第1章原子结构元素周期律章末复习课件高一下学期化学

章末复习第1章原子结构元素周期律道尔顿——实心球原子模型汤姆逊——“葡萄干布丁”模型卢瑟福——核式模型玻尔——电子分层排布模型量子力学模型一、原子结构模型发展历程二、对原子的定量认识关系式1：电性关系核外电子数=核内质子数=核电荷数=原子序数2、离子中：1、原子中:原子失电子阳离子得电子阴离子核外电子数<核内质子数核外电子数>核内质子数核外电子数=核内质子数-所带电荷数核外电子数=核内质子数+所带电荷数关系式2：质量关系忽略电子的质量，将原子核内所有的质子(Z)和中子(N)的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值。质子数+中子数=质量数≈相对原子质量关系式：Z+N=A≈Ar二、对原子的定量认识元素、核素、同位素及同素异形体的区别与联系

元素核素同位素同素异形体概念决定因素举例质子数(核电荷数)相同的一类原子质子数、中子数都一定的一类原子质子数相同、中子数不同的核素的互称同种元素形成的不同的单质质子数

质子数中子数质子数中子数

组成元素结构

C、H、O三种元素

1HHH11123三种核素

互为同位素8O168O178O18O2与O3

三、原子结构与元素性质原子结构与元素性质原子结构示意图核外电子排布元素原子得失电子能力与原子结构的关系分层排布由低能到高能排布

每层最多容纳的电子数为2n2四、元素周期律1.化合价的变化规律（最高正价、最低负价）最高正化合价=最外层电子数最外层电子数大于或等于4则出现负价。氟无正价，氧无最高正价。稀有气体化学性质不活泼，看作0价四、元素周期律2.微粒直径大小的比较看电子层数电子层数不同、最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大看核电荷数电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小看电子数同一元素中，阳离子半径＜原子，阴离子半径＞原子五、元素周期表五、元素周期表根据位置推测元素1、0族元素定位法：比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和同周期或上周期0族元素相邻。0族元素HeNeArKrXeRnOg所在周期序数1234567原子序数21018365486118碱土金属焰色焰色焰色相似性结构性质物理性质化学性质最外层电子数均为2易失电子性质活泼单质亮白色，具有导电性，焰色反应五、元素周期表五、元素周期表氮族元素相似性结构性质最外层电子数均为5最高正价+5典型非金属元素非金属，具有金属光泽金属元素放射性元素六、认识同周期元素性质的递变规律判断元素的金属性和非金属性强弱的方法非金属性强弱金属性强弱最高价氧化物对应的水化物的碱性的强弱单质从酸或者水中置换出氢的难易最高价氧化物对应水化物的酸性的强弱单质与氢气化合生成气态氢化物的难易气态氢化物的稳定性六、认识同周期元素性质的递变规律冷水剧烈热水较难失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸最强酸高温磷蒸气与H2能反应需加热光照或点燃爆炸NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4最高价氧化物对应水化物的酸碱性得失电子能力递变规律非金属单质与氢气反应ClSP单质和水SiAlMgNa元素符号17161514131211原子序数七、认识同主族元素性质的递变规律相似性递变性大都是银白色金属（Cs除外），硬度都很小，导电导热性强、熔沸点随着原子序数的增加越来越低、密度逐渐上升（K反常）相似性递变性活泼金属，能与水和氧气等物质反应，最高价氧化物对应的水化物都有很强的碱性随着原子序数的增加，单质的还原性逐渐增强，元素的金属性逐渐增强，与水或氧气的反应越来越剧烈，最高价氧化物对应的水化物的碱性越来越强碱金属元素物理性质化学性质递变性：相似性：卤素单质颜色和状态熔点（℃）沸点（℃）水溶液颜色有机溶剂颜色F2淡黄绿色气体-219.6-188.1——Cl2黄绿色气体）-101-34.6浅黄绿色黄绿色Br2深红棕色液体-7.258.78橙黄色橙色→橙红色I2紫黑色固体113.5184.4深黄色→褐色紫色→深紫色单质都有特殊的颜色，熔沸点较低从上到下，单质颜色逐渐加深，熔点、沸点逐渐升高。七、认识同主族元素性质的递变规律卤族元素实验过程实验现象离子方程式实验结论氧化性：还原性：Cl2＞Br2＞I2I－＞Br－＞Cl－2Br－＋Cl2==Br2＋2Cl－2I－＋Cl2==I2＋2Cl－2I－＋Br2==I2＋2Br－CCl4层为橙色加入淀粉溶液后溶液变为蓝色加入淀粉溶液后溶液变为蓝色七、认识同主族元素性质的递变规律卤族元素都能与大多数金属反应都能与H2反应变价金属与卤素反应生成最高价金属卤化物，除碘之外能与H2O反应能与冷的稀碱溶液反应卤素单质间的置换反应七、认识同主族元素性质的递变规律卤族元素同周期、同主族元素性质的变化规律(0族除外)

内容同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子半径电子层结构失电子能力得电子能力金属性非金属性主要化合价最高价氧化物对应的水化物酸碱性非金属元素气态氢化物的形成与稳定性逐渐减小逐渐增大电子层数相同、最外层电子增多失电子逐渐减弱

得电子逐渐增强失电子逐渐增强得电子逐渐减弱金属性减弱、

非金属性增强金属性增强、非金属性减弱最高正价+1→+7（除O、F）最高正价=主族序数

碱性逐渐减弱

酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱形成：由难到易稳定性：逐渐增强形成：由易到难稳定性：逐渐减弱电子层增多最外层电子数相同八、硅1.硅单质的物理性质①灰黑色，有金属光泽，硬而脆的固体②熔、沸点高、硬度大(导电性介于导体和绝缘体之间)③晶体硅是良好的半导体2.硅单质的化学性质（1）常温下，硅的化学性质不活泼，除氢氟酸、氟气、强碱外不跟其他物质反应。Si＋2F2＝SiF4Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑③Si＋2KOH＋H2O＝K2SiO3＋2H2↑a.硅与氟气反应：b.硅与氢氟酸反应：c.硅与KOH（强碱）反应：(与唯一酸反应)（2）加热条件下，硅和一些非金属反应。Si+2Cl2SiCl4Si+O2SiO2Si+CSiC(金刚砂)高温八、硅九、二氧化硅——但不溶于水，也不与水反应酸性氧化物的通性SiO2＋CaO===CaSiO3高温SiO2＋2NaOH==Na2SiO3＋H2OSiO2＋Na2O===Na2SiO3高温与强碱溶液反应：与碱性氧化物反应：硅酸钠俗称泡花碱，其水溶液俗称“水玻璃”，可作粘合剂、防火剂不用磨口玻璃塞的试剂瓶盛放氢氧化钠溶液特性：只能与氢氟酸(HF)反应SiO2+4HF===SiF4↑+2H2O（曾用于刻蚀玻璃）HF能腐蚀玻璃，因此，盛装氢氟酸不能用玻璃试剂瓶而要用塑料瓶。SiO2+2CSi+2CO↑（工业制粗硅）高温弱氧化性九、二氧化硅与碳酸盐反应SiO2＋Na2CO3===Na2SiO3＋CO2↑高温SiO2＋CaCO3

===CaSiO3＋CO2↑高温工业生产玻璃原理二氧化硅的用途光导纤维石英坩埚玻璃仪器水晶、玛瑙饰品九、二氧化硅十、硅酸二氧化硅难溶于水，又不与水反应，故实验室用可溶性硅酸盐与其他酸反应制备硅酸是一种很弱的酸，酸性比碳酸弱，难溶于水，不稳定，受热易分解。Na2SiO3+2HCl===H2SiO3↓+2NaClNa2SiO3+CO2+H2O===H2SiO3↓+Na2CO3Na2SiO3+H2SO4

===H2SiO3↓+Na2SO4酸性强弱：盐酸>硅酸酸性强弱：碳酸

>硅酸十、硅酸——不能使指示剂变色弱酸性(酸性：HCl>H2CO3>H2SiO3)H2SiO3+2NaOHNa2SiO3+2H2O不稳定(比H2CO3稳定)，受热易分解Na2SiO3+3H2O+2CO2H4SiO4(胶体)

+2NaHC