原子核外电子排布规律资料

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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、  阴离子更同一周期稀有气体的电子排布相同：负氧离子，氟离子和氖的核外电子排布是相同的。 （2）等电子粒子（注意主要元素在周期表中的相对位置）   ①10电子粒子:CH4、N-3、NH-2、NH3、NH+4、O-2、OH-、H2O、H3O+、F-、HF、Ne、Na+、Mg+2、Al+3等。   ②18电子粒子：SiH4、P-3、PH3、S-2、HS-、H2S、Cl-、HCl、Ar、K+、Ca+2、PH+4等。     特殊情况：F2、H2O2、C2H6、CH3OH   ③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：Na+、NH+4、

3、H3O+等；阴离子有：F-、OH-、NH-2；         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：11H  （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

4、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

5、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2,8,8,18,18,32   ②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）的元素，所属所在族的序数及主要化合价

6、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

7、逐渐增大；同主族元素自上而下，原子半径逐渐增大。 （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

8、，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：1s<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