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高二化學選修3知識點

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高二化學選修3知識點

  化學是一門研究物質與物質變化的學科。下面是由學習啦小編整理的高二化學選修3知識點,希望對大家有所幫助。

  高二化學選修3知識點(一)

  1.電子云:用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近,電子出現(xiàn)的機會大,電子云密度越大;離核越遠,電子出現(xiàn)的機會小,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動區(qū)域的不同,核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.

  原子軌道(能級即亞層):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動,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軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7.

  2.(構造原理)

  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號元素原子核外電子的排布.

  (1).原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中,不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子.

  (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,再依次進入能量高的軌道.

 ?、?泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子.

 ?、?洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時,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:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(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).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.

 ?、俑鶕?jù)構造原理,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)構造原理,可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示,由下而上表示七個能級組,其能量依次升高;在同一能級組內,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性

  第一電離能:氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子,轉化為氣態(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,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.

  說明:

 ?、偻芷谠?,從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時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

  ②.元素第一電離能的運用:

  a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.

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

  高二化學選修3知識點(二)

  1.原子的電子構型與周期的關系

  (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。

  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)元素化學性質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、電負性

  (1)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

  (2)元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0,鋰的電負性為1.0作為相對標準,得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度,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,而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負性在1.8左右。它們既有金屬性,又有非金屬性。

  (3)電負性的應用

 ?、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。

  ③金屬元素的電負性越小,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。 ④同周期自左到右,電負性逐漸增大,同主族自上而下,電負性逐漸減小。

  高二化學選修3知識點(三)

  1.元素電負性的周期性變化.

  元素的電負性:元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。

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

  2.電負性的運用:

  a.確定元素類型(一般>1.8,非金屬元素;<1.8,金屬元素).

  b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7,離子鍵;<1.7,共價鍵).

  c.判斷元素價態(tài)正負(電負性大的為負價,小的為正價).

  d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強弱).

  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,且電負性X>Y,下列說法錯誤的是

  A.X與Y形成化合物時,X顯負價,Y顯正價

  B.第一電離能可能Y小于X

  C.最高價含氧酸的酸性:X對應的酸性弱于Y對應的酸性

  D.氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性:HmY小于HmX

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