高二化学知识点2021总结.docx

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1、高二化学知识点2021总结 中学化学有很多须要记忆的学问，例如化学方程式、化学试验、化学元素等等，常常会让同学们特别苦恼。下面给大家共享一些关于高二化学学问点2021总结，希望对大家有所帮助。 高二化学学问点1 原子结构与性质 1能级与能层 构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图依次填入核外电子运动轨道(能级)，叫做构造原理。 能级交织：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交织。说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低(事实上4s能级比3d能级能量高)，而是指这样依次填充电子可以使整个原子的能量最低。 (2)能量最低原理现代物质结

2、构理论证明，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量凹凸，而不局限于某个能级。 (3)泡利(不相容)原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反(用“”表示)，这个原理称为泡利(Pauli)原理。 (4)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同)时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特(Hund)规则 洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充溢或全充溢时，原子处于较稳定的状态。 4.基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式用数字在能

3、级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。 为了避开电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：Ar4s1。 外围电子排布式(价电子排布式) (2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分(原子实)或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为 高二化学学问点2 原子结构与元素周期表 1.一个能级组最多所容纳的电子数等于一

4、个周期所包含的元素种类2n2。但一个能级组不肯定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。 2.元素周期表的分区 (1)依据核外电子排布 确定元素在周期表中位置的方法 ?若已知元素序数Z，找出与之相近上一周期的惰性气体的原子序数R，先确定其周期数。再根究ZR的值，确定元素所在的列，依照周期表的结构数出所在列对应的族序数。 若已知元素的外围电子排布，可干脆推断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期A族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应留意过渡元素(副族与第族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族

5、序数(镧系、锕系除外)。 (2)主族元素价电子数=族序数，副族元素IIIB-VIII族价电子数=族序数IB，IIB价电子的最外层数=族序数 (3)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 S区ns1-2p区ns2np1-6、d区(n-1)d1-9ns1-2、ds区(n-1)d10ns1-2 高二化学学问点3 元素周期律 1.电离能、电负性 (1)电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所须要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所须要的最低能量。第一电离能数值越小， 原子越简单失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第A族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)

6、第一电离能最大，同周期，从左到右总体呈现增大趋势。(Be，N,P,Mg除外)同主族元素，从上到下，第一电离能渐渐减小。同一原子的其次电离能比第一电离能要大 (2)元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 (3)电负性的应用 推断元素的金属性和非金属性及其强弱金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。金属元素的电负性越小，金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。同周期自左到右，电负性渐渐增大，同主族自上而下，电负性渐渐减小。 (4)电离能的应用 依据电离能数据确定元素核外电子的排布如：确定元素在化合物中的化合价推断元素金属性强弱 2.原子结构与元素性质的递变规律 3.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相像的。 高二化学学问点2021总结 4 / 4