【高校化学】原子半径やイオン半径の大きさの求め方を徹底解説！
共通テストでよく出題されるイオン半径や原子半径の大小関係を比較する問題。
どうやって見分けるのか、しっかりと理解できていない受験生はとても多いですよね。
今回はイオン半径や原子半径の大小関係を比較する方法を、たった2ステップで徹底解説していきたいと思います。
ぜひ最後までご覧ください。
⭐︎ 原子半径やイオン半径の定義
原子半径とは、
（原子を球体とみなしたときの）原子の中心から最外殻までの距離のことをいいます。
イオン半径とは、
（イオンを球体とみなしたときの）イオンの中心から最外殻までの距離のことをいいます。
高校化学における原子半径とイオン半径の違いは、
対象となる粒子が原子なのか、電荷を持っているイオンなのかの違いだけです。
⭐︎ 原子半径やイオン半径を比較する方法
原子半径やイオン半径を比較するのは、たったの2ステップでできてしまいます。
原子半径もイオン半径も、どちらも同じ方法で求めることができます。
① 電子殻の枚数を確認する！
原子・イオン半径は中心から最外殻までの距離なので、電子殻の枚数が多ければ多いほど、原子・イオン半径は大きくなります。
まずは比較したい原子やイオンの電子配置を確認しましょう。
最外殻電子の入る電子殻までの枚数が、多ければ多いほど原子半径やイオン半径は大きくなります。
この時点で大小関係が明確になっている場合は、比較するための操作は以上となります。
② 電子殻の枚数が同じの場合→原子番号を確認する！
①番のステップで、原子・イオン半径の大小関係が明確にならなかった場合。
つまり電子殻の枚数が同じだった場合は、こちらの操作をすることになります。
結論からいってしまうと、
原子番号が大きいほど、原子・イオン半径は小さくなります。
なぜかというと、
原子番号が大きいということは、当然、陽子の数も多くなります。
陽子の数が多いということは、その分、中心から電子を引っ張る力が大きくなります。
原子核にある陽子がマイナスの電荷を持つ電子を中心へと引っ張るので、その分原子やイオンは縮こまりますよね。
よって、原子番号が大きい（＝陽子の数が多い）ほど、原子・イオン半径は小さくなります。
例えば、カリウムイオンとカルシウムイオンはどちらも電子配置がアルゴンと同じです。
すなわち、電子殻の枚数が同じになっています。
けれども、原子番号はカルシウムの方が大きいので、イオン半径はCa2+＜＜K+です。
⭐︎ まとめ
原子・イオン半径は次の②ステップで求めることができる
① 電子殻の枚数を確認！→電子殻の枚数が多い方が半径も大きい！
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