高二化學(xué)期末復(fù)習(xí)：選修3知識點(diǎn)
期末考試剩下沒多久時(shí)間了，同學(xué)們的復(fù)習(xí)進(jìn)度如何，下面就是小編給大家?guī)淼母叨瘜W(xué)期末復(fù)習(xí)：選修3知識點(diǎn)，希望能幫助到大家!
高中化學(xué)選修三知識點(diǎn)
1、電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)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(huì)大，電子云密度越大;離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)小，電子云密度越小。
2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)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.
3、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(dòng)，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(gè)數(shù)依次為1、3、5、7。
4、原子核外電子的運(yùn)動(dòng)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(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子。
5、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(gè)軌道最多容納兩個(gè)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(shí)，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(jià)軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(shí)(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
6、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。
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(gè)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。
7、第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)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：
?、偻芷谠?，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(shí)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
?、谠氐谝浑婋x能的運(yùn)用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)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(jià)鍵)。
c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)(電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià))。
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)。
8、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(jià)鍵和金屬鍵。
9、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(diǎn)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(diǎn)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(gè)鈉離子周圍有6個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有6個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中含有4個(gè)鈉離子和4個(gè)氯離子;氯化銫晶體中，每個(gè)銫離子周圍有8個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有8個(gè)銫離子，每個(gè)氯化銫晶胞中含有1個(gè)銫離子和1個(gè)氯離子.
| NaCl型晶體 | CsCl型晶體 |
| 每個(gè)Na+離子周圍被6個(gè)C1—離子所包圍，同樣每個(gè)C1—也被6個(gè)Na+所包圍。 | 每個(gè)正離子被8個(gè)負(fù)離子包圍著，同時(shí)每個(gè)負(fù)離子也被8個(gè)正離子所包圍。 |
10、晶胞中粒子數(shù)的計(jì)算方法——均攤法
| 位置 | 頂點(diǎn) | 棱邊 | 面心 | 體心 |
| 貢獻(xiàn) | 1/8 | 1/4 | 1/2 | 1 |
11、共價(jià)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(jià)鍵-配位鍵。
共價(jià)鍵三參數(shù)：
| 概念 | 對分子的影響 | |
| 鍵能 | 拆開1mol共價(jià)鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol） | 鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定 |
| 鍵長 | 成鍵的兩個(gè)原子核間的平均距離（單位：10-10米） | 鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定 |
| 鍵角 | 分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度） | 鍵角決定了分子的空間構(gòu)型 |
共價(jià)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
12、共價(jià)鍵:原子間通過共用電子對形成的化學(xué)鍵
13、鍵的極性：
極性鍵：不同種原子之間形成的共價(jià)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(jià)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
14、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
(2)非極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心相重合的分子
分子極性的判斷：分子的極性由共價(jià)鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個(gè)方面共同決定
非極性分子和極性分子的比較：
| 非極性分子 | 極性分子 | |
| 形成原因 | 整個(gè)分子的電荷分布均勻，對稱 | 整個(gè)分子的電荷分布不均勻、不對稱 |
| 存在的共價(jià)鍵 | 非極性鍵或極性鍵 | 極性鍵 |
| 分子內(nèi)原子排列 | 對稱 | 不對稱 |
15、分子的空間立體結(jié)構(gòu)
常見分子的類型與形狀比較：
| 分子類型 | 分子形狀 | 鍵角 | 鍵的極性 | 分子極性 | 代表物 |
| A | 球形 | 非極性 | He、Ne | ||
| A2 | 直線形 | 非極性 | 非極性 | H2、O2 | |
| AB | 直線形 | 極性 | 極性 | HCl、NO | |
| ABA | 直線形 | 180° | 極性 | 非極性 | CO2、CS2 |
| ABA | V形 | ≠180° | 極性 | 極性 | H2O、SO2 |
| A4 | 正四面體形 | 60° | 非極性 | 非極性 | P4 |
| AB3 | 平面三角形 | 120° | 極性 | 非極性 | BF3、SO3 |
| AB3 | 三角錐形 | ≠120° | 極性 | 極性 | NH3、NCl3 |
| AB4 | 正四面體形 | 109°28′ | 極性 | 非極性 | CH4、CCl4 |
| AB3C | 四面體形 | ≠109°28′ | 極性 | 極性 | CH3Cl、CHCl3 |
| AB2C2 | 四面體形 | ≠109°28′ | 極性 | 極性 | CH2Cl2 |
| 直 線 | 三角形 | V形 | 四面體 | 三角錐 | V形 H2O |
16、原子晶體：所有原子間通過共價(jià)鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體
17、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(gè)碳原子，每個(gè)碳原子與周圍四個(gè)碳原子形成四個(gè)共價(jià)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(gè)硅原子和6個(gè)氧原子，每個(gè)硅原子與4個(gè)氧原子成鍵，每個(gè)氧原子與2個(gè)硅原子成鍵。
18、共價(jià)鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：原子半徑越小，形成共價(jià)鍵的鍵長越短，共價(jià)鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點(diǎn)越高。如熔點(diǎn)：金剛石>碳化硅>晶體硅。
19、金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用
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：
| 晶體中的微粒 | 導(dǎo)電性 | 導(dǎo)熱性 | 延展性 |
| 金屬離子和自由電子 | 自由電子在外加電場的作用下發(fā)生定向移動(dòng) | 自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量 | 晶體中各原子層相對滑動(dòng)仍保持相互作用 |
20、金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體。
21、金屬鍵的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)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(diǎn)越高，如熔點(diǎn)：NaNa>K>Rb>Cs。金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子
22、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)
| 概念 | 表示 | 條件 |
| 共用電子對由一個(gè)原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價(jià)鍵。 | A：電子對給予體 B：電子對接受體 | 其中一個(gè)原子必須提供孤對電子，另一原子必須能接受孤對電子的軌道。 |
(1)配位鍵：一個(gè)原子提供一對電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共價(jià)鍵，即成鍵的兩個(gè)原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價(jià)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
?、谛纬蓷l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
?、叟浜衔锏慕M成
?、芘浜衔锏男再|(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(shí)，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān)。
23、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。
24、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。
25、分子間作用力強(qiáng)弱和分子晶體熔沸點(diǎn)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(diǎn)越高，但存在氫鍵時(shí)分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高。
26、NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族其它元素氫化物的沸點(diǎn)反常地高。
影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點(diǎn)，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。
27、幾種比較：
(1)離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵的比較
| 化學(xué)鍵類型 | 離子鍵 | 共價(jià)鍵 | 金屬鍵 |
| 概念 | 陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵 | 原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵 | 金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學(xué)鍵 |
| 成鍵微粒 | 陰陽離子 | 原子 | 金屬陽離子和自由電子 |
| 成鍵性質(zhì) | 靜電作用 | 共用電子對 | 電性作用 |
| 形成條件 | 活潑金屬與活潑的非金屬元素 | 非金屬與非金屬元素 | 金屬內(nèi)部 |
| 實(shí)例 | NaCl、MgO | HCl、H2SO4 | Fe、Mg |
(2)非極性鍵和極性鍵的比較
| 非極性鍵 | 極性鍵 | |
| 概念 | 同種元素原子形成的共價(jià)鍵 | 不同種元素原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對發(fā)生偏移 |
| 原子吸引電子能力 | 相同 | 不同 |
| 共用電子對 | 不偏向任何一方 | 偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子 |
| 成鍵原子電性 | 電中性 | 顯電性 |
| 形成條件 | 由同種非金屬元素組成 | 由不同種非金屬元素組成 |
(3)物質(zhì)溶沸點(diǎn)的比較
?、俨煌惥w：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體
?、谕N類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點(diǎn)間的作用大，則熔沸點(diǎn)高，反之則小。
a.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(diǎn)就越高。
b.分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點(diǎn)越高。
c.原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點(diǎn)越高。
?、鄢爻合聽顟B(tài)
a.熔點(diǎn)：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì)
b.沸點(diǎn)：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)