基础化学复习要点.doc
大学基础化学复习提要
大学基础化学复习提要大学基础化学复习提要 Revised by Petrel at 2021大学基础化学复习提要------------------------------------本课程的主要内容1. 化学基本原理* 热化学* 化学平衡* 化学反应速率2. 化学平衡原理及应用* 酸碱平衡及酸碱滴定* 沉淀平衡* 氧化还原平衡及滴定* 配合平衡及配合滴定3. 物质结构* 原子结构* 分子结构4. 元素化学* 非金属元素及化合物的性质* 过渡元素及化合物的性质----------------------------------------考试的基本题型判断题、选择题、填充题、计算题第一章热化学重点内容：状态及状态函数计算注意点:1、热力学标准状态：在pθ（101325Pa）压力下，理想气体、液态和固态的纯物质、1mol×L-1浓度的溶液。
2、理解时，最稳定单质是指:C(石墨 )，Cl2 (g) ，Br2 (l) ，I2 (s)等。
3、1) 盖斯定律：热化学方程相加减，相应的也相加减。
例1、298.15K时由于Na (g) Cl-(g)→NaCl(s)的= -770.8kJ·mol-1，则NaCl(s)的标准摩尔生成焓是-770.8kJ·mol-1。
（×）解：标准摩尔反应焓定义：由最稳定单质生成1mol化合物的焓变。
本题中Na (g) Cl-(g)不是最稳定单质。
例2、反应 Na2O(s) I2(g) ->2NaI(s) O2(g)的为（ C ）(A) 2 (NaI, s) - (Na2O, s)(B) (NaI, s) - (Na2O, s) - (I2, g)(C) 2 (NaI, s) - (Na2O, s)- (I2, g)(D) (NaI, s) - (Na2O, s)例3、已知Zn(s) O2(g) = ZnO(s) 1= -351.5 kJ?mol-1 (1)Hg(l) O2(g) = HgO(s) 2=-90.8 kJ?mol-1 (2)Zn(s) HgO(s) = ZnO(s) Hg(l) (3) 的3为 = -260.7 kJ?mol-1解：∵（3）=（1）-（2）∴3 = 1 - 2= -351.5 90.8=-260.7 kJ?mol-1第二章化学平衡重点内容：* 标准平衡常数* 标准平衡常数的应用(计算）* 多重平衡规则* 化学平衡移动1、标准平衡常数表达式注意1）各种条件下平衡常数表达式的正确书写2）平衡常数的物理意义3）能进行化学平衡常数的有关计算根据已知条件求算平衡常数；根据平衡常数计算c平（p平）或α。
基础化学复习要点
4.5 第五节 分散系统与混合物的组成标度 [TOP] 4.5.1 分散系统及分类一种或数种物质分散在另一种物质中所形成的系统称为分散系。
被分散的物质称为分散相，容纳分散相的连续介质称为分散介质。
按照分散相粒子的大小，可以把分散系分为真溶液、胶体分散系和粗分散系，它们具有不同的扩散速度、膜的通透性和滤纸的通透性能。
真溶液的分散相粒子小于1 nm ，粗分散系分散相粒子大于100 nm ，介于两者之间的是胶体分散系。
分散系又可分为均相分散系和非均相分散系两大类。
4.5.2 混合物的组成标度 （一）物质的量物质的量是表示物质数量的物理量，用符号n B 表示。
下标B 泛指计量的物质B ，对具体物质，例如水，其物质的量的符号写做n (H 2O)。
物质的量的单位是摩尔(mole)，单位符号为mol 。
摩尔的定义是：“摩尔是一系统的物质的量，该系统中所包含的基本单元数与0.012kg 碳12的原子数目相等。
在使用摩尔时，基本单元应予指明，可以是原子、分子、离子、电子及其他粒子，或这些粒子的特定组合。
”1 mol 物质的基本单元数是阿伏加德罗常数的数值，但受测量技术水平的限制，不能绝对准确。
因此定义摩尔时使用12g 碳12作为计量系统，虽然它的原子数目还不能确切知道，但它是一个确定的数值，不随测量技术而改变。
使用摩尔时须指明基本单元，如n (H)、n (H 2)、n (21SO 42-)、n (2H 2+O 2) 等。
相同的计量系统可以有不同的基本单元，例如氢，可以定义氢原子或是氢分子的物质的量， 所以说“1mol 氢”就不确定了。
用摩尔还可以计量化学反应，例如中和反应H 2SO 4 + 2NaOH = Na 2SO 4 + 2H 2O就可以用反应物（H 2SO 4 + 2NaOH ）作基本单元。
B 的物质的量可以通过B 的质量m B 和摩尔质量M B 求算： M B = m B /n B (1.1)以g·mol -1为摩尔质量的单位，原子的摩尔质量的数值等于其相对原子质量A r ，分子的摩尔质量的数值等于其相对分子质量M r 。
化学基础知识复习
化学基础知识复习一、化学图示及相关意义三、化合价口诀1、常见元素化合价一价氢氯钾钠银，二价氧钙钡镁锌；三铝四硅五氮磷，二三铁、二四碳；二四六硫都齐全，二四六七把锰变；氢正一、氧负二，铜汞二价最常见；金正非负单质零，正负总价和为零。
2、原子团：负一氢氧硝酸根，负二硫酸碳酸根；负三记住磷酸根，正一价的是铵根；四、常见离子符号的书写1、阳离子氢离子钠离子钾离子镁离子钙离子铜离子钡离子亚铁离子铁离子铝离子锌离子银离子铵根离子2、阴离子氯离子硫离子氢氧根离子硝酸根离子硫酸根离子碳酸根离子碳酸氢根离子磷酸根离子高锰酸根离子实战演练①标出氯元素化合价：HCl Cl2HClO ClO2HClO3HClO4②标出氮元素化合价：NH3N2NO NO2N2O5NH4NO3③标出各元素化合价：Na2FeO4(高铁酸钠) HF NaBr Cr2O3 K2Cr2O7(重铬酸钾) NaAlO2NaNO2I2NaIO4 Na2SeO3④石墨由构成，二氧化碳由构成，氯化钠由构成（填具体的粒子）单质铜由构成，碳六十由构成，人体中含量最多的金属元素是（元素符号）⑤地壳中含量最多的元素和含量最多的金属元素组成的化合物其化学式为。
⑥2个氢原子 3个镁离子钙离子5个水分子 3个硫酸根离子负二价的硫元素3个氯气分子氯化亚铁氯化铁硝酸铵碳酸根离子铵根离子⑦元素符号及前面的数字意义O：宏观微观；Fe：宏观，微观；2O：2Fe：；写出下列符号中各数字的涵义1、222-O H ：① ②③2、2H ：3、2H 2 ：① ②4、-242SO ：① ② ③5、:2O Mg +① 6、+22Fe ：① ② 7、+33Fe ：① ②五、化学式的书写 1、单质（1）由原子构成①金属： 铝 钙 锰 铁 钠 锌银 金 铜 镁 汞（水银）②稀有气体：氦气 氖气 氩气③某些非金属固体：金刚石石墨（2）由分子构成硫磺红磷氢气氧气氮气氯气臭氧2、化合物（1）氧化物水（冰）过氧化氢（双氧水）二氧化碳（干冰）一氧化碳二氧化硫二氧化氮二氧化硅五氧化二磷二氧化锰氧化钠氧化钾氧化钙（生石灰）氧化亚铁氧化铁（三氧化二铁、铁锈的主要成份）四氧化三铁（铁在氧气中燃烧产物）氧化铝（2）酸盐酸硫酸碳酸硫化氢硝酸醋酸磷酸亚硫酸（3）碱氢氧化钙（俗名：）氢氧化钾氢氧化钡氢氧化铝氢氧化铁氢氧化亚铁氢氧化钠（俗名：）氢氧化铜氢氧化镁氢氧化铝氨水（4）盐氯化钾氯化钙氯化钠氯化镁氯化铝氯化铁氯化亚铁氯化铜硫酸钠硫酸锌硫酸铜硫酸铁硫酸亚铁硫酸钾硫酸铝硫酸钡硫酸镁硫酸钙碳酸钾碳酸钠（俗名：）碳酸氢钠（俗名：）碳酸钙（石灰石的主要成分）硝酸银硝酸钠硝酸钾硝酸铜硝酸铝硝酸亚铁硝酸铁硝酸铵碳酸铵碳酸氢铵高锰酸钾锰酸钾氯酸钾硫化氢硫化钾硫化铜亚硫酸钠实战演练1、从Na 、C 、S 、H 、O 、N六种元素中选择按要求填空。
基础生物化学复习知识要点
基础生物化学重要知识要点（一）名词解释1.蛋白质的三级结构：指蛋白质在二级结构的基础上借助各种次级键卷曲折叠成特定的球状分子结构的构象。
2.氢键：指负电性很强的氧原子或氮原子与N-H或O-H的氢原子间的相互吸引力。
3.蛋白质的四级结构：指多亚基蛋白质分子中各个具有三级结构的多肽链以适当方式聚合所呈现的三维结构。
4.超二级结构：指蛋白质分子中相邻的二级结构单位组合在一起所形成的有规则的、在空间上能辨认的二级结构组合体。
5.盐析：在蛋白质溶液中加入一定量的高浓度中性盐（如硫酸氨），使蛋白质溶解度降低并沉淀析出的现象称为盐析。
6.盐溶：在蛋白质溶液中加入少量中性盐使蛋白质溶解度增加的现象。
7.蛋白质变性：蛋白质分子的天然构象遭到破坏导致其生物活性丧失的现象。
蛋白质在受到光照、热、有机溶剂以及一些变性剂的作用时，次级键遭到破坏导致天然构象的破坏，但其一级结构不发生改变。
8.蛋白质复性：指在一定条件下，变性的蛋白质分子恢复其原有的天然构象并恢复生物活性的现象。
9.肽平面：组成肽键的四个原子和与之相边的α－碳原子都处于同平面内，此刚性结构的平面叫肽平面或酰胺平面。
10.反密码子（anticodon）：在tRNA链上有三个特定的碱基，组成一个密码子，由这些反密码子按碱基配对原则识别mRNA链上的密码子。
反密码子与密码子的方向相反。
11.核酸的变性、复性（denaturation、renaturation）：当呈双螺旋结构的DNA溶液缓慢加热时，其中的氢键便断开，双链DNA便脱解为单链，这叫做核酸的“溶解”或变性。
在适宜的温度下，分散开的两条DNA链可以完全重新结合成和原来一样的双股螺旋。
这个DNA螺旋的重组过程称为“复性”。
12.DNA退火（annealing）：当将双股链呈分散状态的DNA溶液缓慢冷却时，它们可以发生不同程度的重新结合而形成双链螺旋结构，这现象称为“退火”。
13.必需氨基酸：指人体（和其它哺乳动物）自身不能合成，机体又必需，需要从饮食中获得的氨基酸。
化学知识点总结文档模板
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一、化学的基本概念和原理
1. 化学的定义及其意义
2. 物质的组成及其分类
3. 元素、化合物和混合物的概念
4. 原子结构和元素周期表
5. 化学键的形成及其类型
二、化学反应原理
1. 化学反应的概念及其条件
2. 化学方程式的表示与平衡
3. 摩尔概念及其应用
4. 化学反应速率及其影响因素
5. 酸碱中和反应和氧化还原反应
三、常见化学元素和化合物
1. 氢、氧、碳、氮、硫等元素的性质和应用
2. 水、二氧化碳、氨、氢氧化钠等化合物的性质和应用
3. 羟基化物、酮、醛、酯、酸、酚等有机物的基本结构和性质
4. 酸、碱、盐的性质和应用
四、化学实验常用技术和方法
1. 实验室常用仪器的使用方法
2. 化学品的性质和储存方法
3. 常见的化学实验技术
4. 化学实验中常见现象的解释和说明
五、化学在生活和工业中的应用
1. 化学在日常生活中的应用
2. 化学在工业生产中的应用
3. 化学在环境保护中的应用
4. 化学在医学和农业中的应用
六、化学知识的拓展和延伸
1. 化学与其他学科的关联
2. 当前化学科研前沿领域
3. 化学知识在未来的发展趋势
以上内容仅供参考，具体内容可根据实际情况进行调整和补充。
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化学知识点总结的文档模板第一章：化学基础知识
1.1 原子结构
1.2 元素周期表及元素周期律
1.3 化学键与分子结构
1.4 物质的变化与能量变化
第二章：化学反应
2.1 化学反应的速率与平衡
2.2 溶液的酸碱性
2.3 电化学反应及其应用
2.4 化学反应的热力学性质
第三章：化学物质的性质及应用
3.1 金属及其化合物
3.2 非金属及其化合物
3.3 高分子化合物
3.4 化学物质的环境与健康
第四章：化学实验技术
4.1 常用仪器与试剂
4.2 定量化学分析方法
4.3 定性化学分析方法
4.4 化学实验安全
第五章：化学知识在生活和工作中的应用
5.1 化学知识在日常生活中的应用
5.2 化学知识在工作中的应用
5.3 化学知识在环境保护中的应用
5.4 化学知识在健康保健中的应用
第六章：化学领域的未来发展趋势
6.1 化学科学的新发展及应用前景
6.2 环保化学技术的发展
6.3 新材料化学的发展
6.4 化学工程领域的新技术发展方向
结语：化学知识的继续学习及应用
参考文献：
备注：以上仅为化学知识点总结的文档模板，可根据具体情况进行调整和补充。
基础化学知识点范文
基础化学知识点范文首先，让我们来谈谈原子结构。
原子是构成物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
质子带有正电荷，中子带有中性，电子带有负电荷。
质子和中子位于原子核中，而电子以轨道的形式绕核飞行。
质子和中子的质量几乎相同，而电子的质量很小。
原子的质量数是质子和中子的总和，原子的原子数是质子的数量。
接下来，让我们了解化学键。
化学键是原子之间的力，将它们结合在一起形成分子或离子。
有三种主要类型的化学键：共价键，离子键和金属键。
在共价键中，原子通过共享电子对来结合在一起。
离子键是由电荷相互作用引起的，其中一个离子失去了电子，另一个离子获得了电子。
金属键是金属原子之间的强大吸引力，形成金属晶格。
化学反应是化学物质之间发生变化的过程。
它涉及原子之间的化学键的形成和断裂。
原子重新排列形成新的物质。
化学反应可以是放热的，即释放能量，也可以是吸热的，即吸收能量。
化学反应的速率取决于反应物的浓度，温度和催化剂的存在。
温度升高和催化剂的存在可以加速反应速率，而反应物浓度的增加可以使反应更快。
化学反应速率是指反应物被转化为产物的速度。
它可以通过观察产物的形成速率来确定。
反应速率可以由观察反应物消失的速率或产物形成速率来测定。
反应速率受温度、催化剂和反应物浓度的影响。
在同一温度下，反应速率随反应物浓度的增加而增加。
催化剂是可以改变反应速率的物质，它在反应中参与但不被消耗。
除了以上这些基础化学知识点外，化学还涉及其他许多概念和原理，如化学平衡，酸碱理论，氧化还原反应等。
这些知识点都是化学学习的重点和基础。
通过理解和掌握这些基础化学知识点，可以为进一步深入学习和应用化学打下坚实的基础。
总之，基础化学知识点是学习化学的基础，包括原子结构、化学键、化学反应和化学反应速率等。
通过掌握这些基础知识点，我们可以更好地理解化学的一些复杂概念和原理。
希望本文对你对基础化学知识的了解有所帮助。
高考化学基础复习知识点总结：元素及其化合物
元素及其化合物1、元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。
知识特点是作为化学基本概念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。
2、注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“抓重点，理关系，用规律，全考虑”。
①抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身②理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏③用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。
④全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。
另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体”。
①分析：将综合试题拆分思考。
②综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。
③抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。
④具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。
(一)元素非金属性的强弱规律⑴常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。
⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强；②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。
但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合（如N N等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。
这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。
⑶非金属性强弱的判断依据及其应用元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。
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4.5 第五节 分散系统与混合物的组成标度 [TOP] 4.5.1 分散系统及分类一种或数种物质分散在另一种物质中所形成的系统称为分散系。
被分散的物质称为分散相，容纳分散相的连续介质称为分散介质。
按照分散相粒子的大小，可以把分散系分为真溶液、胶体分散系和粗分散系，它们具有不同的扩散速度、膜的通透性和滤纸的通透性能。
真溶液的分散相粒子小于1 nm ，粗分散系分散相粒子大于100 nm ，介于两者之间的是胶体分散系。
分散系又可分为均相分散系和非均相分散系两大类。
4.5.2 混合物的组成标度 （一）物质的量物质的量是表示物质数量的物理量，用符号n B 表示。
下标B 泛指计量的物质B ，对具体物质，例如水，其物质的量的符号写做n (H 2O)。
物质的量的单位是摩尔(mole)，单位符号为mol 。
摩尔的定义是：“摩尔是一系统的物质的量，该系统中所包含的基本单元数与0.012kg 碳12的原子数目相等。
在使用摩尔时，基本单元应予指明，可以是原子、分子、离子、电子及其他粒子，或这些粒子的特定组合。
”1 mol 物质的基本单元数是阿伏加德罗常数的数值，但受测量技术水平的限制，不能绝对准确。
因此定义摩尔时使用12g 碳12作为计量系统，虽然它的原子数目还不能确切知道，但它是一个确定的数值，不随测量技术而改变。
使用摩尔时须指明基本单元，如n (H)、n (H 2)、n (21SO 42-)、n (2H 2+O 2) 等。
相同的计量系统可以有不同的基本单元，例如氢，可以定义氢原子或是氢分子的物质的量， 所以说“1mol 氢”就不确定了。
用摩尔还可以计量化学反应，例如中和反应H 2SO 4 + 2NaOH = Na 2SO 4 + 2H 2O就可以用反应物（H 2SO 4 + 2NaOH ）作基本单元。
B 的物质的量可以通过B 的质量m B 和摩尔质量M B 求算： M B = m B /n B (1.1)以g·mol -1为摩尔质量的单位，原子的摩尔质量的数值等于其相对原子质量A r ，分子的摩尔质量的数值等于其相对分子质量M r 。
（二）物质的量浓度溶液的物质的量浓度c B 定义为溶质B 的物质的量n B 除以溶液的体积V ，即c B n B /V(1.2)物质的量浓度的单位是mol·m -3，但常用mol·L -1 、mmol·L -1及μmol·L -1。
defdef 物质的量浓度的定义不能说成“1L 溶液所含溶质B 的物质的量”，因为通常配制或取用溶液不一定用1L 计量体积。
物质的量浓度可简称为浓度。
本书用c B 表示浓度，而用[B]表示平衡浓度。
使用物质的量浓度时也必须指明物质的基本单元。
对于未知其相对分子质量的物质可用质量浓度ρB 表示，ρB def m B /V 。
质量浓度的单位为kg·L -1或mg·L -1等。
（三）摩尔分数和质量摩尔浓度1. 摩尔分数 摩尔分数又称为物质的量分数或物质的量比。
B 的摩尔分数x B 定义为B 的物质的量与混合物的物质的量之比，单位是一。
x B∑A A B /n n (1.3)式中，B n 为B 的物质的量，∑A A n 为混合物的物质的量求和。
若溶液由溶质B 和溶剂A 组成，B的摩尔分数为x B ， A 的摩尔分数为x A ， x A + x B =1。
2. 质量摩尔浓度 溶液的质量摩尔浓度b B 定义为溶质B 的物质的量除以溶剂A 的质量b B n B /m A(1.4)b B 的单位是mol·kg -1。
摩尔分数和质量摩尔浓度与温度无关，在物理化学中应用很广。
4.1 第一节 溶液的蒸气压下降 4.1.1 溶液的蒸气压物理化学将系统中物理性质和化学性质相同的均匀部分称为“相”，相与相之间有界面，同一物质不同相之间可相互转化，即相变。
水分子逸出水表面成为水蒸气分子，称为蒸发；水蒸气分子撞击水面而成为液态水分子，称为凝结。
密闭容器中，当水的蒸发速度与凝结速度相等时，气相和液相处于平衡状态：H 2O (l ) H 2O (g ) 式中l 代表液相，g 代表气相。
与液相处于平衡的蒸气所具有的压力称为水的饱和蒸气压，简称蒸气压，单位为kPa 。
蒸气压与物质本性有关：不同的物质，蒸汽压不同。
蒸气压与温度有关：温度不同，同一液体的蒸汽压亦不相同。
温度愈高，蒸气压也就愈大。
相变方向是蒸气压由大向小转变。
0℃时水与冰的蒸气压均为0.610 6kPa ，两相共存。
若为-5℃，冰的蒸气压为0.401 3kPa ，小于水的蒸气压（0.421 3 kPa ），水就自发转变为冰。
def4.1.2 溶液的蒸气压下降—Raoult 定律水中加入难挥发的非电解质，使成稀薄溶液（≤0.2mol ·Kg -1），原为水分子占据的部分液面被溶质分子占据，而溶质分子几乎不会挥发，故单位时间内表面逸出的水分子数减少。
当蒸发与凝结重新达平衡时，溶液的蒸气压低于同温度下纯水的蒸气压，即溶液的蒸气压下降。
著名的Raoult 定律得出难挥发性非电解质稀薄溶液的蒸气压下降与溶液质量摩尔浓度关系： B b K p ⋅=∆ （2.1）式中，Δp 为难挥发性非电解稀薄溶液的蒸气压下降值；B b 为溶液的质量摩尔浓度；K 为比例常数。
上式表明：在一定温度下，难挥发性非电解质稀薄溶液的蒸气压下降(Δp )与溶液的质量摩尔浓度成正比，而与溶质的种类和本性无关。
如相同质量摩尔浓度的尿素溶液、葡萄糖溶液、蔗糖溶液，这三者的蒸气压降低值应该是相等的。
4.2 第二节 溶液的沸点升高和凝固点降低 [TOP] 4.2.1 溶液的沸点升高溶液的蒸气压与外界压力相等时的温度称为溶液的沸点。
正常沸点0b T 指外压为101.3kPa 时的沸点。
如水的正常沸点为100℃ 。
在稀薄溶液中，由于难挥发性溶质的加入，使溶液蒸气压下降，或者说在0b T 时溶液的蒸气压小于外压（101.3kPa ），只有在大于0b T 的某一温度b T 时二者才能相等。
换言之，溶液的沸点要比纯溶剂的沸点高。
很明显，沸点升高值与溶液的蒸气压下降有关，而蒸气压降低又与溶液的质量摩尔浓度成正比，因此沸点升高也应与溶液的质量摩尔浓度成正比。
即B b 0b b b Δb K T T T ⋅=-= (2.2)式中，ΔT b 为沸点升高值；T b 为溶液的沸点，T b 0为纯溶剂的沸点，b B 为溶液的质量摩尔浓度；K b 为溶剂的质量摩尔沸点升高常数，它随溶剂的不同而不同。
4.2.2 溶液的凝固点降低物质的凝固点是指在某外压时，其液相和固相的蒸气压相等并共存的温度。
如在101.3kPa 外压时，纯水和冰在0℃时的蒸气压均为0.611 kPa ，0℃为水的凝固点。
而溶液的凝固点通常指溶液中纯固态溶剂开始析出时的温度，对于水溶液而言，是指水开始变成冰析出时的温度。
与沸点升高原因相似，稀薄溶液中水和冰只有在0℃以下的某一温度f T 时才能共存，即为溶液的凝固点，显然0f f T T <，溶液的凝固点降低了。
由于溶液的凝固点降低也是溶液的蒸气压降低所引起的，因此凝固点的降低也与溶液的质量摩尔浓度b B 成正比。
即B f f 0f f Δb K T T T =-=(2.3)式中，ΔT f 为凝固点降低数值；T f 为溶液的凝固点；T f 0为纯溶剂的凝固点；K f 为溶剂的质量摩尔凝固点降低常数，是溶剂的特征常数，随溶剂的不同而不同。
应当注意，K b ，K f 分别是稀薄溶液的ΔT b 、ΔT f 与B b 的比值，不能机械地将K b 和K f 理解成质量摩尔浓度为1mol·kg -1时的沸点升高ΔT b 和凝固点降低ΔT f ，因1 mol·kg -1的溶液已不是稀薄溶液，溶剂化作用及溶质粒子之间的作用力已不可忽视，ΔT b ，ΔT f 与B b 之间已不成正比。
溶质的相对分子质量可通过溶液的沸点升高及凝固点降低方法进行测定。
在实际工作中，常用凝固点降低法，这是因为：①对同一溶剂来说，K f 总是大于K b ，所以凝固点降低法测定时的灵敏度高；②用沸点升高法测定相对分子质量时，往往会因实验温度较高引起溶剂挥发，使溶液变浓而引起误差；③某些生物样品在沸点时易被破坏。
4.2.3 电解质稀薄溶液的依数性行为强电解质在溶液中完全解离成相应的正、负离子。
与非电解质稀薄溶液一样，电解质溶液具有蒸汽压下降、沸点升高、冰点降低等性质。
但是，这类溶液的依数性行为出现较大偏差，这种偏差是由于电解质在溶液中解离造成的。
因此，计算电解质稀薄溶液的依数性时，必须引入校正因子i ，称为v an’t Hoff 系数。
所以，强电解质溶液的依数性公式为：ΔT b = i K b B b (2.4) ΔT f = i K f B b (2.5)公式中i 为校正因子，即1“分子”电解质解离出的离子个数，如NaCl 、CaSO 4，i =2；MgCl 2、Na 2SO 4， i = 3。
4.3 第三节 溶液的渗透压力 [TOP] 4.3.1 渗透现象和渗透压力如将蔗糖溶液和水用理想半透膜(只允许水通过而不允许溶质通过的薄膜)隔开，并使膜内溶液的液面和膜外水的液面相平，不久，即可见膜内液面升高。
我们把溶剂透过半透膜进入溶液的自发过程称为渗透。
产生渗透现象的原因是：单位体积内，纯溶剂中溶剂分子的数目大于溶液中溶剂分子的数目，因此在单位时间内由纯溶剂通过半透膜进入溶液的溶剂分子数比由溶液中进入纯溶剂的多，而溶质分子不能通过半透膜，致使溶液的液面升高。
液面升高使静压力增大，使膜内溶液的溶剂分子向膜外扩散的速度增大。
升至一定高度后，膜内外溶剂分子扩散的速度相等，膜内液面不再升高，系统处于渗透平衡。
膜两侧浓度不等的两个溶液，也能发生渗透。
溶剂渗透的方向为：从稀薄溶液向浓溶液渗透。
产生渗透现象的必备条件为：①有半透膜存在；②半透膜两侧单位体积内溶剂分子数不等。
为了阻止渗透的进行，即保持膜内外液面相平，必须在膜内溶液一侧施加一额外压力，通常用额外施加的压力表示溶液渗透压力，符号Π，单位kPa 。
4.3.2 溶液的渗透压力与浓度及温度的关系van’t Hoff 指出：“稀薄溶液的渗透压力与溶液的物质的量浓度和温度的关系同理想气体方程相似”。
即nRT V =∏ (2.6)RT c RT Vn ΠB == (2.7) 式中，Π是溶液的渗透压力，V 是溶液体积，n 是溶质的物质的量，c B 是溶液的物质的量浓度，R 是理想气体常数（为8.314J·K -1·mol -1）。
v an’t Hoff 定律说明，在一定温度下，稀薄溶液的渗透压力只决定于单位体积溶液中所含溶质粒子数，而与溶质的本性无关。