化学选修3复习-课件

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能层构造表示方法电负性电离能粒子半径分区能层n1234符号KLMN能级sspspdspdf轨道数1131351357最多容纳的电子数22626102610142818322n2能层、能级、原子轨道之间的关系：构造原理关键点：一定要记住电子排入轨道的顺序，这是本章最重要的内容。从第四能层开始，该能层的ns与np能级之间插入了(n-1)层的d能级，第六能层开始还插入（n-2）f，其能量关系是：ns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np几种表示核外电子排布的式子(1)原子结构示意图(2)电子式(3)结构式与结构简式在元素符号周围用小黑点或“×”来表示最外层电子的式子。用一根短线表示一对共用电子对，其他电子一律省去。(4)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，不能按填充顺序写。简化电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2Fe：Fe：[Ar]3d64s2该元素前一个周期的惰性气体原子的电子排布结构，称为“原子实”。(5)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。N：1s2s2p(6)外围电子排布式（价电子排布式）指将过渡元素简化电子排布式中的原子实省略剩下的式子或将主族、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。Br：4s24p5Fe：3d64s2ⅠA01ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA2p区3s区ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡB4d区ds区567镧系f区锕系元素周期表的分区简图最后1个电子填充在轨道上，价电子的排布是或，位于周期表的侧，包括和族，容易失去电子形成或价离子。s区元素nsns1ns2左ⅠAⅡA+1+2最后1个电子填充在轨道上，价电子排布是，位于周期表侧，包括族元素。大部分为元素。p区元素npns2np1～6右ⅢA～ⅦA、零族非金属s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在，除零族外，最外层电子的总数等于该元素的。除零族外，s区和p区的元素都是。最外层族序数主族元素它们的价层电子排布是，最后1个电子基本都是填充在轨道上，位于长周期的中部。这些元素都是，常有可变化合价，为过渡元素。它包括族元素。d区元素(n－1)d1～8ns2(n－1)d金属ⅢB～Ⅷ价层电子排布是，即次外层d轨道是的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为ds区，它包括族，处于周期表d区和p区之间。它们都是，也属过渡元素。ds区元素(n－1)d10ns1～2充满ⅠB和ⅡB金属电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。核电荷数:相同条件下，核电荷数越多，半径越小。核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNaKRbCs3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--Cl--Br--I--4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F-Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如FeFe2+Fe3+微粒半径的比较判断的依据具体规律第一电离能的变化规律：1）同周期：2）同主族：a.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；b.第ⅡA元素＞ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ⅥA元素ⅡA是全充满的电子构型、ⅤA是半充满的电子构型。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。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。表明吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。电负性的规律电负性的意义：1）电负性的大小可以判断金属性和非金属性强弱2）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。3）判断元素的化合价的正、负。金属性强弱非金属性强弱①与水反应置换氢的难易②最高价氧化物的水化物碱性强弱③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）④互相置换反应⑤原电池反应中正负极①与H2化合的难易及氢化物的稳定性②最高价氧化物的水化物酸性强弱③单质的氧化性或离子的还原性④互相置换反应判断依据元素的金属性与非金属性第二章知识网络杂化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杂化轨道类型参加杂化的原子轨道分子构型示例sp一个s轨道，一个p轨道直线形CO2、BeCl2、HgCl2sp2一个s轨道，二个p轨道平面三角形BF3、BCl3、CH2Osp3一个s轨道，三个p轨道正四面体CH4、CCl4、NH4+具体情况不同NH3(三角锥形)、H2S、H2O(V形)键的极性和分子极性的关系：二原子10电子三原子16电子三原子18电子四原子8电子四原子24电子五原子8电子五原子32电子常见的等电子体：N2COC22-CN－CO2N2OCS2AlO2-BeCl2SO2O3NO2-NH3H3O+SO3NO3-CO32-BF3SiO32-CH4NH4+SiF4CCl4SO42-PO43-第三章知识网络第三章知识网络离子晶体典型晶胞影响配位数的因素NaCl型CsCl型ZnS型CaF2型几何因素电荷因素键性因素1.晶体的分类及性质晶体类型粒子粒子间作用力阴、阳离子共价键分子原子金属阳离子与自由电子离子键分子间作用力金属键（还可能有共价键）（分子内可能存在共价键）熔、沸点及硬度较高很高很低差异较大离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体晶体类型溶解性克服力导电情况延展性1.晶体的分类及性质大多数易溶于水等极性溶剂难溶于常见溶剂相似相溶难溶于常见溶剂晶体不导电熔融导电能溶于水的其水溶液能导电离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体不导电（硅、锗是半导体）晶体不导电熔融不导电溶于水能电离的其水溶液能导电良导体良导体-----无无无良好熔溶共价键----离子键分子间作用力金属键----（离子键可能有共价键）（分子间作用力还可能有共价键）1）若晶体类型不同，一般情况下：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体（金属晶体熔点差别很大）。2）若晶体类型相同，则有：⑴离子晶体离子半径越小，离子电荷数越高，晶格能越大，离子键越强，熔点越高。⑵原子晶体结构相似，原子半径越小，共价键键长越短，键能越大，熔点越高。⑶分子晶体分子间作用力（包括范德华力和氢键）越强，熔点越高。⑷金属晶体离子半径越小，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的熔点低。）2.晶体熔沸点高低的判断3.一些常见晶体结构：堆积方式晶胞类型空间利用率配位数实例面心立方最密堆积简单立方堆积体心立方堆积六方最密堆积面心立方平行六面体体心立方简单立方74%74%68%52％121286Cu、Ag、AuMg、Zn、Ti碱金属、FePo4.堆积方式及性质5.各类型离子晶体晶胞的比较晶体类型晶胞类型晶胞结构示意图配位数C.N.距离最近且相等的相同离子每个晶胞含有离子数NaCl型ABCsCl型ZnS型AB2CaF2型Na+：6Cl-：6Cs+：Cl-：88Zn2+：S2-：44Ca2+：F-：48Na+：Cl-：Cs+：Cl-：Na+：Cl-：Cs+：Cl-：Zn2+：S2-：Ca2+：F-：12126644114484--------------1.练习题1.请判断下列物质的晶体类型：•GeBr4（熔点为26.3C)_______•C3N4(硬度比金刚石大)_______•P4、S8、C60_______•汞（Hg水银）_______•碘化钠、醋酸钠_______分子晶体原子晶体分子晶体金属晶体离子晶体2、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2200℃，熔融态不导电；________________B、溴化铝，无色晶体，熔点98℃，熔融态不导电；________________C、五氟化钒，无色晶体，熔点19.5℃，易溶于乙醇、氯仿、丙酮中；_______________D、物质A，无色晶体，熔融时或溶于水中都能导电_____________原子晶体分子晶体离子晶体分子晶体课本P64第47题二氧化碳晶胞示意图