1、【精品文檔】如有侵權，請聯系網站刪除，僅供學習與交流無機及分析化學復習要點.精品文檔.第一章：溶液和膠體1、溶液濃度表示cB，bB等表示及xB，wB。2、稀溶液的依數性：與溶質的本質無關、只與溶液中單位體積的粒子數目有關的性質。拉烏爾定律難揮發、非電解質、稀溶液。蒸汽壓下降：p = po·B， p =po×A 。在一定溫度下，稀溶液的蒸氣壓等于純溶劑的蒸氣壓乘以溶液中溶劑的摩爾分數。溶液沸點的升高和疑固點下降Tb = Kb×bB TfKf×bB 溶液的滲透壓（） ×V = nB×R×T 即 = cB×R×

2、T，應用求分子量。3、膠體溶液，膠團的結構：AgI溶膠：(KI過量) （AgI）m · nI-· （n-x）K+x-·xK+。第二、三章：化學反應的能量和方向 化學反應的速率和限度1、概念：狀態函數，熱和功（注意規定符號）途徑函數。 DU = Q + W 熱力學第一定律，標準態y。狀態函數：用于確定系統狀態的物理量稱為系統的狀態函數。性質：a.單值性：系統的一個狀態對應一組狀態函數（狀態一定，狀態函數一定）。b. 狀態函數的變化只與系統的初始狀態和終了狀態有關，即與過程有關而與途徑無關。熱：系統與環境間因溫度差而交換的能量功：除熱以外，其他各種形式被傳遞的能量都稱

3、為功。2、熱化學，恒容反應熱QV = DU - W = DU ，恒壓反應熱：Qp = H2 -H1 = DH，Þ 蓋斯定律：一化學反應不管是一步完成，還是分幾步完成，該反應的熱效應相同。換句話說，也就是反應熱效應只與起始狀態和終了狀態有關，而與變化途徑無關。H表示一類化學反應的熱效應。這類化學反應必須滿足以下條件：該化學反應為封閉系統，其經過一個或一系列的變化，該變化過程中必須是非體積功為零，定容或定壓。3、D f Hym的定義：在標準狀態下(100kPa，298K)，由穩定單質生成1摩爾的純物質時的反應熱稱為該物質的標準摩爾生成焓，D r Hym = n BDfHym(B)(可以用

4、298.15K近似計算)。4、D c Hym的定義：1mol標準態的某物質B完全燃燒生成標準態的產物的反應熱，稱為該物質的標準摩爾燃燒焓。DrHym = -n BDcHym(B)(可以用298.15K近似計算)。CO2（g）的標準摩爾生成焓等于C（石墨）的標準摩爾燃燒焓。5、熵（S）混亂度的量度，熱力學第三定律:純凈物質的完美晶體熵值為0即S*( 0 K ) = 0 ，標準摩爾熵S ym (B,T )，D r Sym =n BS ym(B) (可以用298.15K近似計算)注意：參考狀態單質S ym (B,T )不為零，而D f Hym，D fGym及（H+,aq）的人為規定值為零6、D r

5、Gym = n BD fGym (B) ，是T的函數不在298.15K時，D r Gym = D r H ym - TD r S ym，計算時注意S的單位。根據D r H ym ，D r S ym的正負、溫度的影響可分四種情況。7、平衡概念， Kp，Kc有單位，Ky（除標準態）表達時應注意：平衡狀態；與化學計量方程式有關；純固體、液體、溶劑參與時平衡常數中不寫。多重平衡規則。8、化學反應等溫方程式，D r Gm = -RT lnKy + RT lnQ Þ 反應商判據。9、化學平衡移動呂·查德里原理，注意溫度的影響和有關計算。D r Gym = -2.303RTlg Ky D

6、 r Gym = D r H ym - TD r S ym10、質量作用定律：v = k cAx cB y，基元反應，非基元反應不同，k有單位與（x+y）級數有關。11、了解速率理論（碰撞理論、過渡狀態理論，有效碰撞條件：活化分子、適當取向。）、Arrhenius公式k = A×e -/RT，ln = - Þ Ea ，A Þ T3、k3 。第四章：物質結構簡介1、核外電子運動特性：波粒二象性，量子化，統計性。2、y函數與量子數的概念（n、l、m、si）取值和意義，主量子數n和軌道角動量量子數l決定核外電子的能量；軌道角動量量子數l決定電子云的形狀；磁量子數m決定電

7、子云的空間取向；自旋角動量量子數si決定電子運動的自旋狀態。3、介紹了原子軌道的角度分布圖，s、p、d的形狀和空間取向，2電子云角度分布圖。電子云的徑向分布圖，電子云徑向分布曲線上有n-l個峰值。4、鮑林近似能級圖，分7個能級組，能級交錯。5、核外電子排布原理，泡利(W. Pauli)不相容原理，能量最低原理，洪特規則。6、核外電子排布的表示，電子構型（或電子結構式），軌道排布式，原子實表示式，外層電子構型。注意：能級交錯，半充滿和全充滿（ 24Cr， 29Cu）。7、元素周期系，核外電子排布的周期性導致了區、族的劃分。8、原子性質周期性，從同一周期，同一族，和過渡區的有效核電荷的周期變化，導

8、致了電離能、電子親和能、電負性、原子半徑（注意鑭系收縮現象）的有規律變化。（注意N半充滿）9、離子鍵，稀有氣體結構形成正、負離子以靜電引力為作用力，沒有方向性和飽和性。晶格能越大，離子晶體越穩定，與離子半徑和電荷有關。10、價鍵理論：成單電子，自旋相反能配對成鍵，有方向性和飽和性。11、分子軌道理論：成鍵分子軌道和反鍵分子軌道，應用能級圖、三個原則對分子中的電子填充，注意O、F與N、C、B等元素的能級區別。12、對稱性與共價鍵，C2軸對稱即s對稱性，C2軸反對稱即p對稱性。s鍵“頭碰頭”， p“肩并肩”，如兩原子間有三鍵則為一s鍵，兩p鍵。13、雜化軌道理論，有等性雜化和不等性雜化，注意典型例

9、子如CO2，BF3，NH3，H2O等。14、分子晶體，極性分子的條件，分子偶極的產生使分子間有三種力，色散力、誘導力、取向力。注意極極有三種力，非極極有兩種力，非非只有色散力。氫鍵形成條件，有飽和性、方向性，對物理性質的影響。第六章：分析化學概論1、準確度和精密度，定義及兩者的關系。準確度：表示測定結果（x）與真實值（xT）的接近程度， 準確度的高低用誤差E 的大小來衡量。絕對誤差Ea和相對誤差Er精密度指在相同條件下，多次平行測定同一樣品所得的測定結果之間的相互接近程度。精密度高低用偏差來衡量。絕對偏差、相對偏差、平均偏差及相對平均偏差。系統誤差（固定的、偏向性的）：方法誤差、儀器和試劑誤差

10、、操作誤差。偶然誤差（正態分布）：由某些難以控制、無法避免的偶然因素引起而造成的誤差，稱為隨機誤差。系統誤差的減免：(1) 方法誤差 采用標準方法,對照、回收實驗。(2) 試劑誤差 作空白實驗。(3) 儀器誤差 校正儀器、外檢。(4) 操作誤差內檢。(5) 減小測量誤差（使相對誤差0.1%）： 稱樣量0.2g， 試劑用量20mL 偶然誤差的減免增加平行測定的次數。2、可疑數據的取舍（Q法）：步驟（1） 將測定值由小到大排列，求極差R: （2） 求可疑數據與相鄰數據之差: （3）計算舍棄商Q計：3、有效數字和運算規則：四舍六入五成雙（加減與小數點后有效位數相同，乘除與有效位數最少者相同）。4、滴

11、定分析法的基本要求（99.9%，快，能確定終點，穩定）。標準溶液、基準物質、T滴定度的定義。第七章：酸堿平衡與酸堿滴定法1、酸堿質子理論：質子酸 質子堿 十 質子， 共軛質子酸堿對，=2、 質子平衡式：原則是得與失質子相等。如：NH4HCO3水溶液系統中、參考組分為：NH4+ ，HCO3- ，H2O NH3 CO32- OH- = H3O+ H2CO33、弱酸、弱堿的pH有關計算，注意條件：·10，且100，三種情況。稀釋定律：與濃度的平方根成反比= 。4、 多元弱酸（堿）溶液： / > 100時，近似一級處理。重點討論H2S，。5、兩性物質：c0 10， c010， 

12、2; pH =1/2(pKa1q + pKa2q )。6、同離子效應和緩沖溶液：，選擇pH接近的pKa或pKb，7、分布系數：di = ci / c0 = F(H+)(給定弱酸（堿）)， ， 8、酸堿滴定曲線：化學計量點和滴定突躍的pH值計算，要求±0.1%范圍，與起始濃度、Kya Kyb有關，滴定條件：Kya×c0 ³ 10-8 ，Kya1/ Kya2 ³ 105有兩個滴定突躍。9、指示劑的理論變色范圍：pH = p士 1，指示劑的選擇條件是變色范圍落在滴定突躍范圍內。10、應用。有關滴定分析計算。混合堿的測定（雙指示劑法） 混合堿的組成有NaOH ,

13、Na2C03 ,NaHCO3 及其混合物（1）NaOH+Na2CO3 (2)Na2CO3+NaHCO3 雙指示劑法： PH=8-10 酚酞變色時：用去HCl標準溶液V1(mL)； PH=3.1-4.4甲基橙變色時：用去HCl標準溶液V2(mL)。 根據V1和V2數值的大小判斷混合堿的組成(定性/定量計算) ：判斷組成：V1>V2 : NaOH(V1-V2) ,Na2C03 (2V2) V1<V2 : Na2C03 (2V1),NaHCO3 (V2-V1)V1=V2 : 則堿液只含Na2C03V1=0 ，V2>0 : 則堿液只含NaHCO3V2=0 ，V1>0 : 則堿液

14、只含NaOH1當V1V2時,混合堿組成為: NaOH+Na2CO3 ,測定反應為: NaOH + HCl NaCl + H2O Na2CO3 + HCl NaHCO3 + NaCl 以上反應是以酚酞作指示劑，消耗HCl溶液V1(mL)。NaHCO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O 以上反應是以甲基橙作指示劑，消耗HCl溶液 V2(mL)。2. 當V1V2時,混合堿組成為: Na2CO3 + NaHCO3 測定反應為: Na2CO3 + HCl NaHCO3 + NaCl 以上反應是以酚酞作指示劑，消耗HCl溶液V1(mL)。 NaHCO3 + HCl NaCl + CO2 + H

15、2O 以上反應是以甲基橙作指示劑，消耗HCl溶液V2(mL)。第八章：沉淀-溶解平衡與沉淀測定法1、Ksp的表示與s的換算。（如A2B或AB2 KySP = 4s3）可以從熱力學、實驗求得。2、溶度積原理沉淀反應的反應商。（1） 當Q > Kysp時，溶液過飽和，有沉淀析出；（2） 當Q = Kysp時，溶液飽和，沉淀溶解處于動態平衡；（3） 當Q < Kysp時，溶液不飽和，無沉淀析出。5、 同離子效應和鹽效應。6、 沉淀的溶解，（1）酸度，硫化物和氫氧化物，從平衡原理推導計算 Ky = ， Kysp (M(OH)n) = Mn+OH-n，注意起始和沉淀完全的pH計算。分步沉淀，

16、沉淀轉化與Kysp有關，注意：同一類型，不同類型。沉淀完全時離子濃度小于10-5。7、 沉淀滴定法銀量法，注意滴定條件。莫爾法鉻酸鉀為指示劑，中、弱減性，AgNO3標準溶液，適用Cl-,Br-。佛爾哈德法鐵銨釩指示劑，酸性，硫氰酸鉀（銨）標液。法揚司法有機吸附指示劑。第九章：配位化合物與配位滴定法1、配合物組成，命名，注意配位數、命名時中心離子的化合價。2、配合物的標準穩定常數以及解離常數的關系。n = 。3、配位平衡的移動，酸度、沉淀應用多重平衡規則，注意配位平衡中的有關電極電位的計算。4、酸效應Y(H) = = 1 /(Y)，是pH的函數，隨pH的增大，Y(H)趨向于1。配位效應M= =M

17、(L) +M(OH) -1。條件穩定常數 lg Ky MY = lgKyMY - lgM - lgY(H)5、配位滴定曲線，注意化學計量點的計算。配位滴定條件：lg(c(M)·Ky) 6, 或lgKy 8，如只有酸效應, lgKyMY - lgY(H) 8, Þ lgY(H) lgKyMY - 8。可求得不同金屬離子的能被滴定的最小pH值。6、金屬指示劑原理、條件、存在的問題。7、配位滴定提高選擇性方法：控制溶液的酸度；掩蔽法有配位掩蔽法、沉淀掩蔽法、氧化還原掩蔽法。有關滴定分析計算。第十章：氧化還原反應與氧化還原滴定法1、 氧化與還原和半反應與電對的概念。原電池結構及符號

18、。2、標準氫電極，電極電勢，注意電極電勢的介質、大小的意義等。3、原電池的電動勢與DrGy的關系，DrGmy = -nFEy，非標態電動勢，及電極有類似的公式。4、 能斯特方程，E = Ey + ，j (Ox/Red) = jy (Ox/Red)+，討論酸度和弱電解質。總結：cOX, j,cRed, j,酸性對含氧物質影響明顯。5、jy'，引入活度系數 g B 和副反應系數a B，當cOX = cRed或為1時，某強酸濃度下的電勢值。6、電極電勢的應用，1）j值越大，表明氧化態物質得電子能力越強，是強氧化劑。j值越低，表明還原態物質失電子能力越強，是強還原劑。2）原電池中電極電勢高的是

19、正極，電極電勢低的是負極。3）判斷氧化還原反應進行的方向。E>0，=0，<0。7、Ey 與Ky，Ey = lgKy，對一個具體的氧化還原反應，Ey =jy氧 - jy還。8、Ey' 與Ky'，Ey' = lgKy'.滴定分析條件，當n=1 時，lg Ky¢ ³ 6 或 Ey¢(Djy¢) ³ 0.4 (V) ；當n1 ¹ n2 時，即 lgKy¢ ³ 3 (n1+n2)或 Ey¢(Djy¢) ³ 3(n1+n2 ) ´ 0.0592/n1× n2 。9、或pH值有關計算，設計原電池，Ej (+)j (-)。10、元素電勢圖及應用，當jy(右) > jy(左) 時，可發生歧化反應；計算jy(未知)。11、化學計量點電勢jsp = ，氧化還