大学无机化学知识点总结.docx
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大学无机化学知识点总结
无机化学，有机化学，物理化学，分析化学
无机化学
元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学（即络合物化学）、同位素化学、生物无机化学、金属有机化学、金属酶化学等。
有机化学
普通有机化学、有机合成化学、金属和非金属有机化学、物理有机化学、生物有机化学、
有机分析化学。
物理化学
结构化学、热化学、化学热力学、化学动力学、电化学、溶液理论、界面化学、胶体化
学、量子化学、催化作用及其理论等。
分析化学
化学分析、仪器和新技术分析。
包括性能测定、监控、各种光谱和光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析方法，在线分析、活性分析、实时分析等，各种物理化学性能和生理活性的检测方法，萃取、离子交换、色谱、质谱等分离方法，分离分析联用、合成分离分析三联用等。
无机化学
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：
PVnRTR为气体摩尔常数，数值为R=8.314Jmol1K1
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、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℃=273.15KSTP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、化学计量数对于反应物为负，对于生成物为正。
nt
n0反应后-反应前
5、反应进度（ke·sai）
=
化学计量数
，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
P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
P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P
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PP,质量摩尔浓度bb，标准质量摩尔浓度
b1molkg1，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
bc
1mol
L1
5、物质B的标准摩尔生成焓
fHm（B,相态，T）是指在温度
T下，由参考状态单质生成
物质B（B
1）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P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
P4（s,白），但白磷不及红磷和黑
磷稳定。
O2（g）、H2（g）、Br2（l）
、I2（s）、Hg（l）
和P4（白磷）是T=298.15K，P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
c
H
m
（，相态，
）是指在温度
T
下，物质
B（B
1）
完
B
T
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
rHm（正）与其逆反应的
rHm（逆）数值相等，符号相反。
即
rHm（正）=-
rHm（逆）。
⑵始态和终态确定之后，一步反应的
rHm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
rHm（T）等于原各计量
式的rHm（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。
rHm=
fHm（总生成物）-
fHm（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
。
rHm=
cHm（总反应物）-
cHm（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aAbB
yYzZ来说，反应速率r与反应物浓度的定量关系为：
rkcACB，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；
cA,cB分别为反应物A和B的浓度，单位为molL
1；
，分别称为A，B的反应级数；
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molL1s1，一级反应k的单位为s
1，
二级反应k的单位为mol1Ls1，三级反应k的单位为mol2
L2s1）
2、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cAt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：
㏑
ctA
kt
c0A
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：
k
k0eEa
RT
a，㏑｛k｝=㏑｛k0｝-
Ea
b，
RT
㏑k2
Ea
1
1
c，Ea实验活化能，单位为KJmol1。
k0为指前参量又称频
k1
RT
T1
T2
率因子。
k0与k具有相同的量纲。
Ea与k0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，Ea每增加4KJ
mol1，将使k值降低80%。
在室温相同或相近的情况下，
活化能Ea大的反应，其速率系数
k则小，反应速率较小；Ea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。
k值增大倍数小；在低温区
k值增大倍
⑶对同一反应来说，升高一定温度，在高温区，
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，
Ea大的反应k值增大倍数大；Ea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、rHm=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aAgbBaqcCsxXgyYaqzZl来说，其标准平衡常数
px
x
cY
y
p
c
K
a
cB
b
pA
p
c
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表达式为
A
n0AneqA
n0A
2、J表示反应商。
若JK，
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，K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’tHoff方程描述。
㏑
K2
rHm
1
1
K1
R
T1
T2
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；SmH,aq,298.15K0.
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Sm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：
SzongSxitongShuanjing0
Szong0自发变化
Szong0非自发变化
Szong0平衡状态
8、
Shuanjing
H
T
第五节：
Gibbs函数
1、Gibbs函数被定义为：
G
HTS,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
G
H
TS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
HT
S,
G0
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
、当
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
fGm（B，相态，T）是指在温度
T下由参考状态单
质生成物质B（且
B
1时）的标准摩尔
Gibbs函数变。
5、
fGm<-40
KJ
mol1
时反应多半能正向进行；
fGm>40KJmol
1
时反应大多逆向
进行；-40KJ
mol1
<
fGm<40KJ
mol1
时要用
rGm来判断反应方向。
6、Van’tHoff
方程：
㏑
K
T
rHm
T
rSm
T
RT
R
a
㏑K
T1
rHm298K
1
1
K
T2
R
T1
T2
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H2OlHaqOH
积常数。
25℃时，Kw1.010
aq,KwcHcOH,Kw被称为水的离子
14。
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：
HAaqH2OlH3OaqAaq，其标准
平衡常数KKa
cH3O
c
cA
c
简写为
HA
cHA
c
KaHA
cH3O
cA
HA称为弱酸HA的解离常数，弱酸解离常数的数
，Ka
cHA
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。
Ka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：
Baq
H2Ol
BHaq
OHaq，
KbB
cBH
cOH
B称为一元弱碱
B的解离常数。
Kb
cB
3、解离度
的定义为解离的分子数与总分子数的比值，即
cHA
c0
100%,解离度越
HA
大Ka越大，PH越小。
解离度与解离常数关系为
KaHA
。
对碱同样适用。
c
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
显著改变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：
PHpKa
HA
㏒cA
pH14.00pKbA㏒cA
cHA
cHA
第五节：
酸碱指示剂
1、当溶液中pH
pKa
HIn
1即cHIn
10时，溶液呈现出
HIn的颜色；当
cIn
pH
pKa
HIn
1
即cHIn
1时，溶液呈现
In的颜色；当
cIn
10
pH
pKa
HIn
cHIn
1时，溶液呈现两者的混合颜色。
即
cIn
2、指示剂的变色范围是
pKa
HIn
1，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。
4、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
升级会员 