分析化学笔记总结.docx
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第一章 . 定量分析化学概论
§1. 1概述
一.定量分析过程
任务：测定物质中某种或某些组分的含量。步
骤：①取样（选择具有代表性的试样）。
②试样分解和分析试液的制备。
③分离及测定。
④分析结果的计算及评价。
二. 分析试样的制备及分解
1. 分析试样的采集与制备：
m Q k d 2
k ：缩分常数的经验值，试样均匀度越差，k 越大，通常k 为 0.05 ~ 1 kg mm2。
m Q0.2 620.2 367.2kg
2.试样的分解：①溶解法：溶剂为水、酸、碱、
混合酸等②熔融法：
三. 定量分析结果的表示
1.待测组分的化学表示形式
2.待测组分含量的表示方法
①固体试样：
m B
m S
g g 1（ 106 ）；ng g1（109）；pg g 1（ 1012 ）
②液体试样：
a. 物质的量浓度：mol L 1
b. 质量摩尔浓度：待测组分的物质的量除以溶剂的质量，单位：mol kg 1
c. 质量分数：量纲为1
d.体积分数：
e摩尔分数：
f . 质量浓度：单位体积中某种物质的质量，m
g L 1、g L 1
③气体试样：
体积分数表示。
§ 1.2分析化学中的误差
一.真值（
1.理真：
2.量学定真：些真可是知道的
3.相真：
二. 平均（x）：n次量数据的算平均。
x x1 x2 x3x n 1
x i n
三.中位数 x
M：一量数据按大小序排列，中一个数据即中位数。
四. 准确度和精密度：
1.精密度：表各次分析果相互接近的程度。①
重复性；
②再性。
五. 差和偏差
1.差 E ：定果与真（x T）之的差。
x x T E
（ E 正，x x
T；E， x x T）
① 差
E a：定与真之差。
例： x =81.18%， x T=80.13%
E a= x - x T=81.18%-80.13%=+1.05%
②相差：差与真中所占的百分率
E r E a
100%
x x T
100% x T x T
2．偏差d：表定果与平均果之的差。
d x x
1n
x x i
n i 1
d1 x1 x ； d 2x2x ；??； d i x i x 。
n n1
d i x1 x x2 x x i x x i n
i 1i 1n
①平均偏差：（表示精密度）
d1 d2 d n1n
d i
d
n
n i 1
n
x i0 i 1
②相平均偏差：
六．极差R：一量数据中，最大（
R x
max x min
相对极差：R
100% x
七．系统误差和随机误差
1．系统误差：由某种固定的原因所造成的，具有重复性、单向性。（可测误差）
①方法误差：由分析方法本身所造成的
②仪器和试剂误差；
③操作误差；
④主观误差。
2．随机误差：偶然误差，不定误差。
八．公差
§ 1. 3有效数字及其运算规则
一．有效数字
二．数字修约规则：四舍六入五成双
三．计算规则：
1．相加减时：应以小数点后位数最少的数字为依据；
2．相乘除时：根据有效数字位数最少的数字来进行修约。
§ 1. 4滴定分析法概述
一．滴定分析法的特点和主要方法
1．滴定分析法：
2．滴定剂：
3．滴定：
4．化学计量点 (Stoichiometric Point)
5．滴定终点 (end point)
6．终点误差 (Et)
二．滴定分析法对化学反应的要求和滴定方式
1．适合滴定分析法的化学反应应具备的条件：（直接滴定）
①有确定的化学计量关系（即按照一定的反应方程式进行）；
②反应必须定量地进行；
③具有较快的反应速度；
④必须有适当简便的方法确定滴定终点。
2．返滴定法：
3．置换滴定法：
4．间接滴定法：
三．基准物质和标准溶液
1．基准物质：能用于直接配制或标定标准溶液的物质。
2．要求：
①试剂的组成与化学式完全相符；
②试剂的纯度足够高（≥99.9%）
③性质稳定；
④有较大的摩尔质量（减小称量时的相对误差）
⑤标定反应时应定量的进行。
3．标准溶液的配制
①直接法
②标定法
四．滴定分析的计算
1．标准溶液浓度的表示方法：
c( H 2 SO4 ) 0.1mol L 1
c( 1
H2 SO4 ) 0.2mol L 1 2
c(2H 2 SO4 )0.05mol L 1
c(B)11
c(B) 2c(2B) 22
c b B a
c(B)
a b
滴定度：指每毫升滴定剂溶液相当于被测物质的质量（克或毫克）或质量分数。
T Fe0.00500 g mL 1
K2Cr2O 7
2．滴定剂与被测物质之间的关系
3．标准溶液浓度的计算
①直接配制法
②标定法
4．待测组份含量的计算
第二章 . 酸碱平衡和酸碱滴定法
§2. 1概述
一．酸碱平衡研究的内容
1．由投料组份的浓度 c 和相关平衡常数Ka，求算各种形式的浓度 c 或活度 a；
2．从 pH 和相关的平衡常数Ka，求算分布系数δ，是酸碱平衡讨论的重要内容；
3．如果测出了某些形式的浓度，并且已知投料组份的浓度c，则可以测算相关的平衡常数；4．缓冲溶液的理论及应用；
5．酸碱指示剂、滴定曲线和终点误差。
二．酸碱平衡的研究手段
1．代数法；
2．图解法；
3．计算机方法。
三．浓度、活度和活度系数
1．浓度与活度
①测定的结果是用浓度还是用活度来表示；
②判断由于离子强度的变化是否会对计算或测量结果产生不可忽略的影响；
③如果这种影响是不可忽略的，如何进行校正。
2．活度系数
i ：a i c
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3．德拜—休克儿 (Debye — H ückel) 公式：
AB 型 c
0.1mol L 1
lg
i
Z i ：电荷
B ：常数， 25℃时，为 0.00328
o
a ：离子体积系数（ pm ）
1 n
Z i 2
I ：离子强度， I
c i
2
i 1
当 I 较小时，
lg i
0.5 Z i 2
四．酸碱反应的平衡常数—解离常数
1．反应常数：
2
I
0.512 Z i
o
1 B a I
I
H
OH H 2 O
K t
1
1014.00
K W 1
[ H ]
[OH ]
强碱滴定弱酸：
HA
OH A H 2 O
K c
[HA]
K b 1 ] [ A
]
K a
[ H K W
2．活度常数 K a
a H a A K a
3． K a 与 K a c
的关系
a
HA
c [ H ] [ A ]
a H a A
HA
K a
K a
a
HA
[ HA]
H A H
A
§ 2. 2分布分数δ的计算
一．分布分数δ ：溶液中某酸碱组份的平衡浓度占其总浓度的分数。
二．一元酸溶液 ：
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[ HAc][ H ]
[ HAc][ HAc][ H][ HAc]
HAc
c[ HAc][ Ac]K a[ H][ H ][ Ac ] [ H ]
[ HAc ]
[ HAc][ HAc ]
[ Ac][ H]
[ Ac ][ HAc ]
Ac[ HAc][ Ac][ H ]
[ HAc][ Ac ]
[ HAc]
[ HAc ]c HAc
三．多元酸溶液（如
H 2C2 O4）物料守恒
H2C2O4/0、HC2O4/1、 C2O42/2总浓度为 c / mol L 1
c [ H 2 C 2 O4 ] [ HC 2O4 ] [ C 2O 42 ]
0121
[ H 2C2O4 ][ H 2C2O4 ]
c[ H 2C2O4] [HC 2 O4 ] [C2O42 ]
1
1
[HC2O4 ][C2 O42 ]
[ H 2C2O4 ] [ H 2C2O4 ]
1
1
K
a1
K
a1
K
a2
[ H][ H] 2
[ H]2
[H ]2K a[ H ] K a
1
K a
2
1
[H ]4K a[H ]3K a K a
2[H ]2K a
K
a
K
a3[ H ]
1112
§2. 3质子条件与 pH 的计算
一．物料平衡、电荷平衡和质子条件
1．物料平衡方程（MBE ）：
在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓度，等于各有关形式平衡浓度之和。
①
c mol L 1的 H 3 PO4
[ H 3 PO4 ] [ H 2 PO4 ] [ HPO 42 ] [ PO43 ] c
②
2 10
3 mol L 1 Cu ( NO3 ) 2与0.2 mol L 1NH 3
[NO3 ] 2210 3 mol L 1
[ Cu 2 ] [Cu ( NH 3 ) 2 ] [ Cu( NH 3 ) 22 ] [ Cu( NH 3 )32 ] [Cu (NH 3 )24 ][Cu ( NH 3 )52 ]
2 10
3 mol L 1
[ NH 3 ] [Cu( NH 3 ) 2 ] 2[Cu (NH 3 )22 ] 3[Cu (NH 3 )32 ] 4[ Cu( NH 3 )24 ]5[ Cu( NH 3 ) 25 ]
0.2 mol L1
2．电荷平衡方程（CBE ）
单位体积溶液中阳离子所带正电荷的量（mol ）应等于阴离子所带负电荷的量（mol ）。
① c mol L 1的NaCN
[ Na ] [ H ] [CN ] [OH ]
②
c mol L 1的 CaCl 2
CaCl 2Ca 22Cl
H2O H OH
[ H ] 2[Ca 2 ] [Cl ] [OH ]
③
c mol L 1的 Ca( Ac )2
Ca( Ac) 2Ca 22Ac
H2O H OH
H Ac HAc
[ H ] 2[Ca 2 ] [OH ] [ Ac ] [ HAc ] [ Ac ] [ HAc ] [OH ] 2[Ca 2 ] [ Ac ]
[H ] [OH ]
溶液呈碱性。
3．质子条件（ PBE ）
在酸碱反应中，碱所得到的质子的量（mol ）与酸失去质子的量（mol）相等。
H H2O OH
H 2CO3HCO 3CO32
[ H] [ H 2CO3] [OH ] [CO32 ]二． pH 的计算
1．强酸（碱）溶液
2．一元弱酸（碱）溶液
HA ：c mol L1
HA H A
[ H][OH][ A]
[ H]
K W K a [ HA ] [ H][ H]
[ H]K W K a [ HA]
K a c HA c[ H]
]K a
[ H
[ H] 3K a [ H ] 2K a c K W [ H ]K a K W 0
当
K a [ HA ]20K W时， K W 0
[H ]3K a [ H ] 2K a
K a [ HA]K a c20K W
c
（500 ）K a
3．多元酸（碱）溶液
4．弱酸混合溶液
5．两性物质溶液
§2. 4对数图解法
一．H 2O 及强酸强碱的浓度对数图
二．一元弱酸的浓度对数图
HAc c0.01 mol L 1
HAc 、Ac、 H、 OH
lg[ HAc ] ～pH
[ HAc]c
[ H ] HAc c
[ H]
K a
lg[ HAc ]lg c pH lg K a[ H ]
①当[H]K a时， [ HAc ]c
则 lg[ HAc ]lg c2
②若
[H ]K a
则
[ HAc] 1 c
2
2．绘制浓度对数图的步骤
①确定体系点S（ pK
a， lg c ）；
②通过体系点，绘制斜率为0，-1 和 +1 三条直线；
③校正。
三．多元酸的浓度对数图
四．对数图解法的应用
§ 2. 5酸碱缓冲溶液
一． pH 缓冲溶液
能减缓因外加强酸或强碱以及稀释而引起的pH 急剧变化的作用的溶液。
一般组成：
①浓度较大的弱酸及其共轭碱所组成（具有抗外加强酸强碱作用和抗稀释作用）；
②强酸（ pH<2）和强碱（ pH>12）（不具抗稀释作用）。
二．缓冲溶液 pH 的计算（近似方法）
例：
0.1 mol L 1HA～0.1 mol L 1A
pH pK a lg [ A ]
[HA]
三．缓冲指数
1．定义：
dc
越大，抗缓冲能力越大。dpH
2．物理意义：相关酸碱组份分布线的斜率，具有加和性。
dc d[ H ]d[ OH ]d[ HA]
H OH HA
dpH dpH dpH
dpH
dc d[ H ]d[ OH ] d[ HA]
d[ H ]
d[ OH ] d[ HA ]
dpH
dpH
d[ H ] d[OH
] d[ HA ]
dpH d[ H ] d[ OH ]
d[ HA]
d lg[ H ] d[ H ]
d
K W
[H ][A ]
]
d
[ H K a
d lg[ H ]
d[ H ] K W d
1
1
d[ H ][ A ]
[ H ] K a
2.3[ H
] 2.3[ OH
] 2.3 HA
A c
HA
四．缓冲容量
1．缓冲容量：
c pH
2．物理意义：某缓冲溶液因外加强酸或强碱的量为
c 而发生
pH 的变化，变化的幅度为
pH
，
为
pH 区间缓冲溶液具有的平均缓冲指数。
五．重要的缓冲溶液
1．标准缓冲溶液； 2．缓冲溶液的选择原则
①对测量没有干扰；
②所需控制的 pH 应在其缓冲范围之内；
③具有足够的缓冲容量；
④缓冲物质应廉价易得，避免污染。
§2. 6
酸碱指示剂
一．酸碱指示剂的原理
二．指示剂的用量 三．离子强度的影响
HIn
H
In
a H
K a
o
a
HIn
K
a o
HIn
a
In
In
当 [ HIn ]
1时， a H K a o HIn
In
In
又
HIn
1
[ HIn ]
[ In ]
o
lg In
所以理论变色点为：pH lg a pK
pH pK a0.5Z 2I
增强离子强度，指示剂的理论变色点变小。
其他因素：温度的改变、胶体的存在等。
四．混合指示剂
1．同时使用两种指示颜色，利用彼此颜色之间的互补作用，使颜色更加敏锐；
2．由指示剂与惰性染料组成。
§ 2. 7酸碱滴定基本原理
一．用强碱滴定强酸
标准
NaOH 滴定 HCl
HOHH 2O滴定常数：K t11014.00
K W
[ H ]c HCl[OH ] c b
加入碱的物质的量c b V总
滴定分数：a
酸起始的物质的量c HCl V总
c b
c
HCl
a ：滴入比，滴入百分率。
K t [ H ] 2K t c HCl a 1 [ H ]10
二．用强碱滴定一元弱酸
[ H ][ A ][OH ]c b
c
HA K a K a K W
ac HA [H] [H]
[H ]3[ H ] 2 K a ac HA[ H] K a c HA 1 a K W K a K W 0当 a 0 时
K a c HA10 8为
用
0.1 mol L1 NaOH 滴定 HAc ，突跃范围为7.74～9.70。
三．多元酸和混合酸的滴定
H 3PO4： K a7.5 10 5； K a 6.3 10 8； K a 4.4 10 13
123
§2. 8终点误差
一．强碱滴定强酸
E t [ OH ]ep [ H ]ep
c HX ep
E t 10 pH10pH
1
K t 2 c HX ep
例：以甲基橙为指示剂，计算0.1mol L 1NaOH 滴定等浓度 HCl 的终点误差。
解：
pH ep 4 ， pH ep7 ，pH pH ep pH SP 4 73
ep
0.1mol L 1
0.05mol L 1
c
HX2
E t 10 3103
0.2% 10140.05
二．强碱滴定一元弱酸
OH HA A H 2O
K t[ A ]K a
][ HA]K W
[OH
[OH] ep[ HA]ep
E t
c HA ep
E t 10 pH10pH
ep
1
2 K t
c
HX
例：用 0.1mol L 1NaOH滴定等浓度的HAc，以酚酞为指示剂（pK
HIn9.1），计算终点误差。
解：
pH ep9.1， pH ep8.72 ，pH pH ep pH SP9.18.720.38
E t 10 pH10pH100.3810 0.38
0.02%
c HX ep
1
109.26
1
K t20.05 2
三．强碱滴定多元弱酸
第一化学计量点：第二化学计量点：
10 pH10 pH
E t1
2
K a1
K
a2 [ H
K
a1
K
a 2
c
]
K
a1c
[ H
K a2K a3c K W
]K
a2c
§ 2. 9酸碱滴定法的应用
一．混合碱的测定
烧碱中
NaOH 和Na2CO3的测定
①氯化钡法；
②双指示剂法。
二．极弱酸（碱）的测定
1．弱酸强化
B(OH )32H 2O H 3O B(OH ) 4K a 5.810 10
（
H3BO3H H2BO3）
络合反应、沉淀反应、氧化还原法。
三．铵盐中氮的测定
1．蒸馏法
2．甲醛法
四．酸碱滴定法测定磷
PO4312 MoO 422NH 425H(NH 4 ) 2 H [ PMo12O 40 ] ? H 2 O11H 2O ( NH 4 ) 2 H [ PMo 12O40 ] ? H 2O27OH PO4212MoO 422NH 316H 2O
OH (过剩) H H 2O
PO 43H HPO 42
2NH 32H2NH 4
五．氟硅酸钾法测定硅
§ 2. 10非水溶液中的酸碱滴定
一.非水滴定中的溶剂
1.分类
①两性溶剂 : 中性、酸性、碱性
②非释质子性溶剂
2．性质
①拉平效应；
②区分效应
二．非水滴定条件的选择
1．溶剂的选择
2．滴定剂的选择
第三章 . 络合滴定法
§ 3. 1分析化学中常用的络合物
一．简单络合物
二．螯合物
1．“ OO ”型 2．“ NN ”型 3．“ ON ”型 4．含硫螯合剂“ SS ”型、“ SO ”型、“ SN ”型
三．乙二胺四乙酸
四．乙二胺四乙酸的螯合物
§ 3. 2
络合物的稳定常数
一．络合物的稳定常数
Ca 2
Y 4 CaY 2
[CaY 2 ] 10
K 稳
2 ][Y 4 4.90 10
[Ca ]
lg K 稳 10.69
M
L
ML
K 稳1
[ML] [M ][ L]
ML L
ML 2
K 稳 2
[ML 2] [ML][ L]
ML n 1 L
ML n
K
稳
n
[ ML n ]
[ML n 1 ][ L]
逐级累积稳定常数：
i (i 0,1,2,3,
, n)
n
总稳定常数：
n
K 稳i
i 1
二．溶液中各级络合物的分布
设溶液中
的总浓度为
M L
ML
[ML ] 1[M ][ L]
ML L
ML 2
[ML 2]
2
[M ][ L]
ML n 1 L
ML n [ ML n ] n [ M ][ L ] n
物料平衡：
c M [ M ] [ML]
[ML 2] [ML n ]
[M ]
1[M ][ L]2[M ][ L]2
n
[ M ][ L] n
[M]1
1
[ L]
2
[ L]2
n
[ L ]n
[M] 1
n
[ L] i
i
i 1
M
[ M ]
1
c M
n
i [ L ]i
1
i 1
ML
[ML]
1[L]
c M
n
i [ L] i
1
i 1
ML n
[ ML n ]
n [ L ]
n
c M
n
1
i [ L ]i
i 1
三．平均配位数
n ：表金属离子络合配位体的平均数。
c L [ L ] n
c M
§ 3. 3
副反应系数和条件稳定常数
一．副反应系数
1．络合剂 Y 的副反应及副反应系数
①
EDTA
的酸效应与酸效应系数
Y ( H )
[Y ]
Y(H)
[ Y]
n 元酸： L (H )
1
[ H ]
[H ]2
[ H ]n
K 1
K a n
K a n K a n 1
K a n K a n 1
1 K 1H [H ] K 1H K 2H [H ]2
K 1H K 2H K n H [ H ] n
n
1
i H [ L ]i
i 1
②共存离子效应：
[Y ]
[ NY]
[Y ]
K NY [ N]
Y(N)
[Y] 1
[Y ]
③
Y 的总副反应系数
Y
：
Y
Y(H )
Y(N)
1
第四章 . 氧化还原滴定法
§ 4. 1
氧化还原平衡
一．概述
1．可逆与不可逆氧化还原电对 2．对称与不对称电对 二．条件电势
三．氧化还原平衡常数
四．化学计量点时反应进行的程度
五．影响反应速率的因素
1．反应物浓度 2．温度 3．催化剂
六．催化反应和诱导反应 1．催化反应 2．诱导反应
§ 4. 2
氧化还原滴定原理
一．氧化还原滴定指示剂
1．自身指示剂 2．显色指示剂
3 本身发生氧化还原反应的指示剂二．氧化还原滴定曲线
1．对称的氧化还原滴定反应 ①滴定曲线方程；
②化学计量电电势的计算；
③滴定突跃范围。
三．氧化还原滴定结果的计算
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四． 点 差
滴定反 氧化
O 1 滴定 原 R 2 ，即
O 1 R 2 R 1 O 2
E t
[O 1 ]ep [ R 2 ] ep
1，且两个 均 称 ）
c 2ep
（两个半反 的 子 移数均
于
O
1
，在 点与化学 量点 有如下关系：
R 1
E
ep
E 1
0.059V lg [O 1 ] ep
??????①
[ R 1 ] ep E
sp
E 1
0.059V lg [O 1 ] sp
??????②
[ R 1 ] sp
当滴定 点与化学 量点接近 ， [ R 1 ]ep
[ R 1 ] sp
①～②得
E
E ep
E sp
[O 1 ] ep
0.059V lg
[O 1 ] sp
[ O 1 ]ep [O 1 ] sp 10
E
即：
0.059V
??????③
同理可推出：
[ R 1 ] ep
E
0 .059V ??????④
[ R 2 ] sp 10
[ O 1 ]ep
[ R 2 ] ep
，且由于在化学 量点
[O 1 ] sp [ R 2 ] sp ，得：
将③与④代入 E t
c 2ep
[ R 2 ] sp E 0.059V
E
0.059V
10
10
E t
c 2sp ??????⑤
于 O 2
，
E sp E 2
0.059V lg
[ O 2 ]
sp
??????⑥
R 2
[ R 2 ] sp
化学 量点 ：
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E
sp n1 E1n
2
E
2
??????⑦
n1n2
E
sp E1E2
2
E
sp E20.059V lg [O2 ] sp
[ R2 ] sp
[O2 ] sp
10
E
[ R2 ] sp 2 0.059V ??????⑧
化学量点：c2
sp[ O2 ] sp??????⑨
将⑧、⑨代入⑤式得：
10E10E
0. 059V0 .059V
E t E
20.059 V
10
例：在 1.0 mol
L 1H 2 SO4介中，以0.10 mol L 1 Ce4溶液滴定 0.10 mol L 1 Fe2，若用二苯胺磺酸指示，算点差。
解： E 1.44V ， E0.68V，
n1n21 ，二苯胺磺酸的条件位E V，
12In0.84故
E 1.44V0.68V0.76V
E sp 1.44V0.68V
1.06V
2
E
ep0.84V
E E
ep
E
sp0.84V 1.06V0.22V
E E
E t
100.059V100. 059V
100%0.19%
E
0.059V
102
当
n1n2，但两仍称，其点差公式：
n1 E
0. 059V
n2 E
E t
10100.059V
n1n 2 E
n1 n20. 059V
10
§ 4. 3氧化原滴定的理
一．理：
1．理：通常将待份氧化高价状后，用原滴定；或原低价状后，用氧化滴定，也
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就是滴定前使待测组份转变为一定价态的步骤就称为预先氧化或预先还原处理。
2．要求：
①反应进行完全、速率快；
②过量的氧化剂或还原剂易于除去；
③反应具有一定的选择性。
二．氧化剂
1．(NH4)2S2O8：在酸性介质中为一种强氧化剂，可将Ce3氧化为 Ce 4，VO2氧化为VO3；在
H 2SO4
或H 3PO4
介质中，有催化剂
Ag
存在时，可将
Mn
2氧化为
MnO 4Cr
3氧化为
Cr 2O7
，
，2
过量 S2 O82可籍煮沸除去。
2S2O822H 2 O煮沸4HSO4O2
2．KMnO4
①冷的酸性介质中，MnO 4可在Cr 3存在下将 VO 2氧化为 VO3，但氧化 Cr 3的速率很慢；
②碱性溶液中，MnO4可容易将Cr 3氧化为 CrO 42。
在有
F 、H3PO4或H2P2O72存在时， MnO 4可将 Ce3氧化为 Ce4， VO2亦同时被氧化，
过量的
MnO 4可用 NO2除去。
2MnO 45NO26H2Mn 25NO33H 2O
过量的
NO2会干扰测定，可以加尿素使之分解。
2NO2CO(NH 2)22H2N 2CO 23H 2O
当加入
NO2以除去过量的 MnO 4时，已氧化为高价状态的待测组份如VO3、 Cr 2 O72等，也可能
被过量的
NO2还原。此时，可先加入尿素，再小心滴加NaNO 2溶液至 MnO 4的红色正好褪去。
3． H
2 O2：通常用于在NaOH 溶液中将Cr (III )氧化为CrO42，在 HCO 3溶液中将 Co( II ) 氧化
为 Co ( III ) 等，过量的H 2 O2可籍煮沸分解（加入少量的Ni 2或I 作催化剂，可加速H 2O2的分解）
在
H 2O2的碱性溶液中， Mn( II ) 被氧化为 Mn (IV ) 析出 MnO (OH ) 2沉淀。
4． HClO
4：浓热的 HClO 4具有强氧化性，可将Cr 3氧化为 Cr2 O72， VO 2氧化为 VO3；当有
H 3 PO4存在时， Mn 2可定量地被氧化为Mn ( III ) ，生成稳定的 Mn (H 2 P2 O7 ) 33络离子， HClO 4
可直接将
I氧化为IO3，过量的HClO4经稀释后，即失去氧化能力。
注意事项：浓热的
HClO 4遇有机物时，会发生爆炸，所以，对含有有机物的试样，用HClO 4处理前应
先用
HNO 3将有机物破坏。
5． KIO
4：常用于在热的酸性介质中将Mn 2氧化为 MnO 4，此法可用于光度测定微量锰，此时不必
除去过量的
KIO 4。
三．还原剂
1．SnCl2：在HCl溶液中，SnCl2可将Fe(III )还原为Fe( II )。过量的Sn(II ) 可加入 HgCl 2溶
液使生成
Hg 2 Cl 2沉淀而除去。早还原时，应避免加入过多的Sn(II ) ，因 Sn( II ) 可进一步使 Hg 2 Cl 2还原为 Hg ， Hg 能与氧化剂起反应。
Sn(II ) 也可以将Mo(VI ) 还原为 Mo (V ) 及 Mo ( IV ) ；将 As(V ) 还原为 As(III ) ；当加入Fe(III ) 作催化剂时，可将 U (VI ) 还原为 U ( IV ) 。
2．TiCl3：在无汞定铁中，通常用TiCl 3或 SnCl 2— TiCl 3，联合还原 Fe(III ) 。 TiCl 3溶液很不稳
定，易被空气氧化，用水稀释后，少量过量的
TiCl 3即被水中溶解的O2氧化，若于溶液中加入少量Cu 2作催化剂，可加速Ti ( III ) 的氧化。
3．金属还原剂：常用的有铝、锌、铁等。金属还原剂最好将其制备成汞齐后，组装成还原柱使用。例如，
将 Fe (III ) 、Cr (III ) 、Ti (IV ) 、V (V ) 溶液流经锌汞齐还原柱后，能分别还原为Fe( II ) 、Cr (II ) 、Ti (III ) 、V ( II ) ，用一定过量的氧化剂标准溶液承接还原后的溶液，再用另一种还原剂标准溶液返滴定。
4．SO2：为弱还原剂，可将Fe3还原为 Fe2，而不能将 Ti ( IV ) 还原为 Ti ( III ) ，在有大量 H 2 SO4
存在时，反应速率缓慢。但当有
SCN 共存时，可加速反应的进行。 SO2也能将 As(V ) 还原为 As(III ) ，将 Sb(V ) 还原为 Sb( III ) ，将 V (V ) 还原为 V (IV ) 。在有 SCN 存在的情况下，还可将Cu (II ) 还原
为 Cu ( I ) 。
分析化学课程知识点总结
第二章误差和分析数据处理 - 章节小结 1．基本概念及术语 准确度：分析结果与真实值接近的程度，其大小可用误差表示。 精密度：平行测量的各测量值之间互相接近的程度，其大小可用偏差表示。 系统误差：是由某种确定的原因所引起的误差，一般有固定的方向（正负）和大小，重复测定时重复出现。包括方法误差、仪器或试剂误差及操作误差三种。 偶然误差：是由某些偶然因素所引起的误差，其大小和正负均不固定。 有效数字：是指在分析工作中实际上能测量到的数字。通常包括全部准确值和最末一位欠准值（有±1个单位的误差）。 t分布：指少量测量数据平均值的概率误差分布。可采用t 分布对有限测量数据进行统计处理。 置信水平与显著性水平：指在某一t值时，测定值x落在μ±tS范围内的概率，称为置信水平（也称置信度或置信概率），用P表示；测定值x落在μ±tS范围之外的概率（1－P），称为显著性水平，用α表示。 置信区间与置信限：系指在一定的置信水平时，以测定结果x为中心，包括总体平均值μ在内的可信范围，即μ＝x±uσ，式中uσ为置信限。分为双侧置信区间与单侧置信区间。 显著性检验：用于判断某一分析方法或操作过程中是否存在较大的系统误差和偶然误差的检验。包括t检验和F检验。
2．重点和难点 （1）准确度与精密度的概念及相互关系准确度与精密度具有不同的概念，当有真值（或标准值）作比较时，它们从不同侧面反映了分析结果的可靠性。准确度表示测量结果的正确性，精密度表示测量结果的重复性或重现性。虽然精密度是保证准确度的先决条件，但高的精密度不一定能保证高的准确度，因为可能存在系统误差。只有在消除或校正了系统误差的前提下，精密度高的分析结果才是可取的，因为它最接近于真值（或标准值），在这种情况下，用于衡量精密度的偏差也反映了测量结果的准确程度。 （2）系统误差与偶然误差的性质、来源、减免方法及相互关系系统误差分为方法误差、仪器或试剂误差及操作误差。系统误差是由某些确定原因造成的，有固定的方向和大小，重复测定时重复出现，可通过与经典方法进行比较、校准仪器、作对照试验、空白试验及回收试验等方法，检查及减免系统误差。偶然误差是由某些偶然因素引起的，其方向和大小都不固定，因此，不能用加校正值的方法减免。但偶然误差的出现服从统计规律，因此，适当地增加平行测定次数，取平均值表示测定结果，可以减小偶然误差。二者的关系是，在消除系统误差的前提下，平行测定次数越多，偶然误差就越小，其平均值越接近于真值（或标准值）。 （3）有效数字保留、修约及运算规则保留有效数字位数的原则是，只允许在末位保留一位可疑数。有效数字位数反映了测量的准确程度，绝不能随意增加或减少。在计算一组准确度不等（有效数字位数不等）的数据前，应采用“四舍六入五留双”的规则将多余数字进行修约，再根据误差传递规律进行有效数字的运算。几个数据相加减时，和或差有效数字保留的位数，应以小数点后位数最少（绝对误差最大）的数据为依据；几个数据相乘除时，积或商有效数字保留的位数，应以相对误差最大（有效数字位数最少）的数据为准，即在运算过程中不应改变测量的准确度。
中级无机化学作业
软硬酸碱理论 将酸和碱根据性质的不同各分为软硬两类的理论。软硬酸碱理论简称HSAB理论，是一种尝试解释酸碱反应及其性质的现代理论。它目前在化学研究中得到了广泛的应用，其中最重要的莫过于对配合物稳定性的判别和其反应机理的解释。软硬酸碱理论的基础是酸碱电子论，即以电子对得失作为判定酸、碱的标准。 体积小，正电荷数高，可极化性低的中心原子称作硬酸，体积大，正电荷数低，可极化性高的中心原子称作软酸。将电负性高，极化性低难被氧化的配位原子称为硬碱，反之为软碱。硬酸和硬碱以库仑力作为主要的作用力；软酸和软碱以共价键力作为主要的相互作用力。 在软硬酸碱理论中，酸、碱被分别归为“硬”、“软”两种。“硬”是指那些具有较高电荷密度、较小半径的粒子（离子、原子、分子），即电荷密度与粒子半径的比值较大。“软”是指那些具有较低电荷密度和较大半径的粒子。“硬”粒子的极化性较低，但极性较大；“软”粒子的极化性较高，但极性较小。此理论的中心主旨是，在所有其他因素相同时，“软”的酸与“软”的碱反应较快速，形成较强键结；而“硬”的酸与“硬”的碱反应较快速，形成较强键结。大体上来说，“硬亲硬，软亲软”生成的化合物较稳定。 1963年由R.G. 皮尔孙提出。1958 年S.阿尔兰德、J.查特和N.R.戴维斯根据某些配位原子易与Ag+、Hg2+、Pt2+ 配位；另一些则易与Al3+、Ti4+配位，将金属离子分为两类。a类金属离子包括碱金属、
碱土金属Ti4+、Fe3+、Cr3+、H+；b 类金属离子包括Cu+、Ag+、Hg2+、Pt2+。皮尔孙在前人工作的基础上提出以软硬酸碱来区分金属离子和配位原子：硬酸包括a类金属离子（碱金属、碱土金属Ti4+、Fe3+、Cr3+、H+）硬碱包括F-、OH-、H2O、NH3、O2-、CH3COO-、PO43-、SO42-、CO32-、ClO4-、NO3-、ROH等软酸包括b类金属离子Cu2+、Ag+、Hg2+、Pt2+ Au+;Cd 2+; Pd2+、Hg2+及M0等。软碱包括I-、SCN-、CN-、CO、H-、S2O32-、C2H4、RS-、S2-等 交界酸包括Fe2+、Co2+、Ni2+; Zn2+、Pb2+、Sn2+、Sb3+、Cr2+、Bi3+ 、Cu2+等，交界碱包括N3-、Br- 、NO2-、N2 、SO32-等 表：软硬酸碱分类反应规律“硬酸优先与硬碱结合，软酸优先与软碱结合①取代反应都倾向于形成硬- 硬、软- 软的化合物。②软-软、硬-硬化合物较为稳定，软- 硬化合物不够稳定。③硬溶剂优先溶解硬溶质，软溶剂优先溶解软溶质，许多有机化合物不易溶于水，就是因为水是硬碱。④解释催化作用。有机反应中的弗里德-克雷夫茨反应以无水氯化铝（AlCl3）做催化剂，AlCl3是硬酸，与RCl中的硬碱Cl -结合而活化。 金属离子和配位原子分成a 和b两类。a类金属离子包括碱金属、碱土金属、高氧化数的轻过渡元素Ti、Fe、Cr和H；b类金属离子包括较重的、低氧化数的过渡元素Cu、Ag、Hg、Pt。a类金属离子的特性随氧化数升高而加强，它优先与体积小、电负性大的原子结合；b类金属离子形成化合物的稳定性，因配位原子的电负性增大而减弱：C≈S>I>Br>Cl>N>O>F此顺序几乎（不是全部）和a类金属离子形成
中考化学知识点笔记整理归纳
中考化学知识点笔记整理归纳 第一部分 1、碳素钢可分为三种：高碳钢、中碳钢、低碳钢。 2、常用于炼铁的铁矿石有三种： (1)赤铁矿(主要成分为Fe2O3); (2)磁铁矿(Fe3O4); (3)菱铁矿(FeCO3)。 3、炼钢的主要设备有三种：转炉、电炉、平炉。 4、常与温度有关的三个反应条件是：点燃、加热、高温。 5、不饱和溶液变饱和溶液有三种方法：降温、加溶质、恒温蒸发溶剂; 饱和溶液变不饱和溶液有两种方法： (1)升温。 (2)加溶剂; (注意：溶解度随温度而变小的物质如：氢氧化钙溶液由饱和溶液变不饱和溶液：降温、加溶剂;不饱和溶液变饱和溶液有三种方法：升温、加溶质、恒温蒸发溶剂)。 6、收集气体一般有三种方法：排水法、向上排空法、向下排空法。 7、水污染的三个主要原因：
(1)工业生产中的废渣、废气、废水; (2)生活污水的任意排放; (3)农业生产中施用的农药、化肥随雨水流入河中。 8、通常使用的灭火器有三种：泡沫灭火器;干粉灭火器;液态二氧化碳灭火器。 9、固体物质的溶解度随温度变化的情况可分为三类： (1)大部分固体物质溶解度随温度的升高而增大; (2)少数物质溶解度受温度的影响很小; (3)极少数物质溶解度随温度的升高而减小。 10、CO2可以灭火的原因有三个：不能燃烧、不能支持燃烧、密度比空气大。 11、单质可分为三类：金属单质;非金属单质;稀有气体单质。 12、当今世界上最重要的三大矿物燃料是：煤、石油、天然气。 13、应记住的三种黑色氧化物是：氧化铜、二氧化锰、四氧化三铁。 14、氢气和碳单质有三个相似的化学性质：常温下的稳定性、可燃性、还原性。 15、教材中出现的三次淡蓝色： (1)液态氧气是淡蓝色； (2)硫在空气中燃烧有微弱的淡蓝色火焰；
分析化学知识点归纳 第五章
第五章 酸碱滴定法 1、离子的活度和活度系数 离子的活度是指其在化学反应中表现出来的有效浓度。由于溶液中离子间存在静电作用，它们的自由运动和反应活性因此受到影响，这样它们在反应中表现出来的浓度与实际浓度间存在一定差别。如果以i c 表示第i 种离子的平衡浓度，i a 表示活度。它们之间的关系可表示为i i i c a γ=，比例系数i γ称为i 的活度系数，它反映了实际溶液与理想溶液之间偏差的大小。对于强电解质溶液，当溶液的浓度极稀时，离子间距离变得相当大，以至于它们之间的作用力小至可以忽略不计。这时可将其视为理想溶液， 离子的活度系数可视为1，即i i c a =。对于稀溶液(< 0.11 -?L mol )中离子的活度系 数，可以采用德拜—休克尔公式来计算，即?? ? ? ?? +=-I a B I z i i &1512.0lg 2 γ，其中i z 为，i 离子的电荷数；B 是常数，25℃时为0.00328；a &为离子体积参数，约等于水化离子有效半径，以( ) m pm 12 10 -记，一些常见离子的a &值表列于下表；I 为溶液的离子强度。 当例子强度较小时，可不考虑水化离子的大小，活度系数可按德拜—休克尔公式的极限式计算，即I z i i 2512.0lg =-γ。离子强度与溶液中各种离子的浓度及所带的电荷 数有关，稀溶液的计算式为∑==n i i i z c I 1 2 21；溶液中中性分子的活度系数近似等于1。 离子的 &值
2、溶液中的酸碱反应与平衡常数 ⑴酸碱反应的种类 ① 溶剂分子之间的之子转移反应称为质子自递反应，其平衡常数叫做溶剂分子的质 子自递常数。 ② 酸碱溶质与溶剂分子之间的反应叫做酸碱的解离，其平衡常数叫做溶质的解离常 数。 ③ 酸碱中和反应的反应常数叫做酸碱反应常数。 ④ 水解反应。(碱越强，其共轭酸越弱；酸越强，其共轭碱越弱) ⑵用活度或同时用活度和浓度表示反应平衡常数。 假设溶液中的化学反应为+ -+=+HB A B HA 当反应物及生成物均以活度表示时，其平衡常数为HA A H B A a a a a K + --=ο ,ο K 称为活度常 数，又叫热力学常数，它的大小与温度有关。 各组分都用平衡浓度表示时，则[][][][] HA B A HB K c - + = ,c K 称为浓度常数，其大小不仅与 温度有关，还与溶液的离子强度有关。ο K 与c K 之间的关系为 [][][][] - + - + + -≈? =-= - + A H B c HA B A HB HA A H B A K HA B A HB a a a a K γγγγγγο 。 若+ HB 用活度表示，其他组分用浓度表示，则述反应的平衡常数表达式为
(完整版)高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结 二、复习要点 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。 2、构造原理 （1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 （2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。 根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。 （5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 （1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。 （2）原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。 4、核外电子排布规律 （1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 （2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。 （3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。 （4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 （5）（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=n s能级电子数 （二）元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。 （1）原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （3）原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 2、元素周期律
分析化学知识点总结贴
分析化学知识点总结贴 分析化学是关于研究物质的组成、含量、结构和形态等化学信息的分析方法及理论的一门科学，是化学的一个重要分支。是鉴定物质中含有那些组分，及物质由什么组分组成，测定各种组分的相对含量，研究物质的分子结构或晶体。今天，就从分析化学的发展历史、分析方法、几大分析方法等几个角度介绍分析化学。 一、发展历史 第一个重要阶段 20世纪二三十年代，利用当时物理化学中的溶液化学平衡理论，动力学理论，如沉淀的生成和共沉淀现象，指示剂作用原理，滴定曲线和终点误差，催化反应和诱导反应，缓冲作用原理大大地丰富了分析化学的内容，并使分析化学向前迈进了一步. 第二个重要阶段 20世纪40 年代以后几十年，第二次世界大战前后，物理学和电子学的发展，促进了各种仪器分析方法的发展，改变了经典分析化学以化学分析为主的局面。 原子能技术发展，半导体技术的兴起，要求分析化学能提供各种灵敏准确而快速的分析方法，如，半导体材料，有的要求纯度达99.9999999%以上，在新形势推动下，分析化学达到了迅速发展。最显著的特点是：各种仪器分析方法和分离技术的广泛应用。 第三个重要阶段 自20世纪70年代以来，以计算机应用为主要标志的信息时代的到来，促使分析化学进入第三次变革时期。 由于生命科学、环境科学、新材料科学发展的需要，基础理论及测试手段的完善，现代分析化学完全可能为各种物质提供组成、含量、结构、分布、形态等
等全面的信息，使得微区分析、薄层分析、无损分析、瞬时追踪、在线监测及过程控制等过去的难题都迎刃而解。 分析化学广泛吸取了当代科学技术的最新成就，成为当代最富活力的学科之一。 二、分析方法的分类 1.按原理分： 化学分析:以物质的化学反应为基础的分析方法； 仪器分析:以物质的物理和物理化学性质为基础的分析方法； 光学分析方法：光谱法，非光谱法； 电化学分析法：伏安法，电导分析法等； 色谱法：液相色谱，气相色谱，毛细管电泳； 其他仪器方法：热分析； 2.按分析任务： 定性分析，定量分析，结构分析； 定量分析的操作步骤： ①取样； ②试样分解和分析试液的制备； ③分离及测定； ④分析结果的计算和评价； 3.按分析对象： 无机分析，有机分析，生物分析，环境分析等； 按试样用量及操作规模分： 常量、半微量、微量和超微量分析；
武汉大学分析化学总结
1. 绝对误差：测量值与真实值之间的差值，即E a=x?x T,误差越小，表示测量值与真实值越接近，准确度越高；反之，误差越大，准确度越低.当测量值大于真实值时，误差为正值，表示测定结果偏高；反之，误差为负值，表示测定结果偏低.相对误差：指绝对误差相 当于真实值的百分率，表示为：E r=E a x T ×100%=x?x T x T ×100%,相对误差有大小，正负之 分. 2. 偏差（d）表示测量值（x）与平均值（x ）的差值：d=x?x .平均偏差：单次测定偏差的绝对值的平均值： d=1 d1+d2+?+d n= 1 |d i| n i=1 单次测定结果的相对平均偏差(d r)为：d r=d x ×100%. 3. 单次测定的标准偏差的表达式是： s= (x i?x )2 n i=1 相对标准偏差亦称变异系数：RSD=s r=s x ×100%. 4. 精密度←偏差←偶然误差→增加平行实验次数 ↓ d,s,RSD 准确度←误差←系统误差→针对产生的途径减免 ↓ E a,E r 5. 设测量值为A,B,C,其绝对误差为E A,E B,E C,相对误差为E A A ,E B B ,E C C ,标准偏差为s A,s B,s C,计算 结果用R表示，R的绝对误差为E R，相对误差为E R R ，标准偏差为s R. ⑴系统误差的传递公式 ①加减法：若分析结果的计算公式为R=A+B?C,则E R=E A+E B?E C. 如果有关项有系数，例如R=A+mB?C，则为E R=E A+m E B?E C. ②乘除法：若分析结果的计算公式R=A B C ，则E R R =E A A +E B B ?E C C ,如果计算公式带有系数，如 R=m AB C ,同样可得到E R R =E A A +E B B ?E C C . 即在乘除运算中，分析结果的相对系统误差等于各 测量值相对系统误差的代数和. ③指数关系：若分析结果R与测量值A有如下关系R=m A n,其误差传递关系为E R R =n E A A ， 即分析结果的相对系统系统误差为测量值的相对系统误差的指数倍. ④对数关系：若分析结果R与测量值A有下列关系R=mlgA，其误差传递关系式为 E R=0.434m E A A . ⑵随机误差的传递，随机误差用标准偏差s来表示最好，因此均以标准偏差传递.
高考化学中常见的电子式大全
高考化学中常见的电子式大全
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中学化学中常见的电子式大全原子 离子 单质分子 共价化合物
离子化合物 形成过程 电子式书写的常见错误及纠正措施 物质的电子式可体现其构成元素之间的结合方式，也决定着该物质的化学性质；对于简单微粒还可以通过电子式推导其空间结构。因此电子式是近几年高考的考查热点之一。但由于高中教材中未涉及电子亚层、分子轨道等理论知识，学生难以较系统理解微粒最外层电子的排布，而只能靠记忆、知识积累来处理这一类问题，错误率较高， 如将氧原子的电子式写成（正确应为）。典型错误归纳有以下两类：一、无法正确排列微粒中原子或离子的顺序。例如HClO的电子式写 O O H Cl O Mg2+ Cl 2
成： ； MgCl 2的电子式写成： 。二、不能正确表达共价键的数目。例如混淆O 2和H 2O 2中氧原子间的共用电子对数目。针对以上问题，笔者总结了三种书写短周期元素形成的微粒的电子式的小技巧，供大家参考。 一：“异性相吸、电荷交叉”让原（离）子快乐排队。 “异性相吸、电荷交叉”是指在书写电子式时让微粒中带（部分）正电荷的离（原）子与带负电荷的离（原）子交错排列。如次氯酸的分子式常被约定俗成为HClO ，但根据H 、Cl 、O 个三原子的氧化性（或电负性）差异可知该分子中H 、Cl 带部分正 电荷，O 带部分负电荷，因此HClO 的电子式应为 ：。对于离子化合 物Mg 3N 2，先可判断出式中Mg 为+2价，N 为-3价，根据“异性相吸、电荷交叉” 的规律其电子式为 。 这条规律几乎适用于所有的离子化合物，运用时要求大家首先能正确判断化学式含有的微粒种类和它们所带的电荷的正负。如MgCl 2由Mg 2+和Cl -以1：2的比例构成，Na 2O 2由Na +和O 22-以2：1的比例构成。而对于共价微粒、只有少数氧化性（电负性）相差很小的非金属原子形成的共价体有例外，例如HCN （其中C 为+4价、N 为-3价，电子式为 ）。高中阶段涉及的常见共价微粒（由短周期元素原子形成的共价微粒）的电子式基本都可以采用该规律来解决。 二、“电子分配求差量”揭开共用电子对数目的面纱。 该方法的理论依据来源于配位化学中的“18电子规则”。（参见《中级无机化学》唐宗熏主编，2003，高等教育出版社）虽然该方法仅适用于计算共用键的数目，对配位键则爱莫能助。但在高中阶段要求掌握的配位化合物较少，典型代表为 Fe(SCN)3、[Ag(NH 3)2]OH 、 ， 。该方法在高中阶段应用较广。具体算法以例说明： H C N H O Cl [Fe( —O - Mg 2+ N Mg 2+ N Mg 2+
高中化学知识点全套笔记
高中化学重要知识点详细总结全套笔记 高中化学复习笔记： 一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3 小苏打：NaHCO3 大苏打：Na2S2O3 石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2 重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3 生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2 明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2 、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2 皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2 刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3 铁红、铁矿：Fe2O3 磁铁矿：Fe3O4 黄铁矿、硫铁矿：FeS2 铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3 菱铁矿：FeCO3 赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4 石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4 重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2 天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4 水煤气：CO和H2 硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2 溶于水后呈淡绿色
光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl 按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3 电石：CaC2 电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛 HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸 HCOOH 葡萄糖：C6H12O6 果糖：C6H12O6 蔗糖：C12H22O11 麦芽糖：C12H22O11 淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。
(完整版)分析化学知识点总结
1.分析方法的分类 按原理分： 化学分析:以物质的化学反应为基础的分析方法 仪器分析:以物质的物理和物理化学性质为基础的分析方法 光学分析方法：光谱法，非光谱法 电化学分析法：伏安法，电导分析法等 色谱法：液相色谱，气相色谱，毛细管电泳 其他仪器方法：热分析 按分析任务：定性分析，定量分析，结构分析 按分析对象：无机分析，有机分析，生物分析，环境分析等 按试样用量及操作规模分： 常量、半微量、微量和超微量分析 按待测成分含量分： 常量分析(>1%), 微量分析(0.01-1%), 痕量分析(<0.01％) 2.定量分析的操作步骤 1) 取样 2) 试样分解和分析试液的制备 3) 分离及测定 4) 分析结果的计算和评价 3.滴定分析法对化学反应的要求 ?有确定的化学计量关系，反应按一定的反应方程式进行 ?反应要定量进行 ?反应速度较快 ?容易确定滴定终点 4.滴定方式 a.直接滴定法 b.间接滴定法 如Ca2+沉淀为CaC2O4，再用硫酸溶解，用KMnO4滴定C2O42-,间接测定Ca2+ c.返滴定法 如测定CaCO3,加入过量盐酸，多余盐酸用标准氢氧化钠溶液返滴 d.置换滴定法 络合滴定多用 5.基准物质和标准溶液 基准物质: 能用于直接配制和标定标准溶液的物质。 要求：试剂与化学组成一致；纯度高；稳定；摩尔质量大；滴定反应时无副反应。标准溶液: 已知准确浓度的试剂溶液。 配制方法有直接配制和标定两种。 6.试样的分解 分析方法分为干法分析（原子发射光谱的电弧激发）和湿法分析 试样的分解：注意被测组分的保护 常用方法：溶解法和熔融法 对有机试样,灰化法和湿式消化法
初中化学知识点笔记整理归纳
初中化学知识点笔记整理归纳 第一部分 1.碳素钢可分为三种：高碳钢、中碳钢、低碳钢。 2.常用于炼铁的铁矿石有三种： (1)赤铁矿(主要成分为Fe2O3); (2)磁铁矿(Fe3O4); (3)菱铁矿(FeCO3)。 3.炼钢的主要设备有三种：转炉、电炉、平炉。 4.常与温度有关的三个反应条件是：点燃、加热、高温。 5.不饱和溶液变饱和溶液有三种方法：降温、加溶质、恒温蒸发溶剂; 饱和溶液变不饱和溶液有两种方法： (1)升温。 (2)加溶剂; (注意：溶解度随温度而变小的物质如：氢氧化钙溶液由饱和溶液变不饱和溶液：降温、加溶剂;不饱和溶液变饱和溶液有三种方法：升温、加溶质、恒温蒸发溶剂)。 6.收集气体一般有三种方法：排水法、向上排空法、向下排空法。 7.水污染的三个主要原因： (1)工业生产中的废渣、废气、废水;
(2)生活污水的任意排放; (3)农业生产中施用的农药、化肥随雨水流入河中。 8.通常使用的灭火器有三种：泡沫灭火器;干粉灭火器;液态二氧化碳灭火器。 9.固体物质的溶解度随温度变化的情况可分为三类： (1)大部分固体物质溶解度随温度的升高而增大; (2)少数物质溶解度受温度的影响很小; (3)极少数物质溶解度随温度的升高而减小。 10.CO2可以灭火的原因有三个：不能燃烧、不能支持燃烧、密度比空气大。 11.单质可分为三类：金属单质;非金属单质;稀有气体单质。 12.当今世界上最重要的三大矿物燃料是：煤、石油、天然气。 13.应记住的三种黑色氧化物是：氧化铜、二氧化锰、四氧化三铁。 14.氢气和碳单质有三个相似的化学性质：常温下的稳定性、可燃性、还原性。 15.教材中出现的三次淡蓝色： (1)液态氧气是淡蓝色； (2)硫在空气中燃烧有微弱的淡蓝色火焰；
分析化学知识总结
名词解释： 1.激发电位:原子将原子中的一个外层电子从基态激发至激发态所需要的能量称为激发电位 2.共振线：是指处在基态的原子吸收某些具有特定频率的入射光。这些荧光谱线中波长最长的一个称为共振线。 3.声色团：生色团是指分子中含有的，能对光辐射产生吸收、具有跃迁的不饱和基团及其相关的化学键。某些有机化合物分子中存在含有不饱和键的基团，能够在紫外及可见光区域内（200～800nm）产生吸收，且吸收系数较大，这种吸收具有波长选择性，吸收某种波长（颜色）的光，而不吸收另外波长（颜色）的光，从而使物质显现颜色，所以称为生色团，又称发色团 4.助色团：本身在200 nm以上不产生吸收，但其存在能增强生色团的生色能力（改变分子的吸收位置和增加吸收强度）的一类基团。 5.液接电位：在两种组成不同或浓度不同的溶液接触界面上，由于溶液中正负离子扩散通过界面的迁移率不相等，破坏界面上的电荷平衡，形成双电层，产生一个电位差。 二简答题： 1.原子吸收光谱仪的构造及各部分作用 1>原子吸收光谱仪主要由光源、原子化系统、分光系统和检测系统四部分组成> 2> (1)光源 光源的作用是辐射待测元素的特征谱线，以供吸收测定使用。 (2)原子化系统 原子化系统的作用是使试样中的待测元素转变成原子蒸气。 (3)分光系统 分光系统的作用是将待测元素的共振线与邻近谱线分开，从而获得原子吸收所需的尖锐共振线。 (4)检测系统 检测系统的作用是将单色器射出的光讯号转变成电信号后进行测定。 原子吸收光谱法对光源有什么要求? 对光源有下述要求： (1)能产生具有足够强度的待测元素共振线，以保证有足够的信噪比。 (2)能辐射锐线光谱，即发射线的半宽度比吸收线的半宽度要窄得多，以保证峰值吸收测量的准确性。 (3)辐射的光强度必须稳定且背景小。
中级无机化学课程和教材建设 唐宗熏
中级无机化学课程和教材建设 一、开设中级无机化学课是学科发展的需要 无机化学作为重要的化学分支学科，涉及周期表的100多个元素和数以万计的化合物，并渗透到化学学科内、外许多相关学科，产生了生物无机化学、无机固体化学、金属有机化学等新领域和新知识。即使是无机元素化学本身的研究和教学也正在从描述向推理、定性向定量、宏观向微观发展。而理科大学化学系本科各专业的教学计划按无机、分析、有机、物化开设基础课的传统延续了数十年，传统的在大学一年级开设的无机化学课程，基本上是建立在中学数、理、化基础之上。它分为两大块：前一块普通化学原理既是为基础元素化学的学习做好理论准备，又是为其他后续化学课程起先导作用；后一块基础元素化学是对元素及其化合物的性质进行介绍。这种课程设置对我国理科化学系学生的知识结构和无机化学的学术水平的提高产生了一定程度的不利影响。由于数、理及化学基础理论知识的局限性，要从结构化学、化学热力学及动力学等理论结合上对无机化学的问题进行深入阐述显然是不可能的，因之无机化学的教学显得不足。一些学校在大四开设无机化学专题来补充，但挂一漏万。所以化学系本科生的无机化学知识水平仍得不到根本提高。打破旧传统，代之以无机化学分段设置课程的结构改革，实施无机化学课程分段教学，开设中级无机化学课，这是新形势的需要。在教学内容上，中级无机化学应该系统介绍现代无机化学所涉及的新理论、新领域、新知识和无机新型化合物。在教学方法上突出结构化学、配位化学及热力学等基础理论在无机化学中的应用。 西北大学化学系自1988年开始在全国较早实施无机化学课程分段教学，在一年级开设初等无机化学，在三年级下学期开设“中级无机化学”课程。中级无机化学课程关注化学系课程体系的总体改革，除了要把握住中级无机化学在无机化学总教学计划中的准确位置，选择的内容应反映无机化学学科发展的现状之外，还要把握住中级无机化学在化学学科整体教学计划中的准确位置。在课堂教学中，体现“结构—反应—性能”一体化的讲授主线，根据课程要求对讲授的内容作精心的选择、创造性组织和深入浅出地介绍，以启迪学生，使其能在时代发展水平上超前和创造思维。这样的中级无机化学课程既能真正讲授无机化学本身的内容，又能用结构化学、热力学和反应理论来统一阐述无机元素化学，更便于新知识和新领域的介绍。克服了传统的在大学一年级开设的无机化学中讲授了一些不该由自己承担的化学基本原理的知识内容，而对应该由自己讲授的一些无机化学的基本内容却因学生的基础和学时的限制而舍弃的弊病。 二、恰当定位，构建中级无机化学课程
初中化学知识点笔记整理归纳
初中化学知识点笔记整理归纳 第一部分： 1、碳素钢可分为三种：高碳钢、中碳钢、低碳钢。 2、常用于炼铁的铁矿石有三种： (1)赤铁矿(主要成分为Fe2O3); (2)磁铁矿(Fe3O4); (3)菱铁矿(FeCO3)。 3、炼钢的主要设备有三种：转炉、电炉、平炉。 4、常与温度有关的三个反应条件是：点燃、加热、高温。 5、不饱和溶液变饱和溶液有三种方法：降温、加溶质、恒温蒸发溶剂; 饱和溶液变不饱和溶液有两种方法： (1)升温。 (2)加溶剂; (注意：溶解度随温度而变小的物质如：氢氧化钙溶液由饱和溶液变不饱和溶液：降温、加溶剂;不饱和溶液变饱和溶液有三种方法：升温、加溶质、恒温蒸发溶剂)。 6、收集气体一般有三种方法：排水法、向上排空法、向下排空法。 7、水污染的三个主要原因： (1)工业生产中的废渣、废气、废水;
(2)生活污水的任意排放; (3)农业生产中施用的农药、化肥随雨水流入河中。 8、通常使用的灭火器有三种：泡沫灭火器;干粉灭火器;液态二氧化碳灭火器。 9、固体物质的溶解度随温度变化的情况可分为三类： (1)大部分固体物质溶解度随温度的升高而增大; (2)少数物质溶解度受温度的影响很小; (3)极少数物质溶解度随温度的升高而减小。 10、CO2可以灭火的原因有三个：不能燃烧、不能支持燃烧、密度比空气大。 11、单质可分为三类：金属单质;非金属单质;稀有气体单质。 12、当今世界上最重要的三大矿物燃料是：煤、石油、天然气。 13、应记住的三种黑色氧化物是：氧化铜、二氧化锰、四氧化三铁。 14、氢气和碳单质有三个相似的化学性质：常温下的稳定性、可燃性、还原性。 15、教材中出现的三次淡蓝色： (1)液态氧气是淡蓝色； (2)硫在空气中燃烧有微弱的淡蓝色火焰； (3)氢气在空气中燃烧有淡蓝色火焰。
最新分析化学知识点归纳总结(精华版)教学内容
学习资料 精品文档 1.共振吸收线：原子从基态激发到能量最低的激发态（第一激发态），产生的谱线。 2.分配系数K ：是在一定温度和压力下，达到分配平衡时，组分在固定相(s)与流动相(m)中的浓度(c)之比。K=C s /C m 3.分离度R ：是相邻两组分色谱峰保留时间之差与两色谱峰峰宽均值之比。 4.化学位移δ：由于屏蔽效应的存在，不同化学环境的氢核的共振频率（进动频率，吸收频率）不同，这种现象称为化学位移。 5.保留值：表示试样中各组分在色谱柱中停留的时间或将组分带出色谱柱所需流动相体积的数值。 6.直接电位法：是选择合适的指示电极与参比电极，浸入待测溶液中组分原电池，通过测量原电池的电动势，根据Nernst 方程直接求出待测组分活（浓）度的方法。 7.电极电位：金属与溶液之间的相界电位就是溶液中的电极电位。 8.离子选择电极（ISE ）,饱和甘汞电极（SCE ）,紫外-可见分光光度法（UV ），红外吸收光谱发（IR ），原子吸收分光光度法（AAS ），核磁共振波谱法（NMR ），质谱法（MS ），高效液相色谱法（HPLC ）， 9. 紫外可见光分光光度计：光源→单色器→吸收池 →检测器→信号指示系统，影响紫外－可见吸收光谱的因素：温度，溶剂，PH,时间。 10.化学位移标准物一般为四甲基硅烷（TMS ）,影响因素屏蔽效应和磁各向导性、氢键。 11.自旋偶合是核自旋产生的核磁矩间的相互干扰。 12.有机质谱中的离子：分子离子、碎片离子、同位素离子、亚稳离子。 13.色谱法：气相（GC ）,液相（LC ）,超临界（SFC ）,气固（GSC ）,气液（GLC ）,液固（LSC ）,液液（LLC ），柱（填充柱、毛细管柱、微填充柱），平面（纸、薄层TLC 、薄膜） 14.色谱法基本理论：热力学理论、塔板理论、动力学理论、速率理论。 15.评价柱效：塔板数和塔板高度。 16.气相色谱仪：气路系统、进样系统、色谱柱系统、检测和记录系统、控制系统 17.气相色谱检测器 FPD ）、热离子化（TID ），浓度：热导（TCD ）、电子捕获（ECD ） a ，热导检测器（TCD ）浓度型，原理：根据物质具有不同的热导系数原理制成。样品选择：几乎对所有物质都有响应，通用性好，如酒中水含量检测。 b ，氢火焰离子化检测器（FID ）原理：利用含碳有机物在氢火焰中燃烧产生离子，在外加的电场作用下，使离子形成电子流，根据离子流产生的电信号强度，检测被色谱柱分离的组分。样品选择：大多数含碳有机化合物，对无机物，水，永久性气体基本无影响。 c ，电子捕获检测器（ECD ）浓度型，原理：是一种放射性离子化检测器。样品选择：对有电负性物质的检测有很高灵敏度，特别是检测农药残余。 18.非极性键合相：十八烷基硅烷（ODS ） 19.高效色谱监测系统：浓度型：紫外（UVD ）、荧光（FD ） 20.在原子吸收分析中，干扰效应大致上有光学~、化学~、电离~、物理~、背景吸收干扰。 21.原子吸收分光光度法，定量方法：校正曲线法、标准加入法、内标法。 22.多普勒变宽是原子无规则运动，洛仑兹变宽是吸光原子与其他气体分子或原子间碰撞。 23.在其他条件不变的情况下，固定液增加1倍，样品的调整保留时间会增加1倍。 24.测定保留指数时，选择正构烷烃作为参比标准的依据是正构烷烃的调整保留值的对数与它们的碳原子数成线性关系。 25.在分配色谱中，被分离组分分子与固定也分子的性质越相近，则它们之间的作用力越大，该组分在柱中停留时间越长，越后流出色谱柱。 26.气液色谱法的流动相是气体，固定相在操作温度下是液体，组分与固定相间的作用机制
分析化学笔记总结.docx
精品文档 第一章 . 定量分析化学概论 §1. 1概述 一.定量分析过程 任务：测定物质中某种或某些组分的含量。步 骤：①取样（选择具有代表性的试样）。 ②试样分解和分析试液的制备。 ③分离及测定。 ④分析结果的计算及评价。 二. 分析试样的制备及分解 1. 分析试样的采集与制备： m Q k d 2 k ：缩分常数的经验值，试样均匀度越差，k 越大，通常k 为 0.05 ~ 1 kg mm2。 m Q0.2 620.2 367.2kg 2.试样的分解：①溶解法：溶剂为水、酸、碱、 混合酸等②熔融法： 三. 定量分析结果的表示 1.待测组分的化学表示形式 2.待测组分含量的表示方法 ①固体试样： m B m S g g 1（ 106 ）；ng g1（109）；pg g 1（ 1012 ） ②液体试样： a. 物质的量浓度：mol L 1 b. 质量摩尔浓度：待测组分的物质的量除以溶剂的质量，单位：mol kg 1 c. 质量分数：量纲为1 d.体积分数： e摩尔分数： f . 质量浓度：单位体积中某种物质的质量，m g L 1、g L 1 ③气体试样： 体积分数表示。 § 1.2分析化学中的误差 一.真值（
1.理真： 2.量学定真：些真可是知道的 3.相真： 二. 平均（x）：n次量数据的算平均。 x x1 x2 x3x n 1 x i n 三.中位数 x M：一量数据按大小序排列，中一个数据即中位数。 四. 准确度和精密度： 1.精密度：表各次分析果相互接近的程度。① 重复性； ②再性。 五. 差和偏差 1.差 E ：定果与真（x T）之的差。 x x T E （ E 正，x x T；E， x x T） ① 差 E a：定与真之差。 例： x =81.18%， x T=80.13% E a= x - x T=81.18%-80.13%=+1.05% ②相差：差与真中所占的百分率 E r E a 100% x x T 100% x T x T 2．偏差d：表定果与平均果之的差。 d x x 1n x x i n i 1 d1 x1 x ； d 2x2x ；??； d i x i x 。 n n1 d i x1 x x2 x x i x x i n i 1i 1n ①平均偏差：（表示精密度） d1 d2 d n1n d i d n n i 1 n x i0 i 1 ②相平均偏差： 六．极差R：一量数据中，最大（
中级无机化学线上考试总结
中级无机化学线上考试总结 2019-2020-2 冯锡兰，王淑涛 中级无机化学是面向化学专业二年级学生开设的限选课，本学期共46名同学选修本课程。总学时32，由王淑涛老师（前四周）和冯锡兰老师（后四周）共同讲授。以往考试形式为线下开卷考试，总成绩构成为：平时成绩30%+期末成绩70%。本学期针对疫情下的特殊情况，我们共同商讨了在线教学模式和考试模式，并与学生进行沟通确定。成绩构成调整为平时成绩50%+期末成绩50%，加大了过程考核的权重，以有效督促学生平时的在线学习。平时成绩构成两位老师根据自己的教学模式单独制定。王淑涛老师的平时成绩计算方式：雨课堂出勤及八次作业取平均值。冯锡兰老师的平时成绩计算方式：作业50%+雨课堂（出勤+测试）50%+弹幕额外加分（一条弹幕0.5分）。总的平时成绩由两位任课教师的平时成绩汇总后取平均值。在线考试最终确定使用雨课堂平台进行，依然为开卷形式。 本课程已于第八周结课，4月25日19:00~21:20完成在线考试，目前已完成试卷批改及成绩统计，现将本课程考评模式及线上考试情况总结如下。 1、过程考核实施方案： （1）灵活选择教学平台，保证过程考核的即时性和有效性 这次在线授课两位老师均选择了腾讯为主要平台。事实证明，平台始终运行稳定，直播、在线交流没有出现过卡顿或者崩溃的情况，并且作业的功能也非常强大。直播的同时使用了雨课堂的签到和在线测试、弹幕等功能，学生的出勤和答题情况可以即时查看、保留和传送，保证了过程考核的全面、客观、有效。
雨课堂弹幕和答题情况图示 （2）合理精简教学内容，增加课堂练习和随堂测试时间 为了提高学生的听课效率、保证教学效果，必须对教学内容进行调整和精简，突出主线和重点难点，其它知识引导学生进行线下自学，这样留出足够的时间开展在线测试和互动交流。一般每次课可以设计1~2次在线测试，外加1~2次弹幕答题，答题频率和时间节点的设置要合理，以有效抓住学生的注意力、调节课堂氛围、巩固教学效果。 （3）重新编排课后作业，布置、提交、批改全部在线完成 根据教学内容安排复习思考题和作业。复习思考题作为学生总结复习教学内容的提纲，不需要提交；作业发布在雨课堂或以图片形式发布在作业里，让学生线下完成后，拍照提交，并限制截止时间。教师在线批阅完成后，平台有即时提醒学生查看的功能。