大学无机化学知识点期末复习
（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。
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。
期末无机化学总复习
期末无机化学总复习期末无机化学总复习绪论有效数字：从第一位非0数字到小数点后最后一位运算规则：加减：结果的小数位数与小数点后位数最少的一致乘除：结果的有效数字位数与有效数字位数最少的一致对数：有效数字位数（小数位数）应与真数的有效数字位数相同。
数的修约：四舍六入五成双第一章溶液1、质量分数ωB＝m溶质/m溶液(无量纲)2、摩尔分数ΧB＝n溶质/n总(无量纲)3、质量摩尔浓度b B＝n溶质/m溶剂(mol/kg)4、质量浓度ρB＝m溶质/V溶液(g/L)5、物质的量浓度c B＝n溶质/V溶液(mol/L)６、稀溶液的依数性（1）溶液的蒸气压下降拉乌尔定律：Δp=KbB（2）溶液的沸点升高ΔT b = K b·b B（3）溶液的凝固点降低ΔT f = K f·b B（4）渗透压Π= cRT7、离子强度、活度、活度系数a = γ·cΠ=a RT第二章化学反应的方向一、基本概念：状态和状态函数；过程与途径；热和功；内能；热力学第一定律：ΔU=Q+W；焓H=U+pV。
二、化学反应的热效应1、恒容反应热和恒压反应热QV= ?UQP= ?HQP= QV+ ?nRT2、热化学方程式3、盖斯定律4、标准摩尔生成焓△f Hθm5、标准态气体：压力105Pa溶液：浓度1mol ·L-1固体、液体：105Pa下的纯物质6、反应热△r Hθm的计算(1)由标准摩尔生成焓r Hθm= ν∑ i ? f Hθm ( 生)-ν∑ i ? f Hθm ( 反) (2)由吉布斯公式△r G θm=△r Hθm-T△r Sθm(3)由盖斯定律间接计算三、熵和熵变的计算1、S = k lnΩ；2、热力学第三定律：S（0K）=0；3、标准摩尔熵变的计算:(1) △r Sθm=∑νi△Sθm(生)-∑νi△Sθm(反)(2) △r Sθm =(△r Hθm - △r Gθm )/T四、吉布斯能与化学反应的方向1、定义：G=H-TS2、G-H方程式：△G= △H-T△S3、化学反应自发性的判据：< 0 自发过程ΔG= 0 平衡状态> 0 非自发过程5、标准生成吉布斯能?f Gmθ定义：f Gmθ（稳定单质）=06、标准吉布斯能变?r Gmθ的计算:(1) △r G mθ＝∑νi△f G mθ (生)－∑νi△f G mθ (反)(2) △r G mθ＝△r H mθ－T△r S mθ第三章化学反应速率1、基本概念：平均速率、瞬时速率、基元反应、非基元反应、反应分子数、反应级数2、有效碰撞理论的要点发生有效碰撞的条件3、活化能Ｅa4、质量作用定律：对基元反应a A + b B + … = g G + h H + …v = k·c A a?c B b…5、浓度、温度、催化剂对反应速率的影响6、阿仑尼乌斯方程的应用第四章化学平衡1、化学平衡：2、化学平衡的特点：(1)平衡是动态的(2)到达平衡状态的途径是双向的(3)平衡组成与达到平衡的途径无关3、化学平衡常数：4、标准平衡常数：5、关于平衡常数K和K θ(1)与温度有关，但与反应物浓度、分压无关。
无机化学期末复习注意点及重要公式
化学期末复习注意点及重要公式第一章.1.学会确定4种基本反应中基本单元的确定①酸碱反应中，将得失一个H+的粒子或粒子的特定组合作为反应的基本单元，NaOH,HCl 基本单元为1，在一个反应中，看反应物中得H+的是哪个物质，失H+的哪个物质，得失几个H+，基本单元就是几分之几②氧化还原反应中，将得失一个电子的粒子或粒子的特定组合作为反应的基本单元，先看化合价变化，在看角标，有几个离子化合价变化，不要考虑前面配平的系数，然后基本单元就是（化合价变化数×角标）的倒数③配位反应中，把与1分子的EDTA 进行反应的离子作为反应的基本单元，也就是aq 中有几个金属离子，基本单元就是几分之几④沉淀反应：参与沉淀反应的离子带几个电荷，基本单元就是几分之几2.表示溶液浓度的几个物理量：①质量分数ωB=mB/m(<1)②物质的量浓度C B =n B /V,n=m/M ⇒C B =m/(M ×V)③质量摩尔浓度b=)!!注意：单位为kg!溶剂（溶质m n ,b 的单位为mol/kg ④摩尔分数x i =nni ,对一个两组分溶液x A +x B=1 3.①ω与C B 转化：C B=MB 1000ωρ ②当溶液很稀时，C B =b B .ρ,此时1≈ρ，故C B =b B4.溶液的几种依数性：①aq 的蒸汽压下降②aq 的沸点升高③aq 的凝固点下降④aq 的渗透压 ①52.55P K P ,.P P 0P 00==-=∆，表示水的饱和蒸汽压时当B P b K P ，且K P 仅与溶剂，温度有关②B b b .K T b =∆③B f f b K .T =∆④T R b T R B B ....C ≈=π（当溶液很稀时）注意：①的变化是②③变化的根本原因！，在做题时要注意浓度和这些变化的关系以及溶液的蒸汽压，沸点，凝固点的关系，若2个aq 的溶剂相同，则有：21212121T T 2P 1P b b T T f f b b ==∆∆=∆∆=∆∆ππ 第二章1.以纯化合物中某元素的理论含量作为真实值2.系统误差的特点：①单向性②重复性3.偶然误差（随机误差）的特点：①绝对值相等的正负误差出现的几率相等②绝对值大的误差出现的几率小。
大学无机化学知识点
大学无机化学知识点大学无机化学是化学学科的重要基础课程，涵盖了丰富的知识内容。
以下将为您详细介绍一些关键的知识点。
首先，原子结构是一个重要的基础部分。
我们需要了解原子的组成，包括原子核（由质子和中子构成）和核外电子。
电子的排布遵循一定的规律，如能层、能级、轨道等概念。
通过了解原子结构，能够解释元素的化学性质和周期性规律。
元素周期表是无机化学的核心内容之一。
周期表中的元素按照原子序数递增排列，呈现出周期性的规律。
同一周期的元素，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族的元素，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素的性质，如原子半径、电离能、电负性等，都与它们在周期表中的位置密切相关。
化学键的知识也必不可少。
化学键分为离子键、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。
共价键则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。
金属键存在于金属晶体中，是金属阳离子与自由电子之间的作用。
化学热力学是研究化学反应过程中能量变化的学科。
热力学第一定律告诉我们，能量是守恒的。
通过计算反应的焓变（ΔH）、熵变（ΔS）和自由能变化（ΔG），可以判断反应的方向性和自发性。
例如，当ΔG ＜ 0 时，反应在给定条件下能够自发进行。
化学动力学则关注反应的速率和反应机制。
影响反应速率的因素有浓度、温度、催化剂等。
通过实验测定反应速率，建立反应速率方程，可以深入了解反应的过程。
溶液中的离子平衡也是重要的知识点。
包括酸碱平衡（如强酸强碱、弱酸弱碱的电离）、沉淀溶解平衡（如溶解度、溶度积的计算）、配位平衡等。
这些平衡在化学分析、工业生产等领域都有广泛的应用。
氧化还原反应是无机化学中的常见反应类型。
通过氧化数的变化来判断氧化还原反应的发生，并且了解氧化剂、还原剂的性质。
原电池和电解池的原理也是基于氧化还原反应，它们在电化学领域有着重要的应用。
无机化学-知识点总结
无机化学-知识点总结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，它研究的是无机物质的组成、结构、性质和反应等方面的知识。
以下是对无机化学中一些重要知识点的总结。
一、原子结构与元素周期表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。
核外电子绕核运动，处于不同的能级和轨道。
电子的排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则。
2、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的。
周期表中的横行称为周期，纵列称为族。
同一周期元素的电子层数相同，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。
同一主族元素的最外层电子数相同，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之间。
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。
金属键是金属原子之间通过自由电子形成的。
2、物质结构物质的结构有原子晶体、分子晶体、离子晶体和金属晶体。
原子晶体如金刚石，由原子通过共价键形成空间网状结构，硬度大，熔点高。
分子晶体如干冰，通过分子间作用力结合，熔点和沸点较低。
离子晶体由阴阳离子通过离子键形成，熔点较高，硬度较大。
金属晶体由金属阳离子和自由电子组成，具有良好的导电性、导热性和延展性。
三、化学热力学基础1、热力学第一定律能量守恒定律在热力学中的体现，即ΔU ＝ Q ＋ W，其中ΔU 为热力学能的变化，Q 为吸收或放出的热量，W 为做功。
2、热力学第二定律指出了热功转换的方向性和不可逆性，即自发过程总是朝着熵增加的方向进行。
3、热力学第三定律规定了绝对零度时，纯物质的完美晶体熵值为零。
四、化学反应速率和化学平衡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。
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。
无机化学复习重点
方程式。 5、硫代硫酸根离子遇酸的不稳定性及配位能力。 6、银离子与卤族元素生成沉淀的颜色，及银离子与氨
水、硫代硫酸根、氰根离子等配位的离子反应方程式。
复习知识点
7、高锰酸钾在酸性条件下强氧化性相关反应方程式。 8、二价汞的氧化性。
无机化学总复习
第一篇 化学反应原理 第二篇 物质结构 第三篇 元素化学
第一篇 化学反应原理 无机化学中的化学平衡及其应用
（第四、五、六、七章）
酸碱平衡 配位平衡
沉淀溶解平衡 氧化还原平衡
一、深刻理解化学平衡的概念、定律和特点
1．1 树立“化学平衡”观点
在一定条件下，许多化学反应都不能进行完 全，即反应到一定的程度就“进行不下去” 了，达到了终点，且在一定的条件下，反应 物生成产物的速度与产物生成反应物的速度 相等，达到一个动态平衡 ，该平衡我们称之 为化学平衡。当外界条件改变时，对于任何 一个平衡反应式，哪边浓度变小平衡就往哪 边移动，即平衡的移动。
复习知识点
8、分子轨道理论可以成功地解释分子的哪些性质。 9、共价键的键参数分别有哪些，并理解其概念。 10、离子晶体中出现的离子极化现象与阴阳离子结构
之间的关系。离子极化对离子晶体的物质结构及性质 的影响。 11、分子之间的吸引作用有哪些。 12、配合物的构型和哪些因素有关，典型分子的空间 构型和杂化方式。磁矩的表达式。 13、配合物价键理论内轨杂化与外轨杂化。 14、配合物晶体场理论中分裂能的大小与何有关，如 何解释配合物的颜色。
两种离子平衡浓度是一种相互制约的平衡关系，即若一 种离子的平衡浓度大，则另一离子的平衡浓度必然小。 利用该原理可以用一种离子的浓度控制另一离子的浓度， 如使其中某离子沉淀完全或不沉淀等。
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大学无机知识点总结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内，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范围）。
3.晶体是各向异性的，非晶体各向同性。
非晶体的内部结构通常类似于液体内部结构。
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。
内容：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（内能）内能是体系内部能量的总和。
符号为U。
内能是体系的一种宏观性质，一定量某种物质的内能是与物质的种类、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。
体系内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，则其内能的变化△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。