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 molJ3、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。
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()ν对于反应物为负，对于生成物为正。
5、反应进度νξ0)·(n n sai k et -==化学计量数反应前反应后-，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。
大二无机化学知识点汇总
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。
无机化学知识点总结大一
无机化学知识点总结大一无机化学是化学的一个重要分支，主要研究无机物质的性质、结构和反应规律。
下面是大一无机化学的一些重要知识点总结。
一、离子化合物离子化合物是由金属离子和非金属离子通过电荷的吸引力结合而成的化合物。
在离子化合物中，金属离子通常是阳离子，非金属离子是阴离子。
离子化合物的命名方法是：先写阳离子的名称，然后写阴离子的名称，并在最后一个元素上加上“-ide”。
例如，氯化钠（NaCl）。
二、配位化合物配位化合物是由一个或多个配位体通过配位键与中心金属离子形成的化合物。
配位体是能够向中心金属离子提供一个或多个电子对的分子或离子。
配位化合物的命名方法是：先写配位体的名称，然后写中心金属离子的名称。
例如，四氨合铜二盐酸（[Cu(NH3)4]Cl2）。
三、氧化还原反应氧化还原反应是指物质失去电子的过程称为氧化，物质获得电子的过程称为还原。
氧化还原反应中，原子、离子或分子之间的电荷转移引起了化学反应。
在氧化还原反应中，被氧化物质的氧化数增加，被还原物质的氧化数减少。
例如，铁与氧气反应生成铁(III)氧化物（Fe2O3）。
四、原子轨道和电子构型原子轨道是描述电子在原子中运动的数学函数。
在无机化学中，我们主要关注四种原子轨道：s轨道、p轨道、d轨道和f轨道。
每个原子轨道能够容纳一对电子。
电子构型描述了原子中各个轨道上电子的分布情况。
例如，氧的电子构型为1s2 2s2 2p4。
五、元素周期表元素周期表是根据元素的原子序数和元素性质将元素有机地排列在一起的表格。
无机化学中，我们常用的元素周期表是根据门捷列夫提出的周期表。
周期表的主要特点是横向周期和纵向族。
横向周期表示了元素的原子序数的增加规律，纵向族表示了元素性质的周期性变化规律。
六、配位数和配位键配位数是指围绕中心金属离子的配位体的个数。
根据中心金属离子的电子数和配位体的电子数，可以确定配位数。
离子或分子与中心金属离子之间形成的化学键称为配位键。
配位键的形成是通过配位体的配位原子上的孤电子对和中心金属离子上的空轨道之间的相互作用而实现的。
无机化学大一知识点
无机化学大一知识点
大一无机化学的主要知识点包括：
1. 原子结构：了解原子的组成、电子排布以及原子核的结构。
2. 元素周期表：熟悉元素周期表中各元素的周期性规律，包括周期表的排列方式、组和周期的特点等。
3. 化学键：掌握化学键的概念和类型，包括离子键、共价键和金属键等。
4. 分子结构和相对分子质量：了解分子的结构、分子式的表示和计算相对分子质量。
5. 化学反应方程式：能够根据反应物和生成物写出化学反应方程式，并了解反应类型和平衡的概念。
6. 化学量与化学计算：掌握摩尔、摩尔质量、质量与物质数量的关系，能够进行常见的化学计算。
7. 离子反应与溶液反应：了解溶液的概念，掌握离子在溶液中的反应过程和平衡。
8. 氧化还原反应：了解氧化还原反应的基本概念，包括氧化剂和还原剂的定义，能够判断氧化还原反应的类型和方向。
9. 酸碱中和反应：了解酸碱的概念和性质，包括酸碱中和反应
的化学方程式。
10. 离子化合物：了解离子化合物的特点和性质，包括晶体结构、溶解度等。
这些是大一无机化学课程的基本知识点，通过学习这些知识，可以奠定进一步学习无机化学的基础。
大一无机化学重要知识点
大一无机化学重要知识点一、原子结构和元素周期表1. 原子的组成和结构1.1 常见粒子：质子、中子、电子1.2 质子和中子位于原子核中，电子绕核运动1.3 原子的电荷相互平衡，整体为中性2. 元素和原子序数2.1 元素由同种原子组成，每种元素具有唯一的原子序数 2.2 元素周期表按原子序数排列2.3 周期性表现：周期性重复性质3. 元素的电子排布3.1 电子排布遵循能级、亚能级和配位数规律3.2 主层、次层和轨道的概念3.3 主量子数和角量子数决定电子的能级二、化学键和分子结构1. 化学键的类型1.1 离子键：电子转移形成离子1.2 共价键：电子共享形成分子1.3 金属键：金属离子形成金属结晶 1.4 杂化键：共价键和离子键的混合2. 分子结构的确定2.1 分子式和化学式的区别2.2 利用共价键和亲电性确定分子结构 2.3 氢键和范德华力对分子结构的影响三、化学反应和化学平衡1. 化学反应的基本概念1.1 反应物、生成物和化学方程式1.2 反应物摩尔比和反应物的相对分子质量 1.3 反应的热力学和动力学过程2. 化学平衡和平衡常数2.1 平衡的定义和特征2.2 反应速率和反应速率常数2.3 平衡常数和化学平衡表达式3. 影响化学平衡的因素3.1 温度、压力和浓度的影响3.2 Le Chatelier原理的应用3.3 平衡常数与化学反应的倾向性四、氧化还原反应1. 氧化还原反应的基本概念1.1 氧化和还原的定义1.2 氧化态和还原态的变化1.3 氧化还原反应的氧化数法和电子转移法2. 氧化还原反应的应用2.1 电化学反应和电池2.2 腐蚀和防腐蚀措施2.3 氧化还原反应在工业上的应用五、酸碱中和反应1. 酸碱的概念和性质1.1 酸和碱的定义1.2 酸碱的强度和pH值1.3 酸性、碱性和中性溶液的判断2. 酸碱中和反应2.1 酸碱强度对中和反应的影响2.2 阻滞力和酸碱中和滴定原理2.3 酸碱中和反应在生活和工业中的应用六、配位化合物1. 配位化合物的基本概念1.1 配位键和配体的定义1.2 配位数和配体的选择1.3 配位生活和配位离子的形成2. 配位化合物的性质和应用2.1 配位化合物的颜色和磁性2.2 配位反应和配位化学计量法2.3 配位化合物在医学和生物学中的应用以上是大一无机化学的重要知识点，通过对这些知识的深入学习和理解，能够为后续的学习打下坚实的基础。
无机化学大一考试知识点
无机化学大一考试知识点无机化学是化学的一个重要分支，主要研究非生物有机物以及无机元素和化合物之间的化学性质和反应规律。
作为大一学生，在无机化学的学习中需要掌握一些基础的知识点，本文将介绍大一无机化学考试的一些重要知识点。
一、无机化学基础知识1. 元素周期表：掌握元素周期表的排列规律，了解元素的周期性趋势，如原子半径、电离能、电负性等。
2. 化学键和分子构型：理解离子键、共价键和金属键的形成机制，了解分子和离子的构型。
3. 化学反应：了解化学方程式的表示方法，掌握氧化还原反应、酸碱反应、沉淀反应等常见反应类型。
二、无机离子化学1. 阳离子与阴离子：了解有关阳离子和阴离子的命名规则和常见离子的性质。
2. 酸碱反应：掌握酸的性质、碱的性质以及酸碱中和反应的基本原理。
3. 键合性质：了解金属与非金属之间的键合性质，如离子键、共价键、金属键的性质和特点。
三、无机化合物的性质与应用1. 水和水溶液的性质：了解水的结构、水溶液的理论，掌握水的溶解度和溶解度积等重要概念。
2. 氧化还原反应：理解氧化还原反应的原理和方法，了解氧化剂和还原剂的概念。
3. 酸碱溶液的性质：了解酸碱溶液的pH值、酸碱中和指示剂的使用以及酸碱滴定等相关内容。
4. 非金属氢化物和金属氢化物：了解非金属氢化物和金属氢化物的性质、制备方法以及应用领域。
5. 金属和非金属氧化物：掌握常见金属和非金属氧化物的性质、制备方法、应用等方面的知识。
四、无机化学实验技巧1. 基本实验操作：了解实验室的基本安全措施和仪器操作技巧，如平衡反应方程、计算反应物的物质的量等。
2. 实验室玻璃仪器：了解实验室常用的玻璃仪器及其用途，如烧杯、容量瓶、试管等。
3. 化学试剂的制备和性质分析：掌握常见化学试剂的制备方法、性质分析方法和实验操作技巧。
总结：无机化学作为化学的基础学科，是学习其他化学分支的基础。
在大一无机化学考试中，重点掌握元素周期表、离子化学、酸碱反应、氧化还原反应和实验操作技巧等知识点。
无机化学大一理论知识点
无机化学大一理论知识点无机化学是化学的一个重要分支，研究元素及其化合物之间的相互作用和性质。
作为大一学生，学习无机化学的理论知识点是打好化学基础的重要一步。
以下是几个常见的无机化学大一理论知识点。
1. 元素和化合物元素是由一个或多个相同原子组成的物质，如氢、氧、铁等。
化合物由两个或多个不同元素的原子通过化学键连接而成，如水(H2O)、盐(NaCl)等。
2. 原子结构和化学键原子由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子核中，电子以轨道的形式环绕原子核。
化学键是原子之间电子的转移、共享或吸引力引起的相互作用。
常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。
3. 周期表和元素周期律周期表是按照元素的原子序数排列的表格，显示了元素的周期性规律。
元素周期律是指元素性质随原子序数的增加，周期性地重复出现。
周期表可以分为主族元素和过渡金属元素等不同区域。
4. 键长和键能键长是指化学键两个原子之间的距离。
键长的大小取决于原子半径和键的类型。
键能是指化学键断裂时需要吸收的能量。
键能可以反映化学键的稳定性和强度。
5. 配位化合物和配位数配位化合物是由一个中心原子或离子和一定数目的配位体（通常是带有可提供孤对电子的原子或分子）组成的。
配位数是指与中心原子或离子相连接的配位体的数目。
6. 晶体结构和晶体衍射晶体是具有有序、重复排列的三维结构的固体。
晶体结构可以用晶胞和晶格参数来描述。
晶体衍射是指光波或射线通过具有规则晶体结构的物质后发生的衍射现象。
晶体衍射可以用来确定晶体结构。
7. 化学反应和化学平衡化学反应是指物质的转化过程，原料称作反应物，生成的物质称作产物。
化学平衡是指反应物浓度或物质活性不再改变的状态。
平衡常数可以用来描述化学平衡的倾向性。
以上是无机化学大一理论知识点的简要介绍。
通过学习这些知识点，我们可以了解无机化学的基本概念和原理，为进一步的学习打下坚实的基础。
希望这些知识点对你的学习有所帮助！。
无机化学大一知识点归纳
无机化学大一知识点归纳无机化学是研究无机物质的组成、性质、结构和反应的一门化学学科。
下面是大一无机化学知识点的归纳：1.元素和元素周期表-元素是组成物质的基本单位，由原子构成。
-元素周期表是一种将元素按照一定规律排列的表格，包含元素的原子序数、原子量、元素符号等信息。
2.原子结构-原子由质子、中子和电子构成。
-质子位于原子核中，带有正电荷。
-中子位于原子核中，不带电荷。
-电子围绕原子核运动，带有负电荷。
3.化学键-离子键：由正负电荷的离子相互吸引而形成的键。
-共价键：由共享电子对形成的键。
-金属键：由金属原子之间的电子云共享形成的键。
4.化合物的命名和化学式-无机化合物通常由元素符号和下标表示。
-以电负性较低的元素为中心，其他元素按一定规则命名。
-阴离子添加前缀“亚”或“次”。
5.分子、离子和化学平衡-分子是两个或两个以上原子共用电子对形成的物质。
-离子是由失去或获得电子而带电荷的原子或原子团。
-化学平衡是指反应物和生成物在化学反应中达到一定比例的状态。
6.配位化学-配位化学研究由配位子与中心金属离子或原子形成的配合物。
-配位子是一种带有孤对电子的离子或分子，能形成与金属离子配位的化合物。
7.酸碱中和反应-酸是能提供H+离子的物质，碱是能提供OH-离子的物质。
-酸碱反应是指酸和碱在适当条件下生成盐和水的反应。
8.氧化还原反应-氧化是指物质失去电子；还原是指物质获得电子。
-氧化还原反应包括氧化剂和还原剂之间的电子转移。
9.配位数和配位几何-配位数是指配位物与中心离子相结合时的配位键数目。
-配位几何是指配位物形成的平面、三维结构。
10.键合理论-价键理论：电子通过共享方式存在于分子中。
-晶体场理论：金属和配位物的结合由于静电相互作用。
这些知识点是大一无机化学的基础，并为进一步学习无机化学提供了基础。
熟悉这些知识点将有助于理解物质的性质和化学反应的原理。
无机化学大一必背知识点
无机化学大一必背知识点无机化学是化学学科中的一个重要分支，研究的是无机物质的性质、结构、组成等方面的知识。
作为大一学生，了解无机化学的基本知识点对于深入理解化学原理以及日后的学习都具有重要意义。
以下是大一必背的无机化学知识点。
1. 元素周期表元素周期表是无机化学中必须掌握的基础知识。
了解元素周期表的布局和常见元素的分布，掌握元素的周期性规律以及元素符号、原子序数、相对原子质量等基本信息。
2. 离子化合物与共价化合物了解离子化合物与共价化合物的基本特点。
离子化合物是由离子通过静电作用相互结合而形成的化合物，如NaCl；共价化合物是由共用电子对相互结合而形成的化合物，如H2O。
3. 配位化合物与配位键了解配位化合物的概念以及配位键的形成。
配位化合物是由中心金属离子与其周围的配体通过配位键结合而形成的化合物，如[Fe(CN)6] 4-。
配位键是指金属离子与配体之间通过配位作用形成的化学键。
4. 氧化还原反应了解氧化还原反应的基本概念以及常见的氧化还原反应类型，包括氧化反应、还原反应、氧化剂、还原剂等。
掌握氧化数的变化规律以及如何平衡氧化还原方程式。
5. 酸碱中和反应了解酸碱中和反应的基本概念以及常见的酸碱反应类型，包括强酸与强碱的中和反应、强酸与弱碱的中和反应等。
理解酸碱中和反应的过程及pH值的计算方法。
6. 氧化态与电子结构了解氧化态的概念以及不同氧化态对应的电子结构。
掌握常见元素的氧化态变化规律，了解氧化态在无机化学中的重要作用。
7. 晶体结构和晶体性质了解晶体结构和晶体性质的基本知识。
理解晶体的结构分类、晶体的几何形态、晶体的物理性质和化学性质。
8. 配位化学了解配位化学的基本概念和原理。
包括金属离子与配体的配位作用、配位化合物的结构、配位化合物的性质及应用。
9. 主族元素与副族元素了解主族元素和副族元素的特点和性质。
掌握主族元素和副族元素在元素周期表中的分布、离子化趋势、电子亲和力等基本信息。
大专无机化学知识点总结
大专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，对于大专阶段的学习来说，掌握无机化学的基本知识点至关重要。
以下是对大专无机化学常见知识点的总结。
一、原子结构与元素周期律1、原子结构原子由原子核和核外电子组成，原子核包含质子和中子。
质子带正电荷，中子不带电，电子带负电荷。
原子的质量主要集中在原子核上。
2、核外电子排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
电子按照一定的能级顺序填充，能级顺序为 1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p 等。
3、元素周期律元素的性质随着原子序数的递增呈周期性变化。
同一周期从左到右，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1、化学键离子键：由阴阳离子之间的静电作用形成，通常存在于活泼金属与活泼非金属之间。
共价键：原子之间通过共用电子对形成，分为极性共价键和非极性共价键。
金属键：金属阳离子与自由电子之间的强烈相互作用。
2、分子结构分子的极性取决于分子的空间构型和键的极性。
常见的分子构型有直线型（如 CO₂）、平面三角形（如 BF₃）、四面体（如 CH₄）等。
3、晶体结构离子晶体：由离子键形成，具有较高的熔点和沸点，硬度较大。
原子晶体：原子之间通过共价键形成，熔点和沸点很高，硬度大。
分子晶体：分子间通过范德华力或氢键结合，熔点和沸点较低，硬度较小。
金属晶体：由金属键形成，具有良好的导电性、导热性和延展性。
三、化学反应速率与化学平衡1、化学反应速率表示化学反应进行快慢的物理量，通常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。
影响反应速率的因素包括浓度、温度、压强、催化剂等。
2、化学平衡在一定条件下，可逆反应中正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再改变的状态。
化学平衡的特征：动（动态平衡）、等（正逆反应速率相等）、定（各物质浓度保持不变）、变（条件改变，平衡发生移动）。
(完整版)大学无机化学知识点
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。
大学无机化学知识点总结3篇
大学无机化学知识点总结第一篇：无机化学基础知识无机化学是化学的一个重要分支，涉及化合物的结构、性质、反应和合成等方面。
下面将简单介绍无机化学的基础知识。
一、元素和化合物1. 元素是组成物质的基本单元，包括金属元素、非金属元素和半金属元素。
元素通过化学反应可以组成化合物。
2. 化合物是由两种或两种以上元素以一定比例结合而成的物质。
化合物可以分为离子化合物和共价化合物两类。
二、原子和分子1. 原子是物质的最小单位，由质子、中子和电子组成。
原子中的质子和中子位于原子核中，电子绕核运动。
2. 分子是由两个或两个以上原子通过化学键结合而成的物质。
分子中的原子可以是相同的元素，也可以是不同的元素。
三、周期表1. 周期表是元素按照原子序数排列的表格，元素按照一定规律排列。
2. 周期表可以分为主族和副族两大类。
主族元素的电子在最外层的层数为1、2或3层，副族元素的电子在最外层的层数为4、5、6或7层。
四、化学键1. 化学键是连接原子的力，主要有离子键、共价键和金属键等。
2. 离子键是由正、负离子形成的化学键，通常由金属和非金属形成。
3. 共价键是由具有电子互相共享的两个非金属原子形成的化学键。
4. 金属键是由金属原子互相形成的化学键。
五、无机化合物1. 无机化合物不能包含碳-碳键或碳-氢键，并且通常可以在高温下离解成金属离子和非金属离子。
2. 无机化合物可以分为单质、氧化物、酸、碱和盐等不同类型。
以上是无机化学的基础知识，对于进一步了解无机化学有很大的帮助。
第二篇：无机物的性质与反应无机物的性质和反应是无机化学中的重要内容，下面将简要介绍无机物的性质和反应。
一、酸碱性质1. 酸是一种质子（即氢离子）的供体，可以将质子转移给其他物质。
2. 碱是一种质子的受体，可以和酸反应生成盐和水。
3. 酸和碱的反应称为酸碱反应，反应生成盐和水。
4. pH值是反映溶液中酸碱程度的指标，pH值越小，溶液越酸，pH值越大，溶液越碱。
无机化学知识点大一公式
无机化学知识点大一公式化学规律是无机化学研究的基础，掌握一些重要的无机化学知识点和公式对于大一学生来说非常重要。
本文将详细介绍几个重要的无机化学知识点以及相应的公式。
一、原子的基本结构原子是构成物质的基本单位，由原子核和电子云组成。
原子核由质子和中子组成，电子云中存在着负电荷的电子。
二、化学键1. 离子键：由正负电荷之间的相互吸引力形成，常见的离子化合物包括氯化钠（NaCl）和氢氧化钠（NaOH）等。
2. 共价键：由共用电子对形成，常见的共价化合物包括氧化氮（N2O）和二氧化碳（CO2）等。
三、摩尔质量和化学计量摩尔质量是指1摩尔物质的质量，以克/摩尔（g/mol）表示。
计算摩尔质量时，需要根据元素的相对原子质量进行计算。
四、氧化还原反应1. 氧化反应：物质失去电子或增加氧原子，或者元素的氧化态增加，如铁的氧化反应可表示为4Fe + 3O2 → 2Fe2O3。
2. 还原反应：物质获得电子或减少氧原子，或者元素的氧化态减小，如铜的还原反应可表示为Cu2+ + 2e- → Cu。
五、酸碱反应1. 酸：可以释放氢离子（H+）的物质，如盐酸（HCl）。
2. 碱：可以释放氢氧根离子（OH-）的物质，如氢氧化钠（NaOH）。
酸和碱反应会产生水和盐，如HCl + NaOH → H2O + NaCl。
六、气体定律1. 法拉第定律（电解定律）：伏安定律，电解液的电量与电解时间成正比。
2. 雪莱定律（酸碱中和定律）：当酸和碱反应时，氢离子和氢氧根离子的浓度成反比。
七、晶体结构1. 离子晶体：由正、负离子通过电子吸引力排列而成，如NaCl 晶体。
2. 键晶体：由晶格中的原子通过共价键相连而成，如金刚石。
八、溶液的浓度计算1. 质量浓度：溶质质量与溶液体积之比，单位为g/L。
2. 摩尔浓度：溶质的摩尔数与溶液体积之比，单位为mol/L。
3. 体积浓度：溶液中溶质的体积与溶液体积之比。
九、反应速率反应速率可以用反应物浓度的变化率表示，表达式为：速率= ΔC/Δt，其中C表示浓度，t表示时间。
无机化学大一知识点总结手写
无机化学大一知识点总结手写无机化学是化学的一个重要分支，主要研究非碳化合物及其性质、结构和反应规律。
大一学习无机化学，是为了打下化学基础知识，并为后续学习奠定坚实基础。
下面是无机化学大一知识点的手写总结：一、元素与原子结构在无机化学中，元素是构成物质的基本单位，而元素又由原子组成。
原子由核和电子构成，核中包含质子和中子，电子环绕核运动。
原子的质子数就是其原子序数或电子数，而中子数可以通过原子的质量数减去质子数得到。
二、化学键与化合物的命名1. 电子共享键：共用电子对形成分子，如氢键、氧键。
2. 电子转移键：一个原子失去电子，另一个原子获得电子，形成带电离子，如氯离子Cl-、钠离子Na+。
化合物的命名遵循一定的规则，常见的有离子化合物和共价化合物。
离子化合物依次命名阳离子和阴离子，共价化合物要根据化学式的元素种类和个数命名。
三、化学反应与平衡1. 化学反应类型：（1）加热反应：反应物通过加热产生产物，如燃烧反应。
（2）置换反应：反应中两种离子相互置换位置，如单质与化合物反应。
（3）酸碱反应：酸和碱反应生成盐和水。
2. 化学方程式与化学计量：化学方程式描述了反应物与产物的种类和个数。
对于平衡状态下的化学反应，可以根据反应物与产物的物质的量比例来写出化学计量关系式。
四、周期表与化学周期律周期表是由元素按照原子序数和元素性质排列而成的表格。
周期表是无机化学的基础，可以用来预测元素的性质和化合物的反应规律。
元素性质的周期性变化是由原子结构决定的，周期表上横向的周期称为周期，纵向的列称为族。
五、溶液和溶剂溶液是指溶质溶解于溶剂中形成的均匀混合物。
常见的溶液类型有：固体溶解于液体、气体溶解于液体和液体溶解于液体。
溶液中溶质与溶剂之间的相互作用力决定了溶解性，其中水是一种重要的溶剂，被称为“万能溶剂”。
六、酸碱与氧化还原反应1. 酸碱反应：酸是能释放H+离子（质子）的物质，碱是能释放OH-离子的物质。
酸碱反应中，酸和碱中的离子相互交换位置，生成盐和水。
大学无机化学知识点总结
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。
大学无机化学知识点总结
大学无机化学知识点总结大学无机化学是化学专业的一门主要课程，它研究的是无机化合物的性质、结构和反应机理等内容。
以下是对大学无机化学的知识点的总结：一、无机化学基本概念和原理：1. 元素周期表：元素周期表是按照元素的原子序数和化学性质排列的表格，可以根据周期表的特点预测元素的性质和反应行为。
2. 元素的原子结构：无机化学的基本原理是建立在元素的原子结构基础上的，其中包括原子核、电子、质子、中子等的结构和性质。
3. 电子排布和价电子：电子排布是指原子中电子的分布方式，而价电子是指原子中最外层电子。
4. 化学键：化学键是由原子之间的相互作用形成的，有共价键、离子键和金属键等。
5. 晶体结构：晶体是有规则排列的原子、离子或分子构成的固体，晶体结构研究的是晶体中原子、离子或分子的排列方式和结构性质。
6. 配位化学：配合物是由中心金属离子或原子与周围的配体通过化学键结合而形成的化合物，配位化学是研究配位键的形成和配合物的性质、结构等。
7. 酸碱和氧化还原反应：酸碱反应是指质子的转移，氧化还原反应是指电子的转移，这两种反应是无机化学中常见的重要反应类型。
二、无机化合物的结构和性质：1. 离子晶体和离子半径：离子晶体是由正负离子通过离子键结合而成的晶体，离子半径大小对于晶格稳定性和物理性质有重要影响。
2. 配合物的结构和性质：配合物的结构可以通过分子谱学和X 射线衍射等方法研究，配合物的性质受中心离子、配体和配位数等因素的影响。
3. 水合物和络合物：水合物是指溶液中的有水合离子，而络合物是指配合物中配体和中心离子形成了配位键。
4. 杂化轨道理论：杂化轨道理论是用来解释配合物的配位键形成和分子的形状等问题的理论。
5. 同核多中心键和金属簇化合物：同核多中心键是指多个中心原子通过共用电子形成的化学键，金属簇化合物是由金属原子组成的小团簇。
三、无机化合物的合成和反应机理：1. 合成方法和反应条件：无机化合物的合成方法有溶液法、固相反应法、气相反应法等，反应条件包括温度、压力和PH值等。
大一无机化学知识点整理
大一无机化学知识点整理一、化学基本概念。
1. 物质的量（n）- 定义：表示含有一定数目粒子的集合体，单位为摩尔（mol）。
- 阿伏伽德罗常数（N_A）：1mol任何粒子的粒子数，N_A =6.02×10^23mol^-1。
- 物质的量与粒子数（N）的关系：n=(N)/(N_A)。
2. 摩尔质量（M）- 定义：单位物质的量的物质所具有的质量，单位为g/mol。
- 数值：以g/mol为单位时，摩尔质量在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量。
- 物质的量（n）、质量（m）和摩尔质量（M）的关系：n = (m)/(M)。
二、化学中的计量关系。
1. 气体摩尔体积（V_m）- 定义：单位物质的量的气体所占的体积，单位为L/mol。
- 在标准状况（0^∘C，101kPa）下，V_m=22.4L/mol。
- 物质的量（n）、气体体积（V）和气体摩尔体积（V_m）的关系：n=(V)/(V_m)。
2. 阿伏伽德罗定律及其推论。
- 阿伏伽德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。
- 推论：- 同温同压下，frac{V_1}{V_2}=frac{n_1}{n_2}。
- 同温同体积下，frac{p_1}{p_2}=frac{n_1}{n_2}。
三、溶液。
1. 物质的量浓度（c）- 定义：单位体积溶液里所含溶质B的物质的量，单位为mol/L。
- 计算公式：c=(n)/(V)（n为溶质的物质的量，V为溶液体积）。
2. 溶液的稀释。
- 稀释定律：c_1V_1=c_2V_2（c_1、c_2为稀释前后溶液的物质的量浓度，V_1、V_2为稀释前后溶液的体积）。
四、原子结构。
1. 原子的组成。
- 原子由原子核和核外电子组成，原子核由质子和中子组成。
- 原子序数（Z）=核电荷数 = 质子数 = 核外电子数。
- 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）。
2. 核外电子排布规律。
- 能量最低原理：电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里。
无机化学大一必考知识点笔记
无机化学大一必考知识点笔记1. 元素和化合物1.1 元素：由同种原子组成的物质，如氧、氢、铁等。
1.2 化合物：由两种或更多种不同元素的原子以固定比例结合而成的物质，如水、二氧化碳等。
2. 原子结构与元素周期表2.1 原子结构：包含原子核和绕核电子的模型。
2.2 元素周期表：按照原子序数排列，可分为周期和族。
周期数表示原子核外层电子的能级数，族数表示原子核外层电子的最外层主量子数。
3. 化学键和分子构型3.1 化学键：原子间的相互作用力，分为离子键、共价键和金属键等。
3.2 分子构型：分子中原子的相对位置、排列方式和空间结构。
4. 配位化合物和离子反应4.1 配位化合物：含有一个或多个配位体与一个中心金属离子配位形成的化合物。
4.2 离子反应：带电离子之间的化学反应，可分为阳离子和阴离子的反应。
5. 氧化还原反应5.1 氧化和还原：氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
5.2 氧化还原反应：反应过程中原子氧化态和还原态的变化。
6. 酸碱反应和溶液的酸碱性6.1 酸碱反应：酸和碱反应生成盐和水的化学反应。
6.2 溶液的酸碱性：酸性溶液中氢离子浓度高于氢氧根离子浓度，碱性溶液中氢离子浓度低于氢氧根离子浓度，中性溶液二者浓度相等。
7. 配平化学方程式和计算化学量7.1 配平化学方程式：使化学方程式中反应物和生成物的原子数符合特定的比例关系。
7.2 计算化学量：根据已知物质的量计算其他未知物质的量。
8. 晶体和杂化轨道理论8.1 晶体：由原子、离子或分子有序排列而成的固体。
8.2 杂化轨道理论：描述原子轨道重排形成杂化轨道的理论。
9. 反应速率和化学平衡9.1 反应速率：反应物消耗或生成的物质量随时间变化的快慢程度。
9.2 化学平衡：当反应物和生成物浓度之间的比值保持恒定时，称为化学平衡。
10. 酸碱指示剂和溶液的浓度计算10.1 酸碱指示剂：根据溶液酸碱性质的变化而改变颜色的物质。
10.2 溶液的浓度计算：根据溶液中溶质的质量或摩尔数与溶剂的体积关系计算。
大一无机化学笔记整理
大一无机化学笔记整理无机化学是化学的一个重要分支，研究的是无机物质的性质、结构、合成方法以及其在化学反应中的作用。
下面是我对大一无机化学的笔记整理：一、无机化学基础知识：1. 原子结构和元素周期表，原子结构包括原子核和电子壳层，元素周期表按照原子序数和电子排布规律进行排列。
2. 化学键和价态，化学键是原子之间的相互作用力，价态是原子中最外层电子的排布方式。
3. 离子化合物和共价化合物，离子化合物由正负离子通过电荷吸引力结合而成，共价化合物由共用电子对结合而成。
4. 配位化合物和配位键，配位化合物中有一个中心离子和多个配位体，配位键是配位体与中心离子之间的化学键。
二、主要无机化合物：1. 水和水的性质，水是无机化合物中最常见的一种，具有独特的性质，如溶解性、电离性和酸碱性。
2. 酸和碱，酸是能够释放H+离子的化合物，碱是能够释放OH-离子的化合物。
3. 盐和氧化物，盐是由阳离子和阴离子组成的化合物，氧化物是由金属和氧元素组成的化合物。
三、无机反应和反应速率：1. 氧化还原反应，氧化还原反应是指电子的转移过程，包括氧化剂和还原剂的定义和判断。
2. 酸碱中和反应，酸和碱反应生成盐和水的反应，需要根据酸碱的摩尔比例进行计算。
3. 晶体结构和晶体缺陷，晶体是由离子、原子或分子有序排列而成的固体，晶体缺陷是指晶体中的缺陷点、缺陷线和缺陷面。
四、无机化合物的合成和应用：1. 合成方法，无机化合物的合成方法包括溶液法、固相法、气相法等，具体方法根据化合物的性质和需求进行选择。
2. 应用领域，无机化合物广泛应用于材料科学、医药领域、环境保护等，如金属材料、药物、催化剂等。
以上是我对大一无机化学的笔记整理，涵盖了无机化学的基础知识、主要化合物、反应和合成方法等方面。
希望对你有所帮助！。
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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、金属与非金属有机化学、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、仪器与新技术分析。
包括性能测定、监控、各种光谱与光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像与形貌分析方法,在线分析、活性分析、实时分析等,各种物理化学性能与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。
大学无机化学知识点总结无机化学第一章:气体 第一节:理想气态方程 1、气体具有两个基本特性:扩散性与可压缩性。
主要表现在: ⑴气体没有固定的体积与形状。
⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。
⑶气体就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瞧成理想气体。
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与。
3、(0℃=273、15K STP 下压强为101、325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章:热化学第一节:热力学术语与基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质与能量的传递。
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、 状态就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、 系统中物理性质与化学性质完全相同而与其她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,可以就是气、液、固等不同的聚集状态。
4、 化学计量数()ν对于反应物为负,对于生成物为正。
5、反应进度νξ0)·(n n sai k e t -==化学计量数反应前反应后-,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她的能量传递形式,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她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与势能的情况下,系统内所有微观粒子的全部能量之与称为热力学能,又叫内能。
4、 气体的标准状态—纯理想气体的标准状态就是指其处于标准压力θP 下的状态,混合气体中某组分气体的标准状态就是该组分气体的分压为θP 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θP 时的状态。
液体溶液中溶剂或溶质的标准状态—溶液中溶剂可近似瞧成纯物质的标准态。
在溶液中,溶质的标准态就是指压力θP P =,质量摩尔浓度θb b =,标准质量摩尔浓度11-⋅=kg mol b θ,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11-⋅=≈L mol c b θθ5、 物质B 的标准摩尔生成焓θm f H ∆(B,相态,T)就是指在温度T 下,由参考状态单质生成物质B(1+=B ν)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 与标准压力θP 时最稳定的状态。
个别情况下参考状态单质并不就是最稳定的,磷的参考状态就是白磷4P (s,白),但白磷不及红磷与黑磷稳定。
O 2(g)、H 2(g)、Br 2(l)、I 2(s)、Hg(l)与P 4(白磷)就是T=298、15K,θP 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θm c H ∆(B,相态,T)就是指在温度T 下,物质B(1-=B ν)完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:化学反应不管就是一步或分几步完成,其总反应所放出或吸收的热总就是相等的。
其实质就是化学反应的焓变只与始态与终态有关,而与途径无关。
2、 焓变基本特点:⑴某反应的θm r H ∆(正)与其逆反应的θm r H ∆(逆)数值相等,符号相反。
即θmr H ∆(正)=-θm r H ∆(逆)。
⑵始态与终态确定之后,一步反应的θm r H ∆等于多步反应的焓变之与。
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θm r H ∆(T)等于原各计量式的θm r H ∆(T)之与(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与减去反应物的标准摩尔生成焓之与。
θm r H ∆=θm f H ∆(总生成物)-θm f H ∆(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与减去产物的标准摩尔燃烧焓之与 。
θm r H ∆=θm c H ∆(总反应物)-θm c H ∆(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zZ yY bB aA +→+来说,反应速率r 与反应物浓度的定量关系为:βαB A C kc r =,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;A c ,B c 分别为反应物A 与B 的浓度,单位为1-⋅L mol ;α,β分别称为A,B 的反应级数;βα+称为总反应级数。
反应级数可以就是零、正整数、分数,也可以就是负数。
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11--⋅⋅s L mol ,一级反应k 的单位为1-s ,二级反应k 的单位为11--⋅⋅s L mol ,三级反应k 的单位为122--⋅⋅s L mol )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,逆反应与其她副反应的干扰小,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就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。
保持其她反应物浓度不变。
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t c A -图,确定t=0就是的瞬时速率。
也可以控制反应条件,就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:㏑kt A c A c t -=0 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:()a ek k RT E a -=0,㏑｛k ｝=㏑｛0k ｝-()b RT E a , ㏑()c T T RT E k k a ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-=211211,a E 实验活化能,单位为1-⋅mol KJ 。
0k 为指前参量又称频率因子。
0k 与k 具有相同的量纲。
a E 与0k 就是两个经验参量,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,a E 每增加41-⋅mol KJ ,将使k 值降低80%。
在室温相同或相近的情况下,活化能a E 大的反应,其速率系数k 则小,反应速率较小;a E 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。
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,a E 大的反应k 值增大倍数大;a E 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、m r H ∆=a E (正)-a E (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、 催化剂就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与终态,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 熵与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。
平衡状态就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()()()()()()l zZ aq yY g xX s cC aq bB g aA ++=++来说,其标准平衡常数(){}(){}(){}(){}b a yx c B c p A p c Y c p x p K θθθθθ=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 α表达式为()()()()A n A n A n A eq 00-=α2、J 表示反应商。