第4章 原子结构和化学键（知识清单）-2023-2024学年高一化学知识清单与测试沪科版

第四章原子结构和化学键

【单元知识框架】

【单元知识清单】

考点1元素周期表

A元素周期表的编排原则

K元素周期表的发展历程

诞生=>1869年，俄国化学家门捷列夫编制出第一张元素周期表

I

依据n按照相对原子质量由小到大的顺序依次排列,将化学性质相似的元素放在同一纵

行

意义n揭示了化学元素间的内在联系，成为化学发展史上的重要里程碑之一

发展"随着科学的发展，元素周期表中为未知元素留下的空位先后被填满

I

现行今当原了•的组成及结构的奥秘被发现后，编排依据由相对原子质量改为原子的核电

荷数,形成现行的元素周期表

2、元素周期表的编排原则

⑴横行原则：把电子层数目相同的元素,按原子序数递增的顺序从左到右排列

⑵纵行原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素,按电子层数递增的顺序由上而卜.排

列

⑶原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编的序号

(4)原子序数与元素的原子结构之间的关系：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

▲元素周期表的结构一“七行十八列”、七周期十六族

1、周期

(1)含义；把电子层数相同的元素,按原子序数递增的顺序从左到右排列的一横行，叫做一个

周期

⑵数目：元素周期表有Z个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有二个周期

(3)特点：周期序数=该周期元素原子的曳壬层数

(4)分类:

包括元核外电稀有久体原

类别周期序数起止元素位置与结构的关系

素种数子层数子序数

—「H〜He212

短周期二Li〜NeX210

—Na〜Ar8318

四K〜Kr18436周期序数三电子层数

五Rb〜Xe18554

长周期

六Cs〜Rn32686

七Fr〜118号327118

2、族

(1)含义：把最外层电子数相同的元素,按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行，叫做

一个族

⑵数目：元素周期表18个纵行中，除中间8、9、10三个纵行为一族外，其余每一纵行为一

族,即：有坨个族

⑶特点：主族元素的族序数=该主:族元素原子的最外层电子数

(4)分类：现在常用的元素周期表有运个纵行，它们被划分为坨个族，包括二个主族，二个

副族，L个第vm族(其中第8、9、10这3个纵行称为第加族)，L个0族。详细情况见下图：

⑸常见族的别称

族别称

第IA族元素(除氢)碱金属元素

笫IIA族元素破土金属

第IHA族元素硼族元素

第IVA族碳族元素

第VA族氮族元素

第VIA族氧族元素

第VIIA族卤族元素

0族稀有气体元素

第IIIB-IIB族过渡元素

第六周期第IHB族副系元素

第七周期第IHB族明系元素

【微点拨】

①过渡元素：元素周期表中部从HIB族到HB族10个纵列共六十多种元素,这些元素都

是金属元素

②辆系元素：元素周期表第六周期中，57号元素锢到71号元素措共15种元素

③轲系元素：元素周期表第七周期中，89号元素钢到103号元素镑共15种元素

④超铀元素：在铜系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素

♦元素周期表的应用

1、认识元素周期表的相关信息

(1)元素周期表中每个格中的信息(以Fe为例)

(2)金属元素与酢金属元素的分界线

(3)同周期相邻主族元素的原子序数差的关系

①同周期相邻主族元素的原子序数之差一般为1

②同周期第HA族和第IIIA族元素原子序数的差值取决于它们所在的周期数，具体如下:

周期数第二或第三周期第四或第五周期第六或第七周期

差值11125

(4)同主族元素的原子序数差的关系

①位于过渡元素左侧的主族元素，即IA族、IIA族，同主族、邻周期元素原子序数之差

为上一周期元素的种数。如：钠和钾的原子序数之差为19—11=8(钠所在第三周期所

含元素的种数)

②位于过渡元素右侧的主族元素，即IIIA族〜VHA族，同主族、邻周期元素原子序数之差

为下一周期元素的种数。如：氯和澳的原子序数之差为35—17=18(浜所在第四周期所

含元素的种数)

2、推测元素在周期表中的位置

(1)方法一：根据原子结构示意困

规律实例

周期序数=电子层已知某元素原子序数为35,则确定其在周期表中位置的方法是：

数

(^35)2KIB7

先画出该元素的原子结构示意图‘由其电子层数为4,

主族序数=最外层

确定其处于第四周期,由其最外层有7个电子确定其处在第VEA

电子数

族，因此该元素位于周期表中第四周期第VDA族

(2)0族定位法确定元素的位置

①0族元素的周期序数加原子序数

0族元素HeNeArKrXeRn

周期序数—•二三四五六

原子序数21018365486

②方法：用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素的原于序数，即得该元素所在的纵

期核外电子

排布

原子半径

0.1520.0890.0820.0770.0750.0740.071—

/nm

最高正价

+4+5

或+1+2+3—2—10

—4—3

最低负价

原子序数1112131415161718

元素名称钠镁铝硅磷硫氯

元素符号NaMgA1SiPSC1Ar

第核外电子

三排布

周原子半径

0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.099—

期/nm

最高正价

+4+5+6+7

或+1+2+30

—4—3—2-1

最低负价

【思考与交流】随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现

什么规律性的变化？

1、原子核外电子排布的周期性变化

1〜18号元素的原子的最外层电子数变化图规律

随着原子序数的递增，元素原

子的最外层电子排布呈现1〜8

的周期性变化（第一周期除外）

2、原子半径的周期性变化

1〜18号元素的原子的原子半径变化图规律

随着原子序数的递增，元素

的原子半径呈现由大到小的

周期性变化

3、元素化合价的周期性变化

1〜18号元素的化合价变化图规律

随着原子序数的递增，元素

的化合价呈周期件变化,即

同周期：

最高正价：+lf+7（0、F

无正价）负价：—4f—1

，探究第三周期元素性质的递变规律

1、钠、镁、铝金属性强弱比较

单质

实验项目、NaMgA1

।

小酚隙1稀盐酸稀盐酸

酚曲

实验操作蜀-唐1

钠里号।

加热前，铁条表面附着了

熔成小球，浮于水

少量无色气泡,加热至沸两支试管内都有无色气泡冒

面，四处游动，有

实验现象腾后，有较多的无色气泡出，但放铁条的试管中逸出气

“嘶嘶”的响声，反

冒出,滴加酚敌溶液变为体的速率较快

应后溶液加酚配变红

粉红色

与水（或酸）的反应的镁与冷水几乎不反应，能与酸迅速反应，放出氢气，但

与冷水剧烈反应

剧烈程度与热水反应镁更容易

化学方程式

最高价氧化物对应

NaOH强碱Me（0H）2中强碱AKOHh两性氢氧化物

水化物的碱性强弱

①钠、镁、铝置换出水（或酸）中的氢时，由易到难的顺序为：Na>Me>AI

结论

②钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为

NaOH>Mg（OH”>Al（OH）3

③钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为凶型QA!

④随着核电荷数减小，与水（酸）反应越来越要易，氢氧化物的碱性越来越强

2、硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较

元素SiPSC1

高温磷蒸气与H2能反应加热光照或点燃时发生爆炸而化合

单质与H2反应的条件

由易到难的顺序是：C12>S>P>Si

最高价氧化物的化学式

SiO2£205so3Q2Q7

H2SiO3H3Po4H2SO4强

最高价氧化物对应水化HC1CU酸性比H2s强

弱酸中强酸酸

物的化学式及酸性

酸性：HCIOOHZSOQH3P6>%竽0?

氢化物的稳定性不稳定受热分解受热分解稳定

①硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为；Cl>S>P>Si

②硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为：

结论

HCIOAH2s（）4>H3PO4>H2SiO3

③硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为：Q>S>P>Si

3、同周期元素性质递变规律：同一周期从左往右，金属性逐渐减弱,非金属性逐渐地建

▲元素周期律

1、内容：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化

2、元素的性质包括：原子半径、主要化合价、金属性、非金属性等

3、实质：元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果

4、主族元素的周期性变化规律

项目同周期（左一右）同主族（上一下）

核电荷数逐渐增大逐渐增大

原电子层数递增，最外层电子数

电子层结构电子层数相同，最外层电子数增多

子相同

结原子半径逐渐减小（惰性气体除外）逐渐增大

构正离子逐渐减小，负离子逐渐减小

离子半径逐渐增大

同周期：r（负离子）>r（正离子）

元素的最高正化合价由+1~>+7（0、

性

主要化合价F除外）最高正化合价=主族序数

质

非金属元素负价由-4->一1（O、F除外）

非金属元素负化合价=一（8—主族序

元素的金属性金属性逐渐减弱金属性逐渐增强

元素的非金属性非金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱

失电子能力失电子逐渐减弱失电子逐渐增强

得电子能力得电子逐渐增强得电子逐渐减弱

单质的还原性还原性逐渐减弱还原性逐渐增强

单质的氧化性氧化性逐渐增强氧化性逐渐减弱

正离子的氧化性正离子氧化性逐渐增强正离子液化性逐渐减弱

负离子的还原性负离子还原性逐渐减弱负离子还原性逐渐增强

非金属元素气态氢化气态氢化物的形成越来越容易，其稳气态氢化物的形成越来越困

物的形成及稳定性定性逐渐增强难，其稳定性逐渐减弱

最高价氧化物对应水碱性逐渐减弱碱性逐渐增强

化物的酸碱性酸性逐渐增强酸性逐渐减弱

考点3元素周期表的应用

▲元素周期表的分区及元素性质的比较

族

周应、IAHAIHAIVAVAVIA0

分

1非金属性逐渐增强一

区2非

|非金属元素金

稀

建：属

示3AlSi弯

1^-1性

体

意4靠人1As逐

元

渐

矍_SIjTe

增

5素

图强

1金属元素po：At

61

7金属性逐渐增强

分界

沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条虚线，虚线

线的

的左下方是金属元素，右上方是韭金属元素

划分

①元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线。分界线附近的元素，既能表

特点现出一定的金属性,又能表现出一定的非金属性

②周期表的左下方金属性最强的元素是重元素（放射性元素除外）；右上方非金

属性最强的元素是氟元素；最后一个纵行是0族元素

③金属元素在分界线的左侧，但分界线的左侧并不都是金属元素，如氢元素属

于非金属元素

▲元素的化合价与元素在周期表中的位置之间的关系：主族元素的最高正化合价等于原

子所能失去或偏移的最外层电子数,而非金属的负化合价则等于使原子达到8电子稳

定结构所需得到的电子数。所以，非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值

之和等于8

(I)周期序数=电子层数

⑵最高正价=最外层电子数=主族序数=8一|最低负价I(其中，F无正价，0无最高正价)

(3)最低负价=主族序数一8

(4)元素的最高正价和最低负价的绝对值之差与族序数的关系

最高正价一|最低负价16420

主族族序数VIIAVIAVAIVA

▲元素周期表和元素周期律中的规律和应用

1、元素周期表中的规律

(1)“三角形”规律：所谓“三角形"，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，如图所

A——B

-1/

【应用】处于A、B、C位置上的元素，可排列出其原子结构、性质等方面的规律。例如：

原子序数C>B>A；原子半径OA>B。A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C；单

质的氧化性B>A>C：负离子的还原性

CfAfB%设A为n族,则B为n+1族，下同)；气态氢化物的稳定性H7-nB>H8-

nA>Hs-nCoA、B、C若为金属，则其失电子能力C>A>B；单质的还原性C>A>B；正离子

(n+,)+nn

的氧化性B>A*>C*；最高价氧化物对应的水化物的碱性：C(OH)n>A(OH)n>B(OH)n+

1

(2)“对角线”规律：有些元素在周期表中虽然既非同周期，又非同主族，但其单质与同类化合

物的化学性质却很相似，如：Li和Mg、Be和Al、B和Si等。这一规律称为“对先线''规

律

A

如图所示：B

【应用】根据已知元素及其化合物的性质，推导未知元素及其化合物的性质。

(3)“相似"规律：①同族元素性质相似；②左上右下对角线I：元素性质相似；③同位素的化学

性质几乎完全相同

2、“位”、“构”、“性”之间的关系在解题中的应用

⑴，，位”、，，构，，、，，性，，的关系

“位”、“构”、“性”的关系对关系图的理解

①从元素的原子结构推测元素在周期表中的位置

及有关性质

②从元素在周期表中的位置推测元素的原子结构

及相关性质

③元素的一些主要性质又能反映元素的原子结构

和元素在周期表中的位置

⑵结构与位置互推问题是解题的基础

①掌握四个关系式：

a.核外电子层数=周期数

b.质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数

c.最外层电子数=主族序数

d.主族元素的最外层电子数=主族座数=最高正价数(0、F元素除外)

e.最低负价的绝对值=8一主族庄数(仅限第IVA〜VOA族)

②熟练掌握周期表中的一些特殊规律，如各周期元素种数；稀有气体的原子序数及在周期

表中的位置；同族上下相邻元素原子序数的关系等

⑶性质与位置互推问题是解题的关键：熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变

规律，主要包括：

①元素的金属性、非金属性

②气态氢化物的稳定性

③最高价氧化物对应水化物的酸、碱性

(4)结构和性质的互推问题是解题的要素

①最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性

②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质

③同主族元素最外层电子数相同，性质相似

④判断元素金属性和非金属性的方法

【微点拨】元素“位一构一性”规律中的特例

①绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有气(IH)无中子

②元素周期表中的周期一般是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始

③所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多

④非金属单质一般不导电，但石墨是导体，晶体硅是半导体

⑤氟无正价，氧无最高正价；在NazCh中氧显一1价；在NaH中氢显一1价

3、预测新元素：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索

4、启发人们在一定区域内寻找新物质

①在金属与非金属分界线附近寻找生昱体材料

②研究氟、氯、硫、磷附近元素,制造新农药

③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金环料

5、预测元素的性质(由递变规律推测)

①比较不同周期、不同主族元素的性质

如：金属性Mg>AI,Ca>Mg,则碱性Mg(OH)2>Al(OH)3，Ca(OH)2>Mg(OH)2

②推测未知元素的某些性质

如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶,可推知Be(0H)2难溶

又如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素碳(At)应为有色固体，与氢难化合,

HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等.

考点4原了的构成

•原子的表示方法、质量数及原子结构

1、原子的表示方法：

表示方法：:x.X的含义

质量数

-------\

9x—元素符号代表一个质量数为A、质子数为Z的原子

质子数/

2、质量数

⑴概念：原子核内所有虹和史壬的相对质量取近似整数值后相加所得的数值

⑵构成原子的微粒间的两个关系

①质量数(A)=质子数亿)+中子数(M

②质了数=核外电子数=核电荷数=原子序数

3、符号或。土中各个字母的含义：

4、构成原子的微粒及作用

5、原子和离子中微粒间的数■关系

(1)原子：核外电子数=质子数=核电荷数,如N原子：呀

(2)正离子：核外电子数=质子数一所带电荷数，如Na+：

(3)负离子：核外电子数=质子数土所带电荷数，如S2•■:j)

【微点拨】

①任何微粒中，质量数=质子数+中子数，但质子数与电子数不一定相等，如：正负离子

中

②有质子的微粒不一定有中子，如：'H；有质子的微粒不一定有电子，如：H*

③质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如：F与OFT

④核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如：AP+和Na*、『等，NH；与OFT等

考点5核素

工元素、核素、同位素

1、元素：具有相同核电荷数(即核内质子数)的同一类原子的总称

【微点拨】同种元素原子的原子核中质子数是相同的。而精确实验证明，同种元素原子的原

子核中，中子数不一定相同，如：氢元素的原子核

氢元素的原子核

原子名称原子符号(/x)

质子数(Z)中子数(N)

10气坦

11笊坦_或》

12瓶迪或工

2、核素：把具有一定数目质壬和一定数目蚯的一种原子叫做核素，如：IH、汩、珀就各

为一种核素

3、同位素

(1)概念：质子数相同而生子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(即同一元素的不同

核素互称为同位素)，如：旧、汩、泊互为同位素

⑵特点——两同两不同

①两同：质子数相同,核外电子相同②两不同：质量数不同,中子数不同

(3)性质

①同位素在周期表里占据同二位置②同位素的化学性质几乎相同

③天然存在的同位素，相互间保持一定的比率

(4)同位素的应用：同位素分为天然同位素和人造同位素

⑴核能：迎和迎是制造氢弹的原料,；键U用于制造原子弹、核发电

(2)考占：根据皆2遗留数量的多少可以推断生物体的存在年代

(3)医疗：利用放射性同位素释放的射线治疗癌症和肿瘤等

4、元素、核素、同位素的判断方法

⑴判断元素、核素和同位素时，要抓住各种粒子的本质。质子数相同的原子就是同种元素；

质子数和中子数均相同的就是同种原子，也称为核素，同种元素的不同核素互称同位素

（2）分析原子表示符号的几组数字,，2x,只要Z相同，就是同种元素；Z和人均相同，是同

种核素；Z相同，A不相同的互称同位素；Z不相同的不论A是否相同，均不是同种元素，

更不能称为同位素

5、元素、核素、同位素的区别与联系

元素核素同位素

质子数、中子数都一定质子数相同、中子数不同的同一元

本质质子数相同的一类原子

的原子素的不同原子之间的相互称谓

同类原子,存在游离

范畴原子原子

态、化合态两种形式

特性只有种类，没有个数化学反应中的最小微粒化学性质几乎完全相同

决定因素质子数质子数、中子数质子数、中子数

贤。、劈。、¥。2-都属氧|H、彳H、?H>君K、18Ca

举例锲U、费U、赞U互为同位素

元素属于5种不同核素

________具有相同核电荷数的同一类原了•的总

一一片、称.同种元素可有多种不同的核素

（元素\\

俭亚»-即的定湍浮和.定数”的

联系

\同位素）质了数相同,中了•数不同的同一元

J素的不同核素的互称

考点6相对原子质量

△原子的相对原子质量与元素的相对原子质量

1、原子（或核素）的相对原子质量：以一个I2C原子质量的*作为标准，X原子的质量跟它相

1乙

比所得的数值即为X的相对原子质量，即：M（核素）=：（核素0,取该值的正整数即为该

育日）

核素的质量数

2、元素的相对原子质量：因天然元素往往不只•种原子，因而用上述方法定义元素的相对

原子质量就不合适了。元素的相对原子质量是该元素的各种核素的原子数百分比与其相

对原子质量的乘积所得的平均值

如：A、B、C…为某元素的不同核素，其原子数百分比分别为“％、/>%、。％…则该元素的

相对原子质量为

++…其中MA、历小欣…•分别表示核素A、B、C…的相对原

子质量

3、元素的近似相对原子质量：若用同位素的质量数替代其相对原子量进行计算，其结果就

是元素的近似相对原子质量(计算结果通常取整数)。我们通常采用元素的近似相对原子质

量进行计算

考点7核外电子排布的规律

」原子核外电子的排布规律

1、电子的能量

(1)在多电子原子里，电子的能量不同

(2)在离核近的区域运动的电子的能量较低，在离核远的区域运动的电子的能量较高

2、电子层

(1)概念：在多电子原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层,称作电子层

(2)不同电子层的表示及能量关系

电子层数(〃)1234567

字母代号KLMNOPQ

各电子层

最多容纳电子数(2小)281832507298

由内到外

离核远近由近到远

原子的电子层模型

能量高低由低到一

3、原子核外电子的排布规律

⑴能量最低原则：核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺

序依次排布在能量逐渐升高的电子层里

⑵分层排布原则：

①每层最多容纳的电子数为比个

②最外层不超过3个(K层为最外层时不超过1个)

③次外层不超过坨个，倒数第三层不超过迎个

④对于主族元素，除最外层外，每一层的电子数必须为2n2这个数值

【微点拨】核外电子排布的几条规律是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要

求，如：M层不足最外层时，最多能容纳18个电子，当M层为最外层时，最多容纳8个

电子

考点8结构示意图和电子式

，电子层的表示方法

原子的结构示意图离子结构示意图

z+勒ci-W

Na_

核内质子数与核外电子正离子：核外电子数小于核负离子:核外电子数大于核

数电荷数电荷数

电子式的概念及书写技巧

1、电子式的概念：在元素符号周围用“•”或“X”来表示原子的最外层电子(价电子】的式

子

【微点拨】元素符号周围标明元素原子的最外层电子，每个方向不能超过2个电子。当最外

层电子数小于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布

2、电子式的书写

(1)原子的电子式：书写主族元素原子的电子式，直接用“或“x”把最外层电子一一表示出来

即可

氢原子氯原子氮原子钠原子氧原子钙原子

11・：CI：•N-Na・

(2)简单正离子(单核)的电子式：简单正离子的电子式就是离子符号本身，不需标示最外层电

子

钠离子锂离子铁离子铝离子

Na+Li+一Mg2+Al3+

(3)简单负离子(单核)的电子式：在书写电子式时，不但要表达出最外层所有电子数(包括得

到的电子)，而且还应用“[]”括起来，并在“[]”右上角标出“〃一”以表示其所带的

电荷

Cl-O2-s2-N5-

••[：•o•：y-

(4)原子团的电子式：作为离子的原子团，无论是负离子，还是正离子，不仅要画出各原子最

外层的电子，而且都应用“[]”括起来，并在“[]”右上角标明电性和电量

222

NHZOH-O2-s2-C2-

ii••

♦♦♦•・♦

••[H：O：H]+

[II：N：II]*・♦[：O：H]-[:0:0:

••

H••••••

H

(5)离子化合物的电子式：离子化合物的电子式由正离子的电子式和负离子的电子式组成的,

对于化合物是由多种离子组成的物质，相同离子间要隔开排列，注意相同的离子不能合并

CaOK2SCaF2NaOHNaH_

•・•••

Ca:,(>,K*S--

••

NHC1

CaC2NaaO2FeS24NH5

Mg3N2Na3NAI2S3

（6）离子键的形成（离子化合物的形成过程）：离子键的形成用甩子式表示式时，前面写出成键

原子的电子式,，后面写出离子化合物的电子式，中间用一箭头连起来即可，如:

Nat>.Z：一Na+CZ：.Na、+.S..+、Na-Na*CxSx〕Na+

••••

:B；GMgQ>.Br：―<：Br^]-Mg2+[?Br：J-Na匕;jNa-NaF@〕"Na+

⑺共价化合物的电子式（共价分子）：共价化合物分子是由原子通过共用电子对结合而形成的,

书写电子式时，应把共用电子对写在两成键原子之间，然后不要忘记写上未成键电子

结构式：用一根短线表示一对共用电子对的式子叫做结构式。（未成健的电子不用标明）

考点9核外电子排布和元素周期律

▲微粒半径大小的比较方法及规律

【方法与技巧】“三看”法比较简单微粒的半径大小

①“一看”电子层数：当电子层数不同时，一般电子层数越多，半径越大

②“二看”核电荷数：当电子层数相同时，如电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径

越小

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

1、原了

同周期隹堡随原壬序数递增逐渐减

小，

(1

如：

)

r(Na)>r(Me)>r(AI)>r(Si)>r(P)vr(S)>r(Cl

1

9

H

QQQQQQQ

LiBeBCNOF

QQQQQQQ

NaMgAlSiPSCl

同主族原子半径随原子序数递增逐渐增QQQQQQQ

(2

大KCaGaGeAsScBr

)

如：r(Li)vr(Na)v*K)vr(Rb)vr(Cs)QQQQQQQ

RbSrInSnSbTe1

QQQQQQQ

CsBaTlPbBiPoAt

QQ

FrRa

2、离了

(1)正离子半径总比相应原子半径小，如：r(Na)>r(Na')

(2)负离子半径总比相应原子半径大，如：r(Cl)vNC「)

(3)同主族正离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：HLi+)<r(Na+)<MK-)<MRb+)<HCs+)

(4)同主族负离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：)<«一)

(5)同周期正离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：z<Na>zXMg2+)>/-(AP+)

(6)同周期负离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：/XN3-)>r(O2-)>/\F-)

【微点拨】同周期：I•(负离子)>r(正离子)，负离子比正离子电子层多一层，如：r(S2)>r(Na

十)

(7)电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小，如：NS?—)>r(C「)>NK+)：>4Ca2+)

(8)同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小，如：r(Fe)>r(Fe2+)>/<Fe3+)

【微点拨】

①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(CI)

②不同周期、不同主族元素原子半径大小的比较。先找参照元素，使其建立起同周期、同

主族的关系，然后进行比较。比较S与F的原子半径大小，先找O做参照，因为。与

F同周期，r(F)vr(O)；而0与S同主族，r(O)<r(S).所以r(F)vr⑸

工元素的金属性和非金属性强弱的判断方法

1、元素金属性强弱的判断方法

(1)金属性：指金属元素的原子失去电子能力

【微点拨】比较金属性的强弱，其实质是看元素原子坛电子的难易程度，越易失电子，金

属性越强

⑵结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强

⑶位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，金属性减弱；

同主族元素，从上到下，随原子序数增加，金属性增强。金属性最强的元素

为钝

(4)根据元素单质及