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文檔簡介

化學期末復習注意點及重要公式第1章 .1. 學會確定4種基本反應中基本單元的確定酸堿反應中,將得失一個H+的粒子或粒子的特定組合作為反應的基本單元,NaOH,HCl基本單元為1,在一個反應中,看反應物中得H+的是哪個物質,失H+的哪個物質,得失幾個H+,基本單元就是幾分之幾氧化還原反應中,將得失一個電子的粒子或粒子的特定組合作為反應的基本單元,先看化合價變化,在看角標,有幾個離子化合價變化,不要考慮前面配平的系數,然后基本單元就是(化合價變化數角標)的倒數配位反應中,把與1分子的EDTA進行反應的離子作為反應的基本單元,也就是aq中有幾個金屬離子,基本單元就是幾分之幾沉淀反應:參與沉淀反應的離子帶幾個電荷,基本單元就是幾分之幾2. 表示溶液濃度的幾個物理量:質量分數B=mB/m(=0.2g稱取液體時,一般要求V液=20ml7. 對數值(如lgKf,PH等)的有效數字僅取決于小數部分的位數,整數部分只表示定位,如PH=12.98只有兩位有效數字8. 有效數字的修約原則:“四舍六入五留雙,五后有數要進位,五后沒數看前方,前為偶數5舍棄,前為奇數5進入”一次性修約到所需位數9. 有效數字的運算規則:加減法:以小數點后位數最少或Er最大的數為標準,先修約后計算乘除法:以有效數字位數最少或Er最大作為標準先修約再計算注意:當幾個數據乘除時,若位數最少的數值首位為8或9,則有效數字多算一位對各類常熟,不考慮有效數字位數對于誤差的計算,一般只保留一位有效數字10. 滴定分析法的幾種方式:直接滴定返滴定法置換滴定法間接滴定法,要注意確定基本單元!11. 滴定分析法中的計算:化學計量數法等物質的量法(選取基本單元)12. 計算時的3個步驟:由題意,列出公式代入數據計算得出結果 注意單位的換算第三章1. 狀態函數特征:單值性狀態函數變化量與變化經歷的途徑無關,只與體系的始態和終態有關關聯性“狀態一定值一定,殊途同歸變化等,周而復始變化0”2. 熱和功都不是狀態函數,變化與途徑有關,熱力學第一定律3. 定容反應熱定壓反應熱,H稱為焓,是狀態函數QP與QV的關系:4. 運用蓋斯定律計算反應熱,標準反應熱的計算:由已知反應的標準摩爾反應焓變利用標準摩爾生成焓,穩定單質為0利用標準摩爾燃燒焓5. 決定反應自發方向的2個因素:能量變化,趨向于最低能量混亂度變化,趨向于最大混亂度6. 熵S是狀態函數,且當聚集狀態相同時,一個分子中原子數越多,結構越復雜,對稱性越差,熵值越大等溫可逆過程中,同一物質,溫度越高,其熵值越大7. 在一定溫度范圍內,可忽略溫度對H和S的影響8. 標準摩爾吉布斯自由能變,區別!隨溫度變化的變化十分顯著,所以在計算時要注明溫度!9. 如何計算?利用已知反應的利用標準生成摩爾吉布斯自由能變,標態下,穩定單質的=0吉布斯公式=,還可用來判斷標態下反應進行的方向0,反應逆向進行,0,反應正向進行,注意討論高溫和低溫反應進行的方向10. 化學反應等溫方程式:,其中=,則,由的大小關系判斷反應進行的方向11. T與平衡常數的關系:12. ,,注意計算時要用平衡分壓除標準壓力100KPa13. 判斷溫度,壓強,濃度等對平衡移動的影響第4章 酸堿平衡及滴定1. 酸:能提供H+的物質。堿:能接受H+的物質,一對共軛酸堿對,在組成上只相差一個,酸堿中和反應的實質是質子的轉移2. ,知道共軛酸的就可以算出共軛堿的,共軛酸的酸性越強則其共軛堿的堿性則越弱3. 解離度,濃度越小,值越大,與濃度有關,值與無關(),稀釋后4. 計算:一元弱酸(堿)多元弱酸(堿)的,注意:在二元弱酸的飽和水溶液中,5. 酸堿平衡的移動同效應鹽效應,(同效應的影響較大,一般不考慮鹽效應)6. 緩沖溶液,緩沖原理:具有抗酸抗堿組分7. 緩沖溶液的弱酸弱酸鹽:弱堿弱堿鹽:(緩沖比),結論:緩沖溶液的取決于和及緩沖比加水稀釋,因為緩沖比不變,所以不變,但濃度減小,緩沖能力減弱當緩沖體系一定時,組分的總濃度越大,緩沖能力越大當總濃度一定時,緩沖比趨近于,緩沖容量越大8. 酸堿指示劑:變色原理:結構變化引起顏色變化,變色范圍:影響變色范圍的因素:溫度溶劑指示劑用量:單指示劑受用量的影響滴定順序9. 強酸強堿滴定曲線分析滴定前等量點前.等量點等量點后.10. 指示劑的選擇原則:指示劑的變色范圍全部或部分的落在滴定的突躍范圍之內,濃度越大,突躍范圍越寬11. 影響強酸強堿突躍范圍的因素是濃度影響弱酸弱堿滴定突躍范圍的因素是濃度和強度在突躍范圍內任一點停止滴定,滴定誤差都應小于.強酸滴定弱堿的突躍范圍落在酸性區強堿滴定弱酸的突躍范圍落在堿性區一元弱酸(堿)能被準確滴定的條件:12. 混合堿的滴定:混合堿組成計算時先判斷再計算!第5章 .配合物及配位滴定1. 配位鍵的形成:中心離子(原子)提供空軌道配體中的配位原子提供孤對電子2. 配合物組成:內界中心離子(原子)配位體(配位原子,配位數),外界3. 配位體分為單基(齒)配體:一個配體中只含一個個配位原子多基(齒)配體:一個配體中含有多個配位原子,如2齒配體:,6齒配體:乙二胺二乙酸(EDTA)4. 配位數:對于單基配體:配位數=配位體數對于多基配體:配位數=配位體數齒數5. 配合物的命名:配位數(以二,三,四表示) 配位體名稱(不同配體之間用分開) 合 中心原子名稱(氧化數用羅馬數字表示出來!)口訣:先陰后中分,先無后有機,先氨后水,按序排列,原子少在前6. 配離子的穩定常數:,對于同類型(配位比相同)的配離子,越大,配離子越穩定,不穩定常數,所有無機配體的穩定性都不及有機物的穩定7. 影響配位平衡的因素:配位劑濃度,增加配位劑的濃度,平衡向生成配離子的方向移動溶液的酸度配合物的轉化,小的向大的轉化,在生成兩種配離子時,先生成大的配位平衡與沉淀平衡的轉化8. 形成螯合物的條件為螯合劑必須為多基配體,配位原子之間間隔2-3個原子,乙二胺二乙酸,酸度是影響配位滴定的主要因素9. 酸效應系數:,酸度越低,PH越高,越小,酸效應越弱;反之,酸度越高,PH越低,越大,酸效應越強10. 若只考慮酸效應的影響:條件穩定常數,PH越大,酸效應越小,越小,越大,反之亦然11. 金屬離子能否被EDTA準確滴定的判據若C=0.01mol/L,則12. 配位滴定中使用緩沖溶液的目的控制適宜的酸度范圍指示劑顏色變化對PH的要求保持滴定度躍范圍,使其不變窄13. 從酸效應曲線可知:金屬離子被準確滴定所允許的最高酸度(即最低PH)確定滴定某一金屬離子時哪些離子有干擾,下面的不會影響上面的控制酸度實現分步滴定判斷配合物的穩定性第6章 吸光光度法1. 光的基本性質:波粒二象性,復合光:有不同波長的光組成的光2. 吸收光譜曲線:在可見光區,溶液對波長為處的光吸收最強不同濃度的溶液其吸收曲線的形狀基本相似改變濃度,不變,但高峰值降低3. 光吸收的基本定律:當一束平行單色光通過任何均勻,非散射的溶液時,溶液對光的吸收程度與溶液的濃度,液層厚度有關,朗伯-比爾定律吸光度A=,透光度T=,A=,k為比例系數當c的單位為g/L,則k=a,A=abc當c的單位為mol/L,則k=4. 越大,物質對光的吸收能力越強,測定的靈敏度越高5. 比色分析的方法:目視比色法分光光度法標準曲線法(目的:測定待測組分的含量)比較法6. 偏離朗伯-比爾定律的原因:非單色光aq濃度太大,介質不均勻,aq的離解,締合等化學變化7. 測定結果的相對誤差:當T=36.8%(A=0.434),T=(15%)20%65%A=0.20.7(0.8)8. 分光光度法的2種方法:標準曲線法比較法第7章 氧化還原及其滴定法1. 氧化數:元素在化合物中的形式電荷數,可以為任何值,而化合價只能為整數,單質的氧化數為0中性分子中各元素氧化數代數和為0單原子離子中元素的氧化數等于離子所帶的電荷數,在多原子離子中,各元素氧化數的代數和等于離子所帶的電荷數2. 氧化還原:自偶氧化還原反應歧化反應3. 配平氧化還原反應:氧化數法a.寫出反應(用表示)b.找出氧化數變化的最小值.c.配平各原子離子電子法,寫出氧化還原半反應乘上相應的系數(使得失電子相抵),有時要視情況添加H2O或H+,OH-4. .原電池:每一個原電池(氧化還原反應)都是由2個氧化還原電對組成的 5. 原電池的表示方法電池符號規定:負極在左,正極在右用“”表示兩相的界面, “”表示鹽橋aq注明濃度,氣體注明壓力,如6. 電極電勢與電極本身,溫度,濃度,介質等因素有關。當外界條件一定時,僅與電極的本性有關7. 電源電動勢E=,規定標準氫電極的8. 標準電極電勢:在標態下測得的各電極的電極電勢(),標態是指:組成電極的離子濃度為1mol/L氣體壓力為100KPa 液體或固體都是純凈物質的狀態9. 正確使用電極電勢:電極反應通常寫成還原反應的形式是平衡電勢,因此不論電極反應從正向開始還是逆向開始,最終都達到同一平衡態,即不變與半反應中物質

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