无机及分析化学复习
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。
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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
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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
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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；
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• 溶液的依数性：
。
• 应用：测定分子量
• 胶团的结构
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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。
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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
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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
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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。
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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
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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。
1000150无机及分析化学_无机及分析化学复习_1002_FX
第七章
1、原子结构 （四个量子数 、多电子原子中的电子排布、 原子的电子构型与元素周期表，元素性质 的周期变化规律 ） 2、分子结构 （价键理论及共价键类型，杂化轨道理论、 杂化轨道的类型与分子构型的关系 ） 3、分子间作用力 （分子的极性、分子间作用力、氢键 ）
典型例题
1、分子中的化学键为极性键，则分子一定为极性分子。（错） 2、色散力是永远存在于分子间的一种分子间作用力。 （对） 3、氢键是有方向性和饱和性的一类化学键。 （错） 4、共价键具有方向性和饱和性 的特性。 5、H2O具有比H2S更高的沸点则是由于H2O分子间存在着氢键。 6、屏蔽效应使外层电子的能量增大；钻穿效应使外层电子的能量 降低。 7、NH3分子中心原子N的杂化轨道类型为 sp3不等性杂化 ，空间 构型为三角锥 。
第六章
1、电极电势 （原电池、标准电极电势、电池电动势、影响电极电 位的因素 —能斯特方程 ） 2、电极电势的应用 （计算电池电动势、比较氧化剂和还原剂的强弱，判 断氧化还原反应的方向，确定反应的平衡常数Ko， 选择氧化剂还原剂） 3、氧化还原滴定法 （滴定曲线、指示剂、高锰酸钾法、碘量法）
典型例题
第四章
1、酸碱平衡及酸碱溶液pH的计算 （酸碱质子理论 、同离子效应和盐效应与解离 度、一元弱酸及一元弱碱pH的计算 、缓冲溶 液pH的计算 ） 2、酸碱滴定法及其应用 （酸碱滴定曲线、指示剂的选择、影响滴定突 跃的因素或准确滴定的判据、盐酸及氢氧化 钠标准溶液的标定、基准物质 ）
典型例题
1、弱酸溶液越稀，其离解度就越大。 （对） 2、总浓度一定时，缓冲比越大，缓冲溶液的缓冲容量越大。 （错） 3、根据酸碱质子理论，酸与碱之间存在共轭关系，则强碱的共 轭酸必定也是强酸。 （错） 4、强碱滴定强酸（酸碱浓度均为0.1000 mol· -1）时，酚酞、甲 L 基橙都是合适的指示剂 （对） 5、对于难溶化合物，可以直接用它们的溶度积常数大小来比较 它们的溶解度大小。 （错）
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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：
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无机及分析化学第一章：1、 溶液浓度表示c B ，b B 等表示及x B ，w B 。
2、反应进度ξ = 1mol (必须有相应计量方程式)，当反应完全时：n B =a b n A 否则，∆n B = a b ∆n A3、稀溶液的通性拉乌尔定律—— 难挥发、非电解质、稀溶液，△p = p o ·χB ， p = p o ×χA 。
溶液沸点的升高和疑固点下降——△T b = K b ×b B △T f ＝K f ×b B 溶液的渗透压（П）—— П×V = n B ×R ×T 即 П= c B ×R ×T ，应用求分子量，注意：其他电解质的定性比较。
4、胶体溶液，胶团的结构： {（AgI ）m · nI -· （n-x ）K +}x-·xK +，带电性及有关性质。
5、高分子溶液，属真溶液，胶体分散系，有一些胶粒性质，是热力学稳定体系。
溶液的盐析作用，表面活性剂（油水乳液）等。
第二章：1、概念：状态函数，热和功（注意规定符号）途径函数。
∆U = Q + W 热力学第一定律，标准态 。
2、热化学，Q V = ∆U - W = ∆U ，Q p = H 2 -H 1 = ∆H ，⇒ 盖斯定律。
3、∆ f H m 的定义，∆ r H m =∑Bν B ∆f H m (B)(可以用298.15K 近似计算)。
4、熵（S ）——混乱度的量度，热力学第三定律即S *( 0 K ) = 0 ，标准摩尔熵S m (B,T )，∆ r S m =∑Bν B S m (B) (可以用298.15K 近似计算)注意：单质S m (B,T )不为零，而∆ f H m ，∆ f G m 及（H +,aq ）的人为规定值为零5、∆ r G m = ∑Bν B ∆ f G m (B) ，是T 的函数不在298.15K 时，∆ r G m = ∆ r H m - T ∆ r S m ，计算时注意S 的单位。
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Na 2S KW K b1 1.4 Ka2 c K
8 10 ;c K b1
KW K b2 7.7 108 K a1
8 4 10 ; K /K 10 b2 b1 b2
可被HCl准确分步滴定,形成两个突跃
第一化学计量点生成NaHS c( H ) k a1k a 2 1.6 10 P H 9.80
4、光度计的基本组成
光源
单色器
吸收池 检测器
显示
5、测定条件的选择
1).选择适当的入射波长：一般选λ max； 或选灵敏度稍低但能避免干扰的入射光波长。 2).控制A读数范围 0.2～0.8（或T为20％～70％) (1)控制c；(2)改变b； 3).选择合适参比溶液
§9
1、配合物的组成、命名，EDTA配合物特点 2、影响滴定突跃的因素 CM与Kf’（酸度和 Kf决定Kf’ ） ' C MY MY MY MY ' K MY ' ' .K MY C M .CY M M Y Y M Y
lg K
10
选用百里酚酞为指示剂
第二化学计量点生成H 2 S cK a1 20 KW ; c / K a1 500 c( H ) K a1c 6.5 10 5 (c 0.033mol L1 ) P H 4.2 选用甲基橙为指示剂
例：称取可能含NaOH，NaHCO3，Na2CO3或以上几种物
§3
1、化学平衡定律与化学平衡常数
产物相对浓度 (分压）系数次方的积 K 反应物相对浓度 (分压）系数次方的积
2、应用Kθ 要注意: （1）同一反应, 写法不同,则Kθ不同，但有一定关系
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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、
无机及分析化学复习知识点
无机及分析化学复习知识点1.无机化学的基本概念和基本名词：无机化学是研究无机化合物的组成、性质、结构和反应规律的学科。
其中，无机化合物是由金属元素和非金属元素组成的，包括无机酸、无机盐和无机氧化物等。
2.元素周期表：元素周期表是化学元素按照原子序数排列的表格，可以按照周期和族进行分类。
周期数代表了元素的电子层数，而族数代表了元素最外层电子的数量和化学性质。
3.化学键的类型：主要有离子键、共价键和金属键。
离子键是由正负电荷的离子吸引力形成的，共价键是由原子间的电子共享形成的，金属键是由金属原子之间的电子云形成的。
4.氢键和范德华力：氢键是一种特殊的非共价键，是由氢原子与较电负的原子（如氮、氧和氟）之间的吸引力形成的。
范德华力是由分子之间的瞬时的偶极-偶极相互作用力和极化-极化相互作用力形成的。
5.配位化学：配位化学是研究配位化合物的组成、结构和性质的学科。
配位化合物是由中心金属离子和一或多个配位体构成的，并通过坐标键相连。
6.配位数和配位体：配位数是指配位化合物中金属离子周围配位体的数目。
配位体是能够通过配位键与金属离子结合的分子或离子。
7.配位键的形成：配位键是由金属离子和配位体之间的坐标键形成的。
金属离子通常用方括号括起来表示，配位体则用化学式或名称表示。
8.配位化合物的结构：配位化合物的结构主要包括配位体的排列方式、金属离子的配位数和配位体之间的几何构型。
常见的几何构型有线性、三角形平面、正方形平面、四面体和八面体等。
9.配位键强度和配位效应：配位键强度是指配位键的拉力，与配位键的长度和配位体的电载密切相关。
配位效应是指不同配位体对同一金属离子形成的配位化合物的影响。
10.分析化学的基本概念和基本名词：分析化学是研究化学物质组成和性质的学科，主要包括定性分析和定量分析两个方面。
定性分析是确定化学物质中包含的元素和化合物的方法，定量分析是确定化学物质中元素和化合物的数量的方法。
11.分析化学的常用方法：如重量法、容量法、色谱法、光谱法、电化学法和质谱法等。
无机及分析化学总复习
纯水
0.1mol· kg-1 0.2mol· kg-1
T
2）溶液的沸点升高
原因：稀溶液的蒸气压下降
Tb > Tb*
p 纯水 A 蔗糖
p外
B
Tb* Tb
T
3）溶液的凝固点下降
p
纯水 冰 蔗糖
原因：稀溶液的蒸气压下降
C D
Tf < Tf*
T
Tf Tf*
4）溶液的渗透压
1) 渗透作用 2) 渗透平衡 3) 渗透压（π）
七、可逆反应与化学平衡
气相可逆反应
K
标准平衡常数
(G ) g p(H) h [ pp ] [ ] p (A) a p(D) d [ pp ] [ ] p p ( B) B p
[
B
]
正
逆
水溶液中可逆反应
正= 逆
K
θ
[ [
c (G) g cθ c (A) a cθ
=2333.14(1-7.5×10-3)=2315.90Pa ΔTb=Kb· b(B)=0.512×0.417=0.21K
Tb =373+0.21=373.21K ΔTf = Kf· b(B)=1.86×0.417=0.78K Tf =273-0.78=272.22K
π = b(B)RT=0.417×8.314×293 =1015.8kPa
r H
m
r H
m
三、标准摩尔生成焓
Δr H m B Δf H (B)
θ m B
反应物
B Δf H (R.)
θ m B
r Hm
生成物，终态
B
无机及分析化学复习复习
无机及分析化学复习复习一、无机化合物的命名1.生命无机化合物的命名常采用常见名称，如水、氧气等。
2.无机酸的命名以“酸”字结尾，其阳离子部分用“氢”字修饰，例如盐酸（HCl）。
3.金属氧化物的命名一般以金属元素名为前缀，氧化物为后缀，例如铝氧化物（Al2O3）。
二、配位化合物的性质1.配位数：指配位化合物中中心金属离子周围配位原子或配位离子的数目。
2.配位键的形成：指中心金属离子与配位原子或配位离子之间通过化学键形成的连接。
3.配位化合物的结构：包括各配位原子或配位离子之间的相对位置以及它们与中心金属离子之间的连接方式。
4.配位化合物的颜色：由于配位物中的金属离子吸收和反射特定波长的光而呈现出的颜色。
三、分析化学的基本方法1.比色法：根据化合物溶液吸收或反射特定波长的光而确定其物质的浓度。
2.滴定法：通过在溶液中加入一种已知浓度的溶液，以反应的终点为判断标准来测定物质的浓度。
3.电化学分析法：包括电解法、电导法、极谱法等，通过测定电流、电势和电导率等参数来确定物质的浓度或其他性质。
4.光谱分析法：包括紫外-可见光谱法、红外光谱法、质谱法等，通过测定物质对特定波长的光的吸收或发射来确定其组成和结构等特性。
四、无机及分析化学的实际应用1.工业应用：无机化合物广泛应用于冶金、化肥、建筑材料、催化剂等工业领域。
2.环境分析：分析化学方法用于监测水体、大气和土壤等环境中的污染物。
3.医学诊断：使用分析化学方法测定体液中各种化学物质的含量，以辅助医学诊断。
4.药物研发：通过无机配合物的设计和合成来开发新的药物。
无机及分析化学是化学学科中的重要内容，掌握了这些知识，可以更好地理解和应用化学原理。
通过复习无机及分析化学的命名、配位化合物的性质、分析化学的基本方法以及无机及分析化学在实际应用中的重要性，可以加深对这一领域的理解，提高化学知识的综合运用能力。
无机及分析化学考试复习资料
名词解释1、酸碱反应：是正离子与负离子化合而形成溶剂分子的反应。
2、共轭酸碱对：一个质子的得失而互相转变的每一对酸碱。
3、酸碱半反应：各个共轭酸碱对的质子得失反应。
4、质子的自递作用：水分子之间存在着质子的传递作用。
5、酸的离解常数：酸的平衡常数用K a表示，又叫酸度常数。
6、碱的离解常数：碱的平衡常数用K b表示，又叫碱度常数。
7、区分性溶剂：具有分区效应的溶剂。
8、拉平效应：将各种不同强度的酸拉平到溶剂化质子水平的效应。
9、拉平性溶剂：具有拉平效应的溶剂。
10、活度（有效浓度）：把溶液中这种有效的自由运动的离子浓度称为活度或有效浓度。
11、软硬酸碱规则：硬酸与硬碱结合，软酸与软碱结合，常可形成稳定的配合物，简称硬亲硬，软亲软。
12、分布分数：组分的浓度在总浓度中所占的分数。
13、物料平衡方程（物料平衡）：是指在一个化学平衡体系中，某种组分的总浓度等于它的各种存在形式的平衡浓度之和。
14、电荷平衡方程（电荷平衡）：在电解质水溶液中，根据电中性原理，正离子的总电荷数等于负离子的总电荷数，即单位体积内正电荷的物质的量与负电荷的物质的量相等。
15、质子平衡方程（质子平衡）：酸碱平衡时，酸失去质子的物质的量与碱得到质子的物质的量相等。
16、质子参考水准：质子平衡方程是表示酸碱平衡中质子转移的数量关系，要描述这种数量关系，通常选择溶液中大量存在的并参与质子转移的酸碱组分作为参考水准。
17、两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。
18、缓冲溶液：溶液具有保持PH相对稳定的性能。
具有保持PH相对稳定的性能的溶液。
19、标准缓冲溶液：有一些作为测量溶液PH时参照标准用的缓冲溶液。
20、缓冲范围：缓冲作用的有效PH范围。
21、活度积：K sp是只随温度而变的热力学常数。
22、溶度积：K sp是微溶化合物MA的溶度积常数。
23、同离子效应：在微溶化合物的饱和溶液中，加入含有共同离子的易溶强电解质，而使微溶化合物溶解度减小的效应。
无机及分析化学期末复习
期末复习一、名词解释1.状态函数；2.盖斯定律；3.化学反应速率；4.可逆反应；5.有效数字；6.缓冲溶液；7.缓冲作用；8.基准物质；9.标准溶液；10.滴定终点；11.离子键；12.共价键；13.质子酸；14.质子碱；15.氧化剂；16.还原剂；17.返滴定法；18.间接滴定法；19.复合光；20.单色光。
二、单项选择1. 下列情况属于封闭体系的是A．用水壶烧开水B．氢气在盛有氯气的密闭绝热容器中燃烧C．NaOH与HCl在烧杯中反应D．反应N2O4(g)2NO2(g)在密闭容器中进行E．在一个敞口的广口瓶中盛水2. 下列不属于状态函数的是A. 温度B. 压强C. 焓D. 热3. 在N2+3H22NH3+Q反应中，加入催化剂的作用是（）A．使平衡向左移动B．使平衡向右移动C．加大正反应速度D．缩短达到平衡的时间E．加大逆反应速率4.关于催化剂的叙述不正确的是（）A．能改变反应的历程B．能降低反应的活化能C．反应前后本身质量不变D．能使不能反应的物质发生反应E．有正催化剂也有负催化剂5.可逆反应CO2 + H2 CO + H2O（气）的平衡常数为K c，则CO + H2O（气）CO2 + H2的平衡常数K c´可表示为A. K c´ = K cB. K c´ = 1/K cC. K c´ = 2K cD. K c´ = K c26. 经验表明，如果温度每升高10℃，反应速率就增大到原来的2倍；若使反应温度由原来的20℃升高到60℃，则反应速率增加到原来的（）A．4倍B．8倍C．16倍D．64倍E．32倍7. 决定核外电子运动状态的量子数为A．n, l B．n, m C．n, l, m D．n, l, m, m s E．l, m8.多电子原子的能量E由下列哪一组量子数决定的A．主量子数n B．n和l C．n，l，m D．l E．m9.对原子中的电子来说，下列成套量子数中不可能存在的是A．3，1，1，-1/2 B．2，1，-1，+1/2 C．3，3，0，+1/2D．4，3，-3，-1/2 E．3, 2, -2, -1/210. 占有同一轨道的电子数最多为（）A．1 B．2 C．8 D．18 E．1011. 下列哪一个代表3d电子量子数的合理状态：A．3、2、+1、+1/2 B．3、2、0、-1/2 C．A、B都不是D．A、B都是E．无法判断12.下列量子数组合表示电子的运动状态，不合理的是_______A．n=2 l=2 m=1 m s=+ B．n=2 l=1 m=0 m s= -C．n=3 l=2 m=1 m s= - D．n=3 l=0 m=0 m s=+13.铜的价电子构型为3d104s1，而不是3d94s2，这主要是由________决定的。
无机及分析化学知识点
无机及分析化学知识点无机及分析化学知识点概述1. 无机化学基础- 元素周期表- 周期表的结构- 元素的分类（主族、过渡金属、内过渡金属） - 元素周期律- 化学键- 离子键- 共价键- 金属键- 无机化合物的命名- 盐类命名规则- 氧化物命名规则- 酸和碱的命名规则2. 溶液与化学平衡- 溶液的浓度表示- 摩尔浓度- 质量百分浓度- 体积百分浓度- 酸碱平衡- 酸碱理论（阿伦尼乌斯、布朗斯特-劳里）- pH和pOH- 缓冲溶液- 沉淀-溶解平衡- 溶度积（Ksp）- 沉淀的形成与溶解3. 配位化学- 配位化合物- 配体和中心离子- 配位数和配位几何- 配位平衡- 配位平衡常数（Kf） - 配位平衡的计算- 配位化合物的应用- 分析化学中的应用- 生物体内的配位化合物4. 酸碱滴定- 滴定原理- 滴定曲线- 滴定终点的确定- 强酸-强碱滴定- 滴定过程- 计算方法- 弱酸-强碱滴定- 滴定特点- 计算方法5. 氧化还原反应- 氧化还原对- 标准电极电势- 电势序列- 氧化还原平衡- 电池电势（Ecell）- Nernst方程- 氧化还原滴定- 高锰酸钾滴定- 碘量法6. 光谱分析- 光谱学基础- 光谱线的产生- 分子光谱与原子光谱- 紫外-可见光谱（UV-Vis）- 吸收定律（Beer-Lambert定律） - 仪器组成与操作- 红外光谱（IR）- 振动模式- 红外光谱解析- 核磁共振（NMR）- 核磁共振原理- 化学位移- 耦合常数7. 质谱分析- 质谱仪原理- 离子源- 质量分析器- 检测器- 质谱图解读- 分子离子峰- 碎片离子峰- 同位素模式8. 色谱分析- 色谱法基础- 色谱分类（吸附色谱、分配色谱、离子交换色谱等） - 色谱理论（塔板理论、速率理论）- 气相色谱（GC）- 气相色谱仪组成- 气相色谱的应用- 高效液相色谱（HPLC）- 液相色谱仪组成- 液相色谱的应用9. 电化学分析- 电化学池- 工作电极、参比电极、辅助电极- 电化学池的构建- 电位滴定- 滴定原理- 电位滴定的应用- 循环伏安法（CV）- 循环伏安法的原理- 循环伏安法的应用10. 分子结构与性质- 分子几何- VSEPR理论- 分子轨道理论- 分子间力- 氢键- 范德华力- 化学性质- 酸性和碱性- 氧化性和还原性以上是无机及分析化学的主要知识点概述，每个部分都包含了该领域的核心概念、原理、技术和应用。
无机及分析化学知识点归纳
第一章物质结构基础1、四个量子数(1) 主量子数(n)：电子所处的电子层。
(2) 副(角)量子数(l) ：电子所处的电子亚层及电子云的形状。
l值受n限制，可取0,1……,n-1。
(3) 磁量子数(m)：轨道在空间的伸展方向。
m的取值受l的限制（0、±1 … ±l），共(2l+1)个。
(4) 自旋量子数(m s)：描述电子自旋的状态。
取值+1/2和-1/22、屏蔽效应与钻穿效应（1）屏蔽效应：内层电子对外层电子的排斥作用，削弱了原子核对外层电子的吸引力，使有效核电荷数减小（2）钻穿效应：外层电子钻入原子核附近而使体系能量降低的现象。
导致能级交错：如：E4s<E3d3、核外电子排布原理(1) 泡利不相容原理：每个轨道至多能容纳两个自旋方向相反的电子。
(2)能量最低原理：核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下，优先占据能量较低的轨道，使整个原子系统能量最低。
(3)洪特规则：在n、l相同的轨道上分布电子时，将尽可能占据m 值不同的轨道，且自旋平行。
等价轨道在电子全充满、半充满、和全空时的状态比较稳定。
原因：两个电子占据同一轨道时，电子间排斥作用使系统的能量升高。
4、原子半径（1）原子半径分类：自由原子半径：电子云的径向分布函数D(r) 的最大值。
共价半径：单质分子中两个相邻原子的核间距一半。
范德华半径：分子晶体中，不同分子的相邻两原子核间距的一半。
注：同一元素的范德华半径较共价半径大。
金属半径：固体中测定两个最邻近原子的核间距一半。
（适用金属元素。
）（2）原子半径变化的周期性同周期：主族元素，自左向右原子半径逐渐减小。
d区过渡元素，原子半径略有减小；从IB 族元素起，原子半径反而有所增大。
同族：主族元素，自上而下，原子半径显著增大。
副族元素，自上而下，原子半径也增大，但幅度较小。
5、电离能：气态原子失去电子变为气态阳离子，克服核电荷对电子的吸引力而消耗的能量。
元素原子的电离能越小，越容易失去电子；越大，越难失去电子。
《无机及分析化学》总复习汇编
2019/4/27
NWNU-Department of Chemistry
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第二章 化学反应的能量与方向
二、吉布斯—亥姆霍兹方程 标态下等温过程： 反应的 rGmθ=rHmθ-TrSmθ 非标准态等温过程： 反应的 rGm=rHm-TrSm 在 ① rHmθ＞0, rSmθ＞0，
R=8.314kPa·L·mol-1·K-1
注意各量的物理意义及单位
纯溶剂的蒸汽压p*(kPa)，溶质的摩尔分数xB；
质量摩尔浓度bB(mol·kg-1)；物质的量浓度cB (mol·L-1)
常数Kbp 、Kfp (℃·kg·mol-1或K·kg·mol-1)
变化值⊿p(kPa)、 ⊿tf 、⊿tb (℃或K)、П(kPa)
2019/4/27
NWNU-Department of Chemistry
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由rHm、rSm及T共同决定反应的方向（见表）
类 型
rHm rSm
rGm= rHm-TrSm
低温 高温
反应自发性
rGm=0 为平衡态
1 ＜0 ＞0 ＜0 ＜0 任何 T 时 可正向反应 正向均自发 完全
2 ＞0 ＜0 ＞0 ＞0
2、标态下rGmθ的计算： （ 1）rGmθ(298.15K)= ∑νB f Gmθ(B, 298.15K)
298.15K时的f Gmθ （生成自由能）可查表 （2）由吉布斯—亥姆霍兹方程：
rGmθ(T)=rHmθ(T) -TrSmθ(T)
计算任一温度T时的 rGmθ 。
注意单位： rHmθ (kJ ·mol -1 )与rSmθ (J ·mol -1·K -1)单位不同
任何 T 时 可逆向反应 正向非自发 完全
无机化学及分析化学 无机及分析化学复习
因为沉淀I－离子所需Ag＋浓度比沉淀Cl－离子所需的 小得多 , 所以AgI先沉淀。当Ag＋离子浓度增加到使AgCl 开始沉淀时, 溶液对于AgI和AgCl来说都是饱和溶液。
24
分步沉淀
以下两个关系式必须同时满足：
o 10 K sp, [Ag ][Cl ] 1 . 77 10 AgCl
2 SP：2 Ag CrO4 Ag 2CrO4 （砖红色） Ksp 1.2 10 12
条件：
A.指示剂用量 B.溶液酸度 C.注意事项
充分振摇，干扰离子事先去除
27
第五章 电化学与氧化还原平衡
§5.1 氧化还原反应的基本概念 §5.2 电极电势 §5.3 电极电势的应用 §5.4 氧化还原滴定法
33
标准电极电位的物理意义:
标准电极电势E(Ox/Red)是反映物质得失电子能力相 对大小的一个重要物理量
Ox - oxidizing state 氧化态 (高) Red - reducing state 还原态 (低)
E (Ox/Red) ↑，表示氧化型物质氧化性↑ E (Ox/Red) ↓，表示还原型物质还原性↑
标准电极电势
电极电势符号：E(氧化型/还原型)
如：E(Zn2+/Zn)，E(Cu2+/Cu)，E(O2/OH)，
E(MnO4 /Mn2+), E(Cl2/Cl)等。
标准电极电势符号：E
标准态：参加电极反应的物质中，有关离子浓度为 1molL1，有关气体分压为100kPa，液体和固体都 是纯物质。温度未指定，通常为298.15K，其他温度 须指明。
11
3.6 酸碱滴定基本原理及指示剂选择
弱酸能被准确滴定的判别式：
无机及分析化学学习复习
第一章溶液和胶体（一）填空题4、主要决定于溶解在溶液中粒子的数目，而不决定于这些粒子的性质的特性称为。
5、溶胶离子带电的原因是和。
6、68% HNO3（相对分子质量为63，密度 为1.40 g·mL-1）水溶液，硝酸的摩尔分数为，质量摩尔分数为。
8、FeCl3溶液滴入沸水制得Fe(OH)3溶胶，胶团结构为，其中胶核是，胶粒是，电位离子是。
电泳实验向极运动。
9、防止水在仪器中结冰，可加入甘油降低凝固点，若需将冰点降至－2℃，每100 g水中应加入甘油g。
（M=92 g·mol-1，水的K f =1.86℃·kg·mol-1）。
甘油10、胶体的性质有：，和。
11、聚沉带正电的胶粒，试分别将MgSO4，K3[Fe(CN)6]和AlCl3三种电解质按聚沉能力由小到大的顺序排列。
12、烟草的有害成分尼古丁的实验式是C5H7N，今将496mg尼古丁溶于10.0g水中，所得溶液在101kPa下的沸点为100.17℃（水的K b=0.52K∙ kg ∙mol-1），尼古丁的分子式是。
（二）选择题3、将0.001 mol·L-1 NaI和0.002 mol·L-1 AgNO3等体积混合制成溶胶，分别用下列电解质使其聚沉，聚沉能力最大的为（）A、Na3PO4B、NaClC、MgSO4D、Na2SO44、称取同样质量的两种难挥发的非电解质A和B，分别溶解在1L水中，测得A溶液的凝固点比B溶液的凝固点低，则（）A、B的相对分子质量小于A的相对分子质量B、A的相对分子质量和B的相对分子质量相同C、B的相对分子质量大于A的相对分子质量6、关于溶液依数性规律，下列叙述中不正确的是（）A、稀溶液有些性质与非电解质溶液的本性无关，只与溶质的粒子数目有关，称依数性。
B、非电解质的稀溶液都遵循依数性规律。
C、遵循依数性规律的主要原因是由于溶液的部分表面被难挥发的溶质粒子占据，单位时间内逸出液面的溶剂分子数减少，引起蒸发压降低。
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系统从环境吸热：+ 系统从环境吸热： 系统对环境放热：系统对环境放热：
环境对系统作功：+ 环境对系统作功： 系统对环境作功：系统对环境作功：
热力学第一定律:能量守恒与转化定律 热力学第一定律:
∆U = Q + W 等容反应热(Q 等容反应热 V)
∆U = QV + W= QV+ P∆V= QV
等压反应热（ 等压反应热（QP）:
计算反应: 计算反应 AgCl + 2NH3 → Ag(NH3)2+ + Cl- 的K. K=KspKs=1.1x107x1.77x10-10=1.9x10-3
化学动力学
化学反应速率 平均速率 瞬时速率
1 d cB v = νB d t
简单反应(元反应) 简单反应(元反应) 复杂反应
质量作用定律 aA + bB =cC+dD V=kcAa·cBb
基本概念: 基本概念: 系统 环境 过程 状态和状态函数 状态的变化只取决于始态和终态， 状态的变化只取决于始态和终态， 与所经历的途径无关. 与所经历的途径无关. (Q)和功 和功(W) 热(Q)和功(W) 热力学能(U) 热力学能(U) 焓 熵 自由能
规定： 规定： 开放系统 封闭系统 孤立系统
反应分子数
速率方程： v = k ( c A ) m ( cB ) n
反应级数
化学反应速率影响因素
内因: 内因:反应本性
外界条件
活化能
浓度,温度,催化剂 浓度,温度,
碰撞理论
过渡态理论
k = Ae
Ea − RT
对臭氧转变成氧的反应 2O3(g) 其历程为： 其历程为： O3 O+O3 O2+O （快） 2O2（慢） 3O2(g) a. kc2 (O3) b. kc(O3)c(O) c. kc(O3)2c(O2) d. kc2 (O3) c-1(O2)
5. 18°C时， 1摩尔 溶于稀盐酸时放出 摩尔Zn溶于稀盐酸时放出 ° 时 摩尔 溶于稀盐酸时放出15.13KJ·mol-1的 反应器中析出1摩尔氢气 摩尔氢气。 热， 反应器中析出 摩尔氢气。计算系统作的功及热力学 能变化（标准压力下） 能变化（标准压力下）. 6. 在298.15K，标准状态下，根据反应 ，标准状态下， 2H2 (g)+O2 (g)=2H2O (l)，∆rHmθ =-571.6 kJ·mol-1 ， 计算 ∆fHmθ (H2O, l) 7. 已知： 已知： H2O（l） – 285.8 70.0 （） H2O（g） – 241.8 188.8 （ ） 试用计算说明25℃ 标准状态下， 试用计算说明 ℃、标准状态下，水蒸发的过程是否 为自发过程。如果不是，什么温度下可以自发。 为自发过程。如果不是，什么温度下可以自发。
7. 用标准平衡常数判断自发反应方向
∆rGm = ∆rGθm + RTLnQ
反应达到平衡时: 反应达到平衡时 ∆rGθm = -RTLnKθ
∆ r G m = − RT ln K + RT ln Q = RT ln( Q K )
θ θ
Q＜Kθ，则∆rGm ＜0，正向反应自发； ＜ ，正向反应自发； Q＞Kθ，则∆rGm ＞0，逆向反应自发； ＞ ，逆向反应自发； Q＝Kθ，则∆rGm ＝0，化学反应达到平衡。 ＝ ，化学反应达到平衡。
∆rHmθ θ: 标准状态 r: reaction m:ξ=1mol
热力学标准状态: 热力学标准状态 100kPa,
298.15K
化学反应的热效应: 化学反应的热效应: 1.Hess定律 1.Hess定律 2. 由标准生成焓计算反应热 相对的零点:稳定单质的标准生成焓为0 相对的零点:稳定单质的标准生成焓为0 的标准生成焓为 标准生成焓: 在标准状态下， 稳定单质生成 生成1mol 标准生成焓 在标准状态下，由稳定单质生成 物质的焓变. 物质的焓变 θ
∆U = QP + W = QP - P∆V QP= ∆U + P∆V = ∆(U + PV) 定义: 定义 H = U + PV ∆H = QP 焓 吸热（ ） 吸热（+） 放热（ ） 放热（-）
热化学方程式的书写: 热化学方程式的书写
2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) ∆rHmθ=- 483.6kJ/mol
适合此历程的速率方程是什么？ 适合此历程的速率方程是什么？
K0=[O][O2]/[O3] [O]=K0 [O3]/ [O2] V=-d[O3]/dt = k[O][O3]=kK0 [O3]2/[O2]=k [O3]2/[O2]
θ K2 ∆ rH ln = θ R K1 θ m
T 2 − T1 ( ) T 1T 2
练习： 练习：
1. 孤立系统的熵越大，则该系统的： 孤立系统的熵越大，则该系统的： a) 混乱度越大 b) 有序度越大 c) 无序度越小 d) 混乱度越小 2. 下述过程中的∆S符号为正的是 下述过程中的∆ 符号为正的是 a) 过饱和的盐溶液结晶 b) 汽水瓶开盖后发生的过程 c) CH4(g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O(l) 3. 等压条件下，某反应在任何温度下自发，则此反应的 等压条件下，某反应在任何温度下自发， , ∆S , ∆G . ΔH 4. 对放热并且熵减的反应，温度越＿＿＿＿越有利反应进行 对放热并且熵减的反应，温度越＿＿＿＿越有利反应进行. ＿＿＿＿越有利反应进行
∆ f H θ / kJ ⋅ mol −1 m
S θ / J ⋅ K − 1 ⋅ mol − 1 m
练习: 1. 写出Kθ,并指出三者之间的关系 写出K 练习
(1) Zn + 2H+ → H2 + Zn2+ (2) ½Zn + H+ → ½H2 + ½Zn2+ (3) H2 + Zn2+ → Zn + 2H+ 2. 已知 AgCl → Ag+ + Cl-, 已知: Ag+ + 2NH3 → Ag(NH3)2+, Ksp=1.77x10-10 KS=1.1x107
CaCl2 HCl C12H22O11 ?
化学热力学
定律)---热力学第一定律 反应热 ∆H (Hess定律 热力学第一定律 定律
热 力 学
反应的方向
Gibbs方程 方程:∆G=∆H-T∆S 方程 热力学第二定律
反应的限度(平衡常数 反应的限度 平衡常数K)----C,P,T 平衡常数 勒夏特列原理
计算反应: 计算反应 AgCl + 2NH3 → Ag(NH3)2+ + Cl- 的K.
1.
(1) Zn + 2H+ → H2 + Zn2+
K0 = (1)
([ Zn 2 + ] 1)( p H 2 100 ) ([ H + ] 1) 2
(2) ½Zn + H+ → ½H2 + ½Zn2+
K0 = (2)
([ Zn 2+ ] 1)1 2 ( p H 2 100)1 2 ([H + ] 1)
= K0 (1)
(3) H2 + Zn2+ → Zn + 2H+
K0 (3)
([H + ] 1) 2 = = 1 0 2+ K (1) ([ Zn ] 1)( pH 2 100)
2. 已知 已知: AgCl → Ag+ + Cl-, Ag+ + 2NH3 → Ag(NH3)2+, Ksp=1.77x10-10 KS=1.1x107
无机及分析化学 复习
气体和溶液
理想气体状态方程式: 理想气体状态方程式 pV = nRT
R 摩尔气体常数 8.315 kPa·L·mol-1·K-1或8.315 J·mol-1·K-1 标准状况下： 标准状况下：p=101.325 kPa T=273.15 K
Dalton 分压定律 pi=(ni /n)p= xi p 分压定律: 稀溶液的依数性: 稀溶液的依数性: • 溶液的性质只与溶 • 溶液的蒸汽压下降 溶液的沸点升高 溶液的凝固点降低 溶液的渗透压 溶液的渗透压
液中溶质的数量有关， 液中溶质的数量有关， • 而与溶质的本性无关。 而与溶质的本性无关。 •
难挥发的非电解质(A)稀溶液的依数性 难挥发的非电解质 稀溶液的依数性: 稀溶液的依数性 ∆p = p* xA = K·bA ∆Tb=Kb·bA ∆Tf=Kf ·bA Π = cART = bART (kPa) 电解质稀溶液的依数性: 电解质稀溶液的依数性 i : 校正因子 ∆p= iK·bA AB型强电解质 NaCl） 型强电解质（ 对AB型强电解质（NaCl）, i≈2 A2B型（Na2SO4）或AB2型（ MgCl2） ∆Tb=iKb·bA 强电解质，i≈3(近似值). 强电解质，i≈3(近似值). ∆Tf=iKf ·bA Π =icART
5. 非标准状态下自由能变
aA + bB
dD + eE
∆ rGm = ∆ rG0m + RTLnQ
(PD P ) (PE P ) Q= (PA P0 )a (PB P0 )b
∆rGmθ = Σ(∆fGmθ)产物 ∆rGmθ =
0 d 0 e
(cD c ) (cE c ) Q= 0 a 0 b (cA c ) (cB c )
− Σ(∆fGmθ)反应物
0 d
0 e
标准状态,298.15K 标准状态,298.15K
∆rHmθ − T∆rSmθ
标准状态, T 标准状态,
6. 标准平衡常数 aA + bB