第三部分 分章节详解
无机及分析化学
第一章 分散体系
（一） 章节框架
分散系 低分子或离子分散系（溶液）：
基本概念及公式：摩尔、物质的量浓度、质量摩尔浓度、摩尔分数、质量分数； 依数性（稀溶液）：蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降、渗透压
胶体分散系
溶胶的性质 溶胶的稳定性和凝结
粗分散系（悬浊液、乳浊液）
（二） 基本理论、概念、方法
1.溶液：分散质以小分子、离子和原子为质点均匀的分散在分散剂中所形成的分散系，成为溶液。 物质的量浓度：c = n/V = (m/M)/V
质量摩尔浓度：b = n(B)/m(A) = m(B)/M(B)m(A) 摩尔分数：x(B) = n(B)/n（总）
质量分数：w = m(B)/m(溶液)
2.溶液的依数性（重点，注意实际应用）
与溶质粒子数目多少有关，与溶质本身的性质无关。适用于难挥发非电解质稀溶液。
溶液的蒸气压下降：在同一温度下，溶液的蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压。浓度越大，蒸气压下降越多。拉乌尔定律 溶液的沸点升高 溶液的凝固点下降 渗透压（应用） 3.溶胶（重点）
吸附作用（胶团带电的原因之一，另一个原因是解离作用） 溶胶的性质：光学性质（丁达尔现象） 动力学性质（布朗运动） 电学性质（电泳、电渗）
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胶团结构（扩散双电层结构）：胶团 胶粒 校核：电位粒子 反粒子 吸附层 扩散层 会书写书上给出例子的胶团的结构 溶胶的稳定性和凝结
溶胶稳定的原因：布朗运动、同种电荷相互排斥、溶剂化作用
溶胶凝结的因素：浓度过大、温度过高、加入电解质（最重要原因，掌握实例）
第二章 化学热力学基础
（一）章节框架 基本概念
基本热力学函数（状态函数）：U（内能），ΔU（体系热力学能的变化），H（焓），S（熵），
G（自由能）
三大基本定律（热力学第一、二、三定律）
第一定律（能量守恒定律）：能量既不会凭空产生，也不会凭空消灭，它只能从一种形式
转化为其他形式，或者从一个物体转移到另一个物体，在转化或转移的过程中，能量的总量不变。公式表示：ΔU = Q+ W ΔH=ΔU+Δ(PV)
第二定律：热不可能自发地、不付代价地从低温物体传到高温物体(不可能使热量由低温
物体传递到高温物体，而不引起其他变化)。（孤立体系中，变化总是向熵增加的方向进行。）
第三定律：在热力学温度零度（即T=0K）时，一切完美晶体的熵值等于零。
三个内容：计算化学反应热、判断化学变化的方向和限度、有关化学平衡的计算 1.定容热 QV =ΔU 定压热 QP = ΔH ΔH = ΔU+Δ(PV)
2.盖斯定律：一个反应，在定压或定容条件下，不论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。适用于任何状态函数。
对于任何一个化学反应：ΔrHm=νΔfHm（生成物）- νΔfHm（反应物） 3.判断反应自发程度：ΔG=ΔH-TΔS ΔG>0：非自发过程，其逆过程可自发进行； ΔG=0：平衡状态；
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θ
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ΔG<0：自发过程
热力学方法的研究特点：研究大量质点（分子、原子）组成的宏观体系，根据体系的宏观性质进行计算。
（二） 理论、概念与公式
1.基本概念：
体系与环境（敞开、封闭、孤立）
状态和状态函数：只与状态有关的函数，状态函数的改变只与始态和终态有关，与变化途径无关。 过程和途径（定温、定压、定容、绝热、循环过程）
放热过程：Q<0；吸热过程：Q>0；体系对环境做功：W <0；环境对体系做功：W >0； 反应进度：ξ= △n(B)/ν(B) 化学方程式的写法不同，ξ不同。 物质的标准状态：一定温度、标准压力
标准摩尔生成焓ΔfHm标准摩尔熵Sm
θ
θ
标准摩尔熵变ΔrSm
θ
标准摩尔生成自由能ΔfGm
θ
符号说明：下标f代表“生成”，下标r代表“反映”，上标θ代表“标准” 2.计算公式
定容热 QV =ΔU 定压热 QP = ΔH ΔH = ΔU+Δ(PV)
ΔrHm= ∑νΔ f Hm（生成物）- ∑νΔ f Hm（反应物）
θ
θ
θ
ΔrSmθ= ∑νΔ f Smθ（生成物）- ∑νΔ f Smθ（反应物）
ΔG=ΔH-TΔS ΔG>0：非自发过程，其逆过程可自发进行； ΔG=0：平衡状态； ΔG<0：自发过程
第三章 化学反应速率和化学平衡
基本理论、概念、方法 1.基本概念：
化学反应速率：v = dc(B)/ν(B)*dt
基元反应：由反应物分子（离子、原子、自由基等）直接作用而生成新物质的反应。
质量作用定律：对于基元反应，在一定温度下，反应速率与反应物浓度系数次方的乘积成正比。
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（注意：ln=2.303 lg）
a A+d D = g G+h H v(B) = k ca (A) cd (D)
反应级数：反应级数等于全部反应物级数的加和。（对于多数能用反应物浓度一定次方乘积表示速率的反应）
对于基元反应，反应物的级数与其计量系数一致。 2.影响反应速率的因素：
浓度：增大浓度，反应速率加大。 温度：升高温度，反应的速率常数k增大。 阿伦尼乌斯公式 ln k = (-Ea/R)(1/T) + C k = A e
–Ea/RT
ln( k2 / k1) = ( Ea /2.303R)( T2-T1/T1T2) （注意：ln=2.303 lg） Ea为活化能 (活化理论) 了解碰撞理论
催化剂：正催化剂（加快反应速率）；负催化剂（减慢反应速率）
催化剂不改变反应的热力学状态，不影响化学平衡，改变反应活化能。 3.化学平衡
可逆反应：在一定条件下，既能正向进行，又能逆向进行的反应。
化学平衡：在一定条件下，正、逆两反应速率相等时，反应物和生成物的浓度或分压不再随时间改变时，这种状态称为化学平衡。
标准平衡常数：某一可逆反应在一定温度下达到平衡时的标准平衡常数。表示反应进行的程度。 K= Π[c(B)/c]
θ
θ
θυ(B)
（若为气体反应，用相对分压表示）
Δr G m= -RT lnK
θ
Δr G m = 2.303 RT lg(Q/K) ：Q< K, Δr G m < 0, 平衡正向移动； Q= K, Δr G m = 0, 反应达到平衡状态； Q> K, Δr G m > 0, 平衡逆向移动； K在酸碱平衡中对应Ka或Kb； 沉淀溶解平衡中对应Ksp； 4.影响化学平衡的因素
浓度：改变Q。增大反应物或减小产物浓度，正向移动；减小反应物或增大产物浓度，反向移动。 压力：改变Q。对有气体参加或生成气体的反应有影响。体系压力改变，平衡移动。 温度：改变K。Van’t Hoff方程：lg(K1/ K2) = (ΔrHm/2.303R)(T2-T1/T1T2)
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θ
θ
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θθ
θθ
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第四章 物质结构
（一）章节框架
（二）理论与概念（注重实例） 1.四个量子数：
主量子数n：取值正整数；决定核外电子的能量和电子离核平均距离的参数。n越大，电子离核越远，能量越高。
角量子数l：取值0到（n-1）的正整数；确定原子轨道或电子云的形状。对应电子亚层。
磁量子数m：取值0，±1，±2，……，±l，共有2l+1个值；决定原子轨道在磁场中的分裂，在空间伸展的方向。
自旋量子数m s ：m s =±1/2；表示电子的两种不同的自旋运动状态。 2.核外电子排布规律：
泡利不相容原理：每个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反。
能量最低原理：在不违背泡利不相容原理的前提下，电子总是尽先占据能量最低的轨道。
洪德规则：电子在同一个亚层的等价轨道上排布时，总是尽可能分占不同的轨道，并且自旋方向相同。（电子处于全充满、半充满和全空时，原子的能量较低，体系稳定。） 根据以上原则排布原子的核外电子 3.周期性
原子半径：同一周期从左到右原子半径逐渐减小，同一主族，从上到下原子的电子层增加，原子半径依次增大；
电离能：同一原子的各级电离能：I1 < I2 < I3 < I4……，一般用第一电离能来衡量。
同一周期元素院子的第一电离能从左到右总的趋势是逐渐增大，某些元素具有全充满和半充满的电子结构，稳定性高，第一电离能比左右都大。同一主族，元素原子的第一电离能从上至下总的趋势减
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315化学（农）海文专业课考研辅导资料2013也可以用
