《高中化学必修3知识点总结》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学必修3知识点总结（12页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、中学化学必修3学问点总结 （学习（方法）千千万，牢记学问第一条。大家在学习化学的时候有没有因为各种各样的方程以及困难的化学关系弄的源头转向呢，下面就来在跟着一起来复习中学化学必修3学问点（总结）吧。 中学化学必修3学问点总结 第一章 原子结构与性质. 一、相识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义. 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. 电子层(能层)：依据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原
2、子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 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. 2.(构造原理) 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示136号元素原子核外电子的排布. (1).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. (2).原子核外电子排布原理. .能量最低原理:电子先
3、占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. .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. .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. (3).驾驭能级交织图和1-36号元素的核外电子排布式. 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，
4、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。 3.元素电离能和元素电负性 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
5、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
6、;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.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). 例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能渐渐上升的依次排列的是 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，且电负性XY，下列说法错误的是 A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价 B.第一电
7、离能可能Y小于X C.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性 D.气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX 二.化学键与物质的性质. 内容：离子键离子晶体 1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能说明离子化合物的物理性质. (1).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. (2).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
8、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：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. (3).晶胞中粒子数的计算方法-均摊法. 2.了解共价键的主要类型键和键，能用键能、键长、键角等数据说明简洁分子的某些性质(对键和键之间相对强弱的比较不作要求). (1).共价键的分类和推断：键(“头碰头”重叠)和键(“肩碰肩”
9、重叠)、极性键和非极性键，还有一类特别的共价键-配位键. (2).共价键三参数. 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. 3.了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异. (1)共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键. (2)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. (3)分子的极性： 极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子. 非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子. 分子
10、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 4.分子的空间立体结构(记住) 常见分子的类型与形态比较 5.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系. (1).原子晶体：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. (2).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
11、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. (3).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. 6.理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论说明金属的一些物理性质.知道金属晶体的基本积累方式，了解常见金属晶体的晶胞结构(晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求). (1).金属键:金属离子和自由电子之间剧烈的相互作用. 请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. (2)金属晶体:通过金属键作用形成的晶体. 金属键的强弱和金属晶体熔沸点
12、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：NaNaKRbCs.金属键的强弱可以用金属的原子 7. 了解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). (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
13、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，协作物的稳定性与配体的性质有关. 三.分子间作用力与物质的性质. 1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区分. 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. 2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响. (1).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. (2).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
14、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. 3.了解氢键的存在对物质性质的影响(对氢键相对强弱的比较不作要求). 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：XHY(N O F) 一般都是氢化物中存在. 4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区分. 四、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(重点) (1)不同类晶体：一般状况下，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。 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。 分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，
