专题06 元素周期表与元素周期律 -2023年浙江省普通高中学业水平考试冲A新教材新学考必备系列（考点梳理 真题回顾 模拟预测）

专题06 元素周期表与元素周期律 【核心考点梳理】 一、原子的构成源:学§科§网] 1．构成原子的微粒 构成原子 的粒子 原子核 电子 质子 中子 电性和电量 1个质子带1个单位的正电荷 不带电显中性 1个电子带1个单位的负电荷 原子核的构成一定有质子，有质子的微粒不一定有中子，如1H；有质子的微粒不一定有电子，如H+。 2．微粒的核电荷数、质子数和核外电子数的关系： (1)原子呈电中性→核电荷数＝质子数＝核外电子数。 (2)阳离子带正电荷→核电荷数＝质子数＝核外电子数＋离子的电荷数。 (3)阴离子带负电荷→核电荷数＝质子数＝核外电子数－离子的电荷数。 3．质量数 电子的质量远远小于质子和中子，原子的质量主要集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似等于1，若忽略电子的质量，则有质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 4．原子构成的表示方法 一般用符号X表示，X用元素符号表示，A表示质量数，Z表示质子数。 二、　核外电子的排布规律 1．核外电子分层排布 (1)依据：含多个电子的原子里，电子的能量不同，运动区域离核的远近不同。 (2)电子层与电子能量的关系 电子层序数 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 电子离核距离 由近及远 电子能量 由低到高 2．核外电子排布规律 (1)核外电子总是先排布在能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层； (2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子； (3)原子最外层电子数不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个)； (4)原子核外次外层电子数不超过18个(当K层或L层为次外层时分别为2个和8个)； (5)倒数第三层电子最多不超过32个。 3．核外电子排布表示方法 (1)核外电子排布的几条规律之间既相互独立又相互统一，不能孤立地应用其中一条。如当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子。 (2)注意看清是“最外层电子数”“次外层电子数”还是“内层电子数”。 (3)最外层电子数为次外层电子数的2倍以上时，次外层一定是K层。 (4)注意原子结构示意图与离子结构示意图的区别。 三、元素周期表编排与结构 1．发展历程 2．编排原则 (1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。 (2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。 3．结构 (1)周期(7个横行→7个周期) 周期分类 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 周期序数与原子结构的关系 周期序数＝原子电子层数 (2)族(18个纵行→16个族→7主7副1零1Ⅷ族) 族 主族 0族 副族 Ⅷ族 构成周期 由长周期元素和短周期元素共同构成 仅由长周期元素构成 列序 1，2，13～17 18 3～7，11，12 8，9，10 族序数 ⅠA，ⅡA，ⅢA，ⅣA，ⅤA，ⅥA，ⅦA 0 ⅢB，ⅣB，ⅤB，ⅥB，ⅦB，ⅠB，ⅡB Ⅷ 族序数与原 子结构关系 主族序数＝原子最外层电子数 常见族 的别称 第ⅠA族(除氢)：碱金属元素；第ⅦA族：卤族元素；0族：稀有气体元素 (3)同周期相邻主族元素的原子序数之差。 周期 ⅡA ⅢA 2、3 n n＋1 4、5 n n＋11 6、7 n n＋25 四、元素周期律 1．同周期元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价的变化规律 (1)随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数1→8_、原子半径逐渐增大、化合价最高正价和负价逐渐升高_(第ⅣA族出现负价)，都呈周期性的变化。 【特别提醒】 (1)F无正价，O无最高正价；(2)金属只有正价，只有非金属才有负价。 2．同周期元素金属性和非金属性的变化规律 (1)Na、Mg、Al的比较 Na Mg Al 变化规律(同 周期：左→右) 单质与水(或酸)反应 与冷水剧 烈反应，生成H2 与冷水几乎不反应，与沸水缓慢反应，生成H2；与酸反应剧烈，生成H2 与酸反应较快，生成H2 从水或酸中置换H2能力逐渐减弱 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 最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱 (2)Si、P、S、Cl的比较 Si P S Cl 变化规律(同周 期：左→右) 单质与氢气 反应的条件 高温 较高 温度 加热 光照或 点燃 与H2化合能 力逐渐增强 气态