原子和单核离子半径大小比较
原子半径和离子半径变化规律一样吗
原子半径和离子半径变化规律一样吗
原子半径和离子半径是描述原子大小的两个重要参数。
原子半径是指原子核至电子外层最外电子轨道的平均距离，而离子半径是指正离子或负离子的最外层电子轨道至离子中心的距离。
尽管原子半径和离子半径都是描述原子大小的参数，但它们的变化规律并不完全相同。
首先，要了解原子半径和离子半径的变化规律，需先了解原子和离子各自的形成原因。
原子半径的大小受元素周期表位置和原子核电荷数的影响。
一般来说，随着原子序数增加，原子半径会有增大的趋势，因为电子层的壳层数增加，电子云分布范围也随之增大。
相比之下，离子半径的变化受原子失去或获得电子而形成的正离子或负离子的影响。
在形成正离子时，由于失去了一个或多个电子，原子结构变小，离子半径相对原子半径缩小；而在形成负离子时，向外远离原子核，离子半径相对原子半径增大。
其次，通过比较原子半径和离子半径的大小变化可以发现，原子半径的变化相对温和且呈现出一定的周期性，而离子半径则更为灵活，取决于形成离子的具体原子有多少电子失去或获得。
在化学反应中，离子半径的不同变化可能导致化合物性质的明显变化，例如在形成不同价态的离子时，其化合物的晶格稳定性和化学反应性都有所不同，这些性质的变化与离子半径的大小息息相关。
综上所述，原子半径和离子半径的变化规律并不完全一样。
原子半径随着原子序数增加而增大，呈现出一定的周期性；而离子半径取决于形成离子的原子失去或获得电子的情况，其大小变化更为灵活。
理解和掌握原子、离子半径的变化规律对于理解元素周期表及其化学性质具有重要意义。
离子半径方法总结归纳
离子半径方法总结归纳
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
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离子半径大小的比较规律
离子半径大小的比较规律
原子的离子半径一般有以下几种比较规律：
1、离子半径通常越大，离子形式越大。
一般来说，离子半径随着原子序数，即电子数量增大而增大，电子数量增大，离子半径越大，离子形式也就越大。
2、常见离子的离子半径通常随原子的补充电子数的增加而不断减小。
当键的类型发生变化时，离子的大小也会有变化。
3、离子半径在同一原子体系中，往往氧化数越高，离子越小，氧化数越低，离子越大。
4、离子半径依赖于原子核。
在常见的稀有气体元素，比如氦(He)、氖(Ne)、氖(Na)等，这些原子核辐射下就会出现低能量状态，离子半径也就相应减小。
5、离子半径也受原子结构影响。
例如，HBr分子中的氢原子是三价离子，其离子半径比单价氢原子的离子半径要大；碳的六甲基磷酸离子的离子半径比碳的五甲基磷酸离子要大。
3.半径大小的比较规律
如第三周期中的：P3－＞S2－＞Cl－。
⑤ 同主族的阳离子半径随原子序数的递增逐渐增大。 如第IA族中的阳离子半径：H+＜Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+。
⑥ 同主族的阴离子半径随原子序数的递增逐渐增大。 如第 ⅦA族中的：F－＜Cl－＜ Br－＜ I－
⑦ 阳离子的半径总比相应的原子半径小（同种元素的阳离子带
元素的原子半径、离子半径大 小的比较规律
①同周期原子半径随原子序数的递增逐渐减小（稀有气体元素 除外）。 如第三周期中的元素的原子半径：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl。
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：H＜Li＜Na＜K＜Rb＜Cs。 ③ 同周期阳离子的半径随原子序数的递增而逐渐减小。 如第三周期中的：Na+＞Mg2+＞Al3+。 ④ 同周期阴离子的半径随原子序数的递增而逐渐减小。
A.金属性：Y＞Z
B.氢化物的沸点：X＞W C.离子还原性：X＞W D.原子及离子半径：Z＞Y＞X
解析：短周期元素W中最外层电子数与核外电子总数之比
为7 : 17，则W为Cl；含Z的物质的焰色反应为黄色，则Z
为Na；X与W（Cl）同主族，故X为F；Y的原子序数为 （17＋9）÷2＝13，则Y为Al。 答案：B
【例题4】已知短周期元素的离子aA2+
B+ b
C3c ）
D-都具 d
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
D.单质的还原性A>B>D>C
原子与离子的半径大小比较
原子与离子的半径大小比较原子和离子分别是化学元素的重要组成部分，它们的大小是密度、质量以及电子排布等因素的反映。
本文将简单介绍原子和离子的半径大小比较。
原子半径指的是原子的大小，也就是原子核和原子外层电子间的距离。
一个原子的半径大小取决于多个因素，如元素的原子序数、电子层数、核电荷等。
在同一周期内，原子半径随原子序数增加而减小。
这是因为随着原子序数的增加，原子核和外层电子之间的静电吸引力增强，外层电子受到的吸引力增大，电子云受到收缩的力也相应增大。
在同一族元素中，原子半径随原子序数增加而增加。
这是因为同一族元素的原子内外层电子的数量相同，但原子核电荷数不断增加，原子越来越紧凑，原子半径会缩小，但在一族内加获取外层电子，由于电荷积聚，其电子回旋轨道扩大，因此原子半径增大。
以下是几个周期表中常见的元素的原子半径大小。
数据来自参考文献。
| 元素 | 原子半径(Å) || ---- | ----------- || H | 0.37 || Li | 1.23|| Na | 1.54|| K | 1.96|| Rb | 2.11 || Cs | 2.32 || Be | 0.89 || Mg | 1.72 || Ca | 1.97 || Sr | 2.15 || Ba | 2.17 || N | 0.71 || P | 1.06 || As | 1.19 || Sb | 1.36 || Bi | 1.48 |离子是通过失去或获得原子中的一个或多个电子而生成的物质，离子的大小则取决于其电荷状态以及电荷的排布。
常见的离子包括单价阳离子、单价阴离子、双价阳离子等。
正离子的半径通常比对应的原子半径小。
这是因为当一个原子失去电子时，它的电子层数减少，而其核电荷不变。
因此，原子半径会减小，同时正离子的电子云会更加紧密地缩在一起，进一步缩小了半径。
负离子的情况与之相反，其半径通常比对应的原子半径要大。
以下是几个离子的半径大小比较。
离子半径的比较方法
离子半径的比较方法
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<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。
例如氧离子>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<氯离子<溴离子
（4）具备相同电子层结构的离子（单核），核电荷数越大，半径越大。
例如氧离子>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<亚铜离子<铜原子>硫原子>四价硫>六价硫
离子的最为外层电子数相同，原子序数越大，半径反而越大，
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。
同一元素的相同离子半径（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。
离子半径大小比较口诀
离子半径大小比较口诀在化学中，离子半径大小是一个重要的概念。
离子半径是指离子的径向大小，它可以影响到离子的性质和反应。
了解离子半径大小的比较是区分各种离子的重要方法之一。
下面是一些口诀，可以帮助你记住各种离子的大小比较。
一、离子半径大小离子大小，从大到小。
单负离子，比原子大。
二原离子，与原子差不多。
单正离子，比原子要小。
Note：这个口诀是描述离子半径大小排列顺序的。
在离子的三个类别中，负离子最大，二元离子略小，单正离子最小。
二、阴离子与阳离子阴离子大，呼之欲出。
负电荷，就是这个。
阳离子小，难察觉。
正电荷, 离子小。
Note：这个口诀描述了阴离子和阳离子的大小比较。
由于阴离子带负电荷，所以比起阳离子来说要大些。
三、半径变化对于离子价态的影响离子的电荷变化，半径也变化。
减去电子，变化更。
氧族元素，负离子变大。
金属离子，正离子变小。
Note：由于离子的电子数量发生变化，离子的半径也会随之发生变化。
当一个原子失去电子时，形成一个阳离子，半径变小。
反之，当一个原子得到电子时，形成一个阴离子，半径变大。
四、离子半径大小的一些规律元素周期表，从左到右。
原子序数增加，半径变小。
周期表往下走，元素变大。
大物质，比小物质。
Note：这个口诀提醒我们，当我们在元素周期表上从左往右移动时，原子序数增加，也就是核电荷增加，离子半径变小。
当我们在周期表中向下移动时，原子半径变大。
五、离子半径大小比较的例子氟离子最小，碘离子最大。
氢离子比锂离子小。
硫酸根比硝酸根大。
铁三离子比铁二离子小。
Note：这些例子可以帮助我们理解如何比较离子的大小。
在这些例子中，我们可以看到不同类型的离子之间的大小比较。
总结以上是一些口诀，可以帮助你记住离子半径大小比较的规律和例子。
了解离子半径大小比较是化学学习中必须掌握的基础知识之一，它可以帮助你更好地理解化学反应和性质。
原子和离子半径大小比较规律
原子和离子半径大小比较规律大家好，今天咱们来聊聊一个有趣的化学话题——原子和离子的半径比较规律。
别担心，这个话题虽然听起来有点复杂，但咱们用最简单易懂的语言来讲解，保证让你轻松搞懂。
1. 原子半径的基本概念首先，咱们得搞明白啥是原子半径。
简单来说，原子半径就是从原子核到外层电子的距离。
你可以把它想象成一颗球的半径，球的中心是原子核，球的表面就是最外层电子的位置。
1.1 原子半径的变化规律原子半径随着元素周期表的位置而变化。
规律是这样的：从上到下：原子半径逐渐增大。
为什么呢？因为你想啊，随着周期数的增加，原子内的电子层数也增加了。
就像你在楼房里，从底楼到顶楼的距离肯定越来越远一样，电子层增加了，原子半径自然也变大了。
从左到右：原子半径逐渐减小。
这是因为原子核的正电荷增加，吸引外层电子的能力变强了。
就像你把一个弹簧拉得越来越紧，弹簧的长度自然会变短一样，电子被拉得更紧，原子半径也缩小了。
1.2 例子说明举个例子，氢和氦这两个元素比较。
氢的原子半径大约是0.53Å（埃），而氦的原子半径只有0.31Å。
为什么呢？因为氦的原子核比氢的原子核多了一个质子，电荷增加了，氦的电子被更紧地吸引在原子核附近，所以半径更小。
2. 离子半径的基本概念离子是指失去或获得电子的原子。
失去电子的叫阳离子，获得电子的叫阴离子。
离子半径就是离子核到离子外围的距离。
这个概念有点像咱们上面讲的原子半径，但有些不同。
2.1 阳离子的半径阳离子比原来的原子半径要小。
这是因为失去电子后，阳离子的正电荷相对增加了，吸引电子的能力增强，所以原子半径变小了。
就像你原来身上背了一大包行李，现在把行李减轻了，你的“身体”就变得更紧凑了。
2.2 阴离子的半径阴离子则相反。
获得了电子的离子半径会比原来的原子半径要大。
因为多了电子，电子之间的排斥力增加了，导致半径变大。
你可以想象一下，往一个已经挤满人的房间里再加几个人，房间里的每个人都会被挤得更开些。
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：NaF ,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。
原子半径大小与离子半径大小规律
原子半径大小与离子半径大小规律原子半径指的是原子核到最外层电子轨道的距离，而离子半径指的是离子中心到离子外层电子轨道的距离。
原子半径大小与离子半径大小的规律与周期表中元素的排列有关。
我们来看原子半径大小的规律。
在周期表中，从左到右，原子半径逐渐减小。
这是因为核电荷数逐渐增加，而电子数增加得较慢。
由于核电荷数增加，电子云受到更强的吸引力，从而缩小了电子轨道的大小。
此外，原子半径从上到下也逐渐增大。
这是因为周期表中每一个新的周期都会增加一个电子层，这导致电子云体积增大，原子半径也随之增大。
当原子失去或者获得电子成为离子之后，离子半径的情况略有不同。
阳离子（即正离子）比对应的原子半径要小，而阴离子（即负离子）比对应的原子半径要大。
这是因为当原子失去一个或几个电子成为阳离子时，电子数目减少，电子云的吸引力减小，因此电子云的体积缩小，离子半径也因此减小。
而当原子获得一个或几个电子成为阴离子时，电子数目增加，电子云的吸引力增大，电子云的体积扩大，离子半径也因此增大。
这里有一些例子可以更加清晰地解释原子半径和离子半径大小的规律。
比如说，周期表中第一周期的元素，即氢和氦。
氢的原子半径较小，因为它只有一个电子，而氦则更小，因为它有两个电子。
当氢失去一个电子成为氢离子H+时，离子半径更小。
同样的道理，当氦失去一个电子成为氦离子He+时，离子半径也更小。
又比如说，当氯原子Cl接受一个电子成为氯离子Cl-时，离子半径增大。
总结来说，原子半径的大小与周期表中元素的排列有关，从左到右逐渐减小，从上到下逐渐增大。
而离子半径的大小则取决于离子带电状态，阳离子比原子半径小，阴离子比原子半径大。
值得注意的是，原子半径和离子半径的测量方法有所不同，测量结果可能会稍有不同。
此外，这里只是总结了一些主要规律，并不适用于所有元素，因为元素的性质受到许多其他因素的影响。
所以在具体讨论元素时，还需要考虑其他的因素。
元素周期表中的原子半径与离子半径比较
元素周期表中的原子半径与离子半径比较元素周期表是化学中最基本的工具之一，它清晰地展示了元素的一些基本属性，包括原子半径和离子半径。
原子半径是指围绕原子核的电子云的最外层电子轨道的半径，而离子半径则涉及离子形成后原子的大小。
本文将比较和探讨元素周期表中的原子半径和离子半径之间的关系和差异。
1. 原子半径原子半径是一个重要的物理性质，它是指处于相同价层上的两个相邻原子核之间的距离。
原子半径可以通过周期表中的趋势来分析。
（接下来，可以逐行介绍元素周期表的分组和周期，并讨论原子半径在周期表上的趋势）在元素周期表中，从上至下的各周期中，原子半径逐渐增加。
这是由于每个周期中的原子核的核电荷数逐渐增加，而外层电子的层数也随之增加。
由于外层电子离原子核较远，因此原子半径会随着周期增加而增加。
2. 离子半径与原子半径不同，离子半径涉及到原子的电离，即通过氧化或还原反应获得带电离子。
离子半径与原子半径之间存在一些差异。
（接下来，可以逐行介绍正离子和负离子的形成及其对离子半径的影响）正离子的形成通常意味着原子失去了一个或多个外层电子。
由于失去了一个或多个电子，正离子的电子层次相对减少，电子云向原子核靠拢，导致正离子半径缩小。
负离子的形成通常意味着原子获得了一个或多个外层电子。
由于增加了一个或多个电子，负离子的电子层次相对增加，电子云向外扩展，导致负离子半径增大。
3. 元素周期表上的趋势元素周期表的特点使我们能够预测原子半径和离子半径的一些趋势。
在周期表的左侧，原子半径逐渐增加，因为原子核的电荷数相对较小，吸引力较弱。
相比之下，右侧的周期上的元素具有较高的核电荷数，因此原子半径较小。
在同一周期内，原子半径由左到右逐渐减小。
这是因为随着电子层数的增加，核电荷数也在增加，导致电子云向原子核靠拢。
正离子和负离子的半径也遵循一些类似的周期趋势。
正离子半径由上至下逐渐减小，而负离子半径由上至下逐渐增加。
4. 应用和意义原子半径和离子半径对于理解元素和化学反应的性质至关重要。
原子半径离子半径大小比较
原子半径离子半径大小比较原子与离子的概念在化学研究中，原子和离子是两个重要的概念。
原子是构成物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
而离子是原子失去或获得电子后带有正电荷或负电荷的带电粒子。
原子和离子的大小对于化学性质和反应有着重要的影响。
原子半径的概念原子半径是指原子核到最外层电子轨道所处位置的距离。
原子半径的大小通常以皮克米（pm）为单位。
原子半径的大小受到原子核的吸引力和外层电子的排斥力的影响，不同元素的原子半径大小有所差异。
离子半径的概念离子半径是指带电离子中离子核心到外层电子轨道所处位置的距离。
离子通常比原子更大或更小，根据原子失去或获得电子的情况，离子半径会发生变化。
正离子由于失去电子，通常比原子半径小；负离子由于获得电子，通常比原子半径大。
原子半径与离子半径大小的比较通常情况下，原子半径大于相应的正离子半径，因为失去电子后，电子轨道收缩，使得离子半径比原子半径小。
例如，氯原子的半径大于氯离子（Cl-）的半径。
而负离子的离子半径通常大于原子半径，因为获得电子后，电子云扩大，使得离子半径比原子半径大。
例如，氧原子的半径小于氧离子（O2-）的半径。
不同元素的原子和离子半径大小比较也会受到周期表位置的影响。
同一周期内，随着原子序数增加，原子和离子半径逐渐增大；而同一族内，随着原子序数减小，原子和离子半径逐渐减小。
这些规律性的变化对于理解元素性质和化学反应机制具有重要意义。
综上所述，原子半径和离子半径的大小比较取决于原子或离子的电子结构和电子排布方式。
虽然在化学研究中，实验测量和计算计算得出的数值有所不同，但通过对原子和离子半径大小的比较，可以更深入地探讨元素的性质和化学反应。
如何判断原子半径和离子半径的大小
如何判断原子半径和离子半径的大小
1.原子半径和离子半径之间的大小是由原子核和电子层的结构决定的，而不是由原子本身决定的。
因此，可以根据原子核和电子层的结构来判断
原子半径和离子半径的大小。
2.原子半径是根据原子核的中心空穴密度和电子层密度决定的，如果
原子核的中心空穴密度比电子层密度大，则原子半径会稍大。
3.离子半径是由电荷决定的，离子的电荷在正电荷和负电荷之间，如
果正电荷较多，则离子半径会更大；如果负电荷较多，则离子半径会更小。
4.原子半径和离子半径还可以通过原子的电离能来区分。
电离能越低，原子半径越大；电离能越高，离子半径越小。
5.根据电子层结构和电荷的不同，可以根据原子半径和离子半径的变
化可以判断原子半径和离子半径的大小。
6.如果原子的电离能低于离子的电离能，则表明原子半径比离子半径大；如果离子的电离能低于原子的电离能，则表明离子半径比原子半径大。
7.原子半径和离子半径还可以通过原子的大小、电子层结构和电荷的
分布来区分。
原子的大小与电子层结构和电荷的分布有关，当电子层结构
和电荷分布均匀时，原子的半径比离子的半径大，反之则小。
8.此外，还可以参考原子的电离能和离子的电离能，原子的电离能越低，原子半径越大。
【高三】如何比较原子或单核离子半径
【高三】如何比较原子或单核离子半径我们知道原子和单原子离子都是由原子核和核外电子组成，而原子核的半径约为原子半径的几万分之一，原子或单原子离子的半径主要由核外电子的排布决定。
也就是说，原子或单原子离子的半径主要由核外电子的排布以及原子核对最外层电子的作用等因素共同决定。
下面从影响原子或单原子离子的半径的因素着手，分析归纳比较原子或单原子离子半径的一些规律。
1.同种元素的不同粒子的半径的比较核电荷数相同，录入电子的促进作用可以指出就是对数成正比的，此时粒子的半径主要就是由核外电子数同意的，电子数目越多，原子的半径越大。
具体内容存有以下几种情况：(1)阴离子半径>原子半径，如r(cl－)>r(cl)(2)阳离子半径<原子半径，如r(na＋)<r(na)(3)变价金属元素：高价阳离子半径<低价阳离子半径如r(fe3＋)<r(fe2＋)2.电子总数相同的相同粒子的半径的比较电子层结构相同时，应主要考虑原子核对最外层电子的作用。
此时核电荷数大，原子核对电子的作用就强，因此粒子的半径就小。
如r(f－)>r(na＋)>r(al3＋)3.同周期元素原子半径比较（稀有气体除外）当原子的电子层数相同时，最外层电子处于同一个层，因而离核距离在同一个级别上，此时原子半径主要由核电荷数决定。
核电荷数越多，核对最外层电子的作用超强，因此原子半径越大。
如r(na)>r(g)>r(al)>r(si)>r(p)>r(s)>r(cl)4.同主族元素原子或单核离子半径的比较这里主要讨论的是在元素周期表中同纵行的情况，且只讨论主族元素。
由于结构相似，仅是电子层数不同，因而此时原子（或单原子离子）半径主要由电子层数决定。
电子层数越多，半径越大。
如r(li)<r(na)<r(k)<r(rb)<r(cs)r(li＋)<r(na＋)<r(k＋)<r(rb＋)<r(cs＋)，r(f)<r(cl)<r(br)<r(i)，r(f－)<r(cl－)<r(br－)<r(i－)。
离子半径和原子半径的区别
离子半径和原子半径的区别
离子半径和原子半径的区别主要体现在以下两点：
(1)离子半径比原子半径小得多，如Na+、 Cl-等离子，它们的半径比原子半径小得多。
原子核中质子数等于核外电子数，所以核外电子数目也等于核电荷数目。
原子半径指核外电子与核的距离。
(2)虽然离子半径比原子半径小得多，但由于原子核较小，原子核外的电子层相对于原子核来说只占一小部分空间。
所以，通常认为原子核的半径大约是原子半径的一半。
但是，如果电子层比原子核小很多时，可以忽略不计。
这时，离子半径会比原子半径大得多，即电子层比原子核小得多。
例如Na+、Cl-的半径比原子半径小几十倍，而Cl-的半径却比原子半径大近千倍。
此外，离子在形成化合物时，经常有一个电子转移到另一个电子上，使离子带正电，原子失去一个电子带负电，从而使离子半径增大，如Na+转变成Cl-。
又如Fe3+中Fe失去两个电子带正电，半径比原来Fe2+的半径增大一些。
4．其它离子和原子核间的引力与该离子或原子核间的核内引力相同。
例如，一个大于Fe原子核半径几十倍的原子核带一个小于Fe 原子核半径的电子，它们之间的核内引力与核内电子间的核内引力是相同的，因而Fe与Fe之间没有静电引力。
4．其它离子和原子核间的引力与该离子或原子核间的核内引力相同。
例如，一个大于Fe原子核半径几十倍的原子核带一个小于Fe
原子核半径的电子，它们之间的核内引力与核内电子间的核内引力是相同的，因而Fe与Fe之间没有静电引力。
离子半径大小比较口诀
（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<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价硫>硫原子>四价硫>六价硫
原子和单核离子半径大小比较
原子和单核离子半径大小比较“三步曲”：
令狐采学
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。
元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸)反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱．（金属的相互置换）元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容
易(或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）。
原子、离子半径的比较
对于微粒半径的比较 ,是化学高考的热点，对学生来说，亦是个难点 .因为相对来说 ,此节的内容理论性较强，比较抽象 .
要比较微粒半径的大小 ,可以根据元素间在元素周期表中的位置来判断 ,它们的判断口诀为 :
同层核大半径小 ,同族核大半径大 .
但是 ,这个口诀只能针对原子半径大小的比较 ,对于其它微粒 ,比如离子等的比较则无能为力 .对于其它微粒的比较，我们只要按照以下顺序操作即可 (注意 :
需在可以比较的情况下 ). ①电子层数 .电子层数多 ,半径大 .可以这样理解，电子在原子核外按层排布 ,类似于洋葱，皮 (层)多,洋葱 (原子 )的半径自然就大 .
②如果电子层数相同，则比较核电荷数,核电荷多 ,则半径小 .
(解释 :
电子层相同时，核电荷越多 ,原子核对核外电子的吸引力越大，原子核自然
将电子的距离拉的更近 !)
③如果电子层数还是相同时,则比较电子数 ,电子数多，半径大 (形象记忆 :
多 "吃" 了一个电子，则长胖了 !解释 :
电子和电子之间存在一个排斥作用力 ,电子越多 ,相互之间的排斥越强烈，自然要占据更大的空间 )
例题 :
1、Mg 和 O 的半径大小比较
Mg > O，原因：
Mg 有三个电子层，比O（2 个电子层）多，所以半径大
2、Mg2+和 O2-的半径大小比较
它们的电子层都是 2，但是 O 的核电荷小于 Mg，故 O2-的半径大于 Mg2+的半径。
3、Cl 和 Cl-的半径大小比较
它们的电子层数和核电荷数都相同，但是Cl-比 Cl 多一个电子，所以半径：Cl->Cl。
原子、离子半径的比较
对于微粒半径的比较,是化学高考的热点，对学生来说，亦是个难点.因为相对来说,此节的内容理论性较强，比较抽象.
要比较微粒半径的大小,可以根据元素间在元素周期表中的位置来判断,它们的判断口诀为:
同层核大半径小,同族核大半径大.
但是,这个口诀只能针对原子半径大小的比较,对于其它微粒,比如离子等的比较则无能为力.对于其它微粒的比较，我们只要按照以下顺序操作即可（注意:
需在可以比较的情况下）. ①电子层数.电子层数多,半径大.可以这样理解，电子在原子核外按层排布,类似于洋葱，皮（层）多,洋葱（原子）的半径自然就大.
② 如果电子层数相同，则比较核电荷数,核电荷多, 则半径小.
（解释:
电子层相同时，核电荷越多,原子核对核外电子的吸引力越大，原子核自然将电子的距离拉的更近!）
③ 如果电子层数还是相同时,则比较电子数,电子数多，半径大（形象记忆:
多"吃"了一个电子，则长胖了!解释:
电子和电子之间存在一个排斥作用力,电子越多,相互之间的排斥越强烈，自然要占据更大的空间）
例题:
1、Mg 和O 的半径大小比较
Mg > O,原因：
Mg 有三个电子层，比O（2 个电子层）多，所以半径大
2、Mg2+和02-的半径大小比较
1/ 2
它们的电子层都是2,但是0的核电荷小于Mg，故02-的半径大于Mg2+的半径。
3、Cl和Cl-的半径大小比较
它们的电子层数和核电荷数都相同，但是Cl-比CI多一个电子，所以半径：Cl->Cl
2/ 2。
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原子和单核离子半径大小比较“三步曲”：
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。
元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸)反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱．（金属的相互置换）
元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易(或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）。