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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 21.09 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、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W??p??V)、内能和热力学第一定律(热力学定律第一定律数学表达式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(298.15K)???B?fHm.B(298.15K)， ?rHm≈?rHm (298.15K)；
B2.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。
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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：?rSm(298.15K)????SB?Bm.B(298.15K),
?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
???rG?m(298.15K)???B?fGm.B(298.15K)(只有298.15K时的ΔfGm,B 数据，该方法只能
B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：反应的活化能大小；（2）外因：浓度、温度、催化剂（不要求计算） ? 标准平衡常数 Kθ
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(1) Kθ表达式的书写 溶液用相对平衡浓度表示，
cB即平衡浓度除以cθ (1 mol?L?1) ?cpB即平衡分压除以pθ (100 kPa),标准平衡常数是量纲为1的量。?p气体用相对平衡分压表示，
复相反应中，固体、纯液体和溶剂不写入式中，即用“1”表示
θθ（2）Kθ的求算：a通过表达式求得；b由ΔrGm??RTlnK求得
θΔrGθm??RTlnK
(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
θΔrGθm，就可以求出反应的标准平衡常数K。
θ(2) ΔrGm值愈小（越负），则Kθ值愈大，反应达到平衡时进行得愈完全。
非标态下化学反应方向的判据为：当 Q
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 K1?K2?K3；反应1=反应2-反应3 K1?K2/K3 ??m反应1=m×反应2 K1?(K2)
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Kθ为定值） 2.温度对化学平衡的影响(影响Kθ)
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数) →得到方程5.求解方程解出未知数（p87例4-10）
无机及分析化学复习知识点大一要点
