2.1.1 原子结构和元素周期律-2020～2021学年高二化学下学期教学同步辅导（苏教版 物质结构与性质）

专题2 原子结构与元素的性质 第一单元 原子核外电子的运动 2.1.1 原子结构和元素周期律 【学习目标】 1.认识原子结构模型的演变过程。 2.熟悉原子结构的表示方法。 3.熟悉常见物质结构的表示方法。 【核心知识点】 1.电子式的书写。 2.元素周期表的结构和元素周期律。 【复习回顾】 一、原子结构模型的演变 原子结构模型 示意图 原子结构模型 模型特点 道尔顿模型(1803) 坚实不可再分的实心体 汤姆生模型(1903) 平均分布着正电荷的粒子嵌着同样多的电子 卢瑟福模型(1911) 带正电的原子核位于中心，质量主要集中在核上，电子沿不同轨道运转 玻尔模型(1913) 电子在一定轨道上绕核作高速圆周运动 量子力学模型(20世纪20年代中期) 用小点代表电子在核外空间区域内出现的机会，小点的疏密与电子在该区域内出现的机会大小成正比 二、原子结构的表示方法 1.原子结构示意图和离子结构示意图 （1）原子结构示意图 钠原子的结构示意图如下： （2）离子结构示意图 离子结构示意图中各符号与原子结构示意图含义一样，但注意原子结构示意图中核电荷数等于质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中质子数与核外电子数不相等。 如Cl－： 　Na＋： （3）构成原子或离子的粒子间的数量关系 原子：核电荷数＝质子数＝核外电子数。 阳离子：质子数＝阳离子的核外电子数＋阳离子的电荷数。 阴离子：质子数＝阴离子的核外电子数－阴离子的电荷数。 2.电子式 电子式是表示原子或离子最外层电子的式子 （1）原子的电子式：C：，Na： （2）离子的电子式：Na+：，Cl-：，OH-： （3）分子的电子式：N2：，CH4： （4）离子化合物的电子式：Na2O： 三、元素周期律 元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的规律。元素周期律是元素的原子结构呈现周期性变化的结果。 1．元素原子结构及化合价的变化规律 同一周期元素，随着原子序数的递增，元素原子核外电子排布的变化规律是最外层电子数呈现由1到8（第一周期为1到2）的周期性变化，元素化合价的变化规律是最高正价呈现由＋1到＋7的周期性变化。其中O、F没有最高正化合价。元素的最低负化合价由-4→-1。 2．元素原子半径的周期性变化规律 同一周期元素随着原子序数的递增，元素的原子半径变化规律是元素原子半径呈现由大到小的周期性变化(稀有气体元素除外)。 3．元素主要化学性质的周期性变化 元素的金属性越强，元素原子的失去电子能力越强，还原性越强，金属单质与水或酸反应放出氢气越剧烈，最高价氧化物对应水化物的碱性越强。 元素的非金属性越强，元素原子的得到电子能力越强，氧化性越强，非金属单质与氢气化合越容易，生成的气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。 4．元素的金属性和非金属性强弱的判断 （1）元素金属性强弱的判断 ①比较元素金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。 ②金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 （2）元素非金属性强弱的判断 ①比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。 ②单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。 四、元素周期表的结构 1.周期 按照元素的原子的电子层数，将元素分为7个周期，分别用1、2、3、4、5、6、7表示。即元素原子的电子层数等于元素所在周期数。 2.族 元素周期表中共有16个族，其中： 7个主族：ⅠA~ⅦA族。 7个副族：ⅠB~ⅦB族。 1个第Ⅷ族，占3个纵行。 1个0族。 【课堂检测】 1. 画出下列微粒的结构示意图： N： Si： F-： Mg2+： 2.写出下列微粒的电子式： O： Si： F-： OH-： 3.写出下列物质的电子式： O2： CO2： K2S： NaOH： 4.指出下列元素在周期表中的位置： Al_____________ C_______________ S_____________ 5.比较下列物质的性质（用“>”或“<”）： 原子半径：N______Na 金属性：Be______Mg 非金属性：Cl_____Si 碱性：NaOH____KOH 酸性：H3PO4______H2SO4 氢化物的稳定性：H2O_____H2S 【复习清