高中化學(xué)必修3知識點總結(jié)
學(xué)習(xí)方法千千萬，牢記知識第一條。大家在學(xué)習(xí)化學(xué)的時候有沒有因為各種各樣的方程以及復(fù)雜的化學(xué)關(guān)系弄的源頭轉(zhuǎn)向呢，下面就來在跟著小編一起來復(fù)習(xí)高中化學(xué)必修3知識點總結(jié)吧。
高中化學(xué)必修3知識點總結(jié)
第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).
一、認(rèn)識原子核外電子運(yùn)動狀態(tài)，了解電子云、電子層(能層)、原子軌道(能級)的含義.
1.電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會大，電子云密度越大;離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會小，電子云密度越小.
電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.
原子軌道(能級即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運(yùn)動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7.
2.(構(gòu)造原理)
了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.
(1).原子核外電子的運(yùn)動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進(jìn)行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運(yùn)動狀態(tài)完全相同的兩個電子.
(2).原子核外電子排布原理.
①.能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道.
②.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子.
③.洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同.
洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr Ar]3d54s1、29Cu Ar]3d104s1.
(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.
①根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
②根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。
3.元素電離能和元素電負(fù)性
第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。
(1).原子核外電子排布的周期性.
隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.
(2).元素第一電離能的周期性變化.
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:
★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小;
★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.
說明：
①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P
②.元素第一電離能的運(yùn)用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.
b.用來比較元素的金屬性的強(qiáng)弱. I1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱.
(3).元素電負(fù)性的周期性變化.
元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負(fù)性。
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢.
電負(fù)性的運(yùn)用:
a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素).
b.確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負(fù)性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵).
c.判斷元素價態(tài)正負(fù)(電負(fù)性大的為負(fù)價，小的為正價).
d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強(qiáng)弱).
例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是
A.K、Na、Li B.N、O、C C.Cl、S、P D.Al、Mg、Na
例9.已知X、Y元素同周期，且電負(fù)性X>Y，下列說法錯誤的是
A.X與Y形成化合物時，X顯負(fù)價，Y顯正價
B.第一電離能可能Y小于X
C.最高價含氧酸的酸性：X對應(yīng)的酸性弱于Y對應(yīng)的酸性
D.氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX
二.化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì).
內(nèi)容：離子鍵――離子晶體
1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結(jié)構(gòu)特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質(zhì).
(1).化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用.化學(xué)鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.
(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵.
離子鍵強(qiáng)弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強(qiáng)，離子晶體的熔沸點越高.
離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大.
離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.
典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子;氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子.
(3).晶胞中粒子數(shù)的計算方法--均攤法.
2.了解共價鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數(shù)據(jù)說明簡單分子的某些性質(zhì)(對σ鍵和π鍵之間相對強(qiáng)弱的比較不作要求).
(1).共價鍵的分類和判斷：σ鍵(“頭碰頭”重疊)和π鍵(“肩碰肩”重疊)、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵.
(2).共價鍵三參數(shù).
共價鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系:反應(yīng)熱= 所有反應(yīng)物鍵能總和-所有生成物鍵能總和.
3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質(zhì)的差異.
(1)共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學(xué)鍵.
(2)鍵的極性：
極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發(fā)生偏移.
非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發(fā)生偏移.
(3)分子的極性：
①極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心不相重合的分子.
非極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心相重合的分子.
②分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個方面共同決定.
非極性分子和極性分子的比較
4.分子的空間立體結(jié)構(gòu)(記住)
常見分子的類型與形狀比較
5.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系.
(1).原子晶體：所有原子間通過共價鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體.
(2).典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiO2).
金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵;晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似;二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵.
(3).共價鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高.如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅.
6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質(zhì).知道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見金屬晶體的晶胞結(jié)構(gòu)(晶體內(nèi)部空隙的識別、與晶胞的邊長等晶體結(jié)構(gòu)參數(shù)相關(guān)的計算不作要求).
(1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用.
請運(yùn)用自由電子理論解釋金屬晶體的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性.
(2)①金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體.
②金屬鍵的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點的變化規(guī)律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點越高.如熔點：NaNa>K>Rb>Cs.金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子
7. 了解簡單配合物的成鍵情況(配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要求).
(1)配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵.即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵.
(2)①.配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡(luò)合物.
②形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道. b.配位體具有提供孤電子對的原子.
③配合物的組成.
④配合物的性質(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性.配合物中配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn)定.當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān).
三.分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì).
1.知道分子間作用力的含義，了解化學(xué)鍵和分子間作用力的區(qū)別.
分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.
范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.
2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質(zhì)某些物理性質(zhì)的影響.
(1).分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體.典型的有冰、干冰.
(2).分子間作用力強(qiáng)弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高.
3.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響(對氫鍵相對強(qiáng)弱的比較不作要求).
NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高.
影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點，增大溶解性
表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氫化物中存在.
4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒間作用力的區(qū)別.
四、幾種比較
1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較
2、非極性鍵和極性鍵的比較
3.物質(zhì)溶沸點的比較(重點)
(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)點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。
①離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。
②分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。
③原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。
(3)常溫常壓下狀態(tài)
①熔點：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì)
②沸點：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)
高中化學(xué)必修三知識點總結(jié)：原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1能級與能層
⑴構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動軌道(能級)，叫做構(gòu)造原理。
能級交錯：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級交錯。說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級比3d能級能量低(實際上4s能級比3d能級能量高)，而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。
(2)能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。
(3)泡利(不相容)原理：基態(tài)多電子原子中，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反(用“↑↓”表示)，這個原理稱為泡利(Pauli)原理。
(4)洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則叫洪特(Hund)規(guī)則
洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。
4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法
(1)電子排布式①用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。
③外圍電子排布式(價電子排布式)
(2)電子排布圖(軌道表示式)是指將過渡元素原子的電子排布式中符合上一周期稀有氣體的原子的電子排布式的部分(原子實)或主族元素、0族元素的內(nèi)層電子排布省略后剩下的式子。每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為
二.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表
1.一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類2n2。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。
2.元素周期表的分區(qū)
(1)根據(jù)核外電子排布
確定元素在周期表中位置的方法
?若已知元素序數(shù)Z，找出與之相近上一周期的惰性氣體的原子序數(shù)R，先確定其周期數(shù)。再根究Z—R的值，確定元素所在的列，依照周期表的結(jié)構(gòu)數(shù)出所在列對應(yīng)的族序數(shù)。
③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。
(2)主族元素價電子數(shù)=族序數(shù)，副族元素IIIB--VIII族價電子數(shù)=族序數(shù)IB，IIB價電子的最外層數(shù)=族序數(shù)
(3)各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點
S區(qū)ns1-2p區(qū)ns2np1-6、d區(qū)(n-1)d1-9ns1-2、ds區(qū)(n-1)d10ns1-2
三.元素周期律
1.電離能、電負(fù)性
(1)電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，
原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，同周期，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。(Be，N,P,Mg除外)同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大
(2)元素的電負(fù)性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。
(3)電負(fù)性的應(yīng)用
①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱②金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。③金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑;非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。④同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。
(4)電離能的應(yīng)用
①根據(jù)電離能數(shù)據(jù)確定元素核外電子的排布如：②確定元素在化合物中的化合價③判斷元素金屬性強(qiáng)弱
2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律
3.對角線規(guī)則
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的。
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