4.1 原子结构与元素周期表【基础必牢】化学人教版必修第一册

4.1 原子结构与元素周期表 一、原子的构成 1．构成原子的微粒 原子 2．质量数 （1）概念：将原子核内所有 和 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。 （2）构成原子的粒子间的两个关系 ①质量数(A)＝ ＋ ②质子数(Z)＝ ＝ 3．原子构成的表示方法 一般用符号 X 表示，X用元素符号表示，A表示 ，Z表示 。 4．原子的质量数与相对原子质量的关系 （1）联系：如果忽略电子的质量，质子、中子的相对质量分别取其近似整数值，那么，原子的相对原子质量在数值上与原子的质量数近似相等。 （2）区别：原子的相对原子质量是指该原子的真实质量与C质量的的比值，一般不是正整数，而原子的质量数是该原子的质子数和中子数的代数和，都是正整数。 (1)原子呈电中性是因为中子不带电(　　) (2)质子数和中子数决定原子的质量(　　) (3)微粒中的质子数与核外电子数一定相等(　　) (4)某种氯原子的中子数是18，则其质量数是35，核外电子数是17(　　) 【答案】　(1)×　(2)√　(3)×　(4)√ 易错辨析 二、原子核外电子排布 1．电子层的含义 多电子原子里，电子分别在 的区域内运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称之为电子层(如图所示)。 2．电子层表示方法 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 字母 K L M N O P Q 3．电子的能量与运动区域 （1）在离核 的区域运动的电子能量 。 （2）在离核 的区域运动的电子能量 。 （3）离核最近的电子层是 层，该电子层上的电子的能量最低。 4．原子核外电子的排布规律 下表是稀有气体元素原子的电子层排布，从中探究核外电子排布规律： 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 总结：原子核外电子排布规律——“五最” 一个最低 能量最低原理：核外电子一般总是先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里。即按K→L→M→N→……的顺序排列 四个 最多 各电子层最多容纳 个电子。如K、L、M、N层最多容纳电子数分别为2、8、18、32 最外层最多容纳的电子数为 个(K层为最外层时最多容纳2个) 次外层最多能容纳的电子数为 个 倒数第三层电子最多不超过 个。 （1）核外电子排布规律是相互联系的，不能孤立地、机械地理解和套用。当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多只能排布8个电子。 （2）最外层8个电子(K层为最外层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。当元素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式(得失电子或形成共用电子对)使其结构趋于稳定。 易错提醒 5．核外电子排布的表示方法——原子或离子结构示意图 （1）原子结构示意图（以钠原子为例） （2）离子结构示意图 原子得到或失去 形成阴离子或阳离子，原子核不发生改变。因此，简单离子可用离子结构示意图表示其核外电子排布，如Cl－： 、Na＋： 。 （3）画出下列原子或离子的结构示意图 ①S ， S2－ ②Ca ， Ca2＋ （1）原子结构示意图能够较直观地表示出原子核内的质子数和核外电子的分层排布情况，根据原子结构示意图可以判断出相应的元素种类。 （2）由离子结构示意图可推断出离子的核电荷数、质子数和核外电子数的关系： 阳离子的核外电子数＝质子数(Z)－ 阴离子的核外电子数＝质子数(Z)+ 易错提醒 (1)在多电子原子里，电子的能量不完全相同(　　) (2)能量高的电子在离核近的区域内运动(　　) (3)M层为最外层时，最多容纳18个电子(　　) (4)原子的次外层电子数都是8(　　) (5)Mg的原子结构示意图是(　　) 【答案】　(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)× 易错辨析 三、元素周期表的诞生和发展 1．诞生：1869年，俄国化学家 将元素按照相对原子质量由小到大的顺序排列，将化学性质相似的元素放在一个纵列，制出了第一张元素周期表。 2．演变：为未知元素留下的空位先后被填满。 3．现行：元素的排序依据为原子的核电荷数。 四、元素周期表的结构 1．编排原则 （1）原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号。 原子序数＝ ＝ ＝ 。 （2）把 相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。 （3）把不同横行中 相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵列。 2．元素周期表的结构 （1）周期：周期序数＝电子层数 周期分类 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 （2）族：主族序数＝ 族分类 主族 副族 第Ⅷ族 0族 总数 族数目 7 7 1 1 16 列数目 7 7 3 1 18 ①族包括三种类型：主族、副族和0族。主族元素的族序数后标A，如第ⅠA族；副族元素的族序数后标B(除了第Ⅷ族)，如第ⅡB族。 ②主族元素包括除He、Ne、Ar之外的所有短周期元素及部分长周期元素；副族元素全在长周期内；第8、9、10三个纵列叫做Ⅷ族。 （3）过渡元素：元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族，其中包括了第Ⅷ族，共10个纵列，全部是金属元素，统称为过渡元素。为了使元素周期表的结构美观，分别将第六、七周期的各15种元素统称为镧系元素(57～71号)、锕系元素(89～103号)，镧系元素和锕系元素各占一格，并在元素周期表的下方单独列出。 （4）常见族的别称 族 别称 第ⅠA族(氢除外) 第ⅦA族 0族 稀有气体元素 （5）元素周期表记忆口诀 横行叫周期，现有一至七； 竖列称作族，总共十六族； Ⅷ族最特殊，三列是一族； 镧锕各十五，均属ⅢB族。 (1)元素周期表中每一横行称为一周期，每一纵列称为一个族(　　) (2)氧元素位于第二周期第Ⅵ族(　　) (3)元素周期表中8、9、10纵列称为第ⅧB族(　　) (4)第ⅠA族完全为金属元素(　　) (5)最外层电子数是2的元素一定为第ⅡA族的元素(　　) (6)同族元素的最外层电子数一定等于族序数(　　) 【答案】　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)× 易错辨析 五、元素周期表的应用 1．预测新元素 为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。 2．寻找新物质 3．在元素推断中的应用：元素的位置与原子结构的互相推断 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＝核外电子数 （2）实例 ①X元素是第三周期第ⅠA族元素，则该元素原子有3个电子层，最外层电子数是1，即为 元素。 ②Y元素的原子序数是16，则该元素的原子结构示意图是，其在周期表中的位置是第 周期第 族。 六、核素和同位素 1．核素 （1）概念：具有一定数目 和一定数目 的一种原子。 （2）核素的表示方法 X表示 是A， 是Z的X原子。 2．同位素 （1）概念： 数相同而 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）特点 ①位置： 相同，故元素符号相同，在周期表中占据 位置。 ②构成：相同的质子数，不同的 。 ③性质：同位素的原子核外电子层结构相同，因此化学性质几乎相同；因质量数不同，物理性质略有差异。 3．元素、核素、同位素和同素异形体的区别 项目 内容 名称 元素 核素 同位素 同素异形体 本质 质子数相同的一类原子 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的原子 同种元素形成的不同单质 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 化学性质几乎完全相同 元素相同、性质不同 决定因素 质子数 质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、结构 举例 H、C、O三种元素 H、H、H C、O五种核素 H、H、H互为同位素 O2与O3互为同素异形体 4．常见元素的同位素及其用途 氢 H、H(D)、H(T) H(D)、H(T)用于制氢弹 氧 O、O、O O用于示踪原子 碳 C、C、C C用于考古断代 铀 U、U、U U核燃料 (1)任何原子都由质子、中子、电子构成(　　) (2)23Na和23Mg互为同位素(　　) (3)同位素原子的化学性质几乎相同，物理性质略有差异(　　) (4)原子的种类大于元素的种类(　　) (5)H和H＋为同一元素的不同微粒(　　) 【答案】　(1)×　(2)×　(3)√　(4)√　(5)√ 易错辨析 七、原子的相对原子质量与元素的相对原子质量 1．原子的相对原子质量＝。 2．元素的相对原子质量，是按照该元素各种核素所占的一定百分比计算出的 。 八、碱金属元素 1．碱金属元素的原子结构特点 碱金属元素原子结构的共同点是 相同，都是1个电子，不同点是 不同，其变化规律是随着核电荷数的增加，电子层数逐渐 ，原子半径逐渐 。 2．碱金属单质的物理性质 元素 Li、Na、K、Rb、Cs(原子序数增大) 相同点 除铯外，其余都呈 色，它们都比较柔软，有延展性，密度较 ，熔点较 ，导电、导热性很好 递变规律 密度 逐渐 (钠、钾反常) 熔、沸点 逐渐 个性特点 ①铯略带金色光泽；②锂的密度比煤油的小；③钠的密度比钾的大 3．碱金属单质的化学性质 从原子结构分析，碱金属元素原子的最外层都有1个电子，在反应中极易 电子，是化学性质非常活泼的金属，在自然界中都以 存在。 （1）与O2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。 4Li+O22Li2O 2Na+O2Na2O2 （2）与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。 2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 2K+2H2O==2KOH+H2↑ 大量实验证明，从Li到Cs，碱金属与O2、H2O的反应越来越 ，产物越来越复杂，说明金属性逐渐 。 (1)从锂到铯，碱金属元素单质的密度依次增大(　　) (2)由于Li、Na、K都能和O2、H2O反应，故实验室中三者都应保存在煤油中(　　) (3)Li、Na、K在空气中燃烧均生成过氧化物(　　) (4)碱金属元素原子随核电荷数增加，其单质与水反应越来越剧烈(　　) (5)可以通过钠和氯化锂溶液反应，判断钠和锂元素的金属性(　　) (6)碱金属元素在自然界中都以化合态形式存在(　　) 【答案】　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)√ 易错辨析 碱金属的特殊性质 （1）单质Na、K通常保存在煤油中，Li通常用固体石蜡密封。 （2）碱金属单质中只有Li与O2反应的产物为一种(Li2O)，其他单质与O2反应的产物至少有两种。 （3）碱金属元素的最高价氧化物对应水化物中只有LiOH微溶，其他均为易溶于水的强碱。 （4）碱金属还原性最强的是Cs，还原性最弱的是Li。 （5）碱金属单质与盐溶液反应时，可以看作碱金属单质先与H2O反应生成碱和H2，而非直接与盐发生置换反应。 易错提醒 九、卤族元素 1．卤族元素的原子结构及其特点 卤族元素包括：F、Cl、Br、I(写元素符号，还包括At和Ts，但中学阶段不讨论)。原子结构特点： （1）相似性：最外层电子数都是 。 （2）递变性：F→I，核电荷数逐渐 ，电子层数逐渐 ，原子半径逐渐 。 2．卤素单质的物理性质 F2 Cl2 Br2 I2 颜色、状态 色气体 色气体 色液体 色固体 密度 逐渐 熔、沸点 逐渐 3．卤素单质的化学性质 从原子结构分析，卤族元素原子的最外层都有7个电子，在反应中极易 电子，是典型的非金属元素，在自然界中都以 存在。 （1）与H2反应 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 在暗处即能反应 H2＋F2===2HF Cl2 光照或点燃 H2＋Cl22HCl Br2 加热 H2＋Br22HBr 不如氯化氢稳定 I2 不断加热 H2＋I22HI 不稳定 结论：从F2到I2，与H2反应剧烈程度依次 ，生成气态氢化物的稳定性依次 ，说明非金属性 。 （2）卤素单质间的置换反应 实验操作 实验现象 化学方程式 溶液颜色变为橙色 2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2 溶液颜色变为褐色 2KI＋Br2===2KBr＋I2 溶液颜色变为褐色 2KI＋Cl2===2KCl＋I2 结论：F2、Cl2、Br2、I2三种卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是 ，相应卤素离子的还原性由强到弱的顺序是 。 (1)卤素单质越活泼，其熔、沸点越高(　　) (2)从F到I，卤族元素气态氢化物稳定性逐渐增强(　　) (3)卤素单质随原子序数的递增，密度逐渐增大(　　) (4)从F→I，其单质与H2化合的难易程度是由难到易(　　) (5)F2、Cl2、Br2与H2O反应的原理相同(　　) (6)F－、Cl－、Br－的还原性依次增强(　　) 【答案】　(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×　(6)√ 易错辨析 卤素单质的特殊性质 （1）氟元素无正价，无含氧酸，是最活泼的非金属元素。 （2）在常温下Br2是唯一的一种液态非金属单质，液溴有很强的腐蚀性，易挥发。 （3）碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色(检验I2)。 （4）Cl2、Br2、I2易溶于有机溶剂(如苯、CCl4、汽油等)。 （5）HF是弱酸，而HCl、HBr、HI是强酸。 （6）较活泼的卤素单质可以将较不活泼的卤素单质从其盐溶液(或卤化氢)中置换出来。注意F2除外，这是因为F2极易与溶液中的H2O反应而置换出O2，这也说明F2的氧化性强于O2。 易错提醒 十、同主族元素的性质与原子结构的关系 元素金属性强弱、非金属性强弱比较方法 1．判断元素金属性强弱的方法 （1）与O2化合的难易程度。 （2）与H2O(或与酸)反应的剧烈程度。 （3）最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。 （4）金属单质间的置换反应。 2．判断元素非金属性强弱的方法 （1）单质与H2化合的难易程度。 （2）简单气态氢化物的稳定性。 （3）最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 学科网（北京）股份有限公司 $ 4.1 原子结构与元素周期表 一、原子的构成 1．构成原子的微粒 原子 2．质量数 （1）概念：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。 （2）构成原子的粒子间的两个关系 ①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) ②质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数 3．原子构成的表示方法 一般用符号 X 表示，X用元素符号表示，A表示质量数，Z表示质子数。 4．原子的质量数与相对原子质量的关系 （1）联系：如果忽略电子的质量，质子、中子的相对质量分别取其近似整数值，那么，原子的相对原子质量在数值上与原子的质量数近似相等。 （2）区别：原子的相对原子质量是指该原子的真实质量与C质量的的比值，一般不是正整数，而原子的质量数是该原子的质子数和中子数的代数和，都是正整数。 二、原子核外电子排布 1．电子层的含义 多电子原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称之为电子层(如图所示)。 2．电子层表示方法 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 字母 K L M N O P Q 3．电子的能量与运动区域 （1）在离核较近的区域运动的电子能量较低。 （2）在离核较远的区域运动的电子能量较高。 （3）离核最近的电子层是K层，该电子层上的电子的能量最低。 4．原子核外电子的排布规律 下表是稀有气体元素原子的电子层排布，从中探究核外电子排布规律： 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 总结：原子核外电子排布规律——“五最” 一个最低 能量最低原理：核外电子一般总是先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里。即按K→L→M→N→……的顺序排列 四个 最多 各电子层最多容纳2n2个电子。如K、L、M、N层最多容纳电子数分别为2、8、18、32 最外层最多容纳的电子数为8个(K层为最外层时最多容纳2个) 次外层最多能容纳的电子数为18个 倒数第三层电子最多不超过32个。 （1）核外电子排布规律是相互联系的，不能孤立地、机械地理解和套用。当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多只能排布8个电子。 （2）最外层8个电子(K层为最外层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。当元素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式(得失电子或形成共用电子对)使其结构趋于稳定。 易错提醒 5．核外电子排布的表示方法——原子或离子结构示意图 （1）原子结构示意图（以钠原子为例） （2）离子结构示意图 原子得到或失去一定数目的电子　形成阴离子或阳离子，原子核不发生改变。因此，简单离子可用离子结构示意图表示其核外电子排布，如Cl－：、Na＋：。 （3）画出下列原子或离子的结构示意图 ①S， S2－ ②Ca， Ca2＋ （1）原子结构示意图能够较直观地表示出原子核内的质子数和核外电子的分层排布情况，根据原子结构示意图可以判断出相应的元素种类。 （2）由离子结构示意图可推断出离子的核电荷数、质子数和核外电子数的关系： 阳离子的核外电子数＝质子数(Z)－阳离子所带的电荷数 阴离子的核外电子数＝质子数(Z)+阳离子所带的电荷数 易错提醒 三、元素周期表的诞生和发展 1．诞生：1869年，俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大的顺序排列，将化学性质相似的元素放在一个纵列，制出了第一张元素周期表。 2．演变：为未知元素留下的空位先后被填满。 3．现行：元素的排序依据为原子的核电荷数。 四、元素周期表的结构 1．编排原则 （1）原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号。 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 （2）把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。 （3）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由上而下排成纵列。 2．元素周期表的结构 （1）周期：周期序数＝电子层数 周期分类 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 （2）族：主族序数＝原子的最外层电子数 族分类 主族 副族 第Ⅷ族 0族 总数 族数目 7 7 1 1 16 列数目 7 7 3 1 18 ①族包括三种类型：主族、副族和0族。主族元素的族序数后标A，如第ⅠA族；副族元素的族序数后标B(除了第Ⅷ族)，如第ⅡB族。 ②主族元素包括除He、Ne、Ar之外的所有短周期元素及部分长周期元素；副族元素全在长周期内；第8、9、10三个纵列叫做Ⅷ族。 （3）过渡元素：元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族，其中包括了第Ⅷ族，共10个纵列，全部是金属元素，统称为过渡元素。为了使元素周期表的结构美观，分别将第六、七周期的各15种元素统称为镧系元素(57～71号)、锕系元素(89～103号)，镧系元素和锕系元素各占一格，并在元素周期表的下方单独列出。 （4）常见族的别称 族 别称 第ⅠA族(氢除外) 碱金属元素 第ⅦA族 卤族元素 0族 稀有气体元素 （5）元素周期表记忆口诀 横行叫周期，现有一至七； 竖列称作族，总共十六族； Ⅷ族最特殊，三列是一族； 镧锕各十五，均属ⅢB族。 五、元素周期表的应用 1．预测新元素 为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。 2．寻找新物质 3．在元素推断中的应用：元素的位置与原子结构的互相推断 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＝核外电子数 （2）实例 ①X元素是第三周期第ⅠA族元素，则该元素原子有3个电子层，最外层电子数是1，即为钠元素。 ②Y元素的原子序数是16，则该元素的原子结构示意图是，其在周期表中的位置是第三周期第ⅥA族。 六、核素和同位素 1．核素 （1）概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。 （2）核素的表示方法 X表示质量数是A，质子数是Z的X原子。 2．同位素 （1）概念：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）特点 ①位置：质子数相同，故元素符号相同，在周期表中占据同一位置。 ②构成：相同的质子数，不同的中子数。 ③性质：同位素的核外电子层结构相同，因此化学性质几乎相同；因质量数不同，物理性质略有差异。 3．元素、核素、同位素和同素异形体的区别 项目 内容 名称 元素 核素 同位素 同素异形体 本质 质子数相同的一类原子 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的原子 同种元素形成的不同单质 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 化学性质几乎完全相同 元素相同、性质不同 决定因素 质子数 质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、结构 举例 H、C、O三种元素 H、H、H C、O五种核素 H、H、H互为同位素 O2与O3互为同素异形体 4．常见元素的同位素及其用途 氢 H、H(D)、H(T) H(D)、H(T)用于制氢弹 氧 O、O、O O用于示踪原子 碳 C、C、C C用于考古断代 铀 U、U、U U核燃料 七、原子的相对原子质量与元素的相对原子质量 1．原子的相对原子质量＝。 2．元素的相对原子质量，是按照该元素各种核素所占的一定百分比计算出的平均值。 八、碱金属元素 1．碱金属元素的原子结构特点 碱金属元素原子结构的共同点是最外层电子数相同，都是1个电子，不同点是电子层数和原子半径不同，其变化规律是随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 2．碱金属单质的物理性质 元素 Li、Na、K、Rb、Cs(原子序数增大) 相同点 除铯外，其余都呈银白色，它们都比较柔软，有延展性，密度较小，熔点较低，导电、导热性很好 递变 规律 密度 逐渐增大(钠、钾反常) 熔、沸点 逐渐降低 个性特点 ①铯略带金色光泽；②锂的密度比煤油的小；③钠的密度比钾的大 3．碱金属单质的化学性质 从原子结构分析，碱金属元素原子的最外层都有1个电子，在反应中极易失去电子，是化学性质非常活泼的金属，在自然界中都以化合态存在。 （1）与O2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。 4Li+O22Li2O 2Na+O2Na2O2 （2）与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。 2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 2K+2H2O==2KOH+H2↑ 大量实验证明，从Li到Cs，碱金属与O2、H2O的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，说明金属性逐渐增强。 碱金属的特殊性质 （1）单质Na、K通常保存在煤油中，Li通常用固体石蜡密封。 （2）碱金属单质中只有Li与O2反应的产物为一种(Li2O)，其他单质与O2反应的产物至少有两种。 （3）碱金属元素的最高价氧化物对应水化物中只有LiOH微溶，其他均为易溶于水的强碱。 （4）碱金属还原性最强的是Cs，还原性最弱的是Li。 （5）碱金属单质与盐溶液反应时，可以看作碱金属单质先与H2O反应生成碱和H2，而非直接与盐发生置换反应。 易错提醒 九、卤族元素 1．卤族元素的原子结构及其特点 卤族元素包括：F、Cl、Br、I(写元素符号，还包括At和Ts，但中学阶段不讨论)。原子结构特点： （1）相似性：最外层电子数都是7。 （2）递变性：F→I，核电荷数逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 2．卤素单质的物理性质 F2 Cl2 Br2 I2 颜色、状态 淡黄绿色气体 黄绿色气体 深红棕色液体 紫黑色固体 密度 逐渐增大 熔、沸点 逐渐升高 3．卤素单质的化学性质 从原子结构分析，卤族元素原子的最外层都有7个电子，在反应中极易得到电子，是典型的非金属元素，在自然界中都以化合态存在。 （1）与H2反应 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 在暗处即能反应 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 结论：从F2到I2，与H2反应剧烈程度依次减弱，生成气态氢化物的稳定性依次减弱，说明非金属性逐渐减弱。 （2）卤素单质间的置换反应 实验操作 实验现象 化学方程式 溶液颜色变为橙色 2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2 溶液颜色变为褐色 2KI＋Br2===2KBr＋I2 溶液颜色变为褐色 2KI＋Cl2===2KCl＋I2 结论：F2、Cl2、Br2、I2三种卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2>Br2>I2，相应卤素离子的还原性由强到弱的顺序是I－>Br－>Cl－>F－。 卤素单质的特殊性质 （1）氟元素无正价，无含氧酸，是最活泼的非金属元素。 （2）在常温下Br2是唯一的一种液态非金属单质，液溴有很强的腐蚀性，易挥发。 （3）碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色(检验I2)。 （4）Cl2、Br2、I2易溶于有机溶剂(如苯、CCl4、汽油等)。 （5）HF是弱酸，而HCl、HBr、HI是强酸。 （6）较活泼的卤素单质可以将较不活泼的卤素单质从其盐溶液(或卤化氢)中置换出来。注意F2除外，这是因为F2极易与溶液中的H2O反应而置换出O2，这也说明F2的氧化性强于O2。 易错提醒 十、同主族元素的性质与原子结构的关系 元素金属性强弱、非金属性强弱比较方法 1．判断元素金属性强弱的方法 （1）与O2化合的难易程度。 （2）与H2O(或与酸)反应的剧烈程度。 （3）最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。 （4）金属单质间的置换反应。 2．判断元素非金属性强弱的方法 （1）单质与H2化合的难易程度。 （2）简单气态氢化物的稳定性。 （3）最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 学科网（北京）股份有限公司 $