高二化学选修3知识点

高二化学选修3知识点

　　化学是一门研究物质与物质变化的学科。下面是由学习啦小编整理的高二化学选修3知识点，希望对大家有所帮助。

　　高二化学选修3知识点(一)

　　1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.

　　电子层(能层)：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.

　　原子轨道(能级即亚层)：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.

　　2.(构造原理)

　　了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.

　　(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.

　　(2).原子核外电子排布原理.

　　①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.

　　②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.

　　③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.

　　(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.

　　①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。

　　②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高;在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。

　　3.元素电离能和元素电负性

　　第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。

　　(1).原子核外电子排布的周期性.

　　随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.

　　(2).元素第一电离能的周期性变化.

　　随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:

　　★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小;

　　★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.

　　说明：

　　①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P

　　②.元素第一电离能的运用：

　　a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.

　　b.用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.

　　高二化学选修3知识点(二)

　　1.原子的电子构型与周期的关系

　　(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。

　　(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。

　　2.元素周期表的分区

　　(1)根据核外电子排布

　　①分区

　　②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

　　③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。

　　3.电离能、电负性

　　(1)电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大

　　(2)元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。

　　(3)电负性的应用

　　①判断元素的金属性和非金属性及其强弱

　　②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

　　③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 ④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

　　高二化学选修3知识点(三)

　　1.元素电负性的周期性变化.

　　元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。

　　随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大;同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.

　　2.电负性的运用:

　　a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素;<1.8，金属元素).

　　b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键;<1.7，共价键).

　　c.判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价).

　　d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱).

　　例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是

　　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，且电负性X>Y，下列说法错误的是

　　A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价

　　B.第一电离能可能Y小于X

　　C.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性

　　D.气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX