2013级食品无机及分析化学复习要点

1第一章：物质的聚集状态1、理想气体状态方程：pV=nRTR:8.315Pa·m3·mol-1·K-18.315Pa·L·mol-1·K-18.315J·mol-1·K-12、道尔顿分压定律。123iippppppp总或iiiiRTRTppnnVVpnpn3、溶液浓度表示cB，bB等表示及xB，wB。4、稀溶液的依数性：与溶质的本质无关、只与溶液中单位体积的粒子数目有关的性质。拉乌尔定律——难挥发、非电解质、稀溶液。蒸汽压下降：△p=po·χB，p=po×χA。在一定温度下，稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压乘以溶液中溶剂的摩尔分数。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。4、胶体溶液，胶团的结构：AgI溶胶：(KI过量){（AgI）m·nI-·（n-x）K+}x-·xK+。第二章：化学反应的一般原理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。状态函数：用于确定系统状态的物理量称为系统的状态函数。性质：a.单值性：系统的一个状态对应一组状态函数（状态一定，状态函数一定）。b.状态函数的变化只与系统的初始状态和终了状态有关，即与过程有关而与途径无关。热：系统与环境间因温度差而交换的能量功：除热以外，其他各种形式被传递的能量都称为功。2、热化学，恒容反应热QV=UW=U，恒压反应热：Qp=H2H1=H，盖斯定律：一化学反应不管是一步完成，还是分几步完成，该反应的热效应相同。换句话说，也就是反应热效应只与起始状态和终了状态有关，而与变化途径无关。ΔH表示一类化学反应的热效应。这类化学反应必须满足以下条件：该化学反应为封闭系统，其经过一个或一系列的变化，2该变化过程中必须是非体积功为零，定容或定压。3、fHm的定义：在标准状态下(100kPa，298K)，由稳定单质生成1摩尔的纯物质时的反应热称为该物质的标准摩尔生成焓，rHm=BBfHm(B)(可以用298.15K近似计算)。4、cHm的定义：1mol标准态的某物质B完全燃烧生成标准态的产物的反应热，称为该物质的标准摩尔燃烧焓。rHm=-BBcHm(B)(可以用298.15K近似计算)。CO2（g）的标准摩尔生成焓等于C（石墨）的标准摩尔燃烧焓。5、熵（S）——混乱度的量度，热力学第三定律:纯净物质的完美晶体熵值为0即S*(0K)=0，标准摩尔熵Sm(B,T)，rSm=BBSm(B)(可以用298.15K近似计算)注意：参考状态单质Sm(B,T)不为零，而fHm，fGm及（H+,aq）的人为规定值为零6、rGm=BBfGm(B)，是T的函数不在298.15K时，rGm=rHmTrSm，计算时注意S的单位。根据rHm，rSm的正负、温度的影响可分四种情况。7、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、溶剂参与时平衡常数中不写。多重平衡规则。8、化学反应等温方程式，rGm=RTlnK+RTlnQ反应商判据。9、化学平衡移动——吕·查德里原理，注意温度的影响和有关计算。rGm=-2.303RTlgKrGm=rHmTrSm10、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。11、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=AeaE/RT，ln12kk=a2111ERTTEa，AT3、k3。第三章：定量分析基础1、准确度和精密度，定义及两者的关系。准确度：表示测定结果（x）与真实值（xT）的接近程度，准确度的高低用误差E的大小来衡量。绝对误差Ea和相对误差Er精密度——指在相同条件下，多次平行测定同一样品所得的测定结果之间的相互接近程度。3精密度高低用偏差来衡量。绝对偏差、相对偏差、平均偏差及相对平均偏差。系统误差（固定的、偏向性的）：方法误差、仪器和试剂误差、操作误差。偶然误差（正态分布）：由某些难以控制、无法避免的偶然因素引起而造成的误差，称为随机误差。系统误差的减免：(1)方法误差——采用标准方法,对照、回收实验。(2)试剂误差——作空白实验。(3)仪器误差——校正仪器、外检。(4)操作误差——内检。(5)减小测量误差（使相对误差＜0.1%）：称样量≥0.2g，试剂用量≥20mL偶然误差的减免——增加平行测定的次数。2、有效数字和运算规则：四舍六入五成双（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）。3、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、了解T——滴定度的定义。第四章：酸碱平衡与酸碱滴定法1、酸碱质子理论：质子酸质子碱十质子，共轭质子酸碱对，aKbK=WK2、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[NH3]＋[CO32-]＋[OH-]=[H3O+]＋[H2CO3]3、一元弱酸、弱碱的pH有关计算，注意条件：ac·aK≥10WK，，且ac／aK≥100，三种情况。稀释定律：α与浓度的平方根成反比α=0cKb。4、多元弱酸（碱）溶液：1aK/2aK105时，近似一级处理。重点讨论H2S，42212]H[1035.1]S[。5、两性物质：c02aK＞10WK，c0＞101aK，21)(aaKKHcpH=1/2(pKa1+pKa2)。6、同离子效应和缓冲溶液：)()(lg)(AcHAcHApKpHa，选择pH接近的pKa或pKb，1)(HApKpHa7、分布系数：i=ci/c0=F(H+)(给定弱酸（碱）)，aHAKHcHc)()(，aaAKHcK)(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、KaKb有关，滴定条件：Kac0108，Ka1/Ka2105有两个滴定突跃。9、指示剂的理论变色范围：pH=p)(HInKa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。混合碱的测定————（双指示剂法）混合碱的组成有NaOH,Na2C03,NaHCO3及其混合物（1）NaOH+Na2CO3(2)Na2CO3+NaHCO3双指示剂法：PH=8-10酚酞变色时：用去HCl标准溶液V1(mL)；PH=3.1-4.4甲基橙变色时：用去HCl标准溶液V2(mL)。根据V1和V2数值的大小判断混合碱的组成(定性/定量计算)：判断组成：V1V2:NaOH(V1-V2),Na2C03(2V2)V1V2:Na2C03(2V1),NaHCO3(V2-V1)V1=V2:则碱液只含Na2C03V1=0，V20:则碱液只含NaHCO3V2=0，V10:则碱液只含NaOH51．当V1＞V2时,混合碱组成为:NaOH+Na2CO3,测定反应为:NaOH+HClNaCl+H2ONa2CO3+HClNaHCO3+NaCl以上反应是以酚酞作指示剂，消耗HCl溶液V1(mL)。NaHCO3+HClNaCl+CO2+H2O以上反应是以甲基橙作指示剂，消耗HCl溶液V2(mL)。2.当V1＜V2时,混合碱组成为:Na2CO3+NaHCO3测定反应为:Na2CO3+HClNaHCO3+NaCl以上反应是以酚酞作指示剂，消耗HCl溶液V1(mL)。NaHCO3+HClNaCl+CO2+H2O以上反应是以甲基橙作指示剂，消耗HCl溶液V2(mL)。第五章：沉淀-溶解平衡与沉淀测定法%10010)(s3NaOH21HClNaOHmMVVcw%10010221s3CONa2HClCONa3232mMVcw%10010221s3CONa1HClCONa3232mMVcw%10010)(s3NaHCO12HClNaHCO33mMVVcw61、Ksp的表示与s的换算。（如A2B或AB2KSP=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QKsp时，溶液过饱和，有沉淀析出；（2）当Q=Ksp时，溶液饱和，沉淀溶解处于动态平衡；（3）当QKsp时，溶液不饱和，无沉淀析出。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=)SH()MS(]H[]SH][M[2asp222KK，Ksp(M(OH)n)=[Mn][OH]n，注意起始和沉淀完全的pH计算。分步沉淀，沉淀转化与Ksp有关，注意：同一类型，不同类型。沉淀完全时离子浓度小于10-5。7、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。第六章：氧化还原反应与氧化还原滴定法1、氧化与还原和半反应与电对的概念。原电池结构及符号，半反应方程式的书写。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-Qnlg0592.0，(Ox/Red)=(Ox/Red)-abOxdn)()(Reln0592.0，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，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。E0，=0，0。77、E与K，E=n0592.0lgK，对一个具体的氧化还原反应，E=氧-还。8、spK或pH值有关计算，设计原电池，E＝(+)－(-)。9、元素电势图及应用，当(右)(左)时，可发生歧化反应；计算(未知)。10、化学计量点电势sp=212211nnnn，氧化还原滴定的突跃范围为：2+30.0592/n2130.0592/n1或：=30.05922121nnnn11、氧化还原指示剂变色的电极电势范围为：Inn0592.0V。12、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：物质结构简介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，Y2——电子云角度分布图。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。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