无极及化学要点

气体、溶液和胶体理想气体状态方程及其计算PV=nRT（T单位K）道尔顿理想气体分压定律：P（总）=P(1)+P(2)+P(3)+…，溶液浓度的表示方法：质量分数：物质的量浓度：常用单位mol/L质量摩尔浓度：单位mol/kg摩尔分数(两组分溶液)：溶液的依数性：溶液的蒸汽压下降，溶液的沸点升高，溶液的凝固点下降，溶液的渗透压掌握以水为原溶液，溶液中微粒（分子，离子）的浓度大依数性变化大（凝固点下降大，沸点升高大）。注意：蔗糖溶液中的微粒是蔗糖分子，NaCl溶液中的微粒是Na+和Cl-胶体：胶体的性质：电泳，电渗，光学性质（丁达尔现象）胶团结构，判断胶粒带电性，溶胶的聚沉化学热力学基础状态函数:(H,U,T,P,V,S,G都为状态函数Q,W不是状态函数)性质：状态函数的变化只与系统的初始状态和终态有关。概念：热：系统与环境间因温度差而交换的能量功：除热以外，其他各种形式被传递的能量都称为功。热力学第一定律：ΔU=Q+W(吸热Q>0，放热Q<0，系统对外界做功W<0,外界对系统做功W>0)化学反应热的计算：（1）恒容反应热QV=UW=U，恒压反应热：Qp=H2H1=H（2）盖斯定律：一化学反应不管是一步完成，还是分几步完成，该反应的热效应相同。（3）fHm的定义：在标准状态下(100kPa，298K)，由稳定单质生成1摩尔的纯物质时的反应热称为该物质的标准摩尔生成焓，rHm=BfHm(B)(可以用298.15K近似计算)。（4）cHm的定义：1mol标准态的某物质B完全燃烧生成标准态的产物的反应热，称为该物质的标准摩尔燃烧焓。rHm=-BcHm(B)(可以用298.15K近似计算)。5．熵（S）——混乱度的量度（混乱度大，熵大），反应分子数增多的反应，熵增大。热力学第三定律:纯净物质的完美晶体熵值为0即S*(0K)=0，标准摩尔熵Sm(B,T)，rSm=BSm(B)(可以用298.15K近似计算)注意：参考状态单质Sm(B,T)不为零，而fHm，fGm及（H+,aq）的人为规定值为零6．rGm=BfGm(B)，是T的函数不在298.15K时，rGm（T）=rHmTrSm，计算时注意S的单位。7.判断反应的自发方向性（p39）：根据rHm，rSm的正负、温度的影响可分四种情况。8、平衡概念，K（标准态）表达时应注意：平衡状态；与化学计量方程式有关；纯固体、液体、溶剂参与时平衡常数中不写。多重平衡规则（p46）。9、化学反应等温方程式，rGm=rGm（RTlnK）+RTlnQ反应商判据。10、化学平衡移动——吕·查德里原理，注意温度的影响和有关计算。第三章化学反应速率1.平均速率的计算2、质量作用定律：基元反应：v=kcAxcBy，非基元反应不同，速率常数k有单位与（x+y）级数有关。3、了解速率理论（碰撞理论、过渡状态理论，有效碰撞条件：活化分子、适当取向。）、Arrhenius公式k=Ae/RT，ln=第四章物质结构简介1.掌握四个量子数（n,l,m,ms）：四个量子数的取值，四个量子数的物理意义。n决定了轨道能量，l决定了原子轨道的形状，m决定了原子轨道在空间的伸展方向，ms决定了电子的自旋。判断电子状态是否可能。2.原子核外电子的排布：写出核外电子的排布式3.了解周期性与元素的基本性质的关系4.了解共价键第五章分析化学概论1、准确度和精密度，定义及两者的关系。准确度：表示测定结果（x）与真实值（xT）的接近程度，准确度的高低用误差E的大小来衡量。绝对误差Ea和相对误差Er精密度——指在相同条件下，多次平行测定同一样品所得的测定结果之间的相互接近程度。精密度高低用偏差来衡量。绝对偏差、相对偏差、平均偏差及相对平均偏差。准确度与精密度的关系：准确度高精密度一定高，精密度高不一定准确度高。系统误差（固定的、偏向性的）：方法误差、仪器和试剂误差、操作误差。偶然误差（正态分布）：由某些难以控制、无法避免的偶然因素引起而造成的误差，称为随机误差。系统误差的减免：方法误差——采用标准方法,对照、回收实验。试剂误差——作空白实验。仪器误差——校正仪器、外检。操作误差——内检。减小测量误差（使相对误差＜0.1%）：称样量≥0.2g，试剂用量≥20mL偶然误差的减免——增加平行测定的次数。2、有效数字和运算规则：对数值的有效数字位数取决于小数点后的位数。四舍六入五成双（加减与小数点后有效位数最小者相同，乘除与有效位数最少者相同）。3、滴定分析法的基本要求（99.9%，快，能确定终点，稳定）。标准溶液、基准物质、T——滴定度的定义。第六章酸碱平衡和酸碱滴定1、酸碱质子理论：质子酸质子碱十质子，共轭质子酸碱对，=质子平衡式：原则是得与失质子相等。3、弱酸、弱碱的pH有关计算，注意条件：·≥20，，且／≥500，三种情况。4.多元弱酸（碱）溶液：/≥104时近似一元酸（碱）处理。5、两性物质：c≥20，c≥20，pH=1/2(pKa1+pKa2)。6、同离子效应和缓冲溶液：什么样的溶液具有缓冲能力（既有酸抗体又有碱抗体的溶液），选择pH接近的pKa或pKb，7、酸碱滴定曲线：化学计量点和滴定突跃的pH值计算，要求±0.1%范围，与起始浓度、KaKb有关，准确滴定条件：cKa1088、指示剂的理论变色范围：pH=p士1，指示剂的选择条件是变色范围落在滴定突跃范围内。10、应用。有关滴定分析计算。混合碱的测定————（双指示剂法）混合碱的组成有NaOH,Na2CO3,NaHCO3及其混合物（1）NaOH+Na2CO3(2)Na2CO3+NaHCO3双指示剂法：PH=8-10酚酞变色时：用去HCl标准溶液V1(mL)；PH=3.1-4.4甲基橙变色时：用去HCl标准溶液V2(mL)。根据V1和V2数值的大小判断混合碱的组成(定性/定量计算)：判断组成：V1>V2:NaOH(V1-V2),Na2CO3(2V2)V1<V2:Na2CO3(2V1),NaHCO3(V2-V1)V1=V2:则碱液只含Na2CO3V1=0，V2>0:则碱液只含NaHCO3V2=0，V1>0:则碱液只含NaOH第七章：沉淀-溶解平衡与沉淀测定法1、Ksp的表示与s的换算。可以从热力学、实验求得。2、溶度积原理——沉淀反应的反应商。（1）当Q>Ksp时，溶液过饱和，有沉淀析出；（2）当Q=Ksp时，溶液饱和，沉淀溶解处于动态平衡；（3）当Q<Ksp时，溶液不饱和，无沉淀析出。同离子效应和盐效应。沉淀的溶解（1）酸度：硫化物和氢氧化物，从平衡原理推导计算K=，Ksp(M(OH)n)=[Mn][OH]n，注意起始和沉淀完全的pH计算。（2）分步沉淀，沉淀转化与Ksp有关，注意：同一类型，不同类型。沉淀完全时离子浓度小于10-5。配位平衡和配位滴定法配位化合物的基本概念：中心原子，配体，配位数配位化合物的命名配位化合物的稳定常数Kfθ，Kfθ配位平衡移动的影响因素EDTA配位滴定法：配离子的条件稳定常数，酸度对条件稳定常数的影响，准确滴定的条件，配离子的稳定常数越大选定的酸性条件的PH越小。金属指示剂显色时是那种型体酸度对配位滴定的影响：一个是对MY配合物的影响，另一个是可能形成M(OH)n8、配位滴定的应用，配位滴定的计算氧化还原反应与氧化还原滴定法1、氧化还原方程式的配平（氧化数法，离子电子法）2、氧化与还原和半反应与电对的概念。原电池结构及符号。3、标准氢电极，标准电极电势（与参加反应的物质有关，与电极反应的书写无关），注意电极电势的介质、大小的意义等。4、原电池的电动势与rG的关系，rGm=-nFE，非标态电动势，及电极有类似的公式。能斯特方程，E=E+，(Ox/Red)=(Ox/Red)+，讨论酸度和弱电解质。总结：cOX↓,↓,cRed↓,↑,酸性对含氧物质影响明显。6、电极电势的应用，1）值越大，表明氧化态物质得电子能力越强，是强氧化剂。值越低，表明还原态物质失电子能力越强，是强还原剂。2）原电池中电极电势高的是正极，电极电势低的是负极。3）判断氧化还原反应进行的方向。E>0，=0，<0。7、E与K，E=lgK对一个具体的氧化还原反应。E=氧-还。8、或pH值有关计算，设计原电池，E＝(+)－(-)。9、常用氧化还原滴定方法1）重铬酸钾法，强酸条件，常温下进行，具有一系列优点：如基准试剂，稳定性很高，滴定速度较快等。2）高锰酸钾法，优点是氧化能力强，可应用于直接、间接、返滴定等多种滴定分析，可对无机物、有机物进行滴定，本身为自身指示剂，缺点是稳定性差。3）碘量法，在弱酸性或中性介质中进行，可分为直接碘法与间接碘法。有关滴定分析计算。第十章吸光光度法1.互补色光：两种适当的颜色按一定比例混合得到白光，这两种颜色称为互补色光。例