无机及分析化学复习知识点-大一要点

无机化学及分析化学总结第一章绪论可校正偶然误差：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,用误差衡量精密度(precision)：多次重复测定某一量时所得测量值的离散程度.用偏差衡量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(2)计算出数据的平均值、平均偏差与标准偏差等；复习有效数字及其计算规则疑数字一般认为有±1的误差最后一位为可疑值位作用(在数字的前面)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少的数据一样。第三章化学热力学初步态函数的特征)、热与功(热与功的符号、体积功的计算rm△rHm：摩尔反应焓变，对于给定的化学反应，反应进度为rH9m:化学反应中，任何物质均处于标准状态下，该反应的摩尔反应焓变fmH9：在温度T及标准态下，由参考状态单质生成1molfm质B的标准摩尔反应焓变即为物质B在T温度下的标准摩尔生成焓.参考状态单质的标准生成焓为零。fHm计算rH9mB2。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，不论是一步完成的，还是分几步完成的，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.体分子数减少,S<0。rmBm.BB用熵变判断反应自发性的标准是，对于孤立系统：〈0非自发过程判断反应方向的判据是ΔG(适用条件：恒温恒压只做体积功)：ΔG<0自发过程;ΔG>0非自发过程;ΔG=0平衡状态ΔH、ΔS对反应自发性的影响(ΔG=ΔH—TΔS)发,低温非自发低温非自发rmΔG9rm(1)利用标准摩尔生成吉布斯函数计算B(2)任意温度下的ΔrG9m可按吉布斯——亥姆霍兹公式近似算反应自发进行的温度范围的计算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)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Kθ(1)Kθ表达式的书写p9溶剂不写入式中，即用“1"表示rm(1)此式把动力学与热力学联系起来，只要知道了某温度下反应的标准摩尔吉布斯函数变ΔGθ,就可以求出反应的标准rm(2)ΔGθ值愈小(越负)，则Kθ值愈大，反应达到平衡时进rm行得愈完全.非标态下化学反应方向的判据为：当Q〈KθΔrGm<0反应正向自发；当Q=KθΔrGm=0处于平衡状态;当Q>KθrmΔG〉0rm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)。K9=K9/K9123K9=(K9)m12化学平衡的移动(吕。查德里原理)度不变，升高温度，平衡向吸热反应方向移动,降低温度,平衡向放热有关化学平衡的计算定未知数表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,…n等正整数。描述原子中电子(出现概率最大区域)离核的远近,n越大,电子(出现概率最(2)角量子数l：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(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,(4)自旋量子数ms，电子有两种自旋方向;ms四个量子数决定一个电子的运动状态d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洪德规则的补充：简并轨道全充满、半充满或全空的状态比填满，而让简并轨道半满，全满，这时能量更低更稳定，如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)(1)各周期元素数目=对应能级组中原子轨道的电子最大容量(2)原子的电子层数=原子所在的周期数(钯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(n1)d或(n2)f轨道的元素IIIB~VIIIB,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，Ⅷ8~10)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。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键.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)越图中正负号相同的轨道之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道(p，d，邻原子的轨道重叠才能达到最大重叠。共价键的类型σ键:原子轨道沿键轴方向“头碰头”式重叠;π键：原子轨道沿键轴方向“肩并肩”式重叠σ键与键的识别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；共轭酸碱对酸碱反应的实质：两对共轭酸碱对间的质子的传递.共轭酸碱对解离平衡常数的关系：共轭酸碱对的解离平衡常K9同离子效应、盐效应a浓度为cmol/L的HA溶液a一元弱碱完全一样，只是把H+换成OH-,K9换成K9ab2.多元弱酸(碱)K9>>K9>>...K9aaan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。NaHCO3溶液;NaH2PO4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组成：弱电解质的共轭酸碱对原理：同时存在抗酸组分和抗碱组分由Cbmol/L弱碱和Camol/L共轭酸构成的缓冲溶液碱对的浓度比总浓度一定时，浓度比等于1时，缓冲能力最强此时对应的pH范围称为缓冲溶液的缓冲范围:缓pH=pKlg=pK士1那么配制一定pH值的缓冲溶液时,为了使共轭酸碱对的浓度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、配位滴定法反应必须定量进行、反应必须速进行、有简便可靠的确定终的方法滴定方式: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跃范围内变色,则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:cK9>10-8(cK9>10-8)ab(1)判断能否准确滴定,根据：cK9>108;(2)判断能否准确分步滴定，根据:K9/K9>104aiai+1若条件(2)成立，相邻两步解离相互不影响，则滴定时分别例:滴定下列多元弱酸或弱碱溶液时，有几个滴定突跃b1K9b2K9酸碱标准溶液配制与标定氢氧化钠标准溶液：基准物质有草酸、邻苯二甲酸氢钾双指示剂法(酚酞、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，并计算各成分的百分含混合碱的组成：纯3233233(2)甲基橙变色时(pH=3.8)发生的反应：第七章沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用溶度积常数K9nm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溶度积规则溶液为饱和溶液,处于平衡状态。Qi＜K9SP时,溶液为未饱和溶液，沉淀溶解.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—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标准电极电势：电极处于标准态时氧化型/还原型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电动势和吉布斯函数变的关系△G＝－nFεE=E9+lg氧化型E