化学选修3复习.ppt

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1、高中化学新人教版选修3物质结构与性质第一章知识网络第一章知识网络能层构造表示方法电负性电离能粒子半径分区能层能层n n1 12 23 34 4符符 号号K KL LMMN N能级能级s ss sp ps sp pd ds sp pd df f轨道数轨道数1 11 13 31 13 35 51 13 35 57 7最多容纳最多容纳的电子数的电子数2 22 26 62 26 610102 26 6101014142 28 818183232 2n2 能层、能级、原子轨道之间的关系：能层、能级、原子轨道之间的关系：构造原理构造原理关键点：关键点： 一定要记住电子排入轨道的顺一定要记住电子排入轨道的顺

2、序，这是本章最重要的内容。序，这是本章最重要的内容。从第四能层开始，该能层的从第四能层开始，该能层的nsns与与npnp能级之间插入了能级之间插入了(n-1)(n-1)层的层的d d能级，第六能层开始还能级，第六能层开始还插入（插入（n-2n-2）f f，其能量关系是：，其能量关系是： nsns(n-2)f (n-2)f (n-1)d (n-1)d npnp几种表示核外电子排布的式子几种表示核外电子排布的式子(1) 原子结构示意图原子结构示意图(2) 电子式电子式(3) 结构式与结构简式结构式与结构简式 在元素符号周围用小黑点或在元素符号周围用小黑点或“” 来来 表示表示最外层电子最外层电子的

3、的式子。式子。 用一根短线表示一对用一根短线表示一对共用电子对共用电子对，其他电子一律省去。其他电子一律省去。(4) 电子排布式电子排布式在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，不能在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，不能按按填充顺序填充顺序写。写。 简化电子排布式：简化电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2Fe：Fe：Ar3d64s2该元素该元素前一个前一个周期的周期的惰性气体惰性气体原子的电子排布结构，原子的电子排布结构，称为称为“原子实原子实”。(5) 电子排布图（轨道表示式）电子排布图（轨道表示式）表示方法：用方框表示原子轨道，用箭头表示电子。表示方法：用方

4、框表示原子轨道，用箭头表示电子。N：1s2s2p(6)外围电子排布式（价电子排布式）外围电子排布式（价电子排布式）指将指将过渡元素过渡元素简化电子排布式中的原子实省略剩下的简化电子排布式中的原子实省略剩下的式子或将式子或将主族、主族、0族元素族元素的内层电子排布省略后剩下的的内层电子排布省略后剩下的式子。式子。 Br：4s24p5Fe：3d64s2A01AAAAAA2p区区3s区区BBBBBBB4d区区ds区区567镧系镧系f区区锕系锕系元素周期表的分区简图元素周期表的分区简图 最后最后1 1个电子填充在个电子填充在 轨道上，轨道上，价电子的排布是价电子的排布是 或或 ，位于周，位于周期表的期

5、表的 侧，包括侧，包括 和和 族，族，容易容易失去电子形成失去电子形成 或或 价离价离子。子。 s s区元素区元素nsns1ns2左左AA+1+2 最后最后1 1个电子填充在个电子填充在 轨道上，轨道上，价电子排布是价电子排布是 ，位于周期表，位于周期表 侧，包括侧，包括 族元素。大部族元素。大部分为分为 元素。元素。p p区元素区元素npns2np16右右AA、零族零族非金属非金属 s s区和区和p p区的共同特点是：最后区的共同特点是：最后1 1个电个电子都排布在子都排布在 ，除零族外，最外层，除零族外，最外层电子的总数等于该元素的电子的总数等于该元素的 。除零。除零族外，族外，s s区和

6、区和p p区的元素都是区的元素都是 。最外层最外层族序数族序数主族元素主族元素 它们的价层电子排布是它们的价层电子排布是 ，最后最后1 1个电子基本都是填充在个电子基本都是填充在 轨轨道上，位于长周期的中部。这些元素都道上，位于长周期的中部。这些元素都是是 ，常有可变化合价，为过渡元素。，常有可变化合价，为过渡元素。它包括它包括 族元素。族元素。 d d区元素区元素(n1)d18ns2(n1)d 金属金属B 价层电子排布是价层电子排布是 ，即次外，即次外层层d d轨道是轨道是 的，最外层轨道上有的，最外层轨道上有1 12 2个个电子。它们既不同于电子。它们既不同于s s区，也不同于区，也不同于

7、d d区，称区，称为为dsds区，它包括区，它包括 族，处于周族，处于周期表期表d d区和区和p p区之间。它们都是区之间。它们都是 ，也属，也属过渡元素。过渡元素。 dsds区元素区元素(n1)d10ns12充满充满B和和B金属金属电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。核电荷数核电荷数: : 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。相同条件下，核电荷数越多，半径越小。核外电子数核外电子数: :核电荷数相同条件下，核外电子数越多核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。，半径越大。1 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小、同周期元

8、素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSClNaMgAlSiPSCl. .2 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：。如：LiNaKRbLiNaKRbCsCs3 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：。如：F F- -ClCl- -BrBr- -I Na Na+ +MgMg2+2+AlAl3+3+5 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如径越小。如FeFeFeFe2

9、+2+FeFe3+3+微微粒粒半半径径的的比比较较判判断断的的依依据据具具体体规规律律第一电离能的变化规律：第一电离能的变化规律：1 1）同周期：）同周期：2 2）同主族）同主族：a.a.从左到右递增趋势从左到右递增趋势最小的是第一种元素（氢和碱金属），最大的是稀有气体元素；最小的是第一种元素（氢和碱金属），最大的是稀有气体元素；b.b.第第A元素元素 A的元素；第的元素；第A元素元素 A元素元素AA是全充满的电子构型是全充满的电子构型 、 A是半充满的电子构型。是半充满的电子构型。自上而下依次减小。自上而下依次减小。同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大。同一周期，主族元素的电负性从左到

10、右逐渐增大。表明吸引电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。表明吸引电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。同一主族，从上到下呈现减小的趋势。同一主族，从上到下呈现减小的趋势。表明吸引表明吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。电负性电负性的规律的规律电负性的意义：电负性的意义：1 1） 电负性的大小可以判断金属性和非金属性强弱电负性的大小可以判断金属性和非金属性强弱2 2）在化合物中，可以根据电负性的差值大小，）在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型估计化学键的类型。3 3）判断元素的化合价的正、负。）判断元素的化合价的

11、正、负。金属金属性强性强弱弱非金非金属性属性强弱强弱与水反应置换氢的难易与水反应置换氢的难易 最高价氧化物的水化物碱性强弱最高价氧化物的水化物碱性强弱单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）上得电子的先后）互相置换反应互相置换反应原电池反应中正负极原电池反应中正负极与与H H2 2化合的难易及氢化物的稳定性化合的难易及氢化物的稳定性最高价氧化物的水化物酸性强弱最高价氧化物的水化物酸性强弱单质的氧化性或离子的还原性单质的氧化性或离子的还原性互相置换反应互相置换反应判判断断依依据据元素的金属性与非金属性元素的金属性与非金属性第二章知识网络第二

12、章知识网络杂化第二章知识网络第二章知识网络等电子体分子极性几种分子或离子的立体构型常见杂化轨道类型与分子构型规律常见杂化轨道类型与分子构型规律杂化轨杂化轨道类型道类型 参加杂化的原参加杂化的原子轨道子轨道 分子构型分子构型 示例示例 sp 一个一个s轨道，一轨道，一个个p轨道轨道 直线形直线形 CO2、BeCl2、HgCl2 sp2 一个一个s轨道，轨道， 二个二个p轨道轨道 平面三角形平面三角形 BF3、BCl3、CH2O sp3 一个一个s轨道，三轨道，三个个p轨道轨道 正四面体正四面体 CH4、CCl4、NH4+ 具体情况不具体情况不同同 NH3(三角锥三角锥形形)、H2S、H2O(V形

13、形) 键的极性和分子极性的关系：键的极性和分子极性的关系： 二原子二原子10电子电子三原子三原子16电子电子三原子三原子18电子电子四原子四原子8电子电子四原子四原子24电子电子五原子五原子8电子电子五原子五原子32电子电子常见常见的等电子体：的等电子体：N2COC22-CNCO2N2O CS2AlO2-BeCl2SO2O3NO2-NH3H3O+SO3NO3-CO32-BF3SiO32-CH4NH4+SiF4CCl4SO42-PO43-第三章知识网络第三章知识网络第三章知识网络第三章知识网络离离子子晶晶体体典型晶胞典型晶胞影响配位数的因素影响配位数的因素NaCl型型CsCl型型ZnS型型CaF

14、2型型几何因素几何因素电荷因素电荷因素键性因素键性因素阴、阳离子阴、阳离子原子原子金属阳离子金属阳离子与自由电子与自由电子（还可能有（还可能有 共价键）共价键）（分子内可能（分子内可能存在共价键）存在共价键）较高较高很高很高很低很低差异较大差异较大原子晶体原子晶体 分子晶体分子晶体 金属晶体金属晶体大多数易溶于大多数易溶于水等极性溶剂水等极性溶剂难溶于常难溶于常见溶剂见溶剂相似相溶相似相溶难溶于常难溶于常见溶剂见溶剂晶体不导电晶体不导电熔融导电熔融导电能溶于水的其水能溶于水的其水溶液能导电溶液能导电原子晶体原子晶体 分子晶体分子晶体 金属晶体金属晶体 不导电（硅、不导电（硅、锗是半导体）锗是半

15、导体） 晶体不导电晶体不导电熔熔融融不导电不导电溶于水能电离的溶于水能电离的其水溶液能导电其水溶液能导电良导体良导体良导体良导体- 无无 无无无无良好良好熔熔 溶溶（离子键（离子键可能有共价键）可能有共价键）（分子间作用力（分子间作用力还可能有共价键）还可能有共价键）1）若晶体类型不同，一般情况下：）若晶体类型不同，一般情况下：原子晶体离子晶原子晶体离子晶体分子晶体（金属晶体熔点差别很大）。体分子晶体（金属晶体熔点差别很大）。2）若晶体类型相同，则有：）若晶体类型相同，则有：离子晶体离子晶体 离子半径越小，离子电荷数越高，离子半径越小，离子电荷数越高，晶格能晶格能越大，离子键越强，熔点越高。越

16、大，离子键越强，熔点越高。原子晶体原子晶体 结构相似，原子半径越小，共价键键长越结构相似，原子半径越小，共价键键长越短，键能越大，熔点越高。短，键能越大，熔点越高。 分子晶体分子晶体 分子间作用力（包括范德华力和氢键）越分子间作用力（包括范德华力和氢键）越强，熔点越高。强，熔点越高。金属晶体金属晶体 离子半径越小，离子电荷数越高，金属键离子半径越小，离子电荷数越高，金属键就越强，熔点就越高。（合金的熔点比它的各成分金属就越强，熔点就越高。（合金的熔点比它的各成分金属的熔点低。）的熔点低。）3.一些常见晶体结构：一些常见晶体结构：堆积方堆积方式式晶胞类晶胞类型型空间空间利用利用率率配位配位数数实

17、例实例面心立方面心立方最密堆积最密堆积简单立简单立方堆积方堆积体心立体心立方堆积方堆积六方最六方最密堆积密堆积面心立方面心立方平行六面体平行六面体体心立方体心立方简单立方简单立方74%74%68%52121286Cu、Ag、AuMg、Zn、Ti碱金属、碱金属、FePo4.4.堆积方式及性质堆积方式及性质5.5.各类型离子晶体晶胞的比较各类型离子晶体晶胞的比较晶体晶体类型类型晶胞晶胞类型类型晶胞结构晶胞结构示意图示意图配位数配位数C.N.距离最近距离最近且相等的且相等的相同离子相同离子每个晶每个晶胞含有胞含有离子数离子数NaCl型型 ABCsCl型型ZnS型型AB2 2CaF2 2型型NaNa+

18、 +：6ClCl- -：6CsCs+ +：ClCl- -：8 88 8ZnZn2+2+：S S2-2-：4 44 4CaCa2+2+：F F- -： 4 48 8NaNa+ +：ClCl- -：CsCs+ +：ClCl- -：NaNa+ +：ClCl- -：CsCs+ +：ClCl- -：ZnZn2+2+：S S2-2-：CaCa2+2+：F F- -：12126 66 6441 11 14 44 48 84 4-1.练习题1. 请判断下列物质的晶体类型：请判断下列物质的晶体类型： GeBr4 （ 熔点为熔点为26. 3 C ) _ C3N4 ( 硬度比金刚石大硬度比金刚石大 )_ P4 、S

19、8 、C60 _ 汞（汞（ Hg水银水银 ）_ 碘化钠、醋酸钠碘化钠、醋酸钠_分子晶体分子晶体原子晶体原子晶体分子晶体分子晶体金属晶体金属晶体离子晶体离子晶体2 2、分析下列物质的物理性质，判断其晶体类型：分析下列物质的物理性质，判断其晶体类型：A、碳化铝，黄色晶体，熔点、碳化铝，黄色晶体，熔点2200，熔融态，熔融态不导电；不导电；_B、溴化铝，无色晶体，熔点、溴化铝，无色晶体，熔点98 ，熔融态不，熔融态不导电；导电；_C、五氟化钒，无色晶体，熔点、五氟化钒，无色晶体，熔点19.5，易溶，易溶于乙醇、氯仿、丙酮中；于乙醇、氯仿、丙酮中；_D、物质、物质A，无色晶体，熔融时或溶于水中都能，无色晶体，熔融时或溶于水中都能导电导电_原子晶体原子晶体分子晶体分子晶体离子晶体离子晶体分子晶体分子晶体课本课本P64 第第47题题二氧化碳晶胞示意图二氧化碳晶胞示意图