一元弱碱完全一样，只是把H +换成OH -, a K θ换成b K θ
2.多元弱酸（碱）
对于多元弱酸（碱）一般 ，则可忽略第二级及其以后的解离，多元弱酸可近似当做一元弱酸处理，多元弱碱也可以同样处理。
3.两性物质
3H A -2H A 2-HA 3-A 1a K θ2a K θ3a K θ3b K θ2b K θ1b K
θa1b3
K K θθ酸 碱a2b2 K K θθ酸 碱a3b1 K K θθ酸 碱2a [][][][]c []
a H Ac H K HAc H θ+-++==-22a a [][][][][]c []c a H Ac H H K HAc H θ+-+++==≈-+[H 2
a [][][][]c []a H Ac H K HAc H θ+-++==-+2+a a a [H ]+K [H ]-c K =0θθ+
[H 1
2...n a a a K K K θθθ>>>>[]H +=[]H +=
NaHCO 3溶液；NaH 2PO 4溶液： Na 2HPO 4溶液： (多元弱酸失去一个质子变成的两性物质） (多元弱酸失去两个质子变成的两性物质）
4.缓冲溶液(能够抵抗加入少量强酸或强碱或稀释而能保持溶液pH 值基本不变的溶液) 组成：弱电解质的共轭酸碱对
原理：同时存在抗酸组分和抗碱组分
由C a mol/L HB 和C b mol/L B - 构成的缓冲溶液
由C b mol/L 弱碱和C a mol/L 共轭酸 构成的缓冲溶液
影响缓冲溶液缓冲能力的因素：共轭酸碱对的总浓度、共轭酸碱对的浓度比
总浓度一定时，浓度比等于1时，缓冲能力最强
此时对应的pH 范围称为缓冲溶液的缓冲范围：
缓冲溶液的选择:
那么配制一定pH 值的缓冲溶液时，为了使共轭酸碱对的浓度比接近于1，所以要选择pKa θ接近pH 值的缓冲溶液（p167 例子6-17,6-18）
滴定分析概述
定量分析的任务：定性分析、定量分析、结构分析
定量分析方法的分类 ：重点掌握按测定原理、组分在试样中的相对含量分类
按测定原理分类：化学分析法(主要有重量分析法和滴定分析法)、仪器分析法
按组分在试样中的相对含量分类：
常量组分分析(＞1%)；微量组分分析(0.01%～1%)；痕量组分分析(＜0.01%)
● 定量分析的一般程序：采样 → 前处理 → 测定 ( 消除干扰 ) → 数据处理 ● 滴定分析的方法和滴定方式
标准溶液、化学计量点(sp)、滴定终点(ep)、
终点误差(计量点和滴定终点不相吻合而造成的分析误差)
滴定分析的方法: 酸碱滴定法、沉淀滴定法、氧化还原滴定法、配位滴定法
滴定分析对滴定反应的要求：
反应必须定量进行、反应必须速进行、有简便可靠的确定终点的方法
滴定方式：直接滴定法、返滴定法、间接滴定法、置换滴定法
标准溶液的配置：直接配制法、标定法
滴定分析结果的计算：物质的量的比等于反应式中系数比
a b a b HB H B c c c H H c H +-+++??→+←?? 初 0 平 -[] [] +[] b a []c [][] []c a H H B K HB θ++-==a ≈C b ≈C a b b []c c OH K θ-=a b c 1=[,10]c 10
共轭酸碱对的总浓度足够大时，时，有较强的缓冲能力a b c p p lg p 1c a a H K K θθ=-=±b a []c [][] []c a H H B K HB θ++-==θθa a b b c =1pH=pK pOH=pK c 时缓冲能力最强，此时（或）
● 酸碱滴定法
1.指示剂变色原理、变色范围
示剂的理论变色点 变色范围： 注意：人眼对不同颜色的敏感程度不同所以理论变色范围与实际变色范围有一定差别 ● 酸碱滴定曲线
强酸（强碱）的滴定：化学计量时产物为H 2O,则pH=7.00
弱酸的滴定：化学计量时产物为该弱酸的共轭碱，,则pH>7.00
弱碱的滴定：化学计量时产物为该弱碱的共轭酸，,则pH<7.00
多元弱酸(碱)：会判断有几个滴定突跃，化学计量点时生成什么物质
酸碱滴定突跃：化学计量点前后±0.1%范围内pH 值的急剧变化
指示剂选择原则：
(1)指示剂的变色范围全部 或部分处于滴定突跃范围之内。
(2)变色点与化学计量点尽量接近
指示剂在滴定突跃范围内变色，则滴定的相对误差小于±0.1%
弱酸弱碱滴定突跃的影响因素：浓度、解离常数
浓度越大、解离常数越大，滴定突跃范围越宽
弱酸(碱)准确滴定的条件：-8a cK 10θ
≥( -8b cK 10θ≥)
对多元弱酸滴定：
(1)判断能否准确滴定，根据：8 10-≥ai cK θ；
(2)判断能否准确分步滴定，根据：41
/10+≥ai ai K K θθ 若条件(2)成立，相邻两步解离相互不影响，则滴定时分别与NaOH 中和反应，即可以分别滴定
例：滴定下列多元弱酸或弱碱溶液时，有几个滴定突跃
1. 0.1mol/LH 2C 2O 4 1个 化学计量点时生成Na 2C 2O 4
2. 0.1mol/LNa 2CO 3 1个 化学计量点时生成Na 2SO 4和H 3BO 3
3. 0.1mol/LH 2S 1个 化学计量点时生成NaHS
● 酸碱标准溶液配制与标定
盐酸标准溶液：基准物质：无水碳酸钠和硼砂（Na 2B 4O 7·10H 2O ）
氢氧化钠标准溶液：基准物质有草酸、邻苯二甲酸氢钾
● 双指示剂法（酚酞、甲基橙）滴定混合碱(能根据V1和V2的大小关系判断混合碱的组
成，并计算各成分的百分含量)
混合碱的组成：纯Na 2CO 3、Na 2
(1)酚酞变色(pH=9.1) 1l HC V 用去的体积为
θ
a pH=pK (HIn)
()1
a pH pK HIn θ=±则2512
5.410,
6.410--=?=?a a K K θθ3.75
7.63122110, 10--====w w b b a a K K K K K K θθθθθθ713121.0710, 1.310
--=?=?a a K K θθ
(2)甲基橙变色时(pH=3.8)发生的反应：NaHCO 3+HCl→NaCl+H 2CO 3,用去HCl 的体积为 V 2 V 1= V 2 组成为Na 2CO 3；V 1> V 2 组成为NaOH + Na 2CO 3；V 1 < V 2组成为Na 2CO 3 + NaHCO 3（p193，17, 20题）
第七章 沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用 ● 溶度积常数K θSP
● 溶度积和溶解度的相互换算（纯水中）
初： 0 0 平衡： nS mS
对同类型的难溶电解质，可用溶度积K θSP 的大小来比较溶解度S 的大小。但不同类型的难溶电解质则不宜直接用溶度积K θSP 的大小来比较溶解度S 的大小。
● 溶度积规则
Q i ＞K θSP 时，溶液为过饱和溶液，沉淀析出;Q i ＝K θSP 时，溶液为饱和溶液，处于平衡状态 。 Q i ＜K θSP 时，溶液为未饱和溶液 ，沉淀溶解 。
● 影响难溶电解质溶解度的因素：本性、温度、同离子效应、盐效应（注意不在纯水中，
溶解度的计算p198例7-3，p200 例7-7）
● 知道银量法的对应的名称和使用的指示剂
第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法
● 氧化数、氧化还原电对、电极 、原电池
● 离子—电子法（半反应法）配平氧化还原反应方程式
● 电极电势的绝对值无法测定解决方法就是使用参比电极——标准氢电极
规定:标准氢电极的电极电势为0V
● 标准电极电势/E θ
氧化型还原型标准电极电势：电极处于标准态时的电势
标准电极电势表示在电极反应条件下，对某物质氧化型得电子或还原型失电子能力的量度 电极电势数值越小→还原型的还原能力(失电子倾向)越强
电极电势数值越大→氧化型的氧化能力(得电子倾向)越强
影响电极电势的因素：组成电极的氧化还原电对的性质、溶液的浓度、体系的温度
对于一个特定的电极，标准状态时，其组成、浓度(分压)、温度均唯一确定，所以一个电极的标准电极电势唯一确定
电动势和吉布斯函数变的关系△G ＝－nF ε
标准状态下： ● 能斯特(Nernst)方程
应用Nernst 方程的注意事项（p228 例8-10，p257 16题）
(1)电对中的固体、纯液体用1表示，溶液浓度为相对浓度，气体为相对分压,p/p θ
(2) 如果还有其他物质参加电极反应，如H ＋、OH －，这些物质的浓度也应表示在能斯特方
程式中。
● 判断氧化还原反应进行的方向
△r G m ＜０,电动势 ε ＞０， E ＋＞ E － 反应正向进行
n m sp K =[nS][mS]
θ
m+n-n m A B (s) = nA (aq) + mB (aq)
m G nF θθε?=-(/c )0.059lg n (/)a b C E E C c θθθ=+氧化型氧化型/还原型氧化型/还原型还原型
△r G m =０ ,电动势 ε =０， E ＋= E － 反应处于平衡
△r G m >０ ,电动势 ε<０， E ＋< E － 反应逆向进行
氧化还原反应的平衡常数的计算
n------反应中转移的电子数 氧化还原滴定法
KMnO 4的自动催化反应、诱导反应
氧化还原滴定突跃：化学计量点前后±0.1%范围内滴定剂和待测物两个氧化还原电对的电势的急剧变化
影响氧化还原滴定突跃范围的因素：氧化还原滴定中影响电势突跃的主要因素是反应完全程度，即是两个电对的条件电极电势差，两个电对的条件电极电势差越大，反应越完全。 氧化还原滴定法中的指示剂：自身指示剂(KMnO 4)、特殊指示剂 (淀粉)、氧化还原指示剂 氧化还原指示剂的变色原理和变色范围及选择(与酸碱指示剂相似)
氧化还原指示剂指示剂的变色区间全部或部分存在于突跃区间内。由于指示剂的变色区间很小, 常直接用指示剂的条件电位来进行选择
常用的氧化还原滴定法:
碘量法（直接碘量法、间接碘量法、淀粉指示剂加入的时机）
碘量法指示剂加入的时机：
1.直接碘量法：滴定开始即加入淀粉，终点: 出现蓝色
2.间接碘量法：接近终点(浅黄色)时加入淀粉，终点: 蓝色消失
第九章 配位平衡与配位滴定
配位化合物的基本概念：形成体、配体、配位原子、单齿配位体、多齿配位体、配位数、
命名
配离子在溶液中的解离平衡
外界与内界之间完全理解，形成体(中心)和配体之间部分解离（逐级解离）
思考：[Cu(NH 3)4]SO 4溶液的组成：SO 42-，[Cu(NH 3)4]2+，[Cu(NH 3)3]2+，[Cu(NH 3)2]2+，
[Cu(NH 3)]2+，Cu 2+，NH 3等
配离子的转化：一种配离子能转化为更稳定的另一种配离子
(+)(-)n(E E )nF lgK 2.303RT 0.0592
-==θθθθε
乙二胺四乙酸：简称EDTA ，通常用H 4Y 表示，由于乙二胺四乙酸溶解度小，所以滴定时用的是乙二胺四乙酸二钠，还是称为EDTA
● 酸度较高时，EDTA 还可在接受两个质子，相当于六元弱酸H 6Y 2+，则溶液中EDTA 用7种存在形式： H 6Y 2+, H 5Y +, H 4Y , H 3Y -, H 2Y 2 -，HY 3-,Y 4-
● EDTA 有 6 个配原子：2个氨氮配位原子、4个羧氧配位原子
● EDTA 金属配合物的特点：
1. 普遍性，EDTA 几乎能与所有的金属离子形成络合物;
2.组成一定，一般1：1配位；
2. 稳定性高，Kf θ较大（除去碱金属和部分碱土金属）;4.可溶性
5. 颜色，EDTA 与无色的金属离子形成无色的络合物，与有色的金属离子形成颜色更深的络合物
● 副反应和副反应系数（了解）
产物MY 发生副反应对滴定反应是有利的(其反应程度小)，金属离子M 和配位剂Y 的副反应都不利于滴定反应。 一般忽略产物MY 的副反应
副反应的程度用副反应系数α表示 αM ,αY
稳定常数：
MY c(MY) K c(M)c(Y)θ= 稳定常数是M 与Y 反应生成MY 的平衡常数，平衡常数与浓度无关，那么发生副反应时，主反应的反应程度会发生变化，但是稳定常数MY K θ的数值不会改变。所以稳定常数MY K θ不能准确表示有副反应存在时主反应的进行程度，以及此时MY 的稳定性；稳定常数MY K θ只能表示没有副反应时主反应的反应程度，以及没有副反应时MY 的稳定性。 ● 条件稳定常数 条件稳定常数'
MY MY M Y
K K θθ=αα
H +
↙↘OH -
MHY MOHY +M
OH
-L
M(OH)M(OH)m ML MLn ......MY M(OH)Y MHY OH -H +Y HY H 6Y NY ...H +N
副反应越严重，副反应系数越大，条件稳定常数'MY K θ
越小，所以条件稳定常数能准确
表示有副反应的情况下，主反应进行的程度，以及有副反应的情况下，MY 的稳定性。 配位滴定法
配位滴定突跃：化学计量点前后±0.1%范围pM ′（为参与主反应的金属离子各种存在形式总浓度的负对数）的急剧变化
● 影响滴定突跃的因素： （即滴定反应完全程度） C M 越大，滴定突跃越大, θ
'MY K 越大突跃范围也越大
金属离子能被准确滴定的条件是： ● 金属指示剂的变色原理
滴定前加入指示剂： 游离态颜色 络合物颜色
滴定开始至终点前：
MY 无色或浅色，以MIn 形成背景颜色
终点：
络合物颜色 游离态颜色
络合物颜色(+MY 的颜色)→游离态颜色(+MY 的颜色)
● Ca 2+、 Mg 2+混合溶液中Ca 2+的测定: 调节pH>12，Mg 2+变成Mg(OH)2 ↓，从而不干扰 Ca 2+
的滴定——沉淀掩蔽
● Al 3+的测定——返滴定法（Al 3+与EDTA 反应慢，Al 3+要封闭指示剂， Al 3+很容易水解）
θ'M MY
C , K θ
'8f K (MY)10
≥In +M
MIn Y + M MY Y + MIn
MY + In Zn —EDTA
考研无机化学_知识点总结
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)
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
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
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_知识点总结
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
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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：；
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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。
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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。
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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。
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：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
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。
无机及分析化学复习知识点---大一要点
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
南理工-无机化学核心考点--基础知识点框架梳理及其解析
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★
无机化学重点笔记
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 +-=
考研无机化学_知识点总结
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：；
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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
