人教版高二化學(xué)選修3知識點學(xué)習(xí)

　　復(fù)習(xí)過程是一個考驗學(xué)生時間規(guī)劃能力的機(jī)會。下面是學(xué)習(xí)啦小編為大家整理的人教版高二化學(xué)選修3知識點學(xué)習(xí)，希望對大家有所幫助。

　　人教版高二化學(xué)選修3知識點學(xué)習(xí)(一)

　　1.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。

　　2.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

　?、廴粢阎氐耐鈬娮优挪?，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)。

　　人教版高二化學(xué)選修3知識點學(xué)習(xí)(二)

　　原子結(jié)構(gòu)

　　1.能級與能層

　　2.原子軌道

　　3.原子核外電子排布規(guī)律 ⑴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(yùn)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(jìn)入4s軌道，后進(jìn)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(jī)械地看做是各電子所處軌道的能量之和。

　　(2)能量最低原理化學(xué)選修3知識點總結(jié)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。

　　人教版高二化學(xué)選修3知識點學(xué)習(xí)(三)

　　電離能、電負(fù)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(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

　　(2)元素的電負(fù)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(fù)性為4.0，鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn),得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度，金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)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(fù)性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。