-1-42006如第三周期中:Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl（2）同主族原子半径随原子序数的递增逐渐增大.如第ⅠA族中:Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（3）同周期阳离子半径随原子序数的递增逐渐减小。如第三周期中：Na＞Mg2＞Al3（4）同周期阴离子半径随原子序数的递增逐渐减小。如第三周期中：P3＞S2＞Cl（5）同主族阳离子半径随原子序数的递增逐渐增大。如第ⅠA族中:Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（6）同主族阴离子半径随原子序数的递增逐渐增大。如第ⅦA族中:F＜Cl＜Br＜I（7）阳离子半径总比相应原子半径小。如：Na＜Na、Fe2＜Fe等。（8）阴离子半径总比相应原子半径大。如S2＞S、Cl＞Cl等。（9）电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如S2＞Cl＞K＞Ca2Al3＜Mg2＜Na＜F（10）同一元素不同价态的离子半径，价态越高离子半径越小。如Fe3＜Fe2＜Fe１．元素周期律（1）定义：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。（2）内容：①原子核外电子排布的周期性变化。最外层电子数：从1→8的周期性变化。②原子半径的周期性变化。同周期元素，随原子序数的递增，原子半径减小，到稀有气体原子半径又突然增大的周期性变化。③元素主要化合价的周期性变化。正价：1→7负价：—4→—1（3）实质：元素性质随原子序数递增呈现出周期性变化，其本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的结果。2.元素周期表（1）周期表的结构（7个周期、16个族）横的方向（7个横行）：7个周期（三短、三长、一不完全）周7个主族由短周期和长周期元素共同构成的族（ⅠA→ⅦA）期7个副族仅由长周期元素构成的族（ⅠB→ⅦB）表纵的方向Ⅷ族（3个纵行）Fe、Co、Ni等9种元素（18个纵行）零族稀有气体元素（2）元素的种类及稀有气体元素的原子序数周期序数1234567元素种类288181832稀有气体原子序数21018365486（3）元素周期表的应用①预测元素的性质：常见的题目是给出一种不常见的主族元素或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质，解答的关键是根据该元素所在族的其他元素的性质，找出递变规律，加以推测判断。②启发人们在一定区域内寻找新物质（农药、半导体、催化剂等）。3．原子结构与元素周期表关系的规律（1）电子层数周期数（2）最外层电子数主族数最高正价数价电子数（3）核内质子数原子序数-2-（4）负价绝对值8—主族数（5）原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强形成的最高价氧化物的相应水化物碱性越强，其离子的氧化性越弱。（6）原子半径越小，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，形成的最高价氧化物的相应水化物酸性越强，其离子的还原性越弱。4．“位—构—性”之间的关系核电荷数、原子序数结构电子层核外电子数最外层电子数映定决反反决定映物理性质判断元素推出位置元素性质位置性质单质性质周期、族通过位置运用递变规律推出化合物的性质离子性质5．根据原子序数推断元素在周期表中的位置熟记稀有气体的原子序数：2、10、18、36、54、86，可以快速推断。具体步骤为：用原子序数减去比它小且相近的稀有元素的原子序数，即得该元素所在的纵行数。第1、2纵行为ⅠA、ⅡA，第3—7纵行为ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB，第8—10纵行为Ⅷ族，第11、12纵行为ⅠB、ⅡB族，第13、17纵行为ⅢA—ⅦA族，第18纵行为零族。这种元素的周期数，比相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。如果是第六周期以上的元素，用原子序数减去比它小且相近的稀有元素的原子序数后，再减去14，即得该元素所在的纵行数。如84号元素所在周期和族的推导：84—54—1416，即在16纵行，可判断为ⅥA族、六周期。6．金属性强弱的实验依据与水或酸反应置换氢的难易，越易者金属性越强；最高价氧化物的水化物碱性越强，金属性越强；与碱溶液的置换反应，一般活波金属能置换不活波金属（但K、Ca、Na等极活波的金属例外）；原电池正负极中，负极的金属较活波；金属活波性顺序表中，排在前面的较活波。7．非金属性强弱的实验依据与H2化合的难易及氢化物的稳定性，越易越稳定者非金属性越强；最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强；与盐溶液之间的置换（F2除外），活波非金属能置换不活波非金属；与同种金属反应的难易，越易反应的非金属性越强。测试点13。化学键1．化学键相邻的两个或多个原子之间的强烈的相互作用称为化学键。主要的化学键类型：离子键、共价键（极性共价键、非极性共价键）、金属键化学反应的本质：一个化学反应的过程，是原子重新组合的过程；而原子要重新组合，就要克-3-服原来的相互作用，即断裂原来的化学键，在重新组合时又要形成新的化学键，才能构成新的物质。因此说