1、1第一章：溶液和胶体1、溶液浓度表示c B， bB等表示及x B， wB。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 = po B， p =po A 。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 Tb = KbbB Tf KfbB 溶液的渗透压（ ） V = nBRT 即 = cBRT，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
2、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。2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 QV = 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
3、只与起始状态和终了状态有关，而与变化途径无关。H 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 = BfH m(B)(可 以 用 298.15K 近 似 计 算 )。4、 c H m的定义： 1mol 标准态的某物质 B 完全燃烧生成标准态的产物的反应热，称为该物质的标准摩尔燃烧焓。 rH m = - BBcH m(B)(可 以 用 298.15K
4、近 似 计 算 )。CO2（ g） 的 标 准 摩 尔 生 成 焓 等 于 C（ 石 墨 ） 的 标 准 摩 尔 燃 烧焓 。5、 熵（S） 混乱度的量度， 热力学第三定律:纯净物质的完美晶体熵值为 0 即 S*( 0 K ) = 0 ，标准摩尔熵 S m (B,T )， r S m = BS m(B) (可 以 用 298.15K 近 似 计 算 )注 意 ： 参 考 状 态 单 质 S m (B,T )不为零，而 f H m， fG m 及3（H +,aq）的人为规定值为零6、 r G m = B fG m (B) ，是 T 的函数不在 298.15K 时 ， r G m = r H m
5、T r S m，计算时注意 S 的单位。根据 r H m ， r S m 的正负、温度的影响可分四种情况。7、平衡概念， Kp， Kc 有单位，K （除标准态）表达时应注意：平衡状态；与化学计量方程式有关；纯固体、液体、溶剂参与时平衡常数中不写。多重平衡规则。8、化学反应等温方程式， r Gm = RT lnK + RT lnQ 反应商判据。9、化学平衡移动吕查德里原理，注意温度的影响和有关计算。 r G m = -2.303RTlg K r G m = r H m T r S m10、质量作用定律：v = k cAx cB y，基元反应，非基元反应不同，k 有单位与（x+y）级数有关 。11
6、、了解速率理论（碰撞理论、过渡状态理论，有效碰撞条件：活化分子、适当取向。 ） 、Arrhenius 公式 k = Ae /RT，ln = aE12k Ea ， A T3、 k3 。a21ERT第四章：物质结构简介1、核外电子运动特性：波粒二象性，量子化，统计性。2、函数与量子数的概念（n、l、m、s i）取值和意义，主量子数 n4和轨道角动量量子数 l 决定核外电子的能量；轨道角动量量子数 l 决定电子云的形状；磁量子数 m 决定电子云的空间取向；自旋角动量量子数 si 决定电子运动的自旋状态。3、介绍了原子轨道的角度分布图，s、p、d 的形状和空间取向， 2Y电子云角度分布图。电子云的径向
7、分布图，电子云径向分布曲线上有 n-l 个峰值。4、鲍林近似能级图，分 7 个能级组，能级交错。5、核外电子排布原理，泡利(W. Pauli)不相容原理，能量最低原理，洪特规则。6、核外电子排布的表示，电子构型（或电子结构式） ，轨道排布式，原子实表示式，外层电子构型。注意：能级交错，半充满和全充满（ 24Cr， 29Cu） 。7、元素周期系，核外电子排布的周期性导致了区、族的划分。8、原子性质周期性，从同一周期，同一族，和过渡区的有效核电荷的周期变化，导致了电离能、电子亲和能、电负性、原子半径（注意镧系收缩现象）的有规律变化。 （注意 N 半充满）9、离子键，稀有气体结构形成正、负离子以静电
8、引力为作用力，没有方向性和饱和性。晶格能越大，离子晶体越稳定，与离子半径和电荷有关。10、价键理论：成单电子，自旋相反能配对成键，有方向性和饱和性。511、分子轨道理论：成键分子轨道和反键分子轨道，应用能级图、三个原则对分子中的电子填充，注意 O、F 与 N、C、B 等元素的能级区别。12、对称性与共价键，C 2 轴对称即对称性，C 2 轴反对称即 对称性。键 “头碰头” ， “肩并肩” ，如两原子间有三键则为一键，两键。13、杂化轨道理论，有等性杂化和不等性杂化，注意典型例子如CO2，BF 3，NH 3，H 2O 等。14、分子晶体，极性分子的条件，分子偶极的产生使分子间有三种力，色散力、诱
9、导力、取向力。注意极极有三种力，非极极有两种力，非非只有色散力。氢键形成条件，有饱和性、方向性，对物理性质的影响。第六章：分析化学概论1、准确度和精密度，定义及两者的关系。准确度：表示测定结果（x）与真实值（x T）的接近程度， 准确度的高低用误差 E 的大小来衡量。绝对误差 Ea 和相对误差 Er精密度指在相同条件下，多次平行测定同一样品所得的测定结果之间的相互接近程度。精密度高低用偏差来衡量。绝对偏差、相对偏差、平均偏差及相对平均偏差。系统误差（固定的、偏向性的）：方法误差、仪器和试剂误差、操作误差。6偶然误差（正态分布）：由某些难以控制、无法避免的偶然因素引起而造成的误差，称为随机误差。
10、系统误差的减免：(1)方法误差 采用标准方法,对照、回收实验。(2)试剂误差 作空白实验。(3)仪器误差 校正仪器、外检。(4)操作误差内检。(5)减小测量误差（使相对误差0.1%）：称样量0.2g， 试剂用量20mL 偶然误差的减免增加平行测定的次数。2、可疑数据的取舍（Q 法）：步骤（1） 将测定值由小到大排列，求极差 R: （2） 求可疑数据与相邻数据之差: （3）计算舍弃商 Q计：3、有效数字和运算规则：四舍六入五成双（加减与小数点后有效位数相同，乘除与有效位数最少者相同） 。4、滴定分析法的基本要求（99.9%，快，能确定终点，稳定） 。标准溶液、基准物质、T滴定度的定义。第七章：酸
11、碱平衡与酸碱滴定法1、酸碱质子理论：质子酸 质子碱 十 质子， 共轭质子酸碱对， =aKbW2、 质子平衡式：原则是得与失质子相等。如：NH 4HCO37水溶液系统中、参考组分为：NH 4+ ，HCO 3- ，H 2ONH3 CO32- OH- = H3O+ H2CO33、弱酸、弱碱的 pH 有关计算，注意条件： 10 ， ，且acKW 100，三种情况。稀释定律： 与浓度的平方根成反比 = acK。0b4、 多元弱酸（碱）溶液： / 100 时，近似一级处理。重1aK2点讨论 H2S， 。2H035.5、两性物质：c 0 10 ， c010 ， pH 2aW1a21)(aKHc=1/2(pK
12、a1 + pKa2 )。6、同离子效应和缓冲溶液： ，选择 pH 接近的)(lg)(AcpKHapKa 或 pKb， 1)(ApHa7、分布系数： i = ci / c0 = F(H+)(给定弱酸（碱）) ， ， aHAKc)( aAK)(8、酸碱滴定曲线：化学计量点和滴定突跃的 pH 值计算，要求0.1%范围，与起始浓度、K a K b 有关，滴定条件： K ac0 108 ， K a1/ K a2 105 有两个滴定突跃。9、指示剂的理论变色范围：pH = p 士 1，指示剂的选择条件)(HIna是变色范围落在滴定突跃范围内。10、应用。有关滴定分析计算。8混合碱的测定（双指示剂法）混合碱
13、的组成有 NaOH ,Na2C03 ,NaHCO3 及其混合物（1）NaOH+Na 2CO3 (2)Na2CO3+NaHCO3双指示剂法：PH=8-10 酚酞变色时：用去 HCl 标准溶液 V1(mL)；PH=3.1-4.4 甲基橙变色时：用去 HCl 标准溶液 V2(mL)。根据 V1 和 V2 数值的大小判断混合碱的组成( 定性/ 定量计算) ：判断组成：V1V2 : NaOH(V1-V2) ,Na2C03 (2V2) V10 : 则碱液只含 NaHCO3V2=0 ，V 10 : 则碱液只含 NaOH1当 V1V 2 时,混合碱组成为: NaOH+Na 2CO3 ,测定反应为:NaOH +
14、 HCl = NaCl + H2O9Na2CO3 + HCl = NaHCO 3 + NaCl 以上反应是以酚酞作指示剂，消耗 HCl 溶液 V1(mL)。NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2 + H2O以上反应是以甲基橙作指示剂，消耗 HCl 溶液 V2(mL)。 %10)(s 3NaOH21HClNaO mMVcw 1021s 3CONaHClCONa 3232 c2. 当 V1V 2 时,混合碱组成为: Na 2CO3 + NaHCO3 测定反应为: Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl以上反应是以酚酞作指示剂，消耗 HCl 溶液 V1(mL)。NaHC
15、O3 + HCl = NaCl + CO2 + H2O以上反应是以甲基橙作指示剂，消耗 HCl 溶液 V2(mL)。 %10221s 3CONa1HClCONa 3232 mMVcw 10)(s 3NaHCO12HClNaHCO33 Vc第八章：沉淀- 溶解平衡与沉淀测定法101、K sp的表示与 s 的换算。 （如 A2B 或 AB2 K SP = 4s3）可以从热力学、实验求得。2、溶度积原理沉淀反应的反应商。（1） 当 Q K sp 时，溶液过饱和，有沉淀析出；（2） 当 Q = K sp 时，溶液饱和，沉淀溶解处于动态平衡；（3） 当 Q 0，=0， (左 ) 时，可发生歧化反应；计算
16、 (未知 )。11、化学计量点电势 sp = ，氧化还原滴定的突跃范围为：21 n 2+ 3 0.0592/n2 1 3 0.0592/n1 或： = 3 130.0592 21n12、氧化还原指示剂变色的电极电势范围为： In V。n0592.13、常用氧化还原滴定方法 1）重铬酸钾法，强酸条件，常温下进行，具有一系列优点：如基准试剂，稳定性很高，滴定速度较快等。2）高锰酸钾法，优点是氧化能力强，可应用于直接、间接、返滴定等多种滴定分析，可对无机物、有机物进行滴定，本身为自身指示剂，缺点是稳定性差。3）碘量法，在弱酸性或中性介质中进行，可分为直接碘法与间接碘法。有关滴定分析计算。第十二章：吸
17、光光度分析法1、朗伯比尔定律： A = lg =lg ， k用 a 表示T1t0Icb（Lg -1cm-1） ；用 表示（Lmol -1cm-1， 与 a 的关系为： = Ma 。 注意朗伯比尔定律的应用和有关计算。偏离朗伯一比尔定律的原因：物理原因入射的单色光不纯所引起的。化学原因溶液本身的化学变化。2、分光光度计的基本构造：一般包括光源、单色光器、吸收池、检测器、显示器五大部分。紫外、可见的器件不同。3、分光光度测定的方法：标准曲线法，标准对照法，吸光系数法4、显色反应条件，显色剂用量的选择（三种情况） ，酸度、温度、时间等因素。5、 吸光度最佳范围（A 0.20.8 or T15%65%）误差 2%。
