五、无机及分析化学重要知识点汇编
华中科技大学2017年攻读硕士学位研究生入学考试试题
重要知识点汇编
（无机化学及分析化学）
绪论
一、化学的地位及作用
自然科学在纵向方面分为三个层次：工程技术、技术科学、基础科学。
化学是一门基础学科，它是在分子、原子或离子等层次上研究物质的组成、结构和性质以及可能发生的变化和变化中的能量转换。
化学理论已渗透到许多技术学科当中，如采矿和冶金工业的需要，推动了无机和分析化学的发展；纺织、印染、煤、石油的综合利用又使有机化学向前迈进了一大步。
二、四大化学
化学在发展过程中逐步形成了许多分支学科，如"四大化学"这些都属于纯粹的化学。
无机化学：以所有元素及其化合物（除C、H化合物及其衍生物）为研究对象；
有机化学：以C、H化合物及其衍生物为研究对象；
分析化学：研究物质的化学组成和鉴定方法及其原理；
物理化学：以应用物理测量方法和数学处理方法来研究物质及其反应，以寻求化学性质和物理性质间本质联系的普遍规律。
另外，随着化学在不同领域中的应用，又产生了许多应用化学：如工业化学、高分子化学、放射化学、环境化学、生物化学、半导体化学等等。
三、本课程的目的及主要内容
1、目的：化工类专业一门重要的基础课，是后续化学课程的基础。
2、主要内容：主要是研究无机物的组成、结构、性质、制备、应用以及其变化的基本原理。
本教程分为两部分：化学理论与元素及其化合物
其中化学理论又分为：四大平衡（化学平衡、酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡）及结构理论。
3、学习方法：
（1）理论课
大学的学习模式：每节课的讲授内容多，讲授内容重复性小，作业量少，无课堂练习，强调自学能力的提高。针对大学学习特点，提出如下要求：
①课堂认真听讲，跟上教师讲授思路，有弄不懂的问题暂且放下，待以后解决，不然，由于讲授速度快，容易积累更多的疑难问题。
②作好课堂笔记，留下一定的空白处，做标记，提出问题，写出结论。
（2）实验课
化学是以实验为基础的学科，实验对于理论的理解十分重要。
目的:掌握基础实验技能,通过实验深化理论问题的理解和记忆,提高分析问题和解决问题的能力。
要求:预习报告,实验记录,实验报告。
第一章气体与热化学方程式
在常温下，物质通常以三种不同的聚集状态存在，即气体、液体和固体。物质的每一种聚集状态有各自的特征。在这一章我们主要介绍气体。
1.1气体
气体是物质存在的一种形态，没有固定的形状和体积，能自发在充满任何容器。气体分子间的距离较大，所以容易压缩。气体的体积不仅受压力影响，同时还与温度、气体的物质的量有关。通常用气体状态方程式来反映这四个物理量之间的关系。
1.理想气体状态方程
在压力不太高和温度不太低时，气体的体积、压力和温度之间具有下列关系：
pV= nRT (1—1)
式中：p ——压力，Pa ；
V ——体积，m 3；
n ——物质的量，mol ；
R ——热力学温度，K ；
T ——摩尔气体常数，又称气体常数。
该式称为理想气体状态方程式。我们把在任何压力和温度下都能严格地遵守有关气体基本定律的气体称为理想气体。理想气体状态方程式表明了气体的p 、V 、T 、n 四个量之间的关系，一旦任意给定了其中三个量，则第四个量就不能是任意的，而只能取按式(1—1)决定的惟一的数值。
物质的量n 与质量m 、摩尔质量M 的关系为
M
m n = 则式(1—1)可变换成
RT M
m pV = (1—2) 结合密度的定义V m /=ρ，则式(1—1)可以变换为
RT
pM =ρ (1—3) 它反映了理想气体密度随T 、p 变化的规律。
在标准状况下，1mol 气体的体积3310414.22m V m -⨯=，代入式(1—1)得
)
/(314.8)
/(314.815.273110414.2210325.10133
33K mol J K mol m Pa K
mol m Pa nT pV R ⋅=⋅⋅=⨯⨯⨯⨯==- R 的数值与气体的种类无关，所以也称能用气体常数。
例1-1：一个体积为40.0dm 3的氮气钢瓶，在25℃时，使用前压力为12.5Mpa 。求钢瓶压力降为10.0 Mpa 时所用去的氮气质量。
解：作用前钢瓶中N 2的物质的量为
mol RT V p n 202)
2515.273(314.8100.40105.123
611=+⨯⨯⨯⨯==- 作用后钢瓶中的N 2的物质的量为
mol RT V p n 161)
2515.273(314.8100.40100.103
622=+⨯⨯⨯⨯==- 则所用氮气的质量为
kg g M n n m 1.1101.10.28)161202()(321=⨯=⨯-=-=
理想气体实际上是一个科学的抽象的概念，客观上并不存在理想气体，它只能看作是实际气体在压力很低时的一种极限情况。从微观的角度看，理想气体的模型把气体分子看作本身无体积且分子间无作用力。当压力很低时，实际气体体积中所含气体分子的数目很少，分子间距离很大，彼此的引力可忽略不计，实际气体就拉近理想气体。由于理想气体反映了实际气体在低压下的共性，所遵循的规律及表示这些规律的数学公式都比较简单，且容易获得，所以引入理想气体这样一个概念非常重要。
在常温常压下，一般的实际气体可用理想气体状态方程式(1—1)进行计算。在低温或高压时同，由于实际气体与理想气体有较大差别，将式(1—1)加以修正就行了。用这种方法来解决实际气体的问题要简单的多。
2.道尔顿分压定律
在生产和科学实验中，实际遇到的气体，大多数是由几种气体组成的气体混合物。如果混合气体的各组分之间不发生反应，则在高温低压下，可将其看作理想气体混合物。混合后的气体作不一个整体，仍符合理想气体定律。
气体具有扩散性。在混合气体中，每一组分气体总是均匀地充满整个容器，对容器内壁产生压力，并且互不干扰，就如各自单独存在一样。在相同温度下，各组分气体
占有与混合气体相同体积时，所产生的压力叫做该气体的分压。1801年，英国科学家道尔顿(J.Dalton)从大量实验中总结出组分气体的分压与混合气体总压之间的关系，这就是著名的道尔顿分压定律。分压定律有如下两种表示形式：
第一种表示形式：混合气体中各组分气体的分压之和等于该气体的总压力。例如，混合气体由C 和D 两组分组成，则分压定律可表示为：
p(D)p(C)+=总p (1—4)
式中，)()(D p C p 、——分别为C 、D 两种气体的分压。
第二种表示形式为：混合气体中组分i 的分压等于总压总p 乘以气体i 的摩尔分数
i x 。
i i x p p ⨯=总 (1—5)
总
n n x i i = 摩尔分数i x 是指某气体的物质的量（i n ）与混合气体的物质的量（总n ）之比。
由于压力表测量混合气体的压力得到的是总压，而组分气体的分压一般是通过对混合气体进行分析，测出各组分气体的体积分数（总V V i /）再计算得到，i V 和总V 分别
表示组分i 的分体积和混合气体的总体积。所谓分体积是指组分气体在保持混合气体的温度、压力下，单独存在时所占有的体积。例如，将各为101.3kPa 的1L 2N 和3L 2H 混合，欲使混合气体的总压力与原来各气体的压力相同，即为101.3kPa ，那么混合混合气体的总体积必为4L ，而2N 的分体积为1L ，2H 的分体积为3L 。
因为在相同的温度和压力下，气体的体积与其物质的量n 成正比，所以在混合气体中，组分i 的摩尔分数i x 等于其体积分数总V V i /，由此可得
i i i i x V n n p p ＝＝＝总
总总V （1—6） 由式（1—6）可知，混合气体中某组分气体的分压等于总压乘以该气体的体积分数。
例1-2：25℃时，装有0.3MPa 2O 的体积为1L 的容器与装有0.06MPa 2N 的体积
为2L 的容器用旋塞连接。打开旋塞，待两边气体混合后，计算：
（1）2O 、2N 的物质的量。
（2）2O 、2N 的分压力。
（3）混合气体的总压力。
（4）2O 、2N 的分体积。
解：（1）混合前后气体物质的量没有发生变化：
m o l RT V p O n 12.0)
27325(314.81103.0)(3112=+⨯⨯⨯== mol RT V p N n 048.0)
27325(314.821006.0)(3222=+⨯⨯⨯== （2）2O 、2N 的分压是它们各自单独占有3L 时所产生的压力。当2O 由1L 增加到3L 时：
MPa RT V p O p 1.03
13.0)(112=⨯== 当2N 由2L 增加到3L 时：
MPa RT V p N p 04.03
206.0)(222=⨯== （3）混合气体总压力：
MPa N p O p p 14.004.01.0)()(22=+=+=总
（4）2O 、2N 的分体积：
L p O p V O V 14.214
.01.03)()(22＝＝总总⨯⨯= L p N p V N V 86.014
.004.03)()(22＝＝总总⨯⨯
= 1.2 化学反应中的能量关系 一、概念和术语
1.体系和环境
化学反应总是伴随着各种形式的能量变化，我们在研究化学反应中的能量关系时，常常需要把研究对象与周围其他部分划分开来，作为研究对象的这部分，就称为体系（），把体系以外的跟体系密切相关的部分叫做环境（）。例如研究溶液中的反应，溶液就是我们研究的体系，而盛溶液的烧杯，溶液上方的空气等都是环境。按照体系和环境之间物质和能量的交换情况不同，可以将体系分为以下三类：
敞开体系：这种体系和环境之间，既有物质交换，又有能量交换。
封闭体系：这种体系和环境之间，没有物质交换，只有能量交换。
孤立体系：这种体系和环境之间，既没有物质交换，又没有能量交换。
例如在一个敞开的广口瓶中盛水，盛水的广口瓶即为一个敞开体系，因为瓶内外既有热量的交换，又有瓶中水汽的蒸发和瓶外空气的溶解。如在此广口瓶上盖上瓶塞，这样瓶内外只有热量的交换而无物质的交换，这时成为一个封闭体系。如将上述广口瓶换为带盖的杜瓦瓶（能绝热），由于瓶内外既无物质交换又无热量交换，而构成一个孤立体系。
2.过程和途径
体系的状态发生变化时，状态变化的经过称为过程（）。如果体系的状态是在温度恒定的条件下发生变化，则此变化称为“定温过程”；同理，在压力和体积恒定的条件下，体系的状态发生了变化，则称“定压过程”。如果状态发生变化时，体系和环境没有热交换，则称“绝热过程”。
体系由一始态变到另一终态，可以经由不同的方式。这种由同一始态变到同一终态的不同方式就称不同的途径（），因此可以把体系状态变化的具体方式称为途径。
3.状态和状态函数
一个体系的状态可由它的一系列物理量来确定，例如气体的状态可同压力、体积、温度及各组分的物质的量等参数来决定。当这些物理量都有确定值时，体系就处在一定的热力学状态，所以，状态（）是体系一切宏观性质的综合，而这些确定体系状态性质的物理量称为状态函数（）。
状态函数的一个重要性质，就是它们的数值大小只与体系所处的状态有关，也就是说，在体系从一种状态变化到另一种状态时，状态函数的增量只与体系的始态和终态有关，而与完成这个变化所经历的途径无关。例如，一种气体的温度由始态的25℃变到终态的50℃，它变化的途径不论是先从25℃降温到0℃，再升到50℃，或是从25℃直接升温到50℃，状态函数的增量T
只由体系的终态（50℃）和始态（25℃）所决定，其
结果都是相同的。
体系各个状态函数之间是相互制约的，若确定了其中的几个，其余的就随之而定。例如对于气体，如果知道了压力、温度、体积、物质的量这四个状态函数中的任意三个，就能用状态方程式确定第四个状态函数。
4.热和功
当体系和环境之间存在着温度差时，两者之间就会发生能量的交换，热会自动地从高温的一方向低温的一方传递，直到温度相等建立起热平衡为止。热（heat）用符号Q 表示。溶解过程中与环境交换的热称为溶解热；化学反应过程中与环境交换的热称为反应热。热力学上规定，体系吸热，Q为正值；体系放热，Q为负值。
除了热以外，我们把其他各种被传递的能量都称为功（work），如由于体系体积变化反抗外力作用而对环境做的体积功，还有表面功、电功等。“功”用符号W表示，本章只考虑体积功。热力学上规定：体系对环境做功，W为负值；环境对体系做功，W为正值。
热和功是能量传递的两种形式，它们与变化的途径有关。当体系变化的始、终态确定后，Q和W随着途径不同而不同，只有指明途径才能计算过程的热和功，所以热和功都不是状态函数。
5.热力学能
热力学能（thermodynamic energy）又称内能，是体系中一切形式能量的总和。它包括体系中原子、分子或离子的动能（平动能、转动能、电子运动能等），各种了、粒子间吸引和排斥所产生的势能，以及化学键能、核能等。
热力学能以符号U表示，具有能量单位。它仅决定于体系的状态，在一定状态下有一定的数值，所以热力学能是状态函数。当体系从一种状态变化到另一种状态时，热力学能的增量△U只与体系的始态与终态有关而与变化的途径无关。
由于物质结构的复杂性和内部相互作用的多样性，尚不能确定热力学能的绝对值。实际应用中只要知道热力学能的变化值就足够了。根据能量与转化定律，体系热力学能的变化可以由体系与环境之间交换的热和功的数值来确定。
二、化学反应中的能量变化
1.定压反应热、焓和焓变
大多数的化学反应都是在定压条件下进行的，例如在化学反应实验中，许多化学反应都是在敞口容器中进行，反应是在与大气接触的情况下发生。因此，体系的最终压力
必等于大气压力。由于大气压力变化比较微小，在一段时间内可以看作不变，所以反应可以看作是在定压下进行，因此讲座定压反应热效应具有实际意义。在定压下进行的化学反应，如有体积变化时，则要做体积功。功可以有两种：一种是体积功，另一种是非体积功（如表面功、电功等）。在定压下进行的化学反应，一般只做体积功，则
V p W ∆=
这样，按热力学第一定律，在定压下进行的化学反应的热力学能变化为
V p Q W Q U p p ∆-=+=∆ （1—7）
则
)()()(11221212pV U pV U V V p U U V p U Q p +-+=-+-=∆+∆=
式中U 、p 、V 都是状态函数，它们的组合（U+pV ）必须具有状态函数的性质。热力学上定义H ＝U+pV ，取名为焓（），即以H 表示。这样得出
H H H Q p ∆=-=12 （1—8）
H ∆为体系的焓变（chang of enthalpy ），具有能量单位。即温度一定时，在定压下，只做体积功时，体系的化学反应热效应p Q 在数值上等于体系的焓变。因而焓可以认为是物质的热含量，即物质内部可以转变为热的能量。
焓像热力学能那样，不能确定其绝对值，在实际应用中涉及的都是焓变H ∆。 通常规定放热反应H ∆0<，吸热反应0>∆H 。从H Q p ∆=，可由热力学第一定律V p Q U p ∆-=∆得到
V p U H ∆=∆-∆ （1—9）
由此可知，定压下U H ∆-∆，就是体系经由定压过程发生变化时所做的体积功。对始态和终态都是液体或固体的变化来说，统计体积变化V ∆不大，可以忽略不计。这样得到
U H ∆≈∆ （1—10）
对于有气体参加的反应，如
O H g O g H 2222)()(2=+
假定反应物和生成物都具有理想气体的性质，则
nRT RT n n V V p V p ∆=-=-=∆)()(1212
反应前后，气体的物质的量改变为n ∆，它等于气体生成物的物质的量总和减去气体反应物的物质的量总和。在上述反应中，1)21(2-=+-=∆n ，当K T 15.298=时， 13479.215.29810314.81--⋅-=⨯⨯⨯-=∆=∆mol kJ nRT U p
由此可见，即使在有气体参加的反应中，H ∆∆与V p 相比也只是一个较小的值。因此，在一般情况下，可认为
U H ∆≈∆
2.热化学方程式
表示化学反应及其热效应关系的化学方程式，叫做热化学方程式。如：
)(2)()(2222g O H g O g H =+ 164.483)15.298(-Θ⋅-=∆mol kJ K H
该式表明，温度为298.15K ，诸气体压力均为标准压力
时，在定压条件下(大多数反应都是在定压条件下进行的)，水泵2molH 2(g)和1molO 2(g)，生成2molH 2O(g)所放出的热量为483.64kJ 。
因为反应热效应与许多因素有关，正确地写出热化学方程必须注意以下几点：
(1)因反应热效应的数值与温度、压力有关，在热化学方程式中必须注明反应条件。
在同一温度下，物质的性质常随压力而变，热力学中规定了物质的标准状态：气态物质的标准状态是压力为100kPa 的理想气体。液态或固态物质的标准状态是在100kPa 压力下，其相应的最稳定的纯净物。对于溶液来说，溶质的标准状态是它的质量摩尔浓度为1mo l ﹒kg -1 ,实际应用中，稀溶液常近似用溶质的物质的量浓度1mo l ﹒L -1，压力为标准压力100kPa ；把稀溶液的溶剂看作纯物质，其标准状态是标准压力下的纯液体。诸物质处于标准状态时的反应焓变，称为标准焓变，以 表示。上例的焓变就是
温度若不注明，温度通常指298.15K 。
(2)必须注明反应物和生成物的聚集状态(通常用g 表示气态，l 表示液态，s 表示固态)。如上述反应生成物的是H 2O(l)，而不是H 2O(g)，则放出的热量就会多些，因为水的汽化要吸收一定热量。
(3)焓变必须和一个化学反应方程式相对应。
3．生成焓
生成焓又称为生成热，它是反应热的一种。在热化学中，体系的标准状态是指压力为100kPa ，温度可以任意选定，通常选定在298.15K 。在标准状态下，由元素的最稳定的单质化合生成为1mo l 纯化合物时的反应焓变叫做该化合物的标准摩尔生成焓，用 表
。如果温度不是
，则需要在下标处注明温度，符号为 ，T 是实际反应温度。可以看到，热力学中的标准状态是指标准
压力条件，温度由实际反应而定。在化学手册中查到的
的数据常是298.15K 时的
1.1节中气体的标准状况相混淆。
根据上述定义，稳定单质的标准生成焓为零。应该指出，当一种元素有两种或两种以上单质时，只有一种是最稳定的。从书后标准生成焓附录中可以看到，碳的两种同素异形体石墨和金钢石，其中石墨是碳的稳定单质，它的标准生成焓为零。由稳定单质转变为其他形式单质时，也有焓变：
-1()C() H =1.897kJ mol C →∆⋅石墨金钢石
生成焓是热化学计算中非常重要的数据，通过比较相同类型化合物的生成焓数据，可以判断这些化合物的相对稳定性。例如，Ag 2O 与Na 2O 相比较，因Ag 2O 生成时放出热量少，因而比较不稳定(见表1-1)。
表1-1 Ag 2O 与Na 2O 生成焓的比较
4．盖斯定
律
俄国化学家盖斯根据他对反应热效应实验测定结果分析，于1840年总结出一条定律：在定压下，反应热效应只与反应物和生成物的始态和终态(温度、物质的聚集状态和物质的量)有关，而与变化的途径无关。这个定律叫盖斯定律。
根据这个定律，我们可以计算出一些不能用实验方法直接测定的热效应。例如，在煤气生产中，我们需要知道下列反应在定温定压下(298.15K ，100kPa)的热效应：
21()()()2C s O g CO g += 上述反应的热效应不能用实验直接测定。但是，C 燃烧生成CO2的热效应和CO 燃烧生成CO2的热效应是已知的： △f H T
12211
222()()()393.5(1)1
()()()
283.0(2)
2
C g O g CO g H kJ mol CO g O g CO g H kJ mol
--+=∆=-⋅+=∆=-⋅
可以设想，生成CO2的途径，即从始态(C+O2)、终态(CO2)的途径有两条，如图1-1所示。第一条途径是一步完成的，以(1)表示；第二条途径是分两步完成的，即是由碳和氧气生成CO ，再由CO 和氧气生成CO2，分别以(3)和(2)表示。
根据盖斯定律，123
H H H ∆=∆+∆，则
1312
393.15(283.0)110.5H H kJ mol -∆=∆=--=-⋅
由此求出反应(3)的热效应为-110.5kJ 。即
1
231
()()()
110.5(3)2
C s O g CO g H kJ mol -+=∆=-⋅
实际上，根据盖斯定律，可以把热化学方程式像代数方程式那样进行运算。方程式相加(或相减)，其热效应的数值也相加(或相减)。例如，在上例中式(1)减去式(2)即得式(3)。即反应式(3)=(1)-(2)，则热效应3
12H H H ∆=∆-。
盖斯定律的实质是焓为状态函数，焓变与途径无关。 5．由标准生成焓计算化学反应热效应
盖斯定律的重要用途就是利用化合物的标准生成焓，来计算各种化学反应的热效应。因为在任何反应中，反应物和生成物所含有的原子和种类和个数总是相同的(质量守恒定律)，用相同种类和数量的单质既可以组成全部反应物，也可以组成全部生成物。如果分别知道了反应物和生成物的生成焓，即可以求出反应的热效应。现以氨的氧化反应为例说明。
22
221-1 C+O CO →图的反应途径
例1-3：由热力学数据表中查得：
1311
2
(,)46.11(,)90.25(,)241.82f f f H NH g kJ mol H NO g kJ mol H H O g kJ mol
---∆=-⋅∆=⋅∆=-⋅
计算氨的氧化反应3224()5()4()6()NH g O g NO g H O g +→+的标准反应热(即标准焓变)(298)H K ∆。
解：反应物和生成物都可以看作是由2molN 2,6molH 2,5molO 2反应生成的，以单质为始态，以生成物为终态，反应物为中间状态，可得关系图1-2。
222
265N H O ++2
∆2O 32
5+1-2 图氨氧化反应关系图
反应物标准生成焓的总和：
1321
4
,)
5
,)
4
(46.11)50
184.44f f
NH g
g kJ mol
-∆
=∆+∆=⨯-+⨯=-⋅
生成物标准生成焓的总和：
221
4,)6,)
490.256(241.82)1089.92f f NO g H O g kJ mol
-∆=∆+∆=⨯+⨯-=-⋅
根据盖斯定律：
12=
1211089.92(184.44)905.48kJ mol -∆∆=---=-⋅
由上述例子可知，在相同温度和压力下，标准反应热等于生成物的标准生成焓总和减去反应物的标准生成焓总和。
()()- (1-11)i f i f i H H H υυυ∆=∆∆∑∑生成物反应物其中为生成物的化学反应计量数。
2.1 化学反应速率
一、化学反应速率的表示方法
化学反应速率是指在一定条件下，化学反应中反应物转变为生成物的速率，往往用单位时间内反应物或生成物浓度变化的正值（绝对值）表示，单位：mol.L-1.时间。时间可以为s、min或其他时间单位。
浓度变化即
反应速率 =
变化所需时间
通过上式计算得出的实际上是平均速率，当时间间隔趋于0时，平均速率即转化为瞬时速率。如图
在浓度随时间变化的图上，某时刻的速率即该时刻切线的斜率。以后提到的速率均指瞬时速率。显然，反应刚开始，速率大，然后不断减小，体现了反应速率变化的实际情况。
2.2 化学反应速率理论简介
1、化学反应历程（机理）
一个化学反应，在一定条件下，反应物变成生成物实际经过的途径。
基元反应：在反应中反应物分子直接转化成生成物的反应—简单反应。
复杂反应：在反应中反应物分子经过多步才转化成生成物的反应----非基元反应。基元反应
CO(g) + NO2(g) = CO2(g) + NO(g)
非基元反应
H2(g) + I2(g) = 2HI(g
I2(g) =2 I(g) 快
H2(g) + 2I(g) = 2HI(g) 慢
2、化学反应速率理论
（1）有效碰撞理论
化学反应发生的必要条件是反应物分子（或原子、离子）间的碰撞。
只有极少数活化分子的碰撞才能发生化学反应，称“有效碰撞”；活化分子是反应物分子中能量较高的分子，其比例很小；
理论要点：
※有效碰撞：能发生反应的碰撞；
※活化分子：具有较大的动能并且能发生有效碰撞的分子；
※活化能：活化分子所具有的最低能量与反应物分子的平均能量之差；
※其他条件相同时，活化能越低的化学反应，反应速率越高。
活化能（E a）是化学反应的“能垒”，E a越高，反应越慢；E a越低，反应越快。E a 可以通过实验测定。
一般化学反应的活化能约在40~400 kj.mol-1之间；
多数化学反应的活化能约在60~250 kj.mol-1之间；
反应的活化能小于40 kj.mol-1时，反应速度很快；
反应的活化能大于400 kj.mol-1时，反应速度很慢；
中和化学反应的活化能约在13~25 kj.mol-1之间。
（2）过渡状态理论
化学反应并不是通过反应物分子的简单碰撞完成的，在反应物到产物的转变过程中，先形成一种过渡状态，即反应物分子活化形成配合物的中间状态。
如 A + BC 「A…B…C」 ABC
2.3影响化学反应速率的主要因素
内因：反应的活化能
外因：浓度、温度、催化剂
一、浓度或分压对反应速率的影响
1.基元反应：对于简单反应，反应物分子在有效碰撞中经过一次化学变化就能转化为产物的反应。
2.基元反应的化学反应速率方程式：可由质量作用定律描述。
在一定温度下,对某一基元反应,
反应速率与各反应物浓度(以化学方程式中该
物质的计量数为指数)的乘积成正比
如：aA + bB = gG + dD 为基元反应， 则:)B ()A (v c kc b
a
⋅=
称作质量作用定律数学表达式。 而对于非基元反应，有：
)B ()A (v c kc n
m
⋅=
称作反应速率方程式。其中m 、n 要通过实验来确定。
（a+b ）或（m+n ）称为反应级数。
例1 S 2O 8 2- + 3I - = 2SO 42- + I 3- 非基元反应
该反应为2级反应。
k 称为反应速率常数, 可用来表征反应的速率。
k 与温度、催化剂有关，而与浓度无关。对于n 级反应其单位是(mol dm -3)(n-1)s -1 反应级数的意义：
① 表示了反应速率与物质的量浓度的关系； ②零级反应表示了反应速率与反应物浓度无关 速率常数的单位
零级反应: υ = k(c A )0 k 的量纲为mol·dm -3·s -1 一级反应:υ = kc A ； k 的量纲为s -1
二级反应:υ = k(c A )2 k 的量纲为mol 3·dm -1·s -1 气体反应可用气体分压表示
2NO 2 −−→←−−
2NO + O 2； v = k c c (NO2 )2 ；或 v = k p p (NO2 )2； kc ≠ k P
二、温度对反应速率的影响
范特霍夫规则
)
)((282--
=I O S k v
一般情况下：在一定温度范围内，对化学反应温度每升高10度反应速率大约增加到原来的2
~
4倍。
温度升高使反应速率显著提高的原因是：升温是反应物分子的能量增加，大量的非活化分子获得能量后变成活化分子，单位体积内活化分子的百分数大大增加，由小碰撞次数增多，从而反应速率明显增大。
三、催化剂对反应速率的影响
催化剂能改变反应速率的作用叫催化作用。
正催化：加速反应速率负催化：减慢反应速率
1.催化剂影响反应速率的原因
催化作用的实质是改变了反应的机理，降低了反应的活化能，因而提高了反应速率。不改变反应前后物质的组成和质量，也不改变平衡常数K；缩短平衡到达的时间，加快平衡的到来。
2．特点：
⑴高效性（用量少，作用大）
⑵选择性
一种催化剂只能催化一种或几种反应；同一反应用不同催化剂得到不同产物。
⑶反应前后组成和质量不变
⑷酶的活性要在一定温度、一定pH范围时才最大。
2.4 化学平衡
一、化学反应的可逆性和化学平衡
1.化学平衡及特征
在一定条件下，既能向正方向进行又能向逆方向进行的反应称可逆反应。如反应：
CO（g）+H
2O（g）−−→
←−− H2（g）+CO2（g）
在高温下CO与H
2O能反应生成H
2
和CO
2
，同时H
2
与CO
2
也能反应生成CO和H
2
O。对这样的
反应，为强调可逆性，在反应式中常用−−→
←−−代替等号。
化学平衡及特征：
几乎所有反应都是可逆的，只是有些反应在已知的条件下逆反应进行的程度极为微
小，以致可以忽略，这样的反应通常称之为不可逆。如KClO 3加热分解便是不可逆反应的例子。
可逆反应在进行到一定程度，便会建立起平衡。例如，一定温度下，将一定量的CO 和H 2O 加入到一个密闭容器中。反应开始时，CO 和H 2O 的浓度较大，正反应速率较大。一旦有CO 2和H 2生成，就产生逆反应。开始时逆反应速率较小，随着反应进行，反应物的浓度减少，生成物的浓度逐渐增大。正反应速率逐渐减少，逆反应速率逐渐增大。当正、逆反应速率相等时，即达到平衡状态。正、逆反应速率相等时的状态叫做化学平衡。 化学平衡有两个特征：
（1）化学平衡是一种动态平衡。表面上看来反应似乎已停止，实际上正逆反应仍在进行，只是单位时间内，反应物因正反应消耗的分子数恰等于由逆反应生成的分子数。
（2）化学平衡是暂时的、有条件的平衡。当外界条件改变时，原有的平衡即被破坏，直到在新的条件下建立新的平衡。
2. 化学平衡常数
(1)实验平衡常数
在一定温度下液相达平衡时，都能建立如下的关系式 aA + bB
dD + eE
d e
a b c ()() ()()K c D c E c A c B =
K c 为浓度平衡常数。
对气体反应，还可用气体的分压代替浓度。平衡常数表达式可写成K p ，
d e
a b p p()p() p()p()K D E A B =
K c 、K p 统称为实验平衡常数。
(2)标准平衡常数（热力学平衡常数）
标准平衡常数表达式 对溶液中的反应：a A （S ）+b
B
e E+ d D
{}{}
{}
d
e
b
c
c()/c c(E)/c c(B)/c K
D θθθθ
=
（固体A 不参与此式的书写）
对气相反应要用分压表示
(3)书写和应用平衡常数的几点说明：
①平衡常数表达式需与计量方程式相对应，同一化学反应用不同计量方程式表示时，平衡常数表达式不同，得到的数值也不同。 例 N 2 (g) + 3 H 2
(g)
2NH 3
(g)
K 1
= 1.60 ⨯ 10 -5
1/2N 2 (g) + 3/2 H 2 (g)
NH 3
(g)
K 2 = 3.87 ⨯ 10 -2 K 1 ≠ K 2 ， K 1
= K 22
②纯固体与纯液态及水溶液中参加反应的水的浓度在平衡常数表达式中不出现；
k θ 例： Ca 2CO 3
(s) CaO(s) + CO 2
③ 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。气体只可用分压表示。
④ 温度发生改变，化学反应的平衡常数也随之改变，因此，在使用时须注意相应的温度。 ●平衡常数的意义
①平衡常数是可逆反应的特征常数。对同类反应来说k θ越大，反应进行得越完全。 ②由平衡常数可以判断反应是否处于平衡态和非平衡态时反应进行的方向。 ●多种平衡的平衡常数
多重平衡的规则：在相同条件下，如有连个反应方程式相加或相减得到第三个反应方程式，则第三个反应方程式的平衡常数为前两个反应方程式平衡常数之积或之商。 即 K 3 = K 1 × K 2 或 K 3 = K 1/K 2
2()
p CO K p θθ
=
3.平衡常数与平衡转化率
转化率：
a = 某反应物已转化的量/某反应物的重量×100％
若反应前后体积不变，反应的量可以用浓度表示
a =（某反应物的起始浓度 - 某反应物的平衡浓度）/某反应物的起始浓度×100％
2.5 化学平衡的移动
一、浓度对化学平衡的影响
在其它条件不变的情况下，增加反应物的浓度或减少生成物的浓度，化学平衡向着正反应方向移动；增加生成物的浓度或减少反应物的浓度，化学平衡向着逆反应的方向移动。
在可逆反应中，为了尽可能利用某一反应物，经常用过量的另一种物质和它作用。
不断将生成物从反应体系中分离出来，则平衡将不断向生成产物的方向移动。二、压力对化学平衡的影响
等温下，增大总压强，平衡向气体分子数减少的方向移动；减压，则平衡向气体分子数增加的方向移动。如：
673K时反应：N2(g)+3H2(g)∆2NH3(g)
如果气态反应物的总分子数和气态生成物总分子数相等，在等温下，增加或降低总压强，对平衡没有影响。如：
773K时反应 CO+H 2O H2+CO2
三、温度对化学平衡的影响
升高温度，使平衡向吸热方向移动；降低温度，使平衡向放热方向移动。
体系放热时∆r H θ为负值，吸热时为正值。
四、催化剂与化学平衡
催化剂不会使平衡发生移动，但使用催化剂能降低反应的活化能，加快反应速率，
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。 2. 化学平衡理论：化学平衡是指反应物在化学反应过程中达到一种平衡状态。化学平衡理论包括热力学平衡和动力学平衡两个方面。 3. 滴定分析：滴定分析是通过用一种标准溶液对待测溶液进行反应，以求出待测溶液中某种物质的含量的一种分析方
无机及分析化学
无机及分析化学 无机及分析化学是化学学科的两个重要分支，它们的研究范围广泛，与我们的日常生活息息相关。本文将探讨这两个分支的内涵与重要性，以及它们在科学研究和实际应用中的作用。 一、无机化学：探索元素与化合物的奥秘 无机化学是研究无机物质（如元素、金属、非金属和它们的化合物）的性质、结构、组成和变化的科学。它涵盖了从最基础的元素周期表到复杂的无机化合物的广泛领域。 1、基础理论研究：无机化学的基础理论研究包括对原子、分子和晶 体的电子结构、化学键、化学反应动力学和热力学过程的理解。这些研究有助于我们深入理解无机化合物的性质和行为。 2、应用研究：在应用方面，无机化学在材料科学、能源科学、环境 科学和生命科学等领域都有广泛的应用。例如，新型电池材料、太阳能电池、半导体器件和药物的开发都离不开无机化学的知识。 二、分析化学：解析物质与环境的秘密 分析化学是研究物质的组成、结构、性质和变化的科学，它通过实验
测定和数据分析来解析物质。 1、实验测定：实验测定是分析化学的核心，包括对物质的化学分析、光谱分析、质谱分析、电化学分析和热分析等。这些方法可以帮助我们了解物质的组成和结构。 2、数据分析：数据分析在解析物质性质和变化过程中起到关键作用。通过统计和计算，我们可以从实验数据中提取有价值的信息，从而了解物质的性质和行为。 三、无机及分析化学在现实生活中的应用 1、环境保护：分析化学在环境监测中发挥着重要作用，如测定大气和水体中的污染物浓度，为环境保护提供数据支持。 2、医疗领域：无机化学和分析化学在医疗领域的应用广泛，如药物的开发和检测，以及疾病的诊断和治疗。例如，通过使用特定的金属离子或化合物，可以开发出具有疗效的药物；同时，通过分析生物样本，可以了解病人的健康状况并制定合适的治疗方案。 3、工业生产：在工业生产中，无机化学和分析化学的应用也非常重要。例如，通过使用特定的无机化合物，可以生产出高性能的建筑材料；同时，通过分析生产过程中的各种数据，可以提高生产效率并保
无机化学及分析化学总结
无机化学及分析化学总结 一、无机化学概述 无机化学是研究无机物质组成、性质、结构和变化的科学。它是化学学科的重要组成部分，为人类提供了对自然界深入理解的视角。在无机化学的发展过程中，科学家们通过观察、实验和理论推理，逐步揭示了无机世界的奥秘。 二、无机化学的主要内容 1、原子和分子理论：研究原子和分子的构造、性质和变化规律。 2、无机化合物的性质和结构：研究各类无机化合物的性质、结构和合成方法。 3、无机化学反应：研究各类无机化学反应的机理、速率及影响因素。 4、无机化学的应用：研究无机化学在材料科学、能源科学、环境科学等领域的应用。 三、分析化学概述 分析化学是研究物质的组成、性质、结构和变化规律的科学。它提供
了对物质进行定性和定量分析的方法，为其他科学研究提供了重要的信息。分析化学的发展，不仅提高了人们对物质世界的认识，也推动了工业生产、环境保护、医学诊断等领域的发展。 四、分析化学的主要内容 1、定性分析：通过化学反应及现象对试样中的元素或离子进行鉴定。 2、定量分析：确定试样中各组分的含量。 3、结构分析：确定化合物的分子结构。 4、过程控制：监控工业生产过程中的化学反应，确保产品质量。 5、环境监测：测定环境中的污染物浓度，评估环境质量。 6、医学诊断：检测生物样品中的药物、毒素及代谢产物等。 五、无机化学与分析化学的关系 无机化学与分析化学在研究对象和方法上存在一定的差异，但两者在很多方面都有交集。例如，无机化学在研究元素及其化合物的性质和反应时，需要借助分析化学的方法进行定性和定量分析。同时，分析化学在研究物质组成和性质时，也需要理解和应用无机化学的基本原
无机及分析化学1-4章知识点
第2章化学分析、测量误差与数据处理 2.1.3 滴定分析法（P23） 1．过程 2．概念 ⑴标准溶液 ⑵滴定 ⑶化学计量点 ⑷指示剂 ⑸滴定终点 ⑹终点误差 2．滴定分析的主要方法和滴定方式 ⑴滴定分析的主要方法 ①酸碱滴定法 ②沉淀滴定法 ③氧化还原滴定法 ④配位滴定法 ⑵滴定分析对滴定反应的要求 ①反应按一定的反应方程式进行，具有确定的计量关系，这是进行定量计算的基础。 ②反应必须定量进行，反应完全程度须大于99.9%。 ③反应迅速。如果反应速率较慢，应采取适当措施（加热或加入催化剂）来加快。 ④有简便可靠的确定终点的方法（如指示剂法或物理化学方法）。 ⑶滴定方式 ①直接滴定法 ②返滴定法 ③置换滴定法 ④间接滴定法 3．标准溶液 ⑴基准物 定义：可以用来直接配制标准溶液或标定溶液浓度的物质称为基准物。 基准物质必须具备以下条件： ①物质的实际组成与化学式完全相符。 ②纯度足够高。 ③稳定。
④基准物的摩尔质量尽可能大些。 ⑵标准溶液的配制方法 ①直接法 ②间接法 4．滴定分析中的计算 (1)基准物或样品称量范围确定的计算的依据: ①化学计量关系; ②大约浓度或大致含量; ③滴定体积一般要控制在20~30 mL. 2.2 测量误差 真值：也叫理论值或定义值，是无法测量的。 2.2.1 误差产生的原因和减免 误差的分类： 系统误差和偶然误差。 1．系统误差 原因： ⑴方法误差 ⑵仪器误差 ⑶试剂误差 ⑷主观误差 规律： ①大小、正负(同一实验中); ②实验条件改变时; ③可设法减小或校正.又称可测误差. 减免： 可进行对照实验消除方法误差 2．偶然误差亦称随机误差 规律： ⑴绝对值相等的正误差和负误差出现的概率相同； ⑵小误差出现的概率较大，而大误差出现的概率较小，出现特大误差的概率更小。减免 在消除系统误差的前提下，增加平行测定的次数 3．过失误差
无机及分析化学考点
绪论 《无机及分析化学》综合了原来《普通化学》和《分析化学》两门化学基础课程的内容，同时课时也进行了相应的压缩，使得该课程体现出学习时间紧促、内容繁多、章节独立、主次难以把握等特点。 由于本门课程是化学基础课程，包括了该学科多个方面的基本概念和基础知识，因而所学的新概念、新名词和计算公式特别多。学生在短时间内接受会有一定难度，更不用说站在高处鸟瞰知识的结构全局。为方便大家学习，编者特地把各章重要知识点罗列出来，希望能够“以点带面”，通过掌握各个知识点来学习相关化学知识，起到提纲挈领的作用。此外，把各个知识点划分为4个层次的“学习要求”，便于学生自己把握对知识点的掌握程度。为使学生对课本中繁多的知识点之间的联系有所了解和方便记忆，《无机及分析化学导学》特地将每个章节的内容绘制成了结构图，使学生在学习时可以遵循相应的线索和规律进行理解和记忆，同时对课程的内容有个整体的印象。 另外，《无机及分析化学导学》也收集了一些习题，书中涉及到的计算问题都是以帮助学生理解和掌握概念为出发点的，目的是通过做习题更好地掌握基本概念，最后通过概念理解更好地学习相关化学知识
目录 第一章原子结构与元素周期表 (2) 第二章化学键与分子结构 (4) 第三章酸碱平衡与酸碱滴定法 (6) 第四章沉淀-溶解平衡与沉淀测定法 (12) 第五章配位化合物与配位滴定法 (13) 第六章氧化还原反应与氧化还原滴定法 (14) 第十章滴定分析法 (16) 第十二章：吸光光度分析法 (18)
第一章原子结构与元素周期表 1、核外电子运动的波粒二象性——波动性、微粒性 有时把描述单个电子运动状态的波函数称为原子轨道 2、ψ(r, θ,φ)=R(r)·Y(θ,φ) R(r)叫做波函数的径向部分，而Y(θ,φ) 叫做波函数的角度部分 电子在核外电子空间某处微体积内出现的概率，叫做概率密度。波函数的平方|ψ|2所表示的就是电子的概率密度。其形象化描述为电子云。 3、四个量子数的取值及物理意义 （1）主量子数n:取值:1,2,3,…n等正整数。描述原子中电子(出现概率最大区域)离核的远近，n越大，电子(出现概率最大区域)离核的距离越远，能量越高，同时n决定电子层 （2）角量子数l：0 1 2 3… n-1 物理意义1：决定波函数角度分布图和电子云角度分布图的形状 物理意义2：在多电子原子中与主量子数n一起决定电子的能量n相同，l越大能级越高Ens 无机及分析化学总结 无机及分析化学包括无机化学和分析化学两门分支学科的基本内容，学好该课程，可为后续化学课程和专业课的学习打下基础，提高科技工作者的素质。 无机及分析化学是一门科学、系统、简明地阐述无机化学和分析化学基本理论、基本理论和应用性知识的一门综合课程。无机化学部分主要介绍化学基础理论和溶液中的离子反应，分析化学部分主要介绍定量分析的基本理论及误差和分析数据的处理等。还注重培养和提高学生的自学能力、思维能力、动手能力、表达能力以及分析与解决的能力。在学生学习的过程中增加学生们对无机及分析化学的知识，和兴趣，使他们能更好的学习这门课程，增加他们的知识，是他们学的更加全面。 在无机及分析化学这门课程中，经历了一学期的学习，我们都懂得了许多，也明白了许多。而且《无机及分析化学》是很多必修专业的基础课程，也是学生了解和学习化学领域各专业的入门课程，涉及到的专业例如：食品专业、海洋工程、新材料、环境工程等，重要程度和对学生影响深远。由于该课程的基础性，直接造成知识点多，内容面全，这样就要求学生认真学习。《无机及分析化学》是以实验为基础的基础学科，书本上的所有知识都是前人在一个一个实验的 基础上，经过论证得出来的，我们在座享前人的劳动成果时，更应该像前人一样通过实验来培养和提高的思维能力、观察能力、动手能力和科研能力；尤其重要的是实验更能培养学生科学严谨、实事求是的科学态度。我们在《无机及分析化学》绪论课上，就要树立学生“我要学，愿意学”的学习理念。从该课程的丰富内容和知识点出发，授课教师就应该剔除教学的呆板和枯燥的教学氛围，给学生为之一新的感受，在最短的时间让学生对该课程有大致的了解，激发学生的学习兴趣，让学生积极主动的配合教师教学，这样才能为良好的教学质量打下基础。 其次就是利用多种教学方法激发学生的主观能动性。在课程教学过程中，授课教师应该采用各种方法，让每个学生参与进来，让每个学生都取得参与的成就感，这是激发学生主观能动性的关键。例如：小组谈论和小报告等，让学生从不同的角度来解决问题，这样既让每个学生参与进来，更发挥了学生的主观能动性，并且在这一过程中，学生价值得到体现，进一步激发了学生的学习兴趣，无机及分析化学包含了无机化学和分析化学两个分支最基础的内容，是高等院校各相关专业的第一门基础课程，它不仅为后续课程，如有机化学、物理化学、环境化学、环境监测、生物化学等奠定了必要的理论基础，也会对日后的实际工作起一定的指导作用。因此，学习本课程时，要了解化学变化过程的一些变化规律，从原子分子的角度解释元素及其化合物的性质，重视实验，切实掌握分析方法及相关原理，自觉培养严谨、认真和实事求是的科学作风，提高分析和处理实际问题的能力。 绪论 0.1 化学是21世纪的中心学科 波义耳把化学确立为科学，明确提出“化学的对象和任务就是寻找和认识物质的组成和性质”； 1777年，拉瓦锡提出燃烧的氧化学说；1811年，阿伏伽德罗提出分子假说；1807年，道尔顿建立原子论，合理地解释定组成定律和倍比定律，为化学新理论的诞生奠定基础；1869年，门捷列夫提出元素周期律，形成较为完整的化学体系；1913年，丹麦科学家玻尔把量子概念引入原子结构理论，量子力学的建立开辟了现代原子结构理论发展的新历程。 0.2 化学与化学的分支学科 化学可分为四大分支学科：无机化学、有机化学、物理化学和分析化学。 无机化学是化学学科中发展最早的一个分支学科；有机化学是最大的化学分支学科。 0.4学习无机及分析化学的预备知识 0.4.1分压定律 科学上常用理想气体状态方程式描述气体的行为：PV=nRT 式中：R 为摩尔气体常量，R=8.314J ?mol -1?K -1 一定温度下，某组分气体占据与混合气体相同体积时所具有的压力称为该组分气体的分压。混合气体总压力是由各组分共同产生的。P(总)= P(A)+ P(B)+ P(C)+… 式中：P(总)为混合气体的总压；P(A)、P(B)、P(C)分别为混和气体中A 、B 、C 组分气体的分压。该式就是道尔顿分压定律的数学表达式。它表明“一定温度、一定体积条件下，混合气体的总压等于各组分气体分压之和”。 )() 总()()总()(B x n B n P B p ==式中：X(B)为B 组分气体的摩尔分数，则P(B)=P(总) ?x(B) 定温条件下，某组分气体的分压与混合理想气体总压相同时，其单独占据的体积称为该组分气体的分体积。混合气体的总体积是各组分气体分体积的加和，称为分体积定律。 V(总)=V(A)+V(B)+V(C)+…V(总)=RT P n )总(V(B)=RT P B n )(=X(B)?V(总)V(B)=X(B)?V(总) 0.4.2 有效数字 对数数值的有效数字位数只取决于小数部分的位数，整数部分代表该数为10的多少次方，起定位作用。例如，PH=4.30，只有两位有效数字，表示c(H+)=5.0310-5mol ?L -1。 化学计算中的自然数、倍数、分数、系数等，非测量所得，可视为无误差数字，其有效数字的位数是无限的。 有效数字的修约规则是“四舍六入五留双”。当尾数≤4时则舍；当尾数≥6时则入；当尾数等于5时，若“5”前面为偶数（包括零）则舍，为奇数则入，总之保留偶数。 当几个数相加减时，保留有效数字的位数以绝对误差最大或以小数点后位数最少的那个数为标准。 当几个数相乘除时，保留有效数字的位数以相对误差最大或通常以有效数字位数最少的那个数为标准。 应当指出，当几个数相乘或相除时，如果位数最少的数的首位是8或9，则有效数字位数可多算一位。例如，0.931.26，可将0.9看成两位有效数字，因为0.9与两位有效数字1.0的相对误差相近，因此0.931.26=1.2。 对于高含量组分（10%）的测定，化学分析中用到的分析天平和滴定管等仪器测定结果一般有四位有效数字，则要求分析结果有四位有效数字（如19.36%）；对于中含量组分（1%~10%） 《无机及分析化学》教学大纲 第一部分大纲说明 一、课程基本情况 课程编码：（不确定的可暂空置不写）（宋体，小四号，一级标题以下的内容字体要求相同）课程名称：无机及分析化学 课程类别：专业必修课 学时/学分：108/6 先修课程：中学化学 适用专业：应用化工技术 开课系（部）或教研室：理工系 二、课程的性质、内容和任务 《无机及分析化学》课程是高职院校应用化工技术专业的一门重要的专业基础课，是研究物质的组成、结构、性质、变化及变化过程中能量关系的一门基础课程。集无机化学、分析化学两大基础课之优势和特点于一身。通过本课程的学习，要求学生不仅掌握无机与分析化学的基本原理，掌握四大平衡及四大滴定分析方法和实际应用，熟悉仪器分析测试的基本原理和适用范围，了解元素化学的性质与应用，并且能熟练运用基本原理，结合相关知识解决实际问题，正确理解和掌握基本的化学分析方法，养成良好的实验习惯和严谨求实的科学作风，培养学生分析问题与解决问题的能力，达到培养学生的综合素质与创新能力的目标。并为后续课程有机化学和物理化学等学科学习打好基础。 三、教学的目的和要求 通过本课程的学习实践，为发展学生在专业学习和职业岗位奠定必需的化学基础知识和化学检验知识、技能及方法，培养学生具有良好的职业道德、行为规范和认真细致操作的工作态度，树立高度责任意识。在理论学习应使学生达到以下基本要求： 1、学习并掌握物质结构基础理论知识； 2、学习并掌握化学检验的标准、安全知识、仪器设备、工作程序、分析步骤、检验方法、误差与数据处理等相关理论知识及计算；这部分内容是各行业从事检测技术人员必备的知识，其目的是为后续各章知识的学习以及将来上岗工作打下良好的基础。 3、四大平衡基本原理及四大滴定分析方法（酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡、配位平衡及其相应的滴定分析方法）是让学生掌握化学分析法的基本理论和规范的操作技能。 4、掌握重量分析法的分析过程、要求、影响沉淀纯度及溶解度的因素、结果计算等内容； 5、学习并理解元素化学性质， 6、明确无机及分析化学在职业岗位中的任务和作用。 四、学时分配表 学时108。 无机化学第四版知识点复习资料整 理 无机化学是大学化学的重要分支之一，而无机化学第四版就是一本涵盖了无机化学各个方面知识的优秀教材。学生在学习无机化学课程的时候，需要掌握的知识点非常多，如果能够有一份清晰的知识点复习资料整理，将会大大提高学习效率。接下来，本文将会介绍一份针对无机化学第四版的知识点复习资料整理。 一、基本概念 1. 无机化合物的概念 2. 原子结构的基本原理和定律 3. 周期表的结构和性质 4. 化学键的概念及其分类 5. 配位化合物和晶体场理论 二、化合物的性质 1. 气体、液体和固体的物性 2. 溶解度和溶液的性质 3. 化学反应的热力学 4. 化学反应的平衡 5. 酸碱理论和弱电解质 三、主要无机元素及其化合物 1. 氢、氧、氮和氧化物 2. 卤素、硫和硫化物 3. 金属元素及其化合物 4. 过渡金属元素及其化合物 5. 钙和碱土金属元素及其化合物 四、实验室技能 1. 常见无机化学实验的实验操作及其意义 2. 酸碱滴定法 和氧化还原滴定法3. 离子反应和离子交换4. 晶体生长和结构分析5. 电化学方法和电化学测试 以上是本资料整理的无机化学第四版的知识点复习资料整理的主要内容，具体如下： 一、基本概念 1. 无机化合物的概念 无机化合物指的是由无机元素构成的化合物。它们的分子结构和性质都很简单，并且这些化合物在自然界中大量存在。无机化合物被广泛应用于冶金、玻璃、陶瓷、建筑材料、电子、药物等领域。 2. 原子结构的基本原理和定律 原子的结构是由核和电子组成。核心由质子和中子组成，而电子则绕着核心旋转。原子的外层电子能够决定化学性质和反应性。根据电子云的分布，从而可以确定原子的化学性质和物理性质。 3. 周期表的结构和性质 周期表是元素周期性和化学性质的基础。元素按照原子序数从小到大排列，这些元素在化学性质和物理性质上有周期性。周期表是通过原子核的正电荷和电子的云层之间的相互作用产生的，因此这种周期性反映了这种相互作用的自然特性。 4. 化学键的概念及其分类 华中科技大学2017年攻读硕士学位研究生入学考试试题 重要知识点汇编 （无机化学及分析化学） 绪论 一、化学的地位及作用 自然科学在纵向方面分为三个层次：工程技术、技术科学、基础科学。 化学是一门基础学科，它是在分子、原子或离子等层次上研究物质的组成、结构和性质以及可能发生的变化和变化中的能量转换。 化学理论已渗透到许多技术学科当中，如采矿和冶金工业的需要，推动了无机和分析化学的发展；纺织、印染、煤、石油的综合利用又使有机化学向前迈进了一大步。 二、四大化学 化学在发展过程中逐步形成了许多分支学科，如"四大化学"这些都属于纯粹的化学。 无机化学：以所有元素及其化合物（除C、H化合物及其衍生物）为研究对象； 有机化学：以C、H化合物及其衍生物为研究对象； 分析化学：研究物质的化学组成和鉴定方法及其原理； 物理化学：以应用物理测量方法和数学处理方法来研究物质及其反应，以寻求化学性质和物理性质间本质联系的普遍规律。 另外，随着化学在不同领域中的应用，又产生了许多应用化学：如工业化学、高分子化学、放射化学、环境化学、生物化学、半导体化学等等。 三、本课程的目的及主要内容 1、目的：化工类专业一门重要的基础课，是后续化学课程的基础。 2、主要内容：主要是研究无机物的组成、结构、性质、制备、应用以及其变化的基本原理。 本教程分为两部分：化学理论与元素及其化合物 其中化学理论又分为：四大平衡（化学平衡、酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡）及结构理论。 3、学习方法： （1）理论课 大学的学习模式：每节课的讲授内容多，讲授内容重复性小，作业量少，无课堂练习，强调自学能力的提高。针对大学学习特点，提出如下要求： ①课堂认真听讲，跟上教师讲授思路，有弄不懂的问题暂且放下，待以后解决，不然，由于讲授速度快，容易积累更多的疑难问题。 ②作好课堂笔记，留下一定的空白处，做标记，提出问题，写出结论。 （2）实验课 化学是以实验为基础的学科，实验对于理论的理解十分重要。 目的:掌握基础实验技能,通过实验深化理论问题的理解和记忆,提高分析问题和解决问题的能力。 要求:预习报告,实验记录,实验报告。 第一章气体与热化学方程式 无机及分析化学大一知识点 无机及分析化学是化学专业大一学生所需掌握的基础知识之一。以下是关于无机及分析化学的一些重要知识点。 一、无机化学基础 1. 元素周期表：元素周期表是无机化学的基石，包含了所有已 知元素的信息。元素周期表按照原子序数和元素性质进行排列， 可帮助我们理解和预测元素的化学本质和反应性质。 2. 化学键：化学键是原子之间的物质连接。常见的化学键有离 子键、共价键和金属键。离子键由正负电荷的离子相互吸引形成，共价键则由原子间电子的共享形成。 3. 配位化合物：配位化合物是由一个或多个受体（配体）与中 心金属离子形成的化合物。配位化合物的性质可以通过配体和中 心离子的选择进行调节。 4. 酸碱中和反应：酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的 反应。其中，酸质子（H+）的提供者，碱则接受质子。酸碱中和 反应可以通过酸碱指示剂或pH计进行检测。 二、离子的反应 1. 溶解度：溶解度是指在一定温度下，物质在溶液中能够溶解 的最大量。离子化合物的溶解度受温度、离子浓度和溶剂性质等 因素的影响。 2. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质之间电子的转移过程。氧化剂接受电子并被还原，而还原剂则失去电子被氧化。氧化还 原反应常用原子氧化态的改变来描述。 3. 盐析反应：盐析反应是指通过加入一个共有离子以降低物质 溶解度，使其沉淀出来并分离出溶液中的离子。盐析反应常用于 分离和纯化金属离子。 三、分析化学基础 1. 定性分析：定性分析是指确定样品中化学成分的方法。常用的定性分析方法包括金属离子的火焰试验、阴阳离子的络合反应和沉淀反应等。 2. 定量分析：定量分析是指确定样品中化学成分含量的方法。常用的定量分析方法包括滴定法、重量法和光谱法等。 3. 光谱分析：光谱分析是利用物质对电磁辐射的吸收、发射或散射的特性来进行分析的方法。常用的光谱分析方法包括紫外可见光谱、红外光谱和原子吸收光谱等。 四、实验室技术 1. 电解质溶液的电导性：电解质溶液的电导性可用于判断其溶质的离子化程度和浓度。电导性越高，溶液中离子越多。 2. 氧化还原电位法：氧化还原电位法是通过测量电极与溶液中反应物的氧化还原电位来判断其含量和活性程度。 无机及分析化学大一知识点笔记 一、化学元素及其周期表 1. 化学元素的定义 化学元素是由具有相同原子序数（即原子核中质子的个数）的 原子组成的纯物质。 2. 元素周期表的结构 元素周期表是按照原子序数的顺序排列元素的表格，通常分为 横行和纵列。其中，横行称为周期，纵列称为族。周期表中的元 素按照原子序数递增的顺序排列，元素的周期性特征也随之呈现。 3. 元素周期表中的重要分组 - 碱金属：位于周期表第一组，具有较低的密度和较强的金属 性质，如钠、钾等。 - 碱土金属：位于周期表第二组，比碱金属密度高，但仍为金属，如钙、镁等。 - 过渡金属：位于周期表第三到第十二组，具有变化多端的化 合价和复杂的离子形式，如铁、铜等。 - 卤素：位于周期表第七组，具有较强的氧化性和剧毒性质， 如氯、溴等。 - 惰性气体：位于周期表第八组，具有稳定的化学性质，几乎 不与其他元素反应，如氦、氖等。 二、无机化合物 1. ionic化合物 - 离子键的形成：在离子化合物中，金属原子会失去电子变成 正离子，非金属原子会获得电子变成负离子，通过静电作用互相 吸引形成离子晶格。 - 离子化合物的性质：离子化合物通常具有高熔点、高溶解度、良好的电导性和脆性等特点。 2. 共价化合物 - 共价键的形成：在共价化合物中，非金属原子通过共用电子 对来形成化学键。共价键的强度取决于原子间电子的共享程度。 - 共价化合物的性质：共价化合物通常具有较低的熔点和较弱 的电导性，往往呈现分子结构。 三、化学反应与化学平衡 1. 化学反应的种类 - 氧化还原反应：涉及电子的转移过程，如金属与非金属离子之间的反应。 - 酸碱中和反应：涉及氢离子或氢氧根离子的转移过程，如强酸与强碱之间的反应。 - 沉淀反应：产生可在溶液中沉淀的物质的反应，如生成不溶于溶液的盐类。 - 配位反应：涉及配位化合物中配体与中心金属离子之间的键的形成或断裂。 2. 化学平衡与平衡常数 化学平衡是指化学反应在某一反应条件下，反应物与生成物浓度或压力保持恒定的状态。平衡常数是刻画化学平衡体系中物质浓度或压力的参数。 四、溶液与溶剂 大一无机及分析的知识点 在化学学科中，无机及分析化学是大一学生需要学习和掌握的重要知识点。本文将以系统的方式介绍大一无机及分析化学的主要知识点，包括无机化学的基础概念、元素周期表、化学键与分子结构、配位化合物、酸碱理论、氧化还原反应、离子反应等内容。通过学习这些知识点，学生们能够建立起对无机及分析化学的基本理论框架，为后续的学习打下坚实的基础。 一、无机化学基础概念 无机化学是研究无机化合物的合成、性质和变化规律的学科，它主要关注的是不含碳-碳键的化合物。无机化学中的核心概念包括物质的元素组成、化学式、化学方程式、化学键、离子等。通过掌握这些基础概念，可以对不同种类的无机化合物进行准确的描述和分析。 二、元素周期表 元素周期表是无机化学的重要工具，它按照元素的原子序数和化学性质将所有的元素进行了分类和排列。学习元素周期表可以帮助我们了解元素的周期性变化规律，包括原子半径、电离能、 电负性和化合价等性质。元素周期表的学习也重点涉及元素的周 期表组、周期、族和原子结构等相关知识。 三、化学键与分子结构 化学键是指原子之间通过共享或转移电子所形成的各种化学键。常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。了解不同类型的化 学键有助于我们理解化合物的稳定性、形状和物理化学性质。分 子结构是指分子中原子的排列方式和空间构型，分子的几何构型 对其性质和反应起着决定性的作用。 四、配位化合物 配位化合物是指由中心金属离子和周围配体之间通过配位键形 成的化合物。通过学习配位化合物的构成、命名规则和性质，我 们可以了解到配位化合物的稳定性、颜色和配位几何构型等重要 信息。常见的配位化合物包括金属络合物和配位聚合物。 五、酸碱理论 酸碱理论是无机及分析化学中的重要内容。传统的酸碱理论包 括阿兰尼乌斯酸碱理论和布朗斯特酸碱理论。阿兰尼乌斯酸碱理 论将酸定义为能够供给氢离子的化合物，碱定义为能够接受氢离 无机及分析化学复习知识点 1.无机化学的基本概念和基本名词：无机化学是研究无机化合物的组成、性质、结构和反应规律的学科。其中，无机化合物是由金属元素和非 金属元素组成的，包括无机酸、无机盐和无机氧化物等。 2.元素周期表：元素周期表是化学元素按照原子序数排列的表格，可 以按照周期和族进行分类。周期数代表了元素的电子层数，而族数代表了 元素最外层电子的数量和化学性质。 3.化学键的类型：主要有离子键、共价键和金属键。离子键是由正负 电荷的离子吸引力形成的，共价键是由原子间的电子共享形成的，金属键 是由金属原子之间的电子云形成的。 4.氢键和范德华力：氢键是一种特殊的非共价键，是由氢原子与较电 负的原子（如氮、氧和氟）之间的吸引力形成的。范德华力是由分子之间 的瞬时的偶极-偶极相互作用力和极化-极化相互作用力形成的。 5.配位化学：配位化学是研究配位化合物的组成、结构和性质的学科。配位化合物是由中心金属离子和一或多个配位体构成的，并通过坐标键相连。 6.配位数和配位体：配位数是指配位化合物中金属离子周围配位体的 数目。配位体是能够通过配位键与金属离子结合的分子或离子。 7.配位键的形成：配位键是由金属离子和配位体之间的坐标键形成的。金属离子通常用方括号括起来表示，配位体则用化学式或名称表示。 8.配位化合物的结构：配位化合物的结构主要包括配位体的排列方式、金属离子的配位数和配位体之间的几何构型。常见的几何构型有线性、三 角形平面、正方形平面、四面体和八面体等。 9.配位键强度和配位效应：配位键强度是指配位键的拉力，与配位键 的长度和配位体的电载密切相关。配位效应是指不同配位体对同一金属离 子形成的配位化合物的影响。 10.分析化学的基本概念和基本名词：分析化学是研究化学物质组成 和性质的学科，主要包括定性分析和定量分析两个方面。定性分析是确定 化学物质中包含的元素和化合物的方法，定量分析是确定化学物质中元素 和化合物的数量的方法。 11.分析化学的常用方法：如重量法、容量法、色谱法、光谱法、电 化学法和质谱法等。它们根据物质的性质和分析目的选择不同的检测手段 和方法。 12.氧化还原反应：氧化还原反应是化学反应的一种类型，涉及物质 的电子转移。氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。氧化还原 反应中，一种物质被氧化，另一种物质被还原。 以上是无机及分析化学的一些复习知识点。在复习过程中，应当重点 掌握元素周期表、化学键和配位化学的基本概念，了解配位化合物的结构 和性质。同时，熟悉分析化学的基本概念和常用方法，掌握氧化还原反应 的规律和平衡计算。 考研农学无机及分析化学知识点详解 一、无机及分析化学考查目标 该门学科在考查要求考生比较系统地理解和掌握无机化学、分析化学的基础知识、基本理论、基本方法和基本技能，能够分析、判断和解决有关理论和实际问题。 二、无机及分析化学考点解析 大纲中明确的考试内容主要包括化学反应的一般原理、近代物质的结构理论、溶液化学平衡、电化学等的基础知识;分析误差和数据处理的基本概念，滴定分析、分光光度分析和电势分析等常用的分析方法。要求考生掌握无机及分析化学的基础知识和基础理论，具有独立分析和解决有关化学问题的能力。 本学科知识体系分为十一个章节，对大纲中各章节内容考点的总结归纳为七项，解析如下： 1、溶液和胶体 考试内容：分散系、溶液浓度的表示方法、稀溶液的通性、胶体溶液。 考点解析及复习建议：该部分内容属于基础概念，要求掌握分散系、稀溶液及胶体的特性，物质的量各个参数间的计算等基本内容，考查多以概念性描述及简单计算的选择题为主，要求准确理解和记忆，并能够熟练运用公式。 2、化学热力学基础 考试内容：热力学基本概念、热化学及化学反应热的计算、化学反应方向的判断。 考试考点解析及复习建议：对热化学及化学反应热的计算，反应方向判断等是每年必考内容，也是重点，是化学平衡分析的基础。该部分要求了解热力学能等名词概念，学会根据热力学定律计算化学反应过程中的热变化，及根据热变化分析化学反应方向等。 3、化学反应速率和化学平衡 考试内容：化学反应速率基本概念及速率方程式、反应速率理论、化学平衡及移动。 考试考点解析及复习建议：本考点是四大平衡原理的基础，在名词概念理解的基础上，强调掌握计算、分析和判断，将理论运用到具体的实例当中。分析计 《[《无机及分析化学》教学总结]无机及分析化学知识点总 结》 摘要：学期担任05级生物技术及应用班《无机及分析化学》教学工作对学生近学期教学实践取得了定成绩当然也存着些不足处现作出总结总结验教训继往开以促进教学工作更上层楼，、认真备课每节课都做到“有备而”每堂课都课前做充分准备并结合课容和专业对口岗位准备些学生感兴趣教学容课及对该课作出总结写教学记并认真按收集每课知识要及整改，对考试不能达到理想分数学生要学生写出试卷分析到己学习不足改进学习方法迎头赶上 学期担任05级生物技术及应用班《无机及分析化学》教学工作对学生近学期教学实践取得了定成绩当然也存着些不足处现作出总结总结验教训继往开以促进教学工作更上层楼 、认真备课每节课都做到“有备而”每堂课都课前做充分准备并结合课容和专业对口岗位准备些学生感兴趣教学容课及对该课作出总结写教学记并认真按收集每课知识要及整改 二、增强上课技能提高教学质量由该班二分学生都是科生对高化学不熟悉这就要把教材容讲得通俗化、生动化、幽默化做到线清晰层次分明言简赅 我还将比较简单节让学生学己做并给讲加强学生动能力让他们能够说出 认真关课堂使课堂教学紧张有序地进行下 学生提出棘手问题要灵活多样 三、积极推进素质教育目前考试模式仍然比较传统这定了老师教学模式要停留应试教育层次上我教学工作重了学生能力培养把传授知识、技能和发展智力、能力结合起让学生综合素质能得到有效发展和培养 四、让学生准确掌握各节知识了让学生尽快准确地记忆各节知识我每节都做次结明确告诉学生哪知识是教学重哪是要必记住哪是掌握了就可以做到层析分明让学习基础能力强学生掌握全部知识让学习基础差学生掌握重知识 对考试不能达到理想分数学生要学生写出试卷分析到己学习不足改进学习方法迎头赶上 以上是近学期工作验积累当然也存着些不足处比如学生成绩还不尽如人部分学生学习态还不端正学习劲头还不足部分容易富即安不上进我满足 这都要今工作加以改进 . 第一章 绪论 (2) 第三章 化学热力学初步................................................................................................................... 3 基本概念 .............................................................................................................................................. 3 r H θm 的计算 .......................................................................................................................................... 3 反应的方向 .......................................................................................................................................... 3 Δr G θm 的计算 . (4) 第四章 化学反应速率和化学平衡化学反应速率 (4) θθr m ΔG RTlnK =- ........................................................................................................................... 4 非标态下化学反应方向的判据为：当 Q 第五章配位平衡和配位滴定法 配位原子配位数 [Cu(NH3 )4 ] SO4 中心离子配体 配离子（内界）外界 配合物 配位数：直接与中心离子结合的配位原子的总数同一中心离子：电荷数越多，易形成高配位数；中心离子半径增大，易形成高配位数同一配体：电荷越高，配位数越小 增大配体浓度、降低反应温度有利于形成高配位数的配合物 磁性的强弱用磁矩(∝)来表示 ∝ = n ( n + 2) n —未成对电子数 ∝理≈ ∝实 外轨型配合物∝理> ∝实 内轨型配合物 配位剂的副反应系数 （αY ） (1)、酸效应系数 αY(H) αY(H) = [Y ']/[Y] [Y ' ] — 一定 pH 下配位剂各种存在形式的总浓度; [Y] — 能参加配位反应的 Y 的平衡浓度 (2)、共存离子效应 αY(N) αY(N) = [Y '] = [NY] + [Y] = 1 + K NY [N] [Y] [Y] [Y ' ] — NY 和游离 Y 浓度之和； K NY — NY 稳定常数；[N]——游离 N 浓度。 Y 的总副反应系数 αY αY = αY(H) + αY(N) - 1 金属离子的配位效应及其副反应系数αM 配位滴定法（EDTA 滴定法） 金 属指示剂使用中存在的现象： 封闭现象：被滴溶液中有干扰离子 N 存在，N 与指示剂形成很稳定的有色配合 物（NIn ），它的稳定性大于 MY ，即使在化学计量点以后，加入过量的 EDTA 也不能使 NIn 中的 In 游离出来，溶液一直呈现 NIn 的颜色，无滴定终点颜色突变，指示剂失去作用。 消除方法：加入掩蔽剂无机及分析化学
无机及分析化学知识点总结
《无机及分析化学》教学大纲
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五、无机及分析化学重要知识点汇编
无机及分析化学大一知识点
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无机及分析化学复习知识点
考研农学无机及分析化学知识点详解
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无机及分析化学期末复习知识点
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