高二化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)

　　化學(xué)是一門研究物質(zhì)與物質(zhì)變化的學(xué)科。下面是由學(xué)習(xí)啦小編整理的高二化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)，希望對(duì)大家有所幫助。

　　高二化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)(一)

　　1.電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來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.

　?、?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.

　　③.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(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(shí)(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(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。

　?、诟鶕?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。基態(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(shì)，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(shì).

　　說明：

　　①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)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(yùn)用：

　　a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證.

　　b.用來比較元素的金屬性的強(qiáng)弱. I1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱.

　　高二化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)(二)

　　1.原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)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(jié)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(gè)電子，只有1個(gè)s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。

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

　　2.元素周期表的分區(qū)

　　(1)根據(jù)核外電子排布

　　①分區(qū)

　?、诟鲄^(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn)

　　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(yīng)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(yīng)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(fù)性

　　(1)電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)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(gè)電子轉(zhuǎn)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(gè)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(shì)。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(fù)性用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn),得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)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(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。

　　(3)電負(fù)性的應(yīng)用

　　①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱

　?、诮饘俚碾娯?fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)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(fù)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?fù)性越小，金屬元素越活潑;非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。 ④同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。

　　高二化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)(三)

　　1.元素電負(fù)性的周期性變化.

　　元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電負(fù)性。

　　隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢(shì).

　　2.電負(fù)性的運(yùn)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(xué)鍵類型(兩元素電負(fù)性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價(jià)鍵).

　　c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)(電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià)).

　　d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強(qiáng)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(fù)性X>Y，下列說法錯(cuò)誤的是

　　A.X與Y形成化合物時(shí)，X顯負(fù)價(jià)，Y顯正價(jià)

　　B.第一電離能可能Y小于X

　　C.最高價(jià)含氧酸的酸性：X對(duì)應(yīng)的酸性弱于Y對(duì)應(yīng)的酸性

　　D.氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX