专题08 原子结构与元素周期律 -【提分突破】备战2023年高考化学核心考点归纳与最新模拟测试（全国通用）

专题08 原子结构与元素周期律 【核心考点梳理】 考点一、原子结构 1.原子组成微粒和关系： 质子数=核电荷数=最外层电子数=原子序数 2.质量数：原子核中质子数和中子数之和称为质量数，符号A。质量数（A）=质子数（Z） + 中子数（N） 3.原子结构的表示方法: 一般用符号X表示，字母表示意义：X 4.核素、同位素 核素：具有相同数目的质子和相同数目的中子的一类原子称为核素 同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互为同位素 5.核外电子排布的规律 （1）在原子核外离核由近及远、能量由低到高的不同电子层上分层排布的。共有 7 个电子层。由内向外可依次用 K、L、M、N、O、P、Q 表示。 （2）电子能量与电子层的关系 各电子层 由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 字母代号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量高低 由低到高 （3）原子核外各电子层最多容纳2n2个电子；原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)；次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 6.原子结构与元素原子得失电子能力 原子的电子层数相同，则核电荷数越大，最外层电子离核越近，原子越难失电子、越容易得电子； 原子的最外层电子数相同，则电子层数越多，最外层电子离核越远，原子越容易失电子、越难得电子。 考点二、元素周期表 1.元素周期表的结构：横行为周期，共有七个周期，周期序数用阿拉伯数字“1、2、3、4、5、6、7”表示。分为长周期和短周期，1、2、3 周期称为短周期；4、5、6、7 周期称为长周期。 纵行为族，共有七个主族、七个副族、一个零族和一个Ⅷ族。由短周期元素和长周期元素共同组成的族称为主族，符号为 A；仅由长周期元素组成的族称为副族，符号为 B；第18纵列由稀有气体元素组成，称为“ 0 族”。第 8、9、10纵列称为“Ⅷ族”。 2.周期和族在周期表中的分布 3.同周期、同主族元素与原子结构的关系：同周期元素电子层数相同，最外层电子数从1逐渐过渡到8（第1周期除外），周期序数=电子层数；同主族元素最外层电子数相同，自上而下电子层数逐渐增多。主族序数=最外层电子数。 考点三、元素周期律 1.同周期同主族元素性质的变化规律 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 电子层结构 电子层数相同 最外层电子数递增 电子层数递增 最外层电子数相同 得电子能力 失电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 非金属 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐增强_ 逐渐减弱 主要化合价 最高正价=主族序数 最低负价=主族序数―8（对非金属） 最高正价和负价数均相同， 最高正价数=族序数（O、F除外） 最高价氧化物对应 水化物的酸碱性 酸性逐渐增强 碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱 碱性逐渐增强 非金属元素气态氢化物 的形成及稳定性 气态氢化物的形成逐渐变易，气态氢化物稳定性逐渐增强。 气态氢化物形成逐渐变难，气态氢化物稳定性逐渐减弱。 2.元素第一电离能变化规律 每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。 电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去一个电子形成＋1价阳离子。 (2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 电离能的影响因素及特例 (1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。 (2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 3．电负性 (1)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (2)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 电负性的递变规律 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金