資源描述：
《粒子半徑大小的比較規(guī)律》由會員上傳分享，免費在線閱讀，更多相關內容在學術論文-天天文庫。
1、粒子半徑大小的比較規(guī)律431800湖北省京山一中賈珍貴原子和簡單離子半徑大小的比較是高考的一個重要考點，掌握比較的方法和規(guī)律，才能正確判斷粒子半徑的大小。中學化學里常見粒子半徑大小比較，規(guī)律如下：1.同種元素粒子半徑大小比較：同種元素原子形成的粒子，核外電子數越多，粒子半徑越大。陽離子半徑小于相應原子半徑。如r(Na+)r(Cl)；同種元素不同價態(tài)的離子，價態(tài)越高，離子半徑越小。如r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)、r(H—)>r(H)>r(H+)。2.不同元素粒子半徑的比較：①同周期元素，電子層數相同，原子序數越大，原子半徑、
2、最高價陽離子半徑、最低價陰離子半徑均逐漸減小(僅限主族元素)。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，陰離子半徑一定大于陽離子半徑。如r(O2—)>r(Li+)。②同主族元素，最外層電子數相同，電子層數越多，原子半徑越大，同價態(tài)的離子半徑大小也如此。如：r(F)r(Cl—)
3、>r(Ar)>r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)>r(F—)>r（Na+）>r（Mg2+）>r（Al3+）。④稀有氣體元素的原子，半徑比與它相鄰的鹵素原子的原子半徑大，如r(Ar)>r(Cl)。⑤核電荷數、電子層數、電子數都不相同的粒子，一般可以通過一種參照粒子進行比較。如鋁原子和氧原子，可以通過硼原子轉換，r(Al)>r(B)>r(O)，也可以通過硫原子轉換，r(Al)>r(S)>r(O)。對規(guī)律的理論解釋：影響粒子半徑大小的因素有原子或簡單陰、陽離子的核電荷數、電子層數、電子數等。核電荷數增大，原子核對核外電子的引力增強，使原子半徑減小；電子層數及核外電子數增多，原子核對外層電子的引
4、力減弱，使原子半徑增大。這兩個因素相互制約：當電子層數相同時，核電荷數增大使原子半徑減小的影響大于核外電子數增多使原子半徑增大的影響，核電荷數增大使原子半徑減小占主導地位，所以同一周期，從左至右，原子半徑依次減小；當最外層電子數相同時，電子層數的增多使原子半徑增大的影響大于核電荷數增大使原子半徑減小的影響，電子層數的增多使原子半徑增大的影響占主導地位，所以同一主族從上至小，原子半徑依次增大；當電子層數、核外電子數都相同時，只有核電荷數增大對原子半徑的影響，所以，核電荷越大，原子半徑越??；當核電荷數、電子層數都相同時，電子數增多，原子核對外層電子的引力減弱，使原子半徑增大。影響粒子半徑大小的因素
5、還有測定半徑的方法，根據原子的不同鍵合形式表現的不同“大小”，有三種原子半徑。(1)金屬半徑：它是金屬的原子半徑，就是金屬晶體中兩相鄰金屬原子的核間距的半數值。很明顯，它跟金屬原子的堆積方式或配位數有關。一般說，配位數高，半徑顯得大。常見表中所列數據是折合成配位數為12的金屬原子半徑。金屬原子半徑可以用X射線衍射法測得金屬晶體的晶胞參數，再結合它的點陣型式計算得到。(2)共價半徑：它指兩個相同原子以共價單鍵結合時核間距的半數值。共價半徑近似地滿足加和規(guī)則，即任一共價鍵長約為兩原子半徑之和。(3)范德華半徑：它指在分子型晶體中，不屬于同一分子的兩個最接近的相同原子在非鍵合狀況下，它們核間距的一半
6、。例如，稀有氣體的原子半徑就是范德華半徑。同一種非金屬，它的共價半徑和它的范德華半徑數值是不同的。例如在CdCl2晶體里，測得在不同的“分子”（實際是層狀的大分子）里Cl與Cl間的核間距為：dCl-Cl=3.76×10-10m，取其值的一半定為氯原子的范氏半徑，即：r范（Cl）=3.76×10-10m/2=1.88×10—10m圖氯原子的共價半徑與范氏半徑對非金屬元素，r范＞r共，從圖示可以清楚地看出這一關系。圖示表示出2個Cl2分子，在同一個Cl2分子里，2個Cl原子核間距的一半BF是共價半徑（r共）；在不同的2個Cl2分子間，2個Cl原子的核間距的一半CE是范氏半徑（r范）。顯而易見，r范
7、＞r共。稀有氣體在極低的溫度下形成單原子分子的分子晶體。在這種晶體里，2個原子核的核間距的一半，就是稀有氣體原子的范氏半徑。下面列出非金屬元素和稀有氣體的范氏半徑。非金屬元素和稀有氣體的范氏半徑r范（單位：10-10m）從上表可以看出，r范也有一定的規(guī)律性：在同一周期中，從左到右逐漸減??；在同一族中，從上到下逐漸增大。在一般的資料里，金屬元素有金屬半徑和共價半徑的數據，非金屬元素則有共價半徑和范氏
