原子半徑（英文名稱：Atomic 半徑）通常指原子核到最散逸層電子的平均距離。原子的大小可以用"原子半徑"來描述。原子半徑的標(biāo)度很多，各種不同的標(biāo)度，原子半徑的定義不同，差別可能很大。通常講的原子半徑，是根據(jù)相鄰原子的平均核間距測定的。根據(jù)原子間作用力的不同，原子半徑可以分為共價(jià)半徑、金屬半徑和范德·瓦耳斯半徑。同一元素的不同半徑的關(guān)系為：范式半徑>金屬半徑>共價(jià)半徑。另外，原子處于基態(tài)時(shí)的軌道半徑稱為玻爾半徑。原子獲得或失去電子成為離子的有效半徑為離子半徑。
原子半徑的范圍一般在30–300pm。測量原子半徑可以通過測量宏觀物質(zhì)、量子力學(xué)理論和測定結(jié)構(gòu)等方法測得。
相關(guān)歷史
在1920年~1927年間，Lande、Wasaatjerna、Goldschmidt和Pauling等提出一組完整的用離子型分子和晶體的離子半徑值。在1926年M.L.Huggins發(fā)表了一組適用于含有共價(jià)鍵的晶體的原子半徑，同年V. M.Goldschmidt發(fā)表了得自金屬和共價(jià)非金屬晶體的原子半徑值。后來他將這些數(shù)值和另一些數(shù)據(jù)集中一張適用于金屬和金屬互化物的半徑數(shù)據(jù)表。以后L.pauling和M.L.Huggins考察了原子晶體的原子間距離，從而制定出四面體形半徑，八面體形半徑和正方形半徑的數(shù)據(jù)表。并根據(jù)當(dāng)時(shí)所能找到的少數(shù)正常價(jià)鍵分子的數(shù)據(jù)將一些四面體形半徑值做了少許改變，得出相差極小的正常單鍵共價(jià)半徑值。此后對氣體分子的電子衍射和微波研究工作以及對分子晶體的進(jìn)一步X射線研究工作，為檢查和修正半徑數(shù)值表提供了許多原子間距離數(shù)值。
德國化學(xué)家邁耶爾發(fā)表的論文中首次以曲線的形式畫出了一條原子體積（隨原子量遞增發(fā)生周期性變化的）曲線圖。1965年，瓦伯（J.T.Waber ）和克羅默（D.T.Cromer）定義原子最散逸層原子軌道電荷密度最大值所在球面為原子半徑。
定義
原子是一個(gè)球體，因而具有半徑。但是從電子云角度看，電子在原子核外各處都有出現(xiàn)的可能性，僅概率不同而已，所以原子沒有一個(gè)明確的界面。并且除稀有氣體外，對于任何元素來說，原子總是以一定作用力即以一定的化學(xué)鍵的方式存在于單質(zhì)或化合物中。而從量子力學(xué)觀點(diǎn)考慮，原子形成化學(xué)鍵時(shí)總是會發(fā)生一定程度的原子軌道的重疊。因此，嚴(yán)格說來，原子半徑有不確定的含義；而且要給出任何情況下均適用的原子半徑是不可能的。通常講的原子半徑，是根據(jù)相鄰原子的平均核間距測定的。根據(jù)原子間作用力的不同，原子半徑可以分為共價(jià)半徑、金屬半徑和范德華半徑。
一般而言，金屬元素可有金屬半徑、共價(jià)半徑，甚至范德華半徑；非金屬元素有共價(jià)半徑、范德華半徑；稀有氣體主要有范德華半徑，極少有共價(jià)半徑。金屬半徑、共價(jià)半徑和范德華半徑，由于原子間結(jié)合力、核間距不同，半徑也就不同。通常，共價(jià)半徑因?yàn)榻Y(jié)合力最強(qiáng)，半徑最短；范式半徑因?yàn)榻Y(jié)合力最弱，半徑最長；金屬半徑介于兩者之間。同一元素的不同半徑的關(guān)系為：范式半徑>金屬半徑>共價(jià)半徑。
共價(jià)半徑
同種元素的兩個(gè)原子以共價(jià)單鍵結(jié)合時(shí)，兩原子的核間距離的一半稱為原子的共價(jià)半徑，用rc表示。例如含有一個(gè)共價(jià)單鍵的H2，其核間距d=64pm。氫原子的共價(jià)半徑心=32pm。已知基態(tài)氫原子的半徑為52.9pm，顯然共價(jià)半徑小于非化合態(tài)的自由原子半徑。
范德華半徑
分子間的作用力稱為分子間作用力。范德華半徑是指單質(zhì)分子晶體中，相鄰分子間兩個(gè)非鍵合的原子以范德華力相互作用時(shí)，兩個(gè)原子的核間距離的一半。一般來看，范德華半徑大于同種元素的單鍵共價(jià)半徑。例如氯原子的范德華半徑為180pm，共價(jià)半徑為99pm。
金屬半徑
在金屬單質(zhì)晶體中，相鄰兩個(gè)原子核間距的一半稱為金屬半徑，金屬半徑和共價(jià)半徑都是原子以化學(xué)鍵相結(jié)合狀態(tài)下的原子半徑。對同一金屬原子，實(shí)測的金屬半徑通常比其共價(jià)半徑大10~15×10-2。例如鈉的共價(jià)半徑為157pm，金屬半徑為186pm，范德華半徑為231pm。
離子半徑
離子半徑指的是原子獲得或失去電子成為離子的有效半徑。得到電子的陰離子半徑大于原子半徑，失去電子的陽離子半徑一般小于原子半徑。
軌道半徑
按照奧格·玻爾理論，原子中電子繞核作圓周運(yùn)動(dòng)的定態(tài)軌道必須滿足角動(dòng)量的整數(shù)倍，這些分立軌道稱為玻爾軌道。原子處于基態(tài)時(shí)的軌道半徑稱為玻爾半徑。
變化規(guī)律
圖片來源：
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短周期：是指周期表中第1、2、3周期的元素。在同一短周期中，從左到右由于增加的電子同在散逸層，電子層數(shù)不變，而原子的有效核電荷逐漸增多，對核外電子的吸引力逐漸增強(qiáng)，故原子半徑依次變小。而最后一個(gè)稀有氣體的原子半徑突然增大，這是由于稀有氣體的原子半徑采用范德華半徑所致。
長周期：在同一長周期中，從左到右，原子半徑的變化總體趨勢與短周期相似，也是依次變小的。但過渡元素的變化不太規(guī)律。由于所增加的電子填充在次外層的d軌道上，對外層電子的屏蔽效應(yīng)增大，原子的有效核電荷有所降低，對核外電子的吸引力有所下降。但核電荷的增加還是占主導(dǎo)的，所以，過渡元素的原子半徑依次變小的幅度很緩慢，但電子填充至d10全滿的穩(wěn)定狀態(tài)時(shí)，對散逸層電子的屏蔽效應(yīng)更強(qiáng)，故原子半徑有所變大。如：第四周期過渡元素。
同一族元素原子半徑的變化
主族元素：從上至下，電子層逐漸增加所起的作用大于有效核電荷增加的作用，所以原子半徑逐漸增大。
副族元素：從上至下原子半徑的變化趨勢總體上與主族元素相似，但原子半徑增大不很明顯。主要原因是內(nèi)過渡元素的系收縮現(xiàn)象，收縮的原子半徑約為11pm。如：
內(nèi)過渡元素新增加的電子填充在 (n-2)f 軌道上，使有效核電荷增加得更緩慢，原子半徑變小幅度更小，使得上下兩元素的原子半徑非常接近，性質(zhì)相似，分離困難。
對于同周期的s區(qū)和p元素，隨著核電荷的增加，電子依次填入最散逸層的ns或np軌道，它們對原子核的屏蔽作用最小，因而原子核作用于最高能級電子的有效核電荷Z*顯著增加，從而導(dǎo)致原子半徑顯著減小。
對于d區(qū)元素，隨著核電荷的增加，電子依次填入次外層的(n-1)d軌道，相對于最外層電子而言，次外層電子對原子核的屏蔽作用較大，因而原子核作用于最高能級電子的有效核電荷Z*增加較少，從而導(dǎo)致原子半徑收縮較小。
對于f區(qū)元素，隨著核電荷的增加，電子依次填入倒數(shù)第三層的(n-2)f軌道，相對于最散逸層和次外層電子而言，倒數(shù)第三層電子對原子核的屏蔽作用更大，因而原子核作用于最高能級電子的有效核電荷Z*增加更少，因而導(dǎo)致原子半徑收縮更小。
測量
通過測定原子的核間距可以來間接推算出所謂的原子半徑。把在單質(zhì)分子（或晶體）中相鄰的原子核間平均距離的一半定義為原子的原子半徑。原子的核間距可以通過晶體衍射或光譜等實(shí)驗(yàn)測定，由此計(jì)算原子半徑的數(shù)據(jù)。
測量宏觀物質(zhì)
原子半徑可通過測量固體單質(zhì)的密度，計(jì)算出1 摩爾物質(zhì)的體積，再除以阿莫迪歐·阿伏伽德羅常數(shù)，得到一個(gè)原子在固態(tài)物質(zhì)單質(zhì)中的平均占有體積，再假設(shè)原子是球體，并假設(shè)所有原子球在固態(tài)中緊密接觸，不留空隙，就可得到原子半徑。
量子力學(xué)
根據(jù)量子力學(xué)理論，由原子核電荷數(shù)、電子數(shù)、電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)等理論概念出發(fā)，給出原子半徑的定義，并進(jìn)行計(jì)算，由此也可以得到純理論計(jì)算的氣態(tài)的、游離的、基態(tài)原子的半徑。
測定結(jié)構(gòu)
測定原子形成各種分子或固體后的核間距。同種原子，核間距除以2，就可得到該原子的半徑；對于異種原子（設(shè)為AB），只要已知其中一種元素（如A）的原子半徑，就可用核間距（如A-B）求取另一種元素（B）的原子半徑。通常書籍上所記載的原子半徑就是由此法測得。
參考資料 >
原子(離子)半徑(pm)周期表.華東理工大學(xué).2023-11-15