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无机及分析化学超详细复习知识点(大一,老师整理)第一章化学基本概念和理论1. 物质和化学变化物质：具有质量和体积的实体。
化学变化：物质发生变化，新的物质。
2. 物质的组成和结构元素：由同种原子组成的物质。
原子：物质的基本单位，由原子核和核外电子组成。
3. 化学键和分子间作用力化学键：原子之间通过共享或转移电子而形成的连接。
分子间作用力：分子之间的相互作用力，包括范德华力、氢键等。
4. 化学反应化学反应方程式：表示化学反应过程的方程式。
化学反应速率：单位时间内反应物的浓度变化。
化学平衡：反应物和物浓度不再发生变化的状态。
5. 氧化还原反应氧化：物质失去电子的过程。
还原：物质获得电子的过程。
氧化还原反应：同时发生氧化和还原的反应。
6. 酸碱反应酸：能够释放H+离子的物质。
碱：能够释放OH离子的物质。
中和反应：酸和碱反应盐和水。
7. 溶液溶质：溶解在溶剂中的物质。
溶剂：能够溶解溶质的物质。
溶液的浓度：单位体积或单位质量溶剂中溶解的溶质的量。
8. 化学平衡常数的计算平衡常数：表示化学反应平衡状态的常数。
计算方法：根据反应物和物的浓度计算平衡常数。
9. 氧化还原反应的平衡电极电位：表示氧化还原反应进行方向的电位。
计算方法：根据电极电位计算氧化还原反应的平衡常数。
10. 酸碱反应的平衡pH值：表示溶液酸碱性的指标。
计算方法：根据酸碱的浓度计算pH值。
11. 溶液的酸碱滴定滴定：通过滴加已知浓度的溶液来确定未知溶液的浓度。
计算方法：根据滴定反应的化学方程式和滴定数据计算未知溶液的浓度。
12. 气体定律波义耳定律：在一定温度下，气体的压力与体积成反比。
查理定律：在一定压力下，气体的体积与温度成正比。
阿伏伽德罗定律：在一定温度和压力下，等体积的气体含有相同数量的分子。
13. 气体混合物的计算分压定律：气体混合物中每种气体的分压与该气体在混合物中的摩尔分数成正比。
计算方法：根据分压定律计算气体混合物中每种气体的分压和摩尔分数。
大一无机及分析的知识点在化学学科中，无机及分析化学是大一学生需要学习和掌握的重要知识点。
本文将以系统的方式介绍大一无机及分析化学的主要知识点，包括无机化学的基础概念、元素周期表、化学键与分子结构、配位化合物、酸碱理论、氧化还原反应、离子反应等内容。
通过学习这些知识点，学生们能够建立起对无机及分析化学的基本理论框架，为后续的学习打下坚实的基础。
一、无机化学基础概念无机化学是研究无机化合物的合成、性质和变化规律的学科，它主要关注的是不含碳-碳键的化合物。
无机化学中的核心概念包括物质的元素组成、化学式、化学方程式、化学键、离子等。
通过掌握这些基础概念，可以对不同种类的无机化合物进行准确的描述和分析。
二、元素周期表元素周期表是无机化学的重要工具，它按照元素的原子序数和化学性质将所有的元素进行了分类和排列。
学习元素周期表可以帮助我们了解元素的周期性变化规律，包括原子半径、电离能、电负性和化合价等性质。
元素周期表的学习也重点涉及元素的周期表组、周期、族和原子结构等相关知识。
三、化学键与分子结构化学键是指原子之间通过共享或转移电子所形成的各种化学键。
常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。
了解不同类型的化学键有助于我们理解化合物的稳定性、形状和物理化学性质。
分子结构是指分子中原子的排列方式和空间构型，分子的几何构型对其性质和反应起着决定性的作用。
四、配位化合物配位化合物是指由中心金属离子和周围配体之间通过配位键形成的化合物。
通过学习配位化合物的构成、命名规则和性质，我们可以了解到配位化合物的稳定性、颜色和配位几何构型等重要信息。
常见的配位化合物包括金属络合物和配位聚合物。
五、酸碱理论酸碱理论是无机及分析化学中的重要内容。
传统的酸碱理论包括阿兰尼乌斯酸碱理论和布朗斯特酸碱理论。
阿兰尼乌斯酸碱理论将酸定义为能够供给氢离子的化合物，碱定义为能够接受氢离子的化合物。
布朗斯特酸碱理论将酸定义为能够接受电子对的化合物，碱定义为能够供给电子对的化合物。
无机化学及分析大一知识点无机化学是化学学科的重要分支之一，是研究无机物质的性质、合成方法以及化学反应等方面的科学。
下面将介绍一些大一学习无机化学及分析的知识点。
一、原子结构和周期表原子结构是无机化学研究的基础，大一学习无机化学时首先会接触到原子结构和元素周期表的知识。
原子结构包括质子、中子和电子，并通过原子核、核外电子壳层和电子云等概念来描述。
元素周期表是将各个元素按照原子序数和电子结构的规律排列的表格，用来描述元素的周期性特征。
二、元素化学性质和周期性变化元素化学性质指的是不同元素在化学反应中表现出的特性和行为。
大一学习无机化学会重点学习主要的元素化学性质，如金属和非金属元素的性质差异、氢气的性质、卤素的性质等。
此外，还会学习元素化学性质的周期性变化规律，如原子半径、电离能、电负性等的变化趋势。
三、化学键和分子结构化学键是原子之间的连接，它决定了化学物质的性质和反应性。
大一学习无机化学时会学习不同类型的化学键，如离子键、共价键、金属键等，并学习它们对分子结构和物质性质的影响。
此外，还会学习分子几何结构的描述方法和规律，如VSEPR理论和分子轨道理论。
四、配位化学和配合物配位化学是无机化学的重要分支之一，研究金属离子与配位体形成的配位键以及配合物的性质和反应等。
大一学习无机化学时会了解常见的配位键类型，如配位数、配位键类型等，并学习配合物的命名方法、稳定性等方面的知识。
五、化学反应和平衡化学反应是无机化学研究的核心内容之一，大一学习无机化学时会接触到不同类型的化学反应，如酸碱中和反应、氧化还原反应等。
此外，还会学习化学反应的平衡原理，如化学平衡常数、平衡常数与反应条件的关系等。
六、无机分析方法无机分析是无机化学的重要应用领域，研究样品中无机成分的定性和定量分析。
大一学习无机化学时会接触到一些常见的无机分析方法，如酸碱滴定法、络合滴定法、草酸二钠法等，并学习它们的实验操作和原理。
无机化学及分析是大一学习化学的重要内容，了解这些知识点对于深入理解化学、培养科学思维和实验技能都具有重要意义。
无机及分析化学知识点总结一、无机化学基础知识：1. 原子结构：原子由原子核（质子和中子）和电子构成，原子序数为质子数。
2. 元素周期律：元素按照原子序数排列，并随着原子序数的增加，性质呈现周期性变化。
3. 化学键：化学键是原子间的相互作用，包括离子键、共价键和金属键。
4. 离子反应：离子反应是指由离子生成和离子消失所引起的反应。
5. 酸碱反应：酸和碱在一起所发生的反应。
6. 氧化还原反应：氧化还原反应是指发生电子转移的化学反应，包括氧化反应和还原反应两个方面。
7. 配位化合物：含有配位体（通常为有机物）的化合物，含有金属离子和配体。
与配体的配位方式及其个数决定配位化合物的性质。
8. 晶体结构：晶体是由原子、离子或分子等规则排列而成的有固定空间结构的物质，晶体结构可以分为离子晶体、共价晶体和分子晶体等。
9. 化学分析：化学分析是通过化学方法研究物体的组成、结构、性质以及它们之间的相互作用。
包括定性分析和定量分析。
二、重要无机化合物：1. 氯气：氯气是一种常见的强氧化剂，可用于水处理、漂白等方面。
2. 溴水：溴水是一种含溴的水溶液，常用于消毒、杀菌等方面。
3. 三氧化二砷：三氧化二砷是一种无机化合物，是一种有毒物质，可用于杀虫剂、木材防腐等领域。
4. 硫酸：硫酸是一种强酸，是化工行业中最重要的化学品之一，广泛应用于肥料、矿产、纺织、制药、电镀、石油加工等领域。
5. 硝酸：硝酸是一种强酸，广泛用于肥料、矿产、冶金、石油加工等领域。
6. 碳酸盐：碳酸盐是一种广泛存在于自然界中的化合物，包括方解石、白云石、菱镁矿等，广泛用于建筑材料、玻璃制造等领域。
7. 氧化铁：氧化铁是一种广泛存在于自然界中的化合物，包括血矾石、赤铁矿、磁铁矿等，广泛用于颜料、磨料、电子材料等领域。
8. 二氧化硅：二氧化硅是一种广泛存在于自然界中的化合物，是硅酸盐矿物的主要成分，广泛用于电子材料、建筑材料、化妆品等领域。
三、分析化学基础知识：1. 分析化学基本规律：分析化学基本规律包括质量守恒定律、能量守恒定律、电荷守恒定律和物质守恒定律。
无机及分析化学大一知识点无机及分析化学是化学专业大一学生所需掌握的基础知识之一。
以下是关于无机及分析化学的一些重要知识点。
一、无机化学基础1. 元素周期表：元素周期表是无机化学的基石，包含了所有已知元素的信息。
元素周期表按照原子序数和元素性质进行排列，可帮助我们理解和预测元素的化学本质和反应性质。
2. 化学键：化学键是原子之间的物质连接。
常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
离子键由正负电荷的离子相互吸引形成，共价键则由原子间电子的共享形成。
3. 配位化合物：配位化合物是由一个或多个受体（配体）与中心金属离子形成的化合物。
配位化合物的性质可以通过配体和中心离子的选择进行调节。
4. 酸碱中和反应：酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。
其中，酸质子（H+）的提供者，碱则接受质子。
酸碱中和反应可以通过酸碱指示剂或pH计进行检测。
二、离子的反应1. 溶解度：溶解度是指在一定温度下，物质在溶液中能够溶解的最大量。
离子化合物的溶解度受温度、离子浓度和溶剂性质等因素的影响。
2. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质之间电子的转移过程。
氧化剂接受电子并被还原，而还原剂则失去电子被氧化。
氧化还原反应常用原子氧化态的改变来描述。
3. 盐析反应：盐析反应是指通过加入一个共有离子以降低物质溶解度，使其沉淀出来并分离出溶液中的离子。
盐析反应常用于分离和纯化金属离子。
三、分析化学基础1. 定性分析：定性分析是指确定样品中化学成分的方法。
常用的定性分析方法包括金属离子的火焰试验、阴阳离子的络合反应和沉淀反应等。
2. 定量分析：定量分析是指确定样品中化学成分含量的方法。
常用的定量分析方法包括滴定法、重量法和光谱法等。
3. 光谱分析：光谱分析是利用物质对电磁辐射的吸收、发射或散射的特性来进行分析的方法。
常用的光谱分析方法包括紫外可见光谱、红外光谱和原子吸收光谱等。
四、实验室技术1. 电解质溶液的电导性：电解质溶液的电导性可用于判断其溶质的离子化程度和浓度。
无机及分析化学知识点大一一、知识点概述无机及分析化学是化学学科的两个重要分支，无机化学主要研究非生物有机物质及其性质、合成和反应机理，分析化学则是研究物质的组成、结构和性质以及检测、分离和定量的方法。
在大一的学习中，我们将接触到一些基础的无机及分析化学知识点，下面将对其中几个重要的知识点进行简述。
二、化学元素和化合物1. 元素：化学元素是组成物质的最基本单位，由原子构成。
常见的化学元素包括氢(H)、氧(O)、碳(C)等。
元素根据其原子序数可以分为周期表上的不同元素。
2. 化合物：化合物是由不同元素化学结合而成的物质。
例如水(H2O)是由氢元素和氧元素构成的化合物。
化合物可以通过化学反应分解成元素，也可以通过元素之间的反应合成。
三、离子与离子反应1. 离子：离子是带电的原子或原子团，可以是正离子(阳离子)或负离子(阴离子)。
正离子由失去一个或多个电子而成，负离子由获得一个或多个电子而成。
2. 离子反应：离子反应指参与反应的化学物质中至少有一个物质是以离子形式存在的反应。
离子反应常见的有酸碱反应、氧化还原反应等。
四、酸碱中和反应1. 酸和碱：酸是指能够给出H+离子的化合物，碱是指能够给出OH-离子的化合物。
常见的酸包括盐酸(HCl)、硫酸(H2SO4)，常见的碱包括氢氧化钠(NaOH)、氨水(NH3OH)。
2. 中和反应：酸和碱反应生成盐和水的反应称为中和反应。
中和反应是化学实验中常见的一种反应类型，也是人体内维持酸碱平衡的重要反应。
五、氧化还原反应1. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质中的电子的转移过程，包括氧化和还原两个反应。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
2. 氧化还原反应的基本记法：氧化还原反应可以通过电子的转移来表示。
例如，2Na + Cl2 → 2NaCl，其中Na被氧化成Na+离子，Cl2被还原成2Cl-离子。
六、分析化学基础1. 定性分析：定性分析是确定物质组成和性质的方法。
无机与分析化学复习资料第一部分复习提纲第6章氧化还原平衡和氧化还原滴定法1.氧化还原的基本概念(1)氧化数：氧化数是指元素原子的荷电数。
(2)氧化还原反应：在化学反应中，若反应前后有元素的氧化值发生变化，这样的化学反应称为氧化还原反应。
(3)氧化还原电对：氧化剂与其还原产物、还原剂与其氧化产物组成的电对称为氧化还原电对，简称电对。
2.原电池和电极电势(1)化学反应作为电池反应的原电池符号(2)电极反应(3)标准电极电势3.影响电极电势的因素(1)用Nemst方程计算各种类型电极的电极电势(2)计算氧化型、还原型形成沉淀时电对的电极电势4.电极电势的应用(1)判断原电池的正负极、计算电动势；(2)比较氧化剂、还原剂的相对强弱；(3)判断氧化还原反应的方向；(4)判断氧化还原反应的程度。
5.元素电势图及其应用(1)元素电势图(2)元素电势图的应用1.判断原电池的正负极，计算电动势；2.比较氧化剂和还原剂的相对强弱；3.判断氧化还原反应进行的方向；4.判断氧化还原反应进行的程度；5.设计原电池测量(计算)反应的平衡常数6.氧化还原滴定法(1)条件电极电势定义和测定方法(2)氧化还原滴定曲线滴定分数、对称电对间滴定的计量点电势的计算、影响滴定突跃的因素(3)氧化还原滴定的预处理为什么要预处理以及对预处理剂的要求(4)氧化还原滴定的指示剂三类指示剂、氧化还原指示剂的变色原理(5)高镒酸钾法%1高镒酸钾标准溶液的配制和标定%1用草酸钠标定高镒酸钾标准溶液的反应条件%1高镒酸钾法测铁(6)重铭酸钾法重铭酸钾法测铁(7)碘量法%1直接碘量法和间接碘量法%1碘和硫代硫酸钠标准溶液的配制和标定%1碘和硫代硫酸钠反应的适宜条件%1碘量法测铜(8)氧化还原滴定结果的计算滴定结果的计算、称样量的估算第8章化学键和分子结构1.离子键离子键的强度、晶格能与离子晶体的硬度和熔点、离子的特征、离子半径、离子的电子构型；离子晶体——立方晶系三种典型的离子晶体的结构特征、离子半径与配位数；离子极化一一正离子的极化作用与负离子的变形性、离子极化物质性质的影响2.共价键(1)价键理论价键理论的基本要点、原子轨道的重叠与共价键的特征和类型；共价键的键参数——键能、键长和键角(2)杂化轨道理论一一s、p杂化的三种类型与分子的空间构型、不等性sp3 杂化'(3)分子轨道理论一一分子轨道能级图、电子的排布、键级与分子的稳定性3.分子间力和氢键(1)极性分子和非极性分子、偶极矩、分子的变形性(2)分子间力不同分子间存在哪些作用力、这些作用力的相对大小；分子间力对物质物理性质的影响(3)氢键氢键的形成、氢键的存在情况、氢键对物质物理性质的影响第9章配位平衡和配位滴定法1.配合物的组成(1)中心离子(2)配位体一一单基配体和多基配体、螯合物(3)配位数(4)简单配合物的命名：总原则：配体数目一配体名称一合中心离子名称(氧化数)配体的先后顺序规则：%1先无机配体后有机配体%1在无机配体和有机配体中按负离子一正离子一中性分子的次序命名%1同类配体按配位原子的字母顺序先后命名2.配合物的价键理论(1)中心离子的杂化类型与配离子的空间构型(2)配合物的磁性与内、外轨型配合物3.配位平衡(1)平衡常数的各种表示方法(2)配体的量远大于中心离子的量时配位平衡的计算(3)配位平衡的移动配位平衡与沉淀溶解平衡(计算离子浓度，判断沉淀的生成与溶解)配离子间的移动(计算反应的平衡常数，判断反应方向)配位平衡与氧化还原平衡（计算标准电极电势，判断氧化还原能力的变化）配位平衡与酸碱平衡（计算反应的平衡常数和离子浓度）4.影响金属EDTA配合物稳定性的因素（1）主反应和副反应（2）EDTA的酸效应和酸效应系数（3）金属离子的配位效应（4）条件稳定常数只考虑酸效应的条件稳定常数、同时考虑酸效应和金属离子配位效应的条件稳定常数5.配位滴定曲线（1）滴定突跃及影响滴定突跃的因素（2）准确滴定的条件（3）配位滴定的最低pH值和酸效应曲线6.金属指示剂（1）金属指示剂的作用原理（2）金属指示剂应具备的条件（3）金属指示剂的封闭现象和僵化现象7.配位滴定的方式与应用（1）单组分的测定%1直接滴定法Bi3+, Fe3+, Zn2+, Pb2+, Cu2+, Ca2+, M「+等%1返滴定法A「+的测定%1置换滴定法AP+的测定（2）混合溶液的滴定①用控制的酸度方法消除干扰和用控制酸度的方法进行连续滴定C M .Kgy ,判断依据：7―-10实例：Bi3+（或Fe3+）, Pb2+（或Zn2+, Cu2+,）混合溶液滴定就+ （或Fe‘+）Fe3+, Al3+, Ca2+, Mg?+混合溶液滴定Fe’*、Al3+Bi3+（或Fe3+）＞ Pb2+（或Cu2+）和Zi?+的分别测定。
大一无机及分析化学知识点第一章：无机化学基础知识无机化学是研究无机化合物的组成、结构、性质和化学反应的学科。
它是化学的一个重要分支，对于理解和应用其他化学学科具有重要意义。
1.1 原子结构及元素周期表- 原子结构：原子由原子核和围绕核运动的电子组成。
原子核由质子和中子组成，电子负电荷平衡原子核的正电荷。
- 元素周期表：元素周期表是按照元素的原子序数排列的化学元素分类表。
它将元素按照性质的周期性规律分组，方便研究。
1.2 化学键和离子结构- 化学键：原子通过化学键相互连接，形成化合物。
常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
- 离子结构：离子结构是指由正负离子通过离子键组成的化合物的结构。
正离子是失去电子的金属原子或原子团，负离子是获得电子的非金属原子或原子团。
1.3 配位化学- 配位化学是研究过渡金属离子与配体之间的键合关系及其化合物的性质的学科。
配位化合物由中心金属离子和配体组成，配体通过配位键与中心金属离子结合。
1.4 水溶液中的离子- 水溶液中的离子是指将化合物溶解在水中时形成的离子。
离子在水中可以进行水合反应，影响溶液的性质。
第二章：分析化学基础知识分析化学是研究物质组成和性质的化学分析方法的学科。
它是化学实验的基础，广泛应用于环境监测、药物分析、食品检测等领域。
2.1 定性分析和定量分析- 定性分析：定性分析是确定物质中所含的元素或化合物的成分和性质的方法。
- 定量分析：定量分析是确定物质中某种或若干种成分的含量的方法。
2.2 大气分析- 大气分析是研究大气中气体成分及其浓度的分析方法。
常用的技术包括气相色谱、质谱等。
2.3 水分析- 水分析是研究水中各种成分及其浓度的分析方法。
常用的技术包括滴定法、光谱分析等。
2.4 有机分析- 有机分析是研究有机物成分和结构的分析方法。
常用的技术包括红外光谱、核磁共振等。
第三章：重要的化学实验化学实验是学习无机及分析化学的重要途径，通过实验可以加深对化学原理的理解，培养实验操作技能。
无机及分析化学复习知识点1.无机化学的基本概念和基本名词：无机化学是研究无机化合物的组成、性质、结构和反应规律的学科。
其中，无机化合物是由金属元素和非金属元素组成的，包括无机酸、无机盐和无机氧化物等。
2.元素周期表：元素周期表是化学元素按照原子序数排列的表格，可以按照周期和族进行分类。
周期数代表了元素的电子层数，而族数代表了元素最外层电子的数量和化学性质。
3.化学键的类型：主要有离子键、共价键和金属键。
离子键是由正负电荷的离子吸引力形成的，共价键是由原子间的电子共享形成的，金属键是由金属原子之间的电子云形成的。
4.氢键和范德华力：氢键是一种特殊的非共价键，是由氢原子与较电负的原子（如氮、氧和氟）之间的吸引力形成的。
范德华力是由分子之间的瞬时的偶极-偶极相互作用力和极化-极化相互作用力形成的。
5.配位化学：配位化学是研究配位化合物的组成、结构和性质的学科。
配位化合物是由中心金属离子和一或多个配位体构成的，并通过坐标键相连。
6.配位数和配位体：配位数是指配位化合物中金属离子周围配位体的数目。
配位体是能够通过配位键与金属离子结合的分子或离子。
7.配位键的形成：配位键是由金属离子和配位体之间的坐标键形成的。
金属离子通常用方括号括起来表示，配位体则用化学式或名称表示。
8.配位化合物的结构：配位化合物的结构主要包括配位体的排列方式、金属离子的配位数和配位体之间的几何构型。
常见的几何构型有线性、三角形平面、正方形平面、四面体和八面体等。
9.配位键强度和配位效应：配位键强度是指配位键的拉力，与配位键的长度和配位体的电载密切相关。
配位效应是指不同配位体对同一金属离子形成的配位化合物的影响。
10.分析化学的基本概念和基本名词：分析化学是研究化学物质组成和性质的学科，主要包括定性分析和定量分析两个方面。
定性分析是确定化学物质中包含的元素和化合物的方法，定量分析是确定化学物质中元素和化合物的数量的方法。
11.分析化学的常用方法：如重量法、容量法、色谱法、光谱法、电化学法和质谱法等。
第一章：溶液和胶体1、溶液浓度表示c B，b B等表示及x B，w B。
2、稀溶液的依数性：与溶质的本质无关、只与溶液中单位体积的粒子数目有关的性质。
拉乌尔定律——难挥发、非电解质、稀溶液。
蒸汽压下降：△p = p o·χB，p =p o×χA。
在一定温度下，稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压乘以溶液中溶剂的摩尔分数。
溶液沸点的升高和疑固点下降——△T b = K b×b B△T f＝K f×b B溶液的渗透压（П）——П×V = n B×R×T即П= c B×R×T，应用求分子量。
3、胶体溶液，胶团的结构：AgI溶胶：(KI过量) {（AgI）m · nI-·（n-x）K+}x-·xK+。
第二、三章：化学反应的能量和方向化学反应的速率和限度1、概念：状态函数，热和功（注意规定符号）途径函数。
U = Q + W热力学第一定律，标准态 。
状态函数：用于确定系统状态的物理量称为系统的状态函数。
性质：a.单值性：系统的一个状态对应一组状态函数（状态一定，状态函数一定）。
b. 状态函数的变化只与系统的初始状态和终了状态有关，即与过程有关而与途径无关。
热：系统与环境间因温度差而交换的能量功：除热以外，其他各种形式被传递的能量都称为功。
2、热化学，恒容反应热Q V= ∆U- W = ∆U ，恒压反应热：Q p = H2 -H1 = ∆H，⇒盖斯定律：一化学反应不管是一步完成，还是分几步完成，该反应的热效应相同。
换句话说，也就是反应热效应只与起始状态和终了状态有关，而与变化途径无关。
ΔH表示一类化学反应的热效应。
这类化学反应必须满足以下条件：该化学反应为封闭系统，其经过一个或一系列的变化，该变化过程中必须是非体积功为零，定容或定压。
3、∆ f H m的定义：在标准状态下(100kPa，298K)，由稳定单质生成1摩ν尔的纯物质时的反应热称为该物质的标准摩尔生成焓，∆r H m= ∑B∆f H m(B)(可以用298.15K近似计算)。
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 )∆r H θm 的计算△r H m ：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 θm ：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∆f H θm ：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∆f H θm 计算∆rH θmr m B f m.B BH (298.15K)H (298.15K)θθ∆=ν∆∑，∆rH θm ≈∆rH θm (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：r m B m.B B S (298.15K)S(298.15K)θθ∆=ν∑,∆rS θm ≈∆rS θm (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Δr G θm 的计算(1)利用标准摩尔生成吉布斯函数计算r m B f m.B BG (298.15K)G (298.15K)θθ∆=ν∆∑(只有298.15K 时的Δf G θm,B 数据，该方法只能计算298.15K 时的Δr G θm )(2)任意温度下的Δr G θm 可按吉布斯——亥姆霍兹公式近似计算Δr G θm (T)≈Δr H θm (298.15K)-T Δr S θm (298.15K) (Δr H θm —KJ·mol -1, Δr S θm —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Δr G θm (T)≈Δr H θm (298.15K)-T Δr S θm (298.15K)Δr H θm (298.15K)-T Δr S θm (298.15K)<0 (反应自发)Δr H θm (298.15K)和Δr H θm (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 θ(1) K θ表达式的书写 溶液用相对平衡浓度表示，B c cθ即平衡浓度除以c θ (1 mol ⋅L -1) 气体用相对平衡分压表示，B p p θ即平衡分压除以p θ (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（2）K θ的求算：a 通过表达式求得；b 由θθr m ΔG RTlnK =-求得θθr m ΔG 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θr m ΔG ，就可以求出反应的标准平衡常数K θ。
(2)θr m ΔG 值愈小（越负），则K θ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<K θ Δr G m <0 反应正向自发；当 Q=K θ Δr G m =0 处于平衡状态；当 Q>K θ Δr G m >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3123=⋅K K K θθθ；反应1=反应2-反应3123/=K K K θθθ反应1=m×反应2 12()=m K K θθ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 θ为定值）2.温度对化学平衡的影响(影响K θ)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 ：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 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m s ，电子有两种自旋方向；m s = +1/2或m s = -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 、 m s 四个量子数决定一个电子的运动状态● 能级组1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f 6d7p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： p 6, d 10,f 14 半充满： p 3, d 5, f 7 全空： p 0, d 0, f 0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 51[]34Ar d s ，29Cu 101[]34Ar d s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。
