影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数,核电荷数越多其核对核外
新教材 苏教版高中化学必修第一册 专题5 微观结构与物质的多样性 知识点考点重点难点提炼汇总
专题5 微观结构与物质的多样性第一单元元素周期律和元素周期表.................................................................................... - 1 - 第1课时元素周期律.................................................................................................. - 1 - 第2课时元素周期表元素周期表的应用.............................................................. - 6 - 第二单元微粒之间的相互作用.......................................................................................... - 12 - 第1课时离子键........................................................................................................ - 12 - 第2课时共价键分子间作用力................................................................................ - 16 - 第三单元从微观结构看物质的多样性............................................................................ - 21 - 微专题6“位—构—性”在元素推断题中的应用 .............................................................. - 25 -第一单元元素周期律和元素周期表第1课时元素周期律一、原子序数及元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律1．原子序数化学家按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。
原子半径影响因素
LV组 王钰培 何墨 袁澄宇
朱世杰
OUTLINE
原子半径定义
多电子原子电子云径向分布
屏蔽常数计算
电子云的界限半径
元素周期表界限半径的程序模拟与规律
总结
附录
原子半径定义
原子半径的定义
金属半径向分布
单电子原子电子云径向分布
单电子原子中原子轨道的空间界限应当与波函数、电子云径向分布有关，然 而原子中波函数的径向分布有电子云径向分布，即
电子云径向分布界限半径的计算
元素周期表界限半径的程序模拟 与规律
第二周期元素
原子 Li Be
4 2s
B
5 2p
C
6 2p
N
7 2p
O
8 2p
F
9 2p
Ne
10 2p
核电荷 3 数 最外层 2s 轨道
90%界 0.6840 0.4446 0.3970 0.3350 0.2748 0.2233 0.1914 0.1600 443 672 254 926 503 431 121 面半径 681 /nm
n=2; l=1; n=2; Z=6.7; l=0; L=0; Z=0.9; syms r p=2*Z*r/n; L=0; a=(2*Z*18.9*10^9/n)^3*factorial(n-l syms r 1)*0.5/n*(factorial(n+1))^(-3); p=2*Z*r/n; b=exp(-p); a=(2*Z*18.9*10^9/n)^3*factorial(n-lfor k=0:n+1 1)*0.5/n*(factorial(n+1))^(-3); L=L+( b=exp(-p); 1)^k*(factorial(n+1))^2*p^k/factorial(n+1 for k=0:n+1 k)/factorial(2*l+1+k)/factorial(k); end L=L+(1)^k*(factorial(n+1))^2*p^k/factorial(n+ D=r^2*a*b*p^(2*l)*L^2; 1-k)/factorial(2*l+1+k)/factorial(k); N=int(D,0,inf) end d=r^2*a*b*p^(2*l)*L^2/N; g=int(d,0,r) D=r^2*a*b*p^(2*l)*L^2 r=solve(g-0.9) r=solve(diff(D)) s=52.9*r
2019-2020版高中化学人教版选修3教案第1章 第2节 第2课时 元素周期律 Word版含答案
第2课时元素周期律1．了解元素电离能、电负性的含义。
2．能运用元素的电离能说明元素的某些性质。
(重点)3．理解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。
(重点) 4．了解元素的“对角线规则”，能列举实例予以说明。
[基础·初探]1．影响原子半径大小的因素2．原子半径的递变规律[探究·升华][思考探究]已知短周期元素，a A2＋、b B＋、c C3－、d D－具有相同的电子层结构。
问题思考：(1)A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系？【提示】由于四种离子具有相同的电子层结构，所以四种离子电子数相等，即a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1。
(2)A、B、C、D四种元素在同一周期吗？试推测四种元素在周期表中的位置。
【提示】A、B、C、D不在同一周期。
A应位于第三周期第ⅡA族，B应位于第三周期第ⅠA族，C位于第二周期第ⅤA族，D应位于第二周期第ⅦA族。
(3)A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的？A2＋、B＋、C3－、D－的离子半径呢？【提示】原子半径B＞A＞C＞D；离子半径C3－＞D－＞B＋＞A2＋。
(4)分析微粒半径大小比较的关键是什么？【提示】①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。
②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。
③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
[认知升华]离子半径大小的比较1．同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
2．电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。
如r(O2－)>r(F－)>r( Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
3．带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋) <r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
原子半径大小的比较
原子半径大小的比较影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数，核电荷数越多其核对核外电子的引力越大（使电子向核收缩）则原子半径越小；二是核外电子数，因电子运动要占据一定的空间则电子数越多原子半径越大；三是电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大。
原子半径大小由上述一对矛盾因素决定。
核电荷增加使原子半径缩小，而电子数增加和电子层数增加使原子半径增加。
当这对矛盾因素相互作用达到平衡时，原子就具有了一定的半径。
我们只要比较上述这对矛盾因素相互作用的相当大小就不难理解不同原子半径大小的变化规律。
一．同周期原子半径大小规律。
例如，比较钠和镁的半径大小。
从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。
实验证明，钠的原子半径大于镁，这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用＞增加的电子对原子半径的增大作用。
因此，同周期元素的原子从左到右逐渐减小，右端惰性原子半径应该最小。
二．相邻周期元素原子半径大小比较。
实验结果钾原子半径＞钠原子半径，这说明从钠到钾，增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用＞增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用。
所以，同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加。
氖到钠核电荷增加1个，核外电子和电子层均增加一个，由此推断，钠的半径＞氖的半径，即：增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用＞增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用。
值得注意的是，并不是电子层多的原子半径就一定大，如：锂原子半径＞铝原子半径。
这是因为当核电荷增加到大于八以后，其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用。
三．某原子及其阴离子或阳离子半径大小比较。
例如，氯原子和氯离子半径大小比较。
两者核电荷相同而氯离子多一个电子，这一电子运动要占据一定的空间，所以氯离子半径＞氯原子半径。
高一化学必修一知识点总结
高一化学必修一知识点总结高一化学必修一知识点总结1一、物质燃烧时的影响因素：①氧气的浓度不同，生成物也不同。
如：碳在氧气充足时生成二氧化碳，不充足时生成一氧化碳。
②氧气的浓度不同，现象也不同。
如：硫在空气中燃烧是淡蓝色火焰，在纯氧中是蓝色火焰。
③氧气的浓度不同，反应程度也不同。
如：铁能在纯氧中燃烧，在空气中不燃烧。
④物质的接触面积不同，燃烧程度也不同。
如：煤球的燃烧与蜂窝煤的燃烧。
二、影响物质溶解的因素：①搅拌或振荡。
搅拌或振荡可以加快物质溶解的速度。
②升温。
温度升高可以加快物质溶解的速度。
③溶剂。
选用的溶剂不同物质的溶解性也不同。
三、元素周期表的规律：①同一周期中的元素电子层数相同，从左至右核电荷数、质子数、核外电子数依次递增。
②同一族中的元素核外电子数相同、元素的化学性质相似，从上至下核电荷数、质子数、电子层数依次递增。
硅单质1、氯元素：2.氯气1、二氧化硫与碳相似，有晶体和无定形两种。
晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔点高(1410℃)，硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。
是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池第二节富集在海水中的元素——氯位于第三周期第ⅦA族，原子结构：容易得到一个电子形成氯离子Cl-,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。
物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态。
制法:MnO2+4HCl(浓)MnCl2+2H2O+Cl2闻法:用手在瓶口轻轻扇动,使少量氯气进入鼻孔。
化学性质：很活泼，有毒，有氧化性，能与大多数金属化合生成金属氯化物(盐)。
也能与非金属反应：2Na+Cl2===(点燃)2NaCl2Fe+3Cl2===(点燃)2FeCl3Cu+Cl2===(点燃)CuCl2Cl2+H2===(点燃)2HCl现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾。
燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。
一是核电荷数核电荷数越多其核对核外电子的引力越大
影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数，核电荷数越多其核对核外电子的引力越大（使电子向核收缩）则原子半径越小；当电子层数相同时，二是核外电子数，核外电子数越多半径越大；三是电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大。
当电子层结构相同时，质子数越大，半径越小原子半径大小由上述一对矛盾因素决定。
核电荷增加使原子半径缩小，而电子数增加和电子层数增加使原子半径增加。
当这对矛盾因素相互作用达到平衡时，原子就具有了一定的半径。
我们只要比较上述这对矛盾因素相互作用的相当大小就不难理解不同原子半径大小的变化规律:一、同周期原子半径大小规律。
例如，比较钠和镁的半径大小。
从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。
实验证明，钠的原子半径大于镁，这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用>增加的电子对原子半径的增大作用。
因此，同周期元素的原子从左到右逐渐减小（稀有气体除外）。
二、相邻周期元素原子半径大小比较。
实验结果钾原子半径>钠原子半径，这说明从钠到钾，增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用>增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用。
所以，同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加。
氖到钠核电荷增加1个，核外电子和电子层均增加一个，由此推断，钠的半径>氖的半径，即：增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用>增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用。
值得注意的是，并不是电子层多的原子半径就一定大，如：锂原子半径>铝原子半径。
这是因为当核电荷增加到大于八以后，其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用。
三、某原子及其阴离子或阳离子半径大小比较。
例如，氯原子和氯离子半径大小比较。
两者核电荷相同而氯离子多一个电子，这一电子运动要占据一定的空间，所以氯离子半径>氯原子半径。
人教版高一化学下册知识点笔记
人教版高一化学下册知识点笔记(实用版)编制人：__审核人：__审批人：__编制单位：__编制时间：__年__月__日序言下载提示：该文档是本店铺精心编制而成的，希望大家下载后，能够帮助大家解决实际问题。
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影响原子半径的因素有三个
影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数，核电荷数越多原子核对核外电子的引力越大（使电子向核收缩）则原子半径越小，即：质子数多原子越小；二是核外电子数，因电子运动要占据一定的空间则电子数越多原子半径越大，即电子数多原子越大；三是电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大，即电子层数多原子越大。
核电荷增加使原子半径缩小，而电子数增加和电子层数增加使原子半径增加。
一.同周期元素（电子层数相同）。
同周期的元素原子半径大小可以看最外层电子数，最外层电子数越多，半径越小，同周期元素的原子从左到右逐渐减小，右端惰性原子半径应该最小；金属性减弱，非金属性增强。
如：从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。
实验证明，钠的原子半径大于镁，这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用＞增加的电子对原子半径的增大作用。
钠Na（金属性最强）＞镁Mg＞铝Al＞硅Si（兼有金属性和非金属性）＞磷P＞硫S＞氯Cl（非金属性最强）＞氩Ar，二.同族元素（最外层电子数相同）。
电子层数越多，半径越大。
同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加；金属性增强，非金属性减弱。
实验结果钾原子半径＞钠原子半径，这说明从钠到钾，增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用＞增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用。
氖到钠核电荷增加1个，核外电子和电子层均增加一个，由此推断，钠的半径＞氖的半径，即：增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用＞增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用。
值得注意的是，并不是电子层多的原子半径就一定大，如：锂原子半径＞铝原子半径。
这是因为当核电荷增加到大于八以后，其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用。
碳C（非金属性最强）＞硅Si＞锗Ge（兼有金属性和非金属性）＞锡Sn＞铅Pb（金属性最强）。
原子半径的规律
原子半径的变化规律可以归纳为以下几点：
1. 电子层数的影响：核外电子层数越多，原子半径通常越大。
这是因为电子层数的增加意味着电子分布的空间范围更广，从而导致原子半径增大。
2. 原子序数的影响：在同一周期内（除第一周期外），原子序数越大，原子半径越小。
这是因为随着原子序数的增加，核电荷数也增加，核对电子的吸引力增强，使得电子更靠近原子核，从而原子半径减小。
3. 族的影响：同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
但是需要注意的是，第五、六周期的副族元素间可能存在异常，因为它们的f轨道或d轨道电子的增加可能导致原子半径的变化不规律。
4. 离子状态的影响：对于同一元素的不同离子状态，原子半径的大小通常是阴离子大于原子大于阳离子。
这是因为阴离子比原子多一个或多个电子层，而阳离子则失去了一些电子层，导致它们的半径相应地增大或减小。
综上所述，原子半径的变化规律主要受到电子层数、原子序数以及族的影响。
这些规律对于理解和预测元素的化学性质具有重要意义，因为原子半径直接影响了元素的键合能力和反应特性。
高一必修一化学第一章知识点总结
高一必修一化学第一章知识点总结元素周期表★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则：①依照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——周期；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纵行——族2、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数＝电子层数；主族序数＝最外层电子数口诀：三短三长一不全；七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称3、元素金属性和非金属性判定根据：①元素金属性强弱的判定根据：单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；元素价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱；置换反应。
②元素非金属性强弱的判定根据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳固性；价氧化物对应的水化物的酸性强弱；置换反应。
4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数==质子数+中子数：A == Z + N②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。
（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同）二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）③核外电子数：电子数增多，增加了相互排挤，使原子半径有增大的偏向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价）负化合价数 = 8—最外层电子数（金属元素无负化合价）3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳固性——→逐渐增强价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→ 逐渐减弱三、化学键含有离子键的化合物就是离子化合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物。
原子半径及其变化规律 高二化学(人教版2019选择性必修2)
子
相互竞争的关系。
的
半
径
电子的能层越多，电子之
间的排除作用越大，将使
原子的半径增大。
小结：
(1)影响因素
原 子 取决于 半 径
电子的能层数 能层数越多 原子半径越大
能层数相同 核电荷数
核对电子的引 导致 原子半
核电荷数越大 力也就越大
径越小
(2)递变规律
原子半径
同周期 从左到右，随核电荷数增大，原子半径减小。 同主族 从上到下，随电子的能层数增多，原子半径增大。
【思考与讨论】
原子能层数多的元素的原子半径是否一定 大于原子能层数少的元素的原子半径？ 【答案】不一定，原子半径的大小由核电 荷数与原子的能层数两个因素综合决定， 如碱金属元素的原子半径比它下一周期卤 素原子的半径大。
主族元素原子半 径的周期性变化
2．比较Na与Na＋、Cl与Cl－的半径大小，并说明理由。
(7) r(K＋) >r(Na＋) > r(Mg2＋)
深度思考
若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。 (1)四种元素在周期表中的相对位置如何？ 提示 短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构， 则：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在周期表中C、D的下一周期。 (2)原子序数从大到小的顺序是什么？ 提示 a＞b＞d＞c。 (3)离子半径由大到小的顺序是什么？ 提示 C3－＞D－＞B＋＞A2＋。
子半径大于F;S原子比N原子多一个电子层,则S的原子半径大于N原子,综上
所述,原子半径由大到小的顺序为P>S>N>F。
2。已知短周期元素的离子aA2＋、 bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子 层结构，则下列叙述正确的是 ( ) A．原子半径：A>B>D>C B．原子序数：D>C>B>A C．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋ D．单质的还原性：A>B>D>C
(教学指导) 时 原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律Word版含解析
第3节元素性质及其变化规律第1课时原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律发展目标体系构建1.认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。
2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。
3.了解元素周期律的应用价值。
1．影响因素2．变化规律规律原因同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐减小(除稀有气体元素外)增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐增大电子层数的影响大于核电荷增加的影响同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐减小，但变化幅度不大增加的电子都排布在(n－1)d轨道上，不同元素原子的外层电子(n s)受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。
(1)同周期元素(从左到右)⎩⎨⎧ 电子层数相同核电荷数增大―→原子半径减小→原子核对外层电子的吸引作用增强―→元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强(除稀有气体元素外)。
(2)同主族元素(自上而下)⎩⎨⎧ 价电子数相同电子层数增多―→原子半径增大―→原子核对外层电子的吸引作用减弱―→元素原子失去电子的能力越来越强，获得电子的能力越来越弱。
(3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是：位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。
二、元素的电离能及其变化规律1．电离能(1)概念：气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。
(2)符号：I ，单位：kJ·mol －1。
2．电离能的分类M(g)――――――→第一电离能(I 1)失去1个e －M ＋(g)――――――→第二电离能(I 2)失去1个e －M 2＋(g)――――――→第三电离能(I 3)失去1个e －M 3＋(g)…且I 1＜I 2＜I 3。
原子半径影响因素及其变化规律
原子半径是指原子核与其所拥有的最外层电子之间的平均距离。
原子半径的大小受多种因素影响，并且在周期表中呈现出一定的变化规律。
以下详细解析原子半径的影响因素及其在周期表中的变化规律：影响因素1.原子核电荷（核电荷数）：▪核电荷数越大，核对电子的吸引力越强，使得电子云更加紧密地围绕在核周围，从而导致原子半径减小。
2.电子排布（能级）：▪电子所处的能级越高，其与原子核的平均距离越远，因此原子半径越大。
每当电子进入一个新的能级时，原子半径会有一个显著的增加。
3.屏蔽效应：▪内层电子对外层电子对核的吸引力有一定的屏蔽作用，减弱了核对外层电子的吸引力，导致外层电子更容易处于离核较远的位置，从而使原子半径增大。
4.电子之间的排斥力：▪原子中电子之间的排斥力也会影响原子半径的大小。
电子数量越多，电子之间的排斥作用越强，使得原子半径增大。
变化规律1.周期变化规律（从左至右）：▪在周期表的同一周期（横行）中，从左至右，原子序数增加，核电荷数增加，使得核对电子的吸引力增强。
虽然电子数也在增加，但电子都是在同一能级上增加，屏蔽效应变化不大，因此原子半径总体趋势是减小的。
2.族变化规律（从上至下）：▪在周期表的同一族（纵列）中，从上至下，原子序数逐渐增加，电子逐渐填充到更高的能级，因此原子半径随着能级的增加而增大。
虽然核电荷数也在增加，但由于新增加的内层电子对外层电子产生了屏蔽效应，减弱了核对外层电子的吸引力，因此原子半径增加。
特例▪过渡金属：在过渡金属序列中，随着电子逐渐填充到d轨道，原子半径的变化不大。
这是因为新增加的电子增强了屏蔽效应，同时核电荷的增加使得电子更紧密地束缚，这两种效应在一定程度上相互抵消。
▪镧系和锕系元素：在这些元素中，随着电子填充到f轨道，原子半径的变化也相对较小，原因同过渡金属类似。
综上所述，原子半径的大小受到多种因素的影响，其中包括原子核的电荷数、电子的能级、屏蔽效应以及电子之间的排斥力。
在周期表中，原子半径呈现出从左至右逐渐减小，从上到下逐渐增大的趋势。
化学原子半径
化学原子半径化学原子半径是指原子中心到其外层电子轨道最外层电子的平均距离，通常以埃（Å）为单位。
原子半径对于理解和研究原子的性质和化学反应起着至关重要的作用。
本文将从不同角度探讨化学原子半径的相关知识。
一、原子半径的基本概念原子半径是衡量原子大小的指标之一，它是指原子核与最外层电子轨道最外层电子之间的距离。
原子半径的大小与原子的电子结构有关，原子半径由内向外逐渐增大。
在同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小；在同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。
二、影响原子半径的因素1. 原子核电荷数：原子核电荷数增加，原子核对外层电子的吸引力增强，电子云受到压缩，原子半径变小。
2. 原子间隔：原子间的排斥力会使得原子半径增大。
3. 原子电子层数：电子层数增加，电子云分布范围增大，原子半径增大。
4. 原子核电荷密度：原子核电荷密度增加，原子半径减小。
5. 电子轨道形状：不同轨道形状对电子云分布有影响，从而影响原子半径。
三、原子半径的周期趋势1. 原子半径的周期趋势：在同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。
这是因为，随着电子层数的增加，电子云的分布范围增大，但原子核对电子云的吸引力没有明显增加，导致原子半径减小。
2. 原子半径的族趋势：在同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。
这是因为，同一族中的元素具有相似的电子结构，原子核电荷数相似，但电子层数不同，电子云的分布范围也不同，从而导致原子半径的变化。
四、原子半径的应用1. 原子半径对化学反应的速率和选择性具有重要影响。
原子半径较小的原子更容易与其他原子形成化学键，因此具有较高的反应活性。
2. 原子半径也对原子的物理性质产生影响。
原子半径较大的原子通常具有较低的电离能和较高的电子亲和能。
3. 原子半径的变化还可以解释一些元素的特殊性质，例如金属元素的导电性和非金属元素的电绝缘性。
五、原子半径的测量方法1. X射线衍射方法：利用X射线入射晶体表面后的衍射图案，推算出原子间距离以及原子半径。
周期表中,元素原子半径的变化规律
周期表中,元素原子半径的变化规律
周期表是化学元素的一种排列形式，它通常按照元素的原子序数，即元素的质
子数，将元素排列成一张表格。
在周期表中，元素的原子半径是一个很重要的物理性质，它反映了一个原子的大小。
原子半径是指原子的最外层电子运动轨道的半径，不同元素的原子半径有着明显的变化规律。
1.原子半径随周期数增加的变化规律
在周期表中，随着周期数的增加，即从左到右横向移动，元素的原子半径呈现
出递减的趋势。
这是因为原子的电子云层中的电子数目逐渐增加，而核电荷数目没有明显的增加，导致电子云被核吸引得更加紧密，从而使整体的原子半径减小。
2.原子半径随族号增加的变化规律
在周期表中，随着族号的增加，即从上到下纵向移动，原子半径呈现出递增的
趋势。
这是因为元素的主量子数增加，电子在不同主能级上的平均位置对原子半径的影响也不同，通常高能级电子轨道离原子核较远，因此整体原子的大小也越大。
综上所述，周期表中元素的原子半径变化规律主要受到两个因素的影响：周期
数和族号。
沿着周期数增加的方向，原子半径逐渐减小；而沿着族号增加的方向，原子半径逐渐增大。
这种规律的理解有助于我们更好地了解元素的性质及其在化学反应中的作用。
【高三】如何比较原子或单核离子半径
【高三】如何比较原子或单核离子半径我们知道原子和单原子离子都是由原子核和核外电子组成，而原子核的半径约为原子半径的几万分之一，原子或单原子离子的半径主要由核外电子的排布决定。
也就是说，原子或单原子离子的半径主要由核外电子的排布以及原子核对最外层电子的作用等因素共同决定。
下面从影响原子或单原子离子的半径的因素着手，分析归纳比较原子或单原子离子半径的一些规律。
1.同种元素的不同粒子的半径的比较核电荷数相同，录入电子的促进作用可以指出就是对数成正比的，此时粒子的半径主要就是由核外电子数同意的，电子数目越多，原子的半径越大。
具体内容存有以下几种情况：(1)阴离子半径>原子半径，如r(cl－)>r(cl)(2)阳离子半径<原子半径，如r(na＋)<r(na)(3)变价金属元素：高价阳离子半径<低价阳离子半径如r(fe3＋)<r(fe2＋)2.电子总数相同的相同粒子的半径的比较电子层结构相同时，应主要考虑原子核对最外层电子的作用。
此时核电荷数大，原子核对电子的作用就强，因此粒子的半径就小。
如r(f－)>r(na＋)>r(al3＋)3.同周期元素原子半径比较（稀有气体除外）当原子的电子层数相同时，最外层电子处于同一个层，因而离核距离在同一个级别上，此时原子半径主要由核电荷数决定。
核电荷数越多，核对最外层电子的作用超强，因此原子半径越大。
如r(na)>r(g)>r(al)>r(si)>r(p)>r(s)>r(cl)4.同主族元素原子或单核离子半径的比较这里主要讨论的是在元素周期表中同纵行的情况，且只讨论主族元素。
由于结构相似，仅是电子层数不同，因而此时原子（或单原子离子）半径主要由电子层数决定。
电子层数越多，半径越大。
如r(li)<r(na)<r(k)<r(rb)<r(cs)r(li＋)<r(na＋)<r(k＋)<r(rb＋)<r(cs＋)，r(f)<r(cl)<r(br)<r(i)，r(f－)<r(cl－)<r(br－)<r(i－)。
元素周期表中如何判断原子半径大小
元素周期表中如何判断原子半径大小在元素周期表中，原子半径大小是一个重要的物理性质，它影响到原子的化学性质和元素之间的反应。
原子的半径可以通过周期表上的位置来判断，随着原子序数增加，原子半径通常会呈现一定规律性的变化。
下面将从周期表的排列规律、主要趋势和特殊情况等方面来探讨如何判断原子半径大小。
周期表的排列规律元素周期表的横向行称为周期，纵向列称为族。
从周期表中我们可以看到，原子半径随着周期数的增加而变化。
在同一周期内，随着元素原子序数的增加，原子半径会逐渐减小。
这是因为原子核上的正电荷数目逐渐增加，吸引外层电子的作用也随之增强，使得电子向原子核靠近，从而导致原子半径减小。
主要趋势•原子半径随周期数递减: 在同一周期内，原子半径随着原子序数的增加而递减。
例如，碱金属元素钠（Na）和铷（Rb）在同一周期内，由于原子核的正电荷数目不断增加，因此铷的原子半径要大于钠的原子半径。
•原子半径随族数递增: 在同一族内，随着原子序数的增加，电子层逐渐增加，原子的半径也随之增加。
例如，氢（H）、碱金属元素锂（Li）和钠（Na）在同一族内，原子半径由氢最小，锂次之，钠最大。
特殊情况•内层电子屏蔽效应: 内层电子可以屏蔽外层电子对原子核的吸引力，使原子半径稍微扩大。
例如，在4A族中，镁（Mg）的原子半径要大于钠（Na），是因为镁的电子构型中有两个电子在3s轨道上，在4s轨道上只有一个电子，这种内层电子的屏蔽效应导致镁的原子半径略大于钠。
•离子半径与原子半径的比较: 在某些情况下，离子的半径和原子的半径会有所不同。
通常，正离子的半径要小于原子的半径，负离子的半径要大于原子的半径。
通过周期表的排列规律以及主要趋势和特殊情况的分析，我们可以判断元素在周期表中的原子半径大小。
原子半径的大小关系到原子的化学性质和反应方式，深入了解原子半径大小可以帮助我们更好地理解元素周期表和元素之间的关系。
同一周期原子半径规律
同一周期原子半径规律
在化学元素周期表中，每个周期内的元素通常具有类似的化学性质，这一规律
也体现在它们的原子结构中，包括原子半径的变化。
在同一周期内，原子的电子层数相同，但原子核的正电荷数增加，这导致了在同一周期内原子半径的变化规律。
原子半径随周期变化的规律
1.逐渐减小：在同一周期中，从左至右排列的元素，原子半径逐渐减
小。
这是由于随着原子核电荷数的增加，原子的电子云被更强烈地吸引，使得原子半径减小。
2.增大后减小：在周期中，从左侧的碱金属向右侧过渡金属，原子半
径逐渐减小，但在过渡金属和非金属之间，原子半径会突然增加后再次减小。
这是由于过渡金属的填充d轨道和非金属的填充p轨道导致电子排布的变化，从而影响原子半径的变化。
3.趋于稳定：在周期末端，即稀有气体元素，原子半径相对较大并保
持稳定。
这是由于稀有气体元素具有闭壳层结构，电子排布稳定，因此原子半径相对较大。
原子半径规律的意义
1.化学性质的解释：原子半径规律能够解释元素在同一周期内化学性
质的相似性，原子较小的元素通常更容易失去电子形成阳离子，较大的元素更容易获得电子形成阴离子，这直接影响元素的化学反应性。
2.遗传周期表元素特征：原子半径规律是化学元素周期表排列的重要
依据之一，通过了解原子半径变化规律可以预测元素的性质和化合物的形成。
3.新材料设计：原子半径规律可以用于设计新材料，例如控制晶体结
构和材料性质，优化金属合金、半导体和陶瓷材料的性能。
总的来说，同一周期内元素原子半径变化规律展示了元素电子排布和核电荷数
对元素性质的重要影响，对于理解化学元素周期表和材料设计有着重要的指导作用。
高中化学第二节第2课时学案学生版
第2课时元素周期律[核心素养发展目标] 1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能、电负性的相对大小。
2.通过对原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
一、原子半径1．影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的将使原子的半径增大。
(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径。
2．原子半径的递变规律(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，原子半径。
(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，原子半径。
3．原子或离子半径的比较方法(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
例如：r(Cl－) r(Cl)，r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋)。
(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。
例如：r(O2－) r(F－) r(Na＋) r(Mg2＋) r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。
例如：r(Li＋) r(Na＋) r(K＋) r(Rb＋) r(Cs＋)，r(O2－) r(S2－) r(Se2－) r(Te2－)。
(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。
例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋)。
(1)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同()(2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大()(3)各元素的原子半径总比其离子半径大()(4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小()1．元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何理解这种趋势？2．是否能层数多的元素的原子半径一定大于能层数少的元素的原子半径？3．若短周期元素的离子a A2＋、b B＋、c C3－、d D－具有相同的电子层结构。
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影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数，核电荷数越多其核对核外电子的引力越大（使电子向核收缩）则原子半径越小；当电子层数相同时，二是核外电子数，核外电子数越多半径越大；三是电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大。
当电子层结构相同时，质子数越大，半径越小原子半径大小由上述一对矛盾因素决定。
核电荷增加使原子半径缩小，而电子数增加和电子层数增加使原子半径增加。
当这对矛盾因素相互作用达到平衡时，原子就具有了一定的半径。
我们只要比较上述这对矛盾因素相互作用的相当大小就不难理解
不同原子半径大小的变化规律:
一、同周期原子半径大小规律。
例如，比较钠和镁的半径大小。
从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。
实验证明，钠的原子半径大于镁，这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用>增加的电子对原子半径的增大作用。
因此，同周期元素的原子从左到右逐渐减小（稀有气体除外）。
二、相邻周期元素原子半径大小比较。
实验结果钾原子半径>钠原子半径，这说明从钠到钾，增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用>增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用。
所以，同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加。
氖到钠核电荷增加1个，核外电子和电子层均增加一个，由此推断，钠的半径>氖的半径，即：增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用>增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用。
值得注意的是，并不是电子层多的原子半径就一定大，如：锂原子半径>铝原子半径。
这是因为当核电荷增加到大于八以后，其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用。
三、某原子及其阴离子或阳离子半径大小比较。
例如，氯原子和氯离子半径大小比较。
两者核电荷相同而氯离子多一个电子，这一电子运动要占据一定的空间，所以氯离子半径>氯原子半径。
原子及其阳离子半径正好与上述相反。
例如：钠离子半径<钠原子半径。
四、电子层结构相同而核电荷不同的粒子半径大小比较。
例如，钠离子，镁离子，氧离子，氟离子半径大小比较。
因其核外电子层结构相同，显然核电荷越多核对核外电子引力越大则粒子半径越小。
所以其粒子半径大小是：镁离子<钠离子<氟离子<氧离子。