无机及分析化学复习要点.doc

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。 DU = Q + W 热力学第一定律，标准态y。
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 = DU - W = DU ，恒压反应热：Qp = H2 -H1 = DH，Þ 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、D f Hym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，D r Hym = n BDfHym(B)(可以用298.15K近似计算)。
4、D c Hym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。DrHym = -n BDcHym(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*( 0 K ) = 0 ，标准摩尔熵S ym (B,T )，
D r Sym =n BS ym(B) (可以用298.15K近似计算)
注意：参考状态单质S ym (B,T )不为零，而D f Hym，D fGym及（H+,aq）的人为规定值为零
6、D r Gym = n BD fGym (B) ，是T的函数不在298.15K时，D r Gym = D r H ym - TD r S ym，计算时注意S的单位。根据D r H ym ，D r S ym的正负、温度的影响可分四种情况。
7、平衡概念， Kp，Kc有单位，Ky（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，D r Gm = -RT lnKy + RT lnQ Þ 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。
D r Gym = -2.303RTlg Ky D r Gym = D r H ym - TD r S ym
10、质量作用定律：v = k cAx cB y，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 = A×e -/RT，ln = - Þ Ea ，A Þ 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、y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s对称性，C2轴反对称即p对称性。s键——“头碰头”， p——“肩并肩”，如两原子间有三键则为一s键，两p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， Þ pH =1/2(pKa1q + pKa2q )。
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：di = 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、Kya Kyb有关，滴定条件：Kya×c0 ³ 10-8 ，Kya1/ Kya2 ³ 105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)；
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<V2 : 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AB2 KySP = 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 > Kysp时，溶液过饱和，有沉淀析出；
（2） 当Q = Kysp时，溶液饱和，沉淀溶解处于动态平衡；
（3） 当Q < Kysp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
Ky = ， Kysp (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Kysp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 lg Ky‘ MY = lgKyMY - 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)·Ky) ≥ 6, 或lgKy ≥ 8，如只有酸效应, lgKyMY - lgαY(H) ≥ 8, Þ lgαY(H) ≤lgKyMY - 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DrGy的关系，DrGmy = -nFEy，非标态电动势，及电极有类似的公式。
4、 能斯特方程，E = Ey + ，j (Ox/Red) = jy (Ox/Red)+，讨论酸度和弱电解质。总结：cOX↓, j↓,cRed↓, j↑,酸性对含氧物质影响明显。
5、jy'，引入活度系数 g B 和副反应系数a 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）j值越大，表明氧化态物质得电子能力越强，是强氧化剂。j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、Ey 与Ky，Ey = lgKy，对一个具体的氧化还原反应，Ey =jy氧 - jy还。
8、Ey' 与Ky'，Ey' = lgKy'.滴定分析条件，当n=1 时，lg Ky¢ ³ 6 或 Ey¢(Djy¢) ³ 0.4 (V) ；当n1 ¹ n2 时，即 lgKy¢ ³ 3 (n1+n2)或 Ey¢(Djy¢) ³ 3(n1+n2 ) ´ 0.0592/n1× n2 。
9、或pH值有关计算，设计原电池，E＝j (+)－j (-)。
10、元素电势图及应用，当jy(右) > jy(左) 时，可发生歧化反应；计算jy(未知)。
11、化学计量点电势jsp = ，氧化还原滴定的突跃范围为：jy¢2+ 3 ´ 0.0592/n2 ~ jy¢1 - 3 ´ 0.0592/n1 或： Dj = Djy¢- 3 ´ 0.0592 ´
12、氧化还原指示剂变色的电极电势范围为：jy¢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（A 0.2~0.8 or T15%~65%）误差 < 2%。
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