无机化学期末复习必考知识点归纳.ppt

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1、期末复习,2010.6.18.,一、酸碱质子理论,酸溶液中凡能给出质子的物质碱溶液中凡能接受质子的物质,特点：具有共轭性、相对性、广泛性、没有盐的概念,第六章,酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应,NH3H2O NH4+OH-pH HCl NH4Cl NaCl NaOH H2O,变大,变小,变小,变小,变小,变大,变小,变大,变大,变大,平衡浓度,c(1-),c,c,当 5%时,Ka=c2,稀释定律,6-4,弱酸弱碱溶液pH值的计算,一元弱酸弱碱c/K 500时,HA:,B:,两性物质,6-5,多元弱酸 Ka1 Ka2 Ka3，c(H+)主要决定于第一步电离，c(H+)计算同于一元

2、弱酸:,多元弱酸（碱）,c/Ka1 500时,在二元弱酸中，Ka1 Ka2,忽略第二步电离，其酸根浓度近似等于Ka2。,6-5,缓冲溶液的pH值主要决定于酸（碱）的pKa（pKb），其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在一定范围内改变c(酸)/c(碱)，调节缓冲溶液的pH值。,缓冲溶液的缓冲原理、pH值,6-8、9,c HIn/c In-10 pHpKHIn-1 呈酸色c HIn/c In-0.1 pHpKHIn+1 呈碱色当c HIn=c In-时，pH=pKHIn变色点 变色范围为pKHIn1，2个pH单位,酸碱指示剂的变色原理、变色点、变色范围,酸碱滴定,滴定曲线：溶液

3、pH 随中和百分数（T%）变化的曲线。指示剂的选择原则：指示剂的变色范围应全部或部分落在滴定突 跃的范围内。准确滴定的判据：C Ka10-8 多元酸多元碱和混合酸碱的滴定，能分步滴定的条件：,cAKA/cBKB 104 cAKA 10-8,6-11,影响滴定突跃的因素，化学计量点pH值及突跃范围的计算，指示剂的选择,影响滴定突跃的因素:溶液越浓，突越范围越大；Ka值越大，突跃范围越大。化学计量点pH值 的计算突跃范围的计算：滴定终点 0.1%指示剂的选择：指示剂的变色范围应全部或部 分落在滴定突跃的范围内 MO 3.1 4.4；MR 4.4 6.2；PP 8.0 9.6；百里酚酞:无色 9.4

4、-10.0(浅蓝)-10.6蓝,6-12,酸碱标准溶液的配制与标定,基准物质:1.Na2CO3 2.Na2B4O710H2O,基准物质:H2C2O42H2O KHC8H4O4,酸(HCl)标准溶液的标定:,碱(NaOH)的标定:,6-14,掌握混合碱的分析方法及铵盐中含氮量的测定方法,蒸馏法(NH4)2SO4+NaOH=NH3+Na2SO4+H2O NH3+HCl=NH4Cl HCl+NaOH=NaCl+H2O甲醛法6HCHO 4NH4=(CH2)6N4H6H2O克氏(Kjeldahl)定氮法,6-16,第七章 沉淀溶解平衡和沉淀分析法,掌握溶度积Ksp与溶解度S的关系,n:m型：AnBm(s

5、)nAm+(aq)+mBn-(aq)s ns ms,Ksp=nSnmSm=nnmmSn+m,7-2,AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq),Q=Am+nBn-m,即难溶电解质AnDm溶液中，离子积QB=cn(Am+)c m(Dn-),掌握难溶电解质的溶度积规则,（1）QB Ksp 时，过饱和溶液，有沉淀 析出，直至饱和,溶度积规则,7-3、4,掌握沉淀生成和溶解的方法,并作简单计算,选择和使用沉淀剂时注意：适当过量的沉淀剂可使沉淀趋于完全(20-50%为宜)选择沉淀物溶解度最小的沉淀剂，使离子沉淀更完全注意沉淀剂的电离度定性沉淀完全 c 10-5 mol.L-1,定量沉淀完全 c 1

6、0-6 mol.L-1 分步沉淀：生成沉淀所需沉淀剂浓度越小的越先沉淀,沉淀的溶解,加入某种试剂，与溶液中某离子结合生成弱电解质，从而降低该离子浓度，使沉淀溶解。加入氧化剂或还原剂，通过氧化还原反应而降低某离子的浓度，导致沉淀溶解。加入配合剂，生成配合物使离子浓度降低，沉淀溶解。,7-5、6,第八章：配位平衡与配位滴定法,掌握配位化合物的组成及命名原则是先阴离子后阳离子，先简单后复杂,Cu(NH3)4SO4 K4Fe(CN)6 内层外层外层 内层 Cu(NH3)42+SO42-(K+)4 Fe(CN)64-中心离子配体 中心离子 配体Cu2+(NH3)4Fe3+(CN-)6 配位原子配位数 配

7、位原子 配位数,掌握配位化合物键价理论要点,中心离子与配位体之间的化学键是配位键中心离子提供空轨道，配体提供孤对电子。中心离子的空轨道在成键过程中进行了杂化，杂化轨道的类型决定配合物的空间构型。,掌握配位平衡及有关计算,稳定常数不稳定常数逐级稳定常数累积稳定常数,Cu2+4NH3 Cu(NH3)42+,8-4,掌握沉淀反应对配位平衡的影响并作有关计算，掌握酸碱反应对配位平衡的影响,1)配位平衡和酸碱平衡 配体酸效应加酸降低配体稳定性 配体碱效应加碱降低配体稳定性2)配位平衡与沉淀平衡 沉淀转化为配离子 配离子转化为沉淀3)配位平衡与氧化还原平衡4)配位平衡之间的移动,8-5、9、11,掌握螯合

8、物的结构特点及稳定性,含有多齿配体的配位剂含有两个或两个以上配位原子且同时与一个中心离子配位成键。每两个配位原子之间应相隔23个其它原子。五员环、六员环较稳定。小五大六不稳、数目越多越稳,M+Y MY主反应,与CH+，COH-有关，有利于主反应,不利于主反应,掌握影响EDTA配合物稳定性的外部因素，重点掌握酸效应和酸效应系数,1.EDTA的酸效应：由于H+与EDTA之间的副反应使 EDTA参 加主反应的能力降低的现象。,EDTA的酸效应与酸效应系数,酸效应系数与分布系数为倒数关系。Y(H)=1/,2.酸效应系数 Y（H）,酸效应曲线,以配位滴定过程中加入的EDTA的百分数作横坐标，以pM为纵坐

9、标作图所得的曲线。影响配位滴定突跃大小的因素 CM；KMY(1)KMY(2)aY(H)-pH(3)aM(L)-c(L)单一金属离子准确滴定的条件,掌握EDTA滴定法的基本原理，重点掌握单一金属离子准确滴定的界限及配位滴定中酸度的控制,c KMY106 或 lg c KMY6,配位滴定中的酸度控制,最高酸度（最低PH值）lgY（H）lg KMY 8 查表得pH值 lg Y（H）对应的pH最低酸度（最高pH值）没有辅助配位剂存在时,一定浓度的金属离子形成沉淀时的pH值,可粗略地认为是配位滴定允许的最高pH值（最低酸度）缓冲溶液与酸度的控制,8-17,提高配位滴定的选择性,c(M)KMY/c(N)K

10、NY 105 lgc KMY6,在N存在下准确滴定M的条件：,8-19,8-21、23,第9章 氧化还原反应与氧化还原滴定,掌握氧化数的概念及氧化数规则该离子的氧化数是假设在形成化学键时成键电子转移给电负性大的原子时所求得的原子所带的电荷数。元素原子表观电荷数,掌握原电池的组成，电极反应，电池符号；,原电池由两个半电池组成电极反应：负极：Zn-2e=Zn2+正极:Cu2+2e=Cu原电池总反应（电池反应）：Zn+Cu2+=Zn2+Cu电池符号(-)Zn|ZnSO4(c1)|CuSO4(c2)|Cu(+),9-4、6,掌握电极电势的概念及影响因素，掌握标准电极电势的概念,产生在金属和盐溶液之间的

11、电势叫金属的电极电势组成原电池两个电极的平衡电极电势差称原电池电动势用符号E表示：标准电极电势当电池中所有物质都处于标准态时，电池的电动势就是标准电动势Eq，即GnEF,影响电极电势的因素,内因 电极的热力学过程外因 1)浓度对电极电势的影响 2)pH对电极电势的影响 3)生成沉淀对电极电势的影响 4)生成配合物对电极电势的影响,熟练掌握Nernst方程，掌握浓度、压力、酸度、沉淀反应、配位反应对电极电势的影响，并能熟练的运用Nernst方程式进行计算,Nernst 公式(c,p,pH的关系),a Ox+ne=b Red,298K时,MnO4+8H+5e=Mn2+4H2O,有H+,OH 参与时

12、，当H+,OH 出现在 氧化型时，H+,OH 写在方程分子项中，H+,OH 出现在还原方时，H+,OH 写在方程中分母项中。,利用Nernst方程求非标准状况下的电极电位,利用Nernst方程求非标准状况下的原电池的电动势,电极电势的影响因素,浓度对电极电势的影响 溶液酸度对电极电势的影响 9-7生成沉淀对电极电势的影响 9-3生成配合物对电极电势的影响 9-9,电极电势的应用,表示物质氧化还原能力的相对强弱 计算原电池的电动势 判断氧化还原反应的方向 判断氧化还原反应的程度 测定溶度积常数 测定稳定常数 9-14,元素电势图及其应用,9-16,判断歧化反应能否自发进行,B 将自发发生歧化反应

13、，生成A 和C。BA+C,若,在元素电势图中,A,B,C,jq右,jq左,一般可根据 Djq 是否大于0.4 V判断氧化还原滴定能否进行.条件电位:在一定条件下，当氧化态和还原态的浓度均为1 molL-1时，校正了离子强度及副反应的影响后实际电极电位。,掌握氧化还原滴定对条件电极电势差值的要求,基准物:Na2C2O4,H2C2O42H2O,(NH4)2FeSO46H2O,纯Fe丝等,掌握高锰酸钾溶液的配制与标定,参比电极：一定条件下电势恒定不变的 指示电极：电势能够随溶液中待测离子 活度变化而变化的电极,()参比电极|Mn+|M(+),电 势 分 析 法,吸光光度法,11-4、11-5、11-

14、6,掌握LambertBeer定律的原理和应用,掌握吸光系数a和摩尔吸光系数 一束平行单色光通过有色溶液时，溶液的吸光度A与液层厚度b和溶液浓度c的乘积成正比。A=Kbc,c:mol/L,c:g/L,A=e bc e:摩尔吸光系数,A=abc a:吸光系数,e 表示物质的浓度为1mol/L,液层厚度为1cm时溶液的吸光度。单位：(Lmol-1 cm-1),掌握吸收曲线的特点,物质的吸收曲线是一种特征曲线。不同浓度溶液的吸收曲线形状相似，最大吸收波长不变。在最大吸收波长附近，吸光度测量的灵敏度 最高。这一特征可作为定量分析选择入射光 波长的依据。,要求：a.灵敏度高.CuNH3 e 620=1.

15、2102 Cu双硫腙 e 533=5.0104b.选择性好c.显色产物组成恒定,性质稳定.d.显色产物与显色剂色差大,显色 时颜色变化明显.试剂空白值小.,没有颜色的化合物，需要通过适当的反应定量生成有色化合物再测定,显色反应,掌握显色反应的特点,掌握显色条件和测量条件的选择,吸光度测量条件的选择,1.入射光波长1)通常选择lmax2)lmax处有干扰时,选择干扰最小,吸光度尽可能大的波长进行测量.2.参比溶液(空白溶液)1)溶剂空白;2)试剂空白;3)试液空白3.吸光度读数范围 T=36.8%时,A=0.434,Dc/c有极小值;A=0.20.74.控制吸光度范围的方法改变比色皿的厚度;改变

16、试液的浓度(称样量、稀释倍数等);示差法,祝大家考试顺利！,第一章,掌握溶液浓度的定义及其相互换算 1)物质的量浓度 c(B)定义:一升溶液中所含溶质B的物质的量 公式:c(B)=n(B)/V=m(B)/M(B)V 单位:mol dm-3(molL-1),一千克溶剂中所含溶质B的物质的量,2)质量摩尔浓度 b(B),定义:,公式:b(B)=n(B)/m(A)=m(B)/M(B)m(A),单位:,molkg-1,与温度无关。在极稀的水溶液中,优点:,c(B)b(B),某组分的物质的量与全部溶液的 物质的量之比。,3)摩尔分数 xi,定义:,公式:,量纲：1,4)质量分数,用溶质的质量除以溶液的质

17、量表 示浓度称为质量分数，用表示。,定义:,公式:,掌握稀溶液的依数性及其计算；,稀溶液的依数性：拉乌尔定律只与溶质所含粒子的数目有关，而与溶质的本性无关。（稀溶液的通性）蒸气压下降；沸点升高；凝固点下降；渗透压,Tf=Tf*-Tf=Kfb(B),沸点升高的应用：计算溶液的沸点测定难挥发非电解质的摩尔质量凝固点下降的应用：解释植物的抗旱性与耐寒性等现象；计算溶液的凝固点；测定难挥发非电解质的摩尔质量渗透压的应用解释动植物的生命现象计算高分子化合物的摩尔质量,掌握胶体的特性及胶团结构式的书写,光学性质Tyndall 现象动力学性质 Brown运动电学性质 电泳 外电场下，分散质在分散剂中定向移动

18、。电渗 外电场下，固相不动，分散剂定向移动。,Fe(OH)3m,FeO+,FeO+,FeO+,FeO+,FeO+,FeO+,FeO+,FeO+,FeO+,FeO+,Cl-,Cl-,Cl-,Cl-,Cl-,Cl-,Cl-,Cl-,Cl-,Cl-,Cl-,Cl-,胶核,胶团,吸附层,扩散层,胶粒,胶团结构,第二章,掌握热力学第一定律，第二定律的基本内容 能量守衡定律应用于热力学就是热力学第一定律,它有多种表述:一切物体都具有能量，能量有各种不同 的形式，它能从一 种形式转化为另一种形式，在转化中能量的总和保持不变。隔离体系中能的形式可以相互转化，但不会凭空产生，也不会自行消灭。隔离体系无论经历何种

19、变化，其能量守恒。4.“第一类永动机是不可能制成的”“体系和环境的总能量不变”,说明:,第一定律数学表达式的适用条件：封闭体 系，并且不考虑物系整体运动和整体位能。,B.Q是热的总和，功是各种功的总和。,C.对微小过程有 dU=Q+W 或 dU=Q+W,热力学第一定律的数学表达式 U=Q+W,“不可能把热从低温物体传到高温物体，而不引起其它变化。”“不可能从单一热源取出热使之完全变为功，而不发生其它的变化。”“孤立体系的熵永不减少”,热力学第二定律,掌握化学反应热效应的各种计算方法,1.反应进度()advancement of reaction,化学反应：,即,（nA=-a,nD=-d,nG=

20、g,nH=h）,n 化学计量数 stoichiometric coefficient,定义:反应进度 即,化学反应：反应进度=1mol 的物理意义是a mol的A 与b mol的B 完全反应,全部转化为g mol的G 和h mol的H,与反应是否完全无关,不考虑化学平衡,引入反应进度的优点是，用任一种反应物或产物表示反应进行的程度，所得值都是相同的。应用反应进度，必须与化学反应计量方程相对应。,2.化学反应热 反应热指反应进度=1mol时的热.,定容热QV(反应在密封的容器中进行)在定容条件下不做其它功时，定容热等于体系热力学能的变化值。U=QV 在定容过程中，体系吸收的热量QV全部用来增加体

21、系的热力学能。定容热可在弹式量热计中测量,定容热QV(反应在密封的容器中进行)在定容条件下不做其它功时，定容热等于体系热力学能的变化值。U=Q+W=QV+Wv=QV-pV(V=0)=QV 在定容过程中，体系吸收的热量QV全部用来增加体系的热力学能。定容热可在弹式量热计中测量,定压热 Qp(反应在敞口容器内进行),H=Qp 在不做其它功时，体系焓的变化值等于定压热。,H的物理意义：在封闭体系中，在等压及不做其它功的条件下，过程吸收或放出的热全部用来增加或减少体系的焓用H表示,定压热和定容热的关系 定压时：H=U+pV Qp=QV+pV a.反应物和产物均为固体或液体，V 0，H U，Qp QV,

22、b.反应有气体参与时，只考虑 气相体积的变化，则,Qp,m:反应进度=1 mol 时的定压反应热QV,m:反应进度=1 mol 时的定容反应热,ecc定律,一个反应在定容或定压条件下，不论是一步完成还是分几步完成，其热效应是相同的。ecc定律适用于任何状态函数若一个反应是几个分步反应的代数和，则总反应的热效应等于各分步反应热效应的代数和。,标准摩尔生成焓,热力学规定:在指定温度标准压力下,稳定单质的标准摩尔生成焓为零。在指定温度标准压力下，由稳定单质生成1mol化合物时的焓变称 为该化合物的标准摩尔生成焓。,根据标准摩尔生成焓求化学反应的焓变：反应的焓变等于各组分的标准摩尔生成焓与化学计量数乘

23、积的加和,反应热 rHm 的计算(1)H=U+pV 气体反应,(2)ecc定律,(3),(4),掌握化学反应DrSmq、DrGmq的计算和过程自发性的判断方法,熵(entropy)符号：S 单位：J.K-1 孤立体系总是自发地向着熵增的方向变化，达到平衡时，熵具有最大值。-熵增加原理与U、H不同，体系S 的绝对值可知.,1)同一物质：,2)同类物质，MB 越大，Sm 值越大,3)多原子分子气态的Sm 值比单原子气态大的Sm；分子结构越复杂，物质的Sm越大。,4)温度升高，Sm值增大,5)固态、液态物质的Sm值随压力变化较小，（可认为不变）；气态物质的Sm值随压力增大而减小。,化学反应的熵变,化

24、学反应 熵变等于各组分的标准熵与化学计量数乘积的加和,1.自由能 定义 G=H TS（状态函数，具广度性质）G=-Wmax（定温、定压、可逆）定温、定压、可逆过程中，体系对外所作的最大有用功等于体系自由能的减少值。体系的自由能是体系在定温、定压下对外做有用功的能力。,体系在定温、定压、且不作有用功的条件下，可用G判断过程的自发性-自由能降低原理 G 0 过程不自发(逆向自发),掌握化学反应DrGmq与温度的关系式 Gibbs-Helmholtz方程,及温度对反应自发性的影响,Gibbs-Helmholtz方程,G=H-TS,假设化学反应的焓变和熵变均不随温度改变,利用Gibbs-Helmhol

25、tz 方程,根据一个温度下的 求另一温度下的,或求反应可以自发进行的温度.,1）H0,G0,S0 任何温度下反应逆向自发 3）H0,S0，高温时 G0,反应正向自发,温度对反应自发性的影响,第三章,(1)、平均速率：（定容条件下）v=ci/t 单位：mol L-1 s-1 因规定反应速率是正值，所以反应物ci 为负、产物ci 为正。,1、反应速率的表示方法：,化学反应速率:一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转变为生成物的速率,反应 a A+d D=g G+h H,反应速率表示为,体积不变的反应体系,掌握化学反应速率和化学反应速 率方程式，掌握质量作用定律,速率方程和速率常数,质量作用定律一

26、定温度时，基元反应的反应速率与各反应物浓度系数次方的乘积成正比.即基元反应 a A+d D=g G+h H的速率方程为:,对于复杂反应：若已知反应机理，可根据定速步骤书写速率方程式.如 2NO(g)+Br2(g)=2NOBr(g)的反应机理为：(1)NO+Br2=NOBr2(慢)(2)NOBr2+NO=2NOBr(快)则速率反程为u=kc(NO)c(Br2)根据实验数据来设定并求解速率方程,速率方程通式:对于反应 aA+bB=dD+eE,v=kCAmCBn,对于基元反应:v=kCAaCBb对于非基元反应:v=kCAmCBn,m.n可能与a.b相同,也可能不同.m=a,n=b不代表此反应一定是基

27、元反应,应用反应速率方程时应注意的问题,速率常数k的大小与反应物浓度无关只与反应的本性和温度、催化剂有关,掌握反应速率常数、反应级数,反应级数化学反应的反应速率与各反应物浓度某次方的乘积成正比.u=k c a(A)c b(B),速率方程式中，某反应物浓度的方次(a或b)称为该反应物的级数，各反应物浓度方次之和(a+b+)称为该反应的级数,反应级数是由实验测定的。反应级数可以是正数、负数、整数、分数或零.有的反应无法用简单的数字来表示级数。,u=k 零级反应,u=kc(A)一级反应,u=kc(A)c(D)二级反应,对A和D各为一级,u=kc2(A)c(D)三级反应，对A为二级，对D为一级,u=k

28、c-2(A)c(D)负一级反应,u=kc1/2(A)c(D)1.5级反应,u=kc(A)c(D)/1-c1/2(D)无简单级数,级数 k 的量纲 零级 浓度.时间-1 一级 时间-1 二级 浓度-1.时间-1 三级 浓度-2.时间-1,速率常数k 的量纲与反应的级数有关,1.van,t Hoff 规则 温度每升高10C,反应速率加快24倍 kt+10/kt=24=g kt+n10/kt=g n,掌握温度与反应速率常数的关系，了解活化能,2.Arrhenius 公式反应速率 k 的对数与温度 T 的倒数有线性关系,或,Ea:活化能,掌握标准平衡常数（K）的意义及有关化学平衡的计算掌握rGm与K的

29、关系式掌握浓度、压力、温度对化学平 衡移动的影响,标准平衡常数,气相可逆反应：aA(g)+dD(g)=gG(g)+hH(g),p(B):组分B的分压 pq:标准压力,水溶液中可逆反应,c(B):组分B的浓度 cq:标准浓度,1molL-1,1)标准平衡常数表达式中各物质的浓度或分压均为平衡状态时值2)标准平衡常数是量纲为1的数.其值与浓度,压力无关.改变温度,标准平衡常数值改变.,书写平衡常数表示式的注意事项,3)参加反应的固体或纯液体不写 入平衡常数表示式.稀溶液中反 应有水参加,水的浓度不写入 平衡常数表示式中.4)平衡常数表示式及其数值与反 应式写法有关,标准平衡常数与rGm 的关系,a

30、A(g)+dD(g)=gG(g)+hH(g)vant Hoff 等温式,Q:活度商,标准平衡常数的应用,1 判断反应的程度2 预测反应的方向3 计算平衡的组成,K 与Q 的关系,Q K rGm 0 反应逆向自发进行Q=K rGm=0 反应达平衡,rGm BfGm 标准态，298 KrGm rHm-T rSm，标准态,T K rG m-RTlnK，T温度下的平衡常数 rG m,T rHm-T rSm，任何状态,可用于计算rG m的公式有：,假如改变平衡体系的条件（浓度、压力、温度），平衡就向减弱这个改变应影响的方向移动,温度对化学平衡的影响,vant Hoff 方程,升高温度，平衡向吸热反应方向

31、移动 降低温度，平衡向放热反应方向移动,催化剂对化学平衡的影响,催化剂不能改变反应的rGm，因而对平衡没有影响。对任一反应，催化剂同等程度地加快正、逆反应的速率，促使可逆反应加快达到平衡，并不使平衡移动。,多重平衡,体系中有二个或二个以上平衡同时 存在，称为多重平衡体系若一个反应是另几个反应之和,则 该反应的标准平衡常数等于这 几个分步反应标准平衡常数之积.有关物质的浓度或分压须同时满 足几个反应平衡的要求,第四章,掌握四个量子数的物理意义、相互关系及合理组合,nl,掌握单电子原子、多电子原子的轨道能级和核外电子排布规律，熟练写出第四周期以内元素原子的核外电子排布式,能级交错,ns(n-2)f

32、(n-1)d np,Ens Enp End Enf,EK EL EM EN,多电子原子轨道近似能级图,核外电子的排布规律,Pauli 不相容原理 最低能量原理 Hund 规则,基态阳离子的电子排布,原子失电子变成简单阳离子时总是先失去最 外层电子 一般，在原子的最高能级组中同时有ns,np,(n-1)d和(n-2)f，按规则，失电子的先后次序 是：npns(n-1)d(n-2)f,元素原子的电子层结构呈周期性变化，导致元素性质周期性变化,这就是元素周期律。,元素周期系,周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自对应一个周期。共有七个能级组，所以共有七个周期。,1)元素周期律,2)元素的

33、周期,掌握原子结构与周期系的关系,周期的划分和轨道能级组的关系,周期数元素电子层数能级组中最高主量子数,周期,短周期（一，二，三）,长周期（四，五，六，七）,族,主族(IA-VIIA,0)原子最后一个电子填 外层 ns、np轨道,副族(IIIB-IIB,IB)最后一个电子填在(n-1)d或(n-2)f 轨道上,3)元素的族,离子键的特征作用力的实质是静电引力离子键没有方向性离子键没有饱和性影响离子键强度的因素有：离子的电荷 q、离子的电子层构型和离子半径 r（即离子的三个重要特征）离子的电荷越高，离子键越强 2.离子的电子层构型8电子层构型的离子 817电子层 构型的离子 18或18+2电子层

34、构型的离子3.离子的半径越小，离子键越强,掌握离子键的特点、强度等,掌握价键理论的要点、共价键的特点及 键和 键的形成、特点,价键理论的基本要点 原子相互接近时，由于原子轨道的重叠，两个自旋相反的成单电子相互接近时可配对形成稳定共价键已键合的电子不能再形成新的化学键成键电子的原子轨道要在对称性匹配的条件下发生最大程度重叠价键理论的特点：方向性，饱和性,键,键,“头碰头”,“肩并肩”,s-s s-px px-px,py-pypz-pz,沿键轴呈 圆柱型对称,镜面反对称,键型,电子云形状,成键轨道,重叠方式,杂化轨道,所有的单键均为键双键：一个键，一个键叁键：一个键，两个键例：N2 NN 一个键，

35、两个键 C2H4 5五个键，1个键,掌握杂化轨道理论的要点，能解释简单分子的形成及分子的空间构型,成键时，原子中能量相近的原子轨道可以相互混合，重新组成新的原子轨道（杂化轨道）形成的杂化轨道的数目等于参加杂化的原子轨道数目。杂化轨道空间伸展方向会改变，轨道有更强的方向性和更强的成键能力。不同的杂化方式导致杂化轨道的空间分布不同，由此决定了分子的空间几何构型不同。,掌握分子间作用力和氢键的形成、特点及对物质性质的影响,取向力、诱导力、色散力分子间力特点：键能小，只有几个至几十个kJmol-1静电短程力，不具有方向性和饱和性取向力与温度有关，诱导力色散力受温度影响不大分子的分子量越大，色散力就越大

36、。,氢键的形成条件：X、Y：半径小,电负 性大,Y具有孤对电子F、O、N特点具有方向性和饱和性比化学键弱得多，与分子间力相当氢键对化合物性质的影响分子间氢键使物质的熔、沸点升高，溶液的密度、粘度增大分子内氢键使物质的熔、沸点降低，与溶液的密度、粘度无关,第五章,掌握误差的分类、来源、减免方法，准确度、精密度的概念及其表示方法,误差的分类系统误差：特点（单向性、重现性、可消除）；来源（方法误差、仪器和试剂误差、操作误差）偶然误差：特点（对称性、抵偿性、有限性）；不可消除（原因不定）但可减小（测定次数），分布服从统计学规律（正态分布）过失误差：粗心大意、不遵守操作规程而造成的差错,消除测定过程中的

37、系统误差对照实验空白实验校准仪器方法校正,准确度：测定值与真实值之间相符合的程度 用误差表示精密度：多次平行测定值彼此相符合的程度。用偏差表示准确度表示测量的正确性由系统误差决定。精密度表示测量的重现性由偶然误差决定。准确度高一定要求精密度高，但精密度好，准确度不一定高,提高分析结果准确度的方法消除测定过程中的系统误差增加平行测定次数减少偶然误差减小测量误差选择合适的分析方法,掌握有效数学的概念及运算规则,有效数字的几项规定数字前0不计,数字后计入数字后的0含义不清楚时,最好用指数形式表示自然数可看成具有无限多位数pH、pKa、pKb、pM、lgK等对数值的意义。倍数、分数等非测量数字，为无误

38、差数字，有效数字位数无限。,修约规则：四舍六入五留双有效数字的运算：先修约，后运算加减法:以小数点后位数最少的那个数为标准乘除法:以有效数字位数最少的那个数为标准保留有效数字位数时，如果位数最少的数字首位数是8或9，则应多算一位。计算过程中，有时可以暂时多保留一位，最后结果再舍去,掌握滴定分析中的基本概念，标准溶液、化学计量点、指示剂、滴定终点、滴定误差,掌握滴定分析法的分类、滴定方式、滴定分析对滴定反应的要求,滴定反应必须具备的条件反应必须具有确定的化学计量关系反应定量地完成（99.9%）反应速度要快无副反应能用比较简便的方法确定滴定终点,滴定分析法的分类:酸碱滴定法、沉淀滴定法、配位滴定法、氧化还原滴定法滴定方式：直接滴定法、返滴定法、置换滴定法、间接滴定法,掌握标准溶液浓度表示方法，标准溶液的配制及标定方法,标准溶液的浓度：物质的量浓度c和滴定度TB/A对基准物质的要求：物质必须具有足够的纯度(99.9%)物质组成与化学式应完全符合稳定具有较大的摩尔质量标准溶液的配制：直接配制法和间接配制法,