高中化學(xué)知識總結(jié)

第一部分中學(xué)化學(xué)基本概念和基本理論

一.物質(zhì)的組成、性質(zhì)和分類：

(一)駕馭基本概念

1.分子

分子是能獨立存在并保持物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的一種微粒。

(1)分子同原子、離子一樣是構(gòu)成物質(zhì)的基本微粒.

(2)按組成分子的原子個數(shù)可分為：

單原子分子如：He、Ne、Ar、Kr…

雙原子分子如：5、叢、HC1、NO-

多原子分子如：H2O>P4>C6H12O6-

2.原子

原子是化學(xué)變更中的最小微粒。準(zhǔn)確地說，在化學(xué)反應(yīng)中原子核不變，只有核外電子發(fā)生

變更。

(1)原子是組成某些物質(zhì)(如金剛石、晶體硅、二氧化硅等原子晶體)和分子的基本微粒。

(2)原子是由原子核(中子、質(zhì)子)和核外電子構(gòu)成的。

3.離子

離子是指帶電荷的原子或原子團。

(1)離子可分為：

陽離子：Li\Na\H\NH4+…

2

陰離子：Cr、CP-、OH，SO4--

(2)存在離子的物質(zhì)：

①離子化合物中：NaChCaCl2>Na2SO4--

②電解質(zhì)溶液中：鹽酸、NaOH溶液…

③金屬晶體中：鈉、鐵、鉀、銅…

4.元素

元素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱。

（1）元素與物質(zhì)、分子、原子的區(qū)分與聯(lián)系：物質(zhì)是由元素組成的（宏觀看）；物質(zhì)是由

分子、原子或離子構(gòu)成的（微觀看）。

（2）某些元素可以形成不同的單質(zhì)（性質(zhì)、結(jié)構(gòu)不同）一同素異形體。

（3）各種元素在地殼中的質(zhì)量分數(shù)各不相同，占前五位的依次是：。、Si、Al、Fe、Cao

5.同位素

是指同一元素不同核素之間互稱同位素，即具有相同質(zhì)子數(shù)，不同中子數(shù)的同一類原子互

稱同位素。如H有三種同位素：i】H、2】H、3】H（氣、笊、籟）。

6.核素

核素是具有特定質(zhì)量數(shù)、原子序數(shù)和核能態(tài)，而且其壽命足以被視察的一類原子。

（1）同種元素、可以有若干種不同的核素一同位素。

（2）同一種元素的各種核素盡管中子數(shù)不同，但它們的質(zhì)子數(shù)和電子數(shù)相同。核外電子排

布相同，因而它們的化學(xué)性質(zhì)幾乎是相同的。

7.原子團

原子團是指多個原子結(jié)合成的集體，在很多反應(yīng)中，原子團作為一個集體參與反應(yīng)。原子

團有幾下幾種類型：根（如SC^一、OH-、CH3co0一等）、官能團（有機物分子中能反映物

質(zhì)特殊性質(zhì)的原子團，如一OH、一NO?、一COOH等）、游離基（又稱自由基、具有不成價電

子的原子團，如甲基游離基?

CH3）O

8.基

化合物中具有特殊性質(zhì)的一部分原子或原子團，或化合物分子中去掉某些原子或原子團后剩

下的原子團。

（1）有機物的官能團是確定物質(zhì)主要性質(zhì)的基，如醇的羥基（一OH）和竣酸的竣基

（―COOH）o

（2）甲烷（CH4）分子去掉一個氫原子后剩余部分（?CH3）含有未成對的價電子，稱甲

基或甲基游離基，也包括單原子的游離基（?Cl）o

基（羥基）根（氫氧根）

電子

-0：H

式

電性電中性帶負電

不能獨立存

在，必需和其能獨立存在于

存在

他“基”或溶液或離子化

于

原子團相結(jié)合物中

合

9.物理性質(zhì)與化學(xué)性質(zhì)

物理性質(zhì)化學(xué)性質(zhì)

物質(zhì)不須要物質(zhì)在發(fā)生

概念

發(fā)生化學(xué)變化學(xué)變更時

（宏

更就能表現(xiàn)表現(xiàn)出來的

觀）

出來的性質(zhì)性質(zhì)

物質(zhì)的分子

物質(zhì)的分子

實質(zhì)組成和結(jié)構(gòu)

組成和結(jié)構(gòu)

（微沒有發(fā)生變

發(fā)生變更時

觀）更時呈現(xiàn)的

呈現(xiàn)的性質(zhì)

性質(zhì)

性質(zhì)顏色、狀態(tài)、一般指跟氫

包氣味、味道、氣、氧氣、金

括內(nèi)密度、熔點、屬、非金屬、

容沸點、溶解氧化物、酸、

性、導(dǎo)電性、堿、鹽能否發(fā)

導(dǎo)熱性等生反應(yīng)和熱

穩(wěn)定性等

9.物理變更和化學(xué)變更

物理變更：沒有生成其他物質(zhì)的變更，僅是物質(zhì)形態(tài)的變更。

化學(xué)變更：變更時有其他物質(zhì)生成，又叫化學(xué)反應(yīng)。

化學(xué)變更的特征：有新物質(zhì)生成伴有放熱、發(fā)光、變色等現(xiàn)象

化學(xué)變更本質(zhì)：舊鍵斷裂、新鍵生成或轉(zhuǎn)移電子等。二者的區(qū)分是：前者無新物質(zhì)生成，

僅是物質(zhì)形態(tài)、狀態(tài)的變更。

10.溶解性

指物質(zhì)在某種溶劑中溶解的實力。例如氯化鈉易溶于水，卻難溶于無水乙醇、苯等有機溶

劑。單質(zhì)碘在水中溶解性較差，卻易溶于乙醇、苯等有機溶劑。苯酚在室溫時僅微溶于水，當(dāng)

溫度大于7CTC時，卻能以隨意比與水互溶（苯酚熔點為43七，7（TC時苯酚為液態(tài)）。利用物

質(zhì)在不同溫度或不同溶劑中溶解性的差異，可以分別混合物或進行物質(zhì)的提純。

在上述物質(zhì)溶解過程中，溶質(zhì)與溶劑的化學(xué)組成沒有發(fā)生變更，利用簡潔的物理方法可以

把溶質(zhì)與溶劑分別開。還有一種完全不同意義的溶解。例如，石灰石溶于鹽酸，鐵溶于稀硫酸,

氫氧化銀溶于氨水等。這樣的溶解中，物質(zhì)的化學(xué)組成發(fā)生了變更，用簡潔的物理方法不能把

溶解的物質(zhì)提純出來。

11.液化

指氣態(tài)物質(zhì)在降低溫度或加大壓強的條件下轉(zhuǎn)變成液體的現(xiàn)象。在化學(xué)工業(yè)生產(chǎn)過程中，

為了便于貯存、運輸某些氣體物質(zhì)，常將氣體物質(zhì)液化。液化操作是在降溫的同時加壓，液化

運用的設(shè)備和容器必需能耐高壓，以確保平安。常用的幾種氣體液化后用途見下表。

氣體液化后名

主要用途

名稱稱

分別空氣制取氧

空氣液體空氣氣、氮氣、稀有

氣體

氮氣液氮冷凍劑

自來水消毒劑，

氯氣液氯；制氯化鐵、氯化

烷等

制冷劑，用于氨

氨氣液氨

制冷機中

二氧液體二氧

漂白劑

化硫化硫

石油液化石油

燃料

氣氣

12.金屬性

元素的金屬性通常指元素的原子失去價電子的實力。元素的原子越易失去電子，該元素的

金屬性越強，它的單質(zhì)越簡潔置換出水或酸中的氫成為氫氣，它的最高價氧化物的水化物的堿

性亦越強。元素的原子半徑越大，價電子越少，越簡潔失去電子。在各種穩(wěn)定的同位素中，鈉

元素的金屬性最強，氫氧化鈉的堿性也最強。除了金屬元素表現(xiàn)出不同強弱的金屬性，某些非

金屬元素也表現(xiàn)出肯定的金屬性，如硼、硅、種、孺等。

13.非金屬性

是指元素的原子在反應(yīng)中得到（汲?。╇娮拥膶嵙ΑＴ氐脑釉诜磻?yīng)中越簡潔得到電子。

元素的非金屬性越強，該元素的單質(zhì)越簡潔與H2化合，生成的氫化物越穩(wěn)定，它的最高價氧化

物的水化物（含氧酸）的酸性越強（氧元素、氟元素除外）。

已知氟元素是最活潑的非金屬元素。它與氫氣在黑暗中就能發(fā)生猛烈的爆炸反應(yīng)，氟化氫

是最穩(wěn)定的氫化物。氧元素的非金屬性僅次于氟元素，除氟、氧元素外，氯元素的非金屬性也

很強，它的最高價氧化物(C12O7)的水化物一高氯酸(HC1C>4)是已知含氧酸中最強的一種

酸。

金屬性強弱非金屬性強弱

最高價氧化物

最高價氧化物水

水化物堿性強

化物酸性強弱

弱

與水或酸反應(yīng)，與H2化合的易難

置換出H2的易和生成氫化物穩(wěn)

難定性

活潑金屬能從活潑非金屬單質(zhì)

鹽溶液中置換能置換出較不活

出不活潑金屬潑非金屬單質(zhì)

陽離子氧化性陰離子還原性強

強的為不活潑的為非金屬性

金屬，氧化性弱弱，還原性弱的

的為活潑金屬為非金屬性強

將金屬氧化成高

原電池中負極

價的為非金屬性

為活潑金屬，正

強的單質(zhì)，氧化

極為不活潑金

成低價的為非金

屬

屬性弱的單質(zhì)

電解時，在陰極電解時，在陽極

先析出的為不先產(chǎn)生的為非金

活潑金屬屬性弱的單質(zhì)

14.氧化性

物質(zhì)（單質(zhì)或化合物）在化學(xué)反應(yīng)中得到（吸引）電子的實力稱為物質(zhì)的氧化性。非金屬

單質(zhì)、金屬元素高價態(tài)的化合物、某些含氧酸和其鹽一般有較強的氧化性。

非金屬單質(zhì)的氧化性強弱與元素的非金屬性特別相像，元素的非金屬性越強，單質(zhì)的氧化

性也越強。氟是氧化性最強的非金屬單質(zhì)。氧化性規(guī)律有：①活潑金屬陽離子的氧化性弱于不

活潑金屬陽離子的氧化性，如Na+<Ag+;②變價金屬中，高價態(tài)的氧化性強于低價態(tài)的氧化性,

2

如Fe3+>Fe2+,MnO4->MnO4->MnO2;③同種元素含氧酸的氧化性往往是價態(tài)越高，氧化

性越強，如HNO3>HNC）2,濃度越大，氧化性也越強，如濃HNC>3>稀HNO3,濃H2SC>4>稀

H2SO4o然而，也有例外,如氯元素的含氧酸，它們的氧化性強弱依次是HC1O>HC1O2>HCIO3

>HC1O4O

15.還原性

物質(zhì)在化學(xué)反應(yīng)中失去電子的實力稱為該物質(zhì)的還原性。金屬單質(zhì)、大多數(shù)非金屬單質(zhì)和

含有元素低價態(tài)的化合物都有較強的還原性。物質(zhì)還原性的強弱取決于該物質(zhì)在化學(xué)反應(yīng)中失

去電子實力的大小。

元素的金屬性越強，金屬單質(zhì)的還原性也越強，金屬單質(zhì)還原性依次和金屬活動性依次基

本一樣。元素的非金屬性越弱，非金屬單質(zhì)的還原性越強。元素若有多種價態(tài)的物質(zhì)，一般說

來，價態(tài)降低，還原性越強。如含硫元素不同價態(tài)的物質(zhì)的還原性：H2S>S>SO2;含磷元素

物質(zhì)的還原性PH3>P4>PC>33-;鐵和其鹽的還原性：Fe>Fe2+等。

16.揮發(fā)性

液態(tài)物質(zhì)在低于沸點的溫度條件下轉(zhuǎn)變成氣態(tài)的實力，以和一些氣體溶質(zhì)從溶液中逸出的

實力。具有較強揮發(fā)性的物質(zhì)大多是一些低沸點的液體物質(zhì)，如乙醇、乙酸、丙酮、氯仿、二

硫化碳等。另外氨水、濃鹽酸、濃硝酸等都具有很強的揮發(fā)性。這些物質(zhì)貯存時，應(yīng)密閉保存

并遠離熱源，防止受熱加快揮發(fā)。

17.升華

在加熱的條件下，固態(tài)物質(zhì)不經(jīng)過液態(tài)干脆變?yōu)闅鈶B(tài)的變更。常見能升華的物質(zhì)有12、干

冰（固態(tài)CC>2）、升華硫、紅磷、灰種等。

18.穩(wěn)定性

是物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)的一種。它反映出物質(zhì)在肯定條件下發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的難易程度。穩(wěn)定性

可分為熱穩(wěn)定性、光化學(xué)穩(wěn)定性和氧化還原穩(wěn)定性。

越不活潑的物質(zhì)，其化學(xué)穩(wěn)定性越好。例如：苯在一般狀況下，化學(xué)性質(zhì)比較穩(wěn)定，所以,

常用苯作萃取劑和有機反應(yīng)的介質(zhì)。很多反應(yīng)在水溶液中進行和水作溶劑，都是利用了水的化

學(xué)穩(wěn)定性。

19.混合物

由兩種或多種物質(zhì)混合而成的物質(zhì)叫混合物；

(1)混合物沒有固定的組成，一般沒有固定的熔沸點；

(2)常見特殊名稱的混合物：氨水、氯水、王水、自然水、硬水、軟水、鹽酸、濃硫酸、

福爾馬林、水玻璃；爆鳴氣、水煤氣、自然氣、焦?fàn)t氣、高爐煤氣、石油氣、裂解氣、空氣；

合金；過磷酸鈣、漂白粉、黑火藥、鋁熱劑、水泥、鐵觸媒、玻璃；煤、石油；石油、石油的

各種儲分。

【留意】由同素異形體組成的物質(zhì)為混合物如紅磷和白磷。由同位素原子組成的物質(zhì)是純凈

物如H2O與D2O混合為純凈物。

20.單質(zhì)

由同種元素組成的純凈物叫單質(zhì)。如。2、3、/、Ar、金剛石、鐵(Fe)等。HD>16O.

18。也屬于單質(zhì)，單質(zhì)分為金屬單質(zhì)與非金屬單質(zhì)兩種。

21.化合物

由不同種元素組成的純凈物叫化合物。

從不同的分類角度化合物可分為多種類型，如離子化合物和共價化合物；電解質(zhì)和非電解

質(zhì)；無機化合物和有機化合物；酸、堿、鹽和氧化物等。

22.酸

電離理論認為：電解電離出的陽離子全部是H+的化合物叫做酸。

常見強酸：HCIO4>H2so4、HCKHNO3…

常見弱酸：H2so3、H3Po4、HF、HC1O、H2co3、H2so3、CH3coOH…

23.堿

電離理論認為，電解質(zhì)電離時產(chǎn)生的陰離子全部是OH-的化合物叫堿。

常見強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2sCa(OH)2-

常見弱堿：NH3-H2O>A1(OH)3>Fe(OH)3-

24.鹽

電離時生成金屬陽離子(或NH4+)和酸根離子的化合物叫做鹽。

鹽的分類：①正鹽:如：(N的)2SC)4、Na2SC)4…②酸式鹽：如NaHCC>3、NaH2PO4>

Na2HPC)4…③堿式鹽：CU2(OH)2c。3…④復(fù)鹽:KA1(SO4)2-12H2O-

25.氧化物

由兩種元素組成，其中一種是氧的化合物叫氧化物。

(1)氧化物的分類方法按組成分：

金屬氧化物：Na2O>AI2O3、Fe3O4--

非金屬氧化物：NO?、CO、SO2、CO2…

(2)按性質(zhì)分：

不成鹽氧化物：CO、NO

成鹽氧化物：酸性氧化物：CO2>SO2-

堿性氧化物：Na2O2>CuO-

兩性氧化物：AI2O3、ZnO

過氧化物：Na2O2

超氧化物：KO2

26.同素異形體

由同種元素所形成的不同的單質(zhì)為同素異形體。

(1)常見同素異形體：紅磷與白磷；。2與。3；金剛石與石墨。

(2)同素異形體之間可以相互轉(zhuǎn)化，屬于化學(xué)變更但不屬于氧化還原反應(yīng)。

(二)正確運用化學(xué)用語

1.四種符號

(1)元素符號：①表示一種元素(宏觀上)。②表示一種元素的一個原子(微觀上)。③表

示該元素的相對原子質(zhì)量。

(2)離子符號：在元素符號右上角標(biāo)電荷數(shù)和電性符號(正負號)，“1”省略不寫如：Ca2+、

2

SO4->Cl-、Na+…

(3)價標(biāo)符號：是在元素正上方標(biāo)正負化合價、正負寫在價數(shù)前。力”不能省略。如：方、

-I+146-2

Cl、Na、S、?！?/p>

(4)核素符號：如2713M、3216S、左上角為質(zhì)量數(shù)，左下角為質(zhì)子數(shù)。

2.化合價

化合價是指一種元素肯定數(shù)目的原子跟其他元素肯定數(shù)目的原子化合的性質(zhì)。

①在離子化合物中，失去電子的為正價，失去n個電子即為正n價；得到電子為負價，得

到n個電子為負n價。

②在共價化合物中，元素化合價的數(shù)值就是這種元素的一個原子跟其他元素的原子形成的

共用電子對的數(shù)目、正負則由共用電子對的偏移來確定，電子對偏向哪種原子，哪種原子就顯

負價；偏離哪種原子、哪種原子就顯正價。

③單質(zhì)分子中元素的化合價為零。

3.化學(xué)式

用元素符號表示單質(zhì)或化合物的組成的式子成為化學(xué)式。依據(jù)物質(zhì)的組成以和結(jié)構(gòu)特點，

化學(xué)式可以是分子式、試驗式、結(jié)構(gòu)簡式等。不同的化學(xué)式所表示的意義有區(qū)分。

離子化合物的化學(xué)式表示離子化合物和其元素組成，還表示離子化合物中陰、陽離子最簡

潔的整數(shù)比，同時也表示離子化合物的化學(xué)式量。例如，氫氧化鋼這種物質(zhì)和其組成元素是鐵、

氫、氧3種元素，化學(xué)式還表示了Ba2+與。H-的個數(shù)比是1:2,它的化學(xué)式量為171。

過氧化鈉的化學(xué)式是Na?。?，但不能寫成NaO,在過氧化鈉中實際存在的離子是一離

子，且Na+：GJ??-為2:1,所以，過氧化鈉的化學(xué)式只能用Na?。?表示。

某些固體非金屬單質(zhì)和全部的金屬單質(zhì)因組成、結(jié)構(gòu)比較困難，它們的化學(xué)式只用元素符

號表示。比如紅磷的化學(xué)式是P。

4.分子式

用元素符號表示物質(zhì)的分子組成的式子。

一般分子式是最簡式的整數(shù)倍，多數(shù)無機物二者是一樣的。但也有例外，如最簡式為NO2

的分子可能是NO2,也可能是N2O4。

有些單質(zhì)、原子晶體和離子晶體通常狀況下不存在簡潔分子，它的化學(xué)式則表示這種晶體

中各元素的原子或離子數(shù)目的最簡整數(shù)比，如C、Si。?、CsCl、Na2co3、2CaSO4-H2O等。

分子式的意義：

(1)表示物質(zhì)的元素組成；

(2)表示該物質(zhì)的一個分子；

(3)表示分子中各元素的原子個數(shù)；

(4)表示該物質(zhì)的相對分子質(zhì)量。

例如，硫酸的分子式是H2so4,它表示硫酸這種物質(zhì)，也表示了硫酸的一個分子和分子是

由2個氫原子、1個硫原子、4個氧原子組成。H2sO,同時也表示它的相對分子質(zhì)量為

1.008x2+32.07+16.00X4=98.086^98

5.試驗式

也稱最簡式。僅表示化合物中各元素原子個數(shù)比的式子。

有機物往往出現(xiàn)不同的化合物具有相同的試驗式。如乙烘和苯的試驗式是CH,甲醛、乙

酸、乳酸和葡萄糖等的試驗式是CH?。。已知化合物的最簡式和相對分子質(zhì)量，就可求出它的

分子式，如乙酸最簡式CH2。，式量為60,(CH2O)n=60,n=2,所以乙酸分子式為C2H式方。

6.電子式

在元素符號四周用“?"或"X”表示其最外層電子數(shù)的式子。

+

(1)用電子式表示陰離子時要用［］括起，電荷數(shù)寫在括號外面的右上角。NH4\H3O

等困難陽離子也應(yīng)如此寫。

（2）書寫簡潔離子構(gòu)成的離子化合物的電子式時可以遵循下面幾點：

①簡潔陽離子的電子式即是離子符號。

②簡潔陰離子的電子式即是元素符號四周有8個小圓點外加［］和電荷數(shù)。

③陰、陽離子交替排列。如：崛"［:此廣崛"冏:廣崛"

（3）留意各原子的空間排序和孤對電子、單電子的存在。如：

H：Q：C1：（次氯酸）

（4）用電子式表示某物質(zhì)形成過程，要留意“左分右合箭頭連”的原則。如：

Ca：+2-Cl：——-［：C1：］'Ca2+［：C1:］-

（5）另外，各電子式的書寫還應(yīng)留意力求勻稱、對稱、易識別。

7.結(jié)構(gòu)式

用短線將分子中各原子按排列數(shù)序和結(jié)合方式相互連接起來的式子。書寫規(guī)律：一共用電

子對畫一短線，沒有成鍵的電子不畫出。

氫氣32）TT：HH—H

氮氣（N2）：N：；N：N三N

H：N：HH—N—H

氨（NH3）ii4

次氯酸（HC1O）H：o：ci：H—O—Cl

用結(jié)構(gòu)式表示有機物的分子結(jié)構(gòu)更具有好用性，并能明確表達同分異構(gòu)體，例如：

HO

II

H—C—C—O—H

乙酸（C2H4O2）A

OH

III

H—C—O—C—H

甲酸甲酯（C2H4O2）H

8.結(jié)構(gòu)簡式

它是結(jié)構(gòu)式的簡寫，一般用于有機物，書寫時應(yīng)將分子中的官能團表示出來，它可以把連

接在相同原子的相同結(jié)構(gòu)累加書寫，也不需把全部的化學(xué)鍵都表示出來。例如：

乙烷（C2H4O2）CH3cH3

）

新戊烷（C5H12C（CH3）4

苯（C6H6）?；?。

乙酸（C2H4O2）CH3COOH

9.原子結(jié)構(gòu)示意圖

用以表示原子核電荷數(shù)和核外電子在各層上排布的簡圖，如鈉原子結(jié)構(gòu)簡圖為：

臉）

表示鈉原子核內(nèi)有11個質(zhì)子，弧線表示電子層（3個電子層），弧線上數(shù)字表示該層電子

數(shù)（K層2個電子，M層1個電子）。

原子結(jié)構(gòu)示意圖也叫原子結(jié)構(gòu)簡圖，它比較直觀，易被初學(xué)者接受，但不能把弧線看作核

外電子運行的固定軌道。

10.電離方程式

表示電解質(zhì)溶于水或受熱熔化時離解成自由移動離子過程的式子。

①強電解質(zhì)的電離方程式用“="。弱電解質(zhì)的電離方程式用鏈接。

②弱酸的酸式酸根的電離用。

+

HCO3-^CO3-+H

③強酸的酸式酸根的電離用。

2+

HSO4-=SO4-+H

④多元弱酸的電離分步進行。

H3P。40H2PO「+H+

2-+

H2Po4-0HPO4+H

2-3-+

HPO4^PO4+H

⑤多元弱堿的電離認為一步完成。

3+

Fe（OH）3^Fe+SOH-

11.離子反應(yīng)方程式的書寫規(guī)則

用實際參與反應(yīng)的離子的符號表示離子反應(yīng)的式子叫做離子方程式。

離子方程式書寫原則如下：

①只能將易溶、易電離的物質(zhì)寫成離子式；如NaCI、Na2so4、NaNO3>CuSO4-

②將難溶的(如BaSC)4、BaCO3>AgCl…)，難電離的(如HC1O、HF、CH3coOH、

NH3-H2O>H2O),易揮發(fā)的氣體(如SO?、CO2sH2s…)用化學(xué)式表示。

③微溶物：若處于混濁態(tài)要寫成分子式，澄清態(tài)改寫成離子式。

④弱酸的酸式鹽酸根不行拆開。如HCO3-、HSO3-、HS-O

⑤堿性氧化物亦要保留分子式。

⑥離子方程式除了應(yīng)遵守質(zhì)量守恒定律外，離子方程式兩邊的離子電荷總數(shù)肯定相等(離子

電荷守恒)。

12.熱化學(xué)方程式

表明反應(yīng)所放出或汲取的熱量的方程式，叫做熱化學(xué)分方程

(1)要注明反應(yīng)的溫度和壓強，若反應(yīng)是在298K和1.013X105Pa條件下進行，可不

予注明。

(2)要注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)或晶型。常用s、1、g、aq分別表示固體、液體、

氣體、溶液。

(3)與方程式計量系數(shù)有關(guān)，留意方程式與對應(yīng)不要弄錯，計量系數(shù)以“mol”為

單位，可以是小數(shù)或分數(shù)。

(4)在所寫化學(xué)反應(yīng)計量方程式后寫下△〃的數(shù)值和單位，方程式與△”應(yīng)用分號隔開。

(5)當(dāng)為“一”或AHV。時，為放熱反應(yīng)，當(dāng)為“+”或AH,。時，為吸熱反

應(yīng)。例如：

1

C(石墨)+O2(g)=CO2(g);△牛一393.6kJ?mor

表示體系在298K、1.013X105pa下，反應(yīng)發(fā)生了】mol的變更(即1mol的C與1mol

的。2生成lmol的CO2)時，相應(yīng)的熱效應(yīng)為一393.6kJ?moL,即放出393.6kJ的熱。

1

2C(石墨)+2O2(g)=2CO2(g);787.2kJ-mol-

表示體系中各物質(zhì)在298K,1.013xl05pa下，反應(yīng)發(fā)生了1mol的變更(即lmol

的2c與Imol的2。2完全反應(yīng)生成lmol的2co2）時的熱效應(yīng)為-787.2kJ?mori,即

放出787.2kJ的熱。

二.化學(xué)反應(yīng)與能量

（一）駕馭化學(xué)反應(yīng)的四種基本類型

1.化合反應(yīng)

兩種或兩種以上的物質(zhì)相互作用，生成一種物質(zhì)的反應(yīng)。即：A+B+C-E

如：CaO+H2O=Ca（OH）24NO2+O2+2H2O=4HNO3

2.分解反應(yīng)

一種物質(zhì)經(jīng)過反應(yīng)后生成兩種或兩種以上物質(zhì)的反應(yīng)。即：AB=C+D-

如：CaCO3=CaO+CO2t

2KMnO4=K2Mlic）4+MnO2+O21

3.置換反應(yīng)

一種單質(zhì)與一種化合物反應(yīng)，生成另一種單質(zhì)和另一種化合物的反應(yīng)。

如：2Mg+CO2=2MgO+C

4.復(fù)分解反應(yīng)

兩種化合物相互交換成分，生成另外兩種化合物的反應(yīng)。

如：AgNO3+HCI=AgCl；+HNO3

（二）氧化還原反應(yīng)：氧化劑、還原劑

1.基本概念

①氧化反應(yīng)：物質(zhì)失去電子（化合價上升）的反應(yīng)。

還原反應(yīng)：物質(zhì)得到電子（化合價降低）的反應(yīng)。

②被氧化：物質(zhì)失去電子被氧化。（所含元素化合價上升）。

被還原：物質(zhì)得到電子被還原。（所含元素化合價降低）。

③氧化劑：得到電子的物質(zhì)。

還原劑：失去電子的物質(zhì)。

④氧化性：物質(zhì)得電子的實力。

還原性：物質(zhì)失電子的實力。

⑤氧化產(chǎn)物：氧化反應(yīng)得到的產(chǎn)物。

還原產(chǎn)物：還原反應(yīng)得到的產(chǎn)物。

⑥氧化還原反應(yīng)：有電子轉(zhuǎn)移（電子得失或共用電子對偏移）的反應(yīng)，實質(zhì)是電子的轉(zhuǎn)移,

特征是化合價的升降。

2.概念間的關(guān)系

融劑氧化性被還原還原反應(yīng)還原產(chǎn)物

得f化合價，tff

電子I眸低..I..I..I.

I表一生質(zhì)II變化過程II發(fā)生反應(yīng)II所得產(chǎn)物I

失電［化翎|

離性升矗劑被氧化氧化反應(yīng)氧化產(chǎn)物

3.氧化還原反應(yīng)的一般規(guī)律

①表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律

同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性、處于最低價態(tài)時只具有還

原性、處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。

②性質(zhì)強弱規(guī)律

氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

氧化劑得電子一還原產(chǎn)物

還原劑失電子一氧化產(chǎn)物

氧化性：氧化劑,氧化產(chǎn)物；

還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物

③反應(yīng)先后規(guī)律

在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最

強的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，

則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。例如，向含有FeB。溶液中通入Ch,首先被氧化的是

Fe2+

④價態(tài)歸中規(guī)律

含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，該元素價態(tài)的變更肯定遵循“高價+

低價一中間價”的規(guī)律。

⑤電子守恒規(guī)律

在任何氧化一還原反應(yīng)中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數(shù)與還原劑失電子（或

共用電子對偏離）總數(shù)肯定相等。

4.氧化性、還原性大小的比較

（1）由元素的金屬性或非金屬性比較

a、金屬陽離子的氧化性隨其單質(zhì)還原性的增加而減弱

單一的還原性逐漸被弱,

K、Ca-.Mr、Mg、Z%、Fe、Sn、Pb、（H）.Cu、Hg、Ag^Pt、Au

對應(yīng)陽離子的氧化性逐漸減弱

b、非金屬陰離子的還原性隨其單質(zhì)的氧化性增加而減弱

單質(zhì)的氧化性逐漸激弱

F.CLBr.1>

%應(yīng)陰?子的還庾性逐漸減弱

（2）由反應(yīng)條件的難易比較

不同的氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時，反應(yīng)條件越易，其氧化劑的氧化性越強。如：

2KMnO4+16HC1=2KC1+2MnCl2+5C12f+8H2O（常溫）

MnO2+4HC1（濃）=MnCl2+Cl2f+2H2O（加熱）

前者比后者簡潔發(fā)生反應(yīng)，可推斷氧化性：KMnO4>MnO2o同理，不同的還原劑與同一

氧化劑反應(yīng)時，反應(yīng)條件越易，其還原劑的還原性越強。

（3）依據(jù)被氧化或被還原的程度不同進行比較

當(dāng)不同的氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強。

如：

2Fe+3Cl2^2FeCl3,S+FeqFeS,

2+

依據(jù)鐵被氧化程度的不同（Fe3+、Fe）,可推斷氧化性：C12>SO同理，當(dāng)不同的還原劑

與同一氧化劑反應(yīng)時，氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性就越強。

(4)依據(jù)反應(yīng)方程式進行比較

氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

氧化性：氧化劑,氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物

簡記：左＞右

(5)依據(jù)元素周期律進行比較

一般地，氧化性：上,下，右〉左；還原性：下,上，左〉右。

(6)某些氧化劑的氧化性或還原劑的還原性與下列因素有關(guān)：

溫度：如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。

濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強。

酸堿性：如中性環(huán)境中NS-不顯氧化性，酸性環(huán)境中NC＞3-顯氧化性；又如KMnCU溶液

的氧化性隨溶液的酸性增加而增加。

蓬］物質(zhì)的氧化性或還原性的強弱只確定于得到或失去電子的難易，與得失電子的多少無關(guān)。

【留意】：中學(xué)化學(xué)中提和的“化”名目繁多.要判別它們分屬何種變更，必需了解其過程.請

你依據(jù)下列學(xué)問來指出每一種“化”發(fā)生的是物理變更還是化學(xué)變更。

1.風(fēng)化

結(jié)晶水合物在室溫柔干燥的空氣里失去部分或全部結(jié)晶水的過程。

2.催化

能變更反應(yīng)速度，本身一般參與反應(yīng)但質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)不變。應(yīng)了解中學(xué)里哪些反應(yīng)需用

催化劑。

3.岐化

同一種物質(zhì)中同一元素且為同一價態(tài)原子間發(fā)生的氧化還原反應(yīng)。如：2C%+2Ca(OH)2=

CaCl2+Ca(ClO)2+H2O

4.酸化

向某物質(zhì)中加入稀酸使之呈酸性的過程。比如KM11O4溶液用H2sO,酸化，AgNCX溶液用

HNO3酸化。

5.鈍化

塊狀的鋁、鐵單質(zhì)表面在冷的濃硫酸或濃硝酸中被氧化成一層致密的氧化物愛護膜，阻擋

內(nèi)層金屬與酸接著反應(yīng)。

6.硬水軟化

通過物理、化學(xué)方法除去硬水中較多的Ca2+、Mg?+的過程。

7.水化

烯、快與水發(fā)生加成反應(yīng)生成新的有機物。

如：乙烯水化法：CH2=CH2+H2O加黑柒>CH3cH20H

乙烘水化法：CH三CH+H2Qai|g^1K>CH3CHO

8.氫化（硬化）

液態(tài)油在肯定條件下與H2發(fā)生加成反應(yīng)生成固態(tài)脂肪的過程。

植物油轉(zhuǎn)變成硬化油后，性質(zhì)穩(wěn)定，不易變質(zhì)，便于運輸?shù)取?/p>

9.皂化

油脂在堿性條件下發(fā)生水解反應(yīng)的過程。

產(chǎn)物：高級脂肪酸鈉+甘油

10.老化

橡膠、塑料等制品露置于空氣中，因受空氣氧化、日光照耀而使之變硬發(fā)脆的過程。

11.硫化

向橡膠中加硫，以變更其結(jié)構(gòu)（雙鍵變單鍵）來改善橡膠的性能，減緩其老化速度的過程。

12.裂化

在肯定條件下，分子量大、沸點高的燒斷裂為分子量小、沸點低的品的過程。目的：提高

汽油的質(zhì)量和產(chǎn)量。比如石油裂化。

13.酯化

醇與酸生成酯和水的過程。

14.硝化(磺化)

苯環(huán)上的H被一NO2或一SO3H取代的過程。

(三)化學(xué)反應(yīng)中的能量變更

1.化學(xué)反應(yīng)中的能量變更，通常表現(xiàn)為熱量的變更：

(1)吸熱反應(yīng)：化學(xué)上把汲取熱量的化學(xué)反應(yīng)稱為吸熱反應(yīng)。如C+CC^q2co為吸熱

反應(yīng)。

(2)放熱反應(yīng)：化學(xué)上把放出熱量的化學(xué)反應(yīng)稱為放熱反應(yīng)。如2H2+。2至型2H2。為放

熱反應(yīng)。

2.化學(xué)反應(yīng)中能量變更的本質(zhì)緣由

化學(xué)反應(yīng)中的能量變更與反應(yīng)物和生成物所具有的總能量有關(guān)。假如反應(yīng)物所具有的總能

量高于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時放出熱量；假如反應(yīng)物所具有的總能量低于

生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時汲取熱量。

3.反應(yīng)熱、燃燒熱、中和熱、熱化學(xué)方程式

(1)反應(yīng)熟:在化學(xué)反應(yīng)中放出或汲取的熱量，通常叫反應(yīng)熱用CH表示。單位:kJ?mol-1

(2)燃燒熱：在lOlkPa時ImolH?物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的能量，

叫該物質(zhì)的燃燒熱。如：lOlkPa時ImolH2完全燃燒生成液態(tài)水，放出285.5kJ?mol一1

的熱量，這就是H2的燃燒熱。

H2(g)+12O2(g)=H2O(1);△H=-285.5kJ?moL

(3)中和熱：在稀溶液中，酸和堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成ImolHz。，這時的反應(yīng)熱叫做中

和熱。

+

H(aq)+OH-(aq)=H2O(1);AH=-57.3kJ?moL

【留意】：化學(xué)反應(yīng)的幾種分類方法：

1.依據(jù)反應(yīng)物和生成物的類別和反應(yīng)前后物質(zhì)種類的多少分為：化合反應(yīng)、分解反應(yīng)、置換

反應(yīng)、復(fù)分解反應(yīng)。

2.依據(jù)反應(yīng)中物質(zhì)是否有電子轉(zhuǎn)移分為：氧化還原反應(yīng)、非氧化還原反應(yīng)。

3.依據(jù)反應(yīng)是否有離子參與或生成分為：離子反應(yīng)、非離子反應(yīng)。

4.依據(jù)反應(yīng)的熱效應(yīng)分為：放熱反應(yīng)、吸熱反應(yīng)。

5.依據(jù)反應(yīng)進行的程度分為：可逆反應(yīng)、不行逆反應(yīng)。

三.化學(xué)中常用計量

1.同位素相對原子質(zhì)量

以12c的一個原子質(zhì)量的1/12作為標(biāo)準(zhǔn)，其他元素的一種同位素原子的質(zhì)量和它相比較

所得的數(shù)值為該同位素相對原子質(zhì)量，單位是“一”，一般不寫。

2.元素相對原子質(zhì)量(即平均相對原子質(zhì)量)

由于同位素的存在，同一種元素有若干種原子，所以元素的相對原子質(zhì)量是按各種自然同

位素原子所占的肯定百分比計算出來的平均值，即按各同位素的相對原子質(zhì)量與各自然同位素

原子百分比乘積和計算平均相對原子質(zhì)量。

3.相對分子質(zhì)量

一個分子中各原子的相對原子質(zhì)量X原子個數(shù)的總和稱為相對分子質(zhì)量。

4.物質(zhì)的量的單位——摩爾

物質(zhì)的量是國際單位制(SI)的7個基本單位之一，符號是n。用來計量原子、分子或離

子等微觀粒子的多少。

摩爾是物質(zhì)的量的單位。簡稱摩，用mol表示

①運用摩爾時，必需指明粒子的種類：原子、分子、離子、電子或其他微觀粒子。

②Imol任何粒子的粒子數(shù)叫做阿伏加德羅常數(shù)。阿伏加德羅常數(shù)符號NA,通常用6.02

X1023mol-1這個近似值。

③物質(zhì)的量，阿伏加德羅常數(shù)，粒子數(shù)(N)有如下關(guān)系：n=N-NA

5.摩爾質(zhì)量：單位物質(zhì)的量的物質(zhì)所具有的質(zhì)量叫做摩爾質(zhì)量。用M表示，單位：g-mol-1

或kg-mol_1o

①任何物質(zhì)的摩爾質(zhì)量以g?molt為單位時，其數(shù)值上與該物質(zhì)的式量相等。

②物質(zhì)的量(n)、物質(zhì)的質(zhì)量(m)、摩爾質(zhì)量(M)之間的關(guān)系如下：M=m-n

6.氣體摩爾體積：單位物質(zhì)的量氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積。

用Vm表示，Vm=V+n。常用單位L-mo「i

①標(biāo)準(zhǔn)狀況下，氣體摩爾體積約為22.4L?mol-1

阿伏加德羅定律和推論：

定律：同溫同壓下，相同體積的任何氣體都會有相同數(shù)目的分子。

志向氣體狀態(tài)方程為：PV=nRT（R為常數(shù)）

由志向氣體狀態(tài)方程可得下列結(jié)論：

①同溫同壓下，V1：V2=Ili：YI2

②同溫同壓下，Pl：P2=M1：M2

③同溫同體積時，n1：n2=P1：P2

7.物質(zhì)的量濃度

以單位體積里所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質(zhì)B的物質(zhì)的量濃

度。符號CB。

CB=nB（mol）/V（L）（如是溶質(zhì)B的物質(zhì)的量，V是溶液體積），單位是mol?L一】。

物質(zhì)的量濃度與質(zhì)量分數(shù)的換算公式：c

J°°℃Ms%

四.物質(zhì)結(jié)構(gòu)、元素周期律

（一）原子結(jié)構(gòu)

1.原子dzX）中有質(zhì)子（帶正電）：Z個，中子（不顯電性）：（A—Z）個，電子（帶負電）：

Z個。

2.原子中各微粒間的關(guān)系：

①人二"％（A：質(zhì)量數(shù)，N:中子數(shù)，Z:質(zhì)量數(shù)）

②2=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)

③Mz-MN-1836Me-（質(zhì)量關(guān)系）

3.原子中各微粒的作用

(1)原子核

幾乎集中源自的全部質(zhì)量，但其體積卻占整個體積的千億分之一。其中質(zhì)子、中子通過猛

烈的相互作用集合在一起，使原子核特別“堅實”，在化學(xué)反應(yīng)時不會發(fā)生變更。另外原子核

中蘊含著巨大的能量——原子能(即核能)。

(2)質(zhì)子

帶一個單位正電荷。質(zhì)量為1.6726xl0-27kg,相對質(zhì)量1.007。質(zhì)子數(shù)確定元素的種類。

(3)中子

不帶電荷。質(zhì)量為1.6748XlO⑵kg,相對質(zhì)量1.008。中子數(shù)確定同位素的種類。

(4)電子

帶1個單位負電荷。質(zhì)量很小，約為11836xl.6726xl0-27kg。與原子的化學(xué)性質(zhì)親密

相關(guān)，特殊是最外層電數(shù)數(shù)和排布確定了原子的化學(xué)性質(zhì)。

4.原子核外電子排布規(guī)律

(1)能量最低原理：核外電子總是盡先排布在能量最低的電子層里，然后再由里往外排布

在能量逐步上升的電子層里，即依次：

K—L—M-N—O—P—Q依次排列。

(2)各電子層最多容納電子數(shù)為2n2個，即K層2個，L層8個，M層18個，N層32

個等。

(3)最外層電子數(shù)不超過8個，次外層不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個

【留意】以上三條規(guī)律是相互聯(lián)系的，不能孤立理解其中某條。如M層不是最外層時，其電子

數(shù)最多為18個，當(dāng)其是最外層時，其中的電子數(shù)最多為8個。

(二)元素周期律、元素周期表

1.原子序數(shù)：人們按電荷數(shù)由小到大給元素編號，這種編號叫原子序數(shù)。(原子序數(shù)=質(zhì)子數(shù)

=核電荷數(shù))

2.元素周期律：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性變更，這一規(guī)律叫做元素周期律。

詳細內(nèi)容如下:

隨著原子序數(shù)的遞增,

①原子核外電子層排布的周期性變更：最外層電子數(shù)從1—8個的周期性變更。

②原子半徑的周期性變更：同周期元素、隨著原子序數(shù)遞增原子半徑漸漸減小的周期性變

更。

③元素主要化合價的周期性變更：正價+1-+7,負價一4—-1的周期性變更。

④元素的金屬性、非金屬性的周期性變更：金屬性漸漸減弱，非金屬性漸漸增加的周期性

變更。

【留意】元素性質(zhì)隨原子序數(shù)遞增呈周期性變更的本質(zhì)緣由是元素的原子核外電子排布周期性

變更的必定結(jié)果。

3.元素周期表

(1)元素周期表的結(jié)構(gòu)：橫七豎十八

第一周期2種元素

短周期其次周期8種元素

第三周期8種元素

周期第四周期種元素

Y18

(橫向)長周期第五周期18種元素

第六周期32種元素

不完全周期：第七周期26種元素

主族(A)：IA、UA、IDA、NA、VA、VIA、VDA

族I副族舊)：IB、UB、WB、WB、VB、VIB、VDB

(縱向)第vni族：三個縱行，位于WB族與IB族中間

零族：稀有氣體元素

【留意】表中各族的依次：IA、nA、DIB、NB、VB、VIB、VUB、VIILIB、IIB、DIA、

IVA、VA、VIA、VI1A、0

(2)原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)與元素周期表關(guān)系的規(guī)律:

①原子序數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)

②電子層數(shù)=周期數(shù)（電子層數(shù)確定周期數(shù)）

③主族元素最外層電子數(shù)=主族序數(shù)=最高正價數(shù)

④負價肯定值=8—主族序數(shù)（限IVA?VI1A）

⑤同一周期，從左到右：原子半徑漸漸減小，元素的金屬性漸漸減弱，非金屬漸漸增加，

則非金屬元素單質(zhì)的氧化性增加，形成的氣態(tài)氧化物越穩(wěn)定，形成的最高價氧化物對應(yīng)水化物

的酸性增加，其離子還原性減弱。

⑥同一主族，從上到下，原子半徑漸漸增大，元素的金屬性漸漸增加，非金屬性漸漸減弱。

則金屬元素單質(zhì)的還原性增加，形成的最高價氧化物對應(yīng)的水化物的堿性增加，其離子的氧化

性減弱。

（3）元素周期表中“位、構(gòu)、性”的三角關(guān)系

原子結(jié)構(gòu)I

（4）推斷微粒大小的方法

①同周期元素的原子或最高價離子半徑從左到右漸漸減?。ㄏ∮袣怏w元素除外），如：Na

+2+3+

>Mg>Al;Na>Mg>Alo

②同主族元素的原子半徑或離子半徑從上到下漸漸增大，如：O<S<Se,F-<Cr<Bro

+2+

③電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大半徑越小，如：K>Cao

2+3+

④核電荷數(shù)相同，電子數(shù)越多半徑越大，如：Fe>Feo

⑤電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的，一般通過一種參照物進行比較，如：比較AP+與S2的半徑

大小，可找出與AP+電子數(shù)相同，與S2-同一主族元素的02比較，Al3+<O2->O2-<S2-S故

3+2

A1<S-O

⑥具有相同電子層結(jié)構(gòu)的離子，一般是原子序數(shù)越大，離子半徑越小，如：rS2->rC=>

rK+>rCa2+

(5)電子數(shù)相同的微粒組

①核外有10個電子的微粒組：

原子：Ne;

分子：CH4>NH3>比0、HF;

3+

陽離子：Na\Mg2+、Al\NH4\H3O;

32-

陰離子：N->O>FAOH-、NH2-O

②核外有18個電子的微粒：

原子：Ar;

分子：SiE、PH3、H2SSHC1、F2、H2O2;

陽離子：K\Ca2+;

32

陰離子：P->S2-、HS，Cl-、O2-C

(三)化學(xué)鍵和晶體結(jié)構(gòu)

1.化學(xué)鍵：相鄰原子間猛烈的相互作用叫作化學(xué)鍵。包括離子鍵和共價鍵(金屬鍵)。

2.離子建

(1)定義：使陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用叫離子鍵。

(2)成鍵元素：活潑金屬(或NH4+)與活潑的非金屬(或酸根，OH、

(3)靜電作用：指靜電吸引和靜電排斥的平衡。

3.共價鍵

(1)定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫作共價鍵。

(2)成鍵元素：一般來說同種非金屬元素的原子或不同種非金屬元素的原子間形成共用電

子對達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。

(3)共價鍵分類：

①非極性鍵：由同種元素的原子間的原子間形成的共價鍵(共用電子對不偏移)。如在某些

非金屬單質(zhì)(H2、C?。2、P4…)共價化合物(H2O2、多碳化合物)、離子化合物(Na2O2.

CaC?)中存在。

②極性鍵：由不同元素的原子間形成的共價鍵(共用電子對偏向吸引電子實力強的一方)。

如在共價化合物(HC1、比0、CO2>NH3、H2so八SiO2)某些離子化合物(NaOH、Na2so4、

NH4CI)中存在。

4.非極性分子和極性分子

(1)非極性分子中整個分子電荷分布是勻稱的、對稱的。極性分子中整個分子的電荷分布

不勻稱，不對稱。

(2)推斷依據(jù)：鍵的極性和分子的空間構(gòu)型兩方面因素確定。雙原子分子極性鍵一極性分

子，如：HC1、NO、COo

非極性鍵—非極性分子，如：H2>CI2、/、O2o

多原子分子，都是非極性鍵一非極性分子，如P4、S8o

有極性鍵幾何結(jié)構(gòu)對稱一非極性分子，如：CO2>CS2、CH4、CI40

幾何結(jié)構(gòu)不對稱一極性分子，如H2O2、NH3、H2OO

5.分之間作用力和氫鍵

(1)分子間作用力

把分子聚集在一起的作用力叫作分子間作用力。又稱范德華力。

①分子間作用力比化學(xué)鍵弱得多，它對物質(zhì)的熔點、沸點等有影響。

②一般的對于組成和結(jié)構(gòu)相像的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔

點、沸點也越高。

(2)氫鍵

某些物質(zhì)的分子間H核與非金屬強的原子的靜電吸引作用。氫鍵不是化學(xué)鍵，它比化學(xué)鍵

弱得多，但比范德華力稍強。

氫鍵主要存在于HF、H2O>NH3、CH3cH20H分子間。如HF分子間氫鍵如下：

.人.人，..

//上H'SR

F,一共價建氫鍵一

故HF、H2O>NH3的沸點分別與同族氫化物沸點相比反常的高。

6.晶體

①分子晶體

分子間的分子間作用力相結(jié)合的晶體叫作分子晶體。

②原子晶體

相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體叫原子晶體。

③離子晶體

離子間通過離子鍵結(jié)合而成的晶體叫作離子晶體。

④金屬晶體

通過金屬離子與自由電子間的較強作用（金屬鍵）形成的單質(zhì)晶體叫作金屬晶體。

7.四種晶體類型與性質(zhì)比較

晶體類離子晶原子分子金屬

型體晶體晶體晶體

金屬

組成晶陽離子陽離

體的粒和陰離原子分子子和

子子自由

電子

范德

組成晶華力

體粒子共