关于电子半径大小的问题

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

一般的：电子层数越多，原子半径越大用于同族比较，但也并不是绝对的。

1。原子半径是一种经典的模型，用于粗略的描述电子在原子核外空间的运动范围，本来就不是很严格的；

2。经典的原子半径主要受两方面的影响：

其一，电子层数。电子层数越多，原子半径越大，这好比人穿的越多显起来越胖一样，并不难理解。所以产生了一个基本规律：同族元素原子电子层数越多，原子半径越大。这里为什么强调“同族”，且看下面：

其二，原子序数，即原子核电荷数。原子核电荷数越高，对外部电子的吸引能力就越强，致使电子运动向里靠拢，原子半径收缩。所以又出现了一个基本规律：同周期元素原子序数越大，原子半径越小。

综合以上两点，看看本题。从Li到Na，同族电子层数增加，半径增大；再从Na->Mg->Al，同周期原子序数增加，半径减小。这一增一减到底谁的作用大？实践证明：从Al开始原子序数起到的半径收缩作用要>电子层数引起的半径增大，所以出现了你所描述的情况。

不是电子半径，是原子半径。

“电子层数越多，原子半径越大”这句话若加上前提“相同的主族内”，在中学阶段可以认为是对的。

从铝到氯，电子层并没有增多。都是3个电子层。只是电子数增多了而已。

相同的电子层（也就是同周期），是随着电子数的增多（也就是原子序数的增大），原子半径减小的。这是因为，每增加一个电子，只是排在相同的电子层上，但是核内增加了一个质子，质子对电子的吸引力增强了，所以原子半径缩小了。

比如说铝和相邻的硅，都是3个电子层。硅比铝多一个电子，这个电子只是多在第三个电子层上而已。但是同时硅核内多了一个质子，对电子的吸引力当然更强了。

注意：如果电子层数改变，情况就不同了。比如说锂和钠，钠比锂多一个电子层，新增的电子在更外围的电子层上，所以即使质子也多了，但是两者斗争的结果还是电子层多的占了优势。

至于用铝和锂比较，二者既不同周期，也不同主族，况且二者的半径都比钠小。这样比是没有意义的。普通考试也不会考这种题目（就算是竞赛也只是决赛才要）。

由于锂的原子序数很小，也就是质子数很少，所以即便它电子层只有两个，质子也不足以束缚住电子，因而使得电子有更广阔的活动空间，半径显著增大。以至于下个周期的靠后的元素都没有它大了。

锂由于其原子序数特别小，因此有很多与众不同的性质。在中学不深究，只要掌握在碱金属那一章的锂的知识就可以了。