高二化學選修3考點

高二化學選修3考點

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　　高二化學選修3考點(一)

　　1、原子核外電子排布規律

　　⑴構造原理：隨著核電荷數遞增，大多數元素的電中性基態原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道(能級)，叫做構造原理。

　　能級交錯：由構造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現象叫能級交錯。

　　說明：構造原理并不是說4s能級比3d能級能量低(實際上4s能級比3d能級能量高)，而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。也就是說，整個原子的能量不能機械地看做是各電子所處軌道的能量之和。

　　(2)能量最低原理

　　現代物質結構理論證實，原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態，簡稱能量最低原理。

　　構造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。

　　2、泡利(不相容)原理：基態多電子原子中，不可能同時存在4個量子數完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反(用“↑↓”表示)，這個原理稱為泡利(Pauli)原理。

　　(4)洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時，總是優先單獨占據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則叫洪特(Hund)規則。比如，p3的軌道式為

　　↑ ↓ ↑↓

　　3、洪特規則特例：當p、d、f軌道填充的電子數為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩定的狀態。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩定狀態。

　　前36號元素中，全空狀態的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0;半充滿狀態的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3;全充滿狀態的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

　　4. 基態原子核外電子排布的表示方法

　　(1)電子排布式

　　①用數字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。

　　②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體元素原子結構的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。

　　(2)電子排布圖(軌道表示式)

　　每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。

　　5、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。

　　6、元素周期表的分區

　　(1)根據核外電子排布

　　①分區

　　②各區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，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數，最外層電子數為其族序數，但應注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數，外圍電子數應為其縱列數而不是其族序數(鑭系、錒系除外)。

　　7、電離能是指氣態原子或離子失去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原子失去1個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。第一電離能數值越小，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。

　　8、電負性的應用

　　①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱

　　②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。

　　③金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑;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。

　　9、對角線規則

　　在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的

　　10、原子核外電子排布規律：

　　構造原理：隨著核電荷數遞增，大多數元素的電中性基態原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道(能級)，叫做構造原理。

　　高二化學選修3考點(二)

　　1.共價鍵的本質及特征

　　共價鍵的本質是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。

　　2.共價鍵的類型

　　①按成鍵原子間共用電子對的數目 分為單鍵、雙鍵、三鍵。

　　②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。

　　③按原子軌道的 重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者電子云具有鏡像對稱性。

　　3.鍵 參數

　　①鍵能：氣態基態原子形成1 mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩定。

　　② 鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩定。

　　③鍵角：在原子數超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。

　　④鍵參數對分子性質的影響

　　鍵長 越短，鍵能越大，分子越穩定.

　　4.當同一能級上的電子排布為全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)和全空狀態(p0、d0、f0)時，具有較低的能量和較大的穩定性。這是洪特規則的特例。根據這個規律，鉻(24Cr)的外圍電子排布是3d54s1(3d、4s能級均為半充滿)而不是3d44s2，銅(29Cu)的外圍電子排布是3d104s1(3d全充滿、4s半充滿)而不是3d94s2等等。

　　5.21—30號元素的價電子排布依次為：3d14s2→3d24s2→3d34s2→3d54s1→3d54s2→3d64s2→3d74s2→3d84s2→3d104s1→3d104s2。

　　6.ns、np、nd、nf能級分別有1、3、5、7個原子軌道，最多容納2、6、10、14個電子。所以n能層的能級數為n，原子軌道數為n2，最多容納的電子數為2n2。

　　7.非金屬元素并不都在p區(H元素在s區);最外層只有1個電子，并不一定在ⅠA族(可能為ⅠA族及Cr、Cu等元素);最外層只有2個電子，并不一定在ⅡA族(可能為ⅡA族、He及Sc、Ti、V等多數過渡元素);最外層有3-7個電子，則一定在ⅢA~ⅦA族。

　　8.各周期所包含的元素種數為2、8、8、18、18、32、32(現在排了26種，若排滿則為32種)，即可巧記為1個2、2個8、2個18、2個32(聯系2n2)。因此，記住“2-8-8-18-18-32-32”、“1-3-11-19-37-55-87”(ⅠA族)、“2-10-18-36-54-86”(O族)類3組數字中的任意一組及族序數的順序即可由任意原子序數推知元素的位置。

　　9.元素周期表中的相等規律：核電荷數=質子數=原子序數;基態原子的電子層數(能層數)=周期序數;基態原子的最外層電子數=主族序數=最高正價=8—|最低負價|(氧、氟例外)。

　　10.不能由非金屬元素單質的熔沸點、與氧氣反應的難易、氫化物的沸點或水溶液的酸性、非最高價氧化物對應的水化物的酸性來比較和判斷元素的非金屬性的強弱。

　　高二化學選修3考點(三)

　　1.同周期元素，自左到右，原子半徑逐漸減小;同主族元素，自上而下，原子半徑逐漸增大。如A、B、C、D四種元素在周期表中的位置關系為，則原子半徑r(A)>r(B)>r(C)>r(D)，即原子半徑按 或 方向逐漸減小，如r(K)>r (Mg)>r(S)>r(F);但如果是 或方向，則不能比較其原子半徑大小，切不可形成“能層數(電子層)越多，原子半徑越大”的誤區。

　　2.同種元素：陽離子半徑<原子半徑;陰離子半徑>原子半徑。如 r(H+)

　　3.同主族元素，從上到下，離子半徑逐漸增大。如r(Na+)

　　4.同周期元素，從左至右，陽離子半徑逐漸減小，陰離子半徑逐漸減小。如r(Na+)>r(Mg2+)，r(S2-)>r(Cl-)，但陰離子半徑大于陽離子半徑，如r(S2-)>r(Cl-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。

　　5.電子層結構相同的離子：“序大徑小”。

　　注意：同周期中，離子半徑最小的是最后一種金屬的陽離子，如第三周期是Al3+。

　　6.①同周期，元素的第一電離能呈增大的趨勢。堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。

　　②同周期，電離能的增大有一些曲折。一般而言，ⅡA族元素的I1>ⅢA族元素，ⅤA族元素的I1>ⅥA族元素，如I1(Be) >I1(B)，I1(N)>I1(O)，這是由于ⅡA族元素(如Be、Mg)有著比較穩定的ns2np0(s能級全滿，p能級全空)結構，ⅤA族元素(如N、P)有著比較穩定的ns2np3(p能級半充滿)結構而使其原子穩定的緣故。

　　③同主族，隨著電子層數的增加，元素的第一電離能逐漸減小。

　　特別提醒：Be與B、N與O、Mg與Al、P與S第一電離能大小的反常現象。

　　7.用電離能判斷原子失去電子的數目和形成陽離子所帶的電荷(元素的化合價)。若I2》

　　I1，則電子易形成+1價陽離子而不易形成+2價陽離子;若I3》I2>I1，則主要化合價為+2價。 如果，即電離能在In與In+1之間發生突變，則元素的原子易形成+n價離子面不易形成+(n+1)價離子，對于主族元素而言，最高化合價為+n價(或只有0價、+n價)。

　　8.同周期元素從左到右，電負性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上到下，電負性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。 圖形強記：

　　9.①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，通常電負性越大，非金屬性越強;金屬性越強，電負性越小。

　　②一般認為：若兩種成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵，所形成的化合物是離子化合物;若兩種成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵，所形成的化合物是共價化合物(如AlCl3)。

　　③成鍵原子的電負性之差越大，鍵的極性越強，如H-F>H-Cl>H-Br>H-I。

　　④兩種非金屬元素形成的化合物中，通常電負性大的元素顯負價，電負性小的顯正價 。

　　⑤Li與Mg、Be與Al、B與Si等構成對角線的元素性質相似是由于它們的電負性相近的緣故。 特別提醒：不能將電負性1.8作為劃分金屬與非金屬的絕對標準;不能將電負性差值1.7作為判斷離子鍵和共價鍵的絕對標準。

　　10.離子鍵和金屬鍵沒有飽和性和方向性。共價鍵具有飽和性和方向性，但H2分子中的共價鍵即H—H鍵(s-s σ鍵)沒有方向性。