電子是一種帶有單位負(fù)電荷的亞原子粒子之一，通常標(biāo)記為e⁻。下面是由學(xué)習(xí)啦小編整理的高二化學(xué)選修3必備知識點，希望對大家有所幫助。

　　高二化學(xué)選修3必備知識點(一)

　　1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結(jié)構(gòu)特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質(zhì).

　　(1).化學(xué)鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用.化學(xué)鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.

　　(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵.

　　離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高.

　　離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大. 離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.

　　典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子;氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子.

　　(3).晶胞中粒子數(shù)的計算方法--均攤法.

　　2.了解共價鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數(shù)據(jù)說明簡單分子的某些性質(zhì)(對σ鍵和π鍵之間相對強弱的比較不作要求).

　　(1).共價鍵的分類和判斷：σ鍵(“頭碰頭”重疊)和π鍵(“肩碰肩”重疊)、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵.

　　(2).共價鍵三參數(shù).

　　高二化學(xué)選修3必備知識點(二)

　　1、元素周期表的結(jié)構(gòu)

　　元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定：原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期，原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族。

　　(1)原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分

　　周期是指能層(電子層)相同，按照最高能級組電子數(shù)依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性逐漸減弱， 非金屬性逐漸增強。

　　(2)原子的電子構(gòu)型和族的劃分

　　族是指價電子數(shù)相同(外圍電子排布相同)，按照電子層數(shù)依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

　　(3)原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)

　　按電子排布可把周期表里的元素劃分成 5個區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號。

　　2、元素周期律

　　元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負(fù)性等的周期性變化。元素性質(zhì)的周期性來源于原子外電子層構(gòu)型的周期性。

　?、偻辉兀阂话闱闆r下元素陰離子的離子半徑大于相應(yīng)原子的原子半徑，陽離子的離子半徑小于相應(yīng)原子的原子半徑。

　?、谕芷谠?只能比較原子半徑)：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次減小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl

　　③同主族元素(比較原子和離子半徑)：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次增大。

　　----如：Li

　?、芡娮訉咏Y(jié)構(gòu)(陽離子的電子層結(jié)構(gòu)與上一周期0族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，陰離子與同周期0族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu))：隨核電荷數(shù)增大，微粒半徑依次減小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+

　　高二化學(xué)選修3必備知識點(三)

　　1、電子云與原子軌道

　　(1)電子云：電子在核外空間做高速運動，沒有確定的軌道。因此，人們用“電子云”模型來描述核外電子的運動。“電子云”描述了電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度分布，是核外電子運動狀態(tài)的形象化描述。

　　(2)原子軌道：不同能級上的電子出現(xiàn) 概率 約為90%的電子云空間輪廓圖 稱為原子軌道。s電子的原子軌道呈 球形對稱，ns能級各有1個原子軌道;p電子的原子軌道呈紡錘形，np能級各有3個原子軌道，相互垂直(用px、py、pz表示);nd能級各有5個原子軌道;nf能級各有7個原子軌道。

　　2、核外電子排布規(guī)律

　　(1)能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級里，然后排布在能量逐漸升高的能級里。

　　(2)泡利原理：1個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋方向相反。

　　(3)洪特規(guī)則：電子排布在同一能級的各個軌道時，優(yōu)先占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相同。

　　(4)洪特規(guī)則的特例：電子排布在p、d、f等能級時，當(dāng)其處于全空 、半充滿或全充滿時，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整個原子的能量最低，最穩(wěn)定。

　　能量最低原理表述的是“整個原子處于能量最低狀態(tài)”，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個原子處于能量最低狀態(tài)”。