无机化学复习提纲.docx
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无机化学复习提纲
09-10期终复习要点
复习:
第一章:
1、溶液浓度表示cB,bB等表示及xB,wB。
2、反应进度=1mol(必须有相应计量方程式),当反应完全时:
nB=
nA否则,nB=
nA
3、稀溶液的通性
拉乌尔定律——难挥发、非电解质、稀溶液,△p=po·χB,p=po×χA。
溶液沸点的升高和疑固点下降——△Tb=Kb×bB△Tf=Kf×bB
溶液的渗透压(П)——П×V=nB×R×T即П=cB×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,QV=UW=U,Qp=H2H1=H,盖斯定律。
3、fHm的定义,rHm=
BfHm(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*(0K)=0,标准摩尔熵Sm(B,T),
rSm=
BSm(B)(可以用298.15K近似计算)
注意:
单质Sm(B,T)不为零,而fHm,fGm及(H+,aq)的人为规定值为零
5、rGm=
BfGm(B),是T的函数不在298.15K时,rGm=rHmTrSm,计算时注意S的单位。
根据rHm,rSm的正负、温度的影响可分四种情况。
6、平衡概念,Kp,Kc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——————。
多重平衡规则。
7、化学反应等温方程式,rGm=RTlnK+RTlnQ反应商判据。
注意:
K与rGm时kJ和J。
8、化学平衡移动——吕·查德里原理,注意温度的影响和有关计算。
9、质量作用定律:
v=kcAxcBy,基元反应,非基元反应不同,k有单位与(x+y)级数有关。
10、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=Ae
/RT,ln
=
Ea,AT3、k3。
第三章
1、准确度和精密度,定义及两者的关系,系统误差(固定的、偏向性的)和偶然误差(正态分布)的区别及处理。
2、数据处理(dr,CV,置信度和置信区间等概念),可疑数据的取舍(Q法)。
3、有效数字和运算规则(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。
第四章
1、酸碱质子理论,质子酸
质子碱十质子,共轭质子酸碱对,
=
2、质子平衡式,原则是得与失质子相等。
如:
NH4HCO3
水溶液系统中、参考组分为:
NH4+,HCO3-,H2O
H2O+H2O
H3O++OH-
NH4++H2O
H3O++NH3
HCO3-+H2O
H3O++CO32-
HCO3-+H2O
H2CO3+OH-
[NH3]+[CO32-]+[OH-]=[H3O+]+[H2CO3]
3、弱酸、弱碱的pH有关计算,注意条件:
·
≥20
,,且
/
≥500,三种情况。
稀释定律:
α与浓度的平方根成反比α=
。
4、多元弱酸(碱)溶液,
/
40时,近似一级处理(
很小)。
重点讨论了H2S,
。
5、两性物质,c0
>20
,c0>20
,
pH=1/2(pKa1+pKa2)。
6、同离子效应和缓冲溶液——
,选择pH接近的pKa或pKb,
7、分布系数,i=ci/c0=F(H+)(给定弱酸(碱)),
,
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、KaKb有关,滴定条件:
Kac0108,Ka1/Ka2104有两个滴定突跃。
注:
计算时注意体积变化。
9、指示剂的理论变色范围pH=p
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。
第五章
1、Ksp的表示与s的换算。
(如A2B或AB2KSP=4s3)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>Ksp时,溶液过饱和;
(2)当Q=Ksp时,溶液饱和,沉淀溶解处于动态平衡;
(3)当Q 5、同离子效应和盐效应。 6、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= ,Ksp(M(OH)n)=[Mn][OH]n,注意起始和沉淀完全的pH计算。 7、分步沉淀,沉淀转化与Ksp有关,注意: 同一类型,不同类型。 8、沉淀滴定法——银量法,注意滴定条件。 莫尔法——铬酸钾为指示剂,中、弱减性,AgNO3标准溶液,适用Cl-,Br-。 佛尔哈德法——铁铵钒指示剂,酸性,硫氰酸钾(铵)标液。 法扬司法——有机吸附指示剂。 第六章: 1、氧化与还原和半反应与电对的概念。 原电池结构及符号。 2、标准氢电极,电极电势,注意电极电势的介质、大小的意义等。 3、原电池的电动势与rG的关系,rGm=-nFE,非标态电动势,及电极有类似的公式。 4、能斯特方程,E=E ,(Ox/Red)=(Ox/Red)- ,讨论酸度和弱电解质。 总结: cOX↓,↓,cRed↓,↑,酸性对含氧物质影响明显。 5、',引入活度系数B和副反应系数B,当cOX=cRed或为1时,某强酸浓度下的电势值。 6、电极电势的应用,1)值越大,表明氧化态物质得电子能力越强,是强氧化剂。 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= lgK,对一个具体的氧化还原反应,E=氧-还。 8、E'与K',E'= lgK'.滴定分析条件,当n=1时,lgK6或E()0.4(V);当n1n2时,即lgK3(n1+n2)或E()3(n1+n2)0.0592/n1n2。 9、 或pH值有关计算,设计原电池,E=(+)-(-)。 10、元素电势图及应用,当(右)>(左)时,可发生歧化反应;计算(未知)。 11、化学计量点电势sp= ,氧化还原滴定的突跃范围为: 2+30.0592/n2130.0592/n1或: =30.0592 12、氧化还原指示剂变色的电极电势范围为: In V。 13、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。 2)高锰酸钾法,优点是氧化能力强,可应用于直接、间接、返滴定等多种滴定分析,可对无机物、有机物进行滴定,本身为自身指示剂,缺点是稳定性差。 3)碘量法,在弱酸性或中性介质中进行,可分为直接碘法与间接碘法。 有关滴定分析计算。 第七章: 1、核外电子运动特性: 波粒二象性,量子化,统计性。 2、函数与量子数的概念(n、l、m、si)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si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, 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,洪特规则补充。 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轴对称即对称性,C2轴反对称即对称性。 键——“头碰头”,——“肩并肩”,如两原子间有三键则为一键,两键。 13、键参数: 键角,键能,键长,与分子的稳定性、空间结构有关。 键的极性,不同原子间的电负性不同引起的极性不同。 14、VSEPR理论,AXmEn,VP=BP+LP的计算,推测分子空间构型。 注意LP的计算。 15、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。 16、晶体的特征,各向异性、熔点。 分类: 7个晶系;结合力不同分四类(离子晶体、原子晶体、金属晶体和分子晶体),注意他们的物理性质的区别。 17、金属键能带理论,导带、满带、禁带对导体、绝缘体、半导体及金属的物理性质的解释。 18、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。 19、离子晶体,构型和半径的规律性,离子晶体AB型的三种典型晶体结构(NaCl,CsCl,ZnS),用离子半径比(0.414,0.732)推断。 20、离子极化的双重性,一般只考虑正离子的极化能力和负离子的变形性。 如遇到Ag+、Hg2+等(18e,(18+2)e)变形性很大的正离子以及极化能力较大的负离子时,要考虑离子的附加极化作用。 。 21、极化作用影响,向共价键过渡,晶型转变、溶解度下降、颜色加深、熔沸点降低等。 第八章: 1、配合物组成,命名,注意配位数、命名时中心离子的化合价。 2、配位物价键理论,中心离子的空轨道杂化及空间构型和磁性的变化,分内轨型和外轨性。 3、晶体场理论,d电子受到配位场斥力不相等,导致ML6配合物的d轨道能级分裂为最高能级eg(二重)和最低能级t2g(三重)。 4、影响分裂能Δo的因素: 中心离子的电荷高,Δo大。 电荷相同时,核半径增大,Δo大。 配位体的性质: “光谱化学序”,通常将CO,CN-等称为强场配位体,而X-称为弱场配位体。 5、分裂后中心离子的d电子排布,当强场分布时,Δo>P,电子进入dε(t2g),成单电子数减少,μ↓——LS;当弱场分布时,Δo 6、晶体场稳定化能,CFSE=-2/5Δo·nt+3/5Δo·ne。 Δo一定时,进入低能轨道的电子数越多,则稳定化能越大,配合物越稳定。 晶体场理论对配合物磁性,颜色(d-d跃迁)很好地解释。 7、配离子的解离平衡, 。 βn= 。 当TL>>TM时,可利用βn或Kd来计算。 8、配位平衡的移动,酸度、沉淀应用多重平衡规则,注意配位平衡中的有关电极电位的计算 9、酸效应αY(H)= =1/δ(Y),是pH的函数,随pH的增大,αY(H)趋向于1。 配位效应αM= =αM(L)+αM(OH)-1。 条件稳定常数lgK‘MY=lgKMY-lgαM-lgαY(H) 10、配位滴定曲线,注意化学计量点的计算。 配位滴定条件: lg(c(M)·K )≥6,或lgK ≥8,如只有酸效应,lgKMY-lgαY(H)≥8,lgαY(H)≤lgKMY-8。 可求得不同金属离子的能被滴定的最小pH值。 11、金属指示剂原理、条件、存在的问题。 12、配位滴定提高选择性方法: ①控制溶液的酸度;②掩蔽法有配位掩蔽法、沉淀掩蔽法、氧化还原掩蔽法。 有关滴定分析计算。 第九章: 1、朗伯—比尔定律: A=lg =lg ,k——用a表示(L·g-1·cm-1);用 表示(L·mol-1·cm-1,ε与a的关系为: =Ma。 注意朗伯—比尔定律的应用和有关计算。 偏离朗伯一比尔定律的原因: 物理原因——入射的单色光不纯所引起的。 化学原因——溶液本身的化学变化。 2、分光光度计的基本构造: 一般包括光源、单色光器、吸收池、检测器、显示器五大部分。 紫外、可见的器件不同。 3、分光光度测定的方法: 标准曲线法,标准对照法,吸光系数法 4、显色反应条件,显色剂用量的选择(三种情况),酸度、温度、时间等因素。 5、吸光度最佳范围(A0.2~0.7orT20%~65%)误差<2%。 三种空白。 第十章 1、电位分析法可以分成两类: 直接电位法,电位滴定法。 指示电极和参比电极的定义。 常用的参比电极——甘汞电极,Ag-AgCl电极。 2、离子选择性电极(ISE)电位的产生原理和膜电位。 主要的离子选择性电极有pH玻璃电极,氟离子选择性电极及计算方法。 3、直接电位法的应用, (1)溶液pH值的测定—— (2)离子浓度的测定——标准曲线法: E—lgci作标准曲线。 “总离子强度调节缓冲剂(TISAB)。 标准加入法: —— 。 4电位滴定法: (1)E~V曲线法, (2)E/V~V曲线法(一级微商法)
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