高二化學選修3重點知識點歸納

選修三的化學內容往往會被很多學生忽略掉，對於理科生來說，這部分的知識點是不能輕視的，選修三的化學知識點也是大學聯考必考的內容。下面是本站小編爲大家整理的高二化學選修三必備知識點，希望對大家有用!

原子結構與性質

1、電子雲：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子雲圖。離核越近，電子出現的機會大，電子雲密度越大;離核越遠，電子出現的機會小，電子雲密度越小。

2、電子層(能層)：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處於不同的電子層.原子由裏向外對應的電子層符號分別爲K、L、M、N、O、P、Q.

3、原子軌道(能級即亞層)：處於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軌道較複雜.各軌道的伸展方向個數依次爲1、3、5、7。

4、原子核外電子的運動特徵可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態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:電子先佔據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道;

(2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子;

(3)洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子儘可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同。

洪特規則的特例: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，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1

6、根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

根據構造原理，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，從左到右能量依次升高。基態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：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化爲氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位爲kJ/mol。

(1)原子核外電子排布的週期性

隨着原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現週期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重複出現從ns1到ns2np6的週期性變化.

(2)元素第一電離能的週期性變化

隨着原子序數的遞增，元素的第一電離能呈週期性變化:

同週期從左到右，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，鹼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。

(3)元素電負性的週期性變化

元素的電負性：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性。

隨着原子序數的遞增，元素的電負性呈週期性變化：同週期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。

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：

共價鍵的鍵能與化學反應熱的關係:反應熱=所有反應物鍵能總和-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，共用電子對不發生偏移

4、分子的極性：

(1)極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子

(2)非極性分子：正電荷中心和負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型兩個方面共同決定

非極性分子和極性分子的比較：

5、分子的空間立體結構

常見分子的類型與形狀比較：

6、原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體

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狀結構，最小的碳環中有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;晶體硅的結構與金剛石相似;二氧化硅晶體是空間網狀結構，最小的環中有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。

化學反應的方向

1、反應焓變與反應方向

放熱反應多數能自發進行，即ΔH<0的反應大多能自發進行。有些吸熱反應也能自發進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。

2、反應熵變與反應方向

熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS爲反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應爲熵增加反應，熵增加有利於反應的`自發進行。

3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

H-TΔS<0反應能自發進行。

H-TΔS=0反應達到平衡狀態。

H-TΔS>0反應不能自發進行。

在溫度、壓強一定的條件下，自發反應總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至平衡狀態。

二、化學反應的限度

1、化學平衡常數

(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的係數次方的乘積與反應物濃度的係數次方的乘積之比爲一常數，該常數稱爲化學平衡常數，用符號K表示 。

(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。

(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對於給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互爲倒數。

(4)藉助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。

2、反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式爲：α(A)=

(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。

(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學平衡的影響

(1)溫度的影響

升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

(3)壓強的影響

Vg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。

Vg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理