無機及分析化學(xué)農(nóng)業(yè)類院校知識點總結(jié)

1、無機化學(xué)及分析化學(xué)總結(jié)第一章緒論系統(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由現(xiàn)的概率相等(2)大誤差由現(xiàn)的概率小，小誤差由現(xiàn)的概率大。準確度：在一定測量精度的條件下分析結(jié)果與真值的接近程度，用誤差衡量精密度(precision):多次重復(fù)測定莫一量時所得測量值的離散程度。用偏差衡量準確度與精密度的關(guān)系：精密度好是準確度好的前提；精密度好不一定準確度高測定結(jié)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)計算由數(shù)據(jù)的平均值、平均偏差與標準偏

2、差等；復(fù)習(xí)p12例題有效數(shù)字及其計算規(guī)則對于可有效數(shù)字：實際能測得的數(shù)據(jù)，其最后一位是可疑的疑數(shù)字一般認為有1的誤差例：滴定管讀數(shù)21.09mL分析天平讀數(shù)0.2080g最后一位為可疑值注意：（1）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(jié)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(jié)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(xué)熱力學(xué)初步基本概念：化學(xué)反應(yīng)進度、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

3、、體積功的計算WpV）、內(nèi)能和熱力學(xué)第一定律（熱力學(xué)定律第一定律數(shù)學(xué)表達式AU=Q+W）rHm的計算rHm：摩爾反應(yīng)給變，對于給定的化學(xué)反應(yīng)，反應(yīng)進度為1mol時的反應(yīng)熱rHm：化學(xué)反應(yīng)中，任何物質(zhì)均處于標準狀態(tài)下，該反應(yīng)的摩爾反應(yīng)始變fHm：在溫度T及標準態(tài)下，由參考狀態(tài)單質(zhì)生成1mol物質(zhì)B的標準摩爾反應(yīng)始變即為物質(zhì)B在T溫度下的標準摩爾生成始。參考狀態(tài)單質(zhì)的標準生成始為零。1 .利用fHm計算HmrHm(298.15K)bfHm.B(298.15K),HmrHm(298.15K)；B2 .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(xué)反應(yīng)，不論是一步完成的，還是分幾步完成的，具化

4、學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)總是相同的，即化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)只與始、終狀態(tài)有關(guān)而與具體途徑無關(guān)。根據(jù)蓋斯定律若化學(xué)反應(yīng)可以加和，則其反應(yīng)熱也可以加和。反應(yīng)的方向熱力學(xué)中，有兩條重要的自然規(guī)律控制著所有物質(zhì)系統(tǒng)的變化方向(1)從過程的能量變化來看，物質(zhì)系統(tǒng)傾向于取得最低能量狀態(tài)；(2)從系統(tǒng)中質(zhì)點分布和運動狀態(tài)來分析，物質(zhì)系統(tǒng)傾向于取得最大混亂度。熱力學(xué)中，體系的混亂度用嫡來量度的。符號:S對于物理或化學(xué)變化而論，幾乎沒有例外：一個導(dǎo)致氣體分子數(shù)增加的過程或反應(yīng)總伴隨著嫡值增大，即：S0;如果氣體分子數(shù)減少,S0自發(fā)過程；AS（孤）=0平衡狀態(tài)；AS（孤）0非自發(fā)過程判斷反應(yīng)方向的判據(jù)是AG適用條件：恒溫恒壓只做

5、體積功）：AG0非自發(fā)過程；AG=0平衡狀態(tài)AH、AS對反應(yīng)自發(fā)性的影響（AG=AHTA$AH!0,AG0,AS唯意溫度下均非自發(fā)AH0,AS08U高溫下AG0即高溫自發(fā)，低溫非自發(fā)AH08U高溫下AG0,低溫下AG0即高溫自發(fā)，低溫非自發(fā)AGm的計算（1）利用標準摩爾生成吉布斯函數(shù)計算rGm（298.15K）BfGm.B（298.15K）（只有298.15K時的&Gm,B數(shù)B據(jù)，該方法只能計算298.15K時的AGm）任意溫度下的AGm可按吉布斯一一亥姆霍茲公式近似計AGm(T)=Hrm(298.15K)-TASm(298.15K)(AHm-KJ-mdl,A-SmJ,m-il,K1注意單位換

6、算)反應(yīng)自發(fā)進行的溫度范圍的計算八Gm(T)=Hrm(298.15K)-TaSm(298.15K)AHm(298.15K)-T乙Sm(298.15K)0(反應(yīng)自發(fā))AHm(298.15K)和AHm(298.15K)可以通過熱力學(xué)數(shù)據(jù)算出,從而可求由自發(fā)進行的溫度范圍。(p58例3-7)第四章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法(濃度隨時間的變化)瞬時速率、平均速率化學(xué)反應(yīng)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(xué)反應(yīng)速率理論解釋濃度、溫度、催化劑對反應(yīng)速率的影響)質(zhì)量作用定律(只適用于基元反應(yīng))、速率方程、反應(yīng)級數(shù)影響反應(yīng)速率的因素(1)內(nèi)因：反應(yīng)的活化能

7、大??；(2)外因：濃度、溫度、催化劑(不要求計算)標準平衡常數(shù)Ke(1)K0表達式的書寫溶液用相對平衡濃度表示，組即平衡濃度除以c。(1molL1)c氣體用相對平衡分壓表示，壓即平衡分壓除以p0(100kPa),p標準平衡常數(shù)是量綱為1的量。復(fù)相反應(yīng)中，固體、純液體和溶劑不寫入式中，即用“1淺示（2）K0的求算：a通過表達式求得；b由AGmRTlnK0求得ArGmRTlnK0（1）此式把動力學(xué)與熱力學(xué)聯(lián)系起來，只要知道了莫溫度下反應(yīng)的標準摩爾吉布斯函數(shù)變ArGm,就可以求生反應(yīng)的標準平衡常數(shù)Keo（2）AGm值愈小（越負），則Ke值愈大，反應(yīng)達到平衡時進行得愈完全。非標態(tài)下化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)為

8、：當QK。zVGmKeAGm0反應(yīng)正向非自發(fā)多重平衡規(guī)則若干反應(yīng)方程式相加（減）所得到的反應(yīng)的平衡常數(shù)為這些反應(yīng)的平衡常數(shù)之積（商）。反應(yīng)1=反應(yīng)2+反應(yīng)3KiK2K3;反應(yīng)1=反應(yīng)2-反應(yīng)3K1K2/K3反應(yīng)1=m反應(yīng)2K1（K2）m化學(xué)平衡的移動（呂.查德里原理）1 .濃度（分壓）、總壓力對化學(xué)平衡的影響（此時溫度不變，因而Ke為定值）2 .溫度對化學(xué)平衡的影響（影響K）升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動，降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動，有關(guān)化學(xué)平衡的計算1.寫由反應(yīng)方程式；2.我由各物質(zhì)的初始濃度（分壓）；3.設(shè)定未知數(shù)表示由各物質(zhì)的平衡濃度（分壓）4.表示由平衡常數(shù)（標準平衡常數(shù)或?qū)嶒?/p>

9、平衡常數(shù)）f得到方程5.求解方程解由未知數(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,等正整數(shù)。描述原子中電子（由現(xiàn)概率最大區(qū)域）離核的遠近，n越大，電子（由現(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)1:0123n-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(xué)計量時產(chǎn)物為該弱堿的共輾酸，則pHV2組成為NaOH+Na2CO3；ViKsp時，溶液為過飽和溶液，沉淀析由；Qi=Ksp時，溶液為飽和溶

10、液，處于平衡狀態(tài)。QiVKsp時，溶液為未飽和溶液，沉淀溶解。影響難溶電解質(zhì)溶解度的因素：本性、溫度、同離子效應(yīng)、鹽效應(yīng)（注意不在純水中，溶解度的計算p198例7-3,p200例7-7）知道銀量法的對應(yīng)的名稱和使用的指示劑第八章氧化還原平衡與氧化還原滴定法氧化數(shù)、氧化還原電對、電極、原電池離子一電子法（半反應(yīng)法）配平氧化還原反應(yīng)方程式電極電勢的絕對值無法測定解決方法就是使用參比電極標準氫電極規(guī)定:標準氫電極的電極電勢為0V標準電極電勢E氧化型/還原型標準電極電勢：電極處于標準態(tài)時的電勢標準電極電勢表示在電極反應(yīng)條件下，對莫物質(zhì)氧化型得電子或還原型失電子能力的量度電極電勢數(shù)值越小-還原型的還原能

11、力（失電子傾向）越強電極電勢數(shù)值越大-氧化型的氧化能力（得電子傾向）越強影響電極電勢的因素：組成電極的氧化還原電對的性質(zhì)、溶液的濃度、體系的溫度19對于一個特定的電極，標準狀態(tài)時，具組成、濃度(分壓)、溫度均唯一確定，所以一個電極的標準電極電勢唯一確定電動勢和吉布斯函數(shù)變的關(guān)系4標準狀態(tài)下GmnFE氧化型/還原型能斯特(Nernst)方程一/a.，一a0.059(C氧化型/c)E氧化型/還原型ig-；一；bn(C還原型/c)應(yīng)用Nernst方程的注意事項(p228例8-10,p25716題)(1)電對中的固體、純液體用1表示，溶液濃度為相對濃度，氣體為相對分壓，p/p(2)如果還有其他物質(zhì)參加

12、電極反應(yīng)，如H+、OH，這些物質(zhì)的濃度也應(yīng)表示在能斯特方程式中O判斷氧化還原反應(yīng)進行的方向rGmV。，電動勢0,E+E-反應(yīng)正向進行rGm=0，電動勢=0,E+=E-反應(yīng)處于平衡rGm0，電動勢E+E-反應(yīng)逆向進行氧化還原反應(yīng)的平衡常數(shù)的計算lgK上一n(E(+)E(-)n-反應(yīng)中轉(zhuǎn)移2.303RT0.0592的電子數(shù)20氧化還原滴定法KMnO4的自動催化反應(yīng)、誘導(dǎo)反應(yīng)氧化還原滴定突躍：化學(xué)計量點前后0.1喊圍內(nèi)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(yīng)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(yīng)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