无机及分析化学复习要点

道尔顿分压：p=∑pi 气体中 p总=p气+p蒸汽 理想气体状态方程：pv=nRT。 R=8.315 Pa L mol-1 k-1 1、

溶液浓度表示cB，bB等表示及xB，wB。

b a2、反应进度 = 1mol(必须有相应计量方程式)，当反应完全时：nB = nA 否则，nB =

b anA

3、稀溶液的通性

拉乌尔定律—— 难挥发、非电解质、稀溶液，△p = po·χB， p = po

×χA 。(△p=k*b)

溶液沸点的升高和疑固点下降——△Tb = Kb×bB △Tf＝Kf×bB 溶液的渗透压（П）—— П×V = nB×R×T 即 П= cB×R×T

1

习题5（有水的渗透压要去掉） 习题6（道尔顿分压）

第二章：

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。 W=-p△v

Q（热变化） w（体积功）

2、热化学，QV = U  W = U ，Qp = H2 H1 = H， 盖斯定律。 3、 f Hm的定义， r Hm = 计算)。

4、熵（S）——混乱度的量度，热力学第三定律即S*( 0 K ) = 0 ，标准摩尔熵S m (B,T )，

 r S m = BS m(B) (可以用298.15K近似计算)

B

 HBfm(B)(可以用298.15K近似B注意：单质S m (B,T )不为零，而 f Hm， fGm及（H+,aq）的人为规定值为零

判断熵变：a。g＞l＞s B．复杂分子熵值大 C 。分子量大，熵值大 D．分子构型复杂 熵值大 E．温度升高，压力升高 熵值大

热力学第二定律：孤立系统中任何自发过程中熵总是增加

2

标准摩尔熵Sm（ mol-1 k-1 ） 5、 r Gm =



  GBfm (B) ，是T的函数不在298.15K时， r Bj

Gm =  r H m  T r S m，计算时注意S的单位。根据 r H m ， r S



m的正负、温度的影响可分四种情况。

7、化学反应等温方程式， r Gm = RT lnK + RT lnQ  反应商判据。注意：K与 rGm时kJ和J。 习题13（体积功的运用）

8、化学平衡移动——吕·查德里原理，注意温度的影响和有关计算。 9、质量作用定律：v = k cAx cB y，基元反应，非基元反应不同，k有单位与（x+y）级数有关。

10、了解速率理论（碰撞理论、过渡状态理论，有效碰撞条件：活化

Ea11k2分子、适当取向。）、Arrhenius公式k = Ae Ea/RT，lnk = RTT

112 Ea ，A  T3、k3 。

8.9.10以上结论表述不清楚，，，，，，，，，

3

4

第四章

1、酸碱质子理论， 质子酸

对，Ka Kb=KW 质子碱 十 质子， 共轭质子酸碱

2、 质子平衡式，原则是得与失质子相等。如：NH4HCO3

水溶液系统中、参考组分为：NH4+ ，HCO3- ，H2O H2O ＋ H2O NH4+ ＋ H2O HCO3- ＋ H2O HCO3- ＋ H2O

H3O+ ＋ OH- H3O+ ＋ NH3 H3O+ ＋ CO32- H2CO3 ＋ OH-

[NH3] ＋ [CO32-] ＋ [OH-] = [H3O+] ＋ [H2CO3]

3、弱酸、弱碱的pH有关计算，注意条件：ca·Ka≥20KW，，且ca／

三种情况。稀释定律：α与浓度的平方根成反比α = Ka≥380，

Kb。 c04、

多元弱酸（碱）溶液，Ka1 / Ka近似一级处理(Ka1很2  40时，

小)。重点讨论了 H2S，[S]221.351021[H]21。

c(H)KaKa125、两性物质，c0 Ka＞20KW， c0＞20Ka，

 pH

=1/2(pKa1 + pKa2 )。

6、同离子效应和缓冲溶液——pHpKa(HA)lgc(HA)，选择pH接近c(A)的pKa或pKb，pHpKa(HA)1

7、分布系数，i = ci / c0 = F(H)(给定弱酸（碱）)， HA+

c(H)， c(H)Ka 5

AKac(H)Ka

Ksp=△rGm/-RT

1、Ksp的表示与s的换算。（如A2B或AB2 KSP = 4s3）可以从热力学、实验求得。

2、溶度积原理——沉淀反应的反应商。

（1） 当Q > Ksp时，溶液过饱和；

（2） 当Q = Ksp时，溶液饱和，沉淀溶解处于动态平衡； （3） 当Q < Ksp时，溶液不饱和，无沉淀析出。 5、 6、

同离子效应和盐效应。

沉淀的溶解，（1）酸度，硫化物和氢氧化物，从平衡原理推导

计算 K =



[M2][H2S][H]2K sp(MS)K a(H2S)， Ksp (M(OH)n) = [Mn][OH]n，注意起

始和沉淀完全的pH计算。 7、

分步沉淀，沉淀转化与Ksp有关，注意：同一类型，不同类型。

P89 例4-13 P92-94 例4-16到例 4-19

习题：

习题15和23,28,30,31 第五章

1、 氧化与还原和半反应与电对的概念。原电池结构及符号。 2、标准氢电极，电极电势，注意电极电势的介质、大小的意义等。 3、原电池的电动势与rG的关系，rGm = -nFE，非标态电动势，

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及电极有类似的公式。

bRT(Red)0.0592lnlgQ， (Ox/Red) =  4、 能斯特方程，E = E  (Ox/Red) － ，讨annF(Ox)论酸度和弱电解质。

5、 5、'，引入活度系数  B 和副反应系数，当cOX = cRed或为1时，某强酸浓度下的电势值。

6、电极电势的应用，1）值越大，表明氧化态物质得电子能力越强，是强氧化剂。值越低，表明还原态物质失电子能力越强，是强还原剂。2）原电池中电极电势高的是正极，电极电势低的是负极。3）判断氧化还原反应进行的方向。E>0，=0，<0。 7、E 与K，E =

氧

0.0592lgK，对一个具体的氧化还原反应，E =n - 还。

Lgk=zF/0.0592v

8、元素电势图及应用，当(右) > (左) 时，可发生歧化反应；计算(未知)

。

习题13 22 23 26 第六：

1、核外电子运动特性：波粒二象性，量子化，统计性。

2、函数与量子数的概念（n、l、m、si）取值和意义，主量子数n和轨道角动量量子数l决定核外电子的能量；轨道角动量量子数l决定电子云的形状；磁量子数m决定电子云的空间取向；自旋角动量量子数si决定电子运动的自旋状态。

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3、介绍了原子轨道的角度分布图，s、p、d的形状和空间取向，Y2——电子云角度分布图。电子云的径向分布图，电子云径向分布曲线上有n-l个峰值。

4、鲍林近似能级图，分7个能级组，能级交错。

5、核外电子排布原理，泡利(W. Pauli)不相容原理，能量最低原理，洪特规则，洪特规则补充。

6、核外电子排布的表示，电子构型（或电子结构式），轨道排布式，原子实表示式，外层电子构型。注意：能级交错，半充满和全充满（ 24Cr， 。 29Cu）

7、元素周期系，核外电子排布的周期性导致了区、族的划分。 8、原子性质周期性，从同一周期，同一族，和过渡区的有效核电荷的周期变化，导致了电离能、电子亲和能、电负性、原子半径（注意镧系收缩现象）的有规律变化。（注意N半充满）

9、离子键，稀有气体结构形成正、负离子以静电引力为作用力，没有方向性和饱和性。晶格能越大，离子晶体越稳定，与离子半径和电荷有关。

10、价键理论：成单电子，自旋相反能配对成键，有方向性和饱和性。 11、分子轨道理论：成键分子轨道和反键分子轨道，应用能级图、三个原则对分子中的电子填充，注意O、F与N、C、B等元素的能级区别。

12、对称性与共价键，C2轴对称即对称性，C2轴反对称即对称性。

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键——“头碰头”， ——“肩并肩”，如两原子间有三键则为一键，两键。

13、键参数：键角，键能，键长，与分子的稳定性、空间结构有关。键的极性，不同原子间的电负性不同引起的极性不同。

14、VSEPR理论，AXmEn，VP=BP + LP的计算，推测分子空间构型。注意LP的计算。

15、杂化轨道理论，有等性杂化和不等性杂化，注意典型例子如CO2，BF3，NH3，H2O等。

16、晶体的特征，各向异性、熔点。分类：7个晶系；结合力不同分四类（离子晶体、原子晶体、金属晶体和分子晶体），注意他们的物理性质的区别。

17、金属键能带理论，导带、满带、禁带对导体、绝缘体、半导体及金属的物理性质的解释。

18、分子晶体，极性分子的条件，分子偶极的产生使分子间有三种力，色散力、诱导力、取向力。注意极——极有三种力，非极——极有两种力，非——非只有色散力。氢键——形成条件，有饱和性、方向性，对物理性质的影响。

19、离子晶体，构型和半径的规律性，离子晶体 AB型的三种典型晶体结构（NaCl，CsCl，ZnS），用离子半径比（0.414，0.732）推断。 20、离子极化的双重性，一般只考虑正离子的极化能力和负离子的变形性。如遇到Ag+、Hg2+等（18e，(18+2)e）变形性很大的正离子以及

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极化能力较大的负离子时，要考虑离子的附加极化作用。。

21、极化作用影响，向共价键过渡，晶型转变、溶解度下降、颜色加深、熔沸点降低等。 第八章：

1、配合物组成，命名，注意配位数、命名时中心离子的化合价。 2、配位物价键理论，中心离子的空轨道杂化及空间构型和磁性的变化，分内轨型和外轨性。

3、晶体场理论，d电子受到配位场斥力不相等，导致ML6配合物的d轨道能级分裂为最高能级eg（二重）和最低能级t2g（三重）。 4、影响分裂能Δo的因素: 中心离子的电荷高，Δo大。电荷相同时，核半径增大，Δo大。配位体的性质：“光谱化学序”，通常将CO，CN-等称为强场配位体，而X- 称为弱场配位体。

5、分裂后中心离子的d 电子排布, 当强场分布时，Δo > P，电子进入d

ε

(t2g),成单电子数减少，μ↓——LS；当弱场分布时，Δo < P，电子进

入dr(eg),成单电子数多，μ不变——HS。

6、晶体场稳定化能，CFSE = -2/5Δo·nt+ 3/5Δo·ne。

Δo一定时，进入低能轨道的电子数越多，则稳定化能越大，配合物越稳定。 晶体场理论对配合物磁性，颜色（d-d 跃迁）很好地解释。

7、配离子的解离平衡，Kfn1= Kn)。当TL >> 。βn f,i(i1,2,3....Kdi1TM时，可利用βn 或 Kd 来计算。

8、配位平衡的移动，酸度、沉淀应用多重平衡规则，注意配位平衡中

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的有关电极电位的计算 习题13 15 20 21

从第九章 到底十三章 自己看书背化学式 分析化学还没学完 到月底前一个星期弄完

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