配位数与等距原子.ppt

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1、结构与性质,知识繁杂，区分记忆,常用的数字,【键角】V型（H2O，SO2）；三角锥型(NH3、H3O+等)；正四面体型(CH4、CCl4、NH4+等)；白磷（P4）平面三角形（BF3、HCHO、CO32-等）,105,107,10928,60,120,【共价键数目】1mol的白磷晶体中含有6NA个 PP键；1mol的SiO2晶体中含有4NA个SiO键；1mol的SiC晶体中含有4NA个 SiC键1mol的晶体Si中含有2NA个 SiSi键；1mol的金刚石中含有2NA个 CC键；1mol的石墨中含有1.5NA个 CC键；,【晶胞】顶点：1/8,面:1/2个，棱1/4，晶胞里:11个NaCl晶胞

2、 个NaCl；1个CsCl晶胞 个CsCl；1个CaF2晶胞 个CaF2；1个CO2晶胞 个CO2分子；1个金刚石(硅)晶胞 个C(Si),CaF2,NaCl,CsCl,4,1,4,4,8,CO2,配位数与等距原子,NaCl：1个Na+等距离的Na+共有12个，配位数为6CsCl：1个Cs+等距离的Cs+共有6个，配位数为8干冰：1个CO2等距离的CO2共有12个，配位数为12金刚石，与1个C等距离的C共有4个，配位数为4金属的最密堆积的配位位数是12，,配位数：如是离子晶体，指最近的异性离子数；如果配合物，中心原子周围的配原子数可能值：密堆积12，CsCl：8；NaCl：6；金刚石：4；石墨

3、：3,一、原子结构与性质：,（1）电子云、能层（电子层）、能级（电子亚层）、构造原理、原子轨道、基态原子的核外电子排布规律、原子核外电子排布的表示方法（2）电离能、电离能的变化规律和应用、电负性、元素电负性的周期性变化和应用,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、能级、原子轨道之间的关系：,构造原理,关键点：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牢记3d1104s2(先排4s，但书写时按层数由小到大),几种表示核外电子排布的式子,(1)原子（离子）

4、结构示意图,(2)电子式,(3)结构式与结构简式,N2 CO2 NH3 LiH H2O2 HClO C2H2 Na2O2 NaOH NH4Cl,丙烷 乙烯 乙醇 乙酸 乙酸乙酯,Na Mg Al3+S S2-Cl-,(4)电子排布式、简化电子排布式(5)外围电子排布式（价电子排布式）,S、K、Cr、Mn、Fe、Fe2+、Fe3+、Cu、Cu2+,(6)电子排布图（轨道表示式）、外围 电子排布图,C、N、O、F,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,ns,ns1,ns2,左,A,A,+1,+

5、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,np,ns2np16,右,AA、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,(n1)d18ns2,(n1)d,金属,B,价层电子排布是，即次外层d轨道是 的，最外层轨道上有12个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为ds区，它包括

6、 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,(n1)d10ns12,充满,B和B,金属,一看电子层数：,二看核电荷数:三看核外电子数:,1、同周期如：NaMgAlSiPSCl.2、同主族如：Li Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径如：FeFe2+Fe3+ClCl-,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A元素 A的元素；第A元素 A元素,A是全充满的电子构型、A是半充满的电子构型。,自上而下依次减小。,写出第三周期元

7、素从左到右第一电离能大小关系,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（简单理解为氧化性）,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,与水反应置换氢的难易 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（电解中在阴极上得电子的先后）置换反应原电池反应中正负极,与H2化合的难易及氢化物的稳定性最高价

8、氧化物的水化物酸性强弱单质的氧化性或离子的还原性置换反应,判断依据,元素的金属性与非金属性,二、化学键与晶体结构,化学键、金属键、离子键、共价键、范德华力、氢键、分子的立体构型、杂化轨道理论、分子的极性、等电子原理、配位键、熔沸点，稳定性、无机含氧酸的酸性,第二章知识网络,杂化,无孤电子有孤电子,第二章知识网络,等电子体,分子极性,了解,几种分子或离子的立体构型。ABn：1/2(A-Bn),sp,sp2,sp3,sp2,sp3,sp3,sp3,键的极性和分子极性的关系：,常见的等电子体：原子数、价电子数相等,N2,CO,C22-,CN,CO2,N2O,CS2,AlO2-,BeCl2,SO2,O

9、3,NO2-,SO3,NO3-,CO32-,BF3,SiO32-,SiF4,CCl4,SO42-,PO43-,1、同族元素互换（周期表中上下元素互换）,2、价电子迁移（周期表向前向后同时+1）,3、电子-电荷互换（电荷+1，电子-1）,第三章知识网络,第三章知识网络,1.晶体的分类及性质,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）,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,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

10、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（金属熔点差别大）。2）若晶体类型相同，则有：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。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。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。金属晶体 离子

11、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：,课本P64 第47题,二氧化碳晶胞示意图,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%,52,12,12,8,6,Cu、Ag、Au,Mg、Zn、Ti,碱金属、Fe,Po,4.堆积方式及性质,5.各类型离子晶体晶胞的比较,Na+：,6,Cl-：,6,Cs+：,Cl-：,8,8,Zn2+：,S2-：,4,4,Ca2+：,F-：,4,8,Na+：,Cl-：,Cs+：,Cl-：,N

12、a+：,Cl-：,Cs+：,Cl-：,Zn2+：,S2-：,Ca2+：,F-：,12,12,6,6,4,4,1,1,4,4,8,4,-,-,【晶体的密度计算】“g/cm3”，晶胞的体积=abc，(a3)；1 pm=10-8cm，一个晶胞中装有多少个原子（分子），一个分子（原子）的质量（=M/NA克）,1.,练习题,1.请判断下列物质的晶体类型：GeBr4（熔点为26.3C)_ 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,