3.半径大小的比较规律
元素周期表中如何判断原子半径大小
元素周期表中如何判断原子半径大小在元素周期表中，原子半径大小是一个重要的物理性质，它影响到原子的化学性质和元素之间的反应。
原子的半径可以通过周期表上的位置来判断，随着原子序数增加，原子半径通常会呈现一定规律性的变化。
下面将从周期表的排列规律、主要趋势和特殊情况等方面来探讨如何判断原子半径大小。
周期表的排列规律元素周期表的横向行称为周期，纵向列称为族。
从周期表中我们可以看到，原子半径随着周期数的增加而变化。
在同一周期内，随着元素原子序数的增加，原子半径会逐渐减小。
这是因为原子核上的正电荷数目逐渐增加，吸引外层电子的作用也随之增强，使得电子向原子核靠近，从而导致原子半径减小。
主要趋势•原子半径随周期数递减: 在同一周期内，原子半径随着原子序数的增加而递减。
例如，碱金属元素钠（Na）和铷（Rb）在同一周期内，由于原子核的正电荷数目不断增加，因此铷的原子半径要大于钠的原子半径。
•原子半径随族数递增: 在同一族内，随着原子序数的增加，电子层逐渐增加，原子的半径也随之增加。
例如，氢（H）、碱金属元素锂（Li）和钠（Na）在同一族内，原子半径由氢最小，锂次之，钠最大。
特殊情况•内层电子屏蔽效应: 内层电子可以屏蔽外层电子对原子核的吸引力，使原子半径稍微扩大。
例如，在4A族中，镁（Mg）的原子半径要大于钠（Na），是因为镁的电子构型中有两个电子在3s轨道上，在4s轨道上只有一个电子，这种内层电子的屏蔽效应导致镁的原子半径略大于钠。
•离子半径与原子半径的比较: 在某些情况下，离子的半径和原子的半径会有所不同。
通常，正离子的半径要小于原子的半径，负离子的半径要大于原子的半径。
通过周期表的排列规律以及主要趋势和特殊情况的分析，我们可以判断元素在周期表中的原子半径大小。
原子半径的大小关系到原子的化学性质和反应方式，深入了解原子半径大小可以帮助我们更好地理解元素周期表和元素之间的关系。
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。
简单离子半径的比较方法
简单离子半径的比较方法
简单离子半径的比较方法主要是通过不同实验手段和理论模型来确定离子的半径大小。
离子的半径是指离子在晶体结构中的离子半径大小，是一个重要的物理性质，对于理解物质的化学性质和晶体结构具有重要意义。
下面将介绍几种简单离子半径的比较方法：
1. 硬球模型比较法：硬球模型是最简单的模型，将离子看作是硬球，通过实验测量不同离子的晶体结构参数，如晶胞参数、晶胞体积等，可以计算得到离子的半径大小，从而比较不同离子的大小。
2. X射线衍射法：X射线衍射是一种常用的实验手段，可以通过测量晶体的衍射图案来确定晶体结构参数，包括离子的位置和离子间距离，进而计算得到离子的半径大小。
3. 晶体结构拟合法：通过计算晶体结构中离子的排列方式和间距，结合理论模型进行拟合，可以得到离子的半径大小，从而比较不同离子的大小。
4. 离子半径的规律比较法：根据离子的电子构型和周期性规律，可以通过简单的规律推导来比较不同离子的半径大小，如离子半径随电子层数增加而增大，离子半径随原子序数增加而减小等。
5. 离子半径的晶体化学法：根据晶体结构的化学键类型和离子的电荷大小，可以通过晶体化学的知识来推断离子的半径大小，如在同一晶体结构中，离子半径较大的离子往往占据较大的位置，离子半径较小的离子占据较小的位置。
通过以上不同的比较方法，可以准确确定离子的半径大小，从而进行离子半径的比较分析。
离子半径的比较对于理解离子的化学性质和晶体结构的稳定性具有重要意义，为化学研究提供了重要的参考依据。
微粒半径大小的比较方法及规律
D项中Na、K、Rb、Cs最外层电子数相同，电子层数依次增多， 半径依次增大，故D项错误； 而B项中因S2－、Cl－比Na＋、Al3＋多一个电子层，故S2－、Cl－半 径比Na＋、Al3＋大，而S2－、Cl－和Na＋、Al3＋也分别适用“序小 径大”的原则，则S2－>Cl－>Na＋>Al3＋，故B项正确。 答案 B
)
A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－
B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．Na<Mg<Al<S
D．Cs<Rb<K<Na
解析 A项中四种离子核外电子数相同，随着核电荷数增多，离
子半径依次减小，即Al3＋<Mg2＋<Na＋<O2－，故A项错误；
C项中Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，故C项错误；
3．离子半径 (1)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。 (2)同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。 (3)所带电荷、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较， 例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照，可知：r(K＋)＞ r(Na＋)＞r(Mg2＋)。
典例3 下列微粒半径大小比较正确的是(
数小于 Y 元素的原子序数，即 Y>X ；而 Z 和 Y 两元素的原子核外 电子层数相同，Z元素的原子半径小于 Y元素的原子半径，所以，
Z元素的原子序数大于Y元素的原子序数。
答案 D
理解感悟
根据微粒半是高考中的常考题型，熟练比较微粒半径的大小，可起到事半功
倍的效果。在应用该方法时，要特别注意题中给出的条件，找出 相同点和不同点进行比较，要注意不要因忽视某些条件而出现错
化学键重难点讲解
化学键重点：离子键，共价键。
难点：化学键的概念，化学反应的本质。
重难点讲解1．比较原子半径和离子半径大小的规律。
（1）电子层数越多，半径越大；电子层数越少，半径越小。
如F＜Cl＜Br＜I;Li+＜Na+＜K+＜Rb+。
（2）对于电子层结构相同的离子，核电荷多的半径小；核电荷数少的半径大。
如S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+。
但注意，稀有元素原子半径一般比同周期相邻的非金属元素原子的半径大。
（3）对于同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
如：Cl-＞Cl,Fe＞Fe2+＞Fe3+,H-＞H＞H+。
2．学习离子键时应注意哪些问题?（1）正确理解离子键中静电作用的涵义①静电作用包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子之间、原子核之间的静电排斥作用，当阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，于是阴、阳离子间就形成了稳定的离子键。
②由于离子键是静电吸引与静电排斥的平衡，所以阴、阳离子间既不能离得太远，又不能靠得太近，当离子化合物被熔化或溶解于水时，离子键即遭到破坏，这时离子可以自由移动。
（2）了解离子键的成键原因（3）了解离子的结构特征离子的结构特征包括离子的电荷，离子的电子层结构和离子的半径三层含义。
①离子的电荷离子是带电荷的原子或原子团，离子所带的电荷和数目与原子成键时得失电子数有关，如氯气跟镁反应生成氯化镁，每个镁原子失去2个电子形成Mg2+，每个氯原子得到1个电子形成Cl-②离子的电子层结构主族元素形成的离子的电子层一般是饱和的（即各层电子数只为2，8，18等值），如Li+,Be2+,H-等离子最外层是2个电子；Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Al3+、S2-、F-、Cl-等离子最外层是8个电子。
③离子半径不论是原子半径还是离子半径，都与它们的原子核对核外电子的吸引力及电子间相互排斥力的相对大小有关，一般只需考虑核电荷数、核外电子排布情况，具体规律可参见前面章节的有关内容。
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。
原子半径比较口诀三句话
原子半径比较口诀三句话
1. 同周期原子半径逐渐减小呀，就像跑步比赛，越往后的选手位置越靠前，比如钠原子半径就比镁原子半径大哟！
2. 同族原子半径逐渐增大呢，这就好比排队，越往下排人就越多，原子半径也就越大，像氟原子半径就比氯原子半径小嘛！
3. 具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大半径越小哇，这不就像举重，力气大的能举起更重的东西，原子半径就小，比如钠离子半径小于镁离子半径呀！
4. 原子半径大小有规律，同周期从左往右减呀，就像爬山，越往上路越窄，像铝原子半径就小于硅原子半径呢！
5. 同主族从上往下增呀，如同下楼，越往下楼层越多，原子半径越大，碘原子半径就比溴原子半径大很多嘛！
6. 电子层越多半径越大呗，这就好像房子，层数越多空间越大，原子半径也就大，钾原子就比钠原子半径大不少呀！
7. 原子半径比较别发愁，记住这些就不愁呀，好比记单词有技巧，轻松就能掌握，像碳和硅的原子半径比较就很明显嘛！
8. 原子半径的秘密在这里，三句话让你搞清楚呀，就像找到了解题的钥匙，一下子就明白了，比如氮和磷的原子半径差异就很清楚啦！
9. 简单口诀记心间，原子半径不再难呀，好像有了导航，再也不会迷
路，像氧和硫的原子半径比较就很简单嘛！
10. 原子半径比较很有趣，三句话让你爱上它呀，就像喜欢一个游戏，越玩越上瘾，比如铁和铜的原子半径比较也能轻松搞定呢！
我的观点结论：通过这三句话的口诀，能够比较轻松地掌握原子半径的大小规律，真的很实用呀！。
专题一微粒半径大小的比较学案及训练
专题一微粒半径大小的比较(学案及训练)知识梳理—、知识要点粒子半径大小的比较——”四同”规律(1)同周期——"序大径小"①规律：同周期,从左往右，原子半径逐渐减小。
②举例：第三周期中：厂(Na) >r(Mg) >/-(AI) >r(Si) >A(P)>A(S) >/-(CI)o(2 )同主一"序大径大，①规律：同主族，从上到下,原子(或离子)半径逐渐增大。
②举例J :碱金属：厂(Li) < r( Na ) < /•( K ) < r( Rb ) < r( Cs ) ,/■(□*) < r( Na+ ) < A( K+ ) < r (Rb+ ) <r(Cs* )o(3)同元素①同种元素的原子和离子半径t匕较——"阴大阳小"。
某原子与其离子半径比较,其阴离子半径大于该原子半径,阳离子半径小于该原子半径。
如:r(Na* ) <r(Na) ; r(CI-) "(Cl) °②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——"数大径小"。
带电荷数越多,粒子半径越小。
如:r(Fe3+ ) <r(Fe2+ ) <r(Fe)o(4 )同结构——”序大径小"①规律：电子层结构相同的离子,核电荷数越大，离子半径越小。
②举例:/-(O2-) >f( F-) >r( Na+ ) >r( Mg2* ) >r( AP* )。
所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。
例：比较门Mg2+ )与厂(K+ )可选/•( Na♦)为参照，可知厂(K+) >r(Na* ) >r(Mg2+ )0二、核心素养例题：下列各组粒子，按半径由大至U小顺序排列正确的是（）A. Mg、Ca、K、Na B . S2-x Cl-、K\ Na + C ・ Br-X Br x Cl、S D ・ Naj AP\ Cl- F-［微粒半径大小比较题目解题模板］答案B 强化训练1・已知下列原子的半径：根据以上数据，P原子的半径可能是( )A . 1.10x10—10 mB . 0.80x10—10 mC ・ 1.20xlO-10 mD ・ 0.70 xlO-10 m解析根据元素周期律可知,磷原子的半径应在Si和S原子之间,故答案为选项A。
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 。
离子半径比较规律
化学离子半径比较规律，
（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
（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。
如铜离子<亚铜离子<铜原子负二价硫>硫原子>四价硫>六价硫。
比较微粒半径大小的七条规律
1、同周期元素原子半径随原子序数递增逐渐减小（0族元素除外）
2、同主族元素原子半径随原子序数的递增逐渐增大。
Al <Mg <Na <F <O <N 3+ 2+ + 如：Fe3+<Fe2+<Fe；
6、电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小。
-
2-
3-
7、核电荷数不同，电子层结构也 不同的阴、阳离子半径的相对大 小，可借助元素周期表中的某中 元素作参照进行判断。
比较微粒半径大小的七条规律
1、同周期元素原子半径随原子序数递增 逐渐减小（0族元素除外）
2、同主族元素原子半径随原子序数的 递增逐渐增大。
3、同周期元素阳离子半径或阴离子 半径随原子序数的递增逐渐减小。
如第三周期中离子 Na+>Mg2+>Al3+；P3->S2->Cl-
如Li+、K+、Se2-、Ca2+离子半径大小为：
3、同周期元素阳离子半径或阴离子半径随原子序数的递增逐渐减小。
+
+
如Li+、K+、Se2-、Ca2+离子半径大小为：
P3->S2->Cl-
如：Fe3+<Fe2+<Fe；
Ⅶ A主族中 F-<Cl-<Br-<I-
Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-<N3-
F-<Cl-<Br-<I-
6、电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小。
Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-<N3-
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（Mg2+） r（Al3+) r(P3－） r(S2－) 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(Fe3+） r(Fe2+） 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（O2－) r(F－） r（Na+） r(Mg2+） r(Al3+）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（）A。
粒子半径大小的方法
判断粒子半径大小的方法一、同种元素粒子半径大小比较1、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，阴离子半径大于相应原子半径2、同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
二、不同种元素粒子半径的比较1、同一周期元素，电子层数相同，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子的半径、最低价阴离子半径均逐渐减小（仅限主族元素）。
同一周期各元素，阴离子半径一定大于阳离子半径。
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。
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。
4、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。
三、隐含性质规律1、原子半径隐含性质规律在主族元素中，原子半径越大，失电子能力越强，还原性越强，金属性越强；半径越小得电子能力越强，氧化性越强，非金属性越强。
因此同一周期从左到右金属性由强渐弱，非金属性由弱渐强；同一主族从上到下金属性渐强，非金属性渐弱。
2、离子半径隐含性质规律（1）对于金属阳离子，离子半径越大，与oh-结合能力越弱，则碱性越强；得电子能力越弱，则氧化性越弱。
对于非金属阴离子，离子半径越大，与h+结合能力越弱，则酸性越强；失电子能力越强，则还原性越强。
（2）对于阴阳离子构成的离子化合物，阳（阴）离子相同时，阴（阳）离子半径越大，其离子键越弱，熔、沸点就越低。
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,它们判断的口诀为: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)钠离子<氧离子<铝离子在中学化学中，微粒半径的大小比较是常见题型，相关规律总结较多，各类教辅资料都有详细介绍，但笔者在教学实践中发现大多数资料总结地较繁杂冗长(少则6、7条，多则10余条)，甚至还有个别错误(如“电子层数多半径较大”等)，学生普遍反映规律多且乱，不实用，运用较困难.笔者结合高中化学考查实际，总结出三条规律可以轻松破解这一难题.一、三条规律1.原子半径大小比较:结合原子所在元素周期表中位置判断，位于周期表左方、下方的原子半径大，位于周期表右方、上方的原子半径小，即“左下大，右上小”.需要强调的是原子半径最小的原子是H，位于周期表左上方是特例.如r(Na)>r(Mg)>r(AI)>r(C)>r(N)>r(0)>r(F). 2.离子半径大小比较:电子层数不同时电子层数多半径大，如r(K十)>r(Na+)>r(U十),r(Cl一)>(Na十);电子层数相同时，核电荷数小半径大，如r(O2一)>r(F一)>r(Na)>r(Mg).3.同种元素原子、离子间半径大小比较:电子数多半径大.如:r(Na)>r(Na+)，r(F一)>r(F)，r(Fe)>r(Fe2十)......(本钠原子和氯原子都有三层电子，它们的等效模型是：钠的原子核的有1个正电荷，外围有1个电子围绕它旋转，而氯的原子核有7个正电荷，外围有7个电子围绕它旋转，钠的1个电子之受到1个正电荷的吸引力，而氯的每个电子受到7个正电荷的吸引力，所受到的吸引力比钠的电子大得多，所以氯原子的半径要小，钠原子的半径大 而钠离子的外层只有两层电子，且带正电，平均每个电子受到多余一个正电荷的吸引，氯离子的外层有三层电子，且带负电，平均每个电子受到不到一个正电荷的吸引，因此钠离子的半径小于氯离子的半径1、阴离子半径大于阳离子半径如：Cl->Na+O2-> K+2、相同结构的离子, 原子核电荷数越大,半径越小.如: N3->O2->F->Na+>Mg2+>Al3+3. 同一主族离子,核电荷数越大,半径越大.如: K+>Na+>Li+I->Br->Cl-一般来说,同周期主族元素,半径从左到右依次减少Na>Mg>Al>....>P>S>Cl同族元素,从上到下,半径增加H<Li<Na<K<Rb<Cs<Fr离子半径:离子中电子结构相同的,价态越高半径越小同样是2-8-8结构的离子:S2- > Cl- > K+ > Ca2+同族的离子,从上到下,半径增加H+<Li+<Na+<...比较微粒半径大小的依据——“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，半径越大；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。
元素周期律半径大小比较
元素周期律半径大小比较元素周期律是一种描述元素性质变化的规律性周期表，其中包含了元素的原子序数和一些重要的性质。
其中之一就是元素的原子半径。
原子半径是原子的外层电子云和原子核之间的距离，是衡量原子大小的重要参数之一。
在元素周期律中，原子半径随着元素的原子序数增加而呈现出一定的规律性。
下面将对元素周期律中一些元素的原子半径进行比较。
第一周期元素第一周期包括氢（H）和氦（He）。
氢的原子半径是0.79 Å，而氦的原子半径为0.49 Å。
因为氦拥有比氢更多的电子层，所以原子半径更大。
第二周期元素第二周期包括锂（Li）、铍（Be）、硼（B）、碳（C）、氮（N）、氧（O）和氟（F）。
在这些元素中，原子半径的大小顺序为F < O < N < C < B < Be < Li。
原子序数越大，原子半径越小。
第三周期元素第三周期包括钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）、硅（Si）、磷（P）、硫（S）和氯（Cl）。
在这些元素中，原子半径的大小顺序为Cl < S < P < Si < Al < Mg < Na。
第四周期元素第四周期包括钾（K）、钙（Ca）、钛（Ti）、铬（Cr）、铁（Fe）、镍（Ni）和锌（Zn）。
在这些元素中，原子半径的大小顺序为Zn < Ni < Fe < Cr < Ti < Ca < K。
结论通过对元素周期律中部分元素的原子半径进行比较，可以看出随着周期数的增加，原子半径整体上是呈现出递减的趋势。
这是由于原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，导致外层电子云更加靠近原子核，进而使原子半径减小。
原子半径的大小对于元素的化学性质和化合物的形式有着重要影响，因此对于元素周期律中的原子半径大小比较有着重要的研究意义。
以上就是对元素周期律中一些元素原子半径大小的比较，希望对您有所帮助。
阳离子半径大小比较规律
阳离子半径大小比较规律阳离子半径是指一个原子失去一个或多个电子后，形成的带正电的离子的半径大小。
在化学中，阳离子半径大小的比较规律对于理解元素的化学性质和化学反应具有重要意义。
本文将从周期表的角度出发，详细介绍阳离子半径大小比较规律。
我们需要了解周期表的结构。
周期表是将元素按照其原子序数和化学性质排列的表格。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间则是过渡元素。
根据元素的位置不同，阳离子半径的大小也会有所变化。
在同一周期内，元素的原子核电荷数逐渐增加，而电子层的数量保持不变。
由于电子层的层数相同，所以原子核与电子层之间的吸引力相对较强，导致阳离子半径变小。
因此，在同一周期内，随着原子序数的增加，阳离子半径逐渐变小。
在同一族内，元素的原子核电荷数相同，而电子层的数量逐渐增加。
由于电子层的数量增加，所以原子核与电子层之间的吸引力相对较弱，导致阳离子半径变大。
因此，在同一族内，随着原子序数的增加，阳离子半径逐渐变大。
过渡元素的阳离子半径大小比较复杂。
过渡元素的电子层结构较为复杂，电子的排布不规则，因此阳离子半径的大小变化不太规律。
在过渡元素中，阳离子半径的大小取决于元素的价态和配位数。
一般来说，过渡元素的阳离子半径比相应的主族元素的阳离子半径要小。
总结起来，阳离子半径大小比较规律主要有以下几点：1. 在同一周期内，随着原子序数的增加，阳离子半径逐渐变小。
2. 在同一族内，随着原子序数的增加，阳离子半径逐渐变大。
3. 过渡元素的阳离子半径大小比较复杂，一般比相应的主族元素的阳离子半径要小。
了解阳离子半径大小比较规律对于理解元素的化学性质和化学反应具有重要意义。
在化学实验和工业生产中，我们经常需要根据元素的阳离子半径大小来选择合适的反应物或催化剂，以达到预期的化学反应效果。
同时，阳离子半径大小比较规律也为我们解释和预测元素的化学性质提供了重要参考。
阳离子半径大小比较规律是研究元素化学性质的重要基础。
原子半径大小比较
原子半径大小比较原子半径是描述原子大小的一个重要指标，它对物质的性质和结构具有重要影响。
原子的大小可以根据不同元素的原子结构和电子排布来判断，而原子半径大小的比较也是研究元素特性和元素化合物的重要基础之一。
原子半径概述原子半径是指原子核到最外层电子轨道或者电子云边界的距离。
根据原子半径的测定方式不同，可以分为共价半径、离子半径和金属半径等不同类型的半径。
在晶体结构中，原子之间的半径大小关系直接影响着晶格的紧密程度和晶格常数。
原子半径大小比较1.金属原子的半径大小比较金属元素的原子半径一般比非金属元素的原子半径大，这是因为金属元素通常具有较多的电子层，并且原子中的电子间的屏蔽效应会使得金属元素的原子半径变大。
例如，铁原子的半径大于氧原子的半径，在Fe2O3等金属氧化物中，Fe原子通过氧化还原反应产生的金属。
金属元素一般具有较大的原子半径，所以在晶格结构中会出现相对较大的原子间距，这也使得金属材料通常具有较好的导电性和热导性。
2.离子原子的半径大小比较离子半径大小与原子的电子结构及原子核电荷数等因素有关。
在化学反应中，金属元素失去电子形成阳离子时，原子半径缩小；非金属元素获得电子形成阴离子时，原子半径增大。
因此，在离子晶体中，阳离子与阴离子之间会形成相对较小的原子间距，离子半径大小的不同将直接影响晶格的稳定性和晶格的结构。
3.共价原子的半径大小比较共价原子的半径大小比较通常指的是原子核之间的距离。
共价键形成时，原子之间会共享电子，共价半径比离子半径要小。
分子中原子的半径大小相互影响共价键的稳定性和分子结构的形态。
例如，在硫化氢分子（H2S）中，硫原子的半径较大，而氢原子的半径较小，这直接影响了硫与氢之间的共价键的性质。
结语不同类型的原子半径大小比较在化学和物理学研究中具有重要的意义，它影响着化合物的性质、晶体结构的稳定性、以及晶格的紧密程度等诸多方面。
通过对原子半径的比较研究，我们可以更好地理解元素和元素化合物的特性，为新材料的设计和合成提供重要的参考依据。
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(Na)；阴离子半径大于相应原子半径。
如r(Cl—)>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(Br)<r(I)，r(F—)<r(Cl—)<r(Br—)<r(I—)，r(Li+)<r（Na+）<r(K+)。
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。
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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
【例题3】 A,B,C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A2-大于C-，B2+ 和C-具有相同的电子层结构。下列判断正确的是（ A.原子序数由大到小的顺序是C>A>B ）
B. 原子半径由大到小的顺序是r(B)>r(A)>r(C)
C.离子半径由大到小的顺序是r(C-)>r(B2+)>r(A2-) D.原子最外层电子数由多到少的顺序是B>A>C
【例题1】下列叙述正确的是 A. 同一主族的元素，原子半径越大素的原子，半径越小越容易失去电子
C. 同一主族的元素的氢化物，相对分子质量越大，它的沸点 一定越高 D. 稀有气体元素的原子序数越大，其单质的沸点一定越高
解析：主族元素单质熔点变化的规律：同一主族的金属元 素如：IA族随着原子半径的增大熔点降低；而同一主族的 非金属元素如：第ⅦA族随着原子半径的增大熔点升高，A 错；同一周期元素的原子，半径越小越不易失去电子，B错。 N、O、F元素的氢化物分子间存在氢键，其沸点比P、S、Cl
的氢化物要高，C错。稀有气体元素的固体属于分子晶体，
原子序数越大则其单质的相对分子质量越大，沸点越高，D 对。 答案：D
【例题2】 W、X、Y、Z均为短周期元素，W的最外层电子数 与核外电子总数之比为7 : 17；X与W同主族；Y的原子序数 是W和X的原子序数之和的一半；含Z元素的物质焰色反应为 黄色，下列判断正确的是
的正电荷越多，其半径越小）。 如：Fe3+＜Fe2+＜Fe、Na+＜Na。 ⑧ 阴离子的半径总比相应的原子半径大。 如：S2－＞S、Cl－＞Cl。
⑨ 电子层结构相同的离子，其半径随核电荷数的增大而减小。
如：S2－＞Cl－＞K+＞Ca2+、F－＞Na+＞Mg2+＞Al3+。 ⑩ 同一元素的不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。 如：Fe3+＜Fe2+＜Fe，H－＞H＞H+。