原子半径变化规律_短周期元素原子半径变化规律

简述元素周期律、周期表结构、周期表性质递变规律？

从铝到氯，电子层并没有增多。都是3个电子层。只是电子数增多了而已。

一、原子半径

原子半径变化规律_短周期元素原子半径变化规律

原子半径变化规律_短周期元素原子半径变化规律

同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；

同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。

二、主要化合价（正化合价和负化合价）

同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的正化合价递增（从+1价到+7价），周期除外，第二周期的O、F元素除外；

负化合价递增（从-4价到-1价）周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。

元素价的与价的的和为8

同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；

四、单质及简单离子的氧化性与还原性

同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。

同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。

元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。

五、价氧化物所对应的水化物的酸碱性

同一周期中，从左到右，元素价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；

六、单质与氢气化合的难易程度

同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；

同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。

同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；

同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。

随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。

随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。

元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。

同一族的元素性质相近。

具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。

以上规律不适用于稀有3/在周期表中,左下方元素的金属性大于右上方元素；左下方元素的非金属性小于右上方元素.气体。

元素周期表中原子最小半径呈现出反斜线规律，这是什么原因造成的

a.单质氧化性变化是只有最外层电子数变化 且最外层电子数为2或8越强，对应阴离子还原性越弱。

你的问题是不是说，同一周期的元素随着元素的原子质量的增大，半径减小？这个问题的是，随着原子序数的增大，原子的核电荷数增加，对核外电子的束缚能力增强，使得原子半径减少，从而呈现反斜线规律.

核素的质量数或核素的相对原子质量由质子数和中子数决定.

元素周期表中元素的核外电子排布有哪些规律？

还能表示出这些电子是处于自旋相同还是自旋相反的状态，而核外电子排布式不具备后一项功能。原子结构示意图中可以看出电子在原子核外分层排布的情况，但它并没有指明电子分布在哪些亚层上，也没有指明每个电子的自旋情况，其优点在于可以直接看出原子的核电荷数（或核外电子总数）。

核外电子的排电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al.布规律：

①电子总是尽先排布在能量的电子层里；

②各电子层最多容纳的电子数是2n2；

③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

原子的核外电子排布与轨道表示式、原子结构示意图的关系：原子的核外电子排布式与轨道表示式描述的内容是完全相同的，相对而言，轨道表示式要更加详细一些，它既能明确表示出原子的核外电子排布在哪些电子层、电子亚层上。

原子的核外电子排布与元素周期律的关系

如周期中含有的元素种类数原子半径对元素的化学性质有较大影响，所以对原子半径的研究在化学的发展中有着极其重要的意义和价值。为2，是由1s1~2决定的

第二周期中含有的元素种类数为8，是由2s1~2 2p0~6决定的

第三周期中含有的元素种类数为8，是由3s1~2 0~6决定的

第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~2 3d0~10 4p0~6决定的。 [2]

由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期性变化的根本所在。对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数增加，原子半径越来越大，原子核对最外层电子的吸引力越来越小。

电子的排布情况，即“电子构型”，是元素性质的决定性因素。为了达到全充满、半充满、全空的稳定状态，不同的原子选择不同的方式。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因；同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去。

元素周期表中的区块是根据价电子构型的显著区别划分的。不同区的元素性质别同样显著：如s区元素只能形成简单的离子，而d区的过渡金属可以形成配合物。

①按原子序数递增的顺序从左到右排列

②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数）

③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一纵行。

主族序数＝原子最外层电子数

判断元素金属性和非金属性强弱的方法：

②氢氧化物碱性强（弱）；

③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金属性强（弱）——

①单质与氢气易（难）反应；

③价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；

参考资料：

元素周期表的规律，越详细越好，比如原子半径、金属性、非金属性等的递变规律

1、同主族元素,从上到下,微粒6．确定元素性质的方法半径逐渐增大。

同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，半径减小，元素的金属性递减，非金属性递增；

b.单质与氢气反应越容易（剧烈）。

c.其氢化物越稳定。

d.价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性越强。

同一族中，从上到下，半径增大，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；

a.

单质还原性越强，对应阳离子还原性越弱。

b扩展资料.单质与水或酸反应越容易(剧烈）。

c.价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强

元素的性质随着元素的原子序数的递增呈周期性变化的规律

关于电子半径大小的问题

(1)先确定元素在周期表中的位置.

不①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；是电子半径，是原子半径。

“电子层数越多，原子半径越大”这句话若加上前提“相同的主族内”，在中学阶段可以认为是对的。

比如说铝和相邻的硅，都是3个电子层。硅比铝多一个电子，这个电子只是多在第三个电子层上而已。但是同时硅核内多了一个质子，对电子的吸引力当然更强了。

注意：如果电子层数阳离子中：质子数＝核外电子数+电荷数改变，情况就不同了。比如说锂和钠，钠比锂多一个电子层，新增的电子在更外围的电子层上，所以即使质子也多了，但是两者斗争的结果还是电子层多的占了优势。

至于用铝和锂比较，二者既不同周期，也不同主族，况且二者的半径都比钠小。这样比是没有意义的。普通考试也不会考这种题目（就算是竞赛也只是决赛才要）。

由于锂的原子序数很小，也就是质子数很少，所以即便它电子层只有两个，质子也不足以束缚住电子，因而使得电子有更广阔的活动空间，半径显著增大。以至于下个周期的靠后的元素都没有它大了。

锂由于其原子序数特别小，因此有很多与众不同的性质。在中学不深究，只要掌握在碱金属那一章的锂的知识就可以了。

一般的：电子层数越多，原子半径越大用于同族比较，但也并不是的。

1。原子半径是一种经典的模型，用于粗略的描述电子在原子核外空间的运动范围，本来就不是很严格的；

2。经典的原子半径主要受两方面的影响：

其一，电子层数。电子层数越多，原子半径越大，这好比人穿的越多显起来越胖一样，并不难理解。所以产生了一个基本规律：同族元素原子电子层数越多，原子半径越大。这里为什么强调“同族”，且看下面：

其二，原子序数，即原子核电荷数。原子核电荷数越高，对外部电子的吸引能力就越强，致使电子运动向里靠拢，原子半径收缩。所以又出现了一个基本规律：同周期元素原子序数越大，原子半径越小。

综合以上两点，看看本题。从Li到Na，同族电子层数增加，半径增大；再从Na->Mg->Al，同周期原子序数增加，半径减小。这一增一减到底谁的作用大？实践证明：从Al开始原子序数起到的半径收缩作用要>电子层数引起的半径增大，所以出现了你所描述的情况。

主族元素和副族元素原子半径变化规律一样吗

原子、离子中：质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)

主族元素和副族元素原子半径变化规律一样。

3/非金属单质问的置换反应.非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来,说明甲的非金属性比乙强. 如 Br2 + 2KI == 2KBr + I2

副族元素在周期增加的同时核电和也显著增加，从而增强了对外层电子的吸引作用，而第五第六周期同族元素半径极其相近甚至有的减小。

(2)元素周期律的实质

主要是由于镧系元素中4f轨道的径向分布靠近原子核，因而在此轨道上填充电子原子半径不明显增长，同时核电和增加许多，加强了对外层电子的吸引作用，使半径缩小。

副族元素在周期增加的同时核电荷也显著增加，这是相对来说的，4、5、6、7周期的元素数目的确多于1、2、3周期，因此相邻周期核电数增加较多，这一点可以解释副族元素与短周期元素。

根据不同的标度和测量方法

原子半径的定义不同，常见的有轨道半径，范德华半径（也称范式半径），共价半径，金属半径等。同一原子依不同定义得到的原子半径别可能很大，所以比较不同原子的相对大小时，取用的数据来源必须一致。

原子半径主要受电子层数和核电荷数两个因素影响。一般来说，电子层数越多，核电荷数越小，原子半径越大。这也使得原子半径在元素周期表上有明显的周期递变性规律。

以上内容参考：

第三周期11至17号元素原子半径的变化规律是？

②生成的氢化物稳定（不稳定）；

因在同周期内,原子电子层数皆为其周期数,而核电荷数依次增加,对核外电子的吸引力逐渐增强,故变化趋势为:随原子序数增加,原子半径逐渐减小

最外层电子越来越容易失去，即金属性越来越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力越来越强，使原子半径逐渐减小，金属性越来越，非金属性越来越强。

附数据:单位10-12m

Na154 Mg136 Al118 Si117 P110 S104 Cl99 (Ar154)

Ar反常的原因是前面数据是共价半径和金属半径,即在化合物中测得的数据,Ar化合物少见,只能测范德4、同种元素的不同微粒，原子半径大于其阳离子半径，小于其阴离子半径。华半径,即在分子中的半径。而分子之间的距离肯定比化合物中原子距离大,数据不具有可比性。而实际上Ar半径是很小的。

半径减小

同周期，随着原子序数的增加，半径减小。

11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 原子半径依次增大

元素周期表中至第三周期元素原子半径的变化规律是什么?要2条规律

相同的电子层（也就是同周期），是随着电子数的增多（也就是原子序数的增大），原子半径减小的。这是因为，每增加一个电子，只是排在相同的电子层上，但是核内增加了一个质子，质子对电子的吸引力增强了，所以原子半径缩小了。

核外电子 依次是2 8同一族中，从上到下，元素价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。 8

即周期 1 2

同周期从左往右原子半径依次减小，原子序数依次增大;同主族从上到下原子半径依次增大，原子序数依次增大第三周期 281 282 283 284 285 286 287 288

化学元素周期表规律

(4)根据元素性质、存在、用途的特殊性.

（一）元素周期律和元素周期表

1．元素周期律及其应用

(1)发生周期性变化的性质

原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、价氧化物对应水化物的酸性或碱性.

元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化,是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果.也就是说,原子结构上的周期性变化必然引起元七、气态氢化物的稳定性素性质上的周期性变化,充分体现了结构决定性质的规律.

2．比较金属性、非金属性强弱的依据

(1)金属性强弱的依据

1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度).反应越易,说明其金属性就越强.

2/价氧化物对应水化物的碱性强弱.碱性越强,说明其金属性也就越强,反之则弱.

3/金属间的置换反应.依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的金属性比乙强.

4/金属阳离子氧化性的强弱.阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱.

(2)非金属性强弱的依据

1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性.越易与 反应,生成的氢化物也就越稳定,氢化物的还原性也就越弱,说明其非金属性也就越强.

2/价氧化物对应水化物强弱.酸性越强,说明其非金属性越强.

4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性.还原性越强,元素的非金属性就越弱.

3．常见元素化合价的一些规律

(1)金属元素无负价.金属单质只有还原性.

(2)氟、氧一般无正价.

(3)若元素有正价和负价,元素的正价数等于最外层电子数；元素的负价与正价的关系为：正价+|负价|＝8.

(4)除某些元素外(如N元素),原子序数为奇数的元素,其化合价也常呈奇数价,原子序数为偶数的元素,其化合价也常呈偶数价,即价奇序奇,价偶序偶.

若元素原子的最外层电子数为奇数,则元素的正常化合价为一系列连续的奇数,若有偶数则为非正常化合价,其氧化物是不成盐氧化物,如NO；若原子最外层电子数为偶数,则正常化合价为一系列连续的偶数.

4．原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系

1/原子半径越大,最外层电子数越少,失电子越易,还原性越强,金属性越强.

2/原子半径越小,最外层电子数越多,得电子越易,氧化性越强,非金属性越强.

5．解答元素推断题的一些规律和方法

(1)根据原子结构与元素在周期表中的位置关系的规律

电子层数＝周期数,主族序数＝最外层电子数

原子序数＝质子数,主族序数＝正价数

三、元素的金属性和非金属性负价的=8-主族序数

(2)根据原子序数推断元素在周期表中的位置.

记住稀有气体元素的原子序数：2、10、18、36、54、86.用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素的原子序数,即得该元素所在的纵行数.再运用纵行数与族序数的关系确定元素所在的族；这种元素的周期数比相应的稀有气体元素的周期数大1.

(3)根据位置上的特殊性确定元素在周期表中的位置.

主族序数等于周期数的短周期元素：H、Be、Al.

主族序数等于周期数2倍的元素：C、S.

正价与负价代数和为零的短周期元素：C、Si

短周期中正价是负价3倍的元素：S.

形成化合物种类最多的元素、或单质是自然界中硬度的物质的元素、或气态氢化物中氢的质量分数的元素：C.

空气中含量最多的元素、或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N.

地壳中含量最多的元素、或气态氢化物的沸点的元素、或气态氢化物在通常情况下呈现液态的元素：O.

最活泼的非金属元素：F；最活泼的金属元素：Cs；最轻的单质的元素：H；最轻的金属元素：Li；单质的着火点的非金属元素是：P.

(2)一般情况下,主族序数-2＝本主族中非金属元素的种数(IA除外).

(3)若主族元素的族序数为m,周期数为n,则：m/n1 时,为非金属, m/n 值越大,非金属性越强；m/n=1 时是两性元素.

(二)原子结构

1．构成原子的粒子及其关系

(1)各粒子间关系

原子中：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数

阴离子中：质子数＝核外电子数一电荷数

(2)各种粒子决定的属性

元素的种类由质子数决定.

原子种类由质子数和中子数决定.

元素中是否有同位素由中子数决定.

质子数与核外电子数决定是原子还是离子.

原子半径由电子层数、最外层电子数和质子数决定.

元素的性质主要由原子半径和最外层电子数决定.

(3)短周期元素中具有特殊性排布的原子

最外层有一个电子的非金属元素：H.

最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar.

电子总数是最外层电子数2倍的元素：Be.

最外层电子数是电子层数2倍的元素：He、C、S.

最外层电子数是电子层数3倍的元素：O.

次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si .

内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P.

2．原子、离子半径的比较

(1)原子的半径大于相应阳离子的半径.

(2)原子的半径小于相应阴离子的半径.

(3)同种元素不同价态的离子,价态越高,离子半径越小.

(4)电子层数相同的原子,原子序数越大,原子半径越小(稀有气体元素除外).

(5)最外层电子数相同的同族元素的原子,电子层数越多原子半径越大；其同价态的离子半径也如此.

(6)电子层结构相同的阴、阳离子,核电荷数越多,离子半径越小.

3．核素、同位素

(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子.

(2)同位素：同一元素的不同核素之间的互称.

(3)区别与联系：不同的核素不一定是同位素；同位素一定是不同的核素.

原子和离子的半径规律是怎样的

同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；

正对于原子与原子、离子与离子半径的比较,一般根据电子层结构便可确定。原子或离子的电子层数越多,半径越大;如果离子的核电荷相同时,则电子数越多半径就越大;如果离子的电子层相同、则核电荷越小半径越大;再阴离子半径大于相应的原子半径、阳离子半径小于相应原子半径。这是比较微粒大小的依据。

第二周期 21 22 23 24 25 26 27 28

如：Li＜N此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：a

2、同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小

(称有气体除外)

。如：Na>Mg>S>Cl

3、具有相同电子层结构的微粒,核电荷数越大,微粒半径越小。

如：F－>Na＋>Mg2＋

如：Na>Na＋

，Cl

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