2021年大学无机化学期末复习必考知识点归纳(精品)
最全的大学无机化学有机化学知识点（精编）
最全的大学无机化学有机化学知识点（精编）无机化学部分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 ·L ·mol 1-·K 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=MW ）c 、已知气体的状态求其密度ρ：pV=M W RT →p=MV WRT →ρMVRT =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=21v 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：21u u =21p p =21M 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=K·m②溶液的沸点升高和凝固点的下降a、定量描述：沸点升高△Tb =Kb·m凝固点下降△Tf =Kf·m仅适用于非电解质溶液b、注意：①Tb 、Tf的下降只与溶剂的性质有关②Kb 、Kf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△Tb 、△Tfii、已知溶液的△Tb 、△Tf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、CaCl2ii、实验室常用冰盐浴：NaCl+H2O→22°CCaCl2+H2O→-55°Ciii、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 ∏=VnRT 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。
（完整版）无机化学知识点
（完整版）⽆机化学知识点⽆机化学知识点总结原⼦与分⼦结构⽆机化学的主线是化学平衡，故先从原⼦和分⼦结构部分开始复习，逐步复习化学反应。
1、描述波函数的三个量⼦数及其意义2、原⼦核外电⼦排布规则：3、写出29号元素的基态电⼦排布式4、原⼦与原⼦之间通过某种作⽤⼒组合成分⼦，这些作⽤⼒包括离⼦键、共价键、⾦属键等。
离⼦键、共价键的特征？5、分⼦的极性举出⼏个极性分⼦，⾮极性分⼦。
6、分⼦间⼒：也称范德华⼒，包括定向⼒、诱导⼒、⾊散⼒；氢键试分析在甲醇的⽔溶液中，分⼦之间的相互作⽤情况。
7、简述氢键的形成条件及特征，并将分⼦内氢键和分⼦间氢键各举⼀例。
H1、下列⽤量⼦数描述的可以容纳电⼦数最多的电⼦亚层是A. n = 2, l = 1B. n = 3, l = 2C. n = 4, l = 3D. n = 5, l = 02、碳原⼦最后⼀个电⼦的四个量⼦数为A.2,1,0,+1/2B. 2,0,0,-1/2C. 2,0,1,-1/2D. 1,0,1,+/23、29号元素的价电⼦排布式为A. 4s24p4B. 3d94s2C. 3d54s1D. 3d104s14、24号元素的价电⼦排布式及其在周期表中的位置是A. 3d54s1,d区B. 3d44s2,ds区C. 3d54s1,ds区D. 4s24p4,p区5、A、B两元素，A原⼦的M层和N层电⼦数⽐B原⼦的M层和N层电⼦数多8个和3个 ,则 A、B分别为A. As、TiB. Ni、CaC. Sc、NeD. Ga、 Ca6、p亚层最多可以容纳⼏个电⼦A. 2B. 4C. 6D. 87、d轨道有⼏种空间取向A. 1B. 3C.5D. 78、对氢原⼦来说，下列各轨道的能量⼤⼩⽐较正确的是A.E2p>E2sB.E3d>E4sC.E3dD.E3d9、某⼀元素的原⼦序数是30，则该元素原⼦的电⼦总数是多少，价电⼦构型是怎样的？A. 15, 3d104s2B. 30, 3d104s2C. 15, 3d104s1D. 30, 3d104s110、下列各组量⼦数不合理的是A、（1,0,0）B、（2,1,0）C、（3,3,0）D、（4,1,1）11、共价键的特征是A. 有⽅向性，⽆饱和性B. ⽆⽅向性和饱和性C. ⽆⽅向性，有饱和性D.有⽅向性和饱和性12、下列化合物中的哪个化合物的中⼼原⼦不是采⽤sp3杂化类型A. CCl4B. BF3C. H2OD. PH313、NaCl、MgCl2、AlCl3的熔点依次降低是因为A. 阳离⼦半径依次增⼤B.阳离⼦极化⼒依次增⼤C. 阳离⼦结合的阴离⼦多D. 阴离⼦变形性增加14、下列原⼦中不能与氢原⼦形成氢键的是A. FB. OC. ID. N15、离⼦键的特征是A. 有⽅向性，⽆饱和性B. ⽆⽅向性和饱和性C. ⽆⽅向性，有饱和性D. 有⽅向性和饱和性16、CCl4分⼦中的C原⼦采取的杂化类型是A. sp杂化B. sp2杂化C.sp3杂化D. sp3d杂化17、下列分⼦中的中⼼原⼦属于不等性sp3杂化的是A. CCl4B. BF3C. H2OD. BeCl218、下列分⼦中属于极性分⼦的是A. CCl4B. CO2C. COD. O219、下列相互作⽤中不属于化学键的是A. 离⼦键 B．共价键 C．⾦属键D．氢键20、维持蛋⽩质的⾼级结构起重要作⽤的分⼦间相互作⽤是A. 离⼦键 B．共价键 C．⾦属键D．氢键21、HCl、HBr、HI的熔沸点依次升⾼，但HF的熔沸点却⽐HCl⾼，原因是A. HF分⼦间能形成氢键B. HF分⼦内有离⼦键C. HF分⼦间能有疏⽔相互作⽤D. HF分⼦内有共价键22、根据分⼦轨道理论下列结构中⽆顺磁性的是A、O2B、O2-C、O22-D、O2+23、下列分⼦中有极性的是A、BF3B、CO2C、PH3D、SiH424、氨分⼦的空间构型是A、⾓形B、三⾓锥形C、平⾯三⾓形D、四⾯体形25、下列化学键属于极性共价键的是A、C-CB、H-HC、C-HD、Na-Cl26、CO与CO2分⼦间存在的相互作⽤⽅式有A、⾊散⼒B、⾊散⼒、诱导⼒C、⾊散⼒、定向⼒D、⾊散⼒、诱导⼒、定向⼒27、某元素的＋2氧化态离⼦的核外电⼦结构为1s22s22p63s23p63d5，此元素在周期表中的位置是A、第四周期ⅦB族B、第三周期ⅤB族C、第四周期Ⅷ族D、第三周期ⅤA族判断题○1、根据原⼦结构理论预测第⼋周期将包括50种元素。
大一无机化学必背知识点
大一无机化学必背知识点无机化学是化学的一个重要分支，与有机化学相对应，主要研究元素以及元素之间的反应与变化。
作为化学专业的学生，在大一的学习过程中，无机化学是必修课程之一。
以下是一些大一无机化学必背的知识点，帮助学生加深对这门学科的理解。
一、基本概念1. 元素周期表：掌握元素周期表的组成和分区，了解原子序数、原子量、周期、族等概念，对元素周期表的发展有一定的了解。
2. 元素的周期性特征：了解周期表中元素的周期性趋势，如原子半径、电离能、电负性等，以及周期性变化的规律。
3. 原子结构与元素性质的关系：熟悉原子结构与元素性质之间的关系，如原子序数影响元素性质的变化。
4. 键的种类与性质：掌握金属键、离子键和共价键的本质和特点，了解键的性质对物质性质的影响。
二、无机化合物的命名与化学方程式1. 无机化合物的命名规则：熟悉无机化合物的命名规则，包括离子化合物和共价化合物的命名。
2. 化学方程式的书写与平衡：了解化学方程式的书写规则，包括反应物、生成物的表示和反应条件的标记，能够正确平衡化学方程式。
三、酸碱中和反应1. 酸碱的定义与性质：熟悉酸碱的定义与性质，了解酸碱标度的概念，如pH值等。
2. 酸碱中和反应与盐的生成：了解酸碱中和反应的定义和特点，掌握酸与碱反应生成盐和水的化学方程式。
3. 酸碱滴定：了解酸碱滴定中的重要概念和原理，掌握酸碱滴定的计算方法和注意事项。
四、氧化还原反应1. 氧化还原反应的定义：了解氧化还原反应的定义与特征，熟悉氧化剂和还原剂的概念。
2. 氧化数与氧化还原反应的平衡：掌握氧化数的计算方法，了解氧化还原反应的平衡原理与方法。
3. 常见氧化还原反应：熟悉一些常见的氧化还原反应，如金属与非金属的氧化反应等。
五、常见无机化合物的特性1. 水的性质与重要性：了解水的性质，包括密度、溶解度和沸点等，以及水的重要性和应用。
2. 氧化物与酸酐：认识不同氧化物的性质，掌握酸酐的特点和应用。
3. 非金属氧化物与非金属酸：了解非金属氧化物的性质，掌握非金属酸的名称和化学方程式。
新版2021年无机化学第四版知识点复习资料
无机化学第四版知识点复习资料学习是把知识、能力、思维方法等转化为你的私有产权的重要手段，是“公有转私”的重要途径。
无机化学第四版知识点教材大纲一、课程性质及其设置目的与要求(一)课程性质和特点《无机化学(三)》课程是我省高等教育自学考试药学专业(独立本科段)的一门重要的专业课程，其任务是培养药学专业的应考者系统地学习《无机化学》的基本知识、基本理论和基本技能，培养高素质的药学专业的人才。
现代无机化学是对所有元素及其化合物(碳氢有机物化合物除外)的制备、组成、结构和反应的实验测试和理论阐明。
本课程的内容分为两大部分：基本化学原理(第二章到第十一章)和元素化学(第十二章到第十四章)。
基本化学原理包括稀溶液的依数性(第二章)、动力学(第三章)、热力学基础(第四章)、四大平衡：化学平衡(第五章)酸碱平衡(第六章)、沉淀平衡(第七章)、氧化还原平衡和配位平衡(第八章)、原子结构(第九章)、分子结构(第十章)、配合物结构(第十一章)。
课程用现代的化学理论和观点阐述基本化学原理，反映本学科的前沿内容和发展趋势，同时将基本化学原理渗入到元素化学部分。
通过本课程的学习，应考者应掌握和熟练掌握《无机化学》的基本化学原理，领会元素的主要性质。
在学习过程中要理论联系实际，勤于思索，流利地回答问题和解答习题。
(二)本课程的基本要求通过本课程的学习，应考者应达到以下要求：1、掌握稀溶液的依数性，熟练掌握溶液的渗透压;2、熟练掌握动力学关于影响化学反应速率的因素;热力学关于反应热的计算、用吉布斯能变判断反应进行的方向;3、熟练掌握四大平衡：酸碱、沉淀、氧化还原和配位平衡，及其相关的计算;4、熟练掌握原子结构的量子力学模型，掌握多电子原子结构，认识电子层结构和元素周期表的内在联系;5、熟练掌握分子结构的现代价键理论、杂化轨道理论和分子间作用力;6、熟练掌握配合物的组成和命名，掌握配合物的价键理论。
(三)本课程与相关课程的联系在研修本课程前应具有一定的中学化学基础：元素及元素周期表、原子、分子及化合物命名和性质的知识，掌握物质的量、摩尔的概念，电解质和非电解质的区别，溶液浓度的计算，会进行数学中对数、反对数、开方及指数运算和计算器的使用。
大一无机化学重要知识点
大一无机化学重要知识点一、原子结构和元素周期表1. 原子的组成和结构1.1 常见粒子：质子、中子、电子1.2 质子和中子位于原子核中，电子绕核运动1.3 原子的电荷相互平衡，整体为中性2. 元素和原子序数2.1 元素由同种原子组成，每种元素具有唯一的原子序数 2.2 元素周期表按原子序数排列2.3 周期性表现：周期性重复性质3. 元素的电子排布3.1 电子排布遵循能级、亚能级和配位数规律3.2 主层、次层和轨道的概念3.3 主量子数和角量子数决定电子的能级二、化学键和分子结构1. 化学键的类型1.1 离子键：电子转移形成离子1.2 共价键：电子共享形成分子1.3 金属键：金属离子形成金属结晶 1.4 杂化键：共价键和离子键的混合2. 分子结构的确定2.1 分子式和化学式的区别2.2 利用共价键和亲电性确定分子结构 2.3 氢键和范德华力对分子结构的影响三、化学反应和化学平衡1. 化学反应的基本概念1.1 反应物、生成物和化学方程式1.2 反应物摩尔比和反应物的相对分子质量 1.3 反应的热力学和动力学过程2. 化学平衡和平衡常数2.1 平衡的定义和特征2.2 反应速率和反应速率常数2.3 平衡常数和化学平衡表达式3. 影响化学平衡的因素3.1 温度、压力和浓度的影响3.2 Le Chatelier原理的应用3.3 平衡常数与化学反应的倾向性四、氧化还原反应1. 氧化还原反应的基本概念1.1 氧化和还原的定义1.2 氧化态和还原态的变化1.3 氧化还原反应的氧化数法和电子转移法2. 氧化还原反应的应用2.1 电化学反应和电池2.2 腐蚀和防腐蚀措施2.3 氧化还原反应在工业上的应用五、酸碱中和反应1. 酸碱的概念和性质1.1 酸和碱的定义1.2 酸碱的强度和pH值1.3 酸性、碱性和中性溶液的判断2. 酸碱中和反应2.1 酸碱强度对中和反应的影响2.2 阻滞力和酸碱中和滴定原理2.3 酸碱中和反应在生活和工业中的应用六、配位化合物1. 配位化合物的基本概念1.1 配位键和配体的定义1.2 配位数和配体的选择1.3 配位生活和配位离子的形成2. 配位化合物的性质和应用2.1 配位化合物的颜色和磁性2.2 配位反应和配位化学计量法2.3 配位化合物在医学和生物学中的应用以上是大一无机化学的重要知识点，通过对这些知识的深入学习和理解，能够为后续的学习打下坚实的基础。
无机化学期末复习注意点及重要公式
化学期末复习注意点及重要公式第一章.1.学会确定4种基本反应中基本单元的确定①酸碱反应中，将得失一个H+的粒子或粒子的特定组合作为反应的基本单元，NaOH,HCl 基本单元为1，在一个反应中，看反应物中得H+的是哪个物质，失H+的哪个物质，得失几个H+，基本单元就是几分之几②氧化还原反应中，将得失一个电子的粒子或粒子的特定组合作为反应的基本单元，先看化合价变化，在看角标，有几个离子化合价变化，不要考虑前面配平的系数，然后基本单元就是（化合价变化数×角标）的倒数③配位反应中，把与1分子的EDTA 进行反应的离子作为反应的基本单元，也就是aq 中有几个金属离子，基本单元就是几分之几④沉淀反应：参与沉淀反应的离子带几个电荷，基本单元就是几分之几2.表示溶液浓度的几个物理量：①质量分数ωB=mB/m(<1)②物质的量浓度C B =n B /V,n=m/M ⇒C B =m/(M ×V)③质量摩尔浓度b=)!!注意：单位为kg!溶剂（溶质m n ,b 的单位为mol/kg ④摩尔分数x i =nni ,对一个两组分溶液x A +x B=1 3.①ω与C B 转化：C B=MB 1000ωρ ②当溶液很稀时，C B =b B .ρ,此时1≈ρ，故C B =b B4.溶液的几种依数性：①aq 的蒸汽压下降②aq 的沸点升高③aq 的凝固点下降④aq 的渗透压 ①52.55P K P ,.P P 0P 00==-=∆，表示水的饱和蒸汽压时当B P b K P ，且K P 仅与溶剂，温度有关②B b b .K T b =∆③B f f b K .T =∆④T R b T R B B ....C ≈=π（当溶液很稀时）注意：①的变化是②③变化的根本原因！，在做题时要注意浓度和这些变化的关系以及溶液的蒸汽压，沸点，凝固点的关系，若2个aq 的溶剂相同，则有：21212121T T 2P 1P b b T T f f b b ==∆∆=∆∆=∆∆ππ 第二章1.以纯化合物中某元素的理论含量作为真实值2.系统误差的特点：①单向性②重复性3.偶然误差（随机误差）的特点：①绝对值相等的正负误差出现的几率相等②绝对值大的误差出现的几率小。
(精品)大学无机化学知识点总结
无机化学、有机化学、物理化学、分析化学知识点归纳无机化学元素化学、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 molJ3、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。
大学无机化学知识点总结
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是化学的重要分支之一，主要研究无机化合物的性质、结构和反应机制等方面的知识。
本文将对大学无机化学的知识点进行总结，以供学习参考。
一、化学键化学键是由电子密度较高的原子间共享或转移电子而形成的力。
在无机化学中，比较重要的化学键包括离子键、共价键、金属键和范德华力等。
1.1 离子键离子键是由正负离子之间的静电力所形成的一种化学键。
常见于碱金属和碱土金属等阳离子与氧化物、硫化物、卤化物等阴离子的结合。
例如Na+与Cl-之间的化学键就是离子键。
1.2 共价键共价键是由两个原子间共享一个或多个电子而形成的一种化学键。
通常情况下，共价键的形成是为了满足原子外层电子的电子互补原则。
常见的共价键有单键、双键和三键等。
1.3 金属键金属键是由金属原子间的自由电子形成的一种特殊的化学键。
这些自由电子可以在整个金属晶体中流动，因此金属具有良好的电导率和热导率。
金属键通常有一定的共价特性，因此金属化合物中的金属离子具有一定的嵌入性。
1.4 范德华力范德华力是由电子云间呈现出的瞬时极性和感应极性所形成的一种分子间相互作用力。
这种力是导致非极性分子之间相互吸引的主要力之一。
例如，甲烷分子之间就是通过范德华力相互作用而形成气态的状态。
二、化合物的分类无机化合物可能以离子、分子或金属晶体的形式存在。
这些化合物可以按不同的分类方法进行分类，常见的分类方法包括化合价、氧化态、酸碱性、配位数和配位体等。
2.1 化合价化合价指的是元素在化合物中所带的电荷值，通常是在化学反应过程中，原子与其他元素结合而形成化合物时确定的。
化合价通常也可以由元素的电子组态推算得到。
2.2 氧化态氧化态是元素在复合物中所带的电荷状态，而氧化反应是指将化合物中的某些原子的氧化态发生变化的化学反应。
例如，CuSO4中铜离子的氧化态为2+，而Fe3O4中铁的氧化态分别为+2和+3。
2.3 酸碱性酸碱性是化合物的一种性质，通常是指化合物的解离产生的氢离子或氢氧根离子的浓度。
大学《无机化学》知识点总结
大学《无机化学》知识点总结一、内容综述无机化学作为一门探究物质本质的学科，内容可谓是既深奥又有趣。
大学里学习的无机化学知识点，主要涉及原子结构、分子结构以及他们之间如何互动、转化的基本原理和现象。
让我们来一起梳理下这门学科的核心知识点。
首先我们要了解原子和分子是如何构成的，原子是化学变化的最小单元，它由原子核和电子构成。
原子核内含有质子和中子，它们共同决定了原子的质量。
电子在原子周围的不同轨道上运动，决定了原子的化学性质。
分子则是由两个或多个原子通过化学键连接而成，了解这些基础知识，能帮助我们理解化学反应的本质。
接下来我们会探讨化学反应中的能量变化，化学反应往往伴随着能量的吸收或释放，这是化学反应中非常重要的一个方面。
我们还会学习到化学键的断裂和形成与能量的关系，这有助于我们理解化学反应速率以及反应的方向。
此外周期表的学习也是无机化学中不可或缺的一部分，周期表按照元素的原子序数排列，让我们能够更直观地了解元素之间的关联和性质变化规律。
掌握周期表，对于预测元素的性质和反应有很大的帮助。
无机化学还包括酸碱理论、溶液理论等知识点。
这些理论帮助我们理解物质在水溶液中的行为，以及酸碱反应的基本原理。
同时我们还会学习到配位化合物的内容，了解它们如何形成以及在生活中的应用。
无机化学是一门既充满挑战又充满趣味的学科，通过学习这些核心知识点，我们能够更好地理解物质的本质和化学反应的规律，为未来的科学研究和生活应用打下坚实的基础。
1. 无机化学的重要性无机化学这门看似深奥难懂的学科，其实在我们的生活中扮演着极其重要的角色。
它不仅是化学学科的基础，更是众多科学领域研究的核心。
你可能会问，无机化学为什么这么重要呢？原因很简单，因为它关乎我们生活的方方面面。
不仅如此无机化学还在能源、环保、新材料等领域发挥着重要作用。
未来社会的发展，离不开无机化学的贡献。
学习无机化学，不仅是为了学业和未来的职业发展，更是为了更好地理解和改善我们的生活。
大学化学复习重点
大学化学复习重点化学作为一门自然科学，研究物质的组成、性质、结构以及相互转化的规律。
在大学学习化学的过程中，重点内容是我们需要重点掌握和复习的内容。
本文将从多个方面介绍大学化学的复习重点。
一、无机化学的复习重点1. 元素周期表元素周期表是无机化学的基础，要熟悉其中的元素符号、原子序数、原子量等信息，掌握元素之间的周期性规律。
2. 化学键了解化学键的概念和种类，如离子键、共价键、金属键等。
理解键的形成与断裂过程，以及键的强度和键能的计算。
3. 酸碱中和反应酸碱反应是无机化学中的重要内容，包括强酸、强碱、中强酸、中强碱的性质与反应特点，以及在溶液中的电离和离子生成等。
4. 配位化学理解复合物的结构、命名规则和配位数的概念。
熟悉常见的配位键和配位体，了解复合物的稳定性与配位环境的因素关系。
5. 锂电池和燃料电池掌握锂电池和燃料电池的原理和工作过程，了解电池的组成和特点，以及电池的性能评价指标和应用领域。
二、有机化学的复习重点1. 烃类熟悉烃类的命名规则和分类，了解烃类的结构与性质，包括烷烃、烯烃、炔烃等。
了解烃类的反应特点，如烷烃的卤代反应、烯烃的加成反应和炔烃的电子亲攻反应等。
2. 醇、醚和酚了解醇、醚和酚的结构、命名规则和性质，包括醇的酸碱性质、醚的制备方法和酚的酚醚异构体等。
3. 醛、酮和羧酸熟悉醛、酮和羧酸的结构、命名规则和性质，了解醛的氧化性质和酮的还原性质，以及羧酸的酸碱性质。
4. 芳香化合物了解芳香化合物的结构和性质，掌握芳香化合物的命名规则和反应特点，如取代反应、加成反应和亲电取代反应等。
三、物质转化与能量变化的复习重点1. 化学平衡理解化学平衡的概念和条件，熟悉平衡常数的计算和应用，了解平衡常数与反应温度的关系，以及Le Chatelier原理的应用。
2. 化学热力学掌握热力学基本概念，如焓变、熵变和自由能变等，了解化学反应的热力学条件和热力学计算方法。
3. 化学动力学了解化学动力学的基本概念，包括反应速率、速率常数和反应级数等，熟悉影响反应速率的因素和速率方程的推导。
无机化学重要知识点
第一章溶液第一节溶解1、溶质的溶解过程和溶解后的状态都与溶质和溶剂双方的性质有关。
2、正、负离子分别吸引水分子中的氧和氢原子，使得每个离子都被水分子包围着，这种现象称作水合作用或溶剂化作用。
3、有些溶解过程还伴随着化学反应。
例如CuSO4〃５H２O溶解于水时，铜离子与水分子中的氧原子相互作用足够强，在它们之间形成化学键。
4、溶解度概念：在指定温度下，单位体积饱和溶液中所含溶质的量（g或mol）。
第二节溶液的浓度1、质量浓度：溶质Ｂ的质量（ｍＢ）除以溶液的体积（Ｖ），P B=ｍＢ/V。
2、质量分数：溶质Ｂ的质量（ｍＢ）与溶液的总质量（ｍ）之比，ｗＢ=ｍＢ/m=ｍＢ/(ｍA+ｍＢ)。
3、物质的量浓度：溶质B的物质的量（nＢ）除以溶液的体积（ｍA），cＢ= nＢ/m A。
4、质量摩尔浓度：溶质B的物质的量（nＢ）除以溶剂的质量(ｍA)，bＢ= nＢ/ｍA5、摩尔分数：溶质B的物质的量（nＢ）与溶液总的物质的量(∑ni）之比，xＢ= nＢ/(n A+nＢ)= nＢ/∑ni第三节稀溶液的依数性1、难挥发性非电解质稀溶液某些性质（蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降、渗透压）仅由稀溶液中所含溶质分子的数目（溶液的浓度）决定，而与溶质的本性无关，称作稀溶液的依数性。
2、在一定温度下，将适量的水置于密闭容器中，当气态水分子的量达到一定数值时，蒸发速率与凝聚速率相等，达到动态平衡，此时液面上方气态水分子所产生的压强称为该温度下水的饱和蒸气压。
3、导致蒸气压下降的原因：在溶剂中加入难挥发的非电解质后，溶质分子占据了部分溶液，使单位时间内从液面逸出的溶剂分子数减少了。
溶液的浓度越大，占据液面的难挥发溶质分子越多，溶液的蒸气压下降就越显著。
溶液的蒸气压实际上是其中溶剂的蒸气压。
4、溶液的蒸气压下降在一定温度下，难挥发性非电解质稀溶液的蒸气压下降（Δp），与溶质的摩尔分数（xＢ）成正比，而与溶质的本性无关（拉乌尔定律）。
Δp=P A☉－P= xＢP A☉= nＢP A☉/(n A+nＢ)≈KbＢ5、溶液的沸点升高难挥发性非电解质稀溶液的沸点升高（ΔT b）与溶液的质量摩尔浓度成正比。
大学无机化学知识点总结
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。
有机化学一般有机化学、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、各种电化学分析办法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析办法，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办法，萃取、离子交换、XXX谱、质谱等分离办法，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。
要紧表如今：⑴气体没有固定的体积和形状。
⑵别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拢状态。
2、理想气体方程：为气体摩尔常数，数值为=8、XXX3、惟独在高温低压条件下气体才干近似看成理想气体。
第二节：气体混合物1、关于理想气体来讲，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、系统与环境之间也许会有物质和能量的传递。
按传递事情别同，将系统分为：⑴封闭系统：系统与环境之间惟独能量传递没有物质传递。
系统质量守恒。
⑵放开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式举行〕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。
(完整word版)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。
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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 molJ3、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。
无机化学大一知识点期末
无机化学大一知识点期末无机化学是化学学科的重要分支之一，它研究无机物质的性质、结构、合成方法以及与其他物质的反应等。
作为大一学生，我们需要了解并掌握一些基础的无机化学知识点。
在期末考试前，我们需要回顾并查漏补缺，以便在考试中取得好的成绩。
本文将对大一无机化学的几个重要知识点进行梳理和总结。
一、周期表及元素间的反应周期表是无机化学的基础，它由门捷列夫等科学家提出并得到不断完善。
元素在周期表中按照原子序数排列，具有一定的规律性。
我们需要掌握周期表中元素的命名规则和周期规律，并能够通过周期表预测元素的性质和反应。
二、离子化合物的构成和命名离子化合物是由金属和非金属元素通过电子转移形成的化合物。
我们需要了解离子化合物晶体的构成，如正、负离子以何种方式排列，并能够根据离子的电荷和元素的化合价进行命名。
三、配位化合物的构成和命名配位化合物是由中心离子和配体通过配位键形成的化合物。
我们需要了解配位化合物中的中心离子和配体的特点，能够判断配体的配位能力并进行命名。
此外，还需要了解一些常见的配位数和几何构型，如四配位正方形计型和六配位八面体构型等。
四、酸碱理论和酸碱中和反应酸碱理论是无机化学中的基本概念之一，我们需要了解布朗酸碱理论和刘威尔酸碱理论，并能够判断物质的酸碱性质。
酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的过程，我们需要熟悉常见的酸碱中和反应方程式。
五、金属的性质和反应金属是无机化学中的重要研究对象，我们需要了解金属的常见性质，如导电性、延展性和金属光泽等。
此外，还需要熟悉金属与非金属元素的反应，如金属与酸反应生成气体等。
六、氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中的重要反应类型，我们需要了解氧化还原反应的定义和判别方法，并能够判断物质在反应过程中的氧化还原态。
以上是大一无机化学的一些重要知识点，希望通过对这些知识点的复习和总结，能够在期末考试中取得优异的成绩。
同时，我们也要通过实验和实践进一步巩固这些知识，并将其应用于实际生活和工作中。
《无机化学》考试知识点.
《无机化学》考试知识点第一单元：化学反应基本原理1、气体理想气体状态方程式和分压定律的概念及其应用。
2、 热化学２.1 热力学第一定律及有关计算。
2、２ 热化学方程式、Hess 定律和反应标准摩尔焓变的有关计算。
3 、化学动力学基础3.1 化学反应速率、反应速率方程式、反应级数、反应速率系数等概念； Arrhenius 方程式及其应用。
3.2 活化分子和活化能的概念，并能用其说明浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。
4 、化学平衡 熵和Gibbs 函数４.１ 化学平衡的概念、标准平衡常数和平衡组成的计算。
４.２ 熟悉反应商判据；浓度、压力、温度变化对化学平衡移动的影响及有关的计算。
４.３ 熵、标准摩尔熵的概念和反应标准摩尔熵变的简单计算。
４.４ Gibbs 函数、标准摩尔生成Gibbs 函数的概念和反应的标准摩尔Gibbs 函数变的简单计算； r m G θ∆ 与 r m H θ∆ 和 r m S θ∆ 的关系，会用r m G θ∆判断反应进行的方向和程度。
第二单元：四大平衡及其应用1 、 酸碱平衡和配位平衡1.1 酸碱质子理论的要点。
1.2 水的解离平衡、水的标准离子积常数和强酸、强碱溶液pH 的计算。
1.3 一元弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡组成的计算；多元弱酸的分步解离平衡，及其平衡组成的计算。
1.4 同离子效应和缓冲溶液的概念，熟练地计算缓冲溶液的pH 。
1.5 酸碱电子理论的基本概念，配合物的基本概念，配合物的命名。
1.6 配合物的生成反应和配位平衡，计算配体过量时配位平衡的组成，利用多重平衡原理简单计算酸碱反应与配合反应共存时溶液的平衡组成。
2、 沉淀-溶解平衡2.1 标准溶度积常数及其与溶解度间的关系和有关计算。
2.2 溶度积规则，用溶度积规则判断沉淀的生成和溶解。
PH 对难溶金属氢氧化物和金属硫化物沉淀-溶解平衡的影响及有关计算。
沉淀的配位溶解及其简单计算。
2.3 分步沉淀和两种沉淀间的转化及有关计算。
(完整版)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：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--⋅⋅K molJ3、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。
大学无机化学知识点期末复习
⼤学⽆机化学知识点期末复习⼤学⽆机知识点总结第⼀章物质的聚集状态§１～１基本概念⼀、物质的聚集状态１．定义：指物质在⼀定条件下存在的物理状态。
２．分类：⽓态（ｇ）、液态（ｌ）、固态（ｓ）、等离⼦态。
等离⼦态：⽓体在⾼温或电磁场的作⽤下，其组成的原⼦就会电离成带电的离⼦和⾃由电⼦，因其所带电荷符号相反，⽽电荷数相等，故称为等离⼦态，（也称物质第四态）特点：①⽓态：⽆⼀定形状、⽆⼀定体积，具有⽆限膨胀性、⽆限渗混性和压缩性。
②液态：⽆⼀定形状，但有⼀定体积，具有流动性、扩散性，可压缩性不⼤。
③固态：有⼀定形状和体积，基本⽆扩散性，可压缩性很⼩。
⼆、体系与环境１．定义：①体系：我们所研究的对象（物质和空间）叫体系。
②环境：体系以外的其他物质和空间叫环境。
2．分类：从体系与环境的关系来看，体系可分为①敞开体系：体系与环境之间，既有物质交换，⼜有能量交换时称敞开体系。
②封闭体系：体系与环境之间，没有物质交换，只有能量交换时称封闭体系。
③孤⽴体系：体系与环境之间，既⽆物质交换，⼜⽆能量交换时称孤⽴体系。
三、相体系中物理性质和化学性质相同，并且完全均匀的部分叫相。
１．单相：由⼀个相组成的体系叫单相。
多相：由两个或两个以上相组成的体系叫多相。
单相不⼀定是⼀种物质，多相不⼀定是多种物质。
在⼀定条件下，相之间可相互转变。
单相反应：在单相体系中发⽣的化学反应叫单相反应。
多相反应：在多相体系中发⽣的化学反应叫多相反应。
２．多相体系的特征：相与相之间有界⾯，越过界⾯性质就会突变。
需明确的是：①⽓体：只有⼀相，不管有多少种⽓体都能混成均匀⼀体。
②液体：有⼀相，也有两相，甚⾄三相。
只要互不相溶，就会独⽴成相。
③固相：纯物质和合⾦类的⾦属固熔体作为⼀相，其他类的相数等于物质种数。
§１～2 ⽓体定律⼀、理想⽓体状态⽅程PV=nRT国际单位制：R=1.0133*105Pa*22.4*10-3 m 3/1mol*273.15K=8.314(Pa.m3.K-1.mol-1)1. (理想)⽓体状态⽅程式的使⽤条件温度不太低、压⼒不太⼤。
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[Cu(NH3)4]SO4
K4[Fe(CN)6]
┌──┴──┐
┌──┴──┐
内层
外层
外层
内层
[Cu(NH3)4]2+ SO42┌──┴──┐
(K+)4 [Fe(CN)6]4┌──┴──┐
中心离子
配体
中心离子
配体
Cu2+
(NH3)4 ↑↑
Fe3+
(CN-)6 ↑↑
配位原子┘ └配位数
配位原子┘└
配位数
期末复习
第六章 一、酸碱质子理论
• 酸——溶液中凡能给出质子的物质 • 碱——溶液中凡能接受质子的物质
特点：具有共轭性、相对性 、广泛性、
没有盐的概念
酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应
NH3·H2O ⇌ NH4++OH-
HCl NH4Cl NaCl NaOH H2O
α pH
变大 变小 变小 变小 变大 变大 变小 变大 变大 变小
无
7-2
掌握难溶电解质的溶度积规则
AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq)
Q = [Am+]n[Bn-]m
即难溶电解质AnDm溶液中， 离子积QB=c´n (Am+)·c´ m (Dn -)
溶度积规则
（1）QB < Kspө时，不饱和溶液，无沉淀生 成；若体系中有沉淀存在，沉淀将会 溶解，直至饱和
2 4
]
c(Cu 2+ ) c4 (NH3 )
• 不稳定常数
• 逐级稳定常数 • 累积稳定常数
Kd
c(Cu2+ ) c4 (NH3) c[Cu(NH3 )42+ ]
（2）QB = Kspө 时，饱和溶液，处于沉淀 溶解平衡状态
（3）QB > Kspө 时，过饱和溶液，有沉淀 析出，直至饱和
7-3、4
掌握沉淀生成和溶解的方法, 并作 简单计算
选择和使用沉淀剂时注意：
• 适当过量的沉淀剂可使沉淀趋于完全(20-50%为宜) • 选择沉淀物溶解度最小的沉淀剂，使离子沉淀更完全 • 注意沉淀剂的电离度 • 定性沉淀完全 c 10-5 mol.L-1 ,定量沉淀完全 c 10-6 mol.L-1 • 分步沉淀：生成沉淀所需沉淀剂浓度越小的越先沉淀
6-16
第七章 沉淀溶解平衡和沉淀分析法
• 掌握溶度积Kspө与溶解度S的关系
n :m型：AnBm(s)
nAm+(aq)+mBn-(aq)sFra biblioteknsms
Ksp= [nS]n[mS]m = nnmmSn+m
相同点
s
Kspө
表示难溶电解质溶解能力的大小
不同点 浓度的一种形式 平衡常数的一种形式
单位
g·L-1
6-8、9
酸碱指示剂的变色原理、变色点、变色范围
c HIn/c In- ≥ 10 pH≤pKHIn-1 呈酸色 c HIn/c In- ≤ 0.1 pH≥pKHIn+1 呈碱色 当c HIn=c In-时， pH = pKHIn变色点
变色范围为pKHIn±1， 2个pH单位
酸碱滴定
滴定曲线：
溶液pH 随中和百分数（T%）变化的曲线。
6-12
酸碱标准溶液的配制与标定 基准物酸质:(21H.. NNCaal22B)C标4OO37•准10H溶2O液的标定:
碱(NaOH)的标定: 基准物质:H2C2O4•2H2O
KHC8H4O4 6-14
掌握混合碱的分析方法及铵盐中含氮量的 测定方法
• 蒸馏法 (NH4)2SO4+NaOH == NH3+Na2SO4+H2O NH3+HCl == NH4Cl HCl+NaOH == NaCl+H2O • 甲醛法 6HCHO＋ 4NH4＋ == (CH2) 6N４＋4H＋＋6H2O • 克氏(Kjeldahl)定氮法
稀释定律
HAc
Ac- + H+
平衡浓度 c(1-α)
cα cα
K
θ a
c(H ) c(Ac ) c(HAc)
c 2 1
当< 5%时 Kaө=c2 Ka / c
6-4
弱酸弱碱溶液pH值的计算
一元弱酸弱碱c/Kө ≥500时
HA:
c (H ) c Kac
B:
c (OH ) c Kbc
两性物质 6-5
掌握配位化合物键价理论要点
• 中心离子与配位体之间的化学键是配位键 • 中心离子提供空轨道，配体提供孤对电子。 • 中心离子的空轨道在成键过程中进行了杂 化，杂化轨道的类型决定配合物的空间构 型。
掌握配位平衡及有关计算
• 稳定常数
Cu2+ + 4NH3 ⇌ [Cu(NH3)4]2+
K
f
c[Cu
NH3
指示剂的选择原则：
指示剂的变色范围应全部或部分落在滴定突
跃的范围内。 准确滴定的判据： C Ka10-8 多元酸多元碱和混合酸碱的滴定，能分步滴定的条件：
6-11
K
a1
/
K
a2
10 4
cK
a2
10 8
cAKA /cBKB 104 cAKA 10-8
影响滴定突跃的因素，化学计量点pH值及 突跃范围的计算，指示剂的选择
c(H)
K
a1K
a2
多元弱酸（碱） 多元弱酸 Ka1ө ＞＞Ka2ө ＞＞Ka3ө ，c(H+) 主要决定于第一步
电离， c(H+)计算同于一元弱酸:
c/Ka1ө ≥500时 c(H ) Ka1c 在二元弱酸中，Ka1ө ＞＞Ka2ө , 忽略第 二步电离，其酸根浓度近似等于Ka2 。 6-5
缓冲溶液的缓冲原理、pH值
c (H
)
K
θ a
c
c (弱酸 ) (共轭碱
)
c
(OH
)
K
θ b
c
c (弱碱) (共轭酸
)
缓冲溶液的pH值主要决定于酸（碱） 的pKaө （pKbө ），其次与c(酸)/c(碱)有关。 对一确定缓冲体系，可通过在一定范围内 改变c(酸)/c(碱)，调节缓冲溶液的pH值。
• 影响滴定突跃的因素:溶液越浓，突越范围越大；Ka值越大，突 跃范围越大。
• 化学计量点pH值 的计算 • 突跃范围的计算：滴定终点 ±0.1% • 指示剂的选择 ：指示剂的变色范围应全部或部 分落在滴定突
跃的范围内 MO 3.1 ~ 4.4；MR 4.4 ~ 6.2；PP 8.0 ~ 9.6； 百里酚酞: 无色 9.4-----10.0(浅蓝)------10.6蓝
沉淀的溶解
加入某种试剂，与溶液中某离子结合生成弱电 解质，从而降低该离子浓度，使沉淀溶解。 加入氧化剂或还原剂，通过氧化还原反应而降 低某离子的浓度，导致沉淀溶解。 加入配合剂，生成配合物使离子浓度降低，沉 淀溶解。
7-5、6
第八章：配位平衡与配位滴定法
掌握配位化合物的组成及命名
原则是先阴离子后阳离子，先简单后复杂