Sfääri aatomiraadius. Efektiivne aatomiraadius. Keemilise sideme omadused
Aatomi või iooni efektiivse raadiuse all mõistetakse selle toimesfääri raadiust ja aatomit (iooni) peetakse kokkusurumatuks kuuliks. Aatomi planeedimudelit kasutades on see kujutatud tuumana, mille ümber elektronid tiirlevad orbiitidel. Mendelejevi perioodilise süsteemi elementide jada vastab elektronkestade täitmise järjestusele. Iooni efektiivne raadius sõltub elektronkihtide hõivatusest, kuid see ei võrdu välisorbiidi raadiusega. Efektiivse raadiuse määramiseks kujutatakse kristallstruktuuris olevaid aatomeid (ioone) kokkupuutuvate jäikade kuulidena, nii et nende tsentrite vaheline kaugus on võrdne raadiuste summaga. Aatomi- ja ioonraadiused määrati eksperimentaalselt aatomitevaheliste kauguste röntgenmõõtmiste põhjal ning arvutati teoreetiliselt kvantmehaaniliste kontseptsioonide alusel.
Ioonraadiuste suurused järgivad järgmisi seadusi:
1. Perioodilise süsteemi ühe vertikaalse rea piires suurenevad sama laenguga ioonide raadiused aatomarvu suurenemisega, kuna suureneb elektronkihtide arv ja seega ka aatomi suurus.
2. Sama elemendi ioonraadius suureneb negatiivse laengu suurenedes ja väheneb positiivse laengu suurenedes. Aniooni raadius on suurem kui katiooni raadius, kuna anioonis on elektronide liig, katioonil aga puudujääk. Näiteks Fe, Fe 2+, Fe 3+ korral on efektiivne raadius vastavalt 0,126, 0,080 ja 0,067 nm, Si 4-, Si, Si 4+ korral on efektiivne raadius 0,198, 0,118 ja 0,040 nm.
3. Aatomite ja ioonide suurused järgivad Mendelejevi süsteemi perioodilisust; erandid on elemendid nr 57 (lantaan) kuni nr 71 (luteetsium), kus aatomiraadiused ei suurene, vaid vähenevad ühtlaselt (nn lantaanide kokkutõmbumine), ja elemendid nr 89 (aktiinium) ja kaugemale ( niinimetatud aktinoidne kontraktsioon).
Keemilise elemendi aatomiraadius sõltub koordinatsiooninumbrist. Koordinatsiooninumbri suurenemisega kaasneb alati ka aatomitevaheliste kauguste suurenemine. Sel juhul ei sõltu kahele erinevale koordinatsiooninumbrile vastavate aatomiraadiuste väärtuste suhteline erinevus keemilise sideme tüübist (eeldusel, et sideme tüüp võrreldavate koordinatsiooninumbritega struktuurides on sama). Aatomiraadiuste muutus koos koordinatsiooniarvu muutumisega mõjutab oluliselt polümorfsete teisenduste käigus tekkivate mahumuutuste suurust. Näiteks raua jahutamisel peaks selle muutumisega näo-kesksest kuubikujulisest modifikatsioonist kehakeskseks kuubikujuliseks modifikatsiooniks, mis toimub 906 ° C juures, kaasnema mahu suurenemine 9%, tegelikult on mahu suurenemine 0,8 %. See on tingitud asjaolust, et koordinatsiooninumbri muutumise tõttu 12-lt 8-le väheneb raua aatomraadius 3%. See tähendab, et aatomiraadiuste muutus polümorfsete teisenduste käigus kompenseerib suures osas mahumuutusi, mis peaksid toimuma, kui aatomiraadius antud juhul ei muutuks. Elementide aatomraadiusi saab võrrelda ainult sama koordinatsiooninumbriga.
Aatomi (ioonsed) raadiused sõltuvad ka keemilise sideme tüübist.
Metallilise sidemega kristallides on aatomiraadius defineeritud poolena lähimate aatomitevahelisest kaugusest. Tahkete lahuste puhul varieeruvad metallide aatomiraadiused kompleksselt.
Kovalentse sidemega elementide kovalentsete raadiuste all mõistetakse poolt aatomitevahelisest kaugusest lähimate aatomite vahel, mis on ühendatud ühe kovalentse sidemega. Kovalentsete raadiuste tunnuseks on nende püsivus erinevates kovalentsetes struktuurides samade koordinatsiooninumbritega. Niisiis, vahemaad üksikult C-C sidemed teemandis ja küllastunud süsivesinikes on samad ja võrdsed 0,154 nm-ga.
Ioonse sidemega ainete iooniraadiust ei saa defineerida poolena lähimate ioonide vahekauguste summast. Reeglina erinevad katioonide ja anioonide suurused järsult. Lisaks erineb ioonide sümmeetria sfäärilisest. Ioonraadiuste väärtuse hindamiseks on mitu lähenemisviisi. Nende lähenemisviiside alusel hinnatakse elementide ioonraadiused ning seejärel määratakse katseliselt määratud aatomitevaheliste kauguste põhjal teiste elementide ioonraadiused.
Van der Waalsi raadiused määravad väärisgaasi aatomite efektiivse suuruse. Lisaks loetakse van der Waalsi aatomiraadiusteks pool tuumadevahelisest kaugusest lähimate identsete aatomite vahel, mis ei ole keemiliselt seotud, s.t. mis kuuluvad erinevatesse molekulidesse (näiteks molekulaarsetes kristallides).
Aatomi (ioonsete) raadiuste väärtuste kasutamisel arvutustes ja konstruktsioonides tuleks nende väärtused võtta ühe süsteemi järgi koostatud tabelitest.
Osakeste suurus määrab sageli kristallstruktuuri tüübi, on oluline paljude voolu mõistmiseks keemilised reaktsioonid. Aatomite, ioonide, molekulide suuruse määravad valentselektronid. Selle probleemi mõistmise alused - orbiidi raadiuste muutumise mustrid - on sätestatud jaotises. 2.4. Aatomil pole piire ja selle suurus on tingimuslik väärtus. Sellest hoolimata on võimalik vaba aatomi suurust iseloomustada orbiidi raadiuse järgi. Kuid praktilist huvi pakuvad tavaliselt aine koostises olevad aatomid ja ioonid (molekulis, polümeeris, vedelas või tahkes olekus), mitte vabad. Kuna vaba ja seotud aatomi olekud (ja eelkõige nende energia) erinevad oluliselt, peavad erinema ka suurused.
Seotud aatomite puhul võib kasutusele võtta ka nende suurust iseloomustavad suurused. Kuigi seotud aatomite elektronpilved võivad sfäärilistest oluliselt erineda, on tavaks iseloomustada aatomite suurusi tõhus (ilmne) raadiused .
Sama elemendi aatomite suurused sõltuvad sisuliselt selle koostisest keemiline ühend Mis tüüpi side on aatomil. Näiteks vesiniku puhul on pool aatomitevahelisest kaugusest H 2 molekulis 0,74/2 = 0,37 Å ja metallilises vesinikus on raadiuse väärtus 0,46 Å. Seetõttu eraldage kovalentne, ioonne, metalliline ja van der Waalsi raadiused . Reeglina käsitletakse efektiivsete raadiuste mõistetes aatomitevahelisi (täpsemalt tuumadevahelisi) kaugusi kahe naaberaatomi raadiuste summana, võttes aatomeid kokkusurumatute kuulidena. Usaldusväärsete ja täpsete eksperimentaalsete andmete olemasolul aatomitevaheliste kauguste kohta (ja sellised andmed on olnud juba pikka aega kättesaadavad nii molekulide kui ka kristallide kohta täpsusega angströmi tuhandik) jääb iga aatomi raadiuse määramiseks üks probleem - kuidas jaotada aatomitevaheline kaugus kahe aatomi vahel . On selge, et seda probleemi saab üheselt lahendada ainult täiendavate sõltumatute andmete või eelduste sisestamisega.
Töö lõpp -
See teema kuulub:
Keemilise sideme omadused
Saidi saidil lugege: "keemilise sideme omadused" ..
Kui vajate lisamaterjal sellel teemal või te ei leidnud seda, mida otsisite, soovitame kasutada otsingut meie tööde andmebaasis:
Mida teeme saadud materjaliga:
Kui see materjal osutus teile kasulikuks, saate selle sotsiaalvõrgustikes oma lehele salvestada:
| säutsuma |
Kõik selle jaotise teemad:
kovalentsed raadiused
Kõige ilmsem olukord on kovalentsete raadiustega aatomite jaoks, mis moodustavad mittepolaarseid kaheaatomilisi molekule. Sellistel juhtudel on kovalentne raadius täpselt pool aatomitevahelisest kaugusest
Ioonilised raadiused
Kuna kell n. y. ioonsete sidemetega molekule on raske jälgida ja samas on teada suur hulk ioonseid kristalle moodustavaid ühendeid, siis kui rääkida ioonraadiusest,
metalli raadiused
Iseenesest pole metalliraadiuste määramine probleem - piisab tuumadevahelise kauguse mõõtmisest vastavas metallis ja selle pooleks jagamisest. Tabelis. 20 on mõned metoodika
van der Waalsi raadiused
Van der Waalsi raadiusi saab määrata, mõõtes aatomite vahelisi kaugusi kristallis, kui nende vahel puudub keemiline side. Teisisõnu, aatomid kuuluvad erinevatesse molekulidesse.
Küsimused enesekontrolliks
1. Mis on orbitaal- ja efektiivsed raadiused? 2. Mille poolest erineb pelleti raadius aatomist või ioonist? 3. Millistel juhtudel on kovalentne raadius võrdne poole pikkusega
Aatomite efektiivsed laengud
Keemilise sideme moodustumisel jaotub elektrontihedus ümber ja juhul polaarne side aatomid on elektriliselt laetud. Neid tasusid nimetatakse efektiivseteks. Nad on hara
Tõhusad laengud mõnedes ioonkristallides
Aine CsF CsCl NaF NaCl LiF LiCl LiI DEO 3.3
Aatomite efektiivsed laengud oksiidides (N. S. Akhmetovi järgi)
Oksiid Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO
Küsimused enesekontrolliks
1. Mis on aatomi efektiivne laeng? 2. Kas efektiivne laeng võib ületada (moodulites) aatomi oksüdatsiooniastet? 3. Kui suur on sideme ioonsusaste? 4. K
Valents
Üldjuhul iseloomustab valentsus elemendi aatomite võimet moodustada kindlat koostist sisaldavaid ühendeid (ühendis erinevate elementide arvu teatud suhted). Sageli sisse
Küsimused enesekontrolliks
1. Defineeri mõisted: oksüdatsiooniaste; kovalentsus; kooskõlastusnumber; steeriline number. 2. Määrake kovalentsus, oksüdatsiooniaste ja CN: H2S; H
Sideme energia
Energia suurus on sideme kõige olulisem omadus, mis määrab ainete vastupidavuse kuumusele, valgusele, mehaanilisele pingele ja reaktsioonidele teiste ainetega[†]. Olemas erinevaid meetodeid uh
Kaheaatomiliste molekulide sidumisenergiad gaasis (N. N. Pavlov)
Molekul H2 Li2 Na2 K2 F2 Cl2
Küsimused enesekontrolliks
1. Prognoosige C–N sideme energia muutust ridades H3CNH2, H2CNH, HCNH. 2. Ennusta sidumisenergia muutust ridades O2, S2, Se2
Keemiline side ja elementide perioodiline süsteem
Vaatleme mõne lihtaine ja kõige lihtsamate ühendite ehituse ja omaduste seaduspärasusi, mis on määratud nende aatomite elektronstruktuuriga. Väärisgaasi aatomitel (rühm VIIIA) on täielikult
Aatomitevaheliste kauguste muutus VIA rühma lihtsate ainete puhul
Aine Aatomite vaheline kaugus, Å molekulide sees molekulide vahel erinevus S
Lisaks
3. Üldkeemia / toim. E. M. Sokolovskaja. M.: Moskva Riikliku Ülikooli kirjastus, 1989. 4. Ugay Ya. O. Üldkeemia. M.: Kõrgem. kool, 1984. 5. Ta on samasugune. Üldine ja anorgaaniline keemia. M..
Keemilise sideme moodustamisel osalevate keemiliste elementide üks olulisemaid omadusi on aatomi (iooni) suurus: selle suurenemisega aatomitevaheliste sidemete tugevus väheneb. Aatomi (iooni) suuruse määrab tavaliselt selle raadiuse või läbimõõdu väärtus. Kuna aatomil (ioonil) ei ole selgeid piire, tähendab "aatomi (iooni) raadiuse" mõiste, et 90–98% aatomi (iooni) elektrontihedusest sisaldub selle raadiuse sfääris. Aatomite (ioonsete) raadiuste väärtuste teadmine võimaldab hinnata tuumadevahelisi kaugusi kristallides (st nende kristallide struktuuri), kuna paljude probleemide korral võib aatomite (ioonide) tuumade vahelisi lühimaid vahemaid pidada nende aatomite (ioonsete) raadiuste summa, kuigi selline liitevõime on ligikaudne ja mitte kõigil juhtudel.
Under aatomi raadius keemiline element (ioonraadiuse kohta vt allpool), mis osales keemilise sideme moodustamises, nõustus üldiselt mõistma poolt tuumadevahelisest tasakaalulisest kaugusest elemendi kristallvõre lähimate aatomite vahel. See mõiste, mis on üsna lihtne, kui käsitleda aatomeid (ioone) jäikade sfääridena, osutub tegelikult keeruliseks ja sageli mitmetähenduslikuks. Keemilise elemendi aatomi (ioonne) raadius ei ole konstantne väärtus, vaid varieerub sõltuvalt mitmest tegurist, millest olulisemad on keemilise sideme tüüp
ja kooskõlastusnumber.
Kui tekib sama aatom (ioon) erinevates kristallides erinevad tüübid keemiline side, siis on sellel kovalentse sidemega kristallis mitu raadiust - kovalentne; ioonne ioonse sidemega kristallis; metalliline metallis; van der Waals molekulaarses kristallis. Keemilise sideme tüübi mõju on näha järgmises näites. Teemandis on kõik neli keemilist sidet kovalentsed ja moodustuvad sp 3-hübriidid, seega on antud aatomi kõik neli naabrit samal ja
sama kaugel sellest d= 1,54 A˚) ja süsiniku kovalentne raadius teemandis on
võrdub 0,77 A˚. Arseenikristallides on kovalentsete sidemetega seotud aatomite vaheline kaugus ( d 1 = 2,52 A˚), palju väiksem kui van der Waalsi jõududega seotud aatomite vahel ( d 2 = 3,12 A˚), nii et Asi kovalentne raadius on 1,26 A˚ ja van der Waalsi raadius 1,56 A˚.
Väga järsult muutub ka aatomi (ioonne) raadius koordinatsiooniarvu muutumisel (seda võib täheldada elementide polümorfsete teisenduste käigus). Mida väiksem on koordinatsiooniarv, seda väiksem on ruumi täituvus aatomitega (ioonidega) ja seda väiksemad on tuumadevahelised kaugused. Koordinatsiooninumbri suurenemisega kaasneb alati tuumadevahelise kauguse suurenemine.
Eelnevast järeldub, et keemilise sideme moodustumisel osalevate erinevate elementide aatomilisi (ioonseid) raadiusi saab võrrelda ainult siis, kui need moodustavad kristalle, milles realiseerub sama tüüpi keemiline side ja need elemendid moodustunud kristallides on samad koordinatsiooninumbrid.
Vaatleme üksikasjalikumalt aatomi- ja ioonraadiuste põhijooni.
Under elementide kovalentsed raadiused Tavapärane on mõista pool tuumadevahelisest tasakaalukaugusest lähimate kovalentse sidemega ühendatud aatomite vahel.
Kovalentsete raadiuste tunnuseks on nende püsivus erinevates "kovalentsetes struktuurides" sama koordinatsiooninumbriga Z j. Lisaks on kovalentsed raadiused reeglina üksteisega aditiivselt seotud, see tähendab, et A–B kaugus on pool A–A ja B–B kauguste summast kovalentsete sidemete olemasolul ja sama koordineerimisnumbrid kõigis kolmes struktuuris.
Eristatakse normaal-, tetraeedri-, oktaeedri-, ruut- ja lineaarseid kovalentseid raadiusi.
Aatomi normaalne kovalentne raadius vastab juhule, kui aatom moodustab nii palju kovalentseid sidemeid, kuivõrd see vastab tema kohale perioodilisustabelis: süsiniku puhul - 2, lämmastiku puhul - 3 jne. erinevad tähendused normaalraadiused sõltuvalt sideme kordsusest (järjekorrast) (üksikside, topelt-, kolmikside). Kui side tekib hübriidsete elektronipilvede kattumisel, siis räägivad need tetraeedrilisest
(Z k = 4, sp 3-hübriidorbitaalid), oktaeedriline ( Z k = 6, d 2sp 3-hübriidorbitaalid), ruutkesksed ( Z k = 4, dsp 2-hübriidorbitaalid), lineaarne ( Z k = 2, sp-hübriidorbitaalid) kovalentsed raadiused.
Kovalentse raadiuse kohta on kasulik teada järgmist (mitme elemendi kovalentsete raadiuste väärtused on antud).
1. Kovalentseid raadiusi, erinevalt ioonsetest, ei saa tõlgendada sfäärilise kujuga aatomite raadiustena. Kovalentseid raadiusi kasutatakse ainult kovalentsete sidemetega ühendatud aatomite tuumadevaheliste kauguste arvutamiseks ja need ei ütle midagi sama tüüpi aatomite vahekauguste kohta, mis ei ole kovalentselt seotud.
2. Kovalentse raadiuse väärtuse määrab kovalentse sideme kordsus. Kolmikside on lühem kui kaksiksidem, mis omakorda on lühem kui üksikside, seega on kolmiksideme kovalentne raadius väiksem kui kaksiksideme kovalentne raadius, mis on väiksem
vallaline. Tuleb meeles pidada, et seose paljususe järjekord ei pea olema täisarv. See võib olla ka murdosaline, kui side on resonants (benseeni molekul, Mg2 Sn ühend, vt allpool). Sel juhul on kovalentsel raadiusel vaheväärtus väärtuste vahel, mis vastavad sideme kordsuse täisarvude järjekordadele.
3. Kui side on kovalentse-ioonse olemusega, kuid suure sideme kovalentse komponendi astmega, siis võib kasutusele võtta kovalentse raadiuse mõiste, kuid sideme ioonse komponendi mõju selle sidemele. väärtust ei saa tähelepanuta jätta. Mõnel juhul võib see mõju viia kovalentse raadiuse olulise vähenemiseni, mõnikord kuni 0,1 A˚. Kahjuks püütakse ennustada selle mõju ulatust erinevates
juhtumid pole veel edukad olnud.
4. Kovalentse raadiuse väärtus oleneb kovalentse sideme moodustamises osalevate hübriidorbitaalide tüübist.
Ioonilised raadiused Loomulikult ei saa seda määratleda poolena lähimate ioonide tuumade vahekauguste summast, kuna reeglina on katioonide ja anioonide suurused järsult erinevad. Lisaks võib ioonide sümmeetria sfäärilisest mõnevõrra erineda. Sellegipoolest tõeliste ioonkristallide jaoks iooniline raadius Tavapärane on mõista kuuli raadiust, mis on ioonile ligikaudne.
Ioonraadiusi kasutatakse tuumadevahelise kauguse ligikaudseks hindamiseks ioonkristallides. Eeldatakse, et lähima katiooni ja aniooni vaheline kaugus on võrdne nende ioonraadiuste summaga. Tüüpiline viga tuumadevaheliste kauguste määramisel selliste kristallide ioonraadiuses on ≈0,01 A˚.
On mitmeid ioonraadiuste süsteeme, mis erinevad üksikute ioonide ioonraadiuste väärtuste poolest, kuid viivad ligikaudu samade tuumadevaheliste kaugusteni. Esimese töö ioonraadiuste määramiseks tegi V. M. Goldshmit 1920. aastatel. Selles kasutas autor ühelt poolt röntgenstruktuuranalüüsiga mõõdetud tuumadevahelisi kaugusi ioonkristallides ning teiselt poolt määratud ioonraadiuste F– ja O2– väärtusi.
refraktomeetria meetod. Enamik teisi süsteeme tugineb ka difraktsioonimeetoditega määratud tuumadevahelistele kaugustele kristallides ja teatud iooni ioonraadiuse "referentsväärtustele". Kõige tuntumas süsteemis
Paulingi järgi on see kontrollväärtus O2− peroksiidiooni ioonraadius, mis on võrdne
1,40 A˚. See O2 väärtus sobib hästi teoreetiliste arvutustega. G. B. Bokiya ja N. V. Belovi süsteemis, mida peetakse üheks kõige usaldusväärsemaks, võetakse ioonraadius O2– 1,36 A˚.
1970. ja 1980. aastatel üritati ioonide raadiusi otse määrata elektrontiheduse mõõtmise teel röntgenstruktuurianalüüsi abil eeldusel, et ioonide piiriks võetakse elektrontiheduse miinimum tuumasid ühendaval joonel. . Selgus, et see otsene meetod toob kaasa katioonide ioonkiirguse ülehinnatud väärtused ja anioonide ioonraadiuste alahinnatud väärtused. Lisaks selgus, et otsese meetodiga määratud ioonraadiuste väärtusi ei saa ühelt ühendilt teisele üle kanda ning hälbed aditiivsusest on liiga suured. Seetõttu ei kasutata selliseid ioonraadiusi tuumadevaheliste kauguste ennustamiseks.
Ioonraadiuste kohta on kasulik teada järgmist (allolevates tabelites on toodud Bokiy ja Belovi järgi ioonraadiuste väärtused).
1. Sama elemendi ioonide ioonraadius varieerub sõltuvalt selle laengust ja sama iooni puhul sõltub koordinatsiooniarvust. Sõltuvalt koordinatsiooninumbrist eristatakse tetraeedrilist ja oktaeedrilist ioonraadiust.
2. Ühe vertikaalse rea sees, täpsemalt ühe rühma sees, perioodiline
Süsteemi korral suurenevad sama laenguga ioonide raadiused elemendi aatomarvu suurenemisega, kuna elektronide poolt hõivatud kestade arv suureneb ja seega ka iooni suurus.
|
Raadius, A˚ |
3. Sama perioodi aatomite positiivselt laetud ioonide puhul vähenevad ioonraadiused kiiresti laengu suurenemisega. Kiiret langust seletatakse kahe peamise teguri toimega ühes suunas: „oma“ elektronide tugev külgetõmme katiooni poolt, mille laeng suureneb koos aatomarvu suurenemisega; katiooni ja seda ümbritsevate anioonide vastastikmõju tugevuse suurenemine koos katiooni laengu suurenemisega.
|
Raadius, A˚ |
4. Sama perioodi aatomite negatiivselt laetud ioonide ioonide raadiused suurenevad negatiivse laengu suurenedes. Eelmises lõigus käsitletud kaks tegurit toimivad sel juhul vastandlikes suundades ja domineerib esimene tegur (aniooni negatiivse laengu suurenemisega kaasneb selle ioonraadiuse suurenemine), mistõttu ioonraadiuste suurenemine negatiivse laengu suurenemine toimub palju aeglasemalt kui eelmise juhtumi vähenemine.
|
Raadius, A˚ |
5. Sama elemendi puhul, st sama algse elektroonilise konfiguratsiooniga, on katiooni raadius väiksem kui anioonil. Selle põhjuseks on väliste "täiendavate" elektronide külgetõmbe vähenemine aniooni tuumale ja sõelumisefekti suurenemine sisemiste elektronide tõttu (katioonis on elektronide puudus, anioonil aga liig).
|
Raadius, A˚ |
6. Sama laenguga ioonide suurused järgivad perioodilisustabeli perioodilisust. Ioonraadiuse väärtus ei ole aga võrdeline tuuma laenguga Z, mis on tingitud elektronide tugevast külgetõmbest tuuma poolt. Lisaks on perioodilisest sõltuvusest erandiks lantaniidid ja aktiniidid, mille reas sama laenguga aatomite ja ioonide raadiused ei suurene, vaid vähenevad koos aatomarvu suurenemisega (nn lantaniidi kontraktsioon ja aktiniidi kokkutõmbumine). .11
11 Lantaniidi kokkutõmbumine ja aktiniidide kokkutõmbumine on tingitud asjaolust, et lantaniidides ja aktiniidides täituvad elektronid, mis lisanduvad aatomarvu suurenemisega. sisemine d Ja f-kestad, mille peakvantarv on väiksem kui antud perioodi peakvantarv. Samal ajal on kvantmehaaniliste arvutuste kohaselt in d ja eriti sisse f olekutes on elektron tuumale palju lähemal kui tuumale s Ja lk antud perioodi olekud suure kvantarvuga, seega d Ja f-elektronid paiknevad aatomi sisemistes piirkondades, kuigi nende olekute täitumine elektronidega (räägime elektroonikatasanditest energiaruumis) toimub erinevalt.
metalli raadiused loetakse võrdseks poolega lühimast kaugusest metallielemendi kristalliseerivas struktuuris aatomituumade vahel. Need sõltuvad koordineerimisnumbrist. Kui võtame mis tahes elemendi metalliraadiuse at Z k \u003d 12 ühiku kohta, seejärel koos Z k = 8, 6 ja 4 on sama elemendi metalliraadiused vastavalt 0,98; 0,96; 0,88. Metalliraadiustel on liiteomadus. Nende väärtuste tundmine võimaldab ligikaudselt ennustada intermetalliliste ühendite kristallvõre parameetreid.
Metallide aatomiraadiusi iseloomustavad järgmised tunnused (andmed metallide aatomiraadiuste väärtuste kohta leiate aadressilt).
1. Siirdemetallide metallilise aatomi raadiused on üldiselt väiksemad kui mittesiirdemetallide metallide aatomiraadiused, mis peegeldab siirdemetallide suuremat sideme tugevust. See omadus on tingitud asjaolust, et üleminekurühmade metallidel ja perioodilises süsteemis neile kõige lähemal asuvatel metallidel on elektrooniline d- kestad ja elektronid sisse d-riigid saavad osaleda keemilise sideme moodustamises. Sideme tugevnemine võib osaliselt olla tingitud sideme kovalentse komponendi ilmumisest ja osaliselt ioonsüdamike van der Waalsi interaktsioonist. Näiteks raua ja volframi kristallides on elektronid sisse d-riigid annavad olulise panuse sidumisenergiasse.
2. Ühe vertikaalse rühma sees ülevalt alla liikudes suurenevad metallide aatomiraadiused, mis on tingitud elektronide arvu järjestikusest suurenemisest (elektronide poolt hõivatud kestade arv suureneb).
3. Ühe perioodi jooksul, täpsemalt alates leelismetallist kuni siirdemetallirühma keskpaigani, suunaga vasakult paremale aatomimetallide raadiused vähenevad. Samas järjestuses suureneb aatomituuma elektrilaeng ja suureneb elektronide arv valentskihis. Seonduvate elektronide arvu suurenemisega aatomi kohta tugevneb metalliside ja samal ajal tuuma laengu suurenemise tõttu suureneb tuuma (sisemiste) elektronide külgetõmme tuuma poolt, nii et metallilise aatomi raadiuse väärtus väheneb.
4. Esimeses lähenduses samast perioodist pärit VII ja VIII rühma siirdemetallidel on peaaegu samad metalliraadiused. Ilmselt, kui rääkida elementidest, millel on 5 ja rohkem d-elektronid, tuumalaengu suurenemine ja sellega kaasnevad tuumaelektronide külgetõmbeefektid, mis põhjustavad aatomi metalliraadiuse vähenemist, kompenseeritakse aatomis (ioonis) olevate elektronide arvu suurenemisega, mis ei osalevad metallilise sideme moodustumisel ja põhjustavad metalliraadiuse suurenemist (suurendab elektronide poolt hõivatud olekute arvu).
5. Üleminekuelementide raadiuste suurenemist (vt lõige 2), mis toimub üleminekul neljandast perioodist viiendale perioodile, ei täheldata üleminekuelementide puhul
üleminek viiendast perioodist kuuendale; vastavate (vertikaalsete võrdlus) elementide metallilised aatomiraadiused neil kahel viimasel perioodil on peaaegu samad. Ilmselt on see tingitud sellest, et nende vahel asuvad elemendid on komplekteeritud suhteliselt sügavaga f-kest, seega osutuvad tuuma laengu suurenemine ja sellega seotud külgetõmbeefektid olulisemaks kui elektronide arvu suurenemisega seotud mõjud (lantaniidi kokkutõmbumine).
|
Element 4 perioodist |
Raadius, A˚ |
Element 5. perioodist |
Raadius, A˚ |
Element 6. perioodist |
Raadius, A˚ |
6. Tavaliselt on metalliraadiused palju suuremad kui ioonraadiused, kuid need ei erine nii oluliselt samade elementide kovalentsetest raadiustest, kuigi eranditult on nad kõik suuremad kui kovalentsed. Samade elementide metallilise aatomi- ja ioonraadiuse suur erinevus on seletatav asjaoluga, et peaaegu vaba juhtivuse elektronidele tekkinud side ei ole tugev (sellest tulenevad ka suhteliselt suured aatomitevahelised kaugused. metallvõre). Oluliselt väiksemat erinevust samade elementide metallilise ja kovalentse raadiuse väärtustes saab seletada, kui käsitleda metallilist sidet mõne erilise "resonantse" kovalentse sidemena.
Under van der Waalsi raadius Tavapärane on mõista poole tasakaalulisest tuumadevahelisest kaugusest lähimate van der Waalsi sidemega ühendatud aatomite vahel. Van der Waalsi raadiused määravad väärisgaasi aatomite efektiivse suuruse. Lisaks, nagu definitsioonist järeldub, võib van der Waalsi aatomiraadiuseks lugeda pool tuumadevahelisest kaugusest lähimate samanimeliste aatomite vahel, mis on ühendatud van der Waalsi sidemega ja kuuluvad erinevatesse molekulidesse (näiteks a. molekulaarsed kristallid). Kui aatomid lähenevad üksteisele kaugusel, mis on väiksem kui nende van der Waalsi raadiuste summa, tekib tugev aatomitevaheline tõukejõud. Seetõttu iseloomustavad van der Waalsi aatomiraadiused erinevatesse molekulidesse kuuluvate aatomite minimaalseid lubatud kontakte. Andmed van der Waalsi aatomiraadiuste väärtuste kohta mõnede aatomite kohta leiate artiklist).
Van der Waalsi aatomiraadiuste tundmine võimaldab määrata molekulide kuju ja nende pakkimist molekulaarsetesse kristallidesse. Van der Waalsi raadiused on palju suuremad kui kõik ülaltoodud samade elementide raadiused, mis on seletatav van der Waalsi jõudude nõrkusega.
Elementide perioodilised omadused
Perioodilisus väljendub aatomite elektronkihi struktuuris, seetõttu on perioodilisuse seadusega hästi kooskõlas elektronide olekust sõltuvad omadused: aatomi- ja ioonraadiused, ionisatsioonienergia, elektronide afiinsus, elektronegatiivsus ja elementide valentsus. Kuid lihtsate ainete ja ühendite koostis ja omadused sõltuvad aatomite elektroonilisest struktuurist, seetõttu täheldatakse perioodilisust paljudes lihtsate ainete ja ühendite omadustes: sulamis- ja keemistemperatuur ja -soojus, keemilise sideme pikkus ja energia, elektroodide potentsiaalid, standardsed entalpiad ainete teke ja entroopia jne. Perioodiline seadus hõlmab enam kui 20 aatomite, elementide, lihtainete ja ühendite omadust.
Kvantmehaanika järgi võib elektron paikneda aatomi tuuma ümber mis tahes punktis, nii selle läheduses kui ka märkimisväärsel kaugusel. Seetõttu on aatomite piirid ebamäärased, ebamäärased. Samal ajal arvutab kvantmehaanika elektronide jaotumise tõenäosuse ümber tuuma ja iga orbitaali maksimaalse elektrontiheduse asukoha.
Aatomi orbitaalraadius (ioon)on kaugus tuumast selle aatomi (iooni) kõige kaugema välisorbitaali maksimaalse elektrontiheduseni.
Orbitaalraadiused (nende väärtused on toodud käsiraamatus) vähenevad perioodide kaupa, kuna elektronide arvu suurenemisega aatomites (ioonides) ei kaasne uute elektronkihtide tekkimist. Perioodi iga järgneva elemendi aatomi või iooni elektronkiht muutub varasemaga võrreldes tihedamaks tänu tuuma laengu suurenemisele ja elektronide tuuma külgetõmbejõu suurenemisele.
Orbiidi raadiused rühmades suurenevad kui iga elemendi aatom (ioon) erineb lähteainest uue elektroonilise kihi ilmumise poolest.
Orbiidi aatomiraadiuste muutus viie perioodi jooksul on näidatud joonisel fig. 13, millest on näha, et sõltuvusel on perioodilisele seadusele iseloomulik “saehamba” kuju.
Riis. 13. Orbiidi raadiuse sõltuvus
esimese - viienda perioodi elementide aatomnumbrist.
Kuid perioodidel ei toimu aatomite ja ioonide suuruse vähenemine monotoonselt: üksikutel elementidel on väikesed "pursked" ja "langused". "Dipkudes" on reeglina elemente, mille elektrooniline konfiguratsioon vastab suurenenud stabiilsuse olekule: näiteks kolmandal perioodil on see magneesium (3s 2), neljandas - mangaan (4s 2 3d 5). ja tsink (4s 2 3d 10) jne.
Märge. Orbiidi raadiuste arvutusi on elektrooniliste arvutite arengu tõttu tehtud alates eelmise sajandi seitsmekümnendate keskpaigast. Varem kasutatud tõhus aatomite ja ioonide raadiused, mis määratakse molekulide ja kristallide tuumadevaheliste kauguste eksperimentaalsete andmete põhjal. Eeldatakse, et aatomid on kokkusurumatud pallid, mis puudutavad ühendites nende pindu. Kovalentsetes molekulides määratud efektiivseid raadiusi nimetatakse kovalentne raadiused, metallikristallides - metallist raadiused, ioonse sidemega ühendites - iooniline raadiused. Efektiivsed raadiused erinevad orbiidi raadiustest, kuid nende muutus olenevalt aatomarvust on samuti perioodiline.
Aatomi oluline tunnus on selle suurus, st aatomi raadius. Üksiku aatomi suurust ei määrata, kuna selle välispiir on ähmane elektronide tõenäosusliku esinemise tõttu ringtuumaruumi erinevates punktides. Seetõttu eristatakse sõltuvalt aatomitevahelise sideme tüübist metallilist, kovalentset, van der Waalsi, ioonilist ja muud aatomiraadiust.
"Metall" raadiused (r mina) leitakse lühimate aatomitevaheliste vahemaade poole võrra kristallstruktuurid lihtained koordinatsiooninumbriga 12. Muude c.h väärtuste korral. vajalikku parandust võetakse arvesse.
Väärtused kovalentsed raadiused (r cov) arvutatakse poolena homoatomilise sideme pikkusest. Kui ühe homoaatomilise sideme pikkust ei ole võimalik määrata, saadakse elemendi A aatomi r cov väärtus, lahutades heteroaatomi pikkusest elemendi B aatomi kovalentse raadiuse. A-B ühendused. Kovalentsed raadiused sõltuvad peamiselt sisemise elektronkihi suurusest.
Valentsiga seondumata aatomite raadiused - van der Waalsi raadiused (r w) määrata aatomite efektiivsed suurused täidetud energiatasemete tõukejõudude tõttu.
Slateri reeglitega määratud elektronide energia väärtused. võimaldas hinnata suhtelist väärtust - aatomi näiv suurus - r cmp (empiiriline raadius).
Sideme pikkus on antud angströmides (1 Å = 0,1 nm = 100 pm).
| Element | r mina | r cov | rw | r cmp |
| H | 0.46 | 0.37 | 1.20 | 0.25 |
| Ta | 1.22 | 0.32 | 1.40 | - |
| Li | 1.55 | 1.34 | 1.82 | 1.45 |
| Ole | 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 | - |
| Na | 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 |
| Kr | 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 |
| Nagu | 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 |
| sisse | 1.66 | 1.44 | 1.93 | 1.55 |
| sn | 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 |
| Kell | - | - | - | - |
| Rn | - | 1.45 | - | - |
| Fr | 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 |
| Olen | - | - | - | 1.75 |
Aatomiraadiuste üldine trend on järgmine. Rühmades aatomiraadiused suurenevad, kuna energiatasemete arvu suurenemisega suurenevad suure peamise kvantarvu väärtusega aatomiorbitaalide suurused. D-elementide puhul, mille aatomites on täidetud eelmise energiataseme orbitaalid, ei ole sellel tendentsil viienda perioodi elementidelt kuuenda perioodi elementidele üleminekul erilist iseloomu.
Väikestel perioodidel aatomite raadiused üldiselt vähenevad, kuna tuuma laengu suurenemine üleminekul igale järgmisele elemendile põhjustab väliste elektronide külgetõmbe suureneva jõuga; energiatasemete arv samal ajal jääb muutumatuks.
Aatomiraadiuse muutus perioodides d-elementide puhul on keerulisem.
Aatomi raadiuse väärtus on üsna tihedalt seotud aatomi sellise olulise omadusega nagu ionisatsioonienergia. Aatom võib kaotada ühe või mitu elektroni, muutudes positiivselt laetud iooniks – katiooniks. Seda võimet mõõdetakse ionisatsioonienergiaga.
Kasutatud kirjanduse loetelu
- Popkov V. A., Puzakov S. A. Üldine keemia: õpik. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 lk.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Koos. 27-28]
- Volkov, A.I., Žarski, I.M. Suur keemia teatmeteos / A.I. Volkov, I.M. Žarski. - Minsk: kaasaegne kool, 2005. - 608, ISBN 985-6751-04-7.
