高三化学总复习专题攻略之物质结构元素周期律(下)一、微粒半径大小比较(含解析)

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元素的微粒半径大小比较及其应用

元素的微粒半径大小比较及其应用山东省邹平县长山中学256206 吴贵智一、元素的微粒半径大小比较规律元素的微粒半径大小比较，一般可以根据元素在周期表中的位置来归纳：1、同种元素阳离子半径总比相应原子半径小；阴离子半径总比相应原子半径大；不同价态的微粒，价态越高半径越小。

例：Na > Na+Cl < Cl-Fe > Fe2+ > Fe3+ H - > H > H +2、同周期元素原子半径随原子序数的递增而减小，而惰性元素突然增大；阳离子半径随原子序数的递增而减小, 阴离子半径随原子序数的递增而减小。

以第三周期元素为例：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl Na+ > Mg2+ >Al3+P3- > S2- > Cl -3、同主族元素原子半径随原子序数的递增而增大，阳离子半径随原子序数的递增而增大，阴离子半径随原子序数的递增而增大。

例：第IA族元素：Li<Na<K<Rb<Cs Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+第VIIA族元素：F<Cl<Br<I F- < Cl - <Br - < I -4、不同周期不同主族的元素①核外电子排布相同的离子，其半径随原子序数的递增而减小。

例如：S2 - >Cl - >K+ > Ca2+Al3+ <Mg2+ < Na+ <F –②核外电子排布不相同的离子，可以通过参照元素进行判断。

例如：K>Na Na>S 所以K>S二、元素的微粒半径大小比较的应用1、应用规律直接判断例1、F和Ne的原子半径，前者和后者的关系是（）A．前者大B．后者大C．相等D．不能肯定解析：F和Ne为同周期元素，由于同周期元素的原子半径随原子序数的递增而减小，而惰性元素突然增大，所以答案选择B。

高考化学六大类微粒的半径大小规律及微粒半径之最

1、电子层数相同（同周期）的主族元素的原子：核电荷数越小原子半径越大。

★第二周期的主族元素：r(Li) > r(Be) > r(B) > r(C) > r(N) > r(O) > r(F) 。

★第三周期的主族元素：r(Na) > r(Mg) > r(Al) > r(Si) > r(P) > r(S) > r(Cl) 。

2、电子层结构相同（核外电子数相同）的单核离子：核电荷数越小原子半径越大。

★核外电子数都是10个的单核离子（电子层结构相同、离子的结构示意图相同）：r(7N3-) > r(8O2-) > r(9F-) > r(11Na+) > r(12Mg2+) > r(13Al3+) 。

★核外电子数都是18个的单核离子（电子层结构相同、离子的结构示意图相同）：r(8S2-) > r(9Cl-) > r(11K+) > r(12Ca2+) >3、最外层电子数相同（同族）的主族元素的原子：核电荷数越大半径越大。

★碱金属元素：r(Cs) > r(Rb) > r(K) > r(Na) > r(Li)★卤族元素：r(I) > r(Br) > r(Cl) > r(F)★0族元素：r(Rn) > r(Xe) > r(Kr) > r(Ar) > r(Ne) > r(He) 。

4、最外层电子数相同（同族）的主族元素的单核离子：核电荷数越大半径越大。

★碱金属元素：r(Cs+) > r(Rb+) > r(K+) > r(Na+) > r(Li+)★卤族元素：r(I-) > r(Br-) > r(Cl-) > r(F-)5、质子数相同的单核微粒：电子数越多，其微粒半径越大。

★金属元素：r(Na) > r(Na+)。

2020高考化学复习专题之物质结构和元素周期律

物质结构、元素周期律（一）原子结构1．原子（A Z X）中有质子（带正电）：Z个，中子（不显电性）：（A—Z）个，电子（带负电）：Z个。

2．原子中各微粒间的关系：①A=N+Z（A：质量数，N：中子数，Z：质量数）②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数③M Z ≈ M N≈1836 M eˉ（质量关系）3．原子中各微粒的作用（1）原子核几乎集中源自的全部质量，但其体积却占整个体积的千亿分之一。

其中质子、中子通过强烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不会发生变化。

另外原子核中蕴含着巨大的能量——原子能（即核能）。

（2）质子带一个单位正电荷。

质量为1.6726×10-27kg，相对质量1.007。

质子数决定元素的种类。

（3）中子不带电荷。

质量为1.6748×10-27kg，相对质量1.008。

中子数决定同位素的种类。

（4）电子带1个单位负电荷。

质量很小，约为11836×1.6726×10-27kg。

与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电数数及排布决定了原子的化学性质。

4．原子核外电子排布规律（1）能量最低原理：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即依次：K→L→M→N→O→P→Q顺序排列。

（2）各电子层最多容纳电子数为2n2个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。

（3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。

如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。

（二）元素周期律、元素周期表1．原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。

（原子序数=质子数=核电荷数）2．元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。

具体内容如下：随着原子序数的递增，①原子核外电子层排布的周期性变化：最外层电子数从1→8个的周期性变化。

(完整版)粒子半径大小的比较规律

粒子半径大小的比较规律原子和简单离子半径大小的比较是高考的一个重要考点，掌握比较的方法和规律，才能正确判断粒子半径的大小。

中学化学里常见粒子半径大小比较，规律如下：1.同种元素粒子半径大小比较：同种元素原子形成的粒子，核外电子数越多，粒子半径越大。

阳离子半径小于相应原子半径。

如r(Na+)<r(Na)；阴离子半径大于相应原子半径。

如r(Cl—)>r(Cl)；同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。

如r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)、r(H—) > r (H) > r(H+)。

2.不同元素粒子半径的比较：①同周期元素，电子层数相同，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴离子半径均逐渐减小(仅限主族元素)。

如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+) >r(Mg2+)>r(Al3+)、r(O2—) >r(F—)。

同一周期各元素，阴离子半径一定大于阳离子半径。

如r(O2—) > r(Li+)。

②同主族元素，最外层电子数相同，电子层数越多，原子半径越大，同价态的离子半径大小也如此。

如：r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)，r(F—)<r(Cl—)<r(Br—)<r(I—)，r(Li+)<r（Na+）<r(K+)。

③电子层结构相同（核外电子排布相同）的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。

如：r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+）。

④稀有气体元素的原子，半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大，如r(Ar) >r(Cl)。

⑤核电荷数、电子层数、电子数都不相同的粒子，一般可以通过一种参照粒子进行比较。

《物质结构元素周期律》复习举要

《物质结构元素周期律》复习举要江苏省南通中学朱德泉 226001物质结构和元素周期律是中学化学教材中重要的基础理论。

本章学习借助于以前学过的知识，是对以前学过的知识进行概括、综合、实现由感性认识上升到理性认识，同时也能使同学们以原子结构、元素周期律的理论指导，来探索研究以后要学习的化学知识。

因此复习好本章知识为今后其他基本理论的学习及元素化合物知识的学习奠定了基础。

一、突出重点抓关键1、原子结构、元素周期表与元素性质的关系原子序数 = 质子数= 最高正价数周期数 = 电子层数最外层电子数< 4个易失, 金属个易得,非金属同周期具有递变性可从下列三个方面去理解上图：（1）从元素原子结构去推测元素在周期表中的位置及有关性质（2）从元素在周期表中位置推测元素的原子结构和性质（3）从元素一些主要性质推测元素的原子结构和它在周期表中的位置2、推断元素的思路根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下：二、整体把握抓规律1、核外电子排布的规律（1）一般来说，核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后依次排布在能量较高的电子层里（即排布K层再排L、M……）（2）各电子层最多容纳的电子数目不超过2n2个（n为电子层序数）（3）最外层电子数不超过8个（当K层为最外层时，不超过2个）（4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个2、元素金属性强弱判断的依据（1）根据周期表判断，在同一周期中，从左向右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；在同一主族中，从上向下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

（2）它的单质跟水（或酸）反应置换氢的难易程度。

反应越容易，则元素的金属性越强；反应则越弱。

（3）它的最高价氧化物的水化物——氢氧化物碱性强弱。

氢氧化物碱性越强，则元素的金属性越强；反之，则越弱。

如碱性：NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3。

高考化学专题复习物质结构元素周期律

高考化学物质结构与元素周期律专题复习一、原子结构1、原子结构核外电子原子质子 (Z)原子核中子(N) (A Z Z) 2、.构成原子及原子核各粒子的概念及相互之间的关系：(1)原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数(中性原子或分子)(2)核电荷数=质子数=核外电子总数+所带电荷数(原子、分子或离子)(3)质量数(A)=质子数(Z)+ 中子数(N)。

(4)质量数(A)=该原子相对原子质量的近似整数值。

在短周期元素中，许多元素的相对原子质量大约是原子序数的2倍。

3、例题（1）、已知元素X 、Y 的核电荷数分别是a 和b ，它们的离子X m+和Y n-的核外电子排布相同，则 .(2)、核内中子数为N 的R 2+，质量数为A ，则它的ng 氧化物中所含质子的物质的量是（3）、11H 、21H 、31H 、H +、H 2是( )A.氢的五种同位素B.五种氢元素C.氢元素的五种不同粒子D.五种核素（4）、H 、D 、T 分别可以得到种不同的氢分子，其化学式和相对分子质量为。

（5）、有关3517Cl -粒子，回答下列问题：（1）含质子数 17 ；中子数 18 ；电子数 18 ；质量数 35 。

（2）该粒子的结构示意图 (略) ：电子式 (略) 。

（3）它与3517Cl 、3717Cl 之间的关系是它与是3517Cl 同种原子；与3717Cl互为同位素。

；（4）它与3517Cl 的半径大小的关系是前者大于后者 .（5）已知Cl 元素的相对原子质量为35.5，可知原子在自然界的原子质量分数之比为 3：1 。

（6）、设某元素某原子核内的质子数为m ，中子数为n ，则下述论断正确的是( )A ．不能由此确定该元素的相对原子质量B ．这种元素的相对原于质量为m+nC ．若碳原于质量为Wg ，此原子的质量为(m+n)Wg ；D ．核内中子的总质量小于质子的总质量. （7）、已知，某元素的一种核素的n 个原子的质量为Wg ，其摩尔质量为M g/mol ；则氯元素的一种核素35Cl 的一个原子的质量是。

元素周期表《物质结构元素周期律》常考知识点

《物质结构元素周期律》常考知识点一、元素金属性、非金属性强弱的判断方法有哪些？1.元素金属性强弱的判断方法本质：原子越易失电子，则金属性就越强。

⑴根据元素周期表进行判断：同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱。

同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。

⑵一般情况下，在金属活动性顺序中越靠前，金属性越强。

如Zn排在Cu的前面，则金属性：Zn>Cu。

⑶根据金属单质与水或者与酸（非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等）反应置换出氢气的难易程度。

置换出氢气越容易，则金属性就越强。

如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更易置换出氢气，则金属性：Zn>Fe。

⑷根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。

碱性越强，则原金属单质的金属性就越强。

如碱性NaOH>Mg（OH）2,则金属性：Na>Mg。

⑸一般情况下，金属单质的还原性越强，则元素的金属性就越强；对应金属阳离子的氧化性越强，则元素的金属性就越弱。

如还原性Na>Mg,则金属性：Na>Mg,氧化性：Na+<Mg2+。

（6）水溶液中的置换反应：如Zn+Cu2+=Zn2++Cu,则金属性：Zn>Cu。

特别提醒①一般来说，在氧化还原反应中，单质的氧化性越强（或离子的还原性越弱），则元素的非金属性就越强；单质的还原性越强（或离子的氧化性越弱），则元素的金属性就越强。

故一般来说，元素的金属性和非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性和还原性的强弱判断方法是相一致的。

②金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。

如Na易失去1个电子，而Mg易失去2个电子，但Na的金属性更强。

2.元素非金属性强弱的判断方法本质：原子越易得电子，则非金属性就越强。

⑴根据元素周期表进行判断：同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强。

同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。

比较微粒半径大小的七条规律

1、同周期元素原子半径随原子序数递增逐渐减小（0族元素除外）
2、同主族元素原子半径随原子序数的递增逐渐增大。
Al <Mg <Na <F <O <N 3+ 2+ + 如：Fe3+<Fe2+<Fe；
6、电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小。
-
2-
3-
7、核电荷数不同，电子层结构也不同的阴、阳离子半径的相对大小，可借助元素周期表中的某中元素作参照进行判断。
比较微粒半径大小的七条规律
1、同周期元素原子半径随原子序数递增逐渐减小（0族元素除外）
2、同主族元素原子半径随原子序数的递增逐渐增大。
3、同周期元素阳离子半径或阴离子半径随原子序数的递增逐渐减小。
如第三周期中离子 Na+>Mg2+>Al3+；P3->S2->Cl-
如Li+、K+、Se2-、Ca2+离子半径大小为：
3、同周期元素阳离子半径或阴离子半径随原子序数的递增逐渐减小。
+
+
如Li+、K+、Se2-、Ca2+离子半径大小为：
P3->S2->Cl-
如：Fe3+<Fe2+<Fe；
Ⅶ A主族中 F-<Cl-<Br-<I-
Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-<N3-
F-<Cl-<Br-<I-
6、电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小。
Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-<N3-

高考化学三轮复习回归教材重难点 05 元素周期律再熟悉 Word版含解析

回归教材重难点05 元素周期律再熟悉物质结构、元素周期律在高考中主要以选择题型考查，常见形式为“元素推断型选择题”，也有对原子“位－构－性”关系的直接考查，试题比较基础。

本考点是高考五星高频考点，2020年~2022年高考全国卷均为必考题。

一、原子结构1．核反应遵循规律：nm X+baY dcZ+feW（1）质子数守恒：m+a＝c+e（2）质量数守恒：n+b＝d+f2．常见的等电子微粒（1）常见的“10电子”粒子（2）常见的“18电子”粒子3．具有相同电子层排布的微粒（1）与He原子具有相同电子层排布的微粒（2电子微粒）阴离子原子阳离子电子层排布H－He Li+Be2+（2）与Ne原子具有相同电子层排布的微粒（10电子微粒）阴离子原子阳离子电子层排布N3－O2－F－Ne Na+Mg2+Al3+（3）与Ar原子具有相同电子层排布的微粒（18电子微粒）阴离子原子阳离子电子层排布P3－S2－Cl－Ar K+Ca2+（4）特点①结构特点：电子层数相同，电子总数相同②位置特点：阴前阳后稀中间，负电多前正多后③半径特点：原子序数越大，微粒半径越小4．1~18号元素原子核外电子排布的特点（1）电子层排布：x 或2，x或2，8，x（22或10（3）简单离子的最外层电子数为0或2或8（4）1～20号元素原子结构的特殊关系特殊关系元素最外层电子数等于次外层电子数的一半Li、Si最外层电子数等于次外层电子数Be、Ar最外层电子数等于次外层电子数的2倍 C最外层电子数等于次外层电子数的3倍O最外层电子数等于次外层电子数的4倍Ne最外层电子数等于电子层数H、Be、Al最外层有1个电子H、Li、Na、K最外层有2个电子He、Be、Mg、Ca内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素Li、P电子总数为最外层电子数2倍的元素Be二、元素周期表1．元素周期表的结构2．族序数与列数的关系（1）2、3周期IIA和IIIA相邻，原子序数相差1（2）4、5周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，原子序数相差11（3）6、7周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，还额外多出镧系和锕系，原子序数相差25 3．元素周期表的实际应用4．周期表中的元素（1）元素种类最多的族：ⅢB族，共32种元素（2）元素种类最多的主族：ⅠA族，共7种元素（3）元素种类最多的周期：7周期，共32种元素（4）在短周期中非金属元素多，在周期表中金属元素多。

微粒半径大小的比较方法及规律

D项中Na、K、Rb、Cs最外层电子数相同，电子层数依次增多，半径依次增大，故D项错误；而B项中因S2－、Cl－比Na＋、Al3＋多一个电子层，故S2－、Cl－半径比Na＋、Al3＋大，而S2－、Cl－和Na＋、Al3＋也分别适用“序小径大”的原则，则S2－>Cl－>Na＋>Al3＋，故B项正确。答案 B
)
A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－
B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．Na<Mg<Al<S
D．Cs<Rb<K<Na
解析 A项中四种离子核外电子数相同，随着核电荷数增多，离
子半径依次减小，即Al3＋<Mg2＋<Na＋<O2－，故A项错误；
C项中Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，故C项错误；
3．离子半径 (1)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。 (2)同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。 (3)所带电荷、电子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，可知：r(K＋)＞ r(Na＋)＞r(Mg2＋)。
典例3 下列微粒半径大小比较正确的是(
数小于 Y 元素的原子序数，即 Y>X ；而 Z 和 Y 两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于 Y元素的原子半径，所以，
Z元素的原子序数大于Y元素的原子序数。
答案 D
理解感悟
根据微粒半是高考中的常考题型，熟练比较微粒半径的大小，可起到事半功
倍的效果。在应用该方法时，要特别注意题中给出的条件，找出相同点和不同点进行比较，要注意不要因忽视某些条件而出现错

高中化学重要知识点：微粒半径的比较

高中化学重要知识点：微粒半径的比较
1．判断的依据电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。

核电荷数：相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

1．具体规律：1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）
如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。

如：Li<Na<K<Rb<Cs
3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。

如：F--<Cl--<Br--<I--
4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

如：F->
Na+>Mg2+>Al3+
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。

如Fe>Fe2+>Fe3+高中化学重要知识点第 1 页共1 页。

高中化学第1章物质结构元素周期率重难点专题突破：2 微粒半径大小的比较方法及规律新人教版必修2

2 微粒半径大小的比较方法及规律1.核电荷数相同(同种元素)，核外电子数越多，半径越大(1)原子半径大于相应的阳离子半径。

(2)原子半径小于相应的阴离子半径。

(3)当元素原子可形成多种价态的离子时，价态高的，半径小。

2.原子半径(1)电子层数相同(即同周期)时，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小(稀有气体除外)。

(2)最外层电子数相同(即同主族)时，随电子层数的递增，原子半径逐渐增大。

3.离子半径(1)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。

(2)同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。

(3)所带电荷、电子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，可知：r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。

【典例3】下列微粒半径大小比较正确的是( )A.Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－B.S2－>Cl－>Na＋>Al3＋C.Na<Mg<Al<SD.Cs<Rb<K<Na解析A项中四种离子核外电子数相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，即Al3＋<Mg2＋<Na＋<O2－，故A项错误；C项中Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，故C项错误；D项中Na、K、Rb、Cs最外层电子数相同，电子层数依次增多，半径依次增大，故D项错误；而B 项中因S2－、Cl－比Na＋、Al3＋多一个电子层，故S2－、Cl－半径比Na＋、Al3＋大，而S2－、Cl－和Na＋、Al3＋也分别适用“序小径大”的原则，则S2－>Cl－>Na＋>Al3＋，故B项正确。

答案 B[理解感悟] 比较简单粒子的半径大小：“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。

“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

2020届高三化学选修三二轮专题复习——微粒半径大小的比较

2020届高三化学选修三二轮专题复习——微粒半径大小的比较2020届届届届届届届届届届届届届届——届届届届届届届届届一、单选题（本大题共20小题，共40分）1.如图为元素周期表中短周期的一部分，四种元素中只有一种是金属，下列说法错误的是()A. 气态氢化物稳定性：R>QB. 元素T的离子半径>元素R的离子半径C. 与W同主族的某元素形成的18电子的氢化物分子中既有极性键又有非极性键D. Q可形成多种同分异构体2.下列各组元素性质的递变情况错误的是()A. Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B. N、O、F电负性依次增大C. P、S、Cl元素最高正价依次升高D. Na、K、Rb第一电离能逐渐增大3.短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，其中Y与Z为金属元素，四种元素的简单离子的电子层结构均相同．p、q是它们中的部分元素组成的化合物，r是W的单质，s是Z的单质．这些物质间的转化关系如图所示．下列说法不正确的是()A. 原子半径：Y>Z>W>XB. q属于离子化合物C. p能与盐酸反应，但不能与氢氧化钠溶液反应D. 一定条件下，r与s能发生化合反应生成p4.下列关于物质性质变化的比较，不正确的是()A. 酸性强弱：HI>HBr>HCl>HFB. 原子半径大小：Na>S>OC. 碱性强弱：KOH>NaOH>LiOHD. 还原性强弱：F−>Cl−>I−5.下列关于周期表的说法正确的是()A. C和Si属于第ⅣA族元素，SiH4比CH4稳定B. N和B属于第二周期元素，原子半径：N>B1/ 20C. S和Cl属于第三周期元素，其含氧酸的酸性：H2SO4<HClO3D. 某元素氢化物的化学式为RH3，则其最高价氧化物的水化物可能为HRO36.X、Y、Z三种短周期元素，原子半径的大小关系为r(Y)>r(X)>r(Z)，原子序数之和为16。

微粒半径大小比较规律

微粒半径大小比较规律一．元素的原子半径比较规律：①同周期原子半径随原子序数的递增逐渐（稀有气体元素除外）。

如第三周期中的元素的原子半径：②同主族原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。

如第IA族中的元素的原子半径：二．离子半径大小的比较规律1.同主族的离子半径随原子序数的递增逐渐。

如第IA族中的阳离子半径：，如第ⅦA族中的：2.同周期阳离子的半径逐渐：如第三周期中的：Na+Mg2+Al3+。

同周期阴离子的半径逐渐：如第三周期中的：P3－S2－Cl－。

电子层结构相同的离子，其半径随核电荷数的增大。

如：S2－Cl－K+Ca2+；F－Na+Mg2+Al3+。

三．同种元素：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径例如：半径H－>H>H＋Fe>Fe2＋>Fe3＋练习：1.已知X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有相同的核外电子结构，下列叙述正确的是A．原子序数X＜Y B．原子半径X＜YC．离子半径X＞Y D．原子最外层电子数X＜Y2.A、B、C为三种短周期元素，A、B在同一周期，A、C的最低价离子分别为A2－、C－离子半径r(A2－)＞r(C－)，B2+ 和C－具有相同的电子层结构。

下列判断正确的是( )已知短周期元素的离子。

a A2＋、b B＋、c C3－、d D－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＞aC 离子半径C＞D＞B＞A3.已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，它们的离子X m+和Y n-的核外电子排布相同,则下列关系式正确的是（）A、a=b+m+nB、a=b-m+nC、a=b+m-nD、a=b-m-n4.下列化合物中阴离子和阳离子半径之比最大的是（）A、LiIB、NaBrC、KClD、CsF5.下列微粒的半径之比大于1的是（）A．Cl－/Cl Mg2+/Mg Na/KB．Br/Cl Mg/Al Cl/SC．Li+ / Na+S2－/O2－Na+/Mg2+D．Br－/Cl－O2－/ Na+ S2－/ Na+6.第三周期中原子半径最大原子是____________，最小的是____________。

高考化学考前冲刺——半径大小比较教学课件

高考化学考前冲刺——半径大小比较
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原子半径比较 * 注：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。
（4）总结：一般来说， ① 电子层数越多，原子半径越大 ② 电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小
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离子半径比较
下列化合物中，阴离子半径与阳离子半径之比最小的是（）
A. LiI
B. NaBr
C. KCl
D. KF
高考化学考前冲刺——半径大小比较
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总结微粒半径大小判断简易规律：（1）同元素微粒：r 阳离子 < r原子 < r阴离子（2）同主族微粒：电子层数越多，半径越大（3）电子层数相同的简单微粒：核电荷数越大，半径越小
高考化学考前冲刺——半径大小比较
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总结判断三部曲第一步：先看电子层数，因为其半径大小的决定因素是电子层数。电子层数越多，其半径越大。第二步：在电子层数相同的情况下看核电荷数，因为核电荷数的多少是影响半径大小的次要因素。而核电荷数越多，其半径越小。第三步：在电子层数和核电荷数相同的情况下看电子数，核外电子数是影响半径大小的最小因素。核外电子数越多，其半径越大。
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微粒半径大小比较
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原子半径比较
CONTENTS
目录
微粒半径大小比较
原子及其离子半径比较离子半径比较
原子半径比较
原子半径比较

课件2：核心素养提升（六）微粒半径大小的比较方法

第四章物质结构元素周期律
第四章物质结构元素周期律
核心素养提升(六)
要点透析
1．影响因素微粒半径的大小主要是由电子层数、核电荷数和核外电子数决定三种因素决定。 2．比较方法 (1)同周期——“序大径小” ①规律：同周期，从左往右，电子层数相同，最外层电子数越多，原子半径越小。 ②举例：第三周期中，r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)。
第四章物质结构元素周期律
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第四章物质结构元素周期律
(4)同元素 ①同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。 a．规律：某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。 b．举例：r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl)。 ②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。 a．规律：离子所带电荷数越多，粒子半径越小。 b．举例：r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)。特别提醒所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较 r(Mg2＋)与r(K＋)可选r(Na＋)为参照，可知r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。
第四章物质结构元素周期律
(2)同主族——“序大径大” ①规律：同主族，从上到下，最外层电子数相同，电子层数越多，原子(或离子)半径越大。 ②举例：碱金属，r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)，r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋) ＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)。 (3)同结构——“序大径小” ①规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 ②举例：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。