无机及分析化学总复习
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无机及分析化学超详细复习知识点(大一,老师整理)
无机及分析化学超详细复习知识点(大一,老师整理)第一章化学基本概念和理论1. 物质和化学变化物质：具有质量和体积的实体。
化学变化：物质发生变化，新的物质。
2. 物质的组成和结构元素：由同种原子组成的物质。
原子：物质的基本单位，由原子核和核外电子组成。
3. 化学键和分子间作用力化学键：原子之间通过共享或转移电子而形成的连接。
分子间作用力：分子之间的相互作用力，包括范德华力、氢键等。
4. 化学反应化学反应方程式：表示化学反应过程的方程式。
化学反应速率：单位时间内反应物的浓度变化。
化学平衡：反应物和物浓度不再发生变化的状态。
5. 氧化还原反应氧化：物质失去电子的过程。
还原：物质获得电子的过程。
氧化还原反应：同时发生氧化和还原的反应。
6. 酸碱反应酸：能够释放H+离子的物质。
碱：能够释放OH离子的物质。
中和反应：酸和碱反应盐和水。
7. 溶液溶质：溶解在溶剂中的物质。
溶剂：能够溶解溶质的物质。
溶液的浓度：单位体积或单位质量溶剂中溶解的溶质的量。
8. 化学平衡常数的计算平衡常数：表示化学反应平衡状态的常数。
计算方法：根据反应物和物的浓度计算平衡常数。
9. 氧化还原反应的平衡电极电位：表示氧化还原反应进行方向的电位。
计算方法：根据电极电位计算氧化还原反应的平衡常数。
10. 酸碱反应的平衡pH值：表示溶液酸碱性的指标。
计算方法：根据酸碱的浓度计算pH值。
11. 溶液的酸碱滴定滴定：通过滴加已知浓度的溶液来确定未知溶液的浓度。
计算方法：根据滴定反应的化学方程式和滴定数据计算未知溶液的浓度。
12. 气体定律波义耳定律：在一定温度下，气体的压力与体积成反比。
查理定律：在一定压力下，气体的体积与温度成正比。
阿伏伽德罗定律：在一定温度和压力下，等体积的气体含有相同数量的分子。
13. 气体混合物的计算分压定律：气体混合物中每种气体的分压与该气体在混合物中的摩尔分数成正比。
计算方法：根据分压定律计算气体混合物中每种气体的分压和摩尔分数。
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条件电势——影响氧化还原反应的因
素；对于一般反应： aOx + ne ←→b Re d
ϕ
=
ϕ
θ
'
(Ox/Red)
−
2.303RT nF
lg
c(Red)b c(Ox)a
= ϕθ ' (Ox/Red)
氧化还原滴定终点的确定及计量点电势的计
算高；锰酸钾：自身指示剂；淀 粉：特殊指示剂；二苯胺磺 酸钠：氧化还原指示剂， φ=φ±0.059/n。
滴定pH范围的计算——最低和最高酸度
配位滴定干扰的消除以及配位滴定的应用 。
有关实验——配位滴定（EDTA的标定、水硬度的测
定）
1硬度单位表示十万份水中含1份CaO克数
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第九章 氧化还原与电化学
氧化还原反应方程式的配平——离子-电子法 原电池的半反应书写以及原电池符号的表示方法 (-)……‖……(+) 标准电极电势以及Nernst方程式 影响电极电势的因素：浓度、 pH值、沉淀的生成、 配合物的生成等
aOx+ne ←→ bRed
ϕ
= ϕθ
−
RT nF
ln
[Red]b [Ox]a
= ϕθ
−
2.303RT nF
lg
[Red]b [Ox]a
E = Eθ − 2.303RT lg Q
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nF
电极电势的应用：判断物质的氧化性与还原性的强
弱、氧化还原反应进行的方向与限度、求平衡常数、
选择合适的氧化剂和还原剂
b. 对于多元酸（或多元碱），当cKa1θ （或cKb1θ）≥10-8 ，且 Ka1θ /Ka2θ≥104（或Kb1θ /Kb2θ≥104）时，可以准确滴定第一步电离的氢离子 （或氢氧根离子）；若cKa1θ （或cKb1θ）≥10-8 ， cKa2θ （或cKb2θ） ≥10-8 ，且 Ka1θ /Ka2θ≥104（或Kb1θ /Kb2θ≥104）时，则有两个滴定突 跃；
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• 溶液的依数性：
。
• 应用：测定分子量
• 胶团的结构
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第二章 化学反应速率与限度
• 化学平衡及特征； • 如何正确书写化学平衡常数表达式； • 多重平衡规则； • 化学平衡的移动； • 化学平衡移动原理。
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第四章 物质结构简介
• 概念:波粒二象性、原子轨道、波函数、四个 量子数、屏蔽效应、钻穿效应、杂化轨道
酸碱滴定、沉淀 滴定、配位滴定 的突跃范围随滴 定剂和被测物浓 度增加而变大。
滴定突跃的大小与两电对的差值大小有关△φ↑，突 跃 点 一↑。方。对。对nn1≠1n=2n的2反的应反，应计，量计点量电点位电偏位向恰n好较处大于的突电跃对中
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应用：
• 酸碱标准溶液的配制与标定 基准物
• 混合碱的测定
计量关系：
3.返滴定法中
1Cr2O72- ~ 6 l- ~3 I2~ 6S2O32-
n(K2Cr2O7) = 1/6 n(Na2S2O3)
n(B)n(A0)n(A余)
b
a
滴定度 TB/A= (b / a ) ·CA ·MB ·10-3
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第七章 酸碱平衡与酸碱滴定法
• 1.酸碱平衡
• 概念：酸、碱、酸碱质子理论、电离度、同离子 效应、盐效应、稀释定律、质子条件式
（1）平衡常数对滴定曲线突跃范围的影响
Ka越小， 突跃越小；
K ‘MY 越大， 突跃越大
沉淀反应 的KSP越 小，突跃 越大。
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配位滴定中 pH对突跃范 围的影响。
氧化还原滴定影响电位突跃的
主要因素是条件平衡常数K’， 而决定K’大小的主要因素是两
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7、浓度的表示方法
a. 物质的量浓度（cB）：单位体积溶液中所含B物质的 物质的量。单位为mol/L
b. 质量分数(B ): 物质B的质量分数B是物质B的质量与
混合物的质量之比；
c. 体积分数(B)：物质B的体积分数,是物质B的体积与混
合物的体积之比。
d. 体积比B（稀释比）：物质B的体积比，是指物质B的
酸：凡是给出质子的物质是酸； 碱：凡是接受质子的物质是碱。 两性物质：即能给出质子，又能接受质子的物质。
2、酸碱反应的实质
酸碱间质子的传递，是两个共轭酸碱对共同作用的 结果。
3、Ka、Kb的含义及相互关系
含义：酸（碱）在水中给出（接受）质子的能力的强弱。 即酸（碱）的离解常数，表示酸（碱）的强弱。
关系： K a K bK w p K a p K b p K w
2．简述系统误差的性质及其产生的原因。
答：系统误差的性质： （1）单向性；（2）重现性；（3）可测性。
系统误差产生的原因有： （1）方法误差 它是由于分析方法本身不够完善而 引入的误差。 （2）仪器误差 它是由于所用的仪器本身的缺陷或 未经校准造成的。 （3）试剂误差 它是由于实验时所用的试剂或蒸馏水 不纯，含有微量的待测组分或对测定 有干扰的杂质所引起的误差。 （4）主观误差 它是由于操作人员主观原因造成的误 差。
测定。 随机误差不能完全消除，但可通过多次平行测定取 平均值的方法来减小随机误差。
5、有效数字位数及运算 6、 滴定分析
标准滴定溶液：已知准确浓度的溶液。 滴定： 将标准滴定溶液（滴定剂）滴加到被测物
试液中的过程。 化学计量点：标准滴定溶液与被测组分按一定化学反
应定量完全作用的一点。或反应物间计 量相当的那一点。 滴定终点：滴定过程中，指示剂颜色转变点。即停止 滴定的点，或指示剂变色的点。 终点误差：由滴定终点与化学计量点不一致造成的误 差。
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c( H2 A) δ H2 A = = c
1 1+
θ Ka1
c( H )
+
+
c2 ( H + )
θ θ Ka1 Ka2
c2 ( H + ) = 2 + θ θ θ c ( H ) + c( H + )Ka1 + Ka1 ⋅ Ka2
δ HA
δA
−
θ c( H + ) ⋅ Ka1 c( HA− ) = = 2 + θ θ θ c c ( H ) + c( H + )Ka1 + Ka1 ⋅ Ka2
θ θ Ka1 ⋅ Ka2 c( A2− ) = = 2 + θ θ θ c c ( H ) + c( H + )Ka1 + Ka1 ⋅ Ka2
2−
酸碱溶液的pH值计算 酸碱溶液的pH值计算 溶液举例 类型 HAc 一元弱酸 NaAc 一元弱碱 HAcHAc-NaAc 缓冲溶液 NaHCO3 两 NaH2PO4 性 Na2HPO4 物 质 Na3PO4 多元弱碱 H2CO3 多元弱酸
AB AB2 A2B AB3
θ =c（A+） Ksp =c（A+）c（B-）
θ Ksp=c（A+）{c（B-）}2 =c（A+）{c（
s s 2s s
s 2s s 3s
θ Ksp
θ Ksp=4s3,
θ s= 3 Ksp / 4
θ ={c（A+） Ksp ={c（A+）}2c（B-）
θ Ksp=4s3
滴定度T 滴定度TA / B 滴定曲线 滴定突跃 四种滴定方式
每毫升标准溶液相当于被测物质的质量
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第七章
1、原子结构 （四个量子数 、多电子原子中的电子排布、 原子的电子构型与元素周期表，元素性质 的周期变化规律 ） 2、分子结构 （价键理论及共价键类型，杂化轨道理论、 杂化轨道的类型与分子构型的关系 ） 3、分子间作用力 （分子的极性、分子间作用力、氢键 ）
典型例题
1、分子中的化学键为极性键，则分子一定为极性分子。（错） 2、色散力是永远存在于分子间的一种分子间作用力。 （对） 3、氢键是有方向性和饱和性的一类化学键。 （错） 4、共价键具有方向性和饱和性 的特性。 5、H2O具有比H2S更高的沸点则是由于H2O分子间存在着氢键。 6、屏蔽效应使外层电子的能量增大；钻穿效应使外层电子的能量 降低。 7、NH3分子中心原子N的杂化轨道类型为 sp3不等性杂化 ，空间 构型为三角锥 。
第六章
1、电极电势 （原电池、标准电极电势、电池电动势、影响电极电 位的因素 —能斯特方程 ） 2、电极电势的应用 （计算电池电动势、比较氧化剂和还原剂的强弱，判 断氧化还原反应的方向，确定反应的平衡常数Ko， 选择氧化剂还原剂） 3、氧化还原滴定法 （滴定曲线、指示剂、高锰酸钾法、碘量法）
典型例题
第四章
1、酸碱平衡及酸碱溶液pH的计算 （酸碱质子理论 、同离子效应和盐效应与解离 度、一元弱酸及一元弱碱pH的计算 、缓冲溶 液pH的计算 ） 2、酸碱滴定法及其应用 （酸碱滴定曲线、指示剂的选择、影响滴定突 跃的因素或准确滴定的判据、盐酸及氢氧化 钠标准溶液的标定、基准物质 ）
典型例题
1、弱酸溶液越稀，其离解度就越大。 （对） 2、总浓度一定时，缓冲比越大，缓冲溶液的缓冲容量越大。 （错） 3、根据酸碱质子理论，酸与碱之间存在共轭关系，则强碱的共 轭酸必定也是强酸。 （错） 4、强碱滴定强酸（酸碱浓度均为0.1000 mol· -1）时，酚酞、甲 L 基橙都是合适的指示剂 （对） 5、对于难溶化合物，可以直接用它们的溶度积常数大小来比较 它们的溶解度大小。 （错）
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N：1s2 2s2 2p3 Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
•半满全满规则：
当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。
Z 24 Cr： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
2 2 6 2 6 5
1
Ar3d 4s
5
1
Z 29 Cu：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
[（SiO2)m • n HSiO3- • (n-x) H+]x- • x H+
胶粒带电，胶团不带电 （电中性）
第二章 化学反应速率
1、熵(S)：是反映体系内部质点运动 混乱程度的物理量。热力学第三定律： T = 0K时，纯净物质的完美晶体的熵 值为零，表示为S。= 0.
2、 自由能
定义：等温等压下，体系中可作有用 功的能量称为自由能(自由焓)，符号G ， G = H －TS，自由能是体系的状态函数。
第四章 物质结构
1、四个量子数的意义和取值
2、 核外电子排布
核外电子分布三规则： • 最低能量原理 电子在核外排列应尽先分布在低能级轨 道上, 使整个原子系统能量最 低。
• Pauli不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式 相反的电子。
• Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽 可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。
当KI过量时，胶粒带负电荷 ，胶团结构如下：
[(AgI )m • n I- • (n - x ) K+] x- • x K+ Fe(OH)3溶胶： { [ Fe (OH)3]m • n FeO+ • (n - x) Cl-}x+ • xClAs2S3溶胶：
无机及分析化学复习
无机及分析化学第一章：1、 溶液浓度表示c B ，b B 等表示及x B ，w B 。
2、反应进度ξ = 1mol (必须有相应计量方程式)，当反应完全时：n B =a b n A 否则，∆n B = a b ∆n A3、稀溶液的通性拉乌尔定律—— 难挥发、非电解质、稀溶液，△p = p o ·χB ， p = p o ×χA 。
溶液沸点的升高和疑固点下降——△T b = K b ×b B △T f ＝K f ×b B 溶液的渗透压（П）—— П×V = n B ×R ×T 即 П= c B ×R ×T ，应用求分子量，注意：其他电解质的定性比较。
4、胶体溶液，胶团的结构： {（AgI ）m · nI -· （n-x ）K +}x-·xK +，带电性及有关性质。
5、高分子溶液，属真溶液，胶体分散系，有一些胶粒性质，是热力学稳定体系。
溶液的盐析作用，表面活性剂（油水乳液）等。
第二章：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 。
2、热化学，Q V = ∆U - W = ∆U ，Q p = H 2 -H 1 = ∆H ，⇒ 盖斯定律。
3、∆ f H m 的定义，∆ r H m =∑Bν B ∆f H m (B)(可以用298.15K 近似计算)。
4、熵（S ）——混乱度的量度，热力学第三定律即S *( 0 K ) = 0 ，标准摩尔熵S m (B,T )，∆ r S m =∑Bν B S m (B) (可以用298.15K 近似计算)注意：单质S m (B,T )不为零，而∆ f H m ，∆ f G m 及（H +,aq ）的人为规定值为零5、∆ r G m = ∑Bν B ∆ f G m (B) ，是T 的函数不在298.15K 时，∆ r G m = ∆ r H m - T ∆ r S m ，计算时注意S 的单位。
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A
H
Ka c( A ) c( A ) c c ( HA ) c ( A ) c ( H ) K a
2A
c ( H 2 A) c
1 1
K a1
c( H )
K a1 K a 2
c2(H )
c2(H ) 2 c ( H ) c ( H ) K a1 K a1 K a 2
HA
A
c ( H ) K a1 c ( HA ) 2 c c ( H ) c ( H ) K a1 K a1 K a 2
2
c( A ) 2 c c ( H ) c ( H ) K a1 K a1 K a 2
第三章 定量分析基础
1.准确度(误差)和精密度(偏差)及其关系 精密度是保证准确度的先决条件; 精密度高不一定准确度高;而欲得高准确度， 必须有高精密度。 两者的差别主要是由于系统误差的存在，因 为系统误差只影响准确度而不影响精密度 (单向、恒定)
系统误差与偶然误差的特点
系统误差
重现性 单向性 可测性 方法误差 仪器误差 试剂误差 操作误差⑤个人误差 大小、正负不固定 不可测 符合正态分布规律 可消除
三、双指示剂法测定混合碱的计算。
(1) NaOH, NaHCO3, Na2CO3系统 (2) NaOH, Na3PO4 Na2HPO4, NaH2PO4系统
未知成分混合碱的测定（定性判据）
设已知一混合碱可能含有NaOH或NaHCO3 或Na2CO3 或是几种物 质的可能混合物，试分析其百分含量。 取一份试样以双指示剂法连续滴定
莫尔法：K2CrO4作指示剂(直接法:测定Cl- 或 Br-)
4.银量法
佛尔哈德法：铁铵矾作指示剂(直接法：测Ag+； 返滴定法：用于测Cl- ,Br- ,I- ) 法扬司法：吸附指示剂（不同指示剂测定不同离子）
5-14．一溶液中含有Fe3+和Fe2+离子 ，它们的浓度都是 0.05molL1。如果要求Fe(OH)3沉淀完全而Fe2+离子不生 成Fe(OH)2沉淀，问溶液的pH应控制为何值? 解： Fe(OH)3沉淀完全时的pH c(OH) = [Ksp(Fe(OH)3)/c(Fe3+)]1/3= (41038/1.0106)1/3 = 31011(molL1) pH = 3.5 不生成Fe(OH)2沉淀时的pH c(OH) = [Ksp(Fe(OH)2)/c(Fe2+)]1/2= (8.01016/0.05)1/2 = 1107 (molL1) pH = 7.1 所以应控制 3.5 < pH < 7.1
第六章 氧化还原平衡与氧化还原滴定
一、氧化还原平衡
1. 氧化值；
2. 原电池： 电池符号 电极电势与电池电动势 0.0592 c (氧化型) θ 3. Nernst方程 E = E + lg n c (还原型)
4.原电池的表示方法：
5.氧化还原反应的方向和限度
E＞0 时 r Gm ＜0，反应自发进行；
2
K a1 K a 2
酸碱溶液的pH值计算 溶液举例 类型 HAc 一元弱酸 NaAc 一元弱碱 HAc-NaAc 缓冲溶液 NaHCO3 两 NaH2PO4 性 Na2HPO4 物 质 Na3PO4 多元弱碱 H2CO3 多元弱酸
公式(最简式)
（3）缓冲溶液配制时酸碱对的选择 缓冲容量 pH = pKa + lg(cb /ca) pH = 14 - pKb - lg(ca/cb)
2. 弱酸溶液中各型体的分布及分布曲线特征
HA
c ( HA ) c( A ) c c ( HA ) c ( A ) 1 c( H ) Ka c( H ) K a 1 c( H )
θ θ [ H + ] = K a1 K a2 θ θ [ H + ] = K a1 K a2
θ θ [ H + ] = K a2 K a3
二、酸碱滴定法
（一）概念
保留四位有效数字 标准溶液 化学计量点 直接法配制标准溶液或标定溶液浓度 滴定终点 (组成、纯度、稳定、摩尔质量上的要求) 基准物质
滴定度TA / B 滴定曲线 滴定突跃 四种滴定方式
加减法
乘除法
按照小数点后位数最少的那个数(绝对误差最大)来 保留计算结果的小数点后位数 计算结果的有效数字位数=各数中有效数字位数最 少的那个数（相对误差最大）
7滴定分析对化学反应的要求
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定 一、酸碱平衡
1.酸碱的电离平衡: 酸碱质子理论 (1)共轭酸碱对判断，共轭酸碱对Ka及Kb的关系。 （2）PBE的书写
②间接碘量法：利用I-的还原性测氧化性物质。
方法原理 滴定条件 指示剂
标准溶液的配制，和标定。 能否直接配制标准溶液
第七章 物质结构基础
1. s p d 原子轨道和电子云的角度分布图 2. 四个量子数: 电子的运动状态由四个量子数(n, l, m, si )所 描述，包括能量、轨道形状和空间取向、电子的自旋状态。 (四个量子数的取值) 主量子数 n 轨道角动量量子数 l 磁量子数 m
4.平均值的置信区间:
x
ts n
6.有效数字：定义、修约规则、运算规则 。
有效数字位数
从左起第一位不为零的数字开始到最后一位数。 pH, pM,lgK 等对数数值, 有效数字位数为小数点后的位数. 首位有效数字≧8时，有效数字位数可多算一位。
“四舍六入五留双” 当尾数≤4时则舍，尾数≥6时则入。 当尾数=5而“5”后面还有不全部是零的任何数时，皆入。 尾数=5而“5”后面的数字全部为0时，若“5”前面的数字 为偶数则舍，如为奇数则入。 有效数字运算原则
NaOH Na2CO3或
H+ 酚酞 V1
3
NaHCO3
H2O HCO3-
H+ 甲基 橙V2
H2CO3
NaHCO3
1
NaOH
HCO34
2
Na2CO3
5
2 总
NaOH-Na2CO3 注： V2CO3-NaHCO3 Na 不是V
V1 > 0 V2 = 0
V1 > 0 V2 > 0
V1 = V2
V1 = 0 V2 > 0
K sp=c（A+）{c（B-）}3
K sp=27s4
s= 4 K sp / 27
3. 溶度积规则（原理）：
AmBn（s） mAn+（aq） + nBm-（aq）
任何情况下，离子浓度幂的乘积为离子积，则存在着如下关系 ： ＜ 为不饱和溶液，无沉淀析出或沉淀溶解 Q = 为饱和溶液，达动态平衡 K sp 为过饱和溶液，有沉淀生成 ＞ 以上规则就是溶度积规则，它是难溶电解质多相离子平衡移动规 律的总结。据此可控制离子浓度，使之产生沉淀或使沉淀溶解。
V1 > 0 V2 > 0
V1 > V2
V1 > 0 V2 > 0
V1 < V2
4-29．称取混合碱试样0.8983g，加酚酞指示剂，用0.2896 molL1HCl溶液滴定至终点，计耗去酸溶液31.45ml。再加甲 基橙指示剂，滴定至终点，又耗去24.10ml酸。求试样中各组 分的质量分数。
第五章 沉淀溶解平衡与沉淀滴定法
1. 沉淀溶解平衡
溶度积Ksp 溶解度的求算 同离子效应 盐效应 沉淀的生成 分步沉淀 沉淀的溶解 沉淀的转化
使溶解度减小 使溶解度增大
2. K sp与s的关系如下
难溶电 解质类 型 平衡时的浓度
K sp 的表达式 K sp 与s之间的关系
C（A） c（B）
6. 电极电势的应用☆
(1)原电池正负极的判断及电动势的计算 (2)判断氧化还原反应的方向和次序 (3)判断氧化还原反应的限度
二、氧化还原滴定法及结果计算
1. 氧化还原滴定曲线计算 (电极电势)☆ （1）计量点前——根据被滴定电对计算 （2）化学计量点
θ 1 θ 2
n1 E + n2 E E sp = n1 + n2
E＜0时 r Gm ＞0，反应非自发进行。
所以除了 r Gm外，E值也能作为反应自发性的判据。
n[ E ） E ）] n[ E（氧化剂） E（还原剂） nFE nE ] （ （ lg K 2.303 RT 0.0592 0.0592 0.0592
偶然误差
可减小
多次测量求平均值
3.可疑值的检验； Q检验法——根据统计量Q进行判断（适用 3~10次测定）
步骤：①将数据按从小到大的顺序排列为： x1 ， x2 ，…， xn-1，xn 可疑值 - 邻近值 ②计算出统计量Q：Q 最大值 - 最小值 ③根据测定次数和要求的置信度由Q值表查得Q表 ④再以计算值与表值相比较，若Q算Q表，则该值 需舍去，否则必须保留。
自旋角动量子数si
3. 核外电子排布的一般原则: 能量最低原理 泡利不相容原理 洪特规则
4. 多电子原子中的电子排布：1s2 <2s2 <2p6< 3s2< 3p6< 4s2< 3d10< 4p6< 5s2< 4d10< 5p6< 6s2< 4f14< 5d10< 6p6< 7s2< 5f14< 6d10< 7p6… 轨道能量取决于主量子数和角量子数 5. 元素分区、族 各族的价层电子构型 6. 元素周期律 元素性质的周期性变化：原子半径 电离能 电子亲和能 电负性