武汉理工大学《无机化学》考研重点笔记

合集下载

武汉大学、吉林大学《无机化学》(第3版)笔记和课后习题(含考研真题)详解-化学平衡(圣才出品)

的乘积与反应物的浓度以反应方程式中计量数为指数的幂的乘积之比是一个常数。
对于气相反应
aA(g) + bB(g)⎯⎯⎯⎯→gG(g) + hH(g)
达到平衡时，其经验平衡常数 Kp 可表示为：
Kp
=
( (
) pG g ) pA a
( (
) pH h ) pB b
1 / 23
圣才电子书十万种考研考证电子书、题库视频学习平台
之，平衡向逆反应方向移动。
②对于放热反应， rHmθ＜0 ，温度升高，平衡常数减小，平衡向逆反应方向移动；反
之，平衡向正反应方向移动。
Байду номын сангаас
总之，当温度升高时，平衡向吸热方向移动；温度降低时，平衡向放热方向移动。
总结起来，外界条件变化对化学平衡的影响均符合合里·查得里原理，即：如果对平衡体
系施加外力，平衡将沿着减少此外力影响的方向移动。
2．标准平衡常数
对于气相反应
aA(g) + bB(g)⎯⎯⎯⎯→gG(g) + hH(g)
其标准平衡常数 Kθ 可表示为：
Kθ
=
pG pθ
pA pθ
g a
pH pθ
pB pθ
h b
对于所有反应，其标准平衡常数 Kθ 均为无量纲的值。
液相反应的 Kc 与其 Kθ 在数值上相等，而气相反应的 Kp 一般不与其 Kθ 的数值相等。
4．选择合理生产条件的一般原则（1）对于任何一个反应，增大反应物的浓度均可提高反应速率，实际生产中，常使一种价廉易得的原料适当过量，提高另一原料的转化率；也常采取不断取走产物的方法，使反
4 / 23
圣才电子书

无机化学知识点整理大全

无机化学知识点整理大全我们不但会学习很多有机物，还有接触很多无机物，其实无机化学这个部分的的知识点也很重要，那么你对无机化学的知识了解得够多了吗?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整理内容，欢迎使用学习!无机化学知识点整理铝及其铝的化合物(1)铝及其铝的化合物的知识体系(2)铝①铝在周期表中的位置和物理性质铝在周期表中第三周期ⅢA族，是一种银白色轻金属，具有良好的导电性、导热性和延展性。

它可应用于制导线、电缆、炊具，铝箔常用于食品和饮料的包装，铝还可以用于制造铝合金。

②化学性质与非金属反应4Al+3O22Al2O3(常温生成致密而坚固的氧化膜)4Al+3O22Al2O3(铝箔在纯氧中燃烧发出耀眼的白光)与酸反应2Al+6HCl2AlCl3+3H2↑(Al与非氧化性酸反应产生氢气) Al+4HNO3(稀)Al(NO3)3+NO↑+2H2O常温时遇浓HNO3发生钝化，但加热可反应与碱溶液反应2Al+2NaOH+2H2O2Na AlO2+3H2↑与氧化物反应2Al+Fe2O32Fe+Al2O3(铝热反应可用于焊接钢轨、冶炼某些金属)(3)氧化铝①是一种白色难溶的固体，不溶于水。

是冶炼铝的原料，是一种比较好的耐火材料。

②氧化铝是两性氧化物。

与酸反应：Al2O3+6HCl2AlCl3+3H2O与碱反应：Al2O3+2NaOH2NaAlO2+H2O既能与强酸反应，又能与强碱反应的物质：Al、Al2O3、Al(OH)3、弱酸的酸式盐(NaHCO3、NaHSO3)、弱酸的铵盐[(NH4)2CO3、(NH4)2SO3]、氨基酸等。

(4)氢氧化铝制备AlCl3+3NH3·H2OAl(OH)3↓+3NH4Cl与酸反应Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O与碱反应Al(OH)3+NaOHNaAlO2+2H2O加热分解2Al(OH)3Al2O3+3H2O(5)Al3+、、Al(OH)3间的相互转化关系Al3+Al(OH)3在AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液的现象：先出现白色沉淀，NaOH溶液过量白色沉淀又逐渐消失。

无机化学知识点学习笔记 (5)

《无机化学》学习笔记五第五章原子结构与元素周期性1.一般了解原子轨道、波函数、概率、概率密度、电子云等概念。

初步熟悉波函数、电子云的角度分布图。

2.了解四个量子数对核外电子运动状态的描述，电子层、亚层、能级、能级组的含义。

3.基本掌握原子核外电子排布原理及一般规律，了解各区元素原子电子层结构的特征。

4.了解电离能、电子亲合能、电负性及主要氧化数的周期性变化。

知识点：1.玻尔氢原子模型玻尔理论的基本假说有如下几点：(1)电子在原子内具有确定半径r和一定能量E的轨道运动。

在轨道上运动的电子处于“稳定状态”(简称“定态”)。

电子处于定态的原子并不辐射能量。

原子内的电子可以处于不同的定态，能量最低的定态称为“基态”，能量较高的定态称为“激发态”。

(2)电子可以吸收一定的能量从能量低的状态跃迁到能量高的状态，或从高能量定态辐射出一定的能量跃迁到低能量定态。

跃迁所吸收或辐射的辐射能频率ν由下式决定:hν= E2-E1(3)原子内运动的电子的能量是量子化的，这些轨道上的电子运动的能量，必须是h/2π的整数倍，即E n=nh/2π(n=1，2，3，4，・・・・・・)。

式中:h是普朗克常数，n是正整数，称为“量子数”。

此关系式为“玻尔的量子化条件”。

根据上述假设及经典力学的规律，计算得到氢原子基态时电子的能量为-13.6eV。

不同的定态轨道能量是不同的。

离核越近的轨道，能量越低，电子被原子核束缚得越牢;离核越远的轨道，能量越高。

轨道的这些不同的能量状态，称为能级。

①定态原子轨道②原子轨道的半径③原子轨道的能级④轨道能级量子化。

2.微观粒子及其运动特性--波粒二象性二十世纪初人们发现，光不仅有微粒的性质，而且有波动的性质，即具有波粒二象性。

3.测不准原理对于宏观物体，沿着确定的轨道，按确定的速度运动时，可以依据经典物理定律准确地确定其在任何指定时刻的位置和速度。

而对微观粒子则不同，不可能同时准确的确定其位置及速度。

无机化学与分析化学考研复习基本知识篇

色散力：普遍存在于各种分子之间。
分子的分子量越大，色散力就越大。
例题取向力诱导力色散力
CO2 (g)
无
He , H2O
无
CH3OH,H2O 有
HBr 气体有
I2 , CCl4
无
无
有
有
有
有
有
有
有
无
有
38
Vander.Waals力与物质的性质的关系
分子
F2 2
分子量
Vander.Waals力
Cl2 Br2 I2
② 影响凝结值大小的因素
A、价数越高,凝结值越小.聚沉能力越强。
如：对于负溶胶： Al3+>Mg2+>K+
对于正溶胶： PO43->SO42->Cl-
B、同价阳高高聚沉，同价阴高低聚沉，
如，对负溶胶：
感
一价阳离子的凝结能力次序为：
胶
Cs+>Rb+>K+>Na+>Li+ 二价阳离子的凝结能力次序为：
离子序
取值: 0，1， 2，···(n-1) 共n个
对应着 s, p, d, f…... (亚层) n 、l 相同的电子，能量相同，处于同一能级,
称为等价轨道(简并轨道)。单电子原子： Ens= Enp= End= Enf
E1s < E2s = E2p < E3s = E3p = E3d< E4s = E4p ......
则速率反程为 = kc(NO)c(Br2)
② 根据实验数据来设定并求解速率方程
10
反应级数
= k c a (A)c b(B)

(完整word版)无机化学知识点归纳

第四节：反应速率理论与反应机理简介
1、 r H m = Ea （正）— Ea （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著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
3、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、当两种或两种以上的气体在同一容器中混合时，每一种气体称为该混合气体的组分气体.
2、混合气体中某组分气体对器壁所施加的压力叫做该组分气体的分压。
3、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。
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
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
r
H
m
(正）与其逆反应的
r
H
m
（逆）数值相等,符号相反.即
r
H
m
（正）=—
r
H
m
（逆）。
⑵始态和终态确定之后,一步反应的
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

无机化学重点

第一章·原子结构一、基本概念（重点）（1代表概率密度；（2）n ：主量子数（电子层数），n 值的大小表示电子的能量高低。

n 值越大表示电子所在的层次离核较远，电子具有的能量也越高；（3）l ：角量子数（能级），l 表示电子云的形状，对于多电子原子l 也是决定电子能量高低的因素。

E ns < E np < E nd < E nf ； E 1s < E 2s < E 3s < E 4s ； l 的取值 0 1 2 轨道形状球形亚铃形四叶花瓣形光谱符号 s 轨道 p 轨道 d 轨道（4）n 与l 的关系：（5）m ：磁量子数，m 表示电子云在空间的伸展方向，每一个m 值代表一个伸展方向，磁量子数与能量无关；（6）s ：自旋角动量量子数，自旋量子数 ms ＝+1/2和-1/2。

电子的自旋只有两个方向，顺时针和逆时针方向，通常用“↑”和“↓”表示。

二、结论与规律（重点）（1）描述一个原子轨道的能量高低，用两个量子数（n ，l ）（2）描述一个原子轨道，用三个量子数（n ，l ，m ）（3）描述一个原子轨道上运动的电子，用四个量子数（n，l，m，s）（4）同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。

（5）l相同时， n越大，能量越高：E1s < E2s < E3s < E4s原因：屏蔽效应：内层电子对外层电子的排斥相当于部分抵消了核对电子的吸引作用。

轨道能量升高。

（6）n相同时，l越大，能量越高：E ns < E np < E nd < E nf原因：钻穿效应：外层电子可能钻到内层出现在离核较近的地方的现象。

l 越小，钻穿能力越强。

钻穿结果降低了其它电子对它的屏蔽作用，起到了增加有效核电荷，降低轨道能量的作用。

（7）n 与l 都不同的时候，一般n 越大，能量越高。

但有反常情况：E 4s < E 3d 能级交错原因： 4s电子的钻穿能力较强三、多电子原子中电子的填充规律（三条，重点）：（1）能量最低原理（2）泡利不相容原理：在同一原子中没有运动状态完全相同的电子。

无机化学笔记

第二章、热化学2.1热力学的术语和基本概念2.1.1 系统和环境2.1.2 状态和状态函数状态:系统的一系列物理量的总和，系统性质的综合表现。

状态性质:由状态决定其数值而与变化途径无关的性质。

状态函数:具有状态性质的物理量。

例:p、V、T……状态函数特征:1、系统的状态一经确定，状态函数是一个定值。

（状态函数是单值函数。

）2、状态函数的数值与状态变化经历的途径无关。

（状态函数的变化量由系统的始、终态决定，与变化途径无关。

）热力学中规定了物质的标准状态为:1、气态物质压力为100kPa。

2、液态、固体物质在100kPa压力下的纯净物。

3、溶液在100kPa压力下，物质的量浓度1mol/L。

2.1.5 化学反应计量式和反应进度反应进度（ξ,ksai）: 反应中任何一种反应物或生成物在某一阶段中物质的量的变化量与反应计量系数的商，单位为mol，用来描述化学反应进行的程度的物理量。

规定反应物的计量系数为负数，产物的计量系数为正数。

例、反应 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) ,开始时,H2为6mol，某一阶段后，H2为3mol, ξ= ?解:ξ= (3-6)/(-2) = 3/2(mol)2.2 热力学第一定律2.2.1热力学能（U）系统内部所具有的总能量。

（也称为内能）状态函数热力学能变化△U = U2 - U1，通常△U≠0。

2.2.2热和功热(Q):系统与环境之间因温度不同而交换或传递的能量。

讨论:1、热是一种交换或传递的能量，不是物质的自然属性。

2、热与反映物体温度高低的冷热现象不能混为一谈。

3、热受变化过程制约，不是状态函数。

4、在化学反应中，系统吸收的热转化为内部的能量，释放的热则是由原先存在于物质内部的能量转变而来的。

5、热力学上规定，系统从环境吸收热量为正值，Q > 0 ;系统释放热量给环境为负值, Q < 0。

功(w):除热以外的其它一切形式所传递或交换的能量。

无机化学总结笔记[整理版]

无机化学总结笔记[整理版]《无机化学》各章小结第一章绪论平衡理论 :四大平衡理论部分原子结构1(无机化学结构理论:，分子结构，晶体结构元素化合物2(基本概念:体系，环境，焓变，热化学方程式，标准态古代化学3(化学发展史: 近代化学现代化学第二章化学反应速率和化学平衡1( 化学反应速率Δc(A)υ=Δt2( 质量作用定律元反应 aA + Bb Yy + Zzabυ = k c (A) c (B)3. 影响化学反应速率的因素: 温度, 浓度, 催化剂, 其它.温度是影响反应速率的重要因素之一。

温度升高会加速反应的进行;温度降低又会减慢反应的进行。

浓度对反应速率的影响是增加反应物浓度或减少生成物浓度，都会影响反应速率。

催化剂可以改变反应速率。

其他因素，如相接触面等。

在非均匀系统中进行的反应，如固体和液体，固体和气体或液体和气体的反应等，除了上述的几种因素外，还与反应物的接触面的大小和接触机会有关。

超声波、紫外线、激光和高能射线等会对某些反应的速率产生影响4. 化学反应理论: 碰撞理论, 过渡态理论碰撞理论有两个要点:恰当取向，足够的能量。

过渡态理论主要应用于有机化学。

5. 化学平衡: 标准平衡常数, 多重平衡规则, 化学平衡移动及其影响因素(1)平衡常数为一可逆反应的特征常数，是一定条件下可逆反应进行程度的标度。

对同类反应而言，K值越大，反应朝正向进行的程度越大，反应进行的越完全(2)书写和应用平衡常数须注意以下几点a. 写入平衡常数表达式中各物质的浓度或分压，必须是在系统达到平衡状态时相应的值。

生成物为分子项，反应物为分母项，式中各物质浓度或分压的指数，就是反应方程式中相应的化学计量数。

气体只可以用分压表示，而不能用浓度表示，这与气体规定的标准状态有关。

b.平衡常数表达式必须与计量方程式相对应，同一化学反应以不同计量方程式表示时，平衡常数表达式不同，其数值也不同。

c.反应式中若有纯故态、纯液态，他们的浓度在平衡常数表达式中不必列出。

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。

考研无机化学知识点解析

考研无机化学知识点解析无机化学是化学领域的基础学科之一，广泛应用于材料科学、生物化学、环境科学等领域。

对于准备考研的学生来说，掌握无机化学的知识点是非常重要的。

本文将对考研无机化学的几个关键知识点进行解析。

一、原子结构和元素周期律原子是构成物质的基本单位，了解原子结构对于理解元素的性质和反应机理至关重要。

考研中常见的原子结构知识点包括电子排布规律、量子数、各种精细结构和过渡金属元素的电子组态等。

此外，元素周期律是无机化学的基石，要掌握元素的周期性规律、周期表的结构以及元素在周期表中的分布规律。

二、化学键与化合物的分类化学键是原子间电子的共享、转移或吸引力形成的连接。

掌握化学键的形成过程、类型以及化合物的分类有助于理解化合物的性质和反应特点。

常见的化学键包括离子键、共价键、金属键和氢键等。

此外，了解无机化合物的分类、命名规则以及它们的性质也是重要的考点。

三、酸碱与溶液的酸碱性质无机酸碱是指非有机物质中的酸碱性质，主要包括酸碱的定义、酸碱度的计算以及酸碱性质的影响因素等。

此外，还需要了解溶液的酸碱性质、酸碱反应的平衡以及溶液中pH值的计算等内容。

四、主要无机化合物的性质与用途掌握一些主要无机化合物的性质与用途有助于理解无机化学在实际应用中的重要性。

例如，了解氧化铁的颜色变化与其晶格结构的关系、硅酸盐的特性以及氧化铜的催化性质等。

五、化学平衡与溶液电导化学平衡是指化学反应达到动态平衡的状态，理解化学平衡的影响因素、平衡常数的计算以及平衡常数与反应条件的关系是重要的考点。

此外，了解溶液电导的原理、电离度与电导率之间的关系也是重要的无机化学知识点。

六、无机材料与无机分析无机材料广泛应用于材料科学、化学工程等领域，了解无机材料的合成方法、性能表征以及应用非常重要。

此外，无机分析是确定和分析无机化合物和元素的方法，对于考研学生来说，了解无机分析的基本原理和方法也是必不可少的。

总结：本文对考研无机化学的几个关键知识点进行了解析，包括原子结构和元素周期律、化学键与化合物的分类、酸碱与溶液的酸碱性质、主要无机化合物的性质与用途、化学平衡与溶液电导、无机材料与无机分析等内容。

无机化学考研复习总结笔记

无机化学复习总结无机化学复习不完全攻略(原创，有不足，请指点)5转载自free kao yan首先说明一下,我是复习考有机专业的,因为接触无机比较早,也看过一些无机的教材,对无机的知识点略有了解,同时应版主要求,把版中无机的讨论带动起来,故介绍一下个人学的无机的心得,供大家参考,仅代表个人观点.无机的东西比较杂,并且比较松散,主要可以分为理论部分和元素化合物部分理论部分主要分为四大结构和四大平衡,以及化学热力学,动力学初步和溶液四大结构:原子结构,分子结构,配合物结构,晶体结构四大平衡:酸碱平衡,沉淀溶解平衡,配位离解平衡,氧化还原平衡如果你考物化的话化学热力学和动力学基础就不用看了,物化讲的比这个透彻得多,平衡的总纲以及溶液部分在物化里面也是讲的很详细; 如果你分析化学学得好的话,四大平衡也可以少看很多,因为分析化学就是建立在四大平衡的基础上的(仪器分析不算,呵呵); 5而结构化学里面所涉及到的结构问题又比无机的四大结构深多了,同样如果你在这方面比较强,那四大结构又省了很多事.但是如果每门掌握的都不透彻怎么办呢?不要担心,无机的理论部分仅仅是是一个大纲性质的东西,也就是总结性的概括.所以每种理论都有,但是每种理论要求都比较简单,按照四大结构-四大平衡-化学热力学初步-化学动力学初步-溶液的顺序自己仔细地过一遍也不是很难的事情,起码我感觉比自学有机容易多了,呵呵如果你的化学基础比较扎实,也不要在旁边偷偷笑,正所谓"结构决定性质",无机尽管理论比较简单,但是其精髓在于用简单的理论解释大量的现象和物质性质,在你掌握相关理论的基础上要能够灵活地把它们运用到平时见到的单质和化合物的性质解释.这样才算真正掌握了无机的理论.总的来说无机的理论部分重点在运用.而无机化学的重点则元素部分,这个也是无机主要讲的东西以及无机的特点.首先建议周期表最好是背过,认识并且会写除f区以外的元素,镧系最好能背过,一些重要的比如说La Ce也要知道的.个人感觉主族元素里面比较重要的是B,P,S,Sn,Pb,As,Bi,副族里Hg,Co,Cr,Mn,Ti,V,Cu等比较重要,下面分主族和副族元素分开介绍:第一主族里面要注意过氧化物,超氧化物,臭氧化物的结构和生成条件,焰色反应的火焰颜色(包括碱土金属和少量过渡金属的都要知道),以及碱金属的不溶盐;第二主族Mg,Ba最常见,同时也要注意焰色反应,对角线规则(主要是三对元素Li-Mg Be-Al,B-Si)首次在这里出现;第三主族注意B和Al, 铝热反应,Al的冶炼要注意K3AlF6的作用;B 绝对是基础无机的重点元素之一,要注意它的多中心缺电子桥键的结构;第四主族里面C,Si,Ge,Sn,Pb都要比较熟悉.碳氢化合物主要是放在有机里面了,无机主要是看它的氧化物和碳酸盐,这个比较简单. Si的考点的比较少,但是可以和元素有机结合起来,同时Si和Ge作为半导体材料应该和材料方面联系起来,并且这个地方要顺便复习一下晶体结构中的导带理论.Sn,Pb应该是重点考察的,二价Sn的还原性以及其在反应中价态变化导致颜色变化要很清楚,四价铅具有强氧化性也是要知道的.第五主族N,P,As,Bi重点,N的氧化物结构及合成,HNO3的还原产物都是比较烦人的东西的三种同素异形体的性质和相互转化(主要是白磷和红磷的相互转化条件)以及磷的氢化物和含氧酸的性质也要知道.As的氧化物和硫化物小心识记,马氏试砷法和古氏试砷法要熟悉,Bi要关注正五价的强氧化性第六主族S是重点,硫化物的不溶盐及其颜色绝对可以烦死你,硫的含氧酸结构及性质也很多,带"矾"的硫酸盐要知道卤素属于高中元素,都比较熟悉,就不多说了.但是要小心卤素互化物和拟卤素的性质氢和稀有气体看看就好了这些是主族的主要内容,下面是副族第一过渡系绝对是重点中的重点,而里面又以Cr,Mn,Cu最重要,Ti,V,Co,Ni,Fe也是常考的,Sc我的印象里面貌似从来没有考过.... Cr,Mn颜色丰富多彩,价态变化多端,够看一段时间了,Fe和Cu可以说差不多重要,要注意不同价态元素的存在条件以及转化,Co和Ni的性质可以和铁类比,但是注意Fe,Co三价态稳定,Ni二价态稳定, 同时Fe可以有六价,Ti和V注意下反应和颜色就好了,东西比较少第二过渡系和第三过渡系重点元素应该是Hg,Cd,Mo,W,Re,Ag,Pt,Au,Pt.Mo和W同多酸及杂多酸要知道,[Re2Cl8]2- 中存在δ键,其成键特点和对称性要知道.3其它还需要关注的是俗名和化合物的对应关系,元素及其化合物的定性鉴定(起码常见的,我上面提到的物质的定性鉴定要知道),特殊反应要记牢,顺便提醒一下,一些关于"第一","最","唯一","特殊"的东西要知道关于教材方面我看过三个版本,个人感觉北师大版的教材的分析得很透彻,讲解比较细致,语言通俗易懂,适合初学者学;武大的无机很全面,东西比较多,每章后面有总结和专题小节,适合提高用;而大连理工的教材感觉平平,除非是指定教材,否则没有必要参考. 同时听枫版主推荐申泮文的无机也很有水平,适合提高用,感谢他的热心. 以上只是个人学习无机的几点小心得,必定存在很多疏漏之处,在这里仅起到一个抛砖引玉的作用,还请广大研友以及化学爱好者们批评指正,把它补充完整,大家共同进步,如有疑问或者好的建议,欢迎回帖或者另开主体大家共同讨论再次感谢版主的支持和好的建议。

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-⨯..。

考研无机化学知识点总结

精心整理内容概要：一.无机化学（理论部分）知识点应用归纳1、无机物（分子或离子）构型:（1）简单分子（或离子）：（2）配合物：2、物质的熔、沸点(包括硬度):（1 （2 （3 （4 3 （1 （2 4 （1 （2 5 （1 （2 6 （1）离子晶体：（2）共价化合物：7、物质的氧化还原性：影响因素（1）溶液酸、碱度（2）物质的聚集状态8、化学反应方向:（1）热力学数据：（2）软硬酸碱理论9、分子极性、键的极性、键角、键长等:10、推导元素在周期表中的位置：能级组取值，选择—组合理量子数：四个量子数取值规则11、溶液中有关质点浓度计算：化学平衡，电离平衡，沉淀—溶解平衡，氧化—还原平衡，配合解离平衡：12二.（1（21、2、S2②加入过量的硝酸不能观察到沉淀溶解的有AgCl，BaSO4；BaSO3由于转化成为BaSO4而不能观察到沉淀的溶解。

AgBr，AgI，也不溶解，但是沉淀的颜色是黄色。

③能够和盐反应生成强酸和沉淀的极有可能是H2S气体和铅、银、铜、汞的盐溶液反应。

：④沉淀先生成后溶解的：CO2和Ca(OH)2,Al3+和氢氧化钠，AlO2－和盐酸，氨水和硝酸银3、操作不同现象不同的反应:Na2CO3和盐酸；AlCl3和NaOH，NaAlO2和盐酸；AgNO3和氨水；FeCl3和Na2S;H3PO4和Ca(OH)2反应。

4、先沉淀后澄清的反应：AlCl3溶液中加入NaOH溶液，生成沉淀，继续滴加沉淀溶解：；AgNO3溶液中滴加稀氨水，先沉淀后澄清：；NaAlO2溶液中滴加盐酸，也是先沉淀后澄清：；澄清石灰水通入二氧化碳，先沉淀后澄清：；次氯酸钙溶液中通入二氧化碳，先沉淀后澄清：；KAl(SO4)2与NaOH溶液：；5、通入二氧化碳气体最终能生成沉淀的物质：苯酚钠溶液、硅酸钠溶液、偏铝酸钠溶液（这三种都可以与少量硝酸反应产生沉淀）、饱和碳酸钠溶液。

苯酚钠溶液：；硅酸钠溶液：；饱和碳酸钠溶液：；偏铝酸钠溶液：；6、能生成两种气体的反应：HNO3的分解：；Mg与NH4Cl溶液的反应：；电解饱和食盐水：；C与浓HNO3加热时反应：；C与浓H2SO4加热时反应：；7、：型的反应：8、两种单质反应生成黑色固体：Fe与O2、Fe与S、Cu与O29、同种元素的气态氢化物与气态氧化物可以发生反应生成该元素的单质的是：S、N元素H2S＋SO2----——；NH3＋NO——；NH3＋NO2——；10、同种元素的气态氢化物与最高价氧化物的水化物可以发生反应生成盐的是：N元素NH3＋HNO3——；11、同时生成沉淀和气体的反应：Mg3N2＋H2O——；CaC2＋H2O——；Na2S2O3＋H2SO4——；Ba(OH)2＋(NH4)2SO4——；Al3+、Fe3+－——S2－、CO32－、HCO3－间的双水解反应：Al3+＋S2－——；Al3+＋HCO3－——；Fe3+＋CO32―——；12、常见的置换反应：（1）金属置换金属：如溶液中金属与盐的反应：；铝热反应：；（2）非金属置换非金属：卤素间的置换：；氟气与水的反应：；二氧化硅与碳的反应：；硫化氢与氯气反应：；（3）金属置换非金属：活泼金属与非氧化性酸的反应：；钠与水的反应：；镁在二氧化碳中燃烧：；（4）非金属置换金属：氢气与氧化铜的反应：；碳与氧化铁反应：。

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。

无机化学重点笔记

第一章物质的状态理想气体：是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力的假想情况下的气体。

实际气体：处于高温（高于273 K ）、低压（低于数百千帕）的条件下，由于气体分子间距离相当大，使得气体分子自身的体积与气体体积相比可以忽略不计，且分子间作用力非常小，可近似地将实际气体看成是理想气体。

pV = nRT （理想气体状态方程式）R 称为比例常数，也称为摩尔气体常数。

R = Pa·m3·mol-1·K-1 = kPa·L·mol-1·K-1= ·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m = J ）道尔顿理想气体分压定律式中 xi 为某组分气体的摩尔分数。

理想气体混合物中某组分气体的分压等于该组分气体的摩尔分数与总压力的乘积。

分体积定律当几种气体混合时，起初每一种气体在各处的密度是不同的，气体总是从密度大的地方向密度小的地方迁移，直至密度达到完全相同的状态，这种现象称为扩散。

相同温度、相同压力下，某种气体的扩散速度与其密度的平方根成反比，这就是气体扩散定律。

用u i 表示扩散速度，ρi 表示密度，则有：或式中u A 、u B 分别表示A 、B两种气体的扩散速度，ρA 、ρB 分别表示A 、B 两种气体的密度。

同温同压下，气体的密度（ρ）与其摩尔质量（M ）成正比，据此可以表示为：对理想气体状态方程进行修正对n = 1 mol 实际气体，其状态方程为：气体分子运动论的主要内容包括以下几个假设：（1）气体由不停地作无规则运动的分子所组成；（2）气体分子本身不占体积，视为数学上的一个质点； i i RT RT p p n n V V=∑=∑=i i i i i p n n p p x p p n n=== 或1212= = +++ i i i in RT n RT n RT nRT V V V V p p p p =⋅⋅⋅=+⋅⋅⋅=∑∑i u A B u u A B u u 22()()an p V nb nRT V +-=2()()m m a p V b RT V +-=（3）气体分子间相互作用力很小，可忽略；（4）气体分子之间及分子对容器壁的碰撞视为弹性碰撞，气体的压力是由于气体分子同容器壁产生碰撞的结果；（5）气体分子的平均动能与气体的温度成正比。

考研化学无机化学重要知识点梳理

考研化学无机化学重要知识点梳理无机化学是化学科学的重要分支之一，它研究无机物质的结构、性质、合成和反应等方面的内容。

对于考研化学的学生来说，无机化学是必修的一门课程，下面将对考研化学无机化学的重要知识点进行梳理和总结。

一、元素周期表元素周期表是化学中重要的基础知识，它是由化学元素按照一定规律排列形成的表格。

元素周期表每个元素的周期数和族数都代表着该元素的电子排布规律和化学性质。

考研化学中，需要了解元素周期表的基本结构和元素的周期趋势规律，如原子半径的变化规律、离子半径的变化规律以及电离能、电子亲和能等的变化规律。

二、配位化学配位化学是无机化学重要的一个分支，它研究的是过渡金属离子或主族金属离子与配体之间的结合关系和形成的配合物。

在考研化学中，需要了解配体的命名规则、配位数的确定、配位键的形成原理以及配合物的结构和性质等内容。

三、主族化学主族元素是元素周期表中位于周期表左侧的元素，考研化学中主要研究的是周期表第13至18族的元素。

主族元素化合物的结构和性质是考研化学的重点内容之一，需要了解主族元素的周期性规律、主族元素化合物的结构和性质以及主族元素在生活中的应用等知识点。

四、过渡金属化学过渡金属是元素周期表中位于d区的元素，考研化学中需要重点研究的是3d到5d区的过渡金属元素。

过渡金属具有丰富的化学性质和广泛的应用价值，在考研化学中需要了解过渡金属的电子排布规律、过渡金属离子和配体的配位关系以及过渡金属催化剂的原理等知识点。

五、无机材料化学无机材料是指由无机化合物制备而成的材料，包括无机非金属材料、无机金属材料和无机复合材料等。

考研化学中需要了解无机材料的制备方法、性质和应用等知识点。

例如，常见的无机材料包括陶瓷材料、玻璃材料、催化材料等，考生需要了解它们的制备工艺、结构和性能等方面的知识。

六、无机反应无机反应是无机化学中重要的内容之一，它包括离子反应、氧化还原反应、酸碱反应等。

在考研化学中，需要了解无机反应的基本概念和反应机理，掌握常见无机反应的制备条件和化学方程式，了解反应速率、反应平衡和反应热力学等方面的知识。