分析化学知识点总结
第一章绪论
第一节分析化学及其任务和作用
定义：研究物质的组成、含量、结构和形态等化学信息的分析方法及理论的科学，是化学学科的一个重要分支，是一门实验性、应用性很强的学科
第二节分析方法的分类
一、按任务分类
定性分析：鉴定物质化学组成（化合物、元素、离子、基团）
定量分析：测定各组分相对含量或纯度
结构分析：确定物质化学结构（价态、晶态、平面与立体结构）
二、按对象分类：无机分析，有机分析
三、按测定原理分类
（一）化学分析
定义：以化学反应为为基础的分析方法，称为化学分析法.
分类：定性分析
重量分析：用称量方法求得生成物W重量
定量分析
滴定分析：从与组分反应的试剂R的浓度和体积求得组分C的含量
反应式：mC+nR→CmRn
X V W
特点：仪器简单，结果准确，灵敏度较低，分析速度较慢，适于常量组分分析
（二）仪器分析：以物质的物理或物理化学性质为基础建立起来的分析方法。
仪器分析分类：电化学分析 (电导分析、电位分析、库伦分析等）、光学分析（紫外分光光度法、红外分光光度法、原子吸收分光光度核磁共振波谱分析等）、色谱分析（液相色谱、气相色谱等）、质谱分析、
放射化学分析、流动注射分析、热分析
特点：灵敏，快速，准确，易于自动化，仪器复杂昂贵，适于微量、痕量组分分析
四、按被测组分含量分类
-常量组分分析：>1%；微量组分分析：0.01%~1%；痕量组分分析；< 0.01%
五、按分析的取样量分类
试样重试液体积
常量分析 >0.1g >10ml
半微量 0.1～0.01g 10～1ml
微量 10～0.1mg 1～0.01ml
超微量分析 <0.1mg ﹤0.01ml
六、按分析的性质分类：例行分析（常规分析）、仲裁分析
第三节试样分析的基本程序
1、取样（采样）：要使样品具有代表性，足够的量以保证分析的进行
2、试样的制备：用有效的手段将样品处理成便于分析的待测样品，必要时要进行样品的分离与富集。
3、分析测定：要根据被测组分的性质、含量、结果的准确度的要求以及现有条件选择合适的测定方法。
4、结果的计算和表达：根据选定的方法和使用的仪器，对数据进行正确取舍和处理，合理表达结果。
第二章误差和分析数据处理 - 章节小结
1．基本概念及术语
准确度：分析结果与真实值接近的程度，其大小可用误差表示。
精密度：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。
系统误差：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。
特点：〔单向性，重复性〕
随机误差：是由某些偶然因素所引起的误差，其大小和正负均不固定。
特点：小误差出现的多，大误差出现的少
有效数字：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）。
2．重点和难点
（1）准确度与精密度的概念及相互关系准确度与精密度具有不同的概念，当有真值（或标准值）作比较时，它们从不同侧面反映了分析结果的可靠性。准确度表示测量结果的正确性，精密度表示测量结果的重复性或重现性。虽然精密度是保证准确度的先决条件，但高的精密度不一定能保证高的准确度，因为可能存在系统误差。只有在消除或校正了系统误差的前提下，精密度高的分析结果才是可取的，因为它最接近于真值（或标准值），在这种情况下，用于衡量精密度的偏差也反映了测量结果的准确程度。
（2）系统误差与偶然误差的性质、来源、减免方法及相互关系系统误差分为方法误差、仪器或试剂误差及操作误差。系统误差是由某些确定原因造成的，有固定的方向和大小，重复测定时重复出现，可通过与经典方法进行比较、校准仪器、作对照试验、空白试验及回收试验等方法，检查及减免系统误差。偶然误差是由某些偶然因素引起的，其方向和大小都不固定，因此，不能用加校正值的方法减免。但偶然误差的出现服从统计规律，因此，适当地增加平行测定次数，取平均值表示测定结果，可以减小偶然误差。二者的关系是，在消除系统误差的前提下，平行测定次数越多，偶然误差就越小，其平均值越接近于真值（或标准值）。
（3）有效数字保留、修约及运算规则保留有效数字位数的原则是，只允许在末位保留一位可疑数。有效数字位数反映了测量的准确程度，绝不能随意增加或减少。在计算一组准确度不等（有效数字位数不等）的数据前，应采用“四舍六入过五进位恰五留双”的规则将多余数字进行修约，再根据误差传递规律进行有效数字的运算。几个数据相加减时，和或差有效数字保留的位数，应以小数点后位数最少（绝对误差最大）的数据为依据；几个数据相乘除时，积或商有效数字保留的位数，应以相对误差最大（有效数字位数最少）的数据为准，即在运算过程中不应改变测量的准确度。
有效数字
1.定义：为实际能测到的数字。有效数字的位数和分析过程所用的测量仪器的准确度有关。
有效数字＝准确数字+ 最后一位欠准的数（±1）
如滴定管读数23.57ml，4位有效数字。称量质量为6.1498g，5位有效数字
2. “0”的作用：作为有效数字使用或作为定位的标志。
例：滴定管读数为20.30毫升, 有效数字位数是四位。表示为0.02030升，前两个0是起定位作用的，不是有效数字，此数据仍是四位有效数字。
3. 规定
（1）改变单位并不改变有效数字的位数。20.30ml 0.02030L
（2）在整数末尾加0作定位时，要用科学计数法表示。
例：3600 → 3.6×10 3两位→ 3.60×10 3三位
（3）在分析化学计算中遇到倍数、分数关系时，视为无限多位有效数字。
（4）pH、pC、logK等对数值的有效数字位数由小数部分数字的位数决定。
[H+]= 6.3×10 -12 [mol/L] → pH = 11.20 两位
（5）首位为8或9的数字，有效数字可多计一位。例92.5可以认为是4位有效数；
有效数字的运算法则
（一）加减法：以小数点后位数最少的数为准（即以绝对误差最大的数为准）
例： 50.1 + 1.45 + 0.5812 = 52.1
δ±0.1 ±0.01 ±0.0001
（二）乘除法：以有效数字位数最少的数为准（即以相对误差最大的数为准）
δ±0.0001 ±0.01 ±0.00001
例： 0.0121 × 25.64 × 1.05782 = 0.328
RE ±0.8% ±0.4% ±0.009%
（三）乘方、开方：结果的有效数字位数不变 （四）对数换算：结果的有效数字位数不变
[H+]= 6.3×10 - 12
[mol/L] → pH = 11.20 两位
（4）置信水平与置信区间的关系 置信水平越低，置信区间就越窄，置信水平越高，置信区间就越宽，即提高置信水平需要扩大置信区间。置信水平定得过高，判断失误的可能性虽然很小，却往往因置信区间过宽而降低了估计精度，实用价值不大。在相同的置信水平下，适当增加测定次数n ，可使置信区间显著缩小，从而提高分析测定的准确度。
（5）可疑数据取舍 在一组平行测量值中常常出现某一、两个测量值比其余值明显地偏高或偏低，即为可疑数据。首先应判断此可疑数据是由过失误差引起的，还是偶然误差波动性的极度表现？若为前者则应当舍弃，而后者需用Q 检验或G 检验等统计检验方法，确定该可疑值与其它数据是否来源于同一总体，以决定取舍。 （7）数据统计处理的基本步骤 进行数据统计处理的基本步骤是，首先进行可疑数据的取舍（Q 检验或G 检验），而后进行精密度检验（F 检验），最后进行准确度检验（t 检验）。
(8) 提高分析结果准确度的方法 1、系统误差的判断与评估
（1）对照试验：选用组成与试样相近的标准试样，在相同条件下进行测定，测定结果与标准值对照，判断有无系统误差，又可用此差值对测定结果进行校正。
（2）回收试验：其结果用于系统误差的评估，不能用于结果的校正。 2、消除系统误差的方法
（一）选择恰当的分析方法，消除方法误差：不同方法，其灵敏度、准确度、精密度和选择性是不相同的，应根据待测组分的含量、性质、试样的组成及对准确度的要求来选择，还要考虑现有条件和分析成本。 （二）校准仪器，消除仪器误差：对砝码、移液管、酸度计等进行校准，消除仪器引起的系统误差 （三）采用不同方法, 减小测量的相对误差
（四）空白实验，消除试剂误差：在不加试样的情况下，按试样分析步骤和条件进行分析实验，所得结果为空白值，从试样测定结果中扣除即可以消除试剂、蒸馏水和容器引入的杂质。 （五）遵守操作规章，消除操作误差
3、减小偶然误差的方法：增加平行测定次数，用平均值报告结果，一般测3～5次。
3．基本计算
（1）绝对误差：δ＝x-T
（2）相对误差：相对误差＝(δ/T)×100% （3）绝对偏差：d = x i －
（4）相对偏差︰
（4）平均偏差：
（5）相对平均偏差：
（6）标准偏差：
或
8.4254.62=75.256.7=
（7）相对标准偏差：
（8）极差︰
（9）相对相差︰
（10）置信区间︰
（11）可疑数据取舍的Q 检验：
离群值的检验方法：
（1）Q 检验法：该方法计算简单，但有时欠准确。
设有n 个数据，其递增的顺序为x1,x2,…,xn-1,xn ，其中x1或xn 可能为离群值。 当测量数据不多（n=3~10）时，其Q 的定义为
具体检验步骤是：
1） 将各数据按递增顺序排列；2）计算最大值与最小值之差；3）计算离群值与相邻值之差； 4） 计算Q 值；5）根据测定次数和要求的置信度，查表得到Q 表值；6）若Q >Q 表，则舍去可疑值，否则应保
留。
该方法计算简单，但有时欠准确。
第三章 滴定分析法概论 - 章节小结
一、主要内容 1．基本概念
化学计量点：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。 滴定终点：滴定终止（指示剂改变颜色）的一点。
滴定误差：滴定终点与化学计量点不完全一致所造成的相对误差。主要误差，减小滴定误差︰选择合适的指示剂
标准溶液：浓度准确已知的试剂溶液。常用作滴定剂。基准物质：可用于直接配制或标定标准溶液的物质。 基准物质具备的条件：1.组成与化学式相符;2.具有较大的摩尔质量;3.纯度高;4.性质稳定
常用的基准物质有、KHC 8H 4O 4 （碱） 、Na 2B 4O 7?10H 2O （硼砂 酸）, CaCO 3（EDTA ） K 2Cr 2O 7 （还原剂） H 2C 2O 4
?2H 2 O （碱和高锰酸钾）O 、Zn （EDTA ） 等
标定：用基准物或另一种已知浓度的标准溶液来滴定；
标准溶液的配制：直接法（准确称取基准物，溶解后准确稀释成一定的体积。）和间接法（1.先配置近似浓度溶液2. 用基准物或另一种已知浓度的标准溶液标定，3. 计算），
滴定度：有两种：（T A ：以每毫升标准溶液中所含溶质的质量表示，例如ＴＨＣＬ＝0.003646g/ml,表示每毫升HCL 溶液中含HCL 的质量为0.003646g 。ＴＡ／Ｂ：表示每毫升标准溶液Ａ相当于被测物质Ｂ的质量，例如：ＴNaOH ／HCL =0.003646g/ml,表示每毫升NaOH 标准溶液恰好可以和0.003646
min
max X -X X X Q 相邻
离群-=
ｇHCL反应。
标准溶液的表示方法：1.物质的量浓度（Ｃ＝ｎ／Ｖ）；２．质量浓度（w=m/V）；3.质量百分数和体积百分数）
.滴定分析的特点和滴定分析对反应的要求
(特点: 1.准确度高；2.仪器简单，操作简单，成本低；3.速度慢；4.灵敏度低；5.只适用于
常量组分分析；要求: 1.无副反应；2.需定量完成（﹥９９．９％）；３．反应要迅速；
４．有确定终点的方法)
常用的滴定方法
1.直接滴定法；用标准溶液直接滴定被测物质。
2.间接滴定法；当反应较慢或被测物是固体时，可先加入过量的标准溶液，待反应完成后，再用另一种标准溶液滴定剩余的第一种标准溶液。
3.置换滴定法；先用适当试剂与待测组分反应，使其定量地置换成另一种物质，再用标准溶液滴定这种物质
4.返滴定法:不能与滴定剂直接反应的物质，有时可以通过另外的化学反应，以滴定法间接进行测定
2．基本理论
（1）酸碱反应︰实质是质子的转移，以酸给出1摩尔的质子和碱接受1摩尔的质子的粒子或粒子的特地的组合作为基本单元
（2）氧化还原︰以氧化剂得到1摩尔电子和还原剂失去1摩尔电子的粒子或粒子的特定组合作为基本单元
（3）沉淀反应︰带单位电荷的粒子和粒子的特定组合作为基本单元
（4）配位反应︰把一份子EDTA进行配位的粒子作为基本单元
3．基本计算
（1）滴定分析的化学计量关系：tT + bB = cC + dD，nT/nB=t/b
（2）物质的量的浓度︰C B=n B/V
（3）标准溶液的标定：
（两种溶液）
（B为固体基准物质）
（4）被测物质质量：
（5）有关滴定度计算（C B=n B/V; n B=m B /M B; m B= C B. M B. V B ; T A/B=b/a(C A.M B);
m B= T A/B×V A ;T T=m T/V T ; T A/B=m B/V T)
二、重点和难点
（一）滴定分析
本章介绍了各种滴定分析过程和概念、滴定曲线和指示剂的一般性质。在学习滴定分析各论之前，本章能
起到提纲挈领的作用；在学习各论之后，它又是各章的总结。有关问题有待在其后各章的学习中加深理解。
滴定曲线是以加入的滴定剂体积（或滴定百分数）为横坐标，溶液中组分的浓度或其有关某种参数（如pH、电极电位等）为纵坐标绘制的曲线。滴定曲线一般可以分为三段，其中在化学计量点前后±0.1%（滴定分析允许误差）范围内，溶液浓度或性质参数（如酸碱滴定中的pH）的突然改变称为滴定突跃，突跃所在的范围称为突跃范围。一般滴定反应的平衡常数越大，即反应越完全，滴定突跃就越大，滴定越准确。
虽然大部分滴定（酸碱滴定、沉淀滴定、配位滴定）曲线的纵坐标都是溶液中组分（被测组分或滴定剂）浓度的负对数，但为了把氧化还原滴定（以溶液的电极电位为纵坐标）包括在内，因而选用某种“参数”为纵坐标。还应当指出，本章描述的只是滴定曲线的一种形式，即随着标准溶液的加入，“参数”（如pH）升高。实际还有与此相反的滴定曲线，如以酸标准溶液滴定碱时，随着酸的加入，溶液的pH值降低。
（二）滴定分析计算
滴定分析计算是本章的重点，本章学习的计算公式，可用于各种滴定分析法。
1．滴定分析计算的一般步骤
①正确写出滴定反应及有关反应的反应方程式。②找出被滴定组分与滴定剂之间的化学计量关系（摩尔数比）。③根据计算关系和有关公式进行正确计算。
2．滴定分析计算应注意的问题
（1）找准化学计量关系：反应物之间的计量关系是滴定分析计算的基础。对于比较简单的一步反应，由反应式即可看出计量关系。对于步骤比较多的滴定分析，如返滴定、置换滴定和间接滴定，则需逐步分析各反应物间的计量关系，然后确定待分析组分与标准溶液间的计量关系。
（2）各物理量的单位（量纲）：一般，质量m的单位为g，摩尔质量M的单位为g/mol，n的单位为mol，体积V的单位为L，但在滴定分析中常以ml为单位，因此计算时需将ml转换成以L为单位，或将
g转换成以mg为单位。
（3）摩尔数比和物质的量相等两种方法的比较：因为物质的量浓度与物质的基本单元密切相关，因此进行滴定分析计算时要特别注意物质的基本单元。教材采用摩尔数比的计算方法，在此方法中，物质的基本单元就是反应方程式中的分子式，其摩尔质量就是通常的分子量，反应物之间的摩尔数比就是反应式中的系数之比。如果采用物质的量相等（等物质的量）的方法进行计算，即计量点时两反应物的物质的量相等，则需要注意，这时物质的基本单元要根据具体化学反应来决定，一般来说，在酸碱滴定中得失一个质子的单元或氧化还原滴定中得失一个电子的单元为基本单元。
第四章酸碱滴定法 - 章节小结
1．基本概念
滴定突跃和突跃范围：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。突跃所在的范围称为突跃范围。
指示剂：滴定分析中通过其颜色的变化来指示化学计量点到达的试剂。一般有两种不同颜色的存在型体。
指示剂的理论变色点：指示剂具有不同颜色的两种型体浓度相等时，即[In]=[XIn]时，溶液呈两型体的中间过渡颜色，这点为理论变色点。
指示剂的变色范围：指示剂由一种型体颜色变为另一型体颜色时溶液参数变化的范围。
混合指示剂：两种或两种以上指示剂相混合，或一种指示剂与另一种惰性染料相混合。利用颜色互补原理，使终点颜色变化敏锐。
滴定反应常数（K t）：是滴定反应平衡常数。强碱（酸）滴定强酸（碱）：K t＝1/K w＝1014；强碱（酸）滴定弱酸（碱）：K t＝K a(b) /K w。K t值越大，该滴定反应越完全，滴定突跃越大。
滴定曲线：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。
滴定突跃：化学计量点附近（±0.1%）pH的突变。滴定突跃范围是选择指示剂的重要依据。酸碱指示
剂的选择原则：指示剂的变色范围要全部或至少有一部分落在滴定突跃范围内。
滴定误差：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。
酸：能给出质子的物质
碱：能接受质子的物质
两性物质：既能给出也能接受质子的物质
共轭酸碱对：酸(HA)失去质子变为碱(A-), 碱A-得到质子形成酸(HA), 这种酸与碱的共轭关系称为共轭酸碱对
酸碱反应的实质是质子的转移
溶剂的质子自递反应：一分子溶剂作为碱接受一分子溶剂作为酸给出的质子，这种发生再溶剂分子见的质子转移反应称为溶剂的质子自递反应
酸碱的强度：在水溶液中，酸碱的强度决定于酸将质子给予水分子或碱从水分子中获取质子的能力。可用其平衡常数Ka或Kb的大小来衡量。Ka值越大，酸的酸性越强，离解程度越大，给出质子的能力越强；Kb值越大，碱的碱性越强，离解程度越大，得到质子的能力越强酸碱指示剂的变色原理：酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱，其酸式和其共轭碱式有不同颜色，当溶液PH值改变时，指示剂共轭酸碱对发生互相转变，由于结构上的变化从而引起颜色变化。
指示剂的变色范围及其影响因素：弱酸性指示剂变色范围：pkhin-1~PKhin+1,弱碱性指示剂变色范围:[14-PK(in-)]-1~[14-PK(in-)]+1
影响因素：1 指示剂用量2溶液温度3离子强度
4溶剂5滴定程序
影响滴定突跃范围大小的因素：溶液浓度，溶剂自身离解常数
2．基本原理
（1）酸碱指示剂的变色原理：指示剂本身是一类有机弱酸（碱），当溶液的pH改变时，其结构发生变化，引起颜色的变化而指示滴定终点。
酸碱指示剂的变色范围：pH＝pK HIn±1；理论变色点：pH＝pK HIn
（2）选择指示剂的原则：指示剂变色的pH范围全部或大部分落在滴定突跃范围内，均可用来指示终点。
（3）影响滴定突跃范围的因素：①酸（碱）的浓度，c a(b)越大，滴定突跃范围越大。②强碱（酸）滴定弱酸（碱），还与K a(b)的大小有关。K a(b)越大，滴定突跃范围越大。
（4）酸碱滴定的可行性：强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）：c a(b)K a(b)≥10-8，此酸、碱可被准确滴定。多元酸（碱）：c a1(b1)K a1(b1)≥10-8，c a2(b2)K a2(b2)≥10-8，则两级离解的H+均可被滴定。若K a1(b1)/K a2(b2)>105，则可分步滴定，形成二个突跃。若K a1(b1)/K a2(b2)<105，则两级离解的H+（OH-）被同时滴定，只出现一个滴定终点。若c a1(b1)K a1(b1)≥10-8，c a2(b2)K a2(b2)<10-8，则只能滴定第一级离解的H+（OH-）。
（5）溶质在溶剂SH中的表观酸（碱）常数：
熟悉：各种类型的酸碱滴定法：强碱滴定弱酸，强酸滴定弱碱，多元酸的滴定，碱量法，酸量法几种常用指示剂的变色范围及颜色变化情况：
指示剂变色范围变色点酸式颜色碱式颜色
甲基红 4.4~6.2 5.1 红黄
甲基橙 3.1~4.4 3.5 红黄
酚酞8.0~10.0 9.1 无红
三、滴定突跃与指示剂选择
一、（1）影响滴定突跃范围的因素：
对于强酸强碱，溶液浓度越大，突跃范围越大，可供选择的指示剂愈多；浓度越小，突跃范围越小，可供选择的指示剂就越少。当突跃范围小于0.4PH时（C=10-4mol/L）就没有合适的指示剂了。
对于弱酸弱碱的滴定，浓度越大、离解常数越大，则突跃范围就越大，反之则越小。当突跃范围减小至约
[]
a b a
b a b a a b b V V V V C V V V C V C OH +-=
+-=-)(0.4PH 时（CK=10-8
），指示剂就不合适了。 （2）指示剂的选择
强酸强碱的滴定，计量点时溶液呈中性，突跃范围横跨酸性区和碱性区，突跃范围较大，酸性范围内和碱
性范围内变色的指示剂都可以考虑选用。
强碱滴定弱酸，计量点时溶液呈弱碱性，突跃范围较小，位于碱性区，碱性范围内变色的指示剂可以考虑
选用。
强酸滴定弱碱，计量点时溶液呈弱酸性，突跃范围较小，位于酸性区，酸性范围内变色的指示剂可以考虑
选用。
? 强酸强碱准确滴定的条件： ? 一元弱酸弱碱准确滴定的条件： ? 多元酸或碱的分布: ? 混合酸的分布条件:
(二)一元弱酸强碱的滴定 1. 滴定曲线
现以NaOH 滴定一元弱酸HAc 为例：设HAc 为浓度 Ca ＝0.1000mol/L,体积Va ＝20.00ml ；NaOH 的浓度 Cb ＝0.1000mol/L ，滴定时加入的体积为Vb ml ，
滴定反应：HAc+OH -=H2O+Ac
-
滴定反应常数： ① 滴定开始前
② 滴定开始至化学计量点前
当Vb=19.98 ml 即相对误差为－0.1％时，
③ 化学计量点
④ 化学计量点后
由于过量NaOH 的存在，抑制了Ac 的水解，溶液的pH 值仅由过量的NaOH 的量和溶液体积来决定，其计算方法与强碱滴定强酸相同。
当Vb=20.02 ml 即相对误差为+0.1％时，
（三）多元酸碱的滴定
L
mol C /104-≥[][][]
9
14
5-T 108.1100.1108.1Kw Ka OH HAc Ac K ?=??===---[]88
.2/103.11000.0108.135=?=??==--+pH L mol C K H a a []
b
a b b NaAc
b a b b a a HA
c NaAc HAc a V V V C C V V V C V C C C C K H +=+-==+,,[]b b a a V V V K H -=+[]75.7/108.198
.1998.1900.20108.185=?=-?=--+pH L mol H []73.8,27.5/103.521000.0108.1100.16514==?=???==----
pH pOH L mol C K K OH NaAc a
W 70.9,30.4==pH pOH 88
10,
10--≥≥b b a a K C K C 4
2110/≥θθa a K K '
21,,')1(θθθθa
a a a K K K K c c →→='
21)/'/()/(/,')2(θθθθθθa a a a K c c K c c K K c c →≠ （
9酚酞 甲基红 甲基强酸、强碱的滴定曲线
用标准HCl 滴定NaOH 指示剂：甲基橙
用标准NaOH 滴定HCl 指示剂：酚酞
1. 多元酸的滴定
多元酸准确（分步）滴定的条件：
① 当CaKai <10-8
时，第 i 级离解的H ＋
不能准确滴定，没有滴定突跃
② 当CaKai ≥10-8时，若Kai/Kai+1 ≥104,则第 i 级离解的H ＋
可以准确滴定，有滴定突跃; 若Ka/Kai+1
<104，则第 i 级离解的H ＋
不能准确滴定，没有滴定突跃
例：用1mol/LNaOH 滴定20.00ml 1mol/LH 3PO 4
1mol/L 的H3PO4 可以用NaOH 准确分步进行滴定，有两个滴定突跃。 对于H 3PO 4的滴定，第一计量点：
可选甲基橙、甲基红指示剂，也可选甲基橙与溴甲酚绿的混合指示剂 第二计量点： 可选酚酞、百里酚酞指示剂，也可选酚酞与百里酚酞的混合指示剂。 2. 多元碱的滴定：多元碱准确（分步）滴定的条件与多元酸相同。 3. 混合酸的滴定:(1)NaOH + Na2CO3
Na2CO3 + NaHCO3
3．基本计算
（1）[H +]的计算：一元强酸(碱)：若c a(b)≥20[OH -]，用最简式：[H +]＝c a ；[OH -
]＝c b 。
13
83108.4,102.6,109.6321---?=?=?=a a a K K K 4
1.5838
331010102.6109.6,10109.6109.61211>=??=>?=??=-----a a a a K K K C 4
4.513
8
8
88101010
8.4102.6,10
101.3102.6211322>=??=>?=???=-----a a a a K K K C 8131310106.1108.43
113---
68
.4101.2102.6109.65832424321=?=???==+=+---+pH K K H O H PO NaH NaOH PO H a a []
77.9107.1108.4102.6101382424232=??=???==+=+---+pH K K H O H HPO Na NaOH PO NaH a a NaOH
Na2CO3 H+ 酚酞
NaCI
NaHCO3 H+ 甲基橙
NaCI H2CO3 红色 浅粉
V1 黄色 橙色 V2 s NaOH 3
HCl 21NaOH 10)]([m M V V c w -?-=s
3HCl 2s 2/13HCl 2CO Na 3
2323210)(10)2(m M cV m M cV w CO Na CO Na --?=?=s 213HCl 1CO Na 323
210)2m M cV w CO Na -?=（s NaHCO 3HCl 12NaHCO 3
310)][m M V V c w -?-=（
一元弱酸(碱)：若cK a(b)≥20K w ，c/K a(b)≥500，用最简式
，。
多元弱酸（碱）：若只考虑第一级离解，按一元弱酸（碱）处理：c a K a1(b1)≥20K w ，c/K a1(b1)≥500，用最简式：
+
a a1H =c K ????
；1=c K b b OH -????。 酸式盐：若 cK a ２≥20K w ，c ≥20K a1，用最简式：+
a1a 2H =K K ????。 弱酸弱碱盐：若cK a '≥20K w ，c ≥20K a ，用最简式：+'
a H =K K a ????
。 缓冲溶液：若c a >20[OH -]、c b >20[H +
]，用最简式：lg
b
a a
c pH pK c =+
4．酸碱滴定中CO2的影响及消除 1、CO2的来源
1）水中溶解CO2 2）试剂中有CO32- 3）保存NaOH 标液吸收 4）滴定过程吸收
2 ， CO2对滴定的影响取决于滴定终点的PH 值 : 酚酞为指示剂时，粉红色半分钟不褪为终点; H2CO3分解慢, 用甲基橙为指示剂时剧烈摇动 3、CO2影响的消除 （1）标定前吸收CO2
标定和测定尽量使用相同指示剂。 （2）标定后吸收CO2
酚酞 终点碱性 pH=9.1 HCO3-存在 （有影响） 甲基橙 终点酸性 pH=3.4 CO2 存在 （不影响） （3）水中CO2
所用纯净水应事先煮沸，以除去CO2; （4）配制NaOH 标液
先配制成ω(NaOH) = 50% 的浓溶液，放置待Na2CO3沉淀后，吸取上层清夜冲稀； （5）标液保存
存于带碱石灰干燥管和虹吸管的容器中。久置后应重新标定；
第五章 沉淀滴定法
一、 沉淀滴定法基础：沉淀反应
二、沉淀滴定反应的条件
1、沉淀的组成要恒定
2、沉淀溶解度小，不易形成过饱和溶液，吸附小
3、有适当的指示剂
4、反应快 三、银量法
1铬酸钾指示剂法是用K2Cr2O4作指示剂，在中性或弱碱性溶液中，用AgNO3标准溶液直接滴定Cl-（或Br-）。根据分步沉淀的原理，首先是生成AgCl沉淀，随着AgNO3不断加入，溶液中Cl-浓度越来越少，Ag+浓度则相应地增大，砖红色Ag2CrO4沉淀的出现指示滴定终点。
应注意以下几点：（1）必须控制K2Cr2O4的浓度。实验证明，K2Cr2O4浓度以5×10-3mol/L左右为宜。（2）适宜pH范围是6.5～10.5。（3）含有能与CrO42-或Ag+发生反应离子均干扰滴定，应预先分离。（4）只能测Cl-、Br-和CN-，不能测定I-和SCN-。
2、滴定条件
（1）酸度
① pH=6.5~10.0 （中性或弱碱性）
②有NH4+ pH=6.5~7.2
pH>10.0：2Ag+ +OH-=Ag2O
pH<6.5：2CrO42-+ 2H+ = Cr2O72-+H2O
pH>7.2: OH-+ NH4+ = NH3 +H2O
AgCI +2NH3 = Ag(NH3)2+
(2)去干扰
去与Ag+ 反应的：SO32-，PO42-，与CrO42-反应的：Ba2+，Pb2+, 水解离子：Fe3+，有色离子：Cu2+，Co2+ ，Ni2+。
（3）临近终点剧烈摇动：使吸附少
3、适用范围
（1）直接法
测Cl -,Br–及总量，不能测I-，SCN-（吸附强）
（2）间接法（返滴定法测Ag+）
Ag+ + Cl- = AgCl↓+ Cl- ←Ag+
测标液1 标液1 标液2
（过量）（剩余）
4铁铵钒指示剂法是以KSCN或NH
4
SCN为滴定剂，终点形成红色FeSCN2+指示终点的方法。分
为直接滴定法和返滴定法两种：（1）直接滴定法是以NH
4SCN（或KSCN）为滴定剂，在HNO
3
酸性
条件下，直接测定Ag+。（2）返滴定法是在含有卤素离子的HNO
3溶液中，加入一定量过量的AgNO
3
，
用NH
4SCN标准溶液返滴定过量的AgNO
3
。用返滴定法测定Cl-时，为防止AgCl沉淀转化，需在用
NH
4
SCN标准溶液滴定前，加入硝基苯等防止AgCl沉淀转化。
吸附指示剂法是以吸附剂指示终点的银量法。为了使终点颜色变化明显，要注意以下几点：（1）沉淀需保持胶体状态。（2）溶液的酸度必须有利于指示剂的呈色离子存在。（3）滴定中应当避免强光照射。（4）胶体颗粒对指示剂的吸附能力应略小于对被测离子的吸附能力。
2、滴定条件
(1)强酸[H+]=0.1～1
酸性弱，Fe3＋水解，影响终点观察。
（0.01mol/LFe3＋开始生成Fe(OH)3的pH=1.82，沉淀完全的pH=2.82。）
(2)剧烈摇动
由于AgSCN严重吸附Ag+，所以滴定过程要剧烈摇动，使吸附的Ag+被释放。
3、适用范围
（1）直接法测Ag+
（2）间接法测Cl -, Br–，I- (返滴定法)
测Cl -+ Ag+标1（过量）=AgCl↓+Ag＋标1（余）←SCN-标2
实际用SCN-标2滴到AgCl↓+Ag＋标1（余）中存在沉淀转化：
AgCl+ SCN- = AgSCN+ Cl-
沉淀转化原则：不同类型s 大的→小的转化；
同类型大的→小的转化。
发生沉淀转化，产生负误差。消除误差的方法：
①分离AgCl（有损失）
②加硝基苯（有毒）—掩蔽
③临近终点快滴轻摇（要求不高）
莫尔法佛尔哈德法法扬司法
指示剂K
2Cr
2
O
4
Fe3+吸附指示剂
滴定剂AgNO
3NH
4
SCN或KSCN Cl-或AgNO
3
滴定反
应
2Ag++Cl-=AgCl SCN-+Ag+=AgSCN Cl-+Ag+=AgCl
终点指示反应2Ag++CrO
4
2-=Ag
2
Cr
2
O
4
（砖红
色）
SCN-+Fe3+=FeSCN2+（红色）
AgCl·Ag++FIn-=
AgCl·Ag+·FIn-
（粉红色）
滴定条件（1）pH=6.5～10.5
（2）5%K
2
CrO
4
1ml
（3）剧烈摇荡
（4）除去干扰
（1）0.1～1mol/LHNO3介质
（2）测Cl-时加入硝基苯或高浓度的Fe3+
（3）测I-时要先加AgNO
3
后加Fe3+
（1）pH与指示
剂的Ka有关，使
其以FIn-型体存
在
（2）加入糊精
（3）避光
（4）F
指示剂
离子 测定对象Cl-、CN-、Br- 直接滴定法测Ag+；返滴定法测Cl-、Br-、I-、 SCN-、PO 4 3-和AsO 4 3-等 Cl-、Br-、SCN-、 SO 4 2-和Ag+等 第五章配位滴定法 - 章节小结 12 1010 0.1 10 77 .1:- -? ? θ sp K θ sp K 1 概述 1、反应基础：配位反应 Mn++nL=MLn (本章L ：EDTA) 2、用于配位滴定的配位反应具备条件 （1）生成配合物（complex ）稳定（稳定常数足够大）; （2）配合物配位比（coordination ）恒定; （3）反应速度快；有适当的方法指示终点; （4）生成配合物可溶于水。 无机配位剂:NH3等，不稳定，分级配位，没有合适的指示剂，一般不用。 3、配位剂 有机配位剂:主要是氨羧配位剂，常用EDTA EDTA 结构式 乙二胺四乙酸特点（1）双极分子 （2）分子H4Y （3）酸性 H4Y H6Y2- (4) Y4-起配位作用 一、EDTA 的性质与离解 1、EDTA 的性质(1) EDTA ：白色无水结晶粉末，难溶于水(0.02g/100mL)，易溶于氨水和氢氧化纳溶液中。(不适合作标液) (2)EDTA 二钠盐（Na2H2Y ·2H2O ）：白色结晶粉末，易溶于水（11.1g/100mL ，相当于0.3mol/L ）, pH 约为4.4，弱酸性。(适合作标液) 分析中一般配成0.01～0.02mol/L 的溶液。 pH 小于 1， H6Y * pH ＝ 2.67~6.16 H2Y pH 大于10.2 Y4- （1）pH ↗，EDTA 配位能力↗ （2）pH ≥12时EDTA 几乎完全以Y4–形式存在，配位能力最强，因此配位滴定一般都在强碱性溶液中进行。 二、EDTA 的金属螯合物 1、普遍性，EDTA 几乎能与所有的金属离子形成配合物， HOOCH 2C N H CH 2COO - CH 2COOH N H CH 2CH 2-OOCH 2C ++ 0.0 0.20.40.6 0.81.00 2468101214 pH x H6Y2+ H5Y+ H4Y H3Y- H2Y2- HY3- Y4- 且是环状螯合物。 2.配位比简单1：1，且无分级配位现象。 3.配位反应完全，配合物非常稳定。 4.配合物易溶于水。EDTA 与金属离子形成的配合物MYn-4一般都带电荷，是极性的，所以易溶于水。 5.颜色特点：M 无色—形成MY 也无色，M 有色—形成MY 色更深 副反应对配位滴定的影响 一、配合物的绝对稳定常数（稳定常数）和累积稳定常数 M + Y = MY 式中： 为一定温度时金属—EDTA 配合物的稳定常数，此值越大，配合物越稳定；[M]为未参加配位反应的金属离子浓度；[MY]为生成的配合物浓度；[Y]为未参加配位反应的配位剂浓度。 二、配位反应的副反应和副反应系数 副反应的发生程度以副反应系数α加以描述。 1.EDTA 的副反应和副反应系数 （1）酸效应与酸效应系数 由于H + 与Y 4- 的结合使主反应的程度降低，这种现象称为酸效应。酸效应的大小用酸效应系数 来衡量。 ≥1，酸度越高（PH 越小） ，酸效应系数就越大，酸效应就越强 a 、 随溶液酸度增加而增大，随溶液pH 增大而减小； b 、 的数值越大，表示酸效应引起的副反应越严重； c 、 范围[1~+∞），）; d 、当时，H)] 才近似等于1，无酸效应； 2. 金属离子的副反应和副反应系数 其它配位剂L 与M 发生配位反应，使主反应的程度降低，这种现象称配位效应，其大小用配位效应系数 来衡量。 ≥1。平衡时，游离L 的浓度越大、ML 各级配合物的稳定常数越大，αM （L ）就越大，配位效应就越 [M(L)]越大，副反应越严重。 [M(L)] =1，无副反应。 [] [][]Y M MY K MY = MY K M + Y MY 主反应： 副反应：H +HY H 2Y H 6Y L OH -ML ML 2 ML n MOH M(OH)2?M(OH)n N NY MHY M(OH)Y OH -H +辅助配位效应羟基配位效应 酸效应干扰离子效应混合配位效应1 234562345634564565666 54324265432234)(][][][][][][1][][][][][][][][][][a a a a a a a a a a a a a a a a a a a a a H Y K K K K K K H K K K K K H K K K K H K K K H K K H K H Y Y H Y H Y H Y H Y H HY Y Y Y ++++++-++----++ ++++=++++++='=α)(H Y α)(H Y α[][][][][][][][][][]M ML M ML M ML ML M M M n n L M +++=+++== 1')(α) (L M α[][][] n n L L L βββ++++= 2211)(L M α 考虑到酸效应和配位效应，现在的稳定常数→条件稳定常数 注：如果有P 个配位剂与金属离子发生副反应，则M 总的副反应系数是 3. 配合物MY 的副反应和副反应系数 MY 总的副反应系数为： 三、配合物的条件稳定常数 在一般情况下，MY 的副反应可以忽略，αY(H)=1，则 第二节 基本原理 准确滴定的条件和酸效应曲线 1、准确滴定条件 设金属离子和EDTA 的原始浓度均为2c ，则完全反应后MY 浓度≈c 。 设滴定相对误差小于0.1%，即[M] ′=[Y] ′ ≤c ×0.1% 实际被测金属离子和EDTA 的初始浓度一般为0.02，公式可变为 2、酸效应曲线 曲线特点: （1）确定滴定各金属离子的最低PH 值或最高酸度。 （2）确定滴定某一金属离子时那些离子有干扰。(上对下有扰 ) （3）可以利用控制酸度的方法实现金属离子的分步滴定。 （pH 由小—大滴） （4）稳定常数越大的配合物，对酸效应的抵抗能力越强， 最低PH 值越低。 注意：酸效应曲线可以确定滴定某金属离子的最低pH 值， 但pH 值并不是越高越好，当pH 达到一定程度， 金属离子就会水解。 所以准确滴定的上限水解效应，下限酸效应决定。 二、配位滴定曲线：配位滴定通常用于测定金属离子，当溶液中金属离子浓度较小时，通常用金属离子浓 度的负 [] []) 1()()('21P M M L M L M M -+????++==ααα[][][ ][][] MY Y OH M MHY MY MY ≈++=)('[] []1' ≈=MY MY MY α[] [][] ' ''' Y M MY K MY =[][][][][ ] []代入上式，得 、、把MY MY Y Y M M MY Y M ααα===' ''[][][]Y M MY MY Y M MY K Y M MY K αααααα== 'MY MY Y M MY K K ==',1ααα没有副反应时MY MY Y M Y M MY K K <<=',11则，有副反应时αααααY M MY MY Y M MY Y M MY MY MY K K K K K αααααααlg lg lg lg ''--=?=?=θ θθθc c c c c c c c Y M MY K f /10%1.0/%1.0//]'[]'[][)MY (6' =???≥= 6 )MY ()/lg('≥f K c c θ取对数 8'10)MY (≥f K 8)MY (lg ' ≥f K 或 林邦曲线 浓度一定时, 增 大10倍, 突跃增加 1 个pM 单位. 对数pM 来表示。以被测金属离子浓度的pM 对应滴定剂加入体积作图，可得配位滴定曲线。计算方法与酸碱滴定曲线的计算方法相似。 总结：1、c （M 起始浓度） c ↑ 突跃范围越长↑ 2、 金属指示剂 一、金属指示剂的作用原理和条件 1、金属指示剂 配位剂与金属离子配位，且配位前后颜色不同 2、作用原理 In （金属指示剂） 测M （1）滴定前： M + In = MIn （A 色） （2）滴定开始：M + Y = MY （3）计量点：MIn + Y = MY + In （B 色） 3、作用条件 （1）In 与MIn 颜色不同； 2）MIn 稳定性适当；既要稳定，且稳定性小于MY 。 a ．稳定性不能太小，否则未到计量点时指示剂就游离出来,使滴定终点提前到达； b ．稳定性不能太大，若稳定性MIn>MY, 计量点时不能发生MIn + Y = MY + In ，造成指示剂封闭。 指示剂封闭：指示剂与金属离子生成了稳定的配合物而不能被滴定剂置换； 消除方法：加掩蔽剂。 例：铬黑T 能被 Fe3+、Al3+、Cu2+、Ni2+封闭， Fe3+、Al3+可加三乙醇胺掩蔽, Cu2+、Ni2+加KCN 掩蔽。 （3）MIn 易溶于水,反应快，灵敏，有一定选择性； 指示剂僵化：如果指示剂与金属离子生成的配合物不溶于水、生成胶体或沉淀，在滴定时，指示剂与EDTA 的置换作用进行的缓慢而使终点拖后变长。消除方法：加热，加有机溶剂。 4）In 本身性质稳定，不易氧化变质。 现用现配或直接用固体。 二、金属指示剂的选择原则 1、指示剂在pM 突跃区间内变色，且指示剂变色的pMt 应尽量与化学计量点pM 一致，以减小终点误差。 K′(MY)一定时, c(M)增大10倍, 突跃增加 1 个pM 单位. )( )(''↑↑突跃范围越长MY K MY K f f )] ([) ()('H Y MY K MY K f f αθ = ↑ ↑↑↑ ↑ ))((pH )( pH )2( )( pH )()1('范围长一定范围长一定MY K MY K MY K MY K f f f f θθθ 2、pH 的影响。 考虑酸效应 三、常用金属指示剂简介 名 称 In MIn 使用pH 铬黑T （EBT ） 蓝色 红色 8～11 钙指示剂(NN) 蓝色 红色 12～13 1、铬黑T （EBT ）是多元酸，不同的酸碱型体具有不同的颜色 （1）颜色变化pH<6 紫红色, pH=8~11蓝色， pH>12 橙色 （2）适宜pH ：8-11 EBT （蓝色）→M-EBT （酒红色） （3）用处：pH=10时测水中钙、镁总量。 （4）注意：Fe3+、Al3+、Cu2+、Ni2+使之封闭， 消除：加三乙醇胺和KCN 掩蔽 a.EBT 水溶液在酸性溶液中易聚合变质，需加三乙醇胺来防止； b.在碱性溶液中易氧化，须加还原剂（抗坏血酸Vc ）； c.固体可长期保存，用时应与NaCl(1:100)配成固体指示剂 2、钙指示剂（NN ） （1）颜色变化pH<8 粉红色, pH=12~13蓝色， pH>13粉红色 （2）适宜pH ：12-13 NN （蓝色）→M-NN （酒红色） （3）用处：在pH=12Ca ，Mg 共存时，Mg 生成沉淀，可测定Ca 。 （4）注意： Fe3+、Al3+封闭，加三乙醇胺掩蔽； Cu2+、Ni2+封闭，加KCN 掩蔽。 通常与NaCl(1:100)配成固体指示剂。 提高配位滴定选择性的方法 一、共存离子准确滴定的条件 溶液中有M 、N 两种金属离子共存时,欲准确滴定M 而N 不干扰的条件: In M MIn + ' ']][[][)(In M MIn MIn K f = ' ' ][][lg )(lg In MIn pM MIn K f +=)(lg 'MIn K pM f t =与pH 有关。 6'01)MY ()/( 1≥f K c c θ、6)M Y ()/lg(' ≥f K c c θ5 )NY (lg )MY (lg ),MY ()NY ( 5 )NY (]/)NY (lg[)MY (]/)MY (lg[2' '''≥-=≥-f f f f K K c K c c K c c 则若、θθ 通过控制溶液酸度就可实现混合离子的分别滴定。 二、提高配位滴定选择性的方法 1、控制酸度 例.当c=0.02 mol ·L-1时, 求EDTA 滴定Bi3+和Pb2+允许的最低pH 各是多大?能否利用控制溶液酸度的方法实现混合离子的分别滴定? 解：已知lgK θ (BiY)=27.94，lgK θ (PbY)=18.04 ΔlgK θ =27.91-18.04=9.87＞5因此可以分别滴定。 查表6-1：EDTA 滴定Bi3+允许的最低pH 是0.7，可在pH=1时滴定Bi3+ 查表6-1 :EDTA 滴定Pb2+允许的最低pH 是3.3，可在pH=5时滴定Pb2+。 查表6-1 : Pb2+不干扰Bi3+滴定的最高pH 是1.6，范围0.7-1.6。 2、利用掩蔽和解蔽法对共存离子进行分别测定 （1）掩蔽法 配位掩蔽法：通过加入一种能与干扰离子生成更稳定络合物的掩蔽剂，而被测离子不与它生成稳定络合物。 例如：Fe3+、Al3+的存在干扰对Ca2+、Mg2+的测定，加入三乙醇胺可掩蔽Fe3+、Al3+ 。 氧化还原掩蔽法：利用氧化还原反应改变干扰离子的价态消除干扰。例如：在Zr4+、Fe3+混合液中，Fe3+干扰Zr4+的测定，加入盐酸羟胺等还原剂使Fe3+还原生成Fe2+，从而消除干扰。 沉淀掩蔽法：通过加入沉淀剂使干扰离子生成沉淀。 例如：Ca2+、Mg2+离子性质相似，要消除Mg2+对Ca2+测定的干扰，在pH ≥12时，使Mg2++OH-→Mg(OH)２↓，测定Ca2+用钙指示剂。 （2）解蔽：将掩蔽的离子从配合物中释放出来继续滴定，称为解蔽。 例如： 可控制酸度分别滴定条件： NY)()M Y (''f f K K >>)(1)NY (]/)NY (lg[N ' 高不干扰：pH K c c f →≤θ94.19894.278)BiY (lg )]([lg 8)]([lg )BiY (lg =-=-≤≥-θθααf f K H Y H Y K 04 .10804.188)PbY (lg )]([lg 8)]([lg )PbY (lg =-=-≤≥-θθααf f K H Y H Y K 04 .15304.183)PbY (lg )]([lg 3)]([lg )PbY (lg =-=-≥≤-θθααf f K H Y H Y K 要使Pb2+完全不配位应满足： 1)PbY (]/PbY (lg[c '≤f K c θ）条件更易满足。5)NY (]/)NY (lg[-)MY (]/)MY (lg[,3.14)FeY (lg ,1.25)FeY (lg ''-2-≥∴==f f f f K c c K c c K K θθθθ 测 ）（解蔽）（掩蔽）（）（）（甲醛测EDTA Zn CN Zn CN Zn Zn Pb Pb CN Cu CN Cu CN Cu Cu 2-24 -24 2Pb 2CN 2-24-24-2422-←??→????→???→?+++ +++；低测)(6)MY (]/)MY (lg[ :M 'pH K c c f →≥θ 3、分离干扰离子 萃取、离子交换、色谱分离等等。 配位滴定方式及其应用 EDTA 难溶于水，用其二钠盐Na2H2Y ·2H2O 配制溶液，常用浓度为0.01～0.05 mol ·L-1。EDTA 标准溶液的浓度常用Zn 标定法得到，应当贮存在聚乙烯塑料瓶中。 一、配位滴定方式 1. 直接滴定法 2. 条件：配位反应定量、完全、 速率快、有合适指示剂、无封闭现象和不发生水解。 可直接滴定约40种以上金属离子， Ca2+、Mg2+、Bi3+、Fe3+、Pb2+、Cu2+、Zn2+、Cd2+、Mn2+、Fe2+等。 直接滴定: M + Y MY 2、 返滴定法 条件：反应慢或无合适指示剂， 如测Al3+、Cr3+、Co2+、Ni2+、Ti4+、Sn4+等。 例如测Al3+： Al3+溶液→过量的Y →pH ≈3.5，煮沸。→调节溶液pH 至5~6 →二甲酚橙，用Zn2+对剩余Y 标准溶液返滴定 反应1： Al3+ + Y4-（准确、过量） AlY- 反应2： Zn2+ + Y4- ZnY2- Zn2+ + MY ≠ ZnY2-+ M （ZnY2-稳定性小） (nEDTA)剩余=nZn (nEDTA)总-(nEDTA)剩余 =(nAl) 3. 置换滴定法： 扩大应用范围，提高选择性和提高指示剂的敏锐性。 →置换出金属离子： 2Ag+ + Ni （CN ）42－ ＝ 2Ag （CN ）2－+ Ni2+ →置换出EDTA ： MY + L = ML + Y SnY + 6F- = SnF62- + Y 可以测F- 4. 间接滴定法 →测定与EDTA 不络合或生成络合物不稳定的离子。例如Na+、K+、SO42-、PO43-、CN-。 →间接滴定手续较繁，引入误差的机会也较多，故不是一种理想的方法。 二、EDTA 标准溶液的配制与标定 1.标定法 （要求严） c(EDTA)准确 2.直接法 （要求不严） 注：EDTA 不能放在玻璃容器中长期保存 三、络合滴定结果的计算 由于EDTA 通常与各种金属离子一般以1:1配合，因此结果计算比较简单。 第七章 氧化还原滴定法 8)MY (lg '≥f K s 3 Al Zn Zn EDTA EDTA Al 10)(m M V c V c w -??-= EDTA PO Mg NH PO MgNH PO EBT 10pH -3424H 44Mg NH -3424??????←?→?↓????→?=++++ +，，，，（过滤） 测c(EDTA)近CaCO3, EBT, pH=10 Zn, EBT, pH=10 准 准 V M m (EDTA)(EDTA) (EDTA)=c 1.反应基础：氧化还原反应 特点：反应历程复杂，反应速率慢 2.标准溶液：氧化剂或还原剂 3.滴定方式：直接滴定，间接滴定（不具有氧化还原性的物质） 4.分类: (根据标准溶液不同) (1)KMnO4法：KMnO4为标准溶液, 基本单元：1/5 KMnO4 (2)K2Cr2O7法：K2Cr2O7为标准溶液, 基本单元：1/6 K2Cr2O7 (3)碘量法： 直接碘量法：I2的氧化性，测强还原剂 间接碘量法：I-的还原性，测氧化性物质 可逆电对：反应的任一瞬间建立起平衡，符合能斯特公式。Fe3+/Fe2+， I2/I-， Sn4+/Sn2+ 等 不可逆电对：不能在反应的任一瞬间建立起平衡，实际电势与理论电势相差较大。以能斯特方程计算结果，作为初步判断MnO4-/Mn2+，Cr2O72-/Cr3+，S4O62-/S2O32- 对称电对：氧化型与还原型的系数相同。 Fe3+ + e = Fe2+， MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O 不对称电对：氧化型与还原型系数不同。 I2 + 2e = 2 I- ，Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O 一、条件电极电势 1.能斯特方程式 在氧化还原滴定反应中，存在着两个电对。可以用Nernst 方程式来计算各电对的电极电势： Ox+ze=Red 当T=298.15K, 2 条件电极电势 (1)考虑到离子强度的影响 a(Ox)和a(Red) 表示氧化态和还原态的活度，即在反应中发挥作用的有效浓度 a(Ox)=[Ox]·γ(Ox)，a(Red)=[Red] γ(Red)，γ:活度系数<1 (2)考虑到副反应的影响 当 [Ox]’= [Red]’=1 时 上式中的γ和α在特定条件下是一固定的数值,因而可以将等式右端前两项合并为一个新常数 : 称为条件电极电势，它是在给定实验条件下，氧化态和还原态的总浓度均为1mol·L -1或它们的浓度比为1时，校正了各种外界因素影响后的实际电位。引入条件电位后， 半反应的Nernst 方程式为： 二、氧化还原反应进行的程度 ]Red [][lg (Ox/Red)(Ox/Red)Ox zF RT +=θ??]Red [][lg 0592.0(Ox/Red)(Ox/Red)Ox z +=θ??)Red (a )(a lg 0592.0(Ox/Red)(Ox/Red):Ox z +=θ??故]Red [)Red (][)(lg 0592.0(Ox/Red)??+=γγ?θOx Ox z [Red] ' ]Red [)Red (,]Ox []'[Ox )(==a Ox a ']Red [']Ox [lg 0592.0)Red ()()()Red (lg 0592.0(Ox/Red))Red (']Red [)()(']Ox [)Red (lg 0592.0(Ox/Red)(Ox/Red)z Ox a Ox a z Ox a Ox a z +??+=????+=γγ?γγ??θθ)Red ()()()Red (lg 0592.0(Ox/Red)(Ox/Red)γγ??θ??+=Ox a Ox a z ) Red ()()()Red (lg 0592.0(Ox/Red)(Ox/Red)'γγ??θ θ??+=Ox a Ox a z (Ox/Red)' θ?']Red [']Ox [lg 0592.0(Ox/Red)(Ox/Red)'z +=θ?? 1 高中化学所有知识点整理 一.中学化学实验操作中的七原则 掌握下列七个有关操作顺序的原则，就可以正确解答“实验程序判断题”。 1.“从下往上”原则。以Cl2实验室制法为例，装配发生装置顺序是：放好铁架台→摆好酒精灯→根据酒精灯位置固定好铁圈→石棉网→固定好圆底烧瓶。 2.“从左到右”原则。装配复杂装置应遵循从左到右顺序。如上装置装配顺序为：发生装置→集气瓶→烧杯。 3.先“塞”后“定”原则。带导管的塞子在烧瓶固定前塞好，以免烧瓶固定后因不宜用力而塞不紧或因用力过猛而损坏仪器。 4.“固体先放”原则。上例中，烧瓶内试剂MnO2应在烧瓶固定前装入，以免固体放入时损坏烧瓶。总之固体试剂应在固定前加入相应容器中。 5.“液体后加”原则。液体药品在烧瓶固定后加入。如上例中浓盐酸应在烧瓶固定后在分液漏斗中缓慢加入。 6.先验气密性(装入药口前进行)原则。 7.后点酒精灯(所有装置装完后再点酒精灯)原则。 二.中学化学实验中温度计的使用分哪三种情况以及哪些实验需要温度计 1.测反应混合物的温度：这种类型的实验需要测出反应混合物的准确温度，因此，应将温度计插入混合物中间。 ①测物质溶解度。②实验室制乙烯。 2.测蒸气的温度：这种类型的实验，多用于测量物质的沸点，由于液体在沸腾时，液体和蒸气的温度相同，所以只要测蒸气的温度。①实验室蒸馏石油。②测定乙醇的沸点。 3.测水浴温度：这种类型的实验，往往只要使反应物的温度保持相对稳定，所以利用水浴加热，温度计则插入水浴中。 ①温度对反应速率影响的反应。②苯的硝化反应。 三.常见的需要塞入棉花的实验有哪些 需要塞入少量棉花的实验： 热KMnO4制氧气 制乙炔和收集NH3 其作用分别是：防止KMnO4粉末进入导管；防止实验中产生的泡沫涌入导管；防止氨气与空气对流，以缩短收集NH3的时间。 四.常见物质分离提纯的10种方法 1.结晶和重结晶：利用物质在溶液中溶解度随温度变化较大，如NaCl，KNO3。 高中化学物质结构知识点总 结 分子结构与性质 共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键。 分类标准类型 共用电子对数单键、双键、三键 共用电子对偏移程度极性键、非极性键 原子轨道重叠方式σ键、π键 极性键和非极性键判别规律： 极性键:正电中心和负电中心不重合； 非极性键：正电中心和负电中心重合； 分子极性与非极性判别: 极性：中心原子最外层电子未全部成键; 非极性：中心原子最外层电子全部成键； 氢键:氢键是由已经与电负性很强的原子(如N、F、O)形成共价键的氢原子与另一个分子中或同一分子中电负性很强的原子之间的作用力。...文档交流仅供参考... 氢键对物质性质的影响 (1)当形成氢键时,物质的熔、沸点将升高。 （2）氢键不属于化学键； σ键、π键判别规律： 1．共价单键全部都是σ键； ２．共价双键中一个是σ键，一个是π键； ３.共价三键中一个是σ键,两个是π键； 价层电子对互斥理论： 价层电子对数目＝（中心原子的价电子数+配位原子提供的电子数)/２ a、如果是离子团,离子的价电子对数应考虑离子所带的电荷: (1)负离子的价电子数=中心原子的价电子数+所带的负电 子数； (2)正离子的价电子数=中心原子的价电子数-所带的正电 荷数； b、如果成键原子是配位原子,与中心原子之间的化学键是单键时,配位原子提供的价电子数是1,如Ｈ、卤素原子；双键时，配位原子提供的价电子数为０,如氧原子,三键时，配位原子提供的原子为－1,如乙炔。双键、三键都当做一个配位原子。...文档交流仅供参考... c、σ键电子对数：由分子式确定。如H２Ｏ、NH３、ＣH ４分子中的中心原子O、N、C分别含有2、3、4对σ键 第二章误差和分析数据处理 - 章节小结 1．基本概念及术语 准确度：分析结果与真实值接近的程度，其大小可用误差表示。 精密度：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。 系统误差：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。 偶然误差：是由某些偶然因素所引起的误差，其大小和正负均不固定。 有效数字：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）。 t分布：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。 置信水平与显著性水平：指在某一t值时，测定值x落在μ±tS范围内的概率，称为置信水平（也称置信度或置信概率），用P表示；测定值x落在μ±tS范围之外的概率（1－P），称为显著性水平，用α表示。 置信区间与置信限：系指在一定的置信水平时，以测定结果x为中心，包括总体平均值μ在内的可信范围，即μ＝x±uσ，式中uσ为置信限。分为双侧置信区间与单侧置信区间。 显著性检验：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。 2．重点和难点 （1）准确度与精密度的概念及相互关系准确度与精密度具有不同的概念，当有真值（或标准值）作比较时，它们从不同侧面反映了分析结果的可靠性。准确度表示测量结果的正确性，精密度表示测量结果的重复性或重现性。虽然精密度是保证准确度的先决条件，但高的精密度不一定能保证高的准确度，因为可能存在系统误差。只有在消除或校正了系统误差的前提下，精密度高的分析结果才是可取的，因为它最接近于真值（或标准值），在这种情况下，用于衡量精密度的偏差也反映了测量结果的准确程度。 （2）系统误差与偶然误差的性质、来源、减免方法及相互关系系统误差分为方法误差、仪器或试剂误差及操作误差。系统误差是由某些确定原因造成的，有固定的方向和大小，重复测定时重复出现，可通过与经典方法进行比较、校准仪器、作对照试验、空白试验及回收试验等方法，检查及减免系统误差。偶然误差是由某些偶然因素引起的，其方向和大小都不固定，因此，不能用加校正值的方法减免。但偶然误差的出现服从统计规律，因此，适当地增加平行测定次数，取平均值表示测定结果，可以减小偶然误差。二者的关系是，在消除系统误差的前提下，平行测定次数越多，偶然误差就越小，其平均值越接近于真值（或标准值）。 （3）有效数字保留、修约及运算规则保留有效数字位数的原则是，只允许在末位保留一位可疑数。有效数字位数反映了测量的准确程度，绝不能随意增加或减少。在计算一组准确度不等（有效数字位数不等）的数据前，应采用“四舍六入五留双”的规则将多余数字进行修约，再根据误差传递规律进行有效数字的运算。几个数据相加减时，和或差有效数字保留的位数，应以小数点后位数最少（绝对误差最大）的数据为依据；几个数据相乘除时，积或商有效数字保留的位数，应以相对误差最大（有效数字位数最少）的数据为准，即在运算过程中不应改变测量的准确度。 并不同意这一种说法,第一,按照当时项羽和刘邦两军兵力对比.项羽在解赵国之围后,收编了其他诸侯国的军队,兵力达到40万,而刘邦虽然占据了咸阳城,但是兵力只有10万,而且由刘邦军队把守着的函谷关已经被项羽攻破,可以讲,项羽消灭刘邦是指日可待.所以,鸿门宴,并不是唯一一次消灭刘邦的机会.第二,鸿门宴的出现的原因.由于当时项羽来到鸿门后,听到刘邦一个下属讲刘邦准备据关中为王,一怒之下便决定对刘邦发动一场军事行动,其实就是打击报复刘邦.但是由于项羽集团里面,一个人的出现,项伯.他和张良是老朋友.所以当他得知项羽要攻打刘邦时,连夜偷偷地跑到张良那里（当时张良跟随在刘邦的身边）,叫张良快跑.而张良,则和刘邦在项伯面前演了一出戏,让刘邦在项伯面前诉冤,并告诉项伯,刘邦很希望化解这段误会,自己亲自到鸿门向项羽赔罪.而项伯这个糊涂虫,回去后把刘邦的”冤“告诉了项羽,项羽一听心软了,居然取消了第二天对刘邦的军事行动,从而催生了鸿门宴.第三,鸿门宴上的刺杀行动.此次刺杀行动的主谋,便是项羽手下谋士范增,此事还得到项羽的默许.当刘邦一见到项羽时,便对项羽大拍马屁,让项羽的虚荣心和骄傲得到最大的满足,此时的项羽居然还对刘邦有一点点悔意,压根就没有想过要刺杀刘邦.在宴席上,范增频频发出暗号示意项羽杀死刘邦,但是项羽却“不忍心”杀掉刘邦,而在项伯和樊哙的掩护下,项羽对刘邦的“悔意”越加严重.最后刘邦丢下张良和二百多随从,只带着四员大将,在陈平的协助下偷偷地逃出项羽的军营,回到自己的驻地灞上,从而结束了鸿门宴.所以,鸿门宴对于刘邦集团而言,是化解项羽对他的一场迫在眉睫的军事行动,而采取的一种妥协的行为,在项伯,张良和樊哙的精彩演出下,这场戏演的非常成功.而对项羽 结构化学基础 第一章量子力学基础： 经典物理学是由Newton（牛顿）的力学，Maxwell（麦克斯韦）的电磁场理论，Gibbs（吉布斯）的热力学和Boltzmann（玻耳兹曼）的统计物理学等组成，而经典物理学却无法解释黑体辐射，光电效应，电子波性等微观的现象。 黑体：是一种可以全部吸收照射到它上面的各种波长辐射的物体，带一个微孔的空心金属球，非常接近黑体，进入金属球小孔的辐射，经多次吸收，反射使射入的辐射实际全被吸收，当空腔受热，空腔壁会发出辐射，极少数从小孔逸出，它是理想的吸收体也是理想的放射体，若把几种金属物体加热到同一温度，黑体放热最多，用棱镜把黑体发出的辐射分开就可测出指定狭窄的频率范围的黑体的能量。 规律：频率相同下黑体的能量随温度的升高而增大， 温度相同下黑体的能量呈峰型，峰植大致出现在频率范围是0.6-1.0/10-14S-1。 且随着温度的升高，能量最大值向高频移动. 加热金属块时，开始发红光，后依次为橙，白，蓝白。 黑体辐射频率为v的能量是hv的整数倍. 光电效应和光子学说： Planck能量量子化提出标志量子理论的诞生。 光电效应是光照在金属表面上使金属放出电子的现象，实验证实： 1.只有当照射光的频率超过金属最小频率（临阈频率）时，金属才能发出电子，不同金属的最小频率不同，大多金属的最小频率位于紫外区。 2.增强光照而不改变照射光频率，则只能使发射的光电子数增多，不影响动能。 3.照射光的频率增强，逸出电子动能增强。 光是一束光子流，每一种频率的光的能量都有一个最小单位光子，其能量和光子的频率成正比，即E=hv 光子还有质量，但是光子的静止质量是0，按相对论质能定律光子的质量是 m=hv/c2 光子的动量：p=mc=hv/c=h/波长 光的强度取决于单位体积内光子的数目，即光子密度。 光电效应方程：hv（照射光频率）=W（逸出功）+E（逸出电子动能） 实物微粒的波粒二象性： 由de Broglie（德布罗意）提出：p=h/波长 电子具有粒性，在化合物中可以作为带电的微粒独立存在（电子自身独立存在，不是依附在其他原子或分子上的电子） M.Born（玻恩）认为在空间任何一点上波的强度（即振幅绝对值平方）和粒子出现的概率成正比，电子的波性是和微粒的统计联系在一起，对大量的粒子而言衍射强度（波强）大的地方粒子出现的数目就多概率就大，反之则相反。 不确定度关系： Schrodinger（薛定谔）方程的提出标志量子力学的诞生. 不确定关系又称测不准关系或测不准原理，它是微观粒子本质特性决定的物理量间相互关系原理，反映了微粒波特性。而一个粒子不可能同时拥有确定坐标和动量（也不可以将时间和能量同时确定）[这是由W.Heisenberg（海森伯）提出的] 微观粒子与宏观粒子的比较： 1.宏观物体同时具有确定的坐标和动量可用牛顿力学描述（经典力学），微观粒子不同时具 第五章 酸碱滴定法 1、离子的活度和活度系数 离子的活度是指其在化学反应中表现出来的有效浓度。由于溶液中离子间存在静电作用，它们的自由运动和反应活性因此受到影响，这样它们在反应中表现出来的浓度与实际浓度间存在一定差别。如果以i c 表示第i 种离子的平衡浓度，i a 表示活度。它们之间的关系可表示为i i i c a γ=，比例系数i γ称为i 的活度系数，它反映了实际溶液与理想溶液之间偏差的大小。对于强电解质溶液，当溶液的浓度极稀时，离子间距离变得相当大，以至于它们之间的作用力小至可以忽略不计。这时可将其视为理想溶液， 离子的活度系数可视为1，即i i c a =。对于稀溶液(< 0.11 -?L mol )中离子的活度系 数，可以采用德拜—休克尔公式来计算，即?? ? ? ?? +=-I a B I z i i &1512.0lg 2 γ，其中i z 为，i 离子的电荷数；B 是常数，25℃时为0.00328；a &为离子体积参数，约等于水化离子有效半径，以( ) m pm 12 10 -记，一些常见离子的a &值表列于下表；I 为溶液的离子强度。 当例子强度较小时，可不考虑水化离子的大小，活度系数可按德拜—休克尔公式的极限式计算，即I z i i 2512.0lg =-γ。离子强度与溶液中各种离子的浓度及所带的电荷 数有关，稀溶液的计算式为∑==n i i i z c I 1 2 21；溶液中中性分子的活度系数近似等于1。 离子的 &值 2、溶液中的酸碱反应与平衡常数 ⑴酸碱反应的种类 ① 溶剂分子之间的之子转移反应称为质子自递反应，其平衡常数叫做溶剂分子的质 子自递常数。 ② 酸碱溶质与溶剂分子之间的反应叫做酸碱的解离，其平衡常数叫做溶质的解离常 数。 ③ 酸碱中和反应的反应常数叫做酸碱反应常数。 ④ 水解反应。(碱越强，其共轭酸越弱；酸越强，其共轭碱越弱) ⑵用活度或同时用活度和浓度表示反应平衡常数。 假设溶液中的化学反应为+ -+=+HB A B HA 当反应物及生成物均以活度表示时，其平衡常数为HA A H B A a a a a K + --=ο ,ο K 称为活度常 数，又叫热力学常数，它的大小与温度有关。 各组分都用平衡浓度表示时，则[][][][] HA B A HB K c - + = ,c K 称为浓度常数，其大小不仅与 温度有关，还与溶液的离子强度有关。ο K 与c K 之间的关系为 [][][][] - + - + + -≈? =-= - + A H B c HA B A HB HA A H B A K HA B A HB a a a a K γγγγγγο 。 若+ HB 用活度表示，其他组分用浓度表示，则述反应的平衡常数表达式为 中考化学知识点汇总人教版 中考化学知识点总结 第1单元《走进化学世界》知识点 1、化学是研究物质的组成、结构、性质以及变化规律的基础科学。 2、物理变化和化学变化的本质区别：有无新物质生成 变化和性质的区别：性质中有“能”“可以”“容易”等字眼 3、绿色化学环境友好化学 (化合反应符合绿色化学反应) ①四特点P6（原料、条件、零排放、产品）②核心：利用化学原理从源头消除污染 4、蜡烛燃烧实验（描述现象时不可出现产物名称） （1）火焰：焰心、内焰（最明亮）、外焰（温度最高） （2）比较各火焰层温度：用一火柴梗平放入火焰中。现象：两端先碳化；结论：外焰温度最高 （3）检验产物 H2O：用干冷烧杯罩火焰上方，烧杯内有水雾 2：取下烧杯，倒入澄清石灰水，振荡，变浑浊 （4）熄灭后：有白烟（为石蜡蒸气），点燃白烟，蜡烛复燃 5、吸入空气及呼出气体的比较 结论：及吸入空气相比，呼出气体中O2的量减少，2和H2O的量增多（吸入空气及呼出气体成分是相同的） 6、学习化学的重要途径——科学探究 一般步骤：提出问题→猜想及假设→设计实验→实验验证→记录及结论→反思及评价 化学学习的特点：关注物质的性质、变化、变化过程及其现象； 7、化学实验（化学是一门以实验为基础的科学） 一、常用仪器及使用方法 （一）可以直接加热的仪器是－－试管、蒸发皿、燃烧匙坩埚 只能间接加热的仪器是－－烧杯、烧瓶、锥形瓶（垫石棉网—受热均匀）（二）测容器－－量筒 量取液体体积时，量筒必须放平稳。 视线及刻度线及量筒内液体凹液面的最低点保持水平。 量筒不能用来加热，不能用作反应容器。量程为10毫升的量筒，一般只能读到0.1毫升。 选择合适的量程：所测液体不能超过量程，也不能比量程太小为宜 （三）称量器－－托盘天平（用于粗略的称量，一般能精确到0.1克。） 注意点：（1）先调整零点 （2）称量物和砝码的位置为“左物右码”。 （3）称量物不能直接放在托盘上。 一般药品称量时，在两边托盘中各放一张大小、质量相同的纸，在纸上 称量。潮湿的或具有腐蚀性的药品（如氢氧化钠），放在加盖的玻璃器皿 （如小烧杯、表面皿）中称量。 （4）砝码用镊子夹取。添加砝码时，先加质量大的砝码，后加质量小的砝码（先大后小） （5）称量结束后，应使游码归零。砝码放回砝码盒。 （四）加热器皿－－酒精灯 （1）酒精灯的使用要注意“三不”：①不可向燃着的酒精灯内添加酒精；②用火柴从侧面点燃酒精灯，不可用燃着的酒精灯直接点燃另一盏酒精灯；③熄灭酒精灯应用灯帽盖熄，不可吹熄。 （2）酒精灯内的酒精量不可超过酒精灯容积的2/3也不应少于1/4。 （3）酒精灯的火焰分为三层，外焰、内焰、焰心。用酒精灯的外焰加热物体。 高 中 化 学 重 要 知 识 点 一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3铁红、铁矿：Fe2O3磁铁矿：Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：FeS2铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3菱铁矿：FeCO3赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2 和CuSO4石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4水煤气：CO和H2硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2溶于水后呈淡绿色 光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3电石：CaC2电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸HCOOH 葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6蔗糖：C12H22O11麦芽糖：C12H22O11淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。 二、颜色 铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黄色Fe (OH)3——红褐色沉淀Fe (SCN)3——血红色溶液 FeO——黑色的粉末Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色Fe2O3——红棕色粉末FeS——黑色固体 铜：单质是紫红色Cu2+——蓝色CuO——黑色Cu2O——红色CuSO4（无水）—白色CuSO4·5H2O ——蓝色Cu2 (OH)2CO3—绿色Cu(OH)2——蓝色[Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液 BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl 、Mg (OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3白色絮状沉淀H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀 Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀S—黄色固体AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀O3—淡蓝色气体SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体 SO3—无色固体（沸点44.8 0C）品红溶液——红色氢氟酸：HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体NH3——无色、有剌激性气味气体 三、现象： 1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的； 2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红) 3、焰色反应：Na 黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿色、Ca砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。 4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟； 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰； 6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟； 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾； 8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色； 9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光； 11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧生成白色粉末（MgO），产生黑烟； 12、铁丝在Cl2中燃烧，产生棕色的烟；13、HF腐蚀玻璃：4HF + SiO2 ＝SiF4 + 2H2O 14、Fe(OH)2在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色； 15、在常温下：Fe、Al 在浓H2SO4和浓HNO3中钝化； 16、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色；苯酚遇空气呈粉红色。 17、蛋白质遇浓HNO3变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味； 18、在空气中燃烧：S——微弱的淡蓝色火焰H2——淡蓝色火焰H2S——淡蓝色火焰 CO——蓝色火焰CH4——明亮并呈蓝色的火焰S在O2中燃烧——明亮的蓝紫色火焰。 19．特征反应现象： 20．浅黄色固体：S或Na2O2或AgBr 21．使品红溶液褪色的气体：SO2（加热后又恢复红色）、Cl2（加热后不恢复红色） 22．有色溶液：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色） 有色固体：红色（Cu、Cu2O、Fe2O3）、红褐色[Fe(OH)3] 黑色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS）蓝色[Cu(OH)2] 黄色（AgI、Ag3PO4）白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3] 有色气体：Cl2（黄绿色）、NO2（红棕色） 四、考试中经常用到的规律： 高中化学选修3知识点总结 主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （ 1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、 d、 f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④ s、 p、 d、 f,, 可容纳的电子数依次是1、 3、 5、7,, 的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （ 2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（ n：能层的序数）。 主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （ 1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、 d、 f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④ s、 p、 d、 f,, 可容纳的电子数依次是1、 3、 5、7,, 的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （ 2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（ n：能层的序数）。 主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （ 1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、 d、 f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④ s、 p、 d、 f,, 可容纳的电子数依次是1、 3、 5、7,, 的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （ 2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（ n：能层的序数）。 分析化学考研复习不完全攻略 2009-09-07 16:22 分析化学是化学四大学科之一，也是化学、化工、药学、检验等专业考研必考的专业课之一，其重要性不言而喻。但是，分析化学内容分散、范围广泛、理论晦涩、记忆内容多，历来是考研复习的老大难之一。 本文就结合笔者自己的心得，探索一下破解这些困难的途径。讨论重心主要在药学分析化学范畴，也可供分析化学专业或考分析化学的非分析专业考生参考。 一、准备 有的放矢，谋定后动。前期充足的准备可以为后期复习进程减少很多麻烦，提高复习的效率。我们要准备的材料包括：指定教材、历年真题、相关复习资料、习题集、笔记本与其他参考书。 指定教材。这是最重要的书，将伴随我们走完复习的全程。这本书一定要精读、细读，读明白，读透彻。可以毫不客气地说，三遍是最起码的要求。 历年真题与考试大纲。有些院校的真题对外公布，可以买到或从学校网站上下载，一定要认真研究。有些院校则不公布，此时指定教材及其配套习题集就成了唯一救命稻草。此外，有些名校或院所（如北大、清华、中山、中科大、中科院等）的真题做一下只有好处没坏处。如果有考试大纲，建议获取一份。 相关复习资料。有些是针对某些学校或某些教材编写并公开出版，有些则是高校的内部资料。 习题集。光看书和做真题远远不够，需要做一定量习题。建议使用与指定教材配套的习题集。有些相关复习资料中已经包含了大量习题，没必要再买习题集。笔记本。做笔记非常重要！越到复习后期,对笔记的依赖程度越高。 其他参考书。分析化学本质上是一门技术,它极端依赖其他学科（无机、物化、统计、原子物理）的基础理论.因此在复习过程中如果一些理论问题搞不明白, 就要去查阅相关学科的教材,即使仅将相关章节泛读一遍,也会令你豁然开朗。二、复习进程 一般进行三轮复习，时间从7月到次年1月。根据不同情况可以走更多轮次或安排更多时间。但建议第一轮复习花的时间稍多一些，第三轮复习控制在一个月左右。 第一轮复习：夯实基础，构建网络。把教材看完至少一遍，并且做一定量习题。第二轮复习：大量做题，模拟训练。整合知识，做真题或者一些较难、较综合的习题。 第三轮复习：最后冲刺，查漏补缺。以回顾基础知识为主，不再做太难的题目。 在正式开始复习之前，有必要回顾近年真题，确定考试大致范围和重点。再做一套带答案的试题，对自己的基础进行评估，根据自己的基础和试题的难度制定复习计划。 留出两份带答案的试题（如果真题带答案更好），每轮复习结束后作为自测并评分。 要重视网络的作用。像免费考研论坛、小蚂蚁、小木虫、丁香园等网站（论坛）都有大量的分析化学资料可供利用，还有许多高手聚集，是提高水平的好场所。 初中化学知识点总结 1、常见元素、原子图化合价口诀 正一氢锂钠钾银铵根；负一氟氯溴碘氢氧根；二价氧钙镁钡锌;三铝四硅五价磷;二三铁、二四碳,二四六硫都齐全;锰有二四六和七，铜汞二价最常见,单质为0永不变;酸根负，一价硝酸根,二价硫酸碳酸根，三价就是磷酸根。 一些常见元素、原子团(根）的化合价 2、初中常见物质的化学式 ) 白色沉淀:CａCO3、BaCO3、Mg（OH)2、Al(OH)3、Zn(OH)2、AgＣl、BaSO４(其中仅ＢaＳO４、AｇＣl是不溶于HNO3的白色沉淀)微溶于水：Cａ（OH)２、CａSO４、Aｇ2SO4 3、物质的学名、俗名及化学式 (1）金刚石、石墨:C （2)水银、汞:Hｇ (3)生石灰、氧化钙:CaO （4）干冰（固体二氧化碳）:CO2 （5)）盐酸、氢氯酸:HCｌ (6）亚硫酸：H２SO3 S （７)氢硫酸:H ２ （８）熟石灰、消石灰：Ca（ＯH）2 （９)苛性钠、火碱、烧碱：ＮaOＨ (1０)纯碱、苏打:Nａ2ＣO３碳酸钠晶体、纯碱晶体：Na2ＣO3?10H２O (11)碳酸氢钠、酸式碳酸钠、小苏打：NaＨCＯ３ （１２)胆矾、蓝矾、硫酸铜晶体：CuSO４?5Ｈ2O (13）铜绿、孔雀石:Cｕ２(OH)2CO3(分解生成三种氧化物的物质） (14)甲醇(有毒、误食造成失明甚至死亡):CＨ3OH (15)酒精、乙醇：Ｃ2H5OH (1６)醋酸、乙酸(具有酸的通性）ＣH3COOＨ(CＨ3CＯＯ—醋酸根离子） (17)氨气：NH3(碱性气体) （１8)氨水、一水合氨：NH3?H2Ｏ（为常见的碱，具有碱的通性,是一种不含金 属离子的碱） (１９)亚硝酸钠:NaNO2 (工业用盐、有毒) ４、常见物质的颜色 （1）固体物质颜色 A 、白色固体：氧化钙、氢氧化钙、碳酸钠、碳酸钙、氢氧化钠、五 氧化二磷、白磷、氧化镁、氯酸钾、氯化钾、氯化钠、 Ｂ、黄色固体：硫粉(S） C、红色固体：红磷（P）、氧化铁、铜（Ｃu）、氧化汞(ＨｇＯ) ．５H2O Ｄ、蓝色固体：胆矾CuSＯ ４ E、黑色固体：木炭、石墨、氧化铜、二氧化锰、四氧化三铁、铁粉、 F 、绿色固体:碱式碳酸铜Cu2(OＨ)2CＯ3、锰酸钾K2MnO4 G、紫黑色固体：高锰酸钾 H、无色固体：冰，干冰，金刚石 I 、银白色固体:银、铁、镁、铝、锌等金属。 高中高考化学知识点总结 高中高考化学知识点总结化学是一门历史悠久而又富有活力的学科，与人类进步和社会发展的关系非常密切，它的成就是社会文明的重要标志。以下是为你整理的全国高考化学知识点的总结和归纳，希望能帮到你。 低价态的还原性 2SO2 + O2 === 2SO3 2SO2 + O2 + 2H2O === 2H2SO4 （这是SO2在大气中缓慢发生的环境化学反应） SO2 + Cl2 + 2H2O === H2SO4 + 2HCl SO2 + Br2 + 2H2O === H2SO4 + 2HBr SO2 + I2 + 2H2O === H2SO4 + 2HI SO2 + NO2 === SO3 + NO 2NO + O2 === 2NO2 NO + NO2 + 2NaOH === 2NaNO2 （用于制硝酸工业中吸收尾气中的NO和NO2） 2CO + O2 === 2CO2 CO + CuO === Cu + CO2 3CO + Fe2O3 === 2Fe + 3CO2 CO + H2O === CO2 + H2 2020高考化学必考知识点总结：氧化性 SO2 + 2H2S === 3S + 2H2O SO3 + 2KI === K2SO3 + I2 NO2 + 2KI + H2O === NO + I2 + 2KOH （不能用淀粉KI溶液鉴别溴蒸气和NO2） 4NO2 + H2S === 4NO + SO3 + H2O 2NO2 + Cu === 4CuO + N2 CO2 + 2Mg === 2MgO + C （CO2不能用于扑灭由Mg、Ca、Ba、Na、K等燃烧的火灾） SiO2 + 2H2 === Si + 2H2O SiO2 + 2Mg === 2MgO + Si 2020高考化学必考知识点总结：与水的作用 SO2 + H2O === H2SO3 SO3 + H2O === H2SO4 3NO2 + H2O === 2HNO3 + NO N2O5 + H2O === 2HNO3 P2O5 + H2O === 2HPO3 P2O5 + 3H2O === 2H3PO4 （P2O5极易吸水、可作气体干燥剂 P2O5 + 3H2SO4（浓）=== 2H3PO4 + 3SO3） CO2 + H2O === H2CO3高考化学知识点大全1.碱金属元素原子半径越大，熔点越高，单质的活泼性越大 错误，熔点随着原子半径增大而递减 2.硫与白磷皆易溶于二硫化碳、四氯化碳等有机溶剂，有机酸则较难溶于水 3.在硫酸铜饱和溶液中加入足量浓硫酸产生蓝色固体 高考化学知识点归纳总结 氧气 【常考点】①性质：（物理性质）通常情况下，氧气是一种无色无味的气体，密度比空气密度略大，不易溶于水。一定条件下，可液化成淡蓝色液体或固化成淡蓝色固体。（化学性质）氧气的化学性质比较活泼，是一種常见的氧化剂。 ②常见制法：加热高锰酸钾;过氧化氢（双氧水）分解，二氧化锰催化;加热氯酸钾，二氧化锰催化。实验室制取氧气时，需要从药品、反应原理、制取装置、收集装置、操作步骤、检测方法等多方面考虑。 氯气 【常考点】①性质：（化学性质）氯气在常温常压下为黄绿色，是有强烈刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，可溶于水，易压缩，可液化为金黄色液态氯，可作为强氧化剂。 ②常见制法：二氧化锰与浓盐酸共热;高锰酸钾与稀盐酸反应;氧气通入浓盐酸的饱和食盐溶液制备氯气。实验室制取氯气时，需要了解氯气的验满方法，还需要了解在制取氯气时尾气的处理。 电解质与非电解质 【常考点】①概念：电解质是在水溶液或熔融状态下能导电的化合物，如酸、碱、盐、金属氧化物等：非电解质是在水溶液或熔融状态下不能导电的化合物，如有机物、非金属氧化物等。 ②性质：电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质;电解质本身可能不导电，在水或熔融状态下能导电即可;能导电的物质不一定是电解质;难溶性化合物不一定就是弱电解质。 ③常见易溶强电解质：三大强酸（H2SO4、HCI、HNO3），四大强碱NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2]，可溶性盐。 金属 【常考点】①共性与特性：（共性）多数金属有金属光泽，密度和硬度较大，熔沸点较高，具有良好的延展性和导电、导热性。（特性）铁、铝等多数金属呈银白色，铜呈紫红色，金呈黄色;常温下多数金属都是固体，汞却是液体;各种金属的导电性、导热性、密度、熔点、硬度等差异较大。 实验一分析天平称量练习 1、用分析天平称量的方法有哪几种？固定称量法和递减称量法各有何优缺点？在什么情况下选用这两种方法？ 答：称量有三种方法：直接称量法，固定质量称量法，递减称量法。 固定质量称量法：此方法称量操作的速度很慢，适于称量不易吸潮，在空气中能稳定存在的粉末状或小颗粒（最小颗粒应小于0.1mg）样品，以便容易调节其质量。在直接配制标准溶液和试样分析时经常使用固定称量法。 递减称量法：此称量操作比较繁琐。主要用于称量过程中样品易吸水、易氧化或易与空气中的CO2发生反应的试样。 2、称量时,应每次将砝码和物体放在天平盘的中央，为什么? 因为是等臂天平.放在天平盘的中央,才能保证等臂,使称量准确. 3、使用称量瓶时，如何操作才能保证试样不致损失？ 答：将称量瓶取出，在接收器的上方，倾斜瓶身，用称量瓶盖轻敲瓶口上部使试样慢慢落入容器中。当顷出的试样接近所需量时，一边继续用瓶盖轻敲瓶口，一边逐渐将瓶身竖直，使粘附在瓶口上的试样全部进入称量瓶中，然后再盖好瓶盖，称量。 4、本实验中要求称量偏差不大于0.4mg, 为什么? 因为称量一次,绝对误差小于正负0.1mg的偏差，需要称量回收两次。 实验二滴定分析操作练习 1、配制NaOH溶液时，应选用何种天平称取试剂？为什么？ 感量为0.1g的台秤.因为是粗配溶液 2、HCI和NaOH溶液能直接配制准确浓度吗？为什么？ 不能.因浓HCI易挥发,浓度不确定. NaOH易吸收空气中的CO2和水分. 3、在滴定分析实验中，滴定管和移液管为何需用滴定剂和待移取的溶液润洗几次？锥形瓶是否也要用滴定剂润洗? (1)防止待移取的溶液浓度被稀释(2)润洗2~3次。（3）不能.相当于多加了滴定剂,在 滴定之前,这部分滴定剂已和待测物质发生了反应,影响分析结果的准确度 4、为什么用HCl滴定NaOH时采用甲基橙作为指示剂，而用NaOH滴定HCl溶液时却使用酚酞作为指示剂?. 答：甲基橙变色范围为pH 3.1~4.4 酚酞变色范围为pH 8.0~9.6. HCI→NaOH 指示剂:甲基橙黄→橙。摇动锥形瓶中的NaOH时, CO2影响大(PH≥5时),用甲基橙可有效消除CO2的影响.用酚酞指示剂,会多消耗NaOH,产生较大误差. 用NaOH →HCI, CO2影响小(滴定管液面与空气接触少),指示剂:酚酞由无色→红色,易观察;而甲基橙,由红色→黄色,难观察.滴定原则遵循由浅到深，便于观测。 实验三有机酸摩尔质量的测定 1、如果NaOH标准溶液在保存过程中吸收了空气中的二氧化碳，用此标准溶液滴定同一种Hcl溶液时，分别选用甲基橙和酚酞指示剂有何区别？为什么？ 答：如果以甲基橙为指示剂，刚开始的颜色是红色，终点是橙色，pH在3.1-4.4之间，盐酸 初中化学知识点总结归 纳 集团标准化工作小组 #Q8QGGQT-GX8G08Q8-GNQGJ8-MHHGN# 化学知识点的归纳总结。 一、初中化学常见物质的颜色 （一）、固体的颜色 1、红色固体：铜，氧化铁 2、绿色固体：碱式碳酸铜 3、蓝色固体：氢氧化铜，硫酸铜晶体 4、紫黑色固体：高锰酸钾 5、淡黄色固体：硫磺 6、无色固体：冰，干冰，金刚石 7、银白色固体：银，铁，镁，铝，汞等金属 8、黑色固体：铁粉，木炭，氧化铜，二氧化锰，四氧化三铁，（碳黑，活性炭） 9、红褐色固体：氢氧化铁 10、白色固体：氯化钠，碳酸钠，氢氧化钠，氢氧化钙，碳酸钙，氧化钙，硫酸铜，五氧化二磷，氧化镁 （二）、液体的颜色 11、无色液体：水，双氧水 12、蓝色溶液：硫酸铜溶液，氯化铜溶液，硝酸铜溶液 13、浅绿色溶液：硫酸亚铁溶液，氯化亚铁溶液，硝酸亚铁溶液 14、黄色溶液：硫酸铁溶液，氯化铁溶液，硝酸铁溶液 15、紫红色溶液：高锰酸钾溶液 16、紫色溶液：石蕊溶液 （三）、气体的颜色 17、红棕色气体：二氧化氮 18、黄绿色气体：氯气 19、无色气体：氧气，氮气，氢气，二氧化碳，一氧化碳，二氧化硫，氯化氢气体等大多数气体。 二、初中化学之三 1、我国古代三大化学工艺：造纸，制火药，烧瓷器。 2、氧化反应的三种类型：爆炸，燃烧，缓慢氧化。 3、构成物质的三种微粒：分子，原子，离子。 4、不带电的三种微粒：分子，原子，中子。 5、物质组成与构成的三种说法： （1）、二氧化碳是由碳元素和氧元素组成的； （2）、二氧化碳是由二氧化碳分子构成的； （3）、一个二氧化碳分子是由一个碳原子和一个氧原子构成的。 6、构成原子的三种微粒：质子，中子，电子。 7、造成水污染的三种原因： （1）工业“三废”任意排放， （2）生活污水任意排放 （3）农药化肥任意施放 8、收集气体的三种方法：排水法（不容于水的气体），向上排空气法（密度比空气大的气体），向下排空气法（密度比空气小的气体）。 9、质量守恒定律的三个不改变：原子种类不变，原子数目不变，原子质量不变。 10、不饱和溶液变成饱和溶液的三种方法：增加溶质，减少溶剂，改变温度（升高或降低）。 11、复分解反应能否发生的三个条件：生成水、气体或者沉淀 12、三大化学肥料：N、P、K 溶胶：以多个分子、原子或离子的聚集体为分散相所形成的胶体分散系。特性：丁铎尔效应（当聚光光束通过暗处的溶胶时，从侧面可以看到一条明亮的光柱）布朗运动（胶体粒子作不规则运动）电泳现象（带电粒子在电场作用下向相反电极方向移动的现象） 缓冲溶液的组成：缓冲溶液由一堆物质组成，其中一种为抗酸成分，另一种为抗碱成分。构成抗酸和抗碱成分的往往是弱酸及其对应的盐（醋酸/醋酸钠、碳酸/碳酸氢钠）、弱碱及其对应的盐（氨水/氯化铵、苯胺/盐酸苯胺）、多元酸的酸式盐及其对应的次级盐（磷酸二氢钠/磷酸氢二钾、碳酸氢钠/碳酸钠）。特性：可以抵抗外加的少量强酸或强碱，是溶液中的H+和OH-不发生明显变化，具有缓冲作用，但缓冲能力有一定的限度。 等渗溶液：渗透压在275~310mOsm/L范围内的溶液，如生理盐水（9g/L的NaCl溶液）、50g/L 的葡萄糖溶液等。 红细胞皱缩：大量输入高渗溶液，血浆渗透压高于红细胞内液的渗透压，红细胞内的水分透过细胞膜进入血浆。溶血现象：大量输入低渗溶液，血浆渗透压低于红细胞內液的渗透压，血浆中的水分向红细胞渗透，使红细胞膨胀甚至破裂。 共价键的类型：头碰头和肩并肩。断裂：均裂(共价键断裂后，两个键合原子共用的一堆电子由两个原子个保留一个)，异裂（共价键断裂后，两个键合原子共用电子对完全被其中一个原子所占有） D/L标记构型：将单糖分子中离醛基或羰基最远的手性碳原子与甘油醛的C-2进行比较，规定与D-甘油醛一致的单糖为D-构型，即-OH在右侧，与L-甘油醛一致的单糖为L-构型，即-OH在左侧。α-或β-构型：葡萄糖成环后C-1从非手性碳原子转变为手性碳原子，出现两种环式异构体。 呼吸分析仪：乙醇遇到重铬酸钾溶液后，能使橙色溶液变为绿色，可用于酒精检测。 诊断急性肝炎：利用含有羰基的丙酮酸与羰基试剂2,4-二硝基苯肼作用，在碱性条件下生成红棕色的苯腙。 糖的定义：一类多羟基醛或多羟基酮，或水解后能产生多羟基醛或多羟基酮的化合物 糖的分类：单糖（根据碳原子数目：丙糖、丁糖、戊糖、己糖；根据羰基特点：醛糖、酮糖）、寡糖/低聚糖（双糖：麦芽糖有还原性、蔗糖无还原性、乳糖有还原性）、多糖（同多糖：淀粉、糖原、纤维素、右旋糖酐；杂多糖：透明质酸、硫酸软骨素、肝素） 乳糖不耐受症：指一部分人因体内缺乏乳糖酶，不能很好地吸收乳糖，甚至在食用乳糖后出现腹胀、腹痛、恶心等症状的现象。 油脂的组成：由一分子丙三醇（甘油）和三分子高级脂肪酸所构成的三脂酰甘油 营养必须脂肪酸：人体需要的又不能在体内合成的，必须由食物提供的脂肪酸（亚油酸、亚麻酸、花生四烯酸、DHA、EPA） 饱和脂肪酸：月桂酸、豆蔻酸、软脂酸、硬脂酸、花生酸 不饱和脂肪酸：软油酸、油酸、亚油酸、亚麻酸、花生四烯酸 类脂：化学结构或理化性质类似油脂的物质，包括磷脂、糖脂和类固醇 类固醇：人体内重要的类固醇有胆固醇、胆固醇酯、胆汁酸、类固醇激素和维生素D 氨基酸的等电点：当处于某一PH溶液的氨基酸解离后所带的正、负电荷相等，成为兼性离子，呈电中性，此时溶液的PH称为该氨基酸的等电点。当溶液PH小于等电点时，氨基酸带正电荷，当溶液的PH大于等电点时，氨基酸带负电荷 蛋白质沉淀：蛋白质分子互相聚集从溶液中析出的现象。方法：盐析、有机溶剂沉淀、重金属盐沉淀、生物碱试剂沉淀 蛋白质的变性：在某些理化因素（高温、高压、紫外线、超声波、强酸、强碱、重金属离子、生物碱试剂、有机溶剂）的作用下，使特定的空间结构遭到破坏，从而导致其理化性质的改变和生物学活性的丧失。 蛋白质的颜色反应：双缩脲反应（含有两个或两个以上肽键的化合物与兼性硫酸铜反应生成紫红色，用于蛋白质和多肽的定量测定和检查蛋白质的水解程度）、酚试剂反应（蛋白质分子中络氨酸能与酚试剂（磷钼酸与磷钨酸）反应生成蓝色化合物，灵敏度比双缩脲高100倍）、米伦试剂反应（蛋白质溶液中加入米伦试剂（亚硝酸汞、硝酸汞及硝酸的混合液），蛋白质首先沉淀，加热变成红色沉淀） 核苷酸的基本组成：碱基、戊糖、磷酸 DNA二级结构--DNA双螺旋结构高考理综化学知识点归纳整理
高中化学物质结构知识点总结(精选课件)
分析化学课程知识点总结
初三化学知识点总结归纳(完整版)
结构化学基础知识点总结
分析化学知识点归纳 第五章
中考化学知识点汇总人教版
高考化学重要知识点详细全总结
高中化学选修3-物质结构与性质-全册知识点总结
分析化学考研体会
中考必背化学知识点总结归纳
高中高考化学知识点总结
高考化学知识点归纳总结
最新分析化学实验理论考试八个实验汇总复习
初中化学知识点总结归纳
医用化学重点复习