大学无机化学期末复习必考知识点归纳(课堂PPT)
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（完整版）大学无机化学知识点总结讲解
（完整版）⼤学⽆机化学知识点总结讲解⽆机化学，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：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。
无机化学基础知识课件
Na----23 Mg----24 Al-----27 K------39 Fe-----56 Ca-----40
分子量
分子量没有单位。
如：水（ H2O ）旳分子量为：
1 2 161 18
氯化钠（ＮaＣl）旳分子量为：
23 35.45 58.45
化合价
（1）定义：一种元素一定数目旳原子跟其他元 素一定数目原子相化合旳性质叫做这种元素旳化 合价。
中性溶液 [H+]=[OH-]=1×10-7mol/L 酸性溶液 [H+][OH-]， [H+] 10-7mol/L 碱性溶液 [H+][OH-]，[H+] 10-7mol/L
PH值： PH=-lg[H+] 酸性溶液： PH 7 碱性溶液：PH 7 中性溶液： PH =7
甲基橙指示剂变色旳pH值范围是( )。 A、 1.2—2.8 B、 3.1—4.4 C、 6.8—8.0 D、 8.0—10.0
某温度时，把B g 饱和氯化钾溶液蒸 干，得到氯化钾晶体A g，则此温度 下氯化钾旳溶解度为（100A/(B-A)）。
9.氧化反应、还原反应、氧化剂、还原剂
氧化反应：失去电子旳反应。 还原反应：得到电子旳反应。 氧化还原反应实质：有电子转移旳反应。
氧化剂和还原剂是相互依存旳。
氧化剂：在氧化还原反应中得到电子化合价降低旳物 质。
2.原子、分子、离子、元素
原子：是化学变化中旳最小微粒，原子在 化学反应中不能再分。
分子：是保持物质化学性质旳最小微粒。
大量科学试验证明：
分子是由原子构成旳。原子是构成化学元 素旳基本单元；是用化学措施不能再进行 分割旳最小微粒。
结论：
当物质发生化学变化时，物质旳分子发生变化， 一般是变成了构成了这种分子旳原子，然后这些 原子又重新结合起来，变成了新物质旳分子。
《大学无机化学》PPT课件
•不能参与成键的、已配对的电子称为孤对电子，孤 对电子占据的轨道不能参与成键，这样的轨道称为 非键轨道
示例 (1)
NH3 • HNH=10728’ • 成键电子对数：3 • 孤对电子数目：1
H2O • HOH=10430’ • 成键电子对数：2 • 孤对电子数目：2
示例 (2)
总结
杂化轨道 类型
• 出发点是分子的整体性，重视分子中电子的运动 状况，以分子轨道的概念来克服价键理论中强调 电子配对所造成的分子电子波函数难于进行数学 运算的缺点。莫利肯把原子轨道线性组合成分子 轨道，可用数学计算并程序化。分子轨道法处理 分子结构的结果与分子光谱数据吻合，因此50年 代开始，价键理论逐渐被分子轨道理论所替代。
• 分子型共价单质
I2
P4
• 原子型共价化合物 SiC
共价键理论的建立与发展
•共价键理论(经典Lewis学说): 1916年，美国路易 斯(G.W. Lewis) 提出两原子各提供1个或2个电子作 为两原子共有，使每个原子都具有8电子的稳定结构 ，共有电子与两原子核相互吸引而使两原子相互结 合。这种原子间的结合称为共价键。1923年出版“ 价键和原子、分子的结构”，系统阐述了他的价键 理论，并提出了描述这种共价结合的图示法（路易 斯结构式）。被称为八隅说。 •1919年美国朗缪尔(I. Langmuir):一种原子间共用 电子对可以不是来自两原子，而是由一个原子单独 提供的（路易斯－朗缪尔理论）。 作为化学键的经典电子理论，电价理论和共价键理 论在化学键理论发展史上起到了继往开来的作用。
• 方向性：各原子轨道在空间分布方向是固定的，为了满足轨道的最大程度重叠，原子 间成的共价键，必须具有方向性。
共价键类型
• 键 原子轨道沿成键原子间联线的方向头对头
示例 (1)
NH3 • HNH=10728’ • 成键电子对数：3 • 孤对电子数目：1
H2O • HOH=10430’ • 成键电子对数：2 • 孤对电子数目：2
示例 (2)
总结
杂化轨道 类型
• 出发点是分子的整体性，重视分子中电子的运动 状况，以分子轨道的概念来克服价键理论中强调 电子配对所造成的分子电子波函数难于进行数学 运算的缺点。莫利肯把原子轨道线性组合成分子 轨道，可用数学计算并程序化。分子轨道法处理 分子结构的结果与分子光谱数据吻合，因此50年 代开始，价键理论逐渐被分子轨道理论所替代。
• 分子型共价单质
I2
P4
• 原子型共价化合物 SiC
共价键理论的建立与发展
•共价键理论(经典Lewis学说): 1916年，美国路易 斯(G.W. Lewis) 提出两原子各提供1个或2个电子作 为两原子共有，使每个原子都具有8电子的稳定结构 ，共有电子与两原子核相互吸引而使两原子相互结 合。这种原子间的结合称为共价键。1923年出版“ 价键和原子、分子的结构”，系统阐述了他的价键 理论，并提出了描述这种共价结合的图示法（路易 斯结构式）。被称为八隅说。 •1919年美国朗缪尔(I. Langmuir):一种原子间共用 电子对可以不是来自两原子，而是由一个原子单独 提供的（路易斯－朗缪尔理论）。 作为化学键的经典电子理论，电价理论和共价键理 论在化学键理论发展史上起到了继往开来的作用。
• 方向性：各原子轨道在空间分布方向是固定的，为了满足轨道的最大程度重叠，原子 间成的共价键，必须具有方向性。
共价键类型
• 键 原子轨道沿成键原子间联线的方向头对头
无机化学基础知识PPT课件
元素周期表是元素周期律用表 格表达的具体形式，它反映元 素原子的内部结构和它们之间 相互联系的规律。
元素性质递变规律
原子半径
同一周期（稀有气体除外），从 左到右，随着原子序数的递增， 元素原子的半径递减；同一族中， 由上而下，随着原子序数的递增， 元素原子半径递增。
主要化合价
同一周期中，从左到右，随着原 子序数的递增，元素的最高正化 合价递增（从+1价到+7价），第 一周期除外，第二周期的Ｏ、Ｆ 元素除外；最低负化合价递增 （从-4价到-1价）第一周期除外， 由于金属元素一般无负化合价， 故从ⅣＡ族开始。元素最高价的 绝对值与最低价的绝对值的和为8。
THANKS
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酸碱指示剂
用于指示酸碱反应终点的 试剂，如酚酞、甲基橙等。
沉淀溶解平衡原理及应用
沉淀溶解平衡
应用
在一定条件下，难溶电解质在溶液中 的溶解与沉淀达到动态平衡。
通过控制溶液中的离子浓度，可实现 难溶电解质的分离、提纯和制备。
溶度积常数（Ksp）
表示难溶电解质在溶液中达到沉淀溶 解平衡时，各离子浓度幂的乘积，是 衡量难溶电解质溶解度的重要参数。
元素的金属性和非金 属性
同一周期中，从左到右，随着原 子序数的递增，元素的金属性递 减，非金属性递增；同一族中， 由上而下，随着原子序数的递增， 元素的金属性递增，非金属性递 减。
03
化学键与分子结构
离子键形成及特点
离子键的形成
通过原子间电子转移形成正、负离子，由静电作用相互吸引。
离子键的特点
较高的熔点和沸点，良好的导电性和导热性，在水溶液中易离 解。
03
波尔模型
电子只能在一些特定的轨道上运动，电子在这些轨道上运动时离核的远
元素无机化学总结ppt课件
16
VIA（-II——+VI） • 氧：臭氧和过氧化氢，结构和性质 • 硫：硫化氢的弱酸性，还原性，沉淀剂
硫化物的酸碱性，难溶性，还原性，有色性 多硫化合物的不稳定性 • 二氧化硫和亚硫酸 结构
酸性，氧化性，还原性，亚硫酸不稳定性 • 硫酸 强酸，吸水性，脱水性，氧化性 • 过硫酸 酸不稳定，强氧化性 • 硫代硫酸 不稳定性，还原性，配位性，
14
•磷元素的成键特征: σ键, d-pπ键, 配位键 •磷化合物的结构：P4，P4O10，HnPOm，PH3， •亚磷酸及其盐：二元酸，不稳定性 •磷酸及其盐：酸性，稳定性，极弱氧化性，聚合性，配位性，盐的难溶性
15
•AsH3的生成和检验: 马氏验砷法 •As2O3的性质：毒性，微溶于水，两性偏酸 •砷酸及其盐：酸性，稳定性，弱氧化性，配位性 •M（III）强水解性 •Bi（V）强氧化性
玻璃态——缩合性，硼珠实验 • 铝 两性元素，
卤化物（二聚体，三中心四电子键）， 强水解性 • Tl(III) 强氧化性（惰性电子对效应）
12
IVA • 碳 单质碳、CO的还原性；
CO, CO2，H2CO3, M2CO3的结构，性质 • 硅 SiO2的结构，性质; M2SiO3的聚合性、水解性；卤化物的水解性 • 硅烷、硼烷、碳烷的比较 • 锡 氧化物、氢氧化物两性；盐水解性；
Mn(IV) 不溶于水，两性，强氧化性 Mn (VII) 酸性，强氧化性，不稳定性，特殊的颜色
21
Fe, Co, Ni • Fe(II) 还原性，配位性（不生成氨配离子） • Fe(III) 水解性，中强氧化性，配位性（不生成氨配离子） • Co(II) 弱还原性，弱水解性，较强的配位性 • Co(III) 强氧化性，水解性，较强的配位性
VIA（-II——+VI） • 氧：臭氧和过氧化氢，结构和性质 • 硫：硫化氢的弱酸性，还原性，沉淀剂
硫化物的酸碱性，难溶性，还原性，有色性 多硫化合物的不稳定性 • 二氧化硫和亚硫酸 结构
酸性，氧化性，还原性，亚硫酸不稳定性 • 硫酸 强酸，吸水性，脱水性，氧化性 • 过硫酸 酸不稳定，强氧化性 • 硫代硫酸 不稳定性，还原性，配位性，
14
•磷元素的成键特征: σ键, d-pπ键, 配位键 •磷化合物的结构：P4，P4O10，HnPOm，PH3， •亚磷酸及其盐：二元酸，不稳定性 •磷酸及其盐：酸性，稳定性，极弱氧化性，聚合性，配位性，盐的难溶性
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•AsH3的生成和检验: 马氏验砷法 •As2O3的性质：毒性，微溶于水，两性偏酸 •砷酸及其盐：酸性，稳定性，弱氧化性，配位性 •M（III）强水解性 •Bi（V）强氧化性
玻璃态——缩合性，硼珠实验 • 铝 两性元素，
卤化物（二聚体，三中心四电子键）， 强水解性 • Tl(III) 强氧化性（惰性电子对效应）
12
IVA • 碳 单质碳、CO的还原性；
CO, CO2，H2CO3, M2CO3的结构，性质 • 硅 SiO2的结构，性质; M2SiO3的聚合性、水解性；卤化物的水解性 • 硅烷、硼烷、碳烷的比较 • 锡 氧化物、氢氧化物两性；盐水解性；
Mn(IV) 不溶于水，两性，强氧化性 Mn (VII) 酸性，强氧化性，不稳定性，特殊的颜色
21
Fe, Co, Ni • Fe(II) 还原性，配位性（不生成氨配离子） • Fe(III) 水解性，中强氧化性，配位性（不生成氨配离子） • Co(II) 弱还原性，弱水解性，较强的配位性 • Co(III) 强氧化性，水解性，较强的配位性
无机化学综合复习资料ppt课件
八、了解P4O10
1. 分子结构特点；
2. 强吸水性。
九、掌握磷的含氧酸及其盐分子结构和化学性质
1. 次磷酸H3PO2强还原性（化学镀）； 2. 亚磷酸H3PO3还原性；
3. 正磷酸的三种盐：正盐、一氢盐和二氢盐。
2019/11/3
23
十、了解砷、锑、铋含氧酸及其盐 1. 酸碱性； 2. 氧化-还原性。
(3) 一元质子弱碱：Kb =1.8×10-5； (4) 液氨自偶电离（似H2O）：
NH3(l) + NH3(l) NH4+ + NH2-
2019/11/3 (5) 氨解反应。
20
四、掌握VA-VIIA氢化物酸碱性、还原性变化规律 碱性↘，酸性↗，还原性↘
碱 性 增
NH3 PH3
强 AsH3
SbH3
五、了解硅酸盐：SiO4四面体为结构单元。
六、了解非金属卤化物水解
1. 机理：(1)亲核（例SiCl4）；(2)亲电（例NCl3）。 2. 概观：
(BF3) CF4* CCl4* TiCl4 BCl3 SiF4 SiCl4
BBr3 GeCl4 SnCl4 SnCl2
• * 热力学自发，动力学障碍；
NF3 NCl3 PF3 PCl3 PCl5 AsF5 AsCl3 SbCl3 , SbCl3 BiCl3
（T = 298 K） 2. 电极反应： m (ox) + n e = q (red)
= + 2.303 RT/ nF lg [(ox)m / (red)q] = + 0.059/n lg [(ox)m / (red)q]
（T = 298 K）
2019/11/3
8
1. 分子结构特点；
2. 强吸水性。
九、掌握磷的含氧酸及其盐分子结构和化学性质
1. 次磷酸H3PO2强还原性（化学镀）； 2. 亚磷酸H3PO3还原性；
3. 正磷酸的三种盐：正盐、一氢盐和二氢盐。
2019/11/3
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十、了解砷、锑、铋含氧酸及其盐 1. 酸碱性； 2. 氧化-还原性。
(3) 一元质子弱碱：Kb =1.8×10-5； (4) 液氨自偶电离（似H2O）：
NH3(l) + NH3(l) NH4+ + NH2-
2019/11/3 (5) 氨解反应。
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四、掌握VA-VIIA氢化物酸碱性、还原性变化规律 碱性↘，酸性↗，还原性↘
碱 性 增
NH3 PH3
强 AsH3
SbH3
五、了解硅酸盐：SiO4四面体为结构单元。
六、了解非金属卤化物水解
1. 机理：(1)亲核（例SiCl4）；(2)亲电（例NCl3）。 2. 概观：
(BF3) CF4* CCl4* TiCl4 BCl3 SiF4 SiCl4
BBr3 GeCl4 SnCl4 SnCl2
• * 热力学自发，动力学障碍；
NF3 NCl3 PF3 PCl3 PCl5 AsF5 AsCl3 SbCl3 , SbCl3 BiCl3
（T = 298 K） 2. 电极反应： m (ox) + n e = q (red)
= + 2.303 RT/ nF lg [(ox)m / (red)q] = + 0.059/n lg [(ox)m / (red)q]
（T = 298 K）
2019/11/3
8
无机化学经典知识点
元素化学通论一，含氧酸强度1，R-O-H规则：含氧酸在水溶液中的强度决定于酸分子中质子转移倾向的强弱，质子转移倾向越大，酸性越强，反之则越弱。
而质子转移倾向的难易程度，又取决于酸分子中R吸引羟基氧原子的电子的能力，当R的半径较小，电负性越大，氧化数越高时，R吸引羟基氧原子的能力强，能够有效的降低氧原子上的电子密度，使O-H键变弱，容易放出质子，表现出较强的酸性，这一经验规律称为R-O-H规律。
1）同一周期，同种类型的含氧酸（如HnRO4），其酸性自左向右依次增强。
如：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4 2）同一族中同种类型的含氧酸，其酸性自上而下依次减弱。
如：HClO>HBrO>HIO3）同一元素不同氧化态的含氧酸，高氧化态含氧酸的酸性较强，低氧化态含氧酸的酸性较弱。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2，Pauling规则：含氧酸的通式是RO n(OH)m，n为非氢键合的氧原子数（非羟基氧），n值越大酸性越强，并根据n值把含氧酸分为弱酸（n=0），中强酸（n=1），强酸（n=2），极强酸（n=3）四类。
因为酸分子中非羟基氧原子数越大，表示分子中R→O配键越多，R的还原性越强，多羟基中氧原子的电子吸引作用越大，使氧原子上的电子密度减小的越多，O－H键越弱，酸性也就越强。
注意：应用此规则时，只能使用结构式判断，而不能使用最简式。
3，含氧酸脱水“缩合”后，酸分子内的非氢键合的氧原子数会增加，导致其酸性增强，多酸的酸性比原来的酸性强。
二，含氧酸稳定性1，同一元素的含氧酸，高氧化态的酸比低氧化态的酸稳定。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2，氧化还原性：1）同一周期主族元素和过渡元素最高价含氧酸氧化性随原子序数递增而增强。
如：H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4，V2O5<Cr2O72－<MnO4－2）相应价态，同一周期的主族元素的含氧酸氧化性大于副族元素。
《无机化学》课件
酸碱反应与沉淀反应
总结词
酸碱反应和沉淀反应是无机化学中常见的反应类型，需要掌握其 基本原理和规律。
酸碱反应
理解酸碱质子理论，掌握酸碱反应的规律和特点，如强酸制备弱酸 、水解反应等。
沉淀反应
研究沉淀的形成和溶解，了解沉淀的生成、转化和溶解等基本规律 。
氧化还原反应与配位反应
总结词
01
氧化还原反应和配ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ反应是无机化学中的重要反应类型，需要
酸碱反应与离子平衡
酸碱反应
酸和碱之间的中和反应，生成盐和水 。
酸碱指示剂
离子平衡
溶液中离子间的相互作用和平衡状态 ，如水的电离平衡、沉淀溶解平衡等 。
用于指示溶液酸碱度的指示剂，如酚 酞、甲基橙等。
氧化还原反应与电化学
氧化还原反应
电子转移的反应，包括氧化和还 原两个过程。
原电池
将化学能转化为电能的装置，由 正负极和电解质溶液组成。
存储材料，为新能源技术的发展提供重要的支撑。
无机化学在环保领域的应用
总结词
无机化学在环保领域的应用主要涉及大气、水体和土壤的污染控制与治理，以及废物处理和资源化利用等方面。
详细描述
随着工业化和城市化进程的加速，环境污染问题日益严重。无机化学在环保领域的应用主要涉及大气、水体和土 壤的污染控制与治理，以及废物处理和资源化利用等方面。通过研究无机物质的性质和反应机制，可以开发出高 效、低成本的污染物处理技术和资源化利用方案，为环境保护事业的发展做出重要贡献。
无机化学在生物医学领域的应用
总结词
无机化学在生物医学领域的应用主要涉及药物设计与 合成、生物成像技术和生物医用材料等方面。
详细描述
生物医学领域的发展对于人类的健康和生活质量的提高 具有重要意义。无机化学在生物医学领域的应用主要涉 及药物设计与合成、生物成像技术和生物医用材料等方 面。通过研究无机化合物的生物活性和反应机制，可以 开发出高效、低毒的药物和生物医用材料，为疾病诊断 和治疗提供新的手段和途径。同时，无机化学在生物成 像技术方面也具有广泛的应用前景，如荧光探针、磁共 振成像等，为生物医学研究提供重要的技术支持。
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HA:
c (H ) c Kac
B:
c (OH ) c Kbc
两性物质
c(H)
K
K
a1 a2
6-5
5
多元弱酸（碱）
多元弱) 主要 决定于第一步电离， c(H+)计算同于一元弱酸:
c/Ka1ө ≥500时 c(H ) Ka1c
在二元弱酸中，Ka1ө ＞＞Ka2ө , 忽略第
无
7-2
13
掌握难溶电解质的溶度积规则
AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq)
Q = [Am+]n[Bn-]m
即难溶电解质AnDm溶液中， 离子积QB=c´n (Am+)·c´ m (Dn -)
14
溶度积规则
（1）QB < Kspө时，不饱和溶液，无沉淀生 成；若体系中有沉淀存在，沉淀将会
外层
内层
(K+)4 [Fe(CN)6]4┌──┴──┐
中心离子
配体
Fe3+
(CN-)6 ↑↑
配位原子┘└
配位数 18
掌握配位化合物键价理论要点
中心离子与配位体之间的化学键是配位键 中心离子提供空轨道，配体提供孤对电子。 中心离子的空轨道在成键过程中进行了杂化，
杂化轨道的类型决定配合物的空间构型。
19
掌握配位平衡及有关计算
稳定常数
Cu2+ + 4NH3 ⇌ [Cu(NH3)4]2+
K
f
c[Cu
NH3
2 4
]
c(Cu 2+ ) c4 (NH3 )
不稳定常数
Kd
c(Cu2+ ) c4 (NH3) c[Cu(NH3 )42+ ]
二步电离，其酸根浓度近似等于Ka2 。
6-5
6
缓冲溶液的缓冲原理、pH值
c (H
)
K
θ a
c
c (弱酸 ) (共轭碱
)
c
(OH
)
K
θ b
c
c (弱碱) (共轭酸
)
缓冲溶液的pH值主要决定于酸（碱） 的pKaө （pKbө ），其次与c(酸)/c(碱)有关。 对一确定缓冲体系，可通过在一定范围内 改变c(酸)/c(碱)，调节缓冲溶液的pH值。
影响滴定突跃的因素:溶液越浓，突越范围越大 ；Ka值越大，突跃范围越大。
化学计量点pH值 的计算 突跃范围的计算：滴定终点 ±0.1% 指示剂的选择 ：指示剂的变色范围应全部或部
分落在滴定突跃的范围内 MO 3.1 ~ 4.4；MR 4.4 ~ 6.2；PP 8.0 ~ 9.6； 百里酚酞: 无色 9.4-----10.0(浅蓝)------10.6蓝
6-8、9
7
酸碱指示剂的变色原理、变色点、变色范围
c HIn/c In- ≥ 10 pH≤pKHIn-1 呈酸色 c HIn/c In- ≤ 0.1 pH≥pKHIn+1 呈碱色 当c HIn=c In-时， pH = pKHIn变色点
变色范围为pKHIn±1， 2个pH单位
8
酸碱滴定
滴定曲线：
注意沉淀剂的电离度 定性沉淀完全 c 10-5 mol.L-1 ,定量沉淀完全 c
10-6 mol.L-1
分步沉淀：生成沉淀所需沉淀剂浓度越小的越 16 先沉淀
沉淀的溶解
加入某种试剂，与溶液中某离子结合生成弱电 解质，从而降低该离子浓度，使沉淀溶解。 加入氧化剂或还原剂，通过氧化还原反应而降 低某离子的浓度，导致沉淀溶解。 加入配合剂，生成配合物使离子浓度降低，沉 淀溶解。
α pH
变大 变小 变小 变小 变大 变大 变小 变大 变大 变小
3
稀释定律
HAc
Ac- + H+
平衡浓度 c(1-α)
cα cα
K
θ a
c(H ) c(Ac ) c(HAc)
c 2 1
当< 5%时 Kaө=c2 Ka / c
6-4
4
弱酸弱碱溶液pH值的计算
一元弱酸弱碱c/Kө ≥500时
溶解，直至饱和
（2）QB = Kspө 时，饱和溶液，处于沉淀 溶解平衡状态
（3）QB > Kspө 时，过饱和溶液，有沉淀
析出，直至饱和
7-3、4
15
掌握沉淀生成和溶解的方法, 并作 简单计算
选择和使用沉淀剂时注意：
适当过量的沉淀剂可使沉淀趋于完全(20-50% 为宜)
选择沉淀物溶解度最小的沉淀剂，使离子沉淀 更完全
期末复习
2010.6.18.
1
第六章 一、酸碱质子理论
酸——溶液中凡能给出质子的物质 碱——溶液中凡能接受质子的物质
特点：具有共轭性、相对性 、广泛性、
没有盐的概念
酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应
2
NH3·H2O ⇌ NH4++OH-
HCl NH4Cl NaCl NaOH H2O
溶液pH 随中和百分数（T%）变化的曲线。
指示剂的选择原则：
指示剂的变色范围应全部或部分落在滴定突
跃的范围内。
准确滴定的判据： C Ka10-8
多元酸多元碱和混合酸碱的滴定，能分步滴定的
条件：
K
a1
/
K
a2
10 4
cK
a2
10 8
6-11
cAKA /cBKB 104 cAKA 10-8 9
影响滴定突跃的因素，化学计量点pH值及 突跃范围的计算，指示剂的选择
6-16
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第七章 沉淀溶解平衡和沉淀分析法
掌握溶度积Kspө与溶解度S的关系
n :m型：AnBm(s)
nAm+(aq)+mBn-(aq)
s
ns
ms
Ksp= [nS]n[mS]m = nnmmSn+m
相同点
s
Kspө
表示难溶电解质溶解能力的大小
不同点 浓度的一种形式 平衡常数的一种形式
单位
g·L-1
7-5、6
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第八章：配位平衡与配位滴定法
掌握配位化合物的组成及命名
原则是先阴离子后阳离子，先简单后复杂
[Cu(NH3)4]SO4 ┌──┴──┐
内层
外层
[Cu(NH3)4]2+ SO42┌──┴──┐
中心离子
配体
Cu2+
(NH3)4 ↑↑
配位原子┘ └配位数
K4[Fe(CN)6] ┌──┴──┐
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酸碱标准溶液的配制与标定
酸(HCl)标准溶液的标定:
基准物质: 1. Na2CO3 2. Na2B4O7•10H2O
碱(NaOH)的标定:
基准物质:H2C2O4•2H2O
KHC8H4O4
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掌握混合碱的分析方法及铵盐中含氮量的 测定方法
蒸馏法
(NH4)2SO4+NaOH == NH3+Na2SO4+H2O NH3+HCl == NH4Cl HCl+NaOH == NaCl+H2O 甲醛法 6HCHO＋ 4NH4＋ == (CH2) 6N４＋4H＋＋6H2O 克氏(Kjeldahl)定氮法