无机及分析化学复习-大一汇总.doc

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：S>0；如果气体分子数减少，S<0。
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)：
ΔG<0自发过程；ΔG>0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）
ΔH<0,ΔS>0,则ΔG<0,任意温度下均自发
ΔH>0,ΔS<0,则ΔG>0,任意温度下均非自发
ΔH>0,ΔS>0,则高温下ΔG<0,低温下ΔG>0，即高温自发，低温非自发
ΔH<0,ΔS>0,则高温下ΔG>0,低温下ΔG<0，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298.15K时的ΔfGm,B数据，该方法只能计算298.15K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）
质量作用定律（只适用于基元反应）、速率方程、反应级数
影响反应速率的因素
（1）内因：反应