原子结构元素周期律知识总结
原子结构元素周期律知识总结
一、原子结构
1．几个量的关系(X)
质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数
阳离子：核外电子数=质子数—所带电荷数
阴离子：核外电子数=质子数+所带电荷数
2．同位素
（1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。
（2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；
3．核外电子排布规律
(1).核外电子是由里向外，分层排布的。
(2).各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个（第一层为最外
层不超过2个），次外层电子数不得超过18个，。
(3).以上几点互相联系。
二、元素周期律和周期表
1．几个量的关系
周期数=电子层数 主族序数=最外层电子数=最高正价数 |最高正价|+|负价|=8
O、F无最高正价，金属无负价
2．周期表中部分规律总结
(1).最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。
(2).在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差分别有以下三种情况：①第2、3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25。
(3).同主族相邻元素的原子序数差别有以下二种情况：
①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数；
②第ⅢA～ⅦA族，上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。
4概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
本质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
（1）、半径（除稀有气体外） 同周期元素原子从左到右逐渐减少，同主族元素原子从上到下逐渐增大。
（2）不同电子层数的粒子，电子层数多半径大。
（3）相同核外电子排布的粒子，核电荷数大半径小。
（4）同种元素的原子阴离子半径大于原子半径，原子半径大于阳离子半径。
5、确定元素在周期表中位置的常用方法
（1）、结构简图法
本方法常用于原子序数小于20号元素或已知某微粒的核外电子排布。其步骤为：原子序数→原子结构简图→ 电子层数=周期数，最外层电子数=主族序数
（2）、区间定位法
对于原子序数较大，若用结构简图法，较复杂且易出错，可采用区间定位法。其原理是：
首先，要牢记各周期对应的零族元素的原子序数：
周期数 一 二 三 四 五 六 七零族元素
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
其次，要熟悉周期表中每个纵行对应的族的序数。
族 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族
纵行 1 2 3 4 5 6 7 8-10 11 12 13 14 15 16 17 18 比大小，定周期。比较该元素的原子序数与零族元素的序数大小，找出与其相邻近的零族元素，那么，该元素就和序数大的零族元素处于同一周期。
6、金属性和非金属性
a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
b.同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素的金属性判断 a. 单质与水或酸反应置换氢的难易
b. 最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性强弱
c. 单质的还原性的强弱
非金属性强弱判断
a.单质与氢气化合生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性
b.最高价氧化物的水化物（酸）的酸性强弱
c.单质的氧化性的强弱
7、“10电子”、“18电子”的微粒小结
分子 离子
一核10电子的 Ne N3-、O2-、F-、Na+、Mg2＋、Al3＋
二核10电子的 HF OH-
三核10电子的 H2O NH2-
四核10电子的 NH3 H3O+
五核10电子的 CH4 NH4+
分子 离子
一核18电子的 Ar K+、Ca2+、Cl-、S2-
二核18电子的 F2、HCl HS-、O22-
三核18电子的 H2S
四核18电子的 PH3、H2O2、
相关反应 NH4+＋OH- === NH3＋H2O
NH3＋H3O+ === NH4+＋H2O
H3O+＋OH- === 2H2O
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第一章 物质结构、元素周期律
一、原子结构
原子由质子、中子和电子组成。其中，质子数量决定了元素的种类，中子数量则决定了同一元素不同核素的存在，而电子则决定了元素的化学性质。原子序数等于核电荷数等于质子数，也等于核外电子数。
电子按照能量最低的原则排布在不同的电子层中，每个电子层最多容纳2n个电子，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。
二、元素周期表
元素周期表是按照原子序数递增的顺序，将元素按照电子层数和最外层电子数的不同排列而成的表格。周期数等于元素最外层电子层数，主族序数等于元素最外层电子数。元素周期表中，横行称为周期，纵列称为族，共有7个主族和7个副族，以及三个Ⅷ族和一个零族。
周期表中的元素按照一定的规律排列，能够显示出元素的物理和化学性质的周期性变化。例如，同一周期内的元素具有相似的电子结构和化学性质，而同一族内的元素具有相同的最外层电子结构和化学性质。
三、元素周期律
元素周期律是指元素周期表中元素物理和化学性质的周期性变化规律。元素周期律包括原子半径、电子亲和能、电离能、电负性等物理和化学性质的周期性变化。例如，原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，而同一周期内原子半径随着原子序数的增加而逐渐减小。电子亲和能和电离能则相反，随着周期数的增加而逐渐增大，而同一周期内电子亲和能和电离能随着原子序数的增加而逐渐减小。
掌握元素周期律可以帮助我们预测元素的物理和化学性质，从而更好地理解和应用化学知识。
元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。这些性质包括核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性。这种周期性变化实际上是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
同一周期内的元素性质也存在递变规律。以第三周期元素为例，它们的电子排布和原子半径随着核电荷数的增加而发生变化，而主要化合价则依次为+1、+2、+3、-4、+5、-3、+6、-2、+7和-1.此外，金属性和非金属性、单质与水或酸置换、氢化物的化学式、与H2化合的难易、氢化物的稳定性、最高价氧化物的化学式、酸碱性以及变化规律等方面也存在一定的变化规律。
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
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1．原子结构
[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数
注意： (1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数
阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数
(2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．
[质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．
说明 (1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N． (2)符号AZX的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如， 2311Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12．
[原子核外电子运动的特征]
(1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．
(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少．
(3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．
[原子核外电子的排布规律]
(1)在多电子原子里，电子是分层排布的．
电子层数（n） 1 2 3 4 5 6 7
表示符号 K L M N O P Q
离核远近能量高低 n值越大，电子离原子核越远，电子具有的能量越高
(2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M……
《元素周期律和元素周期表》 知识清单
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一、元素周期律
元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
1、 原子结构的周期性变化
原子核外电子层数：同周期元素从左到右，电子层数相同；同主族元素从上到下，电子层数逐渐增多。
最外层电子数：同周期元素从左到右，最外层电子数逐渐增加（1
至 8 个，第一周期除外）；同主族元素最外层电子数相同。
2、 元素性质的周期性变化
原子半径：同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
化合价：主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于族序数减去 8。
金属性和非金属性：同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3、 元素性质周期性变化的原因 元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
二、元素周期表
元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
1、 元素周期表的结构
周期：周期表中有 7 个横行，即 7 个周期。周期的序数等于该周期元素原子具有的电子层数。
短周期：第 1、2、3 周期，分别含 2、8、8 种元素。
长周期：第 4、5、6、7 周期，分别含 18、18、32、32 种元素（第
7 周期未排满）。
族：周期表中有 18 个纵行，分为 16 个族。
主族：由短周期元素和长周期元素共同构成，共有 7 个主族，用罗马数字ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA 表示。
副族：完全由长周期元素构成，共有 7 个副族，用罗马数字ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB 表示。
第Ⅷ族：包括 8、9、10 三个纵行。
0 族：稀有气体元素所在的族。
2、 元素在周期表中的位置与原子结构的关系
原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数 周期序数 ＝ 电子层数
【化学】《元素周期律》知识点总结
1 【化学】《元素周期律》知识点总结
元素周期律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层数 相同 逐渐增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小
r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大
化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数) 相同
最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强
阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强 碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
2 重难突破
一、元素金属性、非金属性比较
1.元素金属性强弱的判断
(1)比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。
(2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
2.元素非金属性强弱的判断
(1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。
(2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。
典例2X、Y为同周期元素，如果X的原子半径大于Y，则下列判断不正确的是()
A.若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于Y
B.若X、Y均为金属元素，则X的阳离子氧化性比Y的阳离子强
C.若X、Y均为非金属元素，则Y的非金属性比X强
D.若X、Y均为非金属元素，则最高价含氧酸的酸性Y强于X
【答案】B
典例1已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断正确的是()
高中化学：物质结构 元素周期律知识点
高中化学：物质结构 元素周期律知识点
一. 原子结构
1. 原子核的构成
核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数
2. 质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）==近似原子量
3. 原子构成
4. 表示方法
二. 元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系
1. 区别
2. 联系
【名师点睛】
(1) 在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。
(2) 同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。 (3) 自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。
三. “10电子”、“18电子”的微粒小结
1. “10电子”微粒
2. “18电子”微粒
四. 元素周期表的结构
1. 周期
2. 族
3. 过渡元素
元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
特别提醒 元素周期表中主、副族的分界线：
(1) 第ⅡA族与第ⅢB族之间，即第2、3列之间；
(2) 第ⅡB族与第ⅢA族之间，即第12、13列之间。
五. 元素周期表的应用
1. 元素周期表在元素推断中的应用
(1) 利用元素的位置与原子结构的关系推断。
等式一：周期序数＝电子层数；
等式二：主族序数＝最外层电子数；
等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(2) 利用短周期中族序数与周期数的关系推断。
(3) 定位法：利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断
具有相同电子层结构的离子，如aX(n＋1)＋、bYn＋、cZ(n＋1)－、dMn－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为
则它们的原子序数关系为a＞b＞d＞c。
2. 元素原子序数差的确定方法
(1) 同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差。
人教版高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律第一章复习和总结(含答案)
本章重点掌握以下几点：
1．元素周期表的结构；
2．元素、核素、同位素的辨别；
3．核外电子排布规律；
4．原子、离子、分子中基本构成微粒间的关系；
5．元素周期律及其实质；
6．化学键中的相关概念；
7．电子式的书写。
要点一、元素周期表
１．元素周期表的结构(“七横十八纵”)
2．几种关系
(1)电子层数=周期数
(2)最外层电子数=主族序数=最高正化合价(除F、O)
(3)质子数=原子序数
(4)∣最高正价∣+∣最低负价∣=8(对非金属元素而言，但对H不适用)
注意：O无最高正价(+6)，F无正价
例题：原子序数为x的元素位于周期表中的ⅡA族，则原子序数为x+1的元素不可能为( )
A．ⅢA族 B．IA族 C．镧系元素 D．ⅢB族 要点二、元素、核素、同位素
元素 核素 同位素 同素异形体
本质 质子数相同的一类原子 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的原子 同种元素形成的不同的单质
范畴 同类原子 某种原子 同一元素的不同原子 单质
特征 只讲种类、不讲个数 化学反应中的最小微粒 化学性质几乎相同，因质量数不同，物理性质不同 一般地，化学性质相似，物理性质不同
决定因素 质子数 质子数、中子数 质子数、中子数 分子结构
举例 Na、S、Fe三种元素 11H、21H、31H三种核素 11H、21H、31H互称为同位素 O2与O3，金刚石与石墨
例题： 是( )
A．氢的五种同位素 B．五种氢元素
C．氢的五种同素异形体 D．氢元素的五种不同微粒
要点三、原子核外电子排布规律
电子层数 1 2 3 4 5 6 7
字母代号 K L M N O P Q
元素个数 2 8 8 18 18 32 32
1．在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：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。
元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)
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中子N（不带电荷）
同位素
原子核
→ 质量数（A=N+Z） 近似相对原子质量
质子Z（带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号
原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的
电子数（Z个）： 化学性质及最高正价和族序数
核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径
表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图
随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化
①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）
元素周期律 ②、原子半径的周期性变化
③、元素主要化合价的周期性变化
④、元素的金属性与非金属性的周期性变化
①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；
元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期）
周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）
周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）
①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）
元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）
③、Ⅷ族（8、9、10纵行）
④、零族（稀有气体）
同周期同主族元素性质的递变规律
①、核外电子排布
②、原子半径
性质递变 ③、主要化合价
④、金属性与非金属性
⑤、气态氢化物的稳定性
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 决定原子呈电中性
化学元素周期律总结
化学元素周期律总结
1.原子结构的基本单位是原子。每个原子由一个位于中心核心的质子和中子组成，核心周围则围绕着电子云。
2.元素周期表将所有元素按照原子序数（即核中质子的数量）从小到大排列。
3.元素周期表通常分为若干个水平行，称为周期。水平行上的元素具有相似的化学性质。
4.元素周期表还可以分为若干个垂直列，称为族。同一族中的元素具有相似的外层电子配置和化学性质。
5.元素周期表的第一周期只有两个元素，氢和氦。这是因为第一周期中只有一个能容纳电子的主能级（即1s），所以只有两个位置能够容纳电子。
6.元素周期表的第2周期有8个元素，从锂到氖。这是因为第2周期有两个主能级（即2s和2p），每个主能级最多容纳8个电子。
7.同样地，第3周期有18个元素，从钠到氩。
8.元素周期表的第4周期是化学元素周期表的最长周期，它包含了32个元素，从钾到氙。
9.随着周期数的增加，元素的原子半径逐渐增大，原子核的吸引力减弱，电子云扩散，电子和质子之间的距离增加。
10.原子中的电子云是不均匀分布的，更接近核心的电子比较难以移动，所以在元素周期表上从左到右，由上到下的顺序中，反应性逐渐增加。 11.核外层电子的数量决定了元素的化学性质。外层电子更容易参与化学反应。
12.元素周期表的最右边是惰性气体族，也称为稀有气体族。这些元素的外层能级完整，很难与其他元素发生化学反应。
13.元素周期表中，元素的周期号告诉我们元素的最外电子层所在的主能级数。
14.元素周期表中，元素的周期号与元素的化学反应性和性质之间存在一定的关联。例如，周期表的第1A族元素（即碱金属）是非常活泼的金属，容易与水反应。
15.在元素周期表中，元素的族号告诉我们元素的最外电子层中有多少个电子。
总的来说，化学元素周期表是一种非常有用的工具，用于理解和分类元素的化学性质。通过对元素周期表的研究，可以揭示元素之间的相似性和周期性规律，帮助我们更好地理解和预测元素的行为。
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。