2) 配位平衡与沉淀平衡
① 沉淀转化为配离子 ② 配离子转化为沉淀
3) 配位平衡与氧化还原平衡
4) 配位平衡之间的移动
8-5、9、11
掌握螯合物的结构特点及稳定性
含有多齿配体的配位剂
①含有两个或两个以上配位原子且同时与一个中 心离子配位成键。
②每两个配位原子之间应相隔2~3个其它原子。 ③五员环、六员环较稳定。 小五大六不稳、数 目越多越稳
6-8、9
酸碱指示剂的变色原理、变色点、变色范围
c HIn/c In- ≥ 10 pH≤pKHIn-1 呈酸色 c HIn/c In- ≤ 0.1 pH≥pKHIn+1 呈碱色
当c HIn=c In-时， pH = pKHIn变色点 变色范围为pKHIn±1， 2个pH单位
酸碱滴定
滴定曲线：
溶液pH 随中和百分数（T%）变化的曲线。 指示剂的选择原则： 指示剂的变色范围应全部或部分落在滴定突 跃的范围内。 准确滴定的判据： C Ka10-8 多元酸多元碱和混合酸碱的滴定，能分步滴定的 条件： K / K 104 cK 108
CM；K‘MY

(1) KMY (2) aY(H) ----pH(3) aM(L) ----c(L) 单一金属离子准确滴定的条件
c K'MY≥106 或 lg c K'MY≥6
配位滴定中的酸度控制
最高酸度（最低PH值）
lgY（H）lg KMY – 8 查表得pH值 lg Y（H） 对应的pH 最低酸度（最高pH值） 没有辅助配位剂存在时,一定浓度的金属离子形 成沉淀时的pH值,可粗略地认为是配位滴定允 许的最高pH值（最低酸度） 缓冲溶液与酸度的控制
2
c (Cu 2+ ) c 4 (NH3 )
2+ 4 c (Cu ) c (NH3 ) 1 不稳定常数 Kd 2+ c[Cu(NH3 )4 ] Kf
逐级稳定常数
累积稳定常数
8-4
掌握沉淀反应对配位平衡的影响并作有关计算， 掌握酸碱反应对配位平衡的影响
1)配位平衡和酸碱平衡 ① 配体酸效应→加酸降低配体稳定性 ② 配体碱效应→加碱降低配体稳定性
7-2
掌握难溶电解质的溶度积规则
AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq)
Q = [Am+]n[Bn-]m
即难溶电解质AnDm溶液中，
离子积QB=c´n (Am+)·c´ m (Dn -)
溶度积规则
（1）QB < Kspө时，不饱和溶液，无沉淀生 成；若体系中有沉淀存在，沉淀将会 溶解，直至饱和 （2）QB = Kspө 时，饱和溶液，处于沉淀 溶解平衡状态 （3）QB > Kspө 时，过饱和溶液，有沉淀 析出，直至饱和 7-3、4
溶液酸度对电极电势的影响 9-7 生成沉淀对电极电势的影响 9-3
生成配合物对电极电势的影响 9-9
电极电势的应用
① 表示物质氧化还原能力的相对强弱 ② 计算原电池的电动势 ③ 判断氧化还原反应的方向 ④ 判断氧化还原反应的程度
⑤ 测定溶度积常数
⑥ 测定稳定常数 9-14
6-12
酸碱标准溶液的配制与标定 酸(HCl)标准溶液的标定:
基准物质: 1. Na2CO3 2. Na2B4O710H2O
碱(NaOH)的标定: 基准物质:H2C2O42H2O KHC8H4O4 6-14
掌握混合碱的分析方法及铵盐中含氮量的 测定方法
蒸馏法
(NH4)2SO4+NaOH == NH3+Na2SO4+H2O NH3+HCl == NH4Cl HCl+NaOH == NaCl+H2O 甲醛法 6HCHO＋ 4NH4＋ == (CH2) 6N４＋4H＋＋6H2O 克氏(Kjeldahl)定氮法
变小
变小 变小 变大 变大 变小 变大 变大 变小
稀释定律
HAc
平衡浓度
Ac + H
cα

-
+
c(1-α)

cα
2 c c(H ) c(Ac ) θ Ka c(HAc) 1
当< 5%时 Kaө=c2
Ka / c
6-4
弱酸弱碱溶液pH值的计算
一元弱酸弱碱c/Kө ≥500时 HA: B: 两性物质
掌握沉淀生成和溶解的方法, 并 作简单计算
选择和使用沉淀剂时注意：
适当过量的沉淀剂可使沉淀趋于完全 (20-50%
为宜)
选择沉淀物溶解度最小的沉淀剂，使离子沉淀
更完全
注意沉淀剂的电离度 定性沉淀完全 c 10-5 mol.L-1 ,定量沉淀完全 c
10-6 mol.L-1
分步沉淀：生成沉淀所需沉淀剂浓度越小的越
期末复习
2010.6.18.
第六章 一、酸碱质子理论
酸——溶液中凡能给出质子的物质
碱——溶液中凡能接受质子的物质
特点：具有共轭性、相对性 、广泛性、
没有盐的概念
酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应
NH3· H2O ⇌ NH4++OH-
α
变大
pH
HCl NH4Cl NaCl NaOH H2O
元素电势图及其应用
A
1
G1 , n1

B

2
G2 , n2

C
G , n
n (n1 n2 ) n11 n22




9-16

判断歧化反应能否自发进行
在元素电势图中,
A

左
B
右
C

若 右 左 B→A+C
B 将自发发生歧化反应，生成A 和C 。
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。 影响配位滴定突跃大小的因素
MnO
2 4 /Mn 2 θ MnO 4 /Mn
)/c )(c(H )/c )8 (c(MnO 0.059 4 lg 5 c(Mn2 )/c
利用Nernst方程求非标准状况下的电极电位
利用Nernst方程求非标响因素
浓度对电极电势的影响
配位数
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+
Kf
c[Cu NH 3 4 ]

a
298K时
a 0 . 0592 c (Ox) lg b n c (Red)
有H+, OH– 参与时，当H+, OH– 出现在 氧化型时，H+, OH– 写在方程分子项中， H+, OH– 出现在还原方时， H+, OH –写在方程中分母项中。
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
c ( H ) K a1 c
在二元弱酸中，Ka1ө ＞＞Ka2ө , 忽略第 二步电离，其酸根浓度近似等于Ka2 。 6-5
缓冲溶液的缓冲原理、pH值
c (弱酸 ) c (H ) K c (共轭碱 )
θ a
c (弱碱) c (OH ) K c (共轭酸 )
θ b
缓冲溶液的pH值主要决定于酸（碱） 的pKaө （pKbө ），其次与c(酸)/c(碱)有关。 对一确定缓冲体系，可通过在一定范围内 改变c(酸)/c(碱)，调节缓冲溶液的pH值。
8-17
提高配位滴定的选择性
在N存在下准确滴定M的条件：
c(M)K'MY /c(N)K'NY ≥105
lgc K'MY≥6
8-19
8-21、23
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
3)
4)
生成沉淀对电极电势的影响
生成配合物对电极电势的影响
熟练掌握Nernst方程，掌握浓度、 压力、酸度、沉淀反应、配位反应 对电极电势的影响，并能熟练的运 用Nernst方程式进行计算
Nernst 公式( ~c, ~p, ~pH的关系)
a Ox + ne = b Red
RT c (Ox) ln b nF c (Red)
掌握氧化还原滴定对条件电极电势差 值的要求
一般可根据 ’ 是否大于0.4 V判断氧化还原
滴定能否进行. 条件电位:在一定条件下，当氧化态和还原态 的浓度均为1 mol· L-1时，校正了离子强度及副 反应的影响后实际电极电位。
产生在金属和盐溶液之间的电势叫金属的电极
电势 组成原电池两个电极的平衡电极电势差称原电 池电动势用符号E表示： E
() ( )
标准电极电势 当电池中所有物质都处于标准态时，电池的电