归纳与整理ppt配用优秀获奖教案

1．原子结构 质子

决定元素种类

核电荷数

原

子

近似相对原子质量

质量数

核

中子

同位素（两个特性）

决定原子种类

原

决定整个原子不显电性

核

最外层电子数

决定主族元素的化学性质

子

电子数

A外

原子的电子式

ZX 电

各层电子数

子

原子结构示意图

电子层

电子排布

2．位、构、性关系的图解、表解与例析

(1)元素在周期表中的位置、元素的性质、元素原子结构之间存在如下关系：

元素性质

同周期：从左到右递变性

主族：最外层电子数=最高正价=8- 负价

同主族：从上到下

相似性

原子半径

原子得失

递变性

最外层电子数

电子的能力

原子序数=质子数

位置

原子结构

主族序数=最外层电子数

周期数=电子层数

(2)元素及化合物性质递变规律表解

核电荷数

电子层结构

原子核对外层

电子的吸引力

主要化合价

元素性质

同周期：从左到右

逐渐增多

电子层数相同，最外层电子数递增

逐渐增强

正价+1到+7 负价-4到-1 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

电离能增大，

电负性增大

酸性增强

碱性减弱

气态氢化物形成由难到易，

稳定性逐渐增强

同主族：从上到下

逐渐增多

电子层数递增，最外层电子数相同

逐渐减弱

最高正价等于族序数（F、O除外）

金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，第一电离能逐渐减小，

电负性逐渐减小

酸性减弱

碱性增强

气态氢化物形成由易到难，

稳定性逐渐减弱

最高价氧化物

对应水化物的

酸碱性

非金属气态氢化物的形成和

热稳定性

3．元素的结构和性质的递变规律

随着原子序数递增

①

原子结构呈周期性变化

②

原子半径呈周期性变化

③

元素主要化合价呈周期性变化

④

元素的金属性与非金属形呈周期性变化

⑤

元素原子的第一电离能呈周期性变化

⑥

元素的电负性呈周期性变化

1 元素周期律

①

按原子序数递增的顺序从左到右排列

②

将电子层数相同的元素排成一个横行

排列原则

③

把最外层电子数相同的元素（个别除外），排成一个纵行

周期

①

短周期（第一、二、三周期）

（7个

②

长周期（第四、五、六周期）

横行）

③

不完全周期（第七周期）

元

素

周

期

表

结

构

性质递变

原子半径

主要化合价

元素性质

金属性强

弱判断实

验标志

非金属性

强弱判断

实验标志

①

族（18 ②

个纵行）

③

④

主族（第ⅠA族—第ⅦA族共七个）

副族（第ⅠB族—第ⅦB族共七个）

第Ⅷ族（第8—10纵行）

零族（稀有气体）

4．核外电子构成原理

(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。

能层

最多容纳电子数（2n）

离核远近

能量

能级

最多容纳电子数

能量

s 2 21 K 2 2 L 8 3 M 18 具有能量由低及高

4 N 32 5 O 50 距离原子核由远及近

sp 2 6 spd spdf …

2 6 10 2 6 10 14 ns<(n-2)f<(n-1)d

2

(2)核外电子排布遵循的三个原理： a．能量最低原理 b．泡利原理 c．洪特规则及洪特规则特例 (3)原子核外电子排布表示式：a．原子结构简图 b．电子排布式 c．轨道表示式 5．原子核外电子运动状态的描述：电子云

6．确定元素性质的方法

1．先推断元素在周期表中的位置。

2．一般说，族序数—2=本族非金属元素的种数(1 A族

除外)。

3．若主族元素族序数为m，周期数为n，则：

(1)m/n<1时为金属，m/n值越小，金属性越强：

(2)m/n>1时是非金属，m/n越大，非金属性越强；(3)m/n=1时是两性元素。第二章 分子结构与性质复习

1．微粒间的相互作用

按成键电子云

σ键

的重叠方式

π键

化学键

按成键原子

离子键

一般共价键

极性键

非极性键

（1）微粒间的的电子转移共价键

相互作用

方式

金属键

配位键

分子间作用力

范德华力

氢键

(2)共价键的知识结构

本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠）

特征：具有方向性和饱和性

σ键

特征

电子云呈轴对称（如s—sσ键、

共

成键方式

s—pσ键、p—pσ键) 价

π键

特征

电子云分布的界面对通过键轴的一个平面对称（如p—pπ键）

键

共价单键—σ键

规律

共价双键—1个σ键、1个π键

共价叁键—1个σ键、2个π键

键能：键能越大，共价键越稳定

键参数

键长：键长越短，共价键越稳定

用于衡量共价键的稳定性

键角：描述分子空间结构的重要参数

2．分子构型与物质性质

3

分

子

构

型

构型解释：

杂化理论

定义：原子形成分子时，能量相近的轨道混合重新组合成一组新轨道

sp杂化

2分类

sp杂化

sp3杂化

实验测定

sp杂化：直线型

构型判断

杂化轨道理论

sp2杂化：平面三角形

理论推测

sp3杂化：四面体型

价电子理论

决定因素

共价键的极性

分子空间构型

由非极性键结合而成的分子时非极性分子（O3除外）,由极性键组成的非对称型分子一般是极性分子，由极性键组成的完全对称型分子为非极性分子。对于ABn型分子，若中心原子A化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，否则为非极性分子

分

子

分

子

极

性

极

性

判

断

相似相溶规则：极性分子构成的物质易溶于极性溶剂，

非极性分子构成的物质易溶于非极性溶剂

手性分子：概念

手性原子：概念

3．配合物的结构和性质

概念：由提供孤对电子的配体与接受孤对电子的中心原子以配位键结合而成的化合物

外界

组成

中心原子

内界

配位体

配位数

中心原子空轨道

形成条件

配位体可提供孤对电空间结构

配

合

物

配位数是2时可形成直线型如[Ag(NH3)2]+

配位数是3时可形成平面三角形如[HgI3]-

配位数是4时可形成

四面体[ZnCl4]2-

平面正方形[PtCl4]2- 内界

外界

配合物的结构

[Zn(NH3)4]SO4

中

配

配

心

位

位

原

体

数

子

电离方程式：[Zn(NH3)4]SO4===[Zn(NH3)4]2++ SO42-

4．杂化轨道类型与分子空间构型的关系及常见分子

杂化类型

一般构型

常见分子

4

spspsp

直线型

平面三角型

四面体

平面正方形

三角双锥

八面体

BeCl2、HgCl2、BeH2等

BF3、BCl3 CH4、CCl4、NH3（三角锥）、H2O（V型）

ICl4、XeF4 PCl5 SF6 -2 3 2 dsp3spd spd32 一般来说，一个分子有几个轨道参与杂化就会形成几个能量相同的杂化轨道，形成几个共价键，相应对应一般构型，但如果分子中存在孤对电子或在一定场效应作用下，分子构型会发生变化如NH3、H2O等。另外，具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同空间结构特征。 5．价层电子对互斥理论判断共价分子结构的一般规则

中心原子的价层电子对数与分子的几何构型有密切联系，对ABm型化合物，A的价层电子对数： A的价电子数+B的价电子数×m n= 2

计算时一般说来，价电子数即为最外层电子数，但B为卤素、氢原子时，提供1个价电子；若为氧原子、硫原子则不提供电子；若有成单电子则看成电子对。

价层电子对数与几何构型的关系。

电子对数

几何构型

2 直线型

3 平面三角形

4 四面体

如果价层电子对中有未成键的孤对电子，则几何构型发生相应的变化，用价层电子对理论解释。

6，分子类型与轨道类型、空间构型、共价键类型的关系

分子类型

A A2 AB AB2或

A2B AB3

AB3

AB3

AB2 A2B 分子构型

直线（对称）形

直线（非对称）形

直线（对称）形

折线（不对称）形

正三角（对称）形

键角

180

1200 0键的极性

分子极性

极性键

极性键

常见物质

He、Ne、Ar H2、O2、N2

HX、CO、NO

非极性分子

极性分子

非极性分子极性分子

非极性分子

极性分子

非极性分子

非极性键

非极性分子

CO2、CS2

H2O、H2S BF3 、SO3 NH3、PCl3 CH4、CCl4 极性键

极性键

极性键

0, 三角锥（不对称）形

正四面体（对称）形

10928极性键

7．等电子原理

等电子原理是指原子数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，其性质相近。如CO和N2，都为二原子十价电子分子，二者的物理性质如熔点、沸点、水中溶解度等

方面都非常接近，但化学性质差异较大，如CO有还原性和可燃性，而N2还原性很弱，且不具有可燃性。等电子原理不只局限于无机物，在有机物中也存在，如苯(C6H6)和硼氮苯

(B3N3C6)，二者都为十二原子三十价电子分子，其性质相近。

8．氢键及其对物质性质的影响

5

氢

键

定义：由于电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间形成的作用力

分子内氢键：

分类

分子间氢键

属性：氢键不属于化学键，属于一种较弱的作用力，其大小介于范德华和化学键之间

对物质性质的影响：

（1）

溶质分子和溶剂分子间形成氢键，则溶解度骤增

（2）

氢键的存在，使分子的熔沸点升高

第三章 晶体结构与性质复习

1.认识晶体与非晶体的区别;了解四种晶体的特征. 2.理解四种晶体的结构与性质的关系,能根据有关的理论解释晶体的物理性质. 3.知道四种晶体的结构粒子、粒子间作用力的区别以及里子粒子间作用对晶体性质的影响。

4.学会晶胞所含粒子的数的计算方法。

一、晶体的常识

1.晶体与非晶体比较

本质差别

自范性

微观结构

晶

体

非

晶

体

有

无

性质差别

固定熔点

各向异性

有

无

凝固、凝华、结晶

X-衍射

实验等

制法

鉴别方法

呈周期性有

有

序排列

无序排列

无

二、四类晶体的比较

晶体类型

构成微粒

离子晶体

阳阴离子

原子晶体

原子

分子晶体

分子

金属晶体

金属离子

和自由电子

6

肯定有离子键可能共价键

微粒间作用力

有共价键

是否有分子存在 无

导

电

性

分子间：范德华力

金属键

分子内：共价键

无

导电

无分子、是巨大有分子

网状结构

熔化时或水溶液无或差

能导电

晶体不导电，溶于水能电离的，其水溶

液能导电；熔化不导电

不断键

断开离子键、共价

断键

熔化时键的变化

键不一定断

物质种类

减弱

大多数盐、强碱

金刚石、Si、SiO2、

气体、多数非金属金属

活泼金属

SiC、B 单质、酸、多数有机

氧化物

物

三、四类晶体结构与性质的比较

晶体粒子

粒子间作用

硬 度

熔、沸点

溶解性

导电性

离子晶体

阴、阳离子

离子键

较大

较高

易溶于极性溶剂

分子晶体

分子

原子晶体

原子

金属晶体

金属离子、自由电子

金属键

一般较大，部分小

有高有低

难溶，有些可与水反应

良导体

（导电传热）

分子间作用力

共价键

较小

较低

相似相溶

很大

很高

难溶

不易导电

熔化或溶于水能导不易导电

电

晶体熔沸点高低的判断 ⑴不同晶体类型的熔沸点比较 一般：原子晶体>离子晶体>分子晶体（有例外） ⑵同种晶体类型物质的熔沸点比较 ①离子晶体：阴、阳离子电荷数越大，半径越小，熔沸点越高 ②原子晶体：

原子半径越小→键长越短→键能越大，熔沸点越高 ③分子晶体：组成和结构相似的分子晶体

相对分子质量越大，分子的极性越大，熔沸点越高

（含氢键时反常）

④金属晶体：

金属阳离子电荷数越高，半径越小，熔沸点越高 五、几种典型晶体空间结构

+--1.氯化钠晶体中阴、阳离子的配位数是 6 ，即每个Na紧邻 6 个Cl,这些Cl构成的几何图形是 正八面体；每个Na+与12个Na+等距离相邻。平均每个氯化钠晶胞含有(4)个Na+和( 4 ) 个Cl-。

2.在氯化铯晶体中，每个Cl-(或Cs+)周围与之最接近且距离相等的Cs+(或Cl-)共有 8个，这几个Cs+(或Cl-)在空间构成的几何构型为立方体；在每个Cs+周围距离相等且最近的Cs+

7

共有 6个，这几个Cs+(或Cl-)在空间构成的几何构型为 正八面体；一个氯化铯晶胞含有（1）个Cs+和（1）个Cl- 。

3.干冰晶体

(1)二氧化碳分子的位置：

（2）每个晶胞含二氧化碳分子的个数

（3）与每个二氧化碳分子等距离且最近的二氧化碳分子有几个？

4.金刚石属于原子晶体,这种晶体的特点是 空间网状，无单个分子.金刚石中每个C原子与 4个C原子紧邻，由共价键构成最小环状结构中有6 个C原子.晶体中C原子个数与C-C键数之比为： 1∶(4×1/2)=1∶2 5.二氧化硅中每个Si与 4 个O原子形成共价键,每个O与2个Si原子形成共价键。在晶体中Si与O原子个数比为1︰2,.平均每n mol SiO2晶体中含有Si-O键最接近_4nmol。

26.石墨属于混合晶体,是层状结构, C原子呈sp杂化；

晶体中每个C原子被3个六边形共用,平均每个环占有2个碳原子。

晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2:1:3。

晶体中存在的作用有：共价键、金属键和范德华力

7.

白磷的键角为多少？Wg白磷中磷磷单键的数目为多少？60°,(W/124) ×6 ×NA 六、用均摊法确定晶胞所含粒子数和晶体的化学式

⑴处于顶点的粒子，同时为8个晶胞共有，每个粒子有( )属于晶胞；

⑵处于棱上的粒子，每个粒子有( )属于晶胞。

⑶处于面上的粒子，每个粒子有( )属于晶胞。

⑷处于内部的粒子，( )属于晶胞。

2.几种金属晶体的晶胞

简单立方(钋) 体心立方(钾型) 镁型 面心立方(铜型) 配位数 6 8 12 12 晶胞平均所 1 2 2 4 含的粒子数

8