個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途無機化學及解析化學總結第一章緒論系統誤差：由固定因素引起的誤差，擁有單向性、重現性、可校正有時誤差：隨機的有時因素引起的誤差，大小正負難以確定，不可校正，無法防備，遵從統計規律<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。正確度:在必然測量精度的條件下解析結果與真值的湊近程度，用誤差衡量精美度(precision>:多次重復測定某一量時所得測量值的失散程度。用誤差衡量正確度與精美度的關系：精美度好是正確度好的前提；精美度好不用然正確度高測定結果的數據辦理(1>對于誤差較大的可疑數據按Q檢驗法進行檢驗，決定其棄取；(2>計算出數據的平均值、平均誤差與標準誤差等；復習p12例題有效數字及其計算規則有效數字:實質能測得的數據，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21.09mL解析天平讀數0.2080g最后一位為可疑值1/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途注意:(1>“0”的作用：有效數字<在數字的中間或后邊）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相同。(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相同。第三章化學熱力學初步基本看法：化學反應進度、系統與環境、狀態與狀態函數(狀態函數的特色>、熱與功(熱與功的符號、體積功的計算>、內能和熱力學第必然律(熱力學定律第必然律數學表達式U=Q+W>b5E2RGbCAPDrHm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DrHm：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DfHm：在溫度Ｔ及標準態下，由參照狀態單質生成1mol物質Ｂ的標準摩爾反應焓變即為物質Ｂ在Ｔ溫度下的標準摩爾生成焓。參照狀態單質的標準生成焓為零。p1EanqFDPw1.利用DfHm計算DrHm2/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途，DrHm≈DrHm(298.15K>；蓋斯定律：在恒容或恒壓同時只做體積功的情況下，任一化學反應，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、終狀態有關而與詳盡路子沒關。依照蓋斯定律若化學反應可以加和，則其反應熱也可以加和。DXDiTa9E3d反應的方向熱力學中，有兩條重要的自然規律控制著全部物質系統的變化方向(1>從過程的能量變化來看，物質系統傾向于獲取最低能量狀態；(2>從系統中質點分布和運動狀態來解析，物質系統傾向于獲取最大凌亂度。RTCrpUDGiT熱力學中，系統的凌亂度用熵來量度的。符號:S對于物理或化學變化而論，幾乎沒有例外:一個致負氣體分子數增加的過程或反應總陪同著熵值增大，即：DS>0；若是氣體分子數減少，DS<0。5PCzVD7HxA標準摩爾反應熵變的計算：,DrSm≈DrSm(298.15K>用熵變判斷反應自覺性的標準是,對于孤立系統:S(孤>>0自覺過程；S(孤>=0平衡狀態；S(孤><0非自覺過程jLBHrnAILg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自覺過程；G>0非自覺過程；G=0平衡狀態3/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途H、S對反應自覺性的影響<G=H-TS）H<0,S>0,則G<0,任意溫度下均自覺H>0,S<0,則G>0,任意溫度下均非自覺H>0,S>0,則高溫下G<0,低溫下G>0，即高溫自覺，低溫非自覺H<0,S>0,則高溫下G>0,低溫下G<0，即高溫自覺，低溫非自覺rGm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fGm,B數據，該方法只能計算298.15K時的rGm>(2>任意溫度下的rGm可按吉布斯——亥姆霍茲公式近似計算rGm(T>≈ΔrHm(298.15K>-TrSm(298.15K>(rHm—KJ·mol-1,rSm—J·mol-1·K-1注意單位換算>xHAQX74J0X反應自覺進行的溫度范圍的計算rGm(T>≈ΔrHm(298.15K>-TrSm(298.15K>rHm(298.15K>-TrSm(298.15K><0(反應自覺>rHm(298.15K>和rHm(298.15K>可以經過熱力學數據算出，從而可求出自覺進行的溫度范圍。<p58例3-7）LDAYtRyKfE第四章化學反應速率和化學平衡化學反應速率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4/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途化學反應速率理論<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講解濃度、溫度、催化劑對反應速率的影響）質量作用定律<只適用于基元反應）、速率方程、反應級數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）標準平衡常數Kθ(1>Kθ表達式的書寫溶液用相對平衡濃度表示，即平衡濃度除以cθ(1mol×L-1>氣體用相對平衡分壓表示，即平衡分壓除以pθ(100kPa>,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Zzz6ZB2Ltk<2）Kθ的求算：a經過表達式求得；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Kθ。dvzfvkwMI1(2>值愈小<越負），則Kθ值愈大，反應達到平衡時進行得愈完好。5/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途非標態下化學反應方向的判據為：當Q<KθrGm<0反應正向自發；當Q=KθrGm=0處于平衡狀態；當Q>KθrGm>0反應正向非自覺rqyn14ZNXI多重平衡規則若干反應方程式相加<減）所獲取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化學平衡的搬動(呂.查德里原理>濃度(分壓>、總壓力對化學平衡的影響<此時溫度不變，所以Kθ為定值）溫度對化學平衡的影響(影響Kθ>高升溫度，平衡向吸熱反應方向搬動，降低溫度，平衡向放熱反應方向搬動，有關化學平衡的計算寫出反應方程式；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>→獲取方程5.求解方程解出未知數<p87例4-10）EmxvxOtOco第五章四個量子數的取值及物理意義6/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途<1）主量子數n:取值:1,2,3,n等正整數。描述原子中電子(出現概率最大地域>離核的遠近，n越大，電子(出現概率最大地域>離核的距離越遠，能量越高，同時n決定電子層SixE2yXPq5<2）角量子數l：0123n-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<End6ewMyirQFL<3）磁量子數mm=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不相同的軌道叫等價軌道(簡并軌道><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-、ˉ符號表示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能級組1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p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<不簡單理解）：當電子在n,l相同的數個等價軌道上分布時，每個電子盡可能據有磁量子數不相同的軌道且自旋平行。kavU42VRUs7/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途洪德規則的補充：簡并軌道全充滿、半充滿或全空的狀態比較穩定，全充滿：p6,d10,f14半充滿：p3,d5,f7全空：p0,d0,f0y6v3ALoS89能級交叉時(4s3d，5s4d，6s4f5d，7s5f6d>，可以s軌道未填滿，而讓簡并軌道半滿，全滿，這時能量更低更牢固，如24Cr，29CuM2ub6vSTnP電子層結構與元素周期律<經過電子排布式能知道元素在周期表中的地址，反之亦然）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>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加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>: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>IA~VIIIA(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,ⅠB,IIB，其中VIIIB元素有3列族號數＝價電子總數8/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途(VIIIA為8或2,ⅠB,ⅡBd10不計入,Ⅷ8～10）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軌道填滿的元素f區：最后一個電子填入f軌道的元素元素基本性質的周期性掌握主族元素原子半徑、電離勢、電負性的遞變規律離子鍵離子鍵——當爽朗金屬原子和爽朗非金屬元素原子互相湊近時，前者失去電子形成正離子，后者獲取電子形成負離子。正、負離子經過靜電互相作用結合成離子型化合物0YujCfmUCw離子鍵的實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左右離子鍵的特色：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9/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途共價鍵的實質：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地域的吸引，系統能量降低，形成牢固的共價鍵eUts8ZQVRd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。對稱性般配原理：原子軌道的重疊必定發生在角度分布圖中正負號相同的軌道之間共價鍵的特色飽和性——電子配對后不再與第三個電子成鍵方向性——共價鍵擁有方向性的原因是由于原子軌道(p,d,f>有必然的方向性，所以必定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。sQsAEJkW5T共價鍵的種類σ鍵:原子軌道沿鍵軸方向“頭碰頭”式重疊。π鍵:原子軌道沿鍵軸方向“肩并肩”式重疊σ鍵與p鍵的鑒別共價單鍵為σ鍵；共價雙鍵<及三鍵）中：有一個σ鍵，其他為p鍵。σ鍵，重疊程度大，較牢固；π鍵，重疊程度小，較爽朗。第六章酸堿平衡與酸堿滴定法10/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途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達。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Kw同離子效應、鹽效應各種溶液pH值的計算一元弱酸(堿>濃度為camol/L的HA溶液一元弱堿完好相同，可是把H+換成OH-,換成多元弱酸<堿）11/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途對于多元弱酸<堿）一般，則可忽略第二級及其今后的解離，多元弱酸可近似當作一元弱酸辦理，多元弱堿也可以同樣處理。GMsIasNXkA兩性物質NaHCO3溶液；NaH2PO4溶液：Na2HPO4溶液：(多元弱酸失去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）緩沖溶液(可以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Camol/LHB和Cbmol/LB-組成的緩沖溶液Cbmol/L弱堿和Camol/L共軛酸組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準時，濃度比等于1時，緩沖能力最強12/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途此時對應的pH范圍稱為緩沖溶液的緩沖范圍：緩沖溶液的選擇:那么配制必然pH值的緩沖溶液時，為了使共軛酸堿對的濃度比湊近1，所以要選擇pKaθ湊近pH值的緩沖溶液<p167例子6-17,6-18）TIrRGchYzg滴定解析歸納定量解析的任務：定性解析、定量解析、結構解析定量解析方法的分類：要點掌握按測定原理、組分在試樣中的相對含量分類按測定原理分類：化學解析法(主要有重量解析法和滴定解析法>、儀器解析法按組分在試樣中的相對含量分類：常量組分解析(＞1%>；微量組分解析(0.01%～1%>；痕量組分解析(＜0.01%>定量解析的一般程序：采樣→前辦理→測定(除掉攪亂>→數據辦理滴定解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切合而造成的解析誤差>滴定解析的方法:酸堿滴定法、積淀滴定法、氧化還原滴定法、配位滴定法13/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途滴定解析對滴定反應的要求：反應必定定量進行、反應必定速進行、有簡略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、標定法滴定解析結果的計算：物質的量的比等于反應式中系數比酸堿滴定法指示劑變色原理、變色范圍示劑的理論變色點變色范圍：注意：人眼對不相同顏色的敏感程度不相同所以理論變色范圍與實質變色范圍有必然差別酸堿滴定曲線強酸<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值的急巨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湊近14/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途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>正確滴定的條件：(>對多元弱酸滴定：(1>判斷能否正確滴定，依照：；(2>判斷能否正確分步滴定，依照：若條件(2>成立，相鄰兩步解離互相不影響，則滴準時分別與NaOH中和反應，即可以分別滴定例：滴定以下多元弱酸或弱堿溶液時，有幾個滴定突躍0.1mol/LH2C2O4個化學計量點時生成Na2C2O40.1mol/LNa2CO3個化學計量點時生成Na2SO4和H3BO30.1mol/LH2S個化學計量點時生成NaHS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、鄰苯二甲酸氫鉀雙指示劑法<酚酞、甲基橙）滴定混雜堿(能依照V1和V2的大小關系判斷混雜堿的組成，并計算各成分的百分含量>7EqZcWLZNX混雜堿的組成：純Na2CO3、Na2CO3+NaOH、Na2CO3+NaHCO315/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途(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+HCl→NaCl+H2CO3,用去HCl的體積為V2lzq7IGf02EV1=V2組成為Na2CO3；V1>V2組成為NaOH+Na2CO3；V1<V2組成為Na2CO3+NaHCO3<p193，17,20題）zvpgeqJ1hk第七章積淀溶解平衡及在解析化學中的應用溶度積常數KSP溶度積和溶解度的互相換算<純水中）初：00平衡：nSmS對同種類的難溶電解質，可用溶度積KSP的大小來比較溶解度S的大小。但不相同種類的難溶電解質則不宜直接用溶度積KSP的大小來比較溶解度S的大小。NrpoJac3v1溶度積規則Qi＞KSP時，溶液為過飽和溶液，積淀析出。Qi＝KSP時，溶液為飽和溶液，處于平衡狀態。Qi＜KSP時，溶液為未飽和溶液，積淀溶解。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）1nowfTG4KI16/19個人收集整理資料，僅供交流學習，勿作商業用途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氧化數、氧化還原電對、電極、原電池離子—電子法<半反應法）配平氧化還原反應方程式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0V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>越強影響電極電勢的因素：組成電極的氧化還原電對的性質、溶液的濃度、系統的溫度對于一個特定的電極，標準狀態時，其組成、濃度(分壓>、溫