《高一化学下学期期末专项复习（人教版必修2）》专题02 元素周期律【知识梳理】

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专题 02 元素周期律

知识梳理

【原子核外电子的排布】

一．核外电子的分层排布

在多电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在

离核较远的区域内运动的电子能量较高，把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层 (如右图)。

电子总是先从内层层排起，这又叫核外电子的分层排布。其关系如下表：

电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7

符号 K L M N O P Q

离核远近由近到远

能量高低由低到高

1．核外电子的排布规律

（1）各电子层最多容纳__2n 2

_ _个电子；

（2）最外层电子数不超过__8___个 (K 层为最外层时不超过__2__个)；

（3）次外层电子数不超过__18__个；倒数第三层电子数不超过__32__个

（4）核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步_ 升高 _ 的电子

层。

2．结构示意图

3．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。

二．元素的原子结构和原子半径及主要化合价的变化规律

1．原子半径大小的比较

同主族从上到下，原子半径逐渐增大。同周期从左到右，原子半径逐渐减小。

例：Li、Na、K Li < Na < K ；Na、Mg、Al Na > Mg > Al

2．离子半径大小的比较

（1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较，“序大径小”

电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力增加，半径减小。

例：比较 O2-、Na+、Mg2+、Al3+ 半径大小： O 2-

> Na +

> Mg 2+

> Al 3+

（2）同主族离子半径大小的比较

元素周期表中从上到下，电子层数逐渐增加，离子半径逐渐增大。

例：F-、Cl-、Br- F -

< Cl -

< Br -

（3）同一元素的不同粒子的半径大小比较

同种元素的各种微粒核外电子数越多，半径越大，高价阳离子半径小于低价离子半径。

例：Fe、Fe2+、Fe3+ Fe > Fe 2+

> Fe 3+

Cl、Cl- Cl < Cl -

3．主要化合价

原子序数最高正价或最低负价的变化

1~2 +1

3~10 +1 +4 +5

-4 -1

11~18 +1 +4 +5 +7

-4 -1

① 主族元素的最高正化合价=___主族序数 _ ___=___最外层电子数 _ __

② 非金属最高正价+|最低负化合价|= 8

【记忆】常见的“10 电子”“18 电

子”微粒

(1)常见的“10 电子”微粒

(2)常见的“18 电子”微粒

【元素周期律】

一．第三周期元素金属性和非金属性的变化

1. 钠、镁、铝的性质比较：

性质 Na Mg Al

单质与水（或酸）

的反应情况

与冷水反应剧烈与冷水反应缓慢，与沸水

反应迅速，放出氢气；与

酸反应剧烈放出氢气

与水几乎不反应；与酸反

应剧烈，放出氢气

最高价氧化物对应

水化物的碱性强弱

NaOH

强碱

Mg(OH)2

中强碱

Al(OH)3

两性氢氧化物

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