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+)
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) ③电子层结构相同（核外电子排布相同）的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。如：r(S2—)>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径的递变规律的理解和掌握。由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，可知A、B在同一周期，C、D在同一周期，且C、D在A、B的上一周期；由B的电荷比A高，知B在A的右边；由C的电荷比D高，知C在D的右边。其位置关系如下表所示。对于A，原子半径应改为A＞B＞D＞C；对于B，原子序数b＞a＞c＞d正确；对于C，离子半径应改为D＞C＞A＞B；对于D，金属性应改为A＞B；非金属性D＞C正确。答案为B。 …D C… …A B… 常见元素的单质及其重要化合物 (1).常见非金属单质：Cl2、Br2、I2、O2、S、N2、P4、H2、C、Si 1)物理性质 ①色态：多数常温下为气态，而Br2为液态，I2、S、C、Si为固态；Cl2为黄绿色，Br2为红棕色，I2为紫黑色。②熔沸点：一般较低，但金刚石、石墨、单晶硅很高 ③毒性：Cl2、Br2、I2、有一定的毒性 2)化学性质（注意反应条件、现象、生成物的聚集状态） ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ (2).非金属氧化物：SO2、 SO3、NO 、NO2、CO 、CO2、SiO2 1）物理性质： ①SO2、NO2 有刺激性气味 ②NO2是红棕色气体 ③除CO2、SiO2外均有毒 ④SO2易液化、SiO2是坚硬、难溶的固体 2）化学性质 ①与水反应：SO2、 SO3、NO2 、CO2 能与水反应 ②与碱反应 SO2、 SO3、SiO2 、CO2 与OH- 反应生产酸式盐或正盐， ③氧化性 ④还原性 ⑤特性 (3).常见非金属元素形成的离子的检验 离子采用试剂操作步骤和反应现象有关离子方程式 H+石蕊试液， Na2CO3溶液 或pH试纸 取含有H+溶液于试管中，滴加Na2CO3溶液有气 泡；取溶液用玻璃棒蘸取溶液少量滴到蓝色石蕊 试纸或pH试纸上，呈红色. 2H+ +CO32- =CO2↑+H2O NH4+浓HCl、 NaOH溶液、 红色石蕊 试纸 取含NH4+的盐或溶液加入浓NaOH溶液后加热, 使产生气体接触湿润红色石蕊试纸变蓝或用玻璃 棒蘸上浓HCl挨近，上述气体时冒大量白烟 NH4+ +OH- = NH3↑+H2O NH3+H2O= NH3.H2O NH3+HCl =NH4+Cl OH- 石蕊、酚酞 和甲基橙含OH-的试液能使红色石蕊试纸变蓝,酚酞变红色;甲基橙变黄;pH试纸的变色范围中紫色加深 Cl- AgNO3溶液、 HNO3溶液滴加AgNO3溶液生成白色沉淀,再加稀HNO3沉淀不 溶, Ag+ +Cl-= AgCl↓ Br- AgNO3、HNO3 溶液,Cl2水滴加AgNO3溶液生成浅黄色沉淀,沉淀不溶于稀 HNO3;滴加Cl2水振荡后加几滴汽油,油层红棕色 Ag+ +Br-=AgBr↓ Cl2+ 2Br- =2Cl- +Br2 I-AgNO3、HNO3 溶液，Cl2 水 滴加AgNO3溶液生成黄色沉淀,沉淀不溶于稀 HNO3;滴加Cl2水,振荡用CCl4萃取呈紫色 I- +Ag+=AgI↓ Cl2+2I- =I2+2Cl- S2-Pb(NO3)2或 Pb(Ac)2[来源: 学科网ZXXK] 用玻璃棒蘸取被测液于Pb(NO3)2或Pb(Ac)2试纸 上，试纸变为黑色 Pb2+ +S2-=PbS↓ SO42- BaCl2、HNO3 溶液向被测溶液滴加BaCl2或Ba(NO3)2溶液,出现白色 沉淀,再滴加稀HNO3沉淀不溶 Ba2+ +SO42- =BaSO4↓ SO32-稀HNO3、 BaCl2、HCl 溶液 取含SO32-的溶液,滴加HCl溶液(少量)出现 能使品红褪色的气体;如滴加BaCl2溶液生成白色 沉淀;再加过量HCl 能溶解,但用硝酸白色沉淀则 不溶 SO32- +2H+ =SO2↑+H2O SO32- +Ba2+ =BaSO3↓ BaSO3+2H+ =Ba2+ +H2O+SO2↑ 3BaSO3+2H+ +3NO3-=3BaSO4↓+2NO↑+H2O CO32-HCl溶液、 Ca(OH)2溶 液 取含CO32-溶液于试管中滴加HCl溶液,发生 气泡,再将气泡通入Ca(OH)2溶液中,溶液发浑浊 CO32- +2H+ =CO2↑+H2O CO2+Ca2+ +2OH- = CaCO3↓+H2O NO3-Cu、浓H2SO4在Cu屑和浓H2SO4混合物的试管中加入少许含NO3- 物质的粉末或浓缩溶液,在加热条件下出现棕色 气体 2NO3-+4H++Cu=Cu2++2NO2↑+2H2O 金属元素及其化合物 （1）碱金属元素 1．钠及其化合物 （1）钠的物理性质 钠是一种柔软、银白色，有金属光泽的金属，具有良好的导电、导热性，密度比水小，比煤油大，熔点较低。 （2）钠的化学性质 ①与非金属反应 2Na + O2Na2O2（黄色火焰） 4Na+O2=2Na2O（空气中，钠的切面变暗） ②与水反应 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 现象及解释：浮在水面上——密度比水小；熔化成小球——钠的熔点低，反应放热；四处游动——生成气体；酚酞变红——生成碱。 （3）氧化钠（白色）与过氧化钠（淡黄色固体） 氧化钠具有碱性氧合物一切通性 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 2Na2O2+2CO2=2NaCO3+O2↑ 2．碱金属元素 （1）周期表中的位置：第IA族（Li、Na、K、Rb、Cs） （2）原子结构特点：最外层电子数均为1。 （3）主要性质： ①原子半径为同周期最大，易失电子。强还原剂且从Li→Cs金属性增强。 ②取高价氧化物的水化物呈强碱性，从Li→Cs碱性增强。 （2）镁、铝、铁及其化合物 1．镁、铝在元素周期表中位置及原子结构镁(Mg)：位于周期表第3周期第IIA原子结构铝(Al)：位于周期表第3周期第IIIA，原子结构Mg、Al均为活泼金属，在化学反应中都易失电子，其性质有相似之处，但由于原子结构不同性质上也有差异。 2．镁、铝的物理性质 ①相同点：密度较小，熔点较低、硬度较小、均为银白色。 ②不同点：铅的硬度比镁稍大，熔沸点比镁高，这是由于镁、铅的金属键的强弱不同。 Mg Al 暴露在空气中（与 O2反应）常温下被O2氧化，形成致密氧化膜、因 而具有一定抗腐蚀性 很快与O2反应，形成致密氧化膜，抗腐蚀 性比镁强 燃烧空气中点燃，发出耀眼的白光 2Mg + O2 2MgO 在纯氧中或高温下可燃烧 4Al + 3O2 2Al2O3 与某些氧化物反应2Mg +CO 2 2MgO + C 4Al+3MnO22Al2O3+3Mn 2Al+Fe2O3Al2O3+2Fe 与H2O反应Mg+2H2O Mg(OH)2↓+H2↑与沸水只有微弱反应 与非金属反应3Mg + N 2 Mg3N2 2Al+ 3Cl22AlCl3 与稀酸反应Mg + 2H+= Mg2+ + H2↑2Al + 6H= 2Al3++ 3H2↑铝对浓硫酸，浓硝酸表现出钝态 与碱反应 2Al +2NaOH+2H2O=2NaAlO2+ 3H2↑,镁不能与碱反应 A12O3和Al(OH)3是典型的两性化合物，既能与强酸反应。也能与强碱反应生成盐和H2O。Al 2O3+6H+=2A13++3H2O A12O3+2OH–=2A1O2–+H2O Al(OH)3+3H+=A13++3H2O Al(OH)3+OH–=A1O2–+2H2O 5．铁及其化合物 （1）铁在周期表中的位置及原子结构 铁位于第四周期第Ⅷ族，是过渡金属元素的代表，其原子结构示意图：铁元素是一种变价元素，通常显示+2价、+3价，其化合物及其水溶液往往带有颜色。 （2）铁的性质 ①与非金属反应 2Fe+3Cl2=2FeCl3（棕黄色的烟） 3Fe+2O2=Fe3O4 注：铁与弱氧化性物质反应生成低价铁的化合物 ②与酸反应 a．非氧化性酸．Fe+2H+=Fe2++H2↑ b．氧化性酸：常温下遇浓H2SO4、浓HNO3会发生钝化，而加热时会剧烈反应。 ③与水反应：3Fe+4H2O(气)=Fe3O4+4H2 ④与某些盐熔液反应：Fe+Cu2+=Fe2++Cu，Fe+2Fe3+=3Fe2+ （3）铁的氧化物 （4）铁的氢氧化物 Fe(OH)2Fe(OH)3物性白色，难溶于水的固体红褐色，难溶于水的固体 化性 （1）与非氧化性强酸反应 Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O （2）空气中放置被氧化 4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3 （1）与酸反应 Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O （2）受热分解 2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O FeO Fe2O3俗称——铁红 色、态黑色粉末红棕色粉末 化合价+2+3 水溶性均难溶于水 稳定性 不稳定 6FeO+O2=2Fe3O4 稳定 与酸反应FeO+2H+=Fe2++H2O Fe2O3+6H+= 2Fe3++3H2O 与CO的反应Fe x O y+y CO=x Fe+y CO2 制取 高温熔融，过量的铁与氧气反应 2Fe+O22FeO Fe(OH)3的分解 2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2O 4 （5）Fe2+和Fe3+的性质 ①Fe2+具有还原性 4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O（Fe2+被氧化） 2Fe2++Cl2=2Fe3+ ②Fe3+具有氧化性 2Fe3++Fe=3Fe2+ ③Fe3+遇苯酚溶液呈紫色；可用于检验Fe3+ ④亚铁盐、铁盐的存放方法：亚铁盐溶液——加入少量铁屑以防止Fe2+被氧化，滴入少量相应的酸溶液以防止Fe2+水解。铁盐溶液——加入少量相应的酸溶液以防止Fe3+水解。 友情提示：本资料代表个人观点，如有帮助请下载，谢谢您的浏览！ 微粒半径大小比较规 律 微粒半径大小比较规律 一．元素的原子半径比较规律： ①同周期原子半径随原子序数的递增逐渐 （稀有气体元素除外）。如第三周期中的元素的原子半径： ②同主族原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。如第IA族中的元素的原子半径： 二．离子半径大小的比较规律 1.同主族的离子半径随原子序数的递增逐 渐。如第IA族中的阳离子半径： ， 如第ⅦA族中的： 2.同周期阳离子的半径逐渐：如第三周期中的：Na+ Mg2+ Al3+。 同周期阴离子的半径逐渐：如第三周期中的：P3－ S2－ Cl－。 电子层结构相同的离子，其半径随核电荷数的增大。如： S2－ Cl－ K+ Ca2+；F－ Na+ Mg2+ Al3+。 三．同种元素：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径例如：半径 H－>H>H＋ Fe>Fe2＋>Fe3＋ 练习： 1.已知X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有相同的核外电子结构，下列叙述正确的是 A．原子序数X＜ Y B．原 子半径X＜Y C．离子半径X＞ Y D．原子 最外层电子数X＜Y 2.A、B、C为三种短周期元素，A、B在同一周期，A、C的 最低价离子分别为A2－、C－ 离子半径r(A2－)＞r(C－)，B2+ 和C－具有相同的电子层结构。下列判断正确的是( ) 已知短周期元素的离子。a A2＋、b B＋、c C3－、d D－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是 A 原子半径 A＞B＞D＞C B 原子序数 d＞c ＞b＞a C 离子半径 C＞D＞B＞A 3.已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，它们的离子X m+ 和Y n-的核外电子排布相同,则 下列关系式正确的是（） A、a=b+m+n B、a=b-m+n C、a=b+m-n D、a=b-m-n 4.下列化合物中阴离子和阳离子半径之比最大的是 （） A、LiI B、NaBr C、KCl D、CsF 5.下列微粒的半径之比大于1的是（） A． Cl－/Cl Mg2+/Mg Na/K B． Br/Cl Mg/Al Cl/S C． Li+ / Na+ S2－/O2－ Na+/Mg2+ D．Br－/Cl－ O2－/ Na+ S2－/ Na+ 6.第三周期中原子半径最大原子是____________，最小的 是____________。 第三周期中离子半径最大离子是____________，最小的 是____________。 （注：硅和磷没有阴离子） 7.用A＋、B－、C2―、D、E、F、G和H分别表示含有18个电 子的八种微粒（离子或分子），请回答： （1）A元素是、B元素是、C元素是 （用元素符号表示）。 离子半径大小的比较规律 Prepared on 22 November 2020 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+) 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+) 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+) 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（ ） 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、 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+) 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。 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 I Br Cl F ,Cs Rb K Na Li ,Cs Rb K Na Li 。3、电子层结构相同的离子。随着核电荷数的递增，离子半径依次减小。如：Na F ,Ca K Cl S 2222Mg 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H H H ,Fe Fe Fe 23。 综上所述，可以得到以下规律：要判断粒子半径的大小，首先应看电子层数。一般情况 下，电子层数越多，半径越大；若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，半径越小；若电子层数相同，核电荷数也相同，则看核外电子数，核外电子数越多，半径越大。 三、示例分析 ［题目］下列有关粒子半径的大小关系正确的是（ ）A. 钠离子半径大于氧离子半径 B. 硫原子半径大于锂原子半径 C. 氢原子半径大于H 的半径 D. 氯原子半径大于氯离子半径 ［解析］A 项中，钠离子与氧离子的电子层结构相同，钠的核电荷数较大，所以其离子 半径较小；B 项中，虽然硫原子比锂原子多一个电子层，但由于一种为金属元素，另一种为 非金属元素，所以二者的关系不能仅仅从电子层的多少进行判断，实际上原子半径：S Li ；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。 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 ） 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。 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)。如离子实际配位数微粒半径大小比较规律讲课教案
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