期末考試剩下沒(méi)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)?lái)的高二化學(xué)期末復(fù)習(xí)：選修3知識(shí)點(diǎn)，希望能幫助到大家!

　　高中化學(xué)選修三知識(shí)點(diǎn)

　　1、電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)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(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為K、L、M、N、O、P、Q.

　　3、原子軌道(能級(jí)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(lái)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(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖⑵所示，由下而上表示七個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高;在同一能級(jí)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(hào)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(shì)，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(shì)。

　　說(shuō)明：

　?、偻芷谠?，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。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(lái)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(duì)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(shì)。

　　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?；瘜W(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵。

　　9、離子鍵：陰、陽(yáng)離子通過(guò)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(lái)衡量，晶格能是指拆開(kāi)1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)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(guò)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(duì)分子的影響
鍵能	拆開(kāi)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(zhǎng)	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(guò)共用電子對(duì)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(duì)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(duì)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(duì)稱	整個(gè)分子的電荷分布不均勻、不對(duì)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(duì)稱	不對(duì)稱

　　15、分子的空間立體結(jié)構(gòu)

　　常見(jiàn)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(guò)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(zhǎng)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(chǎng)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(duì)滑動(dòng)仍保持相互作用

　　20、金屬晶體:通過(guò)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(yáng)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(jiǎn)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(duì)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(duì)給予體            B：電子對(duì)接受體	其中一個(gè)原子必須提供孤對(duì)電子，另一原子必須能接受孤對(duì)電子的軌道。

　　(1)配位鍵：一個(gè)原子提供一對(duì)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(duì)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(duì)的配位體與接受孤電子對(duì)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(duì)的原子

　?、叟浜衔锏慕M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(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(méi)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(duì)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(yáng)離子間通過(guò)靜電作用所形成的化學(xué)鍵	原子間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的化學(xué)鍵	金屬陽(yáng)離子與自由電子通過(guò)相互作用而形成的化學(xué)鍵
成鍵微粒	陰陽(yáng)離子	原子	金屬陽(yáng)離子和自由電子
成鍵性質(zhì)	靜電作用	共用電子對(duì)	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(duì)發(fā)生偏移
原子吸引電子能力	相同	不同
共用電子對(duì)	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

　　①不同類晶體：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(duì)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(zhǎng)越小、鍵能越大，則熔沸點(diǎn)越高。

　　③常溫常壓下?tīng)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)