高中化學選修3知識點匯報人：18目錄02分子結構與性質01原子結構與元素性質03晶體結構與性質04化學反應速率與化學平衡05弱電解質的電離平衡06難溶電解質的溶解平衡01原子結構與元素性質Chapter泡利不相容原理每個原子軌道上最多只能容納兩個自旋相反的電子。能量最低原理電子總是優先排布在能量最低的軌道上。洪特規則在能量相等的軌道上，電子盡可能自旋平行地多占不同的軌道。構造原理電子填充軌道的順序為ns、(n-2)f、(n-1)d、np，其中n為電子層數。原子核外電子排布規律元素周期表的結構及應用周期表排列01元素按原子序數遞增順序排列，具有相似的化學性質的元素放在同一族。元素分區02周期表分為s區、p區、d區和f區，分別對應不同的價電子構型和化學性質。元素性質遞變規律03同一周期內，隨著原子序數的增加，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強；同一族內，從上到下金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。元素周期表在化學中的應用04預測未知元素的性質、尋找新元素、合成新物質等。原子結構與元素性質關系電離能電離能是指氣態基態原子失去電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。同一周期內，隨著原子序數的增加，第一電離能總體呈增大趨勢；同一族內，從上到下第一電離能逐漸減小。電負性電負性是衡量原子在化合物中吸引電子能力的標度。同一周期內，隨著原子序數的增加，電負性逐漸增強；同一族內，從上到下電負性逐漸減弱。原子半徑同一周期內，隨著原子序數的增加，原子半徑逐漸減??；同一族內，從上到下原子半徑逐漸增大。030201同周期元素從左到右原子半徑逐漸減小，同主族元素從上到下原子半徑逐漸增大。原子半徑比較同周期元素從左到右第一電離能總體呈增大趨勢，但存在反常現象；同主族元素從上到下第一電離能逐漸減小。電離能比較同周期元素從左到右電負性逐漸增強，同主族元素從上到下電負性逐漸減弱。電負性比較原子半徑、電離能、電負性比較02分子結構與性質Chapter共價鍵類型及特點由不同種非金屬元素形成的共價鍵，共用電子對偏向吸引電子能力強的一方。極性共價鍵由同種非金屬元素形成的共價鍵，共用電子對不偏向任何一方。非極性共價鍵一種特殊的共價鍵，共用電子對由其中一方單獨供應，通常是由有孤電子對的原子與有空軌道的原子形成。配位鍵價層電子對互斥理論通過原子軌道的雜化，形成特定的雜化軌道，再根據雜化軌道的成鍵能力和空間排布確定分子空間構型。雜化軌道理論分子構型判斷公式利用VSEPR理論，通過計算中心原子的價層電子對數來確定分子構型。根據中心原子的價層電子對數確定分子空間構型。分子空間構型判斷方法范德華力存在于分子間的一種較弱的電性吸引力，包括取向力、誘導力和色散力。氫鍵一種特殊的分子間作用力，存在于氫原子與電負性較大、半徑較小的原子（如氟、氧、氮）之間，具有方向性和飽和性。疏水作用非極性分子間的相互作用力，使非極性分子在水溶液中相互聚集，從而減小與水分子的接觸面積。分子間作用力和氫鍵分子極性由分子內正負電荷中心不重合所產生的電偶極矩決定，極性分子在電場中會發生定向排列。溶解性分子在溶劑中的分散能力，相似相溶原理指出，極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。極性分子與非極性分子的判斷根據分子內正負電荷中心的相對位置以及分子的空間構型來判斷分子的極性。分子的極性和溶解性03晶體結構與性質Chapter常見晶體類型及特點由正負離子通過離子鍵結合形成，具有高熔點、高硬度、脆性等特點，溶于水時易斷裂離子鍵而導電。離子晶體由分子通過分子間作用力（范德華力）結合形成，熔點低、硬度小、易揮發，溶解時分子間作用力被破壞，不導電。由金屬原子和自由電子通過金屬鍵結合形成，具有良好的導電性、導熱性和延展性，通常具有金屬光澤。分子晶體由原子通過共價鍵結合形成，具有高熔點、高硬度、不導電等特點，通常不溶于水，熔融狀態下可導電。原子晶體01020403金屬晶體晶體中微粒間作用力比較離子晶體微粒間作用力為離子鍵，較強，且存在庫侖力。分子晶體微粒間作用力為范德華力，較弱，包括取向力、誘導力和色散力。原子晶體微粒間作用力為共價鍵，很強，難以破壞。金屬晶體微粒間作用力為金屬鍵，介于離子鍵與共價鍵之間，具有良好的導電性和導熱性。熔沸點高低與離子鍵強弱有關，離子電荷越高、半徑越小，熔沸點越高。熔沸點高低與分子間作用力大小有關，相對分子質量越大、分子極性越強，熔沸點越高。熔沸點高低與共價鍵強弱有關，共價鍵越強，熔沸點越高。熔沸點高低與金屬鍵強弱有關，金屬原子半徑越小、價電子數越多，金屬鍵越強，熔沸點越高。晶體熔沸點高低判斷方法離子晶體分子晶體原子晶體金屬晶體分子晶體模型如干冰（CO2）晶體，由CO2分子通過分子間作用力排列形成面心立方結構。金屬晶體模型如銅（Cu）晶體，由Cu原子通過金屬鍵形成面心立方結構，自由電子在晶格中自由移動。原子晶體模型如金剛石晶體，由C原子通過共價鍵形成四面體結構，并向三維空間延伸。離子晶體模型如NaCl晶體，由Na+和Cl-離子交替排列形成面心立方結構。典型晶體結構模型04化學反應速率與化學平衡Chapter化學反應速率定義表示化學反應進行的快慢，通常用單位時間內反應物或生成物濃度的變化值來表示。化學反應速率的影響因素反應物的性質和濃度、溫度、壓力、催化劑以及溶劑的性質和用量等都會對化學反應速率產生影響。其中壓力對反應速率的影響較小?；瘜W反應速率概念及影響因素化學平衡狀態判斷方法宏觀判斷方法各組分濃度保持不變、反應速率相等、無氣泡產生等。微觀判斷方法化學平衡狀態的特征正、逆反應速率相等，反應物和生成物各組分濃度不再發生變化，ΔrGm=ΣνΑμΑ=0等。動態平衡、可逆反應、各組分濃度保持不變等。勒夏特列原理如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、溫度、壓力等），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動?；瘜W平衡移動的應用通過改變反應條件，調控化學平衡，提高反應物的轉化率和產物的產率。平衡移動方向的判斷方法依據勒夏特列原理，結合反應特點進行綜合分析?；瘜W平衡移動原理及應用等效平衡的定義在一定條件下，可逆反應無論從正反應開始還是從逆反應開始，或者從既有反應物又有生成物開始，達到的化學平衡狀態都相同。等效平衡原理及解題技巧等效平衡的建立在恒溫恒容條件下，改變起始時加入物質的物質的量或物質的量濃度，只要按化學計量數換算成同一半邊的物質的物質的量與原平衡相同，即可建立等效平衡。等效平衡的應用及解題技巧通過構建等效平衡，簡化復雜問題，快速解決化學平衡的計算和判斷問題。如極值法、平均值法、虛擬法等方法的應用。05弱電解質的電離平衡Chapter弱電解質定義水溶液或熔融狀態不完全發生電離的電解質。電離方程式書寫例如醋酸、一水合氨等弱電解質的電離方程式。弱電解質概念及電離方程式書寫水的電離方程式及離子積常數（Kw）的應用。酸堿性的判斷：c(H+)與c(OH-)的關系，以及pH的計算和測定方法。溶液酸堿性對弱電解質電離平衡的影響。水的電離和溶液酸堿性判斷010203水解平衡常數的應用及影響因素。鹽類水解在日常生活和工業生產中的應用，如明礬凈水、泡沫滅火劑、純堿去污等。鹽類水解的定義及類型：強酸弱堿鹽、強堿弱酸鹽等。鹽類水解原理及應用酸堿中和滴定的原理及操作方法。滴定管的使用方法及誤差分析。指示劑的選擇及終點判斷方法。酸堿中和滴定實驗的應用，如酸堿濃度測定、混合酸或混合堿的成分分析等。酸堿中和滴定實驗操作技巧06難溶電解質的溶解平衡Chapter難溶電解質定義難溶電解質是指在水中溶解度很小的電解質，包括弱電解質和某些離子化合物。溶解度表示方法溶解度常用符號S表示，單位為g/100g水，是指在一定溫度下，某物質在100g水中達到飽和狀態時所溶解的質量。難溶電解質概念及溶解度表示方法難溶電解質在溶液中達到沉淀溶解平衡時，其離子濃度冪的乘積等于溶度積常數。沉淀溶解平衡原理沉淀溶解平衡可用于預測難溶電解質的溶解性，判斷沉淀的生成和溶解過程，以及指導沉淀的轉化和分離。沉淀溶解平衡應用沉淀溶解平衡原理及應用溶度積常數計算技巧溶度積常數計算通過已知難溶電解質的溶解度或離子濃度，利用溶度積常數公式進行計算，得出溶度積常數或離子濃度。溶度積常數公式Ksp=[A]m[B]n，其中A、B為難溶電解質的離子，m、n為