2020-2021学年高一化学下学期期中专项复习02 元素周期律【知识梳理】.doc

《2020-2021学年高一化学下学期期中专项复习02 元素周期律【知识梳理】.doc》由会员上传分享，免费在线阅读，更多相关内容在教育资源-天天文库。

1、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)1234567符号KLMNOPQ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__2n2__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

2、__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。【注意】以上四条规律相互联系和制约，一般以少为准，如K原子为而不能写成，因为尽管第三层最多可排2×32＝18个，但作为最外层不能超过8个。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

3、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、KLiMg>Al2．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：O2->Na+>Mg2+>Al3+（2）同主族离子半径大小的比较元素周

4、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-Fe2+>Fe3+Cl、Cl-Cl

5、最低负化合价

6、=8【记忆】常见的“10电子”“18电子”微粒(1)常

7、见的“10电子”微粒(2)常见的“18电子”微粒【元素周期律】一.原子结构的周期性变化项目同周期(左→右)同主族(上→下)核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多最外层电子数（主族）逐渐增大相同原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阴离子)_＞_r(阳离子)逐渐增大从前面学习中，我们认识到，随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。二．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NaMgAl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

8、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Na、Mg、Al，从左到右，金属性依次减弱2.硅、磷、硫、氯的性质比较性质SiPSCl非金属单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应须加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物对应水化物的酸性强弱H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4比H2SO4更强的酸Si、P、S、Cl非金属性依次增强【小结】第三周期元素性质变化规律：从NaC1，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同周期元素性质递变规律：从左右，

9、金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。三.元素周期律1.内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。2.实质：是原子核外电子排布呈现周期性变化的结果。3.元素性质的周期性变化规律内容同周期(左→右)同主族(上→下)化合价最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)最低负化合价＝－(8－主族序数)相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对

10、应的水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐