無機化學及分析化學總結

1、無機化學及分析化學總結第一章 緒論 系統(tǒng)誤差：由固定因素引起的誤差，具有單向性、重現(xiàn)性、可校正 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(tǒng)計規(guī)律（1）絕對值相同的正負誤差出現(xiàn)的概率相等（2）大誤差出現(xiàn)的概率小，小誤差出現(xiàn)的概率大。 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 精密度):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 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 測定結果的數(shù)據(jù)處理(1)對于偏差較大的可疑數(shù)據(jù)按Q檢驗法進行檢驗，決定其取舍；(2) 計算出數(shù)據(jù)的平均值、平均偏差與標準偏差

2、等；復習p12例題 有效數(shù)字及其計算規(guī)則有效數(shù)字:實際能測得的數(shù)據(jù)，其最后一位是可疑的。對于可疑數(shù)字一般認為有1的誤差例：滴定管讀數(shù) 21.09 mL 分析天平讀數(shù)0.2080 g最后一位為可疑值注意: (1) “0”的作用：有效數(shù)字（在數(shù)字的中間或后面）定位作用（在數(shù)字的前面）(2)對數(shù)值(pH、pOH、pM、pK等)有效數(shù)字的位數(shù)取決于小數(shù)部分的位數(shù)。計算規(guī)則：(1) 加減法:計算結果小數(shù)點后的位數(shù)與小數(shù)點后位數(shù)最少的數(shù)據(jù)一樣。(2)乘除法（乘方、開方、對數(shù)）計算結果的有效位數(shù)與有效位數(shù)最少的數(shù)據(jù)一樣。第三章化學熱力學初步 基本概念：化學反應進度、體系與環(huán)境、狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)(狀態(tài)函數(shù)的特征

3、)、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(shù)學表達式U = Q + W)(p43例3-1) rHm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rHm：化學反應中，任何物質均處于標準狀態(tài)下，該反應的摩爾反應焓變fHm：在溫度及標準態(tài)下，由參考狀態(tài)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(tài)單質的標準生成焓為零。1.利用fHm計算rHm，rHmrHm (298.15K)；2.蓋斯定律：在恒容或恒壓同時只做體積功的情況下，任一化學反應，不論是一步完成，還是分幾步完成，其化學反應的熱效應總是相同

4、的，即化學反應熱效應只與始、終狀態(tài)有關而與具體途徑無關。根據(jù)蓋斯定律若化學反應可以加和，則其反應熱也可以加和。P61 6題 反應的方向熱力學中，有兩條重要的自然規(guī)律控制著所有物質系統(tǒng)的變化方向(1)從過程的能量變化來看，物質系統(tǒng)傾向于取得最低能量狀態(tài)；(2)從系統(tǒng)中質點分布和運動狀態(tài)來分析，物質系統(tǒng)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(shù)增加的過程或反應總伴隨著熵值增大，即：S 0；如果氣體分子數(shù)減少，S 0 自發(fā)過程；S(孤) =0 平衡狀態(tài)；S(孤)0 非自發(fā)過程 判斷反應方向的判據(jù)是G(適用條件：恒溫恒壓只

5、做體積功)：G 0非自發(fā)過程；G = 0平衡狀態(tài) H、S對反應自發(fā)性的影響（G =H- TS）H0,則G0, S0,任意溫度下均非自發(fā)H0, S0,則高溫下G0，即高溫自發(fā)，低溫非自發(fā)H0,則高溫下G0, 低溫下G0，即高溫自發(fā)，低溫非自發(fā) rGm的計算(1)利用標準摩爾生成吉布斯函數(shù)計算(只有298.15K時的fGm,B 數(shù)據(jù)，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)rHm (298.15K)-TrSm(298.15K) (rHmKJmol-1, rSmJmol-1K-1注意單位換算) 反應自發(fā)進行的溫度范圍的計算rGm(T)

6、rHm (298.15K)-TrSm(298.15K) rHm (298.15K)-TrSm(298.15K)0 (反應自發(fā))rHm (298.15K)和rHm (298.15K)可以通過熱力學數(shù)據(jù)算出，從而可求出自發(fā)進行的溫度范圍。（p58例3-7，p60，14）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 化學反應速率理論（碰撞理論、過渡狀態(tài)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） 質量作用定律（只適用于基元反應）、速率方程、反應級數(shù) 影響反應速率的因素（1）內因：反應的活化能大?。唬?）

7、外因：濃度、溫度、催化劑（不要求計算） 標準平衡常數(shù)K(1) K表達式的書寫（p90 10題）溶液用相對平衡濃度表示，即平衡濃度除以c (1 molL1)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(shù)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(lián)系起來，只要知道了某溫度下反應的標準摩爾吉布斯函數(shù)變，就可以求出反應的標準平衡常數(shù)K。(2)值愈?。ㄔ截摚?，則K值愈大，反應達到平衡時進行得愈完全。 非標態(tài)下化學反應方向的判據(jù)為：當 QK rGmK rGm0 反應正向非自發(fā) 多

8、重平衡規(guī)則（p91 13題）若干反應方程式相加（減）所得到的反應的平衡常數(shù)為這些反應的平衡常數(shù)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(shù)表示出各物質的平衡濃度(分壓)4.表示出平衡常數(shù)(標準平衡常數(shù)或實驗平衡常數(shù)) 得到方程5.求解方程解出未知數(shù)（p87例4-10，p91，

9、18）第五章物質結構基礎 微觀粒子運動的特征是波粒二象性，具體體現(xiàn)為量子化(能量不連續(xù))和統(tǒng)計性(一個電子的一次運動沒有規(guī)律，多次運動才有規(guī)律，在某些空間出現(xiàn)的概率大，某些空間出現(xiàn)的概率小) 微觀粒子質量小，運動速度大，如電子在原子核為10-10m的范圍內以106108m/s的速度運動（沒有固定的軌跡，不服從牛頓定律）微觀粒子的位置與動量不能同時準確測定 微觀粒子運動的統(tǒng)計性單個電子的位置和動量不能同時準確測定，但是一個電子的多次運動，或大量電子的運動是有規(guī)律的。即電子在原子核外任何空間都能出現(xiàn)，只是在某些空間范圍出現(xiàn)的概率大，某些空間范圍出現(xiàn)的概率小 波函數(shù)（1）波函數(shù)(r, , )和其對應

10、的能量E代表了核外電子的一種運動狀態(tài),所以波函數(shù)又稱為原子軌道(函)，原子軌道不再是經典力學中描述的某種確定的幾何軌跡。(2)波函數(shù)(r, , )沒有明確的物理意義，只是電子的運動狀態(tài)滿足波函數(shù)的函數(shù)式。|2表示空間某處體積內電子出現(xiàn)的概率(即概率密度) 原子軌道(波函數(shù))的角度分布圖將波函數(shù)角度部分 ( , )隨，的變化作圖，即得波函數(shù)的角度分布圖,即原子軌道的角度分布圖。作圖方法是：從原點（原子核）引出不同( , )的直線，直線的長度為Y ，將所有直線的端點連接起來，在空間則形成一個封閉的曲面，并給曲面標上Y值的正、負號。則曲面上任意一點到原點的距離就是此時（ , )對應的 ( , )函數(shù)

11、值的絕對值（1）s原子軌道的角度分布圖球面形，即S軌道角度部分函數(shù)值在在r一定時，每個方向上取值相同（2）p原子軌道的角度分布圖雙球面形，d原子軌道的角度分布圖四橄欖形即p、d、f原子軌道角度部分函數(shù)值在r一定時，在各個方向上有大小、正負不同的分布 電子云的角度分布圖電子云角度分布圖是波函數(shù)角度部分函數(shù)Y( , )的平方|Y|2隨、角度變化的圖形作圖方法與波函數(shù)角度分布圖一樣，只是線段的長度為|Y|2與原子軌道角度分布圖的區(qū)別在于：(1)原子軌道角度分布圖中Y有正、負之分，而電子云角度分布圖中Y 2全為正(2)由于Y 1，Y 2|Y|，電子云角度分布圖要比原子軌道角度分布圖稍“瘦”些。|2表示

12、電子在核外空間某處出現(xiàn)的概率密度，則|Y|2表示r一定時電子在核外空間某方向上出現(xiàn)的概率(密度)(方向一定，體積為單位體積）s軌道上電子在離核的距離一定時，在每個方向上出現(xiàn)的概率相同p，d，f軌道上電子在離核的距離一定時，在不同方向上出現(xiàn)的概率有一定大小分布，某些方向上（對稱軸）出現(xiàn)的概率最大。 電子云的徑向分布圖|R|2表示方向( , )一定時電子,電子離核遠近不同時出現(xiàn)的概率密度，離核越遠，電子出現(xiàn)的體積空間越大，則概率=概率密度 體積；即概率=R2(r)4r2 R2(r) r2對r作圖即可得電子云徑向分布圖，電子云的徑向分布圖反映電子在核外空間出現(xiàn)的概率離核遠近的變化(1)當l相同時,n

13、越大,主峰(具有最大值的吸收峰)距核越遠,即電子出現(xiàn)的最大概率區(qū)域離核的距離越遠(2) 當n 相同時,l不同時,主峰離核的距離相近,即電子出現(xiàn)的最大概率區(qū)域離核的距離相近。電子（最大概率區(qū)域）分層分布 四個量子數(shù)的取值及物理意義（1）主量子數(shù)n:取值:1,2,3,n等正整數(shù)。描述原子中電子(出現(xiàn)概率最大區(qū)域)離核的遠近，n越大，電子(出現(xiàn)概率最大區(qū)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(shù)l：0 1 2 3 n-1物理意義1：決定波函數(shù)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(shù)n一起決定電子的能量n相同，l越大能級越高 EnsEnpEnd（3）磁量

14、子數(shù)m m=0,1,2, l物理意義：波函數(shù)和電子云角度分布圖在空間的伸展方向，即取向數(shù)目n,l相同，m不同的軌道叫等價軌道(簡并軌道)（4）自旋量子數(shù)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 n、l、m三個量子數(shù)決定一個原子軌道(波函數(shù))；n、l、m、 ms四個量子數(shù)決定一個電子的運動狀態(tài) 能級組1s2s 2p3s 3p4s 3d 4p5s 4d 5p6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p(一定記住能級組) 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(guī)則注意洪特規(guī)則（不容易理解）：當電子在n, l相同的數(shù)個等價軌道上分

15、布時，每個電子盡可能占據(jù)磁量子數(shù)不同的軌道且自旋平行。洪德規(guī)則的補充：簡并軌道全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)比較穩(wěn)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d軌道及f軌道半滿，全滿，這時能量更低更穩(wěn)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(shù)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(shù)=原子所在的周期數(shù)(鈀Pd除外)2.價電子構型與元素周期表

16、中族的劃分(列)價電子：原子發(fā)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):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(n1)d或(n2)f 軌道的元素副族元素的價電子：最外層s電子,及(n1)d電子(甚至(n2)f電子)IIIB VIIIB, B ,IIB ，其中VIIIB元素有3列族號數(shù)價電子總數(shù)(VIIIA為8或2,B,B d10不計入, 810）3.價電子構型與元素的分區(qū)s 區(qū)：最后一個電子填入s軌道的元素p 區(qū)：最后一個電子填入p軌道的元素d 區(qū)

17、：最后一個電子填入d軌道且d軌道未滿的元素ds 區(qū)：最后一個電子填入d軌道且d軌道填滿的元素f 區(qū)：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(guī)律 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1.7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(fā)生重疊，兩核

18、間電子出現(xiàn)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(qū)域的吸引，系統(tǒng)能量降低，形成穩(wěn)定的共價鍵價鍵理論要點：l 成鍵原子的未成對電子自旋相反；l 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。l 對稱性匹配原理：原子軌道的重疊必須發(fā)生在角度分布圖中正負號相同的軌道之間 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。 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 鍵與鍵的識別共價單鍵為鍵；共價雙鍵（及三鍵）中：有一個鍵，其余為鍵。鍵，重疊程度大，較穩(wěn)定；鍵，重疊程度小，較活潑。 雜化軌道理論雜化軌道理論的要點(1)同一原子中若干不同類型、能量相近的原子軌道混合起來，重新組成數(shù)目相同、能量完全相同、空間取向不同的新軌道雜化軌道(2)雜化軌道(一頭大，一頭小)在某些方向上的角度分布更集中，因而雜化軌道比未雜化的原子軌道成鍵能力強注意只有在形成分子的過程中，中心原子的能量相近的原子軌道才能進行雜化雜化形式中心原子的孤電子對分子空間構型示例鍵角sp