高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)及高中化學(xué)選修4電化學(xué)知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

一、原子結(jié)構(gòu)

1、能層和能級(jí)

(1)能層和能級(jí)的劃分

①在同一個(gè)原子中，離核越近能層能量越低。

②同一個(gè)能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(jí)s、p、d、f,能量由低

到高依次為S、p、d、fo

③任一能層，能級(jí)數(shù)等于能層序數(shù)。

④s、p、d、f…可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7…的兩倍。

⑤能層不同能級(jí)相同，所容納的最多電子數(shù)相同。

(2)能層、能級(jí)、原子軌道之間的關(guān)系

的摩口1234

*多KLM

能穌SSPPdPdf

扎道教1131351357

及多求玷2262610261014

的電子羲2818322n2

每能層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(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(jí)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(jí)有交錯(cuò)現(xiàn)象，如石'(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)

>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子軌道的能

量關(guān)系是：ns<(n-2)f<(n-1)d<np

(4)能級(jí)組序數(shù)對(duì)應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù)，能級(jí)組原子軌道所容納電子數(shù)目對(duì)應(yīng)

著每個(gè)周期的元素?cái)?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24;最外層

不超過8個(gè)電子；次外層不超過18個(gè)電子；倒數(shù)第三層不超過32個(gè)電子。

(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)

①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。

②激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)(相對(duì)基態(tài)而言)?；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至

較高能級(jí)時(shí)的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。

③原子光譜：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時(shí)會(huì)吸收(基態(tài)—激發(fā)態(tài))和放出(激發(fā)態(tài)

一較低激發(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——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(dòng)，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(dòng)。“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(dòng)狀態(tài)的形象化描述。

(2)原子軌道：不同能級(jí)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(duì)稱，AS能級(jí)各有1個(gè)原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘

形，np能級(jí)各有3個(gè)原子軌道，相互垂直(用p*、pr>pz表示)；nd能級(jí)各有5個(gè)原子軌

道；zrf能級(jí)各有7個(gè)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(jí)里，然后排布在

能量逐漸升高的能級(jí)里。

(2)泡利原理：1個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，且自旋方向相反。

(3)洪特規(guī)則：電子排布在同一能級(jí)的各個(gè)軌道時(shí)，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(jí)時(shí)，當(dāng)其處于全空、半充滿或全充

滿時(shí)，即p°、d°、F、p\d\F、p\d*\f14,整個(gè)原子的能量最低，最穩(wěn)定。

能量最低原理表述的是“整個(gè)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(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”。

(5)(〃-1)d能級(jí)上電子數(shù)等于10時(shí)，副族元素的族序數(shù)=儂能級(jí)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)

元素在周期表中的位置由原子結(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(jià)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(jí)組電子數(shù)依次增多的順序排列的一行元素O

即元素周期表中的一個(gè)橫行為一個(gè)周期，周期表共有七個(gè)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(jià)電子數(shù)相同(外圍電子排布相同)，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(gè)列為一個(gè)族(第叩族除外)。共有十八個(gè)列，十六個(gè)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(gè)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(jí)的符號(hào)。

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。元素周期律主要

體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)、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）

原核電荷數(shù)逐漸增大增大

子能層（電子層）數(shù)相同增多

結(jié)

原子半徑逐漸減小逐漸增大

構(gòu)

化合價(jià)最高正價(jià)由+1—+7負(fù)最高正價(jià)和負(fù)價(jià)數(shù)均相同，

元價(jià)數(shù)二（8一族序數(shù)）最高正價(jià)數(shù)=族序數(shù)

素元素的金屬性和金屬性逐漸減弱，非金金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性

性非金屬性屬性逐漸增強(qiáng)逐漸減弱

質(zhì)第一電離能呈增大趨勢(shì)（注意反常逐漸減小

點(diǎn)：EA族和WA族、

VA族和VIA族）

電負(fù)性逐漸增大逐漸減小

（2）微粒半徑的比較方法

①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。

②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

③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<r

④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。族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)）：隨核電荷數(shù)增大，微粒半徑依

次減小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+

（3）元素金屬性強(qiáng)弱的判斷方法

本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強(qiáng)。

金1.在金屬活動(dòng)順序表中越靠前，金屬性越強(qiáng)

屬判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(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)

5.若xn++y^x+ym+則y比x金屬性強(qiáng)

6.原電池反應(yīng)中負(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

本質(zhì)原子越易得電子，非金屬性越強(qiáng)

非1.與H2化合越易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)

金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

判

屬中在陽極上得電子的先后)

斷

性3.最高價(jià)氧化物的水化物酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)

方

比4.An-+B-Bm-+A則B比A非金屬性強(qiáng)

法

較

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，放出能量多的非金屬性強(qiáng)

三、共價(jià)鍵

1、共價(jià)鍵的成鍵本質(zhì)：成鍵原子相互接近時(shí)，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未成

對(duì)電子形成共用電子對(duì)，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。

2、共價(jià)鍵類型：

(1)0鍵和兀鍵

。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(duì)稱鏡像對(duì)稱

牢固程度強(qiáng)度大，不易斷裂強(qiáng)度小，易斷裂

成鍵判斷規(guī)單鍵是。鍵；雙鍵有一個(gè)是。鍵，另一個(gè)是兀鍵；三鍵中一個(gè)是

律。鍵，另兩個(gè)為兀鍵。

(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由不同種元素的原子形成的

的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)不共價(jià)鍵，共用電子對(duì)發(fā)生偏移

發(fā)生偏移

原子吸引電子能相同不同

力

共用電子對(duì)位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子

一方

成鍵原子的電性不顯電性顯電性

判斷依據(jù)

舉例

單質(zhì)分子（如H2、Cl2）和氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、

酸根和氫氧根中都含有極性

某些化合物（如Na2O2^

H2O2）中含有非極性鍵鍵

（3）配位鍵：一類特殊的共價(jià)鍵，一個(gè)原子提供空軌道，另一個(gè)原子提供一對(duì)電子所

形成的共價(jià)鍵。

配位原子（提供孤對(duì)電子）

①配位化合物

配位體'：Cu（H2O）4$°4、

Cu（NH）4（OH）

3（提供空軌道汴（質(zhì)4：］SCL

②配位化合物I

內(nèi)界外界配位數(shù)

3、共價(jià)鍵的三個(gè)鍵參數(shù)

概念對(duì)分子的影響

鍵長分子中兩個(gè)成鍵原子核間距離鍵長越短，化學(xué)鍵越強(qiáng)，形成的分

（米）子越穩(wěn)定

鍵能對(duì)于氣態(tài)雙原子分子AB,拆開鍵能越大，化學(xué)鍵越強(qiáng)，越牢固，

ImolA-B鍵所需的能量形成的分子越穩(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(jià)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(jià)電子總數(shù)相同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(jià)電子數(shù)目相同；在微粒的結(jié)構(gòu)上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等

電子的推斷常用轉(zhuǎn)換法，如CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N—=N3一或

——

SO2=O+O2=O3=N+O2=NO2）

(2)等電子原理的應(yīng)用：利用

n234

等電子體的性質(zhì)相似，空間構(gòu)型相干?S形JEJKIWW

180°18廿

同，可運(yùn)用來預(yù)測(cè)分子空間的構(gòu)型

7

和性質(zhì)。

2、價(jià)電子互斥理論：

(1)價(jià)電子互斥理論的基本要

點(diǎn)：AB0型分子(離子)中中心原子A周圍的價(jià)電子對(duì)的幾何構(gòu)型，主要取決于價(jià)電子對(duì)數(shù)

(n),價(jià)電子對(duì)盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力最小。

(2)AB。型分子價(jià)層電子對(duì)的計(jì)算方法:

中心原子力的價(jià)電子數(shù)+配位原子B提供的價(jià)電子數(shù)xn

價(jià)層電子對(duì)數(shù)艮可=

2

①對(duì)于主族元素，中心原子價(jià)電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按提供的價(jià)電子數(shù)計(jì)算,

如：PCk中5+1x5=

n=--------=5

2

②o、s作為配位原子時(shí)按不提供價(jià)電子計(jì)算，作中心原子時(shí)價(jià)電

子數(shù)為6;

③離子的價(jià)電；+1._1子對(duì)6+0+2,數(shù)計(jì)算

n-------------二4n=----=4

+so2-：

如：NH4：224

3、雜化軌道理論

(1)雜化軌道理論的基本要點(diǎn)：

①能量相近的原子軌道才能參與雜化。

②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軌道沿鍵軸方

向重疊，形成Q鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價(jià)鍵比原有原子軌道形成的共

價(jià)鍵穩(wěn)定。

③雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個(gè)Sp3雜化軌道占有1個(gè)s軌道、3個(gè)p軌道。

④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幾何構(gòu)型的關(guān)系__________________________________

雜化類型spSp?Sp3sp3不等性雜化

軌道夾角180°120°109°28

t

中心原子位置HA,DBIDAIVAVAVIAWA

中心原子孤對(duì)電子000123

數(shù)

分子幾何構(gòu)型直線形平面三角正四面三角錐V字形直線

形體形形形

、、

實(shí)例BeQ、HgBF3CH4、NH3H2OHC1

Cl2SiCl4PH3H2S

(3)雜化軌道的應(yīng)用范圍：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(duì)

電子。

(4)中心原子雜化方式的判斷方法：看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，如果有1個(gè)

叁鍵，則其中有2個(gè)無鍵，用去了2個(gè)p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個(gè)雙鍵則其中有

1個(gè)兀鍵，形成的是sp2雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp3雜化。

4、分子空間構(gòu)型、中心原子雜化類型和分子極性的關(guān)系

分子(離中心原子雜化類型VSEPR模分子空間構(gòu)鍵角分子的極

子)價(jià)電子對(duì)型型性

直線直線形非

co22sp180°

Sp?字形

so23平面三角V極

H2O、OF2、3Sp3平面三角V字形—極

HCN2SP直線直線形180°極

，

NH34Sp3正四面體三角錐形107°18極

2平面三角形。

BF3、so33sp平面三角120非

H3O+4Sp3正四面體三甭錐形107°18，—

Sp，正四面體正四面體形非

CH4、CC144109°28'

+Sp，正四面體正四面體形。非

NH4410928'

HCHO、3Sp?平面三角平面三角形—極

COC12

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120?800燈.mol'1約幾到幾十封?moF1

性質(zhì)影響主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)(穩(wěn)定主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)(熔沸

性)點(diǎn))

(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分子間(內(nèi))電負(fù)性較大的成鍵原子

互作用通過H原子而形成的靜電作用

存在范圍分子間分子中含有與H原子相結(jié)合的原子半

徑小、電負(fù)性大、有孤對(duì)電子的F、O、

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(duì)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)分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)升高硬度增

的熔沸點(diǎn)升高、溶解度增大、水中溶解度增大；分子內(nèi)氫鍵使

大物質(zhì)熔沸點(diǎn)降低、硬度減小

2、極性分子和非極性分子

(1)極性分子和非極性分子

<1>非極性分子：從整個(gè)分子看，分子里電荷的分布是對(duì)稱的。如：①只由非極性鍵構(gòu)

成的同種元素的雙原子分子：H2,Cb、N2等；②只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對(duì)稱的多原子

分子：、等；③極性鍵非極性鍵都有的：、'匚、。

co2scs2,BF3CH4SCCLCH2=CH2,CH=CH

<2>極性分子：整個(gè)分子電荷分布不對(duì)稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HC1,HF

等。②折線型分子，如H2O、H2s等。③三角錐形分子如NH3等。

(2)共價(jià)鍵的極性和分子極性的關(guān)系：

兩者研究對(duì)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(duì)的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷

分布是否均勻。非極性分子中，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)Fz、N2>P4>Sg等只含有非極性鍵，C2H6>

C2H4、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、HzS、壓。2等。

(3)分子極性的判斷方法

①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。

②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。2、L等。

③以極性鍵結(jié)合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。

若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對(duì)稱，則為非極性分子，如BFj、CH”等。若分子中

的電荷分布不均勻，即排列位置不對(duì)稱，則為極性分子，如NH3、SO?等。

④根據(jù)AB。的中心原子A的最外層價(jià)電子是否全部參與形成了同樣的共價(jià)鍵。（或A

是否達(dá)最高價(jià)）

（4）相似相溶原理

①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。

②相似相溶原理的適用范圍："相似相溶"中"相似”指的是分子的極性相似。

③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)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

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

①手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)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(duì)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。

②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(gè)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

①酸的元數(shù)=酸中羥基上的氫原子數(shù)，不一定等于酸中的氫原子數(shù)（有的酸中有些氫原

子不是連在氧原子上）

②含氧酸可表示為：（HO）mRO?,酸的強(qiáng)度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關(guān)，n越大，

酸性越強(qiáng)。

n=0弱酸n=l中強(qiáng)酸n=2強(qiáng)酸n=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、自由電

子

形成晶體作用力離子鍵共價(jià)鍵范德華力微粒間的靜電作用

熔沸點(diǎn)較高很高低有高、有低

硬度硬而脆大小有高、有低

導(dǎo)電性不良（熔融或水絕緣、半不良良導(dǎo)體

物溶液中導(dǎo)電）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不溶于任極性分子易溶一般不溶于溶劑，鈉

劑，難溶于有機(jī)何溶劑于極性溶劑；非等可

溶劑極性分子易溶與水、醇類、酸類反

于非極性溶劑應(yīng)

中

典型實(shí)例NaOH、NaCl金剛石p4＞干冰、硫鈉、鋁、鐵

1、四大晶體的比較

2、典型晶體的結(jié)構(gòu)特征

(1)NaCl

屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Na+周圍吸引著6個(gè)C1,這些C「構(gòu)成的幾何圖形是正八面

體，每個(gè)C「周圍吸引著6個(gè)Na+,Na+、C「?jìng)€(gè)數(shù)比為1：1,每個(gè)Na+與12個(gè)Na+等距離相

鄰，每個(gè)氯化鈉晶胞含有4個(gè)Na卡和4個(gè)Cl-o

(2)CsCl

屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)CL(或Cs+)周圍與之最接近且距離相等的Cs+(或C「)

共有8個(gè)，這幾個(gè)Cs+(或C1)在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體，在每個(gè)Cs+周圍距離相等

且最近的Cs+共有6個(gè)，這幾個(gè)Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為正八面體，一個(gè)氯化鈍晶胞含

有1個(gè)Cs+和1個(gè)Clo

(3)金剛石(空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu))

屬于原子晶體。晶體中每個(gè)C原子和4個(gè)C原子形成4個(gè)共價(jià)鍵，成為正四面體結(jié)構(gòu)，

C原子與碳碳鍵個(gè)數(shù)比為1:2,最小環(huán)由6個(gè)C原子組成，每個(gè)C原子被12個(gè)最小環(huán)所共

用；每個(gè)最小環(huán)含有1/2個(gè)C原子。

(4)SiO2

屬于原子晶體。晶體中每個(gè)Si原子周圍吸引著4個(gè)。原子，每個(gè)。原子周圍吸引著2

個(gè)Si原子，Si、O原子個(gè)數(shù)比為1:2,Si原子與Si—O鍵個(gè)數(shù)比為1:4,O原子與Si—O

鍵個(gè)數(shù)比為1：2,最小環(huán)由12個(gè)原子組成。

(5)干冰

屬于分子晶體。晶胞中每個(gè)CO2分子周圍最近且等距離的CO2有12個(gè)。1個(gè)晶胞中含

有4個(gè)CO2o

(6)石墨

屬于過渡性晶體。是分層的平面網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，層內(nèi)C原子以共價(jià)鍵與周圍的3個(gè)C原子

結(jié)合，層間為范德華力。晶體中每個(gè)C原子被3個(gè)六邊形共用，平均每個(gè)環(huán)占有2個(gè)碳原子。

晶體中碳原子數(shù)、碳環(huán)數(shù)和碳碳單鍵數(shù)之比為2:3。

（7）金屬晶體

金屬P。（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6,一個(gè)晶胞中含

有1個(gè)原子。金屬Na、K、Cr、Mo（鋁）、W等中金屬原子堆積方式是體心立方堆積，原

子的配位數(shù)為8,一個(gè)晶胞中含有2個(gè)原子。金屬M(fèi)g、Zn>Ti等中金屬原子堆積方式是六

方堆積，原子的配位數(shù)為12,一個(gè)晶胞中含有2個(gè)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12,一個(gè)晶胞中含有4個(gè)原子。

3、物質(zhì)熔沸點(diǎn)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(diǎn)間的作用力大，則熔沸點(diǎn)高，反之則小。

①離子晶體：結(jié)構(gòu)相似且化學(xué)式中各離子個(gè)數(shù)比相同的離子晶體中離子半徑?。ɑ蜿帯?/p>

陽離子半徑之和越小的），鍵能越強(qiáng)的，熔、沸點(diǎn)就越高。如NaCLNaBr、Nai;NaCk

KC1、RbCl等的熔、沸點(diǎn)依次降低。離子所帶電荷大的熔點(diǎn)較高。如：MgO熔點(diǎn)高于NaCl。

②分子晶體：在組成結(jié)構(gòu)均相似的分子晶體中，式量大的，分子間作用力就大，熔點(diǎn)也

高。如：F2>Cl?、BmL和H。、HBr、HI等均隨式量增大。熔、沸點(diǎn)升高。但結(jié)構(gòu)相似的

分子晶體，有氫鍵存在熔、沸點(diǎn)較高。

③原子晶體：在原子晶體中，只要成鍵原子半徑小，鍵能大的，熔點(diǎn)就高。如金岡I石、

金剛砂（碳化硅）、晶體硅的熔、沸點(diǎn)逐漸降低。

④金屬晶體：在元素周期表中，主族數(shù)越大，金屬原子半徑越小，其熔、沸點(diǎn)也就越高。

如WA的Al,HA的Mg,IA的Na,熔、沸點(diǎn)就依次降低。而在同一主族中，金屬原子半

徑越小的，其熔沸點(diǎn)越高。

第四章電化學(xué)基礎(chǔ)

一、原電池：

1、概念：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池。

2、組成條件：①兩個(gè)活潑性不同的電極②電解質(zhì)溶液③電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成

閉合回路

3、電子流向：外電路：負(fù)極——導(dǎo)線——正極

內(nèi)電路：鹽橋中陰離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解

質(zhì)溶液。

4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：

負(fù)極：氧化反應(yīng)：Zn—2e=Zn2+（較活潑金屬）

正極：還原反應(yīng)：2H++2e=H2T（較不活潑金屬）

+2+

總反應(yīng)式：Zn+2H=Zn+H2t

5、正、負(fù)極的判斷：

（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。

（2）從電子的流動(dòng)方向：負(fù)極流入正極

（3）從電流方向：正極流入負(fù)極

（4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動(dòng)方向：陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極

（5）根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象：①溶解的一極為負(fù)極②增重或有氣泡一極為正極

二、化學(xué)電池

1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池

2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置

3、化學(xué)電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池

（一）一次電池

1、常見一次電池：堿性鋅鎰電池、鋅銀電池、鋰電池等

（二）二次電池

1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池

或蓄電池。

2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池

放電：負(fù)極（鉛）：Pb-2e-=PbSO4I

+

正極（氧化鉛）：PbO2+4H+2e-=PbSO41+2H2O

+

充電：陰極：PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H

陽極：PbSO4+2e-=Pb

兩式可以寫成一個(gè)可逆反應(yīng)：PbO2+Pb+2H2so4-2Pbsc>4J+2H2O

3、目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鑲電池、氫鎂電池、鋰離子電池、聚合物鋰離

子電池

（三）燃料電池

1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池

2、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反

應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過

要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，癥）為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸

性、堿性和中性。

①當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時(shí)：

++

負(fù)極：2H?—4e-=4H正極：O2+4e-+4H=2H2O

②當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時(shí)：

負(fù)極:2H,+4OH-4e-=4H2O正極：O2+2H2O+4e-=4OH

另一種燃料電池是用金屬粕片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷（燃料）和氧氣

（氧化劑）。電極反應(yīng)式為：

2

負(fù)極：CH4+10OH--8e-^CO3+7H2O;

正極：4H2O+2O2+8e--=8OH□

電池總反應(yīng)式為：CH4+2O2+2KOH=K2co3+3H2O

3、燃料電池的優(yōu)點(diǎn)：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運(yùn)行噪音低

（四）廢棄電池的處理：回收利用

三、電解池

（―）電解原理

1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置，也叫電解槽

2、電解：電流（外加直流電）通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)（被動(dòng)的不是自

發(fā)的）的過程

3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時(shí)，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過

4、電子流向：（電源）負(fù)極一（電解池）陰極一（離子定向運(yùn)動(dòng)）電解質(zhì)溶液一（電解池）

陽極—（電源）正極

5、電極名稱及反應(yīng)：

陽極：與直流電源的正極相連的電極，發(fā)生氧化反應(yīng)

陰極：與直流電源的負(fù)極相連的電極，發(fā)生還原反應(yīng)

6、電解CuC12溶液的電極反應(yīng)：

陽極:2Cl”2e-=Cy氧化）

陰極：G?++2e-=Cu（還原）

總反應(yīng)式:CuCl2=Cu+Cl2f

7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程

☆規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫：

放電順序：

2+3+2++2+2+2+2+

陽離子放電順序：Ag4->Hg>Fe>Cu>H（指酸電離的）>Pb>Sn>Fe>Zn>Al3+>

Mg2+>Na+>Ca2+>K+

陰離子的放電順序：是惰性電極時(shí)：S2>I>Br>Cl>OH>NC）3->SC）/（等含氧酸根離子）〉F

是活性電極時(shí)：電極本身溶解放電

*注先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu）等金屬，則陽極反應(yīng)為

電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)

律來書寫電極反應(yīng)式。

電解質(zhì)水溶液電解產(chǎn)物的規(guī)律

類型電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對(duì)象電解質(zhì)濃度

分解電解質(zhì)電解質(zhì)電離出的陰陽離子分別在兩HC1電解質(zhì)減小

型極放電

CuCl2

放H2生成陰極：水放H2生堿NaCl電解質(zhì)和生成新電解質(zhì)

堿型陽極：電解質(zhì)陰離子放電水

放氧生酸型陰極：電解質(zhì)陽離子放電CuSO4電解質(zhì)和生成新電解質(zhì)

陽極：水放生酸水

+

電解水型陰極：4H+4e-==2H2fNaOH

陽極：4OH--4e-==。2T+2H2O水增大

Na2SO4

上述四種類型電解質(zhì)分類:

（1）電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽

(2)電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽(氟化物除外)

(3)放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽

(4)放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽

(二)電解原理的應(yīng)用

1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣

(1)、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法

(2)、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：

陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液M—ne-==M"+

陰極：待鍍金屬(鍍件)：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面

Mn++ne-==M

電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應(yīng)原理

陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+,陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu,

電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液

2、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉

陽極：粗銅；陰極：純銅電解質(zhì)溶液：硫酸銅

3、電冶金

(1)、電冶金：使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活

潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁

(2)、電解氯化鈉：

通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl==Na++C1-

通直流電后：陽極：2Na++2e-==2Na陰極：2C1-—2e-==C121

☆規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

(1)若無外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。①有活潑性不同的兩個(gè)電極；②兩極

用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；③較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還

原反應(yīng)(有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的H+作用)，只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池。

(2)若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，

陽極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時(shí)，則為電鍍池。

(3)若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。

若無外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極(電子輸出極)，有關(guān)裝置為原電池，

其余為電鍍池或電解池。

☆原電池，電解池，電鍍池的比較

原電池電解池電鍍池

定義(裝置將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的裝應(yīng)用電解原理在某些金屬

特點(diǎn))置置表面鍍上一側(cè)層其他金屬

反應(yīng)特征自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)

裝置特征無電源，兩級(jí)材料不同有電源，兩級(jí)材料可同可有電源

不同

形成條件活動(dòng)性不同的兩極兩電極連接直流電源1鍍層金屬接電源正極，

電解質(zhì)溶液兩電極插入電解質(zhì)溶液待鍍金屬接負(fù)極；2電鍍

形成閉合回路形成閉合回路