高中化学权威教师选修三经典总结

第一篇：高中化学权威教师选修三经典总结

2011高三课堂小练习（21）

班级 姓名 1存在分子内氢键的物质有2向硫酸铜溶液中逐滴滴加氨水至过量的现象为：继续向其中滴加乙醇的现象为所得物质的化学式为3[Ag（NH3）2]OH中内界为外界为中心离子为配体为配位数为配原子为

4钙的焰色为颜色，产生焰色反应的原因5元素周期表中的分区为，例S区：IA、IIA，P区： d区：，ds区为

6氯化钠晶胞中，钠离子的配位数为距离钠离子最近的钠离子有个，钠离子周围最近的氯离子所组成的空间构型为在一个氯化钠晶胞中钠离子有个。氟化钙晶胞中，钙离子的配位数为氟离子的配位数为氯化铯晶胞中铯的配位数为7影响离子晶体结构的因素为8氧化镁与氯化钠晶体熔点较高的是9等电子体的判断条件10 在铜氨配离子中，提供空轨道，提供孤电子对，两者之间的作用力叫做铜氨配离子的化学式为镁的第一电离能为什么比铝大12 氮的第一电离能为什么比氧大13 第三周期第一电离能第三高的元素与第二周期电负性第二大的元素形成的化合物为14 铍与氢氧化钠反应的化学方程式为15用文字及轨道式说明乙炔分子中两个∏键的成因16金属金晶体的堆积方式为金原子的配位数为铁晶体的堆积方式为铁原子的配位数为空间利用率为锌晶体的堆积方式为锌原子的配位数为空间利用率为

17为什么乙醇在水中溶解度比丁醇在水中溶解度大

18碳酸和亚硫酸非羟基氧数目一样多，酸性却强（填化学式），为什么19如何判断手性碳原子20金属钠的密度为ag/cm3，距离最近的两个钠离子的球心距离为铜的密度密度为ag/cm3，距离最近的两个铜离子的球心距离为

（Na 23Cu 64用NA、a表示）

21金刚石的硬度比氮化碳的硬度（大、小）为什么22氨气在水中溶解度极大，为什么

23将氮族元素的氢化物按沸点由大到小排列点由大到小排列将卤族元素的氢化物按沸点由大到小排列将碳族元素的氢化物按沸点由大到小排列（用化学式表示）

24用价层电子对互斥理论解释二氧化硫的空间构型的判断过程25用价层电子对互斥理论解释四氯化碳是否为极性分子的判断过程26五氯化磷分子的极性为为什么27足球烯为 28亚铁离子和铁离子更稳定，为什么29写出三种含有非极性共价键的离子化合物的电子式30铜的价电子排布式 31氢氟酸中存在的氢键的表示方法为： 32石墨晶体中存在的作用力有 33干冰晶胞的堆积方式为，每个干冰分子周围距离最近的干冰分子为 34冰中水分子，一个水分子周围的氢键有 个

35金刚石晶体中，最小的碳环为元环，二氧化硅晶体中最小的环为元环

36H2分子中的共价键为一个s--sσ键，O2分子中的共价键为N2分子中的共价键

为乙炔分子中的共价键为

37为什么实验室测得水的相对分子质量比18大38乙醇比丁醇更易溶于水的原因为

第二篇：高中化学选修4知识点归纳总结

高中化学选修4知识点归纳总结 第一章 化学反应与能量

一、焓变 反应热 1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量

2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： △H（2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热放出热量的化学反应。(放热>吸热)△H 为―—‖或△H <0吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为―+‖或△H >0☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应 ③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应 ⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2?8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等

二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变

三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）

四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)，ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

4．中和热的测定实验

五、盖斯定律1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

第二章 化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率1.化学反应速率（v）⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L?s）⑷ 影响因素：① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）② 条件因素（外因）：反应所处的条件

外因对化学反应速率影响的变化规律 条件变化 反应物的浓度 大

减小

气体反应物的压强 大

减

单位体积里的总数目减少，百分数不变

减小 增

单位体积里的总数目增多，百分数不变

增大

单位体积里的总数目减少，百分数不变

减小 增

活化分子的量的变化

单位体积里的总数目增多，百分数不变

反应速率的变化 增大 小

反应物的温度 高

降低

反应物的催化剂 用

撤去

其他

剂等

※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（2）、惰性气体对于速率的影响 ①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

二、化学平衡

（一）1.定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种―平衡‖，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

例举反应

mA(g)+nB(g)C(g)+qD(g)①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定

混合物体系中

各成分的含量

④总体积、总压力、总物质的量一定

①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆)②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则正、逆反应 速率的关系

③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆)①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）

压强

②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）

不一定平衡平衡 不一定平衡 不一定平衡 V(正)=V(逆)

不一定平衡 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 ③各气体的体积或体积分数一定

平衡平衡平衡

光，电磁波，超声波，固体反应物颗粒的大小，溶

有影响

百分数剧减，单位体积里的总数目剧减

剧减 使

百分数剧增，单位体积里的总数目剧增

剧增

百分数减少，单位体积里的总数目减少

减小 升

百分数增大，单位体积里的总数目增多

增大

平衡

平衡 混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 ②Mr一定时，但m+n=p+q时

平衡 不一定平衡平衡 不一定平衡平衡 温度 体系的密度 其他 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）密度一定

如体系颜色不再变化等

（二）影响化学平衡移动的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。

三、化学平衡常数

（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K

（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：

1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

2、K只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是―1‖而不代入公式。

4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

（三）化学平衡常数K的应用:

1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。

2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）Q〈K:反应向正反应方向进行;Q=K:反应处于平衡状态;Q〉K:反应向逆反应方向进行

3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应＊

四、等效平衡

1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。

2、分类（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。（2）定温，定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。

五、化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向：（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：J???mol-1?K-1(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

第三章 水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）

10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）

表示方法：AB11、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

A++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：:

水的离子积：KW = c[H+]·c[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L;KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14 ②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10-14

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂—— 甲基橙、石蕊、酚酞。

变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色）pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。

注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 三、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意 :不能直接计算[H+]混)

3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n（但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n（但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n（但始终不能小于或等于7）

5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律

1、若等体积混合

pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7 pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后显中性

pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕

六、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：

（1）仪②滴定管的刻度，O刻度在 上，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位。

（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：

准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)（4）试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度； V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

c碱= 上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。

3、盐类水解规律：

①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)

4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热

5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越 高 水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越 大（越稀越水解）

③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4-显 酸 性

②电离程度＞水解程度，显 酸 性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显 碱 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

7、双水解反应：

（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2-+ 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

8、盐类水解的应用： 水解的应用

1、净水

实例 明矾净水

原理

Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+

2、去油污

用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-

①配制FeCl3溶液时常加

3、药品的保存 入少量盐酸

②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH

Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+

CO32-+H2O HCO3-+OH-

若不然，则：

由MgCl2·6H2O制无水

4、制备无水盐 MgCl2 在HCl气流中加热

MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O

用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合

5、泡沫灭火器 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

6、比较盐溶液中离子浓度的大小

比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小

NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

9、水解平衡常数（Kh）

对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）

电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写

注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写

八、溶液中微粒浓度的大小比较

☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

②物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒）

某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 ③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。

九、难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。

（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用―=‖，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用―=‖。

（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)

2、Ag2SO4（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。

（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

注意在沉淀后用(s)标明状态，并用― ‖。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+ S2-(aq)

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。

（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化还原沉淀法：

（4）同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化。

5、沉淀的转化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。

如：AgNO3 AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黄色）AgI（黄色）Ag2S（黑色）

6、溶度积（KSP）

1、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

2、表达式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n

3、影响因素：

外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。

w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

4、溶度积规则

QC（离子积）〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP平衡状态 QC〈KSP 饱和，继续溶解 第四章 电化学基础 第一节 原电池 原电池：

1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。

2、组成条件：①两个活泼性不同的电极② 电解质溶液③ 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路

3、电子流向：外电路： 负 极——导线—— 正 极

内电路：盐桥中 阴 离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 阳 离子移向正极的电解质溶液。

4、电极反应：以锌铜原电池为例：

负极： 氧化反应： Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）正极： 还原反应： 2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑

5、正、负极的判断：

（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。（2）从电子的流动方向 负极流入正极（3）从电流方向 正极流入负极

（4）根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极，阴离子流向负极（5）根据实验现象①__溶解的一极为负极② 增重或有气泡一极为正极 第二节 化学电池

1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池

2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置

3、化学电池的分类： 一次电池、二次电池、燃料电池 一、一次电池

1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等 二、二次电池

1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。

2、电极反应：铅蓄电池

放电：负极（铅）： Pb＋－2e-＝PbSO4↓

正极（氧化铅）： PbO2＋4H+＋＋2e-＝PbSO4↓＋2H2O 充电：阴极： PbSO4＋2H2O－2e-＝PbO2＋4H+＋

阳极： PbSO4＋2e-＝Pb＋

两式可以写成一个可逆反应： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O

3、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池

三、燃料电池

1、燃料电池： 是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池

2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时：

负极：2H2－4e-=4H+ 正极：O2＋4e-+4H+ =2H2O 当电解质溶液呈碱性时：

负极： 2H2＋4OH-－4e-＝4H2O 正极：O2＋2H2O＋4 e-＝4OH-另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷(燃料)和氧气(氧化剂)。电极反应式为：

负极：CH4＋10OH－－8e--＝ ＋7H2O； 正极：4H2O＋2O2＋8e-＝8OH-。

电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低

四、废弃电池的处理：回收利用 第三节 电解池

一、电解原理

1、电解池： 把电能转化为化学能的装置 也叫电解槽

2、电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程

3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程

4、电子流向：

（电源）负极—（电解池）阴极—（离子定向运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源）正极

5、电极名称及反应：

阳极：与直流电源的 正极 相连的电极，发生 氧化 反应

阴极：与直流电源的 负极 相连的电极，发生 还原 反应

6、电解CuCl2溶液的电极反应： 阳极： 2Cl--2e-=Cl2(氧化)阴极： Cu2++2e-=Cu(还原)总反应式： CuCl2 =Cu+Cl2 ↑

7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程 ☆规律总结：电解反应离子方程式书写： 放电顺序： 阳离子放电顺序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 阴离子的放电顺序

是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性电极时：电极本身溶解放电

注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。

电解质水溶液点解产物的规律 类型 电极反应特点

实例

对象

电解

度

分解电解质型 电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电

CuCl2 HCl

质

电解

减小

大

---

Cl2 放H2生成碱型 阴极：水放H2生碱 阳极：电解质阴离子放电

NaCl

电解质和水

解质

生成新电

大 生

氧化

增

HCl

增

Cu

电解质浓

pH

原

HCl 电解质溶液复放氧阴极：电解质阳离子放电 CuSO4 电解生酸型 阳极：水放O2生酸 质和水 成新电解质

小

增大

小 大

减铜

电解水型 阴极：4H+4e-== 2H2 ↑ 阳极：4OH-4e-== O2↑+ 2H2O

NaOH

水

增水

H2SO4 减

Na2SO4

变

上述四种类型电解质分类：

（1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐

（2）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）（3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐

二、电解原理的应用

1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气

（1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法（2）、电极、电解质溶液的选择：

阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液 M— ne== M 电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液 镀铜反应原理

阳极(纯铜)：Cu-2e-=Cu2+，阴极(镀件)：Cu2++2e-=Cu，电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液（3）、电镀应用之一：铜的精炼

阳极：粗铜；阴极： 纯铜电解质溶液： 硫酸铜

3、电冶金

（1）、电冶金：使矿石中的 金属阳离子 获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝

（2）、电解氯化钠：

通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl-通直流电后：阳极：2Na+ + 2e-== 2Na 阴极：2Cl-— 2e-== Cl2↑

☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律

（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。

（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。

（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。

☆ 原电池，电解池，电镀池的比较

原电池

性质 类别

定义

（装置特点）反应特征

装置特征

将化学能转变成电能的装置

将电能转变成化学能的装置

应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属

电解池

电镀池

自发反应 无电源，两级材料不同

非自发反应 有电源，两级材料可同可不同

两电极连接直流电源 两电极插入电解质溶

非自发反应

有电源

形成条件

极

活动性不同的两1镀层金属接电源正极，待镀金属接负极；2电镀液必须含有镀层金属的离子

电解质溶液 形成闭合回路

电极名称

属

正极：较不活泼负极：较活泼金

液

形成闭合回路 阳极：与电源正极相连

阴极：与电源负极相

名称同电解，但有限制条件

阳极：必须是镀层金属 阴极：镀件 金属（能导电非金属）连

电极反应 负极：氧化反应，金属失去电子

阳极：氧化反应，溶阳极：金属电极失去电子 阴极：电镀液中阳离子得到电子

液中的阴离子失去电子，或

电极金属失电子

正极：还原反应，溶液中的阳离子的电氧腐蚀）

电子流向

负极→正极

电源负极→阴极 阴极：还原反应，溶子或者氧气得电子（吸液中的阳离子得到电子

同电解池

电源正极→阳极

溶液中带电粒子的移动 动

阴离子向负极移动

联系

在两极上都发生氧化反应和还原反应 阳离子向正极移

阳离子向阴极移动 阴离子向阳极移动

同电解池

☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：

阳极(失)e-正极（得）e-负极（失）e-阴极（得）

第四节 金属的电化学腐蚀和防护

一、金属的电化学腐蚀（1）金属腐蚀内容：

（2）金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程

条件 现象 本质 关系 电化腐蚀

不纯金属或合金与电解质溶液接触 有微弱的电流产生

较活泼的金属被氧化的过程

化学腐蚀

金属与非电解质直接接触 无电流产生 金属被氧化的过程

化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重

（4）、电化学腐蚀的分类：

析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出

①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体）②电极反应：负极: Fe – 2e-= Fe2+ 正极: 2H+ + 2e-= H2 ↑

总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑ 吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气 ①条件：中性或弱酸性溶液

②电极反应：负极: 2Fe – 4e-= 2Fe2+ 正极: O2+4e-+2H2O = 4OH-总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 离子方程式：Fe2+ + 2OH-= Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3，Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分）规律总结：

金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下： 电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀

防腐措施由好到坏的顺序如下：

外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀

二、金属的电化学防护

1、利用原电池原理进行金属的电化学防护

（1）、牺牲阳极的阴极保护法

原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化

应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备

负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护

（2）、外加电流的阴极保护法

原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀

应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。

2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金

3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等（3）金属腐蚀的分类：

化学腐蚀— 金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀

电化学腐蚀— 不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。

第三篇：高中化学选修模块新教材特点浅谈总结

高中化学选修模块新教材特点浅谈

品读与研讨《化学反应原理》（鲁科版）后的体会

作者 李双峰

新课程改革已经进入新阶段，由山东科技出版社出版的“新世纪”版高中化学教材的6个选修模块：《化学与生活》、《化学与技术》、《物质结构与性质》、《化学反应原理》、《有机化学基础》、《实验化学》已经陆续摆到广大实验区老师和学生们面前。广东省教育厅教研室为了让教师和学生尽快渡过选用选修模块教材的困惑期，组织部分一线教师利用暑假期间成功编写了一套具有指导作用的化学选修模块的《学材》和《教学设计》。因此，笔者有幸在六月底就拿到选修模块中《化学反应原理》的黑白版。通过两个多月的自我品读与研究以及暑假期间参与新课程培训进行的研讨，感觉收获颇丰。本文试着对选修模块的《化学反应原理》（鲁科版）谈谈品读与研讨后的体会，一孔之见以其求教于方家。

一、品读与研讨模块内容的整体体会

“新世纪”版高中化学教材以知识与技能、过程与方法、情感态度与价值观三个维度目标统领，以“化学学科的基本知识和基本技能”，“科学探究和化学学科的思想观念、研究方法和学习策略”，“反映化学与个人、社会、环境以及其他科学技术的广泛联系、相互作用和影响的STS内容”，作为三条内容线索贯穿始终，富于整体联系。《化学反应原理》（鲁科版）比较充分地体现了新课程的理念和课程标准的要求，更好地实现了三个维度目标、三条内容线索的融合统一、有机整合，做到了“既破又立”。

《化学反应原理》（鲁科版）对于学生学习活动和学习过程进行了细腻的处理，使该教材既充满了新意，又具有较强的可操作性。该教材设置了“联想•质疑”“观察•思考”“活动•探究”“交流•研讨”“迁移•应用”“概括•整合”等学习活动栏目，这些栏目与必修化学教材中的栏目具有一定的衔接性，更体现了高中生学习心理和学习能力发展的特点。可以说该教材就像浓缩的优秀教学设计，使得教师不用花很长时间准备，忠实地利用栏目设置进行教学活动就可以开展高水平的教学。

《化学反应原理》（鲁科版）的内容丰富，内涵深刻，更好地体现出化学科学的本质和真实面貌。该教材为教师的化学教学创造提供了很好的引导和空间，体现了时代性、基础性和选择性。该教材从“化学反应与能量转化”“化学反应的方向、限度和速率”及“物质在水溶液中的行为”三方面介绍有关化学反应的基本原理和研究方法。现代化学工作者都知道这些基本原理和研究方法对于深入了解化学反应的本质和规律是极为重要的，它们不仅具有理论意义，而且具有实用价值。这些基本原理和研究方法一方面是核心的基础化学知识，另一方面对学生将来从事化学科学研究与技术创新具有重要的指导作用。

二、模块栏目的特点：立体与灵动 新课程新教材倡导“每个学生都能学到更加适合自己的化学”，作为选修模块的《化学反应原理》也突出了化学学科的核心观念、基本概念原理和基本的思想方法。该教材为了体现科学的学习规律，促进教学方式转变，发展学生能力，采用了丰富多样、功能强大的教材栏目体系作为教材内容的主要呈现方式。这些栏目为教材建构起一个立体网络式结构，改变传统教材的单一线性模式，支持建构性、结构性和整合性的多样化教学方式和学习方式，既便于老师教，又便于学生学。“联想•质疑”有利于创设问题情景，激发学生的求知欲；“活动•探究”有利于指导学生亲自动手、动脑探索，体验过程与方法；“交流.研讨“可培养学生表达、分析、归纳总结和综合能力；“历史回眸”“资料在线”“身边的化学”“追根寻源”等栏目内容，有利于拓宽学生的知识面；“化学与技术”“化学前沿”可使学生了解最先进的化学领域新成果。

化学是一门以实验为基础的自然科学，实验活动与探究活动具有丰富内涵和独特魅力，能激发学生的学习兴趣、提高认识和解决问题的能力。新课程倡导以探究为核心的多样化的教学方式与学习方式，因此《化学反应原理》教材像所有的化学新教材一样，把过去的“学生实验”与“演示实验”转化为课堂的“活动•探究”活动。该教材的“活动•探究”一方面通过活动的程序性内容介绍让学生进行的研究能够“研有所据”，达到“研有所获”；另一方面通过 “方法导引”和“资料在线”对于重点的探究活动给予化学问题解决策略和一般思路的提示，或者为学生思考、分析有关问题，进行实验探究活动提供有关的理论依据和理化数据，体现了《化学反应原理》教材注重对学生进行科学过程与方法教育的理念。《化学反应原理》教材对新知识的处理，基本上都是从“联想.质疑”开始。运用实景性图片或学生感兴趣的问题营造出有意义的学习情景，鼓励学生联想已有的经验和所熟悉的事物、现象，从中发现问题、产生疑问，激发思考，明确学习方向。

在新知识的学习阶段，运用“观察•思考”“活动•探究”“交流•研讨”等栏目，引导学生通过观察化学实验思考有关的问题，或通过亲自动手实验探究或进行有关的调研活动，与其他同学进行合作交流，对有关问题进行讨论等多种活动方式建构起对新知识的理解和认识，体现了建构性的学习过程。

同时，该教材还利用各种资料性栏目例如“历史回眸” “资料在线”“身边的化学”“化学与技术”“化学前沿”“追根寻源”等栏目内容，激发学生学习兴趣、扩大学生视野、促进对教材正文的多角度理解等作用，体现了教材的选择性功能。

在每一核心内容学习结束时，运用“迁移应用”和“概括•整合”，让学生学以致用，或让学生对学习的内容进行整合，对知识之间的内在联系加以组织和精致，理解、把握其中本质性的规律，建立知识网络，这又体现了学生认知的结构性和整合性。

三 模块内容特点：走向定量

高中化学新教材改变历史上的几种教材以采用降低难度、删减有价值的学习内容来解决学生水平差异的问题，尝试和探索着通过课程设计取向的多样性、教学要求和内容处理的层次性，体现学习的选择性，从而保证高质量的基础性，使“每个学生都能学到更加适合自己的化学”。必修模块是在义务教育化学课程基础上为全体高中生开设的必修课程，旨在进一步提高学生未来发展所需要的与化学相关的科学素养，促进学生在知识与技能、过程与方法、情感态度与价值观等方面得到全面发展，同时也为学生学习其他选修化学课程模块和相关学科课程提供必要基础。选修课程是在必修课程基础上为满足学生的不同需要而设置的。旨在引导学生进一步学习化学科学的基础知识、基本技能和研究方法，更深刻地了解化学与人类生活、科学技术进步和社会发展的关系，以提高化学科学素养，为具有不同潜能和特长的学生未来的发展打下良好基础。因此选修模块的教材要以学生个性发展的多样化需要为主，注意到与必修模块教科书的合理衔接，促进基础知识的深化与分析，拓宽知识面，提高化学素养，促进学生解决问题能力的提高。

作为选修模块的《化学反应原理》是为对化学原理有较高要求的学生所设计的，在陈述方式和内容深度上仍保持高中阶段应有的要求及与基础模块的衔接，但是更注重于学科知识的认知过程和要求，在叙述与推演上更重视事物间的科学内涵与发展的逻辑关系。认真品读与研究《化学反应原理》模块内容，我发现它与以往教材相比最鲜明特点是：从过去的定性描述走向定量分析。这样引导学生学习现代化学的最基础最核心的化学知识和掌握最基本的科学研究方法，在内容本质上提高学生学习的化学知识“含金量”，促进学生专业品质和科学素养的更进一步提升。

第1章“化学反应与能量转化”将过去教材中的很少出现的一个定量的学生实验“测定中和反应的反应热”放到课堂教学中的“活动.探究”，成为“化学反应的热效应” 部分教材和教学中的主干组成。“化学反应的焓变”由过去的简单了解要求提升到新教材应用盖斯定律进行探讨与计算。这样从定量层次讨论化学能转化问题，使大家对化学反应与能量转化认识产生质的飞跃。第2章“化学反应台的方向、限度与速率”是在具有化学平衡和化学反应速率的初步概念并已经能够定量描述化学反应的热效应的基础上引入“焓变”与“熵变” 定量探讨化学进行的方向，引入“化学平衡常数”定量探讨和描述化学反应的限度，应用化学平衡常数和“气体分压定律”定量探讨温度、浓度和压强对化学平衡的影响。引入“反应速率常数”定量探讨浓度、温度对反应速率的影响；引入“活化能”，结合反应速率常数定量探讨温度和催化剂对反应速率的影响。第3章“物质在水溶液中的行为”是在能够应用理论定量分析化学反应的可能性、计算反应的最大反应限度和平衡移动情况的基础上引入“电离平衡常数”对水溶液中的弱电解质的电离平衡进行定量探讨和研究；引入“溶度积”对沉淀在水中的溶解平衡和沉淀的溶解与生成、转化进行定量研究和探讨。

《化学反应原理》在内容上如此多的定量探讨的内容，在高中阶段有什么用途和意义呢？在过去的教材使用过程中，常常遇到学生的“这个反应为什么可以发生而另一个反应却不能发生？”、“这些反应条件怎样影响反应速率和化学平衡？”、“为什么生成的沉淀是这种物质而不是那种物质？”等等问题让我们欲言难齿而苦恼。例如初中化学课本C还原CuO的反应产物是Cu和CO2，而高中化学课本C还原SiO2产物为Si和CO。为什么C在这两个相类似的反应里被氧化的产物不一样呢？根据《化学反应原理》第2章“化学反应台的方向、限度与速率”引入的“焓变”与“熵变”对化学反应进行的方向和程度影响的知识，我们可以依据△H-T△S的值的大小判断一个化学反应进行的方向。现在我们就可以这样和学生一起对上面问题进行定量分析：

对于C还原CuO所发生的反应有下列两种可能情况：

1、如果反应为：2CuO+C=2Cu+CO2↑，则

△H-T△S =(-394.4+2×0)-[2×(-127.2)+0]=-140.0(kJ)<0

2、如果反应为：CuO+C=Cu+CO↑，则

△H-T△S =(-137.3+0)-(127.2+0)=-10.1(kJ)<0

根据以上计算的△H-T△S均小于零，说明这两个反应都有可能发生。但反应(1)的△H-T△S更负，因此反应按照(1)式进行的趋势占优势，说明C还原CuO的反应里，将C的氧化产物写成CO2更合理。实验结果表明C的氧化产物也是CO2。

对于C还原SiO2，我们也可以做相似的定量研究：

1、如果反应为SiO2+C=Si+CO2↑，则：△H-T△S =(-394.4+0)-(-805.0+0)

=-394.4+805.0=410.6(kJ)>0

2、如果反应为SiO2+2C=Si+2CO↑，则：△H-T△S =[(-137.3)×2+0]-(-805.0+2×0)=530.4(kJ)>0

由于△H-T△S均为正值大于零，则这两个反应在标准状态都不能自发发生。那么在高温下能否进行？我们可以用△H-T△S进行进一步计算与研讨。

当反应为SiO2+C=Si+CO2↑时，△

H°3=(-393.51+0)-(-859.4+0)=465.89(kJ)

△S°3=(213.64+18.7)-(41.86+5.69)=184.79(J·K-1)。我们可以得到这样一个式

子：△H-T△S=465.89-184.79×10-3 T

设△H-T△S <0 即465.89-184.79×10-3T< 0。我们可以解出T>2521.18K，也就是说当温度升高到2521.18K时，该反应能发生。

当反应为SiO2+2C=Si+2CO↑时，△H°4=(-110.53×2+0)-(-859.4+2×0)=638.34(kJ)

△S°4=(197.91×2+18.7)-(41.86+2×5.69)=361.28(J·K-1)则：△H-T△S=638.34-361.28×10-3T。设△H-T△S <0，即638.34-361.28×10-3T<0

我们可以解出T>1766.88K。即当温度超过1766.88K时，反应按生成Si和CO方式进行。经以上的定量探讨，我们可以得知：在高温条件下，△H-T△S都可变为负值。也就是说，在高温条件下这两个反应都能进行。但生成Si和CO的反应比生成Si和CO2的反应易进行，因生成Si和CO的温度较生成Si和CO2低754.3K。所以我们将SiO2跟C的反应写成：SiO2+2C=Si+2CO更能合乎实际反应事实。现代化学的发展已经走向定量化，走向定量是化学作为一门学科成熟的标志。高中化学新教材选修模块在内容上导向引导学生运用适当的数学方法，定量的分析和解决有关化学反应的问题，因此新教材体现了的鲜明时代特点和中学学科发展要求。通过对《化学反应原理》（鲁科版）的品读与研讨，我们不得不赞同北师大博导王磊教授的观点：该套化学新教材是“有灵魂和有生命”的，反映了高中化学课程内容改革的重要趋势和方向

参考文献：

1、王 磊 《高观点 大视野 多角度》 《化学教育》 2005年第3期

2、李双峰 《新课程的教材版本及主要特点》《读书时报*化学天地》2005年第1期

第四篇：高中化学方程式选修四总结

非金属单质（F2，Cl2 , O2 , S, N2 , P , C , Si）

N2+6K===2K3N

N2+6Rb===2Rb3N

1, 氧化性：

F2 + H2 === 2HF

F2 +Xe(过量)===XeF2

2F2（过量）+Xe===XeF4

nF2 +2M===2MFn(表示大部分金属)

2F2 +2H2O===4HF+O2

2F2 +2NaOH===2NaF+OF2 +H2O

F2 +2NaCl===2NaF+Cl2

F2 +2NaBr===2NaF+Br2

F2+2NaI ===2NaF+I2

F2 +Cl2(等体积)===2ClF

3F2(过量)+Cl2===2ClF3

7F2(过量)+I2 ===2IF7

Cl2 +H2 ===2HCl

3Cl2 +2P===2PCl3

Cl2 +PCl3 ===PCl5

Cl2 +2Na===2NaCl

3Cl2 +2Fe===2FeCl3

Cl2 +2FeCl2 ===2FeCl3

Cl2+Cu===CuCl2

2Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2

Cl2 +2NaI ===2NaCl+I2

5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl

Cl2 +Na2S===2NaCl+S

Cl2 +H2S===2HCl+S

Cl2+SO2 +2H2O===H2SO4 +2HCl

Cl2 +H2O2 ===2HCl+O2

2O2 +3Fe===Fe3O4

O2+K===KO2

S+H2===H2S

2S+C===CS2

S+Fe===FeS

S+2Cu===Cu2S

3S+2Al===Al2S3

S+Zn===ZnS

N2+3H2===2NH3

N2+3Mg===Mg3N2

N2+3Ca===Ca3N2

N2+3Ba===Ba3N2

N2+6Na===2Na3N

P2+6H2===4PH3

P+3Na===Na3P

2P+3Zn===Zn3P2

2．还原性

S+O2===SO2

S+O2===SO2

S+6HNO3(浓)===H2SO4+6NO2+2H2O

3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO+2H2O

N2+O2===2NO

4P+5O2===P4O10(常写成P2O5)

2P+3X2===2PX3（X表示F2，Cl2，Br2）

PX3+X2===PX5

P4+20HNO3(浓)===4H3PO4+20NO2+4H2O

C+2F2===CF4

C+2Cl2===CCl4

2C+O2(少量)===2CO

C+O2(足量)===CO2

C+CO2===2CO

C+H2O===CO+H2(生成水煤气)

2C+SiO2===Si+2CO(制得粗硅)

Si(粗)+2Cl===SiCl4

(SiCl4+2H2===Si(纯)+4HCl)

Si(粉)+O2===SiO2

Si+C===SiC(金刚砂)

Si+2NaOH+H2O===Na2SiO3+2H2

3，（碱中）歧化

Cl2+H2O===HCl+HClO

（加酸抑制歧化，加碱或光照促进歧化）

Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O

2Cl2+2Ca（OH）2===CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O

3Cl2+6KOH（热，浓）===5KCl+KClO3+3H2O

3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3+3H2O

4P+3KOH（浓）+3H2O===PH3+3KH2PO2

11P+15CuSO4+24H2O===5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4

3C+CaO===CaC2+CO

3C+SiO2===SiC+2CO

二，金属单质（Na，Mg，Al，Fe）的还原性

2Na+H2===2NaH

4Na+O2===2Na2O

2Na2O+O2===2Na2O2

2Na+O2===Na2O2

2Na+S===Na2S（爆炸）

2Na+2H2O===2NaOH+H2

2Na+2NH3===2NaNH2+H2

4Na+TiCl4（熔融）===4NaCl+Ti

Mg+Cl2===MgCl2

Mg+Br2===MgBr2

2Mg+O2===2MgO

Mg+S===MgS

Mg+2H2O===Mg（OH）2+H2

2Mg+TiCl4（熔融）===Ti+2MgCl2

Mg+2RbCl===MgCl2+2Rb

2Mg+CO2===2MgO+C

2Mg+SiO2===2MgO+Si

Mg+H2S===MgS+H2

Mg+H2SO4===MgSO4+H2

2Al+3Cl2===2AlCl3

4Al+3O2===2Al2O3（钝化）

4Al(Hg)+3O2+2xH2O===2(Al2O3.xH2O)+4Hg

4Al+3MnO2===2Al2O3+3Mn

2Al+Cr2O3===Al2O3+2Cr

2Al+Fe2O3===Al2O3+2Fe

2Al+3FeO===Al2O3+3Fe

2Al+6HCl===2AlCl3+3H2

2Al+3H2SO4===Al2(SO4)3+3H2

2Al+6H2SO4(浓)===Al2(SO4)3+3SO2+6H2O

(Al,Fe在冷,浓的H2SO4,HNO3中钝化)

Al+4HNO(稀)===Al(NO3)3+NO+2H2O 3Fe+4H2O(g)===Fe3O4+4H2

Fe+2HCl===FeCl2+H2

Fe+CuCl2===FeCl2+Cu

Fe+SnCl4===FeCl2+SnCl2

(铁在酸性环境下,不能把四氯化锡完全

还原为单质

锡 Fe+SnCl2==FeCl2+Sn)

三, 非金属氢化物(HF,HCl,H2O,H2S,NH3)

1,还原性:

4HCl(浓)+MnO2===MnCl2+Cl2+2H2O

4HCl(g)+O2===2Cl2+2H2O

16HCl+2KMnO4===2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O

14HCl+K2Cr2O7===2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O

2H2O+2F2===4HF+O2

2H2S+3O2(足量)===2SO2+2H2O

2H2S+O2(少量)===2S+2H2O

2H2S+SO2===3S+2H2O

H2S+H2SO4(浓)===S+SO2+2H2O

3H2S+2HNO(稀)===3S+2NO+4H2O

5H2S+2KMnO4+3H2SO4===2MnSO4+K2SO4+5S+8H2O

3H2S+K2Cr2O7+4H2SO4===Cr2(SO4)3+K2SO4+3S+7H2O 高中化学方程式小结（仅供参考）

H2S+4Na2O2+2H2O===Na2SO4+6NaOH

2NH3+3CuO===3Cu+N2+3H2O

2NH3+3Cl2===N2+6HCl

8NH3+3Cl2===N2+6NH4Cl

4NH3+3O2(纯氧)===2N2+6H2O

4NH3+5O2===4NO+6H2O

4NH3+6NO===5N2+6HO(用氨清除NO)

NaH+H2O===NaOH+H2

4NaH+TiCl4===Ti+4NaCl+2H2

CaH2+2H2O===Ca(OH)2+2H2

2,酸性:

4HF+SiO2===SiF4+2H2O

（此反应广泛应用于测定矿样或钢样中SiO2的含量）

2HF+CaCl2===CaF2+2HCl

H2S+Fe===FeS+H2

H2S+CuCl2===CuS+2HCl

H2S+2AgNO3===Ag2S+2HNO3

H2S+HgCl2===HgS+2HCl

H2S+Pb(NO3)2===PbS+2HNO3

H2S+FeCl2=== FeS+2HCl↑

2NH3+2Na==2NaNH2+H2

(NaNH2+H2O===NaOH+NH3)

3，碱性：

NH3+HCl===NH4Cl

NH3+HNO3===NH4NO3

2NH3+H2SO4===(NH4)2SO4

NH3+NaCl+H2O+CO2===NaHCO3↓+NH4Cl

（此反应用于工业制备小苏打，苏打）

4，不稳定性：

2HF===H2+F2

2HCl===H2+Cl2

2H2O===2H2+O2

2H2O2===2H2O+O2

H2S===H2+S

2NH3===N2+3H2

四，非金属氧化物

１，低价态的还原性：

2SO2+O2===2SO3

2SO2+O2+2H2O===2H2SO4

（这是SO2在大气中缓慢发生的环境化学反应）

SO2+Cl2+2H2O===H2SO4+2HCl

SO2+Br2+2H2O===H2SO4+2HBr

SO2+I2+2H2O===H2SO4+2HI

SO2+NO2===SO3+NO

2NO+O2===2NO2

NO+NO2+2NaOH===2NaNO2

（用于制硝酸工业中吸收尾气中的NO和NO2）

2CO+O2===2CO2

CO+CuO===Cu+CO2

3CO+Fe2O3===2Fe+3CO2

CO+H2O===CO2+H2

2，氧化性：

SO2+2H2S===3S+2H2O

SO3+2KI===K2SO3+I2

NO2+2KI+H2O===NO+I2+2KOH

（不能用淀粉KI溶液鉴别溴蒸气和NO2）

4NO2+H2S===4NO+SO3+H2O

2NO2+Cu===4CuO+N2

CO2+2Mg===2MgO+C

(CO2不能用于扑灭由

Mg,Ca,Ba,Na,K等燃烧的火灾)

SiO2+2H2===Si+2H2O

SiO2+2Mg===2MgO+Si

3,与水的作用:

SO2+H2O===H2SO3

SO3+H2O===H2SO4

3NO2+H2O===2HNO3+NO ↑

N2O5+H2O===2HNO3

P2O5+H2O===2HPO3

P2O5+3H2O===2H3PO4

(P2O5极易吸水,可作气体干燥剂

P2O5+3H2SO4(浓)===2H3PO4+3SO3)

CO2+H2O===H2CO3

第五篇：人教版高中化学选修三知识点

故有知识的人，道义上有为后者代言的义务。人最容易丧失的是同情心，而杜甫就是一个正面例子。下面小编给大家分享一些人教版高中化学选修三知识，希望能够帮助大家，欢迎阅读!

人教版高中化学选修三知识1

原子结构与性质

1、电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。

2、电子层(能层)：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.3、原子轨道(能级即亚层)：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。

4、原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。

5、原子核外电子排布原理：

(1)能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道;

(2)泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子;

(3)洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。

洪特规则的特例:在等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s16、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。

根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高;在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。

7、第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。

(1)原子核外电子排布的周期性

随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.(2)元素第一电离能的周期性变化

随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:

★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小;

★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。

说明：

①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P

②元素第一电离能的运用：

a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证

b.用来比较元素的金属性的强弱。I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱。

(3)元素电负性的周期性变化

元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大;同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。

电负性的运用:

a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素;<1.8，金属元素)。

b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键;<1.7，共价键)。

c.判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)。

d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱)。

8、化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。

9、离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键

离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高。

离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大。

离子晶体:通过离子键作用形成的晶体。

典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子;氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.人教版高中化学选修三知识2

原子核外电子排布原理

1.能层、能级与原子轨道

(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)

(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。

【特别提示】

(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。

(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。(3)构造原理中存在着能级交错现象。由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。

(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能层(K)，只有s能级;第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量;第三能层(M)，有s、p、d三种能级。

(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n-1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns前。

(6)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]+价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。

2.基态原子的核外电子排布

(1)能量最低原理

电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。

注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。

(2)泡利原理

每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

(3)洪特规则

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。

3.基态、激发态及光谱示意图

(1)电子的跃迁

①基态→激发态

当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。

②激发态→基态

激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。

(2)原子光谱

不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。

人教版高中化学选修三知识3

原子结构与元素性质.原子结构与元素周期表

(1)原子结构与元素周期表

(2)每族元素的价层电子排布特点

①主族

②0族：He：1s2;其他ns2np6。

③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n-1)d1～10ns1～2。

(3)元素周期表的分区

①根据核外电子排布

a.分区

b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。

【特别提示】

“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。.对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。.元素周期律

(1)原子半径

①影响因素

能层数：能层数越多，原子半径越大。

核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小。

②变化规律

元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小;同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

(2)电离能

①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ/mol。

②规律

a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

c.同种原子：逐级电离能越来越大(即I1

(3)电负性

①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

③变化规律

金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。.电离能、电负性的应用

(1)电离能的应用

①判断元素金属性的强弱

电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强;反之越弱。

②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)

如果某元素的In+1?In，则该元素的常见化合价为+n。如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为+1。

③判断核外电子的分层排布情况

多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。

④反映元素原子的核外电子排布特点

同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。

人教版高中化学选修三知识4

共价键

1.本质

在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。

2.特征

具有饱和性和方向性。

3.分类

【特别提示】

(1)只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，而形成离子键。

(2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。

(3)在分子中，有的只存在极性键，如HCl、NH3等，有的只存在非极性键，如N2、H2等，有的既存在极性键又存在非极性键，如H2O2、C2H4等;有的不存在化学键，如稀有气体分子。

(4)在离子化合物中，一定存在离子键，有的存在极性共价键，如NaOH、Na2SO4等;有的存在非极性键，如Na2O2、CaC2等。

(5)通过物质的结构式，可以快速有效地判断键的种类及数目;判断成键方式时，需掌握：共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。

4.键参数

(1)概念

(2)键参数对分子性质的影响

键能越大，键长越短，分子越稳定。

5.等电子原理

原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，物理性质相近，但化学性质不同。

常见的等电子体

人教版高中化学选修三知识5

分子的立体结构

1.价层电子对互斥理论

(1)价层电子对在球面上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。

(2)孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。

(3)用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中中心原子上的价层电子对数。

其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是1个与中心原子结合的原子提供的价电子数，x是与中心原子结合的原子数。

(4)价层电子对互斥理论与分子构型.杂化轨道理论

当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。

3.配位键

(1)孤电子对

分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。

(2)配位键

①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。

②配位键的表示：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。

人教版高中化学选修三知识点