2019年高考化学选修3基础知识点总结(经典)
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2019 年高考化学选修 3 基础知识点总结
（经典）
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： 2n2（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。
2
（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 。
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
3
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
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
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
4
性
质
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
ⅢA 族、Ⅴ A 族和
ⅥA 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
性
比
较
本
质
原子越易失电子，金属性越强。
判
断
依
据
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
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
5
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
原 子 吸 引 电 相同 不同
6
子能力
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。
7
（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— = N 3
— 或 SO2=O+O2=O3=N— +O2= NO2
— ）
（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
②O、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
+： SO 4
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。
8
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 sp3 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 109o2
8′
中心原子位置 ⅡA，Ⅱ
B
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
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 BeCl2、
Hg Cl 2
BF3 CH4 、
SiCl 4
NH3 、
PH3
H2O、
H2S
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
9
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
109o28
′
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
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
10
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、H2
Ｏ 2 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。
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，
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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
12
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）
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
物
理
性
质
熔沸点 较高 很高 低 有高、有低
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
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。
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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、Br2、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 ，ⅡA 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
ΔH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
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。
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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。（ ΔH<0，单位 kJ/mol ）
2. 燃烧热和中和热的表示方法都是有 ΔH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。
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：
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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， Δt ：
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。
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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
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
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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
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。
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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
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。
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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）ΔH为负， ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正， ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
