4.1 原子结构与元素周期表 共3课时 课件 2024-2025学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

第一节 原子结构与元素周期表 第1课时 原子结构 第四章 物质结构 元素周期表 1 学习目标 1.了解原子的构成，了解质量数的概念。 2.初步掌握原子核外电子排布规律。 3.会画1~20号元素原子和离子的结构示意图，弄清楚原子、阳离子和阴离子的质子数和核外电子数之间的关系。 新课引入 一、原子结构模型的演变 道尔顿模型 （1803） 紧实不可再分的实心球 汤姆生模型 （1904） 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） 带正电荷的核位于中心，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做高速圆周运动 电子云模型 （1935） 现代物质结构学说 二、构成原子的微粒 原子核 原子 核外电子 质子 中子 按照核电荷数由小到大给元素编号，得到的序号叫原子序数。 (带正电荷) (不带电) (带负电) 原子核所带的电荷数，称为核电荷数 核电荷数 = 质子数 原子不显电性 原子序数 = 核电荷数 = 质子数=原子的核外电子数 核外电子数= 质子数 1.原子的构成 二、构成原子的微粒 1.原子的构成 阳离子：核外电子数＝质子数－电荷数 离子 得失电子 阴离子：核外电子数＝质子数＋电荷数 原子 2.质量数 原子的质量主要集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来，所得的数值叫做质量数。 A = Z + N 质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N） (1)将几种原子的质子数和中子数之和(质量数)填入表中： 原子 质子数(Z) 中子数(N) 质量数(A) 相对原子质量 F 9 10   19.00 Na 11 12   22.99 Al 13 14   26.98 19 23 27 (2)原子的质量数与原子的相对原子质量作比较，你能得出什么结论？ 相对原子质量 ≈ 质量数 = 质子数 + 中子数 二、构成原子的微粒 2.质量数 二、构成原子的微粒 3.原子的表示方法 质量数 质子数 所含X原子数 所带正、负电荷 化合价 过氧根离子 氧原子的质量数为16 质子数为8 中子数＝16 - 8＝8 含2个 -1价的氧原子 每个过氧根离子带2个单位负电荷 3.已知R2＋核外有a个电子、b个中子，下列表示R原子符号正确的是( ) C 4.主族元素X、Y，已知X的质子数为a，X2+比Y2-核外少8个电子，若Y原子的质量数为b，则Y原子核内中子数为( ) A．b-a-4 B．b-a-8 C．b+a+8 D．b-a-12 二、构成原子的微粒 A 1. 下列关于的说法正确的是( ) A.核外电子数为95 B.质子数为146 C.质量数为146 D.中子数为95 A 2.一种中子数为9的氧原子的质量数为____，核外电子数为____，其-2价氧离子的质量数为____，核外电子数为____，如何表示______。 17 8 17 10 三、核外电子排布 表示方法 1.电子层 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 字母代号 K L M N O P Q 能量 离核远近 低 高 近 远 在多电子原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层，称作电子层。 元素 各电子层的电子数 K L M N O P 2He（氦） 2           10Ne（氖） 2 8         18Ar（氩） 2 8 8       36Kr（氪） 2 8 18 8     54Xe（氙） 2 8 18 18 8   86Rn（氡） 2 8 18 32 18 8 【思考1】当K层为最外层时，最多能容纳的电子数是多少？除了K层，其他各层为最外层时，最多能容纳的电子数是多少？ 除了K层，其他各层为最外层时， 最多能容纳的电子数是8个 当K层为最外层时， 最多能容纳的电子数是2个 三、核外电子排布 三、核外电子排布 元素 各电子层的电子数 K L M N O P 2He（氦） 2           10Ne（氖） 2 8         18Ar（氩） 2 8 8       36Kr（氪） 2 8 18 8     54Xe（氙） 2 8 18 18 8   86Rn（氡） 2 8 18 32 18 8 【思考2】当K、L层为次外层时，最多能容纳的电子数是多少？除了K层，其他各层为次外层时，最多能容纳的电子数是多少？ 除了K、L层，其他层为次外层时， 最多能容纳的电子数是18个 当K层为次外层时， 最多能容纳的电子数是2个 当L层为次外层时， 最多能容纳的电子数是8个 三、核外电子排布 元素 各电子层的电子数 K L M N O P 2He（氦） 2           10Ne（氖） 2 8         18Ar（氩） 2 8 8       36Kr（氪） 2 8 18 8     54Xe（氙） 2 8 18 18 8   86Rn（氡） 2 8 18 32 18 8 【思考3】你能归纳出第n层最多能容纳的电子数吗？ 2×12 2×22 2×32 2×42 各层电子数不超过2n2个 （n为电子层数） 三、核外电子排布 2.核外电子排布规律 原子核外电子分层排布规律不是独立存在的，而是互相制约。 核外电子总是尽可能先排布在能量最低的电子层上，然后由内向外依次排布在能量较高的电子层上。 ①各电子层最多容纳2n2个电子 ②最外层电子数目最多不能超过8个(K层为最外层 时不能超过2个) ③次外层最多能容纳的电子数不超过18个 即按K→L→M→N……顺序排列。 能量规律 数量规律 3.电子层的表示方法 三、核外电子排布 原子核 核内质子数或核电荷数 粒子符号 各层电子数 电子层 3.电子层的表示方法 三、核外电子排布 画出1-20号原子结构示意图 三、核外电子排布 4.短周期元素中常见原子的核外电子排布规律 (1)原子核中无中子的原子： 1 1 H (2)最外层只有一个电子的原子： H、Li、Na (3)最外层有两个电子的原子： Be、Mg、He (4)最外层电子数等于次外层电子数的原子： Be、Ar (5)最外层电子数是次外层电子数两倍的原子是： C 四倍的原子是： 三倍的原子是： O Ne 三、核外电子排布 4.短周期元素中常见原子的核外电子排布规律 (6)电子层数与最外层电子数相等的原子： H、Be、Al (7)电子总数为最外层电子数2倍的原子： Be (8)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子： Li、Si (9)内层电子数是最外层电子数2倍的原子： Li、P 三、核外电子排布 5.常见“10e-”的微粒 出发点 Ne → Na+ F− ← ↓ HF ↓ OH− CH4 ← →Mg2+ → Al3+ ↓ H2O ↓ H3O+ ↓ NH3 ↓ N3− ← O2− ← 三、核外电子排布 6.常见“18e-”的微粒 出发点 Ar → K+ Cl− ← ↓ HCl ↓ HS− SiH4 ← → Ca2+ ↓ H2S ↓ PH3 P3− ← S2− ← 2个9电子微粒组合 —F、—OH、—NH2、—CH3 F2、H2O2、N2H4、CH3CH3 CH3OH、CH3NH2…… 第一节 原子结构与元素周期表 第2课时 元素周期表 核素 第四章 物质结构 元素周期表 21 学习目标 1. 简单了解元素周期表的发展历程。 2. 初步掌握元素周期表的编排规则和结构。 3. 重点认识元素的周期、族。 4.掌握元素、核素、同位素的关系。 新课引入 新课引入 一、元素周期表的出现和发展 元素周期表 诞生 依据 意义 发展 成熟 1869年，俄国化学家门捷列夫制出第一张元素周期表 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 揭示了化学元素间的内在联系和规律性，使其构成一个完整的体系，成为化学史上的重要里程碑之一 随着化学科学的发展，表中为未知元素留下的空位先后被填满，表的形式也变得更加完美 表中元素的排序依据由相对原子质量改为原子的核电荷数，逐渐演变成现行的元素周期表 二、现行元素周期表的编排规则 Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar He H 【思考】每一横行、每一纵行各元素原子结构上的相同点是什么？ 同行元素电子层数相同，原子序数依次递增； 同列元素原子最外层电子数相同，电子层数依次递增。 二、现行元素周期表的编排规则 1.元素周期表的编排原则： 把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序自上而下排列形成族 。 横行： 把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列形成周期。 纵列： 二、现行元素周期表的编排规则 2.周期 类别 周期序数 起止元素 包括元 素种数 核外电 子层数 稀有气体 原子序数 位置与结 构的关系 短周期 一 H～He 周期序数___电子层数（原子） 二 Li～Ne 三 Na～Ar 长周期 四 K～Kr 五 Rb～Xe 六 Cs～Rn 七 Fr～Og118号 元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期。 2 1 2 8 2 10 8 3 18 18 4 36 18 5 54 32 6 86 32 7 118 ＝ 镧系元素共15 种元素 锕系元素共15 种元素 二、现行元素周期表的编排规则 3.族 元素周期表有____个纵行 被划分为16个族 主族： 副族： 零族： 罗马数字+A 罗马数字+B、第VIII族 0 7个 8个 1个 18 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 列序数与族序数的关系 族 IA ⅡA IIIA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 最外层 电子数 1 2 3 4 5 6 7 副族 列 3 4 5 6 7 11 12 族 IIIB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB IB ⅡB 第Ⅷ族：第8、9、10，共3个纵行 0族 第18纵行 二、现行元素周期表的编排规则 3.族 七主八副一0，每逢II、III分主副 主族序数＝最外层电子数 族序数=列序数的个位数 二、现行元素周期表的编排规则 钾 碘 已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？ 第四周期第ⅠA族 第五周期第ⅦA族 二、现行元素周期表的编排规则 3.族 族的别称 ⅠA（除H外）称为碱金属元素 ⅡA称为碱土金属元素 III A称为硼族元素 ⅣA称为碳族元素 所有副族和第VIII族全部是金属元素；又称为过渡金属元素 VA称为氮族元素 VIA称为氧族元素 VIIA称为卤族元素 一 二 三 四 五 六 七 2种 8种 8种 18种 18种 32种 32种 主族 0族 副族 过渡元素 碱金属元素 卤族元素 镧系 锕系 主族 主族序数＝最外层电子数 二、现行元素周期表的编排规则 4.元素周期表在元素推断中的应用 本方法常用于确定原子序数≤20的元素。 (1)三个等式 ①周期序数＝电子层数 ②主族序数＝最外层电子数 ③原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数 二、现行元素周期表的编排规则 (2)利用“阴上阳下”推断原子序数的关系 具有相同电子层结构的离子，如aX(n＋1)＋、bYn＋、cZ(n＋1)－、dMn－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为 4.元素周期表在元素推断中的应用 … … cZ dM bY aX 则它们的原子序数关系为a>b>d>c a-(n+1)=b-n=c+(n+1)=d+n 二、现行元素周期表的编排规则 4.元素周期表在元素推断中的应用 (3)根据原子序数确定元素在周期表中位置的方法——0族定位法 0族元素的周期序数和原子序数 0族元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og 周期序数 一 二 三 四 五 六 七 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 如45号元素， 如82号元素， 如90号元素， 36<45<54，其应在第五周期VIII族。 86－82＝4，其应在第六周期第IVA族。 90－86＝4，其应在第七周期第IIIB族。 二、现行元素周期表的编排规则 1.俄罗斯科学家用含20个质子的钙的一种原子轰击含95个质子的镅原子,结果4次成功合成4个第115号元素的原子,中文名“镆”,读音是 mò。这4个原子生成数微秒后衰变成第113号元素,中文名为“ ”,读作nǐ。下列有关此三种元素的叙述正确的是 (　) A.115号元素在第六周期第VA族 B.113号元素在第七周期第ⅢA族 C.115号和113号元素都是非金属元素 D.镅元素和115号元素不在同一周期 B 结论：110-118号元素分别在元素周期表的第10-18列 二、现行元素周期表的编排规则 4.元素周期表在元素推断中的应用 (4)同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数关系 周期 序数 第ⅡA族 原子序数 过渡元素种数 第IIIA族 原子序数 ⅡA族与IIIA族 原子序数差值 一 / / / / 二 4 0 5 1 三 12 0 13 1 四 20 10 31 11 五 38 10 49 11 六 56 24 81 25 七 88 24 113 25 二、现行元素周期表的编排规则 4.元素周期表在元素推断中的应用 (5)同主族相邻两元素原子序数差 ①若为ⅠA、ⅡA族元素， 则原子序数差等于上周期元素所在周期的元素种类数，即y=x+m ； ②若为ⅢA族至0族元素， 则原子序数差等于下周期元素所在周期的元素种类数，即y=x+n 。 8 8 18 18 18 32 32 1.下列各图为元素周期表的一部分，表中的数字为原子序数，其中M为37的是(　　) C 35 37 38 27 二、现行元素周期表的编排规则 2.在元素周期表中前四周期的五种元素的位置关系如图所示。若B元素的核电荷数为Z，则五种元素的原子序数之和为(　　) A.5Z B.5Z＋18 C.5Z＋10 D.5Z＋8 3.原子序数为31的元素R，在周期表中的位置为( ) A.第三周期ⅤA族 B.第四周期ⅢA族 C.第五周期ⅢA族 D.第四周期ⅤA族 二、现行元素周期表的编排规则 B C 4. X、Y、Z是周期表中相邻的三种短周期元素，X和Y同周期，Y和Z同主族，三种元素原子的最外层电子数之和为17，原子序数之和为31，则X、Y、Z是 ( ) A. Mg、Al、Si B. Li、Be、Mg C. N、O、S D. P、S、O C 课堂小结 副族：IB、IIB、IIIB、IVB、VB、VIB、VIIB、 Ⅷ 课堂小结 元素周期表 （元素位置） 反映 原子结构 决定 原子核 原子序数 原子序数＝核电荷数＝ 质子数＝核外电子数 电子层数 周期 周期序数＝电子层数 最外层电子数 族 (主) 主族序数＝最外层电子数 元素周期表与原子结构的关系 三、核素 1946年，美国芝加哥大学教授利比发明了14C断代法，即利用死亡生物中14C不断衰变的原理对文物进行年代测定，使考古学家由此可以判断各种史前文物的绝对年代，因此获得1960年诺贝尔化学奖。 当今，考古工作者正是利用14C衰变测定装置，对文物进行年代测定和研究。此外，考古研究中还利用13C和15N的测定，分析古代人类的食物结构，这对于研究当时的自然环境状况、社会生产力发展及社会文化风俗等具有重要参考价值。 【思考】这里的14C，13C以及前面学习的12C，它们的结构相同吗?是否属于同一种元素? 三、核素 1.元素：具有相同核电荷数（即核内质子数）的同一类原子的总称。 2.核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫核素。 氢元素的原子核 原子名称 原子符号( ) 质子数(Z) 中子数(N) 1 0 氕 H 1 1 氘 H或D 1 2 氚 H或T 1 1 2 1 3 1 一种核素就是一种原子 三、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。如：1H，2H，3H互为同位素。 4.同位素的性质： ①同位素在周期表里占有同一位置； ②同位素的化学性质几乎相同； ③天然存在的同位素，相互间保持一定的比率，元素的相对原子质量，就是按照该元素各种同位素所占的一定百分比计算出来的平均值。 【思考】O2和O3互为同位素吗？H2O和D2O互为同位素吗？ O2和O3互为同素异形体； H2O和D2O为同种物质。 三、核素 补充：相对原子质量 (1)原子的相对原子质量 ①含义：原子的相对原子质量是该同位素的一个原子的质量与12C原子质量的的比值。 ②计算公式：原子的相对原子质量 = ≈ 质量数。 三、核素 补充：相对原子质量 (2)元素的相对原子质量 ①含义：根据元素的各种同位素的相对原子质量和它们在原子总数中所占的组成分数计算的平均值。 ②计算公式：=A·a%+B·b%+C·c%+…… 其中A、B、C分别为各同位素的相对原子质量，a%、b%、c%……分别为自然界中各同位素所占的原子的含量或原子个数的组成分数。 ③近似值： 上述公式中A、B、C分别用各同位素的质量数代替计算。 三、核素 补充：相对原子质量 (3)实例:如氧有三种天然同位素分别为 　 　 　 则氧元素的=15.995×99.759%+16.999×0.037%+17.999×0.204%≈15.999； 近似值 ≈ 16×99.759%+17×0.037%+18×0.204% = 16.0045。 同位素 原子个数百分比 相对原子质量 近似相对原子质量 　 99.759% 15.995 16 　 0.037% 16.999 17 　 0.204% 17.999 18 三、核素 5.元素、核素、同位素、同素异形体的比较   元素 核素 同位素 同素异形体 本质 质子数(核电荷数)相同的一类原子 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的核素 同种元素组成的不同单质 范畴 同类原子 原子 原子 单质 特性 只有种类， 没有个数 化学反应中的最小微粒 化学性质几乎相同，物理性质不同 组成元素相同，性质不同 不能。原子的种类远大于元素的种类 【思考】至今已发现了118种元素，能否说人们已发现了118种原子？ 三、核素 6.同位素的应用 235U：做核燃料 2H、3H：制氢弹 18O：示踪原子 14C：考古断代、医学上检测幽门螺旋杆菌 利用放射性同位素释放的射线育种，诊断、治疗癌症和肿瘤等。 1. 在14NH3D＋中，电子数、质子数、中子数之比为(　　) A．10∶7∶11 B．11∶11∶8 C．11∶10∶8 D．10∶11∶8 2.重水(D2O)是重要的核工业原料，下列说法错误的是(　　) A．氘(D)原子核外有1个电子 B．1H与D化学性质几乎完全相同 C．H2O与D2O互为同素异形体 D．1H218O与D216O的相对分子质量相同 D C (1)通过化学变化可以实现 16O与 18O间的相互转化(　) (2)核聚变如 HH→Hen,因为有新微粒生成,所以该变化是化学变化(　) (3)核反应 XHe → Yn中 X的相对原子质量为26 (　) (4) 235 gU发生Un → SrXe+1n,净产生的n)数为10NA ( ) × × × 三、核素 × 3.元素的一种核素X的质量数为A,含有N个中子,它与35Cl 原子组成X35Clm分子,则a g X35Clm中所含质子的物质的量是(　) A.(A-N+17m) mol B.(A-N+17m) mol C.(A-N) mol D.(A-N) mol A 三、核素 第一节 原子结构与元素周期表 第3课时 原子结构与元素的性质 第四章 物质结构 元素周期表 54 学习目标 1.掌握碱金属元素、卤素的原子结构与性质的关系。 2.探究碱金属元素、卤素性质的递变规律。 一、碱金属元素 原子 最外层电子数特点 得失电子情况 化学性质 稀有气体元素 都为8(氦为2) 不易_____ _____ 金属元素 一般 4 易_____ _______ 非金属元素 一般 4 易_____ _______ 得失 稳定 ＜ 失去 不稳定 ≥ 得到 不稳定 最外层电子数决定化学性质 由上表可知，原子结构决定元素的性质 金属性：金属元素的原子失电子的能力 非金属性：非金属元素的原子得电子的能力 一、碱金属元素 族 元素 名称 元素 符号 核电 荷数 原子结构 示意图 最外层 电子数 电子 层数 原子半 径/nm 碱金属元素 锂           0.152 钠 0.186 钾 0.227 铷 0.248 铯 0.265 Li Na K Rb Cs 3 11 19 37 55 1 2 3 4 5 6 从上到下碱金属元素的核电荷数、原子半径的变化有什么特点？ 从上到下，核电荷数递增，原子半径逐渐增大 一、碱金属元素 族 元素 名称 元素 符号 核电 荷数 原子结构 示意图 最外层 电子数 电子 层数 原子半 径/nm 碱金属元素 锂           0.152 钠 0.186 钾 0.227 铷 0.248 铯 0.265 Li Na K Rb Cs 3 11 19 37 55 1 2 3 4 5 6 他们的原子核外电子排布有什么特点？ 随着核电荷数递增，电子层数增加，但最外层电子数都是1 从哪一点可以推测出碱金属元素化学性质具有相似性？ 最外层电子数 相同 一、碱金属元素 碱金属元素的原子结构特点 从上到下随原子序数递增，原子核外电子层数递增，原子半径递增。 相同点： 原子核外最外层电子数都为1 递变性： 【思考1】回忆第二章学过的知识，钠有哪些化学性质？ 与氧气反应： 与水反应： 4Na + O2 = 2Na2O 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ 2Na + O2 Na2O2 Δ 一、碱金属元素 【思考2】结合锂、钠和钾的原子结构特点，预测锂、钾可能具有哪些相似化学性质？ 锂、钠和钾最外层都只有1个电子，都容易失去最外层电子，表现出比较强的还原性。锂、钾和钠相似，都能与氧气、水发生化学反应。 【思考3】根据锂、钠、钾与O2反应剧烈程度，预测铷、铯与O2的反应程度？ 【思考4】根据钠、钾与水反应剧烈程度，预测锂、铷、铯与水的反应程度？ 一、碱金属元素 碱金属元素的化学性质的比较 (1)钠、钾具有相似的化学性质 (2)钾、钠分别与水反应的剧烈程度比较时，发现钾反应更剧烈， 预测锂与水反应的难易程度没有钠容易。 (3)随原子序数递增，碱金属元素的原子核外电子层数递增，原子半径递增大，更易失去最外层电子，反应更剧烈。 2Na+2H2O=2NaOH+H2 ↑ 2K+2H2O=2KOH+H2↑ 分析和结论 一、碱金属元素 1.与O2的反应 单质 与氧气反应的产物 反应程度 活泼性 结论 Li Na K Rb Cs 更为复杂 K2O、K2O2、KO2 Li2O 更为复杂 Na2O、Na2O2 越来越剧烈 越来越活泼 从Li—Cs，单质的还原性逐渐增强；金属元素的金属性逐渐增强。 一、碱金属元素 单质 与水反应的现象 反应程度 活泼性 结论 Li Na K Rb Cs 从Li—Cs，单质的还原性逐渐增强；金属元素的金属性逐渐增强。 剧烈，生成H2 更剧烈，生成H2 轻微的爆炸，生成H2 遇水立即燃烧，爆炸 遇水立即燃烧，爆炸 2.与H2O的反应 越来越剧烈 越来越活泼 2R+2H2O=2ROH+H2 R=Li、Na、K、Rb、Cs 一、碱金属元素 碱金属元素的原子最外层都只有1个电子，在反应中容易失去，所以他们的化学性质相似，都能与氧气、水反应。 随着核电荷数递增，碱金属元素的原子电子层增加，原子半径增大，所以原子失电子能力增加，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，即由锂到铯，金属性逐渐增强。 碱金属元素化学性质的相似性 碱金属元素化学性质的递变性 Li Na K Rb Cs 还原性逐渐增大 一、碱金属元素 碱金属 颜色 状态 密度/g·cm-3 熔点/℃ 沸点/℃ 锂 银白色 柔软 0.534 180.5 1347 钠 0.97 97.81 882.9 钾 0.86 63.65 774 铷 1.532 38.89 688 铯 略带金色光泽 1.879 28.40 678.4 反常 熔沸点降低 密度增大 一、碱金属元素 3.物理性质 液态钠钾合金可做原子反应堆的导热剂。 碱金属单质都有银白色的金属光泽（但铯略带金色光泽）、硬度小、有延展性，密度小、熔沸点较低，导电、导热性良好。 相似性 递变性 随着核电荷数的增加，单质的熔点和沸点逐渐降低，密度逐渐增大，（但ρK＜ρNa），且Li、Na、K的密度小于水，Rb、Cs的密度大于水。 一、碱金属元素 4.用途 锂电池是一种高能电池；锂有机化学中重要的催化剂；锂制造氢弹不可缺少的材料；锂是优质的高能燃料（已经用于宇宙飞船、人造卫星和超声速飞机）。 钠钾合金可作为核反应堆的传热介质。 铷铯主要用于制备光电管、真空管。铯原子钟是目前最准确的计时仪器。 一、碱金属元素 1. 如图表示第ⅠA族金属的某些性质与核电荷数的变化关系，则下列各性质不符合图示关系的是（ ） A.金属性 B.与水反应的剧烈程度 C.阳离子的氧化性 D.原子半径 C 2.同主族元素性质类似，下列关于碱金属元素的说法中正确的是(　　) A．从上到下，原子半径和单质的熔、沸点逐渐减小 B．Cs的活动性强于K，则Cs可从K的盐溶液中置换出K C．Li、Na、K均可保存在煤油中 D．Li＋、Na＋、K＋、Rb＋、Cs＋的离子半径逐渐增大，氧化性逐渐减弱 　D 二、卤素 单质 颜色（常态） 密度 熔点/℃ 沸点/℃ F2 淡黄绿色（气体） 1.69 g/L（15℃） −219.6 −188.1 Cl2 黄绿色（气体） 3.124 g/L（0℃） −101 −34.6 Br2 深红棕色（液体） 3.119 g/cm3（20℃） −7.2 58.78 I2 紫黑色（固体） 4.93 g/cm3 113.5 184.4 颜色加深 密度增大 熔沸点增大 二、卤素 相似性 有刺激性气味，有毒； 易溶于乙醇、苯、CCl4等有机溶剂，在水中溶解度小。 递变性 从F2→Cl2→Br2→I2，颜色逐渐加深； 熔点和沸点逐渐升高；密度逐渐增大。 二、卤素 随着原子的核电荷数递增，核外电子层数逐渐增加，但最外层电子数均为7 卤族元素原子结构特点 最外层电子数均为7，均易得到电子，具有非金属性。 随着原子的核电荷数递增，核外电子层数逐渐增加，半径越大，越不易得电子，非金属性逐渐减弱。 相似性 递变性 二、卤素 1.卤素单质与氢气的反应 卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 Cl2 Br2 I2 暗处 H2＋F2===2HF 很稳定 光照或点燃 较稳定 加热 不如氯化氢稳定 不断加热 不稳定 ①与氢气反应的难易程度： ②生成的氢化物的稳定性： ③卤素的非金属性强弱： 逐渐变得困难 逐渐减弱 逐渐减弱 递变性 二、卤素 实验4-1 溶液由无色变为橙色 2KBr + Cl2 = Br2 + 2KCl 2Br− + Cl2 = Br2 + 2Cl− 氧化性： 还原性： Cl2＞Br2 Br− ＞Cl− 溶液由无色变为橙红色 2KI + Cl2 = I2 + 2KCl 2I− + Cl2 = I2 + 2Cl− 氧化性： 还原性： Cl2＞I2 I− ＞Cl− 溶液由无色变为棕红色 2KI + Br2 = I2 + 2KBr 2I− + Br2 = I2 + 2Br− 氧化性： 还原性： Br2＞I2 I− ＞Br− 2.卤素单质间的置换反应 二、卤素 2.卤素单质间的置换反应 2Br− + Cl2 === Br2 + 2Cl− 2I− + Cl2 === I2 + 2Cl− 2I− + Br2 === I2 + 2Br− F2 Cl2 Br2 I2 氧化性逐渐减弱 因为F2能与H2O发生反应（2F2 + 2H2O = 4HF + O2） 所以F2不能从其他卤化物的盐溶液中置换出卤素单质。 二、卤素 3.卤素单质与水反应 X2＋H2O ⇌ HX＋HXO Cl2＋H2O ⇌ HCl ＋HClO X2为Cl2、Br2、I2 Br2＋H2O ⇌ HBr ＋HBrO I2＋H2O ⇌ HI ＋HIO 2F2 + 2H2O === 4HF + O2 强酸 弱酸 二、卤素 4.卤素单质与碱反应 Br2＋2NaOH == NaBr＋NaBrO+H2O Cl2 ＋2NaOH == NaCl＋NaClO+H2O 通式：X2 +2NaOH== NaX＋NaXO+H2O（ X= Cl、Br、I ） I2 ＋2NaOH == NaI＋NaIO +H2O 反应规律：与碱得两盐 特例：2F2＋2NaOH == 2NaF＋H2O+OF2 (1)氟是最活泼的非金属，没有正化合价，F无含氧酸，氟单质具有强氧化性。 (2)溴在常温下是唯一的液态非金属单质，密度大于水，易挥发。实验室通常将其密封，保存在阴冷处，且试剂瓶内常加适量水进行水封。 (3)碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝；食盐中加入的是KIO3。 (4) AgF可溶于水，AgCl(白色)、 AgBr(浅黄色)和AgI(黄色)均难溶于水。 二、卤素 5.卤素的其他性质 (5) CaF2(俗称“萤石”)难溶于水， CaCl2、 CaBr2和CaI2均可溶于水。 二、卤素 单质 水 CCl4 汽油(苯) AgX F2 （气）淡黄绿色 —— —— —— —— Cl2 （气）黄绿色 （氯水） 黄绿色 黄绿色 黄绿色 AgCl 白色 Br2 （液）深红棕色 （溴水） 橙红/橙黄色 橙红色 橙红色 AgBr 淡黄色 I2 （固）紫黑色 （碘水） 棕黄色 紫红色 紫红色 AgI 黄色 卤素相关颜色 二、卤素 1.已知常温下氯酸钾与浓盐酸反应放出氯气，现进行氯气的性质实验(如图)。玻璃管内装有分别滴有不同溶液的白色棉球，反应一段时间后，对图中指定部位颜色描述正确的是(　　) 选项 ① ② ③ ④ A 黄绿色 橙色 蓝色 无色 B 无色 橙色 紫色 白色 C 黄绿色 橙色 蓝色 白色 D 黄绿色 无色 紫色 白色 C 归纳总结 2.下列关于卤族元素由上到下性质递变的叙述，正确的是(　　) ①单质的氧化性增强　②单质的颜色加深　③气态氢化物的稳定性增强 ④单质的沸点升高　⑤阴离子的还原性增强 A．①②③ B．②③④ C．②④⑤ D．④⑤ 3.下列关于主族元素的说法正确的是(　　) A．F、Cl、Br、I的最高化合价都为＋7价 B．碱金属元素的单质与O2反应自上往下产物越来越复杂 C．氢氧化钡比氢氧化钙的碱性弱 D．H2化合的难易程度按O2、S、Se的顺序由难变易 C B 归纳总结 有密切的关系 化学性质上表现出相似性和递变性 碱金属单质 卤素单质 元素的性质 原子结构 原子核外电子的排布 同族元素 最外层电子数 归纳总结 原子核外电子层数依次增多 原子半径逐渐增大 失电子能力逐渐增强 得电子能力逐渐减弱 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 F2 Cl2 Br2 I2 Li Na K RbCs 同主族最外层电子数相同 元素金属性强弱的判断依据 实验依据 结论 ①根据单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度 越易者金属性越强 ②根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 碱性越强者金属性越强 ③根据金属之间的置换反应（除钾钙钠等极为活泼金属外） 活动性强的金属能把活动性弱的金属从其盐溶液中置换出来 归纳总结 实验依据 结论 元素非金属性强弱的判断依据 ①根据单质与氢气反应生成气态氢化物的难易程度 反应越易进行者非金属性越强 ②根据单质与氢气反应生成气态氢化物的稳定性 氢化物稳定性越强者非金属性越强 ③根据元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强者非金属性越强 归纳总结 A.R B.R C.R D.R Lavf58.51.100 A．INCLUDEPICTURE "新建文件夹/W2A.TIF" \* MERGEFORMAT" 　　　 B． C． D． Lavf55.33.100 Multimedia Cloud Transcode (cloud.baidu.com) Content Adaptive Encoding 3.0 Lavf58.20.100 H2＋I22HI Lavf58.76.100 Lavf59.6.100 Bilibili VXCode Swarm Transcoder v0.2.58(gap_fixed:False) $$