无机及分析化学基本概念
1. 溶液的性质:
1) 溶液的颜色、密度、酸碱性和导电性(与溶质的本性有关)
2) 溶液蒸气压、沸点、凝固点和渗透压(与溶质的本性无关, 与溶质的独立质点数有关) 2. 溶液的种类:
1) 难挥发的非电解质稀溶液(蔗糖溶液)
2) 电解质溶液或浓溶液(食盐溶液)
3. 难挥发的非电解质稀溶液的通性，或者称为依数性
1) 溶液蒸气压的下降(在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压的下降值与溶质的摩 尔分数成正比。------拉乌尔定律)
2) 溶液沸点升高和凝固点下降(一切可形成晶体的纯物质，在给定条件下都有一定的沸点和凝固点。)
3) 溶液的渗透压
A. 渗透： 由物质粒子通过半透膜单向扩散的现象。 B. 渗透压：为维持只允许溶剂通过的膜所隔开的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡而需要的超额 的压力。
3. 电解质溶液或浓溶液
对于电解质溶液或浓溶液来分析，其溶液蒸气压、沸点、凝固点和渗透压也存在非电解质稀溶液的特性，但其稀溶液的依数性定律却不适用电解质溶液或浓溶液。 1）同浓度的不同溶液 沸点和渗透压
2) 不同浓度的同溶液 沸点和渗透压
高浓度溶液>低浓度溶液 蒸气压和凝固点
高浓度溶液
4. 胶体溶液
1) 胶体分散系：溶胶 （如Fe(OH)3胶体和As2S3胶体等）——多相集合体 高分子溶液（淀粉溶液和蛋白质溶液等）——均相稳定体 2) 胶体溶液的性质
A. 光学性质——丁达尔效应(由于丁达尔效应是胶体所特有的现象，因此，可以通过此效应 来鉴别溶液与胶体。)
B. 溶胶的动力学性质——布朗运动 C. 溶胶的电学性质——电泳现象
5. 化学反应进度 ：表示化学反应进行的程度的物理量，单位mol 。 注：1) 无论以反应物或生成物表示反应进度，其值均相同。 2) 反应进度的物理意义
例 aA+bB gG +dD
若发生了 1m ol 反应进度的反应，则 ξ=
Δn A νA
=Δn B νB
=Δn G νG
=Δn D νD
=1m ol
表明：每消耗掉a mol物质A 的同时，也消耗掉b mol的物质B ，并生成g mol的物质G 和d mol物质D
3) 反应进度与化学反应计量方程式的写法有关 反应进度必须对应具体的反应方程式 6. 系统和环境
1)系统：热力学中所研究的对象
2)环境：系统以外与系统密切相关的其它物质和空间 3)根据环境与系统间有无能量与物质的交换分类 A.敞开系统：有物质和能量交换 B.封闭系统：有能量但无物质交换 C.隔离系统：无能量也无物质交换 7. 状态和状态函数
1)状态： 由一系列表征系统性质的宏观物理量（如压力、温度、密度、体积等）所确定下来的系统的存在形式。
2)状态函数：用以确定系统状态的宏观物理量。
压力p 、温度T 、密度ρ、体积V 、物质的量n 、热力学能U 、焓H 、熵S 、吉布斯函数G 均为状态函数
3)状态函数具有以下性质：
A.状态一定，状态函数一定，状态变则状态函数随之改变。
B.状态函数变化只与系统的终始态有关，而与变化的具体途径无关。 8. 过程与途径
1)系统状态所发生的一切变化称为------过程
2)系统由始态到终态所经历的过程总和被称为------途径
9. 热和功
热和功是系统状态发生变化时与环境之间的两种能量交换形式，J 或kJ 。 1)热：系统与环境之间因存在温度差异而发生的能量交换形式叫作热，用Q 来表示。 规定：系统吸热—— Q >0；系统放热——Q
2)功：除热以外的其他各种能量交换形式叫功，用W 表示。
规定：系统对环境做功，W0（得功） 功不是状态函数!! ！
a. 体积功：体系由于体积变化而反抗外力所做的功。 b. 非体积功： 如电功，表面功等。 10. 热力学能与热力学第一定律
1)热力学能：即内能，系统内部各种形式能量的总和，包括系统中分子的平动能、转动能、振动能、电子运动和原子核内的能量以及系统内部分子与分子间的相互作用的位能等。用符号U 表示，单位J 或kJ
在实际化学过程中，U 的绝对值不可能得到!
∆U =U 2-U 1
2)热力学第一定律：在隔离系统中，能的形式可以相互转化，但不会凭空产生，也不会自行消失。它只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中，能量的总值不变。 热力学第一定律的实质是能量守恒与转化定律
若只考虑系统对环境作体积功
11. 化学反应热效应
化学反应热效应是指系统发生化学反应时，在只做体积功不做非体积功的等温过程中吸收或放出的热量。
1) 恒容反应热 在等温条件下，若系统发生化学反应是恒容且不做非体积功的过程，则该过程中与环境之间交换的热就是恒容反应热，以符号“Q ”来表示。
V
∴ΔU=Q V
恒温恒容过程中系统的热量变化全部用来改变系统的热力学内能！ 2) 恒压反应热
在等温条件下，若系统发生化学反应是恒压且只做体积功不做非体积功的过程，则该过程中与环境之间交换的热就是恒压反应热，其量符号为Q
P
由热力学第一定律：ΔU=Q +W
若为恒压过程
Q =Q p W =-p ∆V
H---焓，具有能量的量纲，无物理意义，状态函数，绝对值无法确定。
∴∆U =Q p -p ∆V
令H =U +pV
Q p =ΔH
恒压只做体积功的过程中，系统吸收的热量全部用于增加系统的焓。 3) ∆H 与∆U 的关系
注：a. 当反应物和生成物都为固态和液态时，反应的 p ∆ 值很小，可忽略不计, ΔH ≈ V b. 对有气体参加或生成的化学反应， ∆ V 值较大，不可忽略。 p 根据理想气体状态方程
∆H =∆U +P ∆V
ΔU
ΔH =ΔU +p ∆V ΔH =ΔU +Δn
(g )
R T
∆n 的计算(g )
A. 由所给气体物质的质量计算
B. 由反应进度及参与反应的气体物质的化学计量数计算
12. 盖斯定律
在不做其它功并处于恒容或恒压的情况下，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。 13. 反应焓变的计算 1) 标准摩尔反应焓变
化学反应中，任何物质均处于温度T 时的标准状态下，该反应的摩尔反应焓变称为标准摩尔反应焓变 Δr H
Δr H m = ξ 2) 标准摩尔生成焓
在温度Ｔ及标准态下，由稳定单质生成1 mol 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 ΔH θ
稳定单质的标准生成焓为零: 碳（石墨），硫（斜方硫），磷（白磷） 3) 标准摩尔燃烧焓
f
m
在标准态下1mol 物质完全燃烧（或完全氧化）生成标准态的产物的反应热效应为该物质的标准摩尔燃烧焓。（或在单位反应进度时的标准摩尔反应焓变为标准摩尔燃烧焓） H Δ
c
θm
完全燃烧：C → N →
CO N
2
2
(g ) H →
H O (l )
2
S →
SO
2
(g )
(g
)
Cl
2
→HCl (aq )
4) 标准状态：指在温度T 及标准压力p 0(100kPa)下的状态，简称标准态，用“0”表示。 热力学中的标准态：
a. 纯理想气体物质的标准态是该气体处于标准压力p0下的状态，混合理想气体中任一组分的标准态是该气体组分的分压为p0时的状态。
b. 纯液体（或纯固体）物质的标准态就是标准压力p0下的纯液体（或纯固体）。 必须注意：
在标准态的规定中只规定了压力p0，并没有规定温度！
5) 标准摩尔反应焓变的计算
θ
a. 由物质的标准摩尔生成焓 ∆ f H m 求反应的标准摩尔焓变 ∆r H
θ
m
a A +b B →g G +d D
∆H 通式： r
θ
m
=
∑ν
B
∆B
f
H
θ
m
(B )
θm
θ
2) 由物质的标准摩尔燃烧焓 ∆ c H m 求反应的标准摩尔焓变 ∆r H
aA +bB →gG +dD
∆r H (T ) =[a ∆c H (A , 相态，T ) +b ∆c H (B , 相态，T )]
-[g ∆c H m (G , 相态，T ) +d ∆c H m (D , 相态，T )]
∑
B
θm θm θm
θθ
θ
ΔH (I)=r m 通式：
14. 化学反应的方向和限度 1) 化学反应的自发性
(-νB ) Δc H
θm
(B)
a. 在没有外界作用下，系统自身发生变化的过程称为自发变化。 b. 凡是自发变化是不能自发地向相反方向进行。
c. 自发变化过程具有不可逆性，并具有一定的方向性和限度。 2) 焓和自发变化
a. 许多放热反应能够自发进行。
b. 有些吸热反应也能自发进行。
说明：焓变只是影响反应自发性的因素之一，但不是唯一的影响因素。 3) 混乱度、熵
A. 宏观状态下可能出现的微观状态数称为混乱度。 ★系统都倾向于取得最低能量状态
★系统都倾向于取得最大混乱度
B. 熵是表示系统中微观粒子混乱度的一个热力学函数，其符号为S 。 系统的混乱度愈大，熵愈大。 熵是状态函数。
熵的变化只与始态、终态有关，而与途径无关。
注：在298.5K 及标准状态下，参考状态的单质其标准摩尔熵有确定值但不等于零 物质的标准摩尔熵的特点：
a. 同一物质，298.15K 时, 气态>液态>固态
b. 结构相似，相对分子质量不同的物质，随相对分子质量增大而增大 c. 相对分子质量相近，分子结构复杂的，越大
θ
C. 由各物质的标准摩尔熵 S 计算反应的标准摩尔熵变 ∆ S
θ
m
r m
aA +bB →gG +dD
θ
θ
θ
∆r S m (T ) =[gS m GY , 相态，T ) +dS m (D , 相态，T )]
-[aS (A , 相态，T ) +bS (B , 相态，T )]
θm θm
∆通式：
S m (T ) =r
θ
∑ν
B
S m (B ) B
θ
4) 热力学第二定律
在任何自发过程中，系统和环境的熵变化的总和是增加的。
∆S 总=∆S 系统+∆S 环境∆S 总>0 自发变化
∆S 总
>0
∆S =0 平衡状态总
5)Gibbs 函数和Gibbs 函数变
在定温定压下，任何自发变化总是系统Gibbs 函数减小。
G =H -TS ∆G =∆H -T ∆S
A. 由各物质的标准摩尔生成Gibbs 函数 G θ 计算反应的标准摩尔Gibbs 函数变 ∆ r G m ∆
f
m
6)
标准摩尔生成吉布斯函数与标准摩尔反应吉布斯函数变
θ
θ
∆G r m (T
aA +bB →yY +zZ
) =[y ∆f G m (Y , 相态，T ) +z ∆f G m (Z , 相态，T )]-[a ∆f G m (A , 相态，T ) +b ∆f G m (B , 相态，T )]
=
θ
θ
θ
θ
θ
ΔG (298.15K) 通式： r m
∑
B
νB Δf G m (B,298.15K
θ
)
θ
B. 对于任一化学反应，其反应的 Δ G 的计算方法： (1) 当T = 298.15 K 时 θ
r
m
Δr G m (298.15K)=
θ
∑ν
B
Δf G m (B,298.15K) B
θm
θ
Δr G m (298.15K)
=Δr H
(298.15K)
-T Δr S m (298.15K)
θ
(2) 当T = T K 时
θθθ
ΔG (TK)=ΔH (TK)-T ΔS (TK)r m r m r m θθθ
Δr G m (TK)≈Δr H m (298.15K)-T Δr S m (298.15K)
C. 平衡常数与标准摩尔Gibbs 函数变
a. 在恒温恒压、不做非体积功条件下的化学反应方向判据：
Δr G m
0自发进行Δr G m =0平衡状态ΔG
>0不能自发进行(逆过程自
r m
b. 在恒温恒压，任意状态下
发）
θm
达平衡时 Δr G
=Δr G m
θ
∴ Q =K
θ
+R T ln Q =0
∴Δr G m =-RTlnK
Δr G
m
θ
=Δr G
θ
m
θm
+R T ln Q
θθ
Δr G
=-R T ln K
∴Δr G m =-R T ln K
c. 非标态下，化学反应方向的判据：
+R T ln Q
Δr G
m
m
=-R T ln K
m
θ
+R T ln Q
θ
若Δr G
θ
=-R T ln K +R T ln Q
Q
m
若Δr G
m
=0 则Δr G
θ
=-R T ln K
θ
+R T ln Q =0
Q=K
反应达平衡
m
若Δr G
m
>0 则Δr G
θ
=-R T ln K
θ
+R T ln Q >0
Q>K 反应逆向自发进行
Δ r G m 经验判据：
θ m ＜-40kJ ·mol-1，反应多半正向进行 Δr G
θ
Δ G ＞40kJ ·mol-1，反应多半逆向进行
r
m
θ
G -40kJ ·mol-1 ＜ Δ r m ＜ 40kJ ·mol-1，必须用∆
7) 温度对化学平衡的影响
θ
r
G
m
判断反应方向
浓度、压力改变并不改变平衡常数，而温度对平衡的影响是通过对平衡常数的改变而达到的。
Δr G m =-RTlnK
θ
θ
θθ
Δr G m =Δr H m -T Δr S m
θ
∴-RTlnK
Δr H RT
θm
θ
=Δr H m -T Δr S m
θθ
lnK
θ
=
Δr S m
R
θ
θ
-
设温度T 1时平衡常数为
∴ln =-θ K 2
15. 定量分析中的误差
K 1 温度T 2时平衡常数为
θ
K
θ2
K 1
θ
Δr H m
R
(
1T 1
-
1T 2
)
1) 误差 : 指测量值与真实值之间的数值差。
a. 系统误差是由某些固定的原因而造成的比较恒定的误差。具有单向性，使分析结果系统的偏高或偏低。
特点：单向性、重复性
b. 随机误差又称为不可测误差, 是指在多次测定中，某些随机的、偶然性的原因而产生的非恒定性的误差。
特点：不可避免性
非恒定性，误差值可大可小 可变性，误差值可正可负
误差在一定范围内波动，遵守统计规律
c.
A. 绝对误差表示测定值与真实值之差
B.
2) 偏差是测量值与算术平均值之间的差异：
3) 准确度和精密度
准确度：测量值与真实值接近的程度
精密度：表示一组测量值之间相互接近的程度
精密度高不一定准确度好(可能有系统误差), 而欲得高准确度，必须有高精密度。 4) 提高分析结果准确度的方法 一、杜绝过失误差 二、减少偶然误差
1.
增加平行测定次数 2. 减少测量误差 三、消除系统误差
1. 选择合适的分析方法 2. 对照试验 3. 空白试验
16. 有效数字及其计算规则
1) 零在有效数字中起的作用：
a. “0”在两数字之间，无论是小数点之前或之后都应作为有效数字，如1.0008, 100.08 b. “0”在数字之前，无论是小数点之前或之后都不作为有效数字，如0.054, 0.54, 0.2％ c. “0”在数字之后，同时也在小数点之后，应作有效数字，如
0. 40, 0. 5000, d. 某些数字5000，1000，450 等末位数的“0”，有效数字位数比较含糊
20. 00,
1. 00⨯10
5
e. 对数的有效数字取决于尾数部分的位数，因其整数部分只代表该数的方次，如PH ＝9.85 2) 有效数字的修约规则 ①当尾数4 时则舍去，当尾数6 时则入；
②尾数＝5 时而后面数为 0 时，若“5”前面为偶数则舍，如为奇数则入； ③当“5”后面还有不是 0 的任何数字时，无论 5 前面是奇数或是偶数都入； 17. 1)酸碱反应的实质——质子的转移
2) 共轭酸碱对的相对强度：酸愈强，其共轭碱愈弱；碱愈强，其共轭酸愈弱。 3) 稀释定律：在一定温度下(K
θ
a
为定值) ，弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增
大。
4) 同离子效应与盐效应共存时，常常忽略盐效应，只考虑同离子效应。 5) 缓冲溶液作用的基本原理：
向溶液中加入少量的酸或碱，缓冲溶液均可使溶液的酸度基本稳定不变 18.1）▼
K
θ
sp
值的大小反映了难溶电解质的溶解程度。
▼ 其值与温度有关，与浓度无关。
2)
θ
** 不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积比较其溶解度的相对大小。相同类型的难溶电解质，其 K sp 大的 S 也 3) 沉淀—溶解平衡的反应商判据，即溶度积原理： ☆ Q>
θ
sp
大。
K
平衡向左移动，沉淀析出
☆ Q
K
θ
sp
θ
sp
平衡向右移动，无沉淀析出；若原来有沉淀存在，则沉淀溶解
处于平衡状态，饱和溶液
4) 影响沉淀溶解度的因素 同离子效应、盐效应 5) 沉淀的溶解
a. 同离子效应和盐效应
b. 生成弱电解质使沉淀溶解 c. 通过氧化还原反应使沉淀溶解 d. 生成配合物使沉淀溶解 19.1) 书写原电池符号的规则：
①负极“-”在左边，正极“+”在右边，盐桥用“‖”表示。
②半电池中两相界面用“ | ”分开，同相不同物种用“, ”分开，溶液、气体要注明cB ，pB 。
③纯液体、固体和气体写在惰性电极一边用“, ”分开。
2) 氧化还原电对的电极电势：金属与其盐溶液接触界面之间的电势差, 简称为该金属的电极电势。
3) 原电池的最大功与Gibbs 函数
在恒温恒压下，反应体系吉布斯函数变的降低值等于体系所能作的最大有用功。对于原电池，在恒温、恒压条件下，所作的最大有用功即为电功。
标准状态：∆r G m =-nFE 4) 原电池的电动势
θ
θMF
E M F =E (+) -E (-)
E M F =E (+) -E (-)
θθθ
θθ
∆G =-nF E r m M F 20. 1)核外电子的运动状态描述 四个量子数 ①主量子数n
n=1, 2, 3,„„ ②角量子数l
③磁量子数m
=-nF (E (+) -E (-) )
θθ
(可取n 个)
l ==0, 01, 2- m (可取2l+1个) ±, 1, ±2, ,... ±3, n . . ±. , l 1
④自旋量子数s i
s
i
=+
12
s
i
=-
12
A. 主量子数n ：
a. 与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n ；
n
b. 不同的n 值，对应于不同的电子层（原子轨道的能级）： １ ２ ３ ４ ５„ K L M N O „ B. 角量子数l ：
l 的取值 0，1，2，3„„n －1
对应着 s, p, d, f „... (亚层) 决定了ψ的角度函数（原子轨道）的形状。 C. 磁量子数m ：
m 可取 0，±1, ±2„„±l ； 决定了ψ角度函数（原子轨道）的空间取向。 D. 自旋量子数s i , s i =±
1
2
表明每个轨道可容纳两个自旋方向相反的电子。
E =-
2. 179⨯10
2
-18
J
E. 量子数与电子云的关系 n ：决定电子云的大小 l ：描述电子云的形状
m ：描述电子云的伸展方向 2) 核外电子排布
轨道：与氢原子类似，其电子运动状态可描述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s„
能量：与氢原子不同, 能量不仅与n 有关, 也与l 有关; 在外加场的作用下, 还与m 有关。 （1）当角量子数l 相同时，随主量子数n 的增大，轨道能量升高。 E
1s
2s
（2）当主量子数n 相同时，随角量子数l 的增大，轨道能量升高。
n s n p n d n f
（3）当主量子数和角量子数都不同时，有时出现能级交错现象。
E 3s
E E E E
E 4s
3) 前36号元素的电子排布
,
E 4d
- 11 -
4) 影响晶格能的因素
5) 成键三原则：
①对称性匹配；②能量相近；③最大重叠
6) 价层电子对数(VP) = 孤电子对数（n ）+ 配位数(m) - 12 -