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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
1
H
H
H
1
1
1
2
3
三种核素
互为同位素
8 O
16
8O
17
8O
18
O2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 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
所在周期序数 1 2 3 4 5 6 7
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
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
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
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
Cl
S
P
单质和水
Si
Al
Mg
Na
元素符号
17
16
15
14
13
12
11
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 -7.2 58.78 橙黄色 橙色→橙红色
I2 紫黑色固体 113.5 184.4 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＞I2
I－＞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＝SiF4
Si＋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+2Cl2 SiCl4
Si + O2 SiO2
Si + C SiC(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＋H2O
SiO2＋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+2C Si+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↓+ 2NaCl
Na2SiO3+CO2+H2O === H2SiO3↓+Na2CO3
Na2SiO3+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 + 2NaOH Na2SiO3 + 2H2O
不稳定(比H2CO3稳定)，受热易分解
Na2SiO3+3H2O+2CO2 H4SiO4(胶体) +2NaHCO3
(过量二氧化碳)
原硅酸
H2SiO3 H2O + SiO2
加热
H4SiO4 H2O + H2SiO3
脱水
陶瓷 玻璃 水泥
黏土、石灰石、石膏
调节水泥硬化速率
黏土（主要成分为含水的铝硅酸盐）

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