海文专业课基础课程讲义
小。
电负性：原子在分子中吸引电子能力的相对大小。电负性越小，金属性越强，非金属性越弱。同周期从左到右，电负性增加，同主族至上而下，电负性依次减小。F的电负性最大。 4.化合物与化学键
离子键：（形成离子化合物）正离子和负离子之间靠静电吸引所形成的化学键。（没有方向性和饱和性）离子的电荷越高，或核间距越小，离子间的引力越强，离子键的强度越大。
共价键：（形成共价化合物）原子与原子之间由共用电子对所产生的化学结合力。（有方向性和饱和性） 价键理论（了解）
共价键类型：σ键（头碰头，单键） π键（肩并肩，双键中除σ键还有π键） 键参数：键长
键角 了解 键能
键的极性：极性键，形成共价键的对象的两种元素的电负性有差别，差别越大，键的极性越大。形成极性分子。分子极性的大小用偶极矩表示。
非极性键，形成共价键的对象的两种元素的电负性完全相同。形成非极性分子。 5.杂化轨道理论
理论要点：⑴某原子成键时，在键合原子的作用下，若干个能级相近的原子轨道改变原来的状态， 混合起来重新组合成一组新轨道，这一过程为“杂化”，形成的新轨道为“杂化轨道”。 ⑵杂化轨道的书目等于参加杂化的原子轨道数目。杂化轨道的类型随原子轨道的种类 和数目不同而不同。
⑶杂化轨道的成键能力比原来原子轨道的城建能力强。 ⑷杂化轨道成键时，要满足化学键间斥力最小原则。 杂化类型：注重实例
sp杂化：由一个ns轨道和一个np轨道进行杂化，形成两个等同的杂化轨道。空间构 型为直线型，键角180°。
sp2杂化：由一个ns轨道和两个np轨道进行杂化，形成三个等同的sp2杂化轨道。空 间构型为平面三角型，键角为120°。
sp3杂化：由一个ns轨道和三个np轨道进行杂化，形成四个等同的sp3杂化轨道。空
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间构型为正四面体型。
等性杂化（以上的杂化）与不等性杂化（杂化轨道的形状和能量不完全相同，例如有孤对电子） 6.分子间力和氢键
分子间力：取向力（极性分子之间的定向吸引力，静电引力）
诱导力（诱导偶极与固有偶极间的作用力，静电引力；存在于极性分子和极性分子间，极性分子和非极性分子间。）
色散力 （由瞬时偶极所引起的分子间的极化作用力，普遍存在于各种分子和原子之间） 氢键：形成条件：有一个与电负性很强而半径很小的X原子形成共价键的H原子；有另一个电负性大、半径小、且具有孤电子对的Y原子。 类型：分子内氢键、分子间氢键
对化合物性质的影响（记住实例，解释现象）：熔点与沸点与同族氢化物相比，反常的高；在极性溶剂中，如溶质分子和溶剂分子间形成氢键，溶解度增大；液体分子之间形成氢键，黏度增大；分子晶体中有氢键，硬度增大；还能使溶液酸度变大（HF）。
第五章 化学分析
（一）基本理论、概念、方法 1.误差理论
分类：系统误差：由于某些固定的原因所造成的误差。可以减小或校正，如对照试验、空白试验、仪器校正、减小测量误差。
种类：方法误差、仪器和试剂误差、操作误差。
偶然误差：由某些随机的偶然原因造成的误差。多次测量可减小随机误差。
表示方法：准确度：测量值与真实值的接近程度。用误差（绝对误差、相对误差）衡量。 精密度：多次重复测定同一样品所得的各个测定值间的相互接近程度。用偏差衡量。 关系：准确度高，精密度高；精密度高，准确度不一定高。 2.有效数字：概念与运算规则
注意的问题：“0”的判断；pH、pM、lgK等对数值的有效数字的判断。 3.滴定分析基本概念：
滴定反应的要求：反应必须定量完成且无副反应；反应必须迅速且完全；有适当的、简单可靠的方法确定滴定终点。
滴定方式：直接滴定、间接滴定、反滴定 基准物质：能够直接用于配制标准溶液的物质。
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条件：稳定性高、纯度高、物质组成与化学式相符、滴定反应无副反应、摩尔质量较大。 滴定反应的计算：浓度根据滴定反应的方程式计算。 滴定方法：酸碱滴定、沉淀滴定、配位滴定、氧化还原滴定 滴定反应平衡常数的计算、准确滴定的条件、滴定终点的确定
第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法
（一）基础理论及相关计算 1.酸碱质子理论
酸：凡是能给出质子的物质； 碱：凡是能接受质子的物质。
，表示酸或碱的强 平衡常数：酸碱电离反应的平衡常数，K a（酸的解离常数）K b（碱的接力常数）度。 2.酸碱平衡
影响酸碱平衡的因素：稀释作用 同离子效应
酸度对弱酸（碱）型体分布的影响（分布分数，掌握一元弱酸的计算） 3.质子条件的书写：得质子后产物与失质子后产物的质子得失的量相等。
步骤：以水溶液中大量存在并参与了质子转移的物质为零水准，分别写出它们质子 转移情况，再进行加和，得出PBE式。
4.缓冲溶液：能够抵抗少量外加的酸、碱或适量的稀释儿保持酸度基本不变的溶液。
常用：弱酸弱碱盐 （还有强酸或强碱溶液、由弱的共轭酸碱对组成的体系） pH值计算：pH = pKa + lg（c碱/c酸）
5.指示剂：利用本身颜色改变来指示溶液pH变化的物质。（了解变色原理） 常用：酚酞、甲基橙、甲基红（掌握变色范围和颜色变化） pH = pK In ±1 指示剂的理论变色范围 pH = pK In 指示剂的理论变色点 （二）酸碱滴定计算及相关问题 1.溶液酸碱度的计算：
一元弱酸最简式：[ H + ] = (Ka*c)1/2 (使用条件：c HA Ka ≥ 20 Kw ,c/Ka ≥500)
两性物质----酸式盐最简式：[ H + ] = (KaKb)1/2 （使用条件：cKa2 > 20Kw c > 20Ka1 ） 2.直接准确滴定的条件：
一无弱酸（碱）： cKa(b) >10-8
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多元弱酸（碱）能否分部滴定：
cKa1>10-8 可以分步准确滴定至第一化学计量点
cKa2>10-8 也可以分步准确滴定至第二化学计量点 Ka1/Ka2>104 可分级滴定，也可以滴总量
第七章 沉淀溶解平衡与沉淀滴定法
（一）基础知识 1.溶度积常数：
Ksp= [c(An+)/c] m [c(B m- )/c] n 在一定温度下，某一物质的溶度积为一常数。
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溶度积（离子的乘积）与溶解度（以分子为单位） AB型： S = (Ksp)1/2 AB2型：S = (Ksp/4)1/3
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2.溶度积原理：
比较Ksp与Q（离子积，难溶电解质离子浓度乘积）判断沉淀的生成与溶解 Q = Ksp 饱和溶液，达平衡状态；
Q < Ksp 不饱和溶液，无沉淀析出，若体系中尚有沉淀存在，沉淀溶解，直至饱和； Q > Ksp
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过饱和溶液，有沉淀析出，直至饱和为止。
3.分步沉淀：由于难溶电解质的溶解度不同，加入沉淀剂后溶液中发生先后沉淀的现象。
4.沉淀转化：在含有沉淀的溶液中，加入适当试剂，使沉淀转化为另一种更难溶的电解质的过程。 （二）沉淀滴定法
1.概念：基于沉淀反应的滴定分析方法。 2.应用（银量法）：
莫尔法：指示剂：K2CrO4 滴定用标准溶液：AgNO3
反应：Ag+ + Cl- = AgCl（白色） Ag+ + CrO42- = Ag2CrO4（砖红色） 指示终点：生成砖红色沉淀。 注意应用此法的条件。 佛尔哈德法：指示剂：铁铵矾
滴定用标准溶液：NH4SCN
直接滴定反应：Ag+ + SCN- = AgSCN（白色）
Fe3+ + SCN- = Fe(SCN)2+ （红色）
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返滴定反应：Ag+(过量) + X- =AgX + Ag+
Ag + + SCN - = AgSCN（白色）
3+
+ SCN - = Fe(SCN)2+ （红色） Fe
注意减小误差的措施、滴定条件和应用范围。
法扬斯法：指示剂：吸附指示剂（利用体系中过量离子对指示剂的选择性吸附指示终点）
第八章 氧化还原反应和氧化还原滴定法
（一）基础概念
1.氧化还原反应：化学反应中，反应前后元素的氧化数发生了变化的反应。 氧化数：某元素一个原子的表观电荷数。存在分数，计算方法与化合价基本一致。 氧化与还原： 氧化态、还原态：
氧化还原电对：一个还原型物质（电子给体）和与它相对应的氧化型物质（电子受体）组成一个氧化还原点对。 2.电池：
原电池：利用自发的氧化还原反应产生电流的装置，使化学能转化为电能。 负极：输出电子，发生氧化反应； 正极：输入电子，发生还原反应。
标准氢电极：在任何温度下电极电势的值为零。（电极的绝对电势无法测量，以标准氢电极为参考基准。） 标准电极电势：参加电极反应的物质处于标准态（组成电极的离子浓度为1mol/kg，气体分压为10Pa，液体或固体都是纯净物质），这使得电极称标准电极，对应的电动势为标准电极电势。表示：ψ
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标准电池电动势：两个电极都是标准电极，则电池为标准电池，对应的电动势为标准电池电动势。表示：E （E =ψ+ - ψ-） （二）相关计算
1.与热力学相关联的计算
△rGm = -nEF = -nF(ψ+ - ψ-) (非标准状态，只去掉“标准”符号即可) E>0，正反应能自发进行； E<0, 逆反应能自发进行。 判断氧化反应进行的程度： E = (2.303RT/nF)lgK
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lgK= [n(ψ+ - ψ-)]/0.0592 K值越大，反应越完全。
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【315化学(农)】【海文专业课考研辅导资料】2013也可以用
