无机及分析化学复习要点.docx
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无机及分析化学复习要点
第一章:
溶液和胶体
1、溶液浓度表示cB,bB等表示及xB,wB。
2、稀溶液的依数性:
与溶质的本质无关、只与溶液中单位体积的粒子数目有关的性质。
拉乌尔定律——难挥发、非电解质、稀溶液。
蒸汽压下降:
△p=po·χB,p=po×χA。
在一定温度下,稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压乘以溶液中溶剂的摩尔分数。
溶液沸点的升高和疑固点下降——△Tb=Kb×bB△Tf=Kf×bB
溶液的渗透压(П)——П×V=nB×R×T即П=cB×R×T,应用求分子量。
3、胶体溶液,胶团的结构:
AgI溶胶:
(KI过量)
{(AgI)m·nI-·(n-x)K+}x-·xK+。
第二、三章:
化学反应的能量和方向化学反应的速率和限度
1、概念:
状态函数,热和功(注意规定符号)途径函数。
U=Q+W热力学第一定律,标准态。
状态函数:
用于确定系统状态的物理量称为系统的状态函数。
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,恒容反应热QV=UW=U,恒压反应热:
Qp=H2H1=H,盖斯定律:
一化学反应不管是一步完成,还是分几步完成,该反应的热效应相同。
换句话说,也就是反应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表示一类化学反应的热效应。
这类化学反应必须满足以下条件:
该化学反应为封闭系统,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应热称为该物质的标准摩尔生成焓,rHm=
BfHm(B)(可以用298.15K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应热,称为该物质的标准摩尔燃烧焓。
rHm=-
BcHm(B)(可以用298.15K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:
纯净物质的完美晶体熵值为0即S*(0K)=0,标准摩尔熵Sm(B,T),
rSm=
BSm(B)(可以用298.15K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=
BfGm(B),是T的函数不在298.15K时,rGm=rHmTrSm,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。
多重平衡规则。
8、化学反应等温方程式,rGm=RTlnK+RTlnQ反应商判据。
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=-2.303RTlgKrGm=rHmTrSm
10、质量作用定律:
v=kcAxcBy,基元反应,非基元反应不同,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=Ae
/RT,ln
=
Ea,AT3、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、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,洪特规则。
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。
注意:
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、三个原则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轴对称即对称性,C2轴反对称即对称性。
键——“头碰头”,——“肩并肩”,如两原子间有三键则为一键,两键。
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,准确度的高低用误差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,多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。
精密度高低用偏差来衡量。
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、无法避免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、有效数字和运算规则:
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、滴定分析法的基本要求(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:
原则是得与失质子相等。
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(pKa1+pKa2)。
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:
i=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:
Kac0108,Ka1/Ka2105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);
PH=3.1-4.4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: 则碱液只含Na2C03 V1=0,V2>0: 则碱液只含NaHCO3 V2=0,V1>0: 则碱液只含NaOH 1.当V1>V2时,混合碱组成为: NaOH+Na2CO3,测定反应为: NaOH+HCl NaCl+H2O Na2CO3+HCl NaHCO3+NaCl 以上反应是以酚酞作指示剂,消耗HCl溶液V1(mL)。 NaHCO3+HCl NaCl+CO2+H2O 以上反应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 测定反应为: Na2CO3+HCl NaHCO3+NaCl 以上反应是以酚酞作指示剂,消耗HCl溶液V1(mL)。 NaHCO3+HCl NaCl+CO2+H2O 以上反应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——沉淀反应的反应商。 (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 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则,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、氧化还原掩蔽法。 有关滴定分析计算。 第十章: 氧化还原反应与氧化还原滴定法 1、氧化与还原和半反应与电对的概念。 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+ ,(Ox/Red)=(Ox/Red)+ ,讨论酸度和弱电解质。 总结: cOX↓,↓,cRed↓,↑,酸性对含氧物质影响明显。 5、',引入活度系数B和副反应系数B,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)值越大,表明氧化态物质得电子能力越强,是强氧化剂。 值越低,表明还原态物质失电子能力越强,是强还原剂。 2)原电池中电极电势高的是正极,电极电势低的是负极。 3)判断氧化还原反应进行的方向。 E>0,=0,<0。 7、E与K,E= lgK,对一个具体的氧化还原反应,E=氧-还。 8、E'与K',E'= lgK'.滴定分析条件,当n=1时,lgK6或E()0.4(V);当n1n2时,即lgK3(n1+n2)或E()3(n1+n2)0.0592/n1n2。 9、 或pH值有关计算,设计原电池,E=(+)-(-)。 10、元素电势图及应用,当(右)>(左)时,可发生歧化反应;计算(未知)。 11、化学计量点电势sp= ,氧化还原滴定的突跃范围为: 2+30.0592/n2130.0592/n1或: =30.0592 12、氧化还原指示剂变色的电极电势范围为: In V。 13、常用氧化还原滴定方法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。 有关滴定分析计算。 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、分光光度计的基本构造: 一般包括光源、单色光器、吸收池、检测器、显示器五大部分。 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、显色反应条件,显色剂用量的选择(三种情况),酸度、温度、时间等因素。 5、吸光度最佳范围(A0.2~0.8orT15%~65%)误差<2%。
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