元素周期表与元素周期律
考
同一周期 ，从左 到右 ，原子半径减少 ，
期 Ｉ 元素周期表与元素周
二二 二二 二 二 一广州市执信 中学 林玩 花
核对电子的吸引力越强 ，失 电子能力越 弱，
金 属性 越 弱 。
同一 主族 ，从上到下 ，原子半径增 大， 核对电子 的吸引力越弱 ，失 电子能力越 强，
素 ）零族（ 、 稀有气体 ） Ｉ 族 （、、０ 、 Ｉ ８９１ 三纵行 ） ＶＩ ，
（）根据原 子结 构 ：原子半 径 （ １ 电子层 数 ）越
小 ，最外层 电子数越多 ，核对 电子的吸引力越大 ，得 电子能力越强 ，非金属性越强 。 （ ２ ）根据在周期表的位置 。 同一周期 ，从左到右 ，原子半径减少 ，核对电子 的吸引力越强 ，得电子能力越强 ，非金属性越强 ；
② 生成气态 氢化物 的稳 定性越好 ，非金属性 越
强；
（ 认识 ：稀有气体的原子结构示意图（ ４ ） 可以内
前推本周期 ＩＡ ＶＩ Ｉ ～Ｉ Ｉ Ａ的原子结构 ， 外下推
下周期 Ｉ 、Ａ的原子结构） Ａ Ｉ Ｉ
⑧单质的氧化性越强 ，一般其元素的非金属性越 强 ；或离子 的还原性越弱 ，一般其元素 的非金属性越
因此在 ２ ０ ０ ９年的理科基础 与文科基础 的考试 中，
高中 ２ ０ ０ ８年第 ｛ 期
元素周期律仍是考查重点 ，不但要求考生认识物质的 微观结构 ，更要分析原子结构 ，判断元素性质 ；不仅 要求考生能描述元素周期表的结构 ，知道某些主要金 属 、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递 变规 律 ，更能 运用元 素周期律 ，结合 有关数 据和 实验事 实 ，判断 、预期 陌生元 素的性质 ，应用 于解决 问题 。 建议备考时 ，略加大难度 。
强 ，非金 属 性 越强 。
５ 同一主族 内元 素性质 的递变规 律与原 子结构 ．
的关 系 。
｛ 命题预测Ｉ
根据新课标 的要求 ，化学的教学注重化学研究方 法， 培养学生的科学素养 。 化学研究方法主要有实验法 与推理法 ，元素周期表与元素周期律就是化学研究物
质的重要工具与理论 ， 通过学习， 学生达到 比较 、 判断 、
越 稳 定 ，非 金 属性 越 强 ；
（ 熟记 ：稀有气体原子序数分别是 ： 、 、８ ２ ） ２ ｌ ｌ、 Ｏ
３ 、４、６ （ １ ） ６ ５ ８ 、 １８
要 求 ３ （）知道 ： 每周期所含元素数 目分别是 ：、 （ １— ２８＝０
２ 、８： ８ １ ） ８ ＝ ６ １ ） １（ ５ — ６ 、 ） （ １－ ０ 、１ （３ — ８ 、 ８ ＝ ４ ３ ） ３ （ ８ — ４ 、３ ） ２ ＝ ６ ５ ） （ ２
６ 判断元素金属性强弱的方法： ．
（）根据 原子结 构 ：原子半 径 （ １ 电子 层数 ）越 大 ，最外层 电子数越少 ，核对 电子的吸引力越小 ，失 电子能力越强 ，金属性越强。 （ ２ ）根据在周期表的位置 。
５２
预期 、 分类 、 归纳 、 应用等认知性学 习目标的水平。
编排 ｌ 从左 顺序 到右排列排 成一个横行， 为一周期
原 ② 最 层 子 相 的 素 成 个 行 则｛把 外 电 数 同 元 排 一 纵 ，
为同一族
周期 ：表中的每一横行， （ 、 、） （ 、 、） 短 １２ ３长 ４ ５ ６
不完全（ ）共七横行 ７，
族 ： 主族（ 、 ７ 有长 短周期元素 ）７ 、 副族 （ 仅有长周期元
① Ⅲ
结构 的横行、纵行的数 目与 高矮关 系，能绘 出周期表
的轮廓 ，把 周期表 的结构 “ 印”在脑 海。
题 型 ２ 判断元素金属性 、非金 属性 强弱 的依 据 ［ ３ 在 短周期 同周期 的 ｘ、Ｙ、Ｚ三 种元 素 ， 例 】
已知 它 们 的 最 高 价 氧 化 物 对 应 水 化 物 是 Ｈ Ｏ 、 Ｘ
构 造
共１ ８纵行
镧系、 为紧凑周期表而列在外， 锕系： 在周期表占一格
１ ８纵行 ７横行
（ 能画简易周期表（ １ ） 主族 和前三周期， 元素符号
与名称）
同一主族 ，从上到下 ，原子半径增大 ，核对电子 的吸引力越弱 ，得电子能力越弱 ，非金属性越弱。 （ 根据实验事实（ １ ） 利用元素单质或化合物的性质） 。 ④非金属单 质越易与氢气反应 ，生成气态氢化物
强；
嚣
础
期 变 。 性 化
元素周期律的实质 ：原子的核外电子 的排布随着
元素的金属性越强：
原子序数的递增呈现周期性变化。
２ 元 素周期表 （ ． 长式 ）的结构 （ 周期 、族 ） ；常 见元素的名称 、符号 、离子符号 。
①将电子层数相同 ， 按最外层电子数递增的
④ 最高价氧化物的水化物 Ｍ （ ｎ ｏ ）的碱性越强 ， Ｍ 的金属性越强 ； ⑤ 活泼 的金属能从不活泼金属的盐溶液中把不活 泼金属置换 出来 ； ⑥原电池中正负极判断 （ 活泼金属作负极 ，发生 氧化反应 ，失去电子 ） （ 一般指酸性介质中） ７ 判断元素非金属性强弱 ： ．
强；
３ 金属 、非金属在 元素周期 表 中的位 置及其性 ．
质 递 变 的规 律 。
活泼 的非金属能从不活泼非金 属的盐溶液 中把 不活泼非金属置换 出来 ；
４ 同一周期 内元素 性质的递 变规 律与原 子结构 ．
的关 系 。
⑤最 高价 氧化 物的水 化 物 （ Ｏ ）的酸性越 ＨＲ
金 属 性越 强 。
（ ３ ）根据实验事实 （ 利用元素单质或化 ｌ 知识梳理Ｊ
合物的性质 ） 。
文
１元素周期律 ：随着原子序数的递增 ，元素性 ．
质 （ 原子半径 、化合价 、金属性 、非金属性 ）呈现周
一
①金属活动性顺 序表 ，金属单质 的位置越靠前 ， 般其元素 的金属性越强 ； ②金属单质与水或非氧化性酸反应越易 ，一般其 ⑧单质 的还原性越 强 ，一般 其元素 的金属性越 强 ；相应离子的氧化性越弱，一般其元素的金属性越
元素周期律和元素周期表
AD
4、同一主族的两种元素的原子序数之差不可能 是（ ） D A、16 B、26 C、36 D、46
5、某周期IIA族元素的原子序数为x，则同周期的 IIIA 族元素的原子序数为( )D A、只能是x+2 B、可能是x+8或x+18 C、只能是x+1 D、可能是x+1或x+11或x+25
6、国际无机化学命名委员会在1989年作出决
主族序数=最 外层电子数
零 族 （ 1 个） 稀有气体 元素 （最右边一个纵行）
归纳：三短三长一不全；七主七副零Ⅷ族
元素的种类及稀有气体元素的原子序数
周期序数 元素种类 稀有气体 原子序数 1 2 2 8 3 8 18 4 18 36 5 18 54 6 32 86 7 (32) (118)
2 10
须 加 热
光照或 点燃爆 炸化合
最高价氧化 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 物对应水化 强碱 中强碱 两性氢 弱酸 中强 强酸 最强 物的酸碱性 氧化物 酸 酸
稀 有 气 体 元 素
金属性和非 金属性递变 随着原子序数的递增，金属性逐渐减弱，
34号：
第三周期第ⅢA 族。
第四周期第ⅥA 族。
53号：
第五周期第ⅦA 族。
2、 主族元素在周期表中所处的位置，取 决于该元素的 （A）最外层电子数和原子量 （B）原子量和核外电子数 （C）次外层电子数和电子层数 （D）电子层数和最外层电子数
D
3、下列各图若为元素周期表中的一部分
（表中数字为原子序数），其中X为35的是
元素周期律和元素周期表
结论1：随着核电荷数的递增，
元素周期表和元素周期律
元素周期律和元素周期表1、元素周期律定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现的周期性变化规律即元素周期律。
2、元素周期律的内容：(1)原子半径的周期性变化规律随着元素原子序数的递增，电子层数相同的元素的原子半径呈现出从大到小的周期性变化规律。
【延伸】影响微粒半径大小的因素①电子层数越多，微粒半径越大；②电子层数相同时，核电荷数越大，微粒半径越小③核电荷数相同时，核外电子数越大，微粒半径越小【例1】X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；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。
X、Y、Z三种元素原子序数的关系是( )A．X>Y>Z B．Y>X>Z C．Z>X>Y D．Z>Y>X【例2】A+，B2+，C-，D2-四种离子具有相同的电子层结构，现有以下排列顺序：①B2+>A+>C->D2-；②C->D2->A+>B2+；③B2+>A+>D2->C-；④D2->C->A+>B2+。
四种离子的半径由大到小以及四种元素原子序数由大到小的顺序是( )A．④①B．①④C．②③D．③②(2)元素的主要化合价的周期性变化规律随着元素原子序数的递增，元素的主要化合价呈现出从+1～+7、-4～-1的周期性变化规律。
3～18号元素的主要化合价见下表：同主族，元素的化合价基本相同。
主族元素的最高正化合价等于它所在主族的序数。
非金属元素的最高正化合价和它的负化合价绝对值的和等于8。
一般情况下，氧和氟由于非金属性很强，在化合物中不表现出正的化合价，即只有-2和-1价。
【例3】A和B两种元素可以形成A2B型化合物，它们的原子序数分别是( )(A)11和16 (B)12和17 (C)6和8 (D)19和8【例4】若1-18号元素中的两种元素可以形成原子个数比为2：3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是( )(A)1 (B)3 (C)5 (D)6(3)原子核外电子排布的周期性变化规律随着元素原子序数的递增，每隔一定数目的元素，元素原子核外最外层电子重复出现1个递增到8个(第一层例外)，呈现周期性变化的规律。
元素周期表与元素周期律
第8～10纵行 ——第Ⅷ族
第18纵行 ——0族
具体分析
一、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而 呈现周期性的变化。 1、原子最外层电子数呈现周期性变化
2、元素化合价周期性变化
3、原子半径呈周期性变化 4、元素金属性、非金属性周期性变化
原子最外层电子数呈现周期性变化
元素化合价呈周期性递变
+7 +6 +5 +4 +3 +2 +1 -1 -2 -3 -4
二、元素周期表的结构
1、元素周期表有哪些族？有哪些周期？
7个主族（ ⅠA-ⅦA ） 短周期（第一～三周期） 长周期（第四～七周期）
族
7个副族（ⅠB-ⅦB）
1个0族
1个第Ⅷ族
周 期
练习：已知钛在周期表中的原子序数是22， 请判断它位于第 四 周期，第 ⅣB 族。
元素周期表中的纵行序数和族名称的关系
离子半径的变化规律
1、同一主族元素相同价态离子半径从上到下依次 增大； 2、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而 减小（ 如半径：O2- > Cl- > K+ > Ca2+）； 3、阳离子半径小于其对应的原子半径，阴离子半径 大于其对应的原子半径； （如半径：Cl- > Cl ,Na+ < Na）； 4、同一元素高价态的阳离子半径小于低价态的 阳离子半径(如半径：Fe3+ < Fe2+)。
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
高中化学竞赛-元素周期表与元素周期律
高中化学奥林匹克竞赛辅导元素周期表与元素周期律1.元素周期表的框架：2.元素周期表的分区：s区：包括第I、Ⅱ主族元素，价电子构型为ns1和ns2。
d区：包括第Ⅱ→Ⅱ副族和第Ⅱ族的元素，价电子构型一般为(n-1)d1~8ns2。
ds区：包括第I、Ⅱ副族元素，价电子构型为(n-1)d10ns1~2。
p区：包括第Ⅱ→Ⅱ主族和零族元素，价电子构型为ns2np1~6。
f区：包括镧系元素和锕系元素，价电子构型一般为(n-2)f1~14(n-1)d1~2ns2。
说明：（1）周期序数=原子的电子层数n。
第n周期含有元素的数目有以下规律：当n为偶数时，第n 周期含有元素的数目为(n+2)2/2；当n为奇数时，第n周期含有元素的数目为(n+1)2/2。
（2）主族元素的族序数=原子最外层电子数。
（3）对于d区元素，族序数=元素最高能级中的电子总数，如21Sc：[Ar]3d14s2是第Ⅱ B族，Mo：[Ar]3d64s2是第Ⅱ族。
26注意：如果元素最高能级组中的电子总数大于8，也属于第Ⅱ族，如Co、Ni等。
（4）对于ds区元素：族序数=原子最外层电子数，如29Cu：[Ar]3d104s1是第Ⅱ B族（5）d区和ds区元素均为副族元素，统称为过渡元素。
f区元素统称为内过渡元素。
3.元素周期律：原子半径、金属性、非金属性、电离能、电子亲合能、电负性。
4.原子半径：原子核的周围是电子云，它们是没有确定的边界的。
我们通常所说的原子半径是人为地规定的一种物理量。
原子半径可分为金属半径、共价半径、范德华半径三种。
共价半径是元素的两个原子以共价单键相连时，核间距离的一半。
稀有气体元素一般不能形成共价单键，所以用稀有气体分子晶体中两个原子距离的一半作为其半径，称为范德华半径。
范德华力不能像共价键一样将两个原子紧密结合，所以范德华半径大于共价半径，因此由于标准的不同，稀有气体的原子半径在同一周期的元素中半径是最大的。
金属单质的晶体中，相邻两金属原子核间距离的一半，称为该金属原子的金属半径。
元素周期表与元素周期律应用
元素周期表与元素周期律应用元素周期表是化学中重要的工具，它把所有已知的化学元素按照一定的规律排列起来。
元素周期律则描述了这些元素的性质以及它们在周期表中的排列规律。
本文将探讨元素周期表与元素周期律在化学应用中的重要性。
1. 元素周期表的基本结构元素周期表以元素的原子序数（即元素的核电荷数）为基础，将元素分为七个水平行，称为周期。
同时，元素周期表按照元素的化学性质进行分组，形成了八个垂直列，称为族或者群。
这种排列使我们能够快速地了解元素的基本信息，例如原子量、化学符号、元素名称等。
2. 元素周期表中的周期趋势元素周期表的排列不仅仅是一种视觉上的分类，它还反映了元素性质的周期变化。
例如，原子半径、电子亲和能、电离能等物理性质和化学性质在周期表中具有明显的变化趋势。
这些趋势有助于我们理解元素的行为特性，并且在实际应用中起到重要的指导作用。
3. 元素周期律的应用元素周期律不仅仅是一种对元素性质的描述方式，它还为许多应用提供了基础。
以下是几个常见的元素周期律应用的例子：3.1 化学方程式的预测通过观察元素周期表，我们可以推测化学反应中元素的可能的氧化态和化合物的生成。
这使得我们可以预测反应的产物，并在实验室中进行合成或分解反应。
3.2 原子核的稳定性根据元素周期表，我们可以了解到原子核中质子和中子的比例。
通过分析这些比例，我们可以预测原子核的稳定性和放射性衰变的可能性。
3.3 元素的性质预测元素周期律中的周期趋势可以帮助我们预测元素的性质。
例如，元素在同一族中的性质往往相似，因此我们可以推断某个未知元素的性质，只需观察其所在的族。
3.4 元素的周期性趋势元素周期表中的周期趋势有助于我们理解元素的周期性变化。
例如，通过观察元素的电离能趋势，我们可以了解到元素中电子结构的变化，从而推测出元素的化学活性。
4. 实际应用举例元素周期表与元素周期律的应用不仅限于学术领域，它们在实际应用中也发挥着重要作用。
以下是一些具体的应用举例：4.1 材料科学元素周期表提供了材料科学研究的基础。
高三化学元素周期律与元素周期表
1、元素周期表的结构
短周期：3个（第1、2、3周期）
周期
7个
长周期：4个（第4、5、6、周期，
周期表 （七个横行） 其中第7周期为不完全周期）
主族7个：ⅠA-ⅦA
族
16个 （共18个纵行）
副族7个：IB-ⅦB 第Ⅷ族1个（3个纵行） 零族（1个）稀有气体元素
A. 原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数 B. 周期序数＝原子核外电子层数 C. 主族序数＝原子的最外层电子数＝元素最高价数
⑤ (d)
元素性质的递变规律
周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
族
半径由大变小
1半
2径
3
由 小
4
变 大
5
6
7
非金属性逐渐增强
非
金
B
金
属
属
性
Al Si
性
逐
渐
Ge As
逐 渐
增 强
Sb Te
增 强
金属性逐渐增强
Po At
再见
网上订花 买花 订花 网上订花 买花 订花
A、非金属性强弱为：X>Y>Z
B、气态氢化物的稳定性由强到弱为X、Y、Z
C、原子半径大小是：X<Y<Z
D、对应阴离子的还原性按X、Y、Z顺序减弱
3．指出原子序数为5、17、20、35的元素的 位置在哪里？（用周期和族表示）
4．下列各组原子序数表示的两种元素，能形 成AB2型离子化合物的是( A )
7、 X、Y、Z为短周期三种元素，已知
X和Y同周期，Y和Z同主族，又知三种元 素原子最外层电子数总和为14，而质子数 总和为28，则三种元素为（D） （A）N、P、O （B）N、C、Si （C）B、Mg、Al （D）C、N、P
化学元素周期表与周期律
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
金属
非金属
判断元素金属性强弱的方法
①单质与水或酸反应置换出氢气的难易 程度；
②最高价氧化物对应水化物（即氢氧化 物）碱性的强弱； ③按金属活动性顺序表
④金属间的置换反应；
⑤金属阳离子的氧化性的强弱；
原子序数 元素符号 单质与水(或 酸)反应情况 氢氧化物 碱 性强弱
化学元素周期表与周期律
1﹑元素周期表的编排
㈠编排依据： 元素周期律 ㈡编排原则：
⑴ ⑵ 按原子序数递增的顺序从左到右排列 将电子层数相同的元素排列成一个横行.
⑶ 把最外层电子数相同的元素按电子层数递增 的顺序从上到下排成纵行.
1、元素周期表的结构 （1）7个周期 三个短周期 周期序数＝电子层数 第1周期 2种元素 第2周期 8种元素 第3周期 8种元素 第4周期 18种元素 第5周期 18种元素
三个长周期
第6周期 32种元素 一个不完全周期 第7周期，应有32种元素， 现有26种元素。
（2）16个族 七个主族：由长周期和短周期元素组成， IA-VIIA 位于第1、2、13、14、15、16、 17纵行 七个副族：仅由长周期元素组成，IB-VIIB 位于第11、12、3、4、5、6、7纵行
同周期元素，从左向右，随着原子序数的递增， 减小 原子半径依次____，原子核对核外电子的吸引能 增强 增强 力依次_____，故原子得电子能力依次_____，失 减弱 减弱 电子能力依次_____，所以金属性依次_____，非 增强 金属性依次____。
同主族元素结构和性质的递变：
同主族元素，从上到下，随着原子序数的递增， 增大 原子半径依次____，原子核对核外电子的吸引能 减小 减弱 力依次_____，故原子得电子能力依次_____，失 增强 增强 电子能力依次_____，所以金属性依次_____，非 减弱 金属性依次_____。
2023年高中化学第4章第2节元素周期律第2课时元素周期表和元素周期律的应用课件新人教版必修第一册
课堂达标验收
1．镭，元素符号Ra，是一种具有很强的放射性的元素，在化学元
素周期表中位于第七周期第 ⅡA族。1898年12月，玛丽·居里和皮埃
尔·居里从沥青铀矿提取铀后的矿渣中分离出氯化镭。下列关于镭元素单
质及其化合物的性质推测错误的是
( CD )
A．镭的原子半径比钙的大
B．氯化镭的化学式为RaCl2 C．单质镭不能与水反应产生氢气
解析：(1)由主要化合价和原子半径知A为Mg，B为Al，C为S，D为 Cl－，E为O。
(2)B处于周期表中第三周期第ⅢA族。 (3)C、D的简单离子分别为S2－、Cl－，半径大小为S2－＞Cl－。 (4) 最 高 价 氧 化 物 对 应 的 水 化 物 分 别 为 Mg(OH)2 、 Al(OH)3 、 H2SO4、HClO4，其中HCIO4酸性最强。 (5)S与O形成的化合物有SO2和SO3。
3．下列说法错误的是
( C)
A．作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元
素的交界线附近
B．农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内
C．构成催化剂的元素通常在元素周期表的左下方区域内
D．在周期表过渡元素中寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素
解析：构成催化剂的元素为过渡金属元素，在周期表过渡元素中寻
找，故选C。
要点归纳
课堂素能探究
知识点 元素的性质、结构及在周期表中位置的关系
问题探究：1．根据元素周期表的结构可以推出该元素在周期表中 的位置。元素在周期表中的位置与原子结构有何必然联系？
2．主族元素最高正价与原子结构之间存在什么关系？ 探究提示：1．原子有个电子层，元素就位于第几周期；主族元 素的原子的最外电子层有几个电子，元素就位于第几主族。 2．主族元素最高正价与其原子结构的最外层电子数(价电子)密切相 关，等于其原子所能失去或偏移的最外层电子数。
元素周期律和元素周期表(全部)
第四周期 第ⅦA族
决定
原子结构
决定
元素在周期表中的位置 性质 较强的非金属性
决定
原子结构
反映
决定 反映
元素性质
反映 决定
元素在表中位置
二、元素金属性与非金属 性强弱的判断方法
判断元素金属性强弱的依据
①单质与水或酸置换出氢的难易程度； （即反应的剧烈程度） ②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；
③金属间的置换反应。
9、写出下列1-20号元素符号：
（1）Na元素的原子序数为11，相L邻i、的K同族元素是：
（ （23） ）短族周序期 数元 等素 于中 周，期族序序数数2倍H＝的、周元B期e素序、有数A：的l Ｃ元素S有： （4）周期序数＝族序数2倍的有： Li、Ｃa
10、在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2
1. 编制的依据：—元——素——周—期——律——
把—电——子—层—数——相—同——的元素排成一个横行 横行
按—原——子—序—数——递—增——的顺序从左到右排列
把—最—外——层—电—子——数—相—同——的元素排成一个纵行
纵行
(He例外)
按——电—子—层——数—递—增——的顺序从上到下排成
二、周期表的结构
判断元素非金属性强弱的依据
A．H2、D2、T2 B .金刚石和足球烯C60 C . H2O和D2O D . 16O和18O
质子数相同，电子总数相同的粒子互称等 电子体，它们结构相似，物质性质相近。
如N2和CO，N2O和CO2
□1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数 相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。 等电子体的结构相似、物理性质相近。
元素化合价
原最低负价
1.2元素周期律与元素周期表
2、每隔一定数目的元素的原子，重复出现原子的半 径由大到小的变化趋势——随着原子序数的递增， 元素原子的半径呈现周期性的变化 3、每隔一定数目的元素的原子，重复出现化合价正 价由 +1到+7、负价由-1到-4的变化趋势——随着原 子序数的递增，元素化合价呈周期性变化
元素周期律：
元素的性质随着原子序数的递增而呈 现周期性的变化的规律
2.元素的原子半径的周期性变化
②以原子序数为横坐标、原子的半径为纵坐标，绘折线图。
原子序数与元素的原子半径 0.18 0.16 0.14 0.12 0.1 0.08 0.06 0.04 0.02 0
11 3 12 13 4 5 14 15 16 17
原子半径
6
7
8
9
1
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
③以原子序数为横坐标、元素的最高化合价和最低化 合价为纵坐标，用不同颜色的笔出绘折线图。
原子序数与元素的最高化合价和最低化合价 8
最高化合价和最低化合价
7 6 5 4 2 1 0 -2 -4 -6 1 2 0 3 4 5 1 2 3 1 0 0 6 7 8 9 -1 10 11 12 13 14 15 16 17-1 18 -2 -2 -3 -3 -4 -4 4 2 3 4 5 6
（D ）
A．KCl
B．Na2S C．Na2O D．K2S
练习4:
考点3：微粒半径大小比较
下列微粒半径之比大于1的是（ B
）
A．r(K+)/r(K)
C．r(S)/r(P)
B．r(Ca)/r(Mg)
D．r(Cl)/r(Cl－)