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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