原子半徑（原子 半徑）是描述原子大小的參數(shù)之一。根據(jù)不同的尺度和測(cè)量方法，原子半徑的定義是不同的，常見的有軌道半徑和范德華半徑（也稱范式半徑）共價(jià)半徑金屬半徑等。同一個(gè)原子根據(jù)不同的定義得到的原子半徑可能會(huì)有很大的不同，所以在比較不同原子的相對(duì)大小時(shí)，使用的數(shù)據(jù)來(lái)源必須一致。

原子半徑

原子半徑主要受三個(gè)因素影響電子層數(shù)核電荷數(shù)和最外層電子數(shù)。一般來(lái)說(shuō)，電子層數(shù)越多，核電荷越小，最外層電子越多，原子半徑越大。這也使得元素周期表中的原子半徑具有明顯的周期演化規(guī)律。

原子半徑對(duì)元素的化學(xué)性質(zhì)有很大的影響，因此原子半徑的研究在化學(xué)的發(fā)展中具有重要的意義和價(jià)值。

影響原子半徑的因素有三個(gè)：一核電荷數(shù)，核電荷越多，原子核對(duì)核外電子的吸引力越大（電子收縮到原來(lái)的原子核），原子半徑越小；當(dāng)電子層數(shù)相同時(shí)，其原子半徑隨著核電荷的增加而減小；第二個(gè)是最外層的電子數(shù)最外層電子越多，半徑越大；三是電子層數(shù)（電子的層狀排列與離原子核的距離和電子云之間的相互排斥有關(guān)）電子層越多，原子半徑越大。當(dāng)電子層結(jié)構(gòu)相同時(shí)，質(zhì)子數(shù)越大，半徑越小。

原子半徑是由上述一對(duì)矛盾因素決定的。原子半徑隨著核電荷的增加而減小，隨著電子數(shù)和電子層數(shù)的增加而增加。當(dāng)這些矛盾因素的相互作用達(dá)到平衡時(shí)，原子就有了一定的半徑。

只要比較一下上述兩種矛盾因素的相互作用，就不難理解了

不同原子半徑的變化規(guī)律。

一．同期原子半徑定律。

例如，比較鈉和鎂的半徑。

當(dāng)鈉到鎂的核電荷增加一個(gè)時(shí)，原子核外的每個(gè)電子增加一定的力，原子就有收縮的趨勢(shì)，而原子核外的電子也增加一個(gè)電子，由于電子運(yùn)動(dòng)占據(jù)了一定的空間，就有增大原子半徑的趨勢(shì)。實(shí)驗(yàn)表明，鈉的原子半徑大于鎂，說(shuō)明原子半徑因核電荷增加而減小，因電子增加而增大。所以相同周期元素的原子從左到右逐漸減少（稀有氣體除外）

二．相鄰周期元素原子半徑的比較。

實(shí)驗(yàn)結(jié)果表明，鉀原子的半徑就是鈉原子的半徑，說(shuō)明從鈉到鉀，原子半徑增加八個(gè)電子一個(gè)電子層，原子半徑減少八個(gè)核電荷。因此，同一主族元素的原子半徑從上到下逐漸增大。從氖到鈉，核電荷增加一個(gè)，核外電子和電子層都增加一個(gè)由此推斷，鈉的半徑就是氖的半徑，即：原子半徑上的一個(gè)電子和一個(gè)電子層的增加，以及由于增加的核電荷而導(dǎo)致的原子半徑的減少。值得注意的是，電子層數(shù)多的原子半徑不一定大，比如：鋰原子半徑和鋁原子半徑。這是因?yàn)楫?dāng)核電荷增加到八以上時(shí)，原子核半徑的減小越來(lái)越強(qiáng)，已經(jīng)超過(guò)了增加一個(gè)電子層對(duì)半徑的增加。

三．原子及其陰離子或陽(yáng)離子半徑的比較。

比如氯原子和氯離子半徑的比較。

它們的核電荷相同，只是氯離子多了一個(gè)電子，占據(jù)了一定的空間，所以氯離子的半徑就是氯原子的半徑。

原子及其陽(yáng)離子的半徑正好與上述相反。例如：鈉離子半徑和鈉原子半徑。

四．相同電子層結(jié)構(gòu)但不同核電荷的粒子半徑比較。

例如鈉離子鎂離子氧離子和氟離子半徑的比較。

由于核外電子層結(jié)構(gòu)相同，顯而易見，核電荷越多，核外電子的引力越大，粒子半徑越小。所以它的粒子半徑是：鎂離子鈉離子氟離子和氧離子。

通常指用實(shí)驗(yàn)方法測(cè)得的兩個(gè)相鄰原子核間距離的一半。理論上，原子核外的電子沒有嚴(yán)格固定的軌道，所以原子的大小沒有嚴(yán)格的邊界，無(wú)法精確測(cè)量單個(gè)原子的半徑，所以常用的原子半徑數(shù)據(jù)只是相對(duì)的、近似的意義。根據(jù)測(cè)定方法的不同，原子半徑有三種

1）共價(jià)半徑：兩原子之間(原子可以相同，也可以不同)當(dāng)通過(guò)共價(jià)鍵結(jié)合時(shí)，兩個(gè)原子核之間距離的一半。其實(shí)原子核之間的距離就是共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)。

2）金屬半徑：金屬晶體中兩個(gè)相鄰金屬原子間距離的一半。

3）范式半徑：范德華力吸引的相鄰不同分子中兩個(gè)相同原子核間距離的一半。

原子半徑與以下三個(gè)方面有關(guān)

電子層數(shù)為 ，原子核內(nèi)質(zhì)子數(shù)為 

原子核中的質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)）

1.電子層越多， 的原子半徑越大（適用于同主族）

2.原子核內(nèi)有 個(gè)質(zhì)子，所以原子核的質(zhì)量更大， 對(duì)電子的束縛能力更強(qiáng)，但是 的原子半徑更小

3.電子越多， 原子的半徑就越大

對(duì)比同期 的原子半徑，可以看到核內(nèi)質(zhì)

子數(shù)

比較同一組元素取決于電子層數(shù)

如果兩種元素的周期和族不同，那么主要認(rèn)為電子層 的數(shù)目與最外層電子數(shù)無(wú)關(guān)

如果假定原子是一個(gè)球體，標(biāo)準(zhǔn)原子的直徑約為10-10米。

2補(bǔ)充特別說(shuō)明：指原子相互作用有效范圍的一半，即相鄰原子核間距離的一半。原子半徑約為10(10)m。

分類

原子沒有確切的大小所謂有效尺寸，是指原子在化學(xué)運(yùn)動(dòng)中表現(xiàn)出來(lái)的原子間距，即引力和斥力的平衡距離。

根據(jù)相互作用力的不同，有以下幾種有效半徑：

范德華半徑、金屬半徑、離子半徑和共價(jià)半徑。

相互作用力

分子間相互作用力（3356部隊(duì)）

主要有：荷電基團(tuán)、偶極子、誘導(dǎo)偶極子之間的相互作用，氫鍵、疏水基團(tuán)的相互作用堆積和非鍵電子排斥等。

取向力（方向 力）

固有偶極子之間的電吸引

當(dāng)極性分子相互靠近時(shí)，同極相斥，異極相吸，使分子在空間按一定的取向排列，系統(tǒng)處于更穩(wěn)定的狀態(tài)。偶極子之間的這種固有力稱為取向力。其實(shí)質(zhì)是靜電力。

誘導(dǎo)力（感應(yīng) 力）

感應(yīng)偶極子和固有偶極子之間的電吸引

瞬時(shí)偶極子的產(chǎn)生引起的分子間的相互作用稱為分散力

總結(jié)：定向力誘導(dǎo)力和分散力合稱為van der Waals力。極性分子之間存在取向力、誘導(dǎo)力和分散力，極性分子和非極性分子之間有誘導(dǎo)力和分散力，非極性分子和非極性分子之間有分散力。

氫鍵（氫 債券）

X—H…y用于表示氫鍵，其中x—Hσ鍵的電子云偏向高電負(fù)性的X原子，導(dǎo)致一個(gè)被屏蔽的帶正電的小氫核的出現(xiàn)，它被另一個(gè)高電負(fù)性的Y原子強(qiáng)烈吸引。

氫鍵的一些特點(diǎn)：

1）方向性：由于H原子的尺寸很小，為了減少X和Y之間的斥力，它們應(yīng)該盡量遠(yuǎn)離，鍵角接近180°，這就是氫鍵的方向性

2）飽和性：由于氫原子的尺寸很小，與較大的x不同、Y接觸后，另一個(gè)更大的原子很難再接近它，所以氫鍵中氫的配位數(shù)一般是2，這就是氫鍵的飽和。

范德華半徑

分子間作用能E-r曲線會(huì)有最低點(diǎn)。這個(gè)最低點(diǎn)對(duì)應(yīng)的距離就是平衡距離。也就是說(shuō)，當(dāng)分子相互靠近，引力和斥力達(dá)到平衡時(shí)，系統(tǒng)的能量最低。此時(shí)，分子之間保持一定的接觸距離。與相鄰分子接觸的原子之間的距離是兩個(gè)原子的范德華半徑之和。范德華半徑大于共價(jià)半徑，變化范圍也大，即守恒性差。

將原子間最近的接觸距離除以2，得到金屬原子半徑。

元素周期表中金屬原子半徑的變化有一定的規(guī)律性

1.同一組元素的原子半徑隨著原子序數(shù)的增加而增加

2.除少數(shù)例外，同一周期內(nèi)金屬元素的原子半徑從左到右逐漸減小，然后緩慢增大。

3.鑭系收縮效應(yīng)

受鑭的收縮效應(yīng)影響，第二長(zhǎng)周期的同源元素半徑大于第一長(zhǎng)周期，但第三長(zhǎng)周期和第二長(zhǎng)周期的同源元素半徑很接近，Zr和Hf、Nb和Ta、Mo和W的半徑非常相似，使得它們極難分離，而Ru、Rh、Pd、Os、Ir、Pt 6元素的原子半徑和化學(xué)性質(zhì)相似，一般稱為鉑族元素。

金屬原子的半徑與配位數(shù)有關(guān)，配位數(shù)高，半徑大

當(dāng)同一元素的兩個(gè)電子通過(guò)共價(jià)鍵 連接時(shí)，它們的原子核之間的距離是1/2稱為原子的共價(jià)半徑（如H2、O2 )

用原子共價(jià)半徑計(jì)算鍵長(zhǎng)時(shí)，要考慮以下兩種情況

1)異核原子間鍵長(zhǎng)的計(jì)算值往往略大于實(shí)驗(yàn)值。

共價(jià)鍵長(zhǎng)度的極性校正：Shomaker-斯蒂文森公式。

2)同一化學(xué)鍵對(duì)于不同的分子有其特殊性，鍵長(zhǎng)也不同。例如同是C-C鍵，由于雜化形式的變化，當(dāng)鍵中S軌道的組成發(fā)生變化時(shí)，C—c鍵長(zhǎng)也會(huì)改變，

當(dāng)存在離域∏鍵或其他復(fù)雜鍵時(shí)，鍵長(zhǎng)就不能再用共價(jià)單鍵半徑來(lái)計(jì)算了。相反，根據(jù)鍵長(zhǎng)，我們可以知道鍵的性質(zhì)。

在離子晶體中，相鄰離子之間的距離等于兩個(gè)離子半徑之和。

離子半徑的測(cè)定

Lande離子

Lande(朗德)在1920年，通過(guò)對(duì)比下表(表中括號(hào)內(nèi)的數(shù)字是以后更精確的測(cè)量值)在具有NaCl型結(jié)構(gòu)的化合物的晶胞參數(shù)之后，認(rèn)為MgS和MgS、MgSe和MnSe的晶胞參數(shù)幾乎相等，說(shuō)明負(fù)離子和負(fù)離子在晶體中已經(jīng)接觸。他用簡(jiǎn)單的幾何關(guān)系推導(dǎo)出S2-和Se2-的離子半徑。

瓦薩斯雅那

瓦薩斯特杰納(瓦薩斯雅那)1925年，根據(jù)離子的摩爾折射與其體積成正比的方法．劃分離子的大小。獲得了8個(gè)正離子和8個(gè)負(fù)離子半徑．括F-133pm)和O2-下午132 )

哥希密特

戈德施密特(哥希密持)1927年，瓦薩斯特杰納的F-和O2-根據(jù)離子晶體中離子間接觸距離的數(shù)據(jù)，導(dǎo)出了80多種離子的半徑(戈德施密特離子半徑)，至今仍在通用。

Pauling

1927年，鮑林基于五塊水晶(NaF、KCl、RbBr、犯罪現(xiàn)場(chǎng)調(diào)查和Li2O)根據(jù)核間距數(shù)據(jù)，用半經(jīng)驗(yàn)方法推導(dǎo)出大量離子半徑。因?yàn)橐粋€(gè)離子的大小是由其最外層電子的分布決定的，而最外層電子的分布與有效核電荷成反比。

Shannon

Shanon等人根據(jù)離子的配位數(shù)、配位多面體的幾何構(gòu)型、根據(jù)不同條件下的接觸距離，推導(dǎo)出離子半徑。一套以O(shè)2-半徑140pm，另一套是O2-從132pm的半徑開始，得到了兩組有效離子半徑。

大小變化趨勢(shì)

1) 同一個(gè)主基團(tuán)，同一個(gè)電荷離子，半徑從上到下遞增。

李娜K Rb Cs；F-Cl-Br-I-。

2) 同一周期元素核外電子數(shù)相同的正離子，隨著正電荷的增加而顯著減少。

3) 對(duì)于同一元素核外各種價(jià)態(tài)的離子，電子越多，離子半徑越大。

4)隨著負(fù)電價(jià)的增加，核外電子數(shù)相同的 負(fù)離子對(duì)半徑略有增加，但附加值不大。

5) 中鑭系元素的三價(jià)正離子半徑從La3減小到Lu3，這是由鑭系收縮效應(yīng)引起的。