无机化学及分析化学要点总结大一.docx

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无机化学及分析化学要点总结大一

无机化学及分析化学总结

第一章绪论

●系统误差：

由固定因素引起的误差，具有单向性、重现性、可校正

●偶然误差：

随机的偶然因素引起的误差，大小正负难以确定，不可校正，无法避免，服从统计规律

<1）绝对值相同的正负误差出现的概率相等

<2）大误差出现的概率小，小误差出现的概率大。

●准确度:

在一定测量精度的条件下分析结果与真值的接近程度，用误差衡量

●精密度（precision>:

多次重复测定某一量时所得测量值的离散程度。

用偏差衡量

●准确度与精密度的关系：

精密度好是准确度好的前提；精密度好不一定准确度高

●测定结果的数据处理

（1>对于偏差较大的可疑数据按Q检验法进行检验，决定其取舍；

（2>计算出数据的平均值、平均偏差与标准偏差等；复习p12例题

●有效数字及其计算规则

有效数字:

实际能测得的数据，其最后一位是可疑的。

对于可疑数字一般认为有±1的误差

例：

滴定管读数21.09mL分析天平读数0.2080g最后一位为可疑值

注意:

（1>“0”的作用：

有效数字<在数字的中间或后面）定位作用<在数字的前面）

（2>对数值（pH、pOH、pM、pK等>有效数字的位数取决于小数部分的位数。

计算规则：

（1>加减法:

计算结果小数点后的位数与小数点后位数最少的数据一样。

（2>乘除法<乘方、开方、对数）计算结果的有效位数与有效位数最少的数据一样。

第三章化学热力学初步

基本概念：

化学反应进度、体系与环境、状态与状态函数（状态函数的特征>、热与功（热与功的符号、体积功的计算>、内能和热力学第一定律（热力学定律第一定律数学表达式ΔU=Q+W>b5E2RGbCAP

DrHθm的计算

△rHm：

摩尔反应焓变，对于给定的化学反应,反应进度为1mol时的反应热

DrHθm：

化学反应中，任何物质均处于标准状态下，该反应的摩尔反应焓变

DfHθm：

在温度Ｔ及标准态下，由参考状态单质生成1mol物质Ｂ的标准摩尔反应焓变即为物质Ｂ在Ｔ温度下的标准摩尔生成焓。

参考状态单质的标准生成焓为零。

p1EanqFDPw

1.利用DfHθm计算DrHθm

，DrHθm≈DrHθm（298.15K>；

2.盖斯定律：

在恒容或恒压同时只做体积功的情况下，任一化学反应，不论是一步完成的，还是分几步完成的，其化学反应的热效应总是相同的，即化学反应热效应只与始、终状态有关而与具体途径无关。

根据盖斯定律若化学反应可以加和，则其反应热也可以加和。

DXDiTa9E3d

反应的方向

热力学中，有两条重要的自然规律控制着所有物质系统的变化方向

（1>从过程的能量变化来看，物质系统倾向于取得最低能量状态；（2>从系统中质点分布和运动状态来分析，物质系统倾向于取得最大混乱度。

RTCrpUDGiT

热力学中，体系的混乱度用熵来量度的。

符号:

S

对于物理或化学变化而论，几乎没有例外:

一个导致气体分子数增加的过程或反应总伴随着熵值增大，即：

DS>0；如果气体分子数减少，DS<0。

5PCzVD7HxA

标准摩尔反应熵变的计算：

DrSθm≈DrSθm（298.15K>

●用熵变判断反应自发性的标准是,对于孤立系统:

ΔS（孤>>0自发过程；ΔS（孤>=0平衡状态；ΔS（孤><0非自发过程jLBHrnAILg

●判断反应方向的判据是ΔG（适用条件：

恒温恒压只做体积功>：

ΔG<0自发过程；ΔG>0非自发过程；ΔG=0平衡状态

●ΔH、ΔS对反应自发性的影响<ΔG=ΔH-TΔS）

ΔH<0,ΔS>0,则ΔG<0,任意温度下均自发

ΔH>0,ΔS<0,则ΔG>0,任意温度下均非自发

ΔH>0,ΔS>0,则高温下ΔG<0,低温下ΔG>0，即高温自发，低温非自发

ΔH<0,ΔS>0,则高温下ΔG>0,低温下ΔG<0，即高温自发，低温非自发

ΔrGθm的计算

（1>利用标准摩尔生成吉布斯函数计算

（只有298.15K时的ΔfGθm,B数据，该方法只能计算298.15K时的ΔrGθm>

（2>任意温度下的ΔrGθm可按吉布斯——亥姆霍兹公式近似计算

ΔrGθm（T>≈ΔrHθm（298.15K>-TΔrSθm（298.15K>（ΔrHθm—KJ·mol-1,ΔrSθm—J·mol-1·K-1注意单位换算>xHAQX74J0X

●反应自发进行的温度范围的计算

ΔrGθm（T>≈ΔrHθm（298.15K>-TΔrSθm（298.15K>

ΔrHθm（298.15K>-TΔrSθm（298.15K><0（反应自发>

ΔrHθm（298.15K>和ΔrHθm（298.15K>可以通过热力学数据算出，从而可求出自发进行的温度范围。

第四章化学反应速率和化学平衡化学反应速率

●化学反应速率的表示方法<浓度随时间的变化）瞬时速率、平均速率

●化学反应速率理论<碰撞理论、过渡状态理论）

活化分子、活化能<能用化学反应速率理论解释浓度、温度、催化剂对反应速率的影响）

●质量作用定律<只适用于基元反应）、速率方程、反应级数

●影响反应速率的因素

<1）内因：

反应的活化能大小；<2）外因：

浓度、温度、催化剂<不要求计算）

●标准平衡常数Kθ

（1>Kθ表达式的书写

溶液用相对平衡浓度表示，即平衡浓度除以cθ（1mol×L-1>

气体用相对平衡分压表示，即平衡分压除以pθ（100kPa>,标准平衡常数是量纲为1的量。

复相反应中，固体、纯液体和溶剂不写入式中，即用“1”表示Zzz6ZB2Ltk

<2）Kθ的求算：

a通过表达式求得；b由求得

（1>此式把动力学与热力学联系起来，只要知道了某温度下反应的标准摩尔吉布斯函数变，就可以求出反应的标准平衡常数Kθ。

dvzfvkwMI1

（2>值愈小<越负），则Kθ值愈大，反应达到平衡时进行得愈完全。

非标态下化学反应方向的判据为：

当QKθΔrGm>0反应正向非自发rqyn14ZNXI

多重平衡规则

若干反应方程式相加<减）所得到的反应的平衡常数为这些反应的平衡常数之积<商）。

反应1=反应2+反应3；反应1=反应2-反应3

反应1=m×反应2

化学平衡的移动（吕.查德里原理>

1.浓度（分压>、总压力对化学平衡的影响<此时温度不变，因而Kθ为定值）

2.温度对化学平衡的影响（影响Kθ>

升高温度，平衡向吸热反应方向移动，降低温度，平衡向放热反应方向移动，

有关化学平衡的计算

1.写出反应方程式；2.找出各物质的初始浓度（分压>；3.设定未知数表示出各物质的平衡浓度（分压>4.表示出平衡常数（标准平衡常数或实验平衡常数>→得到方程5.求解方程解出未知数

第五章四个量子数的取值及物理意义

<1）主量子数n:

取值:

1,2,3,…n等正整数。

描述原子中电子（出现概率最大区域>离核的远近，n越大，电子（出现概率最大区域>离核的距离越远，能量越高，同时n决定电子层SixE2yXPq5

<2）角量子数l：

0123…n-1

物理意义1：

决定波函数角度分布图和电子云角度分布图的形状

物理意义2：

在多电子原子中与主量子数n一起决定电子的能量n相同，l越大能级越高Ens

<3）磁量子数mm=0,±1,±2,…±l

物理意义：

波函数和电子云角度分布图在空间的伸展方向，即取向数目

n,l相同，m不同的轨道叫等价轨道（简并轨道>

<4）自旋量子数ms，电子有两种自旋方向；

ms=+1/2或ms=-1/2；图示用箭头、¯符号表示

●n、l、m三个量子数决定一个原子轨道（波函数>；n、l、m、ms四个量子数决定一个电子的运动状态

●能级组1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p

核外电子分布的一般原则

能量最低原理、泡利不相容原理、洪特

注意洪特规则<不容易理解）：

当电子在n,l相同的数个等价轨道上分布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。

kavU42VRUs

洪德规则的补充：

简并轨道全充满、半充满或全空的状态比较稳定，全充满：

p6,d10,f14半充满：

p3,d5,f7全空：

p0,d0,f0y6v3ALoS89

能级交错时（4s3d，5s4d，6s4f5d，7s5f6d>，可以s轨道未填满，而让简并轨道半满，全满，这时能量更低更稳定，如24Cr，29CuM2ub6vSTnP

电子层结构与元素周期律<通过电子排布式能知道元素在周期表中的位置，反之亦然）

1.能级组与元素周期（行>

（1>各周期元素数目=对应能级组中原子轨道的电子最大容量

（2>原子的电子层数=原子所在的周期数（钯Pd除外>

2.价电子构型与元素周期表中族的划分（列>

价电子：

原子发生化学反应时参与形成化学键的电子价电子构型：

价电子层的电子排布

主族元素（A>:

最后一个电子填入ns或np轨道的元素

主族元素的价电子：

最外层电子（nsnp>IA~VIIIA（VIIIA也称零族>

副族元素（B>:

最后一个电子填入（n-1>d或（n-2>f轨道的元素

副族元素的价电子：

最外层s电子,及（n-1>d电子（甚至（n-2>f电子>

IIIB~VIIIB,ⅠB,IIB，其中VIIIB元素有3列

族号数＝价电子总数

（VIIIA为8或2,ⅠB,ⅡBd10不计入,Ⅷ8～10）

3.价电子构型与元素的分区

s区：

最后一个电子填入s轨道的元素

p区：

最后一个电子填入p轨道的元素

d区：

最后一个电子填入d轨道且d轨道未满的元素

ds区：

最后一个电子填入d轨道且d轨道填满的元素

f区：

最后一个电子填入f轨道的元素

●元素基本性质的周期性

掌握主族元素原子半径、电离势、电负性的递变规律

●离子键

离子键——当活泼金属原子和活泼非金属元素原子互相接近时，前者失去电子形成正离子，后者得到电子形成负离子。

正、负离子通过静电相互作用结合成离子型化合物0YujCfmUCw

离子键的本质是静电作用力

生成离子键的条件:

原子间电负性相差足够大，一般要大于1.8左右

离子键的特征：

没有方向性、没有饱和性

离子化合物的熔点和沸点：

离子的电荷越高、半径越小，静电作用力就越强，

熔点和沸点就越高

价键理论

共价键的本质：

原子轨道发生重叠，两核间电子出现概率增大，降低了两核间的正电排斥，又增强了两核对电子云密度大的区域的吸引，系统能量降低，形成稳定的共价键eUts8ZQVRd

价键理论要点：

•成键原子的未成对电子自旋相反；

•最大重叠原理：

成键原子的原子轨道重叠程度（面积>越大，键越牢。

•对称性匹配原理：

原子轨道的重叠必须发生在角度分布图中正负号相同的轨道之间

●共价键的特征

饱和性——电子配对后不再与第三个电子成键

方向性——共价键具有方向性的原因是因为原子轨道（p,d,f>有一定的方向性，所以必须沿着特定的方向重叠，它和相邻原子的轨道重叠才能达到最大重叠。

sQsAEJkW5T

●共价键的类型

σ键:

原子轨道沿键轴方向“头碰头”式重叠。

π键:

原子轨道沿键轴方向“肩并肩”式重叠

●σ键与p键的识别

共价单键为σ键；共价双键<及三键）中：

有一个σ键，其余为p键。

σ键，重叠程度大，较稳定；π键，重叠程度小，较活泼。

第六章酸碱平衡与酸碱滴定法

酸碱质子理论

质子酸、质子碱、两性物质；共轭酸碱对

酸碱反应的实质：

两对共轭酸碱对间的质子的传递。

共轭酸碱对解离平衡常数的关系：

共轭酸碱对的解离平衡常数乘积为Kθw