高中化學(xué)選修3知識點總結(jié)

1、it屋口1234捋號klnbmppdspdf如t載11313513s7il多客軸 的電干我22626102610142818322n2 0© 0®®®g0 3 ® ® ® g1k1s2l2s3m3s3|»3<l4n4s4p4<l4f5o5s嚴(yán)5d5f<5p6s6<!6fqr"p"f一、原子結(jié)構(gòu)1、能層和能級(1)能層和儀原子軌逍， 1 可容納電,子叛，2 在同一個原子中，離核越近能層能量越低。 同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級s、p、d、f,能量由低

2、到高依次為s、p、d、fo 任一能層，能級數(shù)等于能層序數(shù)。 s、p、d、f可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7的兩倍。 能層不同能級相同，所容納的最多電子數(shù)相同。(2) 能層、能級、原子軌道之間的關(guān)系每能層所容納的最多電子數(shù)是：(n：能層的序數(shù))。2、構(gòu)造原理(1) 構(gòu)造原理是電子排入軌道的順序，構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級分布。(2) 構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主 要依據(jù)之一。(3) 不同能層的能級有交錯現(xiàn)象，如£'(3d) >g(4s)、e(4d) >(5s)、e (5d)>f(6s)、e (6d) >f

3、(7s)、e (4f) >e (5p)、e (4f) >e (6s)等。原子軌道的能 量關(guān)系是：ns< (n-2) f <(n-l) d <np(4) 能級組序數(shù)對應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù)，能級組原子軌道所容納電子數(shù)目對應(yīng) 著每個周期的元素數(shù)目。根據(jù)構(gòu)造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數(shù)為2/；最外層 不超過8個電子；次外層不超過18個電子；倒數(shù)第三層不超過32個電子。(5) 基態(tài)和激發(fā)態(tài) 基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。 激發(fā)態(tài)：較高能雖狀態(tài)(相對基態(tài)而言)。基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至 較高能級時的狀態(tài)。處于

4、激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。 原子光譜：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時會吸收（基態(tài)f激發(fā)態(tài)）和放出（激發(fā)態(tài) f較低激發(fā)態(tài)或基態(tài)）不同的能量（主要是光能），產(chǎn)生不同的光譜一一原子光譜（吸收光 譜和發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。3、電子云與原子軌道（1）電子云：電子在核外空間做高速運(yùn)動，沒有確定的軌道。因此, 人們用“電子云”模型來描述核外電子的運(yùn)動。“電子云”描述了電子在原子核外出現(xiàn)的概 率密度分布，是核外電子運(yùn)動狀態(tài)的形象化描述。（2）原子軌道：不同能級上的電子出現(xiàn) 概率 約為90%的電子云空間輪廓圖稱為原子 軌道。s電子的原子軌道呈球形對稱，刀s能級各有1個原子

5、軌道；p電子的原子軌道呈紡 錘形，如能級各有3個原子軌道，相互垂直（用p,、p,.、表示）；加能級各有5個原子 軌道；刀f能級各有7個原子軌道。4、核外電子排布規(guī)律（1）能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級里，然后排布在 能量逐漸升高的能級里。（2）泡利原理：1個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋方向相反。（3）洪特規(guī)則：電子排布在同一能級的各個軌道時，優(yōu)先占據(jù)不同的軌道，且自旋方 向相同。（4）洪特規(guī)則的特例：電子排布在p、d、f等能級時，當(dāng)其處于全空、半充滿或全充 滿時，即p°> d°> f°> p d f p d&#

6、39;°> f'整個原子的能量最低，最穩(wěn)定。能量最低原理表述的是“整個原子處于能量最低狀態(tài)”，而不是說電子填充到能量最 低的軌道中去，泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個原子處于能量最低狀態(tài)”。（5）（z2-1） d能級上電子數(shù)等于10時，副族元素的族序數(shù)二刀s能級電子數(shù)二、元素周期表和元素周期律1、元素周期表的結(jié)構(gòu)元素在周期表屮的位置由原子結(jié)構(gòu)決定：原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期，原子 的價電子總數(shù)決定元素所在的族。（1）原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分周期是指能層（電子層）相同，按照最高能級組電子數(shù)依次增多的順序排列的一行元素。 即元素周期表屮的一個橫行為一個周期，周期表共

7、有七個周期。同周期元素從左到右（除稀 有氣體外），元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。（2）原子的電子構(gòu)型和族的劃分族是指價電子數(shù)相同（外韋i電子排布相同），按照電子層數(shù)依次增加的順序排列的一列 元素。即元素周期表中的一個列為一個族（第訓(xùn)族除外）。共有十八個列，十六個族。同主 族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。（3）原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds 區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號。2、元素周期律元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期

8、律主要 體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負(fù)性等 的周期性變化。元素性質(zhì)的周期性來源于原子外電子層構(gòu)型的周期性。（1）同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律同周期（左t右）同主族（上t下）原 子 結(jié) 構(gòu)核電荷數(shù)逐漸增大增大能層（電子層）數(shù)相同增多原子半徑逐漸減小逐漸增大元素 性 質(zhì)化合價最髙正價由+1t+7負(fù)價數(shù)=（8族序數(shù)）最高正價和負(fù)價數(shù)均相同，最高正價數(shù)二族序數(shù)元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性 逐漸減弱第一電離能呈增大趨勢（注意反常 點：iia族和iiia族、v a族和via族）逐漸減小電負(fù)性逐漸增大逐漸減小

9、（2）微粒半徑的比較方法 同一元素：一般情況下元素陰離子的離子半徑大于相應(yīng)原子的原子半徑，陽離子的離 子半徑小于相應(yīng)原子的原子半徑。 同周期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次減小。 如：na>mg>al>si>p>s>cl 同主族元素（比較原子和離子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次增大。 如：li<na<k<rb<cs, f<cl_<br <1 同電子層結(jié)構(gòu)（陽離子的電子層結(jié)構(gòu)與上一周期0族元素原子具有相同的電子層結(jié) 構(gòu)，陰離子與同周期0族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)）：隨核電

10、荷數(shù)增大，微粒半徑依 次減小。如i： f> namg'al（3）元素金屬性強(qiáng)弱的判斷方法金屬木質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強(qiáng)。判1.在金屬活動順序表屮越靠前，金屬性越強(qiáng)2.單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越劇烈，金屬性越強(qiáng)性斷3.單質(zhì)還原性越強(qiáng)或離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng)（電解中在比依陰極上得電子的先后）較據(jù)4.最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)5.若x" +ytx+y'”則y比x金屬性強(qiáng)6.原電池反應(yīng)屮負(fù)極的金屬性強(qiáng)7.與同種氧化劑反應(yīng)，先反應(yīng)的金屬性強(qiáng)8.失去相同數(shù)目的電子，吸收能量少的金屬性強(qiáng)（4）非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法非 金 屬 性 比 較本質(zhì)原子越易得

11、電子，非金屬性越強(qiáng)判 斷 方 法1.與比化合越易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)2.單質(zhì)氧化性越強(qiáng)，陰離子還原性越弱，非金屬性越強(qiáng)（電解 中在陽極上得電子的先后）3.最高價氧化物的水化物酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)4. a+btb曠+a則b比a非金屬性強(qiáng)5.與同種還原劑反應(yīng)，先反應(yīng)的非金屬性強(qiáng)6.得到相同數(shù)目的電子，放汕能量多的非金屬性強(qiáng)三、共價鍵1、共價鍵的成鍵木質(zhì)：成鍵原子相互接近時，原子軌道發(fā)生重殼，自旋方向相反的未成 對電子形成共用電子對，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。2、共價鍵類型：（1）。鍵和兀鍵o鍵兀鍵成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩”電子云形狀軸對稱鏡像對稱牢固程

12、度強(qiáng)度大，不易斷裂強(qiáng)度小，易斷裂成鍵判斷規(guī) 律單鍵是。鍵；雙鍵有一個是。個是。鍵，另兩個為兀鍵。鍵，另一個是"鍵；三鍵屮一（2）極性鍵和非極性鍵非極性鍵極性鍵定義由同種元素的原子形成 的共價鍵，共用電子對不 發(fā)生偏移由不同種元素的原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子一方成鍵原子的電性判斷依據(jù)不顯電性顯電性舉例單質(zhì)分子（如h2> cl2）和 某些化合物（如na202.h2o2）中含有非極性鍵氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、酸根和氫氧根屮都含有極性鍵（3）配位鍵：一類特殊的共價鍵,一個原子提供空軌道，另一個原子提

13、供一對電子所形成的共價鍵。 配位化合物cu （nh3） 4 （oh） 2、配位原手（提供現(xiàn)對電子）cu （比0）砌、 配位化合物3、共價鍵的三個鍵參數(shù)概念對分子的影響鍵長分子屮兩個成鍵原子核間距離（米）鍵長越短，化學(xué)鍵越強(qiáng)，形成的分 子越穩(wěn)定鍵能對于'飛態(tài)雙原于分t ab,拆升imola-b鍵所需的能量鍵能越大，化學(xué)鍵越強(qiáng)，越牢固，形成的分子越穩(wěn)定鍵角鍵與鍵之間的夾角鍵角決定分子空間構(gòu)型（1）鍵長、鍵能決定共價鍵的強(qiáng)弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角決定分子空間構(gòu)型和分子的 極性。（2）鍵能與反應(yīng)熱：反應(yīng)熱=生成物鍵能總和一反應(yīng)物鍵能總和四、分子的空間構(gòu)型1、等電子原理原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同

14、的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，許多性質(zhì)是相似的，此 原理稱為等電子原理。（1）等電子體的判斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數(shù)目相同；在微粒的構(gòu)成 上，微粒所含價電子數(shù)目相同；在微粒的結(jié)構(gòu)上，微粒屮原子的空間排列方式相同。（等 電子的推斷常用轉(zhuǎn)換法，如 c02二c0+0二2+0= 20二 n2+ n= m3一或 s02=0+02=03二2+02= n02n234ihwwwfi（2）等電子原理的應(yīng)用：利用 等電子體的性質(zhì)相似，空間構(gòu)型相 同，可運(yùn)用來預(yù)測分子空間的構(gòu)型 和性質(zhì)。2、價電子互斥理論：（1）價電子互斥理論的基本要點：abn型分子（離子）屮屮心原子a周圍的價電子對的兒何構(gòu)型，主要取決于

15、價電子對數(shù)（n）,價電子對盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力最小。（2） ab.型分子價層電子對的計算方法:價層電子對數(shù)弐町二中心原子n的價電子數(shù)+配位原子b提供的價電子數(shù)xn 2對于主族元素，中心原子價電子數(shù)二最外層電子數(shù)，配位原子按提供的價電子數(shù)計算,如:pc15屮a54-1x5 ci =520、s子數(shù)為6；作為配位原子時按不提供價電子計算，作中心原子時價電離子的價電54-1x4-1 子對64*042數(shù)計算x = 4« = 4如：nha2s0產(chǎn)：23、雜化軌道理論（1）雜化軌道理論的基本要點： 能量相近的原子軌道才能參與雜化。 雜化后的軌道一頭大，一頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子

16、軌道沿鍵軸方 向重疊，形成。鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共 價鍵穩(wěn)定。 雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個雜化軌道占有1個s軌道、3個p軌道。 雜化軌道總數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。（2）s、p雜化軌道和簡單分子兒何構(gòu)型的關(guān)系雜化類型sp2sp3 spsp'不等性雜化軌道夾角180°120°109°28中心原子位置iia, iibiiiaivavaviavra屮心原子孤對電子數(shù)000123分子幾何構(gòu)型直線形平面三角形正四面體形三角錐形v字形直線形實例becbx hgcl2bf3chi 、siclinh3、ph3h

17、20、h2shc1（3）雜化軌道的應(yīng)用范i韋i：雜化軌道只應(yīng)用于形成。鍵或者用來容納未參加成鍵的孤 對電子。（4）屮心原子雜化方式的判斷方法：看屮心原子有沒有形成雙鍵或巻鍵，如果有1個 卷鍵，則其屮有2個兀鍵，用去了 2個p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個雙鍵則其屮 有1個兀鍵，形成的是sp $雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp'雜化。4、分子空間構(gòu)型、屮心原子雜化類型和分子極性的關(guān)系分子（離子）屮心原子 價電子對雜化類型vsepr模型分子空間構(gòu)型鍵角分子的極性c022sp直線直線形180°非so232 sp平面三角v字形極ho of2、33sp平面三角v字形極hcn2s

18、p直線直線形180°極nh343sp正四面體三角錐形107°187極bf3、sos32 sp平面三角平面三角形120°非hq43sp正四面體三角錐形107°18zchh cci443sp正四面體正四面體形10328'非nh.；43sp正四面體正四面體形10328'非hcho、cocb32 sp平面三角平面三角形極五、分子的性質(zhì)1、分子間作用力（范德華力和氫鍵）（1）分子間作用力和化學(xué)鍵的比較化學(xué)鍵分子間作用力概念相鄰原子間強(qiáng)烈的相互作用分子間微弱的相互作用范圍分子內(nèi)或某些晶體內(nèi)分子間能量鍵能一般為120800kj mol-1約兒到兒十kj

19、- mol"1性質(zhì)影響主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)（穩(wěn)定性）主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)（熔沸點）（2）范德華力與氫鍵的比較范德華力氫鍵概念物質(zhì)分子間存在的微弱相 互作用分子間（內(nèi)）電負(fù)性較大的成鍵原子通過h原子而形成的靜電作用存在范圍分子間分子屮含有與h原子相結(jié)合的原子半 徑小、電負(fù)性大、有孤對電子的f、0、 n原子強(qiáng)度比較比化學(xué)鍵弱得多比化學(xué)鍵弱得多，比范德華力稍強(qiáng)影響因素隨分子極性和相對分子質(zhì) 量的增大而增大性質(zhì)影響隨范德華力的增大，物質(zhì) 的熔沸點升高、溶解度增 大分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點升高硬度增 大、水屮溶解度增大；分子內(nèi)氫鍵使 物質(zhì)熔沸點降低、硬度減小2、極性分子和非極性分子（1）極性

20、分子和非極性分子1非極性分子：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。女口：只由非極性鍵構(gòu) 成的同種元素的雙原子分子：出、c12、2等；只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對稱的多原子分 子：co2、cs2、bfs、chi cclq等；極性鍵非極性鍵都有的：伽二ch?、ch三ch、czo2極性分子：整個分子電荷分布不對稱。如：不同元素的雙原子分子如：hc1, hf 等。折線型分子，如比0、&s等。三角錐形分子如nhs等。（2）共價鍵的極性和分子極性的關(guān)系：兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身；兩者研究的 方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性

21、研究的是分子中電荷 分布是否均勻。非極性分子屮，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、 四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質(zhì)f2、2、5等只含有非極性鍵，c2h6、 c2出、c2h2等既含有極性鍵又含有非極性鍵；極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極 性鍵,如 hc1、h2ss h2o2等。（3）分子極性的判斷方法 單原子分子：分子中不存在化學(xué)鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如he、ne 等。 雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如hc1、hbr等；若含非極性鍵，就是非 極性分子，如02、12等。 以極性鍵結(jié)合的多原子分子，主要由分子屮各鍵在空間的排列位置決定分

22、子的極性。 若分子屮的電荷分布均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如bfs、chi等。若分子屮的 電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如nh：,、s02等。 根據(jù)ab“的屮心原子a的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。（或a是 否達(dá)最髙價）（4）相似相溶原理 相似相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。 相似相溶原理的適用范i韋i： “相似相溶”屮“相似”指的是分子的極性相似。 如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相 互作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水屮的溶解度就比較小。3、有機(jī)物分子的手性和無機(jī)含氧酸的酸性（1）手性分子

23、手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡 像，卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構(gòu)體（又稱對映異構(gòu)體、光學(xué)異構(gòu)體）。含有手 性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。 手性分子的判斷方法：判斷一種有機(jī)物是否具有手性異構(gòu)體，可以看其含有的碳原子 是否連有四個不同的原子或原子團(tuán)，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必 須是飽和碳原子，飽和碳原子所連有的原子和原子團(tuán)必須不同。（2）無機(jī)含氧酸分子的酸性 酸的元數(shù)二酸屮疑基上的氫原子數(shù)，不一定等于酸屮的氫原子數(shù)（有的酸屮有些氫原 子不是連在氧原子上） 含氧酸可表示為：（h0）/0n,酸的強(qiáng)度與酸屮的非輕基氧原子數(shù)n有關(guān)，n

24、越大，酸 性越強(qiáng)。n二0弱酸n二1中強(qiáng)酸n二2強(qiáng)酸n二3超強(qiáng)酸六、晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)類型比較離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體構(gòu)成晶體微粒陰、陽離子原子分子金屬陽離子、自rh電 子形成晶體作用力離子鍵共價鍵范德華力微粒間的靜電作用熔沸點較髙很高低有髙、有低硬度硬而脆大小有高、有低物導(dǎo)電性不良(熔融或水溶液中導(dǎo)電)絕緣、半導(dǎo)體不良良導(dǎo)體理傳熱性不良不良不良良性延展性不良不良不良良質(zhì)溶解性易溶于極性溶劑,難溶于有機(jī)溶劑不溶于任何溶劑極性分子易溶 于極性溶劑；非 極性分子易溶 于非極性溶劑 中一般不溶于溶劑，鈉等可與水、醇類、酸類反 應(yīng)典型實例naoh、 nacl金剛石1和、干冰、硫鈉、鋁、鐵1、四大晶

25、體的比較2、典型晶體的結(jié)構(gòu)特征(1) nacl屬于離子晶體。晶胞屮每個na'周圍吸引著6個cl,這些cl構(gòu)成的兒何圖形是正 八面體,每個cl_周圍吸引著6個na； na cl一個數(shù)比為1： 1,每個與12個n*等距離 相鄰,每個氯化鈉晶胞含有4個na和4個cl'o(2) cscl屬于離子晶體°晶胞屮每個cl (或csj周禺與z最接近且距離相等的csf (或cl) 共有8個，這幾個cs(或)在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體，在每個cs周圉距離相等 且最近的cs共有6個，這兒個cs”在空間構(gòu)成的兒何構(gòu)型為正八面體，一個氯化錐晶胞含有 1個cs和1個cl o(3) 金剛石(空間

26、網(wǎng)狀結(jié)構(gòu))屬于原子晶體°晶體屮每個c原子和4個c原子形成4個共價鍵,成為正四面體結(jié)構(gòu)，c 原子與碳碳鍵個數(shù)比為1： 2,最小環(huán)由6個c原子組成，每個c原子被12個最小環(huán)所共用； 每個最小環(huán)含有1/2個c原子。(4) si02屬于原子晶體。晶體中每個si原子周圍吸引著4個0原子，每個0原子周圍吸引著2 個si原子，si、0原子個數(shù)比為1： 2, si原子與si0鍵個數(shù)比為1： 4, 0原子與sio 鍵個數(shù)比為1： 2,最小環(huán)由12個原子組成。(5) 干冰屬于分子晶體。晶胞中每個co?分子周圍最近且等距離的co?有12個。1個晶胞中含有 4 個 c02o(6) 石墨屬于過渡性晶體。是分層

27、的平面網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，層內(nèi)c原子以共價鍵與周圍的3個c原子結(jié) 合，層間為范德華力。晶體中每個c原子被3個六邊形共用，平均每個環(huán)占有2個碳原子。 晶體屮碳原子數(shù)、碳環(huán)數(shù)和碳碳單鍵數(shù)z比為2： 3。（7）金屬晶體金屬po （針）中金屬原子堆積方式是簡單立方堆積，原子的配位數(shù)為6, 個晶胞中含 有1個原子。金屬na、k、cr. mo （鉗）、w等屮金屬原子堆積方式是體心立方堆積，原子 的配位數(shù)為8, 個晶胞屮含有2個原子。金屬mg、zn、ti等屮金屬原子堆積方式是六方 堆積，原子的配位數(shù)為12, 個晶胞中含有2個原子。金屬au、ag、cu、al等中金屬原子 堆積方式是面心立方堆積，原子的配位數(shù)為12, 個

28、晶胞屮含有4個原子。3、物質(zhì)熔沸點高低的判斷（1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體離子晶體分子晶體（2）同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點間的作用力大，則熔沸點高，反z則小。 離子晶體：結(jié)構(gòu)相似且化學(xué)式中各離子個數(shù)比相同的離子晶體中離子半徑?。ɑ蜿帯?陽離子半徑之和越小的）,鍵能越強(qiáng)的,熔、沸點就越高。如nac、nabr、nal； nacl、kcl. rbcl等的熔、沸點依次降低。離子所帶電荷大的熔點較高。女口： mgo熔點高于mci。 分子晶體：在組成結(jié)構(gòu)均相似的分子晶體屮，式量大的，分子間作用力就大，熔點也 高。如：f2、c12、be、【2和hc1、hbr. hi等均隨式量增大。熔、沸點升高。但結(jié)

29、構(gòu)相似的 分子晶體，有氫鍵存在熔、沸點較髙。 原子晶體：在原子晶體屮，只要成鍵原子半徑小，鍵能大的，熔點就髙。如金剛石、 金剛砂（碳化硅）、晶體硅的熔、沸點逐漸降低。 金屬晶體：在元素周期表屮，主族數(shù)越大，金屬原子半徑越小，其熔、沸點也就越髙。 如iiia的al, iia的mg, 1a的na,熔、沸點就依次降低。而在同一主族屮，金屬原子半徑 越小的，其熔沸點越高?；瘜W(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理章節(jié)知識點梳理第一章化學(xué)反應(yīng)與能量一、焙變反應(yīng)熱1. 反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)過程中所放出或吸收的熱量，任何化學(xué)反應(yīng)都有反應(yīng)熱，因為 任何化學(xué)反應(yīng)都會存在熱量變化，即要么吸熱要么放熱。反應(yīng)熱可以分為（燃燒熱、中和熱、

30、溶解熱）2. 焙變（ah）的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng).符號：ah.單位： kj/mol ,即：恒壓下：焙變二反應(yīng)熱，都可用ah表示，單位都是kj/molo3. 產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂一一吸熱化學(xué)鍵形成一一放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱吸熱）ah為“-”或0 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱放熱）為“ + ”或ah >0也可以利用計算來判斷是吸熱述是放熱。ah二生成物所具有的總能量-反應(yīng)物所 具有的總能量二反應(yīng)物的總鍵能-生成物的總鍵能常見的放熱反應(yīng)：所有的燃燒反應(yīng)所有的酸堿屮和反應(yīng)大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與水或酸的反應(yīng)生石灰（氧化鈣）和水反應(yīng)鋁熱反應(yīng)等常見的吸熱反應(yīng)： 晶體ba（o

31、h）28h2o與nh-cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 條件一 般是加熱或髙溫的反應(yīng)區(qū)分是現(xiàn)象（物理變化）還是反應(yīng)（生成新物質(zhì)是化學(xué)變化），一般錢鹽溶解是吸熱現(xiàn) 象，別的物質(zhì)溶于水是放熱。4. 能量與鍵能的關(guān)系：物質(zhì)具有的能暈越低，物質(zhì)越穩(wěn)定，能量和鍵能成反比。5. 同種物質(zhì)不同狀態(tài)時所具有的能量：氣態(tài)液態(tài)固態(tài)6. 常溫是指25, 101.標(biāo)況是指0, 101.7. 比較ah時必須連同符號一起比較。二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點： 熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化，即反應(yīng)熱ah, ah對應(yīng)的正負(fù)號都不能省。 熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（s,l, g分別表示固態(tài)，液 態(tài)，氣態(tài)，水溶

32、液中溶質(zhì)用aq表示） 熱化學(xué)反應(yīng)方程式不標(biāo)條件，除非題屮特別指出反應(yīng)時的溫度和壓強(qiáng)。 熱化學(xué)方程式屮的化學(xué)計量數(shù)表示物質(zhì)的量，不表示個數(shù)和體積，可以是整數(shù)，也 可以是分?jǐn)?shù) 各物質(zhì)系數(shù)加倍，ah加倍，即：ah和計量數(shù)成比例；反應(yīng)逆向進(jìn)行，ah改變 符號，數(shù)值不變。6.表示意義：物質(zhì)的量一物質(zhì)一狀態(tài)一吸收或放出*熱量。三、燃燒熱1. 概念：101 kpa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物（二氧化碳、二氧化 硫、液態(tài)水比0）時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kj/mol表示。注意以下兒點： 研究條件：101 kpa 反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。 燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol 研究內(nèi)

33、容:放出的熱量。（ah<0,單位kj/mol）2. 燃燒熱和中和熱的表示方法都是有a h時才有負(fù)號。3. 石墨和金剛石的燃燒熱不同。不同的物質(zhì)燃燒熱不同。四、屮和熱1. 概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成lmol h20,這時的反應(yīng)熱叫中和熱。2. 強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的屮和反應(yīng)其實質(zhì)是h+和0h-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：h+（aq） +0h-（aq）二出0（1）ah二一57. 3kj/mol3. 弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于57.3kj/mol04. 屮和熱的測定實驗：看課本裝置圖（1）一般用強(qiáng)酸和強(qiáng)堿做實驗，且堿要過量（如果酸和堿的物質(zhì)的量相同，中和熱會

34、 偏?。?，一般中和熱為57. 3kj/mol0（2）若用弱酸或弱堿做實驗，放出的熱量會偏小，中和熱會偏小。（3）若用濃溶液做實驗，放出的熱量會偏大，屮和熱會偏大。（4）在試驗中，增大酸和堿的用量，放出的熱量會增多但中和熱保持不變。五、蓋斯定律1. 內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)， 而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和 與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。六、能源注：水煤氣是二次能源。第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率1. 化學(xué)反應(yīng)速率（v）（1）定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物

35、質(zhì)的量的變化（2）表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示（3）計算公式：v= ac/a t （ u ：平均速率，ac：濃度變化，at：時間）單位：mol/ （l s）（4）影響因素： 決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素） 條件因素（外因）：濃度（固體和純液體除外），壓強(qiáng)（方程式屮必須要有氣體），溫 度（提高了反應(yīng)物分子的能量），催化劑（降低了活化能），濃度和壓強(qiáng)主要是通過使單位體 積內(nèi)分子總數(shù)增大來增大反應(yīng)速率，溫度和壓強(qiáng)主要是使活化分子百分?jǐn)?shù)增大來增大反應(yīng)速 率。2. 濃度和壓強(qiáng)是單位體積內(nèi)活化分子百分?jǐn)?shù)不變，溫度和催化劑是分子總數(shù)不變。注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)

36、為固體和液體，rt!于壓強(qiáng)的變化對濃度兒乎無影響，可以認(rèn) 為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性氣體對于速率的影響恒溫恒容時：充入木體系氣體，反應(yīng)速率增大；充入惰性氣體一反應(yīng)速率不變恒溫恒壓時：充入惰性氣體f反應(yīng)速率減小二、化學(xué)平衡（一）1.定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進(jìn)行到止逆反應(yīng)速率相等時,各組成成分濃度 不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”,這就是這個反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。2、化學(xué)平衡的特征逆（研究前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動（動態(tài)平衡）定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法

37、和依據(jù)例舉反應(yīng)ma(g)+nb(g) =pc(g)+qd(g)混合物體系中各成分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的暈或各物質(zhì)的物質(zhì)的暈的分?jǐn)?shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡即：各組分的量保持不變時一定能判斷平衡。正、逆反應(yīng) 速率的關(guān)系在單位時間內(nèi)消耗了 m mol a同時生成m mol a,平衡在單位時間內(nèi)消耗了 n molb同時消耗了 p molc,平衡v(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：用物質(zhì)來判斷平衡時，必須要一正一逆且要帶上系數(shù)。 用速率來判斷平衡時，必須要一正一逆且速率之比等于計 量數(shù)之比?？?/p>

38、的壓強(qiáng)，總的 物質(zhì)的量，總的 體積m+nhp+q時，能判斷平衡m+n二p+q時，不能判斷平衡。即：總的量看氣體的計量 數(shù)，氣體的計量數(shù)不等時能判斷?；旌蠚怏w平均相對分子質(zhì)暈mr或密度用公式判斷推出公式是一個變化的暈就能判斷平衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時（其他不 變）一定能判斷平衡。平衡其他變化的量能判斷平衡，固定不變的量不能判斷平衡。（二）影響化學(xué)平衡移動的因素1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃 度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃 度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動，溫度 降低會使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動。3、壓強(qiáng)對化學(xué)平衡移動的影響影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強(qiáng)，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強(qiáng)，會使 平衡向著體積增大方向移動。注意：（1）改變壓強(qiáng)不能