原子半径判断

判断原子半径和离子半径的大小
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。

在中学化学里主要比较主族元素和短周期元素的原子半径、离子半径的大小，尽量其中有一定的规律性，但也有一些例外情况，因此只能说是大致的规律。

1.1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)。

如第3周期中各元素原子半径的大小为：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl。

1.2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。

1.3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。

1.4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H
2SO
4
分子中S原子的半径小于H
2
SO
3
分子中S原子的半径。

1.5同主族元素形成的离子半径比较
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-
1.6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
1.7核外电子排布相同的离子的半径比较
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+
1.8同一元素的不同价态离子的半径比较
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。

1.9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Mg
3N
2
、Ca
3
P
2
在水里立即与水反应，由离子态转化为共价
态：
Mg
3N
2
+ 6H
2
O====3Mg(OH)
2
+ 2NH
3
↑
Ca
3P
2
+ 6H
2
O====3Ca(OH)
2
+ 2PH
3
↑
O2-也不能存在于水溶液里，它与水反应生成OH-，由此可知Na
2O、K
2
O、BaO、
CaO与水完全反应生成碱溶液。

2.0离子团化合价：
一价氢氯钾钠银，二价氧钙钡镁锌。

三铝四硅五价磷，二三铁二四碳，铜汞二价最常见，单质零价记心间。

2.1常见原子团化合价口决：
负一硝酸氢氧根，负二硫酸碳酸根，还有负三磷酸根，正一价的是铵根
2.2记金属活动性顺序表可以按照下面的口诀来记：
钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。

2.3周期表口诀
周期表分行列，7行18列，
三短（1，2，3）三长（4，5，6）一不全（7）。