大一无机及分析化学复习知识点归纳.docx

    大一无机及分析化学复习知识点归纳    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 21.09 mL 分析天平读数 0.2080 g 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>b5E2RGbCAPDrHθm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p1EanqFDPw1.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 < 05PCzVD7HxA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>●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ΔH0,则ΔG<0,任意温度下均自发ΔH>0, ΔS0,任意温度下均非自发ΔH>0, ΔS>0,则高温下ΔG0，即高温自发，低温非自发ΔH0,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>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。

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 (1 mol×L-1>气体用相对平衡分压表示，即平衡分压除以pθ (100 kPa>,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KθdvzfvkwMI1(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QKθ ΔrGm>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离核的距离越远，能量越高，同时n决定电子层SixE2yXPq5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<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-、ˉ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1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f 6d7p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，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 ，29Cu M2ub6vSTnP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,ⅡB d10不计入,Ⅷ 8～10）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K w同离子效应、盐效应各种溶液pH值的计算1.一元弱酸(碱>浓度为ca mol/L 的HA溶液一元弱碱完全一样，只是把H+换成OH-, 换成2.多元弱酸<碱）  -全文完-。