理科的學生在備考化學的時候不要忘記選修課本的知識內容，尤其是選修三的化學知識點，這個個部分的內容屬於大學聯考必考的一個考點。下面是本站小編為大家整理的大學聯考化學重要的知識點，希望對大家有用!
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，核外電子分別處於不同的電子層.原子由裡向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.
3、原子軌道(能級即亞層)：處於同一電子層的原子核外電子，也可以在不同型別的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較複雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7。
4、原子核外電子的運動特徵可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子。
5、原子核外電子排布原理：
(1)能量最低原理:電子先佔據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道;
(2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子;
(3)洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子儘可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同。
洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1
6、根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。
7、第一電離能：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。
(1)原子核外電子排布的週期性
隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現週期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重複出現從ns1到ns2np6的週期性變化.
(2)元素第一電離能的週期性變化
隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈週期性變化:
同週期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，鹼金屬的第一電離能最小;
同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。
說明：
①同週期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大於同週期相鄰元素。Be、N、Mg、P
②元素第一電離能的運用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證
b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表徵原子失電子能力強弱。
(3)元素電負性的週期性變化
元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。
隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈週期性變化：同週期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。
選修三化學知識1、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。
共價鍵三引數：
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係:反應熱=所有反應物鍵能總和-所有生成物鍵能總和
2、共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵
3、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
4、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 | 整個分子的電荷分佈均勻，對稱 | 整個分子的電荷分佈不均勻、不對稱 |
存在的共價鍵 | 非極性鍵或極性鍵 | 極性鍵 |
分子內原子排列 | 對稱 | 不對稱 |
5、分子的空間立體結構
常見分子的型別與形狀比較：
分子型別 | 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 |
6、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
7、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。
選修四化學知識重點一、水的電離和溶液的酸鹼性
1、水電離平衡：
水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]
25℃時, [H+]=[OH-] =10-7mol/L;
KW=[H+]·[OH-]=1*10-14
注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定。KW不僅適用於純水，適用於任何溶液(酸、鹼、鹽)
2、水電離特點：
(1)可逆
(2)吸熱
(3)極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、鹼：抑制水的電離
②溫度：促進水的電離(水的電離是吸熱的)
③易水解的鹽：促進水的電離
4、溶液的酸鹼性和pH：
(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的測定方法：
酸鹼指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。
變色範圍：
甲基橙 3.1~4.4(橙色)
石蕊5.0~8.0(紫色)
酚酞8.2~10.0(淺紅色)
pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然後與標準比色卡對比即可。
注意：
①事先不能用水溼潤PH試紙;
②廣泛pH試紙只能讀取整數值或範圍。
二 、混合液的pH值計算方法公式
1、強酸與強酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它)
[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、強鹼與強鹼的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它)
[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)
(注意 :不能直接計算[H+]混)
3、強酸與強鹼的混合：(先據H+ + OH- ==H2O計算餘下的H+或OH-，①H+有餘，則用餘下的H+數除以溶液總體積求[H+]混;OH-有餘，則用餘下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)
三、稀釋過程溶液pH值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n(但始終不能大於或等於7)
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n(但始終不能大於或等於7)
3、強鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀= pH原-n (但始終不能小於或等於7)
4、弱鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原-n (但始終不能小於或等於7)
5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋後pH均接近7
