2016-2017學(xué)年北京市朝陽區(qū)高二期中考試化學(xué)試題答案解析

2016-09-28 16:55:03 　來源：愛智康

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　　高二化學(xué)選修3考點(diǎn)(一)

　　1、原子核外電子排布規(guī)律

　�、艠�(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(dòng)軌道(能級)，叫做構(gòu)造原理。

　　能級交錯(cuò)：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(cuò)。

　　說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級比3d能級能量低(實(shí)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(gè)原子的能量較低。也就是說，整個(gè)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)能量較低原理

　　現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí)，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于較低狀態(tài)，簡稱能量較低原理。

　　構(gòu)造原理和能量較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(gè)能級。

　　2、泡利(不相容)原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時(shí)存在4個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個(gè)軌道里較多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方向相反(用“↑↓”表示)，這個(gè)原理稱為泡利(Pauli)原理。

　　(4)洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特(Hund)規(guī)則。比如，p3的軌道式為

　　↑ ↓ ↑↓

　　3、洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。

　　前36號元素中，全空狀態(tài)的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0;半充滿狀態(tài)的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3;全充滿狀態(tài)的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

　　4. 基態(tài)原子核外電子排布的表示方法

　　(1)電子排布式

　�、儆脭�(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。

　　②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。

　　(2)電子排布圖(軌道表示式)

　　每個(gè)方框或圓圈代表一個(gè)原子軌道，每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子。

　　5、原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系

　　(1)每周期先進(jìn)種元素的較外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的較外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個(gè)電子，只有1個(gè)s軌道，還未出現(xiàn)p軌道，所以先進(jìn)周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。

　　(2)一個(gè)能級組較多所容納的電子數(shù)等于一個(gè)周期所包含的元素種類。但一個(gè)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。

　　6、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)及原子較外層電子排布特點(diǎn)

　�、廴粢阎氐耐鈬娮优挪迹芍苯优袛嘣撛卦谥芷诒碇械奈恢�。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。即較大能層為其周期數(shù)，較外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的較大能層為其周期數(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)。

　　7、電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)所需要的較低能量，先進(jìn)電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的較低能量。先進(jìn)電離能數(shù)值越小，原子越容易失去1個(gè)電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)先進(jìn)電離能較小，稀有氣體(或0族)先進(jìn)電離能較大，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。同主族元素，從上到下，先進(jìn)電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比先進(jìn)電離能要大。

　　8、電負(fù)性的應(yīng)用

　　①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱

　�、诮饘俚碾娯�(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”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

　�、劢饘僭氐碾娯�(fù)性越小，金屬元素越活潑;非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。

　�、芡芷谧宰蟮接�，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。

　　9、對角線規(guī)則

　　在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的

　　10、原子核外電子排布規(guī)律：

　　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(dòng)軌道(能級)，叫做構(gòu)造原理。