高考中选修3的考试题型变化，常考与元素的性质

高考选修3题型变化不大，经常考“元素的原子结构和性质（基态粒子的电子排列、电离能和电负性比较）、元素周期律；分子结构和性质（化学键类型、原子杂化、分子空间构型分析判断）；晶体结构和性质（晶体类型、性质和与粒子的关系、晶胞中的密度、粒子间距和粒子质量的关系）计算和化学式分析等）”，你可以在完成多项选择题后先选择这道题。考试时间不超过10分钟，平时的限时训练也给自己这样的要求。

核外电子分布原理

1. 能量层、能级和原子轨道

(1)能量层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量不同，根据电子的能量差分为不同的能量层。通常为K， L、M、N……表示能量依次增加。

(2)能级：同一能量层中的电子的能量也可能不同，分为不同的能级，通常用s、p、d、f等表示。在同一能量层中, 各能级的能量 能量按s、p、d、f的顺序递增，即：E(s)

（3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子经常出现在原子核外的区域。这种电子云轮廓称为原子轨道。

【特别提示】

(1)任何能级的能级总是从s能级开始，能级的个数等于能级的个数。

(2)按s、p、d、f...排序的每个能级所能容纳的最大电子数是1、3、5、@的两倍>7... .(3)结构原理中存在能级交错现象。由于能级交错，3d轨道的能量高于4s轨道。但4s 轨道中的电子首先丢失。

(4)前四个循环的能级排列(1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p)。第一个能级(K)只有s个能级；第二个能级层（L），有s和p两个能级，在p能级上有3个原子轨道px、py、pz，它们的能量相同；第三能级（M），有3个s、p 和 d 的能级。

(5)当d轨道出现时，虽然电子以ns的顺序填充，(n-1)d,np，写电子排列时，(n-1) d 放在 ns 之前。

（6)写简化电子排列的时候，并不是都是[X]+价电子排列（注：X代表上一循环中稀有气体元素的符号）。

2. 基态原子的核外电子排列

(1）最小能量原理

电子试图先占据低能轨道，然后进入高能轨道，使整个原子的能量处于最低状态。该图是结构原理示意图，即基态原子核外的电子在原子轨道上的排列顺序图。

注意：所有电子排列规则都需要满足最小能量原则。

(2）泡利原理

每个原子轨道最多只能容纳 2 个具有相反自旋态的电子。

(3）亨特规则

当电子排列在同一能级的不同轨道上时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，并具有相同的自旋态。

亨特规则的一个特例：当具有相同能量的原子轨道是满的（p6、d10、f14)，半满的（p3、d5、f 在7)和空(p0、d0、f0)的状态下，系统的能量最低。

3. 基态、激发态和光谱示意图

(1）电子跃迁

①基态→激发态

基态原子的电子吸收能量后，会从较低能级跃迁到较高能级，成为激发态原子。

②激发态→基态

激发原子的电子在从较高能级跃迁到较低能级时释放能量。

(2）原子光谱学

不同元素的原子在跃迁时吸收或释放的光不同，光谱仪可以用来捕捉各种元素原子的吸收或发射光谱，统称为原子光谱。

原子结构和元素属性

1. 原子结构和元素周期表

(1）原子结构和元素周期表

(2）各族元素的价电子排列特征

①主要家庭

②0族：他：1s2；其他ns2np6。

③过渡元素（亚族和VIII族）：（n－1)d1～10ns1～2。

(3）元素周期表的分区

①按核外电子的排列

一个。分割

湾。各区域元素的化学性质和原子最外层电子排列的特点

②根据元素的金属性和非金属性，元素周期表可分为金属元素区和非金属元素区（如下图）。金属，也称为半金属或准金属，但不能称为两性非金属。

【特别提示】

“外围电子排列”是“价电子层”。对于主族元素，价电子层是最外层电子层，而对于过渡元素原子，它不仅仅是最外层电子层。例如，Fe的价电子层排列为3d64s2。

2. 对角线法则

在元素周期表中，一些主族元素与右下角的主族元素有一些共同的性质。

3.元素周期律

(1）原子半径

①影响因素

能量层数：能量层越多，原子半径越大。

核电荷数：相同的能量层数，核电荷数越大，原子半径越小。

②变更规则

在元素周期表中，同一周期的主族元素的原子半径从左到右逐渐减小；从上到下化学选修3原子结构与性质，同一主族元素的原子半径逐渐增大。

(2）电离能

①第一电离能：气态基态原子失去一个电子转变为气态基态正离子所需的最小能量，符号：I1，单位：kJ/mol。

②规则

一个。同期：第一个元素的第一个电离能最小，最后一个元素的第一个电离能最大，总体呈从左到右逐渐增大的趋势。

湾。同族元素：第一电离能自上而下逐渐减小。

C。同种原子：电离能越来越大（即I1

(3）电负性

① 含义：元素原子在化合物中吸引键合电子的能力的量表。元素的电负性越大，其原子吸引化合物中键合电子的能力就越大。

②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，可以计算出其他元素（稀有气体不计）的电负性。

③ 变更规则

金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8化学选修3原子结构与性质，“准金属”（如锗、锑等）的电负性约为 1.8。

在元素周期表中，在同一周期内，从左到右，元素的电负性逐渐增加，在同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐降低。

4. 电离能和电负性的应用

(1）电离能的应用

①确定元素金属丰度的强度

电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；否则，它越弱。

②确定元素的化合价（I1、I2...代表各级电离能）

如果一个元素的In+1≫In，该元素的共同化合价为+n。例如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为+1。

③ 确定核外电子的层状排列

在多电子原子中，各能级元素的电离能逐级增大，具有一定的规律性。当电离能发生突变时，电子层数可能会发生变化。

④反映元素原子核外电子分布特征

同一时期元素的第一电离能不是从左到右逐渐增加的。当原子核外的电子排列全空、半满、全满时，第一电离能会异常大。.

(2）电负性的应用

共价键

1. 自然

原子之间形成共享电子对（重叠的电子云）。

2. 特点

饱和度和方向性。

三、分类

【特别提示】

(1）只有当两个原子的电负性相差不大时，才能形成共享电子对，形成共价键。当两个原子的电负性相差很大时(大于1.@ >7)@ >，没有形成共享电子对，但形成了离子键。

(2）相同元素的原子间形成的共价键是非极性键，不同元素的原子间形成的共价键是极性键。

(3）分子中，有的只有极性键，如HCl、NH3等，有的只有非极性键，如N2、H2等，有的有既有极性键，也有非极性键，如H2O2、C2H4等；有的不具有化学键，如稀有气体分子。

(4）在离子化合物中，一定有离子键，有的有极性共价键，如NaOH、Na2SO4等；有的有非极性键，如Na2O2、CaC2等.

（5）通过物质的结构式可以快速有效地确定键的种类和数量；在判断键合方式时，要把握：所有共价单键都是σ键，并且有一个双键中的 σ 键和 1 个 π 键 三键中的 1 个 σ 键和 2 个 π 键。

4.关键参数

(1）概念

(2）键参数对分子性质的影响

键能越大，键长越短，分子越稳定。

5.等电子原理

具有相同原子总数和相同价电子总数的分子具有相似的化学键特性和相似的物理性质，但化学性质不同。

普通等电子学

分子的三维结构

1. 价壳电子对相互排斥理论

(1）当价层电子对在球面上相距最远时，斥力最小，系统能量最低。

(2）孤电子对的排斥力越大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。

(3）利用价层电子对排斥理论来推断分子的三维构型的关键是确定分子中中心原子上的价层电子对数。

其中：a为中心原子的价电子数（阳离子应减去电荷数，阴离子应加上电荷数），b为与原子结合的原子提供的价电子数中心原子，x 是与中心原子序数结合的原子。

(4）价壳电子对相互排斥理论和分子构型

2. 混合轨道理论

当原子形成键时，原子的价电子轨道相互混合，形成与原始轨道数量和能量相同的混合轨道。杂化轨道的数目不同，轨道之间的夹角不同，分子的空间结构也不同。

3.协调键

(1）孤电子对

分子或离子中不与其他原子共享的电子对称孤对电子。

(2）协调键

①配位键的形成：成键原子一侧提供孤电子对，另一侧提供空轨道形成共价键。

② 配位键的表示：“-→”常用来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子。例如，NH4+ 可以表示如下。在NH4+中，虽然有一个NH键的形成过程与其他三个NH键的形成过程不同，但是一旦形成，这4个共价键是完全一样的。

(3）复合体

如[Cu(NH3)4]SO4

配体具有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F-、Cl-、CN-等。

中心原子有空轨道，如Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等。

【特别提示】

(1）价壳层电子对排斥理论描述的是价壳层电子对的空间构型，而分子的空间构型是指键合电子对的空间构型，不包括孤电子对。

①当中心原子没有孤电子对时，两者的构型相同；

②当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。

例如：中心原子为sp3杂化，价壳电子对模型为四面体，其分子构型可以是四面体（如CH4），或三角锥体（如NH3）@）>，也可以是 V 形（如 H2O）。

(2）价壳电子对排斥理论可以预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况。混合轨道理论可以解释分子的成键情况，但不能预测分子的几何构型 两者结合具有一定的互补性，可以达到简单、快速、综合处理问题的效果。

(3）杂化轨道之间的夹角不一定与分子中的键角相同。当中心原子杂化类型相同时，孤电子对越多，键角越小。

(4）杂化轨道数与参与杂化的原子轨道数相同，但能量不同。