无机及分析化学复习要点Word格式.docx
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性质:
a.单值性:
系统的一个状态对应一组状态函数〔状态一定,状态函数一定〕。
b.状态函数的变化只与系统的初始状态和终了状态有关,即与过程有关而与途径无关。
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。
2、热化学,恒容反响热QV=∆U-W=∆U,恒压反响热:
Qp=H2-H1=∆H,⇒盖斯定律:
一化学反响不管是一步完成,还是分几步完成,该反响的热效应相同。
换句话说,也就是反响热效应只与起始状态和终了状态有关,而与变化途径无关。
ΔH表示一类化学反响的热效应。
这类化学反响必须满足以下条件:
该化学反响为封闭系统,其经过一个或一系列的变化,该变化过程中必须是非体积功为零,定容或定压。
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响热称为该物质的标准摩尔生成焓,∆rHm=
νB∆fHm(B)(K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响热,称为该物质的标准摩尔燃烧焓。
∆rHm=-
νB∆cHm(B)(K近似计算)。
CO2〔g〕的标准摩尔生成焓等于C〔石墨〕的标准摩尔燃烧焓。
5、熵〔S〕——混乱度的量度,热力学第三定律:
纯洁物质的完美晶体熵值为0即S*(0K)=0,标准摩尔熵Sm(B,T),
∆rSm=
νBSm(B)(K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=
νB∆fGm(B),是T的函数不在K时,∆rGm=∆rHm-T∆rSm,计算时注意S的单位。
根据∆rHm,∆rSm的正负、温度的影响可分四种情况。
7、平衡概念,Kp,Kc有单位,K〔除标准态〕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。
多重平衡规那么。
8、化学反响等温方程式,∆rGm=-RTlnK+RTlnQ⇒反响商判据。
9、化学平衡移动——吕·
查德里原理,注意温度的影响和有关计算。
∆rGm=-K∆rGm=∆rHm-T∆rSm
10、质量作用定律:
v=kcAxcBy,基元反响,非基元反响不同,k有单位与〔x+y〕级数有关。
11、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=A⋅e-
/RT,ln
=-
⇒Ea,A⇒T3、k3。
第四章:
物质结构简介
1、核外电子运动特性:
波粒二象性,量子化,统计性。
2、ψ函数与量子数的概念〔n、l、m、si〕取值和意义,主量子数n和轨道角动量量子数l决定核外电子的能量;
轨道角动量量子数l决定电子云的形状;
磁量子数m决定电子云的空间取向;
自旋角动量量子数si决定电子运动的自旋状态。
3、介绍了原子轨道的角度分布图,s、p、d的形状和空间取向,
2——电子云角度分布图。
电子云的径向分布图,电子云径向分布曲线上有n-l个峰值。
4、鲍林近似能级图,分7个能级组,能级交错。
5、核外电子排布原理,泡利(W.Pauli)不相容原理,能量最低原理,洪特规那么。
6、核外电子排布的表示,电子构型〔或电子结构式〕,轨道排布式,原子实表示式,外层电子构型。
能级交错,半充满和全充满〔24Cr,29Cu〕。
7、元素周期系,核外电子排布的周期性导致了区、族的划分。
8、原子性质周期性,从同一周期,同一族,和过渡区的有效核电荷的周期变化,导致了电离能、电子亲和能、电负性、原子半径〔注意镧系收缩现象〕的有规律变化。
〔注意N半充满〕
9、离子键,稀有气体结构形成正、负离子以静电引力为作用力,没有方向性和饱和性。
晶格能越大,离子晶体越稳定,与离子半径和电荷有关。
10、价键理论:
成单电子,自旋相反能配对成键,有方向性和饱和性。
11、分子轨道理论:
成键分子轨道和反键分子轨道,应用能级图、三个原那么对分子中的电子填充,注意O、F与N、C、B等元素的能级区别。
12、对称性与共价键,C2轴对称即σ对称性,C2轴反对称即π对称性。
σ键——“头碰头〞,π——“肩并肩〞,如两原子间有三键那么为一σ键,两π键。
13、杂化轨道理论,有等性杂化和不等性杂化,注意典型例子如CO2,BF3,NH3,H2O等。
14、分子晶体,极性分子的条件,分子偶极的产生使分子间有三种力,色散力、诱导力、取向力。
注意极——极有三种力,非极——极有两种力,非——非只有色散力。
氢键——形成条件,有饱和性、方向性,对物理性质的影响。
第六章:
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,准确度的上下用误差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,屡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。
精密度上下用偏差来衡量。
绝对偏差、相对偏差、平均偏差及相对平均偏差。
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、无法防止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:
(1)方法误差——采用标准方法,对照、回收实验。
(2)试剂误差——作空白实验。
(3)仪器误差——校正仪器、外检。
(4)操作误差——内检。
(5)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、可疑数据的取舍〔Q法〕:
步骤〔1〕将测定值由小到大排列,求极差R:
〔2〕求可疑数据与相邻数据之差:
〔3〕计算舍弃商Q计:
3、有效数字和运算规那么:
四舍六入五成双〔加减与小数点后有效位数相同,乘除与有效位数最少者相同〕。
4、滴定分析法的根本要求〔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。
第七章:
酸碱平衡与酸碱滴定法
1、酸碱质子理论:
质子酸
质子碱十质子,共轭质子酸碱对,
=
2、质子平衡式:
原那么是得与失质子相等。
如:
NH4HCO3
水溶液系统中、参考组分为:
NH4+,HCO3-,H2O
[NH3]+[CO32-]+[OH-]=[H3O+]+[H2CO3]
3、弱酸、弱碱的pH有关计算,注意条件:
·
≥10
,,且
/
≥100,三种情况。
稀释定律:
α与浓度的平方根成反比α=
。
4、多元弱酸〔碱〕溶液:
/
>
100时,近似一级处理。
重点讨论H2S,
5、两性物质:
c0
>10
,c0>10
,
⇒pH=1/2(pKa1θ+pKa2θ)。
6、同离子效应和缓冲溶液:
,选择pH接近的pKa或pKb,
7、分布系数:
δi=ci/c0=F(H+)(给定弱酸〔碱〕),
8、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,滴定条件:
Ka⋅c0≥10-8,Ka1/Ka2≥105有两个滴定突跃。
9、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,Na2C03,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);
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),Na2C03(2V2)
V1<
Na2C03(2V1),NaHCO3(V2-V1)
V1=V2:
那么碱液只含Na2C03
V1=0,V2>
0:
那么碱液只含NaHCO3
V2=0,V1>
那么碱液只含NaOH
1.当V1>V2时,混合碱组成为:
NaOH+Na2CO3,测定反响为:
NaOH+HCl NaCl+H2O
Na2CO3+HCl NaHCO3+NaCl
以上反响是以酚酞作指示剂,消耗HCl溶液V1(mL)。
NaHCO3+HCl NaCl+CO2+H2O
以上反响是以甲基橙作指示剂,消耗HCl溶液V2(mL)。
2.当V1<V2时,混合碱组成为:
Na2CO3+NaHCO3
测定反响为:
Na2CO3+HCl NaHCO3+NaCl
以上反响是以酚酞作指示剂,消耗HCl溶液V1(mL)。
NaHCO3+HCl NaCl+CO2+H2O
以上反响是以甲基橙作指示剂,消耗HCl溶液V2(mL)。
第八章:
沉淀-溶解平衡与沉淀测定法
1、Ksp的表示与s的换算。
〔如A2B或AB2KSP=4s3〕可以从热力学、实验求得。
2、溶度积原理——沉淀反响的反响商。
〔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。
5、同离子效应和盐效应。
6、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。
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。
7、沉淀滴定法——银量法,注意滴定条件。
莫尔法——铬酸钾为指示剂,中、弱减性,AgNO3标准溶液,适用Cl-,Br-。
佛尔哈德法——铁铵钒指示剂,酸性,硫氰酸钾〔铵〕标液。
法扬司法——有机吸附指示剂。
第九章:
配位化合物与配位滴定法
1、配合物组成,命名,注意配位数、命名时中心离子的化合价。
2、配合物的标准稳定常数以及解离常数的关系
βn=
3、配位平衡的移动,酸度、沉淀应用多重平衡规那么,注意配位平衡中的有关电极电位的计算。
4、酸效应αY(H)=
=1/δ(Y),是pH的函数,随pH的增大,αY(H)趋向于1。
配位效应αM=
=αM(L)+αM(OH)-1。
条件稳定常数lgK‘MY=lgKMY-lgαM-lgαY(H)
5、配位滴定曲线,注意化学计量点的计算。
配位滴定条件:
lg(c(M)·
K
)≥6,或lgK
≥8,如只有酸效应,lgKMY-lgαY(H)≥8,⇒lgαY(H)≤lgKMY-8。
可求得不同金属离子的能被滴定的最小pH值。
6、金属指示剂原理、条件、存在的问题。
7、配位滴定提高选择性方法:
①控制溶液的酸度;
②掩蔽法有配位掩蔽法、沉淀掩蔽法、氧化复原掩蔽法。
第十章:
氧化复原反响与氧化复原滴定法
1、氧化与复原和半反响与电对的概念。
原电池结构及符号。
2、标准氢电极,电极电势,注意电极电势的介质、大小的意义等。
3、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。
4、能斯特方程,E=E+
,ϕ(Ox/Red)=ϕ(Ox/Red)+
,讨论酸度和弱电解质。
总结:
cOX↓,ϕ↓,cRed↓,ϕ↑,酸性对含氧物质影响明显。
5、ϕ'
,引入活度系数γB和副反响系数αB,当cOX=cRed或为1时,某强酸浓度下的电势值。
6、电极电势的应用,1〕ϕ值越大,说明氧化态物质得电子能力越强,是强氧化剂。
ϕ值越低,说明复原态物质失电子能力越强,是强复原剂。
2〕原电池中电极电势高的是正极,电极电势低的是负极。
3〕判断氧化复原反响进行的方向。
E>
0,=0,<
0。
7、E与K,E=
lgK,对一个具体的氧化复原反响,E=ϕ氧-ϕ还。
8、E'
与K'
,E'
=
lgK'
.滴定分析条件,当n=1时,lgK'
≥6或E'
(∆ϕ'
)≥0.4(V);
当n1≠n2时,即lgK'
≥3(n1+n2)或E'
)≥3(n1+n2)⨯n1⋅n2。
9、
或pH值有关计算,设计原电池,E=ϕ(+)-ϕ(-)。
10、元素电势图及应用,当ϕ(右)>
ϕ(左)时,可发生歧化反响;
计算ϕ(未知)。
11、化学计量点电势ϕsp=
,氧化复原滴定的突跃范围为:
ϕ'
2+3⨯n2~ϕ'
1-3⨯n1或:
∆ϕ=∆ϕ'
-3⨯0.0592⨯
12、氧化复原指示剂变色的电极电势范围为:
In±
V。
13、常用氧化复原滴定方法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。
第十二章:
吸光光度分析法
1、朗伯—比尔定律:
A=lg
=lg
,k——用a表示〔L·
g-1·
cm-1〕;
用
表示〔L·
mol-1·
cm-1,ε与a的关系为:
=Ma。
注意朗伯—比尔定律的应用和有关计算。
偏离朗伯一比尔定律的原因:
物理原因——入射的单色光不纯所引起的。
化学原因——溶液本身的化学变化。
2、分光光度计的根本构造:
一般包括光源、单色光器、吸收池、检测器、显示器五大局部。
紫外、可见的器件不同。
3、分光光度测定的方法:
标准曲线法,标准对照法,吸光系数法
4、显色反响条件,显色剂用量的选择〔三种情况〕,酸度、温度、时间等因素。
5、吸光度最正确范围〔A0.2~0.8orT15%~65%〕误差<
2%。
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