1影响微粒半径大小的因素
（1）电子层数
（2）核电荷数
（1）当电子层数相同时,核电荷数越大半径越小；
（2）当电子层数不同时,电子层数越多半径越大
2常见结论：
（1）同一元素原子、离子：简单阴离子半径大于其相应原子半径,简单阳离子半径小于其相应原子半径
（2）同一元素离子：核外电子数越少,半径越小
（3）电子层结构相同的离子：核电荷数越大,半径越小
原子：
先看电子层数层数多的半径大,若电子层数相同,原子序数（或最外层电子数）大的半径小稀有气体除外
离子：
这个考试不会太难
一般同一周期的元素,阴离子半径比阳离子大
若核外电子数相同,原子序数越大,则半径越小（记忆：序数大,引力大,收的拢）
原子与离子比,
若原子得电子变离子,则半径变大（引力不够）
若原子失去电子变离子,则半径变小（少了一层电子层引力也够）
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
首先看其电子层结构，如果电子层数不同，则层数大的其半径就大，如果电子层数相同，其原子序数大的反而小。对于相邻两个周期,前一周期阴离子半径大于后一周期阳离子半径
原子半径大于相应阳离子半径;原子半径小于相应阴离子半径
多价态元素,价态越高,半径越小,如:Fe＞Fe2+＞Fe3+。一句话：核外电子层数不同：电子层越多，半径越大。
核外电子层数相同：质子数越少，半径越大
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，核对电子的作用可认为是近似相等的，此时粒子的半径主要是由核外电子数决定的，电子数目越多，原子的半径越大。具体有以下几种情况：(1)阴离子半径>原子半径，如r(Cl－)>
r(Cl)(2)阳离子半径
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(Mg)
>
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－)。另外，若粒子的电子层数既不相同，结构也不相似，一般是电子层数越多，粒子半径越大。但也有特殊情况，中学阶段不会涉及，因此不作讨论。
一般离子比较大小都比较金属离子的大小，对于同一周期的金属元素，质子数越大，半径越小。因为同一周期的元素离子外面的电子层数是相同的。质子数越大。则与外面的电子作用力越强，整个离子就束缚地越紧，半径也就越小。反之越大。同一主族的金属离子，后面元素的电子层要比前面的元素电子层要多，所以质子数越大的，也就是序数越大的，半径越大。
首先,从3～18号元素，随着质子数递增，原子半径由大到小，经过稀有气体元素后，又重复出现原子半径由到小的变化规律。
原子半径主要由核外电子层数和原子核外电子数决定，同周期，核外层电子数越多，半径越小，比如说第三周期的钠和镁，钠最外层有1个电子，而镁最外层有2个电子，镁的最外层电子数多于钠，镁的原子半径就小于钠，而同族元素则看电子层数决定，电子层数越多，半径就越大。值得注意的是在中学范围内稀有气体比相同电子层数的其他原子的半径要大。
具有相同电子层结构的离子，核电荷数越小，离子半径越大，同一周期从左向右，原子半径逐渐减小。
原子半径要按照元素周期律来判断：
同周期主族元素，从左到右，原子半径减小；同主族，从上到下，原子半径增加。
离子半径一般比较的是同电子构型的，原则是：
阴离子半径大于阳离子半径；
阴离子所带电荷越多，半径越大；阳离子所带电荷越多，半径越小
1同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小(稀有气体元素除外)。如第三周期中：na＞mg＞al＞si＞p＞s＞cl
例：观察na，mg，al，si，p，s，cl，可以得出层数相同，核电荷数越大，半径逐渐减小
以下8个规律按照上面示例进行探究
2同主族原子半径随原子序数的递增逐渐增大如第ⅰa族中:li＜na＜k＜rb<cs
33．同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小。如第三周期中：na+＞mg2+＞al3+。
4．同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。如第三周期中：p3－＞s2－＞cl－
55．同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第ia族中：na+＜k+＜rb＋＜cs+。
6．同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第ⅶa族中：f－＜cl－＜br－＜i－。
7．阳离子半径总比相应原子半径小。如：na+＜na，fe2+＜fe。
8．阴离子半径总比相应原子半径大。如：s2－＞s，br－＞br。
9．电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：s2－＞cl－＞k+＞ca2+；al3+＜mg2+＜na+＜f－。
10．同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。如：fe＞fe2+＞fe3+，
h－＞h＞h+。
比较离子半径大小分三步走，
第一步看电子层数，电子层数越多，半径越大。
第二步，当离子电子层数相同时，核电荷数（原子序数）越大，半径越小。
第三步，当电子层数和核电荷数相同时，电子数越大，半径约大。
比较s2-（硫离子），o2-（氧离子），na+大小？
先看电子层数，可以看出s2-（硫离子）有三层电子层，而o2-（氧离子），na+，只有两层。所以s2-（硫离子）半径在这里最大，然后再看o2-（氧离子），na+它们的电子层数都相同，所以要比较它们的原子序数，很明显是o2-（氧离子）大于na+。
综上所述，s2-（硫离子）＜o2-（氧离子）＜na+
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