸的区分溶剂。较弱的酸性溶剂对弱酸有拉平效应， 对弱碱有区分效应。惰性溶剂是很好的区分溶剂。 二、溶液中酸碱组分的型体分布 酸度：溶液中 H+的活度，用 pH 表示，pH 越小，酸度越高。 分析浓度：单位体积溶液中所含某物质的物质的量(mol)，包括非解离的和 已解离的物质的浓度，用 C 表示。 (1)一元弱酸(碱)各型体的分布分数： 分布分数(δ)：溶液中某酸碱组分的平衡浓度占其总浓度的分数。 平衡浓度：达到平衡时，溶液中某一型体的浓度，用[]表示。 浓度为 C 的一元弱酸 HA 溶液中存在的型体是 HA、A-，则 C＝[HA]＋[A-]。
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α＝αA-＝△[A-]＝[A-]2 一[A-]1 一(δ2A-一δ1A)CHA 四、酸碱指示剂 酸碱指示剂作用原理：酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱。它们参与溶 液中的质子传递反应。共轭酸与共轭碱因结构不同呈现不同颜色。当溶液的 pH 值改变一定数值时，溶液颜色发生明显变化。其在水溶液中存在如下平衡：
五、酸碱滴定法的基本原理 1．滴定曲线 以滴定剂的加入量或滴定分数为横坐标，以 pH 为纵坐标，绘制的曲线叫酸
碱滴定曲线。 滴定突跃范围：滴定曲线出现一段几乎平行于纵坐标的线段就是溶液的滴定
突跃，把化学计量点前后±0．1％对应的 pH 范围称为突跃范围。 2．影响滴定突跃范围的因素 滴定突跃范围的大小与酸(碱)的强度及溶液的浓度等因素有关。 (1)强酸(碱)滴定强碱(酸)：滴定剂与待滴溶液的浓度越大，突跃范围越
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第二章 酸碱滴定法
一、酸碱的定义和共轭酸碱对 1．酸碱定义 酸碱质子理论认为：给出质子(H+)的物质是酸，接受质子的物质是碱，两者
关系如下：
2．酸碱反应 酸碱反应的实质是质子的转移过程。
3．溶剂的质子自递反应和溶剂的分类 (1)溶剂的质子自递反应
质子自递反应：溶剂分子间发生的质子传递作用，称为溶剂的质子自递反应。 质子自递常数(Ks)：质子自递反应的平衡常数称为溶剂的质子自递常数。Ks 是质子溶剂的重要特征，其大小反映了质子溶剂产生区分效应范围的宽窄。 (2)溶剂分类 酸性溶剂(疏质子溶剂)：给出质子的能力强于接受质子的能力，如甲酸、冰 醋酸、丙酸和硫酸等。 碱性溶剂(亲质子溶剂)：接受质子能力较强的溶剂，如乙二胺、丁胺等。 两性溶剂：给出和接受质子能力相当的溶剂。如水、乙酸等。
分析化学总复习题及答案
分析化学复习题答案一、名词解释1.分析结果与真实值接近的程度，其大小可用误差表示。
2.平行测量的各测量值之间互相接近的程度，其大小可用偏差表示。
3.是由某种确定的原因所引起的误差，一般有固定的方向（正负）和大小，重复测定时重复出现。
包括方法误差、仪器或试剂误差及操作误差三种。
4.是由某些偶然因素所引起的误差，其大小和正负均不固定。
5.是指在分析工作中实际上能测量到的数字。
通常包括全部准确值和最末一位欠准值（有±1个单位的误差）。
6.指少量测量数据平均值的概率误差分布。
可采用t分布对有限测量数据进行统计处理。
7.用于判断某一分析方法或操作过程中是否存在较大的系统误差和偶然误差的检验。
包括t 检验和F检验。
8.滴定剂的量与被测物质的量正好符合化学反应式所表示的计量关系的一点。
9.滴定终止（指示剂改变颜色）的一点。
10.滴定终点与化学计量点不完全一致所造成的相对误差。
可用林邦误差公式计算。
11.描述滴定过程中溶液浓度或其相关参数随加入的滴定剂体积而变化的曲线。
12.在化学计量点前后±0.1%，溶液浓度及其相关参数发生的急剧变化为滴定突跃。
13.滴定分析中通过其颜色变化来指示化学计量点到达的试剂。
有两种不同颜色的存在型体。
14.浓度准确已知的试剂溶液，常用作滴定剂。
15.可用于直接配制或标定标准溶液的物质。
16.以滴定过程中溶液pH值的变化对滴定体积（或滴定百分数）作图而得的曲线。
17.化学计量点附近（±0.1%）pH的突变。
18.滴定终点与化学计量点不一致引起的误差，与指示剂的选择有关。
19.能给出质子或接受质子的溶剂。
包括酸性溶剂、碱性溶剂和两性溶剂。
20.为一定温度时金属离子与EDTA配合物的形成常数，以K MY表示，此值越大，配合物越稳定。
21.一种能与金属离子生成有色配合物的有机染料显色剂，来指示滴定过程中金属离子浓度的变化。
22.某些金属离子与指示剂生成极稳定的配合物，过量的EDTA不能将其从MIn中夺取出来，以致于在计量点附近指示剂也不变色或变色不敏锐的现象。
中级无机化学[第三章配位化学] 山东大学期末考试知识点复习
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第三章配位化学1．配合物配合物：由提供孤对电子或多个不定域电子的一定数目的离子或分子(配体)和接受孤对电子或多个不定域电子的原子或离子(统称中心原子)按一定组成和空间构型所形成的化合物。
其中，与中心原子直接相连的原子称为配位原子，与同一中心原子连接的配位原子数目称为配位数；由中心金属离子和配体构成的络合型体称为内界，通常用“[]”标出。
配合物的命名：配体名称在先，中心原子名称在后。
阴离子名称在先，阳离子名称在后，两者间用“化”或“酸”相连。
不同配体名称的顺序与化学式的书写顺序相同，相互间以圆点隔开，最后一种配体名称之后加“合”字。
配体个数在配体名称前用中文数字表示。
中心原子的氧化态在元素名称之后用括号内的罗马数字表示。
2．配合物的异构立体异构：包括几何异构和旋光异构。
配合物内界中两种或两种以上配体在空间的排布方式不同所产生的异构现象称为几何异构。
若由配体在空间的排布方式不同所产生的异构体之间互为对映体，则这种异构现象称为旋光异构。
电离异构：配合物在溶液中电离时，由于内界和外界配体发生交换而生成不同配离子的异构现象称为电离异构。
键合异构：含有多种配位原子的单齿配体用不同的配位原子参与配位而产生的异构现象称为键合异构。
配位异构：在配阴离子与配阳离子形成的配合物盐中，配阴离子与配阳离子中配体与中心离子出现不同组合的现象称为配位异构。
3．配合物的常用制备方法加成反应：路易斯酸碱之间直接反应，得到酸碱加合型配合物。
加成后配位数增大。
取代反应：用一种适当的配体(通常是位于光谱化学序列右边的配体)取代配合物中的某些配体(通常是位于光谱化学序列左边的配体)。
取代后配位数通常不变。
氧化还原反应：伴随有中心金属氧化态变化的制备反应，在许多情况下同时伴随有配体的取代反应。
热解反应：在升高温度时，配合物中易挥发的配体失去，外界阴离子占据失去配体的配位位置，相当于固相取代反应。
4．配合物的化学键理论(1)晶体场理论理论要点：(a)中心金属离子具有电子结构，配体视为无电子结构的阴离子或偶极子，二者之间存在的静电吸引作用产生配位键。
大学无机化学期末复习必考知识点归纳
2.酸效应系数 Y（H）
酸效应系数与分布系数为
倒数关系。 αY(H) = 1 / δ
[Y] [Y']
Y(H)
[Y'] [Y] Y(H) Y(H) 1
酸效应曲线
掌握EDTA滴定法的基本原理，重点掌握单一金 属离子准确滴定的界限及配位滴定中酸度的控制
以配位滴定过程中加入的EDTA的百分数作横 坐标，以pM为纵坐标作图所得的曲线。
电势分析法
(−) 参比电极 || Mn+ |M (+) 参比电极：一定条件下电势恒定不变的 指示电极：电势能够随溶液中待测离子
活度变化而变化的电极
电势分析法
指示电极 参比电极
金属-金属 离子电极
金属-金属 难溶盐电极
惰性金属电 极
第9章 氧化还原反应与氧化还原滴定
掌握氧化数的概念及氧化数规则 该离子的氧化数是假设在形成化学键时
成键电子转移给电负性大的原子时所求 得的原子所带的电荷数。元素原子表观 电荷数
掌握原电池的组成，电极反应，电池符号；
原电池由两个半电池组成 电极反应：
负极：Zn-2e=Zn2+ 正极: Cu2++2e=Cu 原电池总反应（电池反应）： Zn+Cu2+==Zn2++Cu 电池符号 (-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+)
掌握配位化合物键价理论要点
中心离子与配位体之间的化学键是配位键 中心离子提供空轨道，配体提供孤对电子。 中心离子的空轨道在成键过程中进行了杂化，
杂化轨道的类型决定配合物的空间构型。
掌握配位平衡及有关计算
稳定常数
Cu2+ + 4NH3 ⇌ [Cu(NH3)4]2+
分析化学复习知识点___大一要点
无机化学及分析化学总结第一章绪论●系统误差：由固定因素引起的误差，具有单向性、重现性、可校正●偶然误差：随机的偶然因素引起的误差，大小正负难以确定，不可校正，无法避免，服从统计规律（1）绝对值相同的正负误差出现的概率相等（2）大误差出现的概率小，小误差出现的概率大。
●准确度: 在一定测量精度的条件下分析结果与真值的接近程度，用误差衡量●精密度(precision):多次重复测定某一量时所得测量值的离散程度。
用偏差衡量●准确度与精密度的关系：精密度好是准确度好的前提；精密度好不一定准确度高●测定结果的数据处理(1)对于偏差较大的可疑数据按Q检验法进行检验，决定其取舍；(2) 计算出数据的平均值、平均偏差与标准偏差等；复习p12例题●有效数字及其计算规则有效数字:实际能测得的数据，其最后一位是可疑的。
对于可疑数字一般认为有±1的误差例：滴定管读数21.09 mL 分析天平读数0.2080 g 最后一位为可疑值注意: (1) “0”的作用：有效数字（在数字的中间或后面）定位作用（在数字的前面）(2)对数值(pH 、pOH 、pM 、pK 等)有效数字的位数取决于小数部分的位数。
计算规则：(1) 加减法:计算结果小数点后的位数与小数点后位数最少的数据一样。
(2)乘除法（乘方、开方、对数）计算结果的有效位数与有效位数最少的数据一样。
第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱质子理论质子酸、质子碱、两性物质；共轭酸碱对酸碱反应的实质：两对共轭酸碱对间的质子的传递。
共轭酸碱对解离平衡常数的关系：共轭酸碱对的解离平衡常数乘积为K θw32H A H A -- 13w ⋅=a b K K K θθθ 22H A HA --- 22w ⋅=a b K K K θθθ 2HA -A -3- 31w ⋅=a b K K K θθθ 3H A-2H A 2-HA 3-A 1a K θ2a K θ3a K θ3b K θ2b K θ1b K θ同离子效应、盐效应各种溶液pH 值的计算1.一元弱酸(碱) 浓度为c a mol/L 的 HA 溶液a HA H A c +-+ 初 0 0a c H H H +++平 -[] [] [] 5%c /400,c []c +<>-≈a a a a K H θα若，则5%c /400,><a a K θα若，不能近似一元弱碱完全一样，只是把H +换成OH -, a K θ换成b K θ2.多元弱酸（碱） 对于多元弱酸（碱）一般 ，则可忽略第二级及其以后的解离，多元弱酸可近似当做一元弱酸处理，多元弱碱也可以同样处理。
【期末复习】大学《无机化学与化学分析》第二学期期末考试试卷答案
D
D
A
C
C
1．既溶于过量氨水，又溶于过量NaOH溶液的是。
(A) Ni(OH)3(B) Fe(OH)3(C) Zn(OH)2(D) Al(OH)3
2．下列各组离子中的所有离子都能将I-氧化的是。
(A) Hg2+, Ni2+, Fe2+(B) Ag+, Sn2+, Pb2+
(C) Co2+, Cr2O72-, Sb3+(D) MnO4-, Cu2+, Fe3+
5. (×)平行实验的精密度越高，其分析结果的准确度也越高。
6.(×) CrCl3在金属焊接时用于清除金属表面氧化物。
7.(×)铁(Ⅲ)、钴(Ⅲ)、镍(Ⅲ)氧化物的氧化性从强到弱的次序为：Fe2O3>Co2O3> Ni2O3。
8. (√)锰的氧化物的酸性随氧化数的增大而逐渐增强。
9.(×)同一金属组成不同氧化数的卤化物，高氧化数卤化物多为离子型化合物。
16．读取滴定管数时，下列错误的是。
(A)在常量分析中，滴定管读数必须读到小数点后第四位
(B)读数时，应使滴定管保持垂直
(C)读取弯月面下缘最低点，并使视线与该点在同一水平面上
(D)读数前检查管壁是否挂水珠，管尖是否有气泡
17．间接碘量法中加入淀粉指示剂的适宜时间是。
(A)滴定开始时
(B)用标准滴定溶液滴定近50%时
天津大学试卷专用纸
学院专业班年级学号姓名共5页第2页
8．下列各族元素中，金属的化学活泼性随原子序数增加而减弱的是。
(A) IA (B) IIA (C) IIIA (D) IB
9．下列硫化物中，不溶于Na2S溶液的是。
化工原理[第二章搅拌沉降过滤及流态化]山东大学期末考试知识点复习
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第二章搅拌沉降过滤及流态化一、重要公式二、主要内容联系图三、本章要点指导1．关于沉降速度的计算根据斯托克斯公式、牛顿公式、艾伦公式等计算固体颗粒的沉降速度时，必须先知道流动状态，而Rep 中又包含着沉降速度ut，所以构成了试差计算。
计算时，先假设流动状态，选公式计算出沉降速度ut ，然后再计算出Rep检验流动状态是否与假设相同。
如果相同则计算正确；如果不同，则要另选公式重新计算。
无论是重力沉降还是离心沉降，颗粒直径dp 密度ρp及流体密度ρ、黏度μ对沉降速度都有影响。
可根据沉降速度的计算公式分析这些因素对沉降速度的影响。
对于离心沉降，流体的旋转速度(进口速度)、旋转半径对沉降速度的影响是很显著的。
2．关于降尘室生产能力的计算降尘室的生产能力只与降尘室的底面积有关，而与降尘室的高度无关。
因此，为提高生产能力，可将降尘室做成多层以增大底面积，从而达到提高生产能力之目的。
但是降尘室的高度也应考虑，高度选取的原则是气流在通道中流动时的雷诺准数要小于1 400～2000，以防止沉降下来的颗粒被气流卷起而被带走。
3．关于过滤的计算在进行过滤计算时，要注意以下几个问题。
(1)过滤常数，是物系(滤饼、滤浆和滤液)性质及过滤操作参数对过滤的影响。
式中的△p是过滤压差(推动力，准确地说应是虚拟压强差)是操作因素，s是滤饼的压缩指数(不可压缩滤饼s=0)，r是滤饼的比阻，μ是滤液的黏度，φ是滤浆的体积分数(m3固体／m3悬浮液)。
(2)Ve 及τe是假想的或虚拟的滤液量及过滤时间，在实际操作中是不存在的。
它反映了过滤介质的性质，即过滤介质的阻力相当于过滤了τe 时间得到Ve体积滤液而产生的滤饼阻力。
(3)恒压过滤方程中的V及τ是从一开始过滤起计算的，其计算的基准为V=0，τ=0。
不能在过滤过程中取中间的一段时间代人过滤方程计算滤液量。
(4)关于洗涤速率的计算。
计算洗涤速率时，要注意两点假设，一是洗涤压力与过滤终了的压力相同，其次是洗液的性质与滤液的性质相同。
分析化学-第四章 酸碱滴定
1. 酸碱平衡理论基础复习 2. 当pH变化时酸碱存在形式的变化（分布曲线）（重点） 3. 酸碱溶液pH计算
酸碱滴定
4. 滴定终点指示办法 5. 一元酸碱滴定
6. 多元酸、碱滴定
（重点） （重点）
酸碱滴定 7. 酸碱滴定应用 的应用 8. ~9 示例
§4.1 酸碱平衡的理论基础
1 酸碱质子理论
7
例1：
试求 HPO42- 的 pKb2和 Kb2。
解：经查表可知 Ka2 = 6.3×10-8，即 pKa2 = 7.20
由于
Ka2·Kb2 = 10-14
所以
pKb2 = 14 - pKa2
= 14 - 7.20
= 6.80
即
Kb2=1.6×10 -7
&
8
§4.2 不同pH溶液中酸碱存在形式 的分布情况—分布曲线
以δ对pH作图，关系曲线叫分布曲线.
分布系数与溶液pH关系曲线的讨论：
基本原则： δ0 + δ1= 1 (1) [H+]>Ka, pH<pKa时, δ1>δ1（以HOAc为主）;
(2) pH=pKa, [H+]=Ka时, δ0 = δ1= 0.5;
(3) [H+]<Ka, pH>pKa 时, δ1<δ0（以OAc- 为主）。
例：酸、碱在水中的解离过程:
NH3 + H2O
OH－ + NH4+
HOAc + H2O
H3O+ + OAc－
2 酸碱解离平衡
一元弱酸的解离：HA + H2O
[H ][A ]
Ka HA
仪器分析[第二章电位与电导分析法]山东大学期末考试知识点复习
第二章电位与电导分析法重点内容概要一、电位分析法1．电位分析基本原理与过程将两支电极(如饱和甘汞电极和玻璃电极）放入溶液，测量时（1）两支电极间的电位差△E=E+一E－十EL= E测；(2)在两支电极间施加一个反向的外加电压E外，且E外=E测，并使外加电压随两支电极间电位变化；(3)E外与E测大小相等，方向相反,则电路中I=0,即测定过程中并没有电流流过电极;（4)电位分析时的两支电极分别称为参比电极和指示电极；(5)由于参比电极保持相对恒定，测定不同溶液时,两电极间电动势变化反映指示电极电位变化,指示电极电位与试样溶液中待测组分活度有关，故由电动势的大小可以确定待测溶液的活度(常用浓度代替)大小。
2．液体接界电位(EL)液体接界电位：在两种不同离子的溶液或两种不同浓度的溶液接触界面上，存在着微小的电位差，称之为液体接界电位。
液体接界电位的产生是由于两种溶液中存在的各种离子具有不同的迁移速率而引起的。
如果两种溶液组成相同，浓度不同，接触时，高浓度区向低浓度区扩散,由于正负离子迁移速率不同，溶液两边分别带有电荷，也出现液界电位。
3．参比电极与指示电极参比电极：电极电位不随测定溶液和浓度变化而保持相对恒定的电极。
指示电极：电极电位随测量溶液和浓度不同而变化。
三种参比电极：标准氢电极（标准，不常用）；甘汞电极；银－氯化银电极.五种指示电极：①第一类电极——金属－金属离子电极,一个相界面;②第二类电极——金属－金属难溶盐电极，两个相界面(常用作参比电极）;③第三类电极-—汞电极;④惰性金属电极;⑤膜电极——最重要的一类电极。
4．膜电极(离子选择性电极）——最重要的一类电极(1)特点：仅对溶液中特定离子有选择性响应。
（2）膜电极的关键是选择膜的敏感元件。
（3）敏感元件有单晶、混晶、液膜、高分子功能膜及生物膜等。
(4)膜内外被测离子活度不同从而产生电位差。
将膜电极和参比电极一起插到待测溶液中，则电池结构为（5）当膜电极放入待测溶液中时,敏感膜位于待测溶液和内充溶液之间。
最新滴定分析练习题含答案（分析化学期末复习试题合集
最新滴定分析练习题含答案（分析化学期末复习试题合集滴定分析练习题⼀、选择题1．在分析⼯作中要减⼩测定的偶然误差可采取⽅法（）(A)空⽩试验(B)对照试验(C)校准仪器(D)多次平⾏试验2．系统误差（）(A) 导致分析结果的相对标准偏差增⼤(B) 导致分析结果的平均值偏离直值(C) 导致分析结果的总体平均值偏⼤(D) 导致分析结果的总体标准偏差偏⼤3．分析数据的处理的步骤应按照（）顺序。
(A) 可疑数据的取舍→F检验→t检验(B) F检验→Q检验→t检验(C) G检验→Q检验→t检验(D)可疑数据的取舍→t检验→ F检验4．欲测定试样中SO2含量。
今由5位同学分别进⾏测定，试样称取量皆为2.20 g，现获得5份报告，合理⼀份报告为（）(A) 2.0852﹪(B) 2.085﹪(C) 2.08﹪(D) 2.1﹪5．当pH = 5.00时,0.20mol?L-1⼆元弱酸(H2A)溶液中, H2A的浓度为( ) (设H2A的p K a1 = 5.00, p K a2 = 8.00)(A) 0.15 mol?L-1(B) 0.10 mol?L-1(C) 0.075 mol?L-1(D) 0.050 mol?L-16．今欲⽤Na3PO4与HCl来配制pH = 7.20的缓冲溶液,则Na3PO4与HCl物质的量之⽐n(Na3PO4)∶n(HCl)应当是( )(H3PO4的p K a1~p K a3分别是2.12,7.20,12.36)(A) 1:1 (B) 1:2 (C) 2:3 (D) 3:27．下列物质(0.1mol?L-1)中，哪个能⽤NaOH标准溶液⽬视法分步滴定( ) (草酸的p K a1 = 1.23, p K a2 = 4.19；酒⽯酸的p K a1 = 3.04 p K a2 = 4.37；硫酸的p K a2 =1.99；亚硫酸的p K a1 = 1.82, p K a2 =7.00)(A) 草酸(B)酒⽯酸(C) 硫酸(D) 亚硫酸8．在pH=5.0时, ⽤EDTA溶液滴定含有Al3+,Zn2+,Mg2+和⼤量F-等离⼦的溶液, 已知lg K(AlY)=16.3, lg K(ZnY)=16.5, lgK(MgY)=8.7, lgαY(H)=6.5, 则测得的是( )(A) Al,Zn,Mg总量(B) Zn和Mg的总量(C) Zn的含量(D) Mg的含量9．在配合滴定中, ⽤回滴法测定Al3+时, 若在pH=5~6时以某⾦属离⼦标准溶液回滴过量的EDTA, ⾦属离⼦标准溶液应选( ) (A) Mg2+(B) Zn2+(C) Ag+(D) Bi3+10．Fe3+与Sn2+反应的平衡常数对数值(lg K)为-------------( ) ((Sn4+/Sn2+)= 0.15 V)(Fe3+/Fe2+)= 0.77 V,(A) (0.77-0.15)/0.059 (B) 2×(0.77-0.15)/0.059(C) 3×(0.77-0.15)/0.059 (D) 2×(0.15-0.77)/0.05911．⽤间接碘量法测定BaCl2的纯度时, 先将Ba2+沉淀为Ba(IO3)2, 洗涤后溶解并酸化, 加⼊过量的KI, 然后⽤Na2S2O3标准溶液滴定, 此处BaCl2与Na2S2O3的计量关系[n(BaCl2):n(Na2S2O3)]为( )(A) 1:2 (B) 1:3 (C) 1:6 (D) 1:1212．0.05 mol?L-1 SnCl2溶液10 mL 与0.10 mol?L-1 FeCl3溶液20 mL 相混合, 平衡时体系的电位是( )[已知此条件时' (Sn4+/Sn2+)= 0.14 V]' (Fe3+/Fe2+)= 0.68 V,(A) 0.14 V (B) 0.32 V(C) 0.50 V (D) 0.68 V⼆、填空题1．准确度⾼低⽤_____________衡量,它表⽰____________________________。
水分析化学第3章 酸碱滴定法
碱的解离平衡常数 Kb：
HA + H2O = H3O+ + A－ B + H2O = HB+ + OH－
[H3O+][A-] Ka= [HA]
[HB+ ][OH-] Kb= [B]
酸碱的解离常数越大酸碱性越强。
HCl，Ka>>1，在水中完全解离，强酸 HAC，Ka=1.8×10-5，Ka<<1，弱酸
例：计算pH = 4.0时，0.05 mol / L 酒石酸溶液中 酒石酸根离子的浓度[A2－]、[HA-]及[H2A]。
解：酒石酸 Ka1 = 9.1×10－4 , pKa1 =3.04 ； Ka2 = 4.3×10－5 , pKa2 =4.37 。
δ A2=-
[A2- ] =
CH2
A
Ka1Ka2
pKa1 =6.38
pKa2 =10.25
H2CO3溶液的δi－pH曲线
pH＜6.38，
主要形态为：H2CO3
pH =6.38，
[H2CO3] = [HCO3ˉ]
pH=6.38～10.25，主要形态为：HCO3ˉ
pH =10.25，
[HCO3ˉ] = [CO32ˉ]
pH＞10.25
主要形态为：CO32ˉ
（2）共轭酸碱对中的酸碱的强弱
共轭酸碱对
Ka ( pKa )
Kb ( pKb )
HAc - Ac-
1.8× 10-5 ( 4.74 )
5.6 × 10-10 ( 9.26 )
H2PO4- - HPO42- 6.3× 10-8 ( 7.20 )
酸 性
1.6 × 10-7 ( 6.80 )
碱 性