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大二无机化学知识点汇总无机化学是化学的一个重要分支，研究非生命物质的化学性质、结构、组成、变化规律以及其在化学反应和工业生产中的应用。
作为大二化学专业学生，了解和掌握无机化学的基本知识十分重要。
本文将对大二无机化学的主要知识点进行汇总，包括原子结构、元素周期表、离子化合物、配位化合物、酸碱性质等内容。
一、原子结构1. 原子的组成：原子由电子、质子和中子三种基本粒子构成。
2. 电子结构：电子在原子中按照一定的能级分布，满足电子云模型。
3. 元素的周期性属性：元素周期表的基本结构和规律，周期表中的主要分区和元素分类。
二、元素周期表1. 元素周期表的基本结构：周期性表格的横向和纵向排列规律，周期和族的概念。
2. 周期性趋势：原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等性质的周期性变化规律。
3. 元素周期表的应用：元素周期表提供了元素的基本信息，广泛应用于化学计算和化学实验中。
三、离子化合物1. 离子和化合物的分类：根据离子的正负电荷和数量，离子化合物可分为阳离子和阴离子以及单价、多价离子。
2. 离子化合物的命名规则：包括一价、多价离子化合物以及酸碱性化合物的命名方法。
3. 离子化合物的性质：离子化合物的晶体结构、熔点、溶解度和导电性等性质。
四、配位化合物1. 配位键的形成：配位键的构成、方向性和复合物的形成原理。
2. 配位体及其命名：了解常见配位体的结构和命名规则。
3. 配位化合物的结构和性质：介绍不同配位数、配位体和中心原子的配位化合物的晶体结构和性质。
五、酸碱性质1. 酸碱理论：布朗酸碱理论和刘易斯酸碱理论的基本概念和区别。
2. 酸碱溶液的性质：酸碱溶液的导电性、PH值和酸碱中和反应的原理。
3. 盐和酸碱中和反应：盐的命名、强酸和强碱的中和反应以及相关的计算问题。
综上所述，大二无机化学的知识点汇总包括原子结构、元素周期表、离子化合物、配位化合物和酸碱性质等内容。
了解和掌握这些知识将有助于深入理解无机化学的基本原理和应用。
大学无机化学知识点归纳.无机化学是一门涉及无机物理、无机分子晶体、无机反应以及金属、非金属、气态电解质等材料的化学学科，是重要的基础学科之一，也是其他化学相关领域的重要基础。
一、物质的结构无机物分子的结构、性质与离子形态密切相关。
一般来说，化合物中离子的电荷分布应满足亲电容矩场，最终形成局部最小能量结构。
这种电荷分布会直接影响和控制分子间的相互作用，从而影响和改变其结晶结构和性质。
二、电荷转移反应电荷转移反应是无机化学中最基本的反应类型之一，它发生在一些非金属元素之间，即一个非金属元素的电子由一个原子转移到连接的另一个原子上，从而发生电荷的转移。
此类反应的特点是有电荷转移，且离子表现出稳定性。
三、氧化还原反应氧化还原反应是另一类重要的无机反应，反应中某些元素会在另一种物质的作用下，被氧化成其他价态的物质，其价态由无价态移致有价态，这种过程称为氧化反应，而还原反应则是将价态更低的物质还原为价态更高的物质，即由有价态移致无价态。
此类反应的特征是❷∶有氧化物与还原剂相互作用的过程，可以将氧化物还原为无机物或有机物，进而形成新的化合物，形成新的产物。
四、金属的特性金属具有高度的光滑性、耐腐蚀性和导电性。
这些特性是由于金属元素或化合物分子及其离子电荷分布的特性所决定的。
它们表现出可被电荷分离的“团簇”结构，其团簇由有序的金属原子或离子所构成，金属离子在其表现出的金属电荷分布最稳定。
五、化合物的结晶无机化合物的结晶性能特别好，用X射线衍射可以得到准确而可靠的结构信息。
此外，还可以通过共振红外光谱、核磁共振波谱、质谱仪等更高级的仪器来进一步研究无机化合物的结构特性及其交互作用。
六、无机物性质无机物的性质大多是由它们的电荷分布决定的。
由于无机物具有丰富的价态，因此它们的物质特性也多种多样，包括荧光性、气体性、吸收性和针对有机物的特殊化学作用性等。
无 机化学 总 结在学习方法上要求 ：一、要掌握基本概念、基础知识1 基础知识，例如元素名称，符号，周期表，重要的方程式，重要单质的制备、性质及用途，重要化合物的制备、性质及用途；例如： 重要的氧化剂 ： KMnO 4、 K 2Cr 2O 7、 PbO 2、 H 2O 2 、 Cl 2 、 NaClO 、 KClO 3等还原剂 ： SnCl 2、 H 2 C 2O 4 、 Na 2SO 3 、 H 2 S 、 KI 、沉淀剂 ： C 2O 42- 、 CrO 42- 、 S 2- 、 CO 3 2-、 OH -配合剂 ： NH 3 、 H 2O 、 CN -、 SCN -2-、 S 2O 3 显色剂 等；2、一些重要的基本理论：如：化学键理论：① VBT ：经典的价键理论、价层电子对互斥理论、杂化理论、② CFT ：③ MOT ：原子结构理论酸碱理论氧化还原理论3、各种概念的具体定义，来源，使用范围；各种定律、定理、规则及使用条件等；例如： PV=nRT 使用条件为高温低压；配合物的定义、K 稳 的定义等。
镧系收缩、4、一些伟大科学家的重要贡献；例如： 1893 年瑞士年仅 26 岁的化学家维尔纳（ Wrener,A ）提出 PV=nRT 使用条件为高温低压理论，成为化学的奠基人。
Pauling阿累尼乌斯（ Arrhenius,S. ）5、一些科学方法，例如测定分子量的方法（四种） 、测定原子量的方法；使自己在科学思维能力，科学方法上得到提高。
特别是实验方法，动手操作能力上得到提高。
6、掌握学习方法。
例如：演绎法，归纳法。
按照自己的习惯，建立一套适应自己的学习方法。
二、要系统总结所学过的知识1、整个无机化学：一个气体定律（四个定律）两个基础知识（热力学、动力学） 三个结构（原子结构、分子结构和晶体结构）四大平衡（酸碱平衡、沉淀溶解平衡、 氧化还原平衡和配合平衡）及各种元素的性质。
2、有关某一方面的知识例如酸碱理论：水离子论、质子论、溶剂体系论，电子论、软硬酸碱论，软硬酸碱规则。
大学无机化学知识点总结无机化学是化学学科的一个重要分支，对于大学化学相关专业的学生来说，掌握无机化学的知识点至关重要。
以下是对大学无机化学主要知识点的总结。
一、原子结构与元素周期律原子由原子核和核外电子组成。
原子核包含质子和中子，质子数决定了元素的种类。
电子在核外分层排布，遵循一定的规律。
原子轨道理论描述了电子在原子核外的运动状态。
包括 s、p、d、f 等轨道，其形状和能量各不相同。
元素周期表是无机化学的重要工具。
同一周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
二、化学键与物质结构化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键是由阴阳离子之间的静电作用形成的，通常存在于活泼金属与活泼非金属组成的化合物中。
共价键是原子之间通过共用电子对形成的，分为极性共价键和非极性共价键。
分子的空间构型对于物质的性质有着重要影响。
例如，甲烷分子是正四面体结构，氨气分子是三角锥形结构。
晶体结构也是无机化学的重要内容。
常见的晶体类型有离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体，它们具有不同的物理性质。
三、化学热力学基础热力学第一定律指出能量守恒，即能量可以在不同形式之间转化，但总量不变。
焓变（ΔH）是化学反应中热量变化的重要指标。
热力学第二定律涉及到熵（S）的概念，自发的过程总是朝着熵增加的方向进行。
通过吉布斯自由能（ΔG）可以判断化学反应的方向。
当ΔG ＜ 0 时，反应自发进行；当ΔG ＞ 0 时，反应非自发进行；当ΔG ＝ 0 时，反应达到平衡。
四、化学反应速率化学反应速率可以用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
影响化学反应速率的因素包括浓度、温度、压强、催化剂等。
浓度增大，反应速率加快；温度升高，分子运动加快，有效碰撞增加，反应速率增大；对于有气体参与的反应，压强增大，反应速率通常也会增大；催化剂能够改变反应的历程，降低反应的活化能，从而加快反应速率。
大学无机化学知识点总结大学无机化学知识点总结无机化学是化学的重要分支之一，主要研究无机化合物的性质、结构和反应机制等方面的知识。
本文将对大学无机化学的知识点进行总结，以供学习参考。
一、化学键化学键是由电子密度较高的原子间共享或转移电子而形成的力。
在无机化学中，比较重要的化学键包括离子键、共价键、金属键和范德华力等。
1.1 离子键离子键是由正负离子之间的静电力所形成的一种化学键。
常见于碱金属和碱土金属等阳离子与氧化物、硫化物、卤化物等阴离子的结合。
例如Na+与Cl-之间的化学键就是离子键。
1.2 共价键共价键是由两个原子间共享一个或多个电子而形成的一种化学键。
通常情况下，共价键的形成是为了满足原子外层电子的电子互补原则。
常见的共价键有单键、双键和三键等。
1.3 金属键金属键是由金属原子间的自由电子形成的一种特殊的化学键。
这些自由电子可以在整个金属晶体中流动，因此金属具有良好的电导率和热导率。
金属键通常有一定的共价特性，因此金属化合物中的金属离子具有一定的嵌入性。
1.4 范德华力范德华力是由电子云间呈现出的瞬时极性和感应极性所形成的一种分子间相互作用力。
这种力是导致非极性分子之间相互吸引的主要力之一。
例如，甲烷分子之间就是通过范德华力相互作用而形成气态的状态。
二、化合物的分类无机化合物可能以离子、分子或金属晶体的形式存在。
这些化合物可以按不同的分类方法进行分类，常见的分类方法包括化合价、氧化态、酸碱性、配位数和配位体等。
2.1 化合价化合价指的是元素在化合物中所带的电荷值，通常是在化学反应过程中，原子与其他元素结合而形成化合物时确定的。
化合价通常也可以由元素的电子组态推算得到。
2.2 氧化态氧化态是元素在复合物中所带的电荷状态，而氧化反应是指将化合物中的某些原子的氧化态发生变化的化学反应。
例如，CuSO4中铜离子的氧化态为2+，而Fe3O4中铁的氧化态分别为+2和+3。
2.3 酸碱性酸碱性是化合物的一种性质，通常是指化合物的解离产生的氢离子或氢氧根离子的浓度。
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无机化学(上） 知识点总结第一章 物质存在的状态一、气体1、气体分子运动论的基本理论①气体由分子组成，分子之间的距离>〉分子直径;②气体分子处于永恒无规则运动状态；③气体分子之间相互作用可忽略，除相互碰撞时;④气体分子相互碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞。
碰撞时总动能保持不变，没有能量损失。
⑤分子的平均动能与热力学温度成正比。
2、理想气体状态方程①假定前提：a 、分子不占体积；b 、分子间作用力忽略②表达式：pV=nRT;R ≈8.314kPa ·L ·mol 1-·K 1-③适用条件:温度较高、压力较低使得稀薄气体④具体应用：a 、已知三个量，可求第四个；b 、测量气体的分子量：pV=M W RT(n=M W)c 、已知气体的状态求其密度ρ：pV=M WRT →p=MV WRT →ρMV RT=p3、混合气体的分压定律①混合气体的四个概念a 、分压：相同温度下,某组分气体与混合气体具有相同体积时的压力；b 、分体积：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同压力时的体积c 、体积分数：φ=21v vd 、摩尔分数：xi=总n n i ②混合气体的分压定律a 、定律：混合气体总压力等于组分气体压力之和;某组分气体压力的大小和它在混合气体中体积分数或摩尔数成正比 b 、适用范围：理想气体及可以看作理想气体的实际气体c 、应用：已知分压求总压或由总压和体积分数或摩尔分数求分压、4、气体扩散定律①定律:T 、p 相同时，各种不同气体的扩散速率与气体密度的平方根成反比： 21u u =21p p =21M M （p 表示密度) ②用途:a 、测定气体的相对分子质量；b 、同位素分离二、液体1、液体①蒸发气体与蒸发气压A 、饱和蒸汽压：与液相处于动态平衡的气体叫饱和气,其气压叫做饱和蒸汽压简称饱和气;B 、特点：a 、温度恒定时为定值；b 、气液共存时不受量的变化而变化；c 、物质不同，数值不同②沸腾与沸点A 、沸腾:当温度升高到蒸汽压与外界压力相等时，液体就沸腾,液体沸腾时的温度叫做沸点；B 、特点：a 、沸点的大小与外界压力有关；外界压力等于101kPa 时的沸点为正常沸点；b、沸腾是液体表面和内部同时气化的现象2、溶液①溶液与蒸汽压a、任何物质都存在饱和蒸汽压；b、纯物质的饱和蒸汽压只与物质本身的性质和温度有关;c、一定温度下饱和蒸汽压为常数；d、溶液蒸汽压的下降：△p=p纯液体-p溶液=K·m②溶液的沸点升高和凝固点的下降a、定量描述：沸点升高△Tb =Kb·m凝固点下降△Tf =Kf·m仅适用于非电解质溶液b、注意：①Tb 、Tf的下降只与溶剂的性质有关②Kb 、Kf的物理意义：1kg溶剂中加入1mol难挥发的非电解质溶质时，沸点的升高或凝固点下降的度数c、应用计算：i、已知稀溶液的浓度，求△Tb 、△Tfii、已知溶液的△Tb 、△Tf求溶液的浓度、溶质的分子量d、实际应用：i、制冷剂:电解质如NaCl、CaCl2ii、实验室常用冰盐浴：NaCl+H2O→22°CCaCl2+H2O→—55°Ciii、防冻剂：非电解质溶液如乙二醇、甘油等③渗透压a、渗透现象及解释：渗透现象的原因:半透膜两侧溶液浓度不同；渗透压：为了阻止渗透作用所需给溶液的额外压力b、定量描述：Vant’Hoff公式：nRT即∏=cRT∏V=nRT ∏=V∏为溶液的渗透压，c为溶液的浓度,R为气体常量,T为温度。
第一章物质的聚集状态§１～１基本概念一、物质的聚集状态１．定义：指物质在一定条件下存在的物理状态。
２．分类：气态（ｇ）、液态（ｌ）、固态（ｓ）、等离子态。
等离子态：气体在高温或电磁场的作用下，其组成的原子就会电离成带电的离子和自由电子，因其所带电荷符号相反，而电荷数相等，故称为等离子态，（也称物质第四态）特点：①气态：无一定形状、无一定体积，具有无限膨胀性、无限渗混性和压缩性。
②液态：无一定形状，但有一定体积，具有流动性、扩散性，可压缩性不大。
③固态：有一定形状和体积，基本无扩散性，可压缩性很小。
二、体系与环境１．定义：①体系：我们所研究的对象（物质和空间）叫体系。
②环境：体系以外的其他物质和空间叫环境。
2．分类：从体系与环境的关系来看，体系可分为①敞开体系：体系与环境之间，既有物质交换，又有能量交换时称敞开体系。
②封闭体系：体系与环境之间，没有物质交换，只有能量交换时称封闭体系。
③孤立体系：体系与环境之间，既无物质交换，又无能量交换时称孤立体系。
三、相体系中物理性质和化学性质相同，并且完全均匀的部分叫相。
１．单相：由一个相组成的体系叫单相。
多相：由两个或两个以上相组成的体系叫多相。
单相不一定是一种物质，多相不一定是多种物质。
在一定条件下，相之间可相互转变。
单相反应：在单相体系中发生的化学反应叫单相反应。
多相反应：在多相体系中发生的化学反应叫多相反应。
２．多相体系的特征：相与相之间有界面，越过界面性质就会突变。
需明确的是：①气体：只有一相，不管有多少种气体都能混成均匀一体。
②液体：有一相，也有两相，甚至三相。
只要互不相溶，就会独立成相。
③固相：纯物质和合金类的金属固熔体作为一相，其他类的相数等于物质种数。
§１～2 气体定律一、理想气体状态方程PV=nRT国际单位制：R=1.0133*105Pa*22.4*10-3 m 3/1mol*273.15K=8.314(Pa.m3.K-1.mol-1)1. (理想)气体状态方程式的使用条件温度不太低、压力不太大。
无机化学知识点总结1. 简介无机化学是研究无机物质（即不包含碳原子的化合物）的组成、结构、性质和转化的科学分支。
本文将对无机化学中的一些重要知识点进行总结，包括元素周期表、化学键、配位化合物和晶体结构等内容。
2. 元素周期表元素周期表是无机化学中的重要概念，它将元素按照原子序数的增加顺序排列，并根据它们的化学性质进行分类。
元素周期表的主要特点有：•周期性：元素周期表中的元素按照周期性规律排列，每个周期表示一个主层，层数逐渐增加。
•周期表中的元素：周期表中的元素由原子序数、元素符号和原子质量组成。
•元素的分类：元素周期表将元素分为金属、非金属和类金属三大类，根据周期表的位置可以了解元素的一些基本性质。
3. 化学键化学键是化合物中原子之间的相互作用，常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
这些化学键的性质和特点如下：•离子键：由电子的转移形成，通常由金属和非金属元素形成化合物。
离子键的特点是极性明显，具有较高的熔点和沸点。
•共价键：由原子间电子的共享形成，通常由非金属元素形成化合物。
共价键的特点是电子的平衡共享，具有较低的熔点和沸点。
•金属键：由金属元素形成的化学键，金属键的特点是电子在整个晶体中的自由移动性，导电和导热性能良好。
4. 配位化合物配位化合物是由一个中心金属离子和周围的配体离子或分子通过共用电子对形成的。
配位化合物的一些重要知识点包括：•配位数：指一个中心金属离子周围配体的个数，常见的配位数有2、4、6等。
•配位键：配体与中心金属离子之间的化学键称为配位键，常见的配位键有配位键、配位作用力和配位位点等。
•配合物的稳定性：配合物的稳定性取决于中心金属离子和配体之间的亲和力和空间适配性。
稳定性较高的配合物通常具有较大的配位数和较多的配体。
5. 晶体结构晶体结构是无机化学中的重要概念，它描述了晶体的内部排列方式和性质。
晶体结构的一些重要知识点如下：•晶体结构类型：包括离子晶体、共价晶体和金属晶体等。
大学《无机化学》知识点总结一、内容综述无机化学作为一门探究物质本质的学科，内容可谓是既深奥又有趣。
大学里学习的无机化学知识点，主要涉及原子结构、分子结构以及他们之间如何互动、转化的基本原理和现象。
让我们来一起梳理下这门学科的核心知识点。
首先我们要了解原子和分子是如何构成的，原子是化学变化的最小单元，它由原子核和电子构成。
原子核内含有质子和中子，它们共同决定了原子的质量。
电子在原子周围的不同轨道上运动，决定了原子的化学性质。
分子则是由两个或多个原子通过化学键连接而成，了解这些基础知识，能帮助我们理解化学反应的本质。
接下来我们会探讨化学反应中的能量变化，化学反应往往伴随着能量的吸收或释放，这是化学反应中非常重要的一个方面。
我们还会学习到化学键的断裂和形成与能量的关系，这有助于我们理解化学反应速率以及反应的方向。
此外周期表的学习也是无机化学中不可或缺的一部分，周期表按照元素的原子序数排列，让我们能够更直观地了解元素之间的关联和性质变化规律。
掌握周期表，对于预测元素的性质和反应有很大的帮助。
无机化学还包括酸碱理论、溶液理论等知识点。
这些理论帮助我们理解物质在水溶液中的行为，以及酸碱反应的基本原理。
同时我们还会学习到配位化合物的内容，了解它们如何形成以及在生活中的应用。
无机化学是一门既充满挑战又充满趣味的学科，通过学习这些核心知识点，我们能够更好地理解物质的本质和化学反应的规律，为未来的科学研究和生活应用打下坚实的基础。
1. 无机化学的重要性无机化学这门看似深奥难懂的学科，其实在我们的生活中扮演着极其重要的角色。
它不仅是化学学科的基础，更是众多科学领域研究的核心。
你可能会问，无机化学为什么这么重要呢？原因很简单，因为它关乎我们生活的方方面面。
不仅如此无机化学还在能源、环保、新材料等领域发挥着重要作用。
未来社会的发展，离不开无机化学的贡献。
学习无机化学，不仅是为了学业和未来的职业发展，更是为了更好地理解和改善我们的生活。
大学无机化学知识点总结
一、原子结构和元素周期律
1. 原子结构概述：原子的组成、原子核和电子的性质。
2. 元素周期律：周期表的组成、周期和族的特点。
二、化学键和化合价
1. 化学键：离子键、共价键和金属键的概念和特点。
2. 化合价：原子的单、双、三、四价以及过渡元素的化合价。
三、晶体结构和晶格常数
1. 晶体结构：离子晶体和共价晶体的结构特点。
2. 晶格常数：晶体的晶胞、晶格常数和晶面的表示方法。
四、溶液与溶解度
1. 溶液的概念和组成：溶剂和溶质的概念。
2. 溶解度：溶解度与温度、压力和溶剂种类的关系。
五、配位化合物
1. 配位数和配位键的概念。
2. 配位化合物的命名规则和结构特点。
六、酸碱理论
1. 酸和碱的定义和性质。
2. 酸碱中和反应和酸碱指示剂的使用。
七、化学反应和化学平衡
1. 化学反应的速率和平衡状态。
2. 化学平衡的平衡常数和影响平衡的因素。
八、电化学
1. 电解和电解质的概念。
2. 电池的构成和电动势的计算。
以上是大学无机化学的主要知识点总结，希望对您有所帮助。
如需了解更多详细内容，请参考相关教材或课程资料。
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：PV nRT R为气体摩尔常数，数值为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R=8.314 J mol 1 11、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。
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。
5、反应进度(k e·sai)ntn=，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的状态。
T，压力为P 时反应后- 反应前化学计量数K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 P P , 质量摩尔浓度 b b ，标准质量摩尔浓度b 1mol kg 1，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 b c 1mol L15、 物质 B 的标准摩尔生成焓 f H m （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 下参考状态单质并不是最稳定的， 磷的参考状态是白磷P 时最稳定的状态。
个别情况P 4(s, 白) ，但白磷不及红磷和黑磷稳定。
O 2(g) 、 H 2(g) 、 Br 2(l) 、 I 2 (s) 、 Hg(l) 和 P 4( 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 （ B ，相态， T ）是指在温度 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T 下，物质 B( B 1)完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 r H m （正）与其逆反应的rH m （正） =- r H m （逆）。
⑵始态和终态确定之后，一步反应的rH m （逆）数值相等，符号相反。
即rH m 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 r H m （ T ）等于原各计量式的 r H m （ 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。
r H m = f H m （总生成物） - f H m （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 。
r H m = c H m （总反应物） - c H m （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 aA bB yY zZ 来说，反应速率 r 与反应物浓度的定量关系为：r kc A C B ，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； c A , c B 分别为反应物 A 和 B 的浓度， 单位为 mol L 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 mol L1s 1 ，一级反应 k 的单位为 s 1，二级反应 k 的单位为 mol 1L s 1，三级反应 k 的单位为 mol 2 L 2s 1） 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 c A t 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：㏑c t A kt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 k 0 eE a RTa ，㏑｛ k ｝=㏑｛ k 0 ｝-E a b ，RT㏑k 1 RT T 11 c ， E a 实验活化能， 单位为 KJ mol 1。
k 0 为指前参量又称频 率因子。
k 0 与 k 具有相同的量纲。
E a 与 k 0 是两个经验参量，温度变化不大时视为与温度无关。
2、 对 Arrhenius ⑴在室温下，方程的进一步分析：E a 每增加 4 KJ mol 1 ，将使 k 值降低 80%。
在室温相同或相近的情况下，活化能 E a 大的反应，其速率系数 k 则小，反应速率较小； E 小的反应 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 较大，反应速k 值将增大 2～10 倍。
⑶对同一反应来说，升高一定温度，在高温区， k 值增大倍数小；在低温区 k 值增大倍 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， E a 大的反应k 值增大倍数大； 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、 r H m = E a （正） - E a （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。
率的作用被称为催化作用。
2、 催化剂的特征：E a 小的反应 k 值增催化剂加快反应速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 aA g bB aq cC s xX g yY aq zZ l 来说，其标准平衡常数k 2 E a 1 c 0 AT 2ap x A ppxc Y c yac B c b3、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n0A n eq An0A2、J 表示反应商。
若J< K 则反应正向进行；若J= K ，则反应处于平衡状态；若J> K ，则反应逆向进行。
