高二化學(xué)選修3知識(shí)重點(diǎn)
高二化學(xué)選修3知識(shí)重點(diǎn)
高二化學(xué)有一些比較抽象的知識(shí)點(diǎn)，這就更考驗(yàn)同學(xué)們對(duì)之前基礎(chǔ)知識(shí)的掌握程度了。下面就讓學(xué)習(xí)啦小編給大家分享一些高二化學(xué)選修3知識(shí)重點(diǎn)吧，希望能對(duì)你有幫助!
高二化學(xué)選修3知識(shí)重點(diǎn)篇(一)
1.電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大;離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)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(yùn)動(dòng)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(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為K、L、M、N、O、P、Q.
原子軌道(能級(jí)即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類(lèi)型的原子軌道上運(yùn)動(dòng)，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(fù)雜.各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次為1、3、5、7.
2.(構(gòu)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(hào)元素原子核外電子的排布.
(1).原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來(lái)進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)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(jìn)入能量高的軌道.
②.泡利不相容原理:每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子.
?、?洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時(shí)，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(jià)軌道的全充滿、半充滿、全空時(shí)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.
(3).掌握能級(jí)交錯(cuò)圖和1-36號(hào)元素的核外電子排布式.
?、俑鶕?jù)構(gòu)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。
②根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖⑵所示，由下而上表示七個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高;在同一能級(jí)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(fù)性
第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子，轉(zhuǎn)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(hào)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(fù)出現(xiàn)從ns到nsnp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:
高二化學(xué)選修3知識(shí)重點(diǎn)篇(二)
1.原子間通過(guò)共享電子所形成的化學(xué)鍵【共價(jià)鍵(covalent bond)是化學(xué)鍵的一種，兩個(gè)或多個(gè)原子共同使用它們的外層電子，在理想情況下達(dá)到電子飽和的狀態(tài)，由此組成比較穩(wěn)定的化學(xué)結(jié)構(gòu)叫做共價(jià)鍵。其本質(zhì)是原子軌道重疊后，高概率地出現(xiàn)在兩個(gè)原子核之間的電子與兩個(gè)原子核之間的電性作用。需要指出：氫鍵雖然存在軌道重疊，但通常不算作共價(jià)鍵，而屬于分子間力。
2.共價(jià)鍵與離子鍵之間沒(méi)有嚴(yán)格的界限，通常認(rèn)為，兩元素電負(fù)性差值遠(yuǎn)大于1.7時(shí)，成離子鍵;遠(yuǎn)小于1.7時(shí)，成共價(jià)鍵;在1.7附近時(shí)，它們的成鍵具有離子鍵和共價(jià)鍵的雙重特性，離子極化理論可以很好的解釋這種現(xiàn)象。
高二化學(xué)選修3知識(shí)重點(diǎn)篇(三)
1.鍵的極性是由于成鍵原子的電負(fù)性不同而引起的。當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性相同時(shí)，核間的電子云密集區(qū)域在兩核的中間位置，兩個(gè)原子核正電荷所形成的正電荷重心和成鍵電子對(duì)的負(fù)電荷重心恰好重合，這樣的共價(jià)鍵稱(chēng)為非極性共價(jià)鍵(nonpolar covalent bond)。如H2、O2分子中的共價(jià)鍵就是非極性共價(jià)鍵。
2.當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性不同時(shí)，核間的電子云密集區(qū)域偏向電負(fù)性較大的原子一端，使之帶部分負(fù)電荷，而電負(fù)性較小的原子一端則帶部分正電荷，鍵的正電荷重心與負(fù)電荷重心不重合，這樣的共價(jià)鍵稱(chēng)為極性共價(jià)鍵(polar covalent bond)。如HCl分子中的H-Cl鍵就是極性共價(jià)鍵。
3.如果分子中的鍵都是非極性的，共用電子對(duì)不偏向任何一個(gè)原子，整個(gè)分子的電荷分布是對(duì)稱(chēng)的，這樣的分子叫做非極性分子。以非極性鍵結(jié)合成的雙原子分子都是非極性分子，如H2、O2、Cl2、N2等。
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