无机及分析化学复习知识点___大一要点

1、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由现的概率相等(2)大误差由现的概率小，小误差由现的概率大。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):多次重复测定莫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)计算由数据的平均值、平均偏差与标准偏

2、差等；复习p12例题有效数字及其计算规则对于可有效数字：实际能测得的数据，其最后一位是可疑的疑数字一般认为有±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）"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、状态与状态函数（状态函数的特

3、征）、热与功（热与功的符号、体积功的计算WpV）、内能和热力学第一定律（热力学定律第一定律数学表达式AU=Q+W）rHm的计算rHm：摩尔反应给变，对于给定的化学反应，反应进度为1mol时的反应热rHm：化学反应中，任何物质均处于标准状态下，该反应的摩尔反应始变fHm：在温度T及标准态下，由参考状态单质生成1mol物质B的标准摩尔反应始变即为物质B在T温度下的标准摩尔生成始。参考状态单质的标准生成始为零。1 .利用fHm计算rHmrHm(298.15K)BfHm.B(298.15K),rHmrHm(298.15K)；B2 .盖斯定律：在恒容或恒压同时只做体积功的情况下，任一化学反应，不论是一步

4、完成的，还是分几步完成的，具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，有两条重要的自然规律控制着所有物质系统的变化方向(1)从过程的能量变化来看，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来分析，物质系统倾向于取得最大混乱度。热力学中，体系的混乱度用嫡来量度的。符号:S对于物理或化学变化而论，几乎没有例外：一个导致气体分子数增加的过程或反应总伴随着嫡值增大，即：S>0;如果气体分子数减少,S<0。标准摩尔反应嫡变的计算:rSm(298.15K)BSm

5、.B(298.15K),rSmrSm(298.15K)用嫡变判断反应自发性的标准是，对于孤立系统：AS(孤)>0自发过程；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)：AG<0自发过程；AG>0非自发过程；AG=0平衡状态AH、AS对反应自发性的影响(AG=AHTAS)AH<0,AS>0,则AG<0,任意温度下均自发AH>0,AS<0,则AG>唯意温度下均非自发AH>0,AS>0,则高温下AG<0,低温下AG>0即高温自发，低温非自发AH<0,AS

6、>0,则高温下AG>0,低温下AG<0即高温自发，低温非自发AGm的计算(1)利用标准摩尔生成吉布斯函数计算rGm(298.15K)BfGm.B(298.15K)(只有298.15K时的&Gm,B数B据，该方法只能计算298.15K时的4Gm)任意温度下的AGm可按吉布斯一一亥姆霍兹公式近似计AGm(T)=Hm(298.15K)-T'Sm(298.15K)(AHm-KJmol-1,dSmJmol-1K-1注意单位换算)反应自发进行的温度范围的计算AGm(T)=起味(298.15K)-T&Sm(298.15K)AHm(298.15K)-T&Sm(

7、298.15K)<0(反应自发)AHm(298.15K)和AHm(298.15K)可以通过热力学数据算出,从而可求由自发进行的温度范围。(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)质量作用定律(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Ke(1)Ke表达式的书写溶液用相对平衡浓度表示，组即平衡浓度除

8、以c。(1molL1)c气体用相对平衡分压表示，压即平衡分压除以p0(100kPa),p标准平衡常数是量纲为1的量。复相反应中，固体、纯液体和溶剂不写入式中，即用“1浅示（2）K0的求算：a通过表达式求得；b由AGmRTlnK0求得ArGmRTlnK0（1）此式把动力学与热力学联系起来，只要知道了莫温度下反应的标准摩尔吉布斯函数变ArGm,就可以求生反应的标准平衡常数Keo（2）AGm值愈小（越负），则Ke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Q<K。zVGm<0反应正向自发；当Q=KeAGm=0处于平衡状态；当Q>KeAGm>0反应正向非

9、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1=反应2+反应3KiK2K3;反应1=反应2-反应3K1K2/K3反应1=m<反应2K1（K2）m化学平衡的移动（吕.查德里原理）1 .浓度（分压）、总压力对化学平衡的影响（此时温度不变，因而Ke为定值）2 .温度对化学平衡的影响（影响K）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.写由反应方程式；2.我由各物质的初始浓度（分压）；3.设定未知数表示由各物质的平衡浓度（分压）4.表示由平衡常数（标准平衡常数或实验平衡常数）f得到方程5.求解方程

10、解由未知数（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n:取值:1,2,3,等正整数。描述原子中电子（由现概率最大区域）离核的远近，n越大，电子（由现概率最大区域）离核的距离越远，能量越高，同时n决定电子层（2）角量子数1:0123n-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，l越大能级越高Ens<Enp<End-（3）磁量子数mm=0,±1,±2,-l±物理意义：波函数和电子云角度分布图在空间的伸展方向，即取向数目n,l相同，m不同的轨道叫等价轨道（

11、简并轨道）（4）自旋量子数ms,电子有两种自旋方向；ms=+1/2或ms=1/2;图示用箭头、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、ms四个量子数决定一个电子的运动状态能级组1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p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n,l相同的数个等价轨道上分布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。洪德规则的补充：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半充满：p3,d5,f7全空：p0,d0,

12、f0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24CrAr3d54s1,29CuAr3d104s1电子层结构与元素周期律(通过电子排布式能知道元素在周期表中的位置，反之亦然)1 .能级组与元素周期(行)各周期元素数目=对应能级组中原子轨道的电子最大容量原子的电子层数=原子所在的周期数(钳Pd除外)2 .价电子构型与元素周期表中族的划分(列)价电子：原子发生化学反应时参与形成化学键的电子价电子构型：价电子层的电子排布主族元素(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)IAV

13、IIIA(VIIIA也称零族)副族元素(B):最后一个电子填入(n1)d或(n2)f轨道的元素副族元素的价电子：最外层s电子，及(n1)d电子(甚至(n2)f电子)IIIBVIIIB,IB,IIB,其中VIIIB元素有3列族号数=价电子总数(VIIIA为8或2,IB,IIBd10不计入，皿810)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p区：最后一个电子填入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轨道的元素元素基本性质的周期性掌握主族元素原子半径、电离势、电负性的递变规律离子键离子键

14、一一当活泼金属原子和活泼非金属元素原子互相接近时，前者失去电子形成正离子，后者得到电子形成负离子正、负离子通过静电相互作用结合成离子型化合物离子键的本质是静电作用力生成离子键的条件：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：没有方向性、没有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，两核间电子由现概率增大，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自旋相反；?最大重叠原理：成键原子的原子轨道重叠程度（面积）

15、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之间共价键的特征饱和性一一电子配对后不再与第三个电子成键方向性一一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重叠，它和相邻原子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”式重叠键与键的识别共价单键为键；共价双键（及三键）中：有一个键，其余为键。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；共辗酸碱对酸碱反应的实质：两对共辗酸碱对间的质

16、子的传递。共辗酸碱对解离平衡常数的关系：共辗酸碱对的解离平衡常Ka1Ka3A3-HA2-除K数乘积为KwKa2H3A.F2A，快Kb2Kb3H3A-H2A-KaiKb3酸碱KaiLKwH2A-HA2-Ka2Kb2酸碱Ka2LKwHA2-A3-Ka3KbiKw酸碱Ka3Kbi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Camol/L的HA溶液HA=HA2初Ca00KH"cHaHAcCaH平Ca-HHH若5%,Ca/Ka400，则CaHCaHACH2H2KaaHACCaHCa若5%,Ca/Ka400,不能近似KHACH2H+2+KaH+-CaKa=0H+=-Ka4(K

17、a)24K&aHAcCaH2一元弱碱完全一样，只是把H+换成OH-,Ka换成Kb2 .多元弱酸（碱）Ka1Ka2.Kan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。3 .两性物质HK.Ka2H（2（3NaHCO3溶液；NaH2PO4溶液：Na2HPO4溶液：（多元弱酸失去一个质子变成的两性物质）（多元弱酸失去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释而能保持溶液pH值基本不变的溶液）组成：弱电解质的共辗酸碱对原理：同时存在抗酸组分和抗碱组分由Camol/LHB和Cbmol/LB-构成的缓冲溶

18、液HBHBHBHCbHBCa初ca0cb平Ca-HHCb+HKb由Cbmol/L弱碱和Camol/LOHCaCb共辗酸构成的缓冲溶液影响缓冲溶液缓冲能力的因素：共辗酸碱对的总浓度、共辗酸碱对的浓度比总浓度一定时，浓度比等于1时，缓冲能力最强共轲酸碱对的总浓度足够大时，乏=工,10时，有较强的缓冲能力Cb10此时对应的pH范围称为缓冲溶液的缓冲范围:pKaCaKHBHCbpHpKalgaKaChaHB-b1=1时缓冲能力最强，此时pH=pK；（或pOH=pK）Cb缓冲溶液的选择那么配制一定pH值的缓冲溶液时，为了使共辗酸碱对的浓度比接近于1,所以要选择pKa。接近pH值的缓冲溶液（p167例子6

19、-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：重点掌握按测定原理、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（V0.01%）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）、终点误差（计量点和滴定终点不相吻合而造成的分析误差）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要求：反

20、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：物质的量的比等于反应式中系数比酸碱滴定法1.指示剂变色原理、变色范围示剂的理论变色PTPKa9（HIn）变色范围:则PHPKa（HIn）1注意：人眼对不同颜色的敏感程度不同所以理论变色范围与实际变色范围有一定差别酸碱滴定曲线强酸（强碱）的滴定：化学计量时产物为H2O,则pH=7.00弱酸的滴定：化学计量时产物为该弱酸的共辗碱，则pH>7.00弱碱的滴定：化学计量时产物为该弱碱的共辗酸，则pH<7.00多元弱酸（碱）：会

21、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i0.1%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围之内(2)变色点与化学计量点尽量接近指示剂在滴定突跃范围内变色，则滴定的相对误差小于i0.1%弱酸弱碱滴定突跃的影响因素：浓度、解离常数浓度越大、解离常数越大，滴定突跃范围越宽弱酸(碱)准确滴定的条件：cKa10-8(cKb10-8)对多元弱酸滴定：判断能否准确滴定，根据：cKai108；(2)判断能否准确分步滴定，根据：Kai/Kai1104若条件(2)成立，相邻两步解离相互不影响，则滴定时分别与NaOH中和反应，即可以分别滴

22、定例：滴定下列多元弱酸或弱碱溶液时，有几个滴定突跃K5.4102,Ka26.41051.0.1mol/LH2c2O41个化学计量点时生成Na2c2O42. 0.1mol/LNa2CO3%103.75,Kb2区107.63Na2SO4和H3BO31.31013Ka2Ka11个化学计量点时生成Ka11.07107,Ka23. 0.1mol/LH2s1个化学计量点时生成NaHS酸碱标准溶液配制与标定盐酸标准溶液：基准物质：无水碳酸钠和硼砂(Na2B4O710H2O)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（酚酰、甲基橙）滴定混合碱（能根据V1和V2的大小关系判断混合碱的组成，并计算

23、各成分的百分含量）混合碱的组成：纯Na2CO3、NazCCh+NaOH、NazCCh+NaHCOa(1)酚酷变色(pH=9.1)NaClH2ONaHCOaNaCl用去HCl的体积为Vi甲基橙变色时（pH=3.8）发生的反应：NaHCOa+HCl-NaCl+H2CO3,用去HCl的体积为V2Vi=V2组成为NazCOa;Vi>V2组成为NaOH+NazCOa;Vi<V2组成为Na2COa+NaHCOa（p193,17,20题）第七章沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用溶度积常数Ksp微镀筋嗡斜嗨物瞌赠萍（纯水中）Ksp=nSnmSm初：00平衡：nSmS对同类型的难溶电解质，可用溶度积K

24、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Ksp的大小来比较溶解度S的大小。溶度积规则Qi>Ksp时，溶液为过饱和溶液，沉淀析由；Qi=Ksp时，溶液为饱和溶液，处于平衡状态。QiVKsp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：本性、温度、同离子效应、盐效应（注意不在纯水中，溶解度的计算p198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氧化型/还原型标准电极电势：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，对莫物质氧化型得电子或还原型失电子能力的量度电极电势数值越小-还原型的还原能力（失电子倾向）越强电极电势数值越大-氧化型的氧化能力（得电子倾向）越强影响电极电势的因素：组成电极的氧化还原电对的性质、溶液的浓度、体