高二化學(xué)選修3考點

　　選修的教材依然是高二化學(xué)的重要學(xué)習(xí)內(nèi)容，分析考點有助于復(fù)習(xí)。下面是學(xué)習(xí)啦小編為您帶來的高二化學(xué)選修3考點，祝大家考試順利。

　　高二化學(xué)選修3考點(一)

　　1、原子核外電子排布規(guī)律

　?、艠?gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道(能級)，叫做構(gòu)造原理。

　　能級交錯：由構(gòu)造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級交錯。

　　說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級比3d能級能量低(實際上4s能級比3d能級能量高)，而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。也就是說，整個原子的能量不能機械地看做是各電子所處軌道的能量之和。

　　(2)能量最低原理

　　現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。

　　構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。

　　2、泡利(不相容)原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時存在4個量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反(用“↑↓”表示)，這個原理稱為泡利(Pauli)原理。

　　(4)洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則叫洪特(Hund)規(guī)則。比如，p3的軌道式為

　　↑ ↓ ↑↓

　　3、洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。

　　前36號元素中，全空狀態(tài)的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0;半充滿狀態(tài)的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3;全充滿狀態(tài)的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

　　4. 基態(tài)原子核外電子排布的表示方法

　　(1)電子排布式

　?、儆脭?shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。

　?、跒榱吮苊怆娮优挪际綍鴮戇^于繁瑣，把內(nèi)層電子達到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。

　　(2)電子排布圖(軌道表示式)

　　每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。

　　5、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個電子，只有1個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)一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。

　　6、元素周期表的分區(qū)

　　(1)根據(jù)核外電子排布

　?、俜謪^(qū)

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

　　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)。

　　7、電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，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。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。

　　8、電負性的應(yīng)用

　?、倥袛嘣氐慕饘傩院头墙饘傩约捌鋸娙?/p>

　?、诮饘俚碾娯撔砸话阈∮?.8，非金屬的電負性一般大于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氐碾娯撔栽叫?，金屬元素越活潑;非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。

　?、芡芷谧宰蟮接?，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。

　　9、對角線規(guī)則

　　在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的

　　10、原子核外電子排布規(guī)律：

　　構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道(能級)，叫做構(gòu)造原理。

　　高二化學(xué)選修3考點(二)

　　1.共價鍵的本質(zhì)及特征

　　共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。

　　2.共價鍵的類型

　?、侔闯涉I原子間共用電子對的數(shù)目 分為單鍵、雙鍵、三鍵。

　?、诎垂灿秒娮訉κ欠衿品譃闃O性鍵、非極性鍵。

　?、郯丛榆壍赖?重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者電子云具有鏡像對稱性。

　　3.鍵 參數(shù)

　?、冁I能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。

　?、?鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。

　?、坻I角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。

　?、苕I參數(shù)對分子性質(zhì)的影響

　　鍵長 越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定.

　　4.當(dāng)同一能級上的電子排布為全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)和全空狀態(tài)(p0、d0、f0)時，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性。這是洪特規(guī)則的特例。根據(jù)這個規(guī)律，鉻(24Cr)的外圍電子排布是3d54s1(3d、4s能級均為半充滿)而不是3d44s2，銅(29Cu)的外圍電子排布是3d104s1(3d全充滿、4s半充滿)而不是3d94s2等等。

　　5.21—30號元素的價電子排布依次為：3d14s2→3d24s2→3d34s2→3d54s1→3d54s2→3d64s2→3d74s2→3d84s2→3d104s1→3d104s2。

　　6.ns、np、nd、nf能級分別有1、3、5、7個原子軌道，最多容納2、6、10、14個電子。所以n能層的能級數(shù)為n，原子軌道數(shù)為n2，最多容納的電子數(shù)為2n2。

　　7.非金屬元素并不都在p區(qū)(H元素在s區(qū));最外層只有1個電子，并不一定在ⅠA族(可能為ⅠA族及Cr、Cu等元素);最外層只有2個電子，并不一定在ⅡA族(可能為ⅡA族、He及Sc、Ti、V等多數(shù)過渡元素);最外層有3-7個電子，則一定在ⅢA~ⅦA族。

　　8.各周期所包含的元素種數(shù)為2、8、8、18、18、32、32(現(xiàn)在排了26種，若排滿則為32種)，即可巧記為1個2、2個8、2個18、2個32(聯(lián)系2n2)。因此，記住“2-8-8-18-18-32-32”、“1-3-11-19-37-55-87”(ⅠA族)、“2-10-18-36-54-86”(O族)類3組數(shù)字中的任意一組及族序數(shù)的順序即可由任意原子序數(shù)推知元素的位置。

　　9.元素周期表中的相等規(guī)律：核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子序數(shù);基態(tài)原子的電子層數(shù)(能層數(shù))=周期序數(shù);基態(tài)原子的最外層電子數(shù)=主族序數(shù)=最高正價=8—|最低負價|(氧、氟例外)。

　　10.不能由非金屬元素單質(zhì)的熔沸點、與氧氣反應(yīng)的難易、氫化物的沸點或水溶液的酸性、非最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性來比較和判斷元素的非金屬性的強弱。

　　高二化學(xué)選修3考點(三)

　　1.同周期元素，自左到右，原子半徑逐漸減小;同主族元素，自上而下，原子半徑逐漸增大。如A、B、C、D四種元素在周期表中的位置關(guān)系為，則原子半徑r(A)>r(B)>r(C)>r(D)，即原子半徑按 或 方向逐漸減小，如r(K)>r (Mg)>r(S)>r(F);但如果是 或方向，則不能比較其原子半徑大小，切不可形成“能層數(shù)(電子層)越多，原子半徑越大”的誤區(qū)。

　　2.同種元素：陽離子半徑<原子半徑;陰離子半徑>原子半徑。如 r(H+)

　　3.同主族元素，從上到下，離子半徑逐漸增大。如r(Na+)

　　4.同周期元素，從左至右，陽離子半徑逐漸減小，陰離子半徑逐漸減小。如r(Na+)>r(Mg2+)，r(S2-)>r(Cl-)，但陰離子半徑大于陽離子半徑，如r(S2-)>r(Cl-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。

　　5.電子層結(jié)構(gòu)相同的離子：“序大徑小”。

　　注意：同周期中，離子半徑最小的是最后一種金屬的陽離子，如第三周期是Al3+。

　　6.①同周期，元素的第一電離能呈增大的趨勢。堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。

　?、谕芷?，電離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)，這是由于ⅡA族元素(如Be、Mg)有著比較穩(wěn)定的ns2np0(s能級全滿，p能級全空)結(jié)構(gòu)，ⅤA族元素(如N、P)有著比較穩(wěn)定的ns2np3(p能級半充滿)結(jié)構(gòu)而使其原子穩(wěn)定的緣故。

　　③同主族，隨著電子層數(shù)的增加，元素的第一電離能逐漸減小。

　　特別提醒：Be與B、N與O、Mg與Al、P與S第一電離能大小的反?，F(xiàn)象。

　　7.用電離能判斷原子失去電子的數(shù)目和形成陽離子所帶的電荷(元素的化合價)。若I2》

　　I1，則電子易形成+1價陽離子而不易形成+2價陽離子;若I3》I2>I1，則主要化合價為+2價。 如果，即電離能在In與In+1之間發(fā)生突變，則元素的原子易形成+n價離子面不易形成+(n+1)價離子，對于主族元素而言，最高化合價為+n價(或只有0價、+n價)。

　　8.同周期元素從左到右，電負性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上到下，電負性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。 圖形強記：

　　9.①金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，通常電負性越大，非金屬性越強;金屬性越強，電負性越小。

　　②一般認(rèn)為：若兩種成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵，所形成的化合物是離子化合物;若兩種成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵，所形成的化合物是共價化合物(如AlCl3)。

　　③成鍵原子的電負性之差越大，鍵的極性越強，如H-F>H-Cl>H-Br>H-I。

　?、軆煞N非金屬元素形成的化合物中，通常電負性大的元素顯負價，電負性小的顯正價 。

　?、軱i與Mg、Be與Al、B與Si等構(gòu)成對角線的元素性質(zhì)相似是由于它們的電負性相近的緣故。 特別提醒：不能將電負性1.8作為劃分金屬與非金屬的絕對標(biāo)準(zhǔn);不能將電負性差值1.7作為判斷離子鍵和共價鍵的絕對標(biāo)準(zhǔn)。

　　10.離子鍵和金屬鍵沒有飽和性和方向性。共價鍵具有飽和性和方向性，但H2分子中的共價鍵即H—H鍵(s-s σ鍵)沒有方向性。