無機及分析化學(xué)復(fù)習(xí)知識點大一要點

1、無機化學(xué)及分析化學(xué)總結(jié)第一章 緒論l 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l 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。l 準(zhǔn)確度: 在一定測量精度的條件下分析結(jié)果與真值的接近程度，用誤差衡量l 精密度(precision):多次重復(fù)測定某一量時所得測量 值的離散程度。用偏差衡量l 準(zhǔn)確度與精密度的關(guān)系：精密度好是準(zhǔn)確度好的前提；精密度好不一定準(zhǔn)確度高l 測定結(jié)果的數(shù)據(jù)處理(1)對于偏差較大的可疑數(shù)據(jù)按Q檢驗法進行檢驗，決定其取舍；(2) 計

2、算出數(shù)據(jù)的平均值、平均偏差與標(biāo)準(zhǔn)偏差等；復(fù)習(xí)p12例題l 有效數(shù)字及其計算規(guī)則有效數(shù)字:實際能測得的數(shù)據(jù)，其最后一位是可疑的。對于可疑數(shù)字一般認(rèn)為有±1的誤差例： 滴定管讀數(shù) 21.09 mL 分析天平讀數(shù) 0.2080 g 最后一位為可疑值注意: (1) “0”的作用：有效數(shù)字（在數(shù)字的中間或后面）定位作用（在數(shù)字的前面）(2)對數(shù)值(pH、pOH、pM、pK等)有效數(shù)字的位數(shù)取決于小數(shù)部分的位數(shù)。計算規(guī)則：(1) 加減法:計算結(jié)果小數(shù)點后的位數(shù)與小數(shù)點后位數(shù)最少的數(shù)據(jù)一樣。(2)乘除法（乘方、開方、對數(shù)）計算結(jié)果的有效位數(shù)與有效位數(shù)最少的數(shù)據(jù)一樣。第三章 化學(xué)熱力學(xué)初步基本概念：

3、化學(xué)反應(yīng)進度、體系與環(huán)境、狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)(狀態(tài)函數(shù)的特征)、熱與功(熱與功的符號、體積功的計算)、內(nèi)能和熱力學(xué)第一定律(熱力學(xué)定律第一定律數(shù)學(xué)表達式U = Q + W)DrHqm的計算rHm：摩爾反應(yīng)焓變，對于給定的化學(xué)反應(yīng),反應(yīng)進度為1mol時的反應(yīng)熱DrHqm：化學(xué)反應(yīng)中，任何物質(zhì)均處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，該反應(yīng)的摩爾反應(yīng)焓變DfHqm：在溫度及標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，由參考狀態(tài)單質(zhì)生成1mol物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓變即為物質(zhì)在溫度下的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓。參考狀態(tài)單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓為零。1.利用DfHqm計算DrHqm， DrHqmDrHqm (298.15K)；2.蓋斯定律：在恒容或恒壓同時只做體積功的情況下，任一化

4、學(xué)反應(yīng)，不論是一步完成的，還是分幾步完成的，其化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)總是相同的，即化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)只與始、終狀態(tài)有關(guān)而與具體途徑無關(guān)。根據(jù)蓋斯定律若化學(xué)反應(yīng)可以加和，則其反應(yīng)熱也可以加和。反應(yīng)的方向熱力學(xué)中，有兩條重要的自然規(guī)律控制著所有物質(zhì)系統(tǒng)的變化方向(1)從過程的能量變化來看，物質(zhì)系統(tǒng)傾向于取得最低能量狀態(tài)；(2)從系統(tǒng)中質(zhì)點分布和運動狀態(tài)來分析，物質(zhì)系統(tǒng)傾向于取得最大混亂度。熱力學(xué)中，體系的混亂度用熵來量度的。符號:S對于物理或化學(xué)變化而論，幾乎沒有例外:一個導(dǎo)致氣體分子數(shù)增加的過程或反應(yīng)總伴隨著熵值增大，即： DS > 0；如果氣體分子數(shù)減少，DS < 0。標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)熵變的計算

5、：,DrSqmDrSqm (298.15K)l 用熵變判斷反應(yīng)自發(fā)性的標(biāo)準(zhǔn)是,對于孤立系統(tǒng):S(孤) >0 自發(fā)過程；S(孤) =0 平衡狀態(tài)；S(孤)<0 非自發(fā)過程l 判斷反應(yīng)方向的判據(jù)是G(適用條件：恒溫恒壓只做體積功)：G < 0 自發(fā)過程；G > 0 非自發(fā)過程；G = 0 平衡狀態(tài)l H、S對反應(yīng)自發(fā)性的影響（G =H- TS）H<0, S>0,則G<0,任意溫度下均自發(fā)H>0, S<0,則G>0,任意溫度下均非自發(fā)H>0, S>0,則高溫下G<0, 低溫下G>0，即高溫自發(fā)，低溫非自發(fā)H<0

6、, S>0,則高溫下G>0, 低溫下G<0，即高溫自發(fā)，低溫非自發(fā)rGqm的計算(1)利用標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)計算(只有298.15K時的fGqm,B 數(shù)據(jù)，該方法只能計算298.15K時的rGqm)(2)任意溫度下的rGqm可按吉布斯亥姆霍茲公式近似計算rGqm(T)rHqm (298.15K)-TrSqm(298.15K) (rHqmKJ·mol-1, rSqmJ·mol-1·K-1注意單位換算)l 反應(yīng)自發(fā)進行的溫度范圍的計算rGqm(T)rHqm (298.15K)-TrSqm(298.15K) rHqm (298.15K)-TrSqm

7、(298.15K)<0 (反應(yīng)自發(fā))rHqm (298.15K)和rHqm (298.15K)可以通過熱力學(xué)數(shù)據(jù)算出，從而可求出自發(fā)進行的溫度范圍。（p58例3-7）第四章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡化學(xué)反應(yīng)速率l 化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法（濃度隨時間的變化）瞬時速率、平均速率l 化學(xué)反應(yīng)速率理論（碰撞理論、過渡狀態(tài)理論）活化分子、活化能（能用化學(xué)反應(yīng)速率理論解釋濃度、溫度、催化劑對反應(yīng)速率的影響）l 質(zhì)量作用定律（只適用于基元反應(yīng)）、速率方程、反應(yīng)級數(shù)l 影響反應(yīng)速率的因素（1）內(nèi)因：反應(yīng)的活化能大??；（2）外因：濃度、溫度、催化劑（不要求計算）l 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) K(1) K表達式的書寫溶液

8、用相對平衡濃度表示，即平衡濃度除以c (1 mol×L-1)氣體用相對平衡分壓表示，即平衡分壓除以p (100 kPa),標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)是量綱為1的量。復(fù)相反應(yīng)中，固體、純液體和溶劑不寫入式中，即用“1”表示（2）K的求算：a通過表達式求得；b由求得(1) 此式把動力學(xué)與熱力學(xué)聯(lián)系起來，只要知道了某溫度下反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變 ，就可以求出反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K。(2) 值愈?。ㄔ截摚?，則K值愈大，反應(yīng)達到平衡時進行得愈完全。非標(biāo)態(tài)下化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)為：當(dāng) Q<K rGm <0 反應(yīng)正向自發(fā)；當(dāng) Q=K rGm=0 處于平衡狀態(tài)；當(dāng) Q>K rGm >0 反

9、應(yīng)正向非自發(fā)多重平衡規(guī)則若干反應(yīng)方程式相加（減）所得到的反應(yīng)的平衡常數(shù)為這些反應(yīng)的平衡常數(shù)之積（商）。反應(yīng)1=反應(yīng)2+反應(yīng)3 ；反應(yīng)1=反應(yīng)2-反應(yīng)3 反應(yīng)1=m×反應(yīng)2 化學(xué)平衡的移動(呂.查德里原理)1.濃度(分壓) 、總壓力對化學(xué)平衡的影響（此時溫度不變，因而K為定值）2.溫度對化學(xué)平衡的影響(影響K)升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動，降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動，有關(guān)化學(xué)平衡的計算1.寫出反應(yīng)方程式；2.找出各物質(zhì)的初始濃度(分壓)；3.設(shè)定未知數(shù)表示出各物質(zhì)的平衡濃度(分壓)4.表示出平衡常數(shù)(標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)或?qū)嶒炂胶獬?shù)) 得到方程5.求解方程解出未知數(shù)（p87例4-1

10、0）第五章 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,n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)l：0 1 2 3 n-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，l越大能級越高 Ens<Enp<End（3）磁量子數(shù) m m=0,±1,±2,± l物理意義：波函數(shù)和電子云角度分布圖在空間的伸展方向，即取向數(shù)目 n,l相同，m不同的軌道叫等價軌道(簡并

11、軌道)（4）自旋量子數(shù)ms，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 l n、l、m三個量子數(shù)決定一個原子軌道(波函數(shù))；n、l、m、 ms四個量子數(shù)決定一個電子的運動狀態(tài)l 能級組 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p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（Hund）規(guī)則注意洪特規(guī)則（不容易理解）：當(dāng)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。洪德規(guī)則的補充：簡并軌道全充滿、半充滿或全空的

12、狀態(tài)比較穩(wěn)定，全充滿： p6, d10,f14 半充滿： p3, d5, f7 全空： p0, d0, f0能級交錯時(4s3d，5s4d， 6s4f5d，7s5f6d)，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24Cr ，29Cu 電子層結(jié)構(gòu)與元素周期律（通過電子排布式能知道元素在周期表中的位置，反之亦然）1.能級組與元素周期(行)(1)各周期元素數(shù)目=對應(yīng)能級組中原子軌道的電子最大容量(2)原子的電子層數(shù)=原子所在的周期數(shù)(鈀Pd除外)2.價電子構(gòu)型與元素周期表中族的劃分(列)價電子：原子發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時參與形成化學(xué)鍵的電子價電子構(gòu)型：價電子層的電子排布主族元素(A)

13、: 最后一個電子填入ns或np軌道的元素主族元素的價電子：最外層電子 (nsnp) IAVIIIA(VIIIA也稱零族) 副族元素(B): 最后一個電子填入(n-1)d或(n-2)f 軌道的元素副族元素的價電子：最外層s電子,及(n-1)d電子(甚至(n-2)f電子)IIIB VIIIB, B ,IIB ，其中VIIIB元素有3列 族號數(shù)價電子總數(shù)(VIIIA為8或2,B,B d10不計入, 810） 3. 價電子構(gòu)型與元素的分區(qū)s 區(qū) ：最后一個電子填入s軌道的元素p 區(qū)：最后一個電子填入p軌道的元素d 區(qū)：最后一個電子填入d軌道且d軌道未滿的元素ds 區(qū)：最后一個電子填入d軌道且d軌道填滿

14、的元素f 區(qū)：最后一個電子填入f軌道的元素l 元素基本性質(zhì)的周期性 掌握主族元素原子半徑、電離勢、電負性的遞變規(guī)律l 離子鍵離子鍵當(dāng)活潑金屬原子和活潑非金屬元素原子互相接近時，前者失去電子形成正離子，后者得到電子形成負離子。正、負離子通過靜電相互作用結(jié)合成離子型化合物離子鍵的本質(zhì)是靜電作用力 生成離子鍵的條件: 原子間電負性相差足夠大，一般要大于1.8左右離子鍵的特征：沒有方向性、沒有飽和性離子化合物的熔點和沸點：離子的電荷越高、半徑越小，靜電作用力就越強，熔點和沸點就越高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

15、吸引，系統(tǒng)能量降低， 形成穩(wěn)定的共價鍵價鍵理論要點： 成鍵原子的未成對電子自旋相反； 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l 共價鍵的特征飽和性電子配對后不再與第三個電子成鍵方向性共價鍵具有方向性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。 l 共價鍵的類型鍵:原子軌道沿鍵軸方 向“頭碰頭”式重疊; 鍵:原子軌道沿鍵軸 方向“肩并肩”式重疊l 鍵與p鍵的識別 共價單鍵為鍵； 共價雙鍵（及三鍵）中：有一個鍵，其余為p鍵。

16、鍵，重疊程度大，較穩(wěn)定；鍵，重疊程度小，較活潑。第六章 酸堿平衡與酸堿滴定法酸堿質(zhì)子理論質(zhì)子酸、質(zhì)子堿、兩性物質(zhì)；共軛酸堿對酸堿反應(yīng)的實質(zhì)：兩對共軛酸堿對間的質(zhì)子的傳遞。共軛酸堿對解離平衡常數(shù)的關(guān)系：共軛酸堿對的解離平衡常數(shù)乘積為Kqw l 同離子效應(yīng)、鹽效應(yīng)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 一元弱堿完全一樣，只是把H+換成OH-, 換成2.多元弱酸（堿）對于多元弱酸（堿）一般 ，則可忽略第二級及其以后的解離，多元弱酸可近似當(dāng)做一元弱酸處理，多元弱堿也可以同樣處理。3.兩性物質(zhì)NaHCO3溶液；NaH2PO4溶液： Na2HPO4溶液： (多元弱酸失去

17、一個質(zhì)子變成的兩性物質(zhì)） (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)的共軛酸堿對原理：同時存在抗酸組分和抗堿組分由Ca mol/L HB 和Cb mol/L B- 構(gòu)成的緩沖溶液 由Cb mol/L 弱堿和Ca mol/L 共軛酸 構(gòu)成的緩沖溶液影響緩沖溶液緩沖能力的因素：共軛酸堿對的總濃度、共軛酸堿對的濃度比總濃度一定時，濃度比等于1時，緩沖能力最強此時對應(yīng)的pH范圍稱為緩沖溶液的緩沖范圍：緩沖溶液的選擇:那么配制一定pH值的緩沖溶液時，為了使共軛酸堿對的濃度比接近于1，所以要選擇pKa接近pH值的

18、緩沖溶液（p167 例子6-17,6-18）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(xué)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(0.01%1%)；痕量組分分析(0.01%) l 定量分析的一般程序：采樣 前處理 測定 ( 消除干擾 ) 數(shù)據(jù)處理l 滴定分析的方法和滴定方式標(biāo)準(zhǔn)溶液、化學(xué)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

19、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(biāo)準(zhǔn)溶液的配置：直接配制法、標(biāo)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l 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變色范圍：注意：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l 酸堿滴定曲線強酸（強堿）的滴定：化學(xué)計量時產(chǎn)物為H2O,則pH=7.00弱酸的滴定：化學(xué)計量時產(chǎn)物為該弱酸的共軛堿，,則pH>7.00弱堿的滴定：化學(xué)計量時產(chǎn)物為該弱堿的共軛酸，,則pH<7.00多元弱

20、酸(堿)：會判斷有幾個滴定突躍，化學(xué)計量點時生成什么物質(zhì)酸堿滴定突躍：化學(xué)計量點前后±0.1%范圍內(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(xué)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±0.1%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，滴定突躍范圍越寬弱酸(堿)準(zhǔn)確滴定的條件：( )對多元弱酸滴定：(1)判斷能否準(zhǔn)確滴定，根據(jù)：； (2)判斷能否準(zhǔn)確分步滴定，根據(jù)：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 例：滴定下

21、列多元弱酸或弱堿溶液時，有幾個滴定突躍1. 0.1mol/LH2C2O4 1個 化學(xué)計量點時生成Na2C2O42. 0.1mol/LNa2CO3 1個 化學(xué)計量點時生成Na2SO4和H3BO33. 0.1mol/LH2S 1個 化學(xué)計量點時生成NaHSl 酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液配制與標(biāo)定鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液：基準(zhǔn)物質(zhì)：無水碳酸鈉和硼砂（Na2B4O7·10H2O） 氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)溶液：基準(zhǔn)物質(zhì)有草酸、鄰苯二甲酸氫鉀l 雙指示劑法（酚酞、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 + NaH

22、CO3(1)酚酞變色(pH=9.1) 時發(fā)生的反應(yīng)： (2)甲基橙變色時(pH=3.8)發(fā)生的反應(yīng)：NaHCO3+HClNaCl+H2CO3,用去HCl的體積為 V2V1= V2 組成為Na2CO3；V1> V2 組成為NaOH + Na2CO3；V1 < V2組成為Na2CO3 + NaHCO3（p193，17, 20題）第七章 沉淀溶解平衡及在分析化學(xué)中的應(yīng)用l 溶度積常數(shù)KqSP l 溶度積和溶解度的相互換算（純水中）初： 0 0平衡： nS mS對同類型的難溶電解質(zhì)，可用溶度積KqSP的大小來比較溶解度S的大小。但不同類型的難溶電解質(zhì)則不宜直接用溶度積KqSP的大小來比較溶

23、解度S的大小。l 溶度積規(guī)則QiKqSP時，溶液為過飽和溶液，沉淀析出;QiKqSP時，溶液為飽和溶液，處于平衡狀態(tài) 。QiKqSP時，溶液為未飽和溶液 ，沉淀溶解 。 l 影響難溶電解質(zhì)溶解度的因素：本性、溫度、同離子效應(yīng)、鹽效應(yīng)（注意不在純水中，溶解度的計算p198例7-3，p200 例7-7）l 知道銀量法的對應(yīng)的名稱和使用的指示劑第八章 氧化還原平衡與氧化還原滴定法l 氧化數(shù)、氧化還原電對、電極 、原電池l 離子電子法（半反應(yīng)法）配平氧化還原反應(yīng)方程式l 電極電勢的絕對值無法測定解決方法就是使用參比電極標(biāo)準(zhǔn)氫電極規(guī)定:標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電極電勢為0Vl 標(biāo)準(zhǔn)電極電勢標(biāo)準(zhǔn)電極電勢：電極處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時的電勢 標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表示在電極反應(yīng)條件下，對某物質(zhì)氧化型得電子或還原型失電子能力的量度電極電勢數(shù)值越小還原型的還原能力(失電子傾向)越強電極電勢數(shù)值越大氧化型的氧化能力(得電子傾向)越