篇一：元素周期律与元素周期表
第17讲 元素周期律与元素周期表
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考点整合
考点1 元素周期表的结构
考点2 元素周期律
考点3 元素金属性和非金属性强弱的判断方法和规律
1.根据元素周期表的知识进行判断
①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素周期表中最活泼的金属是Fr，天然存在的最活泼的金属是Cs；最活泼的非金属元素是F。
②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。元素周期表左边为活泼的金属元素，右边为活泼的非金属元素；中间的第VIA、VA族则是从非金属元素过渡到金属元素的完整的族，它们的同族相似性甚少，但具有十分明显的递变性。
2.根据元素的单质及其化合物的性质进行判断。 （1）金属性强弱判断原则
①根据单质与水（或酸）反应，置换出水（或酸）中的氢的难易程度来判断： 一般地，能与水反应产生氢气的金属元素的金属性比不能与水反应的金属元素的强，与冷水反应产生氢气的金属元素的金属性比只能与热水反应产生氢气的金属元素的强。
②根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断：
一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则对应的金属元素的金属性就越强。反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。 ④根据金属元素的单质的还原性（或离子的氧化性）来判断：
一般情况下，金属阳离子的氧化性越强，则对应的金属单质的还原性越弱，金属元素的金属性也就越弱。
⑤根据原电池的正、负极及金属腐蚀的难易程度来判断：一般地，负极为金属性强的元素的单质，容易腐蚀。 （2）非金属性强弱判断原则
①根据单质与H2反应生成气态氢化物的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱来判断：
一般地，单质与H2反应生成气态氢化物越容易，或反应生成的气态氢化物越稳定，则对应的非金属元素的非金属性越强；反之，则越弱。
②根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断：
一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则对应的非金属元素的非金属性就越强。反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。 ④根据非金属单质的氧化性（或离子的还原性）强弱来判断：
一般情况下，非金属阴离子的还原性越强，则对应的非金属单质的氧化性越弱，非金属性元素的非金属性也就越弱。
⑤根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如：
点燃
Cu?Cl2
2，2Cu＋S＝Cu2S，即得非金属性：Cl2＞S。
考点4 元素“位—构—性”之间的关系
热点1 元素周期表的结构
[真题1]（2008·海南）根据元素周期表1—20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。
(1)属于金属元素的有________种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有___________(填两种化合物的化学式)。
(2)属于稀有气体的是___________(填元素符号，下同)；
(3)形成化合物种类最多的两种元素是____________________； (4)第三周期中，原子半径最大的是(稀有气体除外)______________； (5)推测Si、N最简单氢化物的稳定性_________大于_________(填化学式)。 [思路分析]把周期表中前20种元素列出来，逐一分析，容易得到答案。
[解析]短周期元素金属性最强的是金属钠，前20种元素金属性最强的为金属钾，从钠形成的氧化物，可以迁移得到钾的氧化物。
[答案]（1）7；K2O、K2O2（KO2也可以）(2）He、Ne、Ar。
(3）C、H (4）Na(5）NH3 ；SiH4。
名师指引
元素周期表共计7个横行，18个纵行，分为七个周期；十六个族（8、9、10三个纵行为VIII族）。从上到下依次是一、二、三、四、五、六、七周期；从左到右依次是IA、IIA、IIIB、IVB、VB、VIB、VIIB、VIII、IB、IIB、IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA、0族。如果元素周期表的七个周期全部排满的话，则最后一种元素是118号元素，于是有：118号元素在第18纵行，为0族元素，117号元素在第17纵行，为卤族元素，116号元素在第16纵行，为氧族元素??。但要注意的是，101号元素不在第1纵行，102号元素也不在第2纵行，它们都在第3纵行，因为第七周期有锕系元素。
考点2 元素金属性、非金属性的强弱判断
[真题2]（2008·北京）A、B、C、D四种非金属元素（除H外），A、B在反应中各结合1个电子，形成稳定结构，放出的能量B＞A；原子序数D＞C，其稳定结构的核外电子数相等，则四种元素的非金属性由强到弱的排列顺序正确的是（ ）
A.A、B、C、D B.B、A、C、D C.A、B、D、C D.B、A、D、C [解析]A、B在反应中各得1个电子形成稳定结构，说明它们是卤素；放出的能量B＞A，说明B的非金属性强于A；C、D稳定结构的核外电子数相等，说明二者处于同一周期，原子序数D＞C，则非金属性D＞C，再对照四个选项。应选D项。
[答案]D 名师指引：
金属性，即失电子性，失去电子越容易，金属性越强；非金属性，即得电子性，得到电子越容易，非金属性越强。要注意元素的金属性、非金属性的强弱只与得、失电子的难、易有关，而与得、失电子的多少无关。 热点3 “位—构—性”的综合考查
[真题2]（2008·广东）元素X、Y和Z可结合形成化合物XYZ3 ；X、Y和Z的原子序数之和为26；Y和Z在同一周期。下列有关推测正确的是（）
A．XYZ3是一种可溶于水的酸，且X与Y可形成共价化合物XY B．XYZ3是一种微溶于水的盐，且X与Z可形成离子化合物XZ C．XYZ3是一种易溶于水的盐，且Y与Z可形成离子化合物YZ D．XYZ3是一种离子化合物，且Y与Z可形成离子化合物YZ3 [思路分析]从含氧酸根YO3n-入手，分析可能形成的化合物。
[解析]根据题意，XYZ3应为含氧酸或含氧酸盐，则Z为O元素，根据原子序数和可以确定X、Y、Z均为短周期元素。分析短周期的含氧酸或含氧酸盐，XYZ3可能的物质有：HClO3，NaNO3，MgCO3。若XYZ3为一种可溶于水的酸HClO3，XY（HO）不能形成共价化合物，故A不正确；若XYZ3为MgCO3微溶于水，可XZ形成离子化合物MgO，故B正确；若XYZ3为NaNO3易溶于水的盐，YZ（NO）不是离子化合物，故C不正确；若XYZ3离子化合物，YZ2为NO2，CO2均不是离子化合物，故D不正确。
[答案]B 名师指引
元素在周期表中的位置决定了元素原子的结构，元素原子的结构进而决定了元素的性质，这就是“位—构—性”三者的关系。正确判断元素在周期表中的位置，熟练掌握元素周期表同周期、同主族元素的性质的递变规律是掌握该知识的基本保证。
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1.（2008·北京东城）下列关于元素周期表的说法正确的是（ ） A.元素周期表有7个主族,7个副族,1个0族,1个Ⅷ族,共16纵行 B.元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素 C.除短周期外，其它周期均为18种元素 D.周期表中所有元素都是从自然界中发现的
[解析]A．Ⅷ族共有3纵行，因此，元素周期表共18纵行。C．在第六、七周期出现了镧系、锕系，因此，第六周期有32种元素，第七周期为不完全周期，可能再有新的元素被发现，据预测若填满有32种元素。D．周期表中有些放射性元素是人造元素。 [答案]B
5.（2008·北京西城）下列事实能判断金属元素甲的金属性一定比乙的金属性强的有（ ） ①甲单质能与乙的盐溶液反应 ②甲、乙两元素原子的最外层电子数相同，且甲的原子半径小于乙的原子半径 ③甲、乙两短周期元素原子的电子层数相同，且甲的原子序数小于乙的原子序数 ④两单质分别与氯气反应时生成的阳离子，甲失去的电子数比乙失去的电子数多
A．全部可以
3+
B．仅②不可以
2+
2+
C．仅②④不可以 D．仅③可以
[解析]①中，2Fe+Cu= 2Fe+Cu,但金属性Fe >Cu；②甲、乙两元素原子的最外层电子数相同，且甲的原子半径小于乙的原子半径，则甲的原子吸引电子能力大，难失电子；④元素金属性的强弱与失电子的难易程度有关，而与失电子的数目多少无关，如金属性Na>Mg>Al，而参加反应时分别变为Na、Mg、Al，失电子数目从少到多。 [答案]D
10．（2008·天津）W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短同期元素，W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。
（1）W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生盐和水，该反应的离子方程式为 。
（2）W与Y 可形成化合物W2Y，该化合物的电子式为 。 （3）X的硝酸盐水溶 液显 性，用离子方程式解释原因 。 （4）Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为 。 （5）比较Y、Z气态氢化物的稳 定性： ＞ （用分子式表示）。
（6）W、X、Y、Z四种元素简单离子的离子半径由大到小的顺序是：＞＞＞。 （7）Z的最高价氧化物为无色液体，0.25 mol该物质与一定量水混合得到一种稀溶液，并放出QkJ的热量。写出该反应的热化学方程式： 。
[解析]（1）W、X为金属，其最高价氧化物对应的水化物为碱，且两种碱可以反应生成盐和水，则为NaOH和Al(OH)3，二者反应的离子方程式：Al(OH)3+OH－=AlO2－+2H2O。
(2)W为Na，W可以和Y形成W2Y，则Y为-2价，为ⅥA元素，且和钠同周期，所以为S。W2Y为Na2S，电子式为：Na?[:S:]2?Na?。
....
+2+3+
（3）Y的硝酸盐为Al(NO3)3，由于Al3＋的水解：Al3＋+3H2O酸性。
Al(OH)3+3H＋，其溶液呈
（4）Y的低价氧化物为SO2；并且Z和Y同周期，原子序数比Y大，所以Y为Cl。Y的低价氧化物和Z的单质反应的方程式：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl。
篇二：元素周期律知识点总结
N
（核素）
Z→ 元素符号
原子结构 ：决定原子呈电中性
(AZX)Z个），无固定轨道
运动特征
小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数周期序数及原子半径
→ 原子（离子）的电子式、原子结构示意图
原子核
核外电子(Z个) 决定 质子(Z个) 中子(A-Z)个 ——决定同位素种类 原子(AZX) ——最外层电子数决定元素的化学性质
1.微粒间数目关系
质子数（Z）= 核电荷数 = 原子数序
原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）
中性原子：质子数 = 核外电子数
阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数
阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数
2．原子表达式及其含义 A Z ±b c± X d
A 表示X原子的质量数；Z 表示元素X的质子数； d 表示微粒中X原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中X元素的化合价。
3.原子结构的特殊性（1~18号元素）
1．原子核中没有中子的原子：1
1H。
2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。①最外层电子数与次外层电子数相等：4Be、18Ar； ②最外层电子数是次外层电子数2倍：6C；③最外层电子数是次外层电子数3倍：8O；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li、14Si。
3．电子层数与最外层电子数相等：1H、4Be、13Al。
4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be。
5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li、14Si
6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li、15P。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点
(1)．常见的等电子体
①2个电子的微粒。分子：He、H2；离子：Li+、H-、Be2+。
②10个电子的微粒。分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；离子：Na+、 Mg2+、Al3+、
+3-2---- NH+
4、H3O、N、O、F、OH、NH2等。
③18个电子的微粒。分子：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4（联氨）、C2H6（CH3CH3）、CH3NH2、CH3OH、CH3F、NH2OH（羟氨）；离子：K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-、P3-、O2-
2等。
(2)．等质子数的微粒
分子。14个质子：N2、CO、C2H2；16个质子：S、O2。
++--+ 离子。9个质子：F-、OH-、NH-
2；11个质子：Na、H3O、NH4；17个质子：HS、Cl。
(3)．等式量的微粒
式量为28：N2、CO、C2H4；式量为46：CH3CH2OH、HCOOH；式量为98：H3PO4、H2SO4；式量为32：S、O2；式量为100：CaCO3、KHCO3、Mg3N2。
①、原子最外层电子数呈周期性变化
②、原子半径呈周期性变化
③、元素主要化合价呈周期性变化
具元素周期律和排列原则②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 体表元素周期表③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 现形式
7②、长周期（四、五、六周期）三七
长主周期表结构 三七
短副A～ⅦA共7个） 一零
不和18个纵行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7个） 全八③、Ⅷ族（8、9、10纵行）
①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数
②、原子半径
③、主要化合价
④、金属性与非金属性
⑤、气态氢化物的稳定性
元素周期律及其实质
1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化
3族为例，随着原子序数的递增
相同条件下，电子层越多，半径越大。 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs
、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F<Cl<Br<I
4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F> Na>Mg>Al
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe
越易，金属性越强。
②最高价氧化物的水化物碱性强弱 越强，金属性越强
③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）
④互相置换反应金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来
⑤原电池反应中正负极 负极金属的金属性强于正极金属。
H2化合的难易及氢化物的稳定性 越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。
元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱 酸性越强，则非金属性越强。
金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性 阴离子还原性越弱，则非金属性越强。
性强弱的判断非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来
同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，
如：Si<P<S<Cl。
②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非金属性，随荷电荷数的增加
而减小，如：F>Cl>Br>I。
K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
C原子质量的1/12（约1.66×10kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）
单位为一，符号为1（单位1一般不写）
如：一个Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不
同的核素的相对原子质量，
相对原子质量 如Cl为34.969,Cl为36.966。
（原子量）核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。如：
35353712-2612-272+3+-+2+3+--------Cl为35,Cl为37。 37
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：
Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%
元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。 注意：
（即：同种元素的不同原子或核素）
②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同；
不变的（即丰度一定）。
原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系
1． 元素在周期表中位置与元素性质的关系
⑴分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。
⑵对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。
实例：① 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。 ② Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be 和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。 ③ 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。
2．原子结构与元素性质的关系
⑴与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。
⑵与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数
越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。
⑶分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是 氟F ；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。
⑷最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；
最外层电子数≤3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；
最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。如He、Ne、Ar等稀有气体。
3．原子结构与元素在周期表中位置的关系
（1）电子层数等周期序数； （2）主族元素的族序数=最外层电子数；
（3）根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法
记住每个周期的元素种类数目（2、8、8、18、18、32、32）；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数目，得到元素所在的周期序数，最后的差值（注意：如果越过了镧系或锕系，还要再减去14）就是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数）。记住每个纵行的族序数知道该元素所在的族及族序数。
4．元素周期表的用途
⑴预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质；
①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。如：碱性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4 。
②比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性：HClO4>H2SO4；稳定性：HCl>H2S。
③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。
④推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。
⑵启发人们在一定范围内寻找某些物质
①半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga等。②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
例1： n?m?YX和两离子的电子层结构相同，则a等于（ ） ab
A．b-m-n B．b+m+n C．b-m+n D．m-n+b
例2：两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等，则在周期表的前10号元素中，满足上述关系的元素共有 A.1对B.2对C.3对D.4对
例3 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次相同，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4：周期表中16号元素和4号元素的原子相比较，前者的下列数据是后者4倍的是（ ）
A．电子数 B.最外层电子数 C.电子层数 D.次外层电子数
例5：同主族两种元素原子的核外电子数的差值可能为（ ）
A．6 B．12 C．26D．30
例6：有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同(选项中m、n均
篇三：元素周期律总结(特色一目了然)
元素周期律总结-----------葛兴正
（箭头方向是增强方向）
*第一电离能：S与P、Al与Mg、Cu与Zn、B与Be、N与O、As与Se与同周期第一电离能变化规律相违背。因为前者失去一个电子后形成稳定结构。
元素周期表中几个量的关系：
（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 （2）周期序数=核外电子层数 （3）主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数（F无正价，O一般也无正价）
（4）非金属元素：|最高正价数|+|负价数|=8
知识网络
中子N
质子Z
决定原子呈电中性
原子结构
电子数（Z个）(AZX)
排布规律 → 电子层数
表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图
随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化 ①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）
②、原子半径的周期性变化
③、元素主要化合价的周期性变化
④、元素的金属性与非金属性的周期性变化
①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
元素周期律和具 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；
体
元素周期表③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
表现
形周期（7②、长周期（四、五、六周期）三七式长主周期表结构
三七A～ⅦA共7个）
短副
族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个） 一零
不和③、Ⅷ族（8、9、10纵行）
全八
同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核外电子排布 ②、原子半径
③、主要化合价
④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。
核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）
如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs
-------- 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F<Cl<Br<I
4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
-+2+3+
如：F> Na>Mg>Al
2+3+
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe
②最高价氧化物的水化物碱性强弱
金属性强弱 ③单质的还原性
元素的金属性
④互相置换反应
或非金属性强
弱的判断依据
《元素周期律》出自：百味书屋
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