教师资格证考试初中化学学科知识与教学能力考点重点知识总结速记笔记

《化学》三色速记手册

红色：表示重难点/蓝色：表示易错点/绿色：表示理解点

第一部分化学学科知识与运用

第一章化学基本概念

【考点一】物质的性质

（一）物理性质（不需要化学变化就能表现出来的性质）

颜色、状态、气味、熔点、沸点、硬度、密度、溶解度、导电性、导热性、比热容……

（二）化学性质（物质在化学变化中才能表现出来的性质）

可燃性、氧化性、还原性、酸性、碱性、两性同素异形体间的互变……

（三）物质的变化

变化物理变化化学变化

燃烧、干馏、裂化、裂解、变性、

“三态”变化、蒸馏、分馏、盐析、

老化、硫化、炭化、油脂硬化、风

举例渗析、吸附、金属导电、焰色反应、

化、结晶、硬水软化、硝化、钝化、

气焊、（溶解、潮解）……

电解质溶液导电

宏观没有生成新物质有新物质生成

原来微粒间的化学键断裂，原子重

区别构成物质的微粒聚集状态的改变（可

微观新组合，形成新的化学键，生成新

能涉及键的断裂）

物质。

判断方法有无新物质生成

联系化学变化时，一定同时发生物理变化；物理变化时不一定发生化学变化

【考点二】物质的组成

（一）元素

具有相同核电荷数的一类原子的总称，只论种类，不论个数。

同种元素形成的不同单质叫同素异形体。

同位素（同种元素不同原子的互称）

辨析：四“同”的比较（同位素、同素异形体、同系物、同分异构体）

四“同”的比较

同位素同素异形体同系物同分异构体

相同点质子数元素结构相似分子式

不同点中子数组成和结构分子组成分子结构

对象原子单质有机物有机物

物理性质不同不同不同不同

化学性质近相同相似相似相似/不同

CHO

实例H、D、T红磷、白磷烷烃242

（二）微粒（分子、原子、离子）与物质的关系

分子是保持物质化学性质的一种微粒；

原子是化学变化中的最小微粒；

离子是带电的原子或原子团。

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【考点三】物质的分类

（一）纯净物

由同种物质组成的一类物质，可分为单质和化合物两类，具有固定的物理、化学性质。

1.单质

定义：由同种元素组成的纯净物。

同素异形体：同种元素形成的不同单质叫同素异形体。

同素异形体的形成有两种方式

（1）组成分子的原子个数不同：如O2和O3

（2）晶体中原子的排列方式不同：如金刚石和石墨、白磷和红磷

2.化合物定义：由两种或两种以上元素组成的纯净物。

（二）混合物

由两种或两种以上的物质混合而成的物质，没有固定的组成和性质

常见混合物：

1.同素异形体间的混合物

2.同分异构体间的混合物

3.分散系（溶液、胶体、浊液）

4.高分子化合物（蛋白质、淀粉、纤维素、聚合物）。

（三）分散系

1.定义

一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物。

分散质：分散成粒子的物质。

分散剂：别的物质分散在其中的物质

分散系溶液胶体浊液

分散质粒子大小<1nm1nm-100nm>100nm

大量分子或离子的集

分散质粒子成分离子或小分子分子或离子的集合体

合体

外观特征均匀、透明均匀、透明或半透明浑浊、不均匀、不透明

稳定性稳定，静置无沉淀一定条件下稳定存在不稳定

分散质粒子

能不能不能

能否透过半透膜

分散质粒子

能能不能

能否透过滤纸

实例食盐水、蔗糖溶液Fe(OH)胶体、血液泥水

3

2.胶体的性质

现象定义解释

光束通过胶体时，形成光亮的通路的胶体分散质的粒子比溶液中溶质的

丁达尔效应

现象。微粒大，使光波发生散射。

胶体粒子具有相对较大的表面积，能

在外加电场的作用下，胶体粒子在分

电泳现象吸附离子而带电荷。有些胶体粒子为

散剂里向电极做定向移动的现象。

中性，如淀粉溶液，无电泳现象。

介稳性胶体的稳定性介于溶液和浊液之间，①胶体粒子带电（本质原因）。

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在一定条件下能稳定存在，属于相对②布朗运动。

稳定体系。

将胶体放入半透膜袋里，再将此袋放

胶粒不能透过半透膜，而分子、离子

渗析入水中，使杂质分子或离子进入水中

可以透过半透膜。

而除去。

3.胶体的制备

（1）Fe(OH)3胶体的制备：向沸水中逐滴加入饱和FeCl3溶液，继续煮沸至溶液呈后，呈红

褐色，停止加热，即制得Fe(OH)3胶体，

（2）Al（OH）3胶体

将明矾等铝盐溶于水就制得了浓度较小的氧化铝胶体

重点提示

（1）只含一种元素的物质不一定是纯净物。

只含一种元素的物质也可能是混合物。如O2和O3，金刚石和石墨。

（2）含水的物质不一定是混合物。

物质含水时一般是混合物，如CuSO4的水溶液。但物质含结晶水就不是混合物而是纯净物，

如CuSO4·5H2O。

（3）“同位素单质”混合在一起是纯净物，如H2、D2。

【考点四】物质的量

（一）定义

表示含有一定数目粒子的集合体的物理量。

（二）符号单位：

符号：n，单位：摩尔（mol）

摩尔可以计量所有微观粒子（包括原子、分子、离子、原子团、质子、中子、电子等）。

重点提示

1.使用物质的量时，一定要指出物质的名称或写出物质的化学式它用来描述的是确切的物

质。

如应写为1mmolO2，而不能写成“1mol氧

2.看清楚微粒的种类

如“2g氢气所含氢原子的物质的量为2mol而不是1mol”

3.物质的量与物质的质量有关而与物质所处的状态无关

【考点五】摩尔质量

（一）含义：单位物质的量的物质所具有的质量。

（二）符号：M，单位：g/mol，

（三）示例：Mg的摩尔质量是24g/mol，SO2的摩尔质量是64g/mol，由此可知，以g/mol

为单位时，任何粒子的摩尔质量在数值上都等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量。

n，M，m之间的关系为：

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【考点六】阿伏伽德罗常数

（一）定义

阿伏加德罗常数是指1mol任何粒子的粒子数。

－1

（二）符号及单位：NA单位：mol

国际上规定，1mol任何粒子集体所含的粒子数与0.012kg12C中所含的碳原子数相同，约为

6.02×1023。

n、NA、N（粒子数）之间的关系为：

【考点七】气体摩尔体积

（一）定义：单位物质的量的气体所占的体积，

（二）符号Vm，单位是L/mol

（三）基本表达式是

（四）影响因素：气体摩尔体积的数值不是固定不变的，它取决于气体所处的温度和压强。

温度越高，压强越小，气体摩尔体积越大。

（五）标准状况是指温度为0℃，压强为101kPa，此时，Vm＝22.4L/mol。

【考点八】物质的量浓度

（一）定义

以单位体积的溶液中所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的

量浓度，符号为CB，单位是mol/L。

（二）公式

【考点九】溶解度

（一）饱和溶液与不饱和溶液

一定温度下，在一定量溶剂里加入某种溶质，当溶质不能继续溶解时，所得的溶液叫作这

种溶质的饱和溶液。

当溶质还能继续溶解时，所得的溶液叫作这种溶质的不饱和溶液

（二）溶解度

在一定温度下，某固体物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫作这种物

质在这种溶剂里的溶解度。其单位为“g”

影响溶解度大小的因素：

1.内因：物质本身的属性（由结构决定）

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2.外因：溶剂和温度，一般升温固体物质的溶解度增大，但少数物质相反，如Ca(OH)2。

（三）气体溶解度

通常指气体的压强为101kPa和一定温度时，在1体积水里溶解达到饱和状态时的气体的体

积。气体溶解度大小与温度和压强有关，温度升高，气体溶解度减小；压强增大，气体溶

解度增大。

（五）溶质的质量分数

1.溶液中溶质的质量分数：

2.饱和溶液的质量分数：

【考点十】氧化还原反应

（一）定义

分类得氧和失氧观点化合价升降观点电子转移观点

失去（或偏离）

氧化反应得氧的反应化合价升高的反应

电子的反应

得到（或偏向）

还原反应失氧的反应化合价降低的反应

电子的反应

有电子转移

氧化还原反应有氧得失的反应有化合价升降的反应（得失或偏移）

的反应

（二）氧化还原反应关系图

氧化剂还原剂

活泼非金属单质：X₂、O₂、S活泼金属单质：Na、Mg、Al、Zn、Fe

某些非金属单质：C、H、S

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高价金属离子；Fe³+、Sn-低价金属离子；Fe²-、Sn²+

不活泼金属离子：Cu²、Ag非金属的阴离子及其化合物：

-

其它：[Ag(NH₃)₂]+、新制Cu(OH)2s²、H₂S、I、HI、NH₃、Cr、HCl、Br、HBr

含氧化合物：低价含氧化合物：

NO₂、N₂O₅、MnO₂、Na₂O₂、H₂OCO、SO₂、H₂SO₃、Na₂SO₃、Na₂S₂O₃、NaNO

₂、HClO、HNO₃、浓H₂SO₄、NaClO、₂、H₂C₂O₄、

Ca(ClO)₂、KClO₃、KMnO₄、王水含-CHO的有机物：

醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖等

常见的氧化剂与还原剂

1.若元素处于最高价态，则只表现氧化性，作氧化剂

2.若元素处于最低价态，则只表现还原性，作还原剂

3.若元素处于中间价态

则既表现氧化性又表现还原性，既可作氧化剂也可作还原剂。

（二）氧化还原反应的计算依据

1.化合价升高总数=化合价降低总数（电子守恒）。

2.各元素原子个数相等（质量守恒）。

3.对于离子反应，反应前后电荷平衡（电荷守恒）。

4.氧化剂得到的电子总数=还原剂失去的电子总数。

【考点十一】离子反应

（一）电解质和非电解质

1.定义

在水溶液或者熔融状态下能导电的化合物

在水溶液或者熔融状态下不能导电的化合物

重点提示

1.单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。

2.NH3、酸性氧化物虽然溶于水后都能导电且又是化合物，但在水溶液中不是它们本身发生

电离，故它们不是电解质（而是非电解质）。

2.电解质分类

根据在水溶液中能否完全电离分为：强电解质和弱电解质

强电解质弱电解质

溶于水后只有部分电离

概念溶于水后能完全电离的电解质

的电解质

化合物类型离子化合物、共价化合物共价化合物

电离程度完全电离部分电离

溶液中存在

只有电离出的阴、阳离子，既有电离出的阴、阳离子，

的粒子

不存在电解质分子又有电解质分子

（水分子不计）

弱酸：HCO、HF、CHCOOH、

强酸：HCl、HNO、HSO等，233

324

实例

强碱：KOH、NaOH、等，HClO等弱碱：NH·HO等

32

绝大多数的盐（包括难溶性盐）

水

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（二）离子反应

1.定义

有离子参加或有离子生成的反应统称为离子反应。

2.离子反应方程式

用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。完全电离用“=”，不完全电离用“⇌”

3.离子方程式的书写

重点提示：

能拆写成离子的物质必须同时具备易溶、易电离这两个条件，即易溶的强电解质写成离子

形式，其他物质一律写化学式

1.强酸、强碱、易溶盐写成离子形式。（浓硫酸写化学式）

2.单质、氧化物（如Cuo）、气体、难溶物（如CaCO3）

弱电解质（弱酸、弱碱、水）一律写化学式。

3.微溶物处理方式有三种

a.出现在生成物中写化学式

b.作反应物处于溶液状态时写离子符号

c.作反应物处于浊液或固态时写化学式。

4.离子共存

多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是一句话：

一色二性四反应。

一色。即溶液颜色。

3+2+3+2-2--2+

若题中限定条件为无色溶液，则注意Fe、Fe、Cr、Cr2O7、CrO4、MnO4、Cu等有色离

子不能存在。

二性。即溶液的酸性和碱性。

-2-2-2--

在强酸性溶液中，OH及弱酸根阴离子（如CO3、SO3、S、CH3COO等）均不能大量存在；

在强碱性溶液中，H+及弱碱阳离子均不能大量存在及与氢氧根形成沉淀的金属离子；

酸式弱酸根离子在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。

四反应。指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。

（1）复分解反应

1.生成难溶的物质：如BaSO4、CaCO3、AgCI等。

2.生成难电离的物质：如弱酸、弱碱、水等。

3.生成易挥发的物质：如CO2、SO2等。

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3＋－－＋2＋

（2）氧化还原反应，如Fe与I，NO3（+H）与还原性离子Fe等；

3＋－3＋－

（3）双水解反应，如Al与HCO3、Al与AlO2等不能大量共存；

（4）络合反应，如Fe3＋与SCN－等。

第二章物质结构与物质属性

【考点一】原子核外电子排布

（一）原子轨道的近似能级图

多电子原子中，原子轨道之间相互排斥，使主量子数相同的各轨道的能级不再相等。因而，

多电子原子中的轨道能量由n、l决定。

1.当l相同时，n越大，轨道的能级越高E1<E2<E3<E4

2.当n相同时，l越大，轨道的能级越高

钻穿效应：ns＞np＞nd＞nf

能级：E（ns）<E（np）<E（nd）<E（nf）

3.当n和l都不同时，可能发生n较大的某些轨道的能量反而比n小的某些轨道能量低的现

象。

E（4s）<E（3d）E6s<E4f<E5d

（二）能级交错原因

1.屏蔽效应：指定电子因受其他电子的排斥，使其感受到的核电荷减小的作用。

①外层电子对内层电子无屏蔽

②内层电子对外层电子有较强的屏蔽

③同层电子间有较弱的屏蔽

2.钻穿效应：由于电子穿过内层钻到核附近回避其他电子屏蔽，引起能量变化的现象。

n相同，l不同的轨道中的各个电子，钻穿效应的大小为：

ns>np>nd>nfEns<Enp<End<Enf

（三）核外电子排布原则

1.能量最低原理

原则：原子核外的电子，总是尽先占有

能量最低的原子轨道，只有当能量较

低的原子轨道被占满后，电子才依

次进入能量较高的轨道，以使原子

处于能量最低的稳定状态。

2.泡利不相容原理

同一原子中没有运动状态完全相同的电子，所以每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反

的电子。

各层最多容纳2n2个电子

第一层最多排2个

第二层最多排8个每层不超过2n2个

第三层最多排18个

最外层不超过8个

3.洪特规则

在n和l相同的简并轨道中，电子尽可能以自旋相同的方式分占不同的简并轨道。在等价轨

道中电子排布全充满、半充满和全空状态时，体系能量最低最稳定。

（四）核外电子排布式

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【考点二】元素周期律

（一）元素周期表的编排原则

在周期表中，把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；

把不同横行中最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，这样得到

的一个表，叫做元素周期表。

1.周期

周期表将所有的元素划分为7个横排，其中每1个横排为1个周期，共7个周期。对应于主

量子数n的每1个取值，就有1个能级组，同时也有1个周期。

周期表中共有7个周期，正好与鲍林能级图中的能级组对应。周期与能级组存在着一一对应

关系。

能级组数＝核外电子层数＝周期数

周期一二三四五六七

电子层数1234567

元素种数288181832

周期分类短周期长周期不完全周期

2.族

周期表有18个纵行，除Fe、Co、Ni三个纵行为一族外，每一个纵行为一个族，共16个族，

7个主族，7个副族。

用“Ⅰ-Ⅶ”和“A”和“B”表示。“A”代表主族，“B”代表副族。

（二）元素周期表中的递变规律

内容同周期（从左到右）同主族（从上到下）

原子半径逐渐减小逐渐增大

电子层数相同电子层数递增

电子层结构

最外层电子数增多最外层电子数相同

得电子能力逐渐增强逐渐减弱

失电子能力逐渐减弱逐渐增强

阳离子的氧化性逐渐增强逐渐减弱

阴离子的还原性逐渐减弱逐渐增强

金属性逐渐减弱逐渐增强

非金属性逐渐增强逐渐减弱

氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱

最高价氧化物对酸性逐渐增强酸性逐渐减弱，

应水化物的酸碱碱性逐渐减弱碱性逐渐增强

【考点三】化学键

化学键：指分子或晶体中相邻两原子或离子间的强烈作用力，成键能量为几十到几百千焦每

摩尔。包括：离子键、共价键、金属键。

一、离子键

（一）离子键的形成

1916年，德国科学家Kossel（科塞尔）提出离子键理论。

以NaCl为例：

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Na－e→Na+

Cl+e→Cl－

NaCl离子键的形成表示如下：

离子键：由阴、阳离子之间通过静电作用所形成的化学键。（除AlCl3和BeCl2）

（二）离子键的特征

1.离子键没有方向性

离子的电荷分布呈球形对称，每个离子在任何方向与带相反电荷离子的静电作用都相同，所

以离子键没有方向性。

2.离子键没有饱和性

离子晶体中，每个离子尽可能多地吸引带相反电荷的离子，并不受离子本身的电荷数的限制，

因此离子键没有饱和性。

（三）影响离子强度的因素

1.离子的电荷

离子键的实质是阴、阳离子的静电作用，离子所带的电荷越多，与带相反电荷的离子之间的

静电作用越强，形成的离子键强度就越大，离子化合物亦越稳定。

例如：熔点CaO（2567℃）＞Na2O（920℃）

2.离子的半径

离子可以近似视为球体，离子的核间距离就等于阴、阳离子的半径之和。离子的离子半径越

小，作用力就越大，键也越牢固。

二、共价键

（一）共价键定义

原子间通过原子轨道重叠所形成的化学键称为共价键。

（二）共价键的特点

1.共价键的饱和性

一个电子与另一个电子配对后，不能再与其他原子的电子配对。

2.共价键的方向性

共价键形成时，成键电子的原子轨道重叠程度越大，共价键越稳定。

原子轨道有正、负值之分，同号重叠，才能有效重叠。

（三）共价键类型

1.σ键

σ键：原子轨道以“头碰头”方式重叠，重叠部分沿键轴成圆柱形对称，轨道重叠程度大，

稳定性高。

σ键的特点：沿着对称轴分布，可以任意旋转；重叠程度大，较稳定，不易断裂，化学活性

小，可以独立存在于两原子之间。

2.π键

π键：原子轨道以“肩并肩”方式重叠，重叠部分对于通过键轴的一个平面呈镜面反对称性，

轨道重叠程度相对较小，稳定性较低，是化学反应的积极参与者。

π键的特点：不能绕着键轴任意旋转，重叠程度较小，不稳定，化学反应中易断裂。

（四）配位键

配位键：共价键形成时，共用电子对仅由一个原子单独提供形成的共价键。

配位键形成的条件：提供共用电子对的原子价电子层有孤对电子；接受共用电子对的原子价

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电子层有空轨道。

配位键的表示：用“→”表示，从孤对电子的提供者指向接受者。

（五）价键理论

价键理论（电子配对法，VB法）的基本要点如下：

具有自旋相反的成单电子的原子相互接近时，原子轨道重叠，核间电子云密度增大，形成稳

定的化学键。一个原子有几个未成对的电子，就能与几个自旋相反的电子配对成键（电子配

对原理）。

形成共价键的原子轨道重叠越多，核间电子云密度越大，形成的共价键越牢固。因此，原子

轨道尽可能采取最大重叠的方向形成共价键（最大重叠原理）。

（六）杂化轨道理论

1.杂化轨道理论要点

（1）原子在形成分子时，同一原子中能量相近的不同原子轨道相互混合，组合成一组新的

原子轨道，称为杂化轨道。轨道重新组合的过程称为杂化。

（2）杂化轨道的数目等于参加杂化的原子轨道的总数。

（3）杂化轨道的成键能力增强。杂化后的轨道形状发生改变，一端突出肥大。因此，形成

共价键时重叠程度增大，共价键更稳定。

2.杂化轨道的类型

（1）SP杂化——直线形

（2）SP2杂化——平面三角形

（3）SP3杂化

sp3等性杂化：杂化形成的杂化轨道成分完全相同

sp3不等性杂化：杂化形成的杂化轨道成分不相同

①SP3等性杂化——正四面体

②SP3不等性杂化

O原子的sp3不等性杂化

（五）价层电子对互斥理论（VSEPR法）

在AXm型多原子分子或离子中，分子的几何构型主要决定于中心原子A的价层电子对的互斥

情况。

1.中心原子的价电子数：卤素：7个价电子；氧族：6个价电子

2.配体提供的电子数：氢、卤素：一个电子；氧族不提供电子

3.如是离子：则应加上或减去与电荷相应的电子数

确定电子对的空间构型：

确定中心原子的孤对电子对数，推断分子的空间构型。

（1）LP=0：分子的空间构型=电子对的空间构型

（2）LP≠0：分子的空间构型不同于电子对的空间构型。

（六）键参数

键参数：表征化学键性质的物理量。主要有键长、键能、键角。

1.键长

键长是成键原子核间的平均距离，单位常用pm（皮米）。

共价键的键长越短，共价键越强，形成的共价键就越牢固。

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相同原子间的键长：单键＞双键＞三键。

2.键能

键能是衡量化学键强弱的物理量，常用单位是kJ/mol。

键能越大，化学键越牢固，含有该键的分子越稳定。

相同原子形成的共价键：三键＞双键＞单键。

3.键角

键角是分子中共价键之间的夹角，是决定分子几何构型的主要参数。

三、金属键

金属中的自由电子与正离子间的作用力将金属原子胶合在一起而成为金属晶体这种作用力

成为金属键。

【考点二】分子间作用力

（一）分子极性

根据共价分子中的正、负电荷重心是否重合，将分子分为极性分子和非极性分子。

极性分子：正、负电荷重心不重合的分子。

非极性分子：正、负电荷重心重合的分子。

分子的极性键的极性

分类1.极性分子2.非极性分子1.极性共价键2.非极性共价键

联系双原子分子两者统一

多原子分子两者不一定统一（与电负性和分子空间构型有关）

（二）偶极矩

分子偶极矩是表示分子电荷分布情况的一个物理量，可以用偶极矩表示分子极性强弱。若组

成原子相同，键无极性（各键矩为零），分子一般情况无极性；若键有极性，而分子的空间

构型恰当使各极性键键矩的矢量和为零，则分子的偶极矩μ=0，分子无极性。若键有极性，

分子的几何构型又不能使各化学键的极性抵消，即各极性键键矩的矢量和不为零，分子的偶

极矩不等于零，分子有极性。总之，偶极矩为零为非极性分子，偶极矩不等于零的分子为

极性分子。

（三）分子间作用力

1873年，荷兰物理学家范德华提出了分子间存在着作用力。分子间作用力也称为范德华力。

分子间作用力根据产生的原因和特点，分为取向力、诱导力和色散力。

1.取向力

取向力：极性分子相互接近时，两极电性的同性相斥、异性相吸使分子发生相对转动，而产

生的作用力。存在与极性分子与极性分子之间。

影响因素：

（1）分子的极性越大，取向力越大；

（2）分子间的距离越大，取向力将减弱；

（3）温度越高，取向力就越弱。

2.诱导力

由于诱导而产生的分子间相互作用。存在于极性分子之间，也存在于非极性分子与极性分

子间。

影响因素：

（1）诱导力随分子的极性增大而增大；

（2）随分子的变形性（一般分子量愈大，变形性愈大）增大而增大；

（3）当分子间距离增大时，诱导力会迅速减弱。

3.色散力

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分子间由于电子云和原子核之间发生的瞬间相对位移而产生的作用力。色散力存在于所有分

子之间，并且是一种主要的分子间作用力。

影响因素：

（1）变形性越大（一般分子量愈大，变形性愈大）色散力越大；

（2）分子内所含的电子数愈多，色散力越大。

【考点四】氢键

（一）氢键的形成

H原子与电负性大、原子半径很小的原子X（F、O、N）形成共价键X-H，共用电子对强烈地

偏向X原子（H原子几乎成为“裸露”的质子），此氢原子与另一分子中电负性大、半径小

且外层有孤对电子的Y原子作用形成了氢键。

氢键的表示：X—H···YX，Y=F、O、N（虚线所示为氢键）

形成氢键的3个原子X—H…Y在一条直线上。

（二）氢键的类型

氢键可分为分子间氢键和分子内氢键两种。

水分子间、HF分子间或HF与水分子间形成的都是分子间氢键。邻硝基苯酚形成分子内氢键。

（三）氢键对物质物理性质的影响

1.对物质熔点和沸点的影响

分子间氢键的形成，导致物质的熔点和沸点升高；分子内氢键的存在，使物质的熔点和沸点

降低。

2.对物质溶解度的影响

溶质分子与溶剂分子之间如果形成氢键，溶质分子与溶剂分子间的作用力将增大，溶质在溶

剂中的溶解度会增大。

3.粘度

分子间有氢键的液体，一般粘度较大。例如甘油、磷酸、浓硫酸等多羟基化合物，由于分子

间可形成众多的氢键，这些物质通常为粘稠状液体。

【考点五】晶体与非晶体

晶体非晶体

结构特征结构粒子在三维空间呈周期性有序排列结构粒子无序排列

熔点是否固定固定不固定

是否对称对称不对称

有无各向异性有无

间接方法：看是否有固定的熔点

二者区别方法

科学方法：对固体进行X-射线衍射实验

【考点六】晶胞

1.概念

从晶体中“截取”出来具有代表性的最小部分。是能够反映晶体结构特征的最小重复单元。

2.晶胞的结构

一般来说，晶胞都是从晶体中截取下来的大小、形状完全相同的平行六面体，晶胞只是晶体

微观空间里的一个基本单元，在它的上下左右前后无间隙并排着无数晶胞，而且所有晶胞的

形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。

3.晶胞中原子数目的确定——均摊法

若晶胞中某个粒子为n个晶胞所共用，则该粒子有1/n属于这个晶胞

均摊是指每个图形平均拥有的粒子数目。

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【考点七】离子晶体

离子晶体：通过离子键结合而成的晶体

晶体类型结点粒子种类粒子间作用力一般性质物质示例

离子晶体阳、阴离子静电引力熔，沸点较高（离子半径强碱、活泼金属

电荷）、略硬、脆，熔体、氧化物、盐类

溶液易导电

NaFNa+、F-硬度2~2.5，熔点993℃

MgF₂Mg2+、F-硬度5，熔点1261℃

【考点八】原子晶体

相邻原子间以共价键相结合形成的空间网状结构的晶体

晶体类型结点粒子种类粒子间作用力一般性质物质示例

原子晶体原子共价键熔、沸点高硬度大不金刚石、单质硅、

导电单质硼、碳化硅、

二氧化硅、氮化

硼

金刚石C原子共价键硬度10，熔点>3550℃

金刚砂C原子Si原子共价键硬度9.5，熔点2700℃

【考点九】分子晶体

分子间通过分子间作用力结合成的晶体

晶体类型结点粒子种类粒子间作用力一般性质物质示例

分子晶体分子分子间力（氢键）熔点低、硬度稀有气体、多数非金属单

干冰CO₂分子分子间力小、不导电、易质非金属之间化合物、有

冰H₂O分子分子间力氢键挥发机化合物

【考点十】金属晶体

金属离子与自由电子之间通过金属键形成晶体

第三章化学反应基本原理

【考点一】反应热

（一）化学键与化学反应中能量变化的关系

当物质发生化学变化时，反应物中的旧化学键断裂要吸收能量，而生成物中新化学键的形

成要放出能量。即化学反应不仅有新物质生成，还伴随着能量变化。因此，化学键的断裂和

形成是化学反应中能量变化的主要原因。

（二）焓变

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当系统在等压条件下，从状态1变到状态2时，反应中吸收或放出的热量称为化学反应的焓

变。符号△H，表示：△H=H2-H1=（U2+pV2）-（U1+pV1）=Qp

焓是与内能有关的物理量，在化学反应中，所释放或吸收的能量都可用热量来表示反应热，

又称“焓变”。

（三）吸热反应和放热反应

单位反应放出或者吸收热量的多少叫反应热。

△H=E生-E反

单位一般采用kJ/mol。

在恒压下，放热反应，△H＜0；吸热反应，△H＞0。

（四）燃烧热和中和热

1.燃烧热

在101kPa时，1mol可燃物完全燃烧时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热的单位

一般用kJ/mol表示。

2.中和热

+-

强酸、强碱的稀溶液完全中和生成1mol液态水所放出的热量，表示为：H（aq）+OH（aq）=H2O（l）；

ΔH=-57.3kJ/mol。

（五）热化学反应方程式

1.定义

表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式叫做热化学方程式。

2.书写要求

（1）应注明反应热的符号（+或-）、数值和单位（kJ/mol）。

（2）注意反应热△H与测定条件（温度，压强）有关。因此书写热化学方程式时应注明△H

测定条件。绝大多数△H是在25℃、101kPa下测定的，这时可不注明温度和压强。

（3）注意反应物和生成物的聚集状态不同，反应热数值不同。因此，必须注明物质的聚集

状态（s、l、g）才能完整的体现出热化学方程式的意义。对于化学式形式相同的同素异形

体，还必须注明名称，如C（金刚石，s）。

（4）注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，因此

化学计量数可以是整数，也可以是分数。

（5）由于△H与反应的物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H

相对应，如果化学计量数必须加倍，则△H也要加倍。当反应逆向进行时，其反应热与正反

应的反应数值相等，符号相反。

（六）盖斯定律

（七）能源

（八）化学反应进行的方向

1.自发过程

（1）定义

自发过程：指定条件下不需要消耗外力（功或热）而能够自动进行的过程。

（2）自发反应的方向

①过程向体系能量降低的方向进行。

②过程向体系混乱度增大的方向进行。

2.熵

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混乱度是指系统内部质点运动的无序程度，质点的运动越无序，其混乱度就越大。室温下自

发进行的吸热反应发生后，系统的混乱度就增大。系统混乱度增大，是吸热反应自发进行的

推动力。

熵：是体系内部质点运动的混乱度的量度，符号为S，单位J/K。

3.吉布斯自由能

综合考虑能量降低和熵增加两个自发过程的推动力，定义了”吉布斯自由能”，简称“自由

能”，用符号G表示。

数学定义为：G=H-TS

单位：J，常用单位为kJ

自由能的改变量：△G=△H-T△S

4.化学反应方向判断的依据

在等温、等压条件下，化学反应的吉布斯自由能变化是焓变和熵变的综合效应。即△G=ΔH-T

△S

对于封闭体系在恒温、恒压、不做非体积功的条件下，利用吉布斯自由能变可以判断过程的

自发方向。

△G＜0过程正向自发

△G＞0非自发

△G=0过程处于平衡状态

封闭体系在恒温恒压和不做其他功的条件下，其自发过程总是向自由能降低的方向进行，当

自由能降低到最低值时就达到平衡。

【考点二】化学反应速率

（一）定义

是指在一定条件下，反应物转化为生成物的速率；

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；

符号“v”，单位mol/（L∙S）或mol/（L∙min）。

（二）表达式

任意一个反应：mA+nB=pC+qD

1.同一反应，物质不同，表示该反应速率的数值也不相同。

2.通常选用容易测定的那一种物质浓度的变化来表示。

3.同一反应的各物质的反应速率表达式之间存在着一定的关系。

注：表示反应速率时，必须注明是哪一种物质浓度的变化来表示。

【考点三】化学反应速率的影响因素

（一）浓度（压强）对化学反应速率的影响

其他条件不变，增大反应物的浓度，反应速率加快，减小反应物浓度，反应速率减小。

注：当反应物浓度增大时，活化分子数相应增加，单位体积内分子数也增多，所以反应速率

必然增大。

改变固体或纯液体的量对化学反应速率无影响

（二）温度对化学反应速率的影响

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其他条件不变时，升高温度，化学反应速率增加，降低温度，化学反应速率降低。

对于可逆反应来说

1.升高温度，正、逆反应速率都增大，但吸热反应速率增大的程度大。

2.降低温度，正、逆反应速率都减小，但吸热反应速率减小的程度大。

（三）催化剂对化学反应速率的影响

催化剂：能改变化学反应速率，本身的质量和化学性质在反应前后均不改变的物质。

催化剂改变化学反应速率的本质：

本身参与了反应，改变了反应历程，降低了反应活化能，从而大大加快了反应速率。

【考点四】化学平衡的基本概念和原理

（一）可逆反应

指同一条件下，既能向正反应方向进行又能向逆反应方向进行的反应。常用符号“⇄”表

示可逆

H2（g）+I2（g）⇄2HI（g）

（二）化学平衡

1.概念

在一定条件下，可逆反应的正逆反应速率相等时，各物质的浓度不再随时间而改变，此时反

应体系所处的状态称为化学平衡状态。

2.特征

①化学平衡是动态平衡。反应处于平衡时，V正＝V逆，反应仍在进行。

②化学平衡时，可逆反应处于相对静止状态。外界条件不发生改变，体系中各物质的浓度保

持不变。

③化学平衡是可逆反应达到的最大程度。反应条件不变，到达平衡的途径无论如何变化，最

终所处的平衡状态都是相同的。

④化学平衡是在一定条件下建立的。外界条件一旦发生改变，V正和V逆将不再相等，原来

的平衡即被破坏，直到建立新的动态平衡。

3.平衡常数

（1）经验平衡常数

通过实验测量平衡状态时各组分的浓度或分压而求得的平衡常数

任一反应：aA（g）+bB（g）⇄dD（g）+eE（g）

1.浓度平衡常数

浓度平衡常数：

2.压力平衡常数

压力平衡常数：

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注：无气体参与生成的反应，无压力平衡常数。

（2）标准平衡常数Kθ

1.概念

在平衡常数表达式中，若各物质均以各自的标准态为参考值，所得平衡常数为标准平衡常数。

符号：Kθ

任一反应：aA（g）+bB（g）⇄dD（g）+eE（g）

2.表达式

对于用浓度表示的标准平衡常数：

式中：Cθ=1mol/L，为标准浓度。各物质的平衡浓度与标准浓度的比值为各物质平衡时的相

对浓度。由于Cθ=1mol/L，因此书写的时候可简写为

对于用分压表示的标准平衡常数：

式中：Pθ=100KPa，各组分气体的分压与Pθ的比值为各组分气体平衡时的相对分压。

－－

将醋酸的分子式CH3COOH简写成HAc，其中Ac代表醋酸根CH3COO。则醋酸的解离平衡可表

示成：HAc⇄H++Ac-

+-

氨水NH3•H2O是典型的弱碱，氨水的解离平衡可表示成：NH3•H2O⇄NH4+OH

解离平衡常数表达式分别为：

（3）平衡常数的意义

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①平衡常数的大小是可逆反应进行程度的标志。

K越大，说明反应进行的越完全。

②平衡常数是可逆反应的特性常数。

取决于反应的本性和温度。

（4）平衡常数判断可逆反应进行的方向和限度

Q=Kθ反应处于平衡状态

Q＜Kθ反应向正反应方向进行

Q＞Kθ反应向逆反应方向进行

【考点五】影响化学平衡的因素

（一）浓度对化学平衡的影响

在其它条件不变的情况下：

增大反应物的浓度，平衡向正反应方向（或向右）进行；

减小生成物的浓度，平衡向正反应方向（或向右）进行；

减小反应物的浓度，平衡向逆反应方向（或向左）进行；

增大生成物的浓度，平衡向逆反应方向（或向左）进行。

（二）压力对化学平衡的影响

1.反应前后气体分子总数不相等

如：2NO2（g）⇄N2O4（g）

（红棕色）（无色）

增大压强，平衡体系向着生成N2O4的方向，即向着气体分子总数减小的方向移动，体系中气

体的颜色由深变浅。

减小压强，平衡体系向着生成NO2的方向，即向着气体分子总数增大的方向移动，体系中气

体的颜色由浅变深。

2.反应前后气体分子数相等

如：CO（g）＋H2O（g）⇄CO2（g）＋H2（g）

反应物和生成物的浓度发生同等程度的变化，故增大压强，不改变化学反应的平衡状态，化

学平衡不发生移动。

3.惰性气体的影响

（1）在惰性气体存在下达到平衡后，再恒温压缩，ΣVi≠0，平衡向气体分子数减小的方向

移动，ΣVi=0，平衡不移动。

（2）对恒温恒容下已达到平衡的反应，引入惰性气体，反应物和生成物P不变，Q=Kθ，平

衡不移动。

（3）对恒温恒压下已达到平衡的反应，引入惰性气体，总压不变，体积增大，反应物和生

成物分压减小，如果ΣVi≠0，平衡向气体分子数增大的方向移动。

3.温度对化学平衡的影响

（1）温度对化学平衡的影响

实验：2NO2⇄N2O4-56.9KJ/mol

（红棕色）（无色）

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1中的气体颜色变深，说明NO2浓度增加，

平衡向逆向（即吸热方向）移动。

2中的气体颜色变浅，说明N2O4浓度增加，

平衡向正向（即放热方向）移动

两点说明：

①温度对化学平衡的影响与前两种情况有着本质的区别：

温度的变化不仅引起化学平衡的移动，而且也会导致k值的变化。

②可逆反应，在一定条件下，

升高温度，化学平衡向着吸热反应的方向移动；

降低温度，化学平衡向着放热反应的方向移动。

3.催化剂对化学平衡的影响

4.勒夏特列原理

【考点六】酸碱平衡

（一）电离

概念：电解质在水溶液里或熔融状态下产生能够自由移动的离子的过程。

电离的条件：熔融状态（离子化合物）或水溶液里（离子化合物和共价化合物）。

电解质溶液导电的原因：电解质在溶液中发生电离，产生了能够自由移动的离子。

（二）水的电离

+-

H2O⇄H+OH

实验测得：25℃时，1L纯水中只有1×10－7mol的水分子发生电离，故25℃时的纯水中c

（H+）=c（OH-）=10-7mol/L

（三）水的离子积

一定温度下，c（H+）与c（OH-）的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，

+-

简称水的离子积，用符号Kw表示，即Kw=c（H）·c（OH）。

1.在一定温度下，水的离子积都是一个常数，在25℃时Kw=1×10-14

2.Kw随温度的变化而变化，温度升高，Kw增大

3.水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H+和OH-共存。在酸性

或碱性的稀溶液中，当温度为25℃时，Kw=c（H+）·c（OH-）=1×10-14始终为同一常数。

4.在酸性或碱性的稀溶液中，由水电离出的c（H+）和c（OH-）总相等。

（四）溶液的酸碱性和PH值

1.PH

水溶液里H+浓度的负对数叫做pH，即pH=-lgc（H+）。

常温条件下：若pH=7，则为中性溶液；

pH＜7，则为酸性溶液；

pH＞7，则为碱性溶液。

pH越小，c（H+）越大，溶液的酸性越强；pH越大，c（OH-）越大，溶液的碱性越强。

（五）同离子效应和盐效应

1.同离子效应

当弱电解质，例如HAc，达到解离平衡时：HAc⇄H++Ac-

达到平衡后，向溶液中加入固体NaAc

强电解质完全解离：NaAc=Na++Ac-

由于Ac－的引入，将破坏已建立的弱电解质的解离平衡：

HAc⇄H++Ac-

Ac－增多，弱电解质解离平衡左移，HAc的α减小。

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同离子效应：在弱电解质的溶液中，加入与其具有相同离子的强电解质，从而使解离平衡

左移，降低弱电解质的解离度。这种现象称为同离子效应。

2.盐效应

在HAc中，加入与其没有共同离子NaCl，对HAc的解离度是否会有影响呢？

加入NaCl以后：α=1.68%；与未加入NaCl时，α=1.33%相比，加入NaCl后解离度增大。

盐效应：在弱电解质中加入与其没有共同离子的强电解质，会使弱电解质的电离度有所增

加。这种作用称为盐效应。

（六）盐类水解

在溶液中由盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类

的水解。

1.弱酸强碱盐

以NaAc溶于水生成的溶液为例，可以写出NaAc的水解平衡式：

NaAc=Na++Ac-

－－

Ac＋H2O⇌HAc＋OH

水解的结果使得溶液中[OH－]＞[H+]，NaAc溶液显碱性。

2.强酸弱碱

以NH4Cl溶于水生成的溶液为例，可以写出NH4Cl的水解平衡式：

+-

NH4Cl=NH4+Cl

++

NH4+H2O⇌NH3•H2O+H

+－+－

NH4和OH结合成弱电解质，使H2O的电离平衡发生移动，结果溶液中[H]＞[OH]，溶液显

酸性。

3.弱酸弱碱盐

以NH4Ac为例，其水解平衡式可写成：

+-

由于生成了弱电解质NH3·H2O和HAc，同时消耗了H和OH，使水的电离平衡向右移动，而

且移动程度更大。弱酸弱碱盐的水溶液呈酸性还是呈碱性取决于组成盐的弱酸弱碱的相对强

弱。

如果Ka=Kb，溶液呈中性，如果Ka＞Kb，溶液呈酸性；如果Ka＜Kb，溶液呈碱性。

4.强酸强碱盐

因为强酸强碱盐完全电离出来的阴阳离子不能与水电离出来的