无机化学知识点总结大全
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、CH4⑤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。
⑥14电子微粒可能为：CO、N2 、C22－3、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］。
无机及分析化学知识点总结
无机及分析化学知识点总结一、无机化学基础知识：1. 原子结构：原子由原子核（质子和中子）和电子构成，原子序数为质子数。
2. 元素周期律：元素按照原子序数排列，并随着原子序数的增加，性质呈现周期性变化。
3. 化学键：化学键是原子间的相互作用，包括离子键、共价键和金属键。
4. 离子反应：离子反应是指由离子生成和离子消失所引起的反应。
5. 酸碱反应：酸和碱在一起所发生的反应。
6. 氧化还原反应：氧化还原反应是指发生电子转移的化学反应，包括氧化反应和还原反应两个方面。
7. 配位化合物：含有配位体（通常为有机物）的化合物，含有金属离子和配体。
与配体的配位方式及其个数决定配位化合物的性质。
8. 晶体结构：晶体是由原子、离子或分子等规则排列而成的有固定空间结构的物质，晶体结构可以分为离子晶体、共价晶体和分子晶体等。
9. 化学分析：化学分析是通过化学方法研究物体的组成、结构、性质以及它们之间的相互作用。
包括定性分析和定量分析。
二、重要无机化合物：1. 氯气：氯气是一种常见的强氧化剂，可用于水处理、漂白等方面。
2. 溴水：溴水是一种含溴的水溶液，常用于消毒、杀菌等方面。
3. 三氧化二砷：三氧化二砷是一种无机化合物，是一种有毒物质，可用于杀虫剂、木材防腐等领域。
4. 硫酸：硫酸是一种强酸，是化工行业中最重要的化学品之一，广泛应用于肥料、矿产、纺织、制药、电镀、石油加工等领域。
5. 硝酸：硝酸是一种强酸，广泛用于肥料、矿产、冶金、石油加工等领域。
6. 碳酸盐：碳酸盐是一种广泛存在于自然界中的化合物，包括方解石、白云石、菱镁矿等，广泛用于建筑材料、玻璃制造等领域。
7. 氧化铁：氧化铁是一种广泛存在于自然界中的化合物，包括血矾石、赤铁矿、磁铁矿等，广泛用于颜料、磨料、电子材料等领域。
8. 二氧化硅：二氧化硅是一种广泛存在于自然界中的化合物，是硅酸盐矿物的主要成分，广泛用于电子材料、建筑材料、化妆品等领域。
三、分析化学基础知识：1. 分析化学基本规律：分析化学基本规律包括质量守恒定律、能量守恒定律、电荷守恒定律和物质守恒定律。
（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。
无机化学-知识点总结
无机化学-知识点总结关键信息项：1、化学元素周期表周期和族的特点元素的性质规律2、化学键离子键共价键金属键3、化学热力学热力学第一定律热力学第二定律热力学函数4、化学平衡酸碱平衡沉淀溶解平衡氧化还原平衡配位平衡5、化学反应速率影响反应速率的因素反应速率理论6、无机化合物酸碱盐配合物氧化物和氢氧化物7、主族元素碱金属和碱土金属卤素氧族元素氮族元素8、过渡金属元素铬、锰、铁、铜等元素的性质配合物的形成和性质11 化学元素周期表111 周期的特点周期表中的周期是指具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的横行。
同一周期的元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
112 族的特点族是指具有相似化学性质的元素纵列。
主族元素的族序数等于最外层电子数，副族元素的族序数与价电子排布有关。
113 元素的性质规律包括原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等性质在周期表中的变化规律。
原子半径一般随原子序数的增大而呈现周期性变化；电离能反映元素原子失去电子的难易程度，呈周期性递增；电子亲和能表示原子获得电子的倾向，也有一定的周期性；电负性用于衡量原子在化合物中吸引电子的能力，同样具有周期性。
12 化学键121 离子键离子键是由阴阳离子之间的静电引力形成的化学键。
通常在活泼金属与活泼非金属之间形成。
离子键的特点是无方向性和饱和性。
122 共价键共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键。
分为极性共价键和非极性共价键。
共价键具有方向性和饱和性。
123 金属键金属键是金属阳离子与自由电子之间的相互作用。
金属键使得金属具有良好的导电性、导热性和延展性。
13 化学热力学131 热力学第一定律即能量守恒定律，在任何热力学过程中，能量的总量保持不变。
表达式为△U ＝ Q ＋ W，其中△U 为内能的变化，Q 为吸收或放出的热量，W 为做功。
132 热力学第二定律指出在孤立系统中，自发过程总是朝着熵增加的方向进行。
无机化学知识点汇总
⽆机化学知识点汇总 ⽆机化学是研究⽆机化合物的化学，是化学领域的⼀个重要分⽀。
接下来店铺为你整理了⽆机化学知识点汇总，⼀起来看看吧。
⽆机化学知识点：常见的化学公式 1、原⼦的相对原⼦质量的计算公式： 2、溶液中溶质的质量分数： 3、固体的溶解度：(单位为克) 4、物质的量计算公式(万能恒等式)：(注意单位) 5、求物质摩尔质量的计算公式： ①由标准状况下⽓体的密度求⽓体的摩尔质量：M=ρ×22.4L/mol ②由⽓体的相对密度求⽓体的摩尔质量：M(A)=D×M(B) ③由单个粒⼦的质量求摩尔质量：M=NA×ma ④摩尔质量的基本计算公式： ⑤混合物的平均摩尔质量： (M1、M2......为各成分的摩尔质量，a1、a2为各成分的物质的量分数，若是⽓体，也可以是体积分数) 6、由溶质的质量分数换算溶液的物质的量浓度： 7、由溶解度计算饱和溶液中溶质的质量分数： 8、克拉贝龙⽅程：PV=nRT PM=ρRT 9、溶液稀释定律： 溶液稀释过程中，溶质的质量保持不变：m1×w1=m2×w2 溶液稀释过程中，溶质的物质的量保持不变：c1V1=c2V2 10、化学反应速率的计算公式：(单位：mol/L·s) 11、⽔的离⼦积：Kw=c(H+)×c(OH-)，常温下等于1×10-14 12、溶液的PH计算公式：PH=⼀lgc(H+)(aq) ⽆机化学知识点：化学的基本守恒关系 1、质量守恒： ①在任何化学反应中，参加反应的各物质的质量之和⼀定等于⽣成的各物质的质量总和。
②任何化学反应前后，各元素的种类和原⼦个数⼀定不改变。
2、化合价守恒： ①任何化合物中，正负化合价代数和⼀定等于0 ②任何氧化还原反应中，化合价升⾼总数和降低总数⼀定相等。
3、电⼦守恒： ①任何氧化还原反应中，电⼦得、失总数⼀定相等。
②原电池和电解池的串联电路中，通过各电极的电量⼀定相等(即各电极得失电⼦数⼀定相等)。
无机化学 基本知识点总结
无机化学基本知识点总结一、原子结构1. 原子的组成原子是由质子、中子和电子组成的。
质子和中子位于原子核中，电子围绕原子核运动。
2. 元素的原子序数和质量数原子序数表示元素的质子数，而质量数表示元素的质子数和中子数之和。
原子序数决定了元素的化学性质，而质量数决定了元素的同位素。
3. 电子结构原子的电子结构决定了元素的化学性质。
电子在原子内的分布遵循一定的规律，即电子遵循能级分布，并且填充规律是按照“2-8-18-32”规则进行填充。
二、元素周期表1. 周期表的性质元素周期表是根据元素的化学性质和原子结构而排列的。
周期表中的元素按照原子序数排列，具有周期性。
2. 元素的周期性规律元素周期表中的元素具有周期性规律，即元素的周期表现出周期性变化。
这种周期性变化可以通过元素的原子结构和电子的排布规律来解释。
三、化学键1. 化学键的形成化学键是由原子之间的相互作用形成的。
化学键的形成使得原子之间形成更加稳定的结构，从而形成化合物。
2. 化学键的类型化学键主要包括离子键、共价键和金属键。
离子键是正负离子之间的电荷吸引力，共价键是原子间电子的共享，金属键是金属原子之间的电子云共享。
3. 极性与非极性化学键化学键可以分为极性和非极性两种。
极性化学键是由于原子电负性差距所产生的电荷分布不均匀的现象，而非极性化学键则是由于原子电负性相等而产生的电荷分布均匀的现象。
四、晶体结构1. 晶体结构的定义晶体结构是指晶体中原子、离子或者分子的排列规律和空间结构。
不同的元素或化合物在晶体中具有不同的晶体结构。
2. 晶体结构的分类晶体结构主要可以分为离子晶体、共价分子晶体和金属晶体。
离子晶体是由正负离子通过离子键结合而形成的，共价分子晶体是由共价键结合而形成的，而金属晶体则是由金属键结合而形成的。
五、酸碱性质1. 酸碱的定义酸是指能够释放出H+离子的物质，而碱则是指能够释放出OH-离子的物质。
酸碱的定义主要有布朗斯特德理论和劳里亚-布隆斯特德理论。
无机化学经典知识点
一，含氧酸强度1，R-O-H规则：含氧酸在水溶液中的强度决定于酸分子中质子转移倾向的强弱，质子转移倾向越大，酸性越强，反之则越弱。
而质子转移倾向的难易程度，又取决于酸分子中R吸引羟基氧原子的电子的能力，当R的半径较小，电负性越大，氧化数越高时，R吸引羟基氧原子的能力强，能够有效的降低氧原子上的电子密度，使O-H键变弱，容易放出质子，表现出较强的酸性，这一经验规律称为R-O-H 规律。
1）同一周期，同种类型的含氧酸（如HnRO4），其酸性自左向右依次增强。
如：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO42）同一族中同种类型的含氧酸，其酸性自上而下依次减弱。
如：HClO>HBrO>HIO 3）同一元素不同氧化态的含氧酸，高氧化态含氧酸的酸性较强，低氧化态含氧酸的酸性较弱。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2，Pauling规则：含氧酸的通式是RO n(OH)m，n为非氢键合的氧原子数（非羟基氧），n值越大酸性越强，并根据n值把含氧酸分为弱酸（n=0），中强酸（n=1），强酸（n=2），极强酸（n=3）四类。
因为酸分子中非羟基氧原子数越大，表示分子中R→O配键越多，R的还原性越强，多羟基中氧原子的电子吸引作用越大，使氧原子上的电子密度减小的越多，O－H键越弱，酸性也就越强。
注意：应用此规则时，只能使用结构式判断，而不能使用最简式。
3，含氧酸脱水“缩合”后，酸分子内的非氢键合的氧原子数会增加，导致其酸性增强，多酸的酸性比原来的酸性强。
二，含氧酸稳定性1，同一元素的含氧酸，高氧化态的酸比低氧化态的酸稳定。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2，氧化还原性：1）同一周期主族元素和过渡元素最高价含氧酸氧化性随原子序数递增而增强。
如：H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4，V2O5<Cr2O72－<MnO4－2）相应价态，同一周期的主族元素的含氧酸氧化性大于副族元素。
化学无机知识点总结
化学无机知识点总结一、无机化学的基本概念无机化学是研究无机物质的结构、性质和化学反应，主要包括无机物质的合成、分离、分析、鉴定和应用等内容。
无机化学主要与金属元素、非金属元素及其化合物的性质、结构和反应等相关。
1、无机物质的分类无机物质按照物质的化学结构和性质可以分为金属和非金属物质。
其中金属物质具有导电、延展和良好的导热性等特点；非金属物质则通常较易与氧、氢等元素化合成氧化物，硫化物等，几乎无电性、不导电、在大多数情况下为非金属。
2、无机物质的结构与性质无机物质的结构与性质是研究无机化学的重点之一。
金属物质的结构以金属原子间的金属键连接，构成金属晶体的方式存在；非金属物质则以共价键、离子键等方式存在。
这种结构特点决定了无机物质的一些性质，比如金属的导电、导热性与延展性；非金属的绝缘性，并且很多非金属气体具有对人体有害的性质。
二、金属元素的特性及其化合物金属元素作为无机物质的一种有着独特的性质1、金属元素的特性金属元素具有导电、导热、延展、和良好的韧性等特点。
其中较好的导电性与导热性是金属元素最为显著的特点之一，导电的能力是由于在金属结构中存在自由电子，并且自由电子可以自行移动以进行导电行为；导热性则是自由电子在金属结构中因束缚力而受限制，同时又可以在结构中自由移动，这种自由移动导致了金属结构中传热的快速。
其他特性，如良好的延展性是金属元素受到外力拉伸甚至破坏后，在不改变其质地或形状的情况下发生变形。
2、金属元素的化合物金属元素与非金属元素经常发生化合反应，其中金属元素的主要化合物包括氧化物、硫化物、氯化物等。
这些化合物与金属元素形成的主要化合物结构较简单，物理性质（如熔点、沸点、硬度等）相对较高，并且易溶于水。
三、非金属元素的特性及其化合物1、非金属元素的特性与金属元素不同，非金属元素通常具有较差的导电、导热性，以及脆性等特点。
这些特性是由于非金属元素具有欧姆价电子带结构，缺少自由电子，从而导致导电性差和导热性差等情况。
无机化学-知识点总结
无机化学-知识点总结无机化学知识点总结无机化学是化学学科的一个重要分支，它研究的是无机物质的组成、结构、性质和反应等方面的知识。
以下是对无机化学中一些重要知识点的总结。
一、原子结构与元素周期表1、原子结构原子由原子核和核外电子组成。
原子核包含质子和中子，质子带正电荷，中子不带电。
核外电子绕核运动，处于不同的能级和轨道。
电子的排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则。
2、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的。
周期表中的横行称为周期，纵列称为族。
同一周期元素的电子层数相同，从左到右原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族元素的最外层电子数相同，从上到下原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
二、化学键与物质结构1、化学键化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键是由阴阳离子之间的静电作用形成的，通常存在于活泼金属与活泼非金属之间。
共价键是原子之间通过共用电子对形成的，分为极性共价键和非极性共价键。
金属键是金属原子之间通过自由电子形成的。
2、物质结构物质的结构有原子晶体、分子晶体、离子晶体和金属晶体。
原子晶体如金刚石，由原子通过共价键形成空间网状结构，硬度大，熔点高。
分子晶体如干冰，通过分子间作用力结合，熔点和沸点较低。
离子晶体由阴阳离子通过离子键形成，熔点较高，硬度较大。
金属晶体由金属阳离子和自由电子组成，具有良好的导电性、导热性和延展性。
三、化学热力学基础1、热力学第一定律能量守恒定律在热力学中的体现，即ΔU ＝ Q ＋ W，其中ΔU 为热力学能的变化，Q 为吸收或放出的热量，W 为做功。
2、热力学第二定律指出了热功转换的方向性和不可逆性，即自发过程总是朝着熵增加的方向进行。
3、热力学第三定律规定了绝对零度时，纯物质的完美晶体熵值为零。
四、化学反应速率和化学平衡1、化学反应速率表示化学反应进行快慢的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
无机化学知识点总结
无机及分析化学第一章1、理想气体状态方程式：pV nRT = mpV RT M=pM RT ρ=（注意单位的一致） 2、道尔顿分压定律：123p p p p =+++…… i i p x p =（注意分压的定义）3、两个浓度表示法： 物质的量浓度 B B n c V = （-1mol L ⋅） 质量摩尔浓度 BB An b m = （1mol kg -⋅） 4、溶液的依数性：定性：蒸气压下降（根本原因）；沸点升高；凝固点下降；产生渗透压 变化程度：A 2B(或AB 2)型＞AB 型＞弱电解质溶液＞非电解质溶液 定量：少量难挥发非电解质的稀溶液*A (B)(B)p p K b p M b =⋅=⋅⋅ΔT b = K b · b ΔT f = K f · bc RTbRT π=5、胶体：性质：布朗运动；丁达尔效应；电泳；电渗溶胶粒子带电原因：胶体粒子对溶液中的离子产生选择性吸附 AgNO 3 + KI （过量）→ [(AgI)m ·nI - · (n-x )K +]x - · x K +AgNO 3（过量）+ KI → [(AgI)m ·nAg + · (n-x ) NO 3-]x + · x NO 3- 电位离子和反离子吸附层和扩散层：加入电解质，使得吸附层里的反离子增多，ζ电势下降，胶体聚沉。
聚沉值和聚沉能力：与胶粒带相反电荷的离子的价数影响最大，价数越高，聚沉能力越强练 习1. 5.8% NaCl 溶液产生的渗透压接近于（ ）。
（a ）5.8%蔗糖溶液 （b ）5.8%的HAc 溶液 （c ）2.0 mol·kg -1 蔗糖溶液 （d ）1.0 mol·kg -1葡萄糖溶液2. 在 0℃ 的 100 g KCl 溶液中，加入重量为 100 g 的冰，一段时间后，混合液中冰的质量为（ ）。
（a ）大于100g (b) 小于100g （c ）等于100g (d) 不能确定 3. 相对分子量为120的弱酸HA 3. 00 g 溶于100 g 水中，在101.325 kPa 下测得其沸点为100.18℃ 。
无机化学知识点总结
无机化学知识点总结一、无机化学的基本原理1. 原子结构与元素周期表原子是物质的基本单位，由原子核和绕核电子组成。
原子核由质子和中子组成，质子数决定了元素的原子序数，即元素周期表中的元素编号。
而电子的排布决定了元素的化学性质。
元素周期表是基于元素的原子序数和化学性质进行排列的，它反映了元素的周期性规律和趋势。
2. 化学键与晶体结构化学键是原子之间的相互作用力。
根据原子之间的电子共享或转移，化学键可以分为共价键、离子键和金属键。
共价键是通过电子共享形成的，离子键是通过电子转移形成的，金属键是金属原子内的电子云相互重叠形成的。
这些化学键形成了物质的晶体结构，晶体结构的类型决定了物质的性质。
3. 反应平衡与化学反应化学反应是物质之间发生化学变化的过程，通常包括物质的生成和消耗。
化学反应通过反应方程式进行描述，反应平衡是指反应物和生成物的摩尔比在一定条件下保持不变的状态。
化学反应的平衡常数和动力学速率是化学反应研究的重要参数。
4. 配位化学与过渡金属化合物过渡金属化合物是指含有过渡金属元素的化合物，其中过渡金属离子通过配位基与配位子形成配合物。
配位化学研究了配位物的结构、性质和合成方法，配位物的稳定性、配位数、立体化学等是配位化学的重要内容。
二、无机化学的主要知识点1. 主族元素化合物主族元素是元素周期表中的ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA和ⅦA族元素，它们可形成氧化物、氢化物、卤化物等化合物。
主族元素的化合物具有多种性质，如ⅢA族元素具有氧化性，ⅣA族元素具有还原性等。
2. 离子化合物离子化合物是由阳离子和阴离子组成的化合物，它们通常具有良好的溶解度、导电性和晶体结构。
离子化合物的性质和结构与其离子的大小、电荷和架构有关。
3. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质失去或获得电子，从而使氧化态发生变化的化学反应。
氧化还原反应包括氧化、还原、氧化剂和还原剂等概念，它们是化学反应中的重要参与者。
4. 配合物化学过渡金属离子通过配体与配位子形成配合物，配合物具有不同的结构、性质和应用。
大学无机化学知识点总结
大学无机化学知识点总结
一、原子结构和元素周期律
1. 原子结构概述：原子的组成、原子核和电子的性质。
2. 元素周期律：周期表的组成、周期和族的特点。
二、化学键和化合价
1. 化学键：离子键、共价键和金属键的概念和特点。
2. 化合价：原子的单、双、三、四价以及过渡元素的化合价。
三、晶体结构和晶格常数
1. 晶体结构：离子晶体和共价晶体的结构特点。
2. 晶格常数：晶体的晶胞、晶格常数和晶面的表示方法。
四、溶液与溶解度
1. 溶液的概念和组成：溶剂和溶质的概念。
2. 溶解度：溶解度与温度、压力和溶剂种类的关系。
五、配位化合物
1. 配位数和配位键的概念。
2. 配位化合物的命名规则和结构特点。
六、酸碱理论
1. 酸和碱的定义和性质。
2. 酸碱中和反应和酸碱指示剂的使用。
七、化学反应和化学平衡
1. 化学反应的速率和平衡状态。
2. 化学平衡的平衡常数和影响平衡的因素。
八、电化学
1. 电解和电解质的概念。
2. 电池的构成和电动势的计算。
以上是大学无机化学的主要知识点总结，希望对您有所帮助。
如需了解更多详细内容，请参考相关教材或课程资料。
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 J3、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 et -==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 θθ5、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 2g 、H 2g 、Br 2l 、I 2s 、Hgl 和P 4白磷是T=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：Hess 定律 1、Hess 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θm r H ∆正=-θm r H ∆逆..⑵始态和终态确定之后;一步反应的θm r H ∆等于多步反应的焓变之和..3、多个化学反应计量式相加或相减;所得化学反应计量式的θm r H ∆T 等于原各计量式的θm r H ∆T 之和或之差..第五节：反应热的求算1、 在定温定压过程中;反应的标准摩尔焓变等于产物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和..θm r H ∆=θm f H ∆总生成物-θm f H ∆总反应物{如果有参考状态单质;则其标准摩尔生成焓为零} 2、 在定温定压过程中;反应的标准摩尔焓变等于反应物的标准摩尔燃烧焓之和减去产物的标准摩尔燃烧焓之和 ..θm r H ∆=θm c H ∆总反应物-θm c H ∆总生成物{参考状态单质只适用于标准摩尔生成焓;其标准摩尔燃烧焓不为零}第三章：化学动力学基础第一节：反应速率第二节：浓度对反应速率的影响—速率方程 1、 对化学反应zZ yY bB aA +→+来说;反应速率r 与反应物浓度的定量关系为：βαB A C kc r =;该方程称为化学反应速率定律或化学反应速率方程;式中k 称为反应速率系数;表示化学反应速率相对大小；A c ;B c 分别为反应物A和B 的浓度;单位为1-⋅L mol ；α;β分别称为A;B 的反应级数；βα+称为总反应级数..反应级数可以是零、正整数、分数;也可以是负数..零级反应得反应物浓度不影响反应速率..反应级数不同会导致k 单位的不同..对于零级反应;k 的单位为11--⋅⋅s L mol ;一级反应k 的单位为1-s ;二级反应k 的单位为11--⋅⋅s L mol ;三级反应k 的单位为122--⋅⋅s L mol2、 由实验测定反应速率方程的最简单方法—初始速率法..在一定条件下;反应开始时的瞬时速率为初始速率;由于反应刚刚开始;逆反应和其他副反应的干扰小;能较真实的反映出反应物浓度对反应速率的影响具体操作是将反应物按不同组成配置成一系列混合物..对某一系列不同组成的混合物来说;先只改变一种反应物A 的浓度..保持其他反应物浓度不变..在某一温度下反应开始进行时;记录在一定时间间隔内A 的浓度变化;作出t c A -图;确定t=0是的瞬时速率..也可以控制反应条件;是反应时间间隔足够短;这时可以把平均速率作为瞬时速率.. 3、对于一级反应;其浓度与时间关系的通式为：㏑kt Ac Ac t -=0 第三节：温度对反应速率的影响—Arrhenius 方程 1、 速率系数与温度关系方程：()a ek k RTE a-=0;㏑｛k ｝=㏑｛0k ｝-()b RTE a ; ㏑()c T T RT E k k a ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-=211211;a E 实验活化能;单位为1-⋅mol KJ ..0k 为指前参量又称频率因子..0k 与k 具有相同的量纲..a E 与0k 是两个经验参量;温度变化不大时视为与温度无关..2、 对Arrhenius 方程的进一步分析：⑴在室温下;a E 每增加41-⋅mol KJ ;将使k 值降低80%..在室温相同或相近的情况下;活化能a E 大的反应;其速率系数k 则小;反应速率较小；a E 小的反应k 较大;反应速率较大..⑵对同一反应来说;温度升高反应速率系数k 增大;一般每升高10℃;k 值将增大2～10倍..⑶对同一反应来说;升高一定温度;在高温区;k 值增大倍数小；在低温区k 值增大倍数大..因此;对一些在较低温度下进行的反应;升高温度更有利于反应速率的提高..⑷对于不同的反应;升高相同温度;a E 大的反应k 值增大倍数大；a E 小的反应k 值增大倍数小..即升高温度对进行的慢的反应将起到更明显的加速作用.. 第四节：反应速率理论与反应机理简介 1、m r H ∆=a E 正-a E 负2、由普通分子转化为活化分子所需要的能量叫做活化能 第五节：催化剂与催化作用1、催化剂是指存在少量就能显着加速反应而本身最后并无损耗的物质..催化剂加快反应速率的作用被称为催化作用..2、催化剂的特征：⑴催化剂只对热力学可能发生的反应起催化作用;热力学上不可能发生的反应;催化剂对它不起作用..⑵催化剂只改变反应途径又称反应机理;不能改变反应的始态和终态;它同时加快了正逆反应速率;缩短了达到平衡所用的时间;并不能改变平衡状态..⑶催化剂有选择性;不同的反应常采用不同的催化剂;即每个反应有它特有的催化剂..同种反应如果能生成多种不同的产物时;选用不同的催化剂会有利于不同种产物的生成..⑷每种催化剂只有在特定条件下才能体现出它的活性;否则将失去活性或发生催化剂中毒..第四章：化学平衡 熵和Gibbs 函数第一节：标准平衡常数1、平衡的组成与达成平衡的途径无关;在条件一定时;平衡的组成不随时间而变化..平衡状态是可逆反应所能达到的最大限度..平衡组成取决于开始时的系统组成..2、对可逆反应()()()()()()l zZ aq yY g xX s cC aq bB g aA ++=++来说;其标准平衡常数(){}(){}(){}(){}bayxc B c p A p c Y c p x p K θθθθθ=3、两个或多个化学计量式相加或相减后得到的化学计量式的标准平衡常数等于原各个化学计量式的化学平衡常数的积或商;这称为多重平衡原理.. 第二节：标准平衡常数的应用1、反应进度也常用平衡转化率来表示..反应物A 的平衡转化率()A α表达式为2、J 表示反应商..若J<θK 则反应正向进行；若J=θK ;则反应处于平衡状态；若J>θK ;则反应逆向进行.. 第三节：化学平衡的移动1、浓度对化学平衡的影响：浓度虽然可以使化学平衡发生移动;但并不能改变化学平衡常数的数值;因为在一定温度下;θK 值一定..当反应物浓度增加或产物浓度减少时;平衡正向移动；当反应物浓度减少或产物浓度增加时;平衡逆向移动..2、压力对化学平衡的影响：综合考虑各反应物和产物分压是否改变及反应前后气体分子数是否改变..3、温度对化学平衡都影响：温度变化引起标准平衡常数的改变;从而使化学平衡移动..温度对标准平衡常数的影响用van ’t Hoff 方程描述..㏑⎪⎪⎭⎫⎝⎛-∆=211211T T R H K K m r θθθ第四节：自发变化和熵1、自发变化的基本特征：⑴在没有外界作用或干扰的情况下;系统自身发生的变化称为自发变化..⑵有的自发变化开始时需要引发;一旦开始;自发变化将一直进行达到平衡;或者说自发变化的最大限度是系统的平衡状态..⑶自发变化不受时间约束;与反应速率无关..⑷自发变化必然有一定的方向性;其逆过程是非自发变化..两者都不能违反能量守恒定律 ..⑸非自发变化和自发变化都是可能进行的..但是只有自发变化能自动发生;而非自发变化必须借助一定方式的外部作用才能发生..没有外部作用非自发变化将不能继续进行..2、在反应过程中;系统有趋向于最低能量状态的倾向;常称其为能量最低原理..相变化也具有这种倾向..3、系统有趋向于最大混乱度的倾向;系统混乱度的增加有利于反应的自发进行..4、纯物质完整有序晶体在0K 时熵值为零；()015.298,,=+K aq H S m θ.5、⑴熵与物质聚集状态有关..同一种物质气态熵值最大;液态次之;固态熵值最小..⑵有相似分子结构且相对分子质量又相近的物质;其θm S 值相近..分子结构相近而相对分子质量不同的物质;其标准摩尔熵值随分子质量增大而增大..⑶物质的相对分子质量相近时;分子构型越复杂;其标准摩尔熵值越大..6、反应的标准摩尔熵变等于各生成物的标准摩尔熵值之和减去各反应物的标准摩尔熵值之和7、在任何自发过程中;系统和环境的熵变化总和是增加的..即：0>∆zong S 自发变化0<∆zong S 非自发变化0=∆zong S 平衡状态8、THS huanjing∆-=∆ 第五节：Gibbs 函数1、Gibbs 函数被定义为：TS H G -=;G 被称为Gibbs 自由能..2、在不做体积功和定温定压条件下;在任何自发变化中系统的Gibbs 函数是减少的;由S T H G ∆-∆=∆得⑴当H ∆<0;S ∆>0时反应能正向进行..⑵当H ∆>0;S ∆<0时反应在高温下能正向进行.. ⑶当H ∆<0;S ∆<0时反应在低温下能正常进行.. ⑷当H ∆>0;S ∆<0时反应不能正向进行..3、当0,=∆∆=∆G S T H 时的T 在吸热熵增反应中是反应能正向进行的最低温度；在放热熵减反应中是反应能正向进行的最高温度..因此这个温度就是反应是否能够正向进行的转变温度..4、物质B 的标准摩尔生成Gibbs 函数θm f G ∆B;相态;T 是指在温度T 下由参考状态单质生成物质B 且1=B ν时的标准摩尔Gibbs 函数变..5、θm f G ∆<-401-⋅mol KJ 时反应多半能正向进行；θm f G ∆>401-⋅mol KJ 时反应大多逆向进行；-401-⋅mol KJ <θm f G ∆<401-⋅mol KJ 时要用m r G ∆来判断反应方向..6、Van ’t Hoff 方程：㏑()()()()a R T S RT T H T K m r mr θθθ∆+∆-= ㏑()()()⎪⎪⎭⎫⎝⎛-∆-=212111298T T R K H T K T K m r θθθ 第五章：酸碱平衡第一节：酸碱质子理论1、酸碱质子理论：凡是能释放出质子的任何含氢原子的分子或离子都是酸；任何能与质子结合的分子或离子都是碱..简言之酸是质子给予体;碱是质子接受体..2、质子理论强调酸和碱之间的相互依赖关系..酸给出质子后生成相应的碱;而碱结合质子后生成相应的酸..酸与碱之间的这种依赖关系称为共轭关系;相应的一对酸和碱称为共轭酸碱对..酸给出质子后生成的碱为这种酸的共轭碱;碱得到质子后所生成的酸称为这种碱的共轭酸..3、 酸碱解离反应是质子转移的反应..在水溶液中酸碱的电离时质子转移反应..盐类水解反应实际上也是离子酸碱的质子转移反应..4、 既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质..5、 酸碱的强度首先取决于其本身的性质;其次与溶剂的性质等有关..酸和碱的强度是指酸给出质子和碱接受质子能力的强弱..给出质子能力强的酸是强酸;接受质子能力强的碱是强碱；反之;就是弱酸和弱碱.. 6、 溶剂的碱性越强溶质表现出来的酸性就越强;溶剂的酸性越强溶质表现出来的碱性就越强.. 第二节：水的电离平衡和溶液的PH 1、 对反应()()()(){}(){}-+-+=+⇔OH c H c K aq OH aq Hl O H wθ,2;θw K 被称为水的离子积常数..25℃时;14100.1-⨯=θw K ..第三节：弱酸、弱碱解离平衡1、酸的水溶液中存在质子转移反应：()()()()aq A aq OH l O H aq HA -++⇔+32;其标准平衡常数()(){}(){}(){}θθθθθc HA c c Ac c O H c HA K K a-+==3简写为()(){}(){}(){}HA c A c O H c HA K a-+=3θ;()HA Kaθ称为弱酸HA的解离常数;弱酸解离常数的数值表明了酸的相对强弱..解离常数越大酸性越强;给出质子能力越强..θa K 值受温度影响但变化不大..2、在一元弱碱的水溶液中存在反应：()()()()aq OH aq BHl O H aq B -++⇔+2;()(){}(){}(){}B c OH c BH c B K b-+=θ;()B K bθ称为一元弱碱B 的解离常数..3、解离度α的定义为解离的分子数与总分子数的比值;即()()%1000⨯=HA c HA c α;解离度越大θa K 越大;PH 越小..解离度与解离常数关系为(){}c HA K aθα=..对碱同样适用..第四节：缓冲溶液1、 同离子效应：在弱酸或弱碱的溶液中;加入与这种酸或碱含相同离子的易溶强电解质;使酸或碱的解离度降低..2、 缓冲溶液：具有能够保持PH 相对稳定性能的溶液也就是不因加入少量强酸或强碱而显着改变PH 的溶液..缓冲溶液通常由弱酸和他的共轭碱组成..缓冲溶液PH 计算公式：()+=HA pK PH a θ㏒()()HA c A c -;()+-=-A pK pH b θ00.14㏒()()HA c A c -第五节：酸碱指示剂1、当溶液中()1-≤HIn pK pH a θ即()()10≥-Inc HIn c 时;溶液呈现出HIn 的颜色；当()1+≥HIn pK pH a θ即()()101≤-Inc HIn c 时;溶液呈现-In 的颜色；当()HIn pK pH a θ=即()()1=-In c HIn c 时;溶液呈现两者的混合颜色..2、指示剂的变色范围是()1±HIn pK a θ;但是由于人的视觉对不同颜色的敏感度的差异实际变色范围常常小于两个pH单位..第六节：酸碱电子理论1、 酸是任意可以接受电子对的分子或离子；酸是电子对的接受体;必须具有可以接受电子对的空轨道..碱则是可以给出电子对的分子或离子；碱是电子的给予体;必须具有未共享的孤对电子..酸碱之间以共价键相结合;并不发生电子对转移.. 第七节：配位化合物2、 在配合物中Lewis 酸被称为形成体或中心离子;Lewis 碱被称为配体..配合物的定义是形成体与一定数目的配体以配位键按一定的空间构型结合形成离子或分子..这些离子或分子被称为配位个体..形成体通常是金属离子或原子;也有少数是非金属元素B;P;H..通常作为配体的是非金属的阴离子或分子..2、 在配体中;与形成体成键的原子叫做配位原子；配位原子具有孤对电子..常见的配位原子有F;Cl;Br;I;S;N;C 等..配体中只有一个配位原子的称为单齿配体;有两个或两个以上配位原子的称为多齿配体..在配位个体中;与形成体成键的配位原子个数叫作配位数..常见多齿配体有：3、 配合物的化学式：配合物的化学式中首先应先列出配位个体中形成体的元素符号;在列出阴离子和中性分子配体;;将整个配离子或分子的化学式括在方括号中..4、 配合物的命名：命名时;不同配体之间用·隔开..在最后一个配体名称后缀以“合”字..⑴含配阴离子的配合物的命名遵照无机盐命名原则..例如()[]443SO NH Cu 为硫酸四氨合铜()[]463Cl NH Pt 为氯化六氨合铂..⑵含配阴离子的配合物;内外层间缀以“酸”字..例如()[]64CN Fe K 为六氰合铁酸钾⑶配体的次序：① 含有多种无机配体时;通常先列出阴离子名称;后列出中性粒子名称..例如[]33NH PtCl K 为三氯·氨合铂酸钾② 配体同是中性分子或同是阴离子时;按配位原子元素符号的英文字母顺序排列;例如()[]3253Cl O H NH Co 氯化五氨·水合钴..③ 若配位原子相同;将含原子数较少的配体排在前面;较多原子数的配体排在后面；若配位原子相同且配体中含有的与子数目也相同;则按结构中与配位原子相连的非配位原子元素符号的英文字母顺序排列..例如()[]2322NH NO PtNH 为氨基·硝基·二氨合铂④ 配体中既有无机配体又有有机配体;则无机配体排在前面有机配体排在后面..例如()[]423H C PtCl K 为三氯·乙烯合铂酸钾..5、 简单配合物：配合物分子或离子只有一个中心离子;每个配体只有一个配位原子与中心离子成键..螯合物：在螯合物分子或离子中;其配体为多齿配体;配体与中心离子成键;形成环状结构..多核配合物：多核配合物分子或离子含有两个或两个以上的中心离子;中心离子间常以配体相连.. 羰合物：某些d 区元素以CO 为配体形成的配合物称为羰合物..烯烃配合物：某些d 区元素以不饱和烃为配体形成的配合物称为烯烃配合物.. 第八节：配位反应与配位平衡 1、()[]()()()(){}(){}()(){}++++=+⇔2323323;2NH Ag c NH c Ag c K aq NH aq Ag aq NH Ag d θ;θd K 是配合物的解离常数;又称为配合物的解离常数或不稳定常数..θd K 越大;配合物越不稳定.. 2、()()()[]()=⇔+++θfK aq NH Ag aq NH aq Ag;2233()(){}(){}(){}2323NH c Ag c NH Ag c ++;θf K 是配合物生成常数;又称为稳定常数或累积稳定常数..3、一般来说配合物的逐级稳定常数随着配位数的增加而减少..4、以N;O;F 等电负性大吸引电子能力强;半径小;难被氧化不易失去电子;不易变形难被极化的原子为配位原子的碱成为硬碱..反之则为软碱;介于二者之间的为交界碱..5、硬酸多是电荷数较多;半径较小;外层电子被原子核束缚得较紧而不易变形极化率较小的阳离子..反之则为软酸;介于两者之间的为交界酸.. 6、常见的酸和碱分类如下：7、软硬酸碱原则：软亲软;硬亲硬 第六章：沉淀溶解平衡第一节：溶解度和溶度积1、溶解度：在一定温度下;达到溶解平衡时;一定量溶剂中含有的溶质质量..2、常见无机化合物溶解性：常见无机酸是可溶的;硅酸是难溶的； 氨、IA 族氢氧化物;()2OH Ba 是可溶的；()()22,OH Ca OH Sr 是微溶的；其余元素的氢氧化物都是难溶的..几乎所有的硝酸盐都是可溶的；3BaNO 是微溶的.. 大多数醋酸盐是可溶的；()2Ac Be 是难溶的..大多数氯化物是可溶的；2PbCl 是微溶的；22,Cl Hg AgCl 是难溶的..大多数溴化物;碘化物是可溶的；22,HgBr PbBr 是微溶的；222222,,,,,HgI PbI I Hg AgI Br Hg AgBr 是难溶的..大多数硫酸盐是可溶的；4424,,HgSO SO Ag CaSO 是微溶的；4SrSO ;4BaSO ;4PbSO 是难溶的.. 大多数硫化物是难溶的;第一主族;第二主族金属硫化物和()S NH 24 是可溶的..多数碳酸盐;磷酸盐;亚硫酸盐是难溶的；第一主族Li 除外和铵离子的这些盐是可溶的..多数氟化物是难溶的；第一主族Li 除外金属氟化物;24,,BeF AgF F NH 是可溶的；222,,PbF BaF SrF 是微溶的..几乎所有的氯酸盐;高氯酸盐都是可溶的；4KClO 是微溶的； 几乎所有的钠盐;钾盐均是可溶的；()[]()()()[]62222326,93,NO Co Na K O H Ac UO Ac Zn NaAc OH Sb Na •••是难溶的..2、 对于一般沉淀反应来说：()()()aq mB aq nAs B A n m m n -++⇔;溶度积的通式是()(){}(){}mn nm m n spB c A c B A K -+=θ3、 难溶电解质的溶度积常数的数值在稀释溶液中不受其他离子存在的影响;只取决于温度..温度升高;多数难溶化合物的溶度积增大..第二节：沉淀的生成和溶解1、 同离子效应：在难溶电解质的饱和溶液中;加入含有相同离子的强电解质时;难溶电解质的溶解度将降低..同离子效应使难溶电解质的溶解度降低..2、 盐效应使难溶电解质溶解度增大..一般来说;若难溶电解质的溶度积很小时;盐效应的影响很小;可忽略不计；若难溶电解质的溶度积较大;溶液中各种离子的总浓度也较大时;就应考虑盐效应的影响.. 3、 金属硫化物的溶解平衡： ()()()()()(){}(){}(){}23222223;22++++=++⇔+O H c S H c M c K l O H aq S H aq M aq OH s MS spaθ; θspa K 称为在酸中的溶度积常数.. 4、 某些难容硫化物的溶度积常数：第七章：氧化还原反应 电化学基础第一节：氧化还原反应基本概念1、 有电子得失或转移的反应称为氧化还原反应..2、 表示元素氧化态的数值称为氧化数又称氧化值..⑴在单质中元素氧化值为零..⑵在单原子离子中;元素氧化值等于离子所带电荷数..⑶在大多数化合物中;氢的氧化值为+1;只有在金属氢化物中;氢的氧化值为-1..⑷通常在化合物中氧的氧化值为-2;但是在22222,,BaO O Na O H 等过氧化物中养的氧化值为-1;在氧的氟化物中;如222,F O OF 中氧的氧化值为+2;+1..⑸在所有氟化物中氟的氧化值为-1..⑹碱金属和碱土金属在化合物中氧化值分别为+1和+2..⑺在中性分子中;各元素氧化值代数和为零..在多原子离子中;各元素氧化数代数和等于离子所带电荷数.. 第二节：电化学电池1、电池图示：将发生氧化反应的负极写在左边;发生还原反应的正极写在右边；并按顺序用化学式从左到右依次排列各个相的物质组成和状态；用单垂线“︱”表示相与相间的界面;用双折线“‖”表示盐桥.. 2、Faraday 定律：⑴在电化学电池中;两极所产生或消耗的物质的物质的量与通过电池的电荷量成正比..⑵当给定的电荷量通过电池时;电极上所产生或消耗的物质的物质的量正比于物质的摩尔质量被对应于半反应每摩尔物质每摩尔物质所转移的电子数除的商..对于半反应()()s B ze aq Bz ⇔+-+;根据Faraday 定律;第一：电极上沉淀出或消耗掉的()B m 正比于通过电池的电荷量Q..Q 越大()B m 越大..第二：当通过电池的电荷量Q 一定时;()B m 正比于()z B M ;()B M 为B 物质的摩尔质量..3、Faraday 常量表示一摩尔电子所带的电荷量;141231910648531.910022137.6106021773.1---⋅⨯=⨯⨯⨯=mol C mol C F ;F 被称为Faraday 常量 4、当原电池放电时;两极间的电势差将比该电池的最大电压要小..这是因为驱动电流通过电池需要消耗能量或者称其为要做功;产生电流时;电池电压的降低正反映了电池内所消耗的这种能量；而且电流越大;电压降低越多..因此;只有电池中没有电流通过时;电池才具有最大电压又称其为开路电压..当通过原电池的电流趋近于零时;两电极间的最大电势差被称为原电池的电动势;用MF E 表示..5、当电池中各物质均处于标准状态时;测定的电动势被称为标准电动势;用θMF E 表示..6、可逆电池必须具备以下条件..第一：电极必须是可逆的;即当相反方向的电流通过电极是;电极反应必然逆向进行；电流停止;反应也停止..第二：要求通过电极的电流无限小;电极反应在接近于电化学平衡的条件下进行..7、电池反应的标准摩尔Gibbs 函数变θθMF m r zFE G -=∆..第三节：电极电势 1、原电池的电动势是构成原电池的两个电极间的最大电势差;即正极电势()+E 减去负极电势()-E 等于电池的电动势：()()-+-=E E E MF ..2、电极电势的绝对值无法确定;常选取标准氢电极简写为SHE 作为比较的基准;称其为参比电极..参比电极中最常用的是甘汞电极..3、各电对的标准电极电势是以标准氢电极为参比电极并与各标准电极组成原电池时测得的电动势..使待测半电池中各物质均处于标准状态下;将其与标准氢电极相连组成原电池;以电压表测定该电池的电动势并确定其正极和负极;进而可推算出待测半电池的标准电极电势..4、电极电势高的电对为正极;电极电势低的电对为负极..两电极的标准电极电势之差等于原电池的标准电极电势..即()()θθθ-+-=E E E MF .5、()()zV K EK E 0257.0298298-=θ㏑()()yang c huan c ;()()zV O O K E K E 592.298298-=θ㏑()()yang c huan c .. 6、如果电对的氧化型生成难溶化合物配合物;则电极电势变小；若还原型生成难溶化合物配合物;则电极电势变大；当还原型和氧化型同时生成难溶化合物配合物;若θsp K θf K 氧化型<θsp K θf K 还原型;则电极电势变小;反之则变大..第四节：电极电势的应用1、 某电对的θE 越大;其氧化型的得电子能力氧化性越强;还原型失电子能力还原性越弱；反之电对的θE 越小;其氧化型的得电子能力氧化性越弱;还原型失电子能力还原性越强..2、 θθMF m r zFE G -=∆;㏒V zE K MF 0592.0θθ=;㏑VzE K MF 0257.0θθ=3、 元素电势图：当某种元素形成三种或三种以上氧化值的氧化物时;这些物种可以组成多种不同的电对;各电对的标准电极电势可用图的形式表示出来;这种图叫做元素电势图..画元素电势图;可以按元素氧化值由高到低的顺序;把各氧化物的化学式从左到右写出来;各不同氧化物之间用直线连接起来;在直线上表明不同氧化值物种所组成的电对的标准电极电势..4、 歧化反应发生的一般规则：()()C B A R E L E −−→←−−→←θθ;若()L E θ<()R E θ则B 能发生歧化反应 第二篇：物质结构基础第八章：原子结构第一节：原子结构的Bohr 理论1、电子的电量为C 1910602.1-⨯;电子的质量为g 2810109.9-⨯..。
大一无机化学知识点整理
大一无机化学知识点整理一、化学基本概念。
1. 物质的量（n）- 定义：表示含有一定数目粒子的集合体，单位为摩尔（mol）。
- 阿伏伽德罗常数（N_A）：1mol任何粒子的粒子数，N_A =6.02×10^23mol^-1。
- 物质的量与粒子数（N）的关系：n=(N)/(N_A)。
2. 摩尔质量（M）- 定义：单位物质的量的物质所具有的质量，单位为g/mol。
- 数值：以g/mol为单位时，摩尔质量在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量。
- 物质的量（n）、质量（m）和摩尔质量（M）的关系：n = (m)/(M)。
二、化学中的计量关系。
1. 气体摩尔体积（V_m）- 定义：单位物质的量的气体所占的体积，单位为L/mol。
- 在标准状况（0^∘C，101kPa）下，V_m=22.4L/mol。
- 物质的量（n）、气体体积（V）和气体摩尔体积（V_m）的关系：n=(V)/(V_m)。
2. 阿伏伽德罗定律及其推论。
- 阿伏伽德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。
- 推论：- 同温同压下，frac{V_1}{V_2}=frac{n_1}{n_2}。
- 同温同体积下，frac{p_1}{p_2}=frac{n_1}{n_2}。
三、溶液。
1. 物质的量浓度（c）- 定义：单位体积溶液里所含溶质B的物质的量，单位为mol/L。
- 计算公式：c=(n)/(V)（n为溶质的物质的量，V为溶液体积）。
2. 溶液的稀释。
- 稀释定律：c_1V_1=c_2V_2（c_1、c_2为稀释前后溶液的物质的量浓度，V_1、V_2为稀释前后溶液的体积）。
四、原子结构。
1. 原子的组成。
- 原子由原子核和核外电子组成，原子核由质子和中子组成。
- 原子序数（Z）=核电荷数 = 质子数 = 核外电子数。
- 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）。
2. 核外电子排布规律。
- 能量最低原理：电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里。
无机化学知识点小结
1．与氧气反应（燃烧）2．与石英砂高温反应（工业应用：制硅单质）3．与金属氧化物反应如氧化铜、氧化铁（冶炼铁用焦炭，实际的还原剂主要是什么？）4．被热的浓硫酸氧化5．被热的浓硝酸氧化6．高温下被二氧化碳氧化。
*高温下被水氧化生成水煤气。
1．一些碳酸盐的存在、俗称或用途。
大理石、石灰石、白垩、方解石、蛋壳、贝壳、钟乳石—CaCO3；纯碱、苏打—Na2CO3；小苏打—NaHCO3（可用于食品发泡，治疗胃酸过多症）菱镁矿—MgCO3（制MgO）；菱铁矿—FeCO3；碳铵—NH4HCO3；（氮肥）草木灰的主要成分—K2CO3；（钾肥）暂时硬水的成分—Ca(HCO3)2和Mg(HCO3)2 ；锅垢的主要成分—CaCO3和Mg(OH)2；炼铁的“熔剂”—CaCO3(炼钢的造渣剂是生石灰)制普通玻璃原料—石灰石、纯碱、石英；制水泥的原料—石灰石、粘土2.碳酸的正盐和酸式盐(1)相互转化: 碳酸钙和碳酸氢钙的转化(实验现象; 石灰岩洞和钟乳石形成)碳酸钠和碳酸氢钠的转化(碳酸钠溶液跟盐酸反应不如碳酸氢钠剧烈; 除去碳酸氢钠溶液中的碳酸钠杂质; 除去碳酸钠中碳酸氢钠杂质; 除去二氧化碳中的氯化氢杂质为什么不用碳酸钠溶液而用碳酸氢钠溶液等问题)(2)共同性质: 都能跟酸(比碳酸强的酸)反应生成二氧化碳气体. (碳酸盐的检验)(3)稳定性比较: 正盐比酸式盐稳定[稳定性: 酸<酸式盐<正盐,是一个比较普遍的现象，如HClO<Ca(ClO)2; H2SO3<Na2SO3等](碳酸氢钠受热的实验现象; 碳酸氢钙溶液受热的实验现象)(4)溶解性比较: 碱金属碳酸盐: 酸式盐的溶解性弱于正盐. 如NaHCO3<Na2CO3碱土金属碳酸盐: 酸式盐的溶解性强于正盐如Ca(HCO3)2>CaCO3(5)碳酸氢钠与碳酸钠某些反应的异同●都有碳酸盐的通性—-与盐酸反应生成二氧化碳(要注意熟悉反应时耗酸量及生成气体量的各种情况下的比较.)●跟石灰水或氢氧化钡溶液都生成白色沉淀●碳酸氢钠能跟氢氧化钠等碱反应而碳酸钠不反应;●碳酸钠跟氯化钙或氯化钡溶液易生成碳酸盐沉淀,而碳酸氢钠跟盐类稀溶液不易生成沉淀.(一)钠的反应1. 钠跟氧气常温下一般认为生成氧化钠,加热(燃烧)生成过氧化钠. (钠的保存)2. 钠跟硫能剧烈反应,甚至爆炸3. 钠跟水反应(现象?)4．*钠跟硫酸铜溶液反应（现象？）5. 钠跟乙醇反应(与跟水的反应比较;)（有机物中的醇羟基、酚羟基、羧基都跟钠反应生成氢气。
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:扩散性与可压缩性。
主要表现在：⑴气体没有固定得体积与形状。
⑵不同得气体能以任意比例相互均匀得混合。
⑶气体就是最容易被压缩得一种聚集状态。
２、理想气体方程：为气体摩尔常数，数值为＝8、３1４3、只有在高温低压条件下气体才能近似瞧成理想气体。
第二节:气体混合物1、对于理想气体来说,某组分气体得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得压力。
2、Dlｔon分压定律：混合气体得总压等于混合气体中各组分气体得分压之与。
3、(0℃=２73、１５ＫＳTP下压强为101、325KPａ = 76０mmＨg = 76cｍＨg）第二章：热化学第一节:热力学术语与基本概念1、系统与环境之间可能会有物质与能量得传递。
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〔以热或功得形式进行〕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、状态就是系统中所有宏观性质得综合表现。
描述系统状态得物理量称为状态函数。
状态函数得变化量只与始终态有关,与系统状态得变化途径无关。
3、系统中物理性质与化学性质完全相同而与其她部分有明确界面分隔开来得任何均匀部分叫做相。
相可以由纯物质或均匀混合物组成,可以就是气、液、固等不同得聚集状态。
4、化学计量数对于反应物为负，对于生成物为正。
5、反应进度＝,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得能量传递称为热。
热能自动得由高温物体传向低温物体。
系统得热能变化量用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她得能量传递形式,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得功称为体积功.非体积功:体积功以外得所有其她形式得功称为非体积功。
无机化学知识点归纳
无机化学知识点归纳无机化学是研究无机物质及其化学性质、结构和合成方法的一门学科。
无机化学的知识点众多，下面将对其中一些重要的知识点进行归纳：一、化学键和分子结构1.离子键：由正负离子之间的电荷吸引力形成的化学键。
2.共价键：由相互共享电子形成的化学键。
3.配位键：由配体中一个或多个电子对与中心金属离子形成的化学键。
4.氢键：由氢原子与高电负性原子（如氮、氧、氟）形成的强相互作用的化学键。
5.分子结构：无机化合物可以是离子型的，也可以是共价键连接的分子。
二、周期表和元素周期律1.元素周期表：根据元素的原子序数和电子结构排列的表格。
2.周期：元素周期表中横向排列的行，有7个周期。
3.主族元素：元素周期表中1A、2A等列的元素称为主族元素。
4.过渡元素：元素周期表中3B到2B列的元素称为过渡元素。
5.稀土元素：元素周期表中镧系和锕系元素称为稀土元素。
三、酸碱理论1.阿伦尼乌斯酸碱理论：酸是能够接受电子对的物质，碱是能够提供电子对的物质。
2.布朗斯特酸碱理论：酸是能够捐赠氢离子的物质，碱是能够接受氢离子的物质。
3.低价酸、中价酸和高价酸：根据酸的氧化状态，酸可分为低价酸（含有低氧化态的元素）、中价酸（含有正常氧化态的元素）和高价酸（含有高氧化态的元素）。
四、配位化合物1.配体：提供电子对与金属离子形成配位键的物质。
2.配合物：由一个或多个配体与一个或多个金属离子形成的化合物。
3.配位数：配合物中金属离子与配体形成的配位键的数目。
4.同分异构体：具有相同化学组成但结构不同的化合物。
五、电化学1.电解质：能够在水溶液中产生离子的物质。
2.阳离子和阴离子：电解质溶液中带正电荷的离子和带负电荷的离子。
3.氧化还原反应：涉及物质的电子转移的化学反应。
4.电极：导电材料，参与电化学反应的场所。
5.电解池：包含一个阳极和一个阴极的体系，用于进行电解实验。
综上所述，无机化学是一门研究无机物质及其化学性质、结构和合成方法的学科，其中的知识点包括化学键和分子结构、周期表和元素周期律、酸碱理论、配位化合物以及电化学等。
无机化学知识点总结
无机及分析化学第一章1、理想气体状态方程式：pV nRT = mp V R T M=p M R T ρ=（注意单位的一致）2、道尔顿分压定律：123p p p p =+++…… i i p x p =（注意分压的定义）3、两个浓度表示法： 物质的量浓度 B B n c V= （-1mol L ⋅） 质量摩尔浓度 BB A n b m = （1mol kg -⋅）4、溶液的依数性：定性：蒸气压下降（根本原因）；沸点升高；凝固点下降；产生渗透压 变化程度：A 2B(或AB 2)型＞AB 型＞弱电解质溶液＞非电解质溶液 定量：少量难挥发非电解质的稀溶液*A (B)(B)p p K b p M b =⋅=⋅⋅ΔT b = K b · b ΔT f = K f · bcRTbRT π=5、胶体：性质：布朗运动；丁达尔效应；电泳；电渗溶胶粒子带电原因：胶体粒子对溶液中的离子产生选择性吸附 AgNO 3 + KI （过量）→ [(AgI)m ·nI - · (n-x )K +]x - · x K +AgNO 3（过量）+ KI → [(AgI)m ·nAg + · (n-x ) NO 3-]x + · x NO 3- 电位离子和反离子吸附层和扩散层：加入电解质，使得吸附层里的反离子增多，ζ电势下降，胶体聚沉。
聚沉值和聚沉能力：与胶粒带相反电荷的离子的价数影响最大，价数越高，聚沉能力越强练 习1. 5.8% NaCl 溶液产生的渗透压接近于（ ）。
（a ）5.8%蔗糖溶液 （b ）5.8%的HAc 溶液 （c ）2.0 mol·kg -1 蔗糖溶液 （d ）1.0 mol·kg -1葡萄糖溶液2. 在 0℃ 的 100 g KCl 溶液中，加入重量为 100 g 的冰，一段时间后，混合液中冰的质量为（ ）。
（a ）大于100g (b) 小于100g （c ）等于100g (d) 不能确定3. 相对分子量为120的弱酸HA 3. 00 g 溶于100 g 水中，在101.325 kPa 下测得其沸点为100.18℃ 。
无机化学知识点归纳
无机化学知识点归纳1. 无机化学概述- 定义：无机化学是化学的一个分支，主要研究非生物有机物质及其化合物的性质、结构、合成和反应。
- 分类：根据元素类型，无机化合物可分为金属和非金属两大类。
2. 元素周期表- 结构：元素周期表由7个周期和18个族组成，每个元素按照原子序数排列。
- 元素周期律：元素的性质如原子半径、电负性、离子化能等呈现周期性变化。
3. 原子结构- 基本粒子：原子由质子、中子和电子组成。
- 电子排布：电子按照能量级和亚层排布，遵循泡利不相容原理和洪特规则。
4. 化学键- 离子键：正负离子之间的静电吸引力。
- 共价键：两个或多个原子共享电子对形成的键。
- 金属键：金属原子间的电子共有，形成“电子海”。
5. 化学反应- 氧化还原反应：涉及电子转移的反应。
- 酸碱反应：酸和碱反应生成水和盐。
- 沉淀反应：两种溶液混合形成不溶性固体的反应。
6. 酸碱理论- 阿伦尼乌斯理论：酸是产生氢离子的物质，碱是产生氢氧根离子的物质。
- 布朗斯特-劳里理论：酸是质子供体，碱是质子受体。
- 路易斯理论：酸是电子对受体，碱是电子对供体。
7. 配位化学- 配体：能与中心金属离子形成配位键的分子或离子。
- 配位键：中心金属离子与配体之间的共享电子对形成的键。
- 配位数：中心离子周围配体的数量。
8. 无机化合物的分类- 盐：由阳离子和阴离子组成的离子化合物。
- 氧化物：含有氧和另一种元素的化合物。
- 酸和碱：酸是氢离子的供体，碱是氢离子的受体。
9. 无机材料- 金属：具有良好的导电性和延展性的单质。
- 陶瓷：由无机非金属材料制成的固体。
- 玻璃：硅酸盐材料，具有透明或半透明性质。
10. 无机化学的应用- 工业：金属提炼、化肥生产、陶瓷制造。
- 环境：水处理、空气净化、废物处理。
- 生物：酶的活性中心、生物矿化。
11. 实验室安全- 个人防护：穿戴实验服、防护眼镜、手套等。
- 化学品处理：正确标记、存储和处置化学品。
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无机化学知识点总结大全其实,不是化学太难,我们学习化学的第一步就是要熟悉课本的内容,将书上重要的知识点理解好。
为了方便大家学习借鉴，下面小编精心准备了无机化学知识点总结内容，欢迎使用学习!无机化学知识点总结无机化学常见物质：二氧化碳无色无臭气体，有酸味，溶于水(体积比1:1)，部分生成碳酸。
气体二氧化碳用于制碱工业、制糖工业，并用于钢铸件的淬火和铅白的制造等。
可由碳在过量的空气中燃烧或使大理石、石灰石、白云石煅烧或与酸作用而得，是石灰、发酵等工业的副产品。
二氧化碳一般不燃烧也不支持燃烧，常温下密度比空气略大，受热膨胀后则会聚集于上方，常被用作灭火剂。
二氧化碳是绿色植物光合作用不可缺少的原料，温室中常用二氧化碳作肥料。
固态二氧化碳俗称干冰，升华时可吸收大量热，因而用作制冷剂，如人工降雨，也常在舞美中用于制造烟雾。
硫酸纯硫酸是一种无色无味油状液体，溶解时放出大量的热，是一种高沸点难挥发的强酸，易溶于水，能以任意比与水混溶。
化学性质为吸水性、脱水性、强氧化性、难挥发性、.酸性和稳定性。
稀硫酸，无色无嗅透明液体。
化学性质为与多数金属(比铜活泼)氧化物反应，生成相应的硫酸盐和水; 与所含酸根离子氧化性比硫酸根离子弱的盐反应，生成相应的硫酸盐和弱酸; 与碱反应生成相应的硫酸盐和水; 与氢前金属在一定条件下反应，生成相应的硫酸盐和氢气; 加热条件下可催化蛋白质、二糖和多糖的水解。
氢氧化钠纯的无水氢氧化钠为白色半透明，结晶状固体。
氢氧化钠极易溶于水，溶解度随温度的升高而增大，溶解时能放出大量的热。
它的水溶液有涩味和滑腻感，溶液呈强碱性，具备碱的一切通性。
市售烧碱有固态和液态两种：纯固体烧碱呈白色，有块状、片状、棒状、粒状，质脆;纯液体烧碱为无色透明液体。
氢氧化钠还易溶于乙醇、甘油;但不溶于乙醚、丙酮、液氨。
对纤维、皮肤、玻璃、陶瓷等有腐蚀作用，溶解或浓溶液稀释时会放出热量;与无机酸发生中和反应也能产生大量热，生成相应的盐类;与金属铝和锌、非金属硼和硅等反应放出氢;与氯、溴、碘等卤素发生歧化反应。
能从水溶液中沉淀金属离子成为氢氧化物;能使油脂发生皂化反应，生成相应的有机酸的钠盐和醇，这是去除织物上的油污的原理。
氧化钙性状：白色或带灰色块状或颗粒。
对湿敏感。
易从空气中吸收二氧化碳及水分。
溶于水成氢氧化钙并产生大量热，溶于酸类、甘油和蔗糖溶液，几乎不溶于乙醇。
相对密度3.32——3.35。
熔点2572℃。
沸点2850℃。
折光率1.838。
有腐蚀性。
用途：1.可作填充剂，例如：用作环氧胶黏剂的填充剂;2.用作分析试剂，气体分析时用作二氧化碳吸收剂，光谱分析试剂，高纯试剂用于半导体生产中的外延、扩散工序，实验室氨气的干燥及醇类脱l水等。
3.用作原料，可制造电石、纯碱、漂白粉等，也用于制革、废水净化，氢氧化钙及各种钙化合物;4.可用作建筑材料、冶金助熔剂，水泥速凝剂，荧光粉的助熔剂;5.用作植物油脱色剂，药物载体，土壤改良剂和钙肥;6.还可用于耐火材料、干燥剂;7.可配制农机1、2号胶和水下环氧胶黏剂，还用作与2402树脂预反应的反应剂;8.用于酸性废水处理及污泥调质;9.还可用作锅炉停用保护剂，利用石灰的吸湿能力，使锅炉水汽系统的金属表面保持干燥，防止腐蚀，适用于低压、中压、小容量汽包锅炉的长期停用保护;10、可以和水反应制备氢氧化钙，反应方程式：CaO+H2O=Ca(OH)2，属于化合反应。
包装储运：1.运输注意事项：起运时包装要完整，装载应稳妥。
运输过程中要确保容器不泄漏、不倒塌、不坠落、不损坏。
严禁与易燃物或可燃物、酸类、食用化学品等混装混运。
运输时运输车辆应配备泄漏应急处理设备。
雨天不宜运输;2.储存注意事项：储存于阴凉、通风的库房。
库内湿度最好不大于85%。
包装必须完整密封，防止吸潮。
应与易(可)燃物、酸类等分开存放，切忌混储。
储区应备有合适的材料收容泄漏物。
硫酸铝化学性质：极易溶于水，硫酸铝在纯硫酸中不能溶解(只是共存)，在硫酸溶液中与硫酸共同溶解于水，所以硫酸铝在硫酸中溶解度就是硫酸铝在水中的溶解度。
常温析出含有18分子结晶水，为18水硫酸铝，工业上生产多为18水硫酸铝。
含无水硫酸铝51.3%，即使100℃也不会自溶(溶于自身结晶水)。
不易风化而失去结晶水，比较稳定，加热会失水，高温会分解为氧化铝和硫的氧化物。
加热至770℃开始分解为氧化铝、三氧化硫、二氧化硫和水蒸气。
溶于水、酸和碱，不溶于乙醇。
水溶液呈酸性。
水解后生成氢氧化铝。
水溶液长时间沸腾可生成碱式硫酸铝。
工业品为灰白色片状、粒状或块状，因含低铁盐而带淡绿色，又因低价铁盐被氧化而使表面发黄。
粗品为灰白色细晶结构多孔状物。
无毒，粉尘能刺激眼睛。
氯化铜蓝绿色斜方晶系晶体，有毒。
在潮湿空气中易潮解，在干燥空气中易风化。
易溶于水，溶于醇和氨水、丙酮。
其水溶液呈弱酸性。
用于颜料、木材防腐等工业,、并用作消毒剂、媒染剂、催化剂。
由于，氯化铜对皮肤有刺激作用，粉尘刺激眼睛，并引起结膜溃疡。
所以，生产人员要穿工作服、戴口罩、手套等劳保用品，生产设备密闭，车间通风良好。
溴化物可溶性的溴化物进入人体内后，离解出的溴离子，可加强大脑皮质的抑制过程，如Na、Br、KBr、NH4Br三者制成三溴合剂、对病人起镇静催眠的作用。
钾盐KCl是可溶性钾盐，通过静脉滴注或口服进入体内，离解出的钾离子( 细胞外) 能与强心甙竞争受体，降低强心甙与其受体的亲和力，从而减轻或阻止强心甙毒性的发展，同时，钾离子本身还能降低心肌自律性，口服KCl溶液或静脉滴注，可以抗心律失常。
钙盐钙盐主要有葡萄糖酸钙、氯化钙、乳酸钙等。
(1)抗过敏作用，钙离子能降低毛细血管通透性、减少渗出，有助于减轻或缓解过敏症。
(2)维持神经肌肉的正常兴奋性。
正常人血清钙离子含量约9-11mg%，当血钙的浓度低于6-7mg%时，神经肌肉的兴奋性增高，可产生手足抽搐。
此时静脉注射钙盐，可迅速缓解这种现象。
(3)对心肌有兴奋作用：与洋地黄等联合用药时，能增加洋地黄的毒性，联合用药时要减量，以免增加毒性。
此外，钙离子还参与血凝过程，高浓度的，与镁离子拮抗作用，可用于镁盐中毒的解救。
碳酸盐又称小苏打，能够中和胃酸，从而解除胃酸的胃及十二指肠溃疡面的刺激和损伤，有利于溃疡的修复。
但服用NaHCO3会使胃内压增高，对严重溃疡病患者，可能会引起穿孔，还有继发性胃酸增多的现象，故临床上一般不单独用NaHCO3治疗胃酸过多或胃溃疡。
静脉注射NaHCO3可以治疗酸中毒，口服尚有碱化尿液的作用，与磺胺类合用，可防止其在泌尿道析出结晶，与链霉素合用治疗泌尿道感染时，以加强其抗菌作用，大量口服可引起碱中毒。
硫酸盐包括MgSO4和NA2SO4。
口服其盐类后，因不易吸收，使肠内渗透压升高，阻止肠道内水分的吸收，使肠内容物增多，刺激肠壁，使肠蠕动加强，引起排便，此类药物又称泻药，NA2SO4主要用于排除毒物，口服高浓度的MgSO4或用十二指肠导管直接注入十二指肠，因其对肠粘膜的刺激，反射性引起胆囊收缩，促进胆囊排空，有利胆作用。
铁制剂铁制剂主要是用来治疗缺铁性血症，二价铁离子可被人体吸收，胃酸有助于亚铁离子的形成;维生素C，食物中的还原物质如果糖等有助于三价铁离子变成二价铁离子，促进铁的吸收，各种铁制剂中，以硫酸亚铁最为常用，吸收率较高，不良反应也较少，价格最便宜。
氧化亚氮又名笑气，病人吸入可引起欣快感和麻醉状态，但必须和氧气合用(O2含量不低于20%)，否则会由于缺氧而造成严重后果。
又由于其麻醉药效不强，可作为其它麻醉药的诱导药或用于拨牙和分娩止痛。
无机化学方程式整合1. 2F2 + 2H2O == 4HF + O22. 2IO3― +5H SO3— == 5SO42— + I2 +3H+ + H2O3. CaF2 + H2SO4 (浓) == CaSO4 + 2HF4. NaCl + H2SO4 (浓) == NaHSO4 + HCl↑5. I2+ 10HNO3 == 2HIO3 + 10NO2↑ + 4H2O6. 2Cl2 + 2Ca(OH)2 == Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O7. IO3―+ 5I― + 6H+ == 3I2 +3H2O8. 3Cl2 + 6NaOH(850C) == 5NaCl+NaClO3+3H2O9. 2KMnO4 + 5 H2O2 + 3H2SO4 == 2MnSO4 +K2SO4 +5O2↑+ 8 H2O10. 2KMnO4 + 5 H2S + 3H2SO4 == 2MnSO4 +K2SO4 +5S↓+ 8 H2O11. Na2S2O3 + I2 == Na2S4O6 + 2 NaI12. (NH4)2Cr2O7(加热)== N2↑+Cr2O3 + 4H2O13. 2 MnO4- +5 NO2- + 6 H+ ===2Mn2+ + 5NO3- + 3 H2O14. Au + HNO3 + 4HCl == H[AuCl4] + NO↑ + 2H2O15. 3Pt + 4HNO3 + 18HCl == 3H2[PtCl6] + 4NO↑ + 8H2O16. 2KNO3 (加热)== 2KNO2 + O217. 2Pb(NO3)2 (加热)== 2PbO + 4NO2↑+ O2↑2 Cu(NO3)2(加热)=== 2 CuO + 4 NO2↑+ O2↑18. 2AgNO3 (加热)== 2Ag + 2NO2↑+ O2↑19. 3Ag + 4HNO3(稀) == 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O20. 3PbS+ 8HNO3(稀) == 3Pb(NO3)2 + 3S↓ + 2NO↑ + 4H2O21. As2S3 + 6NaOH == Na3AsO3 + Na3AsS3 + 3H2O22. CaF2 + 3 H2SO4 (浓) + B2O3== 3 CaSO4 + 3 H2O + 2 BF323. SiO2 +4 HF == SiF4↑+2 H2O24. H3BO3 + 3CH33)3 + 3H2O25. Si + 2NaOH + H2O == Na2SiO3 + 2H2↑26. CaSiO3 + 6HF == CaF2 + SiF4 + 3H2O27. 2 Na2O2 + 2 CO2 ==== 2Na2CO3 + O228. CaH2 + 2H2O == Ca(OH)2 +2 H2↑29. PbO2 +2 H2SO4 ===2PbSO4 + O2↑+ 2H2O30. PbO2+ 4HCl→PbCl2 + Cl2↑+ 2H2O31. 2Cu + O2 + H2O + CO2 == Cu(OH)2·CuCO332. 2Cu2+ +4I― == 2CuI↓ + I233. Cu2O+ H2SO4 → Cu + CuSO434. HgCl2 + 2 NH3 === Hg(NH2)Cl↓+ NH4Cl35. Hg2Cl2+ 2NH3 → Hg ↓+ Hg(NH2)Cl↓+ NH4Cl36. Hg22+ + 2 OH-(S2—、I—)== Hg ↓+HgO↓ + H2O37. Hg(NO3)2 + 4KI == 2KNO3 + K2[HgI4]38. Hg2Cl2 + H2S== Hg↓+HgS↓ + 2HCl39. HgCl2 + SnCl2(适量)====SnCl4 + Hg2Cl2↓(白色)Hg2Cl2↓(白色) + SnCl2 ==2Hg ↓+ SnCl4Hg2Cl2 +SnCl2 +2HCl =2Hg + H2SnCl640. 2 Mn2+ + 5S2O82― + 8H2+ + 10SO42― + 2 MnO4―41. Mn2+ + 5 NaBiO3- + 14 H+ === 2MnO4- + 5Bi3+ + 7 H2O + 5 Na+42. 5PbO2 + 2 Mn2+ + 6 H+==5 Pb2+ + 2MnO4-+ 2H2O43. 5H5IO6 + 2Mn2+== 2MnO4-+ 5IO3-+ 7H2O+ 11H+44. 2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ == 2 Mn2+ + 10 CO2↑+ 8 H2O45. 3MnO2 + KClO3 + 6KOH=== 3K2MnO4 + KCl + 3 H2O46. MnO2 + 2H2SO4 ===2MnSO4 + O2↑ + 2H2O47. Cl2 + 2K2MnO4 == 2KMnO4 + 2KCl48. 2KMn O4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O49. MnO4- + SO32- (酸性、中性、碱性)→50. MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O51. 2 CrO2- + 3 H2O2 + 2 OH- == 2CrO42- + 4 H2O52. Cr2O72- + 4Ag+ + H2O == 2Ag2CrO4↓ + 2H+Cr2O72- +2Pb2+ +H2O= 2PbCrO4 +2H+53. Cr2O72- + 3SO32- + 8H+ ==2Cr3+ + 3SO42- + 4H2O54. V2O5 + 6 NaOH=== 2Na3VO4 + 3H2O55. V2O5 + 6HCl === 2VOCl2 + Cl2↑ + 3H2O56. TiO2 + 6HF == H2[TiF6] + 2H2O57. 2Co(OH)3 + 6HCl == 2CoCl2 + Cl2↑ +6H2O58. Fe2(SO4)3 + SnCl2 + 2HCl == 2FeSO4 + SnCl4 + H2SO459. 2 Fe3+ +2 I-=== 2 Fe2+ +I260. 2FeCl3 + H2S == 2FeCl2 + S + 2HCl61. Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ == 2Cr3+ +6Fe3+ + 14H2O62. 8 HNO3(稀) + 3Cu 3Cu(NO3)2 +2NO +4H2O63. 2Fe3+ +3CO32- +3H2O 2Fe(OH)3 +3CO264. 2KO2 + 2H2O 2KOH + H2O2 + O265. Cr(OH)4- + Br2 + OH- = CrO42- + Br- + H2O无机化学和有机化学的区别无机化学和有机化学的区别为主要研究的物质不一样，两者的特点不同等。