1、無機化學及分析化學總結第一章 緒論l 系統誤差：由固定因素引起的誤差，具有單向性、重現性、可校正l 偶然誤差：隨機的偶然因素引起的誤差， 大小正負難以確定，不可校正，無法避免，服從統計規律（1）絕對值相同的正負誤差出現的概率相等（2）大誤差出現的概率小，小誤差出現的概率大。l 準確度: 在一定測量精度的條件下分析結果與真值的接近程度，用誤差衡量l 精密度(precision):多次重復測定某一量時所得測量 值的離散程度。用偏差衡量l 準確度與精密度的關系：精密度好是準確度好的前提；精密度好不一定準確度高l 測定結果的數據處理(1)對于偏差較大的可疑數據按Q檢驗法進行檢驗，決定其取舍；(2) 計

2、算出數據的平均值、平均偏差與標準偏差等；復習p12例題l 有效數字及其計算規則有效數字:實際能測得的數據，其最后一位是可疑的。對于可疑數字一般認為有±1的誤差例： 滴定管讀數 21.09 mL 分析天平讀數 0.2080 g 最后一位為可疑值注意: (1) “0”的作用：有效數字（在數字的中間或后面）定位作用（在數字的前面）(2)對數值(pH、pOH、pM、pK等)有效數字的位數取決于小數部分的位數。計算規則：(1) 加減法:計算結果小數點后的位數與小數點后位數最少的數據一樣。(2)乘除法（乘方、開方、對數）計算結果的有效位數與有效位數最少的數據一樣。第三章 化學熱力學初步基本概念：

3、化學反應進度、體系與環境、狀態與狀態函數(狀態函數的特征)、熱與功(熱與功的符號、體積功的計算)、內能和熱力學第一定律(熱力學定律第一定律數學表達式U = Q + W)DrHqm的計算rHm：摩爾反應焓變，對于給定的化學反應,反應進度為1mol時的反應熱DrHqm：化學反應中，任何物質均處于標準狀態下，該反應的摩爾反應焓變DfHqm：在溫度及標準態下，由參考狀態單質生成1mol物質的標準摩爾反應焓變即為物質在溫度下的標準摩爾生成焓。參考狀態單質的標準生成焓為零。1.利用DfHqm計算DrHqm， DrHqmDrHqm (298.15K)；2.蓋斯定律：在恒容或恒壓同時只做體積功的情況下，任一化

4、學反應，不論是一步完成的，還是分幾步完成的，其化學反應的熱效應總是相同的，即化學反應熱效應只與始、終狀態有關而與具體途徑無關。根據蓋斯定律若化學反應可以加和，則其反應熱也可以加和。反應的方向熱力學中，有兩條重要的自然規律控制著所有物質系統的變化方向(1)從過程的能量變化來看，物質系統傾向于取得最低能量狀態；(2)從系統中質點分布和運動狀態來分析，物質系統傾向于取得最大混亂度。熱力學中，體系的混亂度用熵來量度的。符號:S對于物理或化學變化而論，幾乎沒有例外:一個導致氣體分子數增加的過程或反應總伴隨著熵值增大，即： DS > 0；如果氣體分子數減少，DS < 0。標準摩爾反應熵變的計算

5、：,DrSqmDrSqm (298.15K)l 用熵變判斷反應自發性的標準是,對于孤立系統:S(孤) >0 自發過程；S(孤) =0 平衡狀態；S(孤)<0 非自發過程l 判斷反應方向的判據是G(適用條件：恒溫恒壓只做體積功)：G < 0 自發過程；G > 0 非自發過程；G = 0 平衡狀態l H、S對反應自發性的影響（G =H- TS）H<0, S>0,則G<0,任意溫度下均自發H>0, S<0,則G>0,任意溫度下均非自發H>0, S>0,則高溫下G<0, 低溫下G>0，即高溫自發，低溫非自發H<0

6、, S>0,則高溫下G>0, 低溫下G<0，即高溫自發，低溫非自發rGqm的計算(1)利用標準摩爾生成吉布斯函數計算(只有298.15K時的fGqm,B 數據，該方法只能計算298.15K時的rGqm)(2)任意溫度下的rGqm可按吉布斯亥姆霍茲公式近似計算rGqm(T)rHqm (298.15K)-TrSqm(298.15K) (rHqmKJ·mol-1, rSqmJ·mol-1·K-1注意單位換算)l 反應自發進行的溫度范圍的計算rGqm(T)rHqm (298.15K)-TrSqm(298.15K) rHqm (298.15K)-TrSqm

7、(298.15K)<0 (反應自發)rHqm (298.15K)和rHqm (298.15K)可以通過熱力學數據算出，從而可求出自發進行的溫度范圍。（p58例3-7）第四章 化學反應速率和化學平衡化學反應速率l 化學反應速率的表示方法（濃度隨時間的變化）瞬時速率、平均速率l 化學反應速率理論（碰撞理論、過渡狀態理論）活化分子、活化能（能用化學反應速率理論解釋濃度、溫度、催化劑對反應速率的影響）l 質量作用定律（只適用于基元反應）、速率方程、反應級數l 影響反應速率的因素（1）內因：反應的活化能大小；（2）外因：濃度、溫度、催化劑（不要求計算）l 標準平衡常數 K(1) K表達式的書寫溶液

8、用相對平衡濃度表示，即平衡濃度除以c (1 mol×L-1)氣體用相對平衡分壓表示，即平衡分壓除以p (100 kPa),標準平衡常數是量綱為1的量。復相反應中，固體、純液體和溶劑不寫入式中，即用“1”表示（2）K的求算：a通過表達式求得；b由求得(1) 此式把動力學與熱力學聯系起來，只要知道了某溫度下反應的標準摩爾吉布斯函數變 ，就可以求出反應的標準平衡常數K。(2) 值愈小（越負），則K值愈大，反應達到平衡時進行得愈完全。非標態下化學反應方向的判據為：當 Q<K rGm <0 反應正向自發；當 Q=K rGm=0 處于平衡狀態；當 Q>K rGm >0 反

9、應正向非自發多重平衡規則若干反應方程式相加（減）所得到的反應的平衡常數為這些反應的平衡常數之積（商）。反應1=反應2+反應3 ；反應1=反應2-反應3 反應1=m×反應2 化學平衡的移動(呂.查德里原理)1.濃度(分壓) 、總壓力對化學平衡的影響（此時溫度不變，因而K為定值）2.溫度對化學平衡的影響(影響K)升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，降低溫度，平衡向放熱反應方向移動，有關化學平衡的計算1.寫出反應方程式；2.找出各物質的初始濃度(分壓)；3.設定未知數表示出各物質的平衡濃度(分壓)4.表示出平衡常數(標準平衡常數或實驗平衡常數) 得到方程5.求解方程解出未知數（p87例4-1

10、0）第五章 四個量子數的取值及物理意義（1）主量子數n:取值:1,2,3,n等正整數。描述原子中電子(出現概率最大區域)離核的遠近，n越大，電子(出現概率最大區域)離核的距離越遠， 能量越高，同時n決定電子層 （2）角量子數l：0 1 2 3 n-1物理意義1：決定波函數角度分布圖和電子云角度分布圖的形狀物理意義2：在多電子原子中與主量子數n一起決定電子的能量n相同，l越大能級越高 Ens<Enp<End（3）磁量子數 m m=0,±1,±2,± l物理意義：波函數和電子云角度分布圖在空間的伸展方向，即取向數目 n,l相同，m不同的軌道叫等價軌道(簡并

11、軌道)（4）自旋量子數ms，電子有兩種自旋方向；ms = +1/2或ms = -1/2；圖示用箭頭­、¯符號表示 l n、l、m三個量子數決定一個原子軌道(波函數)；n、l、m、 ms四個量子數決定一個電子的運動狀態l 能級組 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p核外電子分布的一般原則能量最低原理、泡利不相容原理、洪特（Hund）規則注意洪特規則（不容易理解）：當電子在n, l 相同的數個等價軌道上分布時，每個電子盡可能占據磁量子數不同的軌道且自旋平行。洪德規則的補充：簡并軌道全充滿、半充滿或全空的

12、狀態比較穩定，全充滿： p6, d10,f14 半充滿： p3, d5, f7 全空： p0, d0, f0能級交錯時(4s3d，5s4d， 6s4f5d，7s5f6d)，可以s軌道未填滿，而讓簡并軌道半滿，全滿，這時能量更低更穩定，如24Cr ，29Cu 電子層結構與元素周期律（通過電子排布式能知道元素在周期表中的位置，反之亦然）1.能級組與元素周期(行)(1)各周期元素數目=對應能級組中原子軌道的電子最大容量(2)原子的電子層數=原子所在的周期數(鈀Pd除外)2.價電子構型與元素周期表中族的劃分(列)價電子：原子發生化學反應時參與形成化學鍵的電子價電子構型：價電子層的電子排布主族元素(A)

13、: 最后一個電子填入ns或np軌道的元素主族元素的價電子：最外層電子 (nsnp) IAVIIIA(VIIIA也稱零族) 副族元素(B): 最后一個電子填入(n-1)d或(n-2)f 軌道的元素副族元素的價電子：最外層s電子,及(n-1)d電子(甚至(n-2)f電子)IIIB VIIIB, B ,IIB ，其中VIIIB元素有3列 族號數價電子總數(VIIIA為8或2,B,B d10不計入, 810） 3. 價電子構型與元素的分區s 區 ：最后一個電子填入s軌道的元素p 區：最后一個電子填入p軌道的元素d 區：最后一個電子填入d軌道且d軌道未滿的元素ds 區：最后一個電子填入d軌道且d軌道填滿

14、的元素f 區：最后一個電子填入f軌道的元素l 元素基本性質的周期性 掌握主族元素原子半徑、電離勢、電負性的遞變規律l 離子鍵離子鍵當活潑金屬原子和活潑非金屬元素原子互相接近時，前者失去電子形成正離子，后者得到電子形成負離子。正、負離子通過靜電相互作用結合成離子型化合物離子鍵的本質是靜電作用力 生成離子鍵的條件: 原子間電負性相差足夠大，一般要大于1.8左右離子鍵的特征：沒有方向性、沒有飽和性離子化合物的熔點和沸點：離子的電荷越高、半徑越小，靜電作用力就越強，熔點和沸點就越高價鍵理論共價鍵的本質：原子軌道發生重疊，兩核間電子出現概率增大，降低了兩核間的正電排斥，又增強了兩核對電子云密度大的區域的

15、吸引，系統能量降低， 形成穩定的共價鍵價鍵理論要點： 成鍵原子的未成對電子自旋相反； 最大重疊原理：成鍵原子的原子軌道重疊程度(面積)越大，鍵越牢。 對稱性匹配原理：原子軌道的重疊必須發生在角度分布圖中正負號相同的軌道之間l 共價鍵的特征飽和性電子配對后不再與第三個電子成鍵方向性共價鍵具有方向性的原因是因為原子軌道(p, d, f)有一定的方向性，所以必須沿著特定的方向重疊，它和相鄰原子的軌道重疊才能達到最大重疊。 l 共價鍵的類型鍵:原子軌道沿鍵軸方 向“頭碰頭”式重疊; 鍵:原子軌道沿鍵軸 方向“肩并肩”式重疊l 鍵與p鍵的識別 共價單鍵為鍵； 共價雙鍵（及三鍵）中：有一個鍵，其余為p鍵。

16、鍵，重疊程度大，較穩定；鍵，重疊程度小，較活潑。第六章 酸堿平衡與酸堿滴定法酸堿質子理論質子酸、質子堿、兩性物質；共軛酸堿對酸堿反應的實質：兩對共軛酸堿對間的質子的傳遞。共軛酸堿對解離平衡常數的關系：共軛酸堿對的解離平衡常數乘積為Kqw l 同離子效應、鹽效應各種溶液pH值的計算1.一元弱酸(堿)濃度為ca mol/L 的 HA溶液 一元弱堿完全一樣，只是把H+換成OH-, 換成2.多元弱酸（堿）對于多元弱酸（堿）一般 ，則可忽略第二級及其以后的解離，多元弱酸可近似當做一元弱酸處理，多元弱堿也可以同樣處理。3.兩性物質NaHCO3溶液；NaH2PO4溶液： Na2HPO4溶液： (多元弱酸失去

17、一個質子變成的兩性物質） (多元弱酸失去兩個質子變成的兩性物質） 4.緩沖溶液(能夠抵抗加入少量強酸或強堿或稀釋而能保持溶液pH值基本不變的溶液) 組成：弱電解質的共軛酸堿對原理：同時存在抗酸組分和抗堿組分由Ca mol/L HB 和Cb mol/L B- 構成的緩沖溶液 由Cb mol/L 弱堿和Ca mol/L 共軛酸 構成的緩沖溶液影響緩沖溶液緩沖能力的因素：共軛酸堿對的總濃度、共軛酸堿對的濃度比總濃度一定時，濃度比等于1時，緩沖能力最強此時對應的pH范圍稱為緩沖溶液的緩沖范圍：緩沖溶液的選擇:那么配制一定pH值的緩沖溶液時，為了使共軛酸堿對的濃度比接近于1，所以要選擇pKa接近pH值的

18、緩沖溶液（p167 例子6-17,6-18）滴定分析概述定量分析的任務：定性分析、定量分析、結構分析定量分析方法的分類 ：重點掌握按測定原理、組分在試樣中的相對含量分類按測定原理分類：化學分析法(主要有重量分析法和滴定分析法)、儀器分析法按組分在試樣中的相對含量分類：常量組分分析(1%)；微量組分分析(0.01%1%)；痕量組分分析(0.01%) l 定量分析的一般程序：采樣 前處理 測定 ( 消除干擾 ) 數據處理l 滴定分析的方法和滴定方式標準溶液、化學計量點(sp)、滴定終點(ep)、終點誤差(計量點和滴定終點不相吻合而造成的分析誤差)滴定分析的方法: 酸堿滴定法、沉淀滴定法、氧化還原滴

19、定法、配位滴定法滴定分析對滴定反應的要求：反應必須定量進行、反應必須速進行、有簡便可靠的確定終點的方法滴定方式：直接滴定法、返滴定法、間接滴定法、置換滴定法標準溶液的配置：直接配制法、標定法滴定分析結果的計算：物質的量的比等于反應式中系數比l 酸堿滴定法1.指示劑變色原理、變色范圍示劑的理論變色點變色范圍：注意：人眼對不同顏色的敏感程度不同所以理論變色范圍與實際變色范圍有一定差別l 酸堿滴定曲線強酸（強堿）的滴定：化學計量時產物為H2O,則pH=7.00弱酸的滴定：化學計量時產物為該弱酸的共軛堿，,則pH>7.00弱堿的滴定：化學計量時產物為該弱堿的共軛酸，,則pH<7.00多元弱

20、酸(堿)：會判斷有幾個滴定突躍，化學計量點時生成什么物質酸堿滴定突躍：化學計量點前后±0.1%范圍內pH值的急劇變化指示劑選擇原則： (1)指示劑的變色范圍全部 或部分處于滴定突躍范圍之內。 (2)變色點與化學計量點盡量接近指示劑在滴定突躍范圍內變色，則滴定的相對誤差小于±0.1%弱酸弱堿滴定突躍的影響因素：濃度、解離常數濃度越大、解離常數越大，滴定突躍范圍越寬弱酸(堿)準確滴定的條件：( )對多元弱酸滴定：(1)判斷能否準確滴定，根據：； (2)判斷能否準確分步滴定，根據：若條件(2)成立，相鄰兩步解離相互不影響，則滴定時分別與NaOH中和反應，即可以分別滴定 例：滴定下

21、列多元弱酸或弱堿溶液時，有幾個滴定突躍1. 0.1mol/LH2C2O4 1個 化學計量點時生成Na2C2O42. 0.1mol/LNa2CO3 1個 化學計量點時生成Na2SO4和H3BO33. 0.1mol/LH2S 1個 化學計量點時生成NaHSl 酸堿標準溶液配制與標定鹽酸標準溶液：基準物質：無水碳酸鈉和硼砂（Na2B4O7·10H2O） 氫氧化鈉標準溶液：基準物質有草酸、鄰苯二甲酸氫鉀l 雙指示劑法（酚酞、甲基橙）滴定混合堿(能根據V1和V2的大小關系判斷混合堿的組成，并計算各成分的百分含量)混合堿的組成：純Na2CO3、Na2CO3 + NaOH、Na2CO3 + NaH

22、CO3(1)酚酞變色(pH=9.1) 時發生的反應： (2)甲基橙變色時(pH=3.8)發生的反應：NaHCO3+HClNaCl+H2CO3,用去HCl的體積為 V2V1= V2 組成為Na2CO3；V1> V2 組成為NaOH + Na2CO3；V1 < V2組成為Na2CO3 + NaHCO3（p193，17, 20題）第七章 沉淀溶解平衡及在分析化學中的應用l 溶度積常數KqSP l 溶度積和溶解度的相互換算（純水中）初： 0 0平衡： nS mS對同類型的難溶電解質，可用溶度積KqSP的大小來比較溶解度S的大小。但不同類型的難溶電解質則不宜直接用溶度積KqSP的大小來比較溶

23、解度S的大小。l 溶度積規則QiKqSP時，溶液為過飽和溶液，沉淀析出;QiKqSP時，溶液為飽和溶液，處于平衡狀態 。QiKqSP時，溶液為未飽和溶液 ，沉淀溶解 。 l 影響難溶電解質溶解度的因素：本性、溫度、同離子效應、鹽效應（注意不在純水中，溶解度的計算p198例7-3，p200 例7-7）l 知道銀量法的對應的名稱和使用的指示劑第八章 氧化還原平衡與氧化還原滴定法l 氧化數、氧化還原電對、電極 、原電池l 離子電子法（半反應法）配平氧化還原反應方程式l 電極電勢的絕對值無法測定解決方法就是使用參比電極標準氫電極規定:標準氫電極的電極電勢為0Vl 標準電極電勢標準電極電勢：電極處于標準態時的電勢 標準電極電勢表示在電極反應條件下，對某物質氧化型得電子或還原型失電子能力的量度電極電勢數值越小還原型的還原能力(失電子傾向)越強電極電勢數值越大氧化型的氧化能力(得電子傾向)越