原子半径和离子半径的变化规律

原子半径和离子半径的变化规律

原子半径是化学中一个重要的概念，它反映了原子的大小。由于电子运动具有波动性，电子所在位置具有统计性，因此，原子并没有固定的边界，所以定义它的绝对直径是不可能的。原子半径是理论计算得到的外层电子云密度最大的位置，称为轨道半径。事实上，我们必须计算出原子之间以某种化学键结合在一起时的原子半径。这种半径必须看作是某种有效值(即真实值)。有效半径是通过研究分子和晶体的结构来定义的。

元素的原子半径和离子半径在周期表中表现出周期性变化。在同一周期中，半径变化的总趋势是从左向右逐渐减小，但减小的幅度与电子构型有关。主族元素减小幅度最大，过渡元素次之，内过渡元素最小。在同一族中，从上到下原子半径和离子半径大致是增大。当核电荷数增大相同数目时,s区和p区元素的原子半径和离子半径增大的幅度比d区元素原子半径增大幅度要大。对d区元素，同一族中的第五周期和第六周期元素原子半径非常接近，这是由镧系收缩作用造成的，因为第六周期d区元素的4f轨道已充满因而产生了镧系收缩，故使第五、第六周期同族元素的原子半径相近。由于这些元素原子核外电子层结构相类似，原子半径和离子半径几乎相同，致使这些d区元素在性质上彼此很相似。

原子半径变化的形象表示图