原子核外电子排布规律资料

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1、原子核外电子排布规律 ①能量最低原理:电子层划分为K

2、  阴离子更同一周期稀有气体的电子排布相同:负氧离子,氟离子和氖的核外电子排布是相同的。 (2)等电子粒子(注意主要元素在周期表中的相对位置)   ①10电子粒子:CH4、N-3、NH-2、NH3、NH+4、O-2、OH-、H2O、H3O+、F-、HF、Ne、Na+、Mg+2、Al+3等。   ②18电子粒子:SiH4、P-3、PH3、S-2、HS-、H2S、Cl-、HCl、Ar、K+、Ca+2、PH+4等。     特殊情况:F2、H2O2、C2H6、CH3OH   ③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有:Na+、NH+4、

3、H3O+等;阴离子有:F-、OH-、NH-2;         HS-、Cl-等。 前18号元素原子结构的特殊性: (1)原子核中无中子的原子:11H  (2)最外层有1个电子的元素:H、 Li、Na;最外层有2个电子的元素:Be、Mg、He (3)最外层电子总数等于次外层电子数的元素:Be、Ar (4)最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素:C ;是次外层电子数3倍的元素:O ;是次外层电子数4倍的元素:Ne  (5)最外层电子数是内层电子数一半的元素:Li、P (6)电子层数与最外层电子数相等的元素:H、Be、Al (7)电

4、子总数为最外层电子数2倍的元素:Be (8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li、Si  元素周期表的规律: (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族元素,最外层电子数为8的元素是稀有气体(He例外) (2)在元素周期表中,同周期的ⅡA、ⅢA族元素的原子序数差别有:①第2、3周期(短周期)元素原子序数都相差1;②第4、5周期相差11;③第6、7周期相差25 (3)同主族、邻周期元素的原子序数差      ①位于过渡元素左侧的主族元素,即ⅠA、ⅡA族,同主

5、族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素总数;相差的数分别为2,8,8,18,18,32   ②位于过渡元素左侧的主族元素,即ⅢA~ⅦA族,同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。例如,氯和溴的原子序数之差为35-17=18(溴所在第四周期所含元素的种数)。相差的数分别为8,18,18,32,32. ③同主族非县令的原子序数差为上述连续数的加和,如H和Cs的原子序数为2+8+8+18+18=54 (4)元素周期表中除Ⅷ族元素之外,原子序数为奇数(偶数)的元素,所属所在族的序数及主要化合价

6、也为奇数(偶数)。如:氯元素的原子序数为17,而其化合价有-1、+1、+3、 +5、+7 ,最外层有7个电子,氯元素位于ⅦA族;硫元素的原子序数为16,而其化合价有-2、+4、+6价,最外层有6个电子,硫元素位于ⅥA族。 (5)元素周期表中金属盒非金属元素之间有一分界线,分界线右上方的元素为非金属元素,分界线左下方的元素为非金属元素(H除外),分界线两边的元素一般既有金属性也有非金属性。每周期的最右边金属的族序数与周期序数相等,如:Al为第三周期ⅢA族。  元素周期律: (1)原子半径的变化规律:同周期主族元素自左向右,原子半径

7、逐渐增大;同主族元素自上而下,原子半径逐渐增大。 (2)元素化合价的变化规律:同周期自左向右,最高正价:+1~+7,最高正价=主族序数(O、F除外),负价由-4~-1,非金属负价=-(8-族序数) (3)元素的金属性:同周期自左向右逐渐减弱;同主族自上而下逐渐增强。 (4)元素的非金属性:同周期制作仙游逐渐增强;同主族自上而下逐渐减弱。 (5)最高价化合物对应水化物的酸、碱性:同周期自左向右酸性逐渐增强,碱性逐渐减弱;同主族自上而下酸性逐渐减弱,碱性逐渐增强。 (6)非金属气态氢化物的形成难以、稳定性:同周期自左向右形成由难到易

8、,稳定性逐渐增强;同主族自上而下形成由易到难,稳定性逐渐减弱。  原子核外电子按照轨道式排布时遵守下列次序:1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p 规律总结:s有1个轨道,最多容纳2个电子

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