微粒半径大小比较
轻松学习“微粒半径大小比较”
龙源期刊网
轻松学习“微粒半径大小比较”
作者：田晓冉
来源：《数理化学习·高一二版》2013年第09期
在必修2专题一有关元素周期律的教学中发现，学生对微粒半径大小比较经常是摸不着头脑，为了使学生能够更快的掌握此部分知识，根据多年的教学经验，总结如下规律，希望学生们在”规律—练习——规律”的基础上，轻松掌握此部分知识.
一、微粒半径大小比较的规律
【规律一】：电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小.
1.解释：电子层数相同时，核电荷数越多，原子核对核外电子的吸引力就越大，电子所占的空间就越小，半径就越小.
【规律二】：电子层数不同时，看层数，电子层数越多，半径越大.
1.解释：电子在核外是分层排布的，类似于洋葱，层数越多，半径越大.
【规律三】：对于同一种元素的微粒，阴离子半径>原子半径>阳离子半径.
1.解释：同一种元素的阴离子和原子比较，阴离子的电子数大于原子的电子数，电子越多，电子间的排斥力越强，所占的空间越大，所以阴离子半径大于原子半径；关于同一元素的阳离子和原子比较，可用“规律二”解释.。
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。
比较微粒半径的大小
怎样比较微粒半径的大小原子和单核离子半径大小比较“三步曲”：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。
一、原子半径的比较（一）同一主族元素原子半径的大小，主要看电子层数。
电子层数越多，则原子的半径越大。
如rN＜rP＜rAs＜rSb rLi＜rNa＜rK＜rRb；（二）同一周期主族元素原子半径的大小，主要看核电荷数的多少。
核电荷数越多，则原子的半径越小（稀有气体元素除外）。
如rNa＞rMg＞rAl；rN＞rO＞rF；rP＞rS＞rCl；二、离子半径的比较（一）同主族元素离子半径的大小，主要看电子层数。
电子层数越多，则离子半径越大。
如rF-＜rCl-＜rBr-＜rI-；rLi+＜rNa+＜rK+＜rRb+；（二）同周期主族元素离子半径的大小，由于离子有阴、阳离子之分，因此，同周期主族元素离子半径的比较，有两种情况：①同周期主族元素的阳离子半径，核电荷数越多，离子半径越小。
如rNa+＞rMg2+＞rAl3+；②同周期主族元素的阴离子半径，核电荷数越多，离子半径越小。
如rS2-＞rCl-；rO2-＞rF-；但在同一短周期中，阳离子的半径都小于阴离子的半径。
这是由于同一短周期中的阳离子总比阴离子少一个电子层。
三、具有相同电子层结构的离子半径的比较有两种情况：（一）核外电子排布相同的离子，主要看核电荷数的多少。
核电荷数越多，离子半径越小；核电荷数越小，离子半径越大。
如rS2-＞rCl-＞rK+＞rCa2+；rF-＜rNa+＜rMg2+＜rAl3+；（二）若同一元素形成几种不同价态的阳离子，主要看价态的高低。
微粒半径的比较方法
微粒半径的比较方法
微粒（原子和离子）半径大小比较的方法-----三看法，即一看微粒电子层数的多与少，电子层数越多，半径越大；二看核电大与小，即在电子层数相同的情况下，比较核电荷数，核电荷数越大，半径越小；三看外层电子数，即在前两者都相同的情况下，比较最外层电子数，最外层电子数越多，半径越大。
应用举例：
(2014课标全国Ⅰ)X、Y、Z均为短周期元素,X、Y处于同一周期,X、Z的最低价离子分别为X2-和Z-,Y+和Z-具有相同的电子层结构。
下列说法正确的是()
A.原子最外层电子数:X>Y>Z
B.单质沸点:X>Y>Z
C.离子半径:X2->Y+>Z-
D.原子序数:X>Y>Z
A的解答：通过推断，X、Y、Z可能是O、Li、H或S、Na、F。
用三看法比较A错误。
高中化学微粒半径的比较方法学法指导
高中化学微粒半径的比较方法张秀锋元素原子半径和元素化合价是元素的两条主要性质。
所谓元素周期律就是这两条元素性质与原子序数关系的规律。
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。
在这里我们仅对微粒半径的大小关系及其应用作一下分析：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，从左到右原子半径逐渐减小；②同主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐增大。
2. 对离子来说：除符合原子半径递变规律外，经常考查的比较原则是：①同种元素的原子和离子相比较，阳离子比相应原子半径小，阴离子比相应原子半径大；②电子层结构相同的粒子（如O F Na Mg Al 223--+++、、、、），随着核电荷数的增大，离子半径减小。
例1. H -和H +的微粒半径，前者和后者之间的关系为（ ）A. 大于B. 小于C. 等于D. 不能肯定解析：本题考查的是学生的知识运用能力。
从知识点方面来说，考查同一种元素的不同微粒的半径比较。
H H -+、是核外电子层结构不同的两种离子，H +核外无电子，H -核外有1个电子层、2个电子，所以半径H H -+>，选A 。
也可分析H -是氢原子得到1个电子而形成的阴离子，它具有氦原子核外电子排布的稳定结构。
而H +是氢原子失去1个电子而形成的（氢原子核），它是“裸露的”，H -的半径肯定大于H +的半径。
故答案为A 。
例2. 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解析：在本题的解析过程中，很多学生往往掉入命题者的陷阱，误选A 。
这是未审清题意，只记住了同主族元素微粒半径的比较方法，而忽视了题中求的是阴离子和阳离子的半径之比。
注意到Cs +的半径在Na K Li Cs ++++、、、中是最大的，I -的半径在F Cl I ---、、中也是最大的，所以误选CsI 。
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。
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
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
谢谢观赏!
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+
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。
微粒半径大小的比较方法总结
一. 微粒半径大小的比较一般要掌握以下规律1. 同周期元素的微粒同周期元素的原子(稀有气体除外)，从左到右原子半径或最高价阳离子的半径随核电荷数增大而逐渐减小。
如：Na > Mg > Al , Na + > Mg 2+> Al3+。
2. 同主族元素的微粒同主族元素的原子或离子的半径随核电荷数增大而逐渐增大。
.如：Li <Na <K , Li +<Na+ <K+。
3. 电子层结构相同的微粒电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子（包括阴阳离子）半径随核电荷数的增大而减小。
如：O2->F- >Na+ > Mg2+ > Al3+。
4. 同种元素形成的微粒同种元素形成的微粒半径大小为：r阳离子‹ r原子‹ r阴离子；价态越高的微粒半径越小。
如：Fe>Fe2+>Fe3+ ;H - > H > H+5. 核外电子数和核电荷数都不同的微粒可通过一种参照物进行比较，如比较Al3+与S2-半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S同主族的氧元素的阴离子O2-进行比较，Al3+<O2-，且 O2-<S2-，故Al3+< S2-。
二. 解题方法：定位法由于元素在周期表中具有相对固定的位置，所以在解题时最好把各元素的相对位置固定好，然后进行解题。
典例1已知X＋、Y2＋、Z-、W2-四种离子均具有相同的电子层结构。
下列关于四种元素的描述，不正确的是( )A. 原子半径：X＞Y＞W＞ZB. 原子序数：Y＞X＞Z＞WC. 原子最外层电子数：Y＞X＞Z＞WD. 金属性：X＞Y，还原性：W2-＞Z-【答案】C到2个电子，Z在第ⅦA族，W在第ⅥA族，X、Y、Z、W四种元素在周期表中的相对位置是： W ZX YA项，原子半径：X＞Y＞W＞Z，正确；B项，原子序数：Y＞X＞Z＞W，正确；C项，原子最外层电子数：Z ＞W＞Y＞X，错误；D项，金属性：X＞Y，还原性：W2-＞Z-，正确。
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-
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。
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。