微粒半径大小比较

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。

常见简单微粒半径的比较方法

常见简单微粒半径的比较方法陕西省绥德中学（718000）赵世琳李梦玲元素原子半径及离子半径、微粒半径是高考命题的热点之一，从中亦可反映出考生对元素周期律的理解能力和应用这一知识解决问题的能力。

微粒半径大小比较规律繁多,很容易记混. 微粒半径比较的三步法,思路清晰,容易识记,现把微粒半径比较的三步曲介绍如下:第一步：比较核外电子层数一般情况下,微粒的电子层数越多,半径越大。

如r(Li) < r(Na)< r(K)<r(Rb) ,r(Li＋) < r(Na＋)< r(K＋)<r(Rb＋),r(F－) < r(Cl－)< r(Br－)<r(I－) ,r(F) < r(Cl)< r(Br)<r(I) , r(Na)>r(Na＋) , r(Na) >r(F)（但这条规律不适用Li原子与下一周期Mg元素以后的原子的比较。

如：r(Li)>r(Al)不过上述情况在考试大纲中不作要求。

）第二步：比较核电荷数当微粒的核外电子层数相同时,就比较核电荷数（稀有气体除外）。

由于核电荷数越大,核对各层电子的吸引力越大,故各电子层离核越近,所以微粒半径越小。

如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，则半径越小（径小序大）（同阴同阳同周期，阴上阳下隔0族,即阳离子和阳离子具有相同电子层结构则两元素在同一周期阴离子也如此；阴离子和阳离子具有相同电子层结构则两元素在邻周期且形成阳离子的元素在下一周期）．如：(1)与He电子层结构相同的微粒: H-＞Li+＞Be2+(2)与Ne电子层结构相同的微粒：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+(3)与Ar电子层结构相同的微粒: S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+第三步：比较核外电子数目当微粒的核外电子层数和核电荷数都相同时,就比较核外电子数目。

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+)。

微粒半径大小的比较

微粒半径大小的比较高中化学2011-04-15 13:09一、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。

二、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<Cs3、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--，Na+＜K+＜Rb＋＜Cs+。

4、同周期离子半径随原子序数递增逐渐减小。

如Na+＞Mg2+＞Al3+ , P3－＞S2－＞C l－5、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+6、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+，S2－＞S， Br－＞Br。

∙ (2011-04-30 20:09:45)∙ (2011-04-30 20:04:35)∙ (2011-04-29 09:58:50)∙ (2011-04-09 21:55:53)∙ (2011-04-08 19:55:56)∙ (2011-04-08 19:35:20)∙ (2011-04-07 17:36:11)∙ (2011-04-07 17:33:15)∙ (2011-04-07 17:22:00)∙ (2011-04-06 17:15:39)。

微粒半径比较

微粒半径大小的判断题型分析微粒半径(原子半径或简单离子半径)的大小的比较，是考试中的常见题型之一。

解题方法微粒半径的大小与微粒的电子层数、核电荷数及核外电子数三个因素有关。

1、电子层数电子层数越多，电子离核越远，微粒半径越大。

(1)同主族元素的原子，半径大小为：Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs(2)同主族元素的离子，半径大小为：Li+ ＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+，F-＜Cl-＜Br-＜I-。

(3)同周期元素的阳离子与阴离子，半径大小：Na+＜Cl-。

(4)同种元素的原子与它的阳离子，半径大小：Na+＜Na，Mg2+＜Mg。

2、核电荷数当电子层数相等时，核电荷数越多，原子核和电子间的引力越大，微粒半径越小，(1) 同周期元素的原子，半径的大小为：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。

(2)同周期元素的阳离子，半径的大小为：Na+ >Mg2+>Al3+。

(3)同周期元素的阴离子，半径的大小为：S2->Cl-。

(4)核外电子排布相同的离子，半径的大小为：O2->F->Na+ >Mg2+>Al3+。

3、核外电子数当电子层数和核电荷数都相等时，核外电子数越多，电子之间的斥力越大，微粒半径越大。

(1)同种元素的原子与它的阴离子，半径的大小为：Cl->Cl，S2->S。

(3)同种元素形成的带不同电荷的阳离子，半径大小为：如Fe2+> Fe3+。

典型例题【例1】．四种短周周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大,W、X的简单离子具有相同电子层结构,X的原子半径是短周期主族元素原子中最大的,W与Y同族,Z与X形成的离子化合物中阴阳离子个数比为1:1.下列说法正确的是( )A. 简单离子半径：W<X<ZB. W与X形成的化合物溶于水后溶液呈碱性C. 气态氢化物的热稳定性：W<YD. 最高价氧化物的水化物的酸性：Y>Z【答案】B【解析】四种短周周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，X的原子半径是短周期主族元素原子中最大的，则X为Na元素，Z与X形成的离子化合物中阴阳离子个数比为1：1，则此化合物为氯化钠，Z为Cl元素；W、X的简单离子具有相同电子层结构，W与Y同族，则Y为S，W为O综上，可知，W为O，X为Na，Y为S，Z为Cl。

常见简单微粒半径的比较方法

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常见简单微粒半径的比较方法
作者：李梦玲
来源：《数理化学习·教育理论版》2013年第02期
摘要：元素原子半径及离子半径、微粒半径是高考命题的热点之一，从中亦可反映出考生对元素周期律的理解能力和应用这一知识解决问题的能力.微粒半径大小比较规律繁多，很容
易记混. 微粒半径比较的三步法，思路清晰，容易识记，本文对其作简单介绍.
关键词：简单微粒半径；高考；教学方法
一、微粒半径比较三步法
第一步：比较核外电子层数.
一般情况下，微粒的电子层数越多，半径越大.
如r（Li）r（Na+），r（Na）>r（F）（但这条规律不适用Li原子与下一周期Mg元素以后的原子的比较.如，r（Li）>r（Al）不过上述情况在考试大纲中不作要求.）
第二步：比较核电荷数.当微粒的核外电子层数相同时，就比较核电荷数（稀有气体除外）.由于核电荷数越大，核对各层电子的吸引力越大，故各电子层离核越近，所以微粒半径
越小.
如，r（Na）>r（Mg）>r（Al）>r（Si）>r（P）>r（S）>r（Cl）.
具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，则半径越小（径小序大）（同阴同阳同周期，阴上阳下隔0族，即阳离子和阳离子具有相同电子层结构则两元素在同一周期阴离子也如此；阴离子和阳离子具有相同电子层结构则两元素在邻周期且形成阳离子的元素在下一周期）.如，。

微粒半径大小比较方法三看

微粒半径大小比较方法三看
微粒的大小对于许多领域都具有重要意义，如医学、环境科学和材料科学等。

对于微粒的粒径大小进行准确的测量是十分重要的，因为微粒的大小决定了其在特定环境中的行为和性质。

本文将介绍三种常见的微粒半径大小比较方法。

方法一：显微镜观察
显微镜是一种常见的观察微粒的工具，通过显微镜可以清晰地观察微粒的形态和大小。

在显微镜下，可以使用目测或图像分析的方法来测量微粒的直径。

这种方法适用于较大的微粒，但对于特别小的微粒可能不太适用。

方法二：激光粒度分析仪
激光粒度分析仪是一种利用激光散射原理来测量微粒粒径的仪器。

通过激光的散射模式可以得到微粒的大小分布情况。

这种方法适用于粒径范围广泛的微粒，且具有高精度和高灵敏度。

方法三：动态光散射技术
动态光散射技术是一种通过监测微粒在溶液中的Brown运动来测量微粒的尺寸的方法。

通过分析微粒 Brown 运动的速度和幅度，可以推断出微粒的大小。

这种方法适用于悬浮液体系中微粒的尺寸测量，且具有高灵敏度和非破坏性。

综上所述，以上三种方法各有优劣，选择合适的方法需要根据具体实验要求和微粒的特性来考虑。

在实际应用中，可以根据需要结合多种方法，以提高测量的准确性和可靠性。

微粒的粒径大小比较方法对于研究微观世界和探索新领域具有重要意义，希望本文所介绍的方法对读者有所帮助。

微粒半径的大小与比较

对离子半径规律“三看”的看法微粒半径的大小与比较在中学化学要求的范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小：（1）一看“电子层数”：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。

如同一主族元素，电子层数越多，半径越大如：r(Cl)＞r(F)、r(O2－)＞r(S2－)、r(Na)＞r(Na+)。

李玉安评：该“看”只有同主族或同一元素才适合。

既然如此，为什么不说“同主族自上而下原子或同价态离子半径增大”？为什么不说“阳离子半径小于其原子”？r(Mg2+)<r(Li+),r(K+)<r(O2-)等太多的事实说明此“看”多么可笑（2）二看“核电荷数”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

如同一周期元素，电子层数相同时核电荷数越大，半径越小。

如r(Na)＞r(Cl)、r(O2－)＞r(F－)＞r(Na+)。

李玉安评：该“看”只有电子层数相同且各层电子数相同即电子层结构相同的离子核电荷数越大，半径越小。

该题的第一个例子，属于同周期原子半径的比较。

第二个例子的元素不属于同周期，他们属于电子层结构相同的离子。

r(Na)<r(Cl-)等太多的事实说明此“看”多么可笑。

（3）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。

如：r(Cl－)＞r(Cl)、r(Fe2+)＞r(Fe3+)。

李玉安评：该“看”既然看“核外电子数”为什么把“电子层数”也拉进来。

既然核电荷数相同，就是同一元素的粒子。

同一元素的粒子价态越高半径越小。

把一个如此简单的问题描述的如此复杂，此“看”多么可笑。

离子半径大小的规律可总结如下：（以鲍林半径为标准）一、同一元素的粒子价态越高半径越小（阳离子半径小于其原子，阴离子半径大于其原子）二、同主族自上而下原子或同价态离子半径增大三、电子层结构相同的离子核电荷数越大，半径越小、由三可推出如下非常有用的几条：1.n周期阳离子半径小于 n-1周期阴离子半径2.同周期阳离子半径和阴离子半径（也包括原子半径）自左而右都是减小的，但阴离子半径大于阳离子半径3.同周期离子或电子层结构相同的离子价态越高半径越小（还可以增加：阴离子半径（130-250pm一般比阳离子半径(10-170pm)大,相邻周期相邻主族左上和右下阳离子半径相近）【例题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＜Y解析：由题意可知X、Y在周期表中的位置如右图所示：因此原子序数X＞Y；原子半径X＞Y；离子半径X＜Y（同层比较核电荷数）；只有D正确。

微粒半径大小的比较

Na ＞ Na+ Cl ＜ ClH- ＜ H ＜ H+
Fe ＞Fe2+＞ Fe3+
同元素： r(阴离子) ＞r(原子)＞ r(阳离子)
微粒半径大小的比较
下列有关粒子半径大小比较中正确的是（ C ）
A、Li+＜H-＜ H+ B、Na > Mg > Ca C、S2- > Cl- > F-
D 、O2-＜Na+＜Mg2+
C. C D E B A
D. D C E B A
微粒半径大小的比较
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知识点——微粒半径大小的比较
微粒半径大小的比较
决定粒子半径大小因素
①电子层数主因
②核对电子的吸引作用
微粒半径大小的比较
粒子半径大小比较的规律
1、同主族的原子，电子层数越多，半径越大
原子半径： H＜Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
越下越大 F＜Cl＜Br＜I
微粒半径大小的比较
H+ Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ ？
微粒半径大小的比较
1.按粒子半径从小到大顺序排列的是：( AC)
A.Cl S P
B. N O F
C.Al3+ Mg2+ Na+ D. K Na Li
2.下列各组微粒中，按微粒半径依次增大排列的是: ( A )
A. Al3+ Al Na K B. F Cl S2- S
C. S2- Clˉ K+ Ca2+ D. Mg Si P K
同层离子，序大径小
O2- F - Na+ Mg2+ Al 3+ O2-＞F -＞Na+ ＞Mg2+ ＞Al 3+

元素金属性、非金属性强弱的判断、微粒半径大小的比较复习过程

元素金属性、非金属性强弱的判断、微粒半径大小的比较元素金属性、非金属性与其对应单质或离子的还原性、氧化性有着密不可分的关系，他们具有统一性，其实质就是对应原子得失电子的能力，那么，如何判断元素金属性、非金属性强弱呢？这主要应从参加反应的某元素的原子得失电子的难易上进行分析，切忌根据每个原子得失电子数目的多少进行判断。

下面就针对元素金属性、非金属性强弱的判断方法做一简要分析和总结。

一、元素金属性强弱判断依据1、根据常见金属活动性顺序表判断金属元素的金属性与金属单质的活动性一般是一致的，即越靠前的金属活动性越强，其金属性越强。

Na Mg Al Zn Fe 。

单质活动性增强，元素金属性也增强需说明的是这其中也有特殊情况，如Sn和Pb，金属活动性Sn﹥Pb，元素的金属性是Sn ﹤Pb，如碰到这种不常见的元素一定要慎重，我们可采用第二种方法。

2、根据元素周期表和元素周期律判断同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，如第三周期Na ﹥Mg ﹥Al；同主族元素从上到下金属性增强，如1中所述，Sn和Pb同属Ⅳ主族，Sn在Pb的上方，所以金属性Sn﹥Pb。

3、根据物质之间的置换反应判断通常失电子能力越强，其还原性越强，金属性也越强，对于置换反应，强还原剂和强氧化剂生成弱还原剂和弱氧化剂，因而可由此进行判断。

如：Fe + Cu2+ === Fe2+ + Cu 说明铁比铜金属性强。

这里需说明的是Fe对应的为Fe2+，如：Zn + Fe2+ === Zn2+ + Fe 说明金属性Zn﹥Fe，但Cu +2Fe3+ === Cu2+ + 2Fe2+，却不说明金属性Cu﹥Fe，而实为Fe﹥Cu。

4、根据金属单质与水或酸反应的剧烈程度或置换氢气的难易判断某元素的单质与水或酸反应越容易、越剧烈，其原子失电子能力越强，其金属性就越强。

如Na与冷水剧烈反应，Mg与热水缓慢反应，而Al与沸水也几乎不作用，所以金属性有强到弱为Na ﹥Mg ﹥Al；再如：Na、Fe、Cu分别投入到相同体积相同浓度的盐酸中，钠剧烈反应甚至爆炸，铁反应较快顺利产生氢气，而铜无任何现象，根本就不反应，故金属性强弱：Na ﹥Mg ﹥Al﹥Fe﹥Cu。

专题一微粒半径大小的比较学案及训练

专题一微粒半径大小的比较(学案及训练)知识梳理—、知识要点粒子半径大小的比较——”四同”规律(1)同周期——"序大径小"①规律：同周期,从左往右，原子半径逐渐减小。

②举例：第三周期中：厂(Na) >r(Mg) >/-(AI) >r(Si) >A(P)>A(S) >/-(CI)o(2 )同主一"序大径大，①规律：同主族，从上到下,原子(或离子)半径逐渐增大。

②举例J :碱金属：厂(Li) < r( Na ) < /•( K ) < r( Rb ) < r( Cs ) ,/■(□*) < r( Na+ ) < A( K+ ) < r (Rb+ ) <r(Cs* )o(3)同元素①同种元素的原子和离子半径t匕较——"阴大阳小"。

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。

如:r(Na* ) <r(Na) ; r(CI-) "(Cl) °②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——"数大径小"。

带电荷数越多,粒子半径越小。

如:r(Fe3+ ) <r(Fe2+ ) <r(Fe)o(4 )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:/-(O2-) >f( F-) >r( Na+ ) >r( Mg2* ) >r( AP* )。

所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。

例：比较门Mg2+ )与厂(K+ )可选/•( Na♦)为参照，可知厂(K+) >r(Na* ) >r(Mg2+ )0二、核心素养例题：下列各组粒子，按半径由大至U小顺序排列正确的是（）A. Mg、Ca、K、Na B . S2-x Cl-、K\ Na + C ・ Br-X Br x Cl、S D ・ Naj AP\ Cl- F-［微粒半径大小比较题目解题模板］答案B 强化训练1・已知下列原子的半径：根据以上数据，P原子的半径可能是( )A . 1.10x10—10 mB . 0.80x10—10 mC ・ 1.20xlO-10 mD ・ 0.70 xlO-10 m解析根据元素周期律可知,磷原子的半径应在Si和S原子之间,故答案为选项A。

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-

「精品」高考化学一轮复习专题微粒半径大小的比较每日一题

微粒半径大小的比较高考频度：★★★★★难易程度：★★★☆☆下列各组微粒半径大小的比较中，错误的是A．K＞Na＞Li B．Mg2＋＞Na＋＞F－C．Na＋＞Mg2＋＞Al3＋D．Cl－＞F－＞F【参考答案】B粒子半径大小的比较——“四同”规律1．同周期——“序大径小”（1）规律：同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小。

（2）实例：第3周期中，r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。

①同周期元素形成的阳离子，从左到右阳离子半径逐渐减小。

如r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。

②同周期元素形成的阴离子，从左到右阴离子半径逐渐减小。

如r(P3−)>r(S2−)>r(Cl−)。

2．同主族——“序大径大”（1）规律：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。

（2）实例：碱金属元素中，r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)。

3．同元素——“电多径大”（1）规律：同种元素形成的不同微粒，其核外电子数越多，半径就越大。

（2）实例：①元素阳离子半径小于其原子半径，如r(Na+)<r(Na)；②元素阴离子半径大于其原子半径，如r(Cl−)>r(Cl)；③元素不同价态的离子，价态越高，半径越小，如r(Fe2+)>r(Fe3+)。

4．同结构——“序大径小”（1）规律：电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小。

（2）实例：r(O2−)>r(F−)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。

1．已知两元素A与B的原子序数分别为a、b，且原子半径B>A，则a与b的相对大小关系是A．a一定大于bB．a一定小于bC．若元素A、B在同一周期，则a一定大于bD．若元素A、B不在同一周期，则a一定大于b2．已知短周期元素的四种离子A2＋、B＋、C3－、D－具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是A．原子序数：D＞C＞B＞AB．原子半径：B＞A＞C＞DC．离子半径：C3－＞D－＞A2＋＞B＋D．氧化性：A2＋＞B＋，还原性：C3－＜D－3．根据下表(部分短周期元素的原子半径及主要化合价)信息，下列叙述正确的是A．E2－与B3＋的核外电子数不可能相等B．离子半径大小A＋＜D2－C．最高价氧化物对应水化物的碱性A＜CD．氢化物的稳定性D＞E1．【答案】C解题的切入点。

元素金属性、非金属性强弱的判断、微粒半径大小的比较

元素金属性、非金属性强弱的判断、微粒半径大小的比较元素金属性、非金属性与其对应单质或离子的还原性、氧化性有着密不可分的关系，他们具有统一性，其实质就是对应原子得失电子的能力，那么，如何判断元素金属性、非金属性强弱呢？这主要应从参加反应的某元素的原子得失电子的难易上进行分析，切忌根据每个原子得失电子数目的多少进行判断。

下面就针对元素金属性、非金属性强弱的判断方法做一简要分析和总结。

一、元素金属性强弱判断依据1、根据常见金属活动性顺序表判断金属元素的金属性与金属单质的活动性一般是一致的，即越靠前的金属活动性越强，其金属性越强。

Na Mg Al Zn Fe 。

单质活动性增强，元素金属性也增强需说明的是这其中也有特殊情况，如Sn和Pb，金属活动性Sn﹥Pb，元素的金属性是Sn ﹤Pb，如碰到这种不常见的元素一定要慎重，我们可采用第二种方法。

2、根据元素周期表和元素周期律判断同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，如第三周期Na ﹥Mg ﹥Al；同主族元素从上到下金属性增强，如1中所述，Sn和Pb同属Ⅳ主族，Sn在Pb的上方，所以金属性Sn﹥Pb。

3、根据物质之间的置换反应判断通常失电子能力越强，其还原性越强，金属性也越强，对于置换反应，强还原剂和强氧化剂生成弱还原剂和弱氧化剂，因而可由此进行判断。

如：Fe + Cu2+ === Fe2+ + Cu 说明铁比铜金属性强。

这里需说明的是Fe对应的为Fe2+，如：Zn + Fe2+ === Zn2+ + Fe 说明金属性Zn﹥Fe，但Cu +2Fe3+ === Cu2+ + 2Fe2+，却不说明金属性Cu﹥Fe，而实为Fe﹥Cu。

4、根据金属单质与水或酸反应的剧烈程度或置换氢气的难易判断某元素的单质与水或酸反应越容易、越剧烈，其原子失电子能力越强，其金属性就越强。

如Na与冷水剧烈反应，Mg与热水缓慢反应，而Al与沸水也几乎不作用，所以金属性有强到弱为Na ﹥Mg ﹥Al；再如：Na、Fe、Cu分别投入到相同体积相同浓度的盐酸中，钠剧烈反应甚至爆炸，铁反应较快顺利产生氢气，而铜无任何现象，根本就不反应，故金属性强弱：Na ﹥Mg ﹥Al﹥Fe﹥Cu。

化学离子半径比较专题讲解及习题(含答案)

离子半径比较专题一、规律方法总结1、微粒半径大小的比较一般要掌握以下规律:（1）.对原子来说：①同周期元素的原子（稀有气体除外），从左到右原子半径逐渐▁▁ ；②同主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐▁▁▁▁.③稀有气体元素的原子半径▁▁▁同周期元素原子半径.（2）。

对离子来说：除符合原子半径递变规律外,经常使用的比较原则是：①同种元素的原子和离子相比较，阳离子比相应原子半径▁▁，阴离子比相应原子半径▁▁;②电子层结构相同的粒子（如O F Na Mg Al 223--+++、、、、），随着核电荷数的▁▁▁▁,离子半径▁▁▁▁。

2、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3、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.值得注意的是此三步不可颠倒。

4、填空1）、同周期原子半径随原子序数的递增而r （Na ） r(Mg) r(Al ） r （Si ） r(P) r(S) r （Cl ）2）、同主族原子半径随原子序数的递增而r（Li） r(Na） r（K） r(Rb) r（F) r(Cl) r(Br） r(I）3）、同周期阳（阴）离子半径随原子序数的递增而。

r（Na+) r（Mg2+） r（Al3+) r(P3－） r(S2－) r(Cl－）4)、同主族阳(阴)离子半径随原子序数的递增而r(Li+) r(Na+） r(K+） r（F－) r(Cl－） r（Br－） r（I－）5)、同种元素的原子、离子，其电子数越多半径就r(Fe3+） r(Fe2+） r(Fe） r（Cl－) r（Cl）6）、电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子的半径r（O2－) r(F－） r（Na+） r(Mg2+） r(Al3+）二、例题部分例1:下列化合物中，阴离子和阳离子的半径之比最大的是（）A。

比较微粒半径大小

微粒半径及物质熔沸点比较比较微粒半径大小：一.原子1.同一周期，从左到右，主族元素，原子半径逐渐减小2.同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大二.离子1.能形成阳离子的元素的微粒半径：原子半径大于阳离子半径。

2.能形成阴离子的元素的微粒半径：阴离子半径大于原子半径。

3.同一主族，无论阴，阳离子，从上到下，离子半径逐渐增大。

4.电子层结构相同的离子，包括所有的阴阳离子，原子序数越大，离子半径越小。

还可以分为以下四种：（1）层数相同，核大半径小。

即电子层数相同时，结构相似的微粒中核电荷数大的微粒半径小。

（2）层异，层大半径大。

即当微粒的电子层数不同时，结构相似的微粒中，电子层数大的微粒半径。

（3）核同，价高半径小。

即对同一种元素形成的不同的简单微粒中，化合价高的微粒的半径小。

（4）电子层结构相同，核电荷数大，则半径小。

物质熔沸点高低的比较方法1.不同聚集态的熔沸点在相同条件下，不同状态的物质的熔、沸点的高低是不同的，一般有：固体>液体>气体。

例如：NaBr（固）>Br2>HBr（气）。

2.由周期表看主族单质的熔、沸点同一主族单质的熔点基本上是越向下金属熔点渐低；而非金属单质熔点、沸点渐高。

但碳族元素特殊，即C，Si，Ge，Sn越向下，熔点越低，与金属族相似；还有ⅢA族的镓熔点比铟、铊低；ⅣA族的锡熔点比铅低。

3. 同周期中的几个区域的熔点规律（1）高熔点单质。

i. C，Si，B三角形小区域，因其为原子晶体，故熔点高，金刚石和石墨的熔点最高大于3550℃。

Ii.金属元素的高熔点区在过渡元素的中部和中下部，其最高熔点为钨（3410℃）。

2.低熔点单质。

i.非金属低熔点单质集中于周期表的右和右上方，另有IA的氢气。

其中稀有气体熔、沸点均为同周期的最低者，如氦的熔点（－272.2℃，26×105Pa）、沸点（268.9℃）最低。

ii.金属的低熔点区有两处：IA、ⅡB族Zn，Cd，Hg及ⅢA族中Al，Ge，Th；ⅣA族的Sn，Pb；ⅤA族的Sb，Bi，呈三角形分布。

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____________。

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