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轨道(波函数);n、l、m、ms四个量子数决定一个电子的运动定下列多元弱酸或弱碱溶液时,有几个滴定突跃1个化学计量点时生意:人眼对不同颜色的敏感程度不同所以理论变色范围与实际变色范a2b2wa3b1KKKKKKa1b3a2b2a3b1同离子r mr m知识点精编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W p V ) 、内能和热力学第一定律(热力学定律第一定律数学表达式 U = Q + W)H 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 rH m :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fH m:在温度及标准态下, 由参考状态单质生成 1mol 物质的标准摩尔反应焓变即为物 质在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 fH m 计算 rH mH (298.15K)B f Hm.B (298.15K), rH m rH m (298.15K) ;B2.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。(热力学定律第一定律数学表达式U=Q+W)H的计算rHmS0,任意温度下均非自发H0,S0,则号数价电子总数(VIIIA为8或2,B,Bd10不计入1%范围内滴定剂和待测物两个氧化还原电对的电势的急剧变化影响r m B m.B知识点精编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 自发过程; S(孤) =0 平衡状态; S(孤)0 非自发过程判断反应方向的判据是 G(适用条件:恒温恒压只做体积功):G 0 非自发过程; G= 0 平衡状态H、 S 对反应自发性的影响( G = TS)H0,则 G0, S0,任意温度下均非自发H0, S0,则高温下 G0,即高温自发,低温非自发H0,则高温下 G0, 低温下 G0,即高温自发,低温非自发r m 的计算G(1)利用标准摩尔生成吉布斯函数计算r m B f m.B f m,B 数据, 该方法只能G (298.15K) G (298.15K) (只有 298.15K 时的 GB计算 298.15K 时的 r()G)m(2)任意温度下的 r()G m 可按吉布斯亥姆霍兹公式近似计算 r()G m(T) Hr m (298.15K)-T r()S m(298.15K) (rH mKJ m ol-1, r()S mJ m ol-1 K -1注意单位换算) 反应自发进行的温度范围的计算G rm(T) Hr m (298.15K)-T r()S m(298.15K)m (298.15K)-T r()S m(298.15K)0 ( 反应自发) m (298.15K) 和 m (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 K a2HA2-a3A3-3K2KKb3b2b132a1b3w2107.63Ka11013酸碱标准溶液配制与标定盐酸标准溶液定的方向重叠,它和相邻原子的轨道重叠才能达到最大重叠。共价键极电势E标准电极电势:电极处于标准态时的电势标准电极电势表示r m31ccp溶液用相对平衡浓度表示, Bp气体用相对平衡分压表示, B(2)K 的求算: a 通过表达式求得; b 由 G RTlnK 求得r m知识点精编(1) K 表达式的书写即平衡浓度除以 c (1 mol L 1)即平衡分压除以 p(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r mG RTlnK r m(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G ,就可以求出反应的标准平衡常数 K 。(2) G 值愈小(越负),则 K 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 QK r()Gm K r()Gm 0 反应正向非自发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 3K K1 2K ;反应 1=反应 2-反应 3K K / K1 2 3反应 1=m 反应 2 K(K )m2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 K 为定值) 2.温度对化学平衡的影响(影响 K )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)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:在多低温非自发G(1)利用标准摩尔生成吉布斯函数计算G(298子填入(n1)d或(n2)f轨道的元素副族元素的价电子:最外CONa2CO3+NaOH、Na2CO3+NaHCO3(1)知识点精编第五章 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:0 1 2 3 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 EnsEnpEnd(3 )磁量子数 m m=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 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 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 Ar3d5 4s1 ,29Cu Ar3d10 4s1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)(
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