无机化学（上） 知识点总结
第一章 物质存在的状态
一、气体
1、气体分子运动论的基本理论
①气体由分子组成，分子之间的距离>>分子直径； ②气体分子处于永恒无规则运动状态；
③气体分子之间相互作用可忽略，除相互碰撞时；
④气体分子相互碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞。碰撞时总动能保持不变，没有能量损失。
⑤分子的平均动能与热力学温度成正比。 2、理想气体状态方程
①假定前提：a 、分子不占体积；b 、分子间作用力忽略 ②表达式：pV=nRT ；R ≈8.314kPa 2L 2mol 1-2K 1-
③适用条件：温度较高、压力较低使得稀薄气体 ④具体应用：a 、已知三个量，可求第四个；
b 、测量气体的分子量：pV=M W RT （n=M
W
）
c 、已知气体的状态求其密度ρ：pV=M W RT →p=MV WRT →ρMV
RT
=p
3、混合气体的分压定律 ①混合气体的四个概念
a 、分压：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同体积时的压力；
b 、分体积：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同压力时的体积
c 、体积分数：φ=
2
1
v v d 、摩尔分数：xi=
总
n n i
②混合气体的分压定律
a 、定律：混合气体总压力等于组分气体压力之和；
某组分气体压力的大小和它在混合气体中体积分数或摩尔数成正比 b 、适用范围：理想气体及可以看作理想气体的实际气体
c 、应用：已知分压求总压或由总压和体积分数或摩尔分数求分压、 4、气体扩散定律
①定律：T 、p 相同时，各种不同气体的扩散速率与气体密度的平方根成反比：
2
1
u u =21p p =2
1
M M (p 表示密度) ②用途：a 、测定气体的相对分子质量；b 、同位素分离
二、液体
1、液体
①蒸发气体与蒸发气压
A、饱和蒸汽压：与液相处于动态平衡的气体叫饱和气，其气压叫做饱和蒸汽压
简称饱和气；
B、特点：a、温度恒定时为定值；
b、气液共存时不受量的变化而变化；
c、物质不同，数值不同
②沸腾与沸点
A、沸腾：当温度升高到蒸汽压与外界压力相等时，液体就沸腾，液体沸腾
时的温度叫做沸点；
B、特点：a、沸点的大小与外界压力有关；外界压力等于101kPa时的沸点
为正常沸点；b、沸腾是液体表面和内部同时气化的现象
2、溶液
①溶液与蒸汽压
a、任何物质都存在饱和蒸汽压；
b、纯物质的饱和蒸汽压只与物质本身的性质和温度有关；
c、一定温度下饱和蒸汽压为常数；
d、溶液蒸汽压的下降：△p=p
纯液体-p
溶液
=K2m
②溶液的沸点升高和凝固点的下降
a、定量描述：沸点升高△T
b =K
b
2m
凝固点下降△T
f =K
f
2m
仅适用于非电解质溶液
b、注意：①T
b 、T
f
的下降只与溶剂的性质有关
②K
b 、K
f
的物理意义：1kg溶剂中加入1mol难挥发的非电解
质溶质时，沸点的升高或凝固点下降的度数
c、应用计算：i、已知稀溶液的浓度，求△T
b 、△T
f
ii、已知溶液的△T
b 、△T
f
求溶液的浓度、溶质的分子量
d、实际应用：i、制冷剂：电解质如NaCl、CaCl
2
ii、实验室常用冰盐浴：NaCl+H
2
O→22°C
CaCl
2+H
2
O→-55°C
iii、防冻剂：非电解质溶液如乙二醇、甘油等
③渗透压
a、渗透现象及解释：
渗透现象的原因：半透膜两侧溶液浓度不同；
渗透压：为了阻止渗透作用所需给溶液的额外压力 b 、定量描述：Vant'Hoff 公式：
∏V=nRT ∏=V
nRT
即∏=cRT
∏为溶液的渗透压，c 为溶液的浓度，R 为气体常量，T 为温度。当浓度c 较小时，可近似为c ≈m
④非电解质稀溶液的依数性
a 、难挥发非电解质稀溶液的蒸汽压下降、凝固点下降、沸点上升和渗透压变化都与溶液中所含的种类和性质无关，只与溶液的浓度有关，总称溶液的依数性，也叫非电解质稀溶液的通性。
b 、注意：上述非电解质稀溶液的有关计算公式用于电介质稀溶液时要乘以
相应电解质中溶液中的质点数；但浓溶液不能用上述公式计算。
三、胶体
1、胶体的组成：分散相+分散介质+稳定剂
2、胶体的性质：
①光学性质：丁达尔效应————胶团对光的散射现象； ②动力性质：布朗运动—————胶团粒子的不规则运动； ③电学性质：电泳现象—————胶粒在电场下的不规则运动 3、溶胶的稳定性
①动力学稳定性：胶团运动
②聚集稳定性：胶粒的带电性使同种电荷有排斥作用；
③热力学稳定性：胶体粒子因很大的比表面积而能聚集成大颗粒 4、胶体的聚沉———关键：稳定性的去除 ①加电解质，如明矾使水净化（吸附电荷）； ②与相反电性的溶胶混合； ③加热
第二章 化学动力学初步
一、化学反应速率
①表达：化学反应速率可用反应物或生成物的浓度随时间的变化率来表示。 ②数学表达式：对于反应A →B ：v A =
t c A ?-或t
c
v B B ?= 注：以反应物浓度减少和生成物浓度增大和生成物浓度增大表示是符号不同；用
不同物质浓度来表示反应速率不同。 2、反应进度
①定义：对于化学计量方程式，若定义d B B dn v ?=-1
ξ,称ξ为反应进度。ξ表示
物质变化量除以相应的计量系数。
②表达式：B
B B
B
n n n ννξ0
-=
?=
,B ν表示化学计量系数。
ξ指按化学计量③表式意义：表示一个反应进行的程度；其纲量为摩尔；mol
=
1
方程式进行一个单位的反应
④注意：反应进度ξ的表示与计量方程式的写法有关。
3、速率方程和速率常数
①速率方程：把反应物浓度和反应速率联系起来的数学表达式。
对于反应：aA+Bb→gG+hH
反应速率v=k2c m（A）2c n（B），即为速率方程式，式中的常数k
即为反应速率常数。
②反应速率常数：
a、物理意义：k只取决于反应的本性（E
，活化能）和温度；
a
b、注意事项：k是温度的函数，与浓度的大小无关；
k的单位即量纲，随速率方程变化而变化；
k一般由实验测得，只有基元反应可以直接写出。
③速率方程的实验测定
作图法：由浓度—时间动力学曲线可得到斜率k及速率常数；
初速法：可得到个反应的反应级数
4、基元反应和非基元反应
①基元反应：反应物分子在有效碰撞过程中经过一次化学变化就能转化为产物的
反应；
注意：由一个基元反应构成的化学反应又称简单反应；
只有基元反应才能根据质量作用定律直接写出速率方程
②非基元反应：反应分子需经过几步反应才能转化为反应产物的反应。
注意：非基元反应的速率方程不能根据反应式写出速率方程，必须根据实验测定的结果有反应历程推出，并验证；
复杂的非基元反应→分成若干个基元反应→最慢一步发宁作为苏
空反应步骤
5、反应级数
①定义：速率方程中各反应物浓度的指数；
m?则反应物A的反应级数为m，反应物B的反应级
②说明：如v=k2c)
A n
c
(B
(
)
数为n；总反应级数为m+n
③注意：a、反应级数表示了反应物浓度对反应速率影响的大小关系；反应级数
只能由实验测定；
b、反应级数可以是整数、分数、零或负数；
c、零级反应的反应速率与反应物浓度无关
④反应级数的确定
基本方法
a、测定反应物浓度c随时间t的变化；
b、作c-t图像，求个时刻的速度v；
c、分析v与浓度c的变化关系，确定m、n
二、化学反应速率理论 1、碰撞理论 ①主要内容：反应物分子间的相互碰撞是反应进行的必要条件，反应物分子碰撞
频率越高，反应速率越快，但并非每次碰撞都能引起反应发生，能发生化学反应的碰撞为有效碰撞
②有效碰撞发生的条件：
a 、相互碰撞的分子应有适合的碰撞取向；
b 、相互碰撞的分子必须具有足够的能量。把能够发生有效碰撞的分子
称为活化分子
③根据碰撞理论，增大化学反应速率的方法：
a 、增大单位时间内分子碰撞的总数————增大浓度；
b 、增大碰撞总数中有效碰撞的百分数———升高温度
④活化能：碰撞理论认为，活化能是活化分子的平均能量与反应物分子的平均能
量之差
2、过渡态理论 ①主要内容：化学反应并不是通过简单碰撞就能完成的，而是在反应物到生成物
的过程中 经过一个高能的过渡态，处于过渡态的分子叫做活化络合物。活化络合物是一种是一种高能量的不稳定的反应物原子组合体，它能较快的分解为新的能量较低的生成物。 ②活化能E a ：过渡态理论认为，活化能是反应物分子能量与处于过渡态的活化络合物分子的平均能量之差
3、活化能：决定反应速率的内在因素
①活化能在一定温度范围内可认为是常数；
②活化能对反应速率的影响很大；E a 越小，反应速率越大； ③催化剂可以改变反应的活化能，故可以降低化学反应速率 三、影响化学反应速率的因素
1、浓度：由速率方程v=k 2c )()(B c A n m 知，浓度对化学反应速率有一定的影响 压强对化学反应速率与的影响是通过浓度来实现的。
2、温度
①范特霍夫规则：对于一般的化学反应，温度每升高10K ，反应速率增加2-4倍 ②阿伦尼乌斯公式： a 、表达式：RT
E a Ae
k -=，其中，A 为特征常数，既指前因子；E a 为经验常数即活
化能，k 为反应速率常数，R 为摩尔气体常数8.3141-??K mol J ，e 为自然对数底，该公式的对数形式为RT
E A k a
303.2lg lg -
=
b 、应用：（1）求某一温度下某反应的k ：
作图法：lgk 对
T 1
作图可得一直线关系；斜率：R
E a 303.2 ；截距lg 斜率大的活化能E a 大，反应速率随温度的升高增加较快
二点法:不同温度下反应速率常数k 的计算 （2）由lgk-T
1
的图像得出的结论：
i 、同一反应，低温低和高温时变化同样的温度，低温时反应速率变
化大；即一个反映在低温时速率随温度变化比高温区更显著 ii 、不同反应，变化相同的温度时，E a 大的反应k 变化大。升高温
度有利于a E 大的反应
3、催化剂及基本特征
a 、催化剂和催化作用：正催化剂；负催化剂(阻化剂)
b 、催化剂的特征：i 、催化剂只改变反应速率，不改变反应方向；
ii 、催化剂同等程度地改变正逆反应的活化能，同时提高正
逆化学反应速率；
iii 、催化剂具有一定的选择性；
iv 、催化剂在反应前后不发生变化，但在反应过程中会变化
第三章 化学热力学初步
一、热力学定律及基本定律 1、基本概念 ①环境与体系 a 、体系
i 、定义：人为划出的作为研究对象的一部分空间。 ii 、分类：敞开体系（与外界可进行物质能量交换） 封闭体系（只有能量交换）
孤立体系（物质、能量均不与外界交换） b 、环境：出体系以外的其他部分，与体系存在能量交换 ②功和热： a 、热（Q ）：i 、系统与环境由于温差而传递的能量
Q ﹥0，体系从环境中吸热；Q ﹤0，体系从环境中放热； 物体之间可通过功、热、辐射三种形式交换能量 ii 、热容、比热容、摩尔热容
b 、功：i 、热力学中除热外，其它各种被传递的能量统称为功 气体膨胀做功：W=-p ΔV
环境对体系做功，W ﹥0；体系对环境做功，W ﹤0 ③状态及状态函数
a 、 状态:体系的某种存在状况。它由一系列的物理量决定，如气体的p 、V 、T 等，一旦体系处于一定的状态，体系的所有其它性质都有确定值
b 、 状态函数：在特定状态下，某一性质具有唯一值，则称该状态为状态函数。
c 、 结论：状态一定值一定，殊途同归变化同，周而复始变化零。 ④过程与途径
a 、过程：体系变化状态变化的经过
b 、途径：变成一个过程所经历的具体步骤
c 、注意：体系状态函数的变化只取决于体系始终变化的过程，而与变化的路径无关
⑤广度性质与强度性质
a 、广度性质：及容量性质，与体系中物质的量成正比的量，具有加和性
b 、强度性质：数值上不随体系中物质总量的变化而变化的物理量，不具加和性 ⑥热力学标准态：
当系统中各种气态物质的气压均为标准压力θp ，固态和液态物质表面承受的压力等于压力θp ，溶液中各物质的浓度均为11-?L mol 时，我们就说物质处于热力学标准态。
注：热力学标准态并未对温度有限制，热和温度都有热力学标准态。 2、热力学定律： ①热力学第一定律
a 、实质：能量守恒与转化定律
b 、数学表达式：W Q U +=?
c 、注意：i 、Q 与W 的符号；ii 、功和热不是状态函数，但两者之和是状态函数
②热力学第二定律：揭示了宏观过程的方向与限度
熵增加原理：孤立体系有自发向混乱度增加的方向变化的趋势 ③热力学第三定律：任何纯物质的完整晶体在T=0K 时的熵值为零 二、化学热力学四个重要的状态函数 1、热力学能(内能)
①符号U ，是系统内各种形式能量的总和 ②内能的变化△U
a 、对于孤立体系，环境改变，内能不变；对于非体系，0U U U t -=?
b 、标准摩尔反应热力学能变化（反应内能变化）：符号△θ
m r U ，表示反应是在热力学标准态下进行的，其值的大小与化学反应方程式的书写一一对应。 2、焓 ①焓
a 、定义：H ≡U=pV
b 、焓变：V U H H H p +?=-=?终态始态
c 、符号规定：放热反应，△H ﹤0；吸热反应，△H ﹤0
d 、单位：kJ 2mol 1-
e 、表式意义：化学反应在等温等压下发生，不做其它功时，化学反应的热效应等于系统状态函数的变化量
f 、注意：△H 表示每摩尔反应即mol 1=ξ时，而不是每摩尔反应物 ②热化学方程式
a 、表式意义：表示化学反应与其热效应关系的化学方程式
b 、标准写法（以下列为例）：
)(2)(2222g O H O g H =+ 1)(6.483-?-=?mol kJ H T m r θ
c 、书写化学方程式的注意事项 i 、需注明反应条件；
ii 、需注明各物质的存在状态； iii 、正确表达反应的热效应 d 、标准反应焓θ
m r H ?
定义：当反应物和生成物都处于标准态时的反应焓变，用θ
m r H ?来表示 非标准态（压力不为θp ）时，则表示为m r H ?
单位：1-?mol kJ ，标准状态下，反应进度为mol 1=ξ时的焓变 3、熵
①混乱度和熵
混乱度：即无序度，其大小与体系中存在的微观粒子数目有关 熵：体系混乱度的热力学度量
表示符号：S ；单位：1-?K J ；熵是状态函数，具有广度性质 ②绝对熵：任何温度下的熵值，及温度为T 时，)(0T S S S S T θ=-=? 注：绝对熵为相对值
③反应熵：发生1mol 时熵变化的简称，
化学反应的上增大还是减小，有时很容易判断：
凡气体分子增多的反应，一定是熵增反应；反之是熵减小反应；反应前后气体分子数目不变的反应难以熵增还是熵减 ④标准熵
a 、定义：在标准状态下，1mol 纯净物质的绝对熵叫标准熵
b 、符号：)(T S m θ
；单位：11--??K mol J ；注：应指定温度T c 、熵的可比性
i 、在相同条件下，气S ﹥液S ﹥固S ；
ii 、结构相似，相对分子量不同的物质，m S 随相对分子量的增加而增大 iii 、相对分子量接近，分子结构越复杂的，m S 也越大 ⑤标准摩尔反应熵变
a 、热力学标准态下，反应终始态物质的熵值之差
b 、标准摩尔反应熵变（标准反应熵）：)([B S S m B m r θ
θν∑=?
c 、意义：i 、正值（熵增加）倾向自发过程； ii 、负值倾向非自发过程 4、自由能
①吉布斯自由能
a 、定义：封闭系统在等温等压条件下向环境可能做的最大有用功对应的状态函数，符号为G ?；
b 、计算公式：S T H G ?-?=?
在等温条件下可以理解为，焓变（△H ）=自由能变化（△G ）+热力学温度（T ）3熵变（△S ） c 、意义：当△G ﹤0时，'max W ﹥0，表明自由能被用来做最大有用功，是自发过
程；
当△G ﹥0时，'max W ﹤0，表明过程非自发进行，必需由环境对体系做功
②自由能G ——反应自发性的判据
定温定压下，任何自发变化总是反应吉布斯自由能函数减少 ?G ﹤0，自发过程，正向反应自发；
?G ﹥，非自发过程，其逆反应为自发过程 ③标准摩尔生成自由能θ
m f G ?
定义：在热力学标准态下你，稳定单质的生成自由能为零。由稳定单质生
成1mol 纯物质时反应的自由能变化为该物质的标准摩尔生成自由能。 符号：θ
m f G ? 单位：1-?mol kJ 标准状态下，稳定单质的θ
m f G ?=0
④有关θG ?的计算
方法一：S T H G ?-?=?
已知标态下的θ
m r H ?，θ
m r S ?，求θG r ?
当温度变化不大时，可近似认为是常数，为298K 时的值
方法二：由θm f G ?求θG r ? θ
θθννm f j m f j m r G G G ?∑-?∑=?产物）(（生
成物）
方法三：根据盖斯定律求θ
m r G ? 方法四：对θ
m r G ?的修正公式 J R T G T G m r m r ln )()(-?=?θ
i
i p
p c c J i i νθνθπ)()(
??= 三、化学热力学的应用
1、盖斯定律 ①内容：如果一个反应可以分几步进行，则总反应的焓变等于各分步反应焓变之
和，前提是保持反应条件（温度、压力）不变。
②应用：用于进行太慢或反应速率不易控制而无法直接测得反应热的化学反应。 ③应用条件：a 、某化学反应是在等压（或等容）的条件下进行的，在分步完成
时各分步反应也要在等压（等容）条件下进行
b 、要消去某一物质时，不仅要求物质的种类相同，其物质的聚集状态
也要相同。
第四章 化学反应的热平衡
一、化学平衡
1、化学平衡的建立：在一定的条件下，可逆化学反应的正负反应速率相等时的
状态。 2、化学平衡的特点：①是一个动态的过程；②在平衡状态下，0=?G r ；③化学平衡的组成与到达平衡的途径无关。
3、注意：化学平衡是相对的、有条件的、暂时的动态平衡；
从热力学（宏观）上讲，在一定条件下达到平衡状态时，系统的吉布斯
自由能达到最低时的状态，0=?G r ，在宏观上表现为静止；
从动力学（微观）上分析，处于平衡的反应不过是正逆反应速率相等时
的状态，是整个反应保持平衡，实际上正逆反应仍在进行
二、化学平衡常数 1、标准平衡常数
①定义：在一定的温度下，可逆反应达到平衡时，以产物计量系数为幂的平衡浓
度的乘积与以反映计量系数为幂的平衡浓度的乘积的比值为常数，即化
学反应的标准平衡常数，用符号θK 表示。
②表达式：对于反应dD cC bB aA +=+， d c b
a c D c C c B c A K }][{}][{}][{}][{θθθθθ??=，量纲为1
③平衡常数的意义：化学平衡常数是反应进行程度的标志。θK 值越大，反应进
行程度越大，反应进行得越彻底。
④影响因素：θK 的大小与反应物自身的性质和反应的温度有关，而与体系中各组分的浓度、分压无关
⑤书写标准平衡表达式的注意事项
a 、式中各组分浓度或分压为反应平衡时的浓度或分压；
b 、反应中有固体和纯液体物质时，其浓度视为常数，不写在表达式中；对于非水溶液，当水作为溶质时，其浓度应视为常数，写在表达式中；
c 、θK 的表达式与方程式的书写有关；
d 、多重平衡原则：总反应的θK 等于各相加分反应的θK 之积；正逆反应
的标准平衡常数互为倒数
e 、平衡常数的大小与温度有关，除298K 温度外，在其它状态下，书写
时标明温度 ⑥有关计算：已知反应的a K 求平衡转化率
2、实验平衡常数
①定义：实验得到的平衡常数叫做实验平衡常数或经验平衡常数。 ②分类：浓度平衡常数；分压平衡常数
③表达式：浓度平衡常数表达式 i v
i a c K ∑= 压强平衡常数表达式 i v i p p K ∑=
二者关系：v c p RT K K ∑?=)(
④与标准平衡常数的比较
a 、标准煤平衡常数的量纲统一为1；
b 、实验平衡常数有
c p K K 、之分，且量纲不统一，特殊情况下才为1； 3、反应熵J （分压熵P Q 或浓度熵c Q ） ①表达式：对于反应dD cC bB aA +=+
浓度商b a c c c
B c c A c c
D c c C c Q })({})({})({})({
θθθ
θ=
压强商b a d
c p p
B p p A p p
D p p C p Q })({})({})({})({
θθθθ=
②与平衡常数的比较
J ﹥K 时，m r G ?﹥0，反应逆向进行； J=K 时，m r G ?=0，反应达到平衡； J ﹤K 时，m r G ?﹤0，反应正向进行
三、化学平衡的移动
1、平衡移动：从旧的平衡状态转移到新的平衡状态的过程
2、勒沙特列原理：一旦改变维持化学平衡的条件，平衡就会向着减弱这个改变
的方向移动。
注意:①该原理不能实际判定某一系统是否达到平衡，只是预言了平衡打破后，体系的新的平衡移动的方向；
②平衡移动的结果是建立了新的平衡体系； ③利用勒沙特列原理不能进行定量计算
第五章 酸碱平衡
一、酸碱理论介绍
①酸碱的概念：凡是在水溶液中电离产生的阳离子全部是+H 的物质叫做酸；凡
是电离产生的阴离子全部是-OH 的物质叫做碱；在水溶液中电离产生的阳离子除+H 外尚有其它离子或电离产生的阴离子除-OH 外尚有其它离子的物质的物质叫做盐。
②中和反应的实质：O H OH H 2=+-+
③局限性：a 、该理论的立论基础是水溶液中电解质的电离，不能脱离水溶液的
范畴，非水体系不适用；
b 、只适用于含+H 、-OH 的物质，无法解释3NH 、32CO Na 呈碱性的
事实；
2、布伦斯惕——劳伦酸碱质子理论
①酸碱的概念：凡是能给出+H 的物质都是酸；凡是能接受+H 的物质都是碱 ②共轭酸碱对：质子酸碱不是孤立的,它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸。这种关系称为酸碱共轭关系，其酸碱称为共轭酸碱对。 ③酸碱反应
实质：质子转移的过程；
中和反应的实质：质子的传递；
电离作用的实质：水与分子酸碱之间的质子传递； 阿伦尼乌斯酸碱理论中盐类水解的实质：水与离子酸碱之间的质子传递
④注意：a 、在质子酸碱理论中，酸和碱可以是分子，可以是离子；
b 、同一物质有时可以做酸，有时可以做碱；
c 、质子理论中没有盐的概念，也无水解反应；
d 、单独一对共轭酸碱对本身是不能发生酸碱反应的
3、路易斯酸碱理论 二、水的电离和pH 标度 1、水的离子自递
①水即是质子酸又是质子碱，水分子之间可以进行质子传递： -++=+OH O H O H o H 322 简写为-++?OH H O H 2,即为水的电离
②水的离子积
纯水的电离平衡常数称为质子自递常数，简称为水的离子积。 298K 时，纯水的1410-=w K ，1710][][---+==mol OH H
水的质子自递是吸热反应，故W K 随温度的升高而增大 2、水溶液的pH 值
①溶液的pH 值 θc
H c pH ]
[lg +-=
方便起见，当+H 的浓度小于11-?L mol 时，用pH 表示溶液的酸度；当溶液的浓度大于11-?L mol 时，用+H 的浓度，表示溶液的酸度。
pOH 也可以表示溶液的酸碱度，θ
c
OH c pOH )
(lg --= W pK pOH pH =+ 298K 时，14=+pOH pH 另外，水溶液的酸碱性取决于+H 与-OH 的浓度的相对大小
[+H ]﹥[-OH ]时，溶液呈酸性；[+H ]﹤[-OH ]时，溶液呈碱性；[+H ]=[-OH ]时，溶液呈中性 ②酸碱测定计 ③生物学意义 ④酸碱指示剂
假设In 表示石蕊，HIn （红）?蓝）(-++In H 当c(HIn)﹥﹥c(In -)时，溶液呈红色，是酸性； 当c(HIn)﹤﹤c(In -)时，溶液呈蓝色，是碱性
甲基橙变色范围：---红---3.1---橙---4.4---黄--- 酚酞变色范围：---无色---8.0---粉红---9.8---红--- 三、水溶液中的酸碱电离平衡 1、电离度与稀释定律： ①电离度（α）：已电离的弱电解质分子数和溶液中弱电解质分子初始分子数的百分比：%100%1000
0?-=?=
c c c eq 初始浓度已电离的浓度
α
②稀释定律：在一定温度下，（θ
a K 为定值），某弱电解质的电离度随溶液浓度的减小而增加
2、酸碱的强弱 ①电离平衡常数
对于任意酸，达到电离平衡时，-
+
+?A H HA ]
[]
][[HA A H K a
-+=
θ
θa K 为弱酸电离平衡常数，用来衡量酸的强弱，θ
a K 值越大，酸性越强 θa K ﹥1时，为强酸；θ
a K ﹤1时为弱酸
多元弱酸对应多级电离平衡常数
同理，对于弱碱来讲，θ
b K 越大，碱性越强
注意：酸碱的电离平衡常数表征了酸碱给出质子或接受质子的能力 ②共轭酸碱θa K 与θb K 的联系：θa K θ
b K =W K
③区分效应与拉平效应
a 、区分效应：溶剂使酸的强度得以显出差别的效应称为区分效应，该溶剂被称为区分溶剂。
b 、拉平效应：溶剂将酸的强度拉平的效应称为拉平效应，该溶剂称为拉平溶剂。 ④、酸碱强度大小与：a 、酸碱本身：b 、溶剂有关 3、同离子效应和盐效应 ①同离子效应：在弱电解质电离平衡体系中，加入和弱电解质含有相同离子的强电解质会使弱电解质的电离度减小的现象。
②盐效应：向弱电解质溶液中加入强电解质会使弱电解质电离度增大的现象。 ③注意：同离子效应一定会产生盐效应，盐效应不一定会产生同离子效应 4、相关计算
①一元弱酸或弱碱的电离平衡； ②多元弱酸或弱碱的电离平衡 5、盐类水解
①盐类水解与水溶液的相互作用： 强酸强碱盐——无水解作用；
强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐——有水解作用 ②水解反应
a 、定义：指盐的组分离子与水电离出来的+H 或-OH 结合生成电解质的过程
b 、实质：中和反应的逆反应 ③类型
A 、强酸弱碱盐电离的实质——弱酸的电离 以Cl NH 4为例：-+
+?Cl NH Cl NH 44
-++?OH H O H 2 θ1K O H NH OH NH 234??+-+ θ
2K 总：HCl O H NH O H Cl NH +??+2324 θ
h K
)()
(3321NH K NH K K K K K a b W
h θ
θ
θ
θ
θθ==
=
溶液水解后产生+H ，因此溶液呈酸性，溶液pH 可按一元弱酸处理
B 、弱酸强碱盐电离实质——弱碱的电离 以NaAc 为例：-++=Ac Na NaAc
-++?OH H O H 2 θ1K HAc H Ac =++- θ
2K
总：NaOH HAc O H NaAc +?+2 θ
h K
)()
(21HAc K HAc K K K K K b a W
h θ
θ
θ
θ
θ==
=
溶液中水解后产生-OH ，因此溶液呈碱性，溶液pH 可按一元弱碱处理 C 、弱酸弱碱盐电离的实质——两性物质电离 以Ac NH 4为例 -+
+=Ac NH Ac NH 44
-++?OH H O H 2 θ1K O H NH OH NH 234??+-+
θ
2K
HAc H Ac ?++- θ
3K
总：HAc O H NH O H Ac NH +?+2324 θ
h K
θ
θ
θ
θθb
a W h K K K K K K K =
=321
水解后产生+H 和-OH ，溶液的酸碱性由θ
a K 、θ
b K 的相对大小决定 ④影响盐类水解的因素
a 、盐的浓度：同一温度下，盐的浓度越小，水解程度越大；
b 、温度：水解反应为吸热反应，温度升高，水解程度增大；
c 、溶液的酸碱性及同离子效应。 ⑤注意 ：有些盐类，如32S Al 、S NH 24)(可以完全水解
四、缓冲溶液
1、缓冲溶液的定义、组成、原理
①缓冲溶液的定义：缓冲溶液是外加酸碱pH 变化很小的溶液
②缓冲溶液的组成：弱酸及其盐组成的溶液，弱碱及其共轭酸组成的溶液，多元弱酸弱碱的共轭酸碱对组成的溶液。
③缓冲溶液的原理：同离子效应，电离平衡的移动 2、缓冲容量和缓冲范围
①缓冲容量：缓冲能力大小的衡量，指单位体积缓冲溶液的pH 值改变极小值所需的酸或碱的物质的量。
②有效缓冲范围：缓冲溶液具有稳定溶液pH 值的能力，但这种能力是有限的，即有效缓冲范围。
如果外加酸碱过多，超过缓冲范围，缓冲溶液会失去缓冲能力。
3、影响缓冲溶液的因素
①缓冲溶液的pH 主要由a pK 或14-a pK 决定
②缓冲对的浓度：缓冲容量与体系共轭缓冲对的总浓度有关。总浓度越大，缓冲容量越大。
③缓冲对的浓度之比：当c （酸）/c （碱）=1时，缓冲容量最大。
④有效缓冲范围：缓冲对浓度之比在10-1/10范围内，有较好的缓冲能力。 即最有效的缓冲范围一般在1±=a pK pH 或1±=b pK pOH 4、缓冲溶液的选择与配制 ①选择：
a 、所选择的溶液除了参与+H 、-OH 的有关反应外，不能与反应系统中的其他物质发生副反应 ；
b 、所选的弱酸的θ
a K 或弱碱的θ
b K 尽可能的接近缓冲溶液的pH ；
c 、一般要求缓冲溶液的组分浓度为0.051-?L mol --0.51-?L mol ，缓冲溶液有足够的缓冲能力；
d 、缓冲溶液廉价易得，避免污染。 ②配制
a 、根据要求选择缓冲对；
b 、计算缓冲物质的浓度之比，使所配溶液的pH 为所需值：
共轭碱）
酸）
((lg
c c pK pH a -= （共轭酸）碱）c c pK pOH b (lg -=
c 、根据计算结果配制缓冲溶液，并使酸碱浓度均在0.11-?L mol --11-?L mol 之间；
d 、用酸度计或试纸测定所配溶液的pH 5、缓冲现象的应用 ①自然界与生物界
②用标准缓冲溶液标定其他物质的酸度 ③许多反应要求反应在一定范围内进行
第六章 沉淀溶解平衡
一、沉淀溶解平衡常数——溶度积
1、沉淀溶解平衡：一定温度下，难溶电解质变成水合离子的（即溶解）的速率与溶液中水合离子回到晶体表面（即沉淀）的速率相等时的状态叫做沉淀溶解平衡。
2、溶度积
①定义：一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中各离子浓度的系数方次的乘积，记为sp K 。
②表达式：对于反应)()()(aq nB aq mA S B A m n n m -++?，
n m m n sp
c B c c A c K ])([])([θ
θ++=
③注意：a 、溶度积sp K 是难溶电解质饱和溶液的特性常数； b 、sp K 属于化学平衡常数，其大小只与难溶电解质的自身性
质和温度有关，与溶液中离子的浓度无关。
c 、适用范围：难溶强电解质及难容弱电解质 3、溶度积sp K 与溶解度S
①相同点：都可以反应难溶电解质的溶解能力的大小；
②不同点：a 、溶解度sp K 是平衡常数的一种，表示一定温度下难溶电
解质的饱和溶液中离子浓度之间的关系；
b 、溶解度S 是浓度的一种表达形式，表示一定温度下1L
难溶电解质中溶质的量；
③注意：比较不同电解质溶解度时，若电解质属于相同类型，则可直
接比较，sp K 大的，S 也大；比较不同类型的电解质溶液时应先利用sp K 求出溶解度S ，然后比较大小 二、沉淀的生成与溶解
1、离子积：①定义：某难溶电解质溶液中，其离子浓度系数方次之
积，用J （B Q ）表示。
②注意：J 与sp K 表达式相同，但概念不同，其关系如同
反应商与标准平衡常数之间的关系。 2、溶度积规则
①依据：)/ln(sp m r K J RT G =?
推论：RT J G G m r m r ?+?=?ln θ RT K G sp m r ?-=?θθln
)ln (ln θ
sp m r K J RT G -=?∴ )/ln('θ
sp m r K J RT G =?∴
②对沉淀溶解与生成的的判断
J ﹤sp K ，m r G ?﹤0，不饱和溶液，无沉淀生成，有沉淀溶解质饱和；
J ﹥sp K ，m r G ?﹥0，过饱和溶液，有沉淀生成，至达到饱和； J=sp K ，m r G ?=0，饱和溶液，处于沉淀溶解平衡状态。 3、同离子效应和盐效应
①同离子效应：向难溶电解质中加入含有相同离子的强电解质难溶电解质的沉淀---溶解平衡向生成沉淀的方向移动，使其溶解度减小。这种现象称为同离子效应。
②盐效应：在难溶电解质中加入易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度增大的作用。
③注意事项：a 、当加入可溶性的含相同离子的电解质时，会产生一定的盐效应。但所加的可溶性盐浓度较小时，同离子效应占主导因素；当浓度较大时，盐效应对沉淀溶解平衡的影响大于同离子效应； b 、有同离子效应必然会产生盐效应，而盐效应不一定会产生同离子效应
4、分步沉淀与沉淀的转化
①分步沉淀：溶液中同时含有几种离子，由于它们的溶解度不同，形成沉淀所需离子的浓度不同，加入同一种电解质，溶解度小的先从溶液中沉淀出来。
②离子沉淀的先后顺序取决于：
a、沉淀物的
K：同类型的难溶电解质，当被沉淀的离子的浓度相
sp
同时，
K越小的越先被沉淀出来；
sp
b、被沉淀离子的浓度：不同类型难溶电解质或者被沉淀离子的浓
度不同时，则不能比较
K，要具体计算，根据溶解度才能判断
sp
③沉淀的转化：在含有沉淀的的溶液中加入适当的沉淀剂，与溶液中的某一离子结合成为更难溶的电解质，从而从一种沉淀转化成为了另一种沉淀。
同一类型难溶电解质在同一温度下
K值越大越容易转化
sp
三、沉淀反应的应用
1、除杂
①通过控制pH值除去某些金属离子；
②利用金属硫化物沉淀反应除去+2
Cu、+2
Cd等；
Pd、+2
③工业上除食盐中可溶性杂质+2
Ca、+2
Mg、-24
SO
2、离子鉴定
3、离子分析
4、分析化学
①重要分析法
②滴定分析法
第一章物质存在的状态………………………………………………………………2 一、气体 .......................................................................................................... 2 二、液体 .......................................................................................................... 3 ①溶液与蒸汽压 ................................................................................................ 3 ②溶液的沸点升高和凝固点的下降 ................................................................... 3 ③渗透压 .......................................................................................................... 4 ④非电解质稀溶液的依数性 .............................................................................. 4 三、胶体 .......................................................................................................... 4 第二章 化学动力学初步……………………………………………………………5 一、化学反应速率 ............................................................................................ 5 二、化学反应速率理论 ..................................................................................... 6 三、影响化学反应速率的因素 .......................................................................... 6 2、温度 ............................................................................................................ 7 第三章 化学热力学初步……………………………………………………………8 一、热力学定律及基本定律 .............................................................................. 8 二、化学热力学四个重要的状态函数 ................................................................ 9 4、自由能 ....................................................................................................... 10 ①吉布斯自由能 .............................................................................................. 10 ②自由能G ——反应自发性的判据 .................................................................. 11 ③标准摩尔生成自由能θ m f G ? (11)
无机化学知识点归纳（高教版） 注:加黑字体为知识点,加下划线为补充内容。第一章:物质及其变化 1 第一节:物质的聚集状态 1 第二节:化学反应中的质量关系和能量关系 2 第二章化学反应速率和化学平衡 3 第二节影响反应速率的因素 3 第三节化学平衡 3 第四节化学平衡的移动4 第五节反应速率与化学平衡的综合利用4 第三章电解质溶液和离子平衡 4 第一节强电解质溶液 4 第二节水的解离和溶液的ph 4 第三节弱酸、弱碱的解离平衡 5 第四节同离子效应和缓冲溶液 5 第五节盐类的水解 5 第六节沉淀-溶解平衡 6 第七节溶度积规则及其应用 6 第四章氧化和还原 6 第一节氧化还原反应的基本概念 6
第二节氧化还原反应与原电池7 第三节电极电势7 第四节电极电势的应用7 第五章原子结构与元素周期律7 第六章分子结构与晶体结构8 第一节共价健理论 8 第三节分子间力与分子晶体8 第四节离子键与离子晶体8 第五节离子极化8 第六节其他类型晶体9 第七章配位化合物 9 第一节配位化合物的基本概念9 第二节配位化合物的结构9 第三节配位化合物在水溶液中的状况9 第四节熬合物10 第八章主族金属元素(一)碱金属和碱土金属10 第一节化学元素的自然资源10 第二节碱金属11 第三节碱土金属11 第一章:物质及其变化 第一节:物质的聚集状态 1、气体具有两个基本特性:扩散性和可压缩性。主要表现在:
⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。 2、理想气体方程: 为气体摩尔常数,数值为8.314 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 气体混合物 1、当两种或两种以上的气体在同一容器中混合时,每一种气体称为该混合气体的组分气体。 2、混合气体中某组分气体对器壁所施加的压力叫做该组分气体的分压。 3、对于理想气体来说,某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。 4、(Dlton)分压定律:混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 5、流体 6、固体 第二节:化学反应中的质量关系和能量关系 1、系统是人们将其作为研究对象的那部分物质世界,即被研究的物质和它们所占有的空间。系统的边界可以是实际的界面也可以是人为确定的用来划定研究对象的空间范围。划定范围的目的是便于研究。 2、环境是系统边界之外与之相关的物质世界。 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同,将系统分为: ⑴封闭系统:系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。 ⑵敞开系统:系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物
无机化学知识点归纳 一、常见物质的组成和结构 1、常见分子（或物质）的形状及键角 （1）形状：V型：H2O、H2S 直线型：CO2、CS2 、C2H2平面三角型：BF3、SO3 三角锥型：NH3正四面体型：CH4、CCl4、白磷、NH4+ 平面结构：C2H4、C6H6 （2）键角：H2O：104.5°；BF3、C2H4、C6H6、石墨：120°白磷：60° NH3：107°18′CH4、CCl4、NH4+、金刚石：109°28′ CO2、CS2、C2H2：180° 2、常见粒子的饱和结构： ①具有氦结构的粒子（2）：H－、He、Li+、Be2+； ②具有氖结构的粒子（2、8）：N3－、O2－、F－、Ne、Na+、Mg2+、Al3+； ③具有氩结构的粒子（2、8、8）：S2－、Cl－、Ar、K+、Ca2+； ④核外电子总数为10的粒子： 阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+； 阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－； 分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 ⑤核外电子总数为18的粒子： 阳离子：K+、Ca 2+； 阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－； 分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。 3、常见物质的构型： AB2型的化合物（化合价一般为＋2、－1或＋4、－2）：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等 A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等 A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等 AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等 能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na与O，其中属于共价化合物（液体）的是H 和O［H2O和H2O2］；属于离子化合物（固体）的是Na和O［Na2O和Na2O2］。 4、常见分子的极性： 常见的非极性分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4、、SF6、C2H4、C2H2、C6H6等 常见的极性分子：双原子化合物分子、H2O、H2S、NH3、H2O2、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等5、一些物质的组成特征： （1）不含金属元素的离子化合物：铵盐 （2）含有金属元素的阴离子：MnO4－、AlO2－、Cr2O72－ （3）只含阳离子不含阴离子的物质：金属晶体 二、物质的溶解性规律 1、常见酸、碱、盐的溶解性规律：（限于中学常见范围内，不全面） ①酸：只有硅酸（H2SiO3或原硅酸H4SiO4）难溶，其他均可溶； ②碱：只有NaOH、KOH、Ba(OH)2可溶，Ca(OH)2微溶，其它均难溶。 ③盐：钠盐、钾盐、铵盐、硝酸盐均可溶； 硫酸盐：仅硫酸钡、硫酸铅难溶、硫酸钙、硫酸银微溶，其它均可溶；
无机化学重点笔记Revised on November 25, 2020
第一章 物质的状态 理想气体：是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力的假想情况下的气体。 实际气体：处于高温（高于273 K ）、低压（低于数百千帕）的条件下，由于气体分子间距离相当大，使得气体分子自身的体积与气体体积相比可以忽略不计，且分子间作用力非常小，可近似地将实际气体看成是理想气体。 pV = nRT （理想气体状态方程式） R 称为比例常数，也称为摩尔气体常数。 R = Pa·m3·mol-1·K-1 = kPa·L·mol-1·K-1 = ·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m = J ） 道尔顿理想气体分压定律 式中 xi 为某组分气体的摩尔分数。理想气体混合物中某组分气体的分压等于该组分气体的摩尔分数与总压力的乘积。 分体积定律 当几种气体混合时，起初每一种气体在各处的密度是不同的，气体总是从密度大的地方向密度小的地方迁移，直至密度达到完全相同的状态，这种现象称为扩散。 相同温度、相同压力下，某种气体的扩散速度与其密度的平方根成反比，这就是气体扩散定律。用u i 表示扩散速度，ρi 表示密度，则有： 式中u A 、u B 分别表示A 、B 两种气体的扩散速度，ρA 、ρB 分别表示A 、B 两种气体的密度。 同温同压下，气体的密度（ρ）与其摩尔质量（M ）成正比，据此可以表示为：i i RT RT p p n n V V =∑=∑=i u A B u u A B u u
对理想气体状态方程进行修正 对n = 1 mol实际气体，其状态方程为： 气体分子运动论的主要内容包括以下几个假设： （1）气体由不停地作无规则运动的分子所组成； （2）气体分子本身不占体积，视为数学上的一个质点； （3）气体分子间相互作用力很小，可忽略； （4）气体分子之间及分子对容器壁的碰撞视为弹性碰撞，气体的压力是由于气体分子同容器壁产生碰撞的结果； （5）气体分子的平均动能与气体的温度成正比。 通常把蒸气压大的物质称为易挥发的物质，蒸气压小的物质称为难挥发的物质。 对同一液体来说，若温度高，则液体中动能大的分子数多，从液体中逸出的分子数就相应的多些，蒸气压就高；若温度低，则液体中动能大的分子数少，从液体中逸出的分子数就相应的少些，蒸气压就低。 克劳修斯-克拉贝龙（Clansius-Clapeyron）方程 沸点是指液体的饱和蒸气压等于外界大气压时的温度。在此温度下，气化在整个液体内部和表面同时进行（在低于该温度时气化仅在液体的表面上进行），称之为液体的沸腾。三氯甲烷、乙醇、水和醋酸的正常沸点依次分别为61.3℃, 78.4℃, 100℃和118.5℃。减压蒸馏的方法正是利用减压时液体沸点会降低的这一特征去实现分离和提纯物质的目的。这种方法适用于分离提纯沸点较高的物质以及那些在正常沸点易分解或易被空气氧化的物质。
无机化学（上） 知识点总结 第一章 物质存在的状态 一、气体 1、气体分子运动论的基本理论 ①气体由分子组成，分子之间的距离>>分子直径； ②气体分子处于永恒无规则运动状态； ③气体分子之间相互作用可忽略，除相互碰撞时； ④气体分子相互碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞。碰撞时总动能保持不变，没有能量损失。 ⑤分子的平均动能与热力学温度成正比。 2、理想气体状态方程 ①假定前提：a 、分子不占体积；b 、分子间作用力忽略 ②表达式：pV=nRT ；R ≈8.314kPa 2L 2mol 1-2K 1- ③适用条件：温度较高、压力较低使得稀薄气体 ④具体应用：a 、已知三个量，可求第四个； b 、测量气体的分子量：pV=M W RT （n=M W ） c 、已知气体的状态求其密度ρ：pV=M W RT →p=MV WRT →ρMV RT =p 3、混合气体的分压定律 ①混合气体的四个概念 a 、分压：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同体积时的压力； b 、分体积：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同压力时的体积 c 、体积分数：φ= 2 1 v v d 、摩尔分数：xi= 总 n n i ②混合气体的分压定律 a 、定律：混合气体总压力等于组分气体压力之和； 某组分气体压力的大小和它在混合气体中体积分数或摩尔数成正比 b 、适用范围：理想气体及可以看作理想气体的实际气体 c 、应用：已知分压求总压或由总压和体积分数或摩尔分数求分压、 4、气体扩散定律 ①定律：T 、p 相同时，各种不同气体的扩散速率与气体密度的平方根成反比： 2 1 u u =21p p =2 1 M M (p 表示密度) ②用途：a 、测定气体的相对分子质量；b 、同位素分离 二、液体
无机化学知识点总结 1、知道典型的溶解性特征 ①加入过量硝酸从溶液中析出的白色沉淀：AgCl,原来溶液是Ag（NH3）2Cl;后者是硅酸沉淀,原来的溶液 是可溶解的硅酸盐溶液。生成淡黄的沉淀,原来的溶液中可能含有S2－,或者是S2O32－ ②加入过量的硝酸不能观察到沉淀溶解的有AgCl,BaSO4;BaSO3由于转化成为BaSO4而不能观察到沉淀的溶 解。AgBr,AgI,也不溶解,但是沉淀的颜色是黄色。 ③能够和盐反应生成强酸和沉淀的极有可能是H2S气体和铅、银、铜、汞的盐溶液反应。： ④沉淀先生成后溶解的：CO2和Ca(OH)2；Al3+和氢氧化钠；AlO2－和盐酸；,氨水和硝酸银。 2、操作不同现象不同的反应: Na2CO3和盐酸；AlCl3和NaOH,NaAlO2和盐酸；AgNO3和氨水；FeCl3和Na2S；H3PO4 和Ca(OH)2反应。 3、先沉淀后澄清的反应： AlCl3溶液中加入NaOH溶液,生成沉淀,继续滴加沉淀溶解： AgNO3溶液中滴加稀氨水,先沉淀后澄清： NaAlO2溶液中滴加盐酸,也是先沉淀后澄清： 澄清石灰水通入二氧化碳,先沉淀后澄清：； 次氯酸钙溶液中通入二氧化碳,先沉淀后澄清：； KAl(SO4)2与NaOH溶液：； 4、通入二氧化碳气体最终能生成沉淀的物质：苯酚钠溶液、硅酸钠溶液、偏铝酸钠溶液（这三种都可以与 少量硝酸反应产生沉淀）、饱和碳酸钠溶液。 苯酚钠溶液：； 硅酸钠溶液：； 饱和碳酸钠溶液：； 偏铝酸钠溶液：； 5、能生成两种气体的反应： HNO3的分解：； Mg与NH4Cl溶液的反应：； 电解饱和食盐水：； C与浓HNO3加热时反应：；
无机化学，有机化学，物理化学，分析化学 无机化学 元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学（即络合物化学）、同位素化学、生物无机化学、金属有机化学、金属酶化学等。 有机化学 普通有机化学、有机合成化学、金属和非金属有机化学、物理有机化学、生物有机化学、有机分析化学。 物理化学 结构化学、热化学、化学热力学、化学动力学、电化学、溶液理论、界面化学、胶体化学、量子化学、催化作用及其理论等。 分析化学 化学分析、仪器和新技术分析。包括性能测定、监控、各种光谱和光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析方法，在线分析、活性分析、实时分析等，各种物理化学性能和生理活性的检测方法，萃取、离子交换、色谱、质谱等分离方法，分离分析联用、合成分离分析三联用等。
无机化学 第一章：气体 第一节：理想气态方程 1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在： ⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。 2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--??K mol J 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 第二节：气体混合物 1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。 2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg) 第二章：热化学 第一节：热力学术语和基本概念 1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。 ⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。 ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。 2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函数。状态函 数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。 3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部 分叫做相。相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。 4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。 5、反应进度νξ0 )·(n n sai k e t -==化学计量数 反应前反应后-，单位：mol 第二节：热力学第一定律 0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温物体传向低温 物体。系统的热能变化量用Q 表示。若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。 1、 系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称为功，用W 表示。环境对系统做功， W>O ；系统对环境做功，W<0。 2、 体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。 非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。 3、 热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下，系统内所有微观粒子的全部能量之 和称为热力学能，又叫内能。 4、 气体的标准状态—纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力θ P 下的状态，混合气体 中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为θP 且单独存在时的状态。 液体（固体）的标准状态—纯液体（或固体）的标准状态时指温度为T ，压力为θP 时的状态。
无机化学知识点归纳 Document number：NOCG-YUNOO-BUYTT-UU986-1986UT
第一篇：化学反应原理 第一章：气体 第一节：理想气态方程 1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在： ⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。 2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =11--??K mol J 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 第二节：气体混合物 1、当两种或两种以上的气体在同一容器中混合时，每一种气体称为该混合气体的组分气体。 2、混合气体中某组分气体对器壁所施加的压力叫做该组分气体的分压。 3、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同 体积时所产生的压力。 4、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 第三节：气体分子动理论 1、气体分子动理论基本观点： ⑴气体是由分子组成的，分子是很小的微粒，彼此间距离比分子直径大许多，分子体积与气体体积相比可以忽略不计。 ⑵气体分子以不同的速度在各个方向上处于永恒的无规则运动之中。 ⑶除了在相互碰撞时，气体分子间的相互作用是很弱的，甚至是可以忽略的。 ⑷气体分子相互碰撞和对器壁的碰撞都是弹性碰撞。碰撞时总动能保持不变，没有能量损失。 ⑸分子平均动能与气体的热力学温度成正比。
2、在一定温度下，每种气体分子速度的分布是一定的。除少数分子的速度很大或很小外，多数分 子的速度都接近于方均根速度rms V 。当温度升高时，速度分布曲线变宽，方均根速度增大。 M RT V rms 3= 。 3、分子量越大扩散越慢。 第二章：热化学 第一节：热力学术语和基本概念 1、系统是人们将其作为研究对象的那部分物质世界，即被研究的物质和它们所占有的空间。系统 的边界可以是实际的界面也可以是人为确定的用来划定研究对象的空间范围。划定范围的目的是便于研究。 2、环境是系统边界之外与之相关的物质世界。 3、系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。 ⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。 ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。 4、状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函数。状态函数的变 化量与系统状态的变化途径无关。 5、当系统的某些性质发生变化时，这种改变称为过程。系统由始态到终态所经历的过程总和被称 为途径。 6、⑴定温过程：始态和终态温度相等且变化程中始终保持这个温度。 定温变化：始态和终态温度相等但对变化过程中的温度不作要求。 ⑵定压过程：始态和终态压力相等且变化过程中始终保持这个压力。 定压变化：始态和终态压力相等但对变化过程中的压力不作要求。 ⑶定容过程：始态和终态体积相等且变化过程中始终保持这个体积。 ⑷循环过程：系统由始态开始经过一系列的变化有回到原来的状态。 7、系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做 相。相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。 8、只含有一个相的系统叫做均相系统或单相系统。含有两个或两个以上相系统叫做非均相系统或 多相系统。 9、化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。 0、反应进度ν ξ0n n t -= 第二节：热力学第一定律 1、系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温物体传向低温物体。 系统的热能变化量用Q 表示。若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。 2、系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称为功，用W 表示。环境对系统做功，W>O ； 系统对环境做功，W<0。 3、体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。 非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。 4、热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下，系统内所有微观粒子的全部能量之和称为 热力学能，又叫内能。
第一篇：化学反应原理 第一章：气体 第一节：理想气态方程 1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在： ⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。 2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--??K mol J 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 第二节：气体混合物 1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气 体相同体积时所产生的压力。 2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg) 第二章：热化学 第一节：热力学术语和基本概念 1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。 ⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。 ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。 2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函数。状态函 数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。 3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部 分叫做相。相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。 4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。 5、反应进度νξ0 )·(n n sai k e t -==化学计量数 反应前反应后-，单位：mol 第二节：热力学第一定律 0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温物体传向低温 物体。系统的热能变化量用Q 表示。若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。 1、 系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称为功，用W 表示。环境对系统做功， W>O ；系统对环境做功，W<0。 2、 体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。 非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。 3、 热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下，系统内所有微观粒子的全部能量之 和称为热力学能，又叫内能。 4、 气体的标准状态—纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力θ P 下的状态，混合气体 中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为θP 且单独存在时的状态。 液体（固体）的标准状态—纯液体（或固体）的标准状态时指温度为T ，压力为θP 时的状态。
注：加黑字体为知识点，加下划线为补充内容。 第一章：物质及其变化 (1) 第一节：物质的聚集状态 (1) 第二节：化学反应中的质量关系和能量关系 (2) 第二章化学反应速率和化学平衡 (3) 第二节影响反应速率的因素 (3) 第三节化学平衡 (3) 第四节化学平衡的移动 (4) 第五节反应速率与化学平衡的综合利用 (4) 第三章电解质溶液和离子平衡 (4) 第一节强电解质溶液 (4) 第二节水的解离和溶液的ph (4) 第三节弱酸、弱碱的解离平衡 (5) 第四节同离子效应和缓冲溶液 (5) 第五节盐类的水解 (5) 第六节沉淀-溶解平衡 (6) 第七节溶度积规则及其应用 (6) 第四章氧化和还原 (6) 第一节氧化还原反应的基本概念 (6) 第二节氧化还原反应与原电池 (7) 第三节电极电势 (7) 第四节电极电势的应用 (7)
第五章原子结构与元素周期律 (7) 第六章分子结构与晶体结构 (8) 第一节共价健理论 (8) 第三节分子间力与分子晶体 (8) 第四节离子键与离子晶体 (8) 第五节离子极化 (8) 第六节其他类型晶体 (9) 第七章配位化合物 (9) 第一节配位化合物的基本概念 (9) 第二节配位化合物的结构 (9) 第三节配位化合物在水溶液中的状况 (9) 第四节熬合物 (10) 第八章主族金属元素（一）碱金属和碱土金属 (10) 第一节化学元素的自然资源 (10) 第二节碱金属 (11) 第三节碱土金属 (11)
第一章：物质及其变化 第一节：物质的聚集状态 1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在： ⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。 2、理想气体方程：nRT PV=R为气体摩尔常数，数值为R=8.314 -? 1- 1 mol J ?K 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 气体混合物 1、当两种或两种以上的气体在同一容器中混合时，每一种气体称为该混合气体的组分气体。 2、混合气体中某组分气体对器壁所施加的压力叫做该组分气体的分压。 3、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。 4、（Dlton）分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 5、流体 6、固体
大学无机化学知识点总结 无机化学，有机化学，物理化学，分析化学无机化学元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学（即络合物化学）、同位素化学、生物无机化学、金属有机化学、金属酶化学等。 有机化学普通有机化学、有机合成化学、金属和非金属有机化学、物理有机化学、生物有机化学、有机分析化学。 物理化学结构化学、热化学、化学热力学、化学动力学、电化学、溶液理论、界面化学、胶体化学、量子化学、催化作用及其理论等。 分析化学化学分析、仪器和新技术分析。包括性能测定、监控、各种光谱和光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析方法，在线分析、活性分析、实时分析等，各种物理化学性能和生理活性的检测方法，萃取、离子交换、色谱、质谱等分离方法，分离分析联用、合成分离分析三联用等。 无机化学 第一章：气体 第一节：理想气态方程
1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。 2、理想气体方程：为气体摩尔常数，数值为= 8、314 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 第二节：气体混合物 1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。 2、Dlton分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 3、(0℃=273、15K STP下压强为101、325KPa =760mmHg =76cmHg) 第二章：热化学 第一节：热力学术语和基本概念 1、系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为：⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。 ⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。 ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。
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) ?r Hθm的计算 △r H m：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 ?rHθm：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 ?f Hθm：在温度Ｔ及标准态下，由参考状态单质生成1mol物
无机化学核心考点基础知识点框架梳理及其解析 第一章气体 1.1理想气体状态方程式 理想气体状态方程式及其应用★ 1.2气体的分压定律 分压定律与应用★ （标★号是考试重点） 本章包括四个小节，理想气体状态方程式，气体混合物，气体分子运动论，真实气体。 其中前两个小节是考试的重点，理想气体状态方程式及应用，分压定律及应用。后两小节基本不考 在复习每一个知识点的过程中，首先要了解知识点，熟悉教材内容、分析教材例题，并注意应用条件，最后再通过本讲义如下内容对应的例题，从分析、解题、注意易错点到完成老师布置的作业完成相应知识点的掌握过程 知识点一 理想气体状态方程 各物理量的单位： PV nRT 压力P-Pa；体积V-dm3；气体摩尔数n- mol；气体常数R- 8.314 J.mol-1.Ｋ-1；绝对温度T-Ｋ. 如在标况下1摩尔气体，压力，温度，体积一般有如下关系P＝101325 Pa; V＝22.4 dm3；T＝273.15 k; 从中可以算出: R=PV/nT=101325＊22.4／1＊273.15=8.314 J.mol-1.Ｋ-1. 知识点二 分压定律 一个容器内有几种混合气体，相互间不发生化学反应的条件下,总压强 P总与各种气体的 分压Pi之间有如下关系： P总＝ P1 + P2 + P3 +...+ Pn 对于理想气体,容易得证：n总＝n1 + n2 + n3 +. ... + nn 左边： P总＝ n总RT/V 右边 = n1*RT/V +n2*RT/V+...+nn*RT/V = [n1+n2+...+nn]*RT/V
= n 总*RT/V = 左 边 例题：某容器中含有NH3、O2 、N2等气体的混合物。取样分析后，其中n (NH3)=0.320mol ，n (O2)=0.180mol ，n (N2)=0.700mol 。混合气体的总压p =133.0kPa 。试计算各组分气体的分压 解：n= n (NH3)+n (O2)+n (N2) =0.320mol+0.180mol+0.700mol =1.200mo l 30.320() 1.200 NH b b = =0.3201.200 ⅹ133.0kPa =35.5 kPa 22(O )(O )n p p n = =0.1800.320 ⅹ35.5kPa =20kPa 223()()()N NH p p p p o =-- =(133.0-35.5-20)kPa =75.5kPa 总结 这一章知识点比较简单，先熟悉课本，把例题弄明白，再分别做两道课后习题巩固一下 看课本例题1-2，1-3，1-4 课后习题做1，3，9，12 ? ? 第二章热化学 ? 2.1热力学的术语和基本概念 ? 2.2热力学第一定律 ? 热力学第一定律★、焓变和热化学方程式★、Hess 定律★
第一章 物质的状态 理想气体：是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力的假想情况下的气体。 实际气体：处于高温（高于273 K ）、低压（低于数百千帕）的条件下，由于气体分子间距离相当大，使得气体分子自身的体积与气体体积相比可以忽略不计，且分子间作用力非常小，可近似地将实际气体看成是理想气体。 pV = nRT （理想气体状态方程式） R 称为比例常数，也称为摩尔气体常数。 R = 8.314 Pa·m3·mol-1·K-1 = 8.314 kPa·L·mol-1·K-1 = 8.314J·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m = J ） 道尔顿理想气体分压定律 式中 xi 为某组分气体的摩尔分数。理想气体混合物中某组分气体的分压等于该组分气体的摩尔分数与总压力的乘积。 分体积定律 当几种气体混合时，起初每一种气体在各处的密度是不同的，气体总是从密度大的地方向密度小的地方迁移，直至密度达到完全相同的状态，这种现象称为扩散。 相同温度、相同压力下，某种气体的扩散速度与其密度的平方根成反比，这就是气体扩散定律。用u i 表示扩散速度，ρi 表示密度，则有： 或 式中u A 、u B 分别表示 A 、 B 两种气体的扩散速度，ρA 、ρB 分别表示A 、B 两种气体的密度。 同温同压下，气体的密度（ρ）与其摩尔质量（M ）成正比，据此可以表示为： 对理想气体状态方程进行修正 对n = 1 mol 实际气体，其状态方程为： 气体分子运动论的主要内容包括以下几个假设： （1）气体由不停地作无规则运动的分子所组成； （2）气体分子本身不占体积，视为数学上的一个质点； i i RT RT p p n n V V =∑=∑=i i i i i p n n p p x p p n n === 或1212= = +++ i i i i n RT n RT n RT nRT V V V V p p p p =???=+???=∑ ∑ i u A B u u A B u u 2 2()()an p V nb nRT V +-=2()()m m a p V b RT V +-=
内容概要： 一.无机化学（理论部分）知识点应用归纳 1、无机物（分子或离子）构型: （1）简单分子（或离子）： （2）配合物： 2、物质的熔、沸点(包括硬度): （1）晶体类型：原子晶体，离子晶体，金属晶体，分子晶体（2）离子晶体： （3）分子晶体 （4）金属晶体：金属键（与价电子、价轨道有关） 3、物质的稳定性： （1）无机小分子： （2）配合物： 4、物质的磁性： （1）无机小分子：MO （掌握双原子分子轨道能级图） （共价双原子分子） （2）配合物： 5、物质的颜色: （1）无机小分子：极化理论 （2）配合物： 6、无机物溶解度: （1）离子晶体： （2）共价化合物： 7、物质的氧化还原性：影响因素 （1）溶液酸、碱度 （2）物质的聚集状态 8、化学反应方向:
（1）热力学数据： （2）软硬酸碱理论 9、分子极性、键的极性、键角、键长等: 10、推导元素在周期表中的位置：能级组取值， 选择—组合理量子数：四个量子数取值规则 11、溶液中有关质点浓度计算： 化学平衡，电离平衡，沉淀—溶解平衡，氧化—还原平衡，配合解离平衡： 利用多重平衡规则，K是关键 12、常见的基本概念: 对角线规则；惰性电子对效应；Lewis酸、碱；质子酸、碱；缓冲溶液；屏蔽效应；钻穿效应；同离子效应；盐效应；镧系收缩；电负性；电离势；电子亲合势；晶格能；键能；有效核电荷及求法等。 二.无机化学（元素部分） （1）结构 （2）性质： 重点是化学性质
无机化学知识点总结 1、熟悉元素周期表和元素周期律（电子排布和周期表的关系，化合价和最外层电子数、元 素所在的族序数的关系（包括数的奇偶性），微粒的半径大小和元素周期表的关系，非金属氢化物的稳定性、酸性和元素周期表的关系）。 熟悉常见的分子或单质、化合物的物质结构（水、氨气、二氧化碳、金刚石、二氧化硅的结构特点，相同电子数的微粒（10电子，18电子，H2O2和H2S，CO、N2、C2H4，O2、CH4））。 2、知道典型的溶解性特征 ①加入过量硝酸从溶液中析出的白色沉淀：AgCl，原来溶液是Ag（NH3）2Cl；后者是硅 酸沉淀，原来的溶液是可溶解的硅酸盐溶液。生成淡黄的沉淀，原来的溶液中可能含有S2－，或者是S2O32－ ②加入过量的硝酸不能观察到沉淀溶解的有AgCl，BaSO4；BaSO3由于转化成为BaSO4 而不能观察到沉淀的溶解。AgBr，AgI，也不溶解，但是沉淀的颜色是黄色。 ③能够和盐反应生成强酸和沉淀的极有可能是H2S气体和铅、银、铜、汞的盐溶液反应。： ④沉淀先生成后溶解的：CO2和Ca(OH)2,Al3+和氢氧化钠，AlO2－和盐酸，氨水和硝酸银 3、操作不同现象不同的反应: Na2CO3和盐酸；AlCl3和NaOH，NaAlO2和盐酸；AgNO3和氨 水；FeCl3和Na2S;H3PO4和Ca(OH)2反应。 4、先沉淀后澄清的反应： AlCl3溶液中加入NaOH溶液，生成沉淀，继续滴加沉淀溶解： ； AgNO3溶液中滴加稀氨水，先沉淀后澄清： ； NaAlO2溶液中滴加盐酸，也是先沉淀后澄清： ； 澄清石灰水通入二氧化碳，先沉淀后澄 清：； 次氯酸钙溶液中通入二氧化碳，先沉淀后澄 清：； KAl(SO4)2与NaOH溶 液：； 5、通入二氧化碳气体最终能生成沉淀的物质：苯酚钠溶液、硅酸钠溶液、偏铝酸钠溶液（这 三种都可以与少量硝酸反应产生沉淀）、饱和碳酸钠溶液。 苯酚钠溶液：； 硅酸钠溶液：； 饱和碳酸钠溶液：； 偏铝酸钠溶液：； 6、能生成两种气体的反应： HNO3的分解：； Mg与NH4Cl溶液的反应：； 电解饱和食盐水：；
无机化学知识点归纳
第一篇：化学反应原理 第一章：气体 第一节：理想气态方程 1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在： ⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。 2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为 R =8.31411--??K mol J 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 第二节：气体混合物 1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占 有与混合气体相同体积时所产生的压力。 2、分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 3、(0℃=273.15K 下压强为101.325 = 760 = 76) 第二章：热化学 第一节：热力学术语和基本概念 1、系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分 为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。 ⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。 ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。 2、状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函 数。状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。
3、系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任 何均匀部分叫做相。相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。 4、化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。 5、反应进度ν ξ0)·(n n sai k e t -==化学计量数反应前反应后-，单位： 第二节：热力学第一定律 0、系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温物 体传向低温物体。系统的热能变化量用Q 表示。若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。 1、系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称为功，用W 表示。环境对 系统做功，W>O ；系统对环境做功，W<0。 2、体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。 非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。 3、热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下，系统内所有微观粒子的 全部能量之和称为热力学能，又叫内能。 4、气体的标准状态—纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力θP 下的状 态，混合气体中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为θP 且单独存在时的状态。 液体（固体）的标准状态—纯液体（或固体）的标准状态时指温度为T ，压力为θP 时的状态。 液体溶液中溶剂或溶质的标准状态—溶液中溶剂可近似看成纯物质的标准态。在溶液中，溶质的标准态是指压力θP P =,质量摩尔浓度θb b =，标准质量摩尔浓度11-?=kg mol b θ，并表现出无限稀释溶液特性时溶质的（假 想）状态。标准质量摩尔浓度近似等于 标准物质的量浓度。即 11-?=≈L mol c b θθ 5、物质B 的标准摩尔生成焓θm f H ?（B,相态，T ）是指在温度T 下，由参考状 态单质生成物质B （1+=B ν）反应的标准摩尔焓变。 6、参考状态一般指每种物质在所讨论的温度T 和标准压力θP 时最稳定的状态。个别情况下参考状态单质并不是最稳定的，磷的参考状态是白磷4P (s,白)，但白磷不及红磷和黑磷稳定。O 2(g)、H 2(g)、2(l)、I 2(s)、(l)和P 4(白 磷)是298.15K ，θP 下相应元素的最稳定单质，即其标准摩尔生成焓为零。 7、在任何温度下，参考状态单质的标准摩尔生成焓均为零。 8、物质B 的标准摩尔燃烧焓θm c H ?（B ，相态，T ）是指在温度T 下，物质 B(1-=B ν)完全氧化成相同温度下指定产物时的反应的标准摩尔焓变。 第四节：定律 1、定律：化学反应不管是一步或分几步完成，其总反应所放出或吸收的热总是 相等的。其实质是化学反应的焓变只与始态和终态有关，而与途径无关。 2、焓变基本特点： ⑴某反应的θm r H ?（正）与其逆反应的θm r H ?（逆）数值相等，符号相反。 即