高考化學

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高中化學選修三

第一章 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，核外電子分别處于不同的電子層.原子由裡向外對應的電子層符号分别為K、L、M、N、O、P、Q.

NaCl型晶體

CsCl型晶體

每個Na 離子周圍被6個C1—離子所包圍，同樣每個C1—也被6個Na 所包圍。

每個正離子被8個負離子包圍着，同時每個負離子也被8個正離子所包圍。

10、晶胞中粒子數的計算方法——均攤法

位置	頂點	棱邊	面心	體心
貢獻	1/8	1/4	1/2	1

11、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：

	概念	對分子的影響
鍵能	拆開1mol共價鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol）	鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定
鍵長	成鍵的兩個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型

共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱=所有反應物鍵能總和－所有生成物鍵能總和

12、共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵

13、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

14、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：

	非極性分子	極性分子
形成原因	整個分子的電荷分布均勻，對稱	整個分子的電荷分布不均勻、不對稱
存在的共價鍵	非極性鍵或極性鍵	極性鍵
分子内原子排列	對稱	不對稱

15、分子的空間立體結構

常見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

17、典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體矽(Si)、二氧化矽（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；晶體矽的結構與金剛石相似；二氧化矽晶體是空間網狀結構，最小的環中有6個矽原子和6個氧原子，每個矽原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個矽原子成鍵。

18、共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高。如熔點：金剛石>碳化矽>晶體矽。

19、金屬鍵：金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用

運用自由電子理論解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性：

晶體中的微粒	導電性	導熱性	延展性
金屬離子和自由電子	自由電子在外加電場的作用下發生定向移動	自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量	晶體中各原子層相對滑動仍保持相互作用

20、金屬晶體：通過金屬鍵作用形成的晶體。

21、金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高，如熔點：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs。金屬鍵的強弱可以用金屬的原子

22、簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求）

概念	表示	條件
共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。	A：電子對給予體 B：電子對接受體	其中一個原子必須提供孤對電子，另一原子必須能接受孤對電子的軌道。

(1)配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵，即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵。

（2）①配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡合物

②形成條件：

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的原子

③配合物的組成

④配合物的性質：配合物具有一定的穩定性。配合物中配位鍵越強，配合物越穩定。當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩定性與配體的性質有關。

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，比化學鍵弱得多，包括範德華力和氫鍵。

範德華力一般沒有飽和性和方向性，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（範德華力、氫鍵）相結合的晶體.典型的有冰、幹冰。

25、分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高，但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高。

26、NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高。

影響物質的性質方面：增大溶沸點，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、共價鍵和金屬鍵的比較

化學鍵類型	離子鍵	共價鍵	金屬鍵
概念	陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵	原子間通過共用電子對所形成的化學鍵	金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學鍵
成鍵微粒	陰陽離子	原子	金屬陽離子和自由電子
成鍵性質	靜電作用	共用電子對	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	金屬内部
實例	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鍵	不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發生偏移
原子吸引電子能力	相同	不同
共用電子對	不偏向任何一方	偏向吸引電子能力強的原子
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）物質溶沸點的比較

①不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體

②同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。

a.離子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。

b.分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。

c.原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。

③常溫常壓下狀态

a.熔點：固态物質>液态物質

b.沸點：液态物質>氣态物質

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