高二化學選修3知識重點
高二化學選修3知識重點
高二化學有一些比較抽象的知識點，這就更考驗同學們對之前基礎知識的掌握程度了。下面就讓學習啦小編給大家分享一些高二化學選修3知識重點吧，希望能對你有幫助!
高二化學選修3知識重點篇(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.
①.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.
②.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.
③.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、半充滿、全空時的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.
(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(nèi)，從左到右能量依次升高?；鶓B(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ns到nsnp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:
高二化學選修3知識重點篇(二)
1.原子間通過共享電子所形成的化學鍵【共價鍵(covalent bond)是化學鍵的一種，兩個或多個原子共同使用它們的外層電子，在理想情況下達到電子飽和的狀態(tài)，由此組成比較穩(wěn)定的化學結構叫做共價鍵。其本質(zhì)是原子軌道重疊后，高概率地出現(xiàn)在兩個原子核之間的電子與兩個原子核之間的電性作用。需要指出：氫鍵雖然存在軌道重疊，但通常不算作共價鍵，而屬于分子間力。
2.共價鍵與離子鍵之間沒有嚴格的界限，通常認為，兩元素電負性差值遠大于1.7時，成離子鍵;遠小于1.7時，成共價鍵;在1.7附近時，它們的成鍵具有離子鍵和共價鍵的雙重特性，離子極化理論可以很好的解釋這種現(xiàn)象。
高二化學選修3知識重點篇(三)
1.鍵的極性是由于成鍵原子的電負性不同而引起的。當成鍵原子的電負性相同時，核間的電子云密集區(qū)域在兩核的中間位置，兩個原子核正電荷所形成的正電荷重心和成鍵電子對的負電荷重心恰好重合，這樣的共價鍵稱為非極性共價鍵(nonpolar covalent bond)。如H2、O2分子中的共價鍵就是非極性共價鍵。
2.當成鍵原子的電負性不同時，核間的電子云密集區(qū)域偏向電負性較大的原子一端，使之帶部分負電荷，而電負性較小的原子一端則帶部分正電荷，鍵的正電荷重心與負電荷重心不重合，這樣的共價鍵稱為極性共價鍵(polar covalent bond)。如HCl分子中的H-Cl鍵就是極性共價鍵。
3.如果分子中的鍵都是非極性的，共用電子對不偏向任何一個原子，整個分子的電荷分布是對稱的，這樣的分子叫做非極性分子。以非極性鍵結合成的雙原子分子都是非極性分子，如H2、O2、Cl2、N2等。
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