高中化学选修3知识点总结51879知识讲解
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高中化学选修 3 知识点总结
一、原子结构
1、能层和能级
（1）能层和能级的划分
①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级 s、p、d、f ，能量
由低到高依次为 s、p、d、f 。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f ⋯⋯可容纳的电子数依次是 1、3、5、7⋯⋯的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系
每能层所容纳的最多电子数是： 2n 2
（n：能层的序数）。
2、构造原理
（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主
要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如 E（3d）＞ E（4s）、 E（4d）＞ E（5s）、 E（5d）
＞E（6s）、 E（6d）＞ E（ 7s）、 E（4f ）＞ E（5p）、 E（4f ）＞ E（6s）等。原子轨道的能
量关系是： ns＜（ n-2 ）f ＜ （n-1 ）d ＜ np
（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应
着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为 2n2
；最外层
不超过 8 个电子；次外层不超过 18 个电子；倒数第三层不超过 32 个电子。
（5）基态和激发态
①基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至
较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。
2
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态） 和放出（激发态
→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光
谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
3、电子云与原子轨道 （1）电子云： 电子在核外空间做高速运动， 没有确定的轨道。 因此，
人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。 “电子云”描述了电子在原子核外出现的概
率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。
（2）原子轨道：不同能级上的电子出现 概率 约为 90%的电子云空间轮廓图 称为原子
轨道。 s 电子的原子轨道呈 球形对称， ns 能级各有 1 个原子轨道； p 电子的原子轨道呈纺
锤形， np 能级各有 3 个原子轨道，相互垂直（用 px、py、pz 表示）； nd 能级各有 5 个原子
轨道； nf 能级各有 7 个原子轨道。
4、核外电子排布规律
（1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在
能量逐渐升高的能级里。
（2）泡利原理： 1 个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子，且自旋方向相反。
（3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方
向相同。
（4）洪特规则的特例：电子排布在 p、d、f 等能级时，当其处于全空 、半充满或全充
满时，即 p0
、d0
、f 0
、p3
、d5
、f 7
、p6
、d10
、 f 14
，整个原子的能量最低，最稳定。
能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最
低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。
（5）（ n-1 ） d 能级上电子数等于 10 时，副族元素的族序数 =ns 能级电子数
二、元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的结构
元素在周期表中的位置由原子结构决定： 原子核外的能层数决定元素所在的周期， 原子
的价电子总数决定元素所在的族。
（1）原子的电子层构型和周期的划分
周期是指能层 （电子层） 相同， 按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。
即元素周期表中的一个横行为一个周期， 周期表共有七个周期。 同周期元素从左到右 （除稀
有气体外），元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。
（2）原子的电子构型和族的划分
族是指价电子数相同 （外围电子排布相同） ，按照电子层数依次增加的顺序排列的一列
元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个族。同主
族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（3）原子的电子构型和元素的分区
3
按电子排布可把周期表里的元素划分成 5 个区，分别为 s 区、 p 区、 d 区、 f 区和 ds
区，除 ds 区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
2、元素周期律
元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变， 叫做元素周期律。 元素周期律主要
体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等
的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。
（1）同周期、同主族元素性质的递变规律
同周期（左 右） 同主族（上 下）
原
子
结
构
核电荷数 逐渐增大 增大
能层 （电子层） 数 相同 增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
元
素
性
质
化合价 最高正价由 +1 +7 负
价数 =（8—族序数）
最高正价和负价数均相同，
最高正价数 =族序数
元素的金属性和
非金属性
金属性逐渐减弱，非金
属性逐渐增强
金属性逐渐增强， 非金属性
逐渐减弱
第一电离能 呈增大趋势（注意反常
点： ⅡA 族和Ⅲ A 族、Ⅴ
A 族和Ⅵ A 族）
逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
（2）微粒半径的比较方法
①同一元素： 一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径， 阳离子的离
子半径小于相应原子的原子半径。
②同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。
如： Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
③同主族元素 （比较原子和离子半径） ：随原子序数的增大， 原子的原子半径依次增大。
如： Li
Na +>Mg2+>Al 3+
（3）元素金属性强弱的判断方法
金
属
本质 原子越易失电子，金属性越强。
判
1. 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强
2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
4
性
比
较
断
依
据
3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱， 金属性越强 （电解中在
阴极上得电子的先后 ）
4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
5. 若 xn++y x+y m+
则 y 比 x 金属性强
6. 原电池反应中负极的金属性强
7. 与同种氧化剂反应，先反应的金属性强
8. 失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强
（4）非金属性强弱的判断方法
非
金
属
性
比
较
本质 原子越易得电子，非金属性越强
判
断
方
法
1. 与 H2 化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
2. 单质氧化性越强， 阴离子还原性越弱， 非金属性越强 （电解
中在阳极上得电子的先后 ）
3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强
4. A n-+B Bm-+A 则 B 比 A 非金属性强
5. 与同种还原剂反应，先反应的非金属性强
6. 得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强
三、共价键
1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成
对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。
2、共价键类型：
（1）σ键和π键
σ键 π键
成键方向 沿键轴方向“头碰头” 平行或“肩并肩”
电子云形状 轴对称 镜像对称
牢固程度 强度大，不易断裂 强度小，易断裂
成 键 判 断 规
律
单键是σ键；双键有一个是σ键，另一个是π键；三键中一
个是σ键，另两个为π键。
（2）极性键和非极性键
非 极 性 键 极 性 键
定义 由同种元素的原子形成
的共价键，共用电子对不
发生偏移
由不同种元素的原子形成的
共价键， 共用电子对发生偏移
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原子吸引电子能
力
相同 不同
共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子
一方
成键原子的电性
判断依据
不显电性 显电性
举例 单质分子（如 H2、Cl 2）和
某些化合物（如 Na2O2、
H2O2）中含有非极性键
气态氢化物，非金属氧化物、
酸根和氢氧根中都含有极性
键
（3）配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所
形成的共价键。
①配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如： Cu（H2O） 4SO4、
Cu（ NH3） 4（ OH） 2、Ag（NH3） 2OH 、Fe（SCN） 3 等。
②配位化合物的组成：
3、共价键的三个键参数
概念 对分子的影响
键长 分子中两个成键原子核间距离
（米）
键长越短，化学键越强，形成的分
子越稳定
键能 对于气态双原子分子 AB，拆开
1molA-B 键所需的能量
键能越大，化学键越强，越牢固，
形成的分子越稳定
键角 键与键之间的夹角 键角决定分子空间构型
（1）键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分子的
极性。
（2）键能与反应热：反应热＝生成物键能总和－反应物键能总和
四、分子的空间构型
1、等电子原理
原子总数相同、 价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征， 许多性质是相似的， 此
原理称为等电子原理。
（1）等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成
上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。（等
电子的推断常用转换法，如 CO2=CO+O=N2 +O= N2O= N2 + N— = N3
— 或 SO2=O+O2 =O3=N— +O2= NO2
— ）
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（ 2）等电子原理的应用： 利用
等电子体的性质相似，空间构型相
同，可运用来预测分子空间的构型
和性质。
2、价电子互斥理论：
（1）价电子互斥理论的基本要
点： ABn 型分子（离子）中中心原子 A 周围的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数
（n），价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。
（2）ABn 型分子价层电子对的计算方法：
①对于主族元素， 中心原子价电子数 =最外层电子数， 配位原子按提供的价电子数计算，
如： PCl5 中
② O、 S 作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电
子数为 6；
③离子的价电 子 对 数计算
如： NH4
+
： SO4
2-
：
3、杂化轨道理论
（1）杂化轨道理论的基本要点：
①能量相近的原子轨道才能参与杂化。
②杂化后的轨道一头大， 一头小， 电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方
向重叠， 形成σ键； 由于杂化后原子轨道重叠更大， 形成的共价键比原有原子轨道形成的共
价键稳定。
③杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个 sp 3
杂化轨道占有 1 个 s 轨道、 3 个 p 轨道。
④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。
（2）s、p 杂化轨道和简单分子几何构型的关系
杂化类型 sp sp 2 sp 3 sp 3
不等性杂化
轨道夹角 180 o 120 o 109o28
′
中心原子位置 ⅡA，Ⅱ B ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
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中心原子孤对电子
数
0 0 0 1 2 3
分子几何构型 直线形 平面三角
形
正 四 面
体形
三 角 锥
形
V字形 直 线
形
实例 BeCl 2、Hg
Cl 2
BF3 CH4 、
SiCl 4
NH3、PH3 H2 O 、
H2 S
HCl
（3）杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成σ键或者用来容纳未参加成键的孤
对电子。
（4）中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有 1 个
叁键，则其中有 2 个π键，用去了 2 个 p 轨道，形成的是 sp 杂化；如果有 1 个双键则其中
有 1 个π键，形成的是 sp 2 杂化；如果全部是单键，则形成的是 sp 3 杂化。
4、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系
分子（离
子）
中 心 原 子
价电子对
杂化类型 VSEPR模型 分子空间构
型
键角 分子的极
性
CO2 2 sp 直线 直线形 180 o
非
SO2 3 sp 2
平面三角 V 字形 极
H2O、 OF2、 3 sp 3
平面三角 V 字形 —— 极
HCN 2 sp 直线 直线形 180 o
极
NH3 4 sp 3
正四面体 三角锥形 107
o18′
极
BF3、 SO3 3 sp 2
平面三角 平面三角形 120 o
非
H3O+ 4 sp 3 正四面体 三角锥形 107
o18′
——
CH4、 CCl4 4 sp 3
正四面体 正四面体形 109o
28′ 非
NH4
+ 4 sp 3
正四面体 正四面体形 109o28′ 非
HCHO、COCl2 3 sp 2
平面三角 平面三角形 —— 极
五、分子的性质
1、分子间作用力（范德华力和氢键）
（1）分子间作用力和化学键的比较
化学键 分子间作用力
概念 相邻原子间强烈的相互作用 分子间微弱的相互作用
范围 分子内或某些晶体内 分子间
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能量 键能一般为 120～800kJ·mol －1
约几到几十 kJ·mol －1
性质影响 主要影响物质的化学性质（稳定
性）
主要影响物质的物理性质 （熔沸
点）
（2）范德华力与氢键的比较
范德华力 氢键
概念 物质分子间存在的微弱相
互作用
分子间（内）电负性较大的成键原子
通过 H原子而形成的静电作用
存在范围 分子间 分子中含有与 H 原子相结合的原子半
径小、 电负性大、 有孤对电子的 F、O、
N原子
强度比较 比化学键弱得多 比化学键弱得多，比范德华力稍强
影响因素 随分子极性和相对分子质
量的增大而增大
性质影响 随范德华力的增大，物质
的熔沸点升高、溶解度增
大
分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增
大、水中溶解度增大；分子内氢键使
物质熔沸点降低、硬度减小
2、极性分子和非极性分子
（1）极性分子和非极性分子
<1>非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：①只由非极性键构
成的同种元素的双原子分子： H2、Cl 2、N2 等；②只由极性键构成，空间构型对称的多原子分
子： CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4 等；③极性键非极性键都有的： CH2=CH2、CH≡CH、 。
<2>极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：①不同元素的双原子分子如： HCl， HF
等。②折线型分子，如 H2O、H2S等。③三角锥形分子如 NH3 等。
（2）共价键的极性和分子极性的关系：
两者研究对象不同， 键的极性研究的是原子， 而分子的极性研究的是分子本身； 两者研究的
方向不同， 键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向， 而分子的极性研究的是分子中电荷
分布是否均匀。 非极性分子中， 可能含有极性键， 也可能含有非极性键， 如二氧化碳、 甲烷、
四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质 F2、N2、P4、S8 等只含有非极性键， C2H6、
C2H4、C2H2 等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中，一定含有极性键，可能含有非极
性键，如 HCl、H2S、H2Ｏ2 等。
（3）分子极性的判断方法
①单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如 He、 Ne
等。
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②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如 HCl、HBr 等；若含非极性键，就是非
极性分子，如 O2、 I 2 等。
③以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。
若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如 BF3、CH4 等。若分子中的
电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如 NH3、SO2 等。
④根据 ABn 的中心原子 A 的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。（或 A 是
否达最高价）
（4）相似相溶原理
①相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。
②相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。
③如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大， 溶解性越好。 相反， 无氢键相
互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。
3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性
（1）手性分子
①手性分子： 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子， 如同左手与右手一样互为镜
像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体（又称对映异构体、光学异构体）。含有手
性异构体的分子叫做手性分子。
②手性分子的判断方法： 判断一种有机物是否具有手性异构体， 可以看其含有的碳原子
是否连有四个不同的原子或原子团， 符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。 手性碳原子必
须是饱和碳原子，饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同。
（2）无机含氧酸分子的酸性
①酸的元数 =酸中羟基上的氢原子数，不一定等于酸中的氢原子数（有的酸中有些氢原
子不是连在氧原子上）
②含氧酸可表示为：（ HO）mROn, 酸的强度与酸中的非羟基氧原子数 n 有关， n 越大，酸
性越强。
n=0 弱酸 n=1 中强酸 n=2 强酸 n=3 超强酸
六、晶体的结构和性质
类型
比较
离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体
构成晶体微粒 阴、阳离子 原子 分子 金属阳离子、自由电
子
形成晶体作用力 离子键 共价键 范德华力 微粒间的静电作用
熔沸点 较高 很高 低 有高、有低
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1、四大晶体的比较
2、典型晶体的结构特征
（1）NaCl
属于离子晶体。晶胞中每个 Na+
周围吸引着 6 个 Cl －，这些 Cl －构成的几何图形是正
八面体，每个 Cl －
周围吸引着 6 个 Na+
，Na+
、Cl －
个数比为 1：1，每个 Na+
与 12 个 Na+
等距离
相邻，每个氯化钠晶胞含有 4 个 Na+
和 4 个 Cl －。
（2）CsCl
属于离子晶体。晶胞中每个 Cl —（或 Cs+
）周围与之最接近且距离相等的 Cs+
（或 Cl — ）
共有 8 个，这几个 Cs+
（或 Cl —）在空间构成的几何构型为立方体，在每个 Cs+
周围距离相等
且最近的 Cs+
共有 6 个，这几个 Cs+
在空间构成的几何构型为正八面体， 一个氯化铯晶胞含有
1 个 Cs+
和 1 个 Cl —
。
（3）金刚石（空间网状结构）
属于原子晶体。 晶体中每个 C原子和 4 个 C原子形成 4 个共价键 , 成为正四面体结构， C
原子与碳碳键个数比为 1：2，最小环由 6 个 C原子组成， 每个 C原子被 12 个最小环所共用；
每个最小环含有 1/2 个 C原子。
（4）SiO2
属于原子晶体。晶体中每个 Si 原子周围吸引着 4 个 O 原子，每个 O原子周围吸引着 2
个 Si 原子， Si 、O原子个数比为 1：2，Si 原子与 Si —O键个数比为 1： 4，O原子与 Si —O
键个数比为 1：2，最小环由 12 个原子组成。
（5）干冰
属于分子晶体。晶胞中每个 CO2 分子周围最近且等距离的 CO2 有 12 个。 1 个晶胞中含有
4 个 CO2。
（6）石墨
物
理
性
质
硬度 硬而脆 大 小 有高、有低
导电性 不良 （熔融或水
溶液中导电）
绝缘、半
导体
不良 良导体
传热性 不良 不良 不良 良
延展性 不良 不良 不良 良
溶解性 易 溶 于 极 性 溶
剂，难溶于有机
溶剂
不溶于任
何溶剂
极 性 分 子 易 溶
于极性溶剂； 非
极 性 分 子 易 溶
于 非 极 性 溶 剂
中
一般不溶于溶剂，钠
等可
与水、醇类、酸类反
应
典型实例 NaOH、 NaCl 金刚石 P4、干冰、硫 钠、铝、铁
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属于过渡性晶体。 是分层的平面网状结构， 层内 C原子以共价键与周围的 3 个 C原子结
合，层间为范德华力。晶体中每个 C原子被 3 个六边形共用 , 平均每个环占有 2 个碳原子。
晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为 2：3。
（7）金属晶体
金属 Po（钋）中金属原子堆积方式是简单立方堆积，原子的配位数为 6，一个晶胞中含
有 1 个原子。金属 Na、K、Cr、Mo（钼）、 W等中金属原子堆积方式是体心立方堆积，原子
的配位数为 8，一个晶胞中含有 2 个原子。金属 Mg、Zn、Ti 等中金属原子堆积方式是六方
堆积，原子的配位数为 12，一个晶胞中含有 2 个原子。金属 Au、Ag、Cu、Al 等中金属原子
堆积方式是面心立方堆积，原子的配位数为 12，一个晶胞中含有 4 个原子。
3、物质熔沸点高低的判断
（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体 >离子晶体 >分子晶体
（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用力大，则熔沸点高，反之则小。
①离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小（或阴、
阳离子半径之和越小的） ，键能越强的， 熔、沸点就越高。 如 NaCl、NaBr、Nal ；NaCl、KCl、
RbCl 等的熔、沸点依次降低。离子所带电荷大的熔点较高。如： MgO熔点高于 NaCl。
②分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中，式量大的，分子间作用力就大，熔点也
高。如： F2、Cl 2、Br 2、I 2 和 HCl、HBr、HI 等均随式量增大。熔、沸点升高。但结构相似的
分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。
③原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大的，熔点就高。如金刚石、
金刚砂（碳化硅）、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。
④金属晶体： 在元素周期表中， 主族数越大， 金属原子半径越小， 其熔、沸点也就越高。
如Ⅲ A的 Al ，Ⅱ A 的 Mg，IA 的 Na，熔、沸点就依次降低。而在同一主族中，金属原子半径
越小的，其熔沸点越高。
化学选修 4 化学反应与原理
章节知识点梳理
第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
1 ．反应热： 化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热， 因为
任何化学反应都会存在热量变化， 即要么吸热要么放热。 反应热可以分为 （燃烧热、 中和热、
溶解热 ）
2 ．焓变 ( ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应 . 符号： △H.单位：
kJ/mol ，即：恒压下：焓变 =反应热，都可用Δ H表示，单位都是 kJ/mol 。
3. 产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量的化学反应。 ( 放热 >吸热 ) △H 为“ - ”或△ H <0
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吸收热量的化学反应。（吸热 >放热）△ H 为“+”或△ H >0
也可以利用计算△ H来判断是吸热还是放热。 △H=生成物所具有的总能量 - 反应物所
具有的总能量 =反应物的总键能 - 生成物的总键能
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 所有的酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④
金属与水或酸的反应⑤ 生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体 Ba(OH) 2·8H2O 与 NH 4Cl② 大多数的分解反应③ 条件一
般是加热或高温的反应
☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化） ，一般铵盐溶解是吸热现
象，别的物质溶于水是放热。
4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。
5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态 >液态 >固态
6. 常温是指 25，101. 标况是指 0,101.
7. 比较△ H时必须连同符号一起比较。
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点 :
①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△ H，△ H对应的正负号都不能省。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（ s,l, g 分别表示固态，液
态，气态，水溶液中溶质用 aq 表示）
③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量， 不表示个数和体积， 可以是整数， 也
可以是分数
⑤各物质系数加倍，△ H 加倍，即：△ H 和计量数成比例；反应逆向进行，△ H 改变
符号，数值不变。
6. 表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出 * 热量。
三、燃烧热
1．概念： 101 kPa 时， 1 mol 纯物质 完全 燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化
硫、液态水 H2O）时所放出的热量。燃烧热的单位用 kJ/mol 表示。
※注意以下几点：
①研究条件： 101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量： 1 mol
④研究内容：放出的热量。（Δ H<0，单位 kJ/mol ）
2. 燃烧热和中和热的表示方法都是有Δ H时才有负号。
3. 石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。
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四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是 H+和 OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq) +OH-(aq) =H 2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于 57.3kJ/mol 。
4．中和热的测定实验：看课本装置图
（1）一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量（如果酸和碱的物质的量相同，中和热会
偏小），一般中和热为 57.3kJ/mol 。
（2）若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。
（3）若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。
(4) 在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，
而与具体反应进行的途径无关， 如果一个反应可以分几步进行， 则各分步反应的反应热之和
与该反应一步完成的反应热是相同的。
六、能源
注：水煤气是二次能源。
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1. 化学反应速率（ v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式： v=Δc/ Δt（υ：平均速率， Δc：浓度变化， Δ t ：时间） 单位： mol/ （L· s）
⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因） ：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因） ：浓度（固体和纯液体除外） ，压强（方程式中必须要有气体） ，温
度（提高了反应物分子的能量） ，催化剂（降低了活化能） ，浓度和压强主要是通过使单位体
积内分子总数增大来增大反应速率， 温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速
率。
2. 浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变，温度和催化剂是分子总数不变。
※注意： （1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认
为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入本体系气体，反应速率增大；充入惰性气体→反应速率不变
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②恒温恒压时：充入惰性气体→反应速率减小
二、化学平衡
（一） 1.定义：
化学平衡状态： 一定条件下， 当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时， 各组成成分浓度
不再改变， 达到表面上静止的一种 “平衡 ”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
混合物体系中
各成分的含量
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡
③各气体的体积或体积分数一定 平衡
即：各组分的量保持不变时一定能判断平衡。
正、逆反应
速率的关系
①在单位时间内消耗了 m molA 同时生成 m molA ， 平衡
②在单位时间内消耗了 n molB 同时消耗了 p molC ， 平衡
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q ，V( 正 )不一定等于 V( 逆 ) 不一定平衡
即：用物质来判断平衡时， 必须要一正一逆且要带上系数。
用速率来判断平衡时， 必须要一正一逆且速率之比等于计
量数之比。
总的 压强， 总的
物质的量， 总的
体积
①m+n ≠p+q 时，能判断平衡
②m+n =p+q 时， 不能判断平衡。 即：总的量看气体的计量
数，气体的计量数不等时能判断。
混 合 气 体 平 均
相 对 分 子 质 量
Mr 或密度
用公式判断
推出公式是一个变化的量就能判断平衡
温度
任何反应都伴随着能量变化， 当体系温度一定时 （其他不
变）一定能判断平衡。
平衡
其他 变化的量能判断平衡，固定不变的量不能判断平衡。
（二）影响化学平衡移动的因素
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1、浓度对化学平衡移动的影响（ 1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓
度或减少生成物的浓度， 都可以使平衡向正方向移动； 增大生成物的浓度或减小反应物的浓
度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律： 在其他条件不变的情况下， 温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动， 温度
降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使
平衡向着体积增大方向移动。
注意： （1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响： 由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同
的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理） ：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度） ，
平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一） 定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度
幂之积的比值是一个常数比值。 符号： K
（二）使用化学平衡常数 K 应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是平衡时的浓度。
2、K 只与温度（ T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是 “ 1”
而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数 K 的应用 :
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。 K 值越大，说明平衡时生成物的浓
度越大， 它的正向反应进行的程度越大， 即该反应进行得越完全， 反应物转化率越高。 反之，
则相反。 一般地， K>10 5 时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用 K 值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平
衡。（Q：浓度积）
Q_〈__K:反应向正反应方向进行 ;
Q__=_K: 反应处于平衡状态 ;
Q_〉__K:反应向逆反应方向进行
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3、利用 K 值可判断反应的热效应
若温度升高， K 值增大，则正反应为 __吸热 ___反应
若温度升高， K 值减小，则正反应为 __放热 ___反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压） ，只是起始加入情况不同的同一可逆反
应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类： 对于反应前后气体分子数改变的可逆反应： 必须要保证化学计量数之比与原来相同；
同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类： 对于反应前后气体分子数不变的可逆反应： 只要反应物的物质的量的比例与原来相
同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵 :物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为 S. 单位： J?mol -1?K -1
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判
断的依据。 .
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即 S(g)〉S(l)〉S(s)
（4）方程式中气体计量数增大的方向就是熵增的方向 。
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈 0 反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
注意： （1）Δ H为负，Δ S 为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）Δ H为正，Δ S 为负时，任何温度反应都不能自发进行
