無機化學知識點總結(jié)

PAGEPAGE1無機及分析化學第一章1、理想氣體狀態(tài)方程式：（注意單位的一致）2、道爾頓分壓定律：（注意分壓的定義）3、兩個濃度表示法：物質(zhì)的量濃度（）質(zhì)量摩爾濃度（）4、溶液的依數(shù)性：定性：蒸氣壓下降（根本原因）；沸點升高；凝固點下降；產(chǎn)生滲透壓變化程度：A2B(或AB2)型＞AB型＞弱電解質(zhì)溶液＞非電解質(zhì)溶液定量：少量難揮發(fā)非電解質(zhì)的稀溶液ΔTb=Kb·bΔTf=Kf·b5、膠體：性質(zhì)：布朗運動；丁達爾效應(yīng)；電泳；電滲溶膠粒子帶電原因：膠體粒子對溶液中的離子產(chǎn)生選擇性吸附AgNO3+KI（過量）?[(AgI)m·nI-·(n-x)K+]x-·xK+AgNO3（過量）+KI?[(AgI)m·nAg+·(n-x)NO3-]x+·xNO3-電位離子和反離子吸附層和擴散層：加入電解質(zhì)，使得吸附層里的反離子增多，ζ電勢下降，膠體聚沉。聚沉值和聚沉能力：與膠粒帶相反電荷的離子的價數(shù)影響最大，價數(shù)越高，聚沉能力越強練習1.5.8%NaCl溶液產(chǎn)生的滲透壓接近于（）。（a）5.8%蔗糖溶液（b）5.8%的HAc溶液（c）2.0mol·kg-1蔗糖溶液（d）1.0mol·kg-1葡萄糖溶液2.在0℃的100gKCl溶液中，加入重量為100g的冰，一段時間后，混合液中冰的質(zhì)量為（）。（a）大于100g(b)小于100g（c）等于100g(d)不能確定相對分子量為120的弱酸HA3.00g溶于100g水中，在101.325kPa下測得其沸點為100.18℃。求此弱酸溶液的解離度。4.考慮到乙醇的沸點78.3oC和Kb=1.16，解下列各題：（1）由20g某物質(zhì)與100g乙醇組成的溶液在79oC時沸騰，計算該溶質(zhì)的相對分子量；（2）由6.57g碘溶于100g乙醇的溶液，在78.6oC時沸騰，那么在溶解狀態(tài)下碘以什么形態(tài)存在的（碘的相對原子量為127）？第二章1、狀態(tài)函數(shù)特征：狀態(tài)函數(shù)變化量只與體系的始、終態(tài)有關(guān)，與途徑無關(guān)。2、功（W）和熱（Q）：恒容反應(yīng)熱：Qv=DU恒壓反應(yīng)熱：Qp=DH3、DU：反應(yīng)的熱力學能變（kJ·mol-1）計算方法：4、DH：反應(yīng)的焓變：反應(yīng)的標準摩爾焓變（kJ·mol-1）：物質(zhì)的標準摩爾生成焓（kJ·mol-1）例：C(石墨)+O2(g)=CO2(g)：物質(zhì)的標準摩爾燃燒焓（kJ·mol-1）例：的計算方法：（1）蓋斯定律：方程式(1)=方程式(2)+方程式(3)→（2）利用：（3）利用：（4）5、DS：反應(yīng)的熵變，S：體系的混亂度：反應(yīng)的標準摩爾熵變（J·mol-1·K-1）：物質(zhì)的標準摩爾熵（J·mol-1·K-1）（注意：單質(zhì)的標準摩爾熵不等于零）的計算方法：（1）（2）等溫可逆過程體系熵變的計算：（相變點的相變）（3）環(huán)境熵變的計算：（4）6、DG：反應(yīng)的自由能變，G：體系的自由能：反應(yīng)的標準摩爾自由能變（kJ·mol-1）：物質(zhì)的標準摩爾生成自由能（kJ·mol-1）的計算方法：（1）利用：（2）（注意：與溫度有關(guān)）（3）（4）7、、、、之間的相互關(guān)系：8、、、、與方程式寫法的關(guān)系：與方程式變化相同9、判斷反應(yīng)向哪一個方向進行：（1）體系中所用物質(zhì)都處于標準態(tài)：：反應(yīng)正向進行：反應(yīng)逆向進行：反應(yīng)平衡（2）體系中有的物質(zhì)處于非標準態(tài)：：反應(yīng)正向進行：反應(yīng)逆向進行：反應(yīng)平衡：反應(yīng)正向進行：反應(yīng)逆向進行：反應(yīng)平衡10、平衡常數(shù)K?（定值，只與溫度有關(guān)）：表達式：K?的計算方法：（1）根據(jù)平衡時體系中各物質(zhì)的濃度計算（2）（3）（4）不同溫度時：11、平衡常數(shù)K?與方程式之間的關(guān)系：方程式(1)=方程式(2)+方程式(3)→K1?=K2?×K3?12、化學平衡的移動：濃度、壓力、溫度、催化劑13、平衡時體系中各物質(zhì)濃度的計算：（1）設(shè)平衡時某物質(zhì)的濃度為xmol·L-1（2）把平衡時體系中所有物質(zhì)的濃度用xmol·L-1表示（3）找到該反應(yīng)的平衡常數(shù)K?（4）代入平衡的表達式，計算出x。（可以進行一定的近似）練習1.某一可逆反應(yīng)，若為吸熱過程，則T增加，平衡常數(shù)K；若為放熱過程，則T增加，平衡常數(shù)K。2.某一反應(yīng)在一定條件下的轉(zhuǎn)化率為25.3%，當有催化劑存在時，其轉(zhuǎn)化率應(yīng)為。A.>25.3%B.<25.3%C.=25.3%D.無法確定3.PCl5的分解反應(yīng)是PCl5=PCl3+Cl2，在2000C達平衡時PCl5有48.5%分解，在3000C達到平衡時，有97%分解。則此反應(yīng)為。A.放熱反應(yīng)B.吸熱反應(yīng)C.即不吸熱也不放熱D.無法確定4.對于某一可逆反應(yīng)：C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)DrHm?>0下列說法是否正確？為什么？（1）由于隨著正反應(yīng)的進行，p(H2O)不斷減少，p(CO)、p(H2)不斷增加，所以，K?也不斷增大。（2）提高溫度，可使正反應(yīng)速率增加，逆反應(yīng)速率減少，所以能加快反應(yīng)向正向進行。（3）增加體系的壓力對平衡沒有影響。（4）加入正催化劑可使正反應(yīng)速率增加，故可使平衡向正方向移動。5.為除去氮氣中的雜質(zhì)氧氣，將氮氣在100kPa下通過6000C的銅粉進行脫氧：2Cu(s)+?O2(g)=Cu2O(s)若氣流緩慢地使反應(yīng)達到平衡，求經(jīng)過純化后在氮氣中殘余氧的體積百分數(shù)。已知：298K時Cu2O(s)Cu(s)O2(g)DfHm?/kJ.mol-1-169.000Sm?/J.mol-1.K-193.333.0205.036.化學反應(yīng)A(g)+B(g)=2C(g),A、B、C均為理想氣體。在250C標準態(tài)下，該過程分別依兩個不同的途徑完成：(1)不作功，放熱40kJ;(2)作最大功，放熱2kJ,則在(1)、(2)兩種情況下，DH?分別為，；DG?分別為，；DS?，。第三章1、化學反應(yīng)速率單位：平均速率：瞬時速率：2、瞬時速率v的計算方法：（1）作c～t圖，找到時刻t時曲線切線的斜率：（2）基元反應(yīng)：（3）非基元反應(yīng)：通過實驗數(shù)據(jù)求出x，y；也可通過反應(yīng)機理找到控速步驟求得。3、反應(yīng)級數(shù)（1）基元反應(yīng)：反應(yīng)級數(shù)＝反應(yīng)分子數(shù)＝a+b正整數(shù)（2）非基元反應(yīng)：反應(yīng)級數(shù)＝x+y正整數(shù)，分數(shù)，零4、速率常數(shù)k（定值，只與溫度有關(guān)）不同溫度時：5、活化能Ea：6、反應(yīng)速率的影響因素（1）反應(yīng)物濃度c：c↑，碰撞頻率↑，v↑（2）反應(yīng)溫度T：T↑，活化分子百分數(shù)↑，v↑（3）催化劑：加入催化劑，降低了Ea，v↑練習1．一般說，溫度升高，反應(yīng)速度明顯增加，主要原因是（）A．分子碰撞機會增加B．反應(yīng)物壓力增加C．活化分子的百分數(shù)增加D．反應(yīng)的活化能降低2．A=B+C是吸熱的可逆基元反應(yīng)，正反應(yīng)的活化能記為E正，逆反應(yīng)的活化能記為E逆，那么（）A．E正<E逆B．E正>E逆C．E正=E逆D．E正與E逆大小無法比較3．某一分解反應(yīng)A=B+C，當c(A)=0.20mol·L-1，則vA=1.30mol·L-1×s-1；當c(A)=0.60mol·L-1，則vA=3.90mol·L-1×s-1。則此反應(yīng)的級數(shù)為（）A．零級B．一級C．二級D．三級4．反應(yīng)HIO3+2H2SO3=HI+3H2SO4分二步完成：HIO3+H2SO3=HIO2+H2SO4（慢）HIO2+H2SO3=HI+2H2SO4（快）則反應(yīng)速率方程為：，反應(yīng)級數(shù)為。5．57℃時，測反應(yīng)NO(g)+1/2Cl2(g)=NOCl(g)的速率得到下列數(shù)據(jù)：c(NO)/mol×L-1c(Cl2)/mol×L-1v(NO)/mol×L-1×s-1①0.250.251.43×10-6②0.250.502.86×10-6③0.500.5011.4×10-6求：（1）反應(yīng)總級數(shù)和速率方程？（2）若67℃時c(NO)=c(Cl2)=0.25mol×L-1，v=1.83×10-4mol×L-1×s-1則反應(yīng)的活化能為多少？第四章1、ψ(x,y,z)→ψ(r,θ,φ)：描述電子核外運動狀態(tài)的波函數(shù)（也稱為原子軌道）2、|ψ(r,θ,φ)|2：空間某一點電子出現(xiàn)的概率密度3、ψ(r,θ,φ)由三個量子數(shù)決定：n、l、m（1）n：主量子數(shù)（決定電子層數(shù)）（2）l：角量子數(shù)（同一層中不同分層，決定ψ的形狀）l=0：s軌道（一個）形狀：球狀l=1：p軌道（三個px、py、pz）形狀：啞鈴狀l=2：d軌道（五個dxy、dyz、dzx、dz2、dx2-y2）形狀：花瓣狀（3）m：磁量子數(shù)（決定ψ的伸展方向）n、l、m確定了，則電子所在原子軌道確定（4）ms：自旋量子數(shù)n、l、m、ms確定了，則電子的運動狀態(tài)確定4、s，p，d原子軌道的角度分布圖：5、s，p，d電子云角度分布圖：6、氫原子的幾種徑向分布圖：7、原子軌道的能量E：（1）單電子體系：E只與n有關(guān)，n↑，E↑（2）多電子體系：E與n和l有關(guān)，n、l↑，E↑多電子體系：屏蔽效應(yīng)和穿透效應(yīng)8、多電子原子核外電子的排布：（第一～第四周期）（1）排布規(guī)則：保里不相容原理；能量最低原理；洪特規(guī)則（2）電子填入軌道順序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p（3）原子失去電子變成離子時，失去電子的順序：np→ns→(n-1)d→(n-2)f9、原子結(jié)構(gòu)與元素周期律：（1）原子半徑：同一短周期自左至右原子半徑逐漸減小，稀有氣體突然增大同一主族自上至下原子半徑逐漸增大副族元素：同一周期自左至右半徑減小幅度較主族元素?。?）電離能（I）：同一周期自左至右電離能逐漸增大，（He的電離能最大）同一主族自上至下電離能逐漸減小，（Cs的電離能最?。├猓築e比Li和B的電離能高，N比C和O的電離能高（3）電子親和能（E）：同一周期自左至右電子親和能逐漸增大同一主族自上至下電子親和能逐漸減小例外：第二周期的電子親合能大于第三周期（4）電負性：同一周期自左至右電負性逐漸增大同一主族自上至下電負性逐漸減小10、離子鍵：（1）特點：無飽和性，無方向性（2）大?。弘x子電荷愈高，半徑愈小，晶格能愈大，離子鍵越牢固熔點越高11、共價鍵：（1）形成：兩個原子中自旋相反的成單電子的軌道重疊（2）特點：飽和性（決定于單電子數(shù)），方向性（最大重疊）（3）類型：σ鍵：“頭碰頭”π鍵：“肩并肩”共價單鍵：一定是σ鍵；共價多重鍵：一個σ鍵，其余的都是π鍵12、雜化軌道理論：（1）sp雜化：BeF2直線型，鍵角180o（2）sp2雜化：BF3平面三角形，鍵角120o（3）sp3雜化：CH4sp3等性雜化正四面體，鍵角109.5oNH3sp3不等性雜化三角錐，鍵角107o18’H2Osp3不等性雜化角型，鍵角104.5o13、分子間力：（1）非極性分子－－非極性分子：只存在色散力極性分子－－非極性分子：誘導(dǎo)力、色散力極性分子－－極性分子：取向力、誘導(dǎo)力、色散力（2）色散力為主，看分子量大小14、氫鍵：（1）形式：X—HY（X,Y：F,O,N）（2）特點：分子間氫鍵可以使某些分子的熔沸點升高第五章1、有效數(shù)字的修約和計算（加減法，乘除法）2、誤差――準確度E=X-XT（1）系統(tǒng)誤差特點如何消除（2）偶然誤差特點如何減小無限次測量：正態(tài)分布置信區(qū)間：有限次測量：t分布置信區(qū)間：置信度↑置信區(qū)間↑t↑（3）相對誤差：如何減?。涸龃骕T（稱量：；滴定：）3、偏差――精密度標準偏差：n>20n<204、準確度與精密度的關(guān)系5、滴定分析法概論：（1）終點誤差（2）滴定方式及實例：直接滴定法（強酸滴定強堿）返滴定法（氮含量的測定）置換滴定法（間接碘量法中K2Cr2O7氧化碘化鉀）間接滴定法（KMnO4法測定Ca2+含量）（3）標準溶液的配制：①直接配制法基準物質(zhì)（四個特點）儀器分析天平和容量瓶②間接配制法非基準物質(zhì)儀器臺天平和滴定裝置（4）有關(guān)計算：注意有效數(shù)字的保留第六章1、一元共軛酸堿：2、多元共軛酸堿：總反應(yīng)：注意：在同一體系中，兩個平衡中各物質(zhì)的濃度均為該物質(zhì)平衡時在體系中的總濃度∴兩步電離中c(H+)在平衡時數(shù)值是相同的總反應(yīng)：3、質(zhì)子條件式4、不同類型溶液酸度的計算（只適用于純?nèi)芤海?）一元強酸HA：一元強堿BOH：（2）一元弱酸HA：稀釋定律：一元弱堿：（3）多元弱酸HnA：作為一元弱酸處理Ka?→Ka1?多元弱堿：作為一元弱堿處理Kb?→Kb1?（4）兩性物質(zhì)水溶液：（注意Ka1?、Ka2?的含意）5、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)：有關(guān)同離子效應(yīng)中的計算：按平衡時體系中各物質(zhì)濃度計算方法計算（第二章13）6、緩沖溶液：由一對共軛酸堿組成（1）（2）緩沖容量β：c(總)↑，β↑；緩沖比越接近1，β↑緩沖能力：1:10<c(酸):c(堿)<10:1緩沖范圍為：（3）緩沖溶液的配制：找到合適的緩沖對；根據(jù)總濃度計算c酸和c堿7、酸堿滴定法：（1）酸堿滴定曲線：以滴定劑的加入量（或滴定分數(shù)）為橫坐標，溶液pH值為縱坐標突躍范圍：－－化學計量點前后0.1％指示劑選擇原則：指示劑變色范圍全部或一部分落在滴定突躍范圍內(nèi)指示劑的變色點與化學反應(yīng)計量點越接近越好指示劑的變色過程從無色至有色或從淺色至深色（2）一元強堿（酸）滴定一元強酸（堿）：突躍范圍只與濃度c0有關(guān)濃度增大10倍，突躍增加2個pH單位。（3）一元強堿（酸）滴定一元弱酸（堿）：NaOH↓HAc突躍范圍起點：VNaOH=19.98mL：HAc和NaAc化學計量點：VNaOH=20.00mL：NaAc突躍范圍終點：VNaOH=20.02mL：NaAc，NaOH影響突躍范圍的因素：①c越大，突躍范圍越大；c只與突躍終點有關(guān)，c增加10倍，終點上移1個pH單位②Ka越大，突躍范圍越大；Ka只與起點有關(guān)，Ka增加10倍，起點下移1個pH單位弱酸（堿）能否被直接準確滴定的條件：（4）多元弱酸（堿）的滴定：NaOH↓H2A①兩個H+都可被準確滴定，也可分步滴定第一化學計量點產(chǎn)物：NaHA第二化學計量點產(chǎn)物：Na2A②兩個H+同時被準確滴定出來只有一個化學計量點產(chǎn)物：Na2A③只有第一個H+能準確滴定只有一個化學計量點產(chǎn)物：NaHA（5）酸堿指示劑：（堿式結(jié)構(gòu)和酸式結(jié)構(gòu)顏色不相同）變色原理：酸式色堿式色變色點：c(In)=c(HIn)，（與化學計量點接近）變色范圍：（與突躍范圍有重合）（6）酸堿滴定法的應(yīng)用：①HCl標準溶液的標定：基準物質(zhì)：Na2CO3Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2CO3甲基橙基準物質(zhì)：硼砂Na2B4O7+2HCl+5H2O=4H3BO3+2NaCl甲基紅②NaOH標準溶液的標定：基準物質(zhì)：鄰苯二甲酸氫鉀酚酞③銨鹽中氮含量的測定：蒸餾法（返滴定法）NH3+H+(過量的HCl)=NH4+H+(剩余)+OH-(用NaOH滴定)=H2O甲基紅甲醛法（置換滴定法）4NH4++6HCHO=(CH2)6N4+4H++6H2OH++OH-(用NaOH滴定)=H2O酚酞④混合堿的測定：連續(xù)滴定V1＝酚酞V2＝甲基橙：V1>V2NaOH，Na2CO3V1=V2Na2CO3V1<V2Na2CO3，NaHCO3V1=0NaHCO3V2=0NaOHNaOH和Na2CO3含量的測定：Na2CO3和NaHCO3含量測定：分兩個錐形瓶滴定V1＝酚酞V2＝甲基橙：V1>V2?V1NaOH，Na2CO3V1=V2?V1Na2CO3V1<V2?V1Na2CO3，NaHCO3V1=0NaHCO3V2?V1=0NaOH第七章1、溶度積Ksp?：Ksp?=cm(An+)′cn(Bm-)2、溶解度S：飽和溶液里溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度3、溶度積和溶解度的相互關(guān)系：（在純的難溶鹽飽和溶液中）Ksp?不受離子濃度的影響，而溶解度則不同。4、溶度積規(guī)則：Qi<Ksp?：不飽和溶液，沉淀溶解；Qi=Ksp?：沉淀溶解達平衡，為飽和溶液；Qi>Ksp?：過飽和溶液，沉淀析出。5、沉淀溶解平衡的移動：

（1）單純的沉淀溶解平衡同離子效應(yīng)：平衡逆向移動鹽效應(yīng)：平衡正向移動難溶氫氧化物控制pH值，控制沉淀生成不生成沉淀：沉淀完全：（2）沉淀溶解平衡與酸堿平衡的結(jié)合硫化物的酸溶解沉淀反應(yīng)：（3）沉淀溶解平衡與配位平衡的結(jié)合（4）沉淀溶解平衡與氧化還原平衡的結(jié)合Ag++e=Ag(s)j?(Ag+/Ag)=0.799VAgBr(s)+e=Ag(s)+Br-j?(AgBr/Ag)（5）沉淀的轉(zhuǎn)化6．沉淀滴定了解三種滴定方法使用的指示劑，待測物，滴定反應(yīng)和滴定條件已知平衡A2B3(s)=2A3++3B2-有xmol/L的A2B3溶解，則Ksp?(A2B3)為：（）A.27x3B.108x5C.27x5D.108x32.難溶電解質(zhì)AB2在水溶液中部分溶解，若平衡時c(A2+)=x，c(B-)=y，則難溶物的溶度積表達式：（）A.Ksp?=x2×y/2B.Ksp?=x2×yC.Ksp?=x×y2D.Ksp?=(2x)2×y3.Ksp?(AgCl)=1.8′10-10，AgCl在0.001mol·L-1NaCl溶液中的溶解度(mol·L-1)：（）A.1.8′10-10B.1.34′10-5C.0.001D.1.8′10-74．使CaCO3具有最大溶解度的溶液是：A.H2OB.Na2CO3C.KNO3D.CaCl25．溶度積規(guī)則中為過飽和狀態(tài)；為平衡狀態(tài)；為未飽和狀態(tài)。6．洗滌BaSO4沉淀時，最好選用。7.在I-和Cl-共存的條件下，當溶液中同時析出AgI和AgCl沉淀時，溶液中I-和Cl-的濃度關(guān)系為。第八章1、配合物的組成：[Cu(NH3)4]2+配位數(shù)，配離子電荷的計算2、配合物的命名3、螯合物和螯合效應(yīng)：多齒配體形成的配合物叫螯合物螯合效應(yīng)的原因：熵效應(yīng)；形成多個五元、六元鰲合環(huán)4、配離子構(gòu)型：（1）配位數(shù)＝2sp雜化直線形[Ag(NH3)2]+（2）配位數(shù)＝4sp3雜化正四面體型外軌型[Zn(NH3)4]2+dsp2雜化平面正方形內(nèi)軌型[Cu(NH3)4]2+（3）配位數(shù)＝6sp3d2雜化正八面體型外軌型[Fe(H2O)6]2+d2sp3雜化正八面體型內(nèi)軌型[Fe(CN)6]4-5、內(nèi)、外軌型配合物的判斷：（1）根據(jù)配體直接判斷：配體CN-、NO2-、CO―――內(nèi)軌型配合物；配體F-、H2O―――外軌型配合物。（2）由中心原子電子構(gòu)型直接判斷：Ag+、Zn2+、Cd2+――(n-1)d10―――外軌型配合物Cr3+(3d3)―――內(nèi)軌型配合物。（3）由配合物的磁性實驗來判斷：n：中心原子中未成對電子數(shù)一般外軌型配合物n比較大內(nèi)軌型配合物n比較小6、配位平衡：[Cu(NH3)4]2+的總穩(wěn)定常數(shù)7、配位平衡的移動：（1）配位平衡與酸堿平衡的結(jié)合（2）配位平衡與沉淀溶解平衡的結(jié)合（3）配位平衡與氧化還原平衡的結(jié)合Ag++e=Ag(s)j?(Ag+/Ag)=0.799V[Ag(NH3)2]++e=Ag(s)+2NH3j?([Ag(NH3)2]+/Ag)此時體系中c([Ag(NH3)2]+)=1.0mol?L-1c(NH3)=1.0mol?L-1根據(jù)平衡：（4）兩個配位平衡的結(jié)合配位體的置換：[Ni(NH3)6]2++3en→[Ni(en)3]2++6NH38、配位滴定法：（1）配離子的條件穩(wěn)定常數(shù)：EDTA的酸效應(yīng)系數(shù)溶液的酸度↑，αY(H)↑（2）配位滴定曲線：以配位劑EDTA的加入量（或滴定分數(shù)T）為橫坐標，pM為縱坐標突躍范圍：－－化學計量點前后0.1％突躍范圍起點：化學計量點：突躍范圍終點：（3）影響配位突躍范圍的因素：①c越大，突躍范圍越大；c只與突躍起點有關(guān)，與突躍終點無關(guān)。②Kf?’越大，突躍范圍越大；Kf?’只與突躍終點有關(guān)，與突躍起點無關(guān)。又，因此Kf?↑，突躍范圍↑；αY(H)↑，突躍范圍↓（4）單一離子準確滴定的條件：或者（5）配位滴定的酸度控制最高酸度：最低酸度：以金屬離子不生成氫氧化物沉淀為限，對M(OH)n：（6）M、N兩離子同存時可排除N的干擾，實現(xiàn)對金屬離子M的準確滴定兩種離子同時被滴定出來如何消除N的干擾：降低c(N)加入掩蔽劑（配位掩蔽和沉淀掩蔽）（7）金屬指示劑（游離態(tài)和配合物態(tài)顏色不相同）變色原理：游離色配合物色變色點：（與計量點接近）變色范圍：變色過程：EDTA↓Mg2+指示劑：鉻黑TIn+Mg2+（少量被反應(yīng)）→MgIn（紅色）②Mg2+（游離的）+Y→MgY（紅色）③終點：MgIn+Y→MgY+In（藍色）第九章1、n2Ox1+n1Red2=n2Red1+n1Ox2兩個電對：(Ox1/Red1)和(Ox2/Red2)正極：還原反應(yīng)Ox1+n1e-=Red1負極：氧化反應(yīng)Red2=Ox2+n2e-、、：體系中所有物質(zhì)處于標準態(tài)電池符號：－）負極電極||正極電極（＋2、電極電勢的含意：(氧化態(tài)/還原態(tài))電極反應(yīng)：氧化態(tài)+ne=還原態(tài)（1）?(氧化態(tài)/還原態(tài))與電極反應(yīng)寫法無關(guān)（2）電極電勢越正：（充當正極）電對中氧化態(tài)的氧化性越強電極電勢越負：（充當負極）電對中還原態(tài)的還原性越強（3）j?值較高的氧化態(tài)物質(zhì)能和j?值較低的還原態(tài)物質(zhì)發(fā)生氧化還原反應(yīng)（4）電極反應(yīng)：氧化態(tài)+ne=還原態(tài)平衡正向移動：φ升高平衡逆向移動：φ降低例：j?(Ag+/Ag)>j?(AgCl/Ag)>j?([Ag(NH3)2]+/Ag)>j?(AgBr/Ag)>j?(AgI/Ag)。3、判斷氧化還原反應(yīng)進行的方向：E池>0反應(yīng)向正方向自發(fā)進行E池=0反應(yīng)處于平衡狀態(tài)E池<0正反應(yīng)方向非自發(fā)（逆方向自發(fā)進行）4、計算Ksp?和Kf?：（1）Ag++e=Ag(s)j?(Ag+/Ag)AgBr(s