粒子半径大小比较论文
简单离子半径的比较方法
简单离子半径的比较方法Comparing the radii of simple ions involves several key considerations. Firstly, the atomic radius of the element prior to ionization is a fundamental starting point. Elements with larger atomic radii tend to have larger ionic radii, as the outer electron shells are more extended. However, this trend is modulated by the charge of the ion. A higher positive charge attracts electrons more strongly, resulting in a smaller ionic radius, while a higher negative charge repels electrons, leading to a larger ionic radius.在比较简单离子的半径时，我们需要考虑几个关键因素。
首先，元素在电离前的原子半径是一个基本的出发点。
具有较大原子半径的元素往往具有较大的离子半径，因为外层电子壳更加扩展。
然而，这一趋势受到离子电荷的影响。
较高的正电荷会更强地吸引电子，导致离子半径较小；而较高的负电荷会排斥电子，导致离子半径较大。
Additionally, the ionic radius can be influenced by the electronic configuration of the ion. For instance, ions with a similar electronic configuration to noble gases, known as isoelectronic ions, often exhibit similar ionic radii due to their stable electron configurations. Moreover, the coordination number of the ion, which refers to the number of atoms or groups bonded to the ion, can also affect its radius. A higher coordination number typically leads to a larger ionic radius.此外，离子的电子构型也会影响离子半径。
不同元素离子半径大小比较
不同元素离子半径大小比较你知道吗，化学里的“离子半径”这个概念，听上去好像有点高大上，但其实它挺有意思的。
简单来说，离子半径就是一个原子或者分子在失去或者获得电子后，变成离子时的大小。
不同元素的离子半径差别可大了。
想象一下，有的元素就像小巧玲珑的珠宝，精致小巧；有的元素则像巨大的篮球，宽广厚实。
那到底谁大谁小呢？今天就来聊聊这些不为人知的化学小秘密！先说说那些大牌元素的离子半径，像钠（Na）这个家伙，乍一看好像是个不起眼的小家伙。
可它的离子一旦丢掉了电子，变成Na+，就显得紧凑多了。
对比它的原子，简直像换了一个人一样。
它原本原子的大小不算小，离子变小了，反而更加“稳重”。
有时候你会想，怎么这个元素失去了电子后，居然变得这么迷你？不过，别看它小，它的影响力可不容小觑，毕竟钠可是我们身体里很重要的家伙，别看它是个小离子，却在维持体液平衡中扮演大角色呢。
再说说氯（Cl）吧。
氯离子Cl一旦得到电子，它那大大的“肚皮”看起来简直像是被吹得满满的气球。
比起它的原子，Cl的体积要大得多，和Na+一对比，两者简直像是两个世界的对立面。
你会觉得，氯就像一个胖乎乎的大叔，而钠则像一个紧致的小青年。
说起来，氯在自然界里的角色也不简单，它可是在消毒水里的主力军，常常和钠搭档，一起干起了除菌的工作。
钠、氯两者对比起来，真的像是两个风格截然不同的伙伴，一个精瘦一个圆润，但合作默契，分工明确。
说到离子半径，不能不提的就是镁（Mg）和钙（Ca）了。
大家知道，钙是我们的骨骼中不可或缺的元素。
镁和钙的离子半径也有点让人“摸不着头脑”。
镁离子Mg2+比钙离子Ca2+小很多，但其实它们两个可是“兄弟”。
大家会想，为什么同样是2+的电荷，钙就比镁大呢？其实啊，这就是因为钙的核外电子层比镁多了一个，核对外部电子的吸引力相对变弱了，所以钙的离子就显得比镁“胖”一些。
这就好比一个人腰上的脂肪越来越多，肯定看起来就更壮实了。
铁（Fe）和铜（Cu）的离子半径也挺有趣的。
同周期简单离子半径大小的比较
同周期简单离子半径大小的比较离子半径是物质离子及分子内部的结构特征，是研究物质性质重要指标之一。
在化学元素周期表中，通常把相同族中多个元素按照从外层到内层电子排列的原子半径由大到小排列，即周期简单离子半径。
具体来看，过渡金属的周期简单离子半径十分的明显，中央元素的半径逐渐从1A到2A，而每一周期的开头元素和结尾元素则分属于氢族与氧族各自本族，因此离子半径有明显的变化，从1A的氢族元素到2A的氧族元素，有相当的跳跃性。
第二周期元素的周期简单离子半径也有明显的变化，其中包括镁元素、锂元素、硫元素，都有从1.4A向2A的明显变化。
而外层电子数较少较少且电子被紧密包围的铍、锗、锆元素，其周期简单离子半径明显小于其他元素，都在1A以下，镍元素也从1.6A变小至1.25A，呈明显的变化趋势。
第三个周期的元素的周期简单的离子半径，其开头元素钾，半径从2A变小至1.75A，趋于稳定，而排在中间的氮元素的半径从2.5A减小到2A；其他第三周期的元素的半径，会从2.2A至1.5A，都有明显的变化。
最后一个周期元素的周期简单离子半径变化最为明显，氟元素从1.4A开始，慢慢变小到0.7A，硼元素从1.3A到0.85A，锕元素从1.2A到0.65A，碘元素从1.1A变小到0.5A，最后的钚元素，周期简单离子半径从0.9A减小到0.45A，周期末的锂元素的离子半径从0.8A减小到0.35A，其变化也比较大。
总体来看，周期表中elements的离子半径都有着明显的变化，从头到尾由大变小，而该离子半径变化也直接影响到了元素的物理性质，例如离子半径越大表示元素纵向极性截短，键强度越低，这也表明物质离子半径变化在重要物理性质和化学性质的影响下影响着元素族的化学性质和物理性质，因此离子半径作为重要的指标被广泛的应用在化学的研究之中。
离子半径大小的比较规律.
离子半径大小的比较规律.
离子半径是衡量离子大小和密度等性质的重要参数，它可根据离子种类的不同而分成
各种不同类型。
一般而言，离子半径随电荷数的增加而减小，即电荷数越大的离子半径越小，反之，
电荷数越小的离子半径越大。
在质子和电子型（+和-）的离子中，质子半径比电子半径大一个量级。
分子或复合离
子中，离子半径比化学键键距稍短一点。
此外，盐类离子与其化学结构有关：还原形式半径一般小于氧化形式的；在水溶液中，盐类复合物的离子半径比其直接形态的离子半径大；而与离子性质有关，质子数量更多的
离子半径比质子数量较少的离子的半径小。
能量级的差异也会影响离子半径的比较。
离子的价态越低，其半径值往往越大，以汞
的氯化物离子中，Hg２2+的半径比Hg2+的半径大一些；氧化还原反应也可以示出类似规律，F-和ClO3-的半径比Cl-和O2-的半径大一点。
通过以上总结，我们可以得出比较离子半径的一般规律，即电荷数越大的离子半径越小，价态越低的离子半径越大，离子数量越多的离子半径小；此外，水溶液中的复合物离
子半径比其直接形态的离子半径大，质子半径比电子较大。
据此，综合考虑离子类型及其
他因素，就可比较出各类离子的半径大小。
阴阳离子半径大小比较
阴阳离子半径大小比较半径大小比较是化学领域中非常重要的概念，它能够帮助我们了解元素和分子的结构，从而深入理解化学反应的机制。
在本文中，我们将探讨阴、阳离子的半径大小比较。
首先，让我们从阴离子入手。
阴离子是带有一个或者多个负电荷的离子，如氯离子 Cl- 、碳酸根离子 CO32- 以及硫酸根离子 SO42-等。
其中Cl-半径为1.81，CO32-半径为2.17，而 SO42-半径则为1.45。
因此，其半径比较可知， Cl- >CO32- >SO42-，也就是说，Cl-半径最大， SO42-半径最小。
接下来，我们讨论阳离子的半径大小比较。
阳离子是带有一个正电荷的离子，如氢离子 H+ 、铵离子 NH4+ 以及钾离子 K+等。
其中H+半径为0.28， NH4+半径为0.94，而 K+半径则为1.33。
因此，其半径比较可知， H+ <NH4+ < K+，也就是说，H+半径最小， K+半径最大。
综上所述，阴离子的半径大小比较为 Cl- >CO32- >SO42-，而阳离子的半径大小比较为H+ <NH4+ < K+。
这表明，半径大小的比较取决于离子的种类，在阴、阳离子的判断中半径的大小也是非常重要的一个指标。
除此之外，我们还需要注意，每种离子的半径大小都会因其外层电子原子的层次而有一定程度的变化。
比如，对于氯离子 Cl-说，其半径会随着外层电子层次的增加而变小，而氢离子 H+半径则会因为外层电子层次的增加而变大。
这一点也需要我们更加注意。
最后，通过对阴、阳离子半径大小比较的研究，我们可以更加清楚地了解化学反应的机制，为我们开发新的药物和材料提供更多的参考。
因此了解离子的半径大小比较对于我们的科学研究是非常重要的，我们应该抓住机会不断地加深自己的知识。
离子半径比规则对离子晶体结构影响的探讨
离子半径比规则对离子晶体结构影响的探讨石㊀萌(安徽省师范大学附属中学㊀２４１０００)摘㊀要:２０世纪４０年代ꎬ瑞士地球化学家Ｇｏｌｄｓｃｈｍｉｄｔ提出结晶化学定律ꎬ指出离子晶体的结构由离子的半径比㊁电荷比和离子极化三个因素决定.结合离子晶体中几种典型的结构探讨离子半径比对离子晶体结构的影响.关键词:离子半径比ꎻ空隙ꎻ配位数ꎻ高中化学中图分类号:Ｇ６３２㊀㊀㊀㊀㊀㊀文献标识码:Ａ㊀㊀㊀㊀㊀㊀文章编号:１００８－０３３３(２０２０)２８－００９７－０２收稿日期:２０２０－０７－０５作者简介:石萌(１９８９.４－)ꎬ男ꎬ安徽省芜湖人ꎬ研究生ꎬ中学一级教师ꎬ从事高中化学教学研究.㊀㊀由于正负离子半径大小不同ꎬ故离子化合物的结构可以归结为不等径圆球密堆积的几何问题.具体处理时一般可以按负离子(大球)先进行密堆积ꎬ正离子(小球)填充空隙的过程来分析讨论离子化合物的堆积结构问题.下面将对离子晶体的几种典型结构型式进行探讨.㊀㊀一㊁正三角形空隙首先ꎬ将３个半径较大的球相切堆积ꎬ３个球中心位置有个空隙ꎬ然后将１个半径较小球放入空隙ꎬ使得小球刚好和３个打球相切ꎬ此时大小球半径之间存在１个几何关系ꎬ如图１所示.ｃｏｓ３０ʎ＝ｒ＿ｒ＿＋ｒ＋３２＝ｒ＿ｒ＿＋ｒ＋３(ｒ＿＋ｒ＋)＝２ｒ＿ｒ＋ｒ＿＝２－１.７３２１.７３２＝０.１５５假设Ｄ＝ｒ＋/ｒ－ꎬ当Ｄ＝０ꎬ１５５时ꎬ小球在此空隙中既不滚动也不撑开ꎻ当Ｄ<０.１５５时ꎬ此时３个大球带负电斥力太大ꎬ小球阳离子无法将３个球吸引到一起ꎬ故不稳定ꎻ当Ｄ>０.１５５时ꎬ小球阳离子会将３个大球阴离子撑开ꎬ斥力变小ꎬ当Ｄ大到一定程度ꎬ４个球即阴阳离子便会稳定形成.这种情况阳离子所填充的是正三角形空隙ꎬ阳离子的配位数为３.但当Ｄ值大于正四面体空隙的最小值时ꎬ离子晶体的结构类型将会发生变化ꎬ配位数相应的也会增加.㊀㊀二㊁正四面体空隙将４个等径大小的球堆积成正四面体结构ꎬ中心位置出现１个空隙.将１个半径小的球填入此空隙刚好使得小球与４个大球相切.根据几何关系可以算出Ｄ的临界值ꎬ如图２所示.图２２ａ＝２ｒ＿３ａ＝２(ｒ＋＋ｒ＿)(ｒ＋＋ｒ＿)＝３２ａ＝３２(２ｒ＿)＝６２ｒ＿＝１.２２５ｒ＿ｒ＋ｒ＿＝０.２２５同理ꎬ当０.１１５<Ｄ<０２２５时ꎬ阳离子在正四面体空隙中滚动不稳定ꎬ晶体结构转变成正三角形ꎬ配位数为３ꎻ当Ｄ>０.２２５且到一定值时阳离子将阴离子撑开晶体结构稳为正四面体构型ꎬ阳离子配位数为４.例如:立方ＺｎＳ和六方ＺｎＳ型(如图３所示).(１)若Ｓ２－作面心立方最密堆积ꎬ此时根据 最密堆积球数:八面体空隙数ʒ四面体空隙数＝１ʒ１ʒ２ 可推知ꎬ八面体空隙有４个ꎬ四面体空隙有８个ꎻ又因为０.２２５<Ｄ＝０.４０２<０.４１４ꎬ且配位比为４ʒ４ꎬ所以Ｚｎ２＋应该填在四面体空隙中ꎬ四面体填隙率为５０％.(２)若Ｓ２－作六方最密堆积ꎬＺｎ２＋仍填入四面体空隙７９中.根据 球数ʒ八面体空隙数ʒ四面体空隙数＝１ʒ１ʒ２ 的关系推知ꎬ有一半四面体空隙未被占据.图３立方ＺｎＳ和六方ＺｎＳ是非常重要的两种晶体结构.已投入使用的半导体除Ｓｉ㊁Ｇｅ单晶为金刚石型结构外ꎬⅢ－Ｖ族和Ⅱ－Ⅵ族的半导体晶体都是ＺｎＳ型ꎬ且以立方ＺｎＳ型为主.属于六方ＺｎＳ结构的化合物有Ａｌ㊁Ｇａ㊁Ｉｎ的氮化物ꎬ一价铜的卤化物ꎬＺｎ㊁Ｃｄ㊁Ｍｎ的硫化物㊁硒化物.㊀㊀三㊁正八面体空隙当大球作最密堆积时ꎬ由上下两层各３个球相互错开６０ʎ而围成的空隙为八面体空隙ꎬ将小球填入空隙使得小球与空隙中的６个大球相切ꎬ由几何关系可计算出Ｄ的临界值ꎬ如图４所示.图４２(ｒ＋＋ｒ＿)＝２(２ｒ＿)ｒ＋ｒ＿＝０.４１４当０.２２５<Ｄ<０.４１４时ꎬ阳离子在正八面体空隙中滚动不稳定ꎬ晶体结构转变成正四面体构型ꎬ配位数为４ꎻ当Ｄ>０.４１４且到一定值时阳离子将阴离子撑开晶体结构稳为正八面体构型ꎬ阳离子配位数为６.图５例如ＮａＣｌ型(如图５所示).㊀Ｃｌ－作面心立方最密堆积ꎬ此时根据 最密堆积球数ʒ八面体空隙数ʒ四面体空隙数＝１ʒ１ʒ２ 可推知ꎬ八面体空隙有４个ꎬ四面体空隙有８个ꎻ又因为０.４１４<Ｄ＝０.５６４<０.７３２ꎬ且配位比为６ʒ６ꎬ此时Ｎａ＋全部填充在正八面体空隙中ꎬ八面体填隙率为１００％.ＬｉＨ㊁ＬｉＦ㊁ＬｉＣｌ㊁ＮａＦ㊁ＮａＢｒ㊁ＮａＩ㊁ＣａＯ㊁ＣａＳ㊁ＢａＳ等晶体都属于ＮａＣｌ型.㊀㊀四㊁立方空隙当８个等径大小的球堆积成１个立方体时ꎬ中心位置出现了１个空隙.将１个小球填进此空隙且与８个球均相切时ꎬ根据几何关系算出Ｄ得临界值ꎬ如图６所示.图６２(ｒ＋＋ｒ＿)＝３ˑ２ｒ＿ｒ＋ｒ＿＝０.７３２当０.４１４<Ｄ<０.７３２时ꎬ阳离子在立方空隙中滚动不稳定ꎬ晶体结构转变成正八面体构型ꎬ配位数为６ꎻ当图７０.７３２<Ｄ<１时阳离子将阴离子撑开晶体结构稳为立方体构型ꎬ阳离子配位数为８ꎻ当Ｄ＝１时将视为等径圆球密堆积ꎬ此时形成立方八面体空隙ꎬ配位数为１２.例如ＣｓＣｌ型(如图７所示).Ｃｌ－作简单立方堆积ꎬ０.７３２<Ｄ＝０.９２３<１ꎬ且配位比８ʒ８ꎬ所以Ｃｓ＋填入正方体空隙.ＣｓＢｒꎬＣｓＩꎬＮＨ４ＣｌꎬＮＨ４Ｂｒ等属ＣｓＣｌ型.综上所述ꎬ阳阴离子半径比与配位数㊁所占空隙类型的关系见下表:Ｄ值范围配位数空隙类型０.１５５ɤＤ<０.２５５３正三角形０.２５５ɤＤ<０.４１４４正四面体０.４１４ɤＤ<０.７３２６正八面体０.７３２ɤＤ<１８正立方体Ｄ＝１１２立方八面体㊀㊀参考文献:[１]王万林.简单离子晶体离子半径比的计算[Ｊ].张家口师专学报ꎬ２００３(０３):２４－２６.[２]李国英.离子半径比规则与离子晶体的构型[Ｊ].承德民族师专学报ꎬ１９９７(０２):３６－３７.[责任编辑:季春阳]８９。
离子半径大小比较
离子半径大小比较离子半径是指离子在晶体中的离子半径大小，它是指离子在晶体中的空间占据范围。
在化学中，离子半径的大小对于理解离子之间的相互作用、晶体结构和化学性质有重要的意义。
本文将比较不同离子的半径大小，并探讨其影响因素。
1. 正离子半径大小比较正离子是由一个或多个电子失去的原子或分子所形成的离子。
正离子半径的大小通常比原子半径小，这是因为正离子失去了一个或多个电子，导致电子云缩小，使离子半径减小。
下面是一些常见正离子的半径大小比较：•锂离子(Li+)的半径约为0.68 Å。
•钠离子(Na+)的半径约为0.98 Å。
•钾离子(K+)的半径约为1.33 Å。
•铷离子(Rb+)的半径约为1.48 Å。
•铯离子(Cs+)的半径约为1.69 Å。
可以看出，随着原子序数的增加，正离子的半径也逐渐增加。
这是因为原子核的正电荷数增加，与电子云的吸引力增强，导致离子半径增大。
2. 阴离子半径大小比较阴离子是由一个或多个电子获得的原子或分子所形成的离子。
与正离子相比，阴离子半径的大小通常比原子半径大，这是因为阴离子由于获得了一个或多个电子，电子云扩大，使离子半径增大。
以下是一些常见阴离子的半径大小比较：•氟离子(F-)的半径约为1.33 Å。
•氯离子(Cl-)的半径约为1.81 Å。
•溴离子(Br-)的半径约为1.96 Å。
•碘离子(I-)的半径约为2.20 Å。
可以看出，与正离子不同，随着原子序数的增加，阴离子的半径逐渐减小。
这是因为阴离子由于增加了一个或多个电子，电子云扩大，比电子云收缩的程度要小，使离子半径减小。
3. 影响离子半径的因素离子半径的大小受到一些因素的影响，包括电子层的排布、原子核的正电荷数、电子的吸引力等。
•电子层的排布：电子层的排布影响了离子半径的大小。
电子层越多，离子半径越大。
•原子核的正电荷数：原子核的正电荷数越多，电子云受原子核的吸引力越强，离子半径越小。
阴离子、阳离子与原子间半径大小的比较解析
阴离子、阳离子与原子间半径大小的比较在比较粒子半径大小的时候，我们可以根据元素周期律，得出下面的一些规律：(1)同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小。
如3周期中Na+>Mg2+>Al3+。
(2)同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。
如3周期中P3->S2->Cl-。
(3)同主族阴、阳离子半径随原子序数递增逐渐增大。
如ⅠA族中Na+<K+<Rb+<Cs+。
又如ⅦA族中，Cl-<Br-<I-。
(4)阳离子半径总比相应的原子半径小。
这是因为阳离子比相应的原子少了一个电子层。
如Na+<Na ， Fe2+<Fe.(5)阴离子半径总比相应的原子半径大。
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。
如S2->S ，Br->Br。
(6)电子层结构相同的离子半径（包括阳离子、阴离子）随核电荷的增加而减小。
如Ca2+、K+、S2-、Cl-，其四种离子的电子层结构均相同，如：(7)同一种元素不同价态的离子半径，价态越高，则离子半径越小。
如Fe2+>Fe3+。
又如H2SO4分子中S原子的半径小于H2SO3分子中S原子的半径(8)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：练习：1、将下列各组微粒半径由小到大排序：（1） Na ，Si ，P ； （2）O 2-，Mg 2+，Al 3+；（3）Ca ，Ba ，Ca 2+ ； （4）Cl -，F ，F - ； （5）Si ，Pb ，Sn 。
2、已知+n A 、++)1(n B 、-n C 、-+)1(n D 都有相同的电子层结构，则A 、B 、C 、D 的原子半径由大到小的顺序是 ( )A 、C>D>B>AB 、A>B>C>DC 、D>C>A>BD 、A>B>D>C3、试比较下列各组微粒的半径大小：（1）F 、Cl 、Br 、I（2）Li + 、Na + 、K +（3）S 2- 、Cl -（4）K + 、Ca 2+（5）S 2-、S（6）Ca 2+、Ca（7）Fe 3+ 、Fe 2+4、下列各组微粒中，按微粒半径依次增大排列的是：（ ）（A ）Al 3+、Al 、Na 、K（B ）F 、Cl 、S 2- 、S（C ）S 2-、Cl - 、K + 、Ca 2+（D ）Mg 、Si 、P 、K5、下列物质中的阳离子半径与阴离子半径的比值最大的是：（ ）（A ）NaCl （B ）CsCl（C ）K I （D ）Li I（E ）NaBr6、.按粒子的半径从小到大顺序排列的是( )A.C ｌ、S 、PB.N 、O 、FC.Al 3＋、M ｇ2＋、N ａ＋D.K 、N ａ、L ｉ7、下列各组微粒的半径比较，正确的是（ ）F<F -<Cl - ②O 2-<Mg 2+<Al 3+ ③Ca 2+<Ca<Ba ④S 2-<Se 2-<Br - ⑤Ar>F>NeA 、①③B 、②③⑤C 、③④D 、①④⑤8．下列比较中错误的是：A ．原子半径Al ＞MgB ．离子半径Mg 2+＞Al 3+C ．密度Al ＞MgD ．溶解性 MgCO 3＞Mg(OH)2答案：1、（1）P ，Si ，Na ； （2）Al3+，Mg2+，O2-；（3）Ca2+、Ca ，Ba ， ； （4）F ，F-、 Cl-；（5）Si ，Sn 、 Pb 。
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粒子半径大小比较论文
摘要：本文主要介绍了利用元素周期律知识的运用之一，粒子半径大小的比较规律及其运用，并将典型例题给出了详细的解析。
关键词：粒子半径的大小；比较；运用
元素周期律揭示了元素及其化合物的性质变化规律，对学习元素、化合物有重要的指导意义。
而粒子半径大小的比较是元素周期律知识的重要运用之一，现将如何比较粒子半径大小及其相关的题型小结如下：一、粒子半径大小比较规律[1] 1、同周期元素同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电核数增大而逐步减小（稀有气体元素除外）。
如：Na>Mg>Al>Si；Na+>Mg2+>Al3+。
2、同主族元素同主族元素的原子或离子半径随核电核数的增大而逐渐增大。
如：F<cl<br<i，li+<na+F->Na+>Mg2+>Al3+。
4、同种元素同种元素原子形成的粒子半径大小为：阳离子半径总比相应原子半径小；阴离子半径总比相应原子半径大；不同价态的微粒，价态越高半径越小。
如：Mg>Mg2+，S2->S，H->H>H+，Fe>Fe2+>Fe3+。
5、电子数和核电核数都不同的元素电子数和核电核数都不同的元素，一般可通过一种参照物进行比较。
如：比较Al3+。
与S2-的半径大小，可找出与Al3+。
电子数相同，与S2-同主族的O2-比较，Al3+<o2-，且o2-<s2-，故al3+B>C （B）C>B>A （C）C>A>B （D）B>A>C解析：由A元素的阴离子、B元素的阴离子和C元素的阳离子具有相同的电子层结构可以确定，A、B为同一周期的元素，而C为A、B下一周期的元素，离子半径A>C，B>C；又已知A的原子序数大于B的原
子序数，可以判定离子半径B>A，所以A、B、C三种离子半径大小的顺序是B>A>C，答案为B。
2、运用粒子半径大小比较规律对元素结构、位置、性质等方面进行综合判断例1：有X、Y是两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y的原子半径，且X、Y原子的最外层电子数相同（选项中m、n均为正整数）。
下列说法正确的是（）A、若X（OH）n为强碱，则Y（OH）n也一定为强碱B、若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定县酸性。
C、若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2。
D、若Y的最高正价为+m，则X的最高正价一定为+m。
解析：本题可以采用举例法，注意特殊性。
X、Y最外层电子数相同，说明处于同一主族，X原子半径小于Y的原子半径，说明X在上一周期。
A项中X（OH）n为强碱，说明X为活泼金属，Y在下一周期，金属性更强，则氧化物对应的水化物Y（OH）n也一定为强碱。
A正确。
B项中HNO3为强酸，但NH3
溶于水显碱性，故B不正确。
C项中若X2为N2，则Y为P，故C不正确。
D项中若Y为Cl，最高正价为+7，则X为F，无正价，故D 不正确。
例2：A、B、C、D都是短周期元素，原子半径D>C>A>B。
已知；A、B处于同一周期，A、C处于同一主族；C的原子核内的质子数等于A、B原子核内的质子数之和；C原子最外层电子数是D原子最外层电子数的4倍。
试回答：（1）这四种元素分别是：A B C D （2）写出A、B形成的化合物与B、C组成的化合物相互反应的化学方程式：（3）B的离子半径比D的离子半径解析：由A、B处于同一周期，A、C处于同一主族，原子半径D>C>A>B，A、B、C、D
都是短周期元素，可以确定：A、B、C、D四种元素在周期表中的位置大致是A、B在第二周期，A左B右；C、D在第三周期，D左C右。
A、C同一主族，A上C下；再根据A、
B、
C、D四种元素质子数和电子数的关系，可判断出A、B、C、D四种元素分别为C、O、Si、Na。
答案：（1）C、O、Si、Na。
（2）CO2+Na2O=Na2CO3或
2CO2+2Na2O2=2Na2CO3+O2（ 3）大例3：已知五种短周期元素的原子半径及其主要的化合价如下表：元素代号 L M Q R T原子半径/nm 0.160 0.143 0.102 0.089 0.074主要化合价 +2 +3 +6、-2 +2 -2 下列叙述正确的是（）A、L与Q形成的化合物属于共价化合物B、L、M的单质与稀盐酸的反应速率：M>LC、T、Q的氢化物常温常压下均为无色气体D、M的最高价氧化物的水化物具有两性解析：注意这五种元素均为短周期元素，则Q与T为第ⅥA族中的S、O，L 与R分别为第ⅡA族中的Mg、Be，L与M的原子半径比较知M为Al。
故答案为D。
通过以上对粒子半径大小的比较的规律的总结，并结合相关的例题及解析，那么学生在学习到这些知识的时候就会感到思路清晰，更容易理解。
参考文献 [1] 刁桥民.微粒大小的比较 .高中数理化，2011（6）.[2] 齐美英；杨道发；彭长龙.粒子半径大小的比较方法[J].数理化学习高中版，2010（16）</o2-，且o2-<s2-，故al3+</cl<br<i，li+<na+。