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高中化学选修3知识点总结
一、化学平衡
弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等问题都涉及化学平衡的理念，基于此，研究这类问题，我们要从平衡的角度出发，运用化学平衡的观念分析问题。化学平衡的研究对象是一定条件下的可逆反应，而弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等都是可逆反应，在水溶液中的行为都表现为一种动态的平衡，这些平衡可看作化学平衡中的一种特例(水溶液中的化学平衡)，因此它们有化学平衡的共性，也有其鲜明的个性。
1.弱电解质的电离(以CH3COOH的电离为例)
(1)弱电解质的电离：CH3COOHCH3COO—+H+。
(2)电离平衡常数：用K表示，CH3COOH的电离平衡常数可表示为K(CH3COOH)=[c(H+)·c(CH3COO—)]/c(CH3COOH)。
注意：电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度变化而变化。K电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。通常都用在25℃的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡状态。多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的电离常数，通常用K1、K2、K3等表示，其大小关系为K1>K2>K3，一般都要相差104～105倍。
(3)弱电解质电离的特点：
①共性特点：动(动态平衡)、定(各微粒的含量保持不变)、等(电离的速率等于离子结合成分子的速率)、变(条件改变，平衡发生移动)。
②个性特点：电离过程吸热;电离程度较小。
(4)外界条件对电离平衡的影响：
①浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度减小;增大离子的浓度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
②温度：升高温度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度增大;降低温度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
注意：区分电离平衡移动与电离程度变化的关系，电离平衡移动的方向利用化学平衡移动原理来分析，而电离程度是一个相对值，即使电离平衡向右移动，电离程度也不一定增大。例如，增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，但未电离的弱电解质分子数目增加更大，溶质分子的电离程度减小反而减小。
2.盐类的水解
(1)盐类水解的实质：盐电离出的弱离子(弱酸根离子或弱碱阳离子)和水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，从而使溶液呈现出酸性或碱性。
(2)盐类水解的规律：
判断盐类是否发生水解以及水解后溶液的酸碱性，要看盐的离子对应的酸或碱的相对强弱。水解规律：“有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。”
(3)盐类水解的特点：
①共性特点：动(动态平衡)、定(各微粒的含量保持不变)、等(离子水解的速率等于分子电离的速率)、变(条件改变，平衡发生移动)。
②个性特点：盐类的水解过程是吸热的;盐类的水解程度一般都很小。
高中化学选修3怎么判断配合物的配位数
1 .配合物的配位数等于配位原子及配位体的数目
有两种情况：
(1)配位原子数目、配位体数目、中心离子与配位原子形成的配位键键数均相等
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 配合物或配离子，它们配位体的数目以及中心离子与配位原子形成的配位键键数相等。其中Ag+ 离子的配位数为2，Cu2+ 离子与Zn2+ 离子的配位数均为4，Fe3+ 离子的配位数为6。Ni(CO)4 、Fe(CO)5 等羰基化合物中Ni、Fe 原子的配位数分别为4、5，[Co(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ]Cl 2 、[CrCl(H 2 O) 5 ]Cl 2 中Co 2+ 离子与Cr 3+ 离子的配位数均为6。
(2)配位原子、配位体的数目均不等于中心离子与配位原子形成的配位键键数
例如[BF 4 ] - 、[B(OH) 4 ] - 、[AlCl 4 ] - 、[Al(OH) 4 ] - 等配离子中，B、Al原子均缺电子，它们形成的化学键，既有共价键，又有配位键，配位数与配位键的键数不相等，配位数均为4。
2 . 配位数等于配位原子的数目，但不等于配位体的数目
存在多基配体时有这种情况，例如[Cu(en) 2 ]中的en是乙二胺(NH 2 CH 2 CH 2 NH 2 )的简写，属于双基配体，每个乙二胺分子有2个N 原子与Cu 2+ 离子配位，故Cu 2+ 离子的配位数是4而不是2。
3 . 配合物的配位数可以按中心离子电荷数的两倍来计算
如果不知道配合物的化学式，一般可按此规律计算。例如前面提到的，Ag + 离子的配位数为2，Cu 2+ 离子与Zn 2+ 离子的配位数均为4，Fe 3+ 离子的配位数为6，等等。
不过应注意，某些配合物不符合以上规律，如[Co(NH 3 )4 (H 2 O )2 ]Cl 2 、[CrCl(H 2 O) 5 ]Cl 2 中Co 2+ 离子与Cr 3 + 离子的电荷数分别为2、3，但配位数都是6。
若配合物中的中心原子呈电中性，如金属的羰基化合物，其配位数只能在已知化学式的基础上判断。
有些配合物，当中心离子(或原子)与不同量的配位体配合时，其配位数并不确定。配位数多少与中心离子和配体的性质(如电荷数、体积大小、电子层结构等)以及它们之间相互影响、配合物的形成条件(如浓度、温度等)有关。配位数由1到14均可能，其中最常见的配位数为4和6。例如硫氰合铁络离子随着配离子SCN- 浓度的增大，中心离子Fe3+ 与SCN- 可以形成配位数为1~6的配合物：[Fe(SCN- )n ]3-n (n=1~6)。
高中化学选修3口诀大全
选修三，新增添，看似繁，实不难，
说理想，说成绩，盼学子，多努力。
大爆炸，原子生，少量氦，大量氢，
原子中，看电子，能量差，分七层，
能层中，分能级，数轨道，电子添，
泡利理，两个反，洪特则，单独占，
构造理，排电子，铬和铜，皆不从，
一个半，一个全，为特例，能量低，
激发态，变基态，电子迁，光呈现，
光谱仪，吸和放，现新素，旧素鉴，
电子行，无规律，电子云，是几率，
百九十，不同形，S 球，P哑铃。
基原子，电子排，去0族，价电来,
价电子，看规律，周期表，分五区，
ds ，d紧连，s p，守两边，
f 区，不重要，含镧锕，须知道，
周期律，看变化，电离能，电负性，
比半径，两因素，数能层，电荷数。
共价键，结分子，电子对，为共用，
电子云，球哑铃，据重叠，分键型，
西格玛，头碰头，重叠大，键稳定，
PP л, 肩并肩，要出现，键二三，
键参数，能长角，稳不稳，能大小，
键越长，能越小，分子形，看键角，
价原同，等电体，性质似，新原理。
分子多，形不同，价层斥，求稳定，
AB n ，看中原，键全成，n 定形，
分子内，存杂化，孤电对，西格玛，
配合物，新化键，浓与稀，颜色变，
配离子，金属成，主族少，过渡丰。
溶不溶，看极性，非极性，电归中，
分子间，力两面，范德华，和氢键，
手性碳，四键连，皆不同，始为然，
含氧酸，比酸性，非羟基，氧减氢。
非晶体，量很少，有玻璃，和橡胶，
得晶体，三途径，析结晶，两种凝，
自范性，多面体，能衍射，各向异，
多晶胞，六面体，需并置，且无隙。
分子晶，很常见，多为气，五类判，
配位高，密堆积，硬度小，熔沸低。
原子晶，共价键，熔沸高，硬度好。
电子气，金属晶，导热电，延展性，
简单立，和K型，密堆积，Mg和Cu。
混合晶，为石墨，碳异形，兼三性。
离子晶，晶格能，看电荷，比半径，
一几何，二电荷，两因素，配位数。
乘长风，破激浪，积跬步，高峰上，
有志者，事竟成，学与思，贵以恒。
