無機及分析化學復習知識點大一要點(存儲版)
【正文】 平衡與氧化還原滴定法l 氧化數(shù)、氧化還原電對、電極 、原電池l 離子—電子法（半反應法）配平氧化還原反應方程式l 電極電勢的絕對值無法測定解決方法就是使用參比電極——標準氫電極規(guī)定:標準氫電極的電極電勢為0Vl 標準電極電勢標準電極電勢：電極處于標準態(tài)時的電勢 標準電極電勢表示在電極反應條件下，對某物質氧化型得電子或還原型失電子能力的量度電極電勢數(shù)值越小→還原型的還原能力(失電子傾向)越強電極電勢數(shù)值越大→氧化型的氧化能力(得電子傾向)越強影響電極電勢的因素：組成電極的氧化還原電對的性質、溶液的濃度、體系的溫度 對于一個特定的電極，標準狀態(tài)時，其組成、濃度(分壓)、溫度均唯一確定，所以一個電極的標準電極電勢唯一確定 電動勢和吉布斯函數(shù)變的關系△G ＝－nFε標準狀態(tài)下：l 能斯特(Nernst)方程應用Nernst方程的注意事項（p228 例810，p257 16題）(1)電對中的固體、純液體用1表示，溶液濃度為相對濃度，氣體為相對分壓,p/pq(2) 如果還有其他物質參加電極反應，如H＋、OH－，這些物質的濃度也應表示在能斯特方程式中。%范圍內pH值的急劇變化指示劑選擇原則： (1)指示劑的變色范圍全部 或部分處于滴定突躍范圍之內。正、負離子通過靜電相互作用結合成離子型化合物離子鍵的本質是靜電作用力 生成離子鍵的條件: 原子間電負性相差足夠大，離子鍵的特征：沒有方向性、沒有飽和性離子化合物的熔點和沸點：離子的電荷越高、半徑越小，靜電作用力就越強，熔點和沸點就越高價鍵理論共價鍵的本質：原子軌道發(fā)生重疊，兩核間電子出現(xiàn)概率增大，降低了兩核間的正電排斥，又增強了兩核對電子云密度大的區(qū)域的吸引，系統(tǒng)能量降低， 形成穩(wěn)定的共價鍵價鍵理論要點：? 成鍵原子的未成對電子自旋相反； ? 最大重疊原理：成鍵原子的原子軌道重疊程度(面積)越大，鍵越牢。反應1=反應2+反應3 ；反應1=反應2反應3 反應1=m反應2 化學平衡的移動()(分壓) 、總壓力對化學平衡的影響（此時溫度不變，因而Kθ為定值）(影響Kθ)升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，降低溫度，平衡向放熱反應方向移動，有關化學平衡的計算；(分壓)；(分壓)(標準平衡常數(shù)或實驗平衡常數(shù)) →（p87例410）第五章 四個量子數(shù)的取值及物理意義（1）主量子數(shù)n:取值:1,2,3,…n等正整數(shù)。標準摩爾反應熵變的計算：,DrSqm≈DrSqm ()l 用熵變判斷反應自發(fā)性的標準是,對于孤立系統(tǒng):ΔS(孤) 0 自發(fā)過程；ΔS(孤) =0 平衡狀態(tài)；ΔS(孤)0 非自發(fā)過程l 判斷反應方向的判據(jù)是ΔG(適用條件：恒溫恒壓只做體積功)：ΔG 0 自發(fā)過程；ΔG 0 非自發(fā)過程；ΔG = 0 平衡狀態(tài)l ΔH、ΔS對反應自發(fā)性的影響（ΔG =ΔH TΔS）ΔH0, ΔS0,則ΔG0,任意溫度下均自發(fā)ΔH0, ΔS0,則ΔG0,任意溫度下均非自發(fā)ΔH0, ΔS0,則高溫下ΔG0, 低溫下ΔG0，即高溫自發(fā)，低溫非自發(fā)ΔH0, ΔS0,則高溫下ΔG0, 低溫下ΔG0，即高溫自發(fā)，低溫非自發(fā)ΔrGqm的計算(1)利用標準摩爾生成吉布斯函數(shù)計算(,B 數(shù)據(jù)，)(2)任意溫度下的ΔrGqm可按吉布斯——亥姆霍茲公式近似計算ΔrGqm(T)≈ΔrHqm ()TΔrSqm() (ΔrHqm—KJ(2)乘除法（乘方、開方、對數(shù)）計算結果的有效位數(shù)與有效位數(shù)最少的數(shù)據(jù)一樣。l 準確度: 在一定測量精度的條件下分析結果與真值的接近程度，用誤差衡量l 精密度(precision):多次重復測定某一量時所得測量 值的離散程度。， DrHqm≈DrHqm ()
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