元素原子離子半徑表資料文檔

元素原子離子半徑表原子半徑的變化規(guī)律：s區(qū)和p區(qū)同一族中的原子半徑自上而下依次增大，同一周期的原子半徑從左至右依次漸小。f區(qū)的原子半徑從左至右依次漸小。所有單原子陰離子的半徑都大于原子本身，而單原子陽離子則小于原子本身。

電子在原子核外的運動是以概率形式表述的，遠離原子核的電子密度以指數(shù)方式下降（見下圖），所以原子沒有精確的半徑。所以化學家需要根據(jù)研究的便利性，為原子半徑提出了多種定義。金屬原子的金屬半徑定義為固態(tài)金屬單質(zhì)中兩個最鄰近原子中心之間距離的一半。有些金屬單質(zhì)在不同的環(huán)境中堆積方式不同，如α-Fe和γ-Fe，由于堆積方式不同，導致根據(jù)核間距平分出來的Fe原子的半徑也有所不同。金屬半徑的值與被選取的金屬單質(zhì)的堆積方式有關(guān)。非金屬元素的共價半徑定義為某種分子中同種元素相鄰原子核間距的一半。原子間可以形成單鍵、雙鍵或三鍵，所以共價半徑的值受被選取的原子間成鍵方式的影響。某離子晶體中相鄰陰、陽離子核間距被定義為陰、陽離子離子半徑之和。如何將陰、陽離子之間的這個距離分配給這兩個離子，顯然是帶有任意性的。一種常見的分配方法是規(guī)定O2?半徑為140pm，余下的距離就被規(guī)定是另一個陽離子的半徑，再用這個陽離子的半徑去規(guī)定其他陰離子的半徑。例如確定MgO晶體中Mg2+半徑的方法是，從相鄰的Mg2+和O2?的核間距減去140pm，就是MgO晶體中Mg2+的半徑。

通過上面的闡述我們發(fā)現(xiàn)，原子半徑和離子半徑的值是受所選取的參考系的影響的，或者說，是被所選取的參考系所決定的。原子半徑和離子半徑的值不是一層不變的。應用拓展

一道體現(xiàn)陽離子半徑測算方法的高考試題2017年全國III卷35題，以離子半徑的確定過程為情境，命制過一道試題。節(jié)選如下：MgO具有NaCl型結(jié)構(gòu)，其中陰離子采用面心立方最密堆積方式，X射線衍射實驗測得MgO的晶胞參數(shù)為a=0.420nm，則r(O2?)為________nm。MnO也屬于NaCl型結(jié)構(gòu)，晶胞參數(shù)為a'

=0.448nm，則r(Mn2+)為________nm。這道題目確定Mn2+半徑的方法是首先確定O2?半徑，再根據(jù)O2?半徑，用MnO晶體中相鄰的Mn2+和O2?的核間距減掉O2?半徑，得到的數(shù)值就是Mn2+半徑。實際上，很多學生在解這道題目時，都會有一個困惑：錳離子和氧離子是否接觸呢？如果接觸，那么可以建立起離子半徑與晶胞邊長的關(guān)系，但是題目中沒交代陰陽離子是否接觸，這就是學生在求算這道試題的障礙。實際上，離子晶體中陰、陽離子是否接觸（只有接觸，才能建立起半徑與邊長的關(guān)系），也是一部分教師的困惑，這個困惑會直接傳導進課堂教學。閱讀了本文上文對離子半徑的規(guī)定的闡述，讀者就可以明確：陰、陽離子的半徑數(shù)據(jù)就是在晶體中尋找相鄰的陰、陽離子，然后對兩者的核間距進行合理分配得出的，與兩種離子是否接觸沒關(guān)系。

表3

原子半徑，r

/pm

?LiBeBCNOF1571128877747371NaMgAlSiPSCl19116014311811010499KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBr235197164147135129137126125125128137140122122117114RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeI250215182160147140135134134137144152150140141135133CsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBi272224188159147141137135136139144155154152?

表中，金屬元素采用金屬半徑，非金屬元素采用共價半徑；金屬半徑采用配位數(shù)為12時的數(shù)據(jù)，共價半徑采用單鍵時的數(shù)據(jù)。

最后，很多課堂交代給學生一個不準確的規(guī)律：電子層越多，半徑越大。讀者可以看上表中Li和Cl的半徑，就知道這一“規(guī)律”是完全不準確的，因為金屬和非金屬的半徑是在不同標準框架下定義的，實際上沒有可比性，高考試題也沒有比較金屬和非金屬半徑大小的。

把功夫下在提升教師自身的學科理解水平上，可能會強于把功夫放在讓學生刷題上，因為對知識的理解不透徹，刷題可能會起反作用。

原子、離子半徑比較的那些事一、我們的思維我們中學老師一般會總結(jié)如下方法來比較微粒半徑的大?。喝幢容^原子離子半徑：1看電子層數(shù)：電子層數(shù)越多半徑越大：例如Na>Li

，Na>Na+，2看核電荷數(shù)：電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大半徑越?。ā靶虼髲叫　保豪齇>F

，

S2—>Cl—

，3看電子數(shù)：電子層和核電荷數(shù)都相同時，電子數(shù)越多半徑越大。例如Cl—>Cl。

上面方法是否正確呢？其實有許多錯誤。1、第二周期元素Li大于第三周期元素Al、Si、P、S、Cl；第二周期元素Be大于第三周期元素P、S、Cl。2、許多離子的半徑比較用上面的方法就是錯誤的。二、高考題的思維下面我們來回答一下：O2-的半徑比F-的半徑大還是?。扛鶕?jù)我們中學老師的思維：電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大半徑越小（“序大徑小”），回答大。而且有高考題為證：2019年高考全國卷II理綜化學第35題：（3）比較離子半徑：F?__________O2?（填“大于”等于”或“小于”）。

答案是小于。2008年山東高考理綜第11題：下列說法正確的是A.SiH4

比CH4

穩(wěn)定

B.O2-半徑比

F-

的小C.Na

和

Cs屬于第

IA

族元素，

Cs

失電子能力比

Na

的強D.P

和

As屬于第

VA

族元素，

H3PO4

酸性比

H3

AsO4的弱答案選C。

但是查文獻得的離子半徑數(shù)據(jù)是：r(O2-)=132pm，r(F-)=133pm。這是什么原因呢？三、我們來充電——原子半徑我們一起來學習一下原子半徑相關(guān)知識。原子半徑定義為核到最外層電子的平均距離。根據(jù)量子力學，核外電子運動沒有固定軌道，沒有明確的界限，只有幾率密度的分布，現(xiàn)代的科學技術(shù)還無法精確測定一個單獨原子的半徑，只能用實驗方法，如X射線衍射法，測定出晶體中相同原子核間距離，或用同核雙原子分子鍵長，被2相除得出。不同元素原子有不同的存在形式，就是同一元素的原子也可能形成不同化學鍵的分子和晶體。因而不同元素的原子半徑可能表現(xiàn)形式不同，就是同一元素的原子半徑也可能有不同形式。根據(jù)測定方法的不同，通常有3種原子半徑：①金屬半徑：

金屬晶體中相鄰兩金屬原子核間距離的一半，稱做該元素原子的金屬半徑，如銅的金屬半徑r金＝127.8pm。②共價半徑：同種元素的兩原子以共價鍵結(jié)合時，其共價鍵鍵長的一半稱做該元素原子的共價半徑，符號表示為pm

或

?，其數(shù)值與幾重鍵結(jié)合有關(guān)，如碳原子的共價半徑r共，單鍵時為77pm，雙鍵時為67pm，三鍵時為60pm。金屬元素原子在一定條件下也可形成共價的雙原子分子，金屬元素原子也有共價半徑，如銅的共價半徑r共為117pm。由于形成共價鍵時，總會發(fā)生原子軌道重疊，通常同一金屬元素的金屬半徑比其單鍵共價半徑要大10%～15%。同周期元素的單鍵共價半徑的變化規(guī)律為從左至右逐漸縮小，可認為是原子核對電子引力增大的緣故。③

范氏半徑：

(范德華氏半徑的簡稱)

非金屬元素和有些金屬元素所形成的分子間或稀有氣體單原子分子間靠分子間力

(范德華力)

相互吸引，其不同分子中兩個相同原子核間距離的一半，稱做該元素原子的范氏半徑，如氯原子的范氏半徑r范為181pm。如圖所示，表示了氯原子的共價半徑和范氏半徑。

原子半徑數(shù)據(jù)只有相對的、近似的意義，而且同一元素的不同半徑，數(shù)值不同(r范>r金>r共)，而且相差較大。使用時不要同時用不同半徑的數(shù)據(jù)。在一般的資料里，金屬元素有金屬半徑和共價半徑的數(shù)據(jù)，非金屬元素則有共價半徑和范氏半徑的數(shù)據(jù)，稀有氣體只有范氏半徑的數(shù)據(jù)。中學課本中給出的原子半徑數(shù)據(jù)除稀有氣體元素外，均為共價半徑，稀有氣體原子半徑是范氏半徑。所以比較原子半徑時一般排除稀有氣體元素。

一般來說在同一族里，從上到下，原子半徑一般是增大的，主族元素由上到下，半徑毫無例外地增大，只是增大的幅度逐漸減小。但是在副族里，屬于第五和第六周期的元素，如Zr與Hf、Nb與Ta、Mo與W，它們的原子半徑非常接近，這主要是由于鑭系收縮的結(jié)果。在短周期(第二和第三周期)里，由左至右原子半徑都是逐漸減小的，長周期元素(第四、第五和第六周期的元素)雖然總的趨勢仍然是原子半徑縮小，但其中的過渡元素特別是鑭系元素減小的趨勢要緩和得多。這是由于屏蔽作用，因此從58號到71號元素原子半徑減少更加緩慢。四、我們來充電——離子半徑離子半徑是表示離子大小的一個物理量。現(xiàn)代測試手段還不能直接量取正負離子球體的半徑。一般所說的離子半徑是：離子晶體中正負離子的核間距離是正負離子的半徑之和。正負離子的核間距為d，則d=r++r—。數(shù)值d可通過晶體的X射線衍射分析實驗測得。并以氟離子F—半徑=133pm，或氧離子O2—半徑=132pm作為標準，然后再推算出其他離子半徑。如實驗測得的氟化鈉的d=230pm，則Na+的半徑是230-133=97pm。離子半徑的大小還要受離子化合物構(gòu)型的影響。一般以氯化鈉構(gòu)型的半徑作為標準，即以配位數(shù)為6作標準

(在每一個鈉離子周圍直接連有6個氯離子，反之亦然。將與鈉離子或氯離子直接相連的帶異電荷的離子數(shù)稱為配位數(shù))。如離子實際配位數(shù)為8，則半徑值應增加約3%，若配位數(shù)為4，則半徑值應下降約5%。在周期表各族中，離子半徑一般隨原子序數(shù)的遞增而增大。同一周期中，陽離子的電荷數(shù)越大，它的半徑越小，陰離子的電荷數(shù)越大，它的半徑越大。當原子失去電子變成陽離子時，半徑要縮小，如鈉原子的半徑為137pm，而鈉離子半徑是97pm。當原子得到電子變成陰離子時半徑要增大，例如氯原子的半徑是99pm，而氯離子的半徑是181pm。若同一元素能形成幾種不同電荷的離子時，高價離子的半徑小于低價離子的半徑。例如Fe2+離子半徑是74pm，F(xiàn)e3+離子半徑是64pm。負離子的半徑較大，約為130～250pm，正離子半徑較小，約為10～170pm。目前仍廣泛應用的離子半徑主要有4種，其中3種離子半徑測算標準對比如表1。

第4種離子半徑是由俄國科學家雅茨米爾斯基（Yatsmirskii）提出的，稱為熱化學半徑與泡林半徑?jīng)]有可比性。

從上表可看出，r(O2-)、

r(F-)大小所選用標準不同，其相對大小有時恰好相反。因此，建議在命題時，尤其是高考命題，最好規(guī)避r(O2-)、

r(F-)的大小比較。

根據(jù)下面文獻中的數(shù)據(jù)，請比較一下氟離子與鈣離子的比較。通過此文的學習，是不是發(fā)現(xiàn)原子、離子半徑比較不是一件簡單的事。

原子、離子半徑比較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(shù)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(Na)；陰離子半徑大于相應原子半徑。如r(Cl—)>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(shù)相同，原子序數(shù)越大，原子半徑、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(shù)相同，電子層數(shù)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)<r(Br)<r(I)，r(F—)<r(Cl—)<r(Br—)<r(I—)，r(Li+)<r（Na+）<r(K+)。③電子層結(jié)構(gòu)相同（核外電子排布相同）的不同粒子，核電荷數(shù)越大，半徑越小。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(shù)、電子層數(shù)、電子數(shù)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(zhuǎn)換，r(Al)>r(B)>r(O)，也可以通過硫原子轉(zhuǎn)換，r(Al)>r(S)>r(O)。典型例題剖析：

[例1]

下列各元素中，原子半徑依次增大的是(

)

A．Na、Mg、AlB．N、O、FC．P、Si、AlD．C、Si、P

[解析]

A中三元素同周期，核電荷數(shù)增大，原子半徑依次減小；B與A相類似，半徑依次減??；C中三種元素同周期且核電荷數(shù)逐漸減小，原子半徑依次增大，C選項正確；D中Si原子半徑最大，故不符合題意。

[例2]

已知aAn+、bB（n+1）+、cCn—、dD（n+1）—均具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，關(guān)于ABCD四種元素的敘述正確的是（

）

A.原子半徑A＞B＞C＞D

B.原子序數(shù)b＞a＞c＞d