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【315化学(农)】【海文专业课考研辅导资料】2013也可以用

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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

θ θθ

θ

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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