無機及分析化學復習知識點 大一要點

1、無機化學及分析化學總結第一章 緒論l 系統(tǒng)誤差：由固定因素引起的誤差，具有單向性、重現(xiàn)性、可校正l 偶然誤差：隨機的偶然因素引起的誤差， 大小正負難以確定，不可校正，無法避免，服從統(tǒng)計規(guī)律（1）絕對值相同的正負誤差出現(xiàn)的概率相等（2）大誤差出現(xiàn)的概率小，小誤差出現(xiàn)的概率大。l 準確度: 在一定測量精度的條件下分析結果與真值的接近程度，用誤差衡量l 精密度(precision):多次重復測定某一量時所得測量 值的離散程度。用偏差衡量l 準確度與精密度的關系：精密度好是準確度好的前提；精密度好不一定準確度高l 測定結果的數(shù)據(jù)處理(1)對于偏差較大的可疑數(shù)據(jù)按q檢驗法進行檢驗，決定其取舍；(2) 計

2、算出數(shù)據(jù)的平均值、平均偏差與標準偏差等；復習p12例題l 有效數(shù)字及其計算規(guī)則有效數(shù)字:實際能測得的數(shù)據(jù)，其最后一位是可疑的。對于可疑數(shù)字一般認為有1的誤差例： 滴定管讀數(shù) 21.09 ml 分析天平讀數(shù) 0.2080 g 最后一位為可疑值注意: (1) “0”的作用：有效數(shù)字（在數(shù)字的中間或后面）定位作用（在數(shù)字的前面）(2)對數(shù)值(ph、poh、pm、pk等)有效數(shù)字的位數(shù)取決于小數(shù)部分的位數(shù)。計算規(guī)則：(1) 加減法:計算結果小數(shù)點后的位數(shù)與小數(shù)點后位數(shù)最少的數(shù)據(jù)一樣。(2)乘除法（乘方、開方、對數(shù)）計算結果的有效位數(shù)與有效位數(shù)最少的數(shù)據(jù)一樣。第三章 化學熱力學初步基本概念：化學反應進度

3、、體系與環(huán)境、狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)(狀態(tài)函數(shù)的特征)、熱與功(熱與功的符號、體積功的計算)、內能和熱力學第一定律(熱力學定律第一定律數(shù)學表達式u = q + w)drhqm的計算rhm：摩爾反應焓變，對于給定的化學反應,反應進度為1mol時的反應熱drhqm：化學反應中，任何物質均處于標準狀態(tài)下，該反應的摩爾反應焓變dfhqm：在溫度及標準態(tài)下，由參考狀態(tài)單質生成1mol物質的標準摩爾反應焓變即為物質在溫度下的標準摩爾生成焓。參考狀態(tài)單質的標準生成焓為零。1.利用dfhqm計算drhqm， drhqmdrhqm (298.15k)；2.蓋斯定律：在恒容或恒壓同時只做體積功的情況下，任一化學反應，不論

4、是一步完成的，還是分幾步完成的，其化學反應的熱效應總是相同的，即化學反應熱效應只與始、終狀態(tài)有關而與具體途徑無關。根據(jù)蓋斯定律若化學反應可以加和，則其反應熱也可以加和。反應的方向熱力學中，有兩條重要的自然規(guī)律控制著所有物質系統(tǒng)的變化方向(1)從過程的能量變化來看，物質系統(tǒng)傾向于取得最低能量狀態(tài)；(2)從系統(tǒng)中質點分布和運動狀態(tài)來分析，物質系統(tǒng)傾向于取得最大混亂度。熱力學中，體系的混亂度用熵來量度的。符號:s對于物理或化學變化而論，幾乎沒有例外:一個導致氣體分子數(shù)增加的過程或反應總伴隨著熵值增大，即： ds 0；如果氣體分子數(shù)減少，ds 0 自發(fā)過程；s(孤) =0 平衡狀態(tài)；s(孤)0 非自發(fā)

5、過程l 判斷反應方向的判據(jù)是g(適用條件：恒溫恒壓只做體積功)：g 0 非自發(fā)過程；g = 0 平衡狀態(tài)l h、s對反應自發(fā)性的影響（g =h- ts）h0,則g0, s0,任意溫度下均非自發(fā)h0, s0,則高溫下g0，即高溫自發(fā)，低溫非自發(fā)h0,則高溫下g0, 低溫下g0，即高溫自發(fā)，低溫非自發(fā)rgqm的計算(1)利用標準摩爾生成吉布斯函數(shù)計算(只有298.15k時的fgqm,b 數(shù)據(jù)，該方法只能計算298.15k時的rgqm)(2)任意溫度下的rgqm可按吉布斯亥姆霍茲公式近似計算rgqm(t)rhqm (298.15k)-trsqm(298.15k) (rhqmkjmol-1, rsqm

6、jmol-1k-1注意單位換算)l 反應自發(fā)進行的溫度范圍的計算rgqm(t)rhqm (298.15k)-trsqm(298.15k) rhqm (298.15k)-trsqm(298.15k)0 (反應自發(fā))rhqm (298.15k)和rhqm (298.15k)可以通過熱力學數(shù)據(jù)算出，從而可求出自發(fā)進行的溫度范圍。（p58例3-7）第四章 化學反應速率和化學平衡化學反應速率l 化學反應速率的表示方法（濃度隨時間的變化）瞬時速率、平均速率l 化學反應速率理論（碰撞理論、過渡狀態(tài)理論）活化分子、活化能（能用化學反應速率理論解釋濃度、溫度、催化劑對反應速率的影響）l 質量作用定律（只適用于基

7、元反應）、速率方程、反應級數(shù)l 影響反應速率的因素（1）內因：反應的活化能大小；（2）外因：濃度、溫度、催化劑（不要求計算）l 標準平衡常數(shù) k(1) k表達式的書寫溶液用相對平衡濃度表示，即平衡濃度除以c (1 moll-1)氣體用相對平衡分壓表示，即平衡分壓除以p (100 kpa),標準平衡常數(shù)是量綱為1的量。復相反應中，固體、純液體和溶劑不寫入式中，即用“1”表示（2）k的求算：a通過表達式求得；b由求得(1) 此式把動力學與熱力學聯(lián)系起來，只要知道了某溫度下反應的標準摩爾吉布斯函數(shù)變 ，就可以求出反應的標準平衡常數(shù)k。(2) 值愈小（越負），則k值愈大，反應達到平衡時進行得愈完全。非

8、標態(tài)下化學反應方向的判據(jù)為：當 qk rgm k rgm 0 反應正向非自發(fā)多重平衡規(guī)則若干反應方程式相加（減）所得到的反應的平衡常數(shù)為這些反應的平衡常數(shù)之積（商）。反應1=反應2+反應3 ；反應1=反應2-反應3 反應1=m反應2 化學平衡的移動(呂.查德里原理)1.濃度(分壓) 、總壓力對化學平衡的影響（此時溫度不變，因而k為定值）2.溫度對化學平衡的影響(影響k)升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，降低溫度，平衡向放熱反應方向移動，有關化學平衡的計算1.寫出反應方程式；2.找出各物質的初始濃度(分壓)；3.設定未知數(shù)表示出各物質的平衡濃度(分壓)4.表示出平衡常數(shù)(標準平衡常數(shù)或實驗平衡常

9、數(shù)) 得到方程5.求解方程解出未知數(shù)（p87例4-10）第五章 四個量子數(shù)的取值及物理意義（1）主量子數(shù)n:取值:1,2,3,n等正整數(shù)。描述原子中電子(出現(xiàn)概率最大區(qū)域)離核的遠近，n越大，電子(出現(xiàn)概率最大區(qū)域)離核的距離越遠， 能量越高，同時n決定電子層 （2）角量子數(shù)l：0 1 2 3 n-1物理意義1：決定波函數(shù)角度分布圖和電子云角度分布圖的形狀物理意義2：在多電子原子中與主量子數(shù)n一起決定電子的能量n相同，l越大能級越高 ensenp7.00弱堿的滴定：化學計量時產物為該弱堿的共軛酸，,則ph v2 組成為naoh + na2co3；v1 ,電動勢 ， e e 反應逆向進行氧化還原反應的平衡常數(shù)的計算n-反應中轉移的電子數(shù) 氧化還原滴定法kmno4的自動催化反應、誘導反應氧化還原滴定突躍：化學計量點前后0.1%范圍內滴定劑和待測物兩個氧化還原電對的電勢的急劇變化影響氧化還原滴定突躍范圍的因素：氧化還原滴定中影響電勢突躍的主要因素是反應完全程度，即是兩個電對的條件電極電勢差，兩個電對的條件電極電勢差越大，反應越完全。氧化還原滴定法中的指示劑：自身指示劑(kmno4)、特殊指示劑 (淀粉)、氧化還原指示劑氧化還原指示劑的變色原理和變色范圍及選擇(與酸堿指示劑相似)氧化還原指示劑指示劑的變色區(qū)間全部或部分