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《化学》三色速记手册
【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
NaF Na+、F- 硬度2~2.5，熔点993℃
MgF₂ Mg2+、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 H₂ O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=H-H=（U+pV）-（U +pV）=Q
2 1 2 2 1 1 p
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 -E
生 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+ +OH- =HO ；
（aq） （aq） 2 （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
H（g） + I（g） ⇄ 2HI（g）
2 2
（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CHCOOH简写成HAc，其中Ac－代表醋酸根CHCOO－。则醋酸的解离平衡可表
3 3
示成：HAc⇄ H++Ac-
氨水NH•HO 是典型的弱碱，氨水的解离平衡可表示成：NH•HO⇄ NH++OH-
3 2 3 2 4
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：2NO（g） ⇄ NO（g）
2 2 4
（红棕色） （无色）
增大压强，平衡体系向着生成NO 的方向，即向着气体分子总数减小的方向移动，体系中气
2 4
体的颜色由深变浅。
减小压强，平衡体系向着生成NO 的方向，即向着气体分子总数增大的方向移动，体系中气
2
体的颜色由浅变深。
2.反应前后气体分子数相等
如：CO（g）＋HO（g）⇄ CO（g）＋H（g）
2 2 2
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：2NO ⇄ NO -56.9KJ/mol
2 2 4
（红棕色） （无色）
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1中的气体颜色变深，说明NO 浓度增加，
2
平衡向逆向（即吸热方向）移动。
2中的气体颜色变浅，说明NO 浓度增加，
2 4
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
HO ⇄ H+ + OH-
2
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K 表示，即Kw=c（H+）·c（OH-）。
w
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－ ＋ HO ⇌ HAc ＋ OH－
2
水解的结果使得溶液中 [OH－]＞[ H+]，NaAc 溶液显碱性。
2.强酸弱碱
以NHCl溶于水生成的溶液为例，可以写出NHCl的水解平衡式：
4 4
NHCl = NH+ + Cl-
4 4
NH+ + HO ⇌ NH•HO + H+
4 2 3 2
NH+和OH－结合成弱电解质，使HO的电离平衡发生移动，结果溶液中[H+]＞[OH－] ，溶液显
4 2
酸性。
3.弱酸弱碱盐
以NHAc为例，其水解平衡式可写成：
4
由于生成了弱电解质NH·HO和HAc，同时消耗了H+和OH-，使水的电离平衡向右移动，而
3 2
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K=K，溶液呈中性，如果K＞K，溶液呈酸性；如果K＜K，溶液呈碱性。
a b a b a b
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H+和OH-结合，生成弱酸与弱
碱分子，不影响水的电离平衡，溶液中的H+和OH-浓度相等，所以这种盐的溶液呈中性。
盐类水解规律
有弱才水解
无弱不水解
都弱都水解
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谁强显谁性
同强显中性
5.盐类水解中的三大守恒
（1）电荷守恒
电解质溶液中不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性的，即阳离子所带的正电荷总数一定
等于阴离子所带的负电荷总数。
例如NaHCO 溶液中：
3
c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCO-）＋c（OH-）＋2c（CO2-）
3 3
（2）物料守恒（元素质量守恒）
在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。但就该离子
所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒，也称物料守恒。
例如在NaS溶液中，S元素以S2－、HS－、HS三种形式存在，但不管如何，Na原子的物质的
2 2
量总是S原子物质的量的2倍。根据物料守恒，必然有：
c（Na＋）＝2[c（S2-）＋c（HS-）＋c（HS）]
2
（3）质子守恒
（七）缓冲溶液
1.缓冲溶液概念
能对抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而保持溶液pH值基本不变的作用叫做缓冲作用；具
有缓冲作用的溶液，叫做缓冲溶液。
2.缓冲溶液的组成
缓冲溶液中同时含有抗酸成分和抗碱成分，通常把这两种成分称为缓冲对或者缓冲系。
常见的缓冲对的类型有
①弱酸--弱酸盐（共轭碱）
抗碱--抗酸
举例：HAC-NaAC
②弱碱--弱碱盐（共轭酸）
抗酸--抗碱
举例：NH∙HO-NHCl
3 2 4
③多元酸的酸式盐---次级盐（HPO--HPO2-）
2 4 4
抗酸--抗碱
【考点七】沉淀溶解平衡
（一）定义
在一定条件下，难溶物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫作溶度积常数或
溶度积（Ksp）。
（二）表达式
（三）意义
溶度积（Ksp）反映了难溶电解质在水中的溶解能力。对于阴阳离子个数比相同的电解质，
Ksp的数值越大，电解质在水中的溶解能力越强
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