化學重點知識總結(jié)

化學重點知識總結(jié)一·填空1·化學平衡常數(shù)是可逆學反應的特征常數(shù)，其大小只與溫度有關，而與濃度無關。2·由弱酸及其鹽組成的緩沖溶液的范圍為Pka-1~Pka+1影響緩沖能力因素有總濃度和兩組分的濃度之比3·在HAc溶液中加入NaAc,溶液的酸度降低，這是同離子效應影響的結(jié)果，若加入NaCl,則酸度增大，這是鹽效應影響的結(jié)果4·Ag2S的溶度積常數(shù)表達式為,根據(jù)溶度積規(guī)則：Qi>Ksp時，溶液為過飽和這時沉淀生成或析出5·沉淀生成的條件為Qi>Ksp,所謂的沉淀完全，是指溶液中殘留離子的的濃度小于10-5mol/L6·原電池中電極電勢高的是正極電極電勢低的是負極，每個電極都由兩類物質(zhì)構(gòu)成，其中氧化數(shù)高的物質(zhì)叫氧化態(tài)，氧化數(shù)低的物質(zhì)叫還原態(tài)7·銅鋅原電池中，Cu為正極發(fā)生的是還原反應Zn為負極發(fā)生的是氧化反應8·氧化還原反應中氧化劑是E大的電對中的氧化態(tài)物質(zhì)，還原劑是E小的電對中的還原態(tài)物質(zhì)9·中心離子是配合物的形成體，他位于配離子的中心。常見的金屬離子是過渡金屬離子10·配位體中具有孤電子對、直接與中心離子以配位鍵相連的原子叫配位原子，如NH3分子中的N原子。在配離子中直接與中心離子結(jié)合的配位原子數(shù)目叫該中心離子的配位數(shù)。11·配合物【Cr(NH3)（en）2CI】SO4的中心離子是Cr3+,配位體是NH3(en)2CI,中心離子的配位數(shù)是6，配合物的名稱是硫酸一氯·一銨·二乙二胺合鎘（III）。12·基準物應具備的條件為組成恒定、性質(zhì)穩(wěn)定、純度高、摩爾質(zhì)量高。13·系統(tǒng)誤差的來源主要有分析問題誤差、儀器試劑誤差、主觀操作誤差。14·標準溶液是指濃度準確已知的溶液。標準溶液和待測組分完全定量反應的點為化學計量點，指示劑變色點為滴定終點。15·用0.1000moI·L-1HCI溶液滴定NaOH溶液，用甲基橙指示終點，HCI溶液稱為標準溶液，甲基橙稱為指示劑，該滴定化學滴定點的PH等于7，滴定終點的PH范圍為3.1；滴定終點與化學計量點之差稱為滴定終點誤差，此誤差為正誤差。（正或負）16·酸堿滴定曲線是以被滴定溶液的PH值變化為特征的，滴定時酸堿的濃度愈大，滴定的突躍范圍愈大，滴定時酸堿的強度愈大，滴定的突躍范圍愈大。17·EDTA中含有6個配位原子，和金屬離子的配位比為1:1。18·用EDTA滴定法測定水中鈣量時，用鈣紅作指示劑，溶液的PH＝12，終點顏色為藍色。二·選擇題1·稀溶液依數(shù)性的核心性質(zhì)是DA溶液的沸點升高B溶液的凝固點下降C溶液具有滲透壓D溶液的蒸汽壓下降2·在Hac中加入NaAc,可使Hac的AA電離度減小B電離度增大C電離常數(shù)增加D電離常數(shù)減小3·對于A,B兩種難溶鹽，若A的溶解度大于B的溶解度則必有DAKsp,A>Ksp,BBKspA<KspBCkspA≈KspBD不一定4·在下列溶液中能使Mg(OH)2溶解度增大的是DAMgClBNaOHCMgSO4DNH4Cl5·在實驗室中配置FeSO4溶液，為防止Fe2+被空氣氧化，較好的方法是加入AAFe屑BSn粒CZn粒D不能處理6已知E⊙Fe3+/Fe2+=+0.771V,E⊙Sn2+/Sn=—0.14V，E⊙Sn4+/Sn2+=+0.154V,E⊙Fe2+/Fe=—0.44V。在標準狀況下，下列各組物質(zhì)中能共存的是CAFe3+,Sn2+BFe,Sn2+CFe2+,Sn2+DFe3+，Sn7·結(jié)合配合物內(nèi)，外界化學鍵是CA共價鍵B配位鍵C離子鍵D金屬鍵8·結(jié)合配合物中心離子與配位體的化學鍵是BA共價鍵B配位鍵C離子鍵D金屬鍵9·0.03040的有效數(shù)字的位數(shù)是BA5B4C2D310·下列物質(zhì)能用直接法配制標準溶液的是AAK2Cr2O7BKMnO4CNaOHDHCl11·減小隨機誤差常用的方法是DA空白試驗B對照試驗C標準試驗D多次平行測定12·減小試劑誤差常用的方法是AA空白試驗B對照試驗C標準試驗D多次平行測定13·各類型的酸堿滴定，其化學計量點的位置均在DAPH=7BPH>7CPH<7D突躍范圍中點三，計算題1·計算下列溶液的[H+],[OH-]及PH0.01mol·L-1NaOH0.10mol·L-1NH3·H2O2·50mL0.10mol·L-1HAc溶液與25ml0.10mol·L-1NaOH溶液混合后，求該溶液的PH。3·求電極反應MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O在PH=5的溶液中的電極電勢（其他條件同標準狀態(tài)）4·滴定0.1560g草酸試樣用去0.1011mol·L-1NaOH22.60ml。求試樣中H2C2O4·2H2O的質(zhì)量分數(shù)（注：保留四位有效數(shù)字）5·在MnO4-/Mn2+電對中，若[MnO4-]=[Mn2+]=1.00mol·L-1，計算H+濃度分別為1.00×10-3mol·L-1，1.00mol·L-1，10.0mol·L-1時電對的電極電勢四·1·稀溶液的依數(shù)性是哪些？溶液的蒸汽壓下降②溶液的沸點升高③溶液的凝固點下降④溶液的滲透壓2·沉淀溶解的幾種方式生成弱電解質(zhì)生成配位化合物發(fā)生氧化還原反應沉淀的轉(zhuǎn)化3·等物質(zhì)的量規(guī)則：任何化學反應，若將化學或離子反應方程式中的每一項（包括計量系數(shù)在內(nèi)的化學式或離子式）作為一個基本單元。則反應中各反應物和各生成物的物質(zhì)的量相等這個規(guī)律叫等物質(zhì)的量規(guī)則4·同離子效應在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)含有相同離子的強電解質(zhì)時，弱電解質(zhì)電離度降低的現(xiàn)象稱為同離子效應。5·鹽效應在弱電解質(zhì)溶液中加入不含相同離子的強電解質(zhì)時，弱電解質(zhì)的電離度略有增大的現(xiàn)象稱為鹽效應。6·緩沖溶液能夠抵抗外加少量強酸，強堿或稀釋而保持體系PH基本不變的作用，稱為緩沖作用這種具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液6·緩沖溶液的緩沖原理以HAc—NaAc緩沖溶液為例，說明緩沖溶液的緩沖原理：HAc==H++Ac+NaAc==Na++Ac-由于NaAc完全電離，所產(chǎn)生的Ac-的同離子效應大大降低了HAc的電離度使HAc主要以分子形式存在，這時溶液中存在著大量的HAc和Ac-當向此溶液中加入少量強酸時，溶液中Ac-與加入的H+結(jié)合生成HAc，使HAc的電離平衡向左移動，達到新的平衡時溶液的H+濃度也幾乎沒有明顯升高，即Ac-起到了抗酸作用。當向此溶液中加入少量強堿時，溶液中H+與加入的OH-結(jié)合生成H2O，使HAc的電離平衡向右移動，以補充被OH-消耗的H+,達到新的平衡時溶液的H+濃度也幾乎沒有明顯降低，即HAc起到了抗堿作用將緩沖溶液稍加稀釋時，其中H+濃度雖然降低了，但Ac-濃度同時降低，同離子效應減弱，HAc的電離度增大而使H+濃度升高，結(jié)果溶液的PH基本不變，當然緩沖溶液的緩沖能力是有限的，，緩沖能力將隨抗酸或抗堿成分被消耗而減小直到消失。7·緩沖液的配置：選擇合適的緩沖對，即選擇弱酸（或弱堿）的Pka或(Pkb)與所配緩沖溶液的PH或POH盡量接近。例如：，欲配置PH=5的緩沖溶液，應選用HAc—NaAc緩沖對（PkHAc=4.75）,接近緩沖溶液的PH；欲配置PH=9的緩沖溶液，可選用NH3·H2O—NH4Cl緩沖對（14-PKNH3·H2O=9.25）;欲配置PH=7的緩沖溶液應選擇NaH2PO4-Na2HPO4緩沖對（H3PO4的PKa2=7.21）根據(jù)PH=PKa-lgc酸/c鹽（或PH=14-PKb+lgc堿/c鹽）計算出所需酸（或堿）和鹽的濃度比值，以配得所需的緩沖溶液8·沉淀的生成條件：根據(jù)溶度積規(guī)則，在難溶電解質(zhì)的溶液中，如果Qi>Ksp，就會有沉淀生成。9·氧化還原反應：反應前后元素氧化數(shù)發(fā)生變化的反應10·原電池的組成結(jié)構(gòu)原電池是利用氧化還原反應產(chǎn)生電流的裝置，他能將化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置原電池由兩個半電池組成，半電池又稱為電極。半電池所發(fā)生的反應稱為半電池反應或電極反應。在原電池中負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應。原電池的電極有氧化還原電對和導體構(gòu)成。金屬電對，如Zn+/Zn和Cu+/Cu等，由于金屬單質(zhì)既發(fā)生電極反應，本身又是導體，故金屬電對可以直接而構(gòu)成電極，此類電極稱為金屬電極。其他電對如Fe3+/Fe2+，H+/H2和Cl2/Cl-等，由于這類電對本身缺乏構(gòu)成電極的導體，必須用惰性金屬（常用Pt）作為導體，由惰性金屬和電對共同組成電極。在這類電極中，惰性金屬只作為導體，不參加電極反應11·指示劑的選擇：凡是變色范圍全部或部分落在滴定突躍范圍之內(nèi)的指示劑均用以指示滴定終點12·人眼借助指示劑準確判斷滴定終點，滴定突躍范圍（△PH）必須大于0.3個單位，當cKa≥