化学选修3复习-课件

离子键
（离子键 可能有共价键）
共价键 ----
金属键 ---良导体 良导体
克服力 溶
晶体不导电 熔融导电
不导电（硅、晶体不导电 锗是半导体） 熔融不导电
导电情况
能溶于水的其水 溶液能导电
溶于水能电离的 其水溶液能导电
-----
延展性
无
无
无
良好
2.晶体熔沸点高低的判断
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。）
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
分区
粒子 半径 电负性 电离能
能层、能级、原子轨道之间的关系：
能层n 符号 能级 轨道数 1 K s 1 s 1 2 L p 3 s 1 3 M p 3 d 5 s 1 p 3 4 N d 5 f 7
最多容纳 的电子数
第二章知识网络
杂化
第二章知识网络
分子极性
等电子体
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 sp sp2 参加杂化的原 子轨道 分子构型 示例 CO2、BeCl2、 HgCl2 BF3、BCl3、 CH2O CH4、CCl4、 NH4+ NH3(三角锥 形)、H2S、 H2O(V形)
ns 最后1个电子填充在 ns1 ns2 轨道上，
p区元素
最后1个电子填充在 np 轨道上， 2np1～6 n s 价电子排布是 ，位于周期表 右 侧，包括 ⅢA～ⅦA、零族族元素。大部 分为 非金属 元素。
s区和p区的共同特点是：最后1个电 子都排布在 最外层 ，除零族外，最外层 电子的总数等于该元素的 族序数 。除零 族外，s区和p区的元素都是 主族元素 。
Cs+： 1 Cl-：1 Zn2+： 4 S2-： 4 Ca2+： 4 F-： 8
-------------
AB2
CaF2 型
F-： 4
1.
练习题
1. 请判断下列物质的晶体类型：
分子晶体 • GeBr4 （ 熔点为26. 3C ) _______ 原子晶体 • C N ( 硬度比金刚石大 )_______
SO3 BF3 NO3- CO32- SiO32-
五原子8电子
五原子32电子
CCl4 SiF4 SO42- PO43-
第三章知识网络
第三章知识网络
NaCl型 离 子 晶 体
典型晶胞
CsCl型 ZnS型 CaF2型 几何因素 电荷因素 键性因素
影响配位数的因素
1.晶体的分类及性质
晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体 粒子 阴、阳离子 离子键 粒子间 （还可能有 作用力 熔、沸点 及硬度
3 4
P4 、S8 、C60 分子晶体 _______ 金属晶体 • 汞（ Hg水银 ）_______ 离子晶体 • 碘化钠、醋酸钠_______ •
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 原子晶体 不导电；________________ B、溴化铝，无色晶体，熔点98 ℃，熔融态不 分子晶体 导电；________________ C、五氟化钒，无色晶体，熔点19.5℃，易溶 分子晶体 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_____________ 离子晶体
电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称 为ds区，它包括 ⅠB和ⅡB 族，处于周期 表d区和p区之间。它们都是 金属 ，也属过
渡元素。
微 粒 半 径 的 比 较
判 断 的 依 据
具 体 规 律
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：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。 如：Li<Na<K<Rb<Cs 3、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Fe>Fe2+>Fe3+
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 l 型
+： Na 4 Na+：6 Na+： 12 Cl-： 6 Cl-： 12 Cl ： 4
AB
CsCl 型 ZnS型
Cs+： 8 Cs+： 6 Cl-： 8 Cl-： 6 4 Zn2+： S2-： 4 Ca2+： 8
2
2
2
8
6
2
6
18
10
2
6
10
32
14
2n2
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
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
判 断 依 据
非金 属性 强弱
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
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。
元素的金属性与非金属性
Fe：3d64s2 Br：4s24p5
ⅠA Ⅱ A
元素周期表的分区简图
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
0
1 2 3 4
ⅢB
ⅣB
ⅤB
Ⅵ B
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
5 6 7
s区
p区
d区
ds区
镧系 锕系
f区
s区元素
价电子的排布是 或 ，位于周 左 ⅠA ⅡA 期表的 侧，包括 和 族， +1 +2 容易失去电子形成 或 价离子。
共价键）
原子
分子
分子间作用力
金属阳离子 与自由电子
共价键 （分子内可能
存在共价键）
金属键
较高
很高
很低
差异较大
1.晶体的分类及性质
大多数易溶于 水等极性溶剂 熔
晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体 溶解性
难溶于常 见溶剂
相似相溶
分子间作用力
（分子间作用力 还可能有共价键）
难溶于常 见溶剂
简化电子排布式： 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：
1s 2s
2p
(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。
课本P64 第47题
二氧化碳晶胞示意图
sp3
一个s轨道，一 直线形 个p轨道 一个s轨道， 平面三角形 二个p轨道 一个s轨道，三 正四面体 个p轨道 具体情况不 同
键的极性和分子极性的关系：
常见的等电子体：
二原子10电子
N2
CO
C22-
CN－
三原子16电子
三原子18电子 四原子8电子 四原子24电子
CO2 N2O CS2 AlO2- BeCl2 O3 SO2 NO2NH3 CH4 H 3O + NH4+
第一电离能的变化规律：
1）同周期： 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。
2）同主族： 自上而下依次减小。
电负性的规律
同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大。
3.一些常见晶体结构：
4.堆积方式及性质 堆积方 式
简单立 方堆积 体心立 方堆积 六方最 密堆积
晶胞类 型
简单立方
体心立方
空间 利用 率
52％
配位 数
6
8 12 12
实例
Po
68%
碱金属、Fe
Mg、Zn、Ti
平行六面体 74%
面心立方 面心立方 最密堆积
74%
Cu、Ag、Au
5.各类型离子晶体晶胞的比较
(1) 原子结构示意图 (2) 电子式
在元素符号周围用小黑点或“×” 来 表示最外层电子的 式子。
(3) 结构式与结构简式 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
Fe： 1s22s22p63s23p63d64s2 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。
d区元素
1～8ns2 ( n － 1)d 它们的价层电子排布是 ， 最后1个电子基本都是填充在 (n－1)d 轨
道上，位于长周期的中部。这些元素都 是 金属 ，常有可变化合价，为过渡元素。 ⅢB～Ⅷ 它包括 族元素。
ds区元素
10ns1～2 ( n － 1)d 价层电子排布是 ，即次外 层d轨道是 充满 的，最外层轨道上有1～2个