第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
一、原子结构
质子（Z个）
原子核 注意：
中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
Z A 1.原子数 X 原子序数dengyu核电荷数=质子数=原子的
核外电子数
核外电子（Z个）
★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。 电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七
对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原
子来说) 二、元素周期表 1.编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列
②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数） ．．．．．．．．③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。 ．．．．．．．．．．
主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点：
核外电子层数 元素种类
第一周期 1 2种元素
短周期 第二周期 2 8种元素
周期 第三周期 3 8种元素
元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素 素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素 期 第七周期 7 未填满（已有26种元素）
表 主族：ⅠA～ⅦA共7个主族
族 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族 （18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间 （16个族） 零族：稀有气体 三、元素周期律
1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。 ．．．．．．．．．．．．．．．．．．．2.同周期元素性质递变规律 第三周期元素 (1)电子排布 (2)原子半径 (3)主要化合价 (4)金属性、非金属性 (5)单质与水或酸置换难易 (6)氢化物的化学式 (7)与H2化合的难易 —— 由难到易 — —— SiH4 PH3 H2S HCl — 冷水 剧烈 热水与 酸快 与酸反 应慢 —— — ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 — — 原子半径依次减小 — 电子层数相同，最外层电子数依次增加 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 金属性减弱，非金属性增强 (8)氢化物的稳定性 (9)最高价 Na2O 氧化物的化学式 最高价氧化物对应水化物 (10)化学式 (11)酸碱性 (12)变化规律 强碱 NaOH —— 稳定性增强 — MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 — Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 — 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸 — 碱性减弱，酸性增强 — 第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）
第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）
★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：
（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物
碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。 （2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。 （Ⅰ）同周期比较：
金属性：Na＞Mg＞Al 与酸或水反应：从易→难 碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 非金属性：Si＜P＜S＜Cl（tips：可以画元素周期表来判断） 单质与氢气反应：从难→易 氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 （Ⅱ）同主族比较：
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素） 与酸或水反应：从难→易 碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH （Ⅲ）
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs （同金属性）还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞非金属性：F＞Cl＞Br＞I 氧化性（注意是元素的单质）：F2＞Cl2＞Br2＞I2 还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－ 非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素） 单质与氢气反应：从易→难 氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI Rb＋＞Cs-注：其离子的氧化性强弱与金属性的顺序相反＋ 酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI 注：非金属元素的离子的还原性和其元素的非金属性相反 其酸性（注意是无氧酸 像氰化物）的排列顺序同其离子的还原性排列顺序 比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”)： （1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。（因为电子层数是半径的主导因素） （2）电子层数相同时（同一周期），再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。 元素周期表的应用
1、元素周期表中共有个 7 周期， 3 是短周期， 3 是长周期。其中第 7 周期也被称为不完全周期。
2、在元素周期表中， ⅠA-ⅦA 是主族元素，主族和0族由短周期元素、 长周期元素 共同组成。 ⅠB（bi） -ⅦB 是副族元素，副族元素完全由长周期元素 构成。
3、元素所在的周期序数= 电子层数 ，主族元素所在的族序数= 最外层电子数，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 ，原子核对外层电子的吸引能力逐渐 减弱（虽然核电荷数的递增有影响，但是影响不如原子半径逐
渐增大来的大） ，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐 减弱 。 4.对于元素周期表，从左到右、从下到上，指向整张表的最右上角，元素非金属性的变化趋势都是逐渐增大的，右上角的F氟元素是非金属性最高的元素（稀有气体所在的0族不被包括在元素金属性和非金属性的讨论中。所以0族不应用于这个规律）
从右到左，从上到下，指向整张表的最左下角，元素金属性的变化趋势是逐渐增大，左下角的Fr元素金属性最大（？） 5、位-构-性：
元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素的性质特点。我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测 元素的性质 。元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界线附近寻找 半导体 材料，在过渡元素中寻找各种优良的 催化剂 和耐高温、耐腐蚀 材料。 **题型 1. 推断题 截取片段
涉及到判断电子数的问题
以及原子核的电子层分布图 要掌握熟悉
建议是考前在草稿纸上画出整张表来判断和回忆性质
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