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原子结构与元素周期表
【核心素养分析】
1.宏观辨识与微观探析:从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化,形成“结构决定性质”的观念,能从宏观和微观相结合的视角分析元素周期律的递变性。
2.证据推理与模型认知:具有证据意识,基于实验现象和事实对物质的组成、结构及其变化分析得出元素周期律;基于元素周期律理解元素周期表的编排方法,能运用元素周期表揭示元素周期律。
3.科学探究与创新意识:发现和提出有探索价值的原子结构与性质的问题,如核外电子排布、元素的特殊性等,面对异常现象敢于提出自己的见解。
【目标导航】
1.认识原子的构成，了解原子核外电子排布规律，能画出1～20号元素的原子结构示意图。
2.能从原子结构的角度理解元素周期表的编排原则，能进行元素在周期表中的位置与原子结构之间的相互推导。
3.了解元素周期表的发展历程及现行元素周期表的结构。
4.知道元素、核素、同位素、X的含义，并能比较它们的不同。
5.知道碱金属元素、卤族元素的结构和性质，能从原子结构角度解释同主族元素性质的递变规律。
6.能设计实验方案，探究同主族元素性质的递变性
7.巩固原子的构成，加深对核素、同位素概念的理解，熟练掌握核电荷数、质子数、中子数、质量数之间的关系。
8.熟练掌握元素周期表的结构，能用原子结构理论解释同族元素性质的相似性和递变性。
【重难点精讲】
一、原子结构
1.原子构成
(1)构成原子的微粒及作用
原子(X)
(2)质量数：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数，常用A表示。
(3)微粒之间的关系
①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数；
②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)；
③阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数；
④阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。
(4)微粒符号周围数字的含义
2.核外电子排布
(1)电子层：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
如图为电子层模型示意图：
(2)不同电子层的表示及能量关系
各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7
字母代号 K L M N O P Q
离核远近 由近到远
能量高低 由低到高
(3)核外电子排布规律
核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数
K L M N O P
2 氦 He 2
10 氖 Ne 2 8
18 氩 Ar 2 8 8
36 氪 Kr 2 8 18 8
54 氙 Xe 2 8 18 18 8
86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8
(4)核外电子排布的表示方法——原子结构示意图
(5)核外电子排布与元素性质的关系
①金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。
②非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易得到电子，活泼非金属原子易形成阴离子，在化合物中主要显负化合价。
③稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。
(6)常见“10电子”“18电子”微粒
①“10电子”的微粒：
②常见的“18电子”的微粒：
③其他等电子数的粒子
a.“2电子”的粒子：He、H－、Li＋、Be2＋、H2。
b.“9电子”的粒子：—F、—OH、—NH2、—CH3(取代基)。
c.“14电子”的粒子：Si、N2、CO、C、CN－。
d.“16电子”的粒子：S、O2、C2H4、HCHO。
④质子数及核外电子总数均相等的粒子
a.Na＋、NH、H3O＋；b.HS－、Cl－；c.F－、OH－、NH；d.N2、CO等。
【思考与讨论】参考答案：
根据稀有气体元素原子的电子层排布，发现的规律如下：
(1)当K层为最外层时，最多能容纳的电子数为2；除了K层，其他各层为最外层时，最多能容纳的电子数为8。
(2)当K层为次外层时，最多容纳的电子数为2；当L层为次外层时，最多容纳的电子数为8；当M层为次外层时，最多容纳的电子数为18；当N层为次外层时，最多容纳的电子数为18。
(3)第n层最多能容纳的电子数为2n2个。
（4）
二、元素周期表
1.门捷列夫与周期表：
1869年，俄国化学家门捷列夫在前人研究的基础上，将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一起，编制出了第一张元素周期表。
2.原子序数：
(1)定义：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(2)元素周期表中原子序数的有关规律
①同主族、邻周期元素的原子序数差：a.元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目；b.元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：
同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。
②同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为1,11,25。
③应用关系：
a．电子层数＝周期序数。
b．质子数＝原子序数。
c．最外层电子数＝主族序数。
d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。最低负价＝－|8－最外层电子数|。
3.编排原则
(1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。
(2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。
4.周期表的结构
（1）周期:7个周期，除第一周期外，其余各周期均从碱金属开始过渡到卤素，最后以稀有气体元素结束。
（2）族:周期表中有十八个纵行，但第8、9、10三个纵行为一族，所以共十六个族。7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族。
（3）
（4）元素周期表中方格里的符号的意义
【易混易错提醒】
（1）主族和副族的区分：主族是由长周期元素和短周期元素共同构成的族，但由长周期和短周期构成的族也不一定是主族元素，如0族元素。只由长周期元素构成的族为副族和第Ⅷ族。
(2)最外层只有1个电子的元素，不一定是lA族元素、可能是副族元素，如Cu，也不一定是金属元素，如H.最外层电子数有2个电子的元素不一定是主族元素，如He、Fe等。最外层电子是3~7个电子的元素一定是主族元素。
(3)过渡元素：元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族为过渡元素，这些元素都是金属元素，所以又称它们为过渡金属。
(4)镧系元素：元素周期表第六周期第ⅢB族中，从57号元素镧到71号元素镥共有15种元素，统称为镧系元素，它们的化学性质相似。
(5)锕系元素：元素周期表第七周期第ⅢB族中，从89号元素锕到103号元素铹共有15种元素，统称为锕系元素，它们的化学性质相似。
(6)113～118号元素的中文名称依次为、、镆、、、。
5.元素周期表的应用
(1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素
(2)预测元素的性质(由递变规律推测)
①比较不同周期、不同主族元素的性质
如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。
②推测未知元素的某些性质
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质
①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
【思考与讨论】参考答案：
周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数
1 H—He 2 1
2 Li—Ne 8 2
3 Na—Ar 8 3
4 K—Kr 18 4
5 Rb—Xe 18 5
6 Cs—Rn 32 6
7 Fr—Og 32 7
结论：周期序数=原子核外电子层数
三、核素
1.元素、核素、同位素
(1)概念：
①元素：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称。
②核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。
③同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素（即同一元素的不同核素互称为同位素）。
(2)元素、核素、同位素的概念及相互关系
2.同位素的特征
①“同位”指的是在同期表中的位置相同（核外电子排布一样）
② 同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大；
③ 同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。
3.氢元素的三种核素
H：名称为氕，不含中子；
H：用字母D表示，名称为氘或重氢；
H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。
4.几种重要核素的用途
核素 U C H H O
用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子
5.两种相对原子质量
①原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与12C质量的的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。
②元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)＝Ar(35Cl)×a%＋Ar(37Cl)×b%。
四、原子结构与元素的性质
1.碱金属元素
【思考与讨论】参考答案：
(1)从上到下，碱金属元素原子的核电荷数依次增加，电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的引力逐渐减弱，原子半径依次增大。
(2)碱金属原子核外电子排布的特点：①相似性：最外层都只有1个电子；②递变性：电子层数逐渐增多。
从它们原子核外电子排布的相似性推断出，碱金属元素都容易失去电子，有较强的金属
(1)碱金属元素原子结构与元素性质的关系
元素名称 锂 钠 钾 铷 铯
元素符号 Li Na K Rb Cs
电子层结构
原子半径变化趋势/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265
从Li到Cs随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径越来越大
相同点 最外层均有1个电子，均易失电子，有较强还原性，因此碱金属元素的化学性质具有相似性
原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越小
原子失去电子难易的变化趋势 原子失去电子越来越容易
元素金属性强弱的变化趋势 元素的金属性越来越强
(2)碱金属单质主要物理性质变化的规律
单质名称 锂 钠 钾 铷 铯
主要物理性质变化趋势 密度逐渐增大（钾除外） 熔点逐渐降低 沸点逐渐降低硬度逐渐减小
【探究——碱金属化学性质的比较】
【问题预测】参考答案：
（1）钠的化学性质比较活泼，易与氧气和水等发生反应；
（2）锂、钠、钾都处于IA族，原子核外最外层都有1个电子，易失去电子，推测它们都能与氧气、水反应；随着锂、钠、钾原子核外电子层数逐渐增多，原子半径由小到大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，因而失电子能力由弱到强，预测其与氧气、水反应越来越剧烈。
【实验和观察】实验现象：
(1)，钾在空气中燃烧比钠燃烧还要剧烈，火焰为紫色。
(2)，钾浮在水面上，迅速熔化成一小球并燃烧，火焰呈紫红色，四处游动，并发出轻微爆炸声，烧杯中滴有酚酞的水变为红色，钾迅速反应后消失。
【分析和结论】参考答案：
(1)钠、钾化学性质的相似性：都易与氧气反应，能在氧气中剧烈燃烧；都能与水剧烈反应，生成的物质都为碱和氢气。
(2)由实验现象可以得出，钾与水的反应比钠剧烈。根据锂、钠、钾原子结构的递变，可以预测锂与水的反应不如钠与水反应剧烈。
(3)可以发现碱金属与水反应的难易程度与它们的原子结构密切相关：由于碱金属元素原子核外最外层电子数相同，都是1个电子，它们的化学性质相似，都能与水反应；随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去最外层电子的能力逐渐增强，即金属性逐渐增强，表现在与水的反应中，从锂到铯会越来越剧烈。
(3)碱金属的化学性质
碱金属性质 锂 钠 钾
与氧气反应 现象 剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O 加热剧烈反应，生成淡黄色固体 稍加热剧烈反应，生成固体KO2
化学方程式 4Li+O22Li2O 2Na＋O2Na2O2 K+O2KO2
小结 碱金属单质在空气中燃烧一般生成过氧化物或超氧化物，Li却只生成Li2O，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃。
与水反应 现象 浮在水面，缓慢反应，产生气体 浮在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体 浮在水面上，剧烈反应且燃烧
化学方程式 2Li+2H2O=2LiOH+H2? 2Na+2H2O=2NaOH+H2 2K+2H2O=2KOH+H2
小结 都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次增强，都生成碱和H2
（4）碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性
(5)特殊性
①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。
②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。
③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂。
2、卤族元素
卤素包括F、Cl、Bｒ、I、Aｔ五种元素，其单质均为双原子分子。
(1)原子结构
元素名称 氟 氯 溴 碘
元素符号 F Cl Br I
原子结构示意图
原子半径/nm 0.071 0.099 1.12 1.32
①结构相似性:最外层都是7个电子，易得电子形成8电子稳定结构的阴离子X－，故都具有较强的氧化性，其最低价为-1价。最高价为+7价（F例外）。
②结构递变性:从F到I，随核电荷数的增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。卤素原子得电子能力越来越弱，其元素的非金属性越来越弱。
(2)卤素单质分子结构与物理性质
①分子结构：
相同点：均为双原子分子，其结构式为X－X，卤素单质分子为非极性分子，其晶体均为分子晶体
不同点：式量不同，从F2到I2依次增大（分子间力依次增强）
②卤素单质的物理性质：
单质 颜色 状态（常态） 密度 溶解度（100g水中） 毒性
F2 淡黄绿色 气体 1.69g/L -219.6 -188.1 与水反应 剧毒
Cl2 黄绿色 气体 3.214g/L -101 -34.6 226cm3 有毒
Br2 深红棕色 液体 3.119g/cm3 -7.2 58.78 4.16g 有毒
I2 紫黑色 固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 0.029g 有毒
a.相同点：由于卤素单质分子为非极性分子，所以卤素单质均易溶于有机溶剂；由于卤素单质的晶体均为分子晶体，所以它们的熔沸点都较低（其中氯气易液化，液溴易挥发，碘易升华）
b.卤素单质物理性质的递变性
单质 颜色变化 密度变化 熔点变化 沸点变化 溶解度变化
F2
Cl2
Br2
I2
c.卤素单质在不同溶剂中的颜色
水中 CCl4 汽油 C2H5OH
F2 强烈反应 反应 反应 反应
Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 黄→橙 橙→橙红 橙→橙红 橙→橙红
I2 深黄→褐 紫→深紫 浅紫红→紫红 褐色
d.卤素单质物理特性
(1)液溴易挥发，应密闭保存，试剂瓶中的溴常加水液封，盛溴的试剂瓶不可选用橡胶塞。常温下惟一的液态非金属。
(2)碘易升华，这是物理变化。可用于分离提纯I2。
(3)卤素单质不易溶于水，易溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。
(4)氟（F2）：氟是最活泼的非金属元素（氟元素只有0价、－1价，无正价，美国科学家在冰末表面发现的氟元素的含氧酸——次氟酸（HFO），其中氟仍为－1价），F2单质是氧化性最强的单质。
【思考与讨论】参考答案：
(1)①化学性质的相似性：卤素的原子结构示意图中，最外层电子数相同，均为7个电子，推测卤素的原子都易得到1个电子，达到最外层8电子稳定结构，因此卤素都有较强的非金属性；②化学性质的递变性：随着核电荷数的增加，从F~I卤素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，因此原子核对最外层的电子的吸引能力依次减弱，从外界获得电子的能力依次减弱，元素的非金属性依次减弱。
(2)①与氢气反应的难易程度：越来越难。
②生成的氢化物的稳定性：HF>HC1>HBr>HI(逐渐减弱)。
③卤素的非金属性强弱：F>CI>Br>I
【实验4-1】
实验装置
实验原理 2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2，2KI+Cl2=2KCl+I2，2KI+Br2=2KBr+I2
实验用品 新制氯水、溴水、NaBr溶液、KI溶液；试管、胶头滴管。
实验步骤 ①分别向盛有4mLKBr溶液和4mLKI溶液的两支试管中加入1mL氯水，振荡，观察溶液颜色的变化，并与氯水的颜色比较。写出反应的化学程式。②向盛有4mLKI溶液的试管中加入1mL溴水，振荡，观察溶液颜色的变化，并与溴水的颜色比较。写出反应的化学程式。
实验现象 ①向溴化钾溶液中滴入氯水，溶液变为橙黄色；向碘化钾溶液中滴入氯水，溶液变为棕黄色，且比第一个实验得到的溶液颜色深。氯水为浅黄绿色，上述溶液的颜色都与氯水颜色不同，且比氯水颜色深。②向碘化钾溶液中滴加溴水，溶液变为棕黄色。溴水为橙黄色，反应后的溶液与溴水比较，颜色更深。
实验结论 非金属性Cl>Br>I
实验说明 根据卤素单质物理性质的递变性：由F2~I2,卤素单质的颜色由浅变深。向溴化钾溶液中滴入氯水，溶液变为橙黄色，且比氯水颜色深，说明生成了溴单质，反应的化学方程式：2KBr+Cl2=2KC1+Br2。该反应说明氧化性Cl2>Br2,元素的非金属性C1>Br；向碘化钾溶液中滴入氯水，溶液变为棕黄色，且比氯水颜色深，说明生成了碘单质，反应的化学方程式为：2KI+C12=2KC1+I2,该反应说明氧化性C12>I2,元素的非金属性Cl>I;向碘化钾溶液中滴加溴水，溶液变为棕黄色，反应后的溶液与溴水比较，颜色更深，说明生成了碘单质，反应的化学方程式为：2KI+Br2=2KBr+I2,该反应说明氧化性Br2>I2,元素的非金属性Br>I。综合三个实验，可以得到非金属性Cl>Br>I。
3.卤素化学性质的相似性和递变性
(1)卤素是典型的非金属元素，其元素的非金属性强弱顺序为：F＞Cl＞Br＞I。
(2)卤素单质均是氧化剂，其氧化能力强弱顺序为：F2＞Cl2＞Br2＞I2。
(3)卤离子均具有还原性，其还原性强弱顺序为：I-＞Br-＞Cl-＞F-。
(4)卤素单质均能与氢化合，但反应条件不同，生成的气态氢化物稳定性亦不同。气态氢化物稳定性大小顺序为：HF＞HCl＞HBr＞HI。
卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性
F2 在暗处剧烈化合并发生爆炸 H2＋F2===2HF 很稳定
Cl2 光照或点燃 H2＋Cl22HCl 较稳定
Br2 加热 H2＋Br22HBr 不如氯化氢稳定
I2 不断加热 H2＋I22HI 不稳定，同一条件下同时分解
结论 从F2到I2，与H2化合越来越难，生成的氢化物稳定性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱。
(5)卤素单质均可与水反应，但反应难易程度不同。
2F2+2H2O=4HF+O2(剧烈反应)
Cl2+H2O=HCl+HClO(反应较慢) 2HClO2HCl+O2↑ Br2+H2OH=Br+HBrO(反应微弱)
I2与H2O只有很微弱的反应。
(6)卤素单质可与碱溶液发生自身氧化还原反应生成-1价卤化物和+1价或+5价卤酸盐。
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2（漂白粉）+2H2O
3Br2+6NaOH5NaBr+NaBrO3+3H2O
(7)AgX除AgF外均不溶于水，不溶于酸。
(8)AgCl、AgBr、AgI均不稳定，见光发生分解反应，生成卤素单质及银2AgX2Ag+X2。
(9)氢卤酸的水溶液均呈酸性，除HF是弱酸外，其余均为强酸，其酸性相对强弱顺序为：HI＞HBr＞HCl＞HF。
4.卤素离子的检验方法
(1)AgNO3溶液——沉淀法
未知液生成
(2)置换——萃取法
未知液
有机层呈
(3)氧化——淀粉法检验I－
未知液 蓝色溶液，表明有I－
【典题精练】
考点1、考查原子的表示方法及各微粒数目之间的关系
例1．金属钛有“生物金属”之称。下列有关Ti和Ti的说法正确的是
A．Ti和Ti原子中均含有22个中子
B．Ti和Ti在周期表中位置相同，都在第4纵行
C．Ti和Ti的物理性质相同
D．Ti和Ti为同一核素
【答案】B
【解析】A．和均含有22个质子，它们的中子数分别为27和28，A错误；B．和互称为同位素，在周期表中位置相同，都处于第四周期 IV B族，即周期表第4纵行，B正确；C．和互称为同位素，物理性质不同，化学性质相似，C错误；D．和是钛元素的不同核素，D错误；故选B。
【易错警示】原子结构与同位素的认识误区
(1)原子不一定都有中子，如H。
(2)质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－。
(3)核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋与Na＋、F－等，NH与OH－等。
(4)不同的核素可能具有相同的质子数，如H与H；也可能具有相同的中子数，如C与O；也可能具有相同的质量数，如C与N；也可能质子数、中子数、质量数均不相同，如H与C。
(5)同位素的物理性质不同，但化学性质几乎相同。
(6)不同核素之间的转化属于核反应，不属于化学反应。
考点2、考查元素、核素、同位素概念的辨析
例2．氧元素有三种核素、、，下列说法正确的是
A．和互为同位素 B．和互为同素异形体
C．等质量的和中含有相同的质子数 D．、和属于同一种物质
【解析】A．同位素为质子数相同而中子数不同的一类原子，如、、互为同位素，和为O元素的同素异形体，A错误；B．同素异形体为同种元素组成结构不同的单质，和为同一物质，B错误；C．和为质子数相同但相对分子质量不同的两种分子，故等质量的和所含质子数不同，C错误；D．、和均为2个氢原子和1个氧原子构成的水分子，为同一种物质，D正确。故选D。
【答案】D
【名师归纳】“同位素”的特点
(1)在元素周期表中处于同一位置一般使用同一元素符号。但如氕、氘、氚在周期表中都处于同一位置，氢的同位素一般可用不同的符号来表示，如H、D(H)、T(H)。
(2)同位素的化学性质几乎完全相同，原因是核外电子排布相同。
(3)同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。
(4)同位素是指同一元素的不同“原子”间的关系，同素异形体是指同一元素的不同“单质”间的关系。
(5)同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢分子有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT。同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有：H2O(普通的水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。H、D、T与16O、17O、18O可形成3×6＝18种水分子，相对分子质量不同。它们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。
考点3、考查核外电子排布规律判断及其应用
例3．下列说法肯定错误的是( )
A．某原子K层上只有一个电子
B．某原子M层上的电子数为L层上电子数的4倍
C．某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍
D．某离子的核电荷数与最外层电子数相等
【解析】A. 氢原子K层上只有一个电子，A正确；B. 若某原子M层上的电子数为L层上电子数的4倍，则M层上的电子有32个，因M层最多有18个电子，B错误；C. 离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍，则M、L层均有8个电子，符合电子排布规律，C正确；D. O2-最外层电子数和核电荷数均为8，D正确；答案选B。
【答案】B
【特别提醒】1、核外电子的排布规律是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求，如M层不是最外层时，最多能容纳18个电子，当M层为最外层时，最多容纳8个电子。2．核外电子排布相同的微粒，其化学性质不一定相同，如S2－、Cl－。若属于同位素的不同核素，其化学性质是相同的，如H、H、H
考点4、考查元素周期表的结构
例4．下列有关元素周期表的说法中错误的是
A．元素原子的最外层电子数等于该元素所在的族序数
B．元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素
C．除He外的所有稀有气体元素原子的最外层电子数都是8
D．ⅡA族与ⅢA族之间隔着10个纵列
【解析】A．只有主族元素原子的最外层电子数等于该元素所在的族序数，过渡元素的族序数大多等于其价电子数，不是最外层电子数，选项A错误；B．元素周期表中从IIIB族到IIB族10个纵行的元素都是过渡元素，过渡元素全部为金属元素，选项B正确；C．稀有气体元素原子中，只有氦原子的最外层电子数为2，其余的均为8，选项C正确；D．ⅡA族、ⅢA族分别位于元素周期表的第2纵列和第13纵列，即ⅡA族与ⅢA族之间隔着10个纵列(第3列第12列)，选项D正确；答案选A。
【答案】A
【特别提醒】1．周期表18个纵行是16个族，第8、9、10纵行为一族，称为Ⅷ族，既不是主族，也不是副族，所以，在描述元素在Ⅷ族时，不要写成ⅧA或ⅧB。
2．最外层电子数相同的元素不一定在同一主族，如K、Cr、Cu。
3．含元素种数最多的周期是第六周期，有32种元素；形成元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素，形成化合物种类最多为ⅣA族。
4．氢化物有两种书写形式，ⅥA～ⅦA族元素为HnR形式，ⅣA～ⅤA族元素为RHn形式。
5．最高正价＝原子最外层电子数＝主族序数，但一般氧元素、氟元素无正化合价。
考点5、考查元素的推断
例5．某核素 下列判断不正确的是
A．该原子中子数为136 B．该原子核外有87个电子
C．该原子的摩尔质量为223 D．该元素位于第七周期IA族
【分析】核素表示方法中，A表示质量数，Z表示质子数，质子数=核外电子数=核电荷数，中子数=质量数-质子数。
【解析】A．根据上述分析可知，该原子中子数为223-87=136，A正确；B．核外电子数=质子数=87，所以该原子核外有87个电子，B正确；C．原子的摩尔质量在数值上等于该原子的相对原子质量，单位为g/mol，即该原子的摩尔质量为223g/mol，C错误；D．该元素的核电荷数等于质子数，为87，根据 “零族定位法”可知，该元素位于第七周期IA族，D正确；故选C。
【答案】C
【方法技巧】利用稀有气体元素确定主族元素在周期表的位置方法：
原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。
例如，(1)35号元素(相邻近的是36Kr)，则35－36＝－1，故周期数为四，族序数为8－|－1|＝7，即第四周期第ⅦA族，即溴元素。
(2)87号元素(相邻近的是86Rn)，则87－86＝1，故周期数为七，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，即钫元素。
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原子结构与元素周期表
【核心素养分析】
1.宏观辨识与微观探析:从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化,形成“结构决定性质”的观念,能从宏观和微观相结合的视角分析元素周期律的递变性。
2.证据推理与模型认知:具有证据意识,基于实验现象和事实对物质的组成、结构及其变化分析得出元素周期律;基于元素周期律理解元素周期表的编排方法,能运用元素周期表揭示元素周期律。
3.科学探究与创新意识:发现和提出有探索价值的原子结构与性质的问题,如核外电子排布、元素的特殊性等,面对异常现象敢于提出自己的见解。
【目标导航】
1.认识原子的构成，了解原子核外电子排布规律，能画出1～20号元素的原子结构示意图。
2.能从原子结构的角度理解元素周期表的编排原则，能进行元素在周期表中的位置与原子结构之间的相互推导。
3.了解元素周期表的发展历程及现行元素周期表的结构。
4.知道元素、核素、同位素、X的含义，并能比较它们的不同。
5.知道碱金属元素、卤族元素的结构和性质，能从原子结构角度解释同主族元素性质的递变规律。
6.能设计实验方案，探究同主族元素性质的递变性
7.巩固原子的构成，加深对核素、同位素概念的理解，熟练掌握核电荷数、质子数、中子数、质量数之间的关系。
8.熟练掌握元素周期表的结构，能用原子结构理论解释同族元素性质的相似性和递变性。
【重难点精讲】
一、原子结构
1.原子构成
(1)构成原子的微粒及作用
原子(X)
(2)质量数：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数，常用A表示。
(3)微粒之间的关系
①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数；
②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)；
③阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数；
④阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。
(4)微粒符号周围数字的含义
2.核外电子排布
(1)电子层：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
如图为电子层模型示意图：
(2)不同电子层的表示及能量关系
各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7
字母代号 K L M N O P Q
离核远近 由近到远
能量高低 由低到高
(3)核外电子排布规律
核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数
K L M N O P
2 氦 He 2
10 氖 Ne 2 8
18 氩 Ar 2 8 8
36 氪 Kr 2 8 18 8
54 氙 Xe 2 8 18 18 8
86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8
(4)核外电子排布的表示方法——原子结构示意图
(5)核外电子排布与元素性质的关系
①金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。
②非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易得到电子，活泼非金属原子易形成阴离子，在化合物中主要显负化合价。
③稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。
(6)常见“10电子”“18电子”微粒
①“10电子”的微粒：
②常见的“18电子”的微粒：
③其他等电子数的粒子
a.“2电子”的粒子：He、H－、Li＋、Be2＋、H2。
b.“9电子”的粒子：—F、—OH、—NH2、—CH3(取代基)。
c.“14电子”的粒子：Si、N2、CO、C、CN－。
d.“16电子”的粒子：S、O2、C2H4、HCHO。
④质子数及核外电子总数均相等的粒子
a.Na＋、NH、H3O＋；b.HS－、Cl－；c.F－、OH－、NH；d.N2、CO等。
【思考与讨论】参考答案：
根据稀有气体元素原子的电子层排布，发现的规律如下：
(1)当K层为最外层时，最多能容纳的电子数为2；除了K层，其他各层为最外层时，最多能容纳的电子数为8。
(2)当K层为次外层时，最多容纳的电子数为2；当L层为次外层时，最多容纳的电子数为8；当M层为次外层时，最多容纳的电子数为18；当N层为次外层时，最多容纳的电子数为18。
(3)第n层最多能容纳的电子数为2n2个。
（4）
二、元素周期表
1.门捷列夫与周期表：
1869年，俄国化学家门捷列夫在前人研究的基础上，将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一起，编制出了第一张元素周期表。
2.原子序数：
(1)定义：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(2)元素周期表中原子序数的有关规律
①同主族、邻周期元素的原子序数差：a.元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目；b.元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：
同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。
②同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为1,11,25。
③应用关系：
a．电子层数＝周期序数。
b．质子数＝原子序数。
c．最外层电子数＝主族序数。
d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。最低负价＝－|8－最外层电子数|。
3.编排原则
(1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。
(2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。
4.周期表的结构
（1）周期:7个周期，除第一周期外，其余各周期均从碱金属开始过渡到卤素，最后以稀有气体元素结束。
（2）族:周期表中有十八个纵行，但第8、9、10三个纵行为一族，所以共十六个族。7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族。
（3）
（4）元素周期表中方格里的符号的意义
【易混易错提醒】
（1）主族和副族的区分：主族是由长周期元素和短周期元素共同构成的族，但由长周期和短周期构成的族也不一定是主族元素，如0族元素。只由长周期元素构成的族为副族和第Ⅷ族。
(2)最外层只有1个电子的元素，不一定是lA族元素、可能是副族元素，如Cu，也不一定是金属元素，如H.最外层电子数有2个电子的元素不一定是主族元素，如He、Fe等。最外层电子是3~7个电子的元素一定是主族元素。
(3)过渡元素：元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族为过渡元素，这些元素都是金属元素，所以又称它们为过渡金属。
(4)镧系元素：元素周期表第六周期第ⅢB族中，从57号元素镧到71号元素镥共有15种元素，统称为镧系元素，它们的化学性质相似。
(5)锕系元素：元素周期表第七周期第ⅢB族中，从89号元素锕到103号元素铹共有15种元素，统称为锕系元素，它们的化学性质相似。
(6)113～118号元素的中文名称依次为、、镆、、、。
5.元素周期表的应用
(1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素
(2)预测元素的性质(由递变规律推测)
①比较不同周期、不同主族元素的性质
如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。
②推测未知元素的某些性质
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质
①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
【思考与讨论】参考答案：
周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数
1 H—He 2 1
2 Li—Ne 8 2
3 Na—Ar 8 3
4 K—Kr 18 4
5 Rb—Xe 18 5
6 Cs—Rn 32 6
7 Fr—Og 32 7
结论：周期序数=原子核外电子层数
三、核素
1.元素、核素、同位素
(1)概念：
①元素：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称。
②核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。
③同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素（即同一元素的不同核素互称为同位素）。
(2)元素、核素、同位素的概念及相互关系
2.同位素的特征
①“同位”指的是在同期表中的位置相同（核外电子排布一样）
② 同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大；
③ 同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。
3.氢元素的三种核素
H：名称为氕，不含中子；
H：用字母D表示，名称为氘或重氢；
H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。
4.几种重要核素的用途
核素 U C H H O
用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子
5.两种相对原子质量
①原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与12C质量的的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。
②元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)＝Ar(35Cl)×a%＋Ar(37Cl)×b%。
四、原子结构与元素的性质
1.碱金属元素
【思考与讨论】参考答案：
(1)从上到下，碱金属元素原子的核电荷数依次增加，电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的引力逐渐减弱，原子半径依次增大。
(2)碱金属原子核外电子排布的特点：①相似性：最外层都只有1个电子；②递变性：电子层数逐渐增多。
从它们原子核外电子排布的相似性推断出，碱金属元素都容易失去电子，有较强的金属
(1)碱金属元素原子结构与元素性质的关系
元素名称 锂 钠 钾 铷 铯
元素符号 Li Na K Rb Cs
电子层结构
原子半径变化趋势/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265
从Li到Cs随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径越来越大
相同点 最外层均有1个电子，均易失电子，有较强还原性，因此碱金属元素的化学性质具有相似性
原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越小
原子失去电子难易的变化趋势 原子失去电子越来越容易
元素金属性强弱的变化趋势 元素的金属性越来越强
(2)碱金属单质主要物理性质变化的规律
单质名称 锂 钠 钾 铷 铯
主要物理性质变化趋势 密度逐渐增大（钾除外） 熔点逐渐降低 沸点逐渐降低硬度逐渐减小
【探究——碱金属化学性质的比较】
【问题预测】参考答案：
（1）钠的化学性质比较活泼，易与氧气和水等发生反应；
（2）锂、钠、钾都处于IA族，原子核外最外层都有1个电子，易失去电子，推测它们都能与氧气、水反应；随着锂、钠、钾原子核外电子层数逐渐增多，原子半径由小到大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，因而失电子能力由弱到强，预测其与氧气、水反应越来越剧烈。
【实验和观察】实验现象：
(1)，钾在空气中燃烧比钠燃烧还要剧烈，火焰为紫色。
(2)，钾浮在水面上，迅速熔化成一小球并燃烧，火焰呈紫红色，四处游动，并发出轻微爆炸声，烧杯中滴有酚酞的水变为红色，钾迅速反应后消失。
【分析和结论】参考答案：
(1)钠、钾化学性质的相似性：都易与氧气反应，能在氧气中剧烈燃烧；都能与水剧烈反应，生成的物质都为碱和氢气。
(2)由实验现象可以得出，钾与水的反应比钠剧烈。根据锂、钠、钾原子结构的递变，可以预测锂与水的反应不如钠与水反应剧烈。
(3)可以发现碱金属与水反应的难易程度与它们的原子结构密切相关：由于碱金属元素原子核外最外层电子数相同，都是1个电子，它们的化学性质相似，都能与水反应；随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去最外层电子的能力逐渐增强，即金属性逐渐增强，表现在与水的反应中，从锂到铯会越来越剧烈。
(3)碱金属的化学性质
碱金属性质 锂 钠 钾
与氧气反应 现象 剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O 加热剧烈反应，生成淡黄色固体 稍加热剧烈反应，生成固体KO2
化学方程式 4Li+O22Li2O 2Na＋O2Na2O2 K+O2KO2
小结 碱金属单质在空气中燃烧一般生成过氧化物或超氧化物，Li却只生成Li2O，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃。
与水反应 现象 浮在水面，缓慢反应，产生气体 浮在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体 浮在水面上，剧烈反应且燃烧
化学方程式 2Li+2H2O=2LiOH+H2? 2Na+2H2O=2NaOH+H2 2K+2H2O=2KOH+H2
小结 都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次增强，都生成碱和H2
（4）碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性
(5)特殊性
①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。
②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。
③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂。
2、卤族元素
卤素包括F、Cl、Bｒ、I、Aｔ五种元素，其单质均为双原子分子。
(1)原子结构
元素名称 氟 氯 溴 碘
元素符号 F Cl Br I
原子结构示意图
原子半径/nm 0.071 0.099 1.12 1.32
①结构相似性:最外层都是7个电子，易得电子形成8电子稳定结构的阴离子X－，故都具有较强的氧化性，其最低价为-1价。最高价为+7价（F例外）。
②结构递变性:从F到I，随核电荷数的增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。卤素原子得电子能力越来越弱，其元素的非金属性越来越弱。
(2)卤素单质分子结构与物理性质
①分子结构：
相同点：均为双原子分子，其结构式为X－X，卤素单质分子为非极性分子，其晶体均为分子晶体
不同点：式量不同，从F2到I2依次增大（分子间力依次增强）
②卤素单质的物理性质：
单质 颜色 状态（常态） 密度 溶解度（100g水中） 毒性
F2 淡黄绿色 气体 1.69g/L -219.6 -188.1 与水反应 剧毒
Cl2 黄绿色 气体 3.214g/L -101 -34.6 226cm3 有毒
Br2 深红棕色 液体 3.119g/cm3 -7.2 58.78 4.16g 有毒
I2 紫黑色 固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 0.029g 有毒
a.相同点：由于卤素单质分子为非极性分子，所以卤素单质均易溶于有机溶剂；由于卤素单质的晶体均为分子晶体，所以它们的熔沸点都较低（其中氯气易液化，液溴易挥发，碘易升华）
b.卤素单质物理性质的递变性
单质 颜色变化 密度变化 熔点变化 沸点变化 溶解度变化
F2
Cl2
Br2
I2
c.卤素单质在不同溶剂中的颜色
水中 CCl4 汽油 C2H5OH
F2 强烈反应 反应 反应 反应
Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 黄→橙 橙→橙红 橙→橙红 橙→橙红
I2 深黄→褐 紫→深紫 浅紫红→紫红 褐色
d.卤素单质物理特性
(1)液溴易挥发，应密闭保存，试剂瓶中的溴常加水液封，盛溴的试剂瓶不可选用橡胶塞。常温下惟一的液态非金属。
(2)碘易升华，这是物理变化。可用于分离提纯I2。
(3)卤素单质不易溶于水，易溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。
(4)氟（F2）：氟是最活泼的非金属元素（氟元素只有0价、－1价，无正价，美国科学家在冰末表面发现的氟元素的含氧酸——次氟酸（HFO），其中氟仍为－1价），F2单质是氧化性最强的单质。
【思考与讨论】参考答案：
(1)①化学性质的相似性：卤素的原子结构示意图中，最外层电子数相同，均为7个电子，推测卤素的原子都易得到1个电子，达到最外层8电子稳定结构，因此卤素都有较强的非金属性；②化学性质的递变性：随着核电荷数的增加，从F~I卤素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，因此原子核对最外层的电子的吸引能力依次减弱，从外界获得电子的能力依次减弱，元素的非金属性依次减弱。
(2)①与氢气反应的难易程度：越来越难。
②生成的氢化物的稳定性：HF>HC1>HBr>HI(逐渐减弱)。
③卤素的非金属性强弱：F>CI>Br>I
【实验4-1】
实验装置
实验原理 2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2，2KI+Cl2=2KCl+I2，2KI+Br2=2KBr+I2
实验用品 新制氯水、溴水、NaBr溶液、KI溶液；试管、胶头滴管。
实验步骤 ①分别向盛有4mLKBr溶液和4mLKI溶液的两支试管中加入1mL氯水，振荡，观察溶液颜色的变化，并与氯水的颜色比较。写出反应的化学程式。②向盛有4mLKI溶液的试管中加入1mL溴水，振荡，观察溶液颜色的变化，并与溴水的颜色比较。写出反应的化学程式。
实验现象 ①向溴化钾溶液中滴入氯水，溶液变为橙黄色；向碘化钾溶液中滴入氯水，溶液变为棕黄色，且比第一个实验得到的溶液颜色深。氯水为浅黄绿色，上述溶液的颜色都与氯水颜色不同，且比氯水颜色深。②向碘化钾溶液中滴加溴水，溶液变为棕黄色。溴水为橙黄色，反应后的溶液与溴水比较，颜色更深。
实验结论 非金属性Cl>Br>I
实验说明 根据卤素单质物理性质的递变性：由F2~I2,卤素单质的颜色由浅变深。向溴化钾溶液中滴入氯水，溶液变为橙黄色，且比氯水颜色深，说明生成了溴单质，反应的化学方程式：2KBr+Cl2=2KC1+Br2。该反应说明氧化性Cl2>Br2,元素的非金属性C1>Br；向碘化钾溶液中滴入氯水，溶液变为棕黄色，且比氯水颜色深，说明生成了碘单质，反应的化学方程式为：2KI+C12=2KC1+I2,该反应说明氧化性C12>I2,元素的非金属性Cl>I;向碘化钾溶液中滴加溴水，溶液变为棕黄色，反应后的溶液与溴水比较，颜色更深，说明生成了碘单质，反应的化学方程式为：2KI+Br2=2KBr+I2,该反应说明氧化性Br2>I2,元素的非金属性Br>I。综合三个实验，可以得到非金属性Cl>Br>I。
3.卤素化学性质的相似性和递变性
(1)卤素是典型的非金属元素，其元素的非金属性强弱顺序为：F＞Cl＞Br＞I。
(2)卤素单质均是氧化剂，其氧化能力强弱顺序为：F2＞Cl2＞Br2＞I2。
(3)卤离子均具有还原性，其还原性强弱顺序为：I-＞Br-＞Cl-＞F-。
(4)卤素单质均能与氢化合，但反应条件不同，生成的气态氢化物稳定性亦不同。气态氢化物稳定性大小顺序为：HF＞HCl＞HBr＞HI。
卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性
F2 在暗处剧烈化合并发生爆炸 H2＋F2===2HF 很稳定
Cl2 光照或点燃 H2＋Cl22HCl 较稳定
Br2 加热 H2＋Br22HBr 不如氯化氢稳定
I2 不断加热 H2＋I22HI 不稳定，同一条件下同时分解
结论 从F2到I2，与H2化合越来越难，生成的氢化物稳定性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱。
(5)卤素单质均可与水反应，但反应难易程度不同。
2F2+2H2O=4HF+O2(剧烈反应)
Cl2+H2O=HCl+HClO(反应较慢) 2HClO2HCl+O2↑ Br2+H2OH=Br+HBrO(反应微弱)
I2与H2O只有很微弱的反应。
(6)卤素单质可与碱溶液发生自身氧化还原反应生成-1价卤化物和+1价或+5价卤酸盐。
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2（漂白粉）+2H2O
3Br2+6NaOH5NaBr+NaBrO3+3H2O
(7)AgX除AgF外均不溶于水，不溶于酸。
(8)AgCl、AgBr、AgI均不稳定，见光发生分解反应，生成卤素单质及银2AgX2Ag+X2。
(9)氢卤酸的水溶液均呈酸性，除HF是弱酸外，其余均为强酸，其酸性相对强弱顺序为：HI＞HBr＞HCl＞HF。
4.卤素离子的检验方法
(1)AgNO3溶液——沉淀法
未知液生成
(2)置换——萃取法
未知液
有机层呈
(3)氧化——淀粉法检验I－
未知液 蓝色溶液，表明有I－
【典题精练】
考点1、考查原子的表示方法及各微粒数目之间的关系
例1．金属钛有“生物金属”之称。下列有关Ti和Ti的说法正确的是
A．Ti和Ti原子中均含有22个中子
B．Ti和Ti在周期表中位置相同，都在第4纵行
C．Ti和Ti的物理性质相同
D．Ti和Ti为同一核素
考点2、考查元素、核素、同位素概念的辨析
例2．氧元素有三种核素、、，下列说法正确的是
A．和互为同位素 B．和互为同素异形体
C．等质量的和中含有相同的质子数 D．、和属于同一种物质
考点3、考查核外电子排布规律判断及其应用
例3．下列说法肯定错误的是( )
A．某原子K层上只有一个电子
B．某原子M层上的电子数为L层上电子数的4倍
C．某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍
D．某离子的核电荷数与最外层电子数相等
考点4、考查元素周期表的结构
例4．下列有关元素周期表的说法中错误的是
A．元素原子的最外层电子数等于该元素所在的族序数
B．元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素
C．除He外的所有稀有气体元素原子的最外层电子数都是8
D．ⅡA族与ⅢA族之间隔着10个纵列
考点5、考查元素的推断
例5．某核素 下列判断不正确的是
A．该原子中子数为136 B．该原子核外有87个电子
C．该原子的摩尔质量为223 D．该元素位于第七周期IA族
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