为什么同一周期的元素越往后原子半径越大

原子半径的规律：1、除第1周期外，其他周期元素（稀有气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；2、同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。（五、六周期间的副族除外）俄国化学家门捷列夫于1869年发明周期表，此后不断有人提出各种类型周期表不下170余种，归纳起来主要有：短式表（以门捷列夫为代表）、长式表（维尔纳式为代表）、特长表（以波尔塔式为代表）；平面螺线表和圆形表（以达姆开夫式为代表）；立体周期表（以莱西的圆锥柱立体表为代表）等。扩展资料元素周期表的发展历程：现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家门捷列夫(Dmitri Mendeleev)首先创造的，他将当时已知的63种元素依相对原子质量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一列，制成元素周期表的雏形。经过多年修订后才成为当代的周期表。元素在周期表中的位置不仅反映了元素的原子结构，也显示了元素性质的递变规律和元素之间的内在联系。使其构成了一个完整的体系，被称为化学发展的重要里程碑之一。参考资料来源：百度百科——元素周期表

1、除第1周期外，其他周期元素5261（稀有4102气体元素除外）的原子半径随原子序数的递1653增而减小；2、同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。（五、六周期间的副族除外）同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数递增，元素金属性递增，非金属性递减。扩展资料影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数，核电荷数越多原子核对核外电子的引力越大(使电子向原核收缩)，则原子半径越小；当电子层数相同时，其原子半径随核电荷数的增加而减小；二是最外层电子数，最外层电子数越多半径越大；三是电子层数(电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关)，电子层越多原子半径越大。当电子层结构相同时，质子数越大，半径越小。

核电荷数越多原子核对核外电子的引力越大(使电子向原核收缩)，则原子半径越小；当电子层数相同时，其原子半径随核电荷数的增加而减小；最外层电子数越多半径越大。原子半径是描述原子大小的参数之一。根据不同的标度和测量方法，原子半径的定义不同，常见的有轨道半径，范德华半径(也称范式半径)，共价半径，金属半径等。同一原子依不同定义得到的原子半径差别可能很大，所以比较不同原子的相对大小时，取用的数据来源必须一致。 影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数，核电荷数越多原子核对核外电子的引力越大(使电子向原核收缩)，则原子半径越小；当电子层数相同时，其原子半径随核电荷数的增加而减小；二是最外层电子数，最外层电子数越多半径越大；三是电子层数(电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关)，电子层越多原子半径越大。当电子层结构相同时，质子数越大，半径越小。

主族元素：同主族的，从上到下，半径逐渐变大； 同周期的，从左到右，半径逐渐变小。副族元素半径变化没有规律。

同周期,从左到右,原子半径随着原子序数的递增,半径逐渐减小,但到零族元素又变大.这是因为原子半径的测定方法不是完全相同的.如果讲到D区元素,则同一周期原子半径变化的规律是随着原子序数的递增,半径逐渐减小的程度更小,这是因为电子的递增,总是先增到次外层或倒数第三层.D亚层或F亚层总是要达全充满或半充满的壮态. 同主族,从上到下,原子半径随着原子序数的递增,半径逐渐增大.

元素周期表原子半径变化规律：1、除第1周期外,其他周期元素（稀有气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；2、同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。原子半径主要受电子层数和核电荷数两个因素影响。一般来说，电子层数越多，核电荷数越小，原子半径越大。这也使得原子半径在元素周期表上有明显的周期递变性规律。

因为在同一周期中，从左往右的原子的核电荷数越大，其对电子的作用力越强，使得电子向原核收缩。在元素周期表中的同一周期，核电荷数越多原子核对核外电子的引力越大（使电子向原核收缩），则原子半径越小；当电子层数相同时，其原子半径随核电荷数的增加而减小。例如，比较钠和镁的半径大小。从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。因此，同周期元素的原子从左到右逐渐减小（稀有气体除外）。扩展资料影响原子半径的因素有三个：1、核电荷数，核电荷数越多原子核对核外电子的引力越大（使电子向原核收缩），则原子半径越小；当电子层数相同时，其原子半径随核电荷数的增加而减小；2、最外层电子数，最外层电子数越多半径越大；3、电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大。当电子层结构相同时，质子数越大，半径越小。参考资料来源：百度百科-原子半径

　　1、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减，其中0族元素除外。2、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数也会随之递增，元素金属性递增，非金属性则递减。 　　 元素周期表规律 　　1、原子半径的规律 　　(1)除了第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小； 　　(2)同一族的元素从上到下，随着电子层数增多，原子的半径也会随之增大。 　　 2、元素化合价的规律 　　(1)除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价，氧无+6价，除外)； 　　(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同。 　 　3、单质的熔点规律 　　(1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； 　　(2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。 　 　4、元素的金属性与非金属性规律 　　(1)同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； 　　(2)同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 　 　5、最高价氧化物和水化物的酸碱性规律 　　元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强;元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 　　 6、非金属气态氢化物规律 　　元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强;同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 　 　7、单质的氧化性、还原性规律 　　一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱;元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 　　 8、热稳定性规律 　　同一周期自左向右依次增加，同一族自上而下减少，与非金属元素电负性变化规律一样。

元素周期表中第一至第三周期元素原子半径变化规律： 从左往右,原子半径逐渐减小. 从上到下,原子半径逐渐变大.

不同原子半径大小的变化规律。一．同周期原子半径大小规律。例如，比较钠和镁的半径大小。从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。实验证明，钠的原子半径大于镁，这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用＞增加的电子对原子半径的增大作用。因此，同周期元素的原子从左到右逐渐减小，右端惰性原子半径应该最小。二．相邻周期元素原子半径大小比较。实验结果钾原子半径＞钠原子半径，这说明从钠到钾，增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用＞增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用。所以，同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加。氖到钠核电荷增加1个，核外电子和电子层均增加一个，由此推断，钠的半径＞氖的半径，即：增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用＞增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用。值得注意的是，并不是电子层多的原子半径就一定大，如：锂原子半径＞铝原子半径。这是因为当核电荷增加到大于八以后，其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用。三．某原子及其阴离子或阳离子半径大小比较。例如，氯原子和氯离子半径大小比较。两者核电荷相同而氯离子多一个电子，这一电子运动要占据一定的空间，所以氯离子半径＞氯原子半径。原子及其阳离子半径正好与上述相反。例如：钠离子半径＜钠原子半径。四．电子层结构相同而核电荷不同的粒子半径大小比较。例如，钠离子，镁离子，氧离子，氟离子半径大小比较。因其核外电子层结构相同，显然核电荷越多核对核外电子引力越大则粒子半径越小。所以其粒子半径大小是：镁离子＜钠离子＜氟离子＜氧离子。

第三周期：除0族外，原子半径按原子序数依次减小由钠至氯，没有例外。Ar的原子半径约等于钠原子半径第四周期：原子半径由钾到镍，依次递减；由镍到镓，又依次递升；由镓到溴，再递减。Kr的原子半径在钙和钪之间

原子半径主要决定于电子云的体积大小,学校老师应该讲过原子核的体积在整个院子里所占比重几乎可以忽略.同一周期的元素电子排列是有一定规律的,比如都只有一层（或两层、三层……）电子,且从左到右原子序数递增.随着原子序数的递增,核对电子云的引力渐强,而电子云体积的增大不明显,所以表现为电子被原子核吸引离核越来越近,电子云体积减少,所以原子半径就越来越小了.

5，3，7，6，9，12，11，24，（ ），（ ）。变化规律 5，3，7，6，9，12，11，24，（13 ），（48 ）。 规律：分成2组： 第1组：5、7、9…… 规律：+2、+2、+2…… 第2组：3、6、12…… 规律：+2、+2、+2…… 5，3，7，6，12，11，24，（ )，（ ）。变化规律 7=5+3-1 12=6+7-1 两两一组除了53之外剩下每一组都是减一 23和46 1，3，3，5，5，7，（）（）变化规律 1，3，3，5，5，7，（7）（9） 奇数项：1 3 5 7 9…… 偶数项：3 5 7 9…… 2,5,11,23的变化规律 2,5,11,23的变化规律是从第二个数开始，后一个数是前一个数的2倍+1 2 5=2x2+1 11=2x5+1 23=2x11+1 A(n)=2A(n-1)+1 A(n)+1=2(A(n-1)+1) A(n)+1=3x2^(n-1) A(n)=3x2^(n-1)-1 女人24岁心理变化规律 女人：18岁骄傲自满。24岁急不可耐。怕变成剩女。30左右事业有成，随缘。 360除以24商的变化规律 360/24直接得到15的商 只有一个式子 而且就是整数的商 没有什么变化的吧？ 是不是没有写完整？ 原子半径变化规律金属性变化规律 要从两方面考虑，质子数和原子半径 在同一主族，从上往下，核电荷数递增，会使原子核吸引电子的能力增加； 但是从上往下,电子层数逐渐增加，原子半径也递增，使得原子核吸引最外层电子的能力减弱。 而且原子半径的递增导致的吸引力的变化大于质子数增加产生的吸引力的变化，因此原子核吸引最外层电子的能力总体是减弱的，元素的原子失电子的能力在增强，因此同一主族从上到下金属性变强. 动词加ing地变化规律，还有那些变化规律？ 这些老师上课应该讲吧？去E不去，末尾双写等等，要是老师不讲，那老师就白拿工资了饿！ 3.6.10.变化规律 3.6.10.15.21.28....... ---------规律: a(1)=2*3/2=3 a(2)=3*4/2=6 a(3)=4*5/2=10 a(4)=5*6/2=15 ......... a(n)=(n+1)(n+2)/2 啥是和变化规律 商不变规律 商不变性质：在除法中，被除数和除数同乘以或除以相同的数（0除外），商不变。 a÷b=（a×n）÷（b×n）=（a÷n）÷（b÷n） （n≠0）

递减

4s3d是人教化学选修3的，大约是高二6.7月学只是原子半径变化规律的话很简单。规律：同周期元素从左到右原子半径逐渐变小。同主族元素从上到下原子半径逐渐变大。这个跟最外层电子层数也有关，不过我纳闷你是什么水平，你要是大学生的话完全可以问老师，在这种问题上计较，没意思。有技术含量的人都是教授，能来这里？不厥你我难受啊。别瞧不起高中生，要么你写上学术讨论，真是有病。还混分，我就来混分来了！越说越有气，你这孩子。

对不起，我要纠正你镓比铝小的说法。这里有权威的数据，即按照传统方法测量的原子半径铝是125pm，镓是130pm(参考： J.C. Slater, 《化学物理期刊》（J. Chem. Phys） 1964, 41, 3199);而通过计算得到的原子半径铝是118pm,镓是136pm(参考： E. Clementi, D.L.Raimondi, 和 W.P. Reinhardt, 《化学物理期刊》（J. Chem. Phys） 1963, 38, 2686). 都并没有像你说的那样“镓比铝要小”。 所以原子半径的变化还是有规律可循的，那就是影响原子半径的主要三个因素可以总结如下： 因素 原理 随……而增加 倾向 效果 电子层 量子力学 － 原子半径↑ 同一族的原子半径从向上而下增加 核电荷 原子核质子对电荷的吸引力 原子序数 原子半径↓ 同一周期的原子半径从向左而右减少 遮蔽效应 内层电荷对外层电荷的排斥力 电子层数目 原子半径↑ 减弱第二个因素再补充一些：影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数，核电荷数越多其核对核外电子的引力越大（使电子向核收缩）则原子半径越小；二是核外电子数，因电子运动要占据一定的空间则电子数越多原子半径越大；三是电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大。 原子半径大小由上述一对矛盾因素决定。核电荷增加使原子半径缩小，而电子数增加和电子层数增加使原子半径增加。当这对矛盾因素相互作用达到平衡时，原子就具有了一定的半径。 我们只要比较上述这对矛盾因素相互作用的相当大小就不难理解不同原子半径大小的变化规律。一． 同周期原子半径大小规律。 例如，比较钠和镁的半径大小。 从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。实验证明，钠的原子半径大于镁，这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用＞增加的电子对原子半径的增大作用。因此，同周期元素的原子从左到右逐渐减小，右端惰性原子半径应该最小。二． 相邻周期元素原子半径大小比较。 实验结果钾原子半径＞钠原子半径，这说明从钠到钾，增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用＞增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用。所以，同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加。氖到钠核电荷增加1个，核外电子和电子层均增加一个 ，由此推断，钠的半径＞氖的半径，即：增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用＞增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用。值得注意的是，并不是电子层多的原子半径就一定大，如：锂原子半径＞铝原子半径。这是因为当核电荷增加到大于八以后，其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用。三． 某原子及其阴离子或阳离子半径大小比较。例如，氯原子和氯离子半径大小比较。两者核电荷相同而氯离子多一个电子，这一电子运动要占据一定的空间，所以氯离子半径＞氯原子半径。原子及其阳离子半径正好与上述相反。例如：钠离子半径＜钠原子半径。四． 电子层结构相同而核电荷不同的粒子半径大小比较。例如，钠离子，镁离子，氧离子，氟离子半径大小比较。因其核外电子层结构相同，显然核电荷越多核对核外电子引力越大则粒子半径越小。所以其粒子半径大小是：镁离子＜钠离子＜氟离子＜氧离子。

（1）根据元素周期表可知，第11号元素名称是钠元素，它属于金属元素，它在化学反应中容易失电子，它的离子符号为Na + ；（2）从上表中还可以探究出以下规律：原子核外电子数=原子序数=核电荷数=核内质子数；（3）研究表明：第二周期从3号～9号元素的原子电子层数相同，核电荷数逐渐增大，核对核外电子的引力逐渐增大，故原子半径逐渐减小．利用知识迁移，则可分析第三周期从11号～17号元素原子半径变化规律是原子半径逐渐减小．故答为：（1）钠；金属；失；Na + ；（2）核电荷数；核内质子数（此两空不分顺序）；（3）原子半径逐渐减小

副族元素在周期增加的同时核电和也显著增加，从而增强了对外层电子的吸引作用，而第五第六周期同族元素半径极其相近甚至有的减小，主要是由于镧系元素中4f轨道的径向分布靠近原子核，因而在此轨道上填充电子原子半径不明显增长，同时核电和增加许多，加强了对外层电子的吸引作用，使半径缩小副族元素在周期增加的同时核电荷也显著增加这是相对来说的4、5、6畅旦扳秆殖飞帮时爆江、7周期的元素数目的确多于1、2、3周期因此相邻周期核电数增加较多，这一点可以解释副族元素与短周期元素另一方面，由于电子的屏蔽效应和钻穿效应（都会发生，但排布不同情况不同），核电荷的增加对副族元素影响较主族元素更大恩——这个很复杂啦，我也解释不很清楚，反正你记住就行了

核电荷数:同一周期,核电荷数越大,半径越小(na>mg)电子层数:同一主族,电子层数越大,半径越大(cs>k)带电荷数:同一种金属元素,带电荷数越大,半径越小(fe3+<fe2+)主要影响元素的氧化/还原性-------------------------------------------就是说半径和三个因素有关核电荷数电子层数带电荷数,()中是举例哪里不明白?

讲到D区元素,同一周期原子半径变化的规律是随着原子序数的递增,半径逐渐减小的程度更小,这是因为电子的递增,总是先增到次外层或倒数第三层.D亚层或F亚层总是要达全充满或半充满的状态. WHAT IS MORE:因为Cr是半满，原子核对电子的吸引力起主要作用，所以半径变小；Cu是全满，电子间的排斥起了主要作用，所以半径突然变大。

在元素周期表中同一周期，核大半径小（原子序数越大，半径越小）同一主族，核大半径大（原子序数越大，半径越大）

元素周期律指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律。常用规律：在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增；在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减；同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高； 同一族的元素性质相近，主族元素同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。如果粒子的电子构型相同，则阴离子的半径比阳离子大，且半径随着电荷数的增加而减小。元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。元素周期表简称周期表。元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表。元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构。周期表中同一横列元素构成一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。族是原子内部外电子层构型的反映。元素周期表能形象地体现元素周期律。根据元素周期表可以推测各种元素的原子结构以及元素及其化合物性质的递变规律。周期表性质递变规律：一、原子半径同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。六、单质与氢气化合的难易程度同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。七、气态氢化物的稳定性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。

粒子半径大小：①先看电子层数，层多径大②当电子层数相同及同周期时，序小径大，及左大右小③当①②都比较不了及电子层数原子序数都相同时，如二价铁和三价铁，电子数多半径大。④当电子层的结构相同时，阴上阳下序小径大，如钠离子和氧离子离子我不会。我不知道到底离子和原子是一样的比较规律

11~17号元素原子半径由大到小。电子层数相同，随着原子序数增大，核电荷数增多，原子核对电子的吸引力增大，原子半径减小。

同族元素原子半径变化规律： 在同一族里，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。 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。两者互相作用的结果，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。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（与锕系元素均又称内过渡元素）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。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～0.01 nm～0.005 nm～0.001 nm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。

　　原子中开始建立某一亚层原子半径就出现收缩,元素就会产生这些不规则性质。全充满原子轨道对元素性质的影响是按照如下顺序变化的:s2<p8<d10<f14。这个顺序与各亚层电子对核的屏蔽作用强弱顺序是一致的。f 电子对核的屏蔽作用最弱。这些影响表现为原子半径收缩、电离能升高、电负性增大和化合物稳定性降低,这些影响住内层轨道(p或d或f)全充满之后的第一个元素表现最为显著。由此可以解释在同一族元素性质变化中出现的不规则现象,也可以推测一些尚未发现的元素化学性质。例如113号和114号元素与其同一族的第六周期元素Tl和Pb相比佼,应具有更大的惰比电子对效应。

主族元素和副族元素原子半径变化规律一样。副族元素在周期增加的同时核电和也显著增加，从而增强了对外层电子的吸引作用，而第五第六周期同族元素半径极其相近甚至有的减小。主要是由于镧系元素中4f轨道的径向分布靠近原子核，因而在此轨道上填充电子原子半径不明显增长，同时核电和增加许多，加强了对外层电子的吸引作用，使半径缩小。副族元素在周期增加的同时核电荷也显著增加，这是相对来说的，4、5、6、7周期的元素数目的确多于1、2、3周期，因此相邻周期核电数增加较多，这一点可以解释副族元素与短周期元素。根据不同的标度和测量方法原子半径的定义不同，常见的有轨道半径，范德华半径（也称范式半径），共价半径，金属半径等。同一原子依不同定义得到的原子半径差别可能很大，所以比较不同原子的相对大小时，取用的数据来源必须一致。原子半径主要受电子层数和核电荷数两个因素影响。一般来说，电子层数越多，核电荷数越小，原子半径越大。这也使得原子半径在元素周期表上有明显的周期递变性规律。以上内容参考：百度百科-原子半径

除第1周期外，其他周期元素（稀有气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。

从11号-17号元素原子电子层数相同，核电荷数逐渐增大，核对核外电子的引力逐渐增的大，故原子的半径逐渐减小

原子和简单离子半径大小的比较是高考的一个重要考点，掌握比较的方法和规律，才能正确判断粒子半径的大小。中学化学里常见粒子半径大小比较，规律如下：1.同种元素粒子半径大小比较：同种元素原子形成的粒子，核外电子数越多，粒子半径越大。阳离子半径小于相应原子半径。如r(Na+)<r(Na)；阴离子半径大于相应原子半径。如r(Cl—)>r(Cl)；同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。如r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)、r(H—) > r (H) > r(H+)。2.不同元素粒子半径的比较：①同周期元素，电子层数相同，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴离子半径均逐渐减小(仅限主族元素)。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，阴离子半径一定大于阳离子半径。如r(O2—) > r(Li+)。②同主族元素，最外层电子数相同，电子层数越多，原子半径越大，同价态的离子半径大小也如此。如：r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)，r(F—)<r(Cl—)<r(Br—)<r(I—)，r(Li+)<r（Na+）<r(K+)。③电子层结构相同（核外电子排布相同）的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。如：r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+）。④稀有气体元素的原子，半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大，如r(Ar) >r(Cl)。⑤核电荷数、电子层数、电子数都不相同的粒子，一般可以通过一种参照粒子进行比较。如铝原子和氧原子，可以通过硼原子转换，r(Al)>r(B) >r(O)，也可以通过硫原子转换，r(Al)>r(S)>r(O)。

元素周期表的普遍规律是同一周期从左到右，半径依次减小。不算稀有气体从上到小半径依次增大。希望你把这个规律记住，它不光能比较原子，还能比较离子。（1）先看层，层多半径大（2）若层等，则看质子数，质子数越大，半径越小（3）若层和质子数都等，那么看核外电子数，核外电子书越大，半径越大。

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

根据不同的标度和测量方法，原子半径的定义不同，常见的有轨道半径，范德华半径（也称范式半径），共价半径，金属半径等。同一原子依不同定义得到的原子半径差别可能很大，所以比较不同原子的相对大小时，取用的数据来源必须一致。[2]原子半径主要受电子层数和核电荷数两个因素影响。一般来说，电子层数越多，核电荷数越小，原子半径越大。这也使得原子半径在元素周期表上有明显的周期递变性规律。原子半径对元素的化学性质有较大影响，所以对原子半径的研究在化学的发展中有着极其重要的意义和价值。化学术语分类范德华力半径金属原子半径共价半径离子半径基本介绍影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数，核电荷数越多原子核对核外电子的引力越大（使电子向原核收缩），则原子半径越小；当电子层数相同时，其原子半径随核电荷数的增加而减小；二是最外层电子数，最外层电子数越多半径越大；三是电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大。当电子层结构相同时，质子数越大，半径越小。原子半径大小由上述一对矛盾因素决定。核电荷数增加使原子半径缩小，而电子数增加和电子层数增加使原子半径增加。当这对矛盾因素相互作用达到平衡时，原子就具有了一定的半径[3]我们只要比较上述这对矛盾因素相互作用的相当大小就不难理解不同原子半径大小的变化规律。一．同周期原子半径大小规律。例如，比较钠和镁的半径大小。从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。实验证明，钠的原子半径大于镁，这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用>增加的电子对原子半径的增大作用。因此，同周期元素的原子从左到右逐渐减小（稀有气体除外）。二．相邻周期元素原子半径大小比较。实验结果钾原子半径>钠原子半径，这说明从钠到钾，增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用>增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用。所以，同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加。氖到钠核电荷增加1个，核外电子和电子层均增加一个 ，由此推断，钠的半径>氖的半径，即：增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用>增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用。值得注意的是，并不是电子层多的原子半径就一定大，如：锂原子半径>铝原子半径。这是因为当核电荷增加到大于八以后，其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用。三．某原子及其阴离子或阳离子半径大小比较。例如，氯原子和氯离子半径大小比较。两者核电荷相同而氯离子多一个电子，这一电子运动要占据一定的空间，所以氯离子半径>氯原子半径。原子及其阳离子半径正好与上述相反。例如：钠离子半径<钠原子半径。四．电子层结构相同而核电荷不同的粒子半径大小比较。例如，钠离子，镁离子，氧离子，氟离子半径大小比较。因其核外电子层结构相同，显然核电荷越多核对核外电子引力越大则粒子半径越小。所以其粒子半径大小是：镁离子<钠离子<氟离子<氧离子。化学术语通常是指以实验方法测定的相邻两种原子核间距离的一半。从理论上说，核外电子无严格固定的运动轨道，所以原子的大小无严格的边界，无法精确测定一个单独原子的半径，因此通常所使用的原子半径数据只有相对的、近似的意义。根据测定的方法不同，有3种原子半径原子半径（1）共价半径：两原子之间(原子可以相同也可以不相同)以共价键结合时，两核间距离的一半。实际上核间距离即是共价键的键长。（2）金属半径：金属晶体中相邻两金属原子间距离的一半。（3）范式半径：靠范德华力相互吸引的相邻不同分子中的两个相同原子核间距离的一半。原子半径大小与以下三个方面有关电子层数 核内质子数 电子数（核内质子数=核电荷数）1.电子层数越多 原子半径就越大（适用于同主族）2.核内质子多 那么原子核质量就大 对电子的束缚能力就强 原子半径反而越小3.电子数越多 原子半径越大比较同一周期的原子半径大小 就看核内质子数元素原子半径与原子序数关系比较同一族元素就看电子层数如果两种元素的周期和族都不同 那么主要考虑电子层数 与最外层电子数一般没有关系如果将原子假设成一个球体的话， 标准原子的直径大约为10的-10米。2补充特别说明：指原子相互作用有效范围的一半，亦即相邻原子核间距的一半。则原子半径约为10^(-10)m。

原子半径的规律：1、除第1周期外，其他周期元素（稀有气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；2、同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。（五、六周期间的副族除外）同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右递增（第一周期除外，第二周期的O、F元素除外）。同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数递增，元素金属性递增，非金属性递减。扩展资料：元素化合价（1）除第1周期外，同周期从左到右，第二周期元素最高正价由碱金属+1递增到氮元素+5（氟无正价，氧无最高正价），其他周期元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价都由碳族-4递增到-1。（2）同一主族的元素的最高正价、最低负价均相同。（ⅥA、ⅦA、0族除外）单质的熔点（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（副族熔点在VIB族达到最高，以后依次递减）（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。（副族不规则）参考资料来源：百度百科——元素周期表

1、原子半径由左到右依次减小，上到下依次增大。2、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。3、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数递增，元素金属性递增，非金属性递减。扩展资料1、原子半径（1）除第1周期外，其他周期元素（稀有气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。（五、六周期间的副族除外）2、元素化合价（1）除第1周期外，同周期从左到右，第二周期元素最高正价由碱金属+1递增到氮元素+5（氟无正价，氧无最高正价），其他周期元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价都由碳族-4递增到-1。（2）同一主族的元素的最高正价、最低负价均相同。（ⅥA、ⅦA、0族除外）参考资料来源：百度百科——化学元素周期表

1、原子半径由左到右依次减小，上到下依次增大。2、元素周期表有7个周期，16个族。每一个横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一个族（VIII族包含三个纵列）。这7个周期又可分成短周期（1、2、3）、长周期（4、5、6、7）。3、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。4、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数递增，元素金属性递增，非金属性递减。扩展资料：元素周期表的位置关系：除第1周期外，同周期从左到右，第二周期元素最高正价由碱金属+1递增到氮元素+5（氟无正价，氧无最高正价），其他周期元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价都由碳族-4递增到-1。元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其单原子阴离子的还原性越弱。参考资料来源：百度百科—元素周期表

1、原子半径由左到右依次减小，上到下依次增大。2、元素周期表有7个周期，16个族。每一个横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一个族（VIII族包含三个纵列）。这7个周期又可分成短周期（1、2、3）、长周期（4、5、6、7）。3、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。4、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数递增，元素除第1周期外，同周期从左到右，第二周期元素最高正价由碱金属+1递增到氮元素+5（氟无正价，氧无最高正价），其他周期元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价都由碳族-4递增到-1。元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。金属性递增，非金属性递减。

1、同一主族，从上往下，核电荷数递增，会使原子核吸引电子的能力增加。 2、从上往下,电子层数逐渐增加，原子半径也递增，使得原子核吸引最外层电子的能力减弱。 3、原子半径的递增导致吸引力的变化大于质子数增加产生的吸引力的变化，因此原子核吸引最外层电子的能力总体是减弱的，元素的原子失电子的能力在增强，因此同一主族从上到下金属性变强。 4、同一周期内,除稀有气体元素外,其余元素的半径随着核电荷数的增大而减小。

同周期，从左到右，原子半径随着原子序数的递增，半径逐渐减小，到零族元素又变大。 同主族，从上到下，原子半径随着原子序数的递增，半径逐渐增大。 原子半径是描述原子大小的参数之一。根据不同的标度和测量方法，原子半径的定义不同，常见的有轨道半径、范德华半径、共价半径、金属半径等。比较不同原子的相对大小时，取用的数据来源必须一致。 原子半径主要受电子层数，核电荷数和最外层电子数三个因素影响。原子半径对元素的化学性质有较大影响。

核电荷数越多原子核对核外电子的引力越大(使电子向原核收缩)，则原子半径越小；当电子层数相同时，其原子半径随核电荷数的增加而减小；最外层电子数越多半径越大。原子半径变化规律原子半径是描述原子大小的参数之一。根据不同的标度和测量方法，原子半径的定义不同，常见的有轨道半径，范德华半径(也称范式半径)，共价半径，金属半径等。同一原子依不同定义得到的原子半径差别可能很大，所以比较不同原子的相对大小时，取用的数据来源必须一致。影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数，核电荷数越多原子核对核外电子的引力越大(使电子向原核收缩)，则原子半径越小；当电子层数相同时，其原子半径随核电荷数的增加而减小；二是最外层电子数，最外层电子数越多半径越大；三是电子层数(电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关)，电子层越多原子半径越大。当电子层结构相同时，质子数越大，半径越小。

原子半径大小比较口诀:同周期元素的原子,从左到右原子半径逐渐减小；同主族元素的原子,从上到下原子半径逐渐增大。比较注意。根据不同的标度和测量方法，原子半径的定义不同，常见的有轨道半径，范德华半径（也称范式半径），共价半径，金属半径等。同一原子依不同定义得到的原子半径差别可能很大，所以比较不同原子的相对大小时，取用的数据来源必须一致。原子半径主要受电子层数和核电荷数两个因素影响。一般来说，电子层数越多，核电荷数越小，原子半径越大。这也使得原子半径在元素周期表上有明显的周期递变性规律。

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

影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数,核电荷数越多其核对核外电子的引力越大（使电子向核收缩）则原子半径越小；二是核外电子数,因电子运动要占据一定的空间则电子数越多原子半径越大；三是电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关）,电子层越多原子半径越大.　　原子半径大小由上述一对矛盾因素决定.核电荷增加使原子半径缩小,而电子数增加和电子层数增加使原子半径增加.当这对矛盾因素相互作用达到平衡时,原子就具有了一定的半径.　　我们只要比较上述这对矛盾因素相互作用的相当大小就不难理解　　不同原子半径大小的变化规律.　　一．同周期原子半径大小规律.　　例如,比较钠和镁的半径大小.　　从钠到镁核电荷增加1个,其核对核外每一个电子都增加一定的作用力,原子趋向缩小,而核外电子也增加一个电子,因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加.实验证明,钠的原子半径大于镁,这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用>增加的电子对原子半径的增大作用.因此,同周期元素的原子从左到右逐渐减小,右端惰性原子半径应该最小.　　二．相邻周期元素原子半径大小比较.　　实验结果钾原子半径>钠原子半径,这说明从钠到钾,增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用>增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用.所以,同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加.氖到钠核电荷增加1个,核外电子和电子层均增加一个,由此推断,钠的半径>氖的半径,即：增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用>增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用.值得注意的是,并不是电子层多的原子半径就一定大,如：锂原子半径>铝原子半径.这是因为当核电荷增加到大于八以后,其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用.　　三．某原子及其阴离子或阳离子半径大小比较.　　例如,氯原子和氯离子半径大小比较.　　两者核电荷相同而氯离子多一个电子,这一电子运动要占据一定的空间,所以氯离子半径>氯原子半径.　　原子及其阳离子半径正好与上述相反.例如：钠离子半径

卤素原子半径变化规律如下：1、卤素元素包括F、Cl、Br、I，随着核电荷数的递增，电子层数逐渐递增，原子半径逐渐递增。2、随着原子序数的增大，原子半径逐渐增大，非金属性逐渐减弱。

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

要从两方面考虑，质子数和原子半径在同一主族，从上往下，核电荷数递增，会使原子核吸引电子的能力增加；但是从上往下,电子层数逐渐增加，原子半径也递增，使得原子核吸引最外层电子的能力减弱。而且原子半径的递增导致的吸引力的变化大于质子数增加产生的吸引力的变化，因此原子核吸引最外层电子的能力总体是减弱的，元素的原子失电子的能力在增强，因此同一主族从上到下金属性变强.

元素周期表中第一至第三周期元素原子半径变化规律：从左往右，原子半径逐渐减小。从上到下，原子半径逐渐变大。

主要是原子半径的参照标准不同。一般的原子我们用共价半径比较，即共价键长度除以2作为原子半径。但稀有气体不会形成共价键，需要用另一套标准去测量，那自然没有可比性。

不同原子半径大小的变化规律。一．同周期原子半径大小规律。例如，比较钠和镁的半径大小。从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。实验证明，钠的原子半径大于镁，这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用＞增加的电子对原子半径的增大作用。因此，同周期元素的原子从左到右逐渐减小，右端惰性原子半径应该最小。二．相邻周期元素原子半径大小比较。实验结果钾原子半径＞钠原子半径，这说明从钠到钾，增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用＞增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用。所以，同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加。氖到钠核电荷增加1个，核外电子和电子层均增加一个，由此推断，钠的半径＞氖的半径，即：增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用＞增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用。值得注意的是，并不是电子层多的原子半径就一定大，如：锂原子半径＞铝原子半径。这是因为当核电荷增加到大于八以后，其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用。三．某原子及其阴离子或阳离子半径大小比较。例如，氯原子和氯离子半径大小比较。两者核电荷相同而氯离子多一个电子，这一电子运动要占据一定的空间，所以氯离子半径＞氯原子半径。原子及其阳离子半径正好与上述相反。例如：钠离子半径＜钠原子半径。四．电子层结构相同而核电荷不同的粒子半径大小比较。例如，钠离子，镁离子，氧离子，氟离子半径大小比较。因其核外电子层结构相同，显然核电荷越多核对核外电子引力越大则粒子半径越小。所以其粒子半径大小是：镁离子＜钠离子＜氟离子＜氧离子。

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