南理工-无机化学核心考点--基础知识点框架梳理及其解析
无机化学知识点讲解
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.E3d<E3pD.E3d<E4s9、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。
大一学无机化学重点知识点
大一学无机化学重点知识点大一学习无机化学重点知识点在大一学习无机化学时，我们会接触到很多关于元素、原子结构、键合以及化学反应的重要知识点。
这些基础知识对于我们后续的学习和理解化学世界起着至关重要的作用。
本文将对这些重点知识进行深入探讨，帮助大家更好地理解和掌握无机化学的基础知识。
第一部分：元素和元素周期表在学习无机化学的起点，我们首先需要了解元素以及元素周期表。
元素是物质世界的基本组成单位，是由相同类型原子组成的纯粹物质。
元素以其原子序数为基准在元素周期表中排列，元素周期表以其独特的形式展示了元素的特性和规律。
元素的原子序数可以表示元素在元素周期表中的顺序，也可以表示元素中的质子数。
元素的质子数决定了其化学特性，而元素周期表中的周期和族则提供了关于元素特性的信息，如原子半径、电离能和电负性等等。
第二部分：原子结构了解元素和元素周期表后，我们需要深入了解原子结构。
原子是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子核中心，而电子则绕核心运动。
原子核中的质子数决定了原子的元素特性，而质子和中子的总和则决定了原子的质量数。
电子的数量和排布则决定了原子的化学性质。
此外，原子还有能级和轨道的概念，它们描述了电子在原子周围运动的方式。
第三部分：键合理论在无机化学中，我们也需要学习和掌握关于化学键的知识。
化学键是原子之间的相互作用力，用于形成分子和化合物。
常见的化学键有离子键、共价键和金属键等。
离子键是由电子从金属元素转移到非金属元素形成的，形成了离子晶体化合物。
共价键是电子通过共享形成的，并且可以形成共价分子化合物。
金属键则是在金属元素中形成的，由电子云共享形成。
了解这些键的性质和特点，对于理解化学反应和化学物质的性质至关重要。
第四部分：化学反应在学习无机化学的过程中，我们还需要了解和掌握各种化学反应。
化学反应是物质转化的过程，原有的物质被转化成新的物质。
化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应和氧化还原反应等。
无机化学专业课大纲南京理工 (1)
南京理工大学813无机化学参考教材：大连理工大学无机化学教研室主编《无机化学》第五版配套指导书：大连理工大学无机化学教研室主编《无机化学学习指导》教材大纲说明：此份大纲并非学校所给，而是本人根据半年来的复习总结所得，结合历年真题自己划定的一些考点与重点，目的是方便大家学习，重点复习考试内容，对于不考的知识点仅作了解即可，这样可以节约大量时间，提高效率，以便取得高分。
第一章气体1.1 理想气体状态方程注意公式中每个参量的单位，气体的密度和摩尔质量公式要能自己推倒出来。
两个例题都要看1.2 气体混合物分压定律和分体积定律，三个例题都要看课后习题2.3.9第二章热化学2.1 热力学的术语和基本概念仅作了解，虽然不考，必须要看2.2 热力学第一定律也属于基本知识，都要重点关注2.3 化学反应的反应热所有内容都要重点对待，特别是标准摩尔生成焓，常考的选择题2.4 Hess定律 2.5 反应热的求算往年计算题常考内容两个例题都要看懂。
课后习题2.8.9.14第三章化学动力学基础3.1 化学反应速率的概念仅作了解3.2 速率方程重点放在3.2.1上，各级反应的单位要记清楚 3.2.2和3.2.3仅作了解，但是半衰期要看。
3.3 Arrhenius方程重点放在3.3.2方程其应用上3.4 反应速率理论和反应机理简介只用看P58中间部分3-12与下面的图3-8 图3-9，其他有兴趣就看，没时间不用看3.5催化剂与催化作用只用看3.5.1课后习题不用做，这一章考的少，只考选择题和填空题。
大家记下那些考点即可。
第四章化学平衡熵和Gibbs函数计算题必考章节，一定要重点关注4.1 标准平衡常数基础知识，必须了解，三个例题都要看4.2 标准平衡常数的应用重点章节，必须搞懂例题4-4重点关注，要明白为什么那么设置x的原因是简化计算，并掌握此种方法4.3 化学平衡的移动重点章节，记住结论即可，例题可不用看4.4 自发变化和熵重点放在4.4.2和4.4.3上，一定要明白其含义，选择题常考。
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无机化学知识点归纳
无机化学知识点归纳无机化学是无机化合物化学的总称，是化学的一个分支。
它研究的内容包括元素周期律、原子结构、分子结构、化学键、化合物的性质和反应等。
无机化学的知识点非常多，下面我将详细介绍其中的一些重要知识点。
一、元素周期律元素周期律是无机化学的基础，它是指元素性质的周期性变化与元素原子序数的周期性变化之间的关系。
元素周期律的主要内容包括元素周期表、元素周期律的类型、元素周期律的解释等。
1.元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它将元素按照原子序数从小到大排列，并按照元素性质的周期性变化分为周期和族。
元素周期表中，周期是指元素原子核外电子层数相同的横行，族是指元素原子核外最外层电子数相同的纵列。
2.元素周期律的类型元素周期律主要有四种类型：原子半径周期律、电负性周期律、离子半径周期律和熔点、沸点周期律。
3.元素周期律的解释元素周期律的实质是元素原子结构与元素性质之间的关系。
原子结构包括原子核的电荷数、电子层数、最外层电子数等，元素性质包括原子半径、电负性、离子半径、熔点、沸点等。
元素周期律的周期性变化是由于元素原子核外电子排布的周期性变化所引起的。
二、原子结构与化学键1.原子结构原子结构是指原子核和核外电子的排布。
原子核由质子和中子组成，质子数决定了元素的原子序数，核外电子的排布决定了元素的化学性质。
2.化学键化学键是指原子之间通过共享或转移电子而形成的相互作用。
化学键的主要类型有离子键、共价键、金属键和氢键。
三、化合物的性质和反应1.化合物的性质化合物的性质包括物理性质和化学性质。
物理性质包括颜色、状态、密度、熔点、沸点等，化学性质包括氧化性、还原性、酸碱性、稳定性等。
2.化学反应化学反应是指物质在化学变化过程中所发生的一系列变化。
化学反应的主要类型有合成反应、分解反应、置换反应、复分解反应等。
四、无机化合物的分类无机化合物可以根据其结构和性质分为多种类型，如氧化物、酸、碱、盐、氢氧化物、硫化物等。
大一上学期末无机化学导论核心概念解析
大一上学期末无机化学导论核心概念解析无机化学是化学的一个重要分支，主要研究无机化合物及无机物质的结构、性质、合成和应用。
大一上学期的无机化学导论课程，是对学生进行无机化学基础知识的系统讲解，帮助学生打下扎实的化学基础。
在这门课程中，有一些核心概念是必须要掌握的，今天我们就来对这些核心概念进行解析。
物质的基本单位：分子与离子在无机化学导论中，分子和离子是两个非常重要的基本概念。
分子是由两个或更多个原子通过共价键结合形成的一个电中性的整体，如H2O、CO2等。
而离子则是由失去或获得电子而带有正电荷或负电荷的原子或原子团，比如Na+、Cl-等。
分子和离子的不同特性决定了它们在化学反应中的行为和性质。
要想深入理解无机化学，必须对分子和离子有一个清晰的认识。
元素周期表及周期规律元素周期表是化学中极为重要的工具，它按照元素的原子序数、电子排布和化学性质的规律性将所有元素排列起来。
在导论课程中，学习者需要熟练掌握元素周期表的结构，了解周期表中元素的分布规律及周期性变化规律。
通过元素周期表的学习，可以帮助学生理解元素之间的化学性质和反应规律，为后续的学习打下坚实基础。
化学键化学键是化学反应的基础，是原子之间相互作用的结果。
在无机化学导论中，化学键的种类和性质是需要重点掌握的内容。
共价键是由原子间电子的共享形成的，而离子键则是由带正电荷和负电荷的离子之间的静电作用所形成。
另外，金属键也是一种重要的化学键类型，它是固态金属中原子之间的一种特殊的金属键。
通过对化学键的学习，可以帮助学生理解物质的结构和性质，为进一步学习提供必要的基础。
晶体结构在无机化学导论中，晶体结构是一个较为复杂但又非常重要的概念。
晶体是由原子、离子或分子按照一定的空间规律排列而成的固体，具有高度有序的结构。
学习晶体结构可以帮助学生理解无机物质的性质和结构，进而为材料科学和化学工程领域的学习打下坚实的基础。
总结在大一上学期末的无机化学导论课程中，以上所提到的核心概念是学生必须要牢牢掌握的。
无机化学复习提纲
某原电池的一个半电池是由金属银浸在 1.0mol/L Ag+溶液中组成的，另一半电池 是由银片浸在才c(Br-)=1.0mol/L的AgBr饱
和溶液中组成的。后者为负极。测得电
池电动电势为0.728V。计算E°(AgBr/Ag)
和。
在空气存在下，将CuCl(s)加入氨水溶液中后， 生E°成(O了2深/O蓝H-色)=的0.4配00合9V物，[Cu(NH3)4]2+。已知 E°(Cu2+/Cu)=0.1607V， KK°f°s(p[(CCuu(CNl)H=31).47]2×+)1=02-7.，3×1012。
写出化学反应方程式。
二、选择题
1．下列离子中，极化率最大的是 A K+ B Rb+ C Br- D I-
2．下列离子中，极化力最大的是 A Cu+ B Rb+ C Ba2+ D Sr2+
３．下列晶格能大小顺序正确的是 A CaO>KCl>MgO>NaCl B NaCl>KCl>RbCl>SrO C MgO>RbCl>SrO>BaO D MgO>NaCl>KCl>RbCl
[Co(NH3)4(H2O)2]2(SO4)3
通知
1. 考试时间：1月28日下午15:00-17:00
2. 答疑： *第22周周一至周四上午8:30-11:30 第二化学楼105房间 *或Email: ji_mingzhong@
祝大家学习顺利，
考试取得满意的成 绩！
第三篇 元素化学
４．下列各组物质沸点高低顺序正确的是
化学高考复习无机化学重要知识解析
化学高考复习无机化学重要知识解析无机化学是高考化学中的一个重要知识点，涉及到元素的性质、元素周期表、离子反应、酸碱中和等概念。
下面将对无机化学的几个重要知识进行解析，帮助同学们更好地复习。
一、元素周期表元素周期表是化学中最重要的分类工具之一。
它按照元素的原子序数（也即是核电荷数）依次排列，将元素分为周期和族。
周期指的是元素的电子层，而族则指的是元素的主族和副族。
元素周期表的主体为元素符号，元素的周期数一般从1开始，而周期数和元素的电子层数相同。
主族元素为周期表中1A～8A的元素，副族元素为B族元素以及3～12族元素。
同一周期的元素具有相似的原子半径、原子能、电离能等性质；而同一族的元素则具有相似的化学性质。
二、离子反应离子反应是无机化学中的基础概念，也是高考中的重点考点之一。
离子反应是指带正电荷的离子与带负电荷的离子之间发生的化学反应。
离子反应中，正电荷和负电荷相等的离子会通过电中和的方式结合形成中性化合物。
例如，氯离子（Cl-）和银离子（Ag+）通过离子反应结合形成氯化银（AgCl）。
离子反应的反应类型常见的有酸碱反应、氧化还原反应等。
酸碱反应是指酸和碱发生反应生成盐和水，而氧化还原反应是指物质的氧化态和还原态发生变化的反应。
三、酸碱中和酸碱中和是无机化学中的重要概念。
酸和碱是指在水溶液中具有酸性和碱性特性的物质。
在酸碱中和反应中，酸和碱反应生成盐和水。
酸碱中和反应的特点是氢离子和氢氧根离子的结合。
酸中的氢离子（H+）和碱中的氢氧根离子（OH-）在反应过程中结合形成水（H2O），同时生成盐。
酸碱指数（pH值）是衡量酸碱强度的指标。
在pH值为7时，溶液为中性；小于7为酸性；大于7为碱性。
四、重要无机化合物在高考中，需要重点掌握一些常见的无机化合物及其性质。
例如：1. 盐类：盐是由阳离子和阴离子通过离子反应结合而成的化合物。
常见的盐包括氯化钠（NaCl）、硫酸铜（CuSO4）等。
2. 氧化物：氧化物是由金属和氧元素结合而成的化合物。
无机化学_知识点总结(K12教育文档)
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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 ·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=M W)c 、已知气体的状态求其密度ρ：pV=M WRT →p=MV WRT →ρMV RT=p3、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 vd 、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：nRT即∏=cRT∏V=nRT ∏=V∏为溶液的渗透压，c为溶液的浓度,R为气体常量,T为温度。
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。
大学无机化学知识点汇总(K12教育文档)
大学无机化学知识点汇总(word版可编辑修改)编辑整理：尊敬的读者朋友们：这里是精品文档编辑中心，本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的，发布之前我们对文中内容进行仔细校对，但是难免会有疏漏的地方，但是任然希望（大学无机化学知识点汇总(word版可编辑修改)）的内容能够给您的工作和学习带来便利。
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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。
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。
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无机化学知识重点
《无机化学》学习重点、难点绪论重点：无机化学的研究对象、化学分支学科无机化学的学习方法。
教材基础知识第一章原子结构和元素周期系重点:1、四个量子数的概念、量子力学对核外电子运动状态的描述方法；核外电子运动状态。
2、基态原子电子组态的构造原理，给定原子序数时写出基态原子的电子组态，特别是价电子组态；近似能级图，核外电子排布的三个原则的含义。
3、建立元素周期率、周期系、周期表、周期性的基本概念。
周期表位置与电子组态的相互确定。
4、电离能、电子亲和能和电负性等概念的物理意义及其变化规律难点：量子力学对核外电子运动状态的描述方法；第二章分子结构重点：1、价键理论，杂化轨道理论，σ键和п键、大π键以及等电子体等基本概念。
2、价层电子互斥理论推测分子的立体结构。
3、分子轨道理论、O2 ，N2分子轨道能级图，分子轨道中电子的排布，键级。
4、键能、键长、键角；键的极性和分子的极性。
5、分子间力的概念及其构成因素，化学键和分子间力的区别。
氢键的特征和形成条件，以及对于物质的物理性质的影响。
第三章晶体结构重点：1、晶体的特征，晶胞的概念，2、金属键概念、金属晶体的堆积模型3、离子特征、离子键、晶格能、离子晶体的基本类型以及离子晶体结构模型。
难点：晶胞参数的定义以及体心、面心和底心晶胞的概念。
第四章配位化合物重点：1、配合物的基本概念，配合物的组成。
2、几何异构和对映异构3、配合物配位键的本质，配合物中心原子的轨化类型、内外轨的概念，磁性测量对推测配合物结构的意义难点：对映异构、中心原子的轨化类型第五章化学热力学初步重点：1、理想气体状态方程及混合气体分压定律。
2、热力学能、焓、吉布斯自由能和熵。
3、盖斯定律及其应用，利用焓变与熵变计算化学反应的标准摩尔自由能，吉布斯—赫姆霍兹公式。
运用吉布斯自由能变化去判断化学反应的方向。
难点：热力学能、焓、吉布斯自由能和熵的概念，非标准态自由能的计算第六章化学平衡常数重点：l、标准平衡常数、实验平衡常数，平衡常数的物理意义，多重平衡规则。
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-⨯..。
大一无机化学考知识点
大一无机化学考知识点大一无机化学考试知识点大一无机化学是理工科学生必修的一门基础课程，它为后续专业课程的学习奠定了坚实的基础。
在考试前，对于重点知识点的掌握是提高成绩的关键。
本文将针对大一无机化学考试的知识点进行详细的介绍和总结，帮助学生更好地复习。
1. 元素周期表元素周期表是无机化学的基础，它按照原子序数的增大顺序，将化学元素分类排列。
学生需要掌握各个周期表中的元素符号、原子序数、原子量等基本信息，以及了解元素周期表的分组规则和特点。
2. 元素的电子结构元素的电子结构决定了其化学性质和反应行为。
学生需要掌握电子的能级分布、填充规则、电子轨道和互斥原理等基本概念，了解电子结构与元素性质之间的关系。
3. 化学键和化学键能化学键是由原子间电子的共享或转移而形成的。
学生需要了解化学键的种类，包括离子键、共价键和金属键，并掌握它们的形成、性质和破坏规律。
此外，化学键能是化学反应发生时必须克服的能量，学生需要了解化学键能的计算方法和意义。
4. 无机离子化合物的命名和化学方程式无机离子化合物的命名是基本的化学基础知识。
学生需要熟练掌握正离子和负离子的命名规则，以及常见离子化合物的命名方法。
同时，在给定化学方程式时，学生需要能够正确写出离子的离解和结合方程式。
5. 化学反应的平衡及其条件平衡是化学反应进行到一定程度时，反应物和生成物浓度不再发生明显变化的状态。
学生需要了解平衡的条件、平衡常数和平衡位置的概念，能够根据化学方程式计算平衡常数，并理解不同条件对平衡位置的影响。
6. 配位化学配位化学研究的是中心离子与其周围配位体之间的相互作用。
学生需要了解配位键的形成和特点，掌握常见配位化合物的命名规则和化学性质，以及重要的配位反应和配位理论。
7. 电化学电化学研究的是电能与化学能之间的相互转化关系。
学生需要了解电解液的电离程度、电解质溶液的导电性，以及电极电势和电解质溶液的浓度之间的关系。
此外，还需要了解电解池中的氧化还原反应和电解过程中的产物生成。
化学考研无机化学重点知识归纳
化学考研无机化学重点知识归纳无机化学是化学考研中的重点知识之一，它研究的是无机物质的性质、结构、合成方法和反应机理等。
掌握无机化学的重点知识对于考研生来说至关重要。
本文将针对无机化学的重点知识进行归纳和总结，并按照相应的格式呈现出来，以帮助考生更好地复习和备考。
一、周期表和元素周期性周期表是无机化学的基础，它按照元素的原子序数和化学性质进行了系统排列。
掌握周期表的相关知识对于理解元素周期性和化学反应具有重要意义。
1.1 周期表的构成周期表由横向的周期和纵向的族组成。
周期指的是周期表中横向的行数，族指的是周期表中纵向的列数。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，具有明显的金属性和非金属性。
1.2 周期表中的元素周期性元素周期性是指元素性质随着周期表的排列而周期性地变化。
主要涉及到原子半径、电离能、电负性、价态等性质的变化规律。
例如，原子半径随周期数增加而减小，原子半径随族数增加而增大。
1.3 周期表中的主族元素和过渡金属元素主族元素是周期表中1A~8A族的元素，它们的电子结构稳定，容易进行化学反应。
过渡金属元素是周期表中3B~2B族的元素，它们的内层电子结构稳定，电子填充在外层d轨道上，具有良好的导电性和催化性能。
二、氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中一种重要的反应类型，涉及到电子的转移和价态的改变。
了解氧化还原反应的性质和常见类型有助于理解和预测无机化学反应的过程和产物。
2.1 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指电子从一个物质转移到另一个物质的化学反应。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
在氧化还原反应中，有电子的转移和价态的改变。
2.2 氧化还原反应的常见类型常见的氧化还原反应类型包括氧化、还原、置换、还原-置换、氧化还原间离子电子反应等。
每种类型的反应具有独特的特点和反应条件。
三、配位化学配位化学是无机化学中研究配合物的合成、结构和性质的一门学科。
掌握配位化学的相关知识可以帮助考生了解配合物的形成机制和性质，以及其在催化、荧光与生物活性方面的应用。
考研无机化学知识点梳理
考研无机化学知识点梳理无机化学是化学的一个重要分支，研究非有机物质的性质、结构及其变化规律。
在考研无机化学的复习过程中，准确把握知识点是非常关键的。
本文将对考研无机化学的重要知识点进行梳理，以帮助考生更好地掌握相关内容。
一、元素周期表元素周期表是无机化学中最基础的知识点之一，它将元素按照原子核的电子排布规律进行分类。
元素周期表可以根据不同的特征进行划分，如金属性、非金属性、半金属等。
考生需要掌握元素周期表中各个元素的周期、族及其周期性质，如原子半径、电离能、电负性等。
二、化学键和晶体结构化学键是无机化学中的另一个重要概念，包括离子键、共价键和金属键等。
根据电负性差异不同，化学键的性质也有所区别。
此外，晶体结构是无机化学中的重要内容。
晶体结构可以按照晶体的几何形状进行分类，如立方晶系、四方晶系、六方晶系等。
考生需要了解不同晶体结构的特点以及其对晶体性质的影响。
三、配位化学和配合物配位化学是研究中心原子或离子（配体）与周围原子或离子（受体）之间的配位作用及其规律。
配合物是通过配位作用形成的化合物，具有特殊的性质和结构。
考生需要熟悉配位化学的基本概念和配位体的分类，以及了解配合物的结构、命名规则和性质等。
四、无机化合物的性质与应用无机化合物具有丰富的性质和广泛的应用，考生需要熟悉各种无机化合物的性质以及与生产和生活相关的应用。
例如，氧化物在电池、催化剂和材料科学中有重要应用，硫化物在矿石提取和防腐剂中应用广泛。
考生需要了解各种无机化合物的性质和应用，以便在考试中对相关问题做出准确回答。
五、酸碱理论和溶液化学酸碱理论是无机化学中的重要理论之一，包括阿伦尼乌斯酸碱理论、布朗斯特德酸碱理论和路易斯酸碱理论等。
溶液化学是研究溶液中各种物质之间相互转化和反应机制的一门学科。
考生需要了解不同酸碱理论的基本原理和应用，以及溶液中各种离子之间的反应和平衡机制。
六、电化学和电池原理电化学是研究电能与化学能之间相互转化关系的学科，包括电解池和电化学电池两个方面。
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PV nRT各物理量的单位：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=0.3201.200ⅹ133.0kPa =35.5 kPa=0.1800.320ⅹ35.5kPa =20kPa =(133.0-35.5-20)kPa=75.5 kPa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★知识点一• 学习本章首先注意几个基本概念• 系统(封闭系统，敞开系统，隔离系统），环境，状态• 过程（定温过程，定压过程，定容过程），相，反应进度知识点二热力学第一定律• 1.热和功的概念与比较• 2.热力学第一定律对于封闭系统热力学第一定律为：3.焓与焓变在定压过程中焓 H U pV =+ 状态函数焓变 21H H H ∆=- p Q H =∆吸热反应H ∆＞0， 放热反应H ∆＜0• 4.热化学方程式书写原则 （看课本）5.标准摩尔生成焓• 在温度T 下,由参考状态单质生成物质B(νB=+1)的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔生成焓• 标准摩尔燃烧焓• 在温度T 下, 物质B (νB= -1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔燃烧焓6 Hess 定律化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的例：已知298.15K 下，反应：（1）22()()()C s O g CO g +=(1)rHm ∆=-393.5/kJ mol (2) 2212()()()CO s O g CO g +→计算298.15K 下，CO 的标准摩尔生成焓 应用：1.利用方程式组合计算•总结 •看课本例题2-1，2-2 •课后习题做2，3，8，11，21 • 这一章中hess 定律比较重要，考的几率比较大，要熟练掌握，会计算。
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
无机化学知识点无机化学知识点概述1. 无机化学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。
无机化学与有机化学的主要区别在于，无机化学涉及的物质不包含碳氢键。
2. 元素周期表元素周期表是无机化学的核心工具，它将所有已知的化学元素按照原子序数排列，形成了周期性和族性的规律。
元素周期表不仅展示了元素的基本信息，还预测了元素的化学性质和行为。
3. 原子结构原子是化学元素的基本单位，由原子核（质子和中子）和围绕核的电子云组成。
电子在不同的能级和轨道上排布，这种排布决定了元素的化学性质。
4. 化学键无机化学中的化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键是由电荷相反的离子之间的电静力吸引形成的；共价键是由两个或多个非金属原子共享电子对形成的；金属键是金属原子之间的特殊类型化学键。
5. 化合物的命名无机化合物的命名遵循国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）制定的规则。
命名通常包括元素的名称、化合物中各元素的价态以及水合物中的水分子数量等信息。
6. 氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中一类重要的化学反应，涉及电子的转移。
在这类反应中，一个物质失去电子（被氧化），而另一个物质获得电子（被还原）。
7. 酸碱理论无机化学中的酸碱理论主要包括阿伦尼乌斯理论、布朗斯特-劳里理论和路易斯理论。
这些理论解释了酸和碱的性质以及它们如何参与反应。
8. 配位化学配位化学研究中心金属离子与配体之间的相互作用。
配体是一个分子或离子，它通过一个或多个给电子的原子与金属离子形成配位键。
9. 无机固体化学无机固体化学关注固体材料的结构和性质，包括晶体结构、缺陷、电子性质等。
这一领域与材料科学紧密相关，对于开发新型材料具有重要意义。
10. 无机反应机理无机反应机理研究化学反应的步骤和过渡态，以及影响反应速率和产物分布的因素。
通过理解反应机理，可以更好地控制和优化化学反应。
11. 无机化学的应用无机化学在许多领域都有广泛的应用，包括催化剂的开发、电池技术、陶瓷和玻璃制造、肥料生产、环境科学和药物合成等。
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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 l30.320() 1.200NH b b = =0.3201.200ⅹ133.0kPa =35.5 kPa22(O )(O )n p p n= =0.1800.320ⅹ35.5kPa =20kPa223()()()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★知识点一• 学习本章首先注意几个基本概念• 系统(封闭系统，敞开系统，隔离系统），环境，状态• 过程（定温过程，定压过程，定容过程），相，反应进度知识点二热力学第一定律• 1.热和功的概念与比较• 2.热力学第一定律对于封闭系统热力学第一定律为：U Q V ∆=+3.焓与焓变在定压过程中焓H U pV =+状态函数焓变21H H H ∆=-p Q H =∆吸热反应H ∆＞0，放热反应H ∆＜0• 4.热化学方程式书写原则 （看课本）5.标准摩尔生成焓• 在温度T 下,由参考状态单质生成物质B(νB=+1)的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔生成焓• 标准摩尔燃烧焓• 在温度T 下, 物质B (νB= -1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B 的标准摩尔燃烧焓6 Hess 定律化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的 例：已知298.15K 下，反应：（1）22()()()C s O g CO g +=(1)rHm ∆=-393.5/kJ mol (2)2212()()()CO s O g CO g +→计算298.15K下，CO的标准摩尔生成焓应用：1.利用方程式组合计算•总结•看课本例题2-1，2-2•课后习题做2，3，8，11，21•这一章中hess定律比较重要，考的几率比较大，要熟练掌握，会计算。
••第三章化学动力学基础3.1反应速率的概念3.2浓度对化学反应速率的影响化学反应速率方程式及实验确定方法★、3.3温度对反应速率的影响Arrhenius方程式及应用★3.4反应速率理论碰撞理论与活化能★、基元反应3.5催化剂与催化作用知识点一• 1.定容反应的反应速率• 2.平均速率与瞬时速率的概念，表达式知识点二• 1.化学反应速率方程式2.浓度与时间的定量关系半衰期当反应物A 的转化率为50%时所需的反应时间称为半衰期，用1/2t 表示。
对于一级反应,其半衰期为：1/201/2ln t c kt c =- ，1/2012t c c =因 1/21ln 2kt =-则1/2ln 20.693t k k ==知识点三反应速率方程影响反应速率的因素有两个：k 与温度有关，T 增大，一般k 也增大， 但k~T 不是线性关系。
Arrhenius 方程：0a exp(/)k k E RT =-k 0—指前参量E a —实验活化能，单位为kJ ·mol-1a 0ln ln E k k RT=-对数形式： 直线的斜率为a -R E1ln Tk 显然——为直线关系，直线的截距为0ln k 由Arrhenius 方程可定义Ea ：a 2d ln d E k T RT =2a d ln d k E RT T =则Arrhenius 方程式的应用1.已知T1—k1， T2—k2，求Ea110a 1ln ln /T T k k E RT ==-时，2220a ln ln /T T k kT E R ==-时，两式相减，整理得到：a 211211ln E k k R T T ⎛⎫=- ⎪⎝⎭活化能的数量级在40 ~400 kJ·mol-1 ，多数为60~250 kJ·mol-12.由Ea 计算反应速率常数例题：2N2O5(g)→2N2O4 (g) + O2(g)已知：T 1=298.15K, k 1=0.469×10-4s-1T 2=318.15K, k 2=6.29×10-4s-1求：Ea 及338.15K 时的k3。
-1122a 211ln 102kJ mol TT k E R T T k ==⋅-解：3a 11311ln k E k R T T ⎛⎫=- ⎪⎝⎭313 6.1210s k --=⨯知识点四• 1.理解碰撞理论的概念• 2.过渡态理论含义及意义• 3.活化能总结• 这章知识点比较重要，Ａrrhenius 方程的应用是重点。
• 这章的例题都要仔细做一遍• 课后习题做3，5，7，11，16，17• 第四章化学平衡熵和Gibbs 函数 •4.1标准平衡常数 •标准平衡常数表达式★ •4.2标准平衡的应用★ •判断反应程度、预测反应方向、计算平衡组成 •4.3化学平衡的移动 •Le Chatelier 原理★ •4.4自发变化和熵 •熵的概念与物质熵的特点★ •化学反应熵变的计算★ •4.5 Gibbs 函数 • Gibbs 函数变判据、标准摩尔生成Gibbs 函数、Gibbs 函数与化学平衡★知识点一化学平衡在可逆反应中，正反应和逆反应的速率相等时反应物和生成物的浓度不再随时间而改变的状态称为化学平衡。
如：CO(g)+H 2O(g) ≒ CO 2(g)+H 2(g)正逆反应达到动态平衡，即：v 正 ＝ v 逆就可以说该反应已经达到化学平衡了。
平衡常数一、经验平衡常数对任一可逆反应aA + bB ≒ gG + hH在一定温度下达到平衡时，体系中各物质的浓度间有如下关系：[G]g [H]h /[A]a [B]b =K浓度单位用摩尔浓度时，该常数用Kc 表示aA + bB ≒ gG + hHg h G H a b A B c c Kc c c ⋅=⋅ c 均为平衡时的浓度气相反应时，平衡浓度也可以用各气体分压表示;此时平衡常数为Kpg h GH ab A B p p Kp p p ⋅=⋅根据理想气体分压与浓度的关系：p = nRT/V =cRTKp= Kc •(RT)Δn标准平衡常数K ø平衡常数表达式中各项浓度用相对浓度表示 ，此时的常数即为标准平衡常数。
相对浓度：ci/c ø, pi/p ø— 与标态值比222[][][][]CO H Kc CO H O =()()()()G H A B g h p p p p a bp p p p ︒︒︒︒⋅=⋅ 平衡常数表达式中各项浓度用相对浓度表示 ，此时的常数即为标准平衡常数。
相对浓度：ci/c ø, pi/p ø— 与标态值比知识点二1 判断反应的程度K 愈大，反应进行得愈完全；K 愈小，反应进行得愈不完全；K 不太大也不太小(如 10-3< K <103),反应物部分地转化为生成物。
2 预测反应的方向反应商aA (g)+ bB(aq)+cC(s) xX(g)+yY(aq)+zZ(l) 对于一般的化学反应：任意状态下：[(X)/ ][(Y)/ ][(A)/ ][(B)/ ]x yi i a b i i p p c c J p p c c =反应商判据：J<K 反应正向进行；• J =K 系统处于平衡状态• J > K 反应逆向进行知识点三1 浓度对化学平衡的影响化学平衡的移动：当外界条件改变时，化学反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程。
对于溶液中的化学反应，平衡时，J = K 当c(反应物)增大或c(生成物)减小时,J < K 平衡向正向移动。
当c(反应物)减小或c(生成物)增大时,J > K 平衡向逆向移动。
• 例题：反应 CO(g) + H2O(g) -> CO2(g) + H2(g) 某温度下达到平衡时。
[CO] = [H2O] = 0.005[CO2] = [H2] = 0.015 向平衡体系中加H2O(g), 使 [H2O] = 1mol/ml, 判断平衡移动的方向, 并求重新平衡时 CO 的转化率222[][][][]CO H Kc CO H O =解：3232(0.015)(0.005)mol dm mol dm --•=•9Kc =平衡因浓度的改变而被破坏时, Qc 发生变化:若从 [CO] = 0.02算起，第一次平衡时, 转化率为 75%, 第二次平衡时0.0150.00495100%99.75%0.02+=⨯=转化率2 压力对化学平衡的影响部分物种分压的变化如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使J 减小，导致J<K ，平衡向正向移动。