《无机及分析化学复习知识点大一要点》由会员分享，可在线阅读，更多相关《无机及分析化学复习知识点大一要点（10页珍藏版）》请在装配图网上搜索。
1、无机化学及分析化学总结第一章 绪论l 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l 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。l 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l 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l 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l 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
2、算出数据的平均值、平均偏差与标准偏差等；复习p12例题l 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 21.09 mL 分析天平读数 0.2080 g 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
3、、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数学表达式U = Q + W)DrHqm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DrHqm：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DfHqm：在温度及标准态下，由参考状态单质生成1mol物质的标准摩尔反应焓变即为物质在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DfHqm计算DrHqm， DrHqmDrHqm (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
4、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： DS 0；如果气体分子数减少，DS 0 自发过程；S(孤) =0 平衡状态；S(孤)0 非自发
5、过程l 判断反应方向的判据是G(适用条件：恒温恒压只做体积功)：G 0 非自发过程；G = 0 平衡状态l H、S对反应自发性的影响（G =H- TS）H0,则G0, S0,任意温度下均非自发H0, S0,则高温下G0，即高温自发，低温非自发H0,则高温下G0, 低温下G0，即高温自发，低温非自发rGqm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fGqm,B 数据，该方法只能计算298.15K时的rGqm)(2)任意温度下的rGqm可按吉布斯亥姆霍兹公式近似计算rGqm(T)rHqm (298.15K)-TrSqm(298.15K) (rHqmKJmol-1, rSqm
6、Jmol-1K-1注意单位换算)l 反应自发进行的温度范围的计算rGqm(T)rHqm (298.15K)-TrSqm(298.15K) rHqm (298.15K)-TrSqm(298.15K)0 (反应自发)rHqm (298.15K)和rHqm (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l 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l 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）l 质量作用定律（只适用于基
7、元反应）、速率方程、反应级数l 影响反应速率的因素（1）内因：反应的活化能大小；（2）外因：浓度、温度、催化剂（不要求计算）l 标准平衡常数 K(1) K表达式的书写溶液用相对平衡浓度表示，即平衡浓度除以c (1 molL-1)气体用相对平衡分压表示，即平衡分压除以p (100 kPa),标准平衡常数是量纲为1的量。复相反应中，固体、纯液体和溶剂不写入式中，即用“1”表示（2）K的求算：a通过表达式求得；b由求得(1) 此式把动力学与热力学联系起来，只要知道了某温度下反应的标准摩尔吉布斯函数变 ，就可以求出反应的标准平衡常数K。(2) 值愈小（越负），则K值愈大，反应达到平衡时进行得愈完全。非
8、标态下化学反应方向的判据为：当 QK rGm K rGm 0 反应正向非自发多重平衡规则若干反应方程式相加（减）所得到的反应的平衡常数为这些反应的平衡常数之积（商）。反应1=反应2+反应3 ；反应1=反应2-反应3 反应1=m反应2 化学平衡的移动(吕.查德里原理)1.浓度(分压) 、总压力对化学平衡的影响（此时温度不变，因而K为定值）2.温度对化学平衡的影响(影响K)升高温度，平衡向吸热反应方向移动，降低温度，平衡向放热反应方向移动，有关化学平衡的计算1.写出反应方程式；2.找出各物质的初始浓度(分压)；3.设定未知数表示出各物质的平衡浓度(分压)4.表示出平衡常数(标准平衡常数或实验平衡常
9、数) 得到方程5.求解方程解出未知数（p87例4-10）第五章 四个量子数的取值及物理意义（1）主量子数n:取值:1,2,3,n等正整数。描述原子中电子(出现概率最大区域)离核的远近，n越大，电子(出现概率最大区域)离核的距离越远， 能量越高，同时n决定电子层 （2）角量子数l：0 1 2 3 n-1物理意义1：决定波函数角度分布图和电子云角度分布图的形状物理意义2：在多电子原子中与主量子数n一起决定电子的能量n相同，l越大能级越高 EnsEnp7.00弱碱的滴定：化学计量时产物为该弱碱的共轭酸，,则pH V2 组成为NaOH + Na2CO3；V1 ,电动势 ， E E 反应逆向进行氧化还原
10、反应的平衡常数的计算n-反应中转移的电子数 氧化还原滴定法KMnO4的自动催化反应、诱导反应氧化还原滴定突跃：化学计量点前后0.1%范围内滴定剂和待测物两个氧化还原电对的电势的急剧变化影响氧化还原滴定突跃范围的因素：氧化还原滴定中影响电势突跃的主要因素是反应完全程度，即是两个电对的条件电极电势差，两个电对的条件电极电势差越大，反应越完全。氧化还原滴定法中的指示剂：自身指示剂(KMnO4)、特殊指示剂 (淀粉)、氧化还原指示剂氧化还原指示剂的变色原理和变色范围及选择(与酸碱指示剂相似)氧化还原指示剂指示剂的变色区间全部或部分存在于突跃区间内。由于指示剂的变色区间很小, 常直接用指示剂的条件电位来进行选择常用的氧化还原滴定法:碘量法（直接碘量法、间接碘量法、淀粉指示剂加入的时机）碘量法指示剂加入的时机：1.直接碘量法：滴定开始即加入淀粉，终点: 出现蓝色2.间接碘量法：接近终点(浅黄色)时加入淀粉，终点: 蓝色消失祝同学们考试成功!
无机及分析化学复习知识点大一要点
