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1、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
2、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、
3、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
4、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,
5、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(
6、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
7、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
8、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
9、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
10、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
11、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
12、：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
13、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)(
