3．电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小，如0²＞^-F^-＞Na⁺＞Mg²⁺＞Al³⁺(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)。

2．同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大， 如：Li＞Na＞K；O＞S＞Se；Li⁺＜Na⁺＜K⁺；F^-＜C1^-＜Br^-。

1．同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右逐渐减小(稀有气体元素除外) ，如：Na＞Mg＞Al＞Si；Na⁺＞Mg²⁺＞Al³⁺。

3．周期表的应用

⑴由元素周期表中元素的相似性和递变性，结合一些区域特点，从中可以找出一些“元素之最”

①单质

非金属最强的单质为F₂，金属性最强的是Cs(Fr为放射性元素不考虑)；密度最小的金属元素为Li，密度最小的气体为H₂，熔点最高的单质为石墨，熔、沸点最低的单质为He。原子半径最小的元素为H，最大的为Cs(不考虑放射性元素)

②化合物

最稳定的气态氢化物为HF；酸性最强的含氧酸为HClO₄；最强的碱为CsOH(不考虑放射性元素)，含氢质量分数最大的气态氢化物为CH₄。

⑵比较或推断一些物质的性质

①比较同族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物的水化物的酸碱性、氢化物的稳定性。如KOH的碱性大于NaOH，H₂O 的稳定性大于H₂S。

②比较同周期元素及其化合物的性质。如：HCl的稳定性大于H₂S ；NaOH的碱性大于Mg(OH)₂。

③比较不同周期、不同族元素性质时，要找到“参照物”。如：比较Mg(OH)₂与KOH的碱性可以参照NaOH，判断出KOH的碱性大于Mg(OH)₂。

④推断一些未学过的元素的性质。如：可以根据MgCO₃微溶，CaCO₃难溶，则BaCO₃也难溶。

考点五、微粒半径大小比较规律

2．周期表中数字与性质的关系

⑴由原子序数确定元素位置的规律：只要记住稀有气体元素的原子序数就可以确定主族元素的位置。He：2、Ne：10、Ar：18、Kr：36、Xe：54 、Rn：86

①若比相应的稀有气体元素的原子序数多1或2，则应处在下一周期的ⅠA或ⅡA，如88号元素，88-86=2，则应在第7周期第ⅡA。

②若比相应的稀有气体元素的原子序数少1~5时，则应在第ⅦA~ⅢA，如84号元素在第6周期第ⅣA。

③若预测新元素，可与未发现的稀有气体元素118号按上面的方法推算。如116号元素应在第7周期ⅥA。

⑵同族的上下周期元素原子序数之间的关系

①第ⅠA、ⅡA的元素上下周期元素原子序数的差值等于上一种元素所在周期所能够排列的元素种类数。因此第ⅠA、ⅡA的元素的原子序数等于上一种元素的原子序数+ 上一周期所能排列的元素种类数。如：Cs的原子序数 = 37(上一种元素Rb的原子序数)+ 18(Rb所在的周期能够排列的元素种类数)= 55。

②第ⅢA~0族的元素上下周期元素原子序数的差值等于下一种元素所在周期所能够排列的元素种类数。因此第ⅢA~0族的元素的原子序数等于上一种元素的原子序数+ 下一周期所能排列的元素种类数。如：Se的原子序数 = 16(上一种元素S的原子序数)+ 18(Se所在的周期能够排列的元素种类数)= 34。

⑶同周期的左右主族元素原子序数之间的关系

①前三周期的所有元素中相邻元素的原子序数差值为1

②第4周期以后只有ⅡA和ⅢA元素之间的差值不为1，第4、5周期的差值为11，第6、7周期为25。

⑷周期表中原子序数为奇数的元素位于的族也为奇数，最高化合价和最低负价也是奇数；原子序数为偶数时位于的族为偶数或0族，最高价和最低价为偶数或0。

1．位--构--性的关系

元素在周期表中的位置是一定性质的总和，而元素的性质又取决于原子的结构，因此三者间存在着下图的关系

根据原子结构、元素周期表的知识及相关条件可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等。

3．元素相对原子质量、元素近似相对原子质量、同位素相对原子质量、同位素近似相对原子质量

(以³⁵Cl、³⁷Cl为例：³⁵Cl的相对原子质量是34.969，在自然界中占75.77%；³⁷Cl的相对原子质量是36.966，在自然界中占24.23%)

考点四、“位”、“构”、“性”之间的关系

2．同位素、同素异形体、同系物和同分异构体

1．元素、同位素和核素

3． 判断分子中原子的最外层电子是否满足8电子稳定结构的方法

(1)常见的单质X₂(卤素单质)、O₂、N₂等双原子单质分子满足原子最外层电子8电子结构。

(2)分子中含有氢元素，则氢原子不满足最外层8电子稳定结构。

(3)依据某元素的化合价的绝对值与其最外层电子数之和是否等于8进行判断。

考点三、三组概念比较