无机分析化学基础知识

第一章：溶液和胶体1、溶液浓度表示c B，b B等表示及x B，w B。

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 = p o·χB，p =p o×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——△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。

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。

∆U = Q + W热力学第一定律，标准态 。

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Q V= ∆U- W = ∆U ，恒压反应热：Q p = H2 -H1 = ∆H，⇒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、∆ f H m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νB∆f H m(B)(可以用298.15K近似计应热称为该物质的标准摩尔生成焓，∆r H m = ∑B算)。

4、∆c H m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νB∆c H m(B)(可以用298.15K近似计算)。

质的标准摩尔燃烧焓。

∆r H m = -∑BCO2（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 m (B,T )，∆ r S m =∑Bν B S m (B) (可以用298.15K 近似计算)注意：参考状态单质S m (B,T )不为零，而∆ f H m ，∆ f G m 及（H +,aq ）的人为规定值为零6、∆ r G m =∑B ν 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。

根据∆ r H m ，∆ r S m 的正负、温度的影响可分四种情况。

7、平衡概念， K p ，K c 有单位，K （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，∆ r G m = -RT ln K + RT ln Q ⇒ 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。

∆ r G m = -2.303RTlg K ∆ r G m = ∆ r H m - T ∆ r S m10、质量作用定律：v = k c A x c B 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 -a E /RT ，ln 12k k = -a 2111E R T T ⎛⎫- ⎪⎝⎭⇒ E a ，A ⇒ T 3、k 3 。

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、ψ函数与量子数的概念（n 、l 、m 、s i ）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s i 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，Y 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σ对称性，C2轴反对称即π对称性。

σ键——“头碰头”，π——“肩并肩”，如两原子间有三键则为一σ键，两π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（x T）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E a和相对误差E r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，Θa K ⨯Θb K =θW K 2、 质子平衡式：原则是得与失质子相等。

如：NH 4HCO 3水溶液系统中、参考组分为：NH 4+ ，HCO 3- ，H 2O[NH 3] ＋ [CO 32-] ＋ [OH -] = [H 3O +] ＋ [H 2CO 3]3、弱酸、弱碱的pH 有关计算，注意条件：a c ·θa K ≥10θW K ，，且a c／θa K ≥100，三种情况。

稀释定律：α与浓度的平方根成反比α=0c K b θ。

4、 多元弱酸（碱）溶液：Θ1a K / Θ2a K > 100时，近似一级处理。

重点讨论H 2S ，2212]H [1035.1]S [+--⨯=。

5、两性物质：c 0 θ2a K ＞10θW K ， c 0＞10θ1a K ， θθ21)(a a K K H c =+ ⇒ pH =1/2(p K a1θ + p K a2θ )。

6、同离子效应和缓冲溶液：)()(lg )(--=A c HA c HA pK pH a θ，选择pH 接近的pKa 或pKb ，1)(±=HA pK pH a θ7、分布系数：δi = c i / c 0 = F(H +)(给定弱酸（碱）)， θδa HAK H c H c +=++)()(， θθδa a A K H c K +=+-)( 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、K aK b 有关，滴定条件：K a ⋅c 0 ≥ 10-8 ，K a1/ K a2 ≥ 105有两个滴定突跃。

9、指示剂的理论变色范围：pH = p )(HIn K a θ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 ,Na 2C03 ,NaHCO 3 及其混合物（1）NaOH+Na 2CO 3 (2)Na 2CO 3+NaHCO 3双指示剂法：PH=8-10 酚酞变色时：用去HCl 标准溶液V 1(mL)；PH=3.1-4.4甲基橙变色时：用去HCl 标准溶液V 2(mL)。

根据V 1和V 2数值的大小判断混合碱的组成(定性/定量计算) ：判断组成：V 1>V 2 : NaOH(V 1-V 2) ,Na 2C03 (2V 2)V 1<V 2 : Na 2C03 (2V 1),NaHCO 3 (V 2-V 1)V 1=V 2 : 则碱液只含Na 2C03V 1=0 ，V 2>0 : 则碱液只含NaHCO 3V 2=0 ，V 1>0 : 则碱液只含NaOH1．当V 1＞V 2时,混合碱组成为: NaOH+Na 2CO 3 ,测定反应为:NaOH + HCl NaCl + H 2ONa 2CO 3 + HCl NaHCO 3 + NaCl以上反应是以酚酞作指示剂，消耗HCl 溶液V 1(mL)。

NaHCO 3 + HCl NaCl + CO 2 + H 2O以上反应是以甲基橙作指示剂，消耗HCl 溶液 V 2(mL)。