无机及分析化学复习-大一汇总

PAGEPAGE4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)计算出数据的平均值、平均偏差与标准偏差等；复习p12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)“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(状态函数的特征)、热与功(热与功的符号、体积功的计算)、内能和热力学第一定律(热力学定律第一定律表达式ΔU=Q+W)DrHm的计算：△rHm：摩尔反应焓变，对于给定的化学反应,反应进度为1mol时的反应热DrHm：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DfHm：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。1.利用DfHm计算DrHm，DrHm≈DrHm(298.15K)；2.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。热力学中，体系的混乱度用熵来量度的。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熵值增大，即：DS>0；如果气体分子数减少，DS<0。标准摩尔反应熵变的计算：,DrSm≈DrSm(298.15K)用熵变判断反应自发性的标准是,对于孤立系统:ΔS(孤)>0自发过程；ΔS(孤)=0平衡状态；ΔS(孤)<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）ΔH<0,ΔS>0,则ΔG<0,任意温度下均自发ΔH>0,ΔS<0,则ΔG>0,任意温度下均非自发ΔH>0,ΔS>0,则高温下ΔG<0,低温下ΔG>0，即高温自发，低温非自发ΔH<0,ΔS>0,则高温下ΔG>0,低温下ΔG<0，即高温自发，低温非自发ΔrGm的计算：(1)利用标准摩尔生成吉布斯函数计算(只有298.15K时的ΔfGm,B数据，该方法只能计算298.15K时的ΔrGm)(2)任意温度下的ΔrGm可按吉布斯——亥姆霍兹公式近似计算ΔrGm(T)≈ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K)(ΔrHm—KJ·mol-1,ΔrSm—J·mol-1·K-1注意单位换算)反应自发进行的温度范围的计算ΔrGm(T)≈ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K)ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K)<0(反应自发)ΔrHm(298.15K)和ΔrHm(298.15K)可以通过热力学数据算出，从而可求出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Kθ(1)Kθ表达式的书写溶液用相对平衡浓度表示，即平衡浓度除以cθ(1mol×L-1)气体用相对平衡分压表示，即平衡分压除以pθ(100kPa),标准平衡常数是量纲为1的量。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)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——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p键的识别共价单键为σ键；共价双键（及三键）中：有一个σ键，其余为p键。σ键，重叠程度大，较稳定；π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数乘积为Kw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溶液一元弱碱完全一样，只是把H+换成OH-,换成2.多元弱酸（碱）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NaHCO3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：弱电解质的共轭酸碱对原理：同时存在抗酸组分和抗碱组分由Camol/LHB和Cbmol/LB-构成的缓冲溶液由Cbmol/L弱碱和Camol/L共轭酸构成的缓冲溶液影响缓冲溶液缓冲能力的因素：共轭酸碱对的总浓度、共轭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: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比接近于1，所以要选择pKaθ接近pH值的缓冲溶液（p167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(＜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点变色范围：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弱酸的滴定：化学计量时产物为该弱酸的共轭碱，,则pH>7.00弱碱的滴定：化学计量时产物为该弱碱的共轭酸，,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±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：()对多元弱酸滴定：(1)判断能否准确滴定，根据：；(2)判断能否准确分步滴定，根据：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，即可以分别滴定例：滴定下列多元弱酸或弱碱溶液时，有几个滴定突跃1.0.1mol/LH2C2O41个化学计量点时生成Na2C2O42.0.1mol/LNa2CO31个化学计量点时生成Na2SO4和H3BO33.0.1mol/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（Na2B4O7·10H2O）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量)混合碱的组成：纯Na2CO3、Na2CO3+NaOH、Na2CO3+NaHCO3(1)酚酞变色(pH=9.1)时发生的反应：(2)甲基橙变色时(pH=3.8)发生的反应：NaHCO3+HCl→NaCl+H2CO3,用去HCl的体积为V2V1=V2组成为Na2CO3；V1>V2组成为NaOH+Na2CO3；V1<V2组成为Na2CO3+NaHCO3（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溶度积和溶解度的相互换算（纯水中）初：00平衡：nSmS对同类型的难溶电解质，可用溶度积KSP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，沉淀析出;Qi＝KSP时，溶液为饱和溶液，处于平衡状态。Qi＜KSP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—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＝－nFε标准状态下：能斯特(Nernst)方程应用Nernst方程的注意事项（p228例8-10，p25716题）(1)电对中的固体、纯液体用1表示，溶液浓度为相对浓度，气体为相对分压,p/pq(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中。判断氧化还原反应进行的方向△rGm＜０,电动势ε＞０，E＋＞E－反应正向进行△rGm=０,电动势ε=０，E＋=E－反应处于平衡△rGm>０,电动势ε<０，E＋<E－反应逆向进行氧化还原反应的平衡常数的计算n反应中转移的电子数氧化还原滴定法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素：氧化还原滴定中影响电势突跃的主