分析化学笔记总结
第一章.定量分析化学概论
§ 概述
一.定量分析过程
任务：测定物质中某种或某些组分的含量。 步骤：①取样（选择具有代表性的试样）。
②试样分解和分析试液的制备。 ③分离及测定。
④分析结果的计算及评价。
二.分析试样的制备及分解 1.分析试样的采集与制备：
2d k m Q ?≥
k ：缩分常数的经验值，试样均匀度越差，k 越大，通常k 为1~05.02-?mm kg 。
kg m Q 2.7362.062.02=?=?≥
2.试样的分解：
①溶解法：溶剂为水、酸、碱、混合酸等 ②熔融法： 三.定量分析结果的表示 1.待测组分的化学表示形式 2.待测组分含量的表示方法
①固体试样：
S
B
m m =
ω
1-?g g μ（610-）；1-?g ng （910-）；1-?g pg （12
10-）
②液体试样：
a.物质的量浓度：1
-?L mol
b.质量摩尔浓度：待测组分的物质的量除以溶剂的质量，单位：1-?kg mol
c.质量分数：量纲为1
d.体积分数： e 摩尔分数：
f.质量浓度：单位体积中某种物质的质量，1-?L mg
、1-?L g μ
③气体试样： 体积分数表示。
§ 分析化学中的误差
一.真值（T x ）：某一物理量本身具有的客观存在的真实数值。 1.理论真值：
2.计量学约定真值： 这些真值可认为是知道的
3.相对真值：
二.平均值（x ）：n 次测量数据的算术平均值。
∑=
++++=i n x n
x x x x x 1
321Λ
三.中位数M x ：一组测量数据按大小顺序排列，中间一个数据即为中位数。 四.准确度和精密度：
1.精密度：表各次分析结果相互接近的程度。
①重复性； ②再现性。 五.误差和偏差
1.误差E ：测定结果与真值（T x ）之间的差值。
E x x T =-
（E 为正值，T
x x
>；E 为负值，T x x
<）
①绝对误差a E ：测定值与真实值之差。 例：x =%，T x =%
则a E =x -T x =%%=+%
②相对误差：误差与真实值中所占的百分率
()%100%100?-=?=
T
T T a r x x x x E E 2．偏差d ：表测定结果与平均结果之间的差值。
∑=-
-=-=n
i i
x n x x x d 1
1
--=x x d 11；--=x x d 22；……；-
-=x x d i i 。
-
-
-
=-++-+-=∑x x x x x x d i n
i i ΛΛ2110111
=??-=∑∑==n
i i n
i i x n n x ①平均偏差：（表示精密度）
∑=-
?=+++=n
i i
n d n n d d d d 1
211Λ
②相对平均偏差：
六．极差R ：一组测量数据中，最大值（m ax x ）与最小值（m in x ）之差称为极差。（全距或范围误差）
min max x x R -=
相对极差：
%100?-
x
R
七．系统误差和随机误差
1．系统误差：由某种固定的原因所造成的，具有重复性、单向性。（可测误差）
①方法误差：由分析方法本身所造成的 ②仪器和试剂误差； ③操作误差； ④主观误差。
2．随机误差：偶然误差，不定误差。 八．公差
§有效数字及其运算规则一．有效数字
二．数字修约规则：四舍六入五成双
三．计算规则：
1．相加减时：应以小数点后位数最少的数字为依据；
2．相乘除时：根据有效数字位数最少的数字来进行修约。
§滴定分析法概述一．滴定分析法的特点和主要方法
1．滴定分析法：
2．滴定剂：
3．滴定：
4．化学计量点(Stoichiometric Point)
5．滴定终点(end point)
6．终点误差(Et)
二．滴定分析法对化学反应的要求和滴定方式
1．适合滴定分析法的化学反应应具备的条件：（直接滴定）
①有确定的化学计量关系（即按照一定的反应方程式进行）；
②反应必须定量地进行；
③具有较快的反应速度；
④必须有适当简便的方法确定滴定终点。
2．返滴定法：
3．置换滴定法：
4．间接滴定法：
三．基准物质和标准溶液
1．基准物质：能用于直接配制或标定标准溶液的物质。
2．要求：
①试剂的组成与化学式完全相符；
②试剂的纯度足够高（≥%） ③性质稳定；
④有较大的摩尔质量（减小称量时的相对误差） ⑤标定反应时应定量的进行。 3．标准溶液的配制
①直接法 ②标定法 四．滴定分析的计算
1．标准溶液浓度的表示方法：
1421.0)(-?=L mol SO H c
1422.0)2
1
(-?=L mol SO H c 14205.0)2(-?=L mol SO H c
)2(2)2
1
(21)(B c B c B c ==
)(B c b
a
B a b c =??? ?? 滴定度：指每毫升滴定剂溶液相当于被测物质的质量（克或毫克）或质量分数。
100500.07
22-?=mL g T O Cr K Fe
2．滴定剂与被测物质之间的关系 3．标准溶液浓度的计算
①直接配制法 ②标定法
4．待测组份含量的计算
第二章.酸碱平衡和酸碱滴定法
§ 概述
一．酸碱平衡研究的内容
1．由投料组份的浓度c 和相关平衡常数Ka ，求算各种形式的浓度c 或活度a ；
2．从pH 和相关的平衡常数Ka ，求算分布系数δ，是酸碱平衡讨论的重要内容；
3．如果测出了某些形式的浓度，并且已知投料组份的浓度c ，则可以测算相关的平衡常数； 4．缓冲溶液的理论及应用；
5．酸碱指示剂、滴定曲线和终点误差。 二．酸碱平衡的研究手段 1．代数法； 2．图解法； 3．计算机方法。
三．浓度、活度和活度系数 1．浓度与活度
①测定的结果是用浓度还是用活度来表示；
②判断由于离子强度的变化是否会对计算或测量结果产生不可忽略的影响； ③如果这种影响是不可忽略的，如何进行校正。 2．活度系数i γ：c a
i γ=
3．德拜—休克儿(Debye —H ückel)公式：
AB 型 11.0-? ??? ?????+??=-I a B I Z o i i 1512.0lg 2γ i Z ：电荷 B ：常数，25℃时，为 o a ：离子体积系数（pm ） I ：离子强度，∑=??=n i i i Z c I 1 221 当I 较小时，I Z i i ??=-25.0lg γ 四．酸碱反应的平衡常数—解离常数 1．反应常数： 21 00.1410] [][1-- +==?= W t K OH H K 强碱滴定弱酸： O A OH HA 2H +?+-- 1 ] [][][--+==?= a W b c K K K A H HA K 2．活度常数a K HA A H a a a a K - +?= 3．a K 与c a K 的关系 - +-+- +?= ???=?=-+A H a A H HA HA A H c a K a a a HA A H K γγγγγ][][][ § 分布分数δ的计算 一．分布分数δ：溶液中某酸碱组份的平衡浓度占其总浓度的分数。 二．一元酸溶液： ()() ] [] [][][][][] [] [][][][][][][][HAc H Ac HAc H HAc HAc H HAc H K H Ac HAc HAc c HAc a HAc + -++++-?+ ?? =+=+==δ () ] [][][][][] [][][][][HAc H Ac HAc HAc H Ac Ac HAc Ac Ac +- +- -- ? +?=+=- δ HAc c HAc δ?=][ 三．多元酸溶液（如422O C H ）?物料守恒 422O C H /0δ、-42O HC /1δ、-242O C /2δ总浓度为1 /-?L mol c ][][][24242422- -++=O C O HC O C H c 210] [][][] [][242424224224220- -++==O C O HC O C H O C H c O C H δ ] [][][][11 42224242242O C H O C O C H O HC - -+ += 2 ][] [11 211++?++ = H K K H K a a a 2 11][][][22 a a a K K H K H H ?+?+= +++ ][][][][323421211++++??+??+?+H K K K H K K H K H a a a a a a § 质子条件与pH 的计算 一．物料平衡、电荷平衡和质子条件 1．物料平衡方程（MBE ）： 在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓度，等于各有关形式平衡浓度之和。 ①c 1-?L mol 的43PO H c PO HPO PO H PO H =+++- --][][][][34244243 ②3 10 2-?1-?L mol 23)(NO Cu 与2.01-?L mol 3NH 331022][--??=NO 1-?L mol ] )([])([])([])([])([][253243233223232+ ++++++++++NH Cu NH Cu NH Cu NH Cu NH Cu Cu 3102-?=1-?L mol ] )([5])([4])([3])([2])([][253243233223233++++++++++NH Cu NH Cu NH Cu NH Cu NH Cu NH 2.0=1-?L mol 2．电荷平衡方程（CBE ） 单位体积溶液中阳离子所带正电荷的量（mol ）应等于阴离子所带负电荷的量（mol ）。 ①c 1-?L mol 的NaCN ][][][][--+++=+OH CN H Na ②c 1-?L mol 的2CaCl -++=Cl Ca CaCl 222 -++?OH H O H 2 ][][][2][2--+++=+OH Cl Ca H ③c 1-?L mol 的2)(Ac Ca -++?Ac Ca Ac Ca 2)(22 -++?OH H O H 2 HAc Ac H ?+-+ ][][][][][][][2][2----++=+-++=+OH HAc Ac HAc Ac OH Ca H ][][22-+>Ac Ca ?][][-+ 3．质子条件（PBE ） 在酸碱反应中，碱所得到的质子的量（mol ）与酸失去质子的量（mol ）相等。 3NaHCO ： -+→←OH O H H 2 --→←23332CO HCO CO H ][][][][2332--++=+CO OH CO H H 二．pH 的计算 1．强酸（碱）溶液 2．一元弱酸（碱）溶液 HA ：c 1-?L mol -++?A H HA ][][][--++=A OH H ] [] [][][+ +++= H HA K H K H a W ?][][HA K K H a W +=+ a HA a K H H c c K +?=?=+ +][] [δ ?()0][][][23=-+-++++W a W a a K K H K c K H K H 当W a K HA K 20][≥ 时，0=W K a a K H K H -+++23][][ W a a K c K HA K 20][≥≈（ 500≥a K c ） 3．多元酸（碱）溶液 4．弱酸混合溶液 5．两性物质溶液 § 对数图解法 一．O H 2及强酸强碱的浓度对数图 二．一元弱酸的浓度对数图 HAc 01.0=c 1-?L mol HAc 、-Ac 、+H 、-OH ]lg[HAc ～pH ] [] [][+++==H K H c c HAc a HAc δ ()] [lg lg ]lg[++--=H K pH c HAc a ①当a K H >>+ ][时，c HAc ≈][ 则2lg ]lg[-==c HAc ②若a K H =+ ][ 则c HAc 2 1][= 2．绘制浓度对数图的步骤 ①确定体系点S （ a pK ，c lg ）； ②通过体系点，绘制斜率为0，-1和+1三条直线； ③校正。 三．多元酸的浓度对数图 四．对数图解法的应用 § 酸碱缓冲溶液 一．pH 缓冲溶液 能减缓因外加强酸或强碱以及稀释而引起的pH 急剧变化的作用的溶液。 一般组成： ①浓度较大的弱酸及其共轭碱所组成（具有抗外加强酸强碱作用和抗稀释作用）； ②强酸（pH<2）和强碱（pH>12）（不具抗稀释作用）。 二．缓冲溶液pH 的计算（近似方法） 例：1 .01-?L mol HA ～1.01-?L mol -A ] [] [lg HA A pK pH a -+= 三．缓冲指数 1．定义：dpH dc = β β越大，抗缓冲能力越大。 2．物理意义：相关酸碱组份分布线的斜率，具有加和性。 dpH HA d dpH OH d dpH H d dpH dc HA OH H ][][][++==++=-+- + ββββ ?][][][HA d OH d H d dc ++=-+ dpH HA d OH d H d ] [][][++=-+β ][][][HA d OH d H d dpH ++=?-+β ?? ??++=?- +][][][HA d OH d H d dpH β ????-+++ + ++=-?a W K A H d H K d H d H d ]][[][][]lg[β ????-++++++=?-]][[1 ][1][]lg[A H d K H d K H d H d a W β ?HA A HA c OH H δδβ3.2][3.2][3.2++=-+ 四．缓冲容量 1．缓冲容量：pH c ?=?=βα 2．物理意义：某缓冲溶液因外加强酸或强碱的量为c ?而发生pH 的变化，变化的幅度为pH ?， β为pH ?区间缓冲溶液具有的平均缓冲指数。 五．重要的缓冲溶液 1．标准缓冲溶液； 2．缓冲溶液的选择原则 ①对测量没有干扰； ②所需控制的pH 应在其缓冲范围之内； ③具有足够的缓冲容量； ④缓冲物质应廉价易得，避免污染。 § 酸碱指示剂 一．酸碱指示剂的原理 二．指示剂的用量 三．离子强度的影响 -++?In H HIn ] [][- --+==In HIn K a a K a In HIn o a In HIn o a H γγ 当 1][=- In HIn 时，-+ =In HIn o a H K a γγ 又1≈HIn γ 所以理论变色点为： -++=-=In o a H pK a pH γlg lg I Z pK pH a 25.0-=ο 增强离子强度，指示剂的理论变色点变小。 其他因素：温度的改变、胶体的存在等。 四．混合指示剂 1．同时使用两种指示颜色，利用彼此颜色之间的互补作用，使颜色更加敏锐； 2．由指示剂与惰性染料组成。 § 酸碱滴定基本原理 一．用强碱滴定强酸 标准NaOH 滴定HCl O H OH H 2=+-+ 滴定常数：00.14101 ==W t K K b HCl c OH c H -+=-+][][ 滴定分数：总 总 酸起始的物质的量加入碱的物质的量V c V c a HCl b = = HCl b c c = a ：滴入比，滴入百分率。 ()01][1][2=--+++H a c K H K HCl t t 二．用强碱滴定一元弱酸 b c OH A H -+=--+][][][ HA W a a HA ac H K H K K c -++=++] [][ ?()()[]01][][][23=-+--+++++W a W HA a HA a K K K a c K H ac K H H 当0=a 时 810-≥HA a c K 为 用1 .01-?L mol NaOH 滴定HAc ，突跃范围为～。 三．多元酸和混合酸的滴定 43PO H ：5105.71-?=a K ；8103.62-?=a K ；13104.43-?=a K § 终点误差 一．强碱滴定强酸 ep HX ep ep t c H OH E ][][+--= ?() ep HX t pH pH t c K E 2 11010?-?-= 例：以甲基橙为指示剂，计算1.01-?L mol NaOH 滴定等浓度HCl 的终点误差。 解： 4=ep pH ，7=ep pH ，374-=-=-=?SP ep pH pH pH 1105.02 1.0--?=?=L mol L mol c ep HX %2.005 .010101014 33-=?-= -t E 二．强碱滴定一元弱酸 O H A HA OH 2+=+-- W a t K K HA OH A K = =--]][[] [ ep HA ep ep t c HA OH E ][][-= - ?() 2 11010ep HX t pH pH t c K E ?-= ?-? 例：用1.01-?L mol NaOH 滴定等浓度的HAc ，以酚酞为指示剂（1.9=HIn pK ） ，计算终点误差。 解： 1.9=ep pH ，7 2.8=ep pH ，38.072.81.9=-=-=?SP ep pH pH pH () () %02.005 .010 101010102 126 .938 .038.02 1=?-= ?-= -?-?ep HX t pH pH t c K E 三．强碱滴定多元弱酸 2 12 11010??? ? ??-= ?-?a a pH pH t K K E 第一化学计量点：c K c K K H a a a += + 121][ 第二化学计量点：() c K K c K K H a W a a ++??= + 232][ § 酸碱滴定法的应用 一．混合碱的测定 烧碱中NaOH 和32CO Na 的测定 ①氯化钡法； ②双指示剂法。 二．极弱酸（碱）的测定 1．弱酸强化 -++?+4323)(2)(OH B O H O H OH B 10 10 8.5-?=a K （-++?323 3BO H H BO H ） 络合反应、沉淀反应、氧化还原法。 三．铵盐中氮的测定 1．蒸馏法 2．甲醛法 四．酸碱滴定法测定磷 O H O H O PMo H NH H NH MoO PO 224012244243411][)(25212+↓??+++++-- O H NH MoO PO OH O H O PMo H NH 23242424012241621227][)(+++→+?--- O H H OH 2)(?++-过剩 - +-?+2434HPO H PO ++?+43222NH H NH 五．氟硅酸钾法测定硅 § 非水溶液中的酸碱滴定 一.非水滴定中的溶剂 1.分类 ①两性溶剂:中性、酸性、碱性 ②非释质子性溶剂 2．性质 ①拉平效应； ②区分效应 二．非水滴定条件的选择 1．溶剂的选择 2．滴定剂的选择 第三章.络合滴定法 § 分析化学中常用的络合物 一．简单络合物 二．螯合物 1．“OO ”型 2．“NN ”型 3．“ON ”型 4．含硫螯合剂“SS ”型、“SO ”型、“SN ”型 三．乙二胺四乙酸 四．乙二胺四乙酸的螯合物 § 络合物的稳定常数 一．络合物的稳定常数 -++?+242CaY Y Ca 104221090.4] ][[] [?==-+-Y Ca CaY K 稳 69.10lg =稳K ML L M ?+ ]][[] [1L M ML K = 稳 2ML L ML ?+ ] ][[] [22L ML ML K = 稳 M M n n ML L ML ?+-1 ] ][[] [1L ML ML K n n n -= 稳 逐级累积稳定常数：),,3,2,1,0(n i i Λ=β 总稳定常数：()∏==n i n i K 1 稳β 二．溶液中各级络合物的分布 设溶液中M 的总浓度为M c ，L 的总浓度为L c ML L M ?+ ]][[][1L M ML β= 2ML L ML ?+ ]][[][22L M ML β= M M n n ML L ML ?+-1 n n n L M ML ]][[][β= 物料平衡： ][][][][2n M ML ML ML M c ++++=Λ n n L M L M L M M ]][[]][[]][[][221βββ++++=Λ ()n n L L L M ][][][1][221βββ++++=Λ ?? ? ??+=∑=n i i i L M 1][1][β ∑=+== n i i i M M L c M 1][11][βδ ∑=+== n i i i M ML L L c ML 11][1] [] [ββδ M M ∑=+==n i i i n n M n ML L L c ML n 1][1][][ββδ 三．平均配位数n ：表金属离子络合配位体的平均数。 M L c L c n ] [-= § 副反应系数和条件稳定常数 一．副反应系数 1．络合剂Y 的副反应及副反应系数 ①EDTA 的酸效应与酸效应系数)(H Y α ] [] [)(Y Y H Y '= α n 元酸：1 2) (11][][][1K K K H K K H K H n n n n n a a n a a a H L ΛΛ--++++ +++=α n H n H H H H H H K K K H K K H K ][][][1212211+++++++=ΛΛ ∑=+=n i i H i L 1 ][1β ②共存离子效应： ][1] [] [][][][) (N K Y Y NY Y Y NY N Y +=+='=α ③Y 的总副反应系数Y α： 1)()(-+=N Y H Y Y ααα 第四章.氧化还原滴定法 § 氧化还原平衡 一．概述 1．可逆与不可逆氧化还原电对 2．对称与不对称电对 二．条件电势 三．氧化还原平衡常数 四．化学计量点时反应进行的程度 五．影响反应速率的因素 1．反应物浓度 2．温度 3．催化剂 六．催化反应和诱导反应 1．催化反应 2．诱导反应 § 氧化还原滴定原理 一．氧化还原滴定指示剂 1．自身指示剂 2．显色指示剂 3本身发生氧化还原反应的指示剂 二．氧化还原滴定曲线 1．对称的氧化还原滴定反应 ①滴定曲线方程； ②化学计量电电势的计算； ③滴定突跃范围。 三．氧化还原滴定结果的计算 四．终点误差 设滴定反应为氧化剂1O 滴定还原剂2R ，即 2121O R R O +=+ ep ep ep t c R O E 2 21][][-= （两个半反应的电子转移数均为1，且两个电对均为对称电对） 对于 1 1 R O 电对，在终点与化学计量点时有如下关系： 第二章误差和分析数据处理 - 章节小结 1．基本概念及术语 准确度：分析结果与真实值接近的程度，其大小可用误差表示。 精密度：平行测量的各测量值之间互相接近的程度，其大小可用偏差表示。 系统误差：是由某种确定的原因所引起的误差，一般有固定的方向（正负）和大小，重复测定时重复出现。包括方法误差、仪器或试剂误差及操作误差三种。 偶然误差：是由某些偶然因素所引起的误差，其大小和正负均不固定。 有效数字：是指在分析工作中实际上能测量到的数字。通常包括全部准确值和最末一位欠准值（有±1个单位的误差）。 t分布：指少量测量数据平均值的概率误差分布。可采用t 分布对有限测量数据进行统计处理。 置信水平与显著性水平：指在某一t值时，测定值x落在μ±tS范围内的概率，称为置信水平（也称置信度或置信概率），用P表示；测定值x落在μ±tS范围之外的概率（1－P），称为显著性水平，用α表示。 置信区间与置信限：系指在一定的置信水平时，以测定结果x为中心，包括总体平均值μ在内的可信范围，即μ＝x±uσ，式中uσ为置信限。分为双侧置信区间与单侧置信区间。 显著性检验：用于判断某一分析方法或操作过程中是否存在较大的系统误差和偶然误差的检验。包括t检验和F检验。 2．重点和难点 （1）准确度与精密度的概念及相互关系准确度与精密度具有不同的概念，当有真值（或标准值）作比较时，它们从不同侧面反映了分析结果的可靠性。准确度表示测量结果的正确性，精密度表示测量结果的重复性或重现性。虽然精密度是保证准确度的先决条件，但高的精密度不一定能保证高的准确度，因为可能存在系统误差。只有在消除或校正了系统误差的前提下，精密度高的分析结果才是可取的，因为它最接近于真值（或标准值），在这种情况下，用于衡量精密度的偏差也反映了测量结果的准确程度。 （2）系统误差与偶然误差的性质、来源、减免方法及相互关系系统误差分为方法误差、仪器或试剂误差及操作误差。系统误差是由某些确定原因造成的，有固定的方向和大小，重复测定时重复出现，可通过与经典方法进行比较、校准仪器、作对照试验、空白试验及回收试验等方法，检查及减免系统误差。偶然误差是由某些偶然因素引起的，其方向和大小都不固定，因此，不能用加校正值的方法减免。但偶然误差的出现服从统计规律，因此，适当地增加平行测定次数，取平均值表示测定结果，可以减小偶然误差。二者的关系是，在消除系统误差的前提下，平行测定次数越多，偶然误差就越小，其平均值越接近于真值（或标准值）。 （3）有效数字保留、修约及运算规则保留有效数字位数的原则是，只允许在末位保留一位可疑数。有效数字位数反映了测量的准确程度，绝不能随意增加或减少。在计算一组准确度不等（有效数字位数不等）的数据前，应采用“四舍六入五留双”的规则将多余数字进行修约，再根据误差传递规律进行有效数字的运算。几个数据相加减时，和或差有效数字保留的位数，应以小数点后位数最少（绝对误差最大）的数据为依据；几个数据相乘除时，积或商有效数字保留的位数，应以相对误差最大（有效数字位数最少）的数据为准，即在运算过程中不应改变测量的准确度。 并不同意这一种说法,第一,按照当时项羽和刘邦两军兵力对比.项羽在解赵国之围后,收编了其他诸侯国的军队,兵力达到40万,而刘邦虽然占据了咸阳城,但是兵力只有10万,而且由刘邦军队把守着的函谷关已经被项羽攻破,可以讲,项羽消灭刘邦是指日可待.所以,鸿门宴,并不是唯一一次消灭刘邦的机会.第二,鸿门宴的出现的原因.由于当时项羽来到鸿门后,听到刘邦一个下属讲刘邦准备据关中为王,一怒之下便决定对刘邦发动一场军事行动,其实就是打击报复刘邦.但是由于项羽集团里面,一个人的出现,项伯.他和张良是老朋友.所以当他得知项羽要攻打刘邦时,连夜偷偷地跑到张良那里（当时张良跟随在刘邦的身边）,叫张良快跑.而张良,则和刘邦在项伯面前演了一出戏,让刘邦在项伯面前诉冤,并告诉项伯,刘邦很希望化解这段误会,自己亲自到鸿门向项羽赔罪.而项伯这个糊涂虫,回去后把刘邦的”冤“告诉了项羽,项羽一听心软了,居然取消了第二天对刘邦的军事行动,从而催生了鸿门宴.第三,鸿门宴上的刺杀行动.此次刺杀行动的主谋,便是项羽手下谋士范增,此事还得到项羽的默许.当刘邦一见到项羽时,便对项羽大拍马屁,让项羽的虚荣心和骄傲得到最大的满足,此时的项羽居然还对刘邦有一点点悔意,压根就没有想过要刺杀刘邦.在宴席上,范增频频发出暗号示意项羽杀死刘邦,但是项羽却“不忍心”杀掉刘邦,而在项伯和樊哙的掩护下,项羽对刘邦的“悔意”越加严重.最后刘邦丢下张良和二百多随从,只带着四员大将,在陈平的协助下偷偷地逃出项羽的军营,回到自己的驻地灞上,从而结束了鸿门宴.所以,鸿门宴对于刘邦集团而言,是化解项羽对他的一场迫在眉睫的军事行动,而采取的一种妥协的行为,在项伯,张良和樊哙的精彩演出下,这场戏演的非常成功.而对项羽 第二章 误差和分析数据处理 第一节 误差 一、系统误差 定义：由于某种确定的原因引起的误差，也称可测误差 二、偶然误差 定义：由一些不确定的偶然原因所引起的误差，也叫随机误差. 偶然误差的出现服从统计规律，呈正态分布。 三、过失误差 1、过失误差：由于操作人员粗心大意、过度疲劳、精神不集中等引起的。其表现是出现离 群值或异常值。 2、过失误差的判断——离群值的舍弃 在重复多次测试时，常会发现某一数据与平均值的偏差大于其他所有数据，这在统计学上称为离群值或异常值。 离群值的检验方法： （1）Q 检验法：该方法计算简单，但有时欠准确。 设有n 个数据，其递增的顺序为x 1,x 2,…,x n-1,x n ，其中x 1或x n 可能为离群值。 当测量数据不多（n=3~10）时，根据测定次数和要求的置信度，查表得到Q 表值；若Q >Q 表，则舍去可疑值，否则应保留。 （2）G 检验法：该方法计算较复杂，但比较准确。 若G > G 表，则舍去可疑值，否则应保留 第二节 测量值的准确度和精密度 一、准确度与误差 1.准确度:指测量结果与真值的接近程度，反映了测量的正确性，越接近准确度越高。 系统误差影响分析结果的准确度。 2.误差:准确度的高低可用误差来表示。误差有绝对误差和相对误差之分。 （1）绝对误差：测量值x 与真实值μ之差 （2）相对误差：绝对误差占真实值的百分比 二、精密度与偏差 1．精密度:平行测量值之间的相互接近程度，反映了测量的重现性，越接近精密度越高。 偶然误差影响分析结果的精密度。 2．偏差精密度的高低可用偏差来表示。 偏差的表示方法有 （1）绝对偏差 ：单次测量值与平均值之差:x x d i -= （2）平均偏差：绝对偏差绝对值的平均值n x -x d n 1 i i ∑== （3）相对平均偏差：平均偏差占平均值的百分比:100%x d ?= r d min max X -X X X Q 相邻 离群-=S X X G -= 离群 第五章 酸碱滴定法 1、离子的活度和活度系数 离子的活度是指其在化学反应中表现出来的有效浓度。由于溶液中离子间存在静电作用，它们的自由运动和反应活性因此受到影响，这样它们在反应中表现出来的浓度与实际浓度间存在一定差别。如果以i c 表示第i 种离子的平衡浓度，i a 表示活度。它们之间的关系可表示为i i i c a γ=，比例系数i γ称为i 的活度系数，它反映了实际溶液与理想溶液之间偏差的大小。对于强电解质溶液，当溶液的浓度极稀时，离子间距离变得相当大，以至于它们之间的作用力小至可以忽略不计。这时可将其视为理想溶液， 离子的活度系数可视为1，即i i c a =。对于稀溶液(< 0.11 -?L mol )中离子的活度系 数，可以采用德拜—休克尔公式来计算，即?? ? ? ?? +=-I a B I z i i &1512.0lg 2 γ，其中i z 为，i 离子的电荷数；B 是常数，25℃时为0.00328；a &为离子体积参数，约等于水化离子有效半径，以( ) m pm 12 10 -记，一些常见离子的a &值表列于下表；I 为溶液的离子强度。 当例子强度较小时，可不考虑水化离子的大小，活度系数可按德拜—休克尔公式的极限式计算，即I z i i 2512.0lg =-γ。离子强度与溶液中各种离子的浓度及所带的电荷 数有关，稀溶液的计算式为∑==n i i i z c I 1 2 21；溶液中中性分子的活度系数近似等于1。 离子的 &值 2、溶液中的酸碱反应与平衡常数 ⑴酸碱反应的种类 ① 溶剂分子之间的之子转移反应称为质子自递反应，其平衡常数叫做溶剂分子的质 子自递常数。 ② 酸碱溶质与溶剂分子之间的反应叫做酸碱的解离，其平衡常数叫做溶质的解离常 数。 ③ 酸碱中和反应的反应常数叫做酸碱反应常数。 ④ 水解反应。(碱越强，其共轭酸越弱；酸越强，其共轭碱越弱) ⑵用活度或同时用活度和浓度表示反应平衡常数。 假设溶液中的化学反应为+ -+=+HB A B HA 当反应物及生成物均以活度表示时，其平衡常数为HA A H B A a a a a K + --=ο ,ο K 称为活度常 数，又叫热力学常数，它的大小与温度有关。 各组分都用平衡浓度表示时，则[][][][] HA B A HB K c - + = ,c K 称为浓度常数，其大小不仅与 温度有关，还与溶液的离子强度有关。ο K 与c K 之间的关系为 [][][][] - + - + + -≈? =-= - + A H B c HA B A HB HA A H B A K HA B A HB a a a a K γγγγγγο 。 若+ HB 用活度表示，其他组分用浓度表示，则述反应的平衡常数表达式为 初中化学知识点总结 1、常见元素、原子图化合价口诀 正一氢锂钠钾银铵根；负一氟氯溴碘氢氧根；二价氧钙镁钡锌;三铝四硅五价磷;二三铁、二四碳,二四六硫都齐全;锰有二四六和七，铜汞二价最常见,单质为0永不变;酸根负，一价硝酸根,二价硫酸碳酸根，三价就是磷酸根。 一些常见元素、原子团(根）的化合价 2、初中常见物质的化学式 ) 白色沉淀:CａCO3、BaCO3、Mg（OH)2、Al(OH)3、Zn(OH)2、AgＣl、BaSO４(其中仅ＢaＳO４、AｇＣl是不溶于HNO3的白色沉淀)微溶于水：Cａ（OH)２、CａSO４、Aｇ2SO4 3、物质的学名、俗名及化学式 (1）金刚石、石墨:C （2)水银、汞:Hｇ (3)生石灰、氧化钙:CaO （4）干冰（固体二氧化碳）:CO2 （5)）盐酸、氢氯酸:HCｌ (6）亚硫酸：H２SO3 S （７)氢硫酸:H ２ （８）熟石灰、消石灰：Ca（ＯH）2 （９)苛性钠、火碱、烧碱：ＮaOＨ (1０)纯碱、苏打:Nａ2ＣO３碳酸钠晶体、纯碱晶体：Na2ＣO3?10H２O (11)碳酸氢钠、酸式碳酸钠、小苏打：NaＨCＯ３ （１２)胆矾、蓝矾、硫酸铜晶体：CuSO４?5Ｈ2O (13）铜绿、孔雀石:Cｕ２(OH)2CO3(分解生成三种氧化物的物质） (14)甲醇(有毒、误食造成失明甚至死亡):CＨ3OH (15)酒精、乙醇：Ｃ2H5OH (1６)醋酸、乙酸(具有酸的通性）ＣH3COOＨ(CＨ3CＯＯ—醋酸根离子） (17)氨气：NH3(碱性气体) （１8)氨水、一水合氨：NH3?H2Ｏ（为常见的碱，具有碱的通性,是一种不含金 属离子的碱） (１９)亚硝酸钠:NaNO2 (工业用盐、有毒) ４、常见物质的颜色 （1）固体物质颜色 A 、白色固体：氧化钙、氢氧化钙、碳酸钠、碳酸钙、氢氧化钠、五 氧化二磷、白磷、氧化镁、氯酸钾、氯化钾、氯化钠、 Ｂ、黄色固体：硫粉(S） C、红色固体：红磷（P）、氧化铁、铜（Ｃu）、氧化汞(ＨｇＯ) ．５H2O Ｄ、蓝色固体：胆矾CuSＯ ４ E、黑色固体：木炭、石墨、氧化铜、二氧化锰、四氧化三铁、铁粉、 F 、绿色固体:碱式碳酸铜Cu2(OＨ)2CＯ3、锰酸钾K2MnO4 G、紫黑色固体：高锰酸钾 H、无色固体：冰，干冰，金刚石 I 、银白色固体:银、铁、镁、铝、锌等金属。 [《无机及分析化学》教学总结]无机及分析化学知识点总结 本学期担任2015级生物技术及应用班的《无机及分析化学》教学工作，对学生经过近一学期的教学实践，取得了一定的成绩，当然也存在着一些不足之处，现作出总结，总结经验教训，继往开来，以促进教学工作更上一层楼。 一、认真备课 每一节课都做到“有备而来”，每堂课都在课前做好充分的准备，并结合课本内容和专业对口岗位，准备一些学生感兴趣的教学内容，课后及时对该课作出总结，写好教学后记，并认真按收集每课的知识要点，及时整改。 二、增强上课技能，提高教学质量 由于该班二分之一的学生都是文科生，对于高中化学不熟悉，这就需要把教材内容讲解得通俗化、生动化、幽默化，做到线索清晰，层次分明，言简意赅。我还将比较简单的章节让学生自学，自己做PPT并给大家讲，加强学生互动能力，让他们能够说出来。认真关注课堂，使课堂教学紧张有序地进行下去。解决学生提出的棘手问题时要灵活多样。 三、积极推进素质教育 目前的考试模式仍然比较传统，这决定了老师的教学模式要停留在应试教育的层次上，为此，我在教学工作中注重了学生能力的培养，把传授知识、技能和发展智力、能力结合起来，让学生的综合素质均能得到有效的发展和培养。 四、让学生准确掌握各章节的知识点 为了让学生尽快准确地记忆各章节的知识点，我每章节都做一次小结，明确告诉学生哪个知识点是教学重点，哪个是需要务必记住的，哪个是掌握了解就可以的，做到层析分明，让学习基础好能力强的学生掌握全部知识点，让学习基础差的学生掌握重点知识点。对于考试不能达到理想分数的学生，要求学生写出试卷分析，找到自己学习中的不足，改进学习方法，迎头赶上。 以上是近一学期的工作经验积累，当然也存在着一些不足之处，比如学生的成绩还不尽如人意，部分学生学习态度还不端正，学习劲头还不足，部分容易小富即安，不求上进，自我满足。这都需要在今后的工作中加以改进。 感谢您的阅读！ 分析化学知识点总结贴 分析化学是关于研究物质的组成、含量、结构和形态等化学信息的分析方法及理论的一门科学，是化学的一个重要分支。是鉴定物质中含有那些组分，及物质由什么组分组成，测定各种组分的相对含量，研究物质的分子结构或晶体。今天，就从分析化学的发展历史、分析方法、几大分析方法等几个角度介绍分析化学。 一、发展历史 第一个重要阶段 20世纪二三十年代，利用当时物理化学中的溶液化学平衡理论，动力学理论，如沉淀的生成和共沉淀现象，指示剂作用原理，滴定曲线和终点误差，催化反应和诱导反应，缓冲作用原理大大地丰富了分析化学的内容，并使分析化学向前迈进了一步. 第二个重要阶段 20世纪40 年代以后几十年，第二次世界大战前后，物理学和电子学的发展，促进了各种仪器分析方法的发展，改变了经典分析化学以化学分析为主的局面。 原子能技术发展，半导体技术的兴起，要求分析化学能提供各种灵敏准确而快速的分析方法，如，半导体材料，有的要求纯度达99.9999999%以上，在新形势推动下，分析化学达到了迅速发展。最显著的特点是：各种仪器分析方法和分离技术的广泛应用。 第三个重要阶段 自20世纪70年代以来，以计算机应用为主要标志的信息时代的到来，促使分析化学进入第三次变革时期。 由于生命科学、环境科学、新材料科学发展的需要，基础理论及测试手段的完善，现代分析化学完全可能为各种物质提供组成、含量、结构、分布、形态等 等全面的信息，使得微区分析、薄层分析、无损分析、瞬时追踪、在线监测及过程控制等过去的难题都迎刃而解。 分析化学广泛吸取了当代科学技术的最新成就，成为当代最富活力的学科之一。 二、分析方法的分类 1.按原理分： 化学分析:以物质的化学反应为基础的分析方法； 仪器分析:以物质的物理和物理化学性质为基础的分析方法； 光学分析方法：光谱法，非光谱法； 电化学分析法：伏安法，电导分析法等； 色谱法：液相色谱，气相色谱，毛细管电泳； 其他仪器方法：热分析； 2.按分析任务： 定性分析，定量分析，结构分析； 定量分析的操作步骤： ①取样； ②试样分解和分析试液的制备； ③分离及测定； ④分析结果的计算和评价； 3.按分析对象： 无机分析，有机分析，生物分析，环境分析等； 按试样用量及操作规模分： 常量、半微量、微量和超微量分析； 分析化学考研复习不完全攻略 2009-09-07 16:22 分析化学是化学四大学科之一，也是化学、化工、药学、检验等专业考研必考的专业课之一，其重要性不言而喻。但是，分析化学内容分散、范围广泛、理论晦涩、记忆内容多，历来是考研复习的老大难之一。 本文就结合笔者自己的心得，探索一下破解这些困难的途径。讨论重心主要在药学分析化学范畴，也可供分析化学专业或考分析化学的非分析专业考生参考。 一、准备 有的放矢，谋定后动。前期充足的准备可以为后期复习进程减少很多麻烦，提高复习的效率。我们要准备的材料包括：指定教材、历年真题、相关复习资料、习题集、笔记本与其他参考书。 指定教材。这是最重要的书，将伴随我们走完复习的全程。这本书一定要精读、细读，读明白，读透彻。可以毫不客气地说，三遍是最起码的要求。 历年真题与考试大纲。有些院校的真题对外公布，可以买到或从学校网站上下载，一定要认真研究。有些院校则不公布，此时指定教材及其配套习题集就成了唯一救命稻草。此外，有些名校或院所（如北大、清华、中山、中科大、中科院等）的真题做一下只有好处没坏处。如果有考试大纲，建议获取一份。 相关复习资料。有些是针对某些学校或某些教材编写并公开出版，有些则是高校的内部资料。 习题集。光看书和做真题远远不够，需要做一定量习题。建议使用与指定教材配套的习题集。有些相关复习资料中已经包含了大量习题，没必要再买习题集。笔记本。做笔记非常重要！越到复习后期,对笔记的依赖程度越高。 其他参考书。分析化学本质上是一门技术,它极端依赖其他学科（无机、物化、统计、原子物理）的基础理论.因此在复习过程中如果一些理论问题搞不明白, 就要去查阅相关学科的教材,即使仅将相关章节泛读一遍,也会令你豁然开朗。二、复习进程 一般进行三轮复习，时间从7月到次年1月。根据不同情况可以走更多轮次或安排更多时间。但建议第一轮复习花的时间稍多一些，第三轮复习控制在一个月左右。 第一轮复习：夯实基础，构建网络。把教材看完至少一遍，并且做一定量习题。第二轮复习：大量做题，模拟训练。整合知识，做真题或者一些较难、较综合的习题。 第三轮复习：最后冲刺，查漏补缺。以回顾基础知识为主，不再做太难的题目。 在正式开始复习之前，有必要回顾近年真题，确定考试大致范围和重点。再做一套带答案的试题，对自己的基础进行评估，根据自己的基础和试题的难度制定复习计划。 留出两份带答案的试题（如果真题带答案更好），每轮复习结束后作为自测并评分。 要重视网络的作用。像免费考研论坛、小蚂蚁、小木虫、丁香园等网站（论坛）都有大量的分析化学资料可供利用，还有许多高手聚集，是提高水平的好场所。 第二章 误差与分析数据处理 第一节 误差 一、系统误差 定义:由于某种确定的原因引起的误差,也称可测误差 二、偶然误差 定义:由一些不确定的偶然原因所引起的误差,也叫随机误差、 偶然误差的出现服从统计规律,呈正态分布。 三、过失误差 1、过失误差:由于操作人员粗心大意、过度疲劳、精神不集中等引起的。其表现就是出现离 群值或异常值。 2、过失误差的判断——离群值的舍弃 在重复多次测试时,常会发现某一数据与平均值的偏差大于其她所有数据,这在统计学上称为离群值或异常值。 离群值的检验方法: (1)Q 检验法:该方法计算简单,但有时欠准确。 设有n 个数据,其递增的顺序为x 1,x 2,…,x n-1,x n,其中x 1或x n 可能为离群值。 当测量数据不多(n=3~10)时,根据测定次数与要求的置信度,查表得到Q 表值;若Q >Q 表,则舍去可疑值,否则应保留。 (2)G 检验法:该方法计算较复杂,但比较准确。 若G > G 表,则舍去可疑值,否则应保留 第二节 测量值的准确度与精密度 一、准确度与误差 1、准确度:指测量结果与真值的接近程度,反映了测量的正确性,越接近准确度越高。 系统误差影响分析结果的准确度。 2、误差:准确度的高低可用误差来表示。误差有绝对误差与相对误差之分。 (1)绝对误差:测量值x 与真实值μ之差 (2)相对误差:绝对误差占真实值的百分比 二、精密度与偏差 1.精密度:平行测量值之间的相互接近程度,反映了测量的重现性,越接近精密度越高。 偶然误差影响分析结果的精密度。 2.偏差精密度的高低可用偏差来表示。 偏差的表示方法有 (1)绝对偏差 :单次测量值与平均值之差:x x d i -= (2)平均偏差:绝对偏差绝对值的平均值n x -x d n 1i i ∑== (3)相对平均偏差:平均偏差占平均值的百分比:100%x d ?=r d min max X -X X X Q 相邻离群-=S X X G -=离群 1.分析方法的分类 按原理分： 化学分析:以物质的化学反应为基础的分析方法 仪器分析:以物质的物理和物理化学性质为基础的分析方法 光学分析方法：光谱法，非光谱法 电化学分析法：伏安法，电导分析法等 色谱法：液相色谱，气相色谱，毛细管电泳 其他仪器方法：热分析 按分析任务：定性分析，定量分析，结构分析 按分析对象：无机分析，有机分析，生物分析，环境分析等 按试样用量及操作规模分： 常量、半微量、微量和超微量分析 按待测成分含量分： 常量分析(>1%), 微量分析(0.01-1%), 痕量分析(<0.01％) 2.定量分析的操作步骤 1) 取样 2) 试样分解和分析试液的制备 3) 分离及测定 4) 分析结果的计算和评价 3.滴定分析法对化学反应的要求 ?有确定的化学计量关系，反应按一定的反应方程式进行 ?反应要定量进行 ?反应速度较快 ?容易确定滴定终点 4.滴定方式 a.直接滴定法 b.间接滴定法 如Ca2+沉淀为CaC2O4，再用硫酸溶解，用KMnO4滴定C2O42-,间接测定Ca2+ c.返滴定法 如测定CaCO3,加入过量盐酸，多余盐酸用标准氢氧化钠溶液返滴 d.置换滴定法 络合滴定多用 5.基准物质和标准溶液 基准物质: 能用于直接配制和标定标准溶液的物质。 要求：试剂与化学组成一致；纯度高；稳定；摩尔质量大；滴定反应时无副反应。标准溶液: 已知准确浓度的试剂溶液。 配制方法有直接配制和标定两种。 6.试样的分解 分析方法分为干法分析（原子发射光谱的电弧激发）和湿法分析 试样的分解：注意被测组分的保护 常用方法：溶解法和熔融法 对有机试样,灰化法和湿式消化法 Ⅰ、化学用语 一、输记下列元素名称、符号： 1、O氧H氢N氮Cl氯C碳P磷S硫 2、K钾Ca钙Na钠Mg镁Al铝Zn锌Fe铁Cu铜Hg汞Ag银Mn锰Ba钡 二、熟记下列物质的化学式： 1、单质：H2氢气O2氧气N2氮气C碳P磷S硫Fe铁Cu铜Hg汞 2、化合物 （1）氧化物： H2O水CO2二氧化碳CO一氧化碳SO2二氧化硫SO3三氧化硫P2O5五氧化二磷Fe2O3氧化铁Fe3O4四氧化三铁CaO氧化钙MgO氧化镁CuO氧化铜ZnO氧化锌FeO氧化亚铁MnO2二氧化锰Na2O氧化钠 （2）酸： HCl盐酸H2SO4硫酸HNO3硝酸H3PO4磷酸H2CO3碳酸H2SO3亚硫酸 （3）碱： NaOH氢氧化钠KOH氢氧化钾Ca(OH)2氢氧化钙Ba(OH)2氢氧化钡Cu(OH)2氢氧化铜Fe(OH)3氢氧化铁Fe(OH)2氢氧化亚铁Al(OH)3氢氧化铝Mg(OH)2氢氧化镁 （4）盐： NaCl氯化钠Na2CO3碳酸钠ZnCl2氯化锌CaCl2氯化钙KCl氯化钾Na2SO4硫酸钠CuSO4硫酸铜AgCl氯化银FeCl3氯化铁FeCl2氯化亚铁AlCl3氯化铝FeSO4硫酸亚铁Fe2(SO4)3硫酸铁ZnSO4硫酸锌CaCO3碳酸钙BaCl2氯化钡BaSO4硫酸钡KClO3氯酸钾KMnO4高锰酸钾K2MnO4锰酸钾KNO3硝酸钾Cu(NO3)2硝酸铜Hg(NO3)2硝酸汞NH4Cl氯化铵NH4NO3硝酸铵(NH4)2SO4硫酸铵NH4HCO3碳酸氢铵NaHCO3碳酸氢钠Cu2(OH)2CO3碱式碳酸铜 （5）有机物： CH4甲烷C2H5OH乙醇（酒精）CH3OH甲醇CH3COOH乙酸（醋酸）CO(NH2)2尿素 三、熟记下列元素在化合物中的化合价： （1） +1 +1 +1 +1 +2 +2 +2 +2 +2 +3 +2 +3 H K Na Ag Ca Mg Zn Ba Cu Al Fe(FeO) Fe(Fe2O3) （2） -2 -1 -2 O Cl S （3） +1 -1 -1 -1 -1 -2 -2 -2 -2 -3 -1 NH4 OH NO3 ClO3 MnO4(KMnO4) MnO4(K2MnO4) CO3 SO4 SO3 PO4 HCO3 四、熟记下列化学方程式： （一）化合反应 1、木炭在氧气中燃烧：C+O2=点燃=CO2 2、硫在氧气中燃烧：S+O2=点燃=SO2 3、镁在空气中燃烧：2Mg+O2=点燃=2MgO 4、铁在氧气中燃烧：3Fe+2O2=点燃=Fe3O4 名词解释： 1.激发电位:原子将原子中的一个外层电子从基态激发至激发态所需要的能量称为激发电位 2.共振线：是指处在基态的原子吸收某些具有特定频率的入射光。这些荧光谱线中波长最长的一个称为共振线。 3.声色团：生色团是指分子中含有的，能对光辐射产生吸收、具有跃迁的不饱和基团及其相关的化学键。某些有机化合物分子中存在含有不饱和键的基团，能够在紫外及可见光区域内（200～800nm）产生吸收，且吸收系数较大，这种吸收具有波长选择性，吸收某种波长（颜色）的光，而不吸收另外波长（颜色）的光，从而使物质显现颜色，所以称为生色团，又称发色团 4.助色团：本身在200 nm以上不产生吸收，但其存在能增强生色团的生色能力（改变分子的吸收位置和增加吸收强度）的一类基团。 5.液接电位：在两种组成不同或浓度不同的溶液接触界面上，由于溶液中正负离子扩散通过界面的迁移率不相等，破坏界面上的电荷平衡，形成双电层，产生一个电位差。 二简答题： 1.原子吸收光谱仪的构造及各部分作用 1>原子吸收光谱仪主要由光源、原子化系统、分光系统和检测系统四部分组成> 2> (1)光源 光源的作用是辐射待测元素的特征谱线，以供吸收测定使用。 (2)原子化系统 原子化系统的作用是使试样中的待测元素转变成原子蒸气。 (3)分光系统 分光系统的作用是将待测元素的共振线与邻近谱线分开，从而获得原子吸收所需的尖锐共振线。 (4)检测系统 检测系统的作用是将单色器射出的光讯号转变成电信号后进行测定。 原子吸收光谱法对光源有什么要求? 对光源有下述要求： (1)能产生具有足够强度的待测元素共振线，以保证有足够的信噪比。 (2)能辐射锐线光谱，即发射线的半宽度比吸收线的半宽度要窄得多，以保证峰值吸收测量的准确性。 (3)辐射的光强度必须稳定且背景小。 第一部分 一．物质的组成、性质和分类： （一）掌握基本概念 1．分子 化学基本概念和基本理论 分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。 （1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒． （2）按组成分子的原子个数可分为： 单原子分子如：双原子分子如：多原子分子如：He、Ne、Ar、Kr O2、H2、HCl、NO H2O、P4、C6H12O6 2．原子 原子是化学变化中的最小微粒。确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。 （1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。 （2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。 3．离子 离子是指带电荷的原子或原子团。 （1）离子可分为： 阳离子：Li+、Na+、H+、NH + 4 阴离子：Cl–、O2–、OH–、SO 2– 4 （2）存在离子的物质： 离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4 ① ②③电解质溶液中：盐酸、NaOH 溶液金属晶体中：钠、铁、钾、铜 4．元素 元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同—类原子的总称。 （1）元素与物质、分子、原子的区别与联系：物质是由元素组成的（宏观看） 离子构成的（微观看）。 （2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）—同素异形体。 ；物质是由分子、原子或 （3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是： 5．同位素 O、Si、Al、Fe、Ca。 是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。 123 如H 有三种同位素：1H、1H、1H（氕、氘、氚）。 6．核素 核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。 （1）同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。 （2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同，因 而它们的化学性质几乎是相同的。 7．原子团 原子团是指多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团有几下几 2- 种类型：根（如SO4、O Hˉ、CH3COOˉ等）、官能团（有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团，如—OH、 —NO2 、—COOH等）、游离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团，如甲基游离基 8．基·CH3）。 化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团，或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩下的原子 实验一分析天平称量练习 1、用分析天平称量的方法有哪几种？固定称量法和递减称量法各有何优缺点？在什么情况下选用这两种方法？ 答：称量有三种方法：直接称量法，固定质量称量法，递减称量法。 固定质量称量法：此方法称量操作的速度很慢，适于称量不易吸潮，在空气中能稳定存在的粉末状或小颗粒（最小颗粒应小于0.1mg）样品，以便容易调节其质量。在直接配制标准溶液和试样分析时经常使用固定称量法。 递减称量法：此称量操作比较繁琐。主要用于称量过程中样品易吸水、易氧化或易与空气中的CO2发生反应的试样。 2、称量时,应每次将砝码和物体放在天平盘的中央，为什么? 因为是等臂天平.放在天平盘的中央,才能保证等臂,使称量准确. 3、使用称量瓶时，如何操作才能保证试样不致损失？ 答：将称量瓶取出，在接收器的上方，倾斜瓶身，用称量瓶盖轻敲瓶口上部使试样慢慢落入容器中。当顷出的试样接近所需量时，一边继续用瓶盖轻敲瓶口，一边逐渐将瓶身竖直，使粘附在瓶口上的试样全部进入称量瓶中，然后再盖好瓶盖，称量。 4、本实验中要求称量偏差不大于0.4mg, 为什么? 因为称量一次,绝对误差小于正负0.1mg的偏差，需要称量回收两次。 实验二滴定分析操作练习 1、配制NaOH溶液时，应选用何种天平称取试剂？为什么？ 感量为0.1g的台秤.因为是粗配溶液 2、HCI和NaOH溶液能直接配制准确浓度吗？为什么？ 不能.因浓HCI易挥发,浓度不确定. NaOH易吸收空气中的CO2和水分. 3、在滴定分析实验中，滴定管和移液管为何需用滴定剂和待移取的溶液润洗几次？锥形瓶是否也要用滴定剂润洗? (1)防止待移取的溶液浓度被稀释(2)润洗2~3次。（3）不能.相当于多加了滴定剂,在 滴定之前,这部分滴定剂已和待测物质发生了反应,影响分析结果的准确度 4、为什么用HCl滴定NaOH时采用甲基橙作为指示剂，而用NaOH滴定HCl溶液时却使用酚酞作为指示剂?. 答：甲基橙变色范围为pH 3.1~4.4 酚酞变色范围为pH 8.0~9.6. HCI→NaOH 指示剂:甲基橙黄→橙。摇动锥形瓶中的NaOH时, CO2影响大(PH≥5时),用甲基橙可有效消除CO2的影响.用酚酞指示剂,会多消耗NaOH,产生较大误差. 用NaOH →HCI, CO2影响小(滴定管液面与空气接触少),指示剂:酚酞由无色→红色,易观察;而甲基橙,由红色→黄色,难观察.滴定原则遵循由浅到深，便于观测。 实验三有机酸摩尔质量的测定 1、如果NaOH标准溶液在保存过程中吸收了空气中的二氧化碳，用此标准溶液滴定同一种Hcl溶液时，分别选用甲基橙和酚酞指示剂有何区别？为什么？ 答：如果以甲基橙为指示剂，刚开始的颜色是红色，终点是橙色，pH在3.1-4.4之间，盐酸 1.如果氢氧化钠标准溶液在保存过程中吸收了空气中的二氧化碳用此标准溶液滴定同一种盐酸溶液时可用甲基橙和酚酞为指示剂有何区别为什么 答：吸收二氧化碳,溶液中有碳酸钠. 如果以 甲基橙为指示剂 ,反应产物为氯化钠,应该没有影响. 如果以酚酞为指示剂 ,反应产物为碳酸氢钠,相当于有一部分氢氧化钠没有参与反应,消耗的氢氧化钙体积变大,结果偏大. 2.草酸,柠檬酸,酒石酸等有机多元酸能否用NaoH溶液滴定 答:看你要滴总酸还是分步滴定了.总酸肯定能滴,分步滴定的话要看这些酸的几个解离常数之间有没有差10的三次方以上. 能否作为酸碱滴定的基准物质 答:不行.Na2C2O4在水中溶解度很大,不易获得组分固定的晶体（都会带有数量不定的结晶水） 4.若以氢氧化钠溶液滴定盐酸溶液，属于那类滴定咋选择指示剂 答:酸碱滴定，指示剂可以选择酚酞，甲基橙，甲基红等。从实际操作的角度，一般选择甲基橙 5.测定醋酸含量时,所用的蒸馏水不能含二氧化碳,为什么 答:测定醋酸含量时,所用的蒸馏水不能含有二氧化碳,否则会溶于水中生成碳酸,将同时被滴定. 1. 在中和标准钙溶液中的盐酸时,能否用酚酞代替甲基红来指示为什么 答:不能。在缓冲剂NH3-NH4Cl环境下，pH=10，酚酞显红色，会干扰EBT由红色变为蓝色时的终点观察。而甲基红此时显黄色，可以被红色和蓝色掩盖，不会影响终点观察。2. 简述Mg—EDTA提高终点敏锐度的原理 答：这是因为：测定钙（镁）等离子时，常用铬黑T（EBT）作指示剂，而Ca2+与EBT的反应显色不如Mg2+与EBT的反应显色敏锐（变色易观察）。所以测定时，常加入Mg2+-EDTA，这样，在含Ca2+的溶液中加了Mg2+-EDTA后，由于Ca2+-EDTA的稳定性比Mg2+-EDTA强，所以，Mg2+-EDTA中的微量Mg2+能被Ca2＋取代出来，而Mg2+与铬黑T的稳定性又大于Ca2＋与铬黑T的，所以，最终是Mg2+与铬黑T显色了，终点时，就变成了Mg2+与铬黑T之间的变色了，更敏锐了。 3. 滴定为什么要在缓冲溶液中进行 答：控制PH，避免其他离子的影响，指示剂显色也与PH有关。 自来水硬度的测定 1. 本实验中最好采用哪种基准物质来标定EDTA，为什么 答：用碳酸钙，水硬度的分析是指水中钙镁的总量，基准物质与被测物质一致，相同的分析方法，相同的分析元素，所以造成的误差最少。 2.在测定水的硬度时,... 在测定水的硬度时,先于3个锥形瓶中加水样,再加NH3-NH4Cl缓冲液,三乙醇胺溶液,铬黑T 指示剂,然後用EDTA溶液滴定,结果会怎样 答:变兰 3.为什么要在稀热盐酸中且不断搅拌下逐滴加入沉淀剂沉淀BaSO4HCl假如太多有...答:硫酸钡是一种细晶形沉淀，要注意控制沉淀条件生成较大晶体的硫酸钡。因此必须在热稀盐酸中不断搅拌下沉淀同时要缓慢滴加沉淀剂和搅拌，减少硫酸钡沉淀中包藏的硫酸杂 学习资料 精品文档 1.共振吸收线：原子从基态激发到能量最低的激发态（第一激发态），产生的谱线。 2.分配系数K ：是在一定温度和压力下，达到分配平衡时，组分在固定相(s)与流动相(m)中的浓度(c)之比。K=C s /C m 3.分离度R ：是相邻两组分色谱峰保留时间之差与两色谱峰峰宽均值之比。 4.化学位移δ：由于屏蔽效应的存在，不同化学环境的氢核的共振频率（进动频率，吸收频率）不同，这种现象称为化学位移。 5.保留值：表示试样中各组分在色谱柱中停留的时间或将组分带出色谱柱所需流动相体积的数值。 6.直接电位法：是选择合适的指示电极与参比电极，浸入待测溶液中组分原电池，通过测量原电池的电动势，根据Nernst 方程直接求出待测组分活（浓）度的方法。 7.电极电位：金属与溶液之间的相界电位就是溶液中的电极电位。 8.离子选择电极（ISE ）,饱和甘汞电极（SCE ）,紫外-可见分光光度法（UV ），红外吸收光谱发（IR ），原子吸收分光光度法（AAS ），核磁共振波谱法（NMR ），质谱法（MS ），高效液相色谱法（HPLC ）， 9. 紫外可见光分光光度计：光源→单色器→吸收池 →检测器→信号指示系统，影响紫外－可见吸收光谱的因素：温度，溶剂，PH,时间。 10.化学位移标准物一般为四甲基硅烷（TMS ）,影响因素屏蔽效应和磁各向导性、氢键。 11.自旋偶合是核自旋产生的核磁矩间的相互干扰。 12.有机质谱中的离子：分子离子、碎片离子、同位素离子、亚稳离子。 13.色谱法：气相（GC ）,液相（LC ）,超临界（SFC ）,气固（GSC ）,气液（GLC ）,液固（LSC ）,液液（LLC ），柱（填充柱、毛细管柱、微填充柱），平面（纸、薄层TLC 、薄膜） 14.色谱法基本理论：热力学理论、塔板理论、动力学理论、速率理论。 15.评价柱效：塔板数和塔板高度。 16.气相色谱仪：气路系统、进样系统、色谱柱系统、检测和记录系统、控制系统 17.气相色谱检测器 FPD ）、热离子化（TID ），浓度：热导（TCD ）、电子捕获（ECD ） a ，热导检测器（TCD ）浓度型，原理：根据物质具有不同的热导系数原理制成。样品选择：几乎对所有物质都有响应，通用性好，如酒中水含量检测。 b ，氢火焰离子化检测器（FID ）原理：利用含碳有机物在氢火焰中燃烧产生离子，在外加的电场作用下，使离子形成电子流，根据离子流产生的电信号强度，检测被色谱柱分离的组分。样品选择：大多数含碳有机化合物，对无机物，水，永久性气体基本无影响。 c ，电子捕获检测器（ECD ）浓度型，原理：是一种放射性离子化检测器。样品选择：对有电负性物质的检测有很高灵敏度，特别是检测农药残余。 18.非极性键合相：十八烷基硅烷（ODS ） 19.高效色谱监测系统：浓度型：紫外（UVD ）、荧光（FD ） 20.在原子吸收分析中，干扰效应大致上有光学~、化学~、电离~、物理~、背景吸收干扰。 21.原子吸收分光光度法，定量方法：校正曲线法、标准加入法、内标法。 22.多普勒变宽是原子无规则运动，洛仑兹变宽是吸光原子与其他气体分子或原子间碰撞。 23.在其他条件不变的情况下，固定液增加1倍，样品的调整保留时间会增加1倍。 24.测定保留指数时，选择正构烷烃作为参比标准的依据是正构烷烃的调整保留值的对数与它们的碳原子数成线性关系。 25.在分配色谱中，被分离组分分子与固定也分子的性质越相近，则它们之间的作用力越大，该组分在柱中停留时间越长，越后流出色谱柱。 26.气液色谱法的流动相是气体，固定相在操作温度下是液体，组分与固定相间的作用机制 初中化学知识点总结 一基本概念： 1、化学变化：生成了其它物质的变 2、物理变化：没有生成其它物质的变化 3、物理性质：不需要发生化学变化就表现出来的性质 (如:颜色、状态、密度、气味、熔点、沸点、硬度、水溶性等) 4、化学性质：物质在化学变化中表现出来的性质 (如:可燃性、助燃性、氧化性、还原性、酸碱性、稳定性等) 5、纯净物：由一种物质组成 6、混合物：由两种或两种以上纯净物组成,各物质都保持原来的性质 7、元素：具有相同核电荷数(即质子数)的一类原子的总称 8、原子：是在化学变化中的最小粒子，在化学变化中不可再分 9、分子：是保持物质化学性质的最小粒子，在化学变化中可以再分 10、单质：由同种元素组成的纯净物 11、化合物：由不同种元素组成的纯净物 12、氧化物：由两种元素组成的化合物中,其中有一种元素是氧元素 13、化学式：用元素符号来表示物质组成的式子 14、相对原子质量：以一种碳原子的质量的1/12作为标准,其它原子的质量跟它比较所得的值 某原子的相对原子质量= 相对原子质量≈ 质子数 + 中子数 (因为原子的质量主要集中在原子核) 15、相对分子质量：化学式中各原子的相对原子质量的总和 16、离子：带有电荷的原子或原子团 17、原子的结构： 原子、离子的关系： 注：在离子里，核电荷数 = 质子数≠ 核外电子数 18、四种化学反应基本类型：（见文末具体总结） ①化合反应：由两种或两种以上物质生成一种物质的反应 如：A + B = AB ②分解反应：由一种物质生成两种或两种以上其它物质的反应 如：AB = A + B ③置换反应：由一种单质和一种化合物起反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应如： A + BC = AC + B ④复分解反应：由两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应如：AB + CD = AD + CB 19、还原反应：在反应中，含氧化合物的氧被夺去的反应(不属于化学的基本反应类型) 氧化反应：物质跟氧发生的化学反应(不属于化学的基本反应类型) 缓慢氧化：进行得很慢的,甚至不容易察觉的氧化反应 自燃：由缓慢氧化而引起的自发燃烧 20、催化剂：在化学变化里能改变其它物质的化学反应速率,而本身的质量和化学性在化学变化前后都没有变化的物质（注：2H2O2 === 2H2O + O2 ↑ 此反应MnO2是催化剂）21、质量守恒定律：参加化学反应的各物质的质量总和，等于反应后生成物质的质量总和。 （反应的前后，原子的数目、种类、质量都不变；元素的种类也不变） 22、溶液：一种或几种物质分散到另一种物质里，形成均一的、稳定的混合物 溶液的组成：溶剂和溶质。（溶质可以是固体、液体或气体；固、气溶于液体时，固、气是溶质，液体是溶剂；两种液体互相溶解时，量多的一种是溶剂，量少的是溶质；当溶液中有水存在时，不论水的量有多少，我们习惯上都把水当成溶剂，其它为溶质。） 23、固体溶解度：在一定温度下，某固态物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，就叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度 25、酸性氧化物（属于非金属氧化物）：凡能跟碱起反应，生成盐和水的氧化物 碱性氧化物（属于金属氧化物）：凡能跟酸起反应，生成盐和水的氧化物 26、结晶水合物：含有结晶水的物质（如：Na2CO3 .10H2O、CuSO4 . 5H2O） 27、潮解：某物质能吸收空气里的水分而变潮的现象 风化：结晶水合物在常温下放在干燥的空气里， 能逐渐失去结晶水而成为粉末的现象 28、燃烧：可燃物跟氧气发生的一种发光发热的剧烈的氧化反应 燃烧的条件：①可燃物；②氧气(或空气)；③可燃物的温度要达到着火点。 初中化学知识点归纳总结 对于书写化学方程式的知识点内容，同学们认真学习下面的讲解。 书写化学方程式 ①依据：质量守恒定律：参加化学反应的各物质质量总和,等于反应后生成的各物质质量总和。 （在一切化学反应中，反应前后元素的种类、原子的种类、各类原子的数目和原子的质量都不变） ②书写化学方程式的步骤： 化学式写正确，方程式要配平，条箭头要标明。③遵守二原则：一是以客观事实为基础，不能随便臆造化学反应和化学式； 二是遵守质量守恒定律，等号两边的各种原子数目必须相等通过上面对书写化学方程式知识点的总结学习，希望同学们对上面的知识能很好的掌握，相信同学们一定会学习的很好的。 实验室制取气体的思路 （1）发生装置：由反应物状态及反应条决定： 反应物是固体，需加热，制气体时则用高锰酸钾制O2的发生装置。 反应物是固体与液体，不需要加热，制气体时则用制H2的发生装置。 （2）收集方法：气体的密度及溶解性决定： 难溶于水用排水法收集 CO只能用排水法 密度比空气大用向上排空气法 CO2只能用向上排空气法 密度比空气小用向下排空气法 影响燃烧现象的因素 影响燃烧现象的因素：可燃物的性质、氧气的浓度、与氧气的接触面积 使燃料充分燃烧的两个条： （1）要有足够多的空气 （2）燃料与空气有足够大的接触面积。 爆炸：可燃物在有限的空间内急速燃烧，气体体积迅速膨胀而引起爆炸。 一切可燃性气体、可燃性液体的蒸气、可燃性粉尘与空气（或氧气）的混合物遇火种均有可能发生爆炸。 三大化石燃料 三大化石燃料：煤、石油、天然气（混合物、均为不可再生能源） （1）煤：“工业的粮食”（主要含碳元素）； 煤燃烧排放的污染物：SO2、NO2（引起酸雨）、CO、烟尘等（2）石油：“工业的血液”（主要含碳、氢元素）； 汽车尾气中污染物：CO、未燃烧的碳氢化合物、氮的氧化物、含铅化合物和烟尘分析化学课程知识点总结
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