化学、原子半径怎么比较大小。

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

1电子层数

2最外层电子数,最外层电子数越多原子半径越大

3核电荷数,核电荷数增加,原子半径越小（因为核电荷数增大,即原子核增大,正电变大使原子核外电子更靠近原子核,因此核电荷数变大原子半径反而会变小）

这些规律可以从元素周期律总结出来

原子半径随着原子序数（Z）的递增而发生周期性变化。在短周期中，原子核对外层电子的吸引作用随着原子序数的递增而相应增强，产生收缩效应，使原子半径逐渐减小。在长周期中，d区元素的原子半径减小较慢，甚至由于“镧系收缩”现象，同一副族的第五和第六周期过渡元素的原子半径近乎相等。同一主族元素，自上而下由于电子层数增多，原子半径明显趋于增大。原子半径大小与以下两个方面有关

电子层数

核内质子数

（核内质子数=核电荷数）

电子层数越多

原子半径就越大

核内质子多

那么原子核质量就大

对电子的束缚能力就强

原子半径反而越小

比较统一周期的原子半径大小

就看核内质子朱

比较用一族元素

就看电子层数

如果两种元素的周期和族都不同

那么主要考虑电子层数

与最外层电子数一般没有关系

如果将原子假设成一个球体的话，

标准原子的直径大约为10<SUP>-8

</SUP>厘米。

方法/步骤

1

根据元素在元素周期表中的位置来判断:

同层核大半径小；同族核大半径大

比如：Na>Mg K>Na

2

对于其他微粒：阳离子、阴离子来说，我们可以按照一下的顺序来比较：

1、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

3

2、电子层数相同，则比较核电荷数,核电荷多,则半径小

可以理解为：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，原子核将电子的距离拉的更小!

4

3、电子层数相同,则比较电子数,电子数多，半径大(直观感觉:多"吃"了一个包子，就长胖了，也就是粗了一圈）

END

例题练习

1

Al和O比较大小：Al有三个电子层，O有两个电子层，所以Al>O

2

Al 3+ 和F-比较大小：电子层都是2，又因为Al的核电荷（序数）大于F，所以Al3+>F-

3

Na 和Na+比较大小：它们的电子层数和核电荷数都相同，

但是Na+比Na少了一个电子，所以Na>Na+

同理：Cl- >Cl

END

自我总结篇

1

学习的过程是自我总结的过程，不紧要主动，更加要认真。没有做不好的事，就看你做不做，抱着什么样的态度去做！

END

注意事项

化学的学习在于自己的总结，所以要认真去思考

端正自己的态度，好好努力都会成功的

原子半径随着原子序数（Z）的递增而发生周期性变化。在短周期中，原子核对外层电子的吸引作用随着原子序数的递增而相应增强，产生收缩效应，使原子半径逐渐减小。在长周期中，d区元素的原子半径减小较慢，甚至由于“镧系收缩”现象，同一副族的第五和第六周期过渡元素的原子半径近乎相等。同一主族元素，自上而下由于电子层数增多，原子半径明显趋于增大。原子半径大小与以下两个方面有关

电子层数

核内质子数

（核内质子数=核电荷数）

电子层数越多

原子半径就越大

核内质子多

那么原子核质量就大

对电子的束缚能力就强

原子半径反而越小

比较统一周期的原子半径大小

就看核内质子朱

比较用一族元素

就看电子层数

如果两种元素的周期和族都不同

那么主要考虑电子层数

与最外层电子数一般没有关系

如果将原子假设成一个球体的话，

标准原子的直径大约为10

-8

厘米。

原子半径的规律：

1、除第1周期外，其他周期元素（稀有气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；

2、同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。（五、六周期间的副族除外）

俄国化学家门捷列夫于1869年发明周期表，此后不断有人提出各种类型周期表不下170余种，归纳起来主要有：

短式表（以门捷列夫为代表）、长式表（维尔纳式为代表）、特长表（以波尔塔式为代表）；平面螺线表和圆形表（以达姆开夫式为代表）；立体周期表（以莱西的圆锥柱立体表为代表）等。

元素周期表的发展历程：

现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家门捷列夫(Dmitri Mendeleev)首先创造的，他将当时已知的63种元素依相对原子质量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一列，制成元素周期表的雏形。经过多年修订后才成为当代的周期表。

元素在周期表中的位置不仅反映了元素的原子结构，也显示了元素性质的递变规律和元素之间的内在联系。使其构成了一个完整的体系，被称为化学发展的重要里程碑之一。

参考资料来源：百度百科——元素周期表

元素周期表同一周期从左至右是从大到小的关系，同一主族从大到小的关系是由下至上。P与S是同一周期的在S左侧，所以P原子半径大于S。S与O是同一族，在O的下面，所以S原子半径大于O。P与CL为同一周期元素，P在CL左侧，所以P的半径大于CL，F与CL为同一族元素，CL在F下方，所以CL原子半径大于F。整理出来的结果是P〉S〉O，P〉CL〉F。

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。

如铝原子和氧原子，可以通过硼原子转换，r(Al)>r(B) >r(O)，也可以通过硫原子转换，r(Al)>r(S)>r(O)。

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