高中化學(xué)知識點大全（物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)）

的層能級

1K1S

2L2s2|>

33s3p3<l

4N4s4p4(14f

一、原子結(jié)構(gòu)5O5s5P5<l5f

6P6s6p6<l6f

1、能層和能級一L

Q-s-p"<lI

(1)能層和用券于軌道，1357

可容納電子敷：261<>14

①在同一個原子中，離核越近能層能量越低。

②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

到高依次為s、p、d、f。

③任一能層，能級數(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能層不同能級相同，所容納的最多電子數(shù)相同。

能摩口1234■■■

*號KLMN<s>(S>OOO

$sP$Pd$Pdf

扎道盤1131351357

我多車22626102610M

的電子蒙281832

(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：2~(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)>￡(4s)、E(4d)>不5s)、￡(5d)

>￡(6s)、F(6d)>F(7s),￡(4f)>F(5p),F(4f)>￡(6s)等。原子軌道的

能量關(guān)系是：ns<(n-2)f<(n-1)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)

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

較高能級時的狀態(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)生電子躍遷時會吸收(基態(tài)T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，,5能級各有1個原子軌道；P電子的原子軌道呈

紡錘形，np能級各有3個原子軌道，相互垂直(用PMPy、Pz表示)；nd能級各有5個

原子軌道；nf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。、和、p3、d\p6、d?fl4,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)(/7-l)d能級上電子數(shù)等于10時，副族元素的族序數(shù)=小能級電子數(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。

即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。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。

(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列為一個族(第vm族除外)0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，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)

化合價最高正價由+1T+7最高正價和負價數(shù)均相同，

元負價數(shù)=（8一族序數(shù)）最高正價數(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，非金屬性

性非金屬性屬性逐漸增強逐漸減弱

質(zhì)第一電離能呈增大趨勢（注意反常逐漸減小

點：HA族和IHA族、

VA族和VIA族）

電負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>AI>Si>P>S>CI

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<CI<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0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+>AP+

（3）元素金屬性強弱的判斷方法

本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強。

金1.在金屬活動順序表中越靠前，金屬性越強

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

性斷3.單質(zhì)還原性越強或離子氧化性越弱，金屬性越強(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，金屬性越強

5.若xn++y-x+ym+則y比x金屬性強

6.原電池反應(yīng)中負極的金屬性強

7.與同種氧化劑反應(yīng)，先反應(yīng)的金屬性強

8.失去相同數(shù)目的電子，吸收能量少的金屬性強

4）三E金屬愷三強弱的判斷方法

本質(zhì)原子越易得電子，非金屬性越強

非1.與H2化合越易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強

金2.單質(zhì)氧化性越強，陰離子還原性越弱，非金屬性越強(電解

判

屬中在陽極上得電子的先后)

斷

性3.最高價氧化物的水化物酸性越強，非金屬性越強

方

比4.An-+B-Bm-+A則B比A非金屬性強

法

較

5.與同種還原劑反應(yīng)，先反應(yīng)的非金屬性強

6.得到相同數(shù)目的電子，放出能量多的非金屬性強

三、共價鍵

L共價鍵的成鍵本質(zhì)：成鍵原子相互接近時，原子軌道發(fā)生重疊，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TT鍵

。鍵n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

牢固程度強度大，不易斷裂強度小，易斷裂

成鍵判斷規(guī)單鍵是。鍵；雙鍵有一個是。鍵，另一個是TT鍵；三鍵中一個

律是噬,另兩個為TT鍵。

(2)極性鍵和非極愷U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

的共價鍵，共用電子對不共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移

發(fā)生偏移

原子吸引電子能相同不同

力

共用電子對位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子

一方

成鍵原子的電性不顯電性顯電性

判斷依據(jù)

舉例氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、

單質(zhì)分子(如H2、Cl2)

和某些化合物(如酸根和氫氧根中都含有極性

鍵

Na2O2xH2O2)中含有非

極性鍵

(3)配位鍵：一類特殊的共價鍵，一個原子提供空軌道，另一個原子提供一對電子所

形成的共價鍵。

配位原子(提供整對電子)

①配位化合物:Cu(H0/S04、

j己位體2

中心原子

Cu(NH)4(OH

3+

(提供空軌道)[Cu(WZ]so

②配位化合物I4

內(nèi)界外界配位數(shù)

3、共價鍵的三個鍵參數(shù)

概念對分子的影響

鍵長分子中兩個成鍵原子核間距離鍵長越短，化學(xué)鍵越強，形成的分

(米)子越穩(wěn)定

鍵能對于氣態(tài)雙原子分子AB,拆開鍵能越大，化學(xué)鍵越強，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、鍵能決定共價鍵的強弱和分子的穩(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-反應(yīng)物鍵能總和

四、分子的空間構(gòu)型

L等電子原理

原子總數(shù)相同、價電子總數(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

n234

CO=CO+O=N+O=NO=Ml中NA”

22212b18廿

N2+N-=N3—或

7

SO2=O+O2=O3=N—+02=:

NO2-)

(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)中中心原子A周圍的價電子對

的幾何構(gòu)型，主要取決于價電子對數(shù)(n),價電子對盡量遠離，使它們之間斥力最小。

中心原孑火的價電子數(shù)+配位原子B提供的價電子數(shù)xn

價層電子對■數(shù)目：可=

2

(2)ABn型分子價層電子對的計算方法：

=5+1x5

①對于"=='主族元素，中心原子價電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子

按提供的價電子數(shù)計算，如：PCk中

②0、s作為配5+1x4-1位原6+0+2,子時按不提供價

n=----------=4n=--------=4

電子計算，作中心原2子時價電子數(shù)為6;

③離子的價電子對數(shù)計算

如：2

NH4+:SO4-:

3、雜化軌道理論

(1)雜化軌道理論的基本要點：

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，形成建；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。

③雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個sp3雜化軌道占有1個s軌道、3個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spSp2sp3SP3不等性雜化

軌道夾角180°120°10902

81

中心原子位置□A,HBDIAIVAVAVIAVDA

中心原子孤對電子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

實例、、、取、HCI

BeCI2BF3CH4NH30

PH

HgCl2SiCI43H2S

(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

叁鍵，則其中有2個IT鍵,用去了2個p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個雙鍵則其中

有1個TT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)價電子對型型性

直線直線形非

co22sp180°

Sp2平面三角字形極

so23V

H2O、OF2、3sp3平面三角V字形—極

HCN2SP直線直線形180°極

43正四面體三角錐形,極

NH3sp107018

BF3、SO33sp2平面三角平面三角形120°非

H3O+4sp3正四面體三角錐形107°18'—

CH4、CCI44sp3正四面體正四面體形109。28'非

NH4+4sp3正四面體正四面體形109°28'非

HCHO、3sp2平面三角平面三角形—極

COCI2

五、分子的性質(zhì)

L分子間作用力(范德華力和氫鍵)

(1)分子旬作用力和化學(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?800kJmo|-1約幾到幾十kJmol1

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)

(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、電負性大、有孤對電子的F、0、

N原子

強度比較比化學(xué)鍵弱得多比化學(xué)鍵弱得多，比范德華力稍強

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)分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點升高硬度增

的熔沸點升高、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：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。如：①只由非極性鍵

構(gòu)成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等；②只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對稱的多原

子分子：C02、CS2、BF3、CH4、CCI4等；③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH三CH、

d

<2>極性分子：整個分子電荷分布不對稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HCI,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)F2、N2、P4、S8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HCI、H2S.H2O2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HCLHBr等；若含非極性鍵，就是非

極性分子，如。2、b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，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中

的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、S02等。

④根據(jù)ABn的中心原子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

是否達最高價)

(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I：匕較小。

3、有機物分子的手性和無機含氧酸的酸性

(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。

②手性分子的判斷方法：判斷一種有機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，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必須不同。

(2)無機含氧酸分子的酸性

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)mROn,酸的強度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關(guān)，n越大,

酸性越強。

n=0弱酸n=l中強酸n=2強酸n=3超強酸

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鍵范德華力微粒間的靜電作用

熔沸點較高很高低有局I、有低

硬度硬而脆大小有局）、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

典型實例NaOH、NaCI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）NaCI

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

面體，每個CI-周圍吸引著6個Na+,Na+、Cl-個數(shù)比為1:1,每個Na+與12個Na+

等距離相鄰，每個氯化鈉晶胞含有4個Na+和4個CI-。

（2）CsCI

屬于離子晶體。晶胞中每個CI—（或Cs+）周圍與之最接近且距離相等的Cs+（或。一）

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

等且最近的Cs+共有6個，這幾個Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為正八面體,一個氯化鈉晶胞

含有1個Cs+和1個CL。

（3）金剛石（空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)）

屬于原子晶體。晶體中每個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）SiO2

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Si—0鍵個數(shù)比為1:4,0原子與Si—

0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C02分子周圍最近且等距離的C02有12個。1個晶胞中

含有4個C02。

（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6,一個晶胞中

含有1個原子。金屬Na、K、CLM。（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8,一個晶胞中含有2個原子。金屬Mg、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12,一個晶胞中含有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，反之則小。

①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?、

陽離子半徑之和越小的）,鍵能越強的，熔、沸點就越高。如NaCLNaBr、Nai;NaCL

KCkRbCI等的熔、沸點依次降｛氐。離子所帶電荷大的熔點較高。如：MgO熔點高于NaCI0

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，熔點也

高。如：F2、02、Br2、12和HCI、HBr、HI等均隨式量增大。熔、沸點升高。但結(jié)構(gòu)相似

的分子晶體，有氫鍵存在熔、沸點較高。

③原子晶體：在原子晶體中，只要成鍵原子半徑小，鍵能大的，熔點就高。如金剛石、

金剛砂（碳化硅）、晶體硅的熔、沸點逐漸降低。

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、沸點也就越高。

如IHA的Al,UA的Mg,IA的Na,熔、沸點就依次降低。而在同一主族中，金屬原子半

徑越小的，其熔沸點越高。

化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理

章節(jié)知識點齷

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、溶解熱）

2.婚變0H）的意義：在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng).符號：AH.單位：

kJ/mol,即：恒壓下：烙變=反應(yīng)熱，都可用AH表示，單位都是kJ/molo

3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂——吸熱化學(xué)鍵形成——放熱

放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱〉吸熱）AH為或AH<0

吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱〉放熱）AH為"+"或AH>0

也可以利用計算AH來判斷是吸熱還是放熱。AH=生成物所具有的總能量-反應(yīng)物所

具有的總能量=反應(yīng)物的總鍵能-生成物的總鍵能

☆常見的放熱反應(yīng)：①所有的燃燒反應(yīng)②所有的酸堿中和反應(yīng)③大多數(shù)的化合反應(yīng)④

金屬與水或酸的反應(yīng)⑤生石灰（氧化鈣）和水反應(yīng)⑥鋁熱反應(yīng)等

☆常見的吸熱反應(yīng)：①晶體（）與大多數(shù)的分解反應(yīng)③條件一

BaOH2-8H2ONH4cl②

般是加熱或高溫的反應(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）,一般筱鹽溶解是吸熱現(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)具有的能量越低，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：

①熱化學(xué)方程式必須標出能量變化，即反應(yīng)熱AH,AH對應(yīng)的正負號都不能省。

②熱化學(xué)方程式中必須標明反應(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)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）

③熱化學(xué)反應(yīng)方程式不標條件，除非題中特別指出反應(yīng)時的溫度和壓強。

④熱化學(xué)方程式中的化學(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

可以是分數(shù)

⑤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)逆向進行，&H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：101kPa時，1mol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）時所放出的熱量。燃燒熱的單位用表示。

H2OkJ/mol

※注意以下幾點：

①研究條件：101kPa

②反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。

③燃燒物的物質(zhì)的量：1mol

④研究內(nèi)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AH時才有負號。

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、中和熱

1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成ImolH2O,這時的反應(yīng)熱叫中和

，執(zhí)、、、。

2.強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：

H+（aq）+OH-（aq）=H2O（I）AH=-57.3kJ/mol

3.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/molo

4.中和熱的測定實驗：看課本裝置圖

（1）一般用強酸和強堿做實驗，且堿要過量（如果酸和堿的物質(zhì)的量相同，中和熱會

偏?。?，一般中和熱為57.3kJ/moL

（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，中和熱會偏大。

（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)進行的途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進行，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）

⑴定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化

⑵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/At（u:平均速率，Ac:濃度變化，At:時間）單位：mol/（Ls）

⑷影響因素：

①決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）

②條件因素（外因）：濃度（固體和純液體除外），壓強（方程式中必須要有氣體），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，溫度和壓強主要是使活化分子百分數(shù)增大來增大反應(yīng)速

率。

2.濃度和壓強是單位體積內(nèi)活化分子百分數(shù)不變，溫度和催化劑是分子總數(shù)不變。

※注意：（11參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認

為反應(yīng)速率不變。

（2）,惰性氣體對于速率的影響

①恒溫恒容時：充入本體系氣體，反應(yīng)速率增大；充入惰性氣體T反應(yīng)速率不變

②恒溫恒壓時：充入惰性氣體T反應(yīng)速率減小

二、化學(xué)平衡

（-）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)進行到正逆反應(yīng)速率相等時,各組成成分濃度

不再改變，達到表面上靜止的一種"堊衡",這就是這個反應(yīng)所能達到的限度即化學(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)量分數(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)達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)

例舉反應(yīng)mA(g)+nB(g廠pC(g)+qD(g)

①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分數(shù)一定平衡

混合物體系中②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定平衡

各成分的含量③各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡

即：各組分的量保持不變時一定能判斷平衡。

①在單位時間內(nèi)消耗了mmolA同時生成mmolA,平衡

②在單位時間內(nèi)消耗了nmolB同時消耗了pmolC,平衡

正、逆反應(yīng)③V(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

速率的關(guān)系即：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