无机及分析化学复习知识点大一要点docx.docx
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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：
随机的偶然因索引起的误差，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，用谋差衡量
•精密度（precision）:
多次匝复测定某一虽时所得测量值的离散程度。
用偏差衡虽
•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）对于偏差较人的可疑数据按Q检验法进行检验，决定具取舍；
（2）计算出数据的平均值、平均偏差与标准偏差等；复习pl2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21.09mL分析天平读数0.2080g最后一位为可疑值
注意:
（1）“（F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。
第三章化学热力学初步
基本概念：
化学反应进度、体系与环境、状态与状态两数（状态函数的特征）、热与功（热与
功的符号、体积功的计算w=-P\vy内能和热力学第一定律（热力学定律第一定律数学
表达式昭
的计算
ArHm:
摩尔反应焙变，对于给定的化学反应，反应进度为lmol时的反应热
ArHem：
化学反应中，任何物质均处于标准状态下，该反应的摩尔反应焙变
在温度T及标准态下，由参考状态单质生成lmol物质B的标准摩尔反应熔变即为物质B在T温度下的标准摩尔生成焙。
参考状态单质的标准生成焙为零。
1.利用Mm计算&H鶯
ArH^（298.15K）=XVBAf（298.15K）,ArHVArH°m（298.15K）；
B
2.盖斯定律：
在恒容或恒压同时只做体积功的情况F,任一化学反应，不论是一步完成的，还是分儿步完成的，其化学反应的热效应总是相同的，即化学反应热效应只与始、终状态有关而与具体途径无关。
根据盖斯定律若化学反应可以加和，则其反应热也可以加和。
反应的方向热力学中，有两条重要的H然规律控制着所有物质系统的变化方向
（1）从过程的能量变化來看，物质系统倾向于取得最低能量状态；
（2）从系统中质点分布和运动状态來分析，物质系统倾向于取得最大混乱度。
热力学屮，体系的混乱度用爛来量度的。
符号:
s
对于物理或化学变化而论，儿乎没冇例外:
一个导致气体分了数增加的过程或反应总伴随着嫡值增大，即：
A5>0：
如果气体分子数减少，A5<0o
标准摩尔反应爛变的计算：
A,.S^（298」5K）=工爲（298.15K）,
B
ArSem~ArSem（298.15K）
•用爛变判断反应自发性的标准是，对于孤立系统：
△S（孤）>0口发过程；AS（孤）=0平衡状态；AS（孤）<0非自发过程
•判断反应方向的判据是AG（适用条件：
恒温恒压只做体积功）：
/G<0自发过程；JG>0非自发过程；/G=0平衡状态
•AH.AS对反应口发性的影响（AG=AH-TAS）
AH<0,AS>0,«lJ△GV）,任意温度下均自发
AH>0,AS<0,则AGX）,任意温度下均非自发
AH>0,AS>0,WlJ高温下AG<0,低温下即高温自发，低温非自发
AH<0,AS>0,则高温FAG>0,低温下AG<0,即高温自发,低温非自发
的计算
c溶液用相对平衡浓度表示，4-即平衡浓度除以/（1molL-1）
c
气体用相对平衡分压表示，与即平衡分压除以扌（100kPa）,标准平衡常数是量纲为1的量。
P
复相反应中，固体、纯液体和溶剂不写入式中，即用“1”表示
（2）Ke的求算：
a通过表达式求得；匕由厶,G^=-RTlnK6求得
ArG^=-RTlnK0
（1）此式把动力学与热力学联系起來，只要知道了某温度下反应的标准摩尔吉布斯函数变ArG^,就可以求出反应的标准平衡常数烬。
⑵值愈小（越负），则K°值愈大，反应达到平衡时进行得愈完全。
非标态下化学反应方向的判据为：
当QvMArGmVO反应正向自发；当Q=MArGm=0
处于平衡状态；当Q>K°^Gm>0反应正向非自发
多重平衡规则
若干反应方程式相加（减）所得到的反应的平衡常数为这些反应的平衡常数之积（商）。
反应匸反应2+反应3=反应1=反应2•反应3K：
=匕：
IK：
反应1=曲反应2Kf=（K笄
化学平衡的移动（吕•查德里原理）
1.浓度（分压）、总压力対化学平衡的影响（此时温度不变，因而疋为定值）
2.温度对化学平衡的影响（影响X0）
升高温度，平衡向吸热反应方向移动，降低温度，平衡向放热反应方向移动，
有关化学平衡的计算
1.写出反应方程式；2.找出各物质的初始浓度（分压）；3.设定未知数衣示出各物质的平衡浓度（分压）4.表示出平衡常数（标准平衡常数或实验平衡常数）->得到方程5.求解方程解出未知数（p87例4-10）
第五章四个量子数的取值及物理意义
（1）主量子数〃：
取值：
l,2,3,...n等正整数。
描述原子中电子（出现概率最人区域）离核的远近,n越人，电子（出现概率最人区域）离核的距离越远，能最越高，同时n决定电子层
（2）角量了数1：
0123...n-1
物理意义1：
决定波函数角度分布图和电子云角度分布图的形状
物理意义2：
在多电子原子中与主量子数n一起决定电子的能量n相同，/越大能级越高Ens（3）磁量了数m加=0,±1,±2,...土/
物理意义：
波函数和电了云角度分布图在空间的伸展方向，即取向数冃
n,l相同，m不同的轨道叫等价轨道（简并轨道）
（4）自旋量子数nv电子有两种自旋方向；
叫二+1/2或叫=-1/2；图示用箭头T、J符号表示
•n、1、m三个量子数决定一个原子轨道（波函数）；n、1、m、耐四个量子数决定一个电子的运动状态
•能级组Is2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p
核外电子分布的一般原则
能量最低原理、泡利不相容原理、洪特（Hund）规则
注意洪特规则（不容易理解）：
当电子在乃,/相同的数个等价轨道上分布吋，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。
洪徳规则的补充：
简并轨道全充满、半充满或全空的状态比较稳定，全充满：
p6,d10,f14-¥■充满：
p3,d5,f7全空：
p°,d°,
能级交错时（4s3d,5s4d,6s4f5d,7s5f6d）,可以s轨道未填满，而让简并轨道半满，全满,
这时能量更低更稳定，如24Cr［如］3小40，29Cu厂］3/°4s】
电子层结构与元素周期律（通过电子排布式能知道元索在周期表中的位置，反之亦然）
1.能级组与元索周期（行）
（1）各周期元索数目=对应能级组中原子轨道的电子最大容量
⑵原了的电子层数=原了所在的周期数（耙Pd除外）
2.价电子构型与元素周期表中族的划分（列）
价电了：
原了发生化学反应时参与形成化学键的电了价电了构型：
价电了层的电了排布
主族元素（A）:
最后一个电子填入ns或np轨道的元素
主族元素的价电子：
最外层电子（nsnp）IA〜VIIIA（VIIIA也称零族）
副族元素（B）:
最后一个电子填入（n-l）d或（n-2）f轨道的元素
副族元素的价电子：
最外层s电子，及（n-l）d电子（英至（n-2）f电子）
IIIB〜VIIIB,IB,11B，其中VIIIB元素有3列
族号数=价电了总数
（VIIIA为8或2,IB,IIBdlO不计入，训8〜10）
3.价电子构型与元素的分区
s区:
最后一个电子填入s轨道的元素
plx：
最后一个电了填入p轨道的元素
d区：
最后一•个电子填入d轨道且d轨道未满的元素
ds区：
最后一个电子填入d轨道且d轨道填满的元素
f区：
最后一个电子填入f轨道的元素
•元索基本性质的周期性
掌握主族元素原了半径、电离势、电负性的递变规律
•离子键
离子键——当活泼金属原子和活泼非金属元素原子互和接近吋，前者失去电子形成正离子,
后者得到电了形成负离了。
正、负离了通过静电相互作用结合成离了型化合物
离子键的本质是静电作用力
纶成离子键的条件：
原子间电负性相差足够大，一般要大于1.8左右
离子键的特征：
没冇方向性、没冇饱和性
离子化合物的熔点和沸点：
离子的电荷越高、半径越小，静电作用力就越强，
熔点和沸点就越高
价键理论
共价键的本质：
原子轨道发生重叠，两核间电子出现概率增大，降低了两核间的正电排斥,又增强了两核对电子云密度大的区域的吸引，系统能量降低，形成稳定的共价键价键理论要点：
•成键原子的未成对电子白旋相反；
•最大垂叠原理：
成键原了的原了轨道垂叠程度（面积）越大，键越牢。
•对称性匹配原理：
原子轨道的重叠必须发生在角度分布图中正负号相同的轨道Z间
•共价键的特征
饱和性——电子配对后不再与第三个电子成键
方向性——共价键具有方向性的原因是因为原子轨道（p,d,f）有一定的方向性,所以必须沿着特定的方向垂叠，它和相邻原了的轨道重叠才能达到最大重叠。
•共价键的类型
。
键:
原子轨道沿键轴方向“头碰头”式重叠;兀键:
原子轨道沿键轴方向“肩并肩”式重亞
•。
键与兀键的识别
共价单键为o键；共价双键（及三键）中：
有一个。
键，其余为兀键。
。
键，重叠程度大，较稳定；兀键，重叠程度小，较活泼。
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；共轨酸碱对酸碱反应的实质：
两对共轨酸碱对间的质子的传递。
共轨酸碱对解离平衡常数的关系：
共轨酸碱对的解离平衡常数乘枳为Kew
h3a
h3a-h2a-陈如匕；
h2a-ha2-k：
・k；
92=Cha2--a3-kM\=k：
酸碱
酸碱
酸碱
1X01^0
Ka2Ab2
•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mol/L的HA溶液
KeJH^Ac-]_[H+]2
[HAc]~ca-[H+]
HAH++A~
初q00
ca-[H+][H+][H+]
若qv5%,c,/K°a>400,则c“-[/r]=c“
—[H+][Ac~][H+]2[H+]2/-
k“=^T=^n—[H+戶屁瓦
若g>5%,c“/Kjv400,不能近似
£二["][九]=NT[H+]2+K^[H+]-cK°=0[h+]="：
+J（K»+4KH
°[HAc]Ca-[//+]L」八」aaLHJ2
一元弱碱完全一样，只是把H+换成OH；K?
换成K（
2.多元弱酸（碱）
对于多元弱酸（碱）一般K：
»K：
2»・・怨，贝U可忽略笫二级及英以后的解离，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。
3•两性物质
NaHC03溶M；NaH2PO4溶液：
Na2HPO4溶液：
=
（多元弱酸失去一个质子变成的两性物质）（多元弱酸失左两个质子变成的两性物质）
4•缓冲溶液（能够抵抗加入少量强酸或强碱或稀暫而能保持溶液pH值基木不变的溶液）组成：
弱电解质的共轨酸碱对
原理：
同吋存在抗酸组分和抗碱组分
由CamoI/LHB和Cbmol/LB'构成的缓冲溶液
HB—
TH++B—
初ca
oCb
Mg
平ca-[H+]
[H+]%+[用]
（i[HB]
Ca
7
由Cbmol/L弱碱和Camol/L共轲酸构成的缓冲溶液K,庇
%
影响缓冲溶液缓冲能力的因素：
共辘酸碱对的总浓度、共饥酸碱对的浓度比
总浓度一定时，浓度比等于1时，缓冲能力最强
共辘酸碱对的总浓度足够大吋A=[—,10]时，有较强的缓冲能力
%10
F弋g]
此时对应的pH范围称为缓冲溶液的缓冲范围：
缓冲溶液的选择：
亠=1时缓冲能力最强，此时pH=pK：
（或pOH=pK：
）Cb
a~[HB]"ca
那么配制一定pH值的缓冲溶液时，为了使共轨酸碱对的浓度比接近于1,所以要选择pKJ接近pH值的缓冲溶液（pl67例子6-17,6-18）滴定分析概述
定量分析的任务：
定性分析、定量分析、结构分析
定量分析方法的分类:
重点学握按测定原理、组分在试样中的相对含量分类按测定原理分类：
化学分析法（主要有重量分析法和滴定分析法）、仪器分析法按组分在试样中的相对含量分类：
常量组分分析（＞1%）;微量组分分析（0.01%〜1%）；痕量组分分析（＜0.01%）
•定量分析的一般程序：
采样-前处理-测定（消除干扰）-数据处理
•滴定分析的方法和滴定方式
标准溶液、化学计量点（sp）、滴定终点（ep）、
终点谋差（计量点和滴定终点不相吻合而造成的分析谋差）
滴定分析的方法：
酸碱滴定法、沉淀滴定法、氧化还原滴定法、配位滴定法
滴定分析对滴定反应的耍求：
反应必须定量进行、反应必须速进行、有简便可靠的确定终点的方法
滴定方式：
直接滴定法、返滴定法、间接滴定法、置换滴定法
标准溶液的配置：
直接配制法、标定法
滴定分析结果的计算：
物质的最的比等于反应式屮系数比
•酸碱滴定法
1•指示剂变色原理、变色范围
示剂的理论变色点pH=pK：
（HIn）
变色范围：
贝切刃=pK^（HIn）±i
注意：
人眼对不同颜色的喩感程度不同所以理论变色范围与实际变色范围有一定差別
•酸碱滴定曲线
强酸（强碱）的滴定：
化学计量时产物为出0,则pH=7.00弱酸的滴定：
化学计量时产物为该弱酸的共轨碱，，则pH>7.00弱碱的滴定：
化学计量时产物为该弱碱的共辄酸，，则pH<7.00多元弱酸（碱）：
会判断有几个滴定突跃，化学计量点时生成什么物质酸碱滴定突跃：
化学计量点前后±0.1%范围内pH值的急剧变化指示剂选择原则：
（1）指示剂的变色范围全部或部分处于滴定突跃范用之内。
（2）变色点与化学计虽点尽量接近
指示剂在滴定突跃范围内变色，贝U滴定的相对误差小于±0.1%
弱酸弱碱滴定突跃的影响因素：
浓度、解离常数
浓度越人、解离常数越人，滴定突跃范围越宽
弱酸（碱）准确滴定的条件：
cK®>W8（cK^>10-8）
对多元弱酸滴定：
（1）判断能否准确滴定，根据：
c^>10-8；
（2）判断能否准确分步滴定，根据：
^./^+1>104
若条件
（2）成立，相邻两步解离相互不影响，则滴定吋分別与NaOH中和反应，即可以分别滴定
例：
滴定下列多元弱酸或弱碱溶液时，有儿个滴定突跃
1.0」mol/LH2C2O4=5.4灯0一2,疋2=6.4x10、
1个化学计量点时生成Na2C2O4
2.0.1mol/LNa2CO3&以以
Kb\
1个化学计量点时生成Na2SO4和H3BO3
3.0.1mol/LH2S=1.07x10~7,=1.3x10"
1个化学计量点时生成NaHS~
•酸碱标准溶液配制少标定
盐酸标准溶液：
基准物质：
无水碳酸钠和硼砂（NazBQylOHzO）
氢氧化钠标准溶液：
基准物质有草酸、邻苯二甲酸氢钾
•双指示剂法（酚肽、甲基橙）滴定混合碱（能根据VI和V2的人小关系判断混合碱的组成，并计算各成分的百分含量）
混合碱的组成：
纯Na2CO3、Na2CO3+NaOH>Na2CO3+NaHCO3⑴酚猷变色（pH=9.1）时发生的反应JNaOH+HClTNaCl+H2O
Na2CO3+HClTNaHCO.+NaCl
用去HC1的体积为％
⑵卬基橙变色时（pH=3.8）发生的反应：
NaHCO3+HCl->NaCl+H2CO3,W去HC1的体积为V2
Vi=V2组成为Na2CO3;Vi>V2组成为NaOH+Na2CO3；Vi第七章沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用
•溶度积常数
•溶度积和溶解度的相互换算（纯水中）
AnBm（s）=nAm+（aq）+mBn（aq）
初：
00K^=[nS]n[mS]m
平衡：
nSmS
对同类型的难溶电解质，可用溶度积花sp的大小来比较溶解度S的大小。
但不同类型的难溶电解质则不宜直接用溶度积X%p的大小來比较溶解度S的大小。
•溶度积规则
Q>A^sp时，溶液为过饱和溶液，沉淀析出；Q=A^sp时，溶液为饱和溶液，处于平衡状态。
Q<〃sp时，溶液为未饱和溶液，沉淀溶解。
•影响难溶电解质溶解度的因素：
木性、温度、同离子效应、盐效应（注意不在纯水屮，溶解度的计算pl98例7・3,p200例7・7）
•知道银量法的对应的名称和使用的指示剂
第八章氧化还原平衡与氧化还原滴定法
•氧化数、氧化还原电对、电极、原电池
•离子一电子法（半反应法）配平氧化还原反应方程式
•电极电势的绝对值无法测定解决方法就是使用参比电极——标准氢电极
规定:
标准氢电极的电极电势为0V
•标准电极电势E復化鹤还硼标准电极电势：
电极处于标准态时的电势
标准电极电势表示在电极反应条件下，对某物质氧化型得电子或还原型失电子能力的最度电极电势数值越小一>还原型的还原能力（失电子倾向）越强
电极电势数值越大T氧化型的氧化能力（得电子倾向）越强
彫响电极电势的因素：
纟R成电极的氧化述原电对的性质、溶液的浓度、体系的温度
对于一个特定的电极，标准状态时，其组成、浓度（分压）、温度均唯一确定，所以一个电极的标准电极电势唯一确定
标准状态下：
翌：
=_廿炉ea
•能斯特（Nemsf）方程片_刑.°-059匚（°氧化型％）“
Q氧化型/还原型一Q氧化型/还原型十
电动势和吉布斯函数变的关系AG=—nFw
--电/Oxb
n（C还原型/c）
应用Nemst方程的注意事项（p228例8・10,p25716题）
（1）电对屮的固体、纯液体用1表示，溶液浓度为相对浓度，气体为相对分压,p/p°
（2）如果还有其他物质参加电极反应，如H+、OH-,这些物质的浓度也应表示在能斯特方程式屮。
•判断氧化还原反应进行的方向
ArGm=0，电动势e=0,E+=E・反应处于平衡
ArGm>0，电动势£<0,E+vE-反应逆向进行
氧化还原反应的平衡常数的计算
2.3O3RT
"（EH
0.0592
n-反应中转移的电了数
氧化还原滴定法
KMnO4的自动催化反应、诱导反应
氧化还原滴定突跃：
化学计量点前后±0.1%范围内滴定剂和待测物两个氧化还原电对的电势的急剧变化
影响氧化还原滴定突跃范围的因索:
氧化还原滴定屮影响电势突跃的主要因索是反应完全程度，即是两个电对的条件电极电势差，两个电对的条件电极电势差越人，反应越完全。
氧化还原滴定法中的指示剂：
自身指示剂（KMnO4）.特殊指示剂（淀粉）、氧化还原指示剂氧化还原指示剂的变色原理和变色范围及选择（与酸碱指示剂相似）
氧化还原指示剂指示剂的变色区间全部或部分存在于突跃区间内。
山于指示剂的变色区间很小，常直接用指示剂的条件电位来进行选择
常用的氧化还原滴定法：
碘量法（直接碘虽法、间接碘屋法、淀粉指示剂加入的时机）
碘量法指示剂加入的吋机：
1•直接碘量法：
滴定开始即加入淀粉，终点：
岀现蓝色
2.间接碘量法：
接近终点（浅黄色）时加入淀粉，终点：
蓝色消失
祝同学们考试成功!
（1）利用标准摩尔生成吉布斯函数计算
ArG^（298.15K）=vBAfG^B（298.15K）（X有298.15K时的数据，该方法只能
B
计算298.15K时的△2為）
（2）任意温度下的&G鬻町按吉布斯——亥姆霍兹公式近似计算
ArG爲⑴泌讥（29&151<）・私$幕（29&1519（Ar/7^m—KJmoF12,A^m—J-mof'-K-1注意单位换算）
•反应B发进行的温度范围的计算
△rG幕（T）u△阮（29&15K）・7A児（298.15K）
（298.15心・私$爲（298」5K）<0（反应自发）
△177爲（298.15K）和（298.15K）nf以通过热力学数据算出，从而可求出口发进行的温度范围。
（p58例3・7）
第四章化学反应速率和化学平衡化学反应速率
•化学反应速率的表示方法（浓度随时间的变化）瞬时速率、平均速率
•化学反应速率理论（碰撞理论、过渡状态理论）
活化分子、活化能（能用化学反应速率理论解释浓度、温度、催化剂对反应速率的影响）
•质蚩作用定律（只适用于基元反应）、速率方程、反应级数
•影响反应速率的因素
（1）内因：
反应的活化能大小；
（2）外因：
浓度、温度、催化剂（不要求计算）
•标准平衡常数K°
（1）K°表达式的书写
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