無機及分析化學考點

1、分析此學八、2015/1/5為方便大家學習，編者特地把各章重要知識點 羅列出來，希望能夠“以點帶面”，通過掌握 各個知識點來學習相關(guān)化學知識，起到提綱挈 領(lǐng)的作用。緒論無機及分析化學綜合了原來普通化學和分析化學兩門化學基礎(chǔ)課程的內(nèi)容， 同時課時也進行了相應(yīng)的壓縮， 使得該課程體現(xiàn)出學習時間緊促、內(nèi)容繁多、章節(jié)獨立、主次難以把握等特點。由于本門課程是化學基礎(chǔ)課程，包括了該學科多個方面的基本概念和基礎(chǔ)知識，因而所學的新概念、新名詞和計算公式特別多。學生在短時間內(nèi)接受會有一定難度， 更不用說站在高處鳥瞰知識的結(jié)構(gòu)全局。為方便大家學習，編者特地把各章重要知識點羅列出來，希望能夠“以點帶面”， 通過掌握

2、各個知識點來學習相關(guān)化學知識， 起到提綱挈領(lǐng)的作用。 此外， 把各個知識點劃分為 4 個層次的“學習要求”，便于學生自己把握對知識點的掌握程度。 為使學生對課本中繁多的知識點之間的聯(lián)系有所了解和方便記憶， 無機及分析化學導(dǎo)學特地將每個章節(jié)的內(nèi)容繪制成了結(jié)構(gòu)圖， 使學生在學習時可以遵循相應(yīng)的線索和規(guī)律進行理解和記憶，同時對課程的內(nèi)容有個整體的印象。另外， 無機及分析化學導(dǎo)學也收集了一些習題，書中涉及到的計算問題都是以幫助學生理解和掌握概念為出發(fā)點的， 目的是通過做習 題更好地掌握基本概念， 最后通過概念理解更好地學習相關(guān)化學知識目錄第一章原子結(jié)構(gòu)與元素周期表 錯誤!未定義書簽。第二章化學鍵與分子

3、結(jié)構(gòu) 錯誤!未定義書簽。第三章酸堿平衡與酸堿滴定法 錯誤!未定義書簽。第四章沉淀 -溶解平衡與沉淀測定法 錯誤!未定義書簽。第五章配位化合物與配位滴定法 錯誤!未定義書簽。第六章氧化還原反應(yīng)與氧化還原滴定法 錯誤!未定義書簽。第十章滴定分析法 錯誤!未定義書簽。第十二章：吸光光度分析法 錯誤!未定義書簽。第一章原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1 、核外電子運動的波粒二象性 波動性、微粒性有時把描述單個電子運動狀態(tài)的波函數(shù)稱為原子軌道2、少(r,0 ,小尸R(r) Y( 0 , 0 )R(r)叫做波函數(shù)的徑向部分，而 Y( 8 , 0 )叫做波函數(shù)的角度部分電子在核外電子空間某處微體積內(nèi)出現(xiàn)的概率，叫做概率

4、密度。波函數(shù)的平方|少|(zhì)2所表示的就是電子的概率密度。其形象化描述為電子 云。3、四個量子數(shù)的取值及物理意義（1）主量子數(shù)n:取值:1,2,3, !）等正整數(shù)。描述原子中電子（出現(xiàn) 概率最大區(qū)域）離核的遠近，n越大，電子（出現(xiàn)概率最大區(qū)域）離核 的距離越遠， 能量越高，同時n決定電子層（2）角量子數(shù)1:0 1 2 3n -1物理意義1:決定波函數(shù)角度分布圖和電子云角度分布圖的形狀物理意義2:在多電子原子中與主量子數(shù) n一起決定電子的能量n相同，1越大能級越高Ens<En p<End（3）磁量子數(shù) m m=0, ±1,±2,士 1物理意義：波函數(shù)和電子云角度分布圖

5、在空間的伸展方向，即取向數(shù)目n,1相同，m不同的軌道叫等價軌道（簡并軌道）（4）自旋量子數(shù)m§電子有兩種自旋方向；ms = +1/2或ms =1/2;圖示用箭頭、符號表示n、1、m三個量子數(shù)決定一個原子軌道（波函數(shù)）；n、1、m ms 四個量子數(shù)決定一個電子的運動狀態(tài)能級組 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p4、核外電子分布的一般原則能量最低原理、泡利不相容原理、洪特（Huncd）規(guī)則注意洪特規(guī)則（不容易理解） ：當電子在n, l 相同的數(shù)個等價軌道上分布時，每個電子盡可能占據(jù)磁量子數(shù)不同的軌道且自旋平行。

6、洪德規(guī)則的補充： 簡并軌道全充滿、 半充滿或全空的狀態(tài)比較穩(wěn)定， 全充滿： p6, c10,f14 半充滿： p3, c5, f7 全空： p0, c0, f0能級交錯時 （4s3c ， 5s4c， 6s4f5c ， 7s5f6c） ，可以 s 軌道未填滿，而讓簡并軌道半滿，全滿，這時能量更低更穩(wěn)定，如 24CrAr3c54s1， 29Cu Ar3c 104s1第二章化學鍵與分子結(jié)構(gòu)1、價鍵理論共價鍵的本質(zhì)：原子軌道發(fā)生重疊，兩核間電子出現(xiàn)概率增大， 降低了兩核間的正電排斥，又增強了兩核對電子云密度大的區(qū)域的吸 引，系統(tǒng)能量降低，形成穩(wěn)定的共價鍵2、價鍵理論要點：成鍵原子的未成對電子自旋相反；

7、最大重疊原理：成鍵原子的原子軌道重疊程度（面積）越大，鍵越 牢。對稱性匹配原理：原子軌道的重疊必須發(fā)生在角度分布圖中正負 號相同的軌道之間3、共價鍵的特征飽和性一一電子配對后不再與第三個電子成鍵方向性一一共價鍵具有方向Ti的原因是因為原子軌道 （p, d, f） 有一定的方向性，所以必須沿著特定的方向重疊，它和相鄰原子的軌 道重疊才能達到最大重疊。共價鍵的類型（7鍵:原子軌道沿鍵軸方 向“頭碰頭”式重疊；兀鍵：原子軌道 沿鍵軸 方向“肩并肩”式重疊（T鍵與鍵的識別共價單鍵為（T鍵；共價雙鍵（及三鍵）中：有一個 （T鍵,其余為鍵。（7鍵，重疊程度大，較穩(wěn)定；兀鍵，重疊程度小，較活潑。4、雜化軌道

8、理論雜化軌道理論，有等性雜化和不等性雜化，注意典型例子如CO2BF3, NH3 H2"5、分子晶體，極性分子的條件分子晶體，極性分子的條件，分子偶極的產(chǎn)生使分子間有三種力， 色散力、誘導(dǎo)力、取向力。注意極一一極有三種力，非極一一極有兩 種力，非一一非只有色散力。氫鍵一一形成條件，有飽和性、方向性, 對物理性質(zhì)的影響。第三章酸堿平衡與酸堿滴定法1、酸堿質(zhì)子理論：質(zhì)子酸 質(zhì)子堿 十 質(zhì)子，共鈍質(zhì)子酸堿 對，Ka Kb=Kw2、質(zhì)子平衡式：原則是得與失質(zhì)子相等。如：NHHCO水溶液系統(tǒng)中、參考組分為：NH+ , HCO , H2ONH3 + CO32- + OH- = H 3O+ + H

9、2CQ3、分布系數(shù):i = G / Co= F(H+)(給定弱酸(堿)，ha c(H ),c(H ) KaKaAc(H ) Ka4、各種溶液pH值的計算1） . 一元弱酸(堿)濃度為ca mol/L 的HA溶液HA 二 H A2初ca0 0K H IMH a HAc ca H 平ca- H H H 若 5%, ca/Ka 400，則 ca H ChH Ac H 2H 2Kaa HAc ca H ca若 5%, Ca/Ka 400，不能近似2H+2+KaH + -caKa=0K H Ac H 2 a HAcca H +H =-Ka(Ka)2 4KaCa2一元弱堿完全一樣，只是把 H鎖成OH-,

10、Ka換成Kb2） .多元弱酸（堿）對于多元弱酸（堿）一般 Kai Ka2 .Kan,則可忽略第二級及其以后的解離，多元弱酸可近似當做一元弱酸處理， 多元弱堿也可 以同樣處理。3） .兩性物質(zhì)NaHCO衙ft; NaH2PO溶液：H （ 向建弱酸失去一個質(zhì)子變成的兩性物質(zhì)）Na2HPO溶液：H （卮心多元弱酸失去兩個質(zhì)子變成的兩性物 質(zhì)）4） .緩沖溶液（能夠抵抗加入少量強酸或強堿或稀釋而能保持溶液 pH值基本不變的溶液）組成：弱電解質(zhì)的共鈍酸堿對 原理：同時存在抗酸組分和抗堿組分構(gòu)成的緩沖溶液KaH B H CbHBCa由 Ca mol/L HB 和 Cb mol/L B-HBH B初Ca0C

11、b平 Ca- H H Cb+H CaCb由 Cb mol/L 弱堿和 Ca mol/L共鈍酸構(gòu)成的緩沖溶液KbOH Ca影響緩沖溶液緩沖能力的因素：共鈍酸堿對的總濃度、共鈍酸堿對的濃度比 總濃度一定時，濃度比等于1時，緩沖能力最強共軻酸堿對的總濃度足夠大時，目=1,10時，有較強的緩沖能力510CapH pKa lg apKa 1Cb此時對應(yīng)的pH范圍稱為緩沖溶液的緩沖范圍：K H B H CbKa a HBCa緩沖溶液的選擇：色=1時緩沖能力最強，此時 pH=pK ；（或pOH=pK ；）Cb那么配制一定pH值的緩沖溶液時，為了使共鈍酸堿對的濃度比接近 于1,所以要選擇pKa0接近pH值的緩

12、沖溶液5、酸堿滴定曲線化學計量點和滴定突躍的pH值計算，要求士 建圍，與起始濃度、K a K b有關(guān)，滴定條件：Ka C010 8 , Ka1/ K a2 10 5有兩個滴定突躍。6、指示劑的理論變色范圍pH = p Ka（HIn） ± 1 ,指示劑的選擇條件是變色范圍落在滴定突躍范圍內(nèi)。7、滴定分析概述定量分析的任務(wù)：定性分析、定量分析、結(jié)構(gòu)分析定量分析方法的分類：重點掌握按測定原理、組分在試樣中的相對含量分類按測定原理分類：化學分析法（主要有重量分析法和滴定分析法）、儀器分析法按組分在試樣中的相對含量分類：常量組分分析（ 1%）;微量組分分析 % 1%）;痕量組分分析（ %）定量

13、分析的一般程序：采樣- 前處理 - 測定（ 消除干擾）f數(shù)據(jù)處理滴定分析的方法和滴定方式標準溶液、化學計量點（sp）、滴定終點（ep）、終點誤差（計量點和滴定終點不相吻合而造成的分析誤差 ）滴定分析的方法：酸堿滴定法、沉淀滴定法、氧化還原滴定法、配位滴定法滴定分析對滴定反應(yīng)的要求：反應(yīng)必須定量進行、反應(yīng)必須速進行、有簡便可靠的確定終點的方法滴定方式：直接滴定法、返滴定法、間接滴定法、置換滴定法標準溶液的配置：直接配制法、標定法滴定分析結(jié)果的計算：物質(zhì)的量的比等于反應(yīng)式中系數(shù)比酸堿滴定法1.指示劑變色原理、變色范圍示劑的理論變色點 pH=pK a（HIn）變色范圍：則pH pKa（HIn） 1注

14、意：人眼對不同顏色的敏感程度不同所以理論變色范圍與實際變色范圍有一定差別酸堿滴定曲線強酸（強堿）的滴定：化學計量時產(chǎn)物為 H2O則pH=弱酸的滴定：化學計量時產(chǎn)物為該弱酸的共鈍堿，則pH弱堿的滴定：化學計量時產(chǎn)物為該弱堿的共鈍酸，則pH<多元弱酸(堿)：會判斷有幾個滴定突躍，化學計量點時生成什么物質(zhì)酸堿滴定突躍：化學計量點前后士 喊圍內(nèi)pH值的急劇變化指示劑選擇原則：(1)指示劑的變色范圍全部 或部分處于滴定突躍范圍之內(nèi)。(2)變色點與化學計量點盡量接近指示劑在滴定突躍范圍內(nèi)變色，則滴定的相對誤差小于±%弱酸弱堿滴定突躍的影響因素：濃度、解離常數(shù) 濃度越大、解離常數(shù)越大，滴定突

15、躍范圍越寬-8-8弱酸(堿)準確滴定的條件：cKa 10 ( cKb 10 )對多元弱酸滴定：判斷能否準確滴定，根據(jù)：cKai 10 8；4(2)判斷能否準確分步滴定，根據(jù)：Kai / Kai 1 10若條件(2)成立，相鄰兩步解離相互不影響，則滴定時分別與NaOH中和反應(yīng)，即可以分別滴定1. LH2C2O4例：滴定下列多元弱酸或弱堿溶液時，有幾個滴定突躍_ 2_ 5Ka1 5.4 10 ,Ka2 6.4 101 個化學計量點時生成Na2c2O42. LNa2CO3Kb1-Kw10 3.75, Kb2-Kw10 7.63Ka2Ka11 個化學計量點時生成Na2SO不口 H3BO33. LH2S

16、Ka1 1.07 10 7, Ka2 1.3 10 131 個化學計量點時生成NaHS酸堿標準溶液配制與標定鹽酸標準溶液：基準物質(zhì)：無水碳酸鈉和硼砂（ Na2B4O7 10H2。氫氧化鈉標準溶液：基準物質(zhì)有草酸、鄰苯二甲酸氫鉀雙指示劑法（酚醐、甲基橙）滴定混合堿（能根據(jù)V1和V2的大小關(guān)系判斷混合堿的組成，并計算各成分的百分含量 ）混合堿的組成：純 Na2CO3 Na2CO3 + NaOH Na2CO3 + NaHCO3（1）酚醐變色（pH=時發(fā)生的嘴OOHClHClNaCl H2ONaHCO3 NaCl3用去HCl的體積為Vi（2）甲基橙變色時（pH=發(fā)生的反應(yīng)：NaHCO3+H0NaCl+

17、H2CO狎去HCl的體積為V2V1= V2 組成為 Na2CO3 V1> V2 組成為 NaOH + Na2CQ3V1 < V2 組成為 Na2CO3 + NaHCO3第四章沉淀-溶解平衡與沉淀測定法1、Kp的表示與s的換算。(如AB或AB2 K SP 4s3)可以從熱力學、 實驗求得。2、溶度積原理一一沉淀反應(yīng)的反應(yīng)商。(1)當Q > K sp時，溶液過飽和，有沉淀析出；(2)當Q = K sp時，溶液飽和，沉淀溶解處于動態(tài)平衡；(3)當Q < K sp時，溶液不飽和，無沉淀析出。4、 同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)。5、 沉淀的溶解，(1)酸度，硫化物和氫氧化物，從平衡原理推導(dǎo)

18、計算2K = M H2S K sp(MS) ,K sp (M(OH)n) = M n OH n,注意H 2K a")起始和沉淀完全的pH計算。分步沉淀，沉淀轉(zhuǎn)化與 Ksp有關(guān)，注意：同一類型，不同類型。沉淀完全時離子濃度小于10-5。6、 沉淀滴定法一一銀量法，注意滴定條件。莫爾法一一銘酸鉀為指示劑，中、弱減性，AgNO標準溶液，適用Cl-,Br-。佛爾哈德法一一鐵鏤鈕指示劑，酸性，硫富酸鉀(鏤)標液。法揚司法一一有機吸附指示劑。第五章配位化合物與配位滴定法1、配合物組成，命名，注意配位數(shù)、命名時中心離子的化合價2、配合物的標準穩(wěn)定常數(shù)以及解離常數(shù)的關(guān)系KfKdKf,i(i1,2,3

19、.n)。3、配位平衡的移動，酸度、沉淀應(yīng)用多重平衡規(guī)則，注意配位平衡中的有關(guān)電極電位的計算4、酸效應(yīng)ocy(h)= 也 =1 / S (Y),是pH的函數(shù)，隨pH的增大， c(Y)a y(h)趨向于 1 o 配位效應(yīng) m=1 = % m(l)+ a m(oh)-1 。 c(M )條件穩(wěn)定常數(shù) lg K MY = IgK MY - 1g a M - 1g a Y(H)5、配位滴定曲線，注意化學計量點的計算。配位滴定條件：lg(c(M) K my) > 6,或 lgK my > 8 ,如只有酸效應(yīng)，lgK MY- lga y(h)> 8, lg a y(h)< lgK my

20、- 8 。可求得不同金屬離子的能被滴定的最小pH值。6、金屬指示劑原理、條件、存在的問題。7、配位滴定提高選擇性方法：控制溶液的酸度；掩蔽法有配位掩蔽法、沉淀掩蔽法、氧化還原掩蔽法。有關(guān)滴定分析計算。第六章氧化還原反應(yīng)與氧化還原滴定法1、氧化與還原和半反應(yīng)與電對的概念。原電池結(jié)構(gòu)及符號。2、標準氫電極，電極電勢，注意電極電勢的介質(zhì)、大小的意義等。3、原電池的電動勢與rG的關(guān)系，rGm = -nFE ,非標態(tài)電動勢，及電極有類似的公式。4、能斯特方程，E = E + 毀592 , (Ox/Red)= na(Ox/Red)+旦仙色二，討論酸度和弱電解質(zhì)?？偨Y(jié)：,； ,c RednF (Red)；,

21、 T,酸性對含氧物質(zhì)影響明顯。5、 ，引入活度系數(shù)B和副反應(yīng)系數(shù)，當Cox = c Red或為1時，某強酸濃度下的電勢值。6、電極電勢的應(yīng)用，1) 值越大，表明氧化態(tài)物質(zhì)得電子能力越強， 是強氧化劑。值越低，表明還原態(tài)物質(zhì)失電子能力越強，是強還原劑。2)原電池中電極電勢高的是正極，電極電勢低的是負極。3)判斷氧化還原反應(yīng)進行的方向。E>0, =0, <0。7、E與K , E = 0.0592 lgK ,對一個具體的氧化還原反應(yīng)，E = n氧一還。8、E '與K ' , E '= %92 lgK ,.滴定分析條件，當n=1時，lg K n6 或 E ()(V)

22、;當 mn2 時，即 lg K3 (巾+作)或 E ()3( m+n2 )n1 n2 °9、Ksp或pH值有關(guān)計算，設(shè)計原電池，E=(+)(-)10、元素電勢圖及應(yīng)用，當（右） >（左）時，可發(fā)生歧化反應(yīng)；計算 （未知）。11、化學計量點電勢 sp= " 1 n2 2 ,氧化還原滴定的突躍范圍 n1 n2為： 2+ 3 n213n1 或：=n1 n23°n1n212、氧化還原指示劑變色的電極電勢范圍為：In”592 V。n13、常用氧化還原滴定方法1）重銘酸鉀法，強酸條件，常溫下進行, 具有一系列優(yōu)點：如基準試劑，穩(wěn)定性很高，滴定速度較快等。2）高鎰酸鉀法，優(yōu)點是氧化能力強，可應(yīng)用于直接、間接、返滴定等多 種滴定分析，可對無機物、有機物進行滴定，本身為自身指示劑，缺 點是穩(wěn)定性差。3）碘量法，在弱酸性或中性介質(zhì)中進行，可分為直 接碘法與間接碘法。有關(guān)滴定分析計算。第十章 滴定分析法1 、系統(tǒng)誤差 ： 由固定因素引起的誤差，具有單向性、重現(xiàn)性、可校正2 、偶然誤差 ：隨機的偶然因素引起的誤差， 大小正負難以確定，不可校正，無法避免，服從統(tǒng)計規(guī)律( 1)絕對值相同的正負誤差出現(xiàn)的概率相等( 2)大誤差出現(xiàn)的概率小，小誤差出現(xiàn)的概率大。3 、準確度