高二化学选修三知识点总结.docx

本文格式为Word版，下载可任意编辑高二化学选修三学问点总结高中化学有很多需要记忆的学问点，高中化学分为选修和必修，为了便利大家学习，下面我给大家共享一些〔高二化学〕选修三学问点〔总结〕，期望能够关怀大家，欢迎阅读!高二化学选修三学问点1(1)原子构造原理是电子排入轨道的挨次，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。(2)原子构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。(3)不同能层的能级有交叉现象，如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)、E(4f)E(6s)等。原子轨道的能量关系是：ns(n-2)f(n-1)d(4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。依据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2;最外层不超过8个电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。(5)基态和激发态①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。②激发态：较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸取能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸取(基态→激发态)和放出(激发态→较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能)，产生不同的光谱——原子光谱(吸取光谱和放射光谱)。利用光谱分析可以发觉新元素或利用特征谱线鉴定元素。高二化学选修三学问点21、元素周期表的结构元素在周期表中的位置由原子结构确定：原子核外的能层数确定元素所在的周期，原子的价电子总数确定元素所在的族。(1)原子的电子层构型和周期的划分周期是指能层(电子层)相同，依据最高能级组电子数依次增多的挨次排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加。(2)原子的电子构型和族的划分族是指价电子数相同(外围电子排布相同)，依据电子层数依次增加的挨次排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第Ⅷ族除外)。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性渐渐增加，非金属性渐渐减弱。(3)原子的电子构型和元素的分区按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最终填入电子的能级的符号。2、元素周期律元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要表达在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性转变。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。高二化学选修三学问点3(1)极性分子和非极性分子1非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：①只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等;②只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;③极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CH≡CH。2极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：①不同元素的双原子分子如：HCl，HF等。②折线型分子，如H2O、H2S等。③三角锥形分子如NH3等。(2)共价键的极性和分子极性的关系：两者争辩对象不同，键的极性争辩的是原子，而分子的极性争辩的是分子本身;两者争辩的方向不同，键的极性争辩的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性争辩的是分子中电荷分布是否均匀。非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键，C2H6、C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键;极性分子中，确定含有极性键，可能含有非极性键，如HCl、H2S、H2O2等。(3)分子极性的推断〔方法〕①单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如He、Ne等。②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HCl、HBr等;若含非极性键，就是非极性分子，如O2、I2等。③以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置确定分子的极性。若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH4等。若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、SO2等。④依据ABn的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。(或A是否达最高价)(4)相像相溶原理①相像相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。②相像相溶原理的适用范围：“相像相溶”中“相像”指的是分子的极性相像。③假如存在氢