大学化学

大学化学基础知识的简单描述，包括分压定律、定量分析中的误差、有效数字、化学反应的一般原理等内容。有需要的同学可以看看，希望帮助到大家。

大学化学预备知识

分压定律

定量分析中的误差

误差的分类

系统误差（可测）

方法误差

例:硫酸根沉淀不完全

仪器和试剂误差

操作误差

偶然误差（随机）

多次测量找出规律，增加平行测定次数

过失误差

误差和偏差的表示方法

准确度与误差

准确度是指测定值与真实值之间相符合的程度用误差衡量准确度

绝对误差

相对误差

PS

误差是与真实值之间的距离（由系统误差决定）准确度表示测量的正确性

精密度与偏差

绝对偏差（单次实验）

平均偏差（绝对值）

相对平均偏差

极差（粗略）

标准偏差与相对标准偏差

平均值的标准偏差（平均值不只一个）

偏差是与平均值的距离（由偶然误差决定）精密度表示测量的重复性

准确度与精密度的关系

准确度高，一定要精密度高

精密度高，不一定准确度高

提高分析结果准确度的方法

选择合适分析方法

减小测量误差0.2g*20ml

增加平行测定次数，减小偶然误差

检验和消除系统误差

对照实验

空白实验

校准仪器

校正方法

分析数据的处理

总括

首先是在校正系统误差的基础上整理测定数据 剔除明显过失造成的数据 对可疑值可按q检验法决定取舍

然后计算测定值的平均值 平均偏差或标准差

最后按要求的置信度求出平均值的置信区间 以分析结果可能达到的准确范围

可疑值的取舍（舍弃商Q检验法）

由小到大排序并确定可疑值

求出可疑值与其最邻近的测定值之差的绝对值并除以极差得到Q计

Q计＞Q表则舍弃

置信区间与置信概率

分析结果的报告

例行分析:平行测定两份取平均值报告结果

多次测定结果

直接报告平均值，标准差和测定次数

报告指定置信度时平均值的置信区间

有效数字

有效数字的修约

四舍六入

偶五舍，奇五进

五后非零直接进

有效数字运算

加减法以小数点后位数最少的为标准

乘除法以有效数字位数最少为标准得数仍保留修约时保留的有效位数

几个数相乘除时，若位数最少是数的首位是8或9，则有效数字可多算一位

正确表示分析结果

高含量组分四位有效数字＞10％

中含量组分三位有效数字1-10％

微量组分两位有效数字＜1%

表示误差一位有效数字

化学反应的一般原理

热化学

基本概念

体系与环境

状态与状态函数

广度性质和强度性质

广度（可加性）

强度（不可加）

过程和途径

热和功（过程量）

热Q由高温向低温传递的热量

功W体系反抗外压体积变化是所做的功为体积功（无用功）

热力学第一定律

能量守恒定律

U热力学能，内能

ΔU= U2-U1= Q+ W

热化学中规定:只做体积功不做其他功的化学反应体系，当反应物温度与产物温度相同时，吸收或释放的热量称为化学反应热，一般指反应进度为1mol时的热

热化学

反应进度

ξ表示化学反应进行的程度

有正有负Σv B r B=0

反应进度等于某种物质物质的量的变化比其化学计量数

ξ=1mol的物理意义是有amol的反应物A和 dmol 的反应物D 参加反应完全消耗，转化为产物gmol的G和 hmol的H

化学反应热

定容热Qv =ΔU

体积功为零ΔU＝Q+W＝Qv+(-ΔpV)

定压热Qp =ΔH

定温定压不做非体积功

定压热和定容热的关系

Qp =Qv+ pΔV

热化学方程式

要注明反应物和产物所处的温度和压力 如果温度和压力分别是298 k和标准压力PΘ则可以不注明

反应多在定压条件下完成 用ΔH表示反应热，负数表示放热 正数表示吸热

ΔrHmΘ意义是 反应进度ξ=1mol时的焓变(单位是KJ／mol或J/mol)

ΔrHm 的数值与计量方程有关

盖斯定律

一个反应在定压或定容条件下无论是一步完成还是分几步完成其反应热是相同的

适用于任何状态函数

标准摩尔生成焓

热力学上规定物质的标准状态 是一定温度没有指明具体温度标准压力 10(5)下的纯物质状态

热化学规定 在一定温度标准压力pΘ下匀速稳定单质的标准摩尔生成焓为零

由元素的稳定单质生成1mol的化合物的反应 热称为该化合物的标准摩尔生成焓

熵

自发过程

自发过程

定义：在一定条件下不借助任何外力可以自动进行的过程

特点

方向性

有一定限度

进行自发过程的体系具有做有用功（非体积功）的能力

混乱度和熵

混乱度

与微观状态数目有关

熵

与体系微观状态数目有过

S＝k lnΩ(k=1.38*10-23J/K)

熵具有统计意义具有加和性

在孤立体系中熵具有最大值

热力学第二定律

孤立体系的熵永不减少

标准熵

在绝对零度时任何纯物质的完美晶体熵值都等于零

1mol纯物质在标准状态下的熵称为标准摩尔熵SmΘ,单位J／K×mol

化学反应的熵变计算

自由能

自由能

定义G＝H－TS（状态函数 不知其绝对值）

体系的自由能是体系在定温定压条件下对外做有用功的能力

熵判据

标准摩尔生成自由能

在规定温度标准压力下 ，稳定单质的生成自由能为零 在此条件下由稳定单质生成 1mol 物质时自由能的变化 ，就是该物质的标准摩尔生成自由能

吉普斯亥姆霍兹方程

可计算不同温度下反应的ΔrGmΘ

可估算反应自发进行 的温度

生化标准状态

化学反应速率

化学反应速率

化学反应速率

用一段时间内反应物或生成物浓度变化来表示化学反应速度

您体系中任何一种物质浓度的变化 都可以表示反应的速率

国际单位制建议用b物质的化学计量数除 用b物质得到的化学反应速率

当反应体系的体积不变时 反应速率u等于单位体积内反应进度ξ对时间的变化率

反应机理

基元反应

速率方程与速率常数

质量作用定律 :对于基元反应 在一定温度下 反应速率与反应物系数次方的乘积成正比

子主题

k为速率常数

反应级数

多数化学反应的速率方程都可以表示为反应物浓度一定方次的乘积， 全部反应级数的加和就是该反应的反应级数

反应级数的单位不一定相同

温度对反应速率的影响

van ′t hoff规则

经验规则：温度每上升10℃ 反应速率提高2~4倍

子主题

K是t℃ 时 对应的反应速率常数

赫伦尼乌斯公式

经验公式

可用不同温度下反应速率k计算活化能 和指前因子A

从一个温度下速率常数k1求另一温度下速率常数k2

活化能

反应速率理论简介

碰撞理论

反应物分子必须相互碰撞才能发生反应

不是每一次碰撞都能发生反应

要考虑碰撞时分子的空间方位

过渡态理论

在反应过程中 反应物必须经过一个高能量的过渡状态 再转化为生成物 该反应过程中有化学键的重新排布和能量的重新分配

催化剂

催化剂和催化作用

催化剂:某种物质加到反应体系中改变反应速率 而其本身数量和化学性质基本保持不变

催化剂的特点

催化剂参与反应，改变反应历程 ，降低反应活化能

催化剂不改变反应体系的热力学状态 不影响化学平衡

催化剂具有一定的选择性

某些杂质对催化剂的性能有很大影响

反应过程中 催化剂本身会发生变化

均相催化和多相催化

均相催化: 反应物与催化剂处于同一相 那可以是气相 也可以是液相

多相催化 :反应物一般是气体或液体 催化剂多为固体 催化反应发生在固体表面 又称为表面催化反应

酶催化反应

特点

催化效率高

反应条件温和

高度特异性

可逆反应与化学平衡

可逆反应

可逆反应：在一定条件下既能正向进行又能逆向进行

化学平衡：某可逆反应在一定条件下正逆两反应速率相等反应物和生成物的浓度或分压不再随时间改变

达化学平衡后体系的自由能不在变化

标准平衡常数

受温度影响与分压浓度无关

表示反应进行程度

书写标准平衡常数注意事项

纯液体和固体不计入

常数与反应式的书写形式有关

多重平衡规则：当几个反应相加得到一总反应时总反应标准平衡常数等于各反应 标准平衡常数之积

有关化学平衡的计算

转化率的求法

标准平衡常数和标准平衡自由能变化的关系

van ′t hoff等温式

反应商Q

当反应达到化学平衡时ΔrGm=0

当反应体系 中同时存在溶液中组分和气相组分时

自由能判据

化学平衡的移动

浓度对化学反应的影响

压力对化学反应的影响

温度对化学反应的影响

生物化学标准平衡常数