高二化學選修3知識點

　　化學是一門研究物質與物質變化的學科。下面是由學習啦小編整理的高二化學選修3知識點，希望對大家有所幫助。

　　高二化學選修3知識點(一)

　　1.電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大;離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，電子云密度越小.

　　電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.

　　原子軌道(能級即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，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軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7.

　　2.(構造原理)

　　了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.

　　(1).原子核外電子的運動特征可以用電子層、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(tài)完全相同的兩個電子.

　　(2).原子核外電子排布原理.

　?、?能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道.

　?、?泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子.

　　③.洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同. 洪特規(guī)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(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.

　　(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.

　　①根據(jù)構造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

　?、诟鶕?jù)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(nèi)，從左到右能量依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。

　　3.元素電離能和元素電負性

　　第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉化為氣態(tài)基態(tài)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周期性.

　　隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.

　　(2).元素第一電離能的周期性變化.

　　隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:

　　★同周期從左到右，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，堿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：

　?、偻芷谠?，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于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P

　?、?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，表征原子失電子能力強弱.

　　高二化學選修3知識點(二)

　　1.原子的電子構型與周期的關系

　　(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同。

　　(2)一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。

　　2.元素周期表的分區(qū)

　　(1)根據(jù)核外電子排布

　?、俜謪^(qū)

　?、诟鲄^(qū)元素化學性質及原子最外層電子排布特點

　　③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。

　　3.電離能、電負性

　　(1)電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大

　　(2)元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0作為相對標準,得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。

　　(3)電負性的應用

　?、倥袛嘣氐慕饘傩院头墙饘傩约捌鋸娙?/p>

　?、诮饘俚碾娯撔砸话阈∮?.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

　?、劢饘僭氐碾娯撔栽叫。饘僭卦交顫?非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。 ④同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。

　　高二化學選修3知識點(三)

　　1.元素電負性的周期性變化.

　　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(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，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(xiàn)減小的趨勢.

　　2.電負性的運用:

　　a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素).

　　b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵).

　　c.判斷元素價態(tài)正負(電負性大的為負價，小的為正價).

　　d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強弱).

　　例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是

　　A.K、Na、Li B.N、O、C C.Cl、S、P D.Al、Mg、Na

　　例9.已知X、Y元素同周期，且電負性X>Y，下列說法錯誤的是

　　A.X與Y形成化合物時，X顯負價，Y顯正價

　　B.第一電離能可能Y小于X

　　C.最高價含氧酸的酸性：X對應的酸性弱于Y對應的酸性

　　D.氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX