高二化學選修三知識點總結

時間：2022-01-07 09:56:12 總結我要投稿

高二化學選修三知識點總結

　　總結是指社會團體、企業(yè)單位和個人對某一階段的學習、工作或其完成情況加以回顧和分析，得出教訓和一些規(guī)律性認識的一種書面材料，通過它可以全面地、系統(tǒng)地了解以往的學習和工作情況，不如我們來制定一份總結吧。我們該怎么寫總結呢？以下是小編為大家整理的高二化學選修三知識點總結，歡迎閱讀，希望大家能夠喜歡。

高二化學選修三知識點總結

高二化學選修三知識點總結1

　　1——原子半徑

　　(1)除第1周期外，其他周期元素(惰性氣體元素除外)的原子半徑隨原子序數(shù)的遞增而減小;

　　(2)同一族的元素從上到下，隨電子層數(shù)增多，原子半徑增大。

　　2——元素化合價

　　(1)除第1周期外，同周期從左到右，元素正價由堿金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1(氟無正價，氧無+6價，除外);第一章物質結構元素周期律

　　1.原子結構：如：的質子數(shù)與質量數(shù)，中子數(shù)，電子數(shù)之間的關系

　　2.元素周期表和周期律

　　(1)元素周期表的結構

　　A.周期序數(shù)=電子層數(shù)

　　B.原子序數(shù)=質子數(shù)

　　C.主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=元素的正價數(shù)

　　D.主族非金屬元素的負化合價數(shù)=8-主族序數(shù)

　　E.周期表結構

　　(2)元素周期律(重點)

　　A.元素的金屬性和非金屬性強弱的比較(難點)

　　a.單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性

　　b.價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱

　　c.單質的還原性或氧化性的強弱

　　(注意：單質與相應離子的性質的變化規(guī)律相反)

　　B.元素性質隨周期和族的變化規(guī)律

　　a.同一周期，從左到右，元素的金屬性逐漸變弱

　　b.同一周期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強

　　c.同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強

　　d.同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱

　　C.第三周期元素的變化規(guī)律和堿金屬族和鹵族元素的變化規(guī)律(包括物理、化學性質)

　　D.微粒半徑大小的比較規(guī)律：

　　a.原子與原子b.原子與其離子c.電子層結構相同的離子

　　(3)元素周期律的應用(重難點)

　　A.“位，構，性”三者之間的關系

　　a.原子結構決定元素在元素周期表中的位置

　　b.原子結構決定元素的化學性質

　　c.以位置推測原子結構和元素性質

　　B.預測新元素及其性質

　　3.化學鍵(重點)

　　(1)離子鍵：

　　A.相關概念：

　　B.離子化合物：大多數(shù)鹽、強堿、典型金屬氧化物

　　C.離子化合物形成過程的電子式的表示(難點)

　　(AB，A2B，AB2，NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4+)

　　(2)共價鍵：

　　A.相關概念：

　　B.共價化合物：只有非金屬的化合物(除了銨鹽)

　　C.共價化合物形成過程的電子式的表示(難點)

　　(NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2)

　　D極性鍵與非極性鍵

高二化學選修三知識點總結2

　　1.化學能與熱能

　　(1)化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成

　　(2)化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小

　　a.吸熱反應：反應物的總能量小于生成物的總能量

　　b.放熱反應：反應物的總能量大于生成物的總能量

　　(3)化學反應的一大特征：化學反應的過程中總是伴隨著能量變化，通常表現(xiàn)為熱量變化

　　練習：

　　氫氣在氧氣中燃燒產生藍色火焰，在反應中，破壞1molH-H鍵消耗的能量為Q1kJ，破壞1molO=O鍵消耗的能量為Q2kJ，形成1molH-O鍵釋放的能量為Q3kJ。下列關系式中正確的是(B)

　　A.2Q1+Q2>4Q3B.2Q1+Q2<4Q3

　　C.Q1+Q2

　　(4)常見的放熱反應：

　　A.所有燃燒反應;B.中和反應;C.大多數(shù)化合反應;D.活潑金屬跟水或酸反應;

　　E.物質的緩慢氧化

　　(5)常見的吸熱反應：

　　A.大多數(shù)分解反應;

　　氯化銨與八水合氫氧化鋇的反應。

　　(6)中和熱：(重點)

　　A.概念：稀的強酸與強堿發(fā)生中和反應生成1molH2O(液態(tài))時所釋放的熱量。

　　2.化學能與電能

　　(1)原電池(重點)

　　A.概念：

　　B.工作原理：

　　a.負極：失電子(化合價升高)，發(fā)生氧化反應

　　b.正極：得電子(化合價降低)，發(fā)生還原反應

　　C.原電池的構成條件：

　　關鍵是能自發(fā)進行的氧化還原反應能形成原電池

　　a.有兩種活潑性不同的金屬或金屬與非金屬導體作電極

　　b.電極均插入同一電解質溶液

　　c.兩電極相連(直接或間接)形成閉合回路

　　D.原電池正、負極的判斷：

　　a.負極：電子流出的電極(較活潑的金屬)，金屬化合價升高

　　b.正極：電子流入的電極(較不活潑的金屬、石墨等)：元素化合價降低

　　E.金屬活潑性的判斷：

　　a.金屬活動性順序表

　　b.原電池的負極(電子流出的電極，質量減少的電極)的金屬更活潑;

　　c.原電池的正極(電子流入的電極，質量不變或增加的電極，冒氣泡的電極)為較不活潑金屬

　　F.原電池的電極反應：(難點)

　　a.負極反應：X-ne=Xn-

　　b.正極反應：溶液中的陽離子得電子的還原反應

　　(2)原電池的設計：(難點)

　　根據(jù)電池反應設計原電池：(三部分+導線)

　　A.負極為失電子的金屬(即化合價升高的物質)

　　B.正極為比負極不活潑的金屬或石墨

　　C.電解質溶液含有反應中得電子的陽離子(即化合價降低的物質)

　　(3)金屬的電化學腐蝕

　　A.不純的金屬(或合金)在電解質溶液中的腐蝕，關鍵形成了原電池，加速了金屬腐蝕

　　B.金屬腐蝕的防護：

　　a.改變金屬內部組成結構，可以增強金屬耐腐蝕的能力。如：不銹鋼。

　　b.在金屬表面覆蓋一層保護層，以斷絕金屬與外界物質接觸，達到耐腐蝕的效果。(油脂、油漆、搪瓷、塑料、電鍍金屬、氧化成致密的氧化膜)

　　c.電化學保護法：

　　犧牲活潑金屬保護法，外加電流保護法

　　(4)發(fā)展中的化學電源

　　A.干電池(鋅錳電池)

　　a.負極：Zn-2e-=Zn2+

　　b.參與正極反應的是MnO2和NH4+

　　B.充電電池

　　a.鉛蓄電池：

　　鉛蓄電池充電和放電的總化學方程式

　　放電時電極反應：

　　負極：Pb+SO42--2e-=PbSO4

　　正極：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O

　　b.氫氧燃料電池：它是一種高效、不污染環(huán)境的發(fā)電裝置。它的電極材料一般為活性電極，具有很強的催化活性，如鉑電極，活性炭電極等。

　　總反應：2H2+O2=2H2O

　　電極反應為(電解質溶液為KOH溶液)

　　負極：2H2+4OH--4e-→4H2O

　　正極：O2+2H2O+4e-→4OH-

　　3.化學反應速率與限度

　　(1)化學反應速率

　　A.化學反應速率的概念：

　　B.計算(重點)

　　a.簡單計算

　　b.已知物質的量n的變化或者質量m的變化，轉化成物質的量濃度c的變化后再求反應速率v

　　c.化學反應速率之比=化學計量數(shù)之比，據(jù)此計算：

　　已知反應方程和某物質表示的反應速率，求另一物質表示的反應速率;

　　已知反應中各物質表示的反應速率之比或△C之比，求反應方程。

　　d.比較不同條件下同一反應的反應速率

　　關鍵：找同一參照物，比較同一物質表示的速率(即把其他的物質表示的反應速率轉化成同一物質表示的反應速率)

　　(2)影響化學反應速率的因素(重點)

　　A.決定化學反應速率的主要因素：反應物自身的性質(內因)

　　B.外因：

　　a.濃度越大，反應速率越快

　　b.升高溫度(任何反應，無論吸熱還是放熱)，加快反應速率

　　c.催化劑一般加快反應速率

　　d.有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率加快

　　e.固體表面積越大，反應速率越快

　　f.光、反應物的狀態(tài)、溶劑等

　　(3)化學反應的限度

　　A.可逆反應的概念和特點

　　B.絕大多數(shù)化學反應都有可逆性，只是不同的化學反應的限度不同;相同的化學反應，不同的條件下其限度也可能不同

　　a.化學反應限度的概念：

　　一定條件下，當一個可逆反應進行到正反應和逆反應的速率相等，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這種狀態(tài)稱為化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡，這就是可逆反應所能達到的限度。

　　b.化學平衡的曲線：

　　c.可逆反應達到平衡狀態(tài)的標志：

　　反應混合物中各組分濃度保持不變

　　↓

　　正反應速率=逆反應速率

　　↓

　　消耗A的速率=生成A的速率

　　d.怎樣判斷一個反應是否達到平衡：

　　(1)正反應速率與逆反應速率相等;(2)反應物與生成物濃度不再改變;

　　(3)混合體系中各組分的質量分數(shù)不再發(fā)生變化;

　　(4)條件變，反應所能達到的限度發(fā)生變化。

　　化學平衡的特點：逆、等、動、定、變、同。

　　【典型例題】

　　例1.在密閉容器中充入SO2和18O2，在一定條件下開始反應，在達到平衡時，18O存在于(D)

　　A.只存在于氧氣中

　　B.只存在于O2和SO3中

　　C.只存在于SO2和SO3中

　　D.SO2、SO3、O2中都有可能存在

　　例2.下列各項中，可以說明2HIH2+I2(g)已經(jīng)達到平衡狀態(tài)的是(BDE)

　　A.單位時間內，生成nmolH2的同時生成nmolHI

　　B.一個H—H鍵斷裂的同時，有2個H—I鍵斷裂

　　C.溫度和體積一定時，容器內壓強不再變化

　　D.溫度和體積一定時，某一生成物濃度不再變化

　　E.溫度和體積一定時，混合氣體的顏色不再變化

　　F.條件一定，混合氣體的平均相對分子質量不再變化

　　化學平衡移動原因：v正≠v逆

　　v正>v逆正向v正.

　　濃度:其他條件不變,增大反應物濃度或減小生成物濃度,正向移動反之

　　壓強:其他條件不變,對于反應前后氣體,總體積發(fā)生變化的反應,增大壓強,平衡向氣體體積縮小的方向移動,反之…

　　溫度:其他條件不變,溫度升高,平衡向吸熱方向移動反之…

　　催化劑:縮短到達平衡的.時間,但平衡的移動無影響

　　勒沙特列原理：如果改變影響化學平衡的一個條件，平衡將向著減弱這種改變的方向發(fā)生移動。

高二化學選修三知識點總結3

　　(1)極性分子和非極性分子

　　<1>非極性分子：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。如：①只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等;②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH。

　　(2)共價鍵的極性和分子極性的關系：

　　兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身;兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2O2等。

　　(3)分子極性的判斷方法

　　①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。

　　②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等;若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。

　　③以極性鍵結合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。

　　④根據(jù)ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。(或A是否達價)

　　(4)相似相溶原理

　　①相似相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。

　　②相似相溶原理的適用范圍：“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。

　　③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

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　　1、元素周期表的結構

　　元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期，原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族。

　　(1)原子的電子層構型和周期的劃分

　　周期是指能層(電子層)相同，按照能級組電子數(shù)依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

　　(2)原子的電子構型和族的劃分

　　族是指價電子數(shù)相同(外圍電子排布相同)，按照電子層數(shù)依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

　　(3)原子的電子構型和元素的分區(qū)

　　按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構造原理最后填入電子的能級的符號。

　　2、元素周期律

　　元素的性質隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源于原子外電子層構型的周期性。

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　　(1)原子構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。

　　(2)原子構造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)之一。

　　(3)不同能層的能級有交錯現(xiàn)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。原子軌道的能量關系是：ns<(n-2)f<(n-1)d

　　(4)能級組序數(shù)對應著元素周期表的周期序數(shù)，能級組原子軌道所容納電子數(shù)目對應著每個周期的元素數(shù)目。

　　根據(jù)構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數(shù)為2n2;最外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數(shù)第三層不超過32個電子。

　　(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)

　　①基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。

　　②激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)(相對基態(tài)而言)。基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級時的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。

　　③原子光譜：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時會吸收(基態(tài)→激發(fā)態(tài))和放出(激發(fā)態(tài)→較低激發(fā)態(tài)或基態(tài))不同的能量(主要是光能)，產生不同的光譜——原子光譜(吸收光譜和發(fā)射光譜)。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。

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