大学无机化学知识点
大一无机化学必背知识点
大一无机化学必背知识点无机化学是化学的一个重要分支，与有机化学相对应，主要研究元素以及元素之间的反应与变化。
作为化学专业的学生，在大一的学习过程中，无机化学是必修课程之一。
以下是一些大一无机化学必背的知识点，帮助学生加深对这门学科的理解。
一、基本概念1. 元素周期表：掌握元素周期表的组成和分区，了解原子序数、原子量、周期、族等概念，对元素周期表的发展有一定的了解。
2. 元素的周期性特征：了解周期表中元素的周期性趋势，如原子半径、电离能、电负性等，以及周期性变化的规律。
3. 原子结构与元素性质的关系：熟悉原子结构与元素性质之间的关系，如原子序数影响元素性质的变化。
4. 键的种类与性质：掌握金属键、离子键和共价键的本质和特点，了解键的性质对物质性质的影响。
二、无机化合物的命名与化学方程式1. 无机化合物的命名规则：熟悉无机化合物的命名规则，包括离子化合物和共价化合物的命名。
2. 化学方程式的书写与平衡：了解化学方程式的书写规则，包括反应物、生成物的表示和反应条件的标记，能够正确平衡化学方程式。
三、酸碱中和反应1. 酸碱的定义与性质：熟悉酸碱的定义与性质，了解酸碱标度的概念，如pH值等。
2. 酸碱中和反应与盐的生成：了解酸碱中和反应的定义和特点，掌握酸与碱反应生成盐和水的化学方程式。
3. 酸碱滴定：了解酸碱滴定中的重要概念和原理，掌握酸碱滴定的计算方法和注意事项。
四、氧化还原反应1. 氧化还原反应的定义：了解氧化还原反应的定义与特征，熟悉氧化剂和还原剂的概念。
2. 氧化数与氧化还原反应的平衡：掌握氧化数的计算方法，了解氧化还原反应的平衡原理与方法。
3. 常见氧化还原反应：熟悉一些常见的氧化还原反应，如金属与非金属的氧化反应等。
五、常见无机化合物的特性1. 水的性质与重要性：了解水的性质，包括密度、溶解度和沸点等，以及水的重要性和应用。
2. 氧化物与酸酐：认识不同氧化物的性质，掌握酸酐的特点和应用。
3. 非金属氧化物与非金属酸：了解非金属氧化物的性质，掌握非金属酸的名称和化学方程式。
大学无机化学知识点归纳.
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。
无机化学-知识点总结
无机化学-知识点总结关键信息项：1、化学元素周期表周期和族的特点元素的性质规律2、化学键离子键共价键金属键3、化学热力学热力学第一定律热力学第二定律热力学函数4、化学平衡酸碱平衡沉淀溶解平衡氧化还原平衡配位平衡5、化学反应速率影响反应速率的因素反应速率理论6、无机化合物酸碱盐配合物氧化物和氢氧化物7、主族元素碱金属和碱土金属卤素氧族元素氮族元素8、过渡金属元素铬、锰、铁、铜等元素的性质配合物的形成和性质11 化学元素周期表111 周期的特点周期表中的周期是指具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的横行。
同一周期的元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
112 族的特点族是指具有相似化学性质的元素纵列。
主族元素的族序数等于最外层电子数，副族元素的族序数与价电子排布有关。
113 元素的性质规律包括原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等性质在周期表中的变化规律。
原子半径一般随原子序数的增大而呈现周期性变化；电离能反映元素原子失去电子的难易程度，呈周期性递增；电子亲和能表示原子获得电子的倾向，也有一定的周期性；电负性用于衡量原子在化合物中吸引电子的能力，同样具有周期性。
12 化学键121 离子键离子键是由阴阳离子之间的静电引力形成的化学键。
通常在活泼金属与活泼非金属之间形成。
离子键的特点是无方向性和饱和性。
122 共价键共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键。
分为极性共价键和非极性共价键。
共价键具有方向性和饱和性。
123 金属键金属键是金属阳离子与自由电子之间的相互作用。
金属键使得金属具有良好的导电性、导热性和延展性。
13 化学热力学131 热力学第一定律即能量守恒定律，在任何热力学过程中，能量的总量保持不变。
表达式为△U ＝ Q ＋ W，其中△U 为内能的变化，Q 为吸收或放出的热量，W 为做功。
132 热力学第二定律指出在孤立系统中，自发过程总是朝着熵增加的方向进行。
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。
大学无机化学知识点
文档无机化学第一章：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。
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 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。
大一无机化学知识点笔记
大一无机化学知识点笔记一、离子与化学键1. 原子与离子a. 原子：是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
b. 离子：带电荷的原子或原子团。
c. 阳离子：失去一个或多个电子的正离子。
d. 阴离子：获得一个或多个电子的负离子。
2. 化学键a. 离子键：由正负电荷相吸引形成的化学键。
b. 共价键：由共享电子形成的化学键。
二、元素周期表1. 周期表的组成a. 主族元素：位于周期表的左侧，具有相似的化学性质。
b. 过渡元素：位于周期表的中间部分，具有不同的化学性质。
c. 副族元素：位于周期表的右侧。
2. 周期表的结构a. 周期：从左至右的水平行。
b. 主族：从上至下的垂直列。
三、离子化合物1. 阳离子和阴离子的组合形成离子化合物。
2. 离子化合物的命名规则：a. 一价阳离子：元素名称 + "ion"。
b. 一价阴离子：原子名称末尾去掉字母 "ine" + "ide"。
c. 多价离子：写出多价离子的带电荷形式。
四、配位化合物1. 配位键：由中心金属离子和周围的配位体形成的化学键。
2. 配位数：周围配位体与中心金属离子的配位数。
3. 配位化合物的命名规则：a. 配位体名称：以 "o" 结尾 + "ide"。
b. 配位化合物：中心金属离子名称 + 配位体名称。
五、酸碱中和反应1. 酸：产生H+离子的物质。
2. 碱：产生OH-离子的物质。
3. 酸碱中和反应：酸与碱反应生成盐和水。
六、化学平衡1. 平衡状态：反应物和生成物浓度保持不变的状态。
2. 平衡常数：反应物和生成物浓度的比值。
3. 影响平衡位置的因素：a. 温度：升高温度可促进反应向正向或逆向方向进行。
b. 压力：增加压力可促使反应向具有较少分子数的方向进行。
c. 浓度：增加反应物浓度可促进反应向正向方向进行。
七、氧化还原反应1. 氧化反应：物质失去电子。
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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。
2.(理想)气体状态方程式的应用二、气体分压定律混合气体的总压等于各组分气体分压之和。
数学表达式：P T=P A+P B+P C+…1. 组分气体分压：组分气体单独占有混合气体的体积时所产生的压力。
P A V=n A RT2. 组分气体分体积：组分气体与混合气体同温同压下所占有的体积。
PV A=n A RT由1、2可推导出玻义耳定律：n、T一定时P A V=PV A3. 组分气体体积分数：组分气体的体积分数与混合气体的总体积之比——V A/V。
根据阿佛加德罗定律：等温等压下，体积分数=摩尔分数，即T、P一定时，V A/V=n A/n根据组分气体分压可知：P A=n A RT /V、P B=n B RT /V ，（n= n A+n B+…）再根据分压定律P= P A +P B +…=（n A+n B+…）RT/V=nRT/V所以PV=nRT ，即：混合气体也适合气体状态方程。
三、气体的液化气体变成液体的过程叫液化或凝聚。
要使气体液化，须降低温度或同时加压。
因为降温可降低分子能量，减小液体的饱和蒸汽压；加压可减小气体间的距离使其引力增大。
实验证明，单纯采用降温法可以使气体液化，但单纯加压却不一定能使气体液化，必须首先把温度降低到一定数值才能实现加压液化；而当温度高于该值时，无论怎样加压，也不能使气体液化。
＊在加压下可使气体液化所需的一定（最高）温度称为临界温度（Tc）。
＊在临界温度时，使气体液化所需的最低压强称为临界压强（Pc）。
＊在临界温度和临界压强时，1mol气态物质所占有的体积称为临界体积（Vc）。
熔沸点很低的物质，其临界温度都很低，难以液化．这是因为其分子间引力很小造成的（为非极性分子）；反之则易液化．当气态物质处于Tc、Pc、Vc状态时，称之为临界状态。
临界状态是一种不稳定的特殊状态。
此时，气、液体间的性质差别将消失，其界面也将消失。
§１～3 液体一、液体的蒸发1、蒸发过程液体分子和气体分子一样，处于无秩序的运动中，当一个液体分子运动到接近液体表面，而且具有适当运动方向和足够大的能量时，它将挣脱临近分子的引力，逃逸到液面上方的空间，变为蒸汽分子。
这就是蒸发过程。
2、饱和蒸气压将一杯液体置于抽成真空的钟罩，液体即开始蒸发，蒸气分子占居液面上方空间，并做无序运动；当蒸气分子与液面撞击时，可能被捕获进入液体（此过程称凝聚）。
当凝聚速率等于蒸发速率时，体系达到动态平衡，液面上方单位空间里蒸气分子数不再增多。
此时的蒸气为饱和蒸气，所产生的压强即为饱和蒸气压。
在一定温度下，空气中水蒸气的分压与同温度水的饱和蒸气压之比称空气的相对湿度。
3、蒸发热要使液体在恒温恒压下进行蒸发，须从周围环境吸收热量。
这种维持液体在恒温恒压下蒸发所必须的能量，称为液体的蒸发热。
不同液体，因其分子间引力不同，蒸发热必不相同；即使同一种液体，在不同温度下（因其平均动能不同），蒸发热也不相同。
在一定温度和压强下，1mol液体的蒸发热蒸称摩尔蒸发热。
蒸发热越大，液体分子间的作用力就越大。
二、液体的沸点沸点指液体的饱和蒸气压等于外界压强时的温度。
在此温度下，汽化在整个液体中进行，称为液体的沸腾。
低于此温度，汽化仅限于在液体表面进行——蒸发。
液体的沸点与外界气压密切相关，外压升高，则液体沸点也升高。
§１～4 固体当从液体中取走能量（如降温）时，分子的平均动能逐渐降低（表现为分子运动速率减慢），一旦温度降低到分子所具有的平均动能不足以克服分子间引力时，那些速率小的分子将聚集在一起逐渐变成固体，此过程称凝固，为放热过程。
固体分为晶体与非晶体（无定型体）。
二者主要区别有三条：1.晶体有固定的几何外型，非晶体无。
2.晶体有固定的熔点，非晶体无（只有一个逐渐软化的温度围）。
3.晶体是各向异性的，非晶体各向同性。
非晶体的部结构通常类似于液体部结构。
非晶体的聚集状态是不稳定的，在一定条件下会逐渐晶化；而若晶体的有规则排列被破坏后，也可变为非晶体。
第二章．化学热力学基础§2～1化学热力学概述化学热力学是研究化学反应及相变过程中能量转换规律的科学。
容：a.过程中的能量变化；b.反应（或相变）的方向和限度。
特点：通过已知的基本数据进行化学热力学计算，从而预言化学反应和相变过程的能量变化，以及方向和限度。
注意：1、化学热力学研究的是封闭体系。
2、化学热力学研究的是宏观物质。
3、化学热力学只研究体系的始态和终态。
4、化学热力学没有时间的概念。
§2～2 基本概念一、状态和状态函数1、状态：由一系列表征体系（宏观）性质的物理量所确定下来的体系的存在方式称为体系的状态。
2、状态函数：确定体系状态的宏观性质（物理量）就是体系的状态函数。
二、过程和途径1、过程：体系的状态发生变化时，从始态到终态，我们说体系经历了一个热力学过程。
简称过程。
过程可以是在特定条件下进行的。
如：恒压过程、恒温过程、恒容过程、绝热过程等，都具备各自特定的条件。
2、途径：体系由始态到终态的变化过程，可以采用许多种不同的方式，每一钟具体的方式称为一种途径。
三、容量性质和强度性质1、容量性质（广度性质）此类性质的数值大小与物质的量成正比，具有加和性。
整个体系的某容量性质等于各部分该性质的总和。
如体积、质量等。
2、强度性质此类性质的数值大小与物质的量无关，不具有加和性。
如温度、浓度等。
四、热力学能（能）能是体系部能量的总和。
符号为U。
能是体系的一种宏观性质，一定量某种物质的能是与物质的种类、温度、压力、体积等性质有关，所以它是体系的状态函数，其变化值只与始终态有关，而与途径无关。
体系能的绝对值大小是无法测量的，但它随体系状态变化而产生的变化值，可以从体系与环境在变化过程中的能量交换测得。
五、功和热（W、Q）功和热是体系状态变化时，与环境进行能量交换（传递或转换）的两种形式。
具体地说：热：体系和环境之间由于温度差别而进行的能量传递形式是热。
功：体系和环境之间除热以外，其它的能量传递形式是功。
功有多种形式，可分为体积功和非体积功。
体积功：指由于体系体积变化，反抗外力作用而与环境交换的功。
非体积功：除体积功外，其它功统称为非体积功。
如电功等。
功和热的单位为“J”、“KJ”，但它们都不是状态函数。
因为①功和热是伴随着状态的变化而产生的，它是一种过程变量，没有状态变化就没有功和热。
②功和热的数值大小与变化途径有关。
功和热取值规则：体系从环境吸收热量：Q为正值；体系放出热量：Q为负值。
体系对环境作功：W为负值；环境对体系作功：W为正值。
六、化学反应计量式和反应进度1、化学反应计量式（化学反应方程式）根据质量守恒定律，用规定的化学符号和化学式来表示化学反应的式子叫化学反应计量式。
如：aA+bB→dD+eE∵随反应的进行，反应物A、B不断减少，生成物D、E不断增多，∴规定：对反应物而言，化学计量数为负；对于产物而言，化学计量数为正。
用νi表示。
即：νA=-a、νB=-b、νD=d 、νE=e，代入原式可得：νA A+νB B+νD D+νE E=0例如合成氨反应：N2+3H2 2NH3N2、H2、NH3的计量数分别为-1、-3、+2，其含义是每消耗1molN2、3molH2，可生成2molNH3。
2、反应进度定义为：n B（ξ）= n B（0）+ νBξ，其中n B（0）、n B（ξ）分别代表反应进度ξ=0（反应未开始）和ξ=ξ时B的物质的量。
∵未开始时n B（0）为常数，∴dξ=νB-1d n B。
对于有限变化来说，△ξ=ξ-0=νB-1△n B ξ的单位为molξ表明该反应按化学反应式的计量数进行的倍数。
引入反应进度ξ的最大优点是：在反应进行到任意时刻时，可用任一反应物或生成物来表示反应进行的程度，所得值总是相等的。
对同一化学反应方程式来说,反应进度ξ的值与选用反应式中何种物质的量的变化进行计算无关；但若方程式的书写不同，则反应进度是不同的。
§2～3 热力学第一定律和热化学一、热力学第一定律在任何过程中，能量是不会自生自灭的，只能从一种形式转化为另一种形式，而总能量是不变的。
这就是热力学第一定律。
设一封闭体系，若外界输送给它的热量为Q，并对其作功W，则其能的变化△U=Q+W。
这就是热力学第一定律的数学表达式。
二、热化学和热化学方程式1、热化学：是研究化学反应过程中能量变化的学科。
能量变化实际上就是指（始态到终态或反应物变成生成物的）反应热。
2、反应热：又叫热效应。
指发生化学反应时，若体系不作非体积功，则当反应物和生成物的温度相同时，化学反应过程所吸收或放出的热量。
3、热化学方程式：是表示化学反应与热效应之间关系的方程式。
书写时应注意：⑴、应注明反应条件（温度、压力），若为100Kpa、298K时可忽略。