| 标题 | 高二化学期末复习：选修3知识点 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 范文 | 期末考试剩下没多久时间了，同学们的复习进度如何，下面就是小编给大家带来的高二化学期末复习：选修3知识点，希望能帮助到大家! 高中化学选修三知识点 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]3d104s1 6、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.
10、晶胞中粒子数的计算方法——均摊法
11、共价键的分类和判断：σ键(“头碰头”重叠)和π键(“肩碰肩”重叠)、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键。 共价键三参数：
共价键的键能与化学反应热的关系:反应热=所有反应物键能总和-所有生成物键能总和 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能力不同，共用电子对发生偏移 非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，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 分子极性的判断：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决定 非极性分子和极性分子的比较：
15、分子的空间立体结构 常见分子的类型与形状比较：
16、原子晶体：所有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，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键;晶体硅的结构与金刚石相似;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判断：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:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用 运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性：
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变化规律: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、简单配合物的成键情况(配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求)
(1)配位键：一个原子提供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提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键。 (2)①配合物：由提供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配合物,又称络合物 ②形成条件： a.中心原子(或离子)必须存在空轨道 b.配位体具有提供孤电子对的原子 ③配合物的组成 ④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性。配合物中配位键越强，配合物越稳定。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定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判断：组成和结构相似的物质，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需要更多的能量，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。 影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性 表示方法：X—H……Y(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
(2)非极性键和极性键的比较
(3)物质溶沸点的比较 ①不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体 ②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。 ③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 |
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