基础化学学习总结

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1、《基础化学》总结review第一章绪论我国法定计量单位：SI单位（基本单位和导出单位）SI单位的倍数单位规定的若干非SI单位溶液的组成标度物质的量与物质的量浓度（指明基本单元）质量浓度摩尔分数质量摩尔浓度定义符号单位计算第二章稀溶液的依数性难挥发性非电解质稀溶液的四种依数性，它们均与溶液的质量摩尔浓度成正比，与溶质的本性无关。p=KbBTf=KfbB（难点）Tb=KbbB=RTbB（重点）根据依数性，可求出溶质的相对分子量，已知一种依数性，可推算其他几种依数性。非电解质渗透浓度物质的量浓度电解质渗透浓度i物质的

2、量浓度混合溶液的渗透浓度=+非电解质的渗透浓度电解质的渗透浓度第三章电解质溶液计算电解质溶液依数性的校正因子i与解离度的关系:=i-1(适用于1-1AB型)离子强度是溶液中所有离子产生的电场强度的量度:I=1/2bizi2298K时I与的关系：lg=–0.509

3、z+z–

4、(适用于I<0.01mol•kg–1的极稀水溶液)活度与理论浓度的关系a=•c/c酸碱质子理论：酸碱的定义、共轭关系、反应实质、酸碱的强度。影响酸碱平衡的因素：浓度（稀释定律）、同离子效应和盐效应。有关离子浓度的计算（重点）1、一元酸碱近

5、似式、最简式及使用条件。2、多元酸碱按一元酸碱计算。3、两性物质难溶电解质的沉淀溶解平衡（重点）1、溶度积与溶解度的关系和换算2、溶度积规则3、沉淀溶解平衡的移动。掌握AB型、A2B或AB2型和A3B或AB3型的计算公式。第四章缓冲溶液缓冲溶液的组成和作用缓冲作用机制：抗酸、抗碱成分通过平衡移动，达到保持溶液pH值基本不变。pH值的计算(重点)共三种表示形式pH=pKa+lg[共轭碱][共轭酸]公式的校正：用活度表示浓度校正因子lgB-/HB与溶液的离子强度及共轭酸的电荷数有关。影响缓冲溶液pH值的因素：温度、缓冲比、稀

6、释等。缓冲容量(重点)：=2.303[HB][B–]/c总当缓冲比为1时，极大=0.576c总影响缓冲容量的因素：c总:总浓度较大，缓冲容量较大。缓冲比:越趋近1，缓冲容量越大。缓冲范围：pH=pKa±1缓冲比在110至101之间变化时，才具有一定缓冲作用，所对应的pH值为缓冲有效区间。缓冲溶液的配制及计算血液中的缓冲体系第五章滴定分析基本概念及常用术语：滴定、标准溶液、试样、计量点及确定、滴定终点、滴定误差。酸碱指示剂：（重点）变色原理、变色范围、选择原则。一元强酸、弱酸的滴定：pH值的计算、滴定曲线的特点、突跃

7、范围。酸、碱浓度＞10–4mol•L–1；c=0.1mol•L–1，Ka≥10–7。一元弱酸、碱能被准确滴定的条件：caKa10–8；cbKb10–8重点多元酸、碱的滴定：分步滴定条件：Ki/Ki+1>104或105重点计量点的pH值计算与指示剂的选择滴定分析中的计量关系：1/an(A)=1/bn(B)准确度和精密度：定义及两者的关系提高分析结果准确度的方法误差和偏差的概念及表示方法有效数字的概念、位数的确定、运算规则、修约规则。基本概念系统与环境孤立、封闭、敞开状态与状函热力学性质的综合表现广度性质强度性质确定状态的物

8、理量过程与途径变化的经过经历的途径具体步骤等温等压简单变化相变过程化学变化等容绝热循环热力学能系统内部能量的总和热与功系统与环境间能量交换形式Q吸热为+放热为–W体积功pV，无用功有用功W'得功为+做功为–两者都不是状态函数第六章化学反应热及化学反应方向和限度热力学第一定律：U=Q+W重点定义焓H=U+pVH=U+pV反应热：等温、等压只做体积功Qp=H等温、等容只做体积功Qv=U对于理想气体：QpQv+RTng反应进度与选择哪种物质表达无关,与方程式的写法有关热化学方程式标明物质状态、反应条件、热效应热力

9、学标准态某温度T和标准压强p(100kPa)下的状态Hess定律和反应热的求算可逆过程与最大功在等温可逆膨胀过程中，系统对环境做最大功在等温可逆压缩过程中，环境对系统做最小功由已知热化学方程式进行计算(像代数运算)摩尔生成热=(产物)–(反应物)摩尔燃烧热=(反应物)–(产物)自发过程不可逆性；具有做功的能力；有一定限度熵—系统混乱度的量度聚集状态；复杂性；T；pr=(产物)–(反应物)r(T)r(298.15)自发反应的推动力能量降低混乱度增大Gibbs方程式G=H–TS重点rG的求算=(产

10、物)(反应物)=TT=+RTlnJ(非标态)等温等压下，不做非体积功时<0正向自发=0平衡状态>0正向不自发利用可以判断反应的方向和可能性选择反应自发进行的适宜温度标准平衡常数lnK=–RT(书写原则)rGm=RTln(J/K)实验平衡常数Kc、Kp与K的关系化学平衡的移