核外电子排布规律总结

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1、原子核外电子排布规律①能量最低原理:电子层划分为K

2、（注意主要元素在周期表中的相对位置）①10电子粒子:CH、N、NH、NH、NH、O、OH、HO、HO、F、HF、Ne、Na、Mg、Al等。②18电子粒子：SiH、P、PH、S、HS、HS、Cl、HCl、Ar、K、Ca、PH等。特殊情况：F、HO、CH、CHOH③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：Na、NH、HO等；阴离子有：F、OH、NH；HS、Cl等。前18号元素原子结构的特殊性：（1）原子核中无中子的原子：H（2）最外层有1个电子的元素：H、Li、Na；最外层有2个电子的元素:Be、Mg、He（3）最外层电子总数等于次外层电子数的元素：Be、Ar（4）最外层电子数等于次外层电子

3、数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne（5）最外层电子数是内层电子数一半的元素:Li、P（6）电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al（7）电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be（8）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si元素周期表的规律：（1）最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素，最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族元素，最外层电子数为8的元素是稀有气体（He例外）（2）在元素周期表中，同周期的ⅡA、ⅢA族元素的原子序数差别有：①第2、3周期（短周期）元素原子序数都相差1；②第4、5周期相差11；③

4、第6、7周期相差25（3）同主族、邻周期元素的原子序数差①位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅠA、ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素总数；相差的数分别为2,8,8,18,18,32②位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅢA～ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。例如，氯和溴的原子序数之差为35-17=18（溴所在第四周期所含元素的种数）。相差的数分别为8,18,18,32，32.③同主族非县令的原子序数差为上述连续数的加和，如H和Cs的原子序数为2+8+8+18+18=54（4）元素周期表中除Ⅷ族元素之外，原子序数为奇数（偶数）

5、的元素，所属所在族的序数及主要化合价也为奇数（偶数）。如：氯元素的原子序数为17，而其化合价有-1、+1、+3、+5、+7，最外层有7个电子，氯元素位于ⅦA族；硫元素的原子序数为16，而其化合价有-2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于ⅥA族。（5）元素周期表中金属盒非金属元素之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素，分界线左下方的元素为非金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性也有非金属性。每周期的最右边金属的族序数与周期序数相等，如：Al为第三周期ⅢA族。元素周期律：（1）原子半径的变化规律：同周期主族元素自左向右，原子半径逐渐增大；同主族元素自上而下，原子半

6、径逐渐增大。（2）元素化合价的变化规律：同周期自左向右，最高正价：+1～+7,最高正价=主族序数（O、F除外），负价由-4～-1，非金属负价=-（8-族序数）（3）元素的金属性：同周期自左向右逐渐减弱；同主族自上而下逐渐增强。（4）元素的非金属性：同周期制作仙游逐渐增强；同主族自上而下逐渐减弱。（5）最高价化合物对应水化物的酸、碱性：同周期自左向右酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；同主族自上而下酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。（6）非金属气态氢化物的形成难以、稳定性：同周期自左向右形成由难到易，稳定性逐渐增强；同主族自上而下形成由易到难，稳定性逐渐减弱。原子核外电子按照轨道式排布时遵守下列次序：1

7、s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p规律总结：s有1个轨道，最多容纳2个电子p有3个轨道，最多容纳6个电子d有5个轨道，最多容纳10个电子f有7个轨道，最多容纳14个电子每一个轨道可以容纳两个自选方向相反的电子s