高中化学选修三知识点.doc

第一部分? 知识要点及解题模型归纳 1．由K层→Q层，电子的能量：低→高，离核的距离：近→远。 2．任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数：K层（n=1）只有1s一个能级，L层（n=2）有 2s、2p两个能级，M层（n=3）有3s、3p、3d三个能级，N层（n=4）有4s、4p、4d、4f四个能级，… 3．每个能级最多容纳的电子数是能层序数平方的两倍，即2n2（n=1,2,3,4,…，2n2=2,8,18,32,…） 4．当同一能级上的电子排布为全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）和全空状态（p0、d0、f0）时，具有较低的能量和较大的稳定性。这是洪特规则的特例。根据这个规律，铬（24Cr）的外围电子排布是3d54s1(3d、4s能级均为半充满)而不是3d44s2，铜(29Cu)的外围电子排布是3d104s1(3d全充满、4s半充满)而不是3d94s2等等。 5．21—30号元素的价电子排布依次为：3d14s2→3d24s2→3d34s2→3d54s1→3d54s2→3d64s2→3d74s2→3d84s2→3d104s1→3d104s2。 6．ns、np、nd、nf能级分别有1、3、5、7个原子轨道，最多容纳2、6、10、14个电子。所以n能层的能级数为n，原子轨道数为n2，最多容纳的电子数为2n2。 7．非金属元素并不都在p区（H元素在s区）；最外层只有1个电子，并不一定在A族（可能为A族及Cr、Cu等元素）；最外层只有2个电子，并不一定在A族（可能为A族、He及Sc、Ti、V等多数过渡元素）；最外层有3-7个电子，则一定在A~ⅦA族。 8．各周期所包含的元素种数为2、8、8、18、18、32、32（现在排了26种，若排满则为32种），即可巧记为1个2、2个8、2个18、2个32（联系2n2）。因此，记住“2-8-8-18-18-32-32”、“1-3-11-19-37-55-87”（A族）、“2-10-18-36-54-86”（O族）类3组数字中的任意一组及族序数的顺序即可由任意原子序数推知元素的位置。 9．元素周期表中的相等规律：核电荷数=质子数=原子序数；基态原子的电子层数（能层数）=周期序数；基态原子的最外层电子数=主族序数=最高正价=8—|最低负价|（氧、氟例外）。 10．不能由非金属元素单质的熔沸点、与氧气反应的难易、氢化物的沸点或水溶液的酸性、非最高价氧化物对应的水化物的酸性来比较和判断元素的非金属性的强弱。 11．同周期元素，自左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素，自上而下，原子半径逐渐增大。如A、B、C、D四种元素在周期表中的位置关系为，则原子半径r(A)＞r(B)＞r(C)＞r(D)，即原子半径按 或 方向逐渐减小，如r(K)＞r (Mg)＞r(S)＞r(F)；但如果是 或方向，则不能比较其原子半径大小，切不可形成“能层数（电子层）越多，原子半径越大”的误区。 12．同种元素：阳离子半径＜原子半径；阴离子半径＞原子半径。如 r(H+)＜r(H)＜r(H-)。 13．同主族元素，从上到下，离子半径逐渐增大。如r(Na+)＜r(K+)，r(O2-)＜r(S2-)。 14．同周期元素，从左至右，阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小。如r(Na+)＞r(Mg2+)，r(S2-)＞r(Cl-)，但阴离子半径大于阳离子半径，如r(S2-)＞r(Cl-)＞r(Na+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)。 15．电子层结构相同的离子：“序大径小”。 注意：同周期中，离子半径最小的是最后一种金属的阳离子，如第三周期是Al3+。 16．同周期，元素的第一电离能呈增大的趋势。碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。同周期，电离能的增大有一些曲折。一般而言，A族元素的I1＞A族元素，A族元素的I1＞A族元素，如I1(Be) ＞I1(B)，I1(N)＞I1(O)，这是由于A族元素（如Be、Mg）有着比较稳定的ns2np0(s能级全满，p能级全空)结构，A族元素(如N、P)有着比较稳定的ns2np3(p能级半充满)结构而使其原子稳定的缘故。同主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。 特别提醒：Be与B、N与O、Mg与Al、P与S第一电离能大小的反常现象。 17．用电离能判断原子失去电子的数目和形成阳离子所带的电荷（元素的化合价）。若I2》I1，则电子易形成+1价阳离子而不易形成+2价阳离子；若I3》I2＞I1，则主要化合价为+2价。 如果，即电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子面不易形成+(n+1)价离子，对于主族元素而言，最高化合价为+n价(或只有0价、+n价)。 18．同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增