微粒半径大小的比较规律及其应用
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。
微粒半径大小的比较规律及其应用
微粒半径大小的比较规律及其应用一、微粒半径大小的比较规律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。
例如:.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大。
如:.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.如。
4。
电子层结构相同，核电荷数大,则半径小.如。
二、规律的运用1. 由微粒半径的大小推导原子序数(或元素的核电荷数）的大小.例1。
有a、b、c、d四种主族元素,已知a、b的阳离子和c、d的阴离子都具有相同的电子层结构,而且原子半径，阴离子所带的负电荷数为。
则四种元素核电荷数由小到大的顺序为____________。
A。
B。
C。
D。
解答：由于a、b的阳离子和c、d的阴离子都具有相同的电子层结构应有：c、d的核电荷数比a、b的小,由阴离子所带负电荷数c大于d，结合规律1有：核电荷数是d大于c。
综上所述，核电荷数的大小顺序为,答案D.2。
利用微粒的半径大小比较酸、碱性的强弱例如:HF、HCl、HBr、HI水溶液的酸性逐渐增强。
这是因为F、Cl、Br、I的原子半径依次增大。
键能渐弱，在水中电离程度渐大。
，碱性KOH。
3. 利用微粒半径的大小比较物质熔沸点的高低同类晶体的熔沸点比较思路为：原子晶体＆＃0；共价键键能�键长�原子半径离子晶体＆＃0;离子键强弱�；离子电荷数、离子半径金属晶体＆＃0；金属键强弱�金属离子半径、离子的电荷数例2。
碳化硅（SiC）的晶体具有类似金刚石的结构，其中碳原子和硅谷原子的位置是交替的，在下列三种晶体①金刚石，②晶体硅，③碳化硅中,它们的熔点从高到低的顺序是_____________.A。
①③② B. ②③①C。
③①② D。
②①③解答:三种晶体均是原子晶体，晶体内的结构力是共价键.半径，共价键键长：C�C键键键，共价键的键能:C&＃0；C键C&＃0；Si键Si＆#0;Si键.键能越大，原子晶体的熔点越高,所以三者的熔点由高到低的顺序是：金刚石＞碳化硅＞晶体硅，答案:A。
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+)。
微粒半径的比规律及其强化练习
五十、微粒半径的比较规律及其应用一、微粒半径的比较规律1、相同元素的阴离子半径比原子半径大，原子半径又形成比阳离子半径大。
原因是原子形成了阳离子，正电荷加大了对核外电子的吸引，而形成阳离子，负电荷增强了对核外电子的排斥。
例如：半径H－>H>H＋Fe>Fe2＋>Fe3＋2、同一周期，自左而右，原子半径依次减少。
稀有气体的原子半径比同一周期的非金属的原子半径大。
原因是相同电子层时，随核电荷数的增加，原子核的正电荷增加加大了对核外电子的吸引。
例如：半径Li>Be>B>C>N>O>F Na > Mg > Al >Si >P >S > Cl<Ar3、同一主族，自上而下，原子半径或离子半径依次增大。
原因是最外层电子相同时，随电子层数增加，电子离核越远，原子核对核外电子的吸引减弱。
例如：IA原子半径Li<Na<K<Rb<Cs<Fr，离子半径Li＋<Na＋<K＋<Rb＋<Cs＋<Fr＋ⅦA原子半径F<Cl<Br<I<At 离子半径F－<Cl－<Br－<I－<At－4、相同电子层结构的离子，随着核电荷数的增加，离子半径减少。
原因是原因是原子形成了阳离子，正电荷加大了对核外电子的吸引，半径会减少；而形成阴离子，负电荷增强了对核外电子的排斥，半径会增加。
例如:2电子结构的离子半径：H－>Li＋>Be2＋10电子结构的离子半径N3－>O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋18电子结构的离子半径P3－>S2－>Cl－>K＋>Ca2＋二、微粒半径的比较规律的运用1、微粒半径的相对大小，反映了在周期表的相对位置。
可以借助于微粒半径的大小，分析元素在周期表中的相对位置，进而比较元素及其化合物的性质。
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(Mg 2+) r(Al 3+) r(P 3－) r(S 2－) 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(Fe 3+) r(Fe 2+) 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(O 2－) r(F －) r(Na +) r(Mg 2+) r(Al 3+)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.CsIB.NaFC.LiID.KCl例2.下列4种微粒，按半径由大到小顺序排列的是（ ）①X 1S 22S 22P 63S 23P 4 ② Y 1S 22S 22P 63S 23P 5③Z 2- 1S 22S 22P 63S 23P 6 ④ W 1S 22S 22P 5A 、①›②›③›④B 、③›④›①›②C 、③›①›②›④D 、①›②›④›③例3：X 元素的阳离子和Y 元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，下列叙述正确的是A 、X 的原子序数比Y 小B 、X 的原子最外层电子数比Y 的大C 、 X 的原子半径比Y 的大D 、 X 元素的最高正价比Y 的小例4：下列微粒半径的大小顺序不正确的是( )（A ）H ＜F ＜ N （B ）Fe ＞Fe 2+＞Fe 3+（C ）S 2-＞Cl - ＞ Na + ＞ Mg 2+ （ D ）F ->O 2->S 2-例5：下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ）A. r(K)>r(Na)>r(Li)B. r(Mg 2+)>r(Na +)>r(F -)C. r( Na +)>r(Mg 2+)>r(Al 3+)D. R(Cl -)>r(F -)>r(F)例6：如果X m+、Y n-具有相同的电子层结构，Z n-的半径大于Y n-的半径，则三种元素得原子序数由大到小的顺序是(A) Z>X>Y (B) X>Y>Z (C) Z>Y>X (D) X>Z>Y例7：W 、X 元素的阳离子与Y 、Z 元素的阴离子具有相同的电子层结构且W 分别与Y 、Z 形成WY 、W 2Z 型离子化合物，则它们的原子序数关系是( )(A)X>W>Z>Y (B)W>X>Z>Y (C)W>X>Y>Z (D)X>W>Y>Z例8：具有相同电子层结构的五种微粒：X +、Y 2+ 、W 、Z 2-、R ˉ，下列分析不正确的是 ( ) A 原子序数：Y ＞X ＞W ＞R ＞Z B 、微粒半径：X +＞Y 2+＞Z 2-＞R ˉC 、W 一定是稀有气体元素的原子D 、原子半径：X ＞Y ＞Z ＞ R例9：下列粒子半径之比大于1的是( )A. K K +B. Mg CaC. S PD. -Cl Cl 例10： 在主族元素X 、Y 、Z 中，X 与Y 两元素的原子核外电子层数相同，X 的原子半径大于Y 的原子半径，X 与Z 两原子的阳离子具有相同的电子层结构，Z 的离子半径大于X 的离子半径，则三种元素中原子序数最大的是（）A.XB.YC.ZD.无法判断例11：下列粒子半径大小的比较中，正确的是( )A ．Na +<Mg 2+<Al 3+<O 2-B ．S 2->Cl ->Na +>Al 3+C ．Na<Mg<Al<SD ．Cs>Rb>K>Na例12：下列说法正确的是（ ）A.X m+和Y n-与氖的电子层结构相同，原子半径前者大于后者B.NaF和MgI中阳离子与阴离子半径之比，前者小于后者2C.16O和18O原子的核外电子数，前者大于后者的稳定性，前者大于后者D.HCl和H S2三、知识拓展（我暂时还没搞清楚…先忽略它们吧~）1. 由微粒半径的大小推导原子序数（或元素的核电荷数）的大小例题. 有a、b、c、d四种主族元素，已知a、b的阳离子和c、d的阴离子都具有相同的电子层结构，而且原子半径a>b；阴离子所带的负电荷数为c>d 。
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。
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
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。
元素金属性非金属性比较
元素金属性非金属性比较、简单微粒的半径比较及等电子体一、元素金属性非金属性强弱比较比较元素金属性强弱的依据：1、根据周期律进行比较；2、依据相同条件下金属单质与水或酸反应的剧烈程度进行比较。
与水或酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
3、依据金属元素对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱进行比较。
碱性越强，其元素的金属性越强。
4、依据金属单质与盐溶液之间的置换反应进行比较。
较活泼金属置换出较不活泼金属。
注意：ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后生成的强碱再与盐发生复分解反应。
5、依据金属阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序进行比较。
优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。
比较元素非金属性强弱的依据：1、根据周期律进行比较；2、依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性进行比较。
与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。
3、依据最高价氧化物的水化物的酸性强弱进行比较。
酸性越强，其元素的非金属性越强。
4、依据非金属单质与盐溶液中简单阴离子或非金属氢化物之间的置换反应进行比较。
非金属性较强的置换出非金属性较弱的。
5、根据非金属元素对应的简单阴离子的放电（失电子，还原性）顺序进行比较。
还原能力强的阴离子，其元素的非金属性弱。
例1、几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：元素代号L M Q R T原子半径/nm 0.160 0.143 0.102 0.089 0.074主要化合价+2 +3 +6、-2 +2 -2下列叙述正确的是（）A．T的氢化物的稳定性比Q的氢化物强 B．L、M的单质与稀盐酸反应速率：M > LC．T、Q的氢化物常态下均为无色气体 D．L、Q形成的简单离子核外电子数相等例2、下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是A．e的氢化物比d的氢化物稳定B．a、b、e三种元素的原子半径：e>b>aC．六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼D．c、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强二、简单微粒半径大小的比较方法1．根据元素周期律比较（包括同周期原子的半径比较规律、同主族原子及离子的半径比较规律）；2．若几种微粒的核外电子排布相同（即电子数相同），则核电荷数越多，半径越小；写出2e-电子组、10电子组、18电子组简单微粒并比较半径大小：3．质子数相同时（即同一元素的原子与离子），电子数越多，半径越大；4．不满足上述三种情况时，依据“微粒的电子层数越多，半径越大”进行比较。
专题三 微粒半径大小的比较
专题3 微粒半径大小的比较知识梳理一、“四同法”比较微粒半径的大小二、“三看法”比较微粒半径的大小一看层，层多径大；二看核，层同核多径小；三看e—，层同核同e—多径大，如Cl—>Cl，Fe2＋>Fe3＋。
强化训练1．下列原子半径最大的是（）A．N B．O C．Na D．Cl答案C解析钠元素与氯元素位于第三周期，原子半径：Na＞Cl；氮元素与氧元素位于第二周期，原子半径：N＞O，而电子层数Na多，故Na的原子半径最大。
2．（2019·贵阳高一检测）下列4种微粒中，半径按由大到小的顺序排列的是（）①②③④A．①＞②＞③＞④ B．③＞④＞①＞②C．③＞①＞②＞④ D．①＞②＞④＞③答案C解析①～④依次为S、Cl、S2—、F。
①②相比半径：①＞②；①③相比半径：①＜③；②④相比半径：②＞④；故有③＞①＞②＞④。
3．（2019·济宁实验中学高一月考）已知短周期元素的离子：a A2＋、b B＋、c C3—、d D—具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（）A．离子半径：C>D>B>AB．原子序数：d>c>b>aC．原子半径：A>B>D>CD．单质的还原性：A>B>D>C答案A解析四种离子具有相同的电子层结构，其核外电子总数相等，则有a—2＝b—1＝c＋3＝d＋1，从而可得，原子序数：a>b>d>c，B错误；电子层结构相同时，核电荷数越小，离子半径越大，故离子半径：C>D>B>A，A 正确；根据四种离子所带电荷可知，A、B分别处于下一周期的第ⅡA、第ⅠA族，C、D分别处于上一周期的第ⅤA、ⅦA族，则原子半径：B>A>C>D，C错误；金属性B>A>C>D，则单质的还原性B>A>C>D，D错误。
4．若a A m＋与b B n—的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是（）A．离子半径：A m＋＜B n—B．原子半径：A＜BC．A的原子序数比B大m＋nD．b＝a—n—m答案B解析A失去m个电子与B得到n个电子后核外电子排布相同，则A位于B的下一周期，故A的核电荷数比B 的核电荷数大，所以离子半径：A m＋＜B n—，原子半径：A＞B，由于a—m＝b＋n，则a—b＝m＋n，b＝a—m—n。
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。
粒子半径大小的方法
判断粒子半径大小的方法一、同种元素粒子半径大小比较1、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，阴离子半径大于相应原子半径2、同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
二、不同种元素粒子半径的比较1、同一周期元素，电子层数相同，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子的半径、最低价阴离子半径均逐渐减小（仅限主族元素）。
同一周期各元素，阴离子半径一定大于阳离子半径。
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。
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。
4、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。
三、隐含性质规律1、原子半径隐含性质规律在主族元素中，原子半径越大，失电子能力越强，还原性越强，金属性越强；半径越小得电子能力越强，氧化性越强，非金属性越强。
因此同一周期从左到右金属性由强渐弱，非金属性由弱渐强；同一主族从上到下金属性渐强，非金属性渐弱。
2、离子半径隐含性质规律（1）对于金属阳离子，离子半径越大，与oh-结合能力越弱，则碱性越强；得电子能力越弱，则氧化性越弱。
对于非金属阴离子，离子半径越大，与h+结合能力越弱，则酸性越强；失电子能力越强，则还原性越强。
（2）对于阴阳离子构成的离子化合物，阳（阴）离子相同时，阴（阳）离子半径越大，其离子键越弱，熔、沸点就越低。
要比较微粒半径的大小,可以根据元素间在元素周期表中的位置来判断,它们判断的口诀为:同层核大半径小,同族核大半径大.但是,这个口诀只能针对原子半径大小的比较对于其它微粒的比较，我们只要按照以下顺序操作即可(注意:需在可以比较的情况下).①电子层数.电子层数多,半径大.可以这样理解，电子在原子核外按层排布,类似于洋葱，皮(层)多,洋葱(原子)的半径自然就大.②如果电子层数相同，则比较核电荷数,核电荷多,则半径小.(解释:电子层相同时，核电荷越多,原子核对核外电子的吸引力越大，原子核自然将电子的距离拉的更近!)③如果电子层数还是相同时,则比较电子数,电子数多，半径大(形象记忆:多"吃"了一个电子，则长胖了!解释:电子和电子之间存在一个排斥作用力,电子越多,相互之间的排斥越强烈，自然要占据更大的空间)钠离子<氧离子<铝离子在中学化学中，微粒半径的大小比较是常见题型，相关规律总结较多，各类教辅资料都有详细介绍，但笔者在教学实践中发现大多数资料总结地较繁杂冗长(少则6、7条，多则10余条)，甚至还有个别错误(如“电子层数多半径较大”等)，学生普遍反映规律多且乱，不实用，运用较困难.笔者结合高中化学考查实际，总结出三条规律可以轻松破解这一难题.一、三条规律1.原子半径大小比较:结合原子所在元素周期表中位置判断，位于周期表左方、下方的原子半径大，位于周期表右方、上方的原子半径小，即“左下大，右上小”.需要强调的是原子半径最小的原子是H，位于周期表左上方是特例.如r(Na)>r(Mg)>r(AI)>r(C)>r(N)>r(0)>r(F). 2.离子半径大小比较:电子层数不同时电子层数多半径大，如r(K十)>r(Na+)>r(U十),r(Cl一)>(Na十);电子层数相同时，核电荷数小半径大，如r(O2一)>r(F一)>r(Na)>r(Mg).3.同种元素原子、离子间半径大小比较:电子数多半径大.如:r(Na)>r(Na+)，r(F一)>r(F)，r(Fe)>r(Fe2十)......(本钠原子和氯原子都有三层电子，它们的等效模型是：钠的原子核的有1个正电荷，外围有1个电子围绕它旋转，而氯的原子核有7个正电荷，外围有7个电子围绕它旋转，钠的1个电子之受到1个正电荷的吸引力，而氯的每个电子受到7个正电荷的吸引力，所受到的吸引力比钠的电子大得多，所以氯原子的半径要小，钠原子的半径大 而钠离子的外层只有两层电子，且带正电，平均每个电子受到多余一个正电荷的吸引，氯离子的外层有三层电子，且带负电，平均每个电子受到不到一个正电荷的吸引，因此钠离子的半径小于氯离子的半径1、阴离子半径大于阳离子半径如：Cl->Na+O2-> K+2、相同结构的离子, 原子核电荷数越大,半径越小.如: N3->O2->F->Na+>Mg2+>Al3+3. 同一主族离子,核电荷数越大,半径越大.如: K+>Na+>Li+I->Br->Cl-一般来说,同周期主族元素,半径从左到右依次减少Na>Mg>Al>....>P>S>Cl同族元素,从上到下,半径增加H<Li<Na<K<Rb<Cs<Fr离子半径:离子中电子结构相同的,价态越高半径越小同样是2-8-8结构的离子:S2- > Cl- > K+ > Ca2+同族的离子,从上到下,半径增加H+<Li+<Na+<...比较微粒半径大小的依据——“三看规则”一看电子层数：在电子层数不同时，电子层数越多，半径越大；二看核电荷数：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越大；三看电子数：在电子层数和核电荷数都相同时，电子数越多，半径越大。
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。
微粒半径大小的比较
微粒半径大小的比较
刁桥民
【期刊名称】《高中数理化》
【年(卷),期】2011(000)006
【摘要】@@ 微粒半径大小比较的问题一直以来是学生比较容易出错的问题,而老师对于这个问题的教法通常情况都是把一些规律板书给学生,然后叫学生强记下来,这种方法开始学生能理解,但是过后很快就会忘记,在这里介绍一种让学生易懂而且不易忘记的比较方法,即应用物理模型中的异性电荷之间的吸引力来理解微粒半径大小的比较.希望同行能把此方法与总结的规律结合起来,相信能对今后教学有所帮助.
【总页数】1页(P51)
【作者】刁桥民
【作者单位】江西省赣县中学北校区
【正文语种】中文
【相关文献】
1.比较原子半径和离子半径大小的方法 [J], 王笃年
2.高中化学中粒子半径大小比较及注意事项 [J], 王晓岩
3.微粒半径大小的比较规律及其应用 [J], 张洪波
4.思维建模之粒子半径大小的比较 [J], 杨丽琼;王宇飞
5.微粒半径大小的比较规律 [J], 孙凤
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微粒半径及元素性质的比较方法
微粒半径及元素性质的比较方法
唐煜
【期刊名称】《中学生数理化：高考理化》
【年(卷),期】2018(0)6x
【摘要】在高中化学物质结构和元素周期律部分,经常会碰到微粒半径和元素性质的比较,这也是中学化学的一个基础考点,本文就重点来谈谈微粒半径及元素性质的比较方法。
1.微粒半径大小规律(1)同周期主族元素随原子序数的递增,原子半径依次减小;(2)同主族元素随核外电子层数递增,原子或同价态离子半径均依次增大;【总页数】1页(P84-84)
【关键词】非金属性;元素性质;核外电子;高价氧化物;元素周期表;水化物;比较方法【作者】唐煜
【作者单位】湖南省永州市第十六中学
【正文语种】中文
【中图分类】G634.8
【相关文献】
1.轻松学习“微粒半径大小比较” [J], 田晓冉
2.常见简单微粒半径的比较方法 [J], 李梦玲
3.常见简单微粒半径的比较方法 [J], 李梦玲;
4.\"三步法\"策略化解高中化学微粒半径大小比较的疑难问题 [J], 邵斅农
5.微粒半径大小的比较规律 [J], 孙凤
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专题三微粒半径大小的比较规律及其应用
一、微粒半径大小的比较规律
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。
例如：。
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大。
如：。
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。
如。
4. 电子层结构相同，核电荷数大，则半径小。
如。
二、规律的运用
1. 由微粒半径的大小推导原子序数（或元素的核电荷数）的大小。
例1. 有a、b、c、d四种主族元素，已知a、b的阳离子和c、d的阴离子都具有相同的电子层结构，而且原子半径，阴离子所带的负电荷数为。
则四种元素核电荷数由小到大的顺序为____________。
A. B.
C. D.
解答：由于a、b的阳离子和c、d的阴离子都具有相同的电子层结构应有：c、d的核电荷数比a、b的小，由阴离子所带负电荷数c大于d，结合规律1有：核电荷数是d大于c。
综上所述，核电荷数的大小顺序为，答案D。
2. 利用微粒的半径大小比较酸、碱性的强弱
例如：HF、HCl、HBr、HI水溶液的酸性逐渐增强。
这是因为F、Cl、Br、I的原子半径依次增大。
键能渐弱，在水中电离程度渐大。
，碱性KOH。
3. 利用微粒半径的大小比较物质熔沸点的高低
同类晶体的熔沸点比较思路为：
原子晶体�共价键键能�键长�原子半径
离子晶体�离子键强弱�离子电荷数、离子半径
金属晶体�金属键强弱�金属离子半径、离子的电荷数
例2. 碳化硅（SiC）的晶体具有类似金刚石的结构，其中碳原子和硅谷原子的位置是交替的，在下列三种晶体①金刚石，②晶体硅，③碳化硅中，它们的熔点从高到低的顺序是_____________。
A. ①③②
B. ②③①
C. ③①②
D. ②①③
解答：三种晶体均是原子晶体，晶体内的结构力是共价键。
半径，共价键键长：C�C键键键，共价键的键能：C�C键C�Si键Si�Si键。
键能越大，原子晶体的熔点越高，所以三者的熔点由高到低的顺序是：金刚石＞碳化硅＞晶体硅，答案：A。
4. 利用微粒半径的大小规律来比较物质的热稳定性。
例3. 铵盐受热分解的过程，实质上是铵离子将质子转移给酸根形成NH3的过程，对于同类铵盐，可根据此过程判断其热稳定性的强弱，试比较热稳定性的强弱的顺序__________，其原因是_____________。
解析：依题意有：离子半径大小顺序：，其结合质子的能力大小顺序是：，所以的热稳定性，按F、Cl、Br、I的顺序增强。
1。