Atomski radijus sfere. Efektivni atomski radijus. Svojstva hemijske veze
Pod efektivnim radijusom atoma ili jona podrazumijeva se radijus sfere njegovog djelovanja, a atom (jon) se smatra nestišljivom kuglom. Koristeći planetarni model atoma, on je predstavljen kao jezgro oko koje se elektroni okreću po orbitama. Redoslijed elemenata u Periodnom sistemu Mendeljejeva odgovara redoslijedu punjenja elektronskih ljuski. Efektivni radijus jona zavisi od zauzetosti elektronskih ljuski, ali nije jednak poluprečniku spoljne orbite. Da bi se odredio efektivni radijus, atomi (joni) u kristalnoj strukturi su predstavljeni kao kontaktne krute kuglice, tako da je rastojanje između njihovih centara jednako zbiru poluprečnika. Atomski i jonski radijusi su eksperimentalno određeni iz rendgenskih mjerenja međuatomskih udaljenosti i teoretski izračunati na osnovu kvantnomehaničkih koncepata.
Veličine ionskih radijusa podliježu sljedećim zakonima:
1. Unutar jednog vertikalnog reda periodnog sistema, radijusi jona sa istim nabojem rastu sa povećanjem atomskog broja, jer se povećava broj elektronskih ljuski, a time i veličina atoma.
2. Za isti element, jonski radijus raste sa povećanjem negativnog naboja i opada sa povećanjem pozitivnog naboja. Radijus anjona je veći od radijusa kationa, jer anjon ima višak elektrona, dok kation ima manjak. Na primjer, za Fe, Fe 2+, Fe 3+, efektivni radijus je 0,126, 0,080 i 0,067 nm, respektivno, za Si 4-, Si, Si 4+, efektivni radijus je 0,198, 0,118 i 0,040 nm.
3. Veličine atoma i jona prate periodičnost Mendeljejevskog sistema; izuzeci su elementi od br. 57 (lantan) do br. 71 (lutecij), gdje se atomski radijusi ne povećavaju, već se ravnomjerno smanjuju (tzv. lantanidna kontrakcija), te elementi iz br. 89 (aktinijum) i dalje ( takozvana aktinoidna kontrakcija).
Atomski radijus hemijskog elementa zavisi od koordinacijskog broja. Povećanje koordinacijskog broja uvijek je praćeno povećanjem međuatomskih udaljenosti. U ovom slučaju, relativna razlika između vrijednosti atomskih radijusa koji odgovaraju dva različita koordinacijska broja ne ovisi o vrsti kemijske veze (pod uvjetom da je tip veze u strukturama s upoređenim koordinacijskim brojevima isti). Promjena atomskog radijusa s promjenom koordinacijskog broja značajno utječe na veličinu volumetrijskih promjena tokom polimorfnih transformacija. Na primjer, kada se željezo ohladi, njegova transformacija iz kubične modifikacije usmjerene na lice u kubičnu modifikaciju usmjerenu na tijelo koja se javlja na 906 ° C trebala bi biti praćena povećanjem volumena za 9%, u stvari, povećanje volumena je 0,8 %. To je zbog činjenice da se zbog promjene koordinacijskog broja sa 12 na 8, atomski radijus željeza smanjuje za 3%. Odnosno, promjena atomskog radijusa tijekom polimorfnih transformacija u velikoj mjeri kompenzira volumetrijske promjene koje bi se morale dogoditi da se atomski radijus u ovom slučaju ne promijeni. Atomski radijusi elemenata mogu se porediti samo sa istim koordinacionim brojem.
Atomski (jonski) radijusi također zavise od vrste kemijske veze.
U kristalima s metalnom vezom, atomski radijus je definiran kao polovina međuatomske udaljenosti između najbližih atoma. U slučaju čvrstih rastvora, metalni atomski radijusi variraju na složen način.
Pod kovalentnim radijusima elemenata s kovalentnom vezom podrazumijeva se polovina međuatomske udaljenosti između najbližih atoma povezanih jednom kovalentnom vezom. Karakteristika kovalentnih radijusa je njihova postojanost u različitim kovalentnim strukturama sa istim koordinacionim brojevima. Dakle, udaljenosti u singlu C-C obveznice u dijamantu i zasićenim ugljovodonicima su isti i jednaki 0,154 nm.
Jonski radijusi u supstancama s ionskom vezom ne mogu se definirati kao polovina zbroja udaljenosti između najbližih jona. U pravilu se veličine kationa i aniona naglo razlikuju. Osim toga, simetrija jona se razlikuje od sferne. Postoji nekoliko pristupa za procjenu vrijednosti jonskih radijusa. Na osnovu ovih pristupa procjenjuju se ionski radijusi elemenata, a zatim se iz eksperimentalno utvrđenih međuatomskih udaljenosti određuju ionski radijusi ostalih elemenata.
Van der Waalsov radijus određuju efektivne veličine atoma plemenitog plina. Osim toga, smatra se da su van der Waalsovi atomski radijusi polovina međunuklearne udaljenosti između najbližih identičnih atoma koji nisu kemijski vezani, tj. koji pripadaju različitim molekulima (na primjer, u molekularnim kristalima).
Kada se u proračunima i konstrukcijama koriste vrijednosti atomskih (jonskih) radijusa, njihove vrijednosti treba uzeti iz tablica izgrađenih prema jednom sistemu.
Veličina čestica često određuje tip kristalne strukture, važna je za razumijevanje protoka mnogih hemijske reakcije. Veličina atoma, jona, molekula određena je valentnim elektronima. Osnova za razumijevanje ovog pitanja - obrasci promjena u orbitalnim radijusima - navedeni su u poglav. 2.4. Atom nema granica i njegova veličina je uslovna vrijednost. Ipak, moguće je okarakterisati veličinu slobodnog atoma orbitalnim radijusom. Ali od praktičnog interesa obično su atomi i ioni u sastavu tvari (u molekuli, polimeru, tekućini ili čvrstoj tvari), a ne slobodni. Kako se stanja slobodnog i vezanog atoma značajno razlikuju (i prije svega njihova energija), moraju se razlikovati i veličine.
Za vezane atome mogu se uvesti i količine koje karakterišu njihovu veličinu. Iako se elektronski oblaci vezanih atoma mogu značajno razlikovati od sfernih, uobičajeno je karakterizirati veličine atoma efektivno (očigledno) radijusi .
Veličine atoma istog elementa bitno zavise od čijeg sastava hemijsko jedinjenje Koju vrstu veze ima atom. Na primjer, za vodonik, polovina međuatomske udaljenosti u molekulu H 2 je 0,74/2 = 0,37 Å, a u metalnom vodoniku vrijednost radijusa je 0,46 Å. Stoga, dodijelite kovalentni, jonski, metalni i van der Waalsovi radijusi . U pravilu, u konceptima efektivnih radijusa, međuatomske udaljenosti (tačnije, međunuklearne udaljenosti) smatraju se zbirom polumjera dva susjedna atoma, uzimajući atome kao nestišljive kuglice. U prisustvu pouzdanih i tačnih eksperimentalnih podataka o međuatomskim udaljenostima (a takvi su podaci već dugo dostupni i za molekule i za kristale sa tačnošću od hiljaditih delova angstroma), ostaje jedan problem da se odredi radijus svakog atoma - kako rasporediti međuatomsku udaljenost između dva atoma. Jasno je da se ovaj problem može nedvosmisleno riješiti samo uvođenjem dodatnih nezavisnih podataka ili pretpostavki.
Kraj rada -
Ova tema pripada:
Svojstva hemijske veze
Na sajtu pročitajte: "Svojstva hemijske veze" ..
Ako trebaš dodatni materijal na ovu temu, ili niste pronašli ono što ste tražili, preporučujemo da koristite pretragu u našoj bazi radova:
Šta ćemo sa primljenim materijalom:
Ako vam se ovaj materijal pokazao korisnim, možete ga spremiti na svoju stranicu na društvenim mrežama:
| tweet |
Sve teme u ovoj sekciji:
kovalentni radijusi
Najočiglednija situacija je s kovalentnim radijusima za atome koji formiraju nepolarne dvoatomske molekule. U takvim slučajevima, kovalentni radijus je tačno polovina međuatomske udaljenosti
Jonski radijusi
Jer kod br. y. teško je uočiti molekule sa ionskim vezama i istovremeno je poznat veliki broj spojeva koji formiraju ionske kristale, onda kada su u pitanju ionski radijusi,
metalni radijusi
Samo po sebi, određivanje polumjera metala nije problem - dovoljno je izmjeriti međunuklearnu udaljenost u odgovarajućem metalu i podijeliti je na pola. U tabeli. 20 su neki met
van der Waalsov radijus
Van der Waalsovi radijusi se mogu odrediti mjerenjem udaljenosti između atoma u kristalu kada između njih nema kemijske veze. Drugim riječima, atomi pripadaju različitim molekulima.
Pitanja za samoispitivanje
1. Šta su orbitalni i efektivni radijusi? 2. Koja je razlika između polumjera kuglice i atoma ili jona? 3. U kojim slučajevima je kovalentni polumjer jednak polovini dužine
Efektivni naboji atoma
Kada se formira hemijska veza, elektronska gustina se redistribuira, iu slučaju polarnu vezu atomi su električno nabijeni. Ove naknade se nazivaju efektivnim. Oni su hara
Efektivni naboji u nekim jonskim kristalima
Supstanca CsF CsCl NaF NaCl LiF LiCl LiI DEO 3.3
Efektivni naboji atoma u oksidima (prema N. S. Ahmetovu)
Oksid Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO
Pitanja za samoispitivanje
1. Koliki je efektivni naboj atoma? 2. Može li efektivno punjenje premašiti (u modulu) oksidacijsko stanje atoma? 3. Koliki je stepen jonske veze? 4. K
Valence
Općenito, valencija karakterizira sposobnost atoma elementa da formiraju spojeve koji sadrže određeni sastav (određeni omjeri broja različitih elemenata u spoju). Često u
Pitanja za samoispitivanje
1. Definisati pojmove: stepen oksidacije; kovalentnost; koordinacijski broj; sterički broj. 2. Odrediti kovalenciju, oksidaciono stanje i CN za: H2S; H
Energija veze
Veličina energije je najvažnija karakteristika veze, koja određuje otpornost tvari na toplinu, svjetlo, mehaničko naprezanje i reakcije s drugim supstancama[†]. Postoji razne metode uh
Energije vezivanja dvoatomskih molekula u gasu (N. N. Pavlov)
Molekul H2 Li2 Na2 K2 F2 Cl2
Pitanja za samoispitivanje
1. Predvidjeti promjenu energije C–N veze u nizu H3CNH2, H2CNH, HCNH. 2. Predvidjeti promjenu energije vezivanja u serijama O2, S2, Se2
Hemijska veza i periodični sistem elemenata
Razmotrimo zakonitosti strukture i svojstava nekih jednostavnih supstanci i najjednostavnijih spojeva, određene elektronskom strukturom njihovih atoma. Atomi plemenitog gasa (grupa VIIIA) imaju potpuno
Promjena međuatomskih udaljenosti za jednostavne tvari VIA grupe
Supstanca Udaljenost između atoma, Å unutar molekula između molekula razlika S
Dodatno
3. Opća hemija / ur. E. M. Sokolovskaya. M.: Izdavačka kuća Moskovskog državnog univerziteta, 1989. 4. Ugay Ya. O. Opšta hemija. M.: Više. škola, 1984. 5. On je isti. Opća i neorganska hemija. M..
Jedna od najvažnijih karakteristika kemijskih elemenata koji sudjeluju u formiranju kemijske veze je veličina atoma (jona): s njegovim povećanjem, jačina međuatomskih veza se smanjuje. Veličina atoma (jona) obično je određena vrijednošću njegovog polumjera ili prečnika. Budući da atom (jon) nema jasne granice, koncept "atomskog (jonskog) radijusa" podrazumijeva da se 90-98% elektronske gustine atoma (jona) nalazi u sferi ovog polumjera. Poznavanje vrijednosti atomskih (jonskih) radijusa omogućava procjenu međunuklearnih udaljenosti u kristalima (tj. strukture ovih kristala), budući da se za mnoge probleme najkraće udaljenosti između jezgara atoma (jona) mogu smatrati zbir njihovih atomskih (jonskih) radijusa, iako je takva aditivnost približna i nije zadovoljena u svim slučajevima.
Ispod atomski radijus hemijski element (o ionskom radijusu, vidi dole), uključen u formiranje hemijske veze, u opštem slučaju, složio se da razume polovinu ravnotežne međunuklearne udaljenosti između najbližih atoma u kristalnoj rešetki elementa. Ovaj koncept, koji je prilično jednostavan ako posmatramo atome (jone) kao krute sfere, zapravo se ispostavlja složenim i često dvosmislenim. Atomski (jonski) radijus hemijskog elementa nije konstantna vrednost, već varira u zavisnosti od niza faktora, od kojih su najvažniji tip hemijske veze
i koordinacioni broj.
Ako se formira isti atom (jon) u različitim kristalima različite vrste hemijska veza, tada će imati nekoliko radijusa - kovalentna u kristalu sa kovalentnom vezom; jonski u kristalu sa ionskom vezom; metalik u metalu; van der Waalsa u molekularnom kristalu. Uticaj vrste hemijske veze može se videti u sledećem primeru. U dijamantu, sve četiri hemijske veze su kovalentne i formiraju se sp 3-hibridi, pa su sva četiri susjeda datog atoma na istom i
na istoj udaljenosti od njega d= 1,54 A˚) i kovalentni poluprečnik ugljenika u dijamantu će biti
je jednako 0,77 A˚. U kristalu arsena, udaljenost između atoma vezanih kovalentnim vezama ( d 1 = 2,52 A˚), mnogo manje nego između atoma vezanih van der Waalsovim silama ( d 2 = 3,12 A˚), tako da će As imati kovalentni radijus od 1,26 A˚ i van der Waals od 1,56 A˚.
Atomski (jonski) radijus se također vrlo oštro mijenja s promjenom koordinacijskog broja (ovo se može primijetiti tokom polimorfnih transformacija elemenata). Što je manji koordinacijski broj, to je manji stepen ispunjenosti prostora atomima (jonima) i manja su međunuklearna rastojanja. Povećanje koordinacijskog broja uvijek je praćeno povećanjem međunuklearnih udaljenosti.
Iz navedenog proizilazi da se atomski (jonski) radijusi različitih elemenata koji učestvuju u formiranju hemijske veze mogu porediti samo kada formiraju kristale u kojima se ostvaruje ista vrsta hemijske veze, a ovi elementi u formiranim kristalima imaju isti koordinacioni brojevi.
Razmotrimo detaljnije glavne karakteristike atomskih i ionskih radijusa.
Ispod kovalentni radijusi elemenata Uobičajeno je da se razumije polovina ravnotežne međunuklearne udaljenosti između najbližih atoma povezanih kovalentnom vezom.
Karakteristika kovalentnih radijusa je njihova postojanost u različitim "kovalentnim strukturama" sa istim koordinacionim brojem Z j. Osim toga, kovalentni radijusi su, po pravilu, aditivno vezani jedan za drugi, to jest, udaljenost A–B je polovina zbira udaljenosti A–A i B–B u prisustvu kovalentnih veza i ista koordinacijski brojevi u sve tri strukture.
Postoje normalni, tetraedarski, oktaedarski, kvadratni i linearni kovalentni radijusi.
Normalni kovalentni radijus atoma odgovara slučaju kada atom formira onoliko kovalentnih veza koliko odgovara njegovom mjestu u periodnom sistemu: za ugljik - 2, za dušik - 3, itd. To rezultira različita značenja normalni radijusi u zavisnosti od višestrukosti (reda) veze (jednostruka, dvostruka, trostruka). Ako se veza formira kada se hibridni elektronski oblaci preklapaju, onda govore o tetraedarskom
(Z k = 4, sp 3-hibridne orbitale), oktaedarske ( Z k = 6, d 2sp 3-hibridne orbitale), kvadratne ( Z k = 4, dsp 2-hibridne orbitale), linearne ( Z k = 2, sp-hibridne orbitale) kovalentni radijusi.
Korisno je znati sljedeće o kovalentnim radijusima (vrijednosti kovalentnih radijusa za određeni broj elemenata date su u).
1. Kovalentni radijusi, za razliku od ionskih, ne mogu se tumačiti kao poluprečnici atoma koji imaju sferni oblik. Kovalentni radijusi se koriste samo za izračunavanje međunuklearnih udaljenosti između atoma ujedinjenih kovalentnim vezama, a ne govore ništa o udaljenostima između atoma istog tipa koji nisu kovalentno povezani.
2. Vrijednost kovalentnog radijusa određena je višestrukošću kovalentne veze. Trostruka veza je kraća od dvostruke veze, koja je zauzvrat kraća od jednostruke veze, pa je kovalentni polumjer trostruke veze manji od kovalentnog polumjera dvostruke veze, koji je manji
single. Treba imati na umu da poredak višestrukosti odnosa ne mora biti cijeli broj. Takođe može biti frakciona ako je veza rezonantna (molekul benzena, jedinjenje Mg2 Sn, vidi dole). U ovom slučaju, kovalentni radijus ima srednju vrijednost između vrijednosti koje odgovaraju cjelobrojnim redovima višestrukosti veze.
3. Ako je veza mešovite kovalentno-jonske prirode, ali sa visokim stepenom kovalentne komponente veze, onda se može uvesti koncept kovalentnog radijusa, ali uticaj jonske komponente veze na njen vrijednost se ne može zanemariti. U nekim slučajevima, ovaj efekat može dovesti do značajnog smanjenja kovalentnog radijusa, ponekad do 0,1 A˚. Nažalost, pokušaji da se predvidi veličina ovog efekta u raznim
slučajevi još nisu bili uspješni.
4. Vrijednost kovalentnog radijusa ovisi o vrsti hibridnih orbitala koje učestvuju u formiranju kovalentne veze.
Jonski radijusi, naravno, ne može se definirati kao polovina zbroja udaljenosti između jezgara najbližih iona, budući da se, po pravilu, veličine kationa i aniona naglo razlikuju. Osim toga, simetrija jona može se donekle razlikovati od sferne. Ipak, za prave jonske kristale ispod jonski radijus Uobičajeno je razumjeti radijus lopte, koji je približno ion.
Jonski radijusi se koriste za približne procjene međunuklearnih udaljenosti u ionskim kristalima. Pretpostavlja se da je udaljenost između najbližeg kationa i anjona jednaka zbiru njihovih ionskih radijusa. Tipična greška u određivanju međunuklearnih udaljenosti u smislu jonskih radijusa u takvim kristalima je ≈0,01 A˚.
Postoji nekoliko sistema ionskih radijusa koji se razlikuju u vrijednostima ionskih radijusa pojedinih jona, ali dovode do približno istih međunuklearnih udaljenosti. Prvi rad na određivanju jonskih radijusa izveo je V. M. Goldshmit 1920-ih. U njemu je autor koristio, s jedne strane, međunuklearne udaljenosti u ionskim kristalima izmjerene rendgenskom strukturnom analizom, a s druge strane vrijednosti ionskih radijusa F– i O2– određene pomoću
metoda refraktometrije. Većina drugih sistema se također oslanja na međunuklearne udaljenosti u kristalima određene difrakcijskim metodama i na neke "referentne" vrijednosti ionskog radijusa određenog jona. U najpoznatijem sistemu
Pauling, ova referentna vrijednost je jonski radijus jona O2− peroksida, jednak
1.40A˚. Ova vrijednost za O2– dobro se slaže sa teorijskim proračunima. U sistemu G. B. Bokiya i N. V. Belova, koji se smatra jednim od najpouzdanijih, jonski radijus O2– uzima se jednakim 1,36 A˚.
1970-ih i 1980-ih pokušali su se direktno odrediti radijusi jona mjerenjem elektronske gustine pomoću rendgenske strukturne analize, s tim da se za granicu jona uzima minimum gustine elektrona na liniji koja spaja jezgra. . Pokazalo se da ova direktna metoda dovodi do precijenjenih vrijednosti ionskih radijusa kationa i do podcijenjenih vrijednosti ionskih radijusa aniona. Osim toga, pokazalo se da se vrijednosti ionskih radijusa određene direktnom metodom ne mogu prenijeti s jednog spoja na drugo, a odstupanja od aditivnosti su prevelika. Stoga se takvi jonski radijusi ne koriste za predviđanje međunuklearnih udaljenosti.
Korisno je znati sljedeće o ionskim radijusima (u donjim tabelama date su vrijednosti ionskih radijusa prema Bokiyu i Belovu).
1. Jonski radijus za jone istog elementa varira u zavisnosti od njegovog naboja, a za isti ion zavisi od koordinacionog broja. U zavisnosti od koordinacijskog broja razlikuju se tetraedarski i oktaedarski ionski radijusi.
2. Unutar jednog vertikalnog reda, tačnije unutar jedne grupe, periodično
sistema, radijusi jona sa istim nabojem rastu sa povećanjem atomskog broja elementa, jer se povećava broj ljuski koje zauzimaju elektroni, a time i veličina jona.
|
Radijus, A˚ |
3. Za pozitivno nabijene jone atoma iz istog perioda, ionski radijusi se brzo smanjuju sa povećanjem naboja. Brzo smanjenje se objašnjava djelovanjem dva glavna faktora u jednom smjeru: jakim privlačenjem “vlastitih” elektrona od strane katjona, čiji se naboj povećava s povećanjem atomskog broja; povećanje jačine interakcije između kationa i anjona koji ga okružuju s povećanjem naboja kationa.
|
Radijus, A˚ |
4. Za negativno nabijene jone atoma iz istog perioda, ionski radijusi rastu sa povećanjem negativnog naboja. Dva faktora o kojima smo govorili u prethodnom paragrafu u ovom slučaju djeluju u suprotnim smjerovima, a prevladava prvi faktor (povećanje negativnog naboja anjona je praćeno povećanjem njegovog ionskog radijusa), dakle, povećanje ionskih radijusa sa povećanje negativnog naboja se dešava mnogo sporije nego smanjenje u prethodnom slučaju.
|
Radijus, A˚ |
5. Za isti element, odnosno sa istom početnom elektronskom konfiguracijom, poluprečnik kationa je manji od poluprečnika anjona. To je zbog smanjenja privlačenja vanjskih "dodatnih" elektrona na jezgro aniona i povećanja efekta screeninga zbog unutrašnjih elektrona (kation ima nedostatak elektrona, dok anion ima višak).
|
Radijus, A˚ |
6. Veličine jona sa istim nabojem prate periodičnost periodnog sistema. Međutim, vrijednost ionskog radijusa nije proporcionalna naboju jezgra Z, što je zbog jakog privlačenja elektrona od strane jezgra. Osim toga, lantanidi i aktinidi, u čijim se serijama radijusi atoma i iona s istim nabojem ne povećavaju, već opadaju s povećanjem atomskog broja (tzv. lantanidna kontrakcija i aktinidna kontrakcija), izuzetak su od periodične ovisnosti .11
11 Kontrakcija lantanida i kontrakcija aktinida nastaju zbog činjenice da u lantanidima i aktinidima elektroni dodani s povećanjem atomskog broja ispunjavaju interni d I f-ljuske sa glavnim kvantnim brojem manjim od glavnog kvantnog broja datog perioda. Istovremeno, prema kvantnomehaničkim proračunima u d a posebno u f stanjima, elektron je mnogo bliži jezgru nego u s I str dakle stanja datog perioda sa velikim kvantnim brojem d I f-elektroni se nalaze u unutrašnjim oblastima atoma, iako se punjenje ovih stanja elektronima (govorimo o elektronskim nivoima u energetskom prostoru) odvija drugačije.
metalni radijusi smatraju se jednakim polovini najkraće udaljenosti između jezgara atoma u kristalizirajućoj strukturi metalnog elementa. Zavise od koordinacionog broja. Ako uzmemo metalni radijus bilo kojeg elementa na Z k \u003d 12 po jedinici, onda kada Z k = 8, 6 i 4 metalni radijusi istog elementa će biti 0,98 respektivno; 0,96; 0,88. Metalni radijusi imaju svojstvo aditivnosti. Poznavanje njihovih vrijednosti omogućava približno predviđanje parametara kristalnih rešetki intermetalnih spojeva.
Atomske radijuse metala karakteriziraju sljedeće karakteristike (podaci o vrijednostima atomskih polumjera metala mogu se naći u).
1. Metalni atomski radijusi prijelaznih metala općenito su manji od metalnih atomskih radijusa neprijelaznih metala, što odražava veću snagu veze u prijelaznim metalima. Ova karakteristika je zbog činjenice da metali prelaznih grupa i metali koji su im najbliži u periodičnom sistemu imaju elektronske d-ljuske i elektroni unutra d-država mogu učestvovati u formiranju hemijske veze. Jačanje veze može biti dijelom zbog pojave kovalentne komponente veze, a dijelom zbog van der Waalsove interakcije jonskih jezgara. U kristalima željeza i volframa, na primjer, elektroni u d-države daju značajan doprinos energiji vezivanja.
2. Unutar jedne vertikalne grupe, kako se krećemo odozgo prema dolje, atomski radijusi metala se povećavaju, što je posljedica sekvencijalnog povećanja broja elektrona (povećava se broj ljuski koje zauzimaju elektroni).
3. U jednom periodu, tačnije, počevši od alkalnog metala do sredine grupe prelaznih metala, u pravcu s leva na desno, radijusi atomskog metala se smanjuju. U istom nizu raste električni naboj atomskog jezgra i povećava se broj elektrona u valentnoj ljusci. Sa povećanjem broja vezanih elektrona po atomu, metalna veza je ojačana, a istovremeno se zbog povećanja naboja jezgra povećava privlačenje jezgra (unutrašnjih) elektrona od strane jezgra, pa se vrijednost metalnog atomskog radijusa se smanjuje.
4. Prelazni metali grupa VII i VIII iz istog perioda u prvoj aproksimaciji imaju skoro iste poluprečnike metala. Očigledno, kada su u pitanju elementi koji imaju 5 i više d-elektroni, povećanje nuklearnog naboja i povezani efekti privlačenja elektrona jezgra, koji dovode do smanjenja atomskog metalnog radijusa, kompenziraju se efektima zbog povećanja broja elektrona u atomu (jonu) koji ne djeluju učestvuju u formiranju metalne veze, što dovodi do povećanja metalnog radijusa (povećanje broja stanja koje zauzimaju elektroni).
5. Povećanje poluprečnika (vidi paragraf 2) za prelazne elemente, koje se dešava tokom prelaska iz četvrtog u peti period, nije primećeno za prelazne elemente na
prelazak iz petog u šesti period; metalni atomski radijusi odgovarajućih (vertikalno poređenje) elemenata u ova posljednja dva perioda su gotovo isti. Očigledno je to zbog činjenice da su elementi koji se nalaze između njih upotpunjeni relativno duboko f-ljuske, pa se povećanje naboja jezgra i povezani efekti privlačenja pokazuju značajnijim od efekata povezanih sa povećanjem broja elektrona (kontrakcija lantanida).
|
Element iz 4 perioda |
Radijus, A˚ |
Element iz perioda 5 |
Radijus, A˚ |
Element iz perioda 6 |
Radijus, A˚ |
6. Obično su metalni radijusi mnogo veći od jonskih, ali se ne razlikuju toliko značajno od kovalentnih radijusa istih elemenata, iako su svi bez izuzetka veći od kovalentnih. Velika razlika u vrijednostima metalnog atomskog i ionskog radijusa istih elemenata objašnjava se činjenicom da veza, koja svoj nastanak duguje gotovo slobodnim provodnim elektronima, nije jaka (otuda uočene relativno velike međuatomske udaljenosti u metalna rešetka). Značajno manja razlika u vrijednostima metalnog i kovalentnog radijusa istih elemenata može se objasniti ako metalnu vezu posmatramo kao neku posebnu "rezonantnu" kovalentnu vezu.
Ispod van der Waalsov radijus Uobičajeno je da se razumije polovina ravnotežne međunuklearne udaljenosti između najbližih atoma povezanih van der Waalsovom vezom. Van der Waalsov radijus određuju efektivne veličine atoma plemenitog plina. Osim toga, kao što slijedi iz definicije, van der Waalsov atomski radijus se može smatrati polovicom međunuklearne udaljenosti između najbližih atoma istog imena, povezanih van der Waalsovom vezom i koji pripadaju različitim molekulama (na primjer, u molekularni kristali). Kada se atomi približavaju jedni drugima na udaljenosti manjoj od zbira njihovih van der Waalsovih radijusa, dolazi do snažnog međuatomskog odbijanja. Stoga van der Waalsovi atomski radijusi karakteriziraju minimalne dopuštene kontakte atoma koji pripadaju različitim molekulima. Podaci o vrijednostima van der Waalsovih atomskih radijusa za neke atome mogu se naći u).
Poznavanje van der Waalsovih atomskih radijusa omogućava određivanje oblika molekula i njihovog pakiranja u molekularnim kristalima. Van der Waalsovi radijusi su mnogo veći od svih poluprečnika istih gore navedenih elemenata, što se objašnjava slabošću van der Waalsovih sila.
Periodična svojstva elemenata
Periodičnost se izražava u strukturi elektronske ljuske atoma, pa su svojstva koja zavise od stanja elektrona u dobroj saglasnosti sa periodičnim zakonom: atomski i jonski radijusi, energija jonizacije, afinitet elektrona, elektronegativnost i valencija elemenata. Ali sastav i svojstva jednostavnih supstanci i jedinjenja zavise od elektronske strukture atoma, stoga se periodičnost opaža u mnogim svojstvima jednostavnih supstanci i jedinjenja: temperatura i toplota topljenja i ključanja, dužina i energija hemijske veze, potencijali elektrode, standardne entalpije formiranje i entropija supstanci itd. Periodični zakon pokriva više od 20 svojstava atoma, elemenata, jednostavnih supstanci i jedinjenja.
Prema kvantnoj mehanici, elektron može biti lociran u bilo kojoj tački oko jezgra atoma, i blizu njega i na znatnoj udaljenosti. Stoga su granice atoma nejasne, neodređene. Istovremeno, kvantna mehanika izračunava vjerovatnoću distribucije elektrona oko jezgra i položaj maksimalne gustine elektrona za svaku orbitalu.
Orbitalni radijus atoma (jona)je udaljenost od jezgra do maksimalne elektronske gustine najudaljenije vanjske orbitale ovog atoma (jona).
Orbitalni radijusi (njihove vrijednosti su date u priručniku) se smanjuju u periodima, jer povećanje broja elektrona u atomima (jonima) nije praćeno pojavom novih elektronskih slojeva. Elektronska ljuska atoma ili jona svakog sljedećeg elementa u periodu postaje gušća u odnosu na prethodni zbog povećanja naboja jezgra i povećanja privlačenja elektrona u jezgro.
Orbitalni radijusi u grupama rastu kao atom (jon) svakog elementa razlikuje se od roditelja pojavom novog elektronskog sloja.
Promjena orbitalnih atomskih radijusa za pet perioda prikazana je na sl. 13, iz koje se vidi da zavisnost ima „pilasti“ oblik karakterističan za periodični zakon.
Rice. 13. Zavisnost orbitalnog radijusa
od atomskog broja elemenata prvog - petog perioda.
Ali u periodima, smanjenje veličine atoma i iona se ne događa monotono: pojedinačni elementi imaju male „naprsle“ i „padove“. U "dipovima" se po pravilu nalaze elementi čija elektronska konfiguracija odgovara stanju povećane stabilnosti: na primjer, u trećem periodu to je magnezij (3s 2), u četvrtom - mangan (4s 2 3d 5) i cink (4s 2 3d 10) itd.
Bilješka. Proračuni orbitalnih radijusa vrše se od sredine sedamdesetih godina prošlog vijeka zbog razvoja elektronskih računara. Ranije korišteno efektivno radijusi atoma i iona, koji se određuju iz eksperimentalnih podataka o međunuklearnim udaljenostima u molekulima i kristalima. Pretpostavlja se da su atomi nestišljive kuglice koje dodiruju svoje površine u spojevima. Efektivni radijusi određeni u kovalentnim molekulima nazivaju se kovalentna radijusi, u metalnim kristalima - metal radijusa, u jedinjenjima sa ionskom vezom - jonski radijusi. Efektivni radijusi se razlikuju od orbitalnih radijusa, ali je i njihova promjena u zavisnosti od atomskog broja periodična.
Važna karakteristika atoma je njegova veličina, odnosno atomski radijus. Veličina pojedinačnog atoma nije određena, jer je njegova vanjska granica zamagljena zbog vjerovatnoće prisutnosti elektrona u različitim tačkama u cirkumnuklearnom prostoru. Zbog toga se, ovisno o vrsti veze između atoma, razlikuju metalni, kovalentni, van der Waalsovi, ionski i drugi atomski radijusi.
"Metalni" radijusi (kod mene) pronađeno prepolovljavanjem najkraćih međuatomskih udaljenosti u kristalne strukture jednostavne supstance sa koordinacionim brojem 12. Za ostale vrednosti c.h. potrebna korekcija se uzima u obzir.
Vrijednosti kovalentni radijusi (r cov) izračunato kao polovina dužine homoatomske veze. Ako je nemoguće odrediti dužinu jedne homoatomske veze, vrijednost r cov atoma elementa A dobija se oduzimanjem kovalentnog radijusa atoma elementa B od dužine heteroatomske A-B konekcije. Kovalentni radijusi zavise uglavnom od veličine unutrašnje elektronske ljuske.
Radijusi valentno nevezanih atoma - van der Waalsov radijus (r w) odrediti efektivne veličine atoma zbog odbojnih sila ispunjenih energetskih nivoa.
Vrijednosti energije elektrona određene Slaterovim pravilima. omogućio je procjenu relativne vrijednosti - prividne veličine atoma - r cmp (empirijski radijus).
Dužina veze je data u angstromima (1 Å = 0,1 nm = 100 pm).
| Element | r me | r cov | rw | r cmp |
| H | 0.46 | 0.37 | 1.20 | 0.25 |
| On | 1.22 | 0.32 | 1.40 | - |
| Li | 1.55 | 1.34 | 1.82 | 1.45 |
| Budi | 1.13 | 0.90 | - | 1.05 |
| B | 0.91 | 0.82 | - | 0.85 |
| C | 0.77 | 0.77 | 1.70 | 0.70 |
| N | 0.71 | 0.75 | 1.55 | 0.65 |
| O | - | 0.73 | 1.52 | 0.60 |
| F | - | 0.71 | 1.47 | 0.50 |
| Ne | 1.60 | 0.69 | 1.54 | - |
| N / A | 1.89 | 1.54 | 2.27 | 1.80 |
| mg | 1.60 | 1.30 | 1.73 | 1.50 |
| Al | 1.43 | 1.18 | - | 1.25 |
| Si | 1.34 | 1.11 | 2.10 | 1.10 |
| P | 1.30 | 1.06 | 1.80 | 1.00 |
| S | - | 1.02 | 1.80 | 1.00 |
| Cl | - | 0.9 | 1.75 | 1.00 |
| Ar | 1.92 | 0.97 | 1.88 | - |
| K | 2.36 | 1.96 | 2.75 | 2.20 |
| Ca | 1.97 | 1.74 | - | 1.80 |
| sc | 1.64 | 1.44 | - | 1.60 |
| Ti | 1.46 | 1.36 | - | 1.40 |
| V | 1.34 | 1.25 | - | 1.35 |
| Cr | 1.27 | 1.27 | - | 1.40 |
| Mn | 1.30 | 1.39 | - | 1.40 |
| Fe | 1.26 | 1.25 | - | 1.40 |
| co | 1.25 | 1.26 | - | 1.35 |
| Ni | 1.24 | 1.21 | 1.63 | 1.35 |
| Cu | 1.28 | 1.38 | 1.40 | 1.35 |
| Zn | 1.39 | 1.31 | 1.39 | 1.35 |
| Ga | 1.39 | 1.26 | 1.87 | 1.30 |
| Ge | 1.39 | 1.22 | - | 1.25 |
| As | 1.48 | 1.19 | 1.85 | 1.15 |
| Se | 1.60 | 1.16 | 1.90 | 1.15 |
| Br | - | 1.14 | 1.85 | 1.15 |
| kr | 1.98 | 1.10 | 2.02 | - |
| Rb | 2.48 | 2.11 | - | 2.35 |
| Sr | 2.15 | 1.92 | - | 2.00 |
| Y | 1.81 | 1.62 | - | 1.80 |
| Zr | 1.60 | 1.48 | - | 1.55 |
| Nb | 1.45 | 1.37 | - | 1.45 |
| Mo | 1.39 | 1.45 | - | 1.45 |
| Tc | 1.36 | 1.56 | - | 1.35 |
| Ru | 1.34 | 1.26 | - | 1.30 |
| Rh | 1.34 | 1.35 | - | 1.35 |
| Pd | 1.37 | 1.31 | 1.63 | 1.40 |
| Ag | 1.44 | 1.53 | 1.72 | 1.60 |
| CD | 1.56 | 1.48 | 1.58 | 1.55 |
| U | 1.66 | 1.44 | 1.93 | 1.55 |
| lok | 1.58 | 1.41 | 2.17 | 1.45 |
| Te | 1.70 | 1.35 | 2.06 | 1.40 |
| I | - | 1.33 | 1.98 | 1.40 |
| Xe | 2.18 | 1.30 | 2.16 | - |
| Cs | 2.68 | 2.25 | - | 2.60 |
| Ba | 2.21 | 1.98 | - | 2.15 |
| La | 1.87 | 1.69 | - | 1.95 |
| Ce | 1.83 | - | - | 1.85 |
| Pr | 1.82 | - | - | 1.85 |
| Nd | 1.82 | - | - | 1.85 |
| pm | - | - | - | 1.85 |
| sm | 1.81 | - | - | 1.85 |
| EU | 2.02 | - | - | 1.80 |
| Gd | 1.79 | - | - | 1.80 |
| Tb | 1.77 | - | - | 1.75 |
| Dy | 1.77 | - | - | 1.75 |
| Ho | 1.76 | - | - | 1.75 |
| Er | 1.75 | - | - | 1.75 |
| Tm | 1.74 | - | - | 1.75 |
| Yb | 1.93 | - | - | 1.75 |
| Lu | 1.74 | 1.60 | - | 1.75 |
| hf | 1.59 | 1.50 | - | 1.55 |
| Ta | 1.46 | 1.38 | - | 1.45 |
| W | 1.40 | 1.46 | - | 1.35 |
| Re | 1.37 | 1.59 | - | 1.35 |
| Os | 1.35 | 1.28 | - | 1.30 |
| Ir | 1.35 | 1.37 | - | 1.35 |
| Pt | 1.38 | 1.28 | 1.75 | 1.35 |
| Au | 1.44 | 1.44 | 1.66 | 1.35 |
| hg | 1.60 | 1.49 | 1.55 | 1.50 |
| Tl | 1.71 | 1.48 | 1.96 | 1.90 |
| Pb | 1.75 | 1.47 | 2.02 | 1.80 |
| Bi | 1.82 | 1.46 | - | 1.60 |
| Po | - | - | - | 1.90 |
| At | - | - | - | - |
| Rn | - | 1.45 | - | - |
| o | 2.80 | - | - | - |
| Ra | 2.35 | - | - | 2.15 |
| AC | 2.03 | - | - | 1.95 |
| Th | 180 | - | - | 1.80 |
| Pa | 1.62 | - | - | 1.80 |
| U | 1.53 | - | 1.86 | 1.75 |
| Np | 1.50 | - | - | 1.75 |
| Pu | 1.62 | - | - | 1.75 |
| Am | - | - | - | 1.75 |
Opšti trend atomskih radijusa je sljedeći. U grupama se atomski radijusi povećavaju, jer s povećanjem broja energetskih nivoa povećavaju se i veličine atomskih orbitala s velikom vrijednošću glavnog kvantnog broja. Za d-elemente, u čijim su atomima popunjene orbitale prethodnog energetskog nivoa, ova tendencija nema izrazit karakter pri prelasku sa elemenata petog perioda na elemente šestog perioda.
U malim periodima, radijusi atoma uglavnom se smanjuju, jer povećanje naboja jezgra tokom prijelaza na svaki sljedeći element uzrokuje privlačenje vanjskih elektrona sa rastućom silom; broj energetskih nivoa u isto vreme ostaje konstantan.
Promjena atomskog radijusa u periodima za d-elemente je složenija.
Vrijednost atomskog radijusa je usko povezana s tako važnom karakteristikom atoma kao što je energija ionizacije. Atom može izgubiti jedan ili više elektrona, pretvarajući se u pozitivno nabijeni ion - kation. Ova sposobnost je kvantifikovana energijom jonizacije.
Spisak korišćene literature
- Popkov V. A., Puzakov S. A. Opća hemija: udžbenik. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 str.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Sa. 27-28]
- Volkov, A.I., Zharsky, I.M. Veliki hemijski priručnik / A.I. Volkov, I.M. Zharsky. - Minsk: Moderna škola, 2005. - 608 s ISBN 985-6751-04-7.
