知識(shí)點(diǎn)一 原子核外電子的排布
一、 電子層
1. 概念：在含有多個(gè)電子的原子里，電子分別在能量不同的區(qū)域內(nèi)運(yùn)動(dòng)，我們把不同的區(qū)域簡化為不連續(xù)的殼層，也稱作電子層。
2. 表示方法：通常吧能量最低、離核最近的電子層叫做第一層。能量稍高、離核稍遠(yuǎn)的電子層叫做第二層，由里往外以此類推。
二、 原子核外電子的排布規(guī)律（一低三不超）
1. 能量最低原理：原子核外電子總是盡可能優(yōu)先排布在能量低的電子層里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的電子層里，即電子最先排滿K層，當(dāng)K層排滿后再排布在L層，依此類推。
2. 原子核外各電子層最多容納2n2個(gè)電子（n為電子層序數(shù)）
3. 原子核外最外層電子不超過8個(gè)（K層作為最外層時(shí)，不超過2個(gè)）次外層電子不超過18個(gè)，倒數(shù)第三層電子不超過32個(gè)。
三、原子核外各電子層的電子排布
原子核外電子的排步
層序數(shù)
1
2
3
4
5
6
7
電子層符號(hào)
K
L
M
N
O
P
Q
離核遠(yuǎn)近
由近到遠(yuǎn)
能量
由低到高
各層最多容納的電子數(shù)
2×12=2
2×22=8
2×32=18
2×42=32
2×52=50
2×62=72
2×72=98
四、核外電子排布的表示方法——原子結(jié)構(gòu)示意圖
1.原子結(jié)構(gòu)示意圖：
2.離子結(jié)構(gòu)示意圖：原子通過得失電子形成離子，因此，原子結(jié)構(gòu)示意圖的遷移應(yīng)用于表示離子的結(jié)構(gòu)。
五、元素周期表中1-20號(hào)元素原子的結(jié)構(gòu)特征
1.最外層電子數(shù)和次外層電子數(shù)相等的原子有Be、Ar。
2. 最外層電子數(shù)和次外層電子數(shù)2倍的原子是C。
3. 最外層電子數(shù)和次外層電子數(shù)3倍的原子是O。
4. 最外層電子數(shù)和次外層電子數(shù)4倍的原子是Ne。
5.次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的原子有Li、Si。
6.內(nèi)層電子總數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的原子有Li、P。
7.電子層數(shù)和最外層電子數(shù)相等的原子有H、Be、Al。
8.電子層數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的原子是Li、Ca。
9.最外層電子數(shù)是電子層數(shù)2倍的原子有He、C、S。
10.最外層電子數(shù)是電子層數(shù)3倍的原子是O。
知識(shí)點(diǎn)二 元素周期律
元素周期律：元素的性質(zhì)（核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)、金屬性、非金屬性、最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸堿性、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性等）隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質(zhì)的周期性變化實(shí)質(zhì)是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。元素周期律包括三個(gè)方面，一是核外電子排布，二是原子半徑，三是元素主要化合價(jià)。
一、.原子核外電子排布、化合價(jià)變化規(guī)律
1.元素原子核外電子排布的周期性變化
隨著原子序數(shù)的遞增，每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的最外層電子數(shù)重復(fù)著從1到8（核外只有1個(gè)電子層時(shí)，最外層電子數(shù)最多為2），從不穩(wěn)定結(jié)構(gòu)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的變化，所以隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的最外層電子的排布呈周期性變化。
2.原子半徑的周期性變化：
隨著原子序數(shù)的遞增元素的原子半徑重復(fù)出現(xiàn)從大到小的周期性變化（稀有氣體除外）
(1)隨著原子序數(shù)的遞增，同周期元素的原子半徑逐漸減小。
（2）隨著原子序數(shù)的遞增，同主族元素的原子半徑依次增大。
3.元素化合價(jià)的周期性變化
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的最高正化合價(jià)從最低+1到最高+7（H除外，F(xiàn)無正價(jià)，通常O也沒有正價(jià)），再到稀有氣體元素的0價(jià)呈周期性變化；元素的化合價(jià)從無（金屬無負(fù)價(jià)）到有（非金屬有負(fù)價(jià)），從最低（-4價(jià)）到最高（-1價(jià)），再到稀有氣體元素的0價(jià)，也呈周期性變化。
1-18號(hào)元素的原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)情況;
元素
符號(hào)
元素
名稱
原子
序數(shù)
核外電
子排布
電子
層數(shù)
最外層電子數(shù)
原子半徑
相對(duì)原
子質(zhì)量
最高化合價(jià)
最低化合價(jià)
H
氫
1
1
1
1
0.037
1.008
+1
He
氦
2
2
1
2
--
4.003
0
Li
鋰
3
2，1
2
1
0.152
6.941
+1
Be
鈹
4
2，2
2
2
0.089
9.012
+2
B
硼
5
2，3
2
3
0.082
10.81
+3
C
碳
6
2，4
2
4
0.077
12.01
+4，-4
N
氮
7
2，5
2
5
0.075
14.01
+5，-3
O
氧
8
2，6
2
6
0.074
16.00
-2
F
氟
9
2，7
2
7
0.071
19.00
-1
Ne
氖
10
2，8
2
8
--
20.18
0
Na
鈉
11
2，8，1
3
1
0.168
22.99
+1
Mg
鎂
12
2，8，2
3
2
0.160
24.31
+2
Al
鋁
13
2，8，3
3
3
0.143
26.98
+3
Si
硅
14
2，8，4
3
4
0.117
28.09
+4，-4
P
磷
15
2，8，5
3
5
0.110
30.97
+5，-3
S
硫
16
2，8，6
3
6
0.102
32.06
+6，-2
Cl
氯
17
2，8，7
3
7
0.099
35.45
+7，-1
Ar
氬
18
2，8，8
3
8
--
39.95
0
備注：
（1） 具有2個(gè)電子的粒子有He、H2、H-、Li+、Be2+。
（2） 核外電子總數(shù)為10個(gè)電子的微粒共有15種。10電子微粒： 一核：Ne、N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+ 二核：HF、OH- 三核：H2O、NH2- 四核：NH3、H3O+ 五核：CH4、NH4+
（3） 核外電子總數(shù)為18個(gè)電子的微粒共有16種。18電子微粒： 一核：Ar、K+、Ca2+、Cl-、P3+、S2- 二核：F2、HCl、HS- 三核：H2S 四核：PH3、H2O2 五核：SiH4 六核：N2H4、CH3OH、其他C2H6
（4） 核外電子總數(shù)及質(zhì)子總數(shù)均相同的粒子：
①Na+、NH4+、H3O+ ② F-、OH-、NH2- ③Cl-、HS- ④N2、CO、C2H2
二、元素的金屬性與非金屬性的變化規(guī)律
（一）規(guī)律總結(jié)：
1.同一周期（除稀有氣體外）從左到右，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬逐漸增強(qiáng)，原子失去電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強(qiáng)。
2.同主族元素性質(zhì)具有遞變性---從上到下，原子半徑增大，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬逐漸減弱，元素原子失電子能力增強(qiáng)，得電子能力減弱
（二）Na、Mg、Al三種金屬元素的金屬性強(qiáng)弱比較
可以通過金屬與水、酸反應(yīng)及最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物堿性強(qiáng)弱進(jìn)行比較，具體內(nèi)容和結(jié)論如下：
元 素
鈉
鎂
鋁
單質(zhì)與水反應(yīng)
與冷水劇烈反應(yīng)，產(chǎn)生氫氣
與冷水反應(yīng)緩慢，與熱水反應(yīng)迅速，放出氫氣
與冷水很難反應(yīng)，與熱水緩慢反應(yīng)
單質(zhì)與鹽酸反應(yīng)
---
劇烈反應(yīng)
劇烈反應(yīng)，但較鎂慢
最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物
化學(xué)式
NaOH
Mg(OH) 2
Al(OH)3
堿 性
強(qiáng)堿
中強(qiáng)堿
兩性氫氧化物
堿性逐漸減弱→
結(jié) 論
鈉、鎂、鋁三種元素原子失去電子能力逐漸減弱，即金屬性（還原性）逐漸減弱
(三)Si、P、S、Cl非金屬性的遞變規(guī)律：
可以通過四種非金屬元素的單質(zhì)與H2化合的難易、生成氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性以及最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)弱加以判斷。
元 素
硅
磷
硫
氯
單質(zhì)與氫氣反應(yīng)條件
高溫
磷蒸氣與氫氣能反應(yīng)
加熱
光照或點(diǎn)燃時(shí)發(fā)生爆炸而化合
氣態(tài)氫化物
化學(xué)式
SiH4
PH3
H2S
HCl
穩(wěn)定性
極易分解，很不穩(wěn)定
不穩(wěn)定
較不穩(wěn)定
很穩(wěn)定
最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物（含氧酸）酸性強(qiáng)弱
化學(xué)式
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HclO4
酸 性
弱酸
中強(qiáng)酸
強(qiáng)酸
強(qiáng)酸（比H2SO4酸性強(qiáng)）
酸性逐漸增強(qiáng)→→
結(jié) 論
非金屬性逐漸增強(qiáng)→
（四）規(guī)律總結(jié)：
通過對(duì)第三周期元素性質(zhì)的比較，可以得出結(jié)論：
Na Mg Al Si P S Cl
金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)
結(jié)論：同一周期（除稀有氣體外），從左到右，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。且隨著原子序數(shù)的遞增，元素的金屬性、非金屬性呈現(xiàn)周期性的變化。
Ⅰ）同周期比較：
金屬性：Na＞Mg＞Al
與酸或水反應(yīng)：從易→難
堿性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
非金屬性：Si＜P＜S＜Cl
單質(zhì)與氫氣反應(yīng)：從難→易
氫化物穩(wěn)定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
（Ⅱ）同主族比較：
金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（堿金屬元素）
與酸或水反應(yīng)：從難→易
堿性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH
非金屬性：F＞Cl＞Br＞I（鹵族元素）
單質(zhì)與氫氣反應(yīng)：從易→難
氫化物穩(wěn)定：HF＞HCl＞HBr＞HI
（Ⅲ）
金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
還原性(失電子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
氧化性(得電子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋
非金屬性：F＞Cl＞Br＞I
氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2
還原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－
酸性(無氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI
總結(jié)：隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的電子排布，原子半徑和化合價(jià)、元素的金屬性和非金屬性均呈周期性的變化。
實(shí)質(zhì)：元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。
1 A、越左越下，金屬越活潑，原子半徑越大，最外層離核越遠(yuǎn)，還原性越強(qiáng)。
越易和水（或酸）反應(yīng)放H2越劇烈，最高價(jià)氧化物的水化物的堿性越強(qiáng)
B、越右越上，非金屬越活潑，原子半徑越小，最外層離核越近，氧化性越強(qiáng)。
越易和H2化合越劇烈，最高價(jià)氧化物的水化物的酸性越強(qiáng)
2、推斷短周期的元素的方法(第二、第三周期）
框框圖：
A
第二周期
若A的質(zhì)子數(shù)為z時(shí)
C
B
D
第三周期
若A的最外層電子數(shù)為a
Z
2+a
Z+7
Z+8
Z+9
9+a
10+a
11+a
知識(shí)點(diǎn)三 元素周期表和元素周期律的應(yīng)用
一、 元素周期表的分區(qū)
若沿著元素周期表硼、硅、砷、碲、砹與鋁、鍺、銻、釙的交界處畫一條虛線，虛線的左側(cè)是金屬元素，右側(cè)是非金屬元素。
如圖
由此圖可以得出
（1） 周期表左下角是金屬性最強(qiáng)的元素（銫），
右上角是非金屬性最強(qiáng)的元素（氟），分界線附近
的元素既有金屬性又有非金屬性。
（2） 同主族元素，從上到下，金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱；
同周期元素，從左到右，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。
二、 元素的化合價(jià)與元素在周期表中的位置的關(guān)系
主族
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
最外層電子數(shù)
1
2
3
4
5
6
7
最高正化合價(jià)
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
最低負(fù)化合價(jià)
----
------
----
-4
-3
-2
-1
結(jié)論：
(1)主族元素最外層電子數(shù)=主族的族序數(shù)=主族元素的最高正化合價(jià)
(2)主族元素｜負(fù)化合價(jià)｜＋｜最高正化合價(jià)｜=8 (對(duì)非金屬而言，金屬無負(fù)化合價(jià))
元素周期表中：周期序數(shù)=電子層數(shù) ；主族序數(shù)=最外層電子數(shù) ；
備注：金屬元素只有正化合價(jià)而無負(fù)化合價(jià)；非金屬元素既有正化合價(jià)又有負(fù)化合價(jià)；氧元素的化合價(jià)一般是—2價(jià)，氟元素的化合價(jià)一般是—1價(jià)，沒有正化合價(jià)。
三、 元素“位、構(gòu)、性”之間的關(guān)系
（1）“位—構(gòu)—性”之間的關(guān)系圖
(2)元素周期表中結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的遞變關(guān)系
同周期
(左→右)
同主族
（上→下）
結(jié)構(gòu)
電子層結(jié)構(gòu)
電子層數(shù)
相同
遞增
最外層電子數(shù)
遞增（1→8或2）
相同
核內(nèi)質(zhì)子數(shù)
遞增
遞增
核外電子數(shù)
遞增
遞增
原子半徑
遞減（稀有氣體除外）
遞增
主要化合價(jià)
+1→+7 -4→-1
相似
性質(zhì)
金屬性與非金屬性
金減非遞增
金增非遞減
得失電子能力
失減得遞增
失增得遞減
單質(zhì)置換氫氣的難易程度
變難
變易
非金屬氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性
形成由難到易
穩(wěn)定性依次增大
形成由易到難
穩(wěn)定性依次減小
最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸堿性
酸性增強(qiáng)，
堿性減弱
酸性減弱，
堿性增強(qiáng)
四、元素周期表和元素周期律的應(yīng)用
1.元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式是學(xué)習(xí)化學(xué)的一種重要工具。根據(jù)元素在元素周期表的位置可推斷元素原子核外電子層結(jié)構(gòu)、判斷元素的主要化合價(jià)、比較不同元素的性質(zhì)、判斷元素化合物的性質(zhì)等。
2.根據(jù)元素周期表中元素性質(zhì)的變化規(guī)律可推測(cè)新物質(zhì)的性質(zhì)、預(yù)測(cè)未知元素的性質(zhì)等等。如根據(jù)氟、氯、溴、碘元素的性質(zhì)確定砹元素的性質(zhì)。
3.元素周期表和周期律對(duì)于其他與化學(xué)相關(guān)的科學(xué)技術(shù)有指導(dǎo)作用。
（1）在金屬與非金屬分界線附近尋找半導(dǎo)體材料
（2）研究氟、氯、硫等附近的元素，制造新農(nóng)藥
（3）在過渡元素中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。
2.同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律
第三周期元素
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
(1)電子排布
電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)依次增加
(2)原子半徑
原子半徑依次減小
—
(3)主要化合價(jià)
＋1
＋2
＋3
＋4
－4
＋5
－3
＋6
－2
＋7
－1
—
(4)金屬性、非金屬性
金屬性減弱，非金屬性增加
—
(5)單質(zhì)與水或酸置換難易
冷水
劇烈
熱水與
酸快
與酸反
應(yīng)慢
——
—
(6)氫化物的化學(xué)式
——
SiH4
PH3
H2S
HCl
—
(7)與H2化合的難易
——
由難到易
—
(8)氫化物的穩(wěn)定性
——
穩(wěn)定性增強(qiáng)
—
(9)最高價(jià)氧化物的化學(xué)式
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
—
最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物
(10)化學(xué)式
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
—
(11)酸堿性
強(qiáng)堿
中強(qiáng)堿
兩性氫
氧化物
弱酸
中強(qiáng)
酸
強(qiáng)酸
很強(qiáng)
的酸
—
(12)變化規(guī)律
堿性減弱，酸性增強(qiáng)
—
第ⅠA族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr
（Fr是金屬性最強(qiáng)的元素，位于周期表左下方）
第ⅦA族鹵族元素：F Cl Br I At
（F是非金屬性最強(qiáng)的元素，位于周期表右上方）
★判斷元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的方法：
金屬性的判斷：
① 單質(zhì)與水、酸反應(yīng)置換出氫的難易程度——水（酸）反應(yīng)放氫氣越劇烈越活潑；
②最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（氫氧化物）的堿性強(qiáng)弱?！罡邇r(jià)氧化物水化物堿性越強(qiáng)越活潑
③相互置換反應(yīng)（強(qiáng)制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu——活潑金屬置換較不活潑金屬
非金屬性的判斷：
① 與氫氣反應(yīng)生成氫化物的難易程度——與氫氣化合越易，生成氫化物越穩(wěn)定越活潑；
② 氫化物的穩(wěn)定性——；生成氫化物越穩(wěn)定越活潑
③ 最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)弱——最高價(jià)氧化物水化物酸性越強(qiáng)越活潑。
④相互置換反應(yīng)（強(qiáng)制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2?！顫姺墙饘僦脫Q較不活潑非金屬
即“越易越強(qiáng)、越難越弱”
注意：金屬性的強(qiáng)弱不等于還原性的強(qiáng)弱，同理非金屬性的強(qiáng)弱不等于氧化性的強(qiáng)弱。例如I－有較強(qiáng)的還原性而不是金屬性；Ag+有氧化性而不是非金屬性。
粒子半徑的大小比較(三看)
（比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：
（1）先比較電子層數(shù)，電子層數(shù)多的半徑大。
（2）電子層數(shù)相同時(shí)，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。
一、看電子層數(shù)：對(duì)最外層電子數(shù)相同的粒子，在電子層數(shù)不同時(shí)電子層數(shù)越多，半徑越大。
1. 同主族元素的原子，從上到下，隨著電子層數(shù)增多，原子半徑依次增大。如：r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)
2. 同主族元素的離子，從上到下，隨著電子層數(shù)增多，原子半徑依次增大。如：r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)
二、看核電荷數(shù)：電子層數(shù)相同時(shí)，核電荷數(shù)越多，半徑越小。
1.同周期元素的原子半徑從左到右依次遞減，如r（C）>r(N)>r(O)
2.同周期元素的陽離子半徑從左到右依次遞減，如r（Na+）>r(Mg2+)>r(Al3+)
3.同周期元素的陰離子半徑從左到右依次遞減，如r(S2-)>r(Cl-)
4.對(duì)于電子層結(jié)構(gòu)相同的粒子，隨著核電荷數(shù)的增多，離子半徑減小，如r(Ca2+)<r(K+)<r(Cl-)<r(S2-)
三、看電子數(shù)：在電子層數(shù)和核電荷數(shù)相同時(shí)，電子數(shù)越多，半徑越大。
1.原子半徑小于相應(yīng)的陰離子半徑，如r(Cl)<r(Cl-)
2.原子半徑大于相應(yīng)的陽離子半徑，如r(Na)>r(Na+)
3.當(dāng)同一元素原子可形成多種價(jià)態(tài)的陽離子時(shí)，價(jià)態(tài)高的半徑小，如r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)
四、若微粒所對(duì)應(yīng)的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相鄰，則一般難以直接定性判斷其半徑，可選擇一種離子作比較：比較r(K+)和r(Mg2+)，可選r（Na+）所以r(K+)>r（Na+）>r(Mg2+)
主族元素性質(zhì)、存在、用途的特殊性
1. 形成化合物最多的元素或單質(zhì)是自然界硬度最大的物質(zhì)的元素或氣態(tài)氫化物中含氫質(zhì)量分?jǐn)?shù)最大的元素：C
2. 空氣中含量最多的元素或氣態(tài)水溶液呈堿性的元素：N
3. 地殼中含量最多的元素或氣態(tài)氫化物的沸點(diǎn)最高的元素或氫化物在通常狀況下呈液態(tài)的元素：O
4. 地殼中含量最多的金屬元素：Al
5. 最活潑的非金屬元素或無正價(jià)的元素或無含氧酸的非金屬元素或無氧酸可腐蝕玻璃的元素或氣態(tài)氫化物最穩(wěn)定的元素或陰離子的還原性最弱的元素：F
6. 最活潑的金屬元素或最高價(jià)氧化物的水化物堿性最強(qiáng)的元素或陽離子氧化物最弱的元素:Cs
7. 最易著火的非金屬元素的固體單質(zhì)，其元素是P
8. 組成最輕單質(zhì)的元素：H，最輕的金屬元素：Li
9. 單質(zhì)常溫下呈液態(tài)的非金屬元素：Br，金屬元素：Hg
10. 最高價(jià)氧化物及其水化物既能與強(qiáng)酸反應(yīng)又能與強(qiáng)堿反應(yīng)的元素：Be、Al
11. 元素的氣態(tài)氫化物和它的最高價(jià)氧化物的水化物發(fā)生非氧化還原（化合）反應(yīng)的元素：N；發(fā)生氧化還原反應(yīng)的元素：S
12. 元素的氣態(tài)氫化物能和它的氧化物在常溫下反應(yīng)生成該元素單質(zhì)的元素：S
13. 元素的單質(zhì)在常溫下能與水反應(yīng)放出氣體的短周期元素：LI、Na、F
14. 常見的能形成同素異形體的元素有：C、P、O、S
