无机及分析化学 复习提纲
无机及分析化学超详细复习知识点(大一,老师整理)
无机及分析化学超详细复习知识点(大一,老师整理)第一章化学基本概念和理论1. 物质和化学变化物质：具有质量和体积的实体。
化学变化：物质发生变化，新的物质。
2. 物质的组成和结构元素：由同种原子组成的物质。
原子：物质的基本单位，由原子核和核外电子组成。
3. 化学键和分子间作用力化学键：原子之间通过共享或转移电子而形成的连接。
分子间作用力：分子之间的相互作用力，包括范德华力、氢键等。
4. 化学反应化学反应方程式：表示化学反应过程的方程式。
化学反应速率：单位时间内反应物的浓度变化。
化学平衡：反应物和物浓度不再发生变化的状态。
5. 氧化还原反应氧化：物质失去电子的过程。
还原：物质获得电子的过程。
氧化还原反应：同时发生氧化和还原的反应。
6. 酸碱反应酸：能够释放H+离子的物质。
碱：能够释放OH离子的物质。
中和反应：酸和碱反应盐和水。
7. 溶液溶质：溶解在溶剂中的物质。
溶剂：能够溶解溶质的物质。
溶液的浓度：单位体积或单位质量溶剂中溶解的溶质的量。
8. 化学平衡常数的计算平衡常数：表示化学反应平衡状态的常数。
计算方法：根据反应物和物的浓度计算平衡常数。
9. 氧化还原反应的平衡电极电位：表示氧化还原反应进行方向的电位。
计算方法：根据电极电位计算氧化还原反应的平衡常数。
10. 酸碱反应的平衡pH值：表示溶液酸碱性的指标。
计算方法：根据酸碱的浓度计算pH值。
11. 溶液的酸碱滴定滴定：通过滴加已知浓度的溶液来确定未知溶液的浓度。
计算方法：根据滴定反应的化学方程式和滴定数据计算未知溶液的浓度。
12. 气体定律波义耳定律：在一定温度下，气体的压力与体积成反比。
查理定律：在一定压力下，气体的体积与温度成正比。
阿伏伽德罗定律：在一定温度和压力下，等体积的气体含有相同数量的分子。
13. 气体混合物的计算分压定律：气体混合物中每种气体的分压与该气体在混合物中的摩尔分数成正比。
计算方法：根据分压定律计算气体混合物中每种气体的分压和摩尔分数。
无机及分析化学总复习
条件电势——影响氧化还原反应的因
素；对于一般反应： aOx + ne ←→b Re d
ϕ
=
ϕ
θ
'
(Ox/Red)
−
2.303RT nF
lg
c(Red)b c(Ox)a
= ϕθ ' (Ox/Red)
氧化还原滴定终点的确定及计量点电势的计
算高；锰酸钾：自身指示剂；淀 粉：特殊指示剂；二苯胺磺 酸钠：氧化还原指示剂， φ=φ±0.059/n。
滴定pH范围的计算——最低和最高酸度
配位滴定干扰的消除以及配位滴定的应用 。
有关实验——配位滴定（EDTA的标定、水硬度的测
定）
1硬度单位表示十万份水中含1份CaO克数
14
第九章 氧化还原与电化学
氧化还原反应方程式的配平——离子-电子法 原电池的半反应书写以及原电池符号的表示方法 (-)……‖……(+) 标准电极电势以及Nernst方程式 影响电极电势的因素：浓度、 pH值、沉淀的生成、 配合物的生成等
aOx+ne ←→ bRed
ϕ
= ϕθ
−
RT nF
ln
[Red]b [Ox]a
= ϕθ
−
2.303RT nF
lg
[Red]b [Ox]a
E = Eθ − 2.303RT lg Q
15
nF
电极电势的应用：判断物质的氧化性与还原性的强
弱、氧化还原反应进行的方向与限度、求平衡常数、
选择合适的氧化剂和还原剂
b. 对于多元酸（或多元碱），当cKa1θ （或cKb1θ）≥10-8 ，且 Ka1θ /Ka2θ≥104（或Kb1θ /Kb2θ≥104）时，可以准确滴定第一步电离的氢离子 （或氢氧根离子）；若cKa1θ （或cKb1θ）≥10-8 ， cKa2θ （或cKb2θ） ≥10-8 ，且 Ka1θ /Ka2θ≥104（或Kb1θ /Kb2θ≥104）时，则有两个滴定突 跃；
高中化学复习提纲无机化学 部分知识点
高中化学复习提纲第一部分：必修一第一章第一节化学实验的基本方法（其他实验知识在选修六）考点一 物质的分离与提纯1．过滤：适用于分离一种组分可溶，另一种不溶的固态混合物。
如：粗盐的提纯。
2．蒸发结晶：适用于混合物中各组分物质在溶剂中溶解性的差异不同。
3．蒸馏法：适用于分离各组分互溶，但沸点不同的液态混合物。
如：酒精与水的分离。
主要仪器： 酒精灯、石棉网、蒸馏烧瓶、温度计、冷凝器、牛角管、锥形瓶等。
4．分液：适用于分离互不相容的两种液体。
5．萃取：适用于溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同。
如：用CCl4萃取溴和水的混合物。
分层：上层无色，下层橙红色。
注：不用酒精萃取。
第二节 化学计量在实验中的应用考点一 物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量1.物质的量（1）物质的量是七个基本物理量之一，其意义是表示含有一定量数目的粒子的集体。
符号为：n ，单位为：摩尔（mol）。
（2）物质的量的基准（N A）：以0.012kg12C所含的碳原子数即阿伏加德罗常数作为物质的量的基准。
阿伏加德罗常数可以表示为N A，其近似值为6.02×1023 mol-12.摩尔质量（M）1摩尔物质的质量，就是该物质的摩尔质量，单位是g/mol 。
1mol任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子，但由于不同粒子的质量不同，因此，1 mol不同物质的质量也不同；12C的相对原子质量为12，而12 g 12C所含的碳原子为阿伏加德罗常数，即1 mol 12C的质量为12g。
同理可推出1 mol其他物质的质量。
3.关系式：n ＝；n＝特别提醒：1.摩尔只能描述原子、分子、离子、质子、中子和电子等肉眼看不到、无法直接称量的化学微粒，不能描述宏观物质。
如1mol麦粒、1mol电荷、1mol元素的描述都是错误的。
2.使用摩尔作单位时，应该用化学式(符号)指明粒子的种类。
如1mol水（不正确）和1molH2O（正确）；1mol食盐（不正确）和1molNaCl(正确)3.语言过于绝对。
无机及分析化学
《无机及分析化学》考试大纲无机与分析化学是一门涵盖溶液理论、化学反应原理（含热力学和动力学）、定量分析基础、四大化学平衡及滴定（酸碱平衡与酸碱滴定、沉淀溶解平衡与沉淀滴定、氧化还原平衡与氧化还原滴定、配位平衡与配位滴定）、物质结构基础的一门学科。
考生应该控制化学反应原理的基础知识和定量分析的普通主意，具有基本的科学思维主意和理论联系实际、自立分析问题解决问题的能力。
一、理论部分基本要求1.控制稀溶液的依数性2.控制化学反应的普通原理。
3.控制定量分析的基本知识。
4.控制四大平衡基本原理及其滴定。
5.控制物质结构的基本知识。
6.控制紫外可见分光光度法的基本原理及其应用。
二、详细内容和要求：第一章物质的聚拢状态1.1凝聚系1.2稀溶液的性质1.3胶体溶液要求：控制稀溶液的依数性，了解胶体溶液的性质。
第二章化学反应的普通原理2.1基本概念2.2热化学2.3化学反应的方向与限度2.4化学平衡2.5化学反应速率第1 页/共4 页2.6化学反应普通原理的应用要求：控制热化学的基本概念；控制热力学第一定律、热力学第二定律、热力学第三定律和盖斯定律；控制熵变判据和吉布斯函数变判据，了解化学平衡与化学反应标准吉布斯函数变的关系，了解化学平衡移动原理；了解基元反应概念，控制质量作用定律，理解和控制化学反应速率理论。
第三章定量分析基础3.1分析化学的任务和作用3.2定量分析主意的分类3.3定量分析的普通过程3.4定量分析中的误差3.5分析结果的数据处理3.6有效数字及其运算3.7滴定分析主意概述要求：了解分析化学的定义、任务和作用；了解定量分析主意的分类；了解分析化学中误差产生的缘故与分类；控制确切度、精密度的定义及其评价指标的定义和相关计算；控制有效数字及其运算规矩；控制分析结果的检验主意；了解滴定分析主意的分类，控制基准物质和标准溶液的定义，控制滴定分析的计算主意。
第四章酸碱平衡与酸碱滴定4.1电解质溶液4.2酸碱理论4.3溶液酸度的计算4.4缓冲溶液4.5弱酸碱溶液各分布型体的分布4.6酸碱滴定法要求：控制酸碱质子理论；了解酸碱溶液中酸碱的分布形式；控制酸碱溶液中酸碱pH的计算；控制酸碱缓冲溶液理论及其计算；了解酸碱指示剂作用原理；控制一元强酸（碱）滴定一元强碱（酸）体系的滴定；控制一元强酸（碱）滴定一元弱碱（酸）体系的滴定；了解多元弱酸(碱)的滴定；了解酸碱滴定法的应用。
无机与分析化学复习提纲
无机与分析化学复习提纲第一章：分散体系1.基本量（1）物质的量浓度C（2）物质的量分数或摩尔分数X（3）质量摩尔浓度b注：b的数值不随温度变化溶剂是水的稀溶液，b<0.1mol/kg，b与c数值近似相等2.稀溶液的依数性（只与溶质的粒子数（浓度）有关）：难挥发非电解质稀溶液与纯溶剂相比具有蒸气压下降，沸点升高，凝固点下降和渗透压的性质（1）蒸气压：（即饱和蒸气压，在一定温度下，蒸发速度和凝聚速度相等，达到动态平衡）①与物质本性有关②随温度升高而增大③大多数固体的蒸气压很小蒸气压下降：△pp（拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发非电解质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。
）△p（拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶质的物质的量分数成正比）△p（拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降近似的与溶液的质量摩尔浓度成正比，与溶质种类无关）（2）沸点沸点升高（根本原因：蒸气压下降）Tb△TbKb只取决于溶剂，而与溶质无关（3）凝固点（在一定条件下，物质的固相蒸气压与液相蒸气压相等，达到动态平衡）凝固点下降（根本原因：蒸气压下降）Tf△TfKf只取决于溶剂，而与溶质无关（4）溶液的渗透压（为了保持渗透平衡而向溶液上方施加的最小压力，称为溶液的渗透压）R为气体常量溶液的渗透压与溶液中所含溶质的数目成正比，而与溶质本性无关当水溶液很稀时，则有：注：通过测定溶液的渗透压就可计算所测定的溶质的摩尔质量）第三章化学反应速率和化学平衡1.质量作用定律和速率方程（1）基元反应和非基元反应（复杂反应）（2）质量作用定律：基元反应的反应速率与反应物浓度以方程式中化学计量数的绝对值为幂的乘积成正比。
①对于一般的基元反应：反应速率与反应物浓度的定量关系为（k由化学反应本身决定，随温度的变化而变化）②对于非基元反应，其反应速率只能通过实验来确定注：由实验测得的反应级数与反应式中反应物计量数之和相等时，该反应不一定是基元反应。
无机及分析化学复习资料
N：1s2 2s2 2p3 Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
•半满全满规则：
当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。
Z 24 Cr： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
2 2 6 2 6 5
1
Ar3d 4s
5
1
Z 29 Cu：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
[（SiO2)m • n HSiO3- • (n-x) H+]x- • x H+
胶粒带电，胶团不带电 （电中性）
第二章 化学反应速率
1、熵(S)：是反映体系内部质点运动 混乱程度的物理量。热力学第三定律： T = 0K时，纯净物质的完美晶体的熵 值为零，表示为S。= 0.
2、 自由能
定义：等温等压下，体系中可作有用 功的能量称为自由能(自由焓)，符号G ， G = H －TS，自由能是体系的状态函数。
第四章 物质结构
1、四个量子数的意义和取值
2、 核外电子排布
核外电子分布三规则： • 最低能量原理 电子在核外排列应尽先分布在低能级轨 道上, 使整个原子系统能量最 低。
• Pauli不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式 相反的电子。
• Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽 可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。
当KI过量时，胶粒带负电荷 ，胶团结构如下：
[(AgI )m • n I- • (n - x ) K+] x- • x K+ Fe(OH)3溶胶： { [ Fe (OH)3]m • n FeO+ • (n - x) Cl-}x+ • xClAs2S3溶胶：
无机及分析化学复习
无机及分析化学第一章：1、 溶液浓度表示c B ，b B 等表示及x B ，w B 。
2、反应进度ξ = 1mol (必须有相应计量方程式)，当反应完全时：n B =a b n A 否则，∆n B = a b ∆n A3、稀溶液的通性拉乌尔定律—— 难挥发、非电解质、稀溶液，△p = p o ·χB ， p = p o ×χA 。
溶液沸点的升高和疑固点下降——△T b = K b ×b B △T f ＝K f ×b B 溶液的渗透压（П）—— П×V = n B ×R ×T 即 П= c B ×R ×T ，应用求分子量，注意：其他电解质的定性比较。
4、胶体溶液，胶团的结构： {（AgI ）m · nI -· （n-x ）K +}x-·xK +，带电性及有关性质。
5、高分子溶液，属真溶液，胶体分散系，有一些胶粒性质，是热力学稳定体系。
溶液的盐析作用，表面活性剂（油水乳液）等。
第二章：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 。
2、热化学，Q V = ∆U - W = ∆U ，Q p = H 2 -H 1 = ∆H ，⇒ 盖斯定律。
3、∆ f H m 的定义，∆ r H m =∑Bν B ∆f H m (B)(可以用298.15K 近似计算)。
4、熵（S ）——混乱度的量度，热力学第三定律即S *( 0 K ) = 0 ，标准摩尔熵S m (B,T )，∆ r S m =∑Bν B S m (B) (可以用298.15K 近似计算)注意：单质S m (B,T )不为零，而∆ f H m ，∆ f G m 及（H +,aq ）的人为规定值为零5、∆ r G m = ∑Bν B ∆ f G m (B) ，是T 的函数不在298.15K 时，∆ r G m = ∆ r H m - T ∆ r S m ，计算时注意S 的单位。
无机及分析化学复习
Na 2S KW K b1 1.4 Ka2 c K
8 10 ;c K b1
KW K b2 7.7 108 K a1
8 4 10 ; K /K 10 b2 b1 b2
可被HCl准确分步滴定,形成两个突跃
第一化学计量点生成NaHS c( H ) k a1k a 2 1.6 10 P H 9.80
4、光度计的基本组成
光源
单色器
吸收池 检测器
显示
5、测定条件的选择
1).选择适当的入射波长：一般选λ max； 或选灵敏度稍低但能避免干扰的入射光波长。 2).控制A读数范围 0.2～0.8（或T为20％～70％) (1)控制c；(2)改变b； 3).选择合适参比溶液
§9
1、配合物的组成、命名，EDTA配合物特点 2、影响滴定突跃的因素 CM与Kf’（酸度和 Kf决定Kf’ ） ' C MY MY MY MY ' K MY ' ' .K MY C M .CY M M Y Y M Y
lg K
10
选用百里酚酞为指示剂
第二化学计量点生成H 2 S cK a1 20 KW ; c / K a1 500 c( H ) K a1c 6.5 10 5 (c 0.033mol L1 ) P H 4.2 选用甲基橙为指示剂
例：称取可能含NaOH，NaHCO3，Na2CO3或以上几种物
§3
1、化学平衡定律与化学平衡常数
产物相对浓度 (分压）系数次方的积 K 反应物相对浓度 (分压）系数次方的积
2、应用Kθ 要注意: （1）同一反应, 写法不同,则Kθ不同，但有一定关系
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
第一章：分散体系1.基本量（1）物质的量浓度C（2）物质的量分数或摩尔分数X（3）质量摩尔浓度b注：b的数值不随温度变化溶剂是水的稀溶液，b<0.1mol/kg，b与c数值近似相等2.稀溶液的依数性（只与溶质的粒子数（浓度）有关）：难挥发非电解质稀溶液与纯溶剂相比具有蒸气压下降，沸点升高，凝固点下降和渗透压的性质（1）蒸气压：（即饱和蒸气压，在一定温度下，蒸发速度和凝聚速度相等，达到动态平衡）①与物质本性有关②随温度升高而增大③大多数固体的蒸气压很小蒸气压下降：△pp （拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发非电解质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。
）△p （拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶质的物质的量分数成正比）△p （拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降近似的与溶液的质量摩尔浓度成正比，与溶质种类无关）（2）沸点沸点升高（根本原因：蒸气压下降）T b△T bKb只取决于溶剂，而与溶质无关（3）凝固点（在一定条件下，物质的固相蒸气压与液相蒸气压相等，达到动态平衡）凝固点下降（根本原因：蒸气压下降）Tf△TfKf只取决于溶剂，而与溶质无关（4）溶液的渗透压（为了保持渗透平衡而向溶液上方施加的最小压力，称为溶液的渗透压）R为气体常量溶液的渗透压与溶液中所含溶质的数目成正比，而与溶质本性无关当水溶液很稀时，则有：注：通过测定溶液的渗透压就可计算所测定的溶质的摩尔质量）第三章化学反应速率和化学平衡1.质量作用定律和速率方程（1）基元反应和非基元反应（复杂反应）（2）质量作用定律：基元反应的反应速率与反应物浓度以方程式中化学计量数的绝对值为幂的乘积成正比。
①对于一般的基元反应：反应速率与反应物浓度的定量关系为（k由化学反应本身决定，随温度的变化而变化）②对于非基元反应，其反应速率只能通过实验来确定注：由实验测得的反应级数与反应式中反应物计量数之和相等时，该反应不一定是基元反应。
（如：）（3）反应级数对于速率方程：（k的单位是）浓度指数a或b，分别叫做反应对A或B的级数反应级数：a+b注：有些反应无反应级数（反应的速率方程中浓度与速率的关系不是指数关系，如：）①如果是零级反应②如果是一级反应（4）确定非基元反应的速率方程式（5）温度对反应速率的影响2.化学反应速率的速率理论（1）活化能与活化分子活化分子：具有足够能量的分子称为活化分子活化能：把反应物分子转变成活化分子所需的能量（活化分子的平均能量Em与反应物分子的平均能量之差。
）注：具有各动能值分子的分布情况是由温度决定的3.平衡移动（1）浓度（例3-11）（2）压力（例3-12）（3）惰性气体：在惰性气体存在下平衡后，再恒温压缩，平衡不移动（4）温度4.平衡常数：（1）经验平衡常数Kc（浓度）经验平衡常数Kp压力经验平衡常数（2）标准平衡常数多重平衡原则：2个方程相加2个方程相减N倍：N次方第四章：物质结构1.四个量子数①主量子数（n）：与角量子数（l）决定核外电子能量②角量子数（l）：确定原子轨道或电子云形状③磁量子数（m）：确定电子云的空间取向④自旋量子数（m s）：确定电子运动的自旋方向2.原子核外排布规律（能级交错）（1）三个基本原理①鲍里不相容原理：一个轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子②能量最低原理：先低后高③洪特规则：m s相同到m s不同在等价轨道轨道中，电子处于全充满，半充满和全空时，原子能量较低，体系较稳定。
（2）核外电子排布式第四周期过渡元素：半充满：全充满：Fe：3.电子层结构与元素周期表（1）周期与能级组一一对应（2）主族：凡是最后一个电子填入ns或np能级的元素副族（3）电子层结构与分区s（ns1~2），p（ns2 np1~6）区对应主族d（( n-1 )d1~9 ns1~2），ds（( n-1 )d10 ns1~2）区对应过渡元素f对应内过渡元素（4）周期性：第五周期的元素半径十分相似（由于镧系收缩）4.共价键（1）类型以共价单键结合，只能形成σ键“头碰头”以共价双键或三键结合，其中一个为σ键，其余为π键“肩并肩”（2）键参数①键能：单键<双键<三键②键长：键长越长，键能越弱③键角④键极性：成键原子的电负性不同引起的5.杂化轨道理论（1）基本要点：①若干能级相近的原子轨道可以杂化②杂化轨道有利于形成最大程度重叠，形成的化学键更稳定③杂化轨道中不一定有电子6.分子间作用力（1）取向力诱导力色散力色散力是分子间的主要作用力（2）氢键：影响：①分子间氢键熔沸点升高分子内氢键熔沸点降低②溶解度增大③黏度增大第五章：化学分析1.准确度和精密度，定义及两者的关系。
（1）准确度：表示测定z值（x）与真实值（x T）的接近程度。
准确度的高低用误差E来衡量。
①绝对误差E:②相对误差RE(用相对误差表示测定结果的准确度更确切):（2）精密度——指在相同条件下对同一试样作多次重复测定，求出所得结果之间的符合程度，表现了测定结果的再现性。
精密度高低用偏差来衡量。
①绝对偏差②相对偏差③平均偏差④相对平均偏差⑤标准偏差⑥标准平均偏差2系统误差与偶然误差（1）系统误差（规律性，重复性，单向性）：由于某种固定的或经常性的原因造成的误差。
理论上可测定，也可称为可测误差。
①方法误差：由于分析方法本身不够完善而引入的误差。
如，重量分析中由于沉淀溶解损失而产生的误差；滴定误差。
②仪器误差：仪器本身的缺陷造成的误差。
③试剂误差④主观误差。
（2）偶然误差（对称性，抵偿性，有限性）：偶然因素造成的误差，称为随机误差，也可称为不定误差。
①外界因素的变化②个人判别失误③工作失误：不按操作规程，使用仪器不干净，加错试剂，溶液溅出，记录及计算失误注：偶然误差服从正态分布（3）系统误差的减免（最好的方法是做对照实验）：①方法误差——对照实验。
②试剂误差及溶液对仪器的侵蚀——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（4）偶然误差的减免——（在消除系统误差后）增加平行测定的次数。
总结：准确度高，一定要精密度高。
精密度是保证准确度的先决条件。
精密度高，不一定准确度高。
可能存在系统误差 准确度：系统误差决定，表示测量结果的正确性 精确度：偶然误差决定，表示测量结果的重要性 3.有效数字和运算规则： 四舍六入五成双和差：小数点后位数最少的数据为标准；乘除：有效位数最少的为标准 4.滴定分析（1）滴定度：例5-8（2）标准溶液的配制与浓度标定 ①直接配制法 基准物质：②间接配制法： 配制近似浓度的溶液 标准溶液的标定注：标定一般要求进行3到4次平行测定，相对误差不大于0.2%第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法（理论篇）1．酸碱质子理论（1）共轭酸碱关系：Θa K ⨯Θb K =θW K如果酸的酸性越强，其共轭碱的碱性越弱 如果碱的碱性越强，其共轭酸的酸性越弱 （2）水：在酸的解离中，水起碱的作用；在碱的解离中，水起酸的作用 2．缓冲溶液（一般由弱酸及其共轭碱组成，具有抗稀释作用） （1）溶液的pH 值变化主要由缓冲比决定 （2）缓冲容量和缓冲范围①缓冲容量与缓冲组分的总浓度及缓冲比有关 缓冲组分的总浓度越大，缓冲容量越大 当 ，缓冲容量最大，此时pH=②缓冲有效范围pH = p )(共轭酸θaK 士 1，指示剂的选择条件是变色范围落在滴定突跃范围内。
3．酸碱指示剂 （1）变色范围①指示剂的转变完全由 决定②pH = p )(共轭酸θa K 士 1（理论变色范围）。
这个范围内溶液的颜色称为过渡色。
（2）影响变色范围： 温度 用量 变色方向（3）混合指示剂：利用颜色互补，使变色范围变窄 4.酸碱滴定法的基本原理 （1）滴定方法 ①直接滴定法 ②返滴定法： ④ 间接滴定法： （2）强酸强碱相互滴定① 滴定突跃范围的大小决定指示剂的选择② 滴定突跃范围取决于酸碱的浓度（每增大或降低十倍，其突跃范围就增加或减少2个pH 单位） （3）强碱滴定一元弱酸pH计算①滴定前②滴定开始至滴定终点③化学计量点④化学计量点后（pH由溶液中强碱决定）滴定突跃①强碱滴定弱酸的突跃范围比滴定同样的强酸的突跃范围小得多②受θaK和浓度的影响（正比）③突跃范围必须在0.3个pH单位上，人们才能准确通过观察指示剂的变色来判断滴定终点要有0.3个pH单位的突跃，必须a cθaK≥（如）（4）多元酸的滴定分析5.酸碱滴定法的应用（1）酸标准溶液HCl用无水碳酸钠（）及硼砂（）作标定碳酸钠：用甲基红或甲基橙作指示剂硼砂：用甲基红作指示剂方程式：（2）碱标准溶液NaOH用邻苯二甲酸氢钾，草酸作标定6.混合碱的分析：双指示剂法：利用两种指示剂进行连续滴定第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法（计算和近似计算）1.溶液中弱酸，弱碱的离解平衡（离解度与离解常数的关系）a c ／θa K ≥500，即电解质的离解程度很小α= 0c K b θ（稀释定律：当浓度越稀时，离解度越大） 2. pH 的计算（1）一元弱酸（碱）溶液当（2）多元弱酸（碱）溶液①多元弱酸溶液，若其 ，则计算 的浓度时，可将多元弱酸当做一元弱酸近似处理。
当a c ／θa K ≥500时，可用 来计算②对于二元弱酸溶液，酸根离子的浓度近似等于Θ2a K ，而与酸的浓度无关（3）两性物质溶液①含酸式酸根离子的溶液对于 这样的两性物质，当溶液浓度不是很稀时②弱酸弱碱盐溶液θθ21)(a a K K H c =+ ⇒ pH =1/2(p K a1θ + p K a2θ )。
（4）缓冲溶液pH 的计算)()(lg )(共轭碱共轭酸共轭酸c c pK pH a -=θ第七章：沉淀-溶解平衡与沉淀分析法1.溶度积常数和溶解度值可以实验测定，也可以用热力学函数计算（1）Ksp与s的换算（2）Ksp（3）难溶电解质饱和溶液的密度近似等于水的密度2．溶度积规则（1）当Q > K 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Q < K sp时，溶液不饱和，无沉淀析出。
3．同离子效应和盐效应（影响不大）4．计算一般情况下，只要溶液中被沉淀的离子不超过0.00001mol/L，即认为这种离子沉淀完全了。
（1）加入沉淀剂（2）控制溶液酸度具体计算见书上例题第九章：配位化合物的命名1．内界的命名配位体数（用一，二，三等数字表示）——配位体名称——“合”——中心离子——中心离子氧化值（用罗马数字表示）2．配位体的命名（1）先阴后中（2）先无后有（3）同类配体的名称，按配位原子元素符号在英文字母中的顺序排列（4）同类配体的配位原子相同，则含原子少的排在前（5）配位原子相同，配体中原子数也相同，则按在结构式中与配位原子相连的元素符号在英文字母中的顺序排列。