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元素原子离子半径表

元素原子离子半径表
元素原子离子半径表

元素原子离子半径表1 H

2 He

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

19 K

20 Ca

21 Sc

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

34 Se

35 Br

36 Kr

37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

56 Ba

57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

87 Fr

89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

10

Fm 0

Md 10

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高中化学粒子半径大小的比较专题辅导

粒子半径大小的比较 粒子半径大小的比较是考试中常见题型，也是同学们容易出错的试题。出错的原因主要是未能掌握粒子半径大小的比较规律。本文从影响粒子半径大小的原因着手分析，总结出比较规律，以便于运用。 一、不同元素 1、同周期元素的原子和离子。 从左到右，随着核电荷数的递增，元素的原子半径依次减小，阳离子半径依次减小，阴离子半径也依次减小。如-+++>>>>>>Cl S ,Al Mg Na ,Si Al Mg Na 232。 2、同主族元素的原子和离子。 从上到下，随着核电荷数的递增，元素的原子半径依次增大，离子半径依次增大。如----+++++<<<<<<<<<<>>>>+-++-Na F ,Ca K Cl S 222 +2Mg +>3Al 。 4、无法直接比较的粒子。 可借助参照物进行比较，如-2S 与+3Al 的离子半径大小的比较，可借助于-2O ，由于,S O Al 223--+<<所以-+<23S Al 。 二、同种元素 1、阳离子＜中性原子＜阴离子。 2、元素价态越高的粒子，半径越小，如-+++<<<；C 项中，氢原子比+H 多一个电子层，所以氢原子半径较大；D 项中，氯原子与氯离子的电子层数相同，但由于氯离子的核外电子数较多，电子间的排斥作用强，所以氯离子半径较大。故答案为C 。 ［点评］对于同周期或同主族的元素，要利用同周期、同主族元素性质的递变规律进行分析；对于不同周期、不同主族的元素，要借助其他相关元素进行分析；对于同一种元素，要利用电子层数或核外电子数的大小关系进行分析。

离子半径方法总结

离子半径方法总结 导读：离子半径方法总结 一种是同一周期内元素的微粒，阴离子半径大于阳离子半径，如硫离子>铝离子，与原子半径的顺序相反；另一种是具有相同电子层结构的离子（单核），核电荷数越小，半径越大，这里也只有阴离子半径大于阳离子半径符合，如氧离子或氟离子半径>钠离子或镁离子或铝离子，但是记住氧离子半径>氟离子，钠离子>镁离子，与原子半径顺序一致。 （1）同一元素的微粒，电子数越多，半径越大。如钠原子>钠离子，氯原子（2）同一周期内元素的微粒，阴离子半径大于阳离子半径。如氧离子>锂离子 （3）同类离子与原子半径比较相同。如钠离子>镁离子>铝离子，氟离子（4）具有相同电子层结构的离子（单核），核电荷数越小，半径越大。如氧离子>氟离子>钠离子>镁离子>铝离子硫离子>氯离子>钾离子>钙离子 （5）同一元素高价阳离子半径小于低价阳离子半径，又小于金属的原子半径。如铜离子硫原子>四价硫>六价硫 离子的最外层电子数相同，原子序数越大，半径反而越小， 若离子的最外层电子层数不同，则层数越多半径越大，例如卤素和碱金属，卤素离子比下一周期的碱金属要大，比同周期也要大，但一般不作比较。

同一元素的不同离子半径（都为正电荷或都为负电荷时）又如何比较 根据氧化性还原性比较，例如：Fe3+氧化性强于Fe2+,所以半径更小 【离子半径方法总结】 1.学习方法的总结 2.练琴方法大总结 3.清理总结写作方法 4.导数大题方法总结 5.bga焊接方法总结 6.求极限方法总结 7.英语做题方法总结 8.英语“强调”方法总结 上文是关于离子半径方法总结，感谢您的阅读，希望对您有帮助，谢谢

(完整版)粒子半径大小的比较规律

粒子半径大小的比较规律 原子和简单离子半径大小的比较是高考的一个重要考点，掌握比较的方法和规律，才能正确判断粒子半径的大小。中学化学里常见粒子半径大小比较，规律如下： 1.同种元素粒子半径大小比较： 同种元素原子形成的粒子，核外电子数越多，粒子半径越大。阳离子半径小于相应原子半径。如r(Na+)r(Cl)；同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。如r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)、r(H—) > r (H) > r(H+)。 2.不同元素粒子半径的比较： ①同周期元素，电子层数相同，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴离子半径均逐渐减小(仅限主族元素)。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+) >r(Mg2+)>r(Al3+)、r(O2—) >r(F—)。同一周期各元素，阴离子半径一定大于阳离子半径。如r(O2—) > r(Li+)。 ②同主族元素，最外层电子数相同，电子层数越多，原子半径越大，同价态的离子半径大小也如此。如：r(F)r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+）。 ④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(Cl)。 ⑤核电荷数、电子层数、电子数都不相同的粒子，一般可以通过一种参照粒子进行比较。 如铝原子和氧原子，可以通过硼原子转换，r(Al)>r(B) >r(O)，也可以通过硫原子转换，r(Al)>r(S) >r(O)。 微粒半径大小的比较方法 1．原子半径的大小比较，一般依据元素周期表判断。若是同周期的，从左到右，随着核电荷数的递增，半径逐渐减小；若是同主族的，从上到下，随着电子层数增多，半径依次增大。2．若几种微粒的核外电子排布相同，则核电荷数越多，半径越小。 3．同周期元素形成的离子中阴离子半径一定大于阳离子半径，因为同周期元素阳离子的核外电子层数一定比阴离子少一层。 4．同种金属元素形成的不同金属离子，其所带正电荷数越多（失电子越多），半径越小。☆判断微粒半径大小的总原则是： 1．电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大； 2．电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小； 3．电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；如r（Fe2+）> r （Fe3+） 4．核外电子排布相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小； 5．若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻，则一般难以直接定性判断其半径大小，需要查找有关数据才能判断。 典型例题剖析 [例1] 下列各元素中，原子半径依次增大的是() A．Na、Mg、Al B．N、O、F C．P、Si、Al D．C、Si、P [解析] A中三元素同周期，核电荷数增大，原子半径依次减小；B与A相类似，半径依次减小；C中三种元素同周期且核电荷数逐渐减小，原子半径依次增大，C选项正确；D中Si

(完整word版)原子半径大小的比较

原子半径大小的比较 影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数，核电荷数越多其核对核外电子的引力越大（使电子向核收缩）则原子半径越小；二是核外电子数，因电子运动要占据一定的空间则电子数越多原子半径越大；三是电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大。 原子半径大小由上述一对矛盾因素决定。核电荷增加使原子半径缩小，而电子数增加和电子层数增加使原子半径增加。当这对矛盾因素相互作用达到平衡时，原子就具有了一定的半径。 我们只要比较上述这对矛盾因素相互作用的相当大小就不难理解 不同原子半径大小的变化规律。 一．同周期原子半径大小规律。 例如，比较钠和镁的半径大小。 从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。实验证明，钠的原子半径大于镁，这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用＞增加的电子对原子半径的增大作用。因此，同周期元素的原子从左到右逐渐减小，右端惰性原子半径应该最小。二．相邻周期元素原子半径大小比较。 实验结果钾原子半径＞钠原子半径，这说明从钠到钾，增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用＞增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用。所以，同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加。氖到钠核电荷增加1个，核外电子和电子层均增加一个，由此推断，钠的半径＞氖的半径，即：增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用＞增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用。值得注意的是，并不是电子层多的原子半径就一定大，如：锂原子半径＞铝原子半径。这是因为当核电荷增加到大于八以后，其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用。 三．某原子及其阴离子或阳离子半径大小比较。 例如，氯原子和氯离子半径大小比较。 两者核电荷相同而氯离子多一个电子，这一电子运动要占据一定的空间，所以氯离子半径＞氯原子半径。 原子及其阳离子半径正好与上述相反。例如：钠离子半径＜钠原子半径。 四．电子层结构相同而核电荷不同的粒子半径大小比较。 例如，钠离子，镁离子，氧离子，氟离子半径大小比较。 因其核外电子层结构相同，显然核电荷越多核对核外电子引力越大则粒子半径越小。所以其粒子半径大小是：镁离子＜钠离子＜氟离子＜氧离子。

离子半径

一、原子或离子半径大小比较 电子层数相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据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。 微粒半径的比较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） 2、同同周期元素的离子半径 3同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。 具体规律4、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大 5、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。 6、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小 比较下列微粒的半径大小 ①比较Na原子与Mg原子的原子半径大小②比较Na原子与Li原子的原子半径大小③比较Na与Na+的半径大小④比较Cl-与Cl的半径大小 ⑤比较Fe、Fe2+与Fe3+的半径大小⑥比较Na+与Mg2+半径大小 ⑦比较O2-与F-半径大小⑧写出下列微粒的半径由大到小的顺序：F-、O2-、Na+、Mg2+⑨在Na、K、O、N、C．Li、F、H八种元素中，原子半径由小到大的顺序为____ ____ ⑩下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（）A．NaF B．LiI C．CsF D．LiF 二、有关的微粒电子层结构 1．下列微粒中，电子层结构完全相同的一组是（）A．S2-、Cl-、K+B．Cl-、Br-、I-C．Na+、 Mg2+、F-D．O2-、Mg2+、Cl- 2．下列各组微粒具有相同的质子数和电子数的是 A．OH-、H2O、F-B．NH3、NH4+、NH2-C．H3O+、NH4+、NH2-D．HCl、F2、H2S 3．A和B是前三周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是A．原子半径：A＞B B．原子序数：A＞B C．离子半径：A2+＞B3+D．质量数：A＞B 4．A元素的阳离子和B元素的阴离子具有相同的电子层结构。下列叙述正确的是 A．原子半径：AB C．原子最外层上电子数：B>A D．A的正价与B的负价的绝对值相等 5．已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，且它们的离子X m+和Y n-的核外电子排布相同，则下列关系式中正确的是 A．a=b+m+n B．a=b-m+n C．a=b+m-n D．a=b-m-n 6．a、b、c三种元素的原子序数均小于20，a、b两元素的阳离子和c元素的阴离子都有相同的电子层结构，a原子的半径大于b原子的半径，则三种元素的原子序数的关系是（）A．a＞b＞c B．b ＞a＞c C．c＞b＞a D．a＞c＞b 7．A．B均为原子序数1~20的元素，已知A的原子序数为n，A2+离子比B2-离子少8个电子，则B的原子序数是 A．n+4 B．n+6 C．n+8 D．n+10 三、元素性质递变规律 1、下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是（）A．C．N、O、F B．K、Mg、C．S C．F、

化学离子半径比较专题讲解及习题(含答案)

离子半径比较专题 一、规律方法总结 1、微粒半径大小的比较一般要掌握以下规律： （1）.对原子来说：①同周期元素的原子(稀有气体除外)，从左到右原子半径逐渐▁▁ ； ②同主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐▁▁▁▁。 ③稀有气体元素的原子半径▁▁▁同周期元素原子半径。 （2）.对离子来说：除符合原子半径递变规律外，经常使用的比较原则是： ①同种元素的原子和离子相比较，阳离子比相应原子半径▁▁，阴离子比相应原子半 径▁▁； ②电子层结构相同的粒子（如O F Na Mg Al 223--+++、、、、），随着核电荷数的▁▁ ▁▁，离子半径▁▁▁▁。 2、微粒半径大小判断简易规律： （1）、同元素微粒：r 阳离子 ? r 原子 ? r 阴离子 （2）、同主族微粒：电子层数越多，半径越大 （3）、电子层数相同的简单微粒：核电荷数越大，半径越小 3、判断三部曲 第一步．．． 先看电子层数，因为其半径大小的决定因素是电子层数。电子层数越多，其半径越大。 第二步．．． 在电子层数相同的情况下看核电荷数，因为核电荷数的多少是影响半径大小的次要因素。而核电荷数越多，其半径越小。 第三步．．． 在电子层数和核电荷数相同的情况下看电子数，核外电子数是影响半径大小的最小因素。核外电子数越多，其半径越大。 值得注意的是此三步不可颠倒。 4、填空 1)、同周期原子半径随原子序数的递增而 r(Na) r(Mg) r(Al) r(Si) r(P) r(S) r(Cl) 2)、同主族原子半径随原子序数的递增而 r(Li) r(Na) r(K) r(Rb) r(F) r(Cl) r(Br) r(I) 3)、同周期阳（阴）离子半径随原子序数的递增而 。 r(Na +) r(Mg 2+) r(Al 3+) r(P 3－) r(S 2－) r(Cl －) 4)、同主族阳（阴）离子半径随原子序数的递增而 r(Li +) r(Na +) r(K +) r(F －) r(Cl －) r(Br －) r(I －) 5)、同种元素的原子、离子，其电子数越多半径就 r(Fe 3+) r(Fe 2+) r(Fe) r(Cl －) r(Cl) 6)、电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子的半径 r(O 2－) r(F －) r(Na +) r(Mg 2+) r(Al 3+) 二、例题部分 例1：下列化合物中，阴离子和阳离子的半径之比最大的是（ ）

离子半径大小的比较规律

离子半径大小的比较规 律 Document number：WTWYT-WYWY-BTGTT-YTTYU-2018GT

粒子半径大小的比较规律 1.同种元素粒子半径大小比较： 同种元素原子形成的粒子，核外电子数越多，粒子半径越大。阳离子半径小于相应原子半径。如r(Na+)r(Cl)；同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。如 r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)、r(H—)>r(H)>r(H+)。 2.不同元素粒子半径的比较： ①同周期元素，电子层数相同，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴离子半径均逐渐减小(仅限主族元素)。如 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)、r(O2—)>r(F—)。同一周期各元素，阴离子半径一定大于阳离子半径。如r(O2—)>r(Li+)。 ②同主族元素，最外层电子数相同，电子层数越多，原子半径越大，同价态的离子半径大小也如此。如：r(F)r(Cl—)>r(Ar)>r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)>r(F—)>r（Na+）>r （Mg2+）>r（Al3+）。 ④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(Cl)。 ⑤核电荷数、电子层数、电子数都不相同的粒子，一般可以通过一种参照粒子进行比较。

元素原子半径表

蒂 袂 1 2 He 3 Li 4 Be 5 B C 6 7 N 0067 O 8 9 F 价态半径 乳&4 蒇兀素原子半径表 薇H Lit hirni 1. 54 0.55 (+2)0.40 (+3)0. 0Z Nit ragen 康手名称原干数原手宣 原干名称 原子数界千量 廉干半徑 价态半徑 Hydr o￡en 1 L 0079 0. 78 (+0-0.38 (-1)1.40 D 0.78 D+? -0.24 D^l ~L40 屢子名称 履子数序手量 原手半径 价恋半径 Heliujn. J 2 4.0D26 1. 00 1 1 原手举径 原手名称原千数 原子半径 价态半径 Beryl 11? 4 9. 0121B 1.13 [(H-2J0. 17 价态半径 原手名称 原千數 療手童 原子半径 Boron 5 30. 81 0. 95 (-2) 1. 06 (-3)1.22 (+1)0. 58 壕子备称 燥子数原子童 嶋干半径 价态半径 C ar bon 5 12.011 0,S6 f7+l)0.49 (+2>□, 00 gO. 55 (-M)-O. 08 [圧 1J1- 10 (-2)1.38 (-4)1.77 斥子名称 原子数源于虽 廩千半径 价态半径 d S0 (+1)0. 59 (+2) 0L 37 (+5)-0. 12 (-1)1* 10 (-2) 1. 2S (+3)0.16 原干名称 原千数原子量 原子半径 桥态半径 Ossygen 呂 15* 3334 卜刃 1. 21 ' L J (-3)1^3 原手名称原于数原手童 原子半径 价态半懂 Flourine 9 18. 998403 □, 64 (+7) 0, 08 (-1) 1. 15

离子半径大小的比较规律

粒子半径大小的比较规律 1.同种元素粒子半径大小比较： 同种元素原子形成的粒子，核外电子数越多，粒子半径越大。阳离子半径小于相应原子半径。如r(Na+)r(Cl)；同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。如r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)、r(H—) > r (H) > r(H+)。 2.不同元素粒子半径的比较： ①同周期元素，电子层数相同，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴离子半径均逐渐减小(仅限主族元素)。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+) >r(Mg2+)>r(Al3+)、r(O2—) >r(F—)。同一周期各元素，阴离子半径一定大于阳离子半径。如r(O2—) > r(Li+)。 ②同主族元素，最外层电子数相同，电子层数越多，原子半径越大，同价态的离子半径大小也如此。如：r(F)r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+）。 ④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(Cl)。 ⑤核电荷数、电子层数、电子数都不相同的粒子，一般可以通过一种参照粒子进行比较。 如铝原子和氧原子，可以通过硼原子转换，r(Al)>r(B) >r(O)，也可以通过硫原子转换，r(Al)>r(S) >r(O)。 对规律的理论解释： 影响粒子半径大小的因素有原子或简单阴、阳离子的核电荷数、电子层数、电子数等。核电荷数增大，原子核对核外电子的引力增强，使原子半径减小；电子层数及核外电子数增多，原子核对外层电子的引力减弱，使原子半径增大。这两个因素相互制约：当电子层数相同时，核电荷数增大使原子半径减小的影响大于核外电子数增多使原子半径增大的影响，核电荷数增大使原子半径减小占主导地位，所以同一周期，从左至右，原子半径依次减小；当最外层电子数相同时，电子层数的增多使原子半径增大的影响大于核电荷数增大使原子半径减小的影响，电子层数的增多使原子半径增大的影响占主导地位，所以同一主族从上至小，原子半径依次增大；当电子层数、核外电子数都相同时，只有核电荷数增大对原子半径的影响，所以，核电荷越大，原子半径越小；当核电荷数、电子层数都相同时，电子数增多，原子核对外层电子的引力减弱，使原子半径增大。 典型例题剖析 [例1] 下列各元素中，原子半径依次增大的是() A．Na、Mg、Al B．N、O、F C．P、Si、Al D．C、Si、P [解析] A中三元素同周期，核电荷数增大，原子半径依次减小；B与A相类似，半径依次减小；C中三种元素同周期且核电荷数逐渐减小，原子半径依次增大，C选项正确；D中Si 原子半径最大，故不符合题意。 [例2] 已知a A n+、b B（n+1）+、c C n—、d D（n+1）—均具有相同的电子层结构，关于ABCD四种元素的叙述正确的是（） A.原子半径A＞B＞C＞D B.原子序数b＞a＞c＞d C.离子半径：D＞C＞B＞A D.金属性B＞A；非金属性D＞C [解析] 此题考查学生对原子序数、核电荷数、电荷数及周期表中元素的相对位置和粒子半

原子半径大小比较

原子半径或离于半径的大小，与其电子层数、核电荷数及核外电子数有关。 (1)同周期元素的原子半径 同周期元素的原子，从左到右随核电荷数的递增，原子半径逐渐减小(稀有气体元素的原子除外)。 (2)同主族元素的原子半径 同主族元素的原子半径，从上到下随核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径逐渐增大。如碱金属元素的原子半径大小为：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs；卤族元素的原子半径大小为：F＜Cl＜Br＜I。 (3)同种元素的原子半径与它形成的相应离子半径的大小比较 同种元素的原子与它形成的相应离子半径的大小比较，有两种情况： ①阳离子半径小于相应的原子半径。如Na 离子半径小于Na原子半径，Mg2 离子半径小于Mg原子半径。这是因为阳离子比相应的原子少了一个电子层。 ②阴离子半径远大于相应的原子半径。如Cl-离子半径远大于Cl原子半径，S2-离子半径远大于S原子半径。这是因为阴离子与相应的原子电子层数相同，但阴离子最外电子层上的电子数已达稳定结构，比相应原子最外电子层上的电子数要多。 (4)相同元素的原子显示不同价态(共价)时，价态越高其原子半径越小。如H2SO4分子中S原子的半径小于 H2SO3分子中S原子的半径。 (5)同主族元素形成的离子，从上到下随核电荷数的增加，电子层数增多，离子半径逐渐增大。如碱金属元素形成的阳离子半径大小为：Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs ；卤族元素形成的阴离子半径大小为：F-＜Cl-＜Br-＜I-。 (6)同周期元素形成的离子，比较其半径大小时应分成两段分别进行。 ①同周期元素形成的阳离子，从左到右随核电荷数的递增，阳离子半径逐渐减小。如第3周期中阳离子半径的大小为：Na ＞Mg2 ＞Al3 。 ②同周期元素形成的阴离子，从左到右随核电荷数的递增，阴离子半径逐渐减小。如第3周期中阴离子半径的大小为：S2-＞Cl-。 必须注意到，同一周期中的阳离子半径均小于同周期的阴离子半径。 (7)核外电子排布相同的离子(不管是阳离子还是阴离子)，随核电荷数的增大，其离子半径逐渐减小。如第2周期中的阴离子与第3周期中的阳离子，其核外电子排布相同，这些离子半径的大小为：O2-＞F-＞Na ＞Mg2 ＞Al3 。 (8)同一元素形成的带不同电荷的阳离子，所带电荷数多的离子半径小。如Fe3 离子半径小于Fe2 离子半径。 (9)常见短周期元素的离子中，以H 离子半径为最小。其它常见离子半径的大小，可归纳成下表： 表中所列Ne、Ar是为了比较时便于划分周期，它们左边的离子是与它们同周期元素的离子，它们的右边的离子是它们下一周期元素的离子。同一横行中的离子核外电子排布相同，下边一横行比上边一横行多一个电子层。Ne、Ar原子半径特殊，不在比较之列。表中所列F-与K 离子的半径大小差不多。N3-、P3-只存在于干态，如Mg3N2、Ca3P2在水里立即与水反应，由离子态转化为共价态： Mg3N2 6H2O====3Mg(OH)2 2NH3↑ Ca3P2 6H2O====3Ca(OH)2 2PH3↑ O2-也不能存在于水溶液里，它与水反应生成OH-，由此可知Na2O、K2O、BaO、CaO与水完全反应生成碱溶液。

元素周期律——原子、离子半径比较

元素周期律——原子、离子半径比较 原子半径比较 同周期从左到右依次减小,同主族从上到下依次增大（稀有气体除外） 1、为什么原子半径同周期从左到右依次减小？ 同周期元素的原子,电子层数一样,随核电荷数的增大,原子核对核外电子的吸引增强,原子半径逐渐减小。（核外电子数增加了，吸得越紧了） 2、为什么原子半径同主族从上到下依次增大？ 同一主族元素，从上到下，原子核的质子逐渐增多，核外电子数也逐渐增多，核外排布的电子层也逐渐增多，电子层的多少影响原子的半径大小，电子层的增多，意味着原子直径的增大，所以同一主族元素，原子半径从上到下逐渐增大。 离子半径比较 （1）同一元素的微粒，电子数越多，半径越大。 如：钠原子>钠离子，氯原子<氯离子 （2）同一周期内元素的微粒，阴离子半径大于阳离子半径。 如：氧离子>锂离子(电子层影响) （3）同类离子与原子半径比较相同。 如：钠离子>镁离子>铝离子，氟离子<氯离子<溴离子 （4）具有相同电子层结构的离子（单核），核电荷数越小，半径越大。 如：氧离子>氟离子>钠离子>镁离子>铝离子；硫离子>氯离子>钾离子>钙离子 （5）同一元素高价阳离子半径小于低价阳离子半径，又小于金属的原子半径。（越负越勇）如：铜离子<亚铜离子<铜原子负二价硫>硫原子>四价硫>六价硫 比较微粒（原子、离子）半径大小的依据——“三看规则” 一看电子层数：在电子层数不同时,电子层数越多,半径越大； 二看核电荷数：在电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小； 三看电子数：在电子层数和核电荷数都相同时,电子数越多,半径越大.（同种元素，非金属）1．根据表1信息，判断以下叙述正确的是___C__. 表1 部分短周期元素的原子半径及主要化合价 A．R6+比R2-半径大 B．单质与稀盐酸反应的速率为L＜Q C．M与T形成的化合物具有两性 D．M3+比T2-的半径小 2、已知短周期元素的离子aAm+、bBn +、cCm-、dDn-（m＜n）都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（ D ）

区别金属原子半径、离子半径、共价半径和范德华半径和碳材料的分类及应用

区别金属原子半径、离子半径、共价半径和范德华半径根据量子力学，核外电子运动没有固定轨道，没有明确的界限，只有几率密度的分布。通常把核到最外层电子的平均距离定义为原子半径。现代的科学技术 还无法精确测定一个单独原子的半径，只能用实验方法，如X射线衍射法，测定出晶体中相同原子核间距离，或用同核双原子分子键长，被2相除得出。不同元素原子有不同的存在形式，就是同一元素的原子也可能形成不同化学键的分子和晶体。因而不同元素的原子半径可能表现形式不同，就是同一元素的原子半径也可能有不同形式。根据测定方法的不同，通常有3种原子半径： ①金属半径：金属晶体中相邻两金属原子核间距离的一半，称做该元素原子的金属半径，如铜的金属半径r 金 ＝127.8pm。 ②共价半径：同种元素的两原子以共价键结合时，其共价键键长的一半称做该元素原子的共价半径，符号表示为pm 或?，其数值与几重键结合有关，如碳原子的共价半径r共，单键时为77pm，双键时为67pm，三键时为60pm。金属元素原子在一定条件下也可形成共价的双原子分子，金属元素原子也有共价 半径，如铜的共价半径r 共 为117pm。由于形成共价键时，总会发生原子轨道重叠，通常同一金属元素的金属半径比其单键共价半径要大10%～15%。同周期元素的单键共价半径的变化规律为从左至右逐渐缩小，可认为是原子核对电子引力增大的缘故 ③范氏半径：(范德华氏 半径的简称) 非金属元素和 有些金属元素所形成的分子 间或稀有气体单原子分子间 靠分子间力(范德华力) 相 互吸引，其不同分子中两个相 同原子核间距离的一半，称做 该元素原子的范氏半径，如氯 原子的范氏半径r 范 为 181pm。如左图所示，表示了氯原子的共价半径和范氏半径。 原子半径数据只有相对的、近似的意义，而且同一元素的不同半径，数值不 同(r 范>r 金 >r 共 )，而且相差较大。使用时不要同时用不同半径的数据。在一般的 资料里，金属元素有金属半径和共价半径的数据，非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据，稀有气体只有范氏半径的数据。 而离子半径是表示离子大小的一个物理量。在离子型晶体中，组成晶格的质点是大小不等的圆球状的正负离子，因为具有稀有气体电子层结构的离子，都有球面对称性，而且离子间极化影响不大，可把晶体中离子看做圆球。在晶体中，两个带异号电荷的圆球互相接触，到一定平衡距离时就不再接近了。现代测试手段还不能直接量取正负离子球体的半径。一般所说的离子半径是：离子晶体中正负离子的核间距离是正负离子的半径之和。正负离子的核间距为d，则d=r++r-。数值d可通过晶体的X射线衍射分析实验测得。并以氟离子F-半径=133pm，或氧离子O2-半径=132pm作为标准，然后再推算出其他离子半径。如实验测得的氟化钠的d=230pm，则Na+的半径是230-133=97pm。离子半径的大小还要受离子化合物构型的影响。一般以氯化钠构型的半径作为标准，即以配位数为6作标准(在每一个钠离子周围直接连有6个氯离子，反之亦然。将与钠离子或氯离子直接相连的带异电荷的离子数称为配位数)。如离子实际配位数

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