⑴ 化學，原子半徑怎麼比較大小.例如.H N O
從上到下半徑逐漸增大，方法前兩者同周期Na＞S＞O＞H，從左到右原子半徑逐漸減小，硫和氧同主族，氫原子上半徑最小的
⑵ 高中化學原子半徑的大小判斷
原子半徑隨著原子序數（Z）的遞增而發生周期性變化。在短周期中，原子核對外層電子的吸引作用隨著原子序數的遞增而相應增強，產生收縮效應，使原子半徑逐漸減小。在長周期中，d區元素的原子半徑減小較慢，甚至由於「鑭系收縮」現象，同一副族的第五和第六周期過渡元素的原子半徑近乎相等。同一主族元素，自上而下由於電子層數增多，原子半徑明顯趨於增大。原子半徑大小與以下兩個方面有關
電子層數
核內質子數
（核內質子數=核電荷數）
電子層數越多
原子半徑就越大
核內質子多
那麼原子核質量就大
對電子的束縛能力就強
原子半徑反而越小
比較統一周期的原子半徑大小
就看核內質子朱
比較用一族元素
就看電子層數
如果兩種元素的周期和族都不同
那麼主要考慮電子層數
與最外層電子數一般沒有關系
如果將原子假設成一個球體的話，
標准原子的直徑大約為10<SUP>-8
</SUP>厘米。
⑶ 高中化學 原子的半徑大小怎麼比較
對原子來說：①同周期元素的原子，從左到右原子半徑逐漸減小；②同主族元素的原子，從上到下原子半徑逐漸增大。
對離子來說：除符合原子半徑遞變規律外，經常考查的比較原則是：①同種元素的原子和離子相比較，陽離子比相應原子半徑小，陰離子比相應原子半徑大；②電子層結構相同的粒子，隨著核電荷數的增大，離子半徑減小。
原子半徑
化學術語：
1介紹：
原子半徑
通常是指以實驗方法測定的相鄰兩種原子核間距離的一半。從理論上說，核外電子無嚴格固定的運動軌道，所以原子的大小無嚴格的邊界，無法精確測定一個單獨原子的半徑，因此目前所使用的原子半徑數據只有相對的、近似的意義。根據測定的方法不同，有3種原子半徑
（1）共價半徑：兩原子之間(原子可以相同也可以不相同)以共價鍵結合時，兩核間距離的一半。實際上核間距離即是共價鍵的鍵長。
（2）金屬半徑：金屬晶體中相鄰兩金屬原子間距離的一半。
（3）範式半徑：靠范德華力相互吸引的相鄰不同分子中的兩個相同原子核間距離的一半。
原子半徑大小與以下三個方
原子半徑
面有關
電子層數
核內質子數
電子數
（核內質子數=核電荷數）
1.電子層數越多
原子半徑就越大
2.核內質子多
那麼原子核質量就大
對電子的束縛能力就強
原子半徑反而越小
3.電子數越多
原子半徑越大
比較同一周期的原子半徑大小
就看核內質
元素原子半徑與原子序數關系
子數
比較同一族元素
就看電子層數
如果兩種元素的周期和族都不同
那麼主要考慮電子層數
與最外層電子數一般沒有關系
如果將原子假設成一個球體的話，
標准原子的直徑大約為10的-10次方米。
2補充特別說明：指原子相互作用有效范圍的一半，亦即相鄰原子核間距
參考資料：網路
⑷ 如何比較原子半徑的大小急！求學霸指點
首先,從3～18號元素，隨著質子數遞增，原子半徑由大到小，經過稀有氣體元素後，又重復出現原子半徑由到小的變化規律。
原子半徑主要由核外電子層數和原子核外電子數決定，同周期，核外層電子數越多，半徑越小，比如說第三周期的鈉和鎂，鈉最外層有1個電子，而鎂最外層有2個電子，鎂的最外層電子數多於鈉，鎂的原子半徑就小於鈉，而同族元素則看電子層數決定，電子層數越多，半徑就越大。值得注意的是在中學范圍內稀有氣體比相同電子層數的其他原子的半徑要大。
具有相同電子層結構的離子，核電荷數越小，離子半徑越大，同一周期從左向右，原子半徑逐漸減小。
粒子半徑大小的比較規律
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。陽離子半徑小於相應原子半徑。如r(Na)<r(Na)；陰離子半徑大於相應原子半徑。如r(Cl)>r(Cl)；同種元素不同價態
+3+—+的離子，價態越高，離子半徑越小。如r(Fe)>r(Fe2)>r(Fe)、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、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(Mg)>r(Al)、r(O) >r(F)。同一周期各元素，陰離子半徑一定大於陽離子半徑。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電子層結構相同（核外電子排布相同）的不同粒子，核電荷數越大，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、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於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佔主導地位，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於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佔主導地位，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，原子半徑越小；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還有測定半徑的方法，根據原子的不同
⑸ 化學原子半徑大小判斷
凡是比較原子半徑大小隻需要記住一下排列方法，別去想著什麼三角形分布。首先比較他們所在周期，大周期大半徑小周期小半徑，先把其大致半徑大小比較出來，排列出來；在比較同周期元素原子的半徑大小，對於同周期元素原子，原子序數越大，半徑越小，因為原子序數越大，原子核對電子的吸引力越大，因此最外層電子離原子核越近。用這種方法排列原子半徑，屢試不爽。
⑹ 化學原子半徑大小的判斷
單核微粒半徑的判斷依據:
1.電子層數大的半徑大.如:鈉原子與鈉離子.鈉原子有三個電子層,鈉離子只有兩個層,所以鈉原子的半徑大於鈉離子.
2.當電子層數相同的時候,質子數大的半徑小.如:C原子與N原子.都是兩個電子層.因為N原子的質子數是7,而C原子的質子數才6,所以N原子的半徑小於C原子.
這兩條規律是放之四海皆準的.不管是比較同周期,同主族的原子.或是比較原子與離子.都行!!!
⑺ 怎麼判斷原子半徑大小
判斷原子半徑的大小
原子半徑的大小，與其電子層數、核電荷數及核外電子數有關。 在中學化學里主要比較主族元素和短周期元素的原子半徑、離子半徑的大小，盡量其中有一定的規律性，但也有一些例外情況，因此只能說是大致的規律。
1.同周期元素的原子半徑
同周期元素的原子，從左到右隨核電荷數的遞增，原子半徑逐漸減小(稀有氣體元素的原子除外)。如第3周期中各元素原子半徑的大小為：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl。
2同主族元素的原子半徑
同主族元素的原子半徑，從上到下隨核電荷數的遞增，電子層數增多，原子半徑逐漸增大。如鹼金屬元素的原子半徑大小為：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs；鹵族元素的原子半徑大小為：F＜Cl＜Br＜I。
⑻ 化學，怎麼判斷離子或者原子的半徑大小
1、同一周期的元素，從左向右，原子半徑逐漸減小（不包括稀有氣體），如：
Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
2、同一主族元素，從上到下，原子半徑逐漸增大，如：N<P<As<Sb<Bi
3、同一種元素形成的簡單離子，陰離子>原子>陽離子，如H->H>H+
4、同一元素形成的簡單離子，正電荷越高，離子半徑越小，如：Fe2+>Fe3+；負電荷越高，離子半徑越大。
⑼ 化學、原子半徑怎麼比較大小。
要比較微粒半徑的大小,可以根據元素間在元素周期表中的位置來判斷,它們的判斷口訣為:
同層核大半徑小,同族核大半徑大.
但是,這個口訣只能針對原子半徑大小的比較對於其它微粒的比較，我們只要按照以下順序操作即可(注意:需在可以比較的情況下).
①電子層數.電子層數多,半徑大.可以這樣理解，電子在原子核外按層排布,類似於洋蔥，皮(層)多,洋蔥(原子)的半徑自然就大.
②如果電子層數相同，則比較核電荷數,核電荷多,則半徑小.
(解釋:電子層相同時，核電荷越多,原子核對核外電子的吸引力越大，原子核自然將電子的距離拉的更近!)
③如果電子層數還是相同時,則比較電子數,電子數多，半徑大(形象記憶:多"吃"了一個電子，則長胖了!解釋:電子和電子之間存在一個排斥作用力,電子越多,相互之間的排斥越強烈，自然要佔據更大的空間)鈉離子<氧離子<鋁離子
⑽ 化學 原子半徑大小如何分辯
同一周期或族都會一次增加，不過有些是例外的
比如「減」金屬中的那幾個
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