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大一无机及分析化学学期总复习

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无机及分析化学超详细复习知识点(大一,老师整理)

无机及分析化学超详细复习知识点(大一,老师整理)

无机及分析化学超详细复习知识点(大一,老师整理)第一章化学基本概念和理论1. 物质和化学变化物质：具有质量和体积的实体。

化学变化：物质发生变化，新的物质。

2. 物质的组成和结构元素：由同种原子组成的物质。

原子：物质的基本单位，由原子核和核外电子组成。

3. 化学键和分子间作用力化学键：原子之间通过共享或转移电子而形成的连接。

分子间作用力：分子之间的相互作用力，包括范德华力、氢键等。

4. 化学反应化学反应方程式：表示化学反应过程的方程式。

化学反应速率：单位时间内反应物的浓度变化。

化学平衡：反应物和物浓度不再发生变化的状态。

5. 氧化还原反应氧化：物质失去电子的过程。

还原：物质获得电子的过程。

氧化还原反应：同时发生氧化和还原的反应。

6. 酸碱反应酸：能够释放H+离子的物质。

碱：能够释放OH离子的物质。

中和反应：酸和碱反应盐和水。

7. 溶液溶质：溶解在溶剂中的物质。

溶剂：能够溶解溶质的物质。

溶液的浓度：单位体积或单位质量溶剂中溶解的溶质的量。

8. 化学平衡常数的计算平衡常数：表示化学反应平衡状态的常数。

计算方法：根据反应物和物的浓度计算平衡常数。

9. 氧化还原反应的平衡电极电位：表示氧化还原反应进行方向的电位。

计算方法：根据电极电位计算氧化还原反应的平衡常数。

10. 酸碱反应的平衡pH值：表示溶液酸碱性的指标。

计算方法：根据酸碱的浓度计算pH值。

11. 溶液的酸碱滴定滴定：通过滴加已知浓度的溶液来确定未知溶液的浓度。

计算方法：根据滴定反应的化学方程式和滴定数据计算未知溶液的浓度。

12. 气体定律波义耳定律：在一定温度下，气体的压力与体积成反比。

查理定律：在一定压力下，气体的体积与温度成正比。

阿伏伽德罗定律：在一定温度和压力下，等体积的气体含有相同数量的分子。

13. 气体混合物的计算分压定律：气体混合物中每种气体的分压与该气体在混合物中的摩尔分数成正比。

计算方法：根据分压定律计算气体混合物中每种气体的分压和摩尔分数。

无机及分析化学总复习

无机及分析化学总复习

条件电势——影响氧化还原反应的因
素；对于一般反应： aOx + ne ←→b Re d
ϕ
=
ϕ
θ
'
(Ox/Red)
−
2.303RT nF
lg
c(Red)b c(Ox)a
= ϕθ ' (Ox/Red)
氧化还原滴定终点的确定及计量点电势的计
算高；锰酸钾：自身指示剂；淀 粉：特殊指示剂；二苯胺磺 酸钠：氧化还原指示剂， φ=φ±0.059/n。
滴定pH范围的计算——最低和最高酸度
配位滴定干扰的消除以及配位滴定的应用 。
有关实验——配位滴定（EDTA的标定、水硬度的测
定）
1硬度单位表示十万份水中含1份CaO克数
14
第九章 氧化还原与电化学
氧化还原反应方程式的配平——离子-电子法 原电池的半反应书写以及原电池符号的表示方法 (-)……‖……(+) 标准电极电势以及Nernst方程式 影响电极电势的因素：浓度、 pH值、沉淀的生成、 配合物的生成等
aOx+ne ←→ bRed
ϕ
= ϕθ
−
RT nF
ln
[Red]b [Ox]a
= ϕθ
−
2.303RT nF
lg
[Red]b [Ox]a
E = Eθ − 2.303RT lg Q
15
nF
电极电势的应用：判断物质的氧化性与还原性的强
弱、氧化还原反应进行的方向与限度、求平衡常数、
选择合适的氧化剂和还原剂
b. 对于多元酸（或多元碱），当cKa1θ （或cKb1θ）≥10-8 ，且 Ka1θ /Ka2θ≥104（或Kb1θ /Kb2θ≥104）时，可以准确滴定第一步电离的氢离子 （或氢氧根离子）；若cKa1θ （或cKb1θ）≥10-8 ， cKa2θ （或cKb2θ） ≥10-8 ，且 Ka1θ /Ka2θ≥104（或Kb1θ /Kb2θ≥104）时，则有两个滴定突 跃；

无机分析化学总复习共27页文档

无机分析化学总复习共27页文档

• 溶液的依数性：
。
• 应用：测定分子量
• 胶团的结构
无机及分析化学
2
第二章 化学反应速率与限度
• 化学平衡及特征； • 如何正确书写化学平衡常数表达式； • 多重平衡规则； • 化学平衡的移动； • 化学平衡移动原理。
无机及分析化学
3
第四章 物质结构简介
• 概念:波粒二象性、原子轨道、波函数、四个 量子数、屏蔽效应、钻穿效应、杂化轨道
酸碱滴定、沉淀 滴定、配位滴定 的突跃范围随滴 定剂和被测物浓 度增加而变大。
滴定突跃的大小与两电对的差值大小有关△φ↑，突 跃 点 一↑。方。对。对nn1≠1n=2n的2反的应反，应计，量计点量电点位电偏位向恰n好较处大于的突电跃对中
无机及分析化学
13
应用：
• 酸碱标准溶液的配制与标定 基准物
• 混合碱的测定
计量关系：
3.返滴定法中
1Cr2O72- ~ 6 l- ~3 I2~ 6S2O32-
n(K2Cr2O7) = 1/6 n(Na2S2O3)
n(B)n(A0)n(A余)
b
a
滴定度 TB/A= (b / a ) ·CA ·MB ·10-3
无机及分析化学
7
第七章 酸碱平衡与酸碱滴定法
• 1.酸碱平衡
• 概念：酸、碱、酸碱质子理论、电离度、同离子 效应、盐效应、稀释定律、质子条件式
（1）平衡常数对滴定曲线突跃范围的影响
Ka越小， 突跃越小；
K ‘MY 越大， 突跃越大
沉淀反应 的KSP越 小，突跃 越大。
无机及分析化学
配位滴定中 pH对突跃范 围的影响。
氧化还原滴定影响电位突跃的
主要因素是条件平衡常数K’， 而决定K’大小的主要因素是两

无机及分析化学总复习

无机及分析化学总复习

c( H2 A) δ H2 A = = c
1 1+
θ Ka1
c( H )
+
+
c2 ( H + )
θ θ Ka1 Ka2
c2 ( H + ) = 2 + θ θ θ c ( H ) + c( H + )Ka1 + Ka1 ⋅ Ka2
δ HA
δA
−
θ c( H + ) ⋅ Ka1 c( HA− ) = = 2 + θ θ θ c c ( H ) + c( H + )Ka1 + Ka1 ⋅ Ka2
θ θ Ka1 ⋅ Ka2 c( A2− ) = = 2 + θ θ θ c c ( H ) + c( H + )Ka1 + Ka1 ⋅ Ka2
2−
酸碱溶液的pH值计算 酸碱溶液的pH值计算 溶液举例 类型 HAc 一元弱酸 NaAc 一元弱碱 HAcHAc-NaAc 缓冲溶液 NaHCO3 两 NaH2PO4 性 Na2HPO4 物 质 Na3PO4 多元弱碱 H2CO3 多元弱酸
AB AB2 A2B AB3
θ =c（A+） Ksp =c（A+）c（B-）
θ Ksp=c（A+）{c（B-）}2 =c（A+）{c（
s s 2s s
s 2s s 3s
θ Ksp
θ Ksp=4s3,
θ s= 3 Ksp / 4
θ ={c（A+） Ksp ={c（A+）}2c（B-）
θ Ksp=4s3
滴定度T 滴定度TA / B 滴定曲线 滴定突跃 四种滴定方式
每毫升标准溶液相当于被测物质的质量

无机及分析化学期末复习

无机及分析化学期末复习

• 等性杂化和不等性杂化（NH3和H2O） • NH3分子中氮原子的价电子结构为2s22p3，成键 时氮原子中的一个s轨道和三个p轨道混合，形成 四个能量相等的sp3杂化轨道。其中一个杂化轨道 已有一对孤对电子，故不参与成键，只有三个sp3 杂化轨道与三个氢原子的s轨道重叠成键，由于孤 对电子对另外三个成键的轨道有排斥压缩作用， 致使键角均为107·18′。NH3分子的空间构型是三 角锥形。
无机及分析化学
---------总复习
分散体系 化学热力学基础 化学反应速率与化学平衡 物质结构 酸碱平衡及酸碱滴定 沉淀-溶解平衡 配位平衡 氧化还原平衡 其他
第一章 分散体系
• 溶胶的制备 • 例：
向H3AsO3溶液中通入过量的H2S制备As2S3溶胶： 2H3AsO3 + 3H2S = As2S3 + 6H2O
• 反应3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)是放热反应，使 用催化剂不能提高NH3的产率。 • 已经达到化学平衡的体系，改变组分的浓 度，当反应商Q ＞ KΘ时平衡向逆方向移动 。
第四章 物质结构
• • • • • • • 四个量子数 n和l决定多电子原子轨道能级的量子数。（p110,4-2） 四个量子数的取值规律。（p110,4-1） (A)2、2、1、-1/2 (B) 2、0、1、+1/2 (C)1、0、0、+1/2 (D) 1、0、-2、+1/2 核外电子排布规律 例：某元素与Kr同周期，该元素失去3(2)个电子后，其 l=2的轨道内呈半充满状态。 • 具有Ar电子层结构的-1价离子的元素。
例7：欲使0.01molAgCl溶于1.0LKCN溶液中，CN－ 的平衡浓度为多少？通过计算说明AgCl能否溶于 KCN溶液？ 21；Ksp(AgCl)＝1.77×10-10 已知：K = 1.3 × 10 f

无机及分析化学--复习必备

无机及分析化学--复习必备

无机及分析化学一.简答题1.举例说明什么是难挥发电解质的依数性？与溶质粒子是木多少有关，而与溶质的本性无关。

①溶液的蒸气压下降②溶液的沸点升高③溶液的凝固点下降④溶液的渗透压2.难挥发的非电解质溶液沸点升高的原因是什么？如果纯水中加入少量难挥发非电解质，由于溶液的蒸气压低于纯水，故373.15K 时，溶液不能沸腾。

欲使溶液沸腾，必须升高温度，直到溶液的蒸气压正好等于外界压力时，溶液才能沸腾，因此溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点。

3.溶胶有什么性质？(1)光学性质——丁达尔效应；(2)动力学性质——布朗运动；(3)电学性质——电泳、电渗。

4.什么是体系和环境？体系分哪几类？都有什么含义？研究的对象称为体；环境是体系以外且与体系密切相关的物质。

(1)敞开体系：体系与环境之间既有物质交换，又有能量交换；(2)封闭体系：体系与环境之间无物质交换，但有能量交换；(3)孤立体系：体系与环境之间既无物质交换，又无能量交换。

5.状态函数的改变值如何变化?状态函数的变化只与系统的初始状态和终态有关，而与变化途经无关。

6.价键理论的基本要点？(1)键合原子双方各自提供自旋相反的单电子彼此配对；(2)已键合电子不能在形成新的化学键；(3)原子轨道最大重叠原理及对称性匹配。

7.准确度与精密度有何关系？(1)准确度高，一定要精密度高；(2)精密度高，不一定准确度高；(3)对于一个好的分析结果，既要求精密度高，又要求准确度高。

8.如何减小分析过程中的误差？(1)选择合适的分析方法；(2)减小测量误差；(3)增加平行测定次数，减小偶然误差；(4)检验和消除系统误差9.如何检验和消除系统误差？(1)对照实验；(2)空白实验；(3)校准仪器；(4)校准方法。

10.滴定分析法分几类？(1)酸碱滴定法(2)配位滴定法(3)氧化还原滴定法(4)沉淀滴定法11.滴定反应该具备什么条件？(1)反映按照确定的方程式进行(2)滴定反应完全的程度必须大于99.9%(3)反应速率快。

无机及分析化学复习资料


N：1s2 2s2 2p3 Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
•半满全满规则：
当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。
Z 24 Cr： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
2 2 6 2 6 5
1
Ar3d 4s
5
1
Z 29 Cu：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
[（SiO2)m • n HSiO3- • (n-x) H+]x- • x H+
胶粒带电，胶团不带电 （电中性）
第二章 化学反应速率
1、熵(S)：是反映体系内部质点运动 混乱程度的物理量。热力学第三定律： T = 0K时，纯净物质的完美晶体的熵 值为零，表示为S。= 0.
2、 自由能
定义：等温等压下，体系中可作有用 功的能量称为自由能(自由焓)，符号G ， G = H －TS，自由能是体系的状态函数。
第四章 物质结构
1、四个量子数的意义和取值
2、 核外电子排布
核外电子分布三规则： • 最低能量原理 电子在核外排列应尽先分布在低能级轨 道上, 使整个原子系统能量最 低。
• Pauli不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式 相反的电子。
• Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽 可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。
当KI过量时，胶粒带负电荷 ，胶团结构如下：
[(AgI )m • n I- • (n - x ) K+] x- • x K+ Fe(OH)3溶胶： { [ Fe (OH)3]m • n FeO+ • (n - x) Cl-}x+ • xClAs2S3溶胶：

无机及分析化学知识点大一

无机及分析化学知识点大一一、知识点概述无机及分析化学是化学学科的两个重要分支，无机化学主要研究非生物有机物质及其性质、合成和反应机理，分析化学则是研究物质的组成、结构和性质以及检测、分离和定量的方法。

在大一的学习中，我们将接触到一些基础的无机及分析化学知识点，下面将对其中几个重要的知识点进行简述。

二、化学元素和化合物1. 元素：化学元素是组成物质的最基本单位，由原子构成。

常见的化学元素包括氢(H)、氧(O)、碳(C)等。

元素根据其原子序数可以分为周期表上的不同元素。

2. 化合物：化合物是由不同元素化学结合而成的物质。

例如水(H2O)是由氢元素和氧元素构成的化合物。

化合物可以通过化学反应分解成元素，也可以通过元素之间的反应合成。

三、离子与离子反应1. 离子：离子是带电的原子或原子团，可以是正离子(阳离子)或负离子(阴离子)。

正离子由失去一个或多个电子而成，负离子由获得一个或多个电子而成。

2. 离子反应：离子反应指参与反应的化学物质中至少有一个物质是以离子形式存在的反应。

离子反应常见的有酸碱反应、氧化还原反应等。

四、酸碱中和反应1. 酸和碱：酸是指能够给出H+离子的化合物，碱是指能够给出OH-离子的化合物。

常见的酸包括盐酸(HCl)、硫酸(H2SO4)，常见的碱包括氢氧化钠(NaOH)、氨水(NH3OH)。

2. 中和反应：酸和碱反应生成盐和水的反应称为中和反应。

中和反应是化学实验中常见的一种反应类型，也是人体内维持酸碱平衡的重要反应。

五、氧化还原反应1. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质中的电子的转移过程，包括氧化和还原两个反应。

氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。

2. 氧化还原反应的基本记法：氧化还原反应可以通过电子的转移来表示。

例如，2Na + Cl2 → 2NaCl，其中Na被氧化成Na+离子，Cl2被还原成2Cl-离子。

六、分析化学基础1. 定性分析：定性分析是确定物质组成和性质的方法。

无机与分析化学复习资料.doc

无机与分析化学复习资料第一部分复习提纲第6章氧化还原平衡和氧化还原滴定法1.氧化还原的基本概念(1)氧化数：氧化数是指元素原子的荷电数。

(2)氧化还原反应：在化学反应中，若反应前后有元素的氧化值发生变化，这样的化学反应称为氧化还原反应。

(3)氧化还原电对：氧化剂与其还原产物、还原剂与其氧化产物组成的电对称为氧化还原电对，简称电对。

2.原电池和电极电势(1)化学反应作为电池反应的原电池符号(2)电极反应(3)标准电极电势3.影响电极电势的因素(1)用Nemst方程计算各种类型电极的电极电势(2)计算氧化型、还原型形成沉淀时电对的电极电势4.电极电势的应用(1)判断原电池的正负极、计算电动势；(2)比较氧化剂、还原剂的相对强弱；(3)判断氧化还原反应的方向；(4)判断氧化还原反应的程度。

5.元素电势图及其应用(1)元素电势图(2)元素电势图的应用1.判断原电池的正负极，计算电动势；2.比较氧化剂和还原剂的相对强弱；3.判断氧化还原反应进行的方向；4.判断氧化还原反应进行的程度；5.设计原电池测量(计算)反应的平衡常数6.氧化还原滴定法(1)条件电极电势定义和测定方法(2)氧化还原滴定曲线滴定分数、对称电对间滴定的计量点电势的计算、影响滴定突跃的因素(3)氧化还原滴定的预处理为什么要预处理以及对预处理剂的要求(4)氧化还原滴定的指示剂三类指示剂、氧化还原指示剂的变色原理(5)高镒酸钾法%1高镒酸钾标准溶液的配制和标定%1用草酸钠标定高镒酸钾标准溶液的反应条件%1高镒酸钾法测铁(6)重铭酸钾法重铭酸钾法测铁(7)碘量法%1直接碘量法和间接碘量法%1碘和硫代硫酸钠标准溶液的配制和标定%1碘和硫代硫酸钠反应的适宜条件%1碘量法测铜(8)氧化还原滴定结果的计算滴定结果的计算、称样量的估算第8章化学键和分子结构1.离子键离子键的强度、晶格能与离子晶体的硬度和熔点、离子的特征、离子半径、离子的电子构型；离子晶体——立方晶系三种典型的离子晶体的结构特征、离子半径与配位数；离子极化一一正离子的极化作用与负离子的变形性、离子极化物质性质的影响2.共价键(1)价键理论价键理论的基本要点、原子轨道的重叠与共价键的特征和类型；共价键的键参数——键能、键长和键角(2)杂化轨道理论一一s、p杂化的三种类型与分子的空间构型、不等性sp3 杂化'(3)分子轨道理论一一分子轨道能级图、电子的排布、键级与分子的稳定性3.分子间力和氢键(1)极性分子和非极性分子、偶极矩、分子的变形性(2)分子间力不同分子间存在哪些作用力、这些作用力的相对大小；分子间力对物质物理性质的影响(3)氢键氢键的形成、氢键的存在情况、氢键对物质物理性质的影响第9章配位平衡和配位滴定法1.配合物的组成(1)中心离子(2)配位体一一单基配体和多基配体、螯合物(3)配位数(4)简单配合物的命名：总原则：配体数目一配体名称一合中心离子名称(氧化数)配体的先后顺序规则：%1先无机配体后有机配体%1在无机配体和有机配体中按负离子一正离子一中性分子的次序命名%1同类配体按配位原子的字母顺序先后命名2.配合物的价键理论(1)中心离子的杂化类型与配离子的空间构型(2)配合物的磁性与内、外轨型配合物3.配位平衡(1)平衡常数的各种表示方法(2)配体的量远大于中心离子的量时配位平衡的计算(3)配位平衡的移动配位平衡与沉淀溶解平衡(计算离子浓度，判断沉淀的生成与溶解)配离子间的移动(计算反应的平衡常数，判断反应方向)配位平衡与氧化还原平衡（计算标准电极电势，判断氧化还原能力的变化）配位平衡与酸碱平衡（计算反应的平衡常数和离子浓度）4.影响金属EDTA配合物稳定性的因素（1）主反应和副反应（2）EDTA的酸效应和酸效应系数（3）金属离子的配位效应（4）条件稳定常数只考虑酸效应的条件稳定常数、同时考虑酸效应和金属离子配位效应的条件稳定常数5.配位滴定曲线（1）滴定突跃及影响滴定突跃的因素（2）准确滴定的条件（3）配位滴定的最低pH值和酸效应曲线6.金属指示剂（1）金属指示剂的作用原理（2）金属指示剂应具备的条件（3）金属指示剂的封闭现象和僵化现象7.配位滴定的方式与应用（1）单组分的测定%1直接滴定法Bi3+, Fe3+, Zn2+, Pb2+, Cu2+, Ca2+, M「+等%1返滴定法A「+的测定%1置换滴定法AP+的测定（2）混合溶液的滴定①用控制的酸度方法消除干扰和用控制酸度的方法进行连续滴定C M .Kgy ,判断依据：7―-10实例：Bi3+（或Fe3+）, Pb2+（或Zn2+, Cu2+,）混合溶液滴定就+ （或Fe‘+）Fe3+, Al3+, Ca2+, Mg?+混合溶液滴定Fe’*、Al3+Bi3+（或Fe3+）＞ Pb2+（或Cu2+）和Zi?+的分别测定。

无机及分析化学复习精选全文


b. 化学反应平衡常数K值越大，其反应速率越快（ ）
1.化学反应速率与化学平衡
• 6. 标准平衡常数的书写 K θ (T)
例： Cr2O72 + H2O
2CrO42 + 2H+
K [c(CrO42 ) / c )]2[c( H ) / c ]2 [c(Cr2O72 ) / c ]
例： Ca2CO3 (s) === CaO + CO2
l、m、 ms）
• 3.几率密度和电子云
电子云图是几率密度 | | 2 的形象化说明，即电 子云是| | 2的图象。黑点密集的地方， | | 2
的值大，几率 2 物质结构
• 4.原子轨道近似能级图
第一组 第二组 第三组 第四组 第五组 第六组 第七组
1s 2s 2p 3s 3p
写出具有下列原子序数的原子的核外电子排布式： （1）1___________； （2）17___________。 （3）26___________。
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
Chapter 2 物质结构
• 5.元素周期表
• 6.电负性
电负性表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力。并规定氟的电负性约为 4.0， 其它元素与氟相比，得出相一应般数认据为。 X < 2.0 为金属，X > 2.0 为非金属。
K p(CO2 ) p
1. K θ > 107 正向进行； K θ < 107逆向进行。
2. 方程式相加(减)，则总反应的平衡 常数等于 分步平衡常数之积(商)
Chapter 2 物质结构
• 1. 描述一个原子轨道要用三个量子数（n、l、m） • 2. 描述一个电子的运动状态要用四个量子数（n、
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9
1.5.1 表面吸附
表面吸附
内部质点 : 同时受到各个方 向并且大小相近的作用力，它 所受到的总的作用力为零。 物质表面的质点:受到的来自 各个方向的作用力的合力就不 等于零。 表面能：表面质点比内部质 点所多余的能量。 减少表面能的方法：吸附其 他物质、减少表面积。
10
1.5.2 胶团结构
溶胶具有扩散双电层结构
注意
Q 和W均不是状态函数，与状态变化的具体途 径有关。因而不能说系统含多少热或功。 如等温过程： Q = 0
体积功(pV)：系统因体积变化与环境产生的功 功 W = pV 非体积功(Wf)：除体积功以外的所有其他功， 也叫有用功。
W总 = pV+ Wf
注意
Q 和W均不是状态函数，与状态变化的具体途 径有关。因而不能说系统含多少热或功。 如等温过程： Q = 0
2
溶液的饱和蒸气压:
指的是溶液中，作为溶剂的那种物质，所具有的 饱和蒸气压（分压力）。
溶液的饱和蒸气压同样与温度密切相关：
溶液的蒸气压下降
同一温度下，溶液 的蒸气压比纯溶剂的蒸 气压要小，它们之间的 差值，叫“溶液的蒸气 压下降”。
3
溶液的蒸气压下降
当溶质分散于溶剂
之中，溶液表面的部分
位臵，被溶质分子所占 据，使得单位表面所能 逸出的溶剂的分子个数 减少，因此溶液蒸气压
p<101.325kPa
T0 Tb 沸点上升示意图
T
5
溶液的凝固点下降
凝固点：液相和固相蒸气压相等时的温度——固相与液相 共存时的温度。
溶液的凝固点总是低于纯溶剂 p 的凝固点 △Tf = T0－Tf = kf bB kf 称为溶剂的下降常数。
溶剂 溶液
特点
不随溶液性质而变，只 与溶剂有关 同种溶剂：kf ＞kb
Tf T0
溶剂的气-固平衡线
T
凝固点下降示意图
6
渗透压：为维持半透膜所隔开的 溶液与纯溶 剂之间的渗透平衡而需要的超额压力。 即阻止渗透作用进行时所需加给的额外压力。
渗透压示意图
7
稀溶液的依数性定律
难挥发、非电解质的稀溶液的某些性质(蒸气压 下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压)与一定量的 溶剂中所含溶质的物质的量成正比，而与溶质的本 性无关。
热力学第一定律
状态1 U1 吸热Q 做功W 状态2 U2
热力学第一定律文字表述：体系热力学能的改变量等于
体系从环境中吸收的能量加上 (减去) 体系对环境做的功
能量守恒
第一类永动机：不消耗能量而连续作功的设备。
不可造
热力学第一定律的实质
能量转换与守恒定律指出：一切物质都具有能 量。能量既不可能创造，也不能消灭，它只能在一 定的条件下从一种形式转变为另一种形式。而在转 换中，能量的总量恒定不变。 热力学第一定律：热能和机械能在转移 和转换的过程中，能量的总量必定守恒。 热
2.3 化学反应的方向与限度
2.3.1 化学反应的自发性
自发反应 在一定条件下不需外力就能自动进行的反应。 自发反应特征： 不需环境对系统做功就能自动进行，借助一定的装置能对环境 做功； 自发反应的逆过程是非自发的；自发反应与非自发反应均可能 进行，但非自发反应必须借助外力； 在一定条件下，自发反应可一直进行到反应达平衡为止，所以 自发反应的最大限度是其平衡状态； 注意： 在讨论反应的自发性问题时不涉及反应的速率问题。 如自发反应 H2(g) + 1/2O2(g) H2O(g) 在实际过程中观察不到。
化学动力学
化学反应的快慢，反 应的历程(机理)等
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2.1.2 系统和环境
系统（体系）： 人们所研究的对象； 环境： 系统以外与系统密切相关的其 它物质和空间；系统与环境之间可以 根据能量与物质的交换情况，分为三 类。
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敞开系统：与环境有物质交换也有能量交换。
封闭系统：与环境无物质交换有能量交换。 隔离系统：与环境无物质、能量交换。
状态函数
状态函数分类
容量性质（广度性质）状态函数：具加和性，如体 积、质量、热力学能、焓等 强度性质状态函数：无加和性，如温度，压力，密 度，粘度等
2.1.4 过程与途径
过程： 当系统发生一个任意的状态变化时，我们说系
统经历了一个过程；
途径： 系统状态变化的各种条件，我们称之为途径；
三种常见的过程：
较之纯溶剂有所降低。
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溶液沸点的升高和疑固点下降
1. 溶液的沸点上升
沸点： 液体蒸气压与外界压力相等时的温度。 p 难挥发物质的溶液的沸点总 是高于纯溶剂的沸点，二者 之差为： △Tb = Tb – T0 = kbbB kb称为溶剂的摩尔沸点上升 常数，单位为K· kg· mol-1。
101.325kPa 溶剂 溶液
过量的稀AgNO3与稀KI溶液反应制备的AgI溶胶
AgI胶团结构简式：
{(AgI)m · nAg＋· (nx)NO3－}x+· xNO3－ 胶核 电位离子 反离子 反离子 吸附层 扩散层
胶粒
胶团
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化 学 反 应 一 般 原 理
化学热力学
化学反应的可能性、方 向；化学反应的程度； 化学反应的能量关系、 反应的热效应等。
热力学中将H称为焓，它具有能量的量纲，无明确的物
理意义。由于U、p、V均为状态函数，它们的组合H也是状 态函数，其绝对值目前也无法确定。 Qp = H 的物理意义： 在恒温恒压只做体积功的过程中，系统吸收的热量(Qp> 0) 全部用于增加系统的焓H(H > 0)；反之系统放出的热量(Qp< 0)
体积功(pV)：系统因体积变化与环境产生的功 功 W = pV 非体积功(Wf)：除体积功以外的所有其他功， 也叫有用功。
W总 = pV+ Wf
2.1.6 热力学能与热力学第一定律
1 热力学能(U) 以前称内能，它是系统内部各种形式能量(如分 子平动能、转动能、振动能、电子运动和原子核内 的能量以及系统内部分子与分子间的相互作用的位 能等)的总和，用符号U 表示，单位J或kJ 。 U是状态函数， U = U2U1 目前系统在一定状态下U的绝对值还无法确定。但 人们感兴趣的是系统在状态变化过程中热力学能的变化 (U)。 U > 0，系统能量升高； U < 0，系统能量下降。
全部用于降低系统的焓H(H < 0) ；
因此在恒温恒压只做体积功时： H > 0 系统吸热
H < 0
系统放热
注意： 反应过程若非恒温恒压，也有H ，但此时 H Qp
2.2.2 盖斯定律
在不做其它功并处于恒容或恒压的情况下， 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。 若恒温恒压： Qp = H = H2 H1 若恒温恒容： QV = U = U2 U1 讨论恒压反应： H1 A+B 始态 C+D G H5 H+IH2 + H3 = H4 + H5 + H6
Cl－ FeO＋
Cl－ FeO＋ FeO＋ Cl－ FeO＋ FeO＋ Cl－
[Fe(OH)3]m
Cl－ FeO＋
FeO＋ Cl－
Cl－ FeO＋ Cl－
扩散层
吸附层
Fe(OH)
胶核
3 m
nFeO (n x)Cl
电位离子 反离子 吸附层

x

xCl

反离子 扩散层
胶团
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无机及分析化学期末总复习
重点知识点
溶液依数性
化学反应 一般原理
定量分析 基础
酸碱滴定 氧化还原 滴定法
物质结构 基础
无机及分析 实验常识
题型：判断题10分 计算题30分
单选题30分 填空题10分 分析问答题20分
1.4 稀溶液的通性
难挥发的非电解质稀溶液有一定的共同性和 规律性。该类性质称为稀溶液的通性，或称为 依数性。包括四个方面：
按不同的反应途径， Q有不同的形式： QV：恒容热效应 Q Qp：恒压热效应
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1 恒容反应热 QV
恒容反应热：
等温条件下，系统
搅拌器 电线 温度计 绝热外容器 钢容器 水 钢弹 引燃铁丝 试样皿
在恒容且不做非体积功
的化学反应过程中与环 境之间交换的热就是恒 容反应热。以符号“QV” 来表示。
弹式量热器 QV = C(H2O)m(H2O)T+CsT
相应量
功
热力学第一定律是能量转换和守恒定律 在热力学上的应用，它确定了热能和机械能 之间的相互转换的数量关系。
2.2 热化学
热化学就是研究化学反应热效应及其变化规律的科学。
2.2.1 化学反应热效应
在研究化学反应时，通常把反应物作为始态，把生成 物作为终态。在系统只做体积功不做非体积功时，始终态 间热力学能的变化(简称热力学能变U = Q + W ) 以热和功 的形式表现出来，而以Q的形式表现出来的那部分就是化 学反应热效应。 等温过程
1、蒸气压下降（The lowering of the vapor pressure) 2、沸点上升 (The elevation of the boiling point) 3、凝固点降低 (The depression of the freezing point) 4、渗透压 (The phenomenon of osmotic pressure)
T始= T终
等温过程
等容过程
等压过程
常见的变化过程
等温过程：ΔT = 0 等压过程：ΔP = 0 等容过程：ΔV = 0
T1，P2 等 压 过 程 T2，P2
T1，P1 等 压 过 程 T2，P1