化學式:把化學符號(即字母)組合起來，用以表示單質或化合物組成的式子

分子式:(必須是以分子形式存在的純淨物才有分子式)把某個單個分子拿出來,它的不同原子用字母表示起來的式子(當然重複的用腳標表示)

最簡式:最簡式又叫實驗式，它僅能表示化合物組成中各元素原子數目的比例,適用於任何純淨物

最簡式和分子式是化學式的不同形式，都是化學式

結構簡式:(通常只適用於以分子形式存在的純淨物,如有機分子)是把分子中各

電子式:在化學反應中，一般是原子的最外層電子數目發生變化。為了簡便起見，化學中常在元素符號周圍用小黑點“·”或小叉“×”來表示元素原子的最外層電子，相應的式子叫做電子式。

一、化學反應的方向

1.化學反應具有方向性，許多化學反應的正反應能自發進行，而其逆反應無法自發進行。

2.自發反應：在一定條件下無需外界幫助就能自動進行的反應。

　二、判斷化學反應方向的依據

1.能量判據

自然界中的自發過程，都有由能量較高狀態向能量較低狀態轉化的傾向;絕大多數放熱反應都能自發進行，且反應放出的熱量越多，體系能量降低得也越多，反應越完全。

反應的焓變是制約化學反應能否自發進行的因素之一。

2.熵判據

(1)熵

用來度量體系混亂程度的物理量。熵值越大，混亂程度越大。符號為S。單位：J?mol-1?K-1。

(2)熵值大小的比較

同一種物質不同狀態時熵值大小為S(g)>S(l)>S(s)。

(3)熵變：反應前後體系熵的變化，符號為ΔS。

若發生變化後體系的混亂度增大，該過程的ΔS>0，反之，ΔS<0。

(4)熵變與化學反應自發性關系

ΔS>0，反應自發進行;ΔS<0，反應不能進行。化學反應的ΔS越大，越有利於反應自發進行。

3.複合判據

體系能量降低(ΔH<0)和混亂度增大(ΔS>0)都有促使反應自發進行的傾向，判斷反應的自發性必須綜合考慮反應的焓變和熵變。在恆溫、恆壓時：

(1)當ΔH<0，ΔS>0時，反應自發進行。

(2)當ΔH>0，ΔS<0時，反應不能自發進行。

(3)當ΔH<0，ΔS<0時，反應在較低溫度下自發進行。

(4)當ΔH>0，ΔS>0時，反應在較高溫度下自發進行。