高三一轮复习元素周期律
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次外层电子数 不超过 18个， 倒数第三层电子数 不超过 32个；
（以上规律是相互联系的，不能孤立运用）
高三一轮复习元素周期律
3 原子结构示意图和离子结构示意图 核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布
高三一轮复习元素周期律
4、稳定结构和不稳定结构
元素的原子最外层有8个电子(k层为最外层时为2个电 子)，这样的结构称为稳定结构； 元素的原子最外层少于8个电子(k层为最外层时少于为2 个电子)，这样的结构称为不稳定结构。
高三一轮复习元素周期律
Na
Mg
Al
5 元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原 子核外电子排布周期性高变三一化轮复的习元必素周然期律结果。
1~18号元素的核外电子排布、原 子半径和主要化合价
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
高三一轮复习元素周期律
6 元素金属性强弱判断依据：
1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。金 属单质越容易从水或酸置换出氢，对应元素的金属性越强。 2、根据金属元素的最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性 强弱。碱性越强，对应元素的金属性越强。 3、根据金属活动性顺序表来判断。 4 根据金属单质间的置换反应来判断。一种金属能将另一种金属 从它的盐溶液中置换出来，则前一种金属对应元素的金属性要强。 5、可以根据对金属阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化 性越弱，则元素金属性越强。
高考一轮复习 第五章 物质结构元素周期律 第二节 元素周期律
高三一轮复习元素周期律
[考纲解读] 1.掌握元素周期律的实质；了解元素周期表(长式)
的结构(周期、族)及其应用。 2.以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变 规律与原子结构的关系。 3.以ⅠA 和ⅦA 族为例，掌握同一主族内元素性质递 变规律与原子结构的关系。 4.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质 的递变规律。 5 掌握 1—18 号元素原子结构示意图的表示方法。
高三一轮复习元素周期律
一、原子核外电子的排布
1、电子层的划分
电子层（用n表示） 电子层符号
1、 2、 3、 4、 5、 6、 7 K、L、M、N、O、P、Q
离核距离
近
远
能量高低
低
高
高三一轮复习元素周期律
2、核外电子的分层排布规律（主族元素和0族）
1）核外电子是分层排布的。电子总是尽先排布在能量最 低的电子层里，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能 量高的电子层排布即排满K层再排L层，排满L层再排M层； 2）各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层数)个； 3）最外层电子数 不超过 8个(K层是最外层时不超2个)
高三一轮复习元素周期律
用电子层描述电子运动的范围和区域
多个电子的原子里，电子的能量是不相同的， 它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同 的区域简化为不连续的运动层，也称作电子层。 通常能量高的电子在离核较远的区域运动，能量 低的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物 理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低； 越远，能量越高。
高三一轮复习元素周期律
1~18号元素的核外电子排布、原 子半径和主要化合价
原子半径 大→小 原子半径 大→小 高三一轮复习元素周期律
二 元素周期律
1随着元素原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。
同一周期
同一主族
微粒半径大小的比较规律
电子层数相同的元素，随核电荷数的增加，元素的原子半径逐渐减 小。 Na >Mg >Al >Si
的变化。
一般情况下:
主族元素的最高正价=主族元素原子的最外层电子数=主
族元素的族序数
F无正价，金属元素无负价
对非金属元素来说 最高正价+l最低负价l=8
3随着元素原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈 周期性变化。
同一主族
同一周期
4 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周 期性的变化，这一规律就叫做元素周期律。
（2） 核外电子总数为18个电子的微粒 阳离子：K+_____C_a__2+ 阴离子：P3－___S_2_—__C__l_—___H__S_—_____ 分子：HCl____H__2S___P_H__3__A_r__S__iH__4_________ F2 H2O2 CH3CH3 N2H4 CH3OH CH3NH2 CH3F
非金属性与金属性(一般规律)：
最外层电 得失电子趋 元素的性质
子数
势
金属元素 ＜4 非金属元素 ＞4
较易失 较易得
高三一轮复习元素周期律
金属性 非金属性
5、核外电子数相同的微粒
（1） 核外电子总数为10个电子的微粒 阳离子：Na+_M__g__2+__A__l3_+___N__H__4+___H__3O__+___ 阴离子：N3－__O__2-__F_-___O__H_-__N_H__2_-_____ 分子：HF___H__2_O___N__H_3__C_H__4___N_e_____
当最外层电子数相同时，随电子层数的增多，元素的原子或离子半
径逐渐增大。
Li < Na < K
F- < Cl- < Br-
电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
同种元素的原子或离子：核外电子数越多，微粒半径越大即：阳离 子<中性原子<阴离子 Fe+3 < Fe2+ < Fe H+ < H < H-
主要化合价：正价+1→+7 ，负价：-4 →-1→0
高三一轮复习元素周期律
1~18号元素的核外电子排布、原 子半径和主要化合价
主要化合价：正价+1→0
主要化合价：正价+1→+5 ，负价：-4 →-1 → 0
主要化合价：正价+1→+7 ，负价：-4 →-1→0
高三一轮复习元素周期律
2 随着元素原子序数的递增，元素主要化合价呈周期性
高三一轮复习元素周期律
H
Li
Be
B
C
N
Na
Mg Al
Si
P
He
O
F
Ne
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge As
Se
Br Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb Bi
Po
At Rn
Fr
ຫໍສະໝຸດ Baidu
Ra
高三一轮复习元素周期律
1~18号元素的核外电子排布、原 子半径和主要化合价
主要化合价：正价+1→0
主要化合价：正价+1→+5 ，负价：-4 →-1 → 0
（以上规律是相互联系的，不能孤立运用）
高三一轮复习元素周期律
3 原子结构示意图和离子结构示意图 核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布
高三一轮复习元素周期律
4、稳定结构和不稳定结构
元素的原子最外层有8个电子(k层为最外层时为2个电 子)，这样的结构称为稳定结构； 元素的原子最外层少于8个电子(k层为最外层时少于为2 个电子)，这样的结构称为不稳定结构。
高三一轮复习元素周期律
Na
Mg
Al
5 元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原 子核外电子排布周期性高变三一化轮复的习元必素周然期律结果。
1~18号元素的核外电子排布、原 子半径和主要化合价
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
高三一轮复习元素周期律
6 元素金属性强弱判断依据：
1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。金 属单质越容易从水或酸置换出氢，对应元素的金属性越强。 2、根据金属元素的最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性 强弱。碱性越强，对应元素的金属性越强。 3、根据金属活动性顺序表来判断。 4 根据金属单质间的置换反应来判断。一种金属能将另一种金属 从它的盐溶液中置换出来，则前一种金属对应元素的金属性要强。 5、可以根据对金属阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化 性越弱，则元素金属性越强。
高考一轮复习 第五章 物质结构元素周期律 第二节 元素周期律
高三一轮复习元素周期律
[考纲解读] 1.掌握元素周期律的实质；了解元素周期表(长式)
的结构(周期、族)及其应用。 2.以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变 规律与原子结构的关系。 3.以ⅠA 和ⅦA 族为例，掌握同一主族内元素性质递 变规律与原子结构的关系。 4.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质 的递变规律。 5 掌握 1—18 号元素原子结构示意图的表示方法。
高三一轮复习元素周期律
一、原子核外电子的排布
1、电子层的划分
电子层（用n表示） 电子层符号
1、 2、 3、 4、 5、 6、 7 K、L、M、N、O、P、Q
离核距离
近
远
能量高低
低
高
高三一轮复习元素周期律
2、核外电子的分层排布规律（主族元素和0族）
1）核外电子是分层排布的。电子总是尽先排布在能量最 低的电子层里，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能 量高的电子层排布即排满K层再排L层，排满L层再排M层； 2）各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层数)个； 3）最外层电子数 不超过 8个(K层是最外层时不超2个)
高三一轮复习元素周期律
用电子层描述电子运动的范围和区域
多个电子的原子里，电子的能量是不相同的， 它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同 的区域简化为不连续的运动层，也称作电子层。 通常能量高的电子在离核较远的区域运动，能量 低的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物 理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低； 越远，能量越高。
高三一轮复习元素周期律
1~18号元素的核外电子排布、原 子半径和主要化合价
原子半径 大→小 原子半径 大→小 高三一轮复习元素周期律
二 元素周期律
1随着元素原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。
同一周期
同一主族
微粒半径大小的比较规律
电子层数相同的元素，随核电荷数的增加，元素的原子半径逐渐减 小。 Na >Mg >Al >Si
的变化。
一般情况下:
主族元素的最高正价=主族元素原子的最外层电子数=主
族元素的族序数
F无正价，金属元素无负价
对非金属元素来说 最高正价+l最低负价l=8
3随着元素原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈 周期性变化。
同一主族
同一周期
4 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周 期性的变化，这一规律就叫做元素周期律。
（2） 核外电子总数为18个电子的微粒 阳离子：K+_____C_a__2+ 阴离子：P3－___S_2_—__C__l_—___H__S_—_____ 分子：HCl____H__2S___P_H__3__A_r__S__iH__4_________ F2 H2O2 CH3CH3 N2H4 CH3OH CH3NH2 CH3F
非金属性与金属性(一般规律)：
最外层电 得失电子趋 元素的性质
子数
势
金属元素 ＜4 非金属元素 ＞4
较易失 较易得
高三一轮复习元素周期律
金属性 非金属性
5、核外电子数相同的微粒
（1） 核外电子总数为10个电子的微粒 阳离子：Na+_M__g__2+__A__l3_+___N__H__4+___H__3O__+___ 阴离子：N3－__O__2-__F_-___O__H_-__N_H__2_-_____ 分子：HF___H__2_O___N__H_3__C_H__4___N_e_____
当最外层电子数相同时，随电子层数的增多，元素的原子或离子半
径逐渐增大。
Li < Na < K
F- < Cl- < Br-
电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
同种元素的原子或离子：核外电子数越多，微粒半径越大即：阳离 子<中性原子<阴离子 Fe+3 < Fe2+ < Fe H+ < H < H-
主要化合价：正价+1→+7 ，负价：-4 →-1→0
高三一轮复习元素周期律
1~18号元素的核外电子排布、原 子半径和主要化合价
主要化合价：正价+1→0
主要化合价：正价+1→+5 ，负价：-4 →-1 → 0
主要化合价：正价+1→+7 ，负价：-4 →-1→0
高三一轮复习元素周期律
2 随着元素原子序数的递增，元素主要化合价呈周期性
高三一轮复习元素周期律
H
Li
Be
B
C
N
Na
Mg Al
Si
P
He
O
F
Ne
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge As
Se
Br Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb Bi
Po
At Rn
Fr
ຫໍສະໝຸດ Baidu
Ra
高三一轮复习元素周期律
1~18号元素的核外电子排布、原 子半径和主要化合价
主要化合价：正价+1→0
主要化合价：正价+1→+5 ，负价：-4 →-1 → 0