高二化学选修三知识点总结分享

1、高二化学选修三知识点总结分享高二化学选修三知识点总结1 (1)极性分子和非极性分子 1非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：h2、cl2、n2等;只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：co2、cs2、bf3、ch4、ccl4等;极性键非极性键都有的：ch2=ch2、chch。 2极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：不同元素的双原子分子如：hcl，hf等。折线型分子，如h2o、h2s等。三角锥形分子如nh3等。 (2)共价键的极性和分子极性的关系： 两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身;两者研究的方向

2、不同，键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀。非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质f2、n2、p4、s8等只含有非极性键，c2h6、c2h4、c2h2等既含有极性键又含有非极性键;极性分子中，一定含有极性键，可能含有非极性键，如hcl、h2s、h2o2等。 (3)分子极性的推断方法 单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如he、ne等。 双原子分子：假设含极性键，就是极性分子，如hcl、hbr等;假设含非极性键，就是非极性分子，如o2、i2等。 以极

3、性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。假设分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如bf3、ch4等。假设分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如nh3、so2等。 依据abn的中心原子a的最外层价电子是否全部参加形成了同样的共价键。(或a是否达价) (4)相似相溶原理 相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。 相似相溶原理的适用范围：“相似相溶中“相似指的是分子的极性相似。 如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键互相作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。 高二化学选

4、修三知识点总结2 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。 (1)原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层(电子层)相同，按照能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐加强。 (2)原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同(外围电子排布相同)，按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第族除外)。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元

5、素的金属性逐渐加强，非金属性逐渐减弱。 (3)原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 2、元素周期律 元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。 高二化学选修三知识点总结3 (1)原子构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理显示了原子核外电子的能级分布。 (2)原子构造原理是书写基态原子电子排布

6、式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。 (3)不同能层的能级有交错现象，如e(3d)e(4s)、e(4d)e(5s)、e(5d)e(6s)、e(6d)e(7s)、e(4f)e(5p)、e(4f)e(6s)等。原子轨道的能量关系是：ns(n-2)f(n-1)d (4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。 依据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2;最外层不超过8个电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。 (5)基态和激发态 基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。

7、激发态：较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子汲取能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会汲取(基态激发态)和放出(激发态较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能)，产生不同的光谱原子光谱(汲取光谱和发射光谱)。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 高二化学选修三知识点总结4 1原子半径 (1)除第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小; (2)同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 2元素化合价 (1)除第1周期外，同周期从左到右，元素正价由碱金属+1递

8、增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价，氧无+6价，除外);第一章物质结构元素周期律 1.原子结构：如：的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系 (1)元素周期表的结构 a.周期序数=电子层数 b.原子序数=质子数 c.主族序数=最外层电子数=元素的正价数 d.主族非金属元素的负化合价数=8-主族序数 (2)元素周期律(重点) a.元素的金属性和非金属性强弱的比较(难点) (注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反) a.同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱 b.同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐加强 c.同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐加强 d.同一主族，从上到

9、下，元素的非金属性逐渐减弱 c.第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律(包括物理、化学性质) d.微粒半径大小的比较规律： (3)元素周期律的应用(重难点) a.“位，构，性三者之间的关系 3.化学键(重点) (1)离子键： a.相关概念： b.离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物 c.离子化合物形成过程的电子式的表示(难点) (ab，a2b，ab2，naoh，na2o2，nh4cl，o22-，nh4+) (2)共价键： a.相关概念： b.共价化合物：只有非金属的化合物(除了铵盐) c.共价化合物形成过程的电子式的表示(难点) (nh3，ch4，co2，hclo，h2o2

10、) d极性键与非极性键 高二化学选修三知识点总结5 (1)化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂和形成 (2)化学反应汲取能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小 a.吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量 b.放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量 (3)化学反应的一大特征：化学反应的过程中总是伴随着能量变化，通常表现为热量变化 学习： 氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰，在反应中，破坏1molh-h键消耗的能量为q1kj，破坏1molo=o键消耗的能量为q2kj，形成1molh-o键释放的能量为q3kj。以下关系式中正确的是(b) a.2q1+q24q3b.2q1+

11、q24q3 c.q1+q2 (4)常见的放热反应： a.所有燃烧反应;b.中和反应;c.大多数化合反应;d.活泼金属跟水或酸反应; (5)常见的吸热反应： a.大多数分解反应; 氯化铵与八水合氢氧化钡的反应。 (6)中和热：(重点) a.概念：稀的强酸与强碱发生中和反应生成1molh2o(液态)时所释放的热量。 (1)原电池(重点) a.概念： b.工作原理： a.负极：失电子(化合价升高)，发生氧化反应 b.正极：得电子(化合价降低)，发生还原反应 c.原电池的构成条件： 关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池 c.两电极相连(直接或间接)形成闭合回路 d.原电池正、负极的推断： a.负

12、极：电子流出的电极(较活泼的金属)，金属化合价升高 b.正极：电子流入的电极(较不活泼的金属、石墨等)：元素化合价降低 e.金属活泼性的推断： b.原电池的负极(电子流出的电极，质量减少的电极)的金属更活泼; c.原电池的正极(电子流入的电极，质量不变或增加的电极，冒气泡的电极)为较不活泼金属 f.原电池的电极反应：(难点) a.负极反应：x-ne=xn- b.正极反应：溶液中的阳离子得电子的还原反应 (2)原电池的制定：(难点) 依据电池反应制定原电池：(三部分+导线) a.负极为失电子的金属(即化合价升高的物质) c.电解质溶液含有反应中得电子的阳离子(即化合价降低的物质) (3)金属的电

13、化学腐蚀 a.不纯的金属(或合金)在电解质溶液中的腐蚀，关键形成了原电池，加速了金属腐蚀 b.金属腐蚀的防护： a.改变金属内部组成结构，可以加强金属耐腐蚀的能力。如：不锈钢。 b.在金属表面覆盖一层保护层，以断绝金属与外界物质接触，达到耐腐蚀的效果。(油脂、油漆、搪瓷、塑料、电镀金属、氧化成致密的氧化膜) c.电化学保护法： 牺牲活泼金属保护法，外加电流保护法 (4)发展中的化学电源 a.干电池(锌锰电池) a.负极：zn-2e-=zn2+ b.参加正极反应的是mno2和nh4+ a.铅蓄电池： 铅蓄电池充电和放电的总化学方程式 放电时电极反应： 负极：pb+so42-2e-=pbso4 正

14、极：pbo2+4h+so42-+2e-=pbso4+2h2o b.氢氧燃料电池：它是一种高效、不污染环境的发电装置。它的电极材料一般为活性电极，具有很强的催化活性，如铂电极，活性炭电极等。 总反应：2h2+o2=2h2o 电极反应为(电解质溶液为koh溶液) 负极：2h2+4oh-4e-4h2o 正极：o2+2h2o+4e-4oh- (1)化学反应速率 a.化学反应速率的概念： b.计算(重点) b.已知物质的量n的变化或者质量m的变化，转化成物质的量浓度c的变化后再求反应速率v c.化学反应速率之比=化学计量数之比，据此计算： 已知反应方程和某物质表示的反应速率，求另一物质表示的反应速率;

15、已知反应中各物质表示的反应速率之比或c之比，求反应方程。 关键：找同一参照物，比较同一物质表示的速率(即把其他的物质表示的反应速率转化成同一物质表示的反应速率) (2)影响化学反应速率的因素(重点) a.决定化学反应速率的主要因素：反应物自身的性质(内因) b.外因： a.浓度越大，反应速率越快 b.升高温度(任何反应，无论吸热还是放热)，加快反应速率 d.有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快 e.固体表面积越大，反应速率越快 f.光、反应物的状态、溶剂等 (3)化学反应的限度 b.绝大多数化学反应都有可逆性，只是不同的化学反应的限度不同;相同的化学反应，不同的条件下其限度也可能不同 a.

16、化学反应限度的概念： 一定条件下，当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡，这就是可逆反应所能达到的限度。 b.化学平衡的曲线： c.可逆反应达到平衡状态的标志： 反应混合物中各组分浓度坚持不变 正反应速率=逆反应速率 消耗a的速率=生成a的速率 d.怎样推断一个反应是否达到平衡： (1)正反应速率与逆反应速率相等;(2)反应物与生成物浓度不再改变; (3)混合体系中各组分的质量分数不再发生变化; (4)条件变，反应所能达到的限度发生变化。 化学平衡的特点：逆、等、动、定、变、同。 【典型例题】 例1.在密闭容器中充入so2和18o2，在一定条件下开始反应，在达到平衡时，18o存在于(d) d.so2、so3、o2中都有可能存在 例2.以下各项中，可以说明2hih2+i2(g)已经达到平衡状态的是(bde) a.单位时间内，生成nmolh2的同时生成nmolhih键断裂的同时，有2个hi键断裂 c.温度和体积一按时，容器内压强不再变化 d.温度和体积一按时，某一