无机及分析化学讲义提纲-2011.doc

无机及分析化学讲义提纲-2011专题一 试题分析和大纲解读专题二 复习指南专题三 知识要点及重点难点解析专题四 模拟练习专题一：试题分析和大纲解读l 历年试题分析l 应试策略l 大纲解读 专题二：复习指南l 材料准备l 时间安排l 复习方法指导专题三：知识要点及重点难点解析一、溶液和胶体1. 分散系的分类及特点。2. 溶液浓度的表示方法 基本概念：反应进度、基本单元等； 常用数据； 常用表示方法； 几种浓度之间的换算。3. 难溶非电解质稀溶液的依数性：（1）难溶非电解质稀溶液的依数性； 定性比较； 定量计算： p = pA* xA，p = pA*xB，Tb = kBbB Tf = kfbB = cBRT（2）依数性使用范围；（3）稀溶液依数性的应用。4. 胶体：（1）溶胶的性质；（2）胶体的结构；例：向AgNO3溶液中加入过量的KI，胶团结构如下：(AgI)mnI-(n-x)K+x-xK+（3）溶胶的稳定性和聚沉。二、物质结构1. 微观粒子核外运动特征，波函数和几率密度含义。2. 四个量子数取值规则及电子运动状态描述：l 主量子数，n = 1,2,3,4, ，电子层，确定单电子原子的电子运动能量；l 角量子数，l = 0, 1,2 ,3, n-1, 共可取n个值，电子亚层，确定原子轨道形状；和n一起确定原子轨道的能量；l 磁量子数，m = 0, 1, 2, l ,共可取2l +1个数值，确定原子轨道的空间伸展方向；n, l, m 规定了电子的空间运动状态;l 自旋量子数，ms电子自旋运动状态。3. 原子核外电子排布原理、鲍林能级图及应用（书写基态原子的电子排布式）：（1）泡利不相容原理、能量最低原理、洪特规则和补充规则的含义；（2）鲍林能级图-多电子原子原子轨道能级顺序：12, 2s sp, 3s 3p, 4s 3d 4p, 5s 4d 5p, 6s 4f 5d 6p（3）任何元素的核外电子排布式或特征电子构型，及在周期表中的位置。4. 原子结构和元素性质的周期性变化：原子半径，离子半径，电离能，电子亲合能，电负性等变化规律。5. 化学键的形成和特点，共价键类型、特征及典型化合物，分子极性。6. 杂化轨道理论：杂化轨道的空间构型、键角和常见实例。配合物分子的空间构型、杂化方式及磁性。 杂化轨道常见类型：sp-直线型，1800,BeCl2, HCCH,ZnCl2;sp2-平面三角形，1200, BCl3,H2CCH2;sp3-正四面体，109028, CH4, CCl4；不等性sp2, SO2, 不等性 sp3，H2O, NH3.dsp2, dsp3, d2sp3; sp3d, sp3d2等。(2) 配合物价键理论：配位数2，sp杂化，直线型，Ag(NH3)2+;配位数4，sp3杂化, 正四面体型，如Ni(NH3)42+, Zn(NH3)42+,外轨型；dsp2,平面正方形，如 Ni(CN)42-，内轨型；配位数6：sp3d2, 正八面体，外轨型，高自旋，顺磁性，如FeF63-； d2sp3, 正八面体，内轨型，低自旋，抗磁性,如Fe(CN)63-。7. 分子间力和氢键及对物质的物理性质的影响。三、化学反应速率1. 基本概念的理解： 基元反应、非基元反应、速率方程、反应级数、速率常数等。2. 浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响。 阿仑尼乌斯（Arrhenius）方程四、化学热力学基础及化学平衡1. 化学热力学基本概念。2. 标准状态下利用盖斯定律进行化学反应的焓变、熵变、吉布斯自由能变的有关计算。3. Gibbs-Helmholtz方程的计算及应用：rGmy( T )rHmy（298 K）- TfSym(298 K)， G= H-T S（1） 化学反应的自发性判据：HSG= H-T S反应自发性随温度的变化-+-任意温度正向自发 任意温度逆向不自发+-+任意温度正向不自发 任意温度逆向自发+高温-高温下正向自发低温+低温下逆向自发-高温+高温下逆向自发低温-低温下正向自发（2）计算反应的转变温度：注：T 转可代表反应的转变温度，物质的相变温度，物质的分解温度等；（3）估计反应的焓变和熵变。4. 化学反应等温方程式、吉布斯自由能变、平衡常数和反应商的关系及相关计算和应用：（1）平衡常数和反应商的表达式和意义及有关计算：任意一反应：aA(s) + bB(aq) = dD(g) + eE(l)（2）任意状态下吉布斯自由能变的计算，和标准平衡常数间的关系及应用；ln Ky(T) = - DrGmy(T)/RT DrGm (T) = RT ln (Q/ Ky )（3）浓度、压力和温度对化学平衡的影响及应用： 浓度的变化导致Q发生改变，使得Q K，从而改变DrGm (T)，使平衡移动； 压力的变化使得Q发生改变，使得Q K，从而改变DrGm (T)，使平衡移动； 温度的变化使得Ky发生改变，使得Q K，从而改变DrGm (T)，使平衡移动。l 液体在不同压力下沸腾温度的计算（不同温度下液体饱和蒸汽压的计算）五、分析化学基础知识1. 滴定分析基本知识：（1）基准物质应具备的条件，基准物质的使用；（2）标准溶液的配制；（3）滴定方式及相关运算： 直接滴定法，间接滴定法，返滴定法（回滴法），置换滴定法的含义及应用， 常见滴定反应的方程式， 各物质间的量的关系和计算。2. 误差与数据处理：（1）有效数字及运算规则： 有效数字，数字修约，加减运算规则，乘除运算规则，混合运算规则；（2）误差分类、减免办法；（3）计算结果的误差分析。六、四大平衡及滴定1. 酸碱平衡与酸碱滴定：（1）酸碱质子理论和质子条件式；（2）各种溶液酸碱度计算：一元弱酸、弱碱；二元弱酸弱碱；两性物质的pH计算；（3）酸碱解离平衡的移动：稀释作用、同离子效应、盐效应、酸效应（弱酸型体分布图）；（4）缓冲溶液配制及应用： 共轭酸碱对大量共存体系： 缓冲对的有效缓冲范围为： pH = pKay 1 or pOH = pKby 1 配制：弱酸及其共轭碱，弱酸强碱，弱碱强酸 常见的缓冲系统：CO3-NaHCO3, NaH2PO4-Na2HPO4 ，HAc -Ac , NH3-NH4Cl 高浓度的强酸强碱；高浓度的两性物质也具有缓冲作用。（5）酸碱滴定l 滴定原理（滴定曲线、突跃范围、指示剂选择）l 酸碱被准确滴定的条件；caKa10-8， cbKb10-8l 应用（食醋中总酸量的测定，铵盐中氮的测定，克氏定氮法，混合碱测定等）。2. 沉淀溶解平衡与沉淀滴定：（1）溶度积常数与溶解度；（2）溶度积原理判断平衡移动方向：根据Q和Kspy的大小判断反应进行的方向；（3）分步沉淀及应用：反应商首先达到Kspy的先沉淀，第一种离子定性沉淀（c10-5mol/L）完全时，其它离子还没开始沉淀；（4）沉淀转化；（5）沉淀滴定法。3. 氧化还原反应平衡与氧化还原滴定：（1）原电池:电极原电池符号电极反应电池反应（配平）电极 原电池符号 （2）能斯特方程式及应用：电极反应的能斯特方程式：电池反应的能斯特方程式：（3）电动势、吉布斯自由能与标准平衡常数：rGmy = -nFy，rGmy = - RT lnKy（4）氧化还原反应自发方向的判断（三个条件中任何一个条件即可判断）：（5）元素标准电势图及应用： 元素标准电势图； 应用：判断物质在水溶液中能否发生歧化反应；间接计算未知电对的电极电势。（6）氧化还原滴定法： 氧化还原滴定原理； 氧化还原指示剂； 滴定方法：高锰酸钾法的特点、反应、滴定注意事项；重铬酸钾法的反应、各物质的量的关系；碘量法（直接碘量法、间接碘量法）的反应、指示剂的使用。4. 配合物和配位滴定：（1）配合物的基本概念 配体、配位数，配位原子， 组成和命名： 异构现象； 螯合物；（2）配位平衡的计算：配体过量，金属离子完全转化，由于配位平衡存在，平衡时金属离子浓度（很小）由平衡关系式算出；（3）配合物的转化（半定量说明）；（4）配位滴定：l 离子被准确滴定的条件：lgcspK(MY) 6.0，最高酸度l 金属指示剂的特点；l 配位滴定方式。5. 多重平衡规则的应用：（1）多重平衡体系下某化学反应方向的判断；酸碱沉淀体系，酸碱配位体系，沉淀配位体系，酸碱氧还体系，沉淀氧还体系，配位氧还体系反应方向的判断。（2）多重平衡体系的相关计算：沉淀溶解条件、沉淀和配合物转化、不同介质（酸、碱、沉淀）条件下氧化还原反应电极电势的计算；配合物存在的合适的pH范围等计算。6.滴定反应的相关计算： 被准确滴定条件的计算； 滴定反应中未知物含量的计算； 常用的滴定反应：2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2HCl + Na2B4O710H2O = 4H3BO3 + 2NaCl + 5H2O2MnO4- + 5 H2C2O4 + 6H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O2MnO4- + 5 H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 5O2 + 8H2OMnO4 + 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2OCr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O IO3- + 5I- + 6H+ = 3I2 + 3H2O Cr2O72- + 6I- (过量) + 14H+ 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O I2 + 2S2O32- 2I-+ S4O62- Cr2O72-_ 3I2 _6S2O32- IO3- + 5I- + 6H+ = 3I2 + 3H2O, I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62-七、仪器分析1.分光光度法：（1）朗伯-比耳定律原理及应用：A = lg(I0/It) = b