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高考化學(xué)選修三知識點歸納

　　理科的學(xué)生在備考化學(xué)的時候不要忘記選修課本的知識內(nèi)容，尤其是選修三的化學(xué)知識點，這個個部分的內(nèi)容屬于高考必考的一個考點。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高考化學(xué)重要的知識點，希望對大家有用!

高考化學(xué)選修三知識點歸納

　　高考化學(xué)選修三知識

　　原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

　　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)的機會大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大;離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機會小，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.

　　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。

　　4、原子核外電子的運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，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子。

　　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

　　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。基態(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弱。I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱。

　　(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。

　　選修三化學(xué)知識

　　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。

　　共價鍵三參數(shù)：

	概念	對分子的影響
鍵能	拆開1mol共價鍵所吸收的能量（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

　　2、共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學(xué)鍵

　　3、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

　　4、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：

	非極性分子	極性分子
形成原因	整個分子的電荷分布均勻，對稱	整個分子的電荷分布不均勻、不對稱
存在的共價鍵	非極性鍵或極性鍵	極性鍵
分子內(nèi)原子排列	對稱	不對稱

　　5、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

　　6、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

　　7、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。