原子半径大小图显示?

原子半径大小图显示?

不是电子,你所说的是原子半径,似乎应该是原子核到最外电子层的距离,但事实上,单个原子的半径是无法测定的.原子总是以单质或化合物的形式存在.而在单质或化合物中,原子间总是以化学键结合的(稀有气体除外),因此原子半径就跟原子间以哪种键结合有关.一般来说,原子半径是指共价半径或金属半径.
共价半径：单质分子中的2个原子以共价单键结合时,它们核间距离的一半叫做该原子的共价半径.
金属半径：金属晶格中金属原子的核间距离的一半叫做金属原子半径.原子的金属半径一般比它的单键共价半径大10％～15％.
范氏(范德华氏)半径：非金属元素还有另一种半径,叫范氏半径.例如在CdCl2晶体里,测得在不同的“分子”(实际是层状的大分子)里Cl与Cl间的核间距为：
dCl-Cl=3.76×10-10m,
取其值的一半定为氯原子的范氏半径①,即：
对非金属元素,r范＞r共,从图5-3可以清楚地看出这一关系.图5-3表示出2个Cl2分子,在同一个Cl2分子里,2个Cl原子核间距的一半BF是共价半径(r共)；在不同的2个Cl2分子间,2个Cl原子的核间距的一半CE是范氏半径(r范).显而易见,r范＞r共.
稀有气体在极低的温度下形成单原子分子的分子晶体.在这种晶体里,2个原子核的核间距的一半,就是稀有气体原子的范氏半径.下面列出非金属元素和稀有气体的范氏半径.
从上表可以看出,r范也有一定的规律性：在同一周期中,从左到右逐渐减小；在同一族中,从上到下逐渐增大.
在一般的资料里,金属元素有金属半径和共价半径的数据,非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据,稀有气体只有范氏半径的数据.课本表5-3里原子半径数据除稀有气体元素外,均为共价半径.
下面介绍周期表中元素原子半径的变化规律.
(1)同族元素原子半径变化规律
在同一个族里,从上到下,原子半径一般是增大的,因为从上到下电子层数增多,所以,原子半径增大.主族元素与副族元素的变化情况很不一样.主族元素由上到下,半径毫无例外地增大,只是增大的幅度逐渐减小.但是在副族里,下面两个属于第五和第六周期的元素,如Zr与Hf,Nb与Ta、Mo与W,它们的原子半径非常接近,这主要是由于镧系收缩的结果.镧系收缩是指镧系元素从La到Lu,原子半径缩小的现象.
(2)同周期元素原子半径变化规律
在短周期(第二和第三周期)里,由左至右原子半径都是逐渐减小的,这是因为短周期中每一元素增加的最后1个电子都是排在最外电子层上,每增加1个电子,核中增加1个正电荷.正电荷增强,倾向于使原子半径缩小,但最外层电子数增加,增加了电子的互相排斥,倾向于使原子半径增大.两者互相斗争的结果,核电荷增大起了主要作用,所以从左到右,原子半径逐渐减小.但是,在各周期的最后一族元素(稀有气体)的原子半径比它前一族的相应元素(卤素)的原子半径大.这是因为稀有气体原子半径不是共价半径,而是范德华半径.稀有气体原子之间只以微弱的分子间作用力结合,所以原子间距离大,测出的原子半径也大.课本第130页的注也是说明这个意思.由于课本中还没有介绍范德华半径,只能作这样的说明,以免给教学带来困难.
长周期元素(第四、第五和第六周期的元素)虽然总的趋势仍然是原子半径缩小,但其中的过渡元素特别是镧系元素减小的趋势要缓和得多.这是由于过渡元素的电子填充在次外层的d轨道上,对于最外层电子(它们是决定原子大小的电子层)来说,次外层上的电子对外层的屏蔽,比最外层电子对同层上的电子的屏蔽作用大,所以过渡元素有效核电荷的增加速度变缓.但当d电子充满到nd10左右时,原子半径会突然增大.这是由于nd10有较大的屏蔽作用所致,这时电子的互相排斥倾向于使半径增大的因素暂时处于主导地位.而对镧系元素来说,电子填充在倒数第三层4f层上,它们离核更近,对核的屏蔽作用更大,有效核电荷增加得很少,因此从58号到71号元素原子半径减少更加缓慢.
长周期的p区元素,从左至右仍然与短周期p区元素一样,维持原子半径变小的趋势,到了稀有气体,原子都有半径变大的现象.
同周期相邻元素原子半径减小的平均幅度是：
非过渡元素＞过渡元素＞内过渡元素
0.1×10-10m～0.05×10-10m＜0.01×10-10m
从整个周期表说来,随着核电荷数递增,原子半径呈现周期性变化