无机及分析化学必备公式
无机化学大一公式知识点
无机化学大一公式知识点在无机化学的学习中，公式是我们掌握和运用知识的重要工具。
下面将介绍一些大一无机化学中常见的公式知识点。
一、离子化合物的化学式计算1. 有效价法离子化合物中，阴、阳离子的总电荷相互平衡。
根据各离子的价数（有效价）以及它们之间的电荷平衡关系，可以确定化学式。
例如，氯离子（Cl-）与钠离子（Na+）结合形成的氯化钠（NaCl）。
2. 最简法最简法也是一种确定离子化合物化学式的方法。
在这种情况下，化合物的阴、阳离子的数量比之比是化合物化学式的指数。
例如，氧化镁（MgO）由镁离子（Mg2+）和氧离子（O2-）以1:1的比例组成。
二、酸碱中的酸碱度和中和反应1. pH和pOH的计算pH表示溶液中酸碱度的指标，常用于表示酸性溶液的浓度。
计算公式为pH=-log[H+]，其中[H+]是溶液中氢离子的浓度。
pOH则是用来表示碱性溶液浓度的指标，计算公式为pOH=-log[OH-]，其中[OH-]是溶液中氢氧根离子的浓度。
pH和pOH之和等于14。
2. 中和反应中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的过程。
其中，酸和碱的摩尔数之比与其化学式中的阴阳离子的比例有关。
例如，硫酸（H2SO4）与氢氧化钠（NaOH）中和的化学方程式为H2SO4 +2NaOH → Na2SO4 + 2H2O。
三、化合物的摩尔和质量计算1. 摩尔计算摩尔是指物质的量，用化学式的个数表示。
计算摩尔可使用摩尔质量的公式，即摩尔质量=质量/物质的量。
例如，氯化钠（NaCl）的摩尔质量是58.44 g/mol。
2. 质量计算质量计算是指根据给定的摩尔数和摩尔质量，计算物质的质量。
质量=摩尔数×摩尔质量。
例如，有1 mol的氯化钠，其质量为58.44 g。
四、氧化还原反应和氧化数的计算1. 氧化还原反应氧化还原反应是指涉及电子转移的反应。
在氧化还原反应中，化合物的氧化数（也称为氧化态）发生变化。
通常，电子的失去被视为氧化，电子的获得被视为还原。
无机化学公式大全
无机化学公式大全1. 前言无机化学是研究无机物质的组成、性质和变化规律的学科。
在无机化学中，化学公式是描述化学物质组成的一种标记方式。
本文将介绍一些常见的无机化合物的化学公式，以及它们的命名规则和性质。
2. 无机化合物的化学公式2.1 水水是无机化合物中最简单的例子。
它的化学公式为H2O。
2.2 氨氨是一种无机化合物，用来制造肥料和清洁剂。
它的化学公式为NH3。
2.3 一氧化碳一氧化碳是一种有毒气体，它的化学公式为CO。
2.4 二氧化碳二氧化碳是一种常见的无机化合物，存在于大气中，并由生物体产生。
它的化学公式为CO2。
2.5 壳牌堇石绿壳牌堇石绿是一种常用的染料，它的化学公式为C26H26N2O4。
2.6 硫酸硫酸是一种强酸，广泛应用于工业和实验室。
它的化学公式为H2SO4。
2.7 二氧化硫二氧化硫是一种有毒气体，常用于工业过程中。
它的化学公式为SO2。
2.8 硫酸铜硫酸铜是一种蓝色结晶，常用于实验室和农业应用。
它的化学公式为CuSO4。
2.9 硫酸亚铁硫酸亚铁是一种无机盐，在水处理和医药行业中有着广泛的应用。
它的化学公式为FeSO4。
2.10 氯化钠氯化钠是我们日常生活中常见的盐，也是人体所需的一种电解质。
它的化学公式为NaCl。
3. 无机化合物的命名规则无机化合物的命名规则遵循一定的规律。
以下是一些常见的命名规则示例：•对于阳离子和阴离子之间的化合物，通常阳离子在前，阴离子在后。
例如，氯化钠中，阳离子是钠，阴离子是氯。
•有些化合物会使用希腊字母来表示阳离子的不同化合价。
例如，五氯化磷中，五指的是磷的化合价为+5。
•对于含有不同化合价的金属离子的化合物，常用罗马数字来表示其化合价。
例如，二氧化锰中，二表示锰的化合价为+2。
•一些化合物需要使用特殊的后缀来命名。
例如，含有氧化物离子的化合物会使用“氧化物”作为其后缀。
4. 无机化合物的性质无机化合物的性质涵盖了各个方面，包括物理性质和化学性质。
•物理性质：包括颜色、结晶形态、溶解度等等。
无机化学常用公式小全
无机化学常用公式小全1：理想气体状态方程pv=nrt（该公式的各类变体参见第四章）2：实际气体状态方程。
⎢p实+a⎢⎢(v实-nb)=nrt⎢v⎢⎢⎢⎢⎢3：混合气体的分压定律p总=∑pipi=p总gxi=p总4：graham气体蔓延定律=u(b)b(b)=n(b)n(b)或m(b)=m(a)m(a)n(b)m(b)w(b)=vm，x(剂)=n(剂)=n液n质+n剂n(剂)5：质量摩尔浓度，物质的量浓度，质量浓度和摩尔分数则表示方法。
c(b)=n液n质+n剂n(质)6：raoult定律n质+n剂n(质)n剂n(质)p=p*g（x剂）∆p=p*g（x质）=p*k’b=kb(k=p*k’)7:沸点升高公式∆tb=k’∆p=kbb∆tf=k’∆p=kfb8：溶液渗透压公式∏=crt∏v=nrt常用物理量一览表（无论x是什么量）1：∆x=x(终)-x始2：w=-p外g∆v3：（热力学第一定律）∆u=q+w4：恒容反应热（1）∆u=qv（2）qv=-cg∆t（3）qv1∆t1⇒qv1=qv21（推论1）∆t2∆t2m1q1mq=22（推论2）m2∆t1m2∆t25：恒压反应热（1）h=u+pvqp=∆u-w=∆u+p外∆v=(u2-u1)+(p2v2-p1v1)=(u2+p2v2)-(u1+p1v1)=∆h6：qp与qv的关系（1）qp=qv+∆nrt（2）∆rhm=（3）∆rhm=∆rum+∆νrt（备注：左右两边的单位为j·mol-1）7：标准分解成冷的应用领域∆rhm=∑vi∆fh（生成物）-v∆h（∑mifm反应物）θθθ∆rhm=∑vi∆ch（m反应物）-∑vi∆ch（m生成物）（注意反应物与生成物的前后顺序。
）s=klnω(k=1.38⨯10-23jk-1)（注：该公式只在恒温可逆过程中成立）tθθθ∆rsm=∑vis（m生成物）-∑vis（m反应物）10：吉布斯自由能∆ru=q+w体+w非⇒q=∆ru+w体+w非=∆ru+(-p∆v)+w非=∆rh-w非qr=t∆s≥∆rh-w非-(∆h-t∆s)≥-w非-⎢⎢(h2-h1)-(t2s2-t1s1)⎢⎢≥-w非-⎢⎢(h2-t2s2)-(h1-t1s1)⎢⎢≥-w非-[g2-g1]=-∆g≥-w非(g=h-ts)11：标准生成吉布斯自由能∆rgm=∑vi∆fg（生成物）-v∆g（∑ifm反应物）m∆rgm=∆rhm-t∆rsm1：反应平均速率v(a)=2：反应瞬时速率c(a)2-c(a)1t2-t1∆c(a)⎢∆c(a)⎢dc(a)v(a)=lim-⎢=∆t→0∆tdt⎢⎢aa+bb=cc+ddv=k⎢⎢c(a)⎢⎢⎢⎢c(b)⎢⎢（注：k是反应速率常数，m，n称为a,b浓度的幂指数，不一定等于反应系数，三者皆可以通过实验测得。
无机化学公式
--精品⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-=21a 1211ln T T R E k k 无机化学公式理想气体方程：pV=nRT 分压定律:p 总 = p 1 + p 2 +p 3 + = S p i化学反应计量式：∑=BB B0ν反应进度：BB B B B)0()(ννξn t n n -=∆=热力学第一定律： Hess 定律：由物质的生成焓计算反应的焓变化学反应速率：速率方程：一级反应半衰期：Arrhenius 方程（k ：速率常数）指数形式：RTE ek k /0a -=应用：标准平衡常数K多重平衡原理：反应①+反应②=反应③则K 1·K 2=K 3 平衡转化率：反应商：b i a i yi x i c c p p c c p p J ] /)(B [] /)(A [] /)(Y [] /X)([=热力学第三定律：S 0 (完整晶体, 0K) = 0 熵变：r S m△(298.15K)= ∑νB S mGibbs 函数：等温方程：平衡时得 Van’t Hoff 方程式：水的解离平衡： ={c (H 3O+)}×{c (OH -)}将盐看作常规弱碱的共轭酸，如NH 4+看作NH 3的共轭酸， 则 该弱碱盐的水解平衡常数 K h = K a = K w / K b ；将盐看作常规弱酸的共轭碱，如Ac －看作HAc 的共轭碱， 则该弱酸盐的水解平衡常数 K h = K b = K w / K a ；缓冲溶液中：)B ()BH (lg )BH (p )BH ()B (lg )B p 14pH c c K c c +++-=+-= 配合物总生成常数(稳定常数或累积稳定常数)：溶解度： 原电池：WQ U +=∆θθνB m f BB m r H H ,∆⨯=∆∑βαBA c kc r =tz c t y c t b c t a c r d d d d d d d d ZY B A ==-=-=tp r d d 1BB ν=a 0ln{}ln{}E k k RT =-对数形式：()[]()[]()[]()[]b c c a p p y c c x p p /B /A /Y /X =()()()()B B B B 0eq0def n n n -=αG H T S ∆=∆-∆定温变化：J ln )T (m r )T (m r RT G G +∆=∆θ)T ()T (m r ln θθ-=∆K RT Gθθ=-=∆K RT K RT G JJlnln )T (m r Ksalt h0eq 0%100c c c %100c K h =⨯-=⨯=盐的初始浓度的浓度水解平衡时盐水解部分水解度)A ()HA (lg )HA p pH --=c c K mn nm mn sp )}B ({)}A ({)B A (-+θ⋅=c c K ;-+-=E E E MF kk t 6930221.ln /==--精品（Z:转移电子数F ：Faraday 常数E MF :电动势） Nernst方程:应用： 得常用常数R=8.3141J ·mol -1·K -1=1.0×10-14 e=1.6021773×10-19CF=9.648531×104C ·mol -1饱和甘汞电极E (Hg 2Cl 2/Hg) = 0.2415V标准状态的定义：气体：T ，p = p Ө =100 kPa 液、固体：T ， p Ө 下，纯物质 溶液：溶质B ，c B =c Ө =1mol·L -1MF ZFEΔG -=θMFθm r θE F Z G ΔlnK T R ⋅⋅-==⋅⋅-0592.0lg θMFθE Z K ⋅=。
大学无机化学所有公式
所有公式：1、注意单位，如焦耳，千焦。
2、加入溶液时注意体积变化引起的浓度的变化3、能斯特方程注意正负号。
4、单质的标准绝对熵不等于零，∆f G m θ(稳定态单质,T)=0 ∆f G m θ(H +,aq,T)=0Chap 11、热力学温度：T= t + T0 (T0=273.15K)2、理想气体状态方程：pV=nRT 用于温度不太低，压力不太高的真实气体在SI 制中，p 的单位是Pa ，V 的单位是m 3，T 的单位是K ，n 的单位是mol ；R 是摩尔气体常数，R 的数值和单位与p,V,T 的单位有关，在SI 制中，R = 8.314 J·K -1·mol -1。
3、4、分压5、分体积定律6、溶液的浓度质量百分比浓度 B = mB/m = mB/(mB+mA) 以溶质(B)的质量在全部溶液的质量中占有的百分比质量摩尔浓度 bB = nB/mA溶质(B)的物质的量与溶剂(A)的质量的比值物质的量分数（摩尔分数） = nB/(nB+nA)溶质(B)的物质的量占全部溶液的物质的量的分数物质的量浓度 cB = nB/V溶质的物质的量除以溶液的总体积(与温度相关)， 单位：mol m-3, mol dm-3, mol L-1 Chap 2m VmRT RT MpM M pV p RTρρρ====⇒⇒B B n RT p V=()B B 1212n RT V p n RT n RT nRTRTV n n p p p p==++=++=L LB B B BB B Bn RT VnRT V V p p VnV V V n ϕϕ=====1、体积功：气体发生膨胀或压缩做的功，一般条件下进行的化学反应，只作体积功 W= -p ∆V = -p (V 终－V 始)2、热和功不是状态函数3、热力学第一定律：封闭体系中：∆U = U 2 – U 1 = Q + W4、焓：H = U + pV等压时：Q p =H 2 – H 1 = ∆H若为理想气体，H = U + pV = U + nRT ∆H = ∆U + ∆nRT 5、等容热效应Q V :∆U = Q V等压反应热Qp ：W= －pV 则U ＝ Qp + W = Qp －p ∆V Qp = Qv + ∆nRT6、标准摩尔反应焓变：∆r H m θ =∑νi ∆f H m θ(生成物)- ∑νi ∆f H m θ(反应物) =[y ∆f H m θ(Y)+z ∆f H m θ(Z)] – [a ∆f H m θ(A)+b ∆f H m θ(B)]7、S m θ(B,相态,T) ，单位是J·mol -1·K -1 任一化学反应的标准摩尔熵变：∆rSm θ =∑νB Sm θ(生成物,T)-∑νB Sm θ(反应物,T) ∆rSm θ＞0,有利于反应正向自发进行。
无机及分析化学
绪论一 化学是研究物质变化的科学1 化学研究的对象指局限于分子、原子或离子这一层次上的实物。
2 化学研究的的内容是仅局限于物质的化学变化。
3 化学变化的基本特征（1）化学变化是“质变”----即化学键的重新组合。
（2）化学变化是“定量”的变化----服从质量守恒定律（3）化学变化中伴随着能量的变化----服从能量守恒定律。
化学是一门在分子、原子或离子层次上研究物质的组成、结构、性质、变化及其变化过程中能量关系的科学。
二、无机及分化的基本内容： 第一章 气体和溶液 §1.1 气 体一、理想气体状态方程式（复习） 1. p V = n R T 国标：Pa m 3 mol K 气体常数 R = 8.314 Pa ·m 3 · mol -1 · K -1 =8.314 J · mol -1 · K -1单位换算：1atm = 760mmHg = 101325 Pa≈105 Pa 1m 3 =103 dm 3（L ）=106 cm 3（mL ） t （℃）+ 273.15 = T （K ） (1) 用途---- p 、V 、n 、 T 知三求一。
方程的其他形式：----可求气体的密度ρ和摩尔质量M ① pV = mRT / M; ②pV m = RT (V m =V/n);② ③pM =ρRT (ρ =m/V) ④(n 不变)2.理想气体≈低压（≢101325Pa ）高温(≥273.15K)实际气体定义：在任何温度、压力下严格遵守理想气体状态方程的气体。
特征: (1)分子本身不占体积； (2)分子间无相互作用力。
二、道尔顿分压定律 1、文字表述：分压（p B ） ：某组分气体B 与混合气体处于相同温度、相同体积下单独存在的压力。
（P 60） 总压：混合气体的总压力。
分压定律：保持T 、V 不变，混合气体的总压力等于各组分的分压之和。
道尔顿分压定律：保持T 、V 不变，混合气体的总压力等于各组分的分压之和。
无机及分析化学复习要点
第一章：溶液和胶体1、溶液浓度表示c B，b B等表示及x B，w B。
2、稀溶液的依数性：与溶质的本质无关、只与溶液中单位体积的粒子数目有关的性质。
拉乌尔定律——难挥发、非电解质、稀溶液。
蒸汽压下降：△p = p o·χB，p =p o×χA。
在一定温度下，稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压乘以溶液中溶剂的摩尔分数。
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。
3、胶体溶液，胶团的结构：AgI溶胶：(KI过量) {（AgI）m · nI-·（n-x）K+}x-·xK+。
第二、三章：化学反应的能量和方向化学反应的速率和限度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 。
状态函数：用于确定系统状态的物理量称为系统的状态函数。
性质：a.单值性：系统的一个状态对应一组状态函数（状态一定，状态函数一定）。
b. 状态函数的变化只与系统的初始状态和终了状态有关，即与过程有关而与途径无关。
热：系统与环境间因温度差而交换的能量功：除热以外，其他各种形式被传递的能量都称为功。
2、热化学，恒容反应热Q V= ∆U- W = ∆U ，恒压反应热：Q p = H2 -H1 = ∆H，⇒盖斯定律：一化学反应不管是一步完成，还是分几步完成，该反应的热效应相同。
换句话说，也就是反应热效应只与起始状态和终了状态有关，而与变化途径无关。
ΔH表示一类化学反应的热效应。
这类化学反应必须满足以下条件：该化学反应为封闭系统，其经过一个或一系列的变化，该变化过程中必须是非体积功为零，定容或定压。
3、∆ f H m的定义：在标准状态下(100kPa，298K)，由稳定单质生成1摩ν尔的纯物质时的反应热称为该物质的标准摩尔生成焓，∆r H m= ∑B∆f H m(B)(可以用298.15K近似计算)。
无机及分析化学知识总结
第一章气体及热化学方程式1.1气体气态方程式（克拉伯龙方程）：联系体积、压力、和温度之间关系的方程。
1atm=100kPa分压：在相同温度下，某组分气体占据与混合气体相同体积时对容器所产生的压力；（1）一种气体产生的压力与其它气体存在无关；（2）混合气体的总压为各组分气体的分压之和。
分体积：在相同温度下，组分气体具有和混合气体相同压力时所占的体积。
道尔顿分压定律：在温度与体积恒定时，混合气体的总压力等于组分气体的分压力之和。
1.2过程：体系状态的变化。
恒温过程、恒容过程、恒压过程、绝热过程；1.3状态和状态函数状态：体系的一系列物理量的总和。
如：确定一瓶气体的状态，需用p、V、T、n来表示状态函数：确定体系热力学状态的物理量。
一个状态函数就是体系的一种性质。
状态函数特点：⑴体系状态一定，状态函数有一定值⑵体系发生变化时，状态函数的变化只取决于体系的初态和终态，而与变化的途径无关。
⑶体系发生变化后，体系一旦恢复到原来的状态，状态函数恢复原值。
状态函数相互关联的三个特征可概括："状态函数有特征，状态一定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。
"24、热和功热：由于温度不同在体系和环境之间传递的能量形式。
用Q表示，热与途径有关，不是状态函数。
功：除热之外，其它各种被传递的能量，用w表示热和功的符号：⑴体系吸收热量 Q＞0；体系放热 Q＜0⑵环境对体系做功 w＞0；体系对环境做功 w＜05、热力学能(内能)：热力学体系内部的能量总和，用U表示内能是体系本身的性质，仅取决于体系的状态，故内能是状态函数。
二、化学反应中的能量关系1、定压反应热、焓和焓变化学反应一般在恒压敞口容器中进行，对于只作体积功不做其它功的体系，U、p、V都是状态函数，所以U＋pV也是状态函数，在热力学上，将U+pV定义为型的状态函数，叫做焓，用H表示。
规定：在反应中，＞0 吸热反应＜0 放热反应2、热化学方程式凡注明热效应的化学方程式，叫做热化学方程式。
无机化学公式总结
无机化学公式总结1. 离子式无机化学研究中，离子式是一种简洁而重要的表示化学物质组成的方法。
离子式由正离子和负离子组成，它们通过电荷的吸引作用结合在一起。
下面是一些常见的离子及其化学式：•氢离子：H⁺•氧离子：O²⁻•水合离子：[M(H₂O)n]^m⁺（M为金属离子，n为水和离子结合的个数，m为电荷）2. 酸碱反应酸碱反应是无机化学中常见的反应类型，涉及到酸和碱之间的中和反应。
常见的酸和碱的化学式及反应方程式如下：•盐酸：HCl硫酸：H₂SO₄硝酸：HNO₃醋酸：CH₃COOH•氢氧化钠：NaOH氢氧化钾：KOH氢氧化铵：NH₄OH酸碱反应的一般化学方程式如下：酸 + 碱→ 盐 + 水例如：HCl + NaOH → NaCl + H₂O3. 氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中重要且常见的反应类型。
在氧化还原反应中，电子的转移是关键步骤。
以下是一些常见的氧化还原反应及其化学式：•氧化反应：2Na + Cl₂ → 2NaCl•还原反应：PbO₂ + 4H⁺ + SO₃²⁻ → Pb²⁺ + H₂O + SO₄²⁻4. 配位化合物配位化合物是由中心金属离子与周围配体形成配位键而构成的化合物。
以下是一些常见的配位化合物及其化学式：•菌胺：[Cu(NH₃)₄]²⁺铁氰化物：[Fe(CN)₆]⁴⁻硝酸铜：[Cu(NO₃)₄]²⁻配位化合物的常见表示法是使用配位数表示。
5. 晶体结构无机化合物中的晶体结构对于了解化合物的性质和行为至关重要。
以下是一些常见的晶体结构：•立方晶系：–体心立方晶格–面心立方晶格•矩阵晶系：–简单六方晶格–单斜晶格6. 氢键氢键是无机化学中一种重要的相互作用力。
氢键是通过氢原子与电负性较高的原子之间的相互作用形成的。
以下是一些常见的氢键：•水中氢键：H₂O···H₂O•醇中氢键：R-O-H···H-O-R•酮中氢键：R₂C=O···H₂C=O-R₂7. 晶体生长晶体生长是无机化学中的一个重要研究领域。
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。
最新分析化学公式总结
最新分析化学公式总结分析化学是研究物质的组成和性质的科学。
它通过对样品中其中一种物质的定量或定性检测，来了解物质的性质和组成。
分析化学公式是在分析化学实验和分析计算中经常使用的公式和方程式的总结。
以下是一些最新的分析化学公式总结。
1.比例公式：比例公式是分析化学中最基本的公式之一、它描述了样品中两种物质之间的比例关系。
比例公式可以用来计算定量分析中的物质的含量和浓度等。
2. 摩尔浓度公式：摩尔浓度是溶液中溶质的摩尔数与溶液的体积之比。
摩尔浓度公式可以表示为：mol/L = mol/V。
3.反应平衡常数公式：反应平衡常数是描述一个化学反应体系达到平衡时，反应物和生成物之间的比例关系的常数。
反应平衡常数公式可以通过反应方程式和反应物浓度（或压力）来计算。
4.等量反应公式：等量反应是指在化学反应中，当反应物摩尔比满足一定比例时，反应完全进行。
等量反应公式可以根据反应方程式和反应物的摩尔比来计算生成物的摩尔比。
5.活度公式：活度是溶液中溶质实际浓度与理论浓度之比。
活度公式可以表示为：活度=实际浓度/理论浓度。
6.比色法公式：比色法是一种光学分析技术，通过测量溶液吸收特定波长的光以定量分析物质的浓度。
比色法公式可根据比色法的工作原理和吸光度与溶液浓度之间的线性关系来计算物质的浓度。
7.标准曲线公式：标准曲线是指通过一系列标准样品的测定结果绘制的曲线，用于校正和计算未知样品的浓度。
标准曲线公式可以通过标准样品的浓度和相应的测定结果来进行拟合和计算。
8.电化学电位公式：电化学电位是指电化学反应中电子从电极流动的程度。
电化学电位公式可以用来计算电化学细胞的电位差以及电极的电位。
9.洗脱度公式：洗脱度是指其中一种物质在柱层析或溶液层析中的迁移程度。
洗脱度公式可以根据洗脱物（目标物）的峰面积和起始物（样品）的峰面积来计算。
10.活性度公式：活性度是指溶液中活性物质的迁移程度。
活性度公式可以根据活性物质的浓度和相对活性（或活动系数）来计算。
无机化学公式总结
基础公式：c=n/v b=n/m ρ=m/v（质量浓度）预测一个可逆化学反应的反应方向用ΔG符号的判别，常用公式：一．标准态，常温（100kp,298.15k）ΔG=ΣνiΔf G iΔG=ΔH-TΔSΔG=-RT lnk二.标准态，非常温（100kp）ΔG=ΔH-TΔS三.非标态，非常温ΔG=ΔG（100kp,298.15k）+RT lnQΔG=RT ln(Q/Kθ)比较化学反应速率的快慢用化学反应进度定义的反应速率(ν是化学计量数) v=Δc/νΔtArrhenius方程k=k0e^-E a/RTVan't Hoff Equation酸碱平衡要点：1.week acid in water2.week base in water3.strong acid in water4.strong base in water5.bufferPH=Pka-lg[c(HA)/c(A―)] Henderson hasselbalch Equation沉淀溶解平衡Ksp=(m^m)*(n^n)*[s^(m+n)] m,n分别为反应式阴阳离子的化学计量数氧化还原反应离子电子法Acid:H2O-2e―=2H―（氧多的一边加H―，氧少的一边加H2O）Base:H2O-2e―=2OH―（氧多的一边加H2O，氧少的一边加H―）Nernst EquationE MF(T)=E MF(100kp,T)-(RTlnQ)/zFE MF(298.15)=E MF(100kp,298.15)-(0.0257lnQ)/zE MF(298.15)=E MF(100kp,298.15)-(0.0592 lgQ)/zElectric Potential Nernst EquationRed是还原型 Ox是氧化型αRed/βOx 表示参与电极反应所有物质浓度的乘积与反应产物浓度乘积之比稀溶液的依数性Δp=p*Mb=kbΔT=k b bΔT=k f bⅡ=cRT 如果溶液很稀，则c≈bp*为该溶剂的蒸汽压 M为该溶质的摩尔质量 K b是沸点升高系数 k f是凝固点降低系数Ⅱ为渗透压 c为体积摩尔浓度 b为质量摩尔浓度。
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。
大一上学期无机化学公式
大一上学期无机化学公式引言无机化学是化学的一个重要分支，研究的是没有含碳骨架的化合物及其性质、结构和反应。
在大一上学期的无机化学课程中，我们学习了许多无机化合物的命名规则和性质，同时也学习了一些重要的无机化学方程式和反应机理。
本文将介绍大一上学期学习的一些重要的无机化学公式，帮助您更好地掌握这门学科。
1. 离子键离子键是由阳离子和阴离子之间的电荷相互作用所形成的化学键。
我们可以用电离能和电子亲合能来预测离子是否形成离子键。
离子键有以下的一般表达式：AB(s) → A+(g) + B−(g)其中，AB表示一个晶体离子化合物，A+和B−分别代表阳离子和阴离子。
2. 配合物配合物是由中心金属离子与一个或多个配体形成的一个整体。
配体是能够通过配位键与中心金属离子结合的分子或离子。
配合物有以下的一般表达式：[M(L)n]m其中，M表示中心金属离子，L表示配体，n表示配体的个数，m表示配合物的电荷。
3. 水化物水化物是指含有结合水分子的化合物。
水化物的一般表达式为：[M(H2O)n]m其中，M表示中心金属离子，H2O表示水，n表示水分子的个数，m表示水化物的电荷。
4. 配位数配位数是指配合物中与中心金属离子结合的配体的个数。
配位数对于配合物的性质和反应有重要影响。
常见的配位数有2、4和6。
5. 晶体结构无机化合物的晶体结构是指化合物中原子或离子的排列方式。
晶体结构可以通过X射线晶体学或其他实验方法确定。
常见的晶体结构有立方晶系、四方晶系、单斜晶系、正交晶系、六方晶系等。
6. 反应方程式在无机化学中，了解和掌握不同反应类型的方程式是非常重要的。
下面是一些常见的无机化学反应方程式：6.1 氧化还原反应氧化还原反应是指电子在化学反应过程中从一个物种转移到另一个物种。
一个常见的氧化还原反应方程式可以表示为：A + B+ → A+ + B6.2 酸碱反应酸碱反应是指酸和碱之间的化学反应。
一个常见的酸碱反应方程式可以表示为：HA + BOH → BA + H2O其中，HA表示酸，BOH表示碱，BA表示盐，H2O表示水。
无机化学及分析化学无机及分析化学复习精选全文
c(B)
c
b
cθ=1mol·l-1
对气相反应 a A（g) +Bb（ g) =dD（ g) +eE（ g)
K
P(D) d P
P(E
)
P
e
Pθ=100Kpa
P(
A)
P
a
P(B)
P
b
用相对平衡浓度和相对平衡分压来表示的
平衡常数称为标准平衡常数。
4
多重平衡规则
若一个化学反应式是若干相关化学反应式的代数和，在相 同温度下，该反应的平衡常数就等于其相应的平衡常数的 积（或商）。
HCl
NaCl 甲基橙 ------
NaHCO3 NaHCO3
V2
pH=3.9
CO2 CO2
NaOH
NaHCO3 Na2CO3 NaOH + Na2CO3 NaHCO3 + Na2CO3
16
3-24
有一Na3PO4 试样，其中含有Na2HPO4， 称取0.9947g，以酚酞为指示剂，用0.2881 mol·L-1HCl 溶液滴定至终点，用去 17.56ml。
29
原电池
2.原电池组成
负极(Zn片)反应：
Zn(s)
2e + Zn2＋(aq) 发生氧化反应
正极(Cu)反应：
Cu2+(aq) + 2e
Cu(s) 发生还原反应
电池反应：原电池中发生的氧化还原反应
电池反应=负极反应 + 正极反应
如
Zn(s) + Cu2+(aq)
Zn2＋(aq) + Cu(s)
30
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
《无机及分析化学》考试大纲
《无机及分析化学》考试大纲一、考试题型1、单项选择2、填空填表3、名词解释4、计算与综合分析二、考试参考用书《无机及分析化学》，刘耘、周磊主编，山东大学出版社三、考试内容（主要掌握内容）第二章化学热力学和化学动力学基础1、基本概念和符号Q，W，ΔU，Q p，Δr H m，Δr Høm , Δf Høm , Δb Høm ，Søm，Δr Søm，Δr G m ，Δf Gøm ，Δr Gøm，Kø, ø含义2、主要公式、原理和定律热力学第一定律：ΔU＝Q －W焓的定义：Q p＝Δr H m ＝ΔU + pΔV＝ΔU + (Δn)RT赫斯定律：Δr H m(总)＝ΣΔH i最小自由能原理：（P22）Δr G m＜0，自发过程Δr G m＝0，平衡状态Δr G m＞0，非自发过程多重平衡规则：当几个反应相加或相减得到另一反应时，则该反应的平衡常数等于几个反应平衡常数的乘积或商。
（P17）吕·查德里原理（P27）质量作用定律: v = k c c a(A)c b(B) （P33）阿仑尼乌斯公式：k＝Ae-Ea/RT（P35）Δr Gøm(T )＝Δr Høm －TΔr Søm(P22)Δr Gøm(T )≈Δr Høm(298.15K)－TΔr Søm (298.15K)Δr Gøm(T )= －RT ln Kø＝－2.303RT lg Kø(P24)第三章误差与数据处理重点掌握：有效数字及运算规则。
第四章酸碱平衡与酸碱滴定法一、酸碱平衡1、概念及公式概念：解离平衡，解离平衡常数(Køa , Køb )，解离度α，同离子效应，盐效应，质子酸、碱，质子条件，缓冲溶液。
公式：* 稀释定律；（P58）* 质子酸、碱Køa , Køb 的相互换算关系；（P63）* 一元弱酸、碱溶液；多元弱酸、碱溶液；两性物质溶液；缓冲溶液的pH 值的计算公式。
分析化学主要计算公式汇总
分析化学主要计算公式汇总分析化学是一门研究物质组成和结构、性质以及变化的化学学科。
在分析化学的实验和研究过程中，有许多计算公式可以应用来解决问题。
本文将汇总一些主要的分析化学计算公式，供参考。
1. 摩尔浓度（molar concentration）：C = n/V摩尔浓度是溶液中溶质的摩尔量与溶液体积的比值。
其中，C代表摩尔浓度，单位为mol/L；n代表溶质的摩尔量，单位为mol；V代表溶液的体积，单位为L。
2. 分子质量（molecular weight）：M = m/n分子质量是一个分子中所有原子质量之和。
其中，M代表分子质量，单位为g/mol；m代表物质的质量，单位为g；n代表物质的摩尔量，单位为mol。
3. 比重（specific gravity）：d = ρ/ρ0比重是相同体积物质的密度之比。
其中，d代表比重；ρ代表物质的密度，单位为g/mL；ρ0代表参比物质的密度。
4. 平均摩尔质量（average molar mass）：M(avg) = Σ(n_i x M_i)平均摩尔质量是不同同位素存在时，各同位素所占比例乘以对应的摩尔质量之和。
其中，M(avg)代表平均摩尔质量；n_i和M_i分别代表第i个同位素的摩尔分数和摩尔质量。
百分含量是物质中一些组成部分的质量所占比例。
其中，n_x和M_x分别代表一些组成部分的摩尔分数和摩尔质量；M_total代表物质的摩尔质量。
6. 配位数（coordination number）：n = (Q - 1) / λ配位数是配合物中金属离子周围配体原子或阳离子的个数。
其中，n代表配位数；Q代表配合物的电荷（带正号）；λ代表配体的配位定数。
7. 摩尔吸光度（molar absorptivity）：ε = A / (C x l)摩尔吸光度是指单位浓度、单位路径长的溶液对于光线的吸收程度。
其中，ε代表摩尔吸光度；A代表溶液的吸光度；C代表溶液的摩尔浓度；l代表光束通过溶液时的路径长度。
无机化学期末复习注意点及重要公式
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/kg④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=MB1000ωρ②当溶液很稀时，C B =b B .ρ,此时1≈ρ，故C B =b B 4.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 0==-=?，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。
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OC线的斜率为： dP/dT= △H/T △V 冰溶解，吸热△H ＞０，△V＝ Vl－ Vs＜0 dP/dT＜0
• 已知20g NaOH，求n(0.5NaOH），n(NaOH)，(2NaOH)
和n(4NaOH)? 解： n(NaOH)=20/40=0.5
n ( 0 . 5 NaOH
n ( 2 NaOH
) 2 n NaOH
1 2 n NaOH
1 .0
0 . 25
)
n ( 4 NaOH
Cr 2 O 7
2
6 Fe
2
14 H
2 CrBiblioteka 3 6 Fe2
7 H 2O
可以选的基本单元是:
C ( Cr 2 O 7 )
2
C ( 6 Fe
2
)
C(
1 6
Cr 2 O 7
2
)
C ( Fe
2
)
气体常数R:
在标准状态下，（即１atm\２７３．１５K），１的任 何理想气体的体积为２２.４１４升.
)
基本单元之间物质的量的换算
n ( ZB ) 如 n( 1 6
1 Z
n(B)
（Z可为整数或分数）
K 2 Cr 2 O 7 ) 6 n ( K 2 Cr 2 O 7 ) ) 1 5 1 2 n ( NaOH n ( KMnO )
n ( 5 KMnO
4
4
n ( 2 NaOH
)
)
物质的量的计算
相图即状态图 1.在”水”．”冰”．”水蒸气”三个区域内,体系
都是单相．必须同时指定温度和压力两个变量,体系
的状态才能完全确定.在这些区域内可以有限度地改
变温度和压力不会引起相数的变化.
２.三条实线是两个区域的交界线，在线上是两相平
衡．指定了温度就不能再任意指定压力，压力应由
体系自定．
３.OA是水和水蒸气的平衡曲线（即水在不同温度 下的蒸气压曲线），OB线是冰和水蒸汽两相的平衡 线（即冰的升华曲线），OC线是冰和水的平衡线． ４. O点是三相点，国际单位制规定水的三相点温度 为２７３.１６K. 我们通常说冰点为０℃，即T=t+273.15, t=273.15K 三相点与冰点温度不同，有两个原因： （１）在通常情况下的冰和水已被空气所饱和，由于 空气的溶入，水成为溶液，溶液的凝固点下降： △Tf=KfbB=1.855×0.0013=0.00241K
PV=nRT: 当P=1atm R=PV/nT=1×22.414/1×273.15 =0.082 atm.升.mol-1.K-1 当 P=101325 Pa, R=8314 Pa.升.mol-1.K-1 1Pa=1N.m-2 ,当 P=101325 Pa，体积=0.022414m3 R=101325×0.022414/1×273.15 =8.314N. m .mol-1.K-1=8.314J. mol-1.K-1
)
1 4
n NaOH
0 . 125
基本单元之间物质的量浓度的换算
C ( ZB ) 1 Z 如 C ( 2 NaOH ) 1 2 C ( NaOH ) C (B)
（Z可为整数或分数）
例如：C（H2SO4）=0.1 mol· -1 L C（2H2SO4）=0.05mol· -1 L C（1/2H2SO4）=0.2 mol· -1 L
基本单元的选择以化学反应为依据，以计算 简便为原则。
如化学反应:
5C 2O 4
2
2 MnO
4
16 H
10 CO
2
2 Mn
2
8 H 2O
可以选的基本单元是:
C (5C 2O 4
2
)
C ( 2 MnO
4
)
C(
1 2
C 2O 4
2
)
C(
1 5
MnO
4
)
又如化学反应:
基本单元之间摩尔质量的换算：
M ( ZB ) Z M ( B ) M ( 2 NaOH M ( 1 2 M (
如 1
（Z可为整数或分数）
) )
) 2 M ( NaOH ) ) 1 2 M ( NaOH
NaOH
KMnO
4
1 5
5 M ( 5 KMnO
4
M ( KMnO
4
4
)
) 5 M ( KMnO
(2)在三相点的外压为６１０.５Pa(4.58mmHg)，而 通常外压为１个大气压，根据克氏式的计算冰点又 降低了０.００７４７K.
冰与水的平衡曲线在三相点附近的斜率已经求出： dT/dp ＝－０.００７５３ △T/△P= dT/dp ＝－０.００７５３
△T =-0.00753(4.58/760-1) =0.00747