《无机及分析化学f》复习

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1、《无机及分析化学》复习内容本课程的主要内容包括：无机化学和分析化学的基础知识、化学反应的基本原理（四大平衡原理）、溶液中的解离平衡与滴定分析（四大滴定），仪器分析初步（电位滴定和光度分析法），原子结构，分子结构，元素知识等。Ch1化学计量、误差与数据处理（填空、选择题，是非题，计算题）1.了解定量分析法的分类2.熟悉滴定分析中标准溶液的配制及浓度的确定和浓度的表示；3.树立明确的量的概念，掌握误差表达方式和产生的原因及其减免方法，数据处理的基本方法，有效数字的修约与应用，可疑数据的取舍：Q检验法，正确表达分析结果。修约有效数字时注意：当修约的尾数＝5时：5后没

2、数时就留双（即5前一位为双数则舍去5）；5后有数时就进位。有效数字位数：含量1%～10%，一般三位有效数字；含量大于10%一般四位有效数字一般用计算器是先计算后修约（分级进行）ch2化学反应的基本原理（填空、选择题，是非题，计算题）化学反应的热力学基础1.了解热力学的有关概念和盖斯定律；掌握焓、焓变、标准摩尔生成焓和热化学方程式的含义；掌握化学反应的热效应的理论计算。盖斯(Hess)定律的应用。化学反应的焓变化学反应的焓变≈所有（反应物键能的总和－生成物键能的总和）2.掌握自发变化和熵、Gibbs函数的关系以及有关熵变、Gibbs函数变的计算；能预测反应方向、

3、判断反应的程度、计算平衡组成、转化率、计算反应熵变。：注意区别的符号：物质的三种热力学（标准熵、标准生成焓、标准生成自由焓）符号、单位及含义。反应体系的三种热力学（熵变、焓变、自由焓变）符号、单位及含义。3.化学平衡原理了解分压定律；掌握平衡的概念和平衡移动原理。掌握多重平衡原则。ch3-5.溶液中的解离平衡与滴定分析（填空、选择题，是非题，计算题（综合））1.酸碱平衡与酸碱滴定法(ch3)①酸碱质子理论、电离度（或离解度）、稀释定律、同离子效应等基本概念；会用平衡常数（K）表达式计算有关组分平衡浓度，会分析各类酸的分布曲线信息；②了解酸碱平衡与分布曲线关系;

4、掌握酸碱滴定分析法的准确滴定条件和应用，了解影响滴定曲线突跃范围的因素;掌握酸碱滴定过程中指示剂的选择。③掌握各类酸、碱溶液的pH值计算质子条件式(PBE)-零水准法一元弱酸、碱体系的酸度计算最简式应用条件：c/Ka≥105;cKa≥10Kw；二元弱电解质（H2S）解离平衡:Ka=K1.K2；c(S2-)≈K2；④两性物质体系pH值计算：4计算H2PO4-和HPO42-溶液的pH值应用条件：c/Ka1≥105;cKa2≥10Kw如：NaHCO3：[H+]≈⑤弱酸弱碱共轭体系-缓冲溶液的酸度计算：最简式:[H+]≈Kaca/cbca/cb接近1时：pH=pKa，

5、缓冲能力大;其中ca,cb较大及酸或碱强度较大时：缓冲能力较强。（注意：溶液混合后体积浓度有无变化，有无反应，由产物决定体系性质）熟悉Kw与Ka、Kb关系：Kw=KaKb；掌握缓冲溶液的选择和配制⑥酸碱指示剂作用原理，pH变色范围；选择指示剂原则：指示剂的变色范围应处于或部分处于滴定突跃范围之内。⑦滴定分析对化学反应的总要求⑴反应定量、完全；⑵反应速度快；⑶有比较简便的方法确定反应终点酸碱直接滴定的准确条件：一元酸TE≤±0.1%；c·Ka≥10－8⑧酸碱滴定曲线（pH-V曲线）滴定曲线类型：强碱滴定强酸曲线；强酸滴定强碱曲线，NaOH溶液滴定不同弱酸的滴定曲

6、线，多元碱的滴定，影响滴定曲线突跃范围的因素。⑨酸碱滴定法应用：混合碱的测定（双指示剂连续滴定法）根据滴定剂HCl体积判断：NaOH、Na2CO3、NaHCO3混合碱组分；Ch4沉淀平衡与沉淀滴定法1.理解溶解度和溶度积的概念；掌握溶度积规则与沉淀的生成、溶解及其影响因素；熟悉两种沉淀之间的平衡。掌握分步沉淀原理的应用、沉淀的转化及转化规律。溶度积规则及应用：1)QKsp过饱和溶液，沉淀析出。被沉淀离子沉淀完全标准：[被沉淀离子]≤10-5mol/L2.掌握

7、恒重的概念。3.了解沉淀滴定法原理;掌握沉淀滴定莫尔法的条件及应用。莫尔(Mohr)法—铬酸钾作指示剂，测定的pH应在中性弱碱性（6.5～10.5）范围，测Ag+时，生成Ag2CrO4（砖红色）达终点。ch5电化学与氧化还原平衡（填空、选择题，是非题，计算题）1.了解氧化数和电极电势的基本概念；2.掌握氧化还原反应方程式的配平（离子电子法）和原电池符号的书写；3.熟悉标准电极电势和标准电动势的关系以及影响电极电势的因素；298.15K时能斯特方程式：1）电极电势：ba][还][氧lg0.0592原态化态n+=oEE电动势：E=E（正）－E（负）；EӨ=EӨ（

8、正）－EӨ（负）2）平衡常数KӨ与标准