2023年高二化学选修3知识点归纳汇总.docx

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1、2023年高二化学选修3知识点归纳汇总 在日常的学习、工作、生活中，确定对各类范文都很熟识吧。大家想知道怎么样才能写一篇比较优质的范文吗？下面是我帮大家整理的优质范文，仅供参考，大家一起来看看吧。 高二化学选修3学问点归纳篇一 期末考试剩下没多久时间了，同学们的复习进度如何，下面就是我给大家带来的 高二化学 期末复习：选修3学问点，希望能帮助到大家! 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)：依据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分

2、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表示不同形态的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较困难.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)和自旋方一直进行描述.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

3、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:在等价轨道的全充溢(p6、d10、f14)、半充溢(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 ar3d54s1、29cu ar3d104s1 6、依据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图箭头所示的依次。 依据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次上升;在同一能级组内，从左到右能量依次上升。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的依次依次排布。 7、第一电离能：气态电中性基态原

4、子失去1个电子，转化为气态基态正离子所须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改变:每隔肯定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性改变. (2)元素第一电离能的周期性改变 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性改变: 同周期从左到右，第一电离能有渐渐增大的趋势，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，第一电离能有渐渐减小的趋势。 说明： 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

5、大即第 a 族、第 a 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。be、n、mg、p 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试验验证 b.用来比较元素的金属性的强弱。i1越小，金属性越强，表征原子失电子实力强弱。 (3)元素电负性的周期性改变 元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的实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改变：同周期从左到右，主族元素电负性渐渐增大;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&

6、gt;1.7，离子键;<1.7，共价键)。 c.推断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)。 d.电负性是推断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子实力强弱)。 8、化学键：相邻原子之间剧烈的相互作用。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 离子键强弱的推断: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汲取的能量。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

7、：nacl型和cscl型.氯化钠晶体中，每个钠离子四周有6个氯离子，每个氯离子四周有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，每个铯离子四周有8个氯离子，每个氯离子四周有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. nacl型晶体 cscl型晶体 每个na+离子四周被6个c1离子所包围，同样每个c1也被6个na+所包围。 每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。 10、晶胞中粒子数的计算 方法 均摊法 位置 顶点 棱边 面心 体心 贡献 1/8 1/4 1/2 1 11、共价键的分类和推断：键(“头碰头”重叠)和键(“肩碰肩”重

8、叠)、极性键和非极性键，还有一类特别的共价键-配位键。 共价键三参数： 概念 对分子的影响 键能 拆开1mol共价键所汲取的能量（单位：kj/mol） 键能越大，键越坚固，分子越稳定 键长 成键的两个原子核间的平均距离（单位：10-10米） 键越短，键能越大，键越坚固，分子越稳定 键角 分子中相邻键之间的夹角(单位：度） 键角确定了分子的空间构型 共价键的键能与化学反应热的关系:反应热=全部反应物键能总和-全部生成物键能总和 12、共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键 13、键的极性： 极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的实力不同，共用电子对发生偏移 非极性键：同种原子之

9、间形成的共价键，成键原子吸引电子的实力相同，共用电子对不发生偏移 14、分子的极性： (1)极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子 (2)非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子 分子极性的推断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同确定 非极性分子和极性分子的比较： 非极性分子 极性分子 形成缘由 整个分子的电荷分布匀称，对称 整个分子的电荷分布不匀称、不对称 存在的共价键 非极性键或极性键 极性键 分子内原子排列 对称 不对称 15、分子的空间立体结构 常见分子的类型与形态比较： 分子类型 分子形态 键角 键的极性 分子极性 代表物 a 球形 非极性 he、ne

10、 a2 直线形 非极性 非极性 h2、o2 ab 直线形 极性 极性 hcl、no aba 直线形 180 极性 非极性 co2、cs2 aba v形 180 极性 极性 h2o、so2 a4 正四面体形 60 非极性 非极性 p4 ab3 平面三角形 120 极性 非极性 bf3、so3 ab3 三角锥形 120 极性 极性 nh3、ncl3 ab4 正四面体形 10928 极性 非极性 ch4、ccl4 ab3c 四面体形 10928 极性 极性 ch3cl、chcl3 ab2c2 四面体形 10928 极性 极性 ch2cl2 直 线 三角形 v形 四面体 三角锥 v形h2o 16、原子

11、晶体：全部原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体 17、典型的原子晶体有金刚石(c)、晶体硅(si)、二氧化硅(sio2) 金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与四周四个碳原子形成四个共价键;晶体硅的结构与金刚石相像;二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键。 18、共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的推断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。 19、金属键:金属离子

12、和自由电子之间剧烈的相互作用 运用自由电子理论说明金属晶体的导电性、导热性和延展性： 晶体中的微粒 导电性 导热性 延展性 金属离子和自由电子 自由电子在外加电场的作用下发生定向移动 自由电子与金属离子碰撞传递热量 晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用 20、金属晶体:通过金属键作用形成的晶体。 21、金属键的强弱和金属晶体熔沸点的改变规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高，如熔点：nana>k>rb>cs。金属键的强弱可以用金属的原子 22、简洁协作物的成键状况(协作物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求) 概念 表示 条件 共用电子对由一个原子单方向

13、供应给另一原子共用所形成的共价键。 a：电子对赐予体 b：电子对接受体 其中一个原子必需供应孤对电子，另一原子必需能接受孤对电子的轨道。 (1)配位键：一个原子供应一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键，即成键的两个原子一方供应孤对电子，一方供应空轨道而形成的共价键。 (2)协作物：由供应孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称协作物,又称络合物 形成条件： a.中心原子(或离子)必需存在空轨道 b.配位体具有供应孤电子对的原子 协作物的组成 协作物的性质：协作物具有肯定的稳定性。协作物中配位键越强，协作物越稳定。当作为中心原子的金属离子相同时，协作物的稳定

14、性与配体的性质有关。 23、分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。 范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。 24、分子晶体:分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体.典型的有冰、干冰。 25、分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的推断：组成和结构相像的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就须要更多的能量，熔、沸点越高，但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。 26、nh3、h2o、hf中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族 其它 元素氢化物的沸点反常地高。 影响物

15、质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性 表示方法：xhy(n o f) 一般都是氢化物中存在。 27、几种比较： (1)离子键、共价键和金属键的比较 化学键类型 离子键 共价键 金属键 概念 阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对所形成的化学键 金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键 成键微粒 阴阳离子 原子 金属阳离子和自由电子 成键性质 静电作用 共用电子对 电性作用 形成条件 活泼金属与活泼的非金属元素 非金属与非金属元素 金属内部 实例 nacl、mgo hcl、h2so4 fe、mg (2)非极性键和极性键的比较 非极性键 极性键 概念 同种元素原子形成的

16、共价键 不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移 原子吸引电子实力 相同 不同 共用电子对 不偏向任何一方 偏向吸引电子实力强的原子 成键原子电性 电中性 显电性 形成条件 由同种非金属元素组成 由不同种非金属元素组成 (3)物质溶沸点的比较 不同类晶体：一般状况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体 同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。 a.离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。 b.分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。 c.原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。 常温常压下状态 a.熔点：固态物质>液态物质 b.沸点：液态物质>气态物质