篇一：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21.09 mL分析天平读数 0.2080 g 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ΔU = Q + W)
?rH?m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?fH?m计算?rH?m
??rH?
m(298.15K)???B?fHm.B(298.15K)，
B?rH?m≈?rH?m (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：?rS?
m(298.15K)???BSm.B(298.15K),
B
?rS?m≈?rS?m (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
ΔrG?m的计算
(1)利用标准摩尔生成吉布斯函数计算
??rG?(298.15K)???G?mBfm.B(298.15K)(只有
B298.15K时的ΔfG?m,B 数
据，该方法只能计算298.15K时的ΔrG?m)
(2)任意温度下的ΔrG?m可按吉布斯——亥姆霍兹公式近似计算
ΔrG?m(T)≈ΔrH?m (298.15K)-TΔrS?m(298.15K) (ΔrH?m—KJ·mol-1, ΔrS?m—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
ΔrG?m(T)≈ΔrH?m (298.15K)-TΔrS?m(298.15K)
ΔrH?m (298.15K)-TΔrS?m(298.15K)<0 (反应自发)
ΔrH?m (298.15K)和ΔrH?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 Kθ
(1) Kθ表达式的书写 溶液用相对平衡浓度表示，c
?B即平衡浓度除以cθ (1 mol?L?1) c
θ气体用相对平衡分压表示，pB即平衡分压除以p (100 kPa),?p
篇二：无机及分析化学复习 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21.09 mL分析天平读数 0.2080 g 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W??p??V)、内能和热力学第一定律(热力学定律第一定律表达
式ΔU = Q + W)
?rH?m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?fH?m计算?rH?m
????rH?
m(298.15K)???B?fHm.B(298.15K)， ?rHm≈?rHm (298.15K)；
B
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：?rSm(298.15K)???S
B?Bm.B(298.15K),
?rS?m≈?rS?m (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
ΔrG?m的计算：
(1)利用标准摩尔生成吉布斯函数计算
??rG?(298.15K)???G?Bfm.B(298.15K)(只有298.15K时的ΔfG?m,B 数据，该方法只能m
B
计算298.15K时的ΔrG?m)
(2)任意温度下的ΔrG?m可按吉布斯——亥姆霍兹公式近似计算
ΔrG?m(T)≈ΔrH?m (298.15K)-TΔrS?m(298.15K) (ΔrH?m—KJ·mol-1, ΔrS?m—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
ΔrG?m(T)≈ΔrH?m (298.15K)-TΔrS?m(298.15K)
ΔrH?m (298.15K)-TΔrS?m(298.15K)<0 (反应自发)
ΔrH?m (298.15K)和ΔrH?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）
θ? 标准平衡常数 K
(1) Kθ表达式的书写 溶液用相对平衡浓度表示，cB即平衡浓度除以cθ (1 mol?L?1) ?c
气体用相对平衡分压表示，pBθ即平衡分压除以p (100 kPa),标准平衡常数是量纲为1的量。?p
复相反应中，固体、纯液体和溶剂不写入式中，即用“1”表示
θθθ（2）Kθ的求算：a通过表达式求得；b由ΔrGθm??RTlnK求得ΔrGm??RTlnK
(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
θΔrGθm，就可以求出反应的标准平衡常数K。
(2) ΔrGθ，则Kθ值愈大，反应达到平衡时进行得愈完全。 m值愈小（越负）
非标态下化学反应方向的判据为：当 Q<Kθ ΔrGm <0 反应正向自发；当 Q=Kθ ΔrGm=0 处于平衡状态；当 Q>KθΔrGm >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3K1 ?K?
2?K?
3；反应1=反应2-反应3K1?K2/K3
??m反应1=m×反应2K1?(K2)
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）
2.
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<Enp<End…
（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 [Ar]3d54s1，29Cu [Ar]3d104s1
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,ⅡB d10不计入,Ⅷ 8～10）
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?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?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K?w
??? KaKaK13--2- AHAHAH3A2? KKb3b1b2??
a1b3 K K
??????-2-???HA2--A3- Ka H2A KaH3A-H2A- Ka-HA2?Kb2?Kw1?Kb3?Kw3?Kb1?Kw 酸碱酸碱酸碱??Ka2 Kb2??Ka3 Kb1? 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ca mol/L 的 HA溶液
HA?H? ? A?
初 ca 00
平ca-[H?] [H?] [H?] [H?][Ac?][H?]2Ka??[HAc]ca?[H?]??若??5%，ca/Ka?400,则ca?[H?]?ca
[H?][Ac?][H?]2[H?
]2Ka????[HAc]ca?[H]ca?[H+
篇三：大学无机及分析化学试卷
南
京 农 业 大 学 试 题 纸
2007－2008 学年 第一学期课程类型：必修√、选修 卷 类：A、B√
《大一无机及分析化学》
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