原子半徑（原子 半徑）是描述原子大小的參數之一。根據不同的尺度和測量方法，原子半徑的定義是不同的，常見的有軌道半徑和范德華半徑（也稱范式半徑）共價半徑金屬半徑等。同一個原子根據不同的定義得到的原子半徑可能會有很大的不同，所以在比較不同原子的相對大小時，使用的數據來源必須一致。

原子半徑

原子半徑主要受三個因素影響電子層數核電荷數和最外層電子數。一般來說，電子層數越多，核電荷越小，最外層電子越多，原子半徑越大。這也使得元素周期表中的原子半徑具有明顯的周期演化規律。

原子半徑對元素的化學性質有很大的影響，因此原子半徑的研究在化學的發展中具有重要的意義和價值。

影響原子半徑的因素有三個：一核電荷數，核電荷越多，原子核對核外電子的吸引力越大（電子收縮到原來的原子核），原子半徑越小；當電子層數相同時，其原子半徑隨著核電荷的增加而減小；第二個是最外層的電子數最外層電子越多，半徑越大；三是電子層數（電子的層狀排列與離原子核的距離和電子云之間的相互排斥有關）電子層越多，原子半徑越大。當電子層結構相同時，質子數越大，半徑越小。

原子半徑是由上述一對矛盾因素決定的。原子半徑隨著核電荷的增加而減小，隨著電子數和電子層數的增加而增加。當這些矛盾因素的相互作用達到平衡時，原子就有了一定的半徑。

只要比較一下上述兩種矛盾因素的相互作用，就不難理解了

不同原子半徑的變化規律。

一．同期原子半徑定律。

例如，比較鈉和鎂的半徑。

當鈉到鎂的核電荷增加一個時，原子核外的每個電子增加一定的力，原子就有收縮的趨勢，而原子核外的電子也增加一個電子，由于電子運動占據了一定的空間，就有增大原子半徑的趨勢。實驗表明，鈉的原子半徑大于鎂，說明原子半徑因核電荷增加而減小，因電子增加而增大。所以相同周期元素的原子從左到右逐漸減少（稀有氣體除外）

二．相鄰周期元素原子半徑的比較。

實驗結果表明，鉀原子的半徑就是鈉原子的半徑，說明從鈉到鉀，原子半徑增加八個電子一個電子層，原子半徑減少八個核電荷。因此，同一主族元素的原子半徑從上到下逐漸增大。從氖到鈉，核電荷增加一個，核外電子和電子層都增加一個由此推斷，鈉的半徑就是氖的半徑，即：原子半徑上的一個電子和一個電子層的增加，以及由于增加的核電荷而導致的原子半徑的減少。值得注意的是，電子層數多的原子半徑不一定大，比如：鋰原子半徑和鋁原子半徑。這是因為當核電荷增加到八以上時，原子核半徑的減小越來越強，已經超過了增加一個電子層對半徑的增加。

三．原子及其陰離子或陽離子半徑的比較。

比如氯原子和氯離子半徑的比較。

它們的核電荷相同，只是氯離子多了一個電子，占據了一定的空間，所以氯離子的半徑就是氯原子的半徑。

原子及其陽離子的半徑正好與上述相反。例如：鈉離子半徑和鈉原子半徑。

四．相同電子層結構但不同核電荷的粒子半徑比較。

例如鈉離子鎂離子氧離子和氟離子半徑的比較。

由于核外電子層結構相同，顯而易見，核電荷越多，核外電子的引力越大，粒子半徑越小。所以它的粒子半徑是：鎂離子鈉離子氟離子和氧離子。

通常指用實驗方法測得的兩個相鄰原子核間距離的一半。理論上，原子核外的電子沒有嚴格固定的軌道，所以原子的大小沒有嚴格的邊界，無法精確測量單個原子的半徑，所以常用的原子半徑數據只是相對的、近似的意義。根據測定方法的不同，原子半徑有三種

1）共價半徑：兩原子之間(原子可以相同，也可以不同)當通過共價鍵結合時，兩個原子核之間距離的一半。其實原子核之間的距離就是共價鍵的鍵長。

2）金屬半徑：金屬晶體中兩個相鄰金屬原子間距離的一半。

3）范式半徑：范德華力吸引的相鄰不同分子中兩個相同原子核間距離的一半。

原子半徑與以下三個方面有關

電子層數為 ，原子核內質子數為 

原子核中的質子數=核電荷數）

1.電子層越多， 的原子半徑越大（適用于同主族）

2.原子核內有 個質子，所以原子核的質量更大， 對電子的束縛能力更強，但是 的原子半徑更小

3.電子越多， 原子的半徑就越大

對比同期 的原子半徑，可以看到核內質

子數

比較同一組元素取決于電子層數

如果兩種元素的周期和族不同，那么主要認為電子層 的數目與最外層電子數無關

如果假定原子是一個球體，標準原子的直徑約為10-10米。

2補充特別說明：指原子相互作用有效范圍的一半，即相鄰原子核間距離的一半。原子半徑約為10(10)m。

分類

原子沒有確切的大小所謂有效尺寸，是指原子在化學運動中表現出來的原子間距，即引力和斥力的平衡距離。

根據相互作用力的不同，有以下幾種有效半徑：

范德華半徑、金屬半徑、離子半徑和共價半徑。

相互作用力

分子間相互作用力（3356部隊）

主要有：荷電基團、偶極子、誘導偶極子之間的相互作用，氫鍵、疏水基團的相互作用堆積和非鍵電子排斥等。

取向力（方向 力）

固有偶極子之間的電吸引

當極性分子相互靠近時，同極相斥，異極相吸，使分子在空間按一定的取向排列，系統處于更穩定的狀態。偶極子之間的這種固有力稱為取向力。其實質是靜電力。

誘導力（感應 力）

感應偶極子和固有偶極子之間的電吸引

瞬時偶極子的產生引起的分子間的相互作用稱為分散力

總結：定向力誘導力和分散力合稱為van der Waals力。極性分子之間存在取向力、誘導力和分散力，極性分子和非極性分子之間有誘導力和分散力，非極性分子和非極性分子之間有分散力。

氫鍵（氫 債券）

X—H…y用于表示氫鍵，其中x—Hσ鍵的電子云偏向高電負性的X原子，導致一個被屏蔽的帶正電的小氫核的出現，它被另一個高電負性的Y原子強烈吸引。

氫鍵的一些特點：

1）方向性：由于H原子的尺寸很小，為了減少X和Y之間的斥力，它們應該盡量遠離，鍵角接近180°，這就是氫鍵的方向性

2）飽和性：由于氫原子的尺寸很小，與較大的x不同、Y接觸后，另一個更大的原子很難再接近它，所以氫鍵中氫的配位數一般是2，這就是氫鍵的飽和。

范德華半徑

分子間作用能E-r曲線會有最低點。這個最低點對應的距離就是平衡距離。也就是說，當分子相互靠近，引力和斥力達到平衡時，系統的能量最低。此時，分子之間保持一定的接觸距離。與相鄰分子接觸的原子之間的距離是兩個原子的范德華半徑之和。范德華半徑大于共價半徑，變化范圍也大，即守恒性差。

將原子間最近的接觸距離除以2，得到金屬原子半徑。

元素周期表中金屬原子半徑的變化有一定的規律性

1.同一組元素的原子半徑隨著原子序數的增加而增加

2.除少數例外，同一周期內金屬元素的原子半徑從左到右逐漸減小，然后緩慢增大。

3.鑭系收縮效應

受鑭的收縮效應影響，第二長周期的同源元素半徑大于第一長周期，但第三長周期和第二長周期的同源元素半徑很接近，Zr和Hf、Nb和Ta、Mo和W的半徑非常相似，使得它們極難分離，而Ru、Rh、Pd、Os、Ir、Pt 6元素的原子半徑和化學性質相似，一般稱為鉑族元素。

金屬原子的半徑與配位數有關，配位數高，半徑大

當同一元素的兩個電子通過共價鍵 連接時，它們的原子核之間的距離是1/2稱為原子的共價半徑（如H2、O2 )

用原子共價半徑計算鍵長時，要考慮以下兩種情況

1)異核原子間鍵長的計算值往往略大于實驗值。

共價鍵長度的極性校正：Shomaker-斯蒂文森公式。

2)同一化學鍵對于不同的分子有其特殊性，鍵長也不同。例如同是C-C鍵，由于雜化形式的變化，當鍵中S軌道的組成發生變化時，C—c鍵長也會改變，

當存在離域∏鍵或其他復雜鍵時，鍵長就不能再用共價單鍵半徑來計算了。相反，根據鍵長，我們可以知道鍵的性質。

在離子晶體中，相鄰離子之間的距離等于兩個離子半徑之和。

離子半徑的測定

Lande離子

Lande(朗德)在1920年，通過對比下表(表中括號內的數字是以后更精確的測量值)在具有NaCl型結構的化合物的晶胞參數之后，認為MgS和MgS、MgSe和MnSe的晶胞參數幾乎相等，說明負離子和負離子在晶體中已經接觸。他用簡單的幾何關系推導出S2-和Se2-的離子半徑。

瓦薩斯雅那

瓦薩斯特杰納(瓦薩斯雅那)1925年，根據離子的摩爾折射與其體積成正比的方法．劃分離子的大小。獲得了8個正離子和8個負離子半徑．括F-133pm)和O2-下午132 )

哥希密特

戈德施密特(哥希密持)1927年，瓦薩斯特杰納的F-和O2-根據離子晶體中離子間接觸距離的數據，導出了80多種離子的半徑(戈德施密特離子半徑)，至今仍在通用。

Pauling

1927年，鮑林基于五塊水晶(NaF、KCl、RbBr、犯罪現場調查和Li2O)根據核間距數據，用半經驗方法推導出大量離子半徑。因為一個離子的大小是由其最外層電子的分布決定的，而最外層電子的分布與有效核電荷成反比。

Shannon

Shanon等人根據離子的配位數、配位多面體的幾何構型、根據不同條件下的接觸距離，推導出離子半徑。一套以O2-半徑140pm，另一套是O2-從132pm的半徑開始，得到了兩組有效離子半徑。

大小變化趨勢

1) 同一個主基團，同一個電荷離子，半徑從上到下遞增。

李娜K Rb Cs；F-Cl-Br-I-。

2) 同一周期元素核外電子數相同的正離子，隨著正電荷的增加而顯著減少。

3) 對于同一元素核外各種價態的離子，電子越多，離子半徑越大。

4)隨著負電價的增加，核外電子數相同的 負離子對半徑略有增加，但附加值不大。

5) 中鑭系元素的三價正離子半徑從La3減小到Lu3，這是由鑭系收縮效應引起的。