阴阳离子半径比与配位数的关系
阴阳离子半径比与配位数的关系
阴阳离子半径比与配位数的关系
（选自苏教版物质结构与性质 41页）
由上述表中数据可发现如下规律：
225.0≈-+r r 时
126-=
-
+r r
414.0≈-+r r 时
12-=-+r r
732.0≈-
+r r 时 13-=-
+r r
因此，我们可以利用立体几何知识进行对上述问题的证明。 一．配位数为4的
-
+r r 关系 （只讨论下限，在（二）中推导上限）
Z n S 阴离子堆积方式为面心立方堆积
如右图：小球代表阳离子，构成8个区域，阴离子填充4个区域，4个阴离子与1个阳离子构成正四面体，阳离子位于中心。当-
+r r 有最小值时，
4个阴离子相切，阳离子与4个阴离子相切。
即证如下问题：4个球两两相切堆积，球心构成正
四面体，4个球内部有一小球，且与各球相切，求
大小r r ？（即
-
+r r ）
E 为BC 中点，取四面体ABCD 的剖面 AED 做AM ⊥面BCD ，M 在ED 上。得剖面图。
小球圆心Q ，大球圆心A 、D 设a AD 22=，则a AM 3
34=
设x OM = -++==r r QD AQ a a a AM
AD
DM 3
62)
3
34(
)22(2
2
2
2
=
-=-=
a x a x x a QD
AQ
3
3)3
62(
)3
34(
2
2
2
2
=
?+=-?=
a AQ 3=∴
?
??==-
=-=a
r a
r AQ r 2AD 2
1
)23(
大大小
1-2
62
2
-3=
=
∴大
小r r
当小球增大时
-
r r +增大
二、配位数为6的
-
r r +关系（只讨论下限，上限在（三）中讨论）
Nacl 类晶胞如右图
四个阴离子与1个阳离子球s 构成一个平面，且4个阴离子相邻的相切，且当-
r r +最小时，
阳离子与四个球均相切
即正如下问题：四个大球如图示相切，一个小球与四个大球均相切，求-
大小r r （
-
r r +）？
P 为小球圆心，设大球半径为a a 22AC = a m AD 221=
=
12a 1
12---=-==+r r r r 大小
当小球增大时
-
r r +增大
三、配位数为8的
-
r r +关系（只讨论下限，上限在（四）中讨论）
C s CL 类晶胞如右图
八个阴离子在正方体8个顶点，阳离子在正方体中心。当八个阴离子有相切且阳离子与阴离子均相切时
-
r r +最小
即证如下问题：球A 与球B 相切，球C 与球D 相切，球O 与ABCD 均相切（ABCD 为正方体的对角面）求
-
大小r r （
-
r r +）？
设大球半径为a ，a AC 32= a AO 3=
13a 113---=-==+r r r r 大小
当小球增大时-
r r +增大
四、配位数为12的-
r r +关系
C s F 类晶胞如右图
六个阴离子在正六边形的六个顶点，一个阳离子在正六边形中央（球心与中心重合）当阳离子与阴离子相切时，
-
r r +最小
即证如下问题：如下图6个球球心连线构成正六边形，一个小球球心在正六边形中央，且与6个球均相切，求
外
中r r （
-
r r +）？
设外边球半径a ，a A 2B =a A 4D =a A 2O =
a a 1
12-=-==+r r r r 外
中
由（
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-+++<<<
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
阴阳离子半径比与配位数的关系
阴阳离子半径比与配位数的关系 （选自苏教版物质结构与性质 41页） 由上述表中数据可发现如下规律： 225.0≈-+r r 时 126 -=-+r r 414 .0≈-+r r 时 12-=-+r r 732 .0≈-+r r 时 13-=- +r r 因此，我们可以利用立体几何知识进行对上述问题的证明。 一．配位数为4的 - + r r 关系 （只讨论下限，在（二）中推导上限） Z n S 阴离子堆积方式为面心立方堆积
如右图：小球代表阳离子，构成8个区域，阴离子填充4个区域，4个阴离 子与1个阳离子构成正四面体，阳离子位于中心。当 - + r r 有最小值时，4个阴离子相切，阳离子与4个阴离子相切。 即证如下问题：4个球两两相切堆积，球心构成正四面体，4个球内部有一小球，且与各球相切，求 大 小r r ？（即 - + r r ） E 为BC 中点，取四面体ABCD 的剖面 AED 做AM ⊥面BCD ，M 在ED 上。得剖面图。 小球圆心Q ，大球圆心A 、D 设a AD 22=，则a AM 3 3 4= 设x OM = -++==r r QD AQ a a a AM AD DM 3 6 2)334( )22(2222=-=-= a x a x x a QD AQ 3 3 )362()334( 2222=?+=-?= a AQ 3=∴ ? ??==-=-=a r a r AQ r 2AD 2 1)23(大大小 膂 螇
1-2 62 2-3= = ∴ 大 小r r 当小球增大时 - r r + 增大 二、配位数为6的 - r r + 关系（只讨论下限，上限在（三）中讨论） Nacl 类晶胞如右图 四个阴离子与1个阳离子球s 构成一个平面，且4个阴离子相邻的相切，且当 - r r + 最小时，阳离子与四个球均相切 即正如下问题：四个大球如图示相切，一个小球与四个大球均相切，求 - 大小r r （ - r r +）？ P 为小球圆心，设大球半径为a a 22AC = a m AD 22 1 == 12a 1 12-- -=-== +r r r r 大小 当小球增大时 - r r + 增大 三、配位数为8的 - r r + 关系（只讨论下限，上限在（四）中讨论） C s CL 类晶胞如右图 八个阴离子在正方体8个顶点，阳离子在正方体中心。当八个阴离子有相切且阳离子与阴
离子半径大小的比较规律
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+)
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+)
(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+)
阴阳离子半径比与配位数的关系
阴阳离子半径比与配位数的关系 阴阳离子半径比与配位数的关系 （选自苏教版物质结构与性质 41页） 由上述表中数据可发现如下规律： 225.0≈-+r r 时 126-= - +r r 414.0≈-+r r 时 12-=-+r r 732.0≈- +r r 时 13-=- +r r 因此，我们可以利用立体几何知识进行对上述问题的证明。 一．配位数为4的 - +r r 关系 （只讨论下限，在（二）中推导上限） Z n S 阴离子堆积方式为面心立方堆积 如右图：小球代表阳离子，构成8个区域，阴离子填充4个区域，4个阴离子与1个阳离子构成正四面体，阳离子位于中心。当- +r r 有最小值时， 4个阴离子相切，阳离子与4个阴离子相切。 即证如下问题：4个球两两相切堆积，球心构成正 四面体，4个球内部有一小球，且与各球相切，求 大小r r ？（即 - +r r ） E 为BC 中点，取四面体ABCD 的剖面 AED 做AM ⊥面BCD ，M 在ED 上。得剖面图。
小球圆心Q ，大球圆心A 、D 设a AD 22=，则a AM 3 34= 设x OM = -++==r r QD AQ a a a AM AD DM 3 62) 3 34( )22(2 2 2 2 = -=-= a x a x x a QD AQ 3 3)3 62( )3 34( 2 2 2 2 = ?+=-?= a AQ 3=∴ ? ??==- =-=a r a r AQ r 2AD 2 1 )23( 大大小 1-2 62 2 -3= = ∴大 小r r 当小球增大时 - r r +增大 二、配位数为6的 - r r +关系（只讨论下限，上限在（三）中讨论） Nacl 类晶胞如右图 四个阴离子与1个阳离子球s 构成一个平面，且4个阴离子相邻的相切，且当- r r +最小时， 阳离子与四个球均相切 即正如下问题：四个大球如图示相切，一个小球与四个大球均相切，求- 大小r r （ - r r +）？ P 为小球圆心，设大球半径为a a 22AC = a m AD 221= = 12a 1 12---=-==+r r r r 大小
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（ ）
离子晶体中离子配位数的影响因素
离子晶体中离子配位数的影响因素 [摘要]对离子晶体配位数的影响因素：几何因素、电荷因素和键性因素在教材的基础上作了适当展开介绍，着重通过定量数据推导了半径比和离子晶体配位数的关系，并从离子极化角度对键性因素作了分析，最后对晶体化学定律做了适当介绍 [关键词]离子晶体半径比规则离子极化配位数 人民教育出版社高中化学选修3第三章第四节《离子晶体》中通过氯化钠、氯化铯和氟化钙晶体模型的具体分析，得出了影响离子晶体结构(配位数)的三个因素：几何因素、电荷因素和键性因素。然而对于几何因素仅仅是通过两个特定数值得出的结论，并没有给出具体的说明和定量的推导，更没有说明当半径比在怎样的范围内形成怎样的配位数，对于键性因素更是一笔带过。本文将对几何因素对离子晶体配位数的影响作出定量讨论，同时也将对电荷因素和键性因素适当展开介绍 一、几何因素——半径比规则 由于离子键没有方向性和饱和性，离子在晶体中常常采取尽可能的密堆积形式。由于阴离子的体积一般比阳离子大得多，故阴离子的堆积形式对离子晶体的结构起主导作用。为使堆积紧密，较小的阳离子常处在阴离子堆积的空隙之中。为了降低晶体体系的能量，应尽量使阳离子具有较大的配位数并使异号离子充分接触，同号离子尽可能不接触，因此一个阳离子周围配位的阴离子数(配位数)将受到阴阳离子半径比的限制。阴阳离子的半径比对离子晶体结构(配位数)的影响叫做几何因素(或半径比规则)。 我们以最常见的AB型理想6:6配体晶体构型(即阴阳离子和阴阴离子恰好完全接触的情形)的某一层为例说明(如图1) 设r-=1，则AB=BC=2r-=2；AC=2(r-+ r+)=2+2r+，因为ΔABC为等腰直角三角型，根据毕达哥拉斯定理：AC2=AB2+BC2，即22+22 =(2+2r+)2，解得r+=0.414 也就是说，当r+/r-=0.414时，阴阳离子直接接触，阴阴离子也直接接触。 当r+/r-0.414时，则阴阴离子开始接触不良，阴阳离子却能紧靠在一起。这样的构型可以较稳定。但是随着阳离子周围空间的增大，逐渐开始可以吸引更多的阴离子，直到r+/r->0.732时，晶体转入更高配位数(8:8)的立方体结构(如图3) 由此可见，AB型离子晶体由于阴阳离子半径比不同，导致了它们的晶体结构(配位数)不同，应用同样的方法我们也可以计算出其它类型配位数的稳定半径
离子晶体配位数探究
三、离子晶体的配位数以及与r+/r-的关系探究 NaCl 六配体, CsCl八配体, ZnS 四配体, 均为AB型晶体, 为何配位数不同? 1) 离子晶体稳定存在的条件 离子形成晶体时，阴、阳离子总是尽可能紧密地排列，且一种离子周围所环绕的带相反电荷的离子越多，体系能量越低，所构成的离子晶体就越稳定。 2)离子晶体的配位数：离子晶体中一种离子周围紧邻的带相反电荷的离子数目 NaCl 型离子配为数为（六配体）, CsCl型离子配为数为（八配体）
【讨论】NaCl和CsCl均为AB型离子晶体，但两者的阴、阳离子周围带相反电荷离子的数目却不同，你认为造成这一差异的可能原因是什么？ 【讲解】离子晶体中的离子的电荷分布是球形对称的。它们之间的作用力的强弱只取决于它们相互之间的距离。晶体中每种离子能被多少个带相反电荷的离子所包围（离子的配位数），与它们的大小有关，与电荷数多少无关。 离子晶体中一种离子周围所环绕的带相反电荷的离子的数目的多少，与阴、阳离子半径比r+/r - 有关。 3）r+/r-与配位数
阴、阳离子半径比与配位数的关系 r+/r -配位数实例 0.225~0.414 4 ZnS 0.414~0.732 6 NaCl 0.732~1.0 8 CsCl ＞1.0 12 CsF 总之, 配位数与r+/r- 之比相关，且: r+再增大, 则达到12 配位; r-再减小, 达到3配位. 注意:讨论中将离子视为刚性球体, 这与实际情况有出入. 但仍不失为一组重要的参考数据. 因而, 我们可以用离子间的半径比值去判断配位数. 【课堂练习】 1.已知C d2+半径为97pm，S2-半径为184pm，按正负离子半径比，CdS应具有型晶格，正.负离子的配位数之比应是
(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、
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+)
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 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。
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