无机及分析化学复习知识点大一要点docx.docx

1、无机及分析化学复习知识点大一要点docx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

2、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 21.09 mL 分析天平读数0.2080 g 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

3、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), ArHVArHm (298.15K)；B2. 盖斯定律：

4、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：A50：如果气体分子数减少，A5

5、 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）：/G0 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）AH0,lJ GV）,任意温度下均自发AH0, AS0,AS0,WlJ高温下AG0,低温下即高温自发，低温非自发AH0,则高温F AG0,低温下AGK 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3 K：=匕：IK：反应1=曲反应2 Kf =（K笄化学平衡的移

6、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，

7、能最越高，同时n决定电子层（2） 角量了数 1： 0 1 2 3. 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 EnsEnp400,则c“-/r = c“ H+Ac H+2 H+2 /-k “ =T=n H+戶屁瓦若g5%, c“/Kjv400,不能近似 二九= NT H+2+KH+-c K=0 h+=： + J（K+4KH HAc Ca-/+ L八a a LH J 2一元弱碱完全一样，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

8、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Ca moI/L HB和Cb mol/L B构成的缓冲溶液HB T H+ + B初 cao CbMg平 ca-H+H+ %+用(i HBCa7由Cb mol/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

9、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% 10F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：） Cba 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

10、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

11、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pH7.00 弱碱的滴定：化学计量时产物为该弱碱的共辄酸，则pHW8( cK10-8)对多元弱酸滴定：(1)判断能否准确滴定，根据：c10-8；(2)判断能否准确分步滴定，根据：./+1104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

12、例：滴定下列多元弱酸或弱碱溶液时，有儿个滴定突跃1. 0mol/LH2C2O4 =5.4灯0一2,疋2 =6.4x10、1个 化学计量点时生成N a2C2O42.0.1 mol/LNa2CO3 & 以 以Kb1个 化学计量点时生成Na2SO4和H3BO33.0.1mol/LH2S = 1.07x107, =1.3x101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

13、碱的组成：纯 Na2CO3、Na2CO3 + NaOH Na2CO3 + NaHCO3 酚猷变色(pH=9.1)时发生的反应JNaOH + HCl T NaCl + H2ONa2CO3 + HCl T NaHCO. + NaCl用去HC1的体积为卬基橙变色时(pH=3.8)发生的反应：NaHCO3+HCl-NaCl+H2CO3,W去HC1的体积为V2Vi= V2 组成为 Na2CO3; Vi V2 组成为 NaOH + Na2CO3； Vi Asp时，溶液为过饱和溶液，沉淀析出；Q=Asp时，溶液为饱和溶液，处于平衡状态。 Q 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

14、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 e a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 / Oxbn (C还原型/c)应用Nemst方程的注意事项(p228例810, p257 16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+、

15、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+v E- 反应逆向进行氧化还原反应的平衡常数的计算2.3O3RT(EH0.0592n-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

16、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

17、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爲泌讥（29&151）私$幕（29&1519 （Ar/7mKJ moF1 2, AmJ-mof-K-1 注意单位换算） 反应B发进行的温度范围的计算rG 幕（T）u阮（29& 15K）7A 児（298.15K）（298.15心私$爲（2985K）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37）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