高二化学选修3考点

高二化学选修3考点

　　选修的教材依然是高二化学的重要学习内容，分析考点有助于复习。下面是学习啦小编为您带来的高二化学选修3考点，祝大家考试顺利。

　　高二化学选修3考点(一)

　　1、原子核外电子排布规律

　　⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道(能级)，叫做构造原理。

　　能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。

　　说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低(实际上4s能级比3d能级能量高)，而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。

　　(2)能量最低原理

　　现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。

　　构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

　　2、泡利(不相容)原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反(用“↑↓”表示)，这个原理称为泡利(Pauli)原理。

　　(4)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同)时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特(Hund)规则。比如，p3的轨道式为

　　↑ ↓ ↑↓

　　3、洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

　　前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0;半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3;全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

　　4. 基态原子核外电子排布的表示方法

　　(1)电子排布式

　　①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。

　　②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。

　　(2)电子排布图(轨道表示式)

　　每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。

　　5、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。

　　6、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)。

　　7、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。

　　8、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。

　　9、对角线规则

　　在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的

　　10、原子核外电子排布规律：

　　构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道(能级)，叫做构造原理。

　　高二化学选修3考点(二)

　　1.共价键的本质及特征

　　共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。

　　2.共价键的类型

　　①按成键原子间共用电子对的数目 分为单键、双键、三键。

　　②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。

　　③按原子轨道的 重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者电子云具有镜像对称性。

　　3.键 参数

　　①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。

　　② 键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。

　　③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。

　　④键参数对分子性质的影响

　　键长 越短，键能越大，分子越稳定.

　　4.当同一能级上的电子排布为全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空状态(p0、d0、f0)时，具有较低的能量和较大的稳定性。这是洪特规则的特例。根据这个规律，铬(24Cr)的外围电子排布是3d54s1(3d、4s能级均为半充满)而不是3d44s2，铜(29Cu)的外围电子排布是3d104s1(3d全充满、4s半充满)而不是3d94s2等等。

　　5.21—30号元素的价电子排布依次为：3d14s2→3d24s2→3d34s2→3d54s1→3d54s2→3d64s2→3d74s2→3d84s2→3d104s1→3d104s2。

　　6.ns、np、nd、nf能级分别有1、3、5、7个原子轨道，最多容纳2、6、10、14个电子。所以n能层的能级数为n，原子轨道数为n2，最多容纳的电子数为2n2。

　　7.非金属元素并不都在p区(H元素在s区);最外层只有1个电子，并不一定在ⅠA族(可能为ⅠA族及Cr、Cu等元素);最外层只有2个电子，并不一定在ⅡA族(可能为ⅡA族、He及Sc、Ti、V等多数过渡元素);最外层有3-7个电子，则一定在ⅢA~ⅦA族。

　　8.各周期所包含的元素种数为2、8、8、18、18、32、32(现在排了26种，若排满则为32种)，即可巧记为1个2、2个8、2个18、2个32(联系2n2)。因此，记住“2-8-8-18-18-32-32”、“1-3-11-19-37-55-87”(ⅠA族)、“2-10-18-36-54-86”(O族)类3组数字中的任意一组及族序数的顺序即可由任意原子序数推知元素的位置。

　　9.元素周期表中的相等规律：核电荷数=质子数=原子序数;基态原子的电子层数(能层数)=周期序数;基态原子的最外层电子数=主族序数=最高正价=8—|最低负价|(氧、氟例外)。

　　10.不能由非金属元素单质的熔沸点、与氧气反应的难易、氢化物的沸点或水溶液的酸性、非最高价氧化物对应的水化物的酸性来比较和判断元素的非金属性的强弱。

　　高二化学选修3考点(三)

　　1.同周期元素，自左到右，原子半径逐渐减小;同主族元素，自上而下，原子半径逐渐增大。如A、B、C、D四种元素在周期表中的位置关系为，则原子半径r(A)>r(B)>r(C)>r(D)，即原子半径按 或 方向逐渐减小，如r(K)>r (Mg)>r(S)>r(F);但如果是 或方向，则不能比较其原子半径大小，切不可形成“能层数(电子层)越多，原子半径越大”的误区。

　　2.同种元素：阳离子半径<原子半径;阴离子半径>原子半径。如 r(H+)

　　3.同主族元素，从上到下，离子半径逐渐增大。如r(Na+)

　　4.同周期元素，从左至右，阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小。如r(Na+)>r(Mg2+)，r(S2-)>r(Cl-)，但阴离子半径大于阳离子半径，如r(S2-)>r(Cl-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。

　　5.电子层结构相同的离子：“序大径小”。

　　注意：同周期中，离子半径最小的是最后一种金属的阳离子，如第三周期是Al3+。

　　6.①同周期，元素的第一电离能呈增大的趋势。碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。

　　②同周期，电离能的增大有一些曲折。一般而言，ⅡA族元素的I1>ⅢA族元素，ⅤA族元素的I1>ⅥA族元素，如I1(Be) >I1(B)，I1(N)>I1(O)，这是由于ⅡA族元素(如Be、Mg)有着比较稳定的ns2np0(s能级全满，p能级全空)结构，ⅤA族元素(如N、P)有着比较稳定的ns2np3(p能级半充满)结构而使其原子稳定的缘故。

　　③同主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。

　　特别提醒：Be与B、N与O、Mg与Al、P与S第一电离能大小的反常现象。

　　7.用电离能判断原子失去电子的数目和形成阳离子所带的电荷(元素的化合价)。若I2》

　　I1，则电子易形成+1价阳离子而不易形成+2价阳离子;若I3》I2>I1，则主要化合价为+2价。 如果，即电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子面不易形成+(n+1)价离子，对于主族元素而言，最高化合价为+n价(或只有0价、+n价)。

　　8.同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 图形强记：

　　9.①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，通常电负性越大，非金属性越强;金属性越强，电负性越小。

　　②一般认为：若两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，所形成的化合物是离子化合物;若两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键，所形成的化合物是共价化合物(如AlCl3)。

　　③成键原子的电负性之差越大，键的极性越强，如H-F>H-Cl>H-Br>H-I。

　　④两种非金属元素形成的化合物中，通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价 。

　　⑤Li与Mg、Be与Al、B与Si等构成对角线的元素性质相似是由于它们的电负性相近的缘故。 特别提醒：不能将电负性1.8作为划分金属与非金属的绝对标准;不能将电负性差值1.7作为判断离子键和共价键的绝对标准。

　　10.离子键和金属键没有饱和性和方向性。共价键具有饱和性和方向性，但H2分子中的共价键即H—H键(s-s σ键)没有方向性。