高中化學(xué)有很多需要記憶的知識(shí)點(diǎn),高中化學(xué)分為選修和必修,為了方便大家學(xué)習(xí)借鑒，下面小編精心準(zhǔn)備了高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)內(nèi)容，歡迎使用學(xué)習(xí)!

高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

一、化學(xué)平衡

弱電解質(zhì)的電離、鹽類的水解、難溶電解質(zhì)的溶解等問(wèn)題都涉及化學(xué)平衡的理念，基于此，研究這類問(wèn)題，我們要從平衡的角度出發(fā)，運(yùn)用化學(xué)平衡的觀念分析問(wèn)題?；瘜W(xué)平衡的研究對(duì)象是一定條件下的可逆反應(yīng)，而弱電解質(zhì)的電離、鹽類的水解、難溶電解質(zhì)的溶解等都是可逆反應(yīng)，在水溶液中的行為都表現(xiàn)為一種動(dòng)態(tài)的平衡，這些平衡可看作化學(xué)平衡中的一種特例(水溶液中的化學(xué)平衡)，因此它們有化學(xué)平衡的共性，也有其鮮明的個(gè)性。

1.弱電解質(zhì)的電離(以CH3COOH的電離為例)

(1)弱電解質(zhì)的電離：CH3COOHCH3COO—+H+。

(2)電離平衡常數(shù)：用K表示，CH3COOH的電離平衡常數(shù)可表示為K(CH3COOH)=[c(H+)·c(CH3COO—)]/c(CH3COOH)。

K3，一般都要相差104～105倍。

(3)弱電解質(zhì)電離的特點(diǎn)：

①共性特點(diǎn)：動(dòng)(動(dòng)態(tài)平衡)、定(各微粒的含量保持不變)、等(電離的速率等于離子結(jié)合成分子的速率)、變(條件改變，平衡發(fā)生移動(dòng))。

②個(gè)性特點(diǎn)：電離過(guò)程吸熱;電離程度較小。

(4)外界條件對(duì)電離平衡的影響：

①濃度：增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡向右移動(dòng)，溶質(zhì)分子的電離程度減小;增大離子的濃度，電離平衡向左移動(dòng)，溶質(zhì)分子的電離程度減小。

②溫度：升高溫度，電離平衡向右移動(dòng)，溶質(zhì)分子的電離程度增大;降低溫度，電離平衡向左移動(dòng)，溶質(zhì)分子的電離程度減小。

注意：區(qū)分電離平衡移動(dòng)與電離程度變化的關(guān)系，電離平衡移動(dòng)的方向利用化學(xué)平衡移動(dòng)原理來(lái)分析，而電離程度是一個(gè)相對(duì)值，即使電離平衡向右移動(dòng)，電離程度也不一定增大。例如，增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡向右移動(dòng)，但未電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)目增加更大，溶質(zhì)分子的電離程度減小反而減小。

2.鹽類的水解

(1)鹽類水解的實(shí)質(zhì)：鹽電離出的弱離子(弱酸根離子或弱堿陽(yáng)離子)和水所電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，從而使溶液呈現(xiàn)出酸性或堿性。

(2)鹽類水解的規(guī)律：

判斷鹽類是否發(fā)生水解以及水解后溶液的酸堿性，要看鹽的離子對(duì)應(yīng)的酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱。水解規(guī)律：“有弱才水解，無(wú)弱不水解，誰(shuí)弱誰(shuí)水解，越弱越水解，都弱都水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性?！?/p>

(3)鹽類水解的特點(diǎn)：

①共性特點(diǎn)：動(dòng)(動(dòng)態(tài)平衡)、定(各微粒的含量保持不變)、等(離子水解的速率等于分子電離的速率)、變(條件改變，平衡發(fā)生移動(dòng))。

②個(gè)性特點(diǎn)：鹽類的水解過(guò)程是吸熱的;鹽類的水解程度一般都很小。

高中化學(xué)選修3怎么判斷配合物的配位數(shù)

1 .配合物的配位數(shù)等于配位原子及配位體的數(shù)目

有兩種情況：

(1)配位原子數(shù)目、配位體數(shù)目、中心離子與配位原子形成的配位鍵鍵數(shù)均相等

例如[Ag(NH 3 ) 2 ]NO 3 、[Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 、[Cu(H 2 O) 4 ] 2+ 、 [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ 、K 3 [Fe(SCN) 6 ]、[FeF 6 ] 3- 、Ni(CO) 4 、Fe(CO) 5 、[Co(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ]Cl 2 、[CrCl(H 2 O) 5 ]Cl 2 等 配合物或配離子，它們配位體的數(shù)目以及中心離子與配位原子形成的配位鍵鍵數(shù)相等。其中Ag+ 離子的配位數(shù)為2，Cu2+ 離子與Zn2+ 離子的配位數(shù)均為4，F(xiàn)e3+ 離子的配位數(shù)為6。Ni(CO)4 、Fe(CO)5 等羰基化合物中Ni、Fe 原子的配位數(shù)分別為4、5，[Co(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ]Cl 2 、[CrCl(H 2 O) 5 ]Cl 2 中Co 2+ 離子與Cr 3+ 離子的配位數(shù)均為6。

(2)配位原子、配位體的數(shù)目均不等于中心離子與配位原子形成的配位鍵鍵數(shù)

例如[BF 4 ] - 、[B(OH) 4 ] - 、[AlCl 4 ] - 、[Al(OH) 4 ] - 等配離子中，B、Al原子均缺電子，它們形成的化學(xué)鍵，既有共價(jià)鍵，又有配位鍵，配位數(shù)與配位鍵的鍵數(shù)不相等，配位數(shù)均為4。

2 . 配位數(shù)等于配位原子的數(shù)目，但不等于配位體的數(shù)目

存在多基配體時(shí)有這種情況，例如[Cu(en) 2 ]中的en是乙二胺(NH 2 CH 2 CH 2 NH 2 )的簡(jiǎn)寫(xiě)，屬于雙基配體，每個(gè)乙二胺分子有2個(gè)N 原子與Cu 2+ 離子配位，故Cu 2+ 離子的配位數(shù)是4而不是2。

3 . 配合物的配位數(shù)可以按中心離子電荷數(shù)的兩倍來(lái)計(jì)算

如果不知道配合物的化學(xué)式，一般可按此規(guī)律計(jì)算。例如前面提到的，Ag + 離子的配位數(shù)為2，Cu 2+ 離子與Zn 2+ 離子的配位數(shù)均為4，F(xiàn)e 3+ 離子的配位數(shù)為6，等等。

不過(guò)應(yīng)注意，某些配合物不符合以上規(guī)律，如[Co(NH 3 )4 (H 2 O )2 ]Cl 2 、[CrCl(H 2 O) 5 ]Cl 2 中Co 2+ 離子與Cr 3 + 離子的電荷數(shù)分別為2、3，但配位數(shù)都是6。

若配合物中的中心原子呈電中性，如金屬的羰基化合物，其配位數(shù)只能在已知化學(xué)式的基礎(chǔ)上判斷。

有些配合物，當(dāng)中心離子(或原子)與不同量的配位體配合時(shí)，其配位數(shù)并不確定。配位數(shù)多少與中心離子和配體的性質(zhì)(如電荷數(shù)、體積大小、電子層結(jié)構(gòu)等)以及它們之間相互影響、配合物的形成條件(如濃度、溫度等)有關(guān)。配位數(shù)由1到14均可能，其中最常見(jiàn)的配位數(shù)為4和6。例如硫氰合鐵絡(luò)離子隨著配離子SCN- 濃度的增大，中心離子Fe3+ 與SCN- 可以形成配位數(shù)為1~6的配合物：[Fe(SCN- )n ]3-n (n=1~6)。

高中化學(xué)選修3口訣大全

選修三，新增添，看似繁，實(shí)不難，

說(shuō)理想，說(shuō)成績(jī)，盼學(xué)子，多努力。

大爆炸，原子生，少量氦，大量氫，

原子中，看電子，能量差，分七層，

能層中，分能級(jí)，數(shù)軌道，電子添，

泡利理，兩個(gè)反，洪特則，單獨(dú)占，

構(gòu)造理，排電子，鉻和銅，皆不從，

一個(gè)半，一個(gè)全，為特例，能量低，

激發(fā)態(tài)，變基態(tài)，電子遷，光呈現(xiàn)，

光譜儀，吸和放，現(xiàn)新素，舊素鑒，

電子行，無(wú)規(guī)律，電子云，是幾率，

百九十，不同形，S 球，P啞鈴。

基原子，電子排，去0族，價(jià)電來(lái),

價(jià)電子，看規(guī)律，周期表，分五區(qū)，

ds ，d緊連，s p，守兩邊，

f 區(qū)，不重要，含鑭錒，須知道，

周期律，看變化，電離能，電負(fù)性，

比半徑，兩因素，數(shù)能層，電荷數(shù)。

共價(jià)鍵，結(jié)分子，電子對(duì)，為共用，

電子云，球啞鈴，據(jù)重疊，分鍵型，

西格瑪，頭碰頭，重疊大，鍵穩(wěn)定，

PP л, 肩并肩，要出現(xiàn)，鍵二三，

鍵參數(shù)，能長(zhǎng)角，穩(wěn)不穩(wěn)，能大小，

鍵越長(zhǎng)，能越小，分子形，看鍵角，

價(jià)原同，等電體，性質(zhì)似，新原理。

分子多，形不同，價(jià)層斥，求穩(wěn)定，

AB n ，看中原，鍵全成，n 定形，

分子內(nèi)，存雜化，孤電對(duì)，西格瑪，

配合物，新化鍵，濃與稀，顏色變，

配離子，金屬成，主族少，過(guò)渡豐。

溶不溶，看極性，非極性，電歸中，

分子間，力兩面，范德華，和氫鍵，

手性碳，四鍵連，皆不同，始為然，

含氧酸，比酸性，非羥基，氧減氫。

非晶體，量很少，有玻璃，和橡膠，

得晶體，三途徑，析結(jié)晶，兩種凝，

自范性，多面體，能衍射，各向異，

多晶胞，六面體，需并置，且無(wú)隙。

分子晶，很常見(jiàn)，多為氣，五類判，

配位高，密堆積，硬度小，熔沸低。

原子晶，共價(jià)鍵，熔沸高，硬度好。

電子氣，金屬晶，導(dǎo)熱電，延展性，

簡(jiǎn)單立，和K型，密堆積，Mg和Cu。

混合晶，為石墨，碳異形，兼三性。

離子晶，晶格能，看電荷，比半徑，

一幾何，二電荷，兩因素，配位數(shù)。

乘長(zhǎng)風(fēng)，破激浪，積跬步，高峰上，

有志者，事竟成，學(xué)與思，貴以恒。

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