《原子结构与元素周期律》知识总结
电第一章 原子结构与元素周期律
第一节原子结构
有关原子结构的知识是自然科学的重要基础知识之一。原子是构成物质的一种基本微粒，物质的组成、性质和变化都与原子结构密切相关。
1、原子核核素
§1原子的组成及微粒间的关系
构成原子或离子微粒间的数量关系： 1质子数Z＋中子数N＝质量数A＝原子的近似相对原子质量质量关系
2原子的核外电子数＝核内质子数＝核电荷数
3阳离子核外电子数＝核内质子数－阳离子所带电荷数
4阴离子核外电子数＝核内质子数＋阴离子所带电荷数
元素、核素、同位素
元素 核素 同位素
概念 具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素 )(XAZ原子原质子：相对原子质量为1，1个质子带1中子：相对质量为1，不带电
核处电子：质量忽略不计，1个电子XAZ总称，与核外电子数无关 表示：
范围 宏观概念，对同类原子而言，既有游离态，又有化合态 微观概念，针对所有种类原子而言，既包犄不同元素的原子，也包括同一元素的不同原子 微观概念，同位素是同一种元素的不同核素间的互称。对某种元素的原子而言，因同位素的存在，所以原子种类多于元素种类；
特性 主要通过形成的单质或化合物来体现 一种核素代表一种原子，一种元素有几种核素就有几种原子；许多元素具有多种核素，有些元素只有一种核素 同位素的质量数不同，化学性质相同，天然存在的各种同位素所占原子百分比一般不变
联系
例如：氢元素有、、三种不同的核素，它们之间互称同位素。
放射性同位素的应用：1、作为放射源和同位素示踪。2、用元元同元H11H21Ｈ３１于疾病诊断和治疗。
§2核外电子排布：
电子层 概念 电子由于能量不同，在核外空间运动的不同区域叫做电子层。
表示 电子层： 一 二 三 四 五
六 七
符 号： Ｋ Ｌ Ｍ Ｎ Ｏ
Ｐ Ｑ
排布规律 （１）每层最多容纳的电子数为2n2个（ｎ代表电子层数）。
（２）最外层电子数为超过８个（第一层为最外层时，电子数不超过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）能量最低原理：电子首先排在能量最低的电子层里，当能量最低的电子层排满后，电子才依次排在能量逐渐增高的电子层里直至所有的电子都排完。
如：53号元素碘的电子排布为，2-8-18-18-7
元素的化学性质与原子最外层电子排布的关系：
元素元素的化学性质主要由原子的最外层电子排布能量由离核的化学性质 所决定当原子的最外层电子较少如：1、2、3时，原子易失去电子如：金属元素；当原子的最外层电子数较多时如：4、5、6、7时，原子易得电子如：非金属元素；当原子的最外层电子数为8氦除外，其最外层为2个电子时，原子既难失电子又难得电子，结构稳定，性质不活泼
化合价 元素的化合价的数值与原子的电子层结构特别是最外层电子数有关
如：钠原子最外层只有1个电子，容易失去这个电子而达到稳定结构，因此钠元素在化合物中通常显1价；氯原子最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构，因此氯元素在化合物中可显-1价。
第2节元素周期律和元素周期表
§1元素周期律
标题 内容
原子序数 是元素在周期表中的序号，其数值等于原子核内的质子数或原子核外电子数。
元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。具体体现在：随原子序数递增：
（1）元素原子的核外电子排布呈周期性变化（最外层电子数从1~8）。
（2）原子半径呈周期性变化（由大~小，稀有气体除外）。
（3）元素的主要化合价呈周期性变化（正化价从1~7，负化合价从-4~-1）。
元素周期律的实质 元素原子的核外电子排布呈周期性变化
§2元素周期表
排列原则 （1）按原子序数递增的顺序从左到右排列
（2）将电子层数相同的元素排成一个横行（1横称为1个周期）
（3）把最外层电子数相同的无素（个别除外）排成一个纵列（1个纵列称为1个族）
元素周期表元素周期律
原子半径比较方法：
（1）电子层数越多，半径越大；电子层数越少，半径越小（即周期越大，半径越大）
（2）当电子层结构同时，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大，如：F－＞Na＋＞Ｍg2
（3）对于同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。 理具如：H－＞H＞H＋
（４）同一周期中从左到右元素的原子半径依次减小，如Ｎa＞Mg＞Al
（５）同一主族中，从上到下元素的原子半径逐渐增大，如Ｌi＜Na＜K＜Rb＜Cs。
周期表 7个周期
（7个横行） 三短（一、二、三周期，元素种数分别是２、８、８）
三长（四、五、六周期，元素种数分别是18、18、32）
一不完全（七周期，如果完全充满元素种数32，现在有26种）
16个族
（18个纵列） 主族（ⅠA~ⅦA族共7个）
副族（ⅠB~ⅦB族共7个）：其中ⅢB族含镧系、锕系，共32种元素
Ⅷ族（8、9、10纵列）
0族（稀有气体）
注：元素周期表中位于同一周期的元素的原子的电子层数相同；但同一周期中从左到右，原子最外层电子数从1逐渐递增到8个。
元素周期表中位于同一列的元素最外层电子数相同；但同一列元素从上到下，原子的电子层数逐渐增多。 元素在周期表中的位置的确定方法
（１）由核外电子排布判断，电子层数是其所在周期数，最外层电子数即所在主族族序数。
（２）熟记稀有气体元素的原子序数，可以快速推断。如推断114号位置，由118号知114号位于第七周期第ⅣＡ族。
第3节 元素周期表的应用
§1认识同周期元素性质的递变（以第三周期元素为例，介绍元素性质递变规律）
金属 Na Mg Al 同周期元素，从左到右，金属越难与水反应，且最高价的金属氧化物的水化物碱性降低 与水反应 剧烈 冷水不反应，热水反应 不反应
最高价氧化物
的水化物 NaOH
强碱 MgOH2
中强碱 AlOH3
两性氢氧化物
Na、Mg、Al与水（酸）反应：
实验内容 实验现象 实验结论
钠、镁、铝与水 钠与冷水剧烈反应放出H2 钠、镁、铝失电子能力依次减弱 （或酸反应情况） 镁与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出H2，与酸剧烈反应放出H2
铝不与水反应，与酸迅速反应放出H2（但比镁跟酸反应的剧烈程度要差）
注：同周期元素，从左到右，金属越难与水反应且金属无素最高价氧化物水化物的碱性降低，说明其金属失电子能力减弱，金属性降低。
非金属 Si P S Cl
与H2 很难反应 高温 硫蒸气和氢气缓慢反应 光照
氢化物的稳定性 极易分解，不稳定 不稳定 较不稳定 很稳定
最高价氧化物的不化物 H4SiO4
不溶性弱酸 H3PO4
中强酸 H2SO4
强酸 HclO4
自然界中最强酸 注：同周期元非金属元素，从左到右，与H2反应越来越容易，且也越来越稳定；应的最高价氧化物的水化物的酸性也越来越强。都说明了从左到右，非金属性越来越强。
§2预测同主族元素的性质递变（以碱金属族元素为例，介绍元素性质递变规律）
碱金属元素 锂（Li） 钠（Na） 钾（K） 铷（Rb） 铯（Cs）
原子结构 相同点 最外电子层都是1个电子
不同点 电子层数依次递增
相同点 都很活泼，失电子能力强，都与O2、H2O等剧烈反应
不同点 与O2 加热燃烧生成Li2O 常温即与O2反应，加热时燃烧生成过氧化钠 常温即与O2反应，加热时燃烧生成更加复杂的氧化物 遇空气会立即燃烧 与H2O 反应生成H2 剧烈反应生成H2 剧烈反应，轻微爆炸 遇水立即燃烧爆炸
钠、钾与水反应：
实验内容 实验现象 实验结论
钾与水反应 金属钾浮在水面上、有气体产生、熔化成闪亮的小球四处游动且发出嘶嘶声音。反应后的溶液可使酚酞试液变红。钾很快燃烧起来，并产生浅紫色火焰。 钾和钠都能跟水发生剧烈反应，但钾跟水反应比钠跟水反应更剧烈，说明钾比钠更容易失电子。
2K2H2O==2KOHH2↑
2Na2H2-O==2NaOHH2↑ 钠与水反应 金属钠浮在水面上、有气体产生、熔化成闪亮的小球四处游动且发出嘶嘶声音。反应后的溶液可使酚酞试液变红。
同主族、同周期元素性质的递变规律：
项目 同周期（左~右） 同主族（上~下）
最外层电子数（价电子） 由1逐渐增到7 相同 主要化合价 最高正价由1~7
负价由-4~-1 最高正价相同
原子半径 逐渐减小（稀有气体除外） 逐渐增大
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性减弱，酸性增强 酸性减弱，碱性增强
非金属气态氢化物 生成由难到易
稳定性由弱到强 生成由易到难
稳定性由强到弱
原子得失电子能力 失电子由大~小
得电子由小~大 得电子由大~小
失电子由小~大
通过置换反应比较元素得失电子能力：
金属单质间的置换 若X金属能把Y金属从它的盐溶液中置换出来，则X金属失电子能力比Y强，即X的金属性比Y强。
非金属单质间的置换 若非金属X能把非金属Y从它的盐溶液中置换出来，则X金属得电子能力比Y强，即X的非金属性比Y强。
高中化学必修二物质结构元素周期律知识点总结_
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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（含第 2 页 共 2 页 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：
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。
（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
四、化学键
化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
1.离子键与共价键的比较
活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）
非金属元素之间
离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键）
共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键）
《原子结构与元素周期律》知识总结
电第一章 原子结构与元素周期律
第一节原子结构
有关原子结构的知识是自然科学的重要基础知识之一。原子是构成物质的一种基本微粒，物质的组成、性质和变化都与原子结构密切相关。
1、原子核核素
§1原子的组成及微粒间的关系
构成原子或离子微粒间的数量关系： 1质子数Z＋中子数N＝质量数A＝原子的近似相对原子质量质量关系
2原子的核外电子数＝核内质子数＝核电荷数
3阳离子核外电子数＝核内质子数－阳离子所带电荷数
4阴离子核外电子数＝核内质子数＋阴离子所带电荷数
元素、核素、同位素
元素 核素 同位素
概念 具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素 )(XAZ原子原质子：相对原子质量为1，1个质子带1中子：相对质量为1，不带电
核处电子：质量忽略不计，1个电子XAZ总称，与核外电子数无关 表示：
范围 宏观概念，对同类原子而言，既有游离态，又有化合态 微观概念，针对所有种类原子而言，既包犄不同元素的原子，也包括同一元素的不同原子 微观概念，同位素是同一种元素的不同核素间的互称。对某种元素的原子而言，因同位素的存在，所以原子种类多于元素种类；
特性 主要通过形成的单质或化合物来体现 一种核素代表一种原子，一种元素有几种核素就有几种原子；许多元素具有多种核素，有些元素只有一种核素 同位素的质量数不同，化学性质相同，天然存在的各种同位素所占原子百分比一般不变
联系
例如：氢元素有、、三种不同的核素，它们之间互称同位素。
放射性同位素的应用：1、作为放射源和同位素示踪。2、用元元同元H11H21Ｈ３１于疾病诊断和治疗。
§2核外电子排布：
电子层 概念 电子由于能量不同，在核外空间运动的不同区域叫做电子层。
表示 电子层： 一 二 三 四 五
六 七
符 号： Ｋ Ｌ Ｍ Ｎ Ｏ
Ｐ Ｑ
化学：物质结构 元素周期律单元知识总结
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物质结构 元素周期律单元知识总结
(一)原子结构
1．构成原子的粒子及其关系
(1)原子的构成
(2)各粒子间关系
原子中：原子序数＝核电荷数＝ ＝
阳离子中：质子数＝核外电子数+
阴离子中：质子数＝核外电子数一
原子、离子中：质量数(A)＝ (Z)+ (N)
(3)各种粒子决定的属性
元素的种类由 决定。
原子种类由 和 决定。
核素的质量数或核素的相对原子质量由 和 决定。
元素中是否有同位素由 决定。
与 决定是原子还是离子。
原子半径由 、 和 决定。
元素的性质主要由 和 决定。
(4)短周期元素中具有特殊性排布的原子
最外层有一个电子的非金属元素： 。
最外层电子数等于次外层电子数的元素： 。
- 2 - 最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素：依次是 。
电子总数是最外层电子数2倍的元素： 。
最外层电子数是电子层数2倍的元素： 。
最外层电子数是电子层数3倍的元素： 。
次外层电子数是最外层电子数2倍的元素： 。
内层电子总数是最外层电子数2倍的元素： 。
电子层数与最外层电子数相等的元素： 。
2．原子、离子半径的比较
(1)原子的半径大于相应阳离子的半径。
(2)原子的半径小于相应阴离子的半径。
原子结构与元素周期律会考试题
- 1 - 原子结构与元素周期律会考试题
一．选择题
1．元素的原子结构决定其性质和周期表中的位置．下列说法正确的是( )
A．元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价
B．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子的能量较高
C．P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强
D．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素
2．根据元素周期表和元素周期律分析下面的推断，其中错误的是( )
A．酸性由强到弱的顺序：HClO4＞H2SO4＞H3PO4
B．氢氧化钙比氢氧化镁碱性强
C．气态氢化物的稳定性X＞Y，说明X的非金属性比Y强
D．最外层电子数X＞Y，说明X的非金属性比Y强
3.四种短周期元素在周期表中的相对位置如图所示，其中Y为空气中含量最大的元素。下列叙述合理的是( )
A.元素W位于第三周期第ⅦA族
B.Y、Z都是植物必需的元素
C.原子半径：W>Z>Y>X
D.X氧化物的大量排放导致化学烟雾
4.短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的位置如图所示.若Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍,则下列说法正确的是( )
A.原子半径：W>Z>X>Y
B.最高价氧化物对应水化物的酸性：Z>W>X
C.Y与氢元素形成的两种常见化合物均为分子晶体
D.四种元素的单质中，W单质的溶沸点最高
5.元素周期表中短周期的一部分如图所示，关于X、Y、Z、W、Q的说法正确的是( )
- 2 - A.元素Y与元素Z的最高正化合价之和的数值等于9
B.原子半径的大小顺序为W>Z>Y
C.离子半径的大小顺序为W2->Y2->Z3+
D.W的气态氢化物的热稳定性和还原性均比Q的强
6.短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表的位置如表所示，其中X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半，则下列说法正确的是( )
A.钠与W可能形成Na2W2化合物
第一章 物质结构元素周期律(知识点总结)
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Z 第一章
物质结构 元素周期律
班级 姓名
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)
1.原子（A X） 原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数
核外电子（Z个）
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(质子)数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
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．．
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．．
（注意：周期序数＝原子的电子层数；主族序数＝原子最外层电子数）
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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
第4章 物质结构 元素周期律 -高中化学全册必背章节知识清单(新人教版必修第一册)(教师版)
第四章 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构与化学周期表
一、原子结构
1、原子的构成
原子由原子核和核外电子组成(原子核包括质子和中子)，质子带 正电 ，电子带 负电 ，中子中立 不带电 。
2、质量数
(1)概念：将核内所有 质子 和 中子 的相对质量取近似整数值相加，所得的数值。
(2)构成原子的粒子间的两个关系
①质量数(A)＝ 质子数(Z) ＋ 中子数(N)
②质子数＝ 核电荷数 ＝核外电子数
3、原子的表示方法
如作为相对原子质量标准的12 6C表示质子数为 6 ，质量数为 12 的碳原子。
4、粒子符号(AZX±bn±m)中各数字的含义
5、原子核外电子排布的表示方法
(1)原子结构示意图
用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示 原子核 及 核内质子数 ，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。以钠原子为例：
(2)离子结构示意图
①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排的电子数也相同)。如 Mg ：→ Mg2＋ ：。 ②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
如 F ：→
F－ ：。 Na＋ 与稀有气体Ne的核外电子排布相同； Cl－
与稀有气体Ar的核外电子排布相同。
二、元素在周期表
1、周期的分类与包含元素
类别 周期序数 行序数 核外电子层数 包含元素种数 起止元素
短周期 1 1 1 2 H～He
2 2 2 8 Li～Ne
3 3 3 8 Na～Ar
长周期 4 4 4 18 K～Kr
5 5 5 18 Rb～Xe
6 6 6 32 Cs～Rn
7 7 7 32 Fr～Og
2、族的分类
16个族分为 7 个主族、 7 个副族、1个第 Ⅷ 族和1个 0 族。
3、元素周期表中的方格中各符号的意义
高中化学之元素周期律知识点
高中化学之元素周期律知识点
一、原子序数
1、原子序数的编排原则
按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
二、元素周期律
我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。
1．核外电子排布的周期性
从3－18号元素，随着原子序数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。
18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
2．原子半径的周期性变化
从3－9号元素，随原子序数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从11－18号元素又重复出现上述变化。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
注意：
①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同，所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数大的半径小，核电荷数小的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。例如，粒子半径：H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。
3．元素主要化合价的周期性变化
从3－9号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正价）；其最高正价随着原子序数的递增由＋1价递增至＋7价；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
原子结构元素周期律知识点
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 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
(1)电子排布 电子层数相同，最外层电子数依次增加
(2)原子半径 原子半径依次减小 —
(3)主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4
－4 ＋5
－3 ＋6
－2 ＋7
－1 —
(4)金属性、非金属性 金属性减弱，非金属性增加 —
(5)单质与水或酸置换难易 冷水
剧烈 热水与
酸快 与酸反
应慢 —— —
(6)氢化物的化学式 —— SiH4 PH3 H2S HCl —
(7)与H2化合的难易 —— 由难到易 —
(8)氢化物的稳定性 —— 稳定性增强 —
(9)最高价氧化物的化学式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 —
最高价氧化物对应水化物 (10)化学式 NaOH
Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 —
(11)酸碱性 强碱 中强碱 两性氢
氧化物 弱酸 中强
酸 强酸 很强
的酸 —
(12)变化规律 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。
2024年高中化学《物质的结构与性质》知识汇总
2024年高中化学《物质的结构与性质》知识汇总
原子核外电子排布原理
1．能层、能级与原子轨道
(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)
(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
【特别提示】
(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。
(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。(3)构造原理中存在着能级交错现象。由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前。
(6)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。
2．基态原子的核外电子排布
（1）能量最低原理
电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。 注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
（2）泡利原理
每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
（3）洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
物质结构、元素周期律知识总结
物质结构、元素周期律知识总结
知识点一 原子核外电子的排布
一、 电子层
1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层，由里往外以此类推。
二、 原子核外电子的排布规律（一低三不超）
1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的电子层里，即电子最先排满K层，当K层排满后再排布在L层，依此类推。
2. 原子核外各电子层最多容纳2n2个电子（n为电子层序数）
3. 原子核外最外层电子不超过8个（K层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层电子不超过32个。
三、原子核外各电子层的电子排布
原子核外电子的排步 层序数 1 2 3 4 5 6 7
电子层符号 K L M N O P Q
离核远近 由近到远
能量 由低到高
各层最多容纳的电子数 2×12=2 2×22=8 2×32=18 2×42=32 2×52=50 2×62=72 2×72=98
四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图
1.原子结构示意图：
2.离子结构示意图：原子通过得失电子形成离子，因此，原子结构示意图的迁移应用于表示离子的结构。
五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征
1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be、Ar。
2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C。
3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O。
4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne。
5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。
6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。
7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。
8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li、Ca。