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)
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-
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微粒半径大小比较
【高考预测】
（★★★）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。
【重点难点】定位法解微粒半径大小问题。
1．（2014上海）下列各组中两种微粒所含电子数不相等的是
A．H3O＋和OH－B．CO和N2 C．HNO2和NO2－D．CH3＋和NH4＋
【答案】D
2．（2014安徽）Na、Cu、O、Si、S、Cl是常见的六种元素。
（1）Na位于元素周期表第周期第族；S的基态原子核外有个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为。
（2）用“＞”或“＜”填空：
第一电离能离子半径熔点酸性
Si S O2－Na＋NaCl Si H2SO4
HClO4
（3）CuCl(s)与O2反应生成CuCl2(s)和一种黑色固体。
在25 ℃、101KPa下，已知该反应每消耗1 mol CuCl2(s)，放热44.4KJ，该反应的热化学方程式是。
（4）ClO2是常用于水的净化，工业上可用Cl2氧化NaClO2溶液制取ClO2。
写出该反应的离子方程式，并标出电子转移的方向和数目。
【答案】（1）三；ⅠA；2；1s22s22p63s23p2 （2）<；>；<；<
（3）4CuCl(s)+O2(g)＝2CuCl2(s)+2CuO(s) △H＝－177.6kJ/mol （4）
（2）第一电离能同周期从左往右逐渐增大趋势，故有Si<S，但有几个反常需要注意，例如氮元素的第一电离能大于氧元素的第一电离能；具有相同的电子层结构微粒，核电荷越多半径越小，故有微粒半径O2-<Na+；一般熔沸点原子晶体大于离子晶体硅形成的晶体是原子晶体，氯化钠形成的晶体是离子晶体，因此氯化钠的熔点低于硅的熔点；同周期从左到右非金属性逐渐增强，非金属性越强其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。
（3）该反应为氧化还原反应，Cu从+1升高到+2价，失去1个电子。
O2做氧化剂，氧元素化合价从0价降低到-2价，得到2个电子，根据电子得失守恒可知，反应的化学方程式为4CuCl+O2＝2CuCl2+2CuO。
已知该反应每消耗1mol CuCl2(s)，放热44.4KJ，则该反应的热化学方程式是4CuCl(s)+O2(g)＝2CuCl2(s)+2CuO(s) △H＝－177.6kJ/mol。
（4）氯气做氧化剂，氯元素化合价从0价降低到－1价，得到1个电子、亚氯酸根中氯元素的化合价从+3价升高到+4价，失去1个电子，因此根据电子得失守恒可知该反应的离子方程
式可以表示为为。
【自主学习】【小题巩固
典例1．（2015海南）下列离子中半径最大的是（）
A．Na＋B．Mg2＋C．O2－D．F－
典例2. A、B、C为三种短周期元素，A、B在同周期，A、C的最低价离子分别为A2－和C－，B2＋和C－具
有相同的电子层结构。
下列说法中正确的是( )
A．原子序数：A>B>C B．原子半径：A>B>C
C．离子半径：A2－>B2＋>C－D．原子最外层电子数：A>C>B 【答案】A
【解析】由题意确定A、B、C分别为S、Mg、F三种元素。
则原子序数：A>B>C；原子半径：B>A>C；离子半径：A2－>C－>B2＋；原子最外层电子数：C>A>B。