无机及分析化学复习知识点大一要点.docx
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无机及分析化学复习知识点大一要点
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)
∆rHθm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
∆rHθm:
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
∆fHθm:
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。
1.利用∆fHθm计算∆rHθm
,∆rHθm≈∆rHθm(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。
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。
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:
∆S>0;如果气体分子数减少,∆S<0。
标准摩尔反应熵变的计算:
∆rSθm≈∆rSθm(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
●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)
●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。
(p58例3-7)
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
(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。
(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Q
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(p87例4-10)
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
(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(Hund)规则 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。 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,f0 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,29Cu 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 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 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。 ●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π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π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 ●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camol/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) 对于多元弱酸(碱)一般,则可忽
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