无机及分析化学复习-大一汇总.doc

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无机化学及分析化学总结

第一章绪论

系统误差：由固定因素引起的误差，具有单向性、重现性、可校正

偶然误差：随机的偶然因素引起的误差，大小正负难以确定，不可校正，无法避免，服从统计规律

（1）绝对值相同的正负误差出现的概率相等

（2）大误差出现的概率小，小误差出现的概率大。

准确度:在一定测量精度的条件下分析结果与真值的接近程度，用误差衡量

精密度(precision):多次重复测定某一量时所得测量值的离散程度。用偏差衡量

准确度与精密度的关系：精密度好是准确度好的前提；精密度好不一定准确度高

测定结果的数据处理

(1)对于偏差较大的可疑数据按Q检验法进行检验，决定其取舍；

(2)计算出数据的平均值、平均偏差与标准偏差等；复习p12例题

有效数字及其计算规则

有效数字:实际能测得的数据，其最后一位是可疑的。对于可疑数字一般认为有±1的误差

例：滴定管读数21.09mL分析天平读数0.2080g最后一位为可疑值

注意:(1)“0”的作用：有效数字（在数字的中间或后面）定位作用（在数字的前面）

(2)对数值(pH、pOH、pM、pK等)有效数字的位数取决于小数部分的位数。

计算规则：(1)加减法:计算结果小数点后的位数与小数点后位数最少的数据一样。

(2)乘除法（乘方、开方、对数）计算结果的有效位数与有效位数最少的数据一样。

第三章化学热力学初步

基本概念：化学反应进度、体系与环境、状态与状态函数(状态函数的特征)、热与功(热与功的符号、体积功的计算)、内能和热力学第一定律(热力学定律第一定律表达式ΔU=Q+W)

?rH?m的计算：

△rHm：摩尔反应焓变，对于给定的化学反应,反应进度为1mol时的反应热

?rH?m：化学反应中，任何物质均处于标准状态下，该反应的摩尔反应焓变

?fH?m：在温度Ｔ及标准态下，由参考状态单质生成1mol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。参考状态单质的标准生成焓为零。

1.利用?fH?m计算?rH?m

，?rH?m≈?rH?m(298.15K)；

2.盖斯定律：在恒容或恒压同时只做体积功的情况下，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。根据盖斯定律若化学反应可以加和，则其反应热也可以加和。

反应的方向：

热力学中，有两条重要的自然规律控制着所有物质系统的变化方向

(1)从过程的能量变化来看，物质系统倾向于取得最低能量状态；(2)从系统中质点分布和运动状态来分析，物质系统倾向于取得最大混乱度。

热力学中，体系的混乱度用熵来量度的。符号:S

对于物理或化学变化而论，几乎没有例外:一个导致气体分子数增加的过程或反应总伴随着熵值增大，即：?S0；如果气体分子数减少，?S0。

标准摩尔反应熵变的计算：,

?rS?m≈?rS?m(298.15K)

用熵变判断反应自发性的标准是,对于孤立系统:

ΔS(孤)0自发过程；ΔS(孤)=0平衡状态；ΔS(孤)0非自发过程

判断反应方向的判据是ΔG(适用条件：恒温恒压只做体积功)：

ΔG0自发过程；ΔG0非自发过程；ΔG=0平衡状态

ΔH、ΔS对反应自发性的影响（ΔG=ΔH-TΔS）

ΔH0,ΔS0,则ΔG0,任意温度下均自发

ΔH0,ΔS0,则ΔG0,任意温度下均非自发

ΔH0,ΔS0,则高温下ΔG0,低温下ΔG0，即高温自发，低温非自发

ΔH0,ΔS0,则高温下ΔG0,低温下ΔG0，即高温自发，低温非自发

ΔrG?m的计算：

(1)利用标准摩尔生成吉布斯函数计算

(只有时的ΔfG?m,B数据，该方法只能计算时的ΔrG?m)

(2)任意温度下的ΔrG?m可按吉布斯——亥姆霍兹公式近似计算

ΔrG?m(T)≈ΔrH?m(298.15K)-TΔrS?m(298.15K)(ΔrH?m—KJ·mol-1,ΔrS?m—J·mol-1·K-1注意单位换算)

反应自发进行的温度范围的计算

ΔrG?m(T)≈ΔrH?m(298.15K)-TΔrS?m(298.15K)

ΔrH?m(298.15K)-TΔrS?m(298.15K)0(反应自发)

ΔrH?m(298.15K)和ΔrH?m(298.15K)可以通过热力学数据算出，从而可求出自发进行的温度范围。（p58例3-7）

第四章化学反应速率和化学平衡化学反应速率

化学反应速率的表示方法（浓度随时间的变化）瞬时速率、平均速率

化学反应速率理论（碰撞理论、过渡状态理论）

活化分子、活化能（能用化学反应速率理论解释浓度、温度、催化剂对反应速率的影响）

质量作用定