4.1 原子结构与元素周期表（知识清单）化学人教版必修第一册

该高中化学知识清单系统梳理了物质结构与元素周期律的核心内容。从原子构成（微粒性质、质量数、表示方法）出发，学习核外电子排布规律及结构示意图，进而理解元素周期表的编排原则与结构，再通过核素、同位素概念过渡到碱金属和卤族元素的原子结构及性质递变，形成微观到宏观的学习支架。 知识链路以“原子结构→元素周期表→同主族元素性质”为逻辑主线，体现“结构决定性质”的化学观念。通过问题驱动、表格对比、实验现象分析等科学思维方法，结合填空、结论总结等习题设计，帮助学生构建完整知识框架，强化对物质组成与变化规律的理解应用。

第四章 物质结构 元素周期律 第一节 原子结构与元素周期表 一、原子的构成 1．构成原子的微粒及其性质 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 ，所得的数值叫做质量数，常用 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＝核电荷数＝ 。 【问题1】　原子的质量数是否就是原子的相对原子质量？请举例说明。 3．原子的表示方法 原子 质子数(Z) 中子数(N) 表示方法 F 9 10 Na 11 12 Al 13 14 【问题2】填写下列表格并思考离子的核外电子数、质子数、电荷数之间的关系。 粒子符号 质子数(Z) 质量数(A) 中子数(N) 电荷数 核外电子数 Na＋ 11 23 Cl－ 17 37 【结论】阳离子中核外电子数＝ － ； 阴离子中核外电子数＝ ＋ 。 二、原子核外电子排布 1．电子层 (1)概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在 的区域内运动。我们把不同的区域简化为 ，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 离核远近 由 到 能量高低 由 到 2.电子分层排布 阅读教材思考与讨论中稀有气体元素原子的电子层排布规律 (1)能量最低原理 核外电子总是优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……顺序排列。 (2)电子层最多容纳的电子数 ①第n层最多容纳 个电子。如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为 、 、 、 。 ②最外层电子数目最多不能超过 个(K层为最外层时不能超过 个)。 ③次外层最多能容纳的电子数不超过 个。 3．核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 (1)钠的原子结构示意图 (2)画出下列原子或离子的结构示意图 ①S：，S2－：； ②Ca：，Ca2＋：。 三、元素周期表 1．发展历程 2．元素周期表的编排原则 (1)周期：把 相同的元素，按 的顺序从左到右排成的横行。 (2)族：把不同横行中 相同的元素，按 的顺序从上而下排成的纵列。 3．元素周期表的结构 (1)周期(7个横行，7个周期) 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 (2)族(18个纵列，16个族) 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列 3 4 5 6 7 11 12 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB Ⅷ族：第 、 、 列，共3个纵列 0族 第 纵列 4．族的分类 16个族分为7个主族、7个副族、1个第Ⅷ族和1个0族。 5．常见族的别称 族 别名 第ⅠA族(除氢外) 碱金属元素 第ⅦA族 卤族元素 0族 稀有气体元素 6．元素周期表中的方格中各符号的意义 7．元素周期表记忆口诀 横行叫周期，现有一至七； 三四分长短，四长副族现； 竖行称作族，总共十六族； Ⅷ族最特殊，三列是一族； 二三分主副，先主后副族； 镧锕各十五，均属ⅢB族。 四、核素 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)实例 ①氢元素的三种核素 原子符号 (X) 原子名称 氢元素的原子核 质子数(Z) 中子数(N) H 氕 H或D 氘 H或T 氚 ②氧元素的三种核素：O、 和O。 ③碳元素的三种核素：C、C和C。 ④铀元素有U、U、U等核素。 2．同位素 (1)概念 质子数相同而 不同的同一元素的不同原子互为同位素(即同一元素的不同核素互为同位素)。 (2)性质 ①同一元素的各同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质基本相同。 ②天然存在的同位素，相互间保持一定的比率。 (3)用途 ①考古时利用C测定一些文物的年代。 ②H和H用于制造氢弹。 ③利用放射性同位素释放的射线育种、给金属探伤、诊断和治疗疾病等。 五、碱金属元素的原子结构及特点 1．元素符号与原子结构示意图 2．原子结构特点 ①相似性：最外层电子数都是 。 ②递变性：从Li→Cs， 逐渐增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 六、碱金属单质的化学性质 1．钠、钾与氧气反应的比较 实验装置 实验现象 钠(或钾)受热后先熔化，然后与氧气剧烈反应，钠产生黄色火焰【钾产生紫色火焰(透过蓝色钴玻璃观察)，钾反应更剧烈】 化学方程式 (钾与氧气反应生成多种氧化物，在中学阶段不作介绍) 实验结论 金属的活泼性： 2．钠、钾与水反应的比较 反应 钠与水的反应 钾与水的反应 操作 在烧杯中加入一些水，滴入几滴酚酞溶液。切取一块绿豆大的钠或钾，用镊子夹取并投入水中 现象 相同点：金属浮在水面上；熔成闪亮的小球；小球四处游动；发出“嘶嘶”的响声；反应后的溶液呈红色 不同点：钾与水的反应有轻微爆炸声或着火燃烧 化学方程式 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 结论 与水反应剧烈程度： ；金属的活泼性： 3．碱金属元素的化学性质与原子结构之间的关系 从Li→Cs，随着核电荷数增加，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→元素的原子失电子能力逐渐 →元素的金属性逐渐 。 七、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，它们都比较软，有延展性，密度较小，熔点较 ，导电、导热性强 递变 规律 密度 逐渐 (钠、钾反常) 熔、沸点 逐渐 个性特点 ①铯略带金属光泽；②锂的密度比煤油的小；③钠的密度比钾大 八、卤族元素 卤族元素简称卤素，包括(填名称及符号) 、 、 、 和砹(At)、(Ts)。 1．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 逐渐增大 熔、沸点 逐渐升高 2.原子结构特点(F→I) (1)相似性：最外层电子数均为 。 (2)递变性：电子层数逐渐 ，原子半径逐渐 。 九、卤族元素的相似性与递变性 3．卤素单质的化学性质 (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 暗处 很稳定 Cl2 光照或点燃 较稳定 Br2 加热 不如氯化氢稳定 I2 不断加热 不稳定 结论 从F2到I2，与H2反应所需要的条件逐渐 ，反应剧烈程度依次 ，生成气态氢化物的稳定性依次 (2)卤素单质间的置换反应——比较卤素单质氧化性 实验操作 实验现象 化学方程式 静置后，液体呈橙色 静置后，液体呈红棕色 静置后，液体呈褐色 结论 Cl2→I2氧化性逐渐 ，相应卤素离子还原性逐渐 4．卤素性质的递变规律及原因 从F→I，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 ，原子得电子能力逐渐 ，非金属性逐渐 。 5．周期表中同主族元素的相似性与递变性 在周期表中，同主族元素从上到下，电子层数增多，原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，所以金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。 注意事项： 粒子中的电性关系 ①分子或原子：质子数＝核外电子数 ②阳离子Xn＋：质子数＝核外电子数＋n ③阴离子Xn－：质子数＝核外电子数－n 易错提醒： (1)核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。如钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制，其原子结构示意图为而不是。 (2)通常把最外层有8个电子(外层为K层时，只有2个电子)的结构，称为相对稳定结构。 易错提醒： (1)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。 (2)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。 (3)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。 (4)113～118号元素的中文名称依次为、、镆、、、。 易错提醒： (1)“核素”属于微观概念，核素界定的是一种原子，它由质子数和中子数共同确定，即原子核内质子数相同、中子数也相同的原子才是同一种核素，如H、H、H、C、C、C各为一种核素。 (2)同一元素的不同核素，中子数不同，质量数不同，物理性质略有不同，但化学性质几乎相同。 (3)“同位”指核素的质子数相同，在元素周期表中占有相同的位置，如Li与Li互为同位素，而40K和40Ca不互为同位素。 拓展内容： (1)碱金属还原性最强的是Cs，还原性最弱的是Li。 (2)由于Li、Na、K都能与O2和H2O反应，故实验室中Na、K保存在煤油中，Li(密度比煤油的小)常保存在液体石蜡中。 (3)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。 拓展内容： 卤素单质的特殊性 (1)Cl2易液化，Br2易挥发，I2易升华。 (2)常温下呈液态的非金属单质是Br2，淀粉溶液遇I2变蓝。 (3)活泼的卤素单质能置换出较不活泼的卤素单质，但F2不能从NaCl溶液中置换出Cl2，原因是2F2＋2H2O===4HF＋O2。 规律总结： 从F→I，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，原子得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。 1．核素的质量数近似等于其相对原子质量。 2．元素是宏观概念，原子是微观概念，所以质量数是指某一原子的质量数，而不能说是某一元素的质量数，元素没有质量数。 3．一种元素可以有多种不同的核素，即可存在不同的原子，所以元素的种类数远小于原子的种类数；一种元素也可能只有一种核素。 4．有多少种核素就有多少种原子。 5．判断某组微粒是同位素还是同素异形体，关键是要确定微粒的类别。只有原子才可能是同位素，单质才可能是同素异形体。 6．同位素中的“位”即核素的位置相同，即在元素周期表中占同一个位置。 7．元素、核素、同位素的判断方法 （1）判断元素、核素和同位素时，要抓住各种粒子的本质。质子数相同的原子就是同种元素；质子数和中子数均相同的就是同种原子，也称为核素，同种元素的不同核素互称同位素。 （2）分析原子表示符号的几组数字。X，只要Z相同，就是同种元素；Z和A均相同，是同种核素；Z相同，A不相同的互称同位素；Z不相同的不论A是否相同，均不是同种元素，更不能称为同位素。 8．画结构示意图时，分清是原子还是离子。 9．画结构示意图时，小圆圈内的“＋”不能丢掉，小圆圈内也不能错写为元素符号。 10．F2是唯一从水中置换出O2的非金属单质：2F2＋2H2O＝4HF＋O2。 11．溴有很强的腐蚀性，液溴易挥发，保存时要加一些水进行“水封”；溴是常温常压下唯一的液态的非金属单质。 12．碘可升华，遇淀粉溶液变蓝(检验I2)。 13．卤素单质与变价金属(如Fe)反应：2Fe＋3X2＝2FeX3(X＝F、Cl、Br),Fe＋I2＝FeI2。 14．Cl2、Br2、I2易溶于有机溶剂苯、CCl4、汽油等。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第四章 物质结构 元素周期律 第一节 原子结构与元素周期表 一、原子的构成 1．构成原子的微粒及其性质 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＝核电荷数＝核外电子数。 【问题1】　原子的质量数是否就是原子的相对原子质量？请举例说明。 【解析】不一定。如S的质量数为32，而硫原子的相对原子质量为32.06，两者数值上相近但不相等。 3．原子的表示方法 原子 质子数(Z) 中子数(N) 表示方法 F 9 10 F Na 11 12 Na Al 13 14 Al 【问题2】填写下列表格并思考离子的核外电子数、质子数、电荷数之间的关系。 粒子符号 质子数(Z) 质量数(A) 中子数(N) 电荷数 核外电子数 Na＋ 11 23 12 1 10 Cl－ 17 37 20 1 18 【结论】阳离子中核外电子数＝质子数－电荷数； 阴离子中核外电子数＝质子数＋电荷数。 二、原子核外电子排布 1．电子层 (1)概念：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 2.电子分层排布 阅读教材思考与讨论中稀有气体元素原子的电子层排布规律 (1)能量最低原理 核外电子总是优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……顺序排列。 (2)电子层最多容纳的电子数 ①第n层最多容纳2n2个电子。如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为2、8、18、32。 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。 3．核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 (1)钠的原子结构示意图 (2)画出下列原子或离子的结构示意图 ①S：，S2－：； ②Ca：，Ca2＋：。 三、元素周期表 1．发展历程 2．元素周期表的编排原则 (1)周期：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的横行。 (2)族：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从上而下排成的纵列。 3．元素周期表的结构 (1)周期(7个横行，7个周期) 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 (2)族(18个纵列，16个族) 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列 3 4 5 6 7 11 12 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB Ⅷ族：第8、9、10列，共3个纵列 0族 第18纵列 4．族的分类 16个族分为7个主族、7个副族、1个第Ⅷ族和1个0族。 5．常见族的别称 族 别名 第ⅠA族(除氢外) 碱金属元素 第ⅦA族 卤族元素 0族 稀有气体元素 6．元素周期表中的方格中各符号的意义 7．元素周期表记忆口诀 横行叫周期，现有一至七； 三四分长短，四长副族现； 竖行称作族，总共十六族； Ⅷ族最特殊，三列是一族； 二三分主副，先主后副族； 镧锕各十五，均属ⅢB族。 四、核素 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)实例 ①氢元素的三种核素 原子符号 (X) 原子名称 氢元素的原子核 质子数(Z) 中子数(N) H 氕 H或D 氘 H或T 氚 ②氧元素的三种核素：O、O和O。 ③碳元素的三种核素：C、C和C。 ④铀元素有U、U、U等核素。 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为同位素(即同一元素的不同核素互为同位素)。 (2)性质 ①同一元素的各同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质基本相同。 ②天然存在的同位素，相互间保持一定的比率。 (3)用途 ①考古时利用C测定一些文物的年代。 ②H和H用于制造氢弹。 ③利用放射性同位素释放的射线育种、给金属探伤、诊断和治疗疾病等。 五、碱金属元素的原子结构及特点 1．元素符号与原子结构示意图 2．原子结构特点 ①相似性：最外层电子数都是1。 ②递变性：从Li→Cs，核电荷数逐渐增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 六、碱金属单质的化学性质 1．钠、钾与氧气反应的比较 实验装置 实验现象 钠(或钾)受热后先熔化，然后与氧气剧烈反应，钠产生黄色火焰【钾产生紫色火焰(透过蓝色钴玻璃观察)，钾反应更剧烈】 化学方程式 2Na＋O2Na2O2(钾与氧气反应生成多种氧化物，在中学阶段不作介绍) 实验结论 金属的活泼性：K>Na 2．钠、钾与水反应的比较 反应 钠与水的反应 钾与水的反应 操作 在烧杯中加入一些水，滴入几滴酚酞溶液。切取一块绿豆大的钠或钾，用镊子夹取并投入水中 现象 相同点：金属浮在水面上；熔成闪亮的小球；小球四处游动；发出“嘶嘶”的响声；反应后的溶液呈红色 不同点：钾与水的反应有轻微爆炸声或着火燃烧 化学方程式 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 2K＋2H2O===2KOH＋H2↑ 结论 与水反应剧烈程度：K>Na；金属的活泼性：K>Na 3．碱金属元素的化学性质与原子结构之间的关系 从Li→Cs，随着核电荷数增加，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→元素的原子失电子能力逐渐增强→元素的金属性逐渐增强。 七、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，它们都比较软，有延展性，密度较小，熔点较低，导电、导热性强 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铯略带金属光泽；②锂的密度比煤油的小；③钠的密度比钾大 八、卤族元素 卤族元素简称卤素，包括(填名称及符号)氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)和砹(At)、(Ts)。 1．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 2.原子结构特点(F→I) (1)相似性：最外层电子数均为7。 (2)递变性：电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 九、卤族元素的相似性与递变性 3．卤素单质的化学性质 (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 暗处 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反应所需要的条件逐渐升高，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 (2)卤素单质间的置换反应——比较卤素单质氧化性 实验操作 实验现象 化学方程式 静置后，液体呈橙色 2KBr＋Cl2===2KCl＋Br2 静置后，液体呈红棕色 Cl2＋2KI=== 2KCl＋I2 静置后，液体呈褐色 Br2＋2KI=== 2KBr＋I2 结论 Cl2→I2氧化性逐渐减弱，相应卤素离子还原性逐渐增强 4．卤素性质的递变规律及原因 从F→I，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小，原子得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。 5．周期表中同主族元素的相似性与递变性 在周期表中，同主族元素从上到下，电子层数增多，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，所以金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 注意事项： 粒子中的电性关系 ①分子或原子：质子数＝核外电子数 ②阳离子Xn＋：质子数＝核外电子数＋n ③阴离子Xn－：质子数＝核外电子数－n 易错提醒： (1)核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。如钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制，其原子结构示意图为而不是。 (2)通常把最外层有8个电子(外层为K层时，只有2个电子)的结构，称为相对稳定结构。 易错提醒： (1)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。 (2)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。 (3)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。 (4)113～118号元素的中文名称依次为、、镆、、、。 易错提醒： (1)“核素”属于微观概念，核素界定的是一种原子，它由质子数和中子数共同确定，即原子核内质子数相同、中子数也相同的原子才是同一种核素，如H、H、H、C、C、C各为一种核素。 (2)同一元素的不同核素，中子数不同，质量数不同，物理性质略有不同，但化学性质几乎相同。 (3)“同位”指核素的质子数相同，在元素周期表中占有相同的位置，如Li与Li互为同位素，而40K和40Ca不互为同位素。 拓展内容： (1)碱金属还原性最强的是Cs，还原性最弱的是Li。 (2)由于Li、Na、K都能与O2和H2O反应，故实验室中Na、K保存在煤油中，Li(密度比煤油的小)常保存在液体石蜡中。 (3)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。 拓展内容： 卤素单质的特殊性 (1)Cl2易液化，Br2易挥发，I2易升华。 (2)常温下呈液态的非金属单质是Br2，淀粉溶液遇I2变蓝。 (3)活泼的卤素单质能置换出较不活泼的卤素单质，但F2不能从NaCl溶液中置换出Cl2，原因是2F2＋2H2O===4HF＋O2。 规律总结： 从F→I，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，原子得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。 1．核素的质量数近似等于其相对原子质量。 2．元素是宏观概念，原子是微观概念，所以质量数是指某一原子的质量数，而不能说是某一元素的质量数，元素没有质量数。 3．一种元素可以有多种不同的核素，即可存在不同的原子，所以元素的种类数远小于原子的种类数；一种元素也可能只有一种核素。 4．有多少种核素就有多少种原子。 5．判断某组微粒是同位素还是同素异形体，关键是要确定微粒的类别。只有原子才可能是同位素，单质才可能是同素异形体。 6．同位素中的“位”即核素的位置相同，即在元素周期表中占同一个位置。 7．元素、核素、同位素的判断方法 （1）判断元素、核素和同位素时，要抓住各种粒子的本质。质子数相同的原子就是同种元素；质子数和中子数均相同的就是同种原子，也称为核素，同种元素的不同核素互称同位素。 （2）分析原子表示符号的几组数字。X，只要Z相同，就是同种元素；Z和A均相同，是同种核素；Z相同，A不相同的互称同位素；Z不相同的不论A是否相同，均不是同种元素，更不能称为同位素。 8．画结构示意图时，分清是原子还是离子。 9．画结构示意图时，小圆圈内的“＋”不能丢掉，小圆圈内也不能错写为元素符号。 10．F2是唯一从水中置换出O2的非金属单质：2F2＋2H2O＝4HF＋O2。 11．溴有很强的腐蚀性，液溴易挥发，保存时要加一些水进行“水封”；溴是常温常压下唯一的液态的非金属单质。 12．碘可升华，遇淀粉溶液变蓝(检验I2)。 13．卤素单质与变价金属(如Fe)反应：2Fe＋3X2＝2FeX3(X＝F、Cl、Br),Fe＋I2＝FeI2。 14．Cl2、Br2、I2易溶于有机溶剂苯、CCl4、汽油等。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $