高二化學選修3知識點

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的機會大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現的機會大，電子云密度越大;離核越遠，電子出現的機會小，電子云密度越小.

　　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，不存在運動狀態完全相同的兩個電子.

　　(2).原子核外電子排布原理.

　　①.能量最低原理:電子先占據能量低的軌道，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，電子盡可能分占不同的軌道，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.

　　(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。

　　②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。

　　3.元素電離能和元素電負性

　　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周期性.

　　隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從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：

　　①同周期元素，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于同周期相鄰元素。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。

　　2.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)。

　　3.電離能、電負性

　　(1)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

　　(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

　　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。

　　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(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.氣態氫化物的穩定性：HmY小于HmX