专题02 元素周期律【知识梳理】-高一化学下学期期末专项复习(人教版必修2)

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) 1 2 3 4 5 6 7 符号K L M N O P Q
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__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。

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、K Li < Na < K ；Na、Mg、Al Na > Mg > Al
2．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- < Cl- < Br-
（3）同一元素的不同粒子的半径大小比较
同种元素的各种微粒核外电子数越多，半径越大，高价阳离子半径小于低价离子半径。

例：Fe、Fe2+、Fe3+ Fe > Fe2+ > Fe3+
Cl、Cl- Cl < Cl-
3．主要化合价
原子序数最高正价或最低负价的变化
1~2 +1
3~10 +1 +4 +5
-4 -1
11~18 +1 +4 +5 +7
-4 -1
①主族元素的最高正化合价=___主族序数____=___最外层电子数___
②非金属最高正价+|最低负化合价|= 8
【记忆】常见的“10电子”“18电子”微粒
(1)常见的“10电子”微粒
(2)常见的“18电子”微粒
【元素周期律】
一．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Na Mg Al
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Si P S Cl
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Na C1 ，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，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

二. 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。

【元素周期表和元素周期律的应用】
元素周期表与元素周期律的关系
三．元素周期律归纳
周期表中位置同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子核电荷数依次增加增大电子层数相同依次增加
【特别提醒】以上变化规律中，不包括稀有气体元素
四．元素周期表和周期律的应用
1．便于对元素性质进行系统研究。

2．为发现新元素及预测它们的原子结构和性质提供了线索。

3．在周期表中金属和非金属分界线处寻找半导体材料。

4．农药中含有的As、F、Cl、S、P等元素集中在周期表非金属区域。

5．在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

6．在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。