2023-03-04汽車化學元素離子的半徑大小怎么比較出來
大家好,小編為大家解答化學元素離子的半徑大小怎么比較出來的問題。很多人還不知道化學元素離子的半徑大小怎么比較圖片,現在讓我們一起來看看吧!
離子半徑大小的判斷方法:
(1)同一元素的微粒,電子數越多,半徑越大。如鈉原子>鈉離子,氯原子<氯離子,亞鐵離子>鐵離子;
(2)同一周期內元素的微粒,陰離子半徑大于陽離子半徑。如氧離子>鋰離子;
(3)同類離子與原子半徑比較相同。如鈉離子>鎂離子>鋁離子,氟離子<氯離子<溴離子;
(4)具有相同電子層結構的離子(單核),核電荷數越小,半徑越大。如氧離子>氟離子>鈉離子>鎂離子>鋁離子 硫離子>氯離子>鉀離子>鈣離子;
(5)同一元素高價陽離子半徑小于低價陽離子半徑,又小于金屬的原子半徑。如銅離子<亞銅離子<銅原子 負二價硫>硫原子>四價硫>六價硫。
擴展資料
元素周期表的作用:
1、在周期表中,元素是以元素的原子序排列,最小的排行最先。表中一橫行稱為一個周期,一列稱為一個族。原子半徑由左到右依次減小,上到下依次增大。
2、按照元素在周期表中的順序給元素編號,得到原子序數。原子序數跟元素的原子結構有如下關系:質子數=原子序數=核外電子數=核電荷數。
3、元素周期表有7個周期,16個族。每一個橫行叫作一個周期,每一個縱行叫作一個族(VIII族包含三個縱列)。
這7個周期又可分成短周期(1、2、3)、長周期(4、5、6、7)。共有16個族,從左到右每個縱列算一族(VIII族除外)。例如:氫屬于I A族元素,而氦屬于0族元素。
元素在周期表中的位置不僅反映了元素的原子結構,也顯示了元素性質的遞變規律和元素之間的內在聯系。使其構成了一個完整的體系,被稱為化學發展的重要里程碑之一。
參考資料來源:百度百科-離子半徑。
參考資料來源:百度百科-元素周期表。
離子半徑反映離子大小。
比較離子半徑大小方法:
1、同一周期內元素的微粒,陰離子半徑大于陽離子半徑。
2、同類離子與原子半徑比較相同。
3、同一元素的微粒,電子數越多,半徑越大。
4、同一元素高價陽離子半徑小于低價陽離子半徑,又小于金屬的原子半徑。
5、具有相同電子層結構的離子(單核),核電荷數越小,半徑越大。
離子半徑反映離子大小。離子可近似視為球體,離子半徑的導出以正、負離子半徑之和等于離子鍵鍵長這一原理為基礎,從大量X射線晶體結構分析實測鍵長值中推引出離子半徑。
判斷依據:
離子半徑大小比較方法:同一元素的微粒,電子數越多,半徑越大。同一周期內元素的微粒,陰離子半徑大于陽離子半徑。同類離子與原子半徑比較相同。具有相同電子層結構的離子,核電荷數越小,半徑越大。
離子是指原子或原子基團失去或得到一個或幾個電子而形成的帶電荷的粒子。這一過程稱為電離。電離過程所需或放出的能量稱為電離能。在化學反應中,金屬元素原子失去最外層電子,非金屬原子得到電子,從而使參加反應的原子或原子團帶上電荷。
比較離子半徑的大小的方法有電子層數。
電子層數。電子層數多,半徑大。可以這樣理解,電子在原子核外按層排布,類似于洋蔥,皮(層)多,洋蔥(原子)的半徑自然就大。如果電子層數相同,則比較核電荷數,核電荷多,則半徑小。如果電子層數還是相同時,則比較電子數,電子數多,半徑大。
離子半徑是描述離子大小的參數。取決于離子所帶電荷、電子分布和晶體結構型式。設r陽為陽離子半徑,r陰為陰離子半徑。r陽+r陰=鍵長。r陽/r陰與晶體類型有關。可從鍵長計算離子半徑。一般采用Goldschmidt半徑和Pauling半徑,皆是NaCI型結構配位數為6的數據。
Shannon考慮了配位數和電子自旋狀態的影響,得到兩套最新數據,其中一套數據,參考電子云密度圖,陽離子半徑比傳統數據大14pm,陰離子小14pm,更接近晶體實際。
離子基本概念:
在化學變化中,原子或原子團得失電子后形成的帶電微粒稱作離子。帶正電的稱為陽離子,帶負電的稱為陰離子。
原子是由原子核和核外電子構成,原子核帶正電荷,繞核運動的電子則帶相反的負電荷。原子的核電荷數與核外電子數相等,因此原子顯電中性。如果原子從外獲得的能量超過某個殼層電子的結合能,那么這個電子就可脫離原子的束縛成為自由電子。
原子核外第一層不能超過2個電子,次外層不超過18個。最外層最多只能排8個。
一般最外層電子數小于4的原子、或半徑較大的原子,較易失去電子(一般為金屬元素,如:鉀K,鈣Ca等)趨向達到相對穩定結構;而最外層電子數不少于4的原子(一般為非金屬元素,如:硼B,碳C等)則較易獲得電子趨向達到相對穩定結構。
當原子的最外層電子軌道達到飽和狀態(第一周期元素2個電子、第二第三周期元素8個電子)時,性質最穩定,一般為稀有氣體(氦除外,最外層有2個電子,性質也很穩定)。
離子是指原子由于自身或外界的作用而失去或得到一個或幾個電子使其達到最外層電子數為8個(如第一層是最外層,則為2個,若是氫離子,則沒有外層電子)的穩定結構。這一過程稱為電離。電離過程所需或放出的能量稱為電離能。
在化學反應中,金屬元素原子失去最外層電子,非金屬原子得到電子,從而使參加反應的原子或原子團帶上電荷。帶電荷的原子叫做離子,帶正電荷的原子叫做陽離子,帶負電荷的原子叫做陰離子。陰、陽離子由于靜電作用而形成不帶電性的化合物。
與分子、原子一樣,離子也是構成物質的基本粒子。如氯化鈉就是由氯離子和鈉離子構成的。
<li>要比較微粒半徑的大小,可以根據元素間在元素周期表中的位置來判斷,它們的判斷口訣為:。
同層核大半徑小,同族核大半徑大.。
但是,這個口訣只能針對原子半徑大小的比較,對于其它微粒,比如離子等的比較則無能為力.。
對于其它微粒的比較,我們只要按照以下順序操作即可(注意:需在可以比較的情況下).。
①電子層數.電子層數多,半徑大.可以這樣理解,電子在原子核外按層排布,類似于洋蔥,皮(層)多,洋蔥(原子)的半徑自然就大.。
②如果電子層數相同,則比較核電荷數,核電荷多,則半徑小.。
電子層相同時,核電荷越多,原子核對核外電子的吸引力越大,原子核自然將電子的距離拉的更近!) 。
③如果電子層數還是相同時,則比較電子數,電子數多,半徑大(形象記憶:多"吃"了一個電子,則長胖了!電子和電子之間存在一個排斥作用力,電子越多,相互之間的排斥越強烈,自然要占據更大的空間) 。
例題:
1、mg和o的半徑大小比較
mg
>
o,原因:mg有三個電子層,比o(2個電子層)多,所以半徑大 。
2、mg2+和o2-的半徑大小比較 。
它們的電子層都是2,但是o的核電荷小于mg,故o2-的半徑大于mg2+的半徑.。
3、cl和cl-的半徑大小比較 。
它們的電子層數和核電荷數都相同,但是cl-比cl多一個電子,所以半徑:cl->cl。
所有的半徑比較規律--層多半徑大,層同序大徑小。
氯離子有三層電子,半徑最大,鈉離子氧離子層都為2層,鈉序大,所以半徑小。
最終-Cl? > O?? >Na?。
在化學反應中,金屬元素原子失去最外層電子,非金屬原子得到電子,從而使參加反應的原子或原子團帶上電荷。
擴展資料:
在化合物的原子間進行電子轉移而生成離子的過程稱為電離,電離過程所需或放出的能量稱為電離能。電離能越大,意味著原子越難失去電子。
離子化合物,即陰、陽離子間以離子鍵組成的化合物,如可溶于水的酸、堿、鹽,當在水中溶解并電離時,恒定條件下,處于離子狀態的比例和處于分子狀態的比例達到動態平衡。
在氣體放電過程中以及受控聚變裝置產生的高溫等離子體中,有大量的工作氣體原子和雜質原子被剝離了最外層電子,成為離子。例如氧原子,若失去一個電子記作OⅡ,若失去兩電子記作OⅢ,以此類推。
原子和簡單離子半徑大小的比較是高考的一個重要考點,掌握比較的方法和規律,才能正確判斷粒子半徑的大小。中學化學里常見粒子半徑大小比較,規律如下:
1.同種元素粒子半徑大小比較:
同種元素原子形成的粒子,核外電子數越多,粒子半徑越大。陽離子半徑小于相應原子半徑。如r(Na+)<r(Na);陰離子半徑大于相應原子半徑。如r(Cl—)>r(Cl);同種元素不同價態的離子,價態越高,離子半徑越小。如r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)、r(H—) > r (H) > r(H+)。
2.不同元素粒子半徑的比較:
①同周期元素,電子層數相同,原子序數越大,原子半徑、最高價陽離子半徑、最低價陰離子半徑均逐漸減小(僅限主族元素)。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,陰離子半徑一定大于陽離子半徑。如r(O2—) > r(Li+)。
②同主族元素,最外層電子數相同,電子層數越多,原子半徑越大,同價態的離子半徑大小也如此。如:r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I),r(F—)<r(Cl—)<r(Br—)<r(I—),r(Li+)<r(Na+)<r(K+)。
③電子層結構相同(核外電子排布相同)的不同粒子,核電荷數越大,半徑越小。如:r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r(Na+)> r(Mg2+)> r(Al3+)。
④稀有氣體元素的原子,半徑比與它相鄰的鹵素原子的原子半徑大,如r(Ar) >r(Cl)。
⑤核電荷數、電子層數、電子數都不相同的粒子,一般可以通過一種參照粒子進行比較。
如鋁原子和氧原子,可以通過硼原子轉換,r(Al)>r(B) >r(O),也可以通過硫原子轉換,r(Al)>r(S)>r(O)。
判斷離子半徑大小的一般規律:當兩個離子具有相同電子層時,原子序數小的那個半徑大,當兩個離子具有不同電子層時,電子層多的那個半徑大。
在中學化學里主要比較主族元素和短周期元素的原子半徑、離子半徑的大小,盡量其中有一定的規律性,但也有一些例外情況,因此只能說是大致的規律。
1、同周期元素的原子半徑。
同周期元素的原子,從左到右隨核電荷數的遞增,原子半徑逐漸減小(稀有氣體元素的原子除外)。如第3周期中各元素原子半徑的大小為:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。
2、同主族元素的原子半徑。
同主族元素的原子半徑,從上到下隨核電荷數的遞增,電子層數增多,原子半徑逐漸增大。如堿金屬元素的原子半徑大小為:Li<Na<K<Rb<Cs;鹵族元素的原子半徑大小為:F<Cl<Br<I。
3、同種元素的原子半徑與它形成的相應離子半徑的大小比較。
陽離子半徑小于相應的原子半徑。如Na+離子半徑小于Na原子半徑,Mg2+離子半徑小于Mg原子半徑。這是因為陽離子比相應的原子少了一個電子層。
4、相同元素的原子顯示不同價態(共價)時,價態越高其原子半徑越小。
如H2SO4分子中S原子的半徑小于H2SO3分子中S原子的半徑。
5、同主族元素形成的離子,從上到下隨核電荷數的增加。
電子層數增多,離子半徑逐漸增大。如堿金屬元素形成的陽離子半徑大小為:Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+;鹵族元素形成的陰離子半徑大小為:F-<Cl-<Br-<I-。
1.同周期原子半徑隨原子序數遞增逐漸減小(稀有氣體元素除外)。如第三周期中:na>mg>al>si>p>s>cl。
例:觀察na,mg,al,si,p,s,cl,可以得出層數相同,核電荷數越大,半徑逐漸減小。
以下8個規律按照上面示例進行探究。
2.同主族原子半徑隨原子序數的遞增逐漸增大.如第ⅰa族中:li<na<k<rb<cs。
3.3.同周期陽離子半徑隨原子序數遞增逐漸減小。如第三周期中:na+>mg2+>al3+。
4.同周期陰離子半徑隨原子序數遞增逐漸減小。如第三周期中:p3->s2->cl-。
5.5.同主族陽離子半徑隨原子序數遞增逐漸增大,如第ia族中:na+<k+<rb+<cs+。
6.同主族陰離子半徑隨原子序數遞增逐漸增大,如第ⅶa族中:f-<cl-<br-<i-。
7.陽離子半徑總比相應原子半徑小。如:na+<na,fe2+<fe。
8.陰離子半徑總比相應原子半徑大。如:s2->s,br->br。
9.電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小。如:s2->cl->k+>ca2+;al3+<mg2+<na+<f-。
10.同一元素不同價態的離子半徑,價態越高則離子半徑越小。如:fe>fe2+>fe3+,
h->h>h+。
比較離子半徑大小分三步走,
第一步看電子層數,電子層數越多,半徑越大。
第二步,當離子電子層數相同時,核電荷數(原子序數)越大,半徑越小。
第三步,當電子層數和核電荷數相同時,電子數越大,半徑約大。
比較s2-(硫離子),o2-(氧離子),na+大小?
先看電子層數,可以看出s2-(硫離子)有三層電子層,而o2-(氧離子),na+,只有兩層。所以s2-(硫離子)半徑在這里最大,然后再看o2-(氧離子),na+它們的電子層數都相同,所以要比較它們的原子序數,很明顯是o2-(氧離子)大于na+。
綜上所述,s2-(硫離子)<o2-(氧離子)<na+。
離子半徑大小的比較方法如下:
1、電子層數相同時,看電子數,電子數越多,半徑越大。
2、電子層數相同且電子數相同時,看核電荷數,核電荷數越少,半徑越大。
3、陽離子的半徑比相應的原子半徑小;陰離子半徑比相應的原子半徑大。
4、同主族元素的簡單陽離子或陰離子,電子層數越多,半徑越大。
5、同一元素的簡單陽離子,價態越高,半徑越小。
離子半徑反映離子大小。離子可近似視為球體,離子半徑的導出以正、負離子半徑之和等于離子鍵鍵長這一原理為基礎,從大量X射線晶體結構分析實測鍵長值中推引出離子半徑。
離子半徑的大小主要取決于離子所帶電荷和離子本身的電子分布,但還要受離子化合物結構型式(如配位數等)的影響,離子半徑一般以配位數為6的氯化鈉型晶體為基準,配位數為8時,半徑值約增加3%;配位數為4時,半徑值下降約5%。
離子的概念:
離子是指原子由于自身或外界的作用而失去或得到一個或幾個電子使其達到最外層電子數為8個或2個(氦原子)或沒有電子(四中子)的穩定結構。這一過程稱為電離。電離過程所需或放出的能量稱為電離能。
在化學反應中,金屬元素原子失去最外層電子,非金屬原子得到電子,從而使參加反應的原子或原子團帶上電荷。帶電荷的原子叫做離子,帶正電荷的原子叫做陽離子,帶負電荷的原子叫做陰離子。陰、陽離子由于靜電作用而形成不帶電性的化合物。
與分子、原子一樣,離子也是構成物質的基本粒子。如氯化鈉就是由氯離子和鈉離子構成的。