无极及分析化学要点

第一章 气体、溶液和胶体1. 理想气体状态方程及其计算 PV=nRT （T 单位K ）2. 道尔顿理想气体分压定律：P （总）=P(1)+ P(2)+ P(3)+… ，总总n n i =P P i 3. 溶液浓度的表示方法： 质量分数：m m B B =ω 物质的量浓度：V n c B B = 常用单位 mol/L 质量摩尔浓度：AB B m n b = 单位mol/kg 摩尔分数(两组分溶液)：B A B B n n n x +=4. 溶液的依数性：溶液的蒸汽压下降，溶液的沸点升高，溶液的凝固点下降，溶液的渗透压掌握以水为原溶液，溶液中微粒（分子，离子）的浓度大依数性变化大（凝固点下降大，沸点升高大）。

注意：蔗糖溶液中的微粒是蔗糖分子，NaCl 溶液中的微粒是Na+ 和Cl-5. 胶体：胶体的性质：电泳，电渗，光学性质（丁达尔现象）胶团结构，判断胶粒带电性，溶胶的聚沉第二章 化学热力学基础1. 状态函数: (H, U, T, P, V , S, G 都为状态函数Q, W 不是状态函数) 性质：状态函数的变化只与系统的初始状态和终态有关。

2. 概念：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。

3. 热力学第一定律：ΔU=Q+W (吸热 Q>0，放热 Q<0，系统对外界做功W<0, 外界对系统做功W>0)4. 化学反应热的计算：（1）恒容反应热Q V = ∆U - W = ∆U ，恒压反应热：Q p = H 2 -H 1 = ∆H（2）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。

（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应热称为该物质的标准摩尔生成焓，∆r H m = ∑B ν B ∆f H m (B)(可以用298.15K 近似计算)。

（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，称为该物质的标准摩尔燃烧焓。

∆r H m = -∑Bν B ∆c H m (B)(可以用298.15K 近似计算)。

5．熵（S ）——混乱度的量度（混乱度大，熵大），反应分子数增多的反应，熵增大。

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 Gm (B)，是T 的函数不在298.15K 时，∆ r G m （T ） = ∆ r H m - T ∆ r S m ，计算时注意S 的单位。

7. 判断反应的自发方向性（p39）：根据∆ r H m ，∆ r S m 的正负、温度的影响可分四种情况。

8、平衡概念，K （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（p46）。

9、化学反应等温方程式，∆ r G m =∆ r G m （-RT ln K ） + RT ln Q ⇒ 反应商判据。

10、化学平衡移动——吕·查德里原理，注意温度的影响和有关计算。

第三章 化学反应速率1. 平均速率的计算2、质量作用定律：基元反应：v = k c A x c B y ，非基元反应不同，速率常数k 有单位与（x+y ）级数有关。

3、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 ⎛⎫- ⎪⎝⎭第四章 物质结构简介1.掌握四个量子数（n, l, m, m s ）：四个量子数的取值，四个量子数的物理意义。

n 决定了轨道能量，l 决定了原子轨道的形状，m 决定了原子轨道在空间的伸展方向，m s 决定了电子的自旋。

判断电子状态是否可能。

2.原子核外电子的排布：写出核外电子的排布式3.了解周期性与元素的基本性质的关系4.了解共价键第五章 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。

准确度与精密度的关系：准确度高精密度一定高，精密度高不一定准确度高。

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、有效数字和运算规则：对数值的有效数字位数取决于小数点后的位数。

四舍六入五成双（加减与小数点后有效位数最小者相同，乘除与有效位数最少者相同）。

3、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。

第六章 酸碱平衡和酸碱滴定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。

3、弱酸、弱碱的pH 有关计算，注意条件：a c ·θa K ≥20θW K ，，且a c ／θa K ≥500，三种情况。

4.多元弱酸（碱）溶液：Θ1a K / Θ2a K ≥ 104时近似一元酸（碱）处理。

5、两性物质：c θ2a K ≥20θW K ， c ≥20θ1a 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：什么样的溶液具有缓冲能力（既有酸抗体又有碱抗体的溶液）)()(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、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 a K b 有关，准确滴定条件：c K a ≥ 10-88、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 2CO 3 ,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 2CO 3 (2V 2)V 1<V 2 : Na 2CO 3 (2V 1),NaHCO 3 (V 2-V 1)V 1=V 2 : 则碱液只含Na 2CO 3V 1=0 ，V 2>0 : 则碱液只含NaHCO 3V 2=0 ，V 1>0 : 则碱液只含NaOH第七章：沉淀-溶解平衡与沉淀测定法1、K sp 的表示与s 的换算。

可以从热力学、实验求得。

2、溶度积原理——沉淀反应的反应商。

（1） 当Q > K sp 时，溶液过饱和，有沉淀析出；（2） 当Q = K sp 时，溶液饱和，沉淀溶解处于动态平衡；（3） 当Q < K sp 时，溶液不饱和，无沉淀析出。

4、同离子效应和盐效应。

5、 沉淀的溶解（1）酸度：硫化物和氢氧化物，从平衡原理推导计算K = )S H ()MS (]H []S H ][M [2a sp 222K K =++， K sp (M(OH)n ) = [M n +][OH -]n ，注意起始和沉淀完全的pH 计算。

（2）分步沉淀，沉淀转化与K sp 有关，注意：同一类型，不同类型。

沉淀完全时离子浓度小于10-5。

第八章 配位平衡和配位滴定法1. 配位化合物的基本概念：中心原子，配体，配位数2. 配位化合物的命名3. 配位化合物的稳定常数 K f θ ，K f θ4. 配位平衡移动的影响因素5. EDTA 配位滴定法：配离子的条件稳定常数，酸度对条件稳定常数的影响lg '()lg ()lg ()f f H K MY K MY Y θθα=-，准确滴定的条件lg '()8.0f K MY θ≥，配离子的稳定常数越大选定的酸性条件的PH 越小。

6. 金属指示剂显色时是那种型体7、 酸度对配位滴定的影响：一个是对MY 配合物的影响，另一个是可能形成M(OH)n8、配位滴定的应用，配位滴定的计算第九章 氧化还原反应与氧化还原滴定法1、氧化还原方程式的配平（氧化数法，离子电子法）2、氧化与还原和半反应与电对的概念。

原电池结构及符号。

3、标准氢电极，标准电极电势（与参加反应的物质有关，与电极反应的书写无关），注意电极电势的介质、大小的意义等。

4、原电池的电动势与∆r G 的关系，∆r G m = -nFE ，非标态电动势，及电极有类似的公式。

5、 能斯特方程， E = E + Q nlg 0592.0，ϕ (Ox/Red) = ϕ (Ox/Red)+b ad Ox nF RT )(Re )(ln ，讨论酸度和弱电解质。

总结：c OX ↓, ϕ↓,c Red ↓, ϕ↑,酸性对含氧物质影响明显。

6、电极电势的应用，1）ϕ值越大，表明氧化态物质得电子能力越强，是强氧化剂。

ϕ值越低，表明还原态物质失电子能力越强，是强还原剂。

2）原电池中电极电势高的是正极，电极电势低的是负极。

3）判断氧化还原反应进行的方向。

E>0，=0，<0。

7、E 与K ，E =n 0592.0lgK 对一个具体的氧化还原反应。

E =ϕ 氧 - ϕ 还。

8、θsp K 或pH 值有关计算，设计原电池，E ＝ϕ (+)－ϕ (-)。

9、常用氧化还原滴定方法1）重铬酸钾法，强酸条件，常温下进行，具有一系列优点：如基准试剂，稳定性很高，滴定速度较快等。