Atomski radijus sfere. Efektivni atomski radijus. Svojstva kemijske veze
Pod efektivnim polumjerom atoma ili iona podrazumijeva se polumjer sfere njegova djelovanja, a atom (ion) se smatra nestlačivom loptom. Koristeći planetarni model atoma, on je predstavljen kao jezgra oko koje elektroni kruže u orbitama. Redoslijed elemenata u periodnom sustavu Mendeljejeva odgovara redoslijedu popunjavanja elektronskih ljuski. Efektivni radijus iona ovisi o popunjenosti elektronskih ljuski, ali nije jednak polumjeru vanjske orbite. Da bi se odredio efektivni polumjer, atomi (ioni) u kristalnoj strukturi predstavljaju se kao dodirne krute kuglice, tako da je udaljenost između njihovih središta jednaka zbroju polumjera. Atomski i ionski polumjeri određeni su eksperimentalno iz rendgenskih mjerenja međuatomskih udaljenosti i izračunati teorijski na temelju kvantno-mehaničkih koncepata.
Veličine ionskih radijusa podliježu sljedećim zakonima:
1. Unutar jednog okomitog retka periodnog sustava, polumjeri iona s istim nabojem rastu s povećanjem atomskog broja, budući da se povećava broj elektronskih ljuski, a time i veličina atoma.
2. Za isti element, ionski radijus raste s povećanjem negativnog naboja i smanjuje se s povećanjem pozitivnog naboja. Polumjer aniona veći je od polumjera kationa, jer anion ima višak elektrona, a kation manjak. Na primjer, za Fe, Fe 2+, Fe 3+, efektivni radijus je 0,126, 0,080 i 0,067 nm, redom, za Si 4-, Si, Si 4+, efektivni radijus je 0,198, 0,118 i 0,040 nm.
3. Veličine atoma i iona slijede periodičnost Mendeljejeva sustava; iznimke su elementi od broja 57 (lantan) do broja 71 (lutecij), gdje se atomski radijusi ne povećavaju, već ravnomjerno smanjuju (tzv. kontrakcija lantanida), te elementi od broja 89 (aktinij) i više ( tzv. aktinoidna kontrakcija).
Atomski radijus kemijskog elementa ovisi o koordinacijskom broju. Povećanje koordinacijskog broja uvijek prati povećanje međuatomskih udaljenosti. U ovom slučaju, relativna razlika između vrijednosti atomskih radijusa koji odgovaraju dvama različitim koordinacijskim brojevima ne ovisi o vrsti kemijske veze (pod uvjetom da je vrsta veze u strukturama s uspoređenim koordinacijskim brojevima ista). Promjena atomskih polumjera s promjenom koordinacijskog broja značajno utječe na veličinu volumetrijskih promjena tijekom polimorfnih transformacija. Na primjer, kada se željezo ohladi, njegova transformacija iz kubične modifikacije usmjerene na lice u kubičnu modifikaciju usmjerenu na tijelo koja se događa na 906 °C trebala bi biti popraćena povećanjem volumena za 9%, zapravo, povećanje volumena je 0,8 %. To je zbog činjenice da se zbog promjene koordinacijskog broja s 12 na 8 atomski radijus željeza smanjuje za 3%. To jest, promjena u atomskim radijusima tijekom polimorfnih transformacija uvelike kompenzira volumetrijske promjene koje bi se morale dogoditi da se atomski radijus u ovom slučaju ne mijenja. Atomski polumjeri elemenata mogu se usporediti samo s istim koordinacijskim brojem.
Atomski (ionski) radijusi također ovise o vrsti kemijske veze.
U kristalima s metalnom vezom, atomski radijus je definiran kao polovica međuatomske udaljenosti između najbližih atoma. U slučaju čvrstih otopina, radijusi metalnih atoma variraju na složen način.
Pod kovalentnim polumjerima elemenata s kovalentnom vezom podrazumijeva se polovica međuatomskog razmaka između najbližih atoma povezanih jednostrukom kovalentnom vezom. Značajka kovalentnih radijusa je njihova postojanost u različitim kovalentnim strukturama s istim koordinacijskim brojevima. Dakle, udaljenosti u jednom C-C veze u dijamantu i zasićenim ugljikovodicima su jednaki i jednaki 0,154 nm.
Ionski radijusi u tvarima s ionskom vezom ne mogu se definirati kao polovica zbroja udaljenosti između najbližih iona. U pravilu se veličine kationa i aniona oštro razlikuju. Osim toga, simetrija iona razlikuje se od sferne. Postoji nekoliko pristupa procjeni vrijednosti ionskih radijusa. Na temelju ovih pristupa procjenjuju se ionski radijusi elemenata, a zatim se iz eksperimentalno određenih međuatomskih udaljenosti određuju ionski radijusi ostalih elemenata.
Van der Waalsovi radijusi određuju efektivne veličine atoma plemenitog plina. Osim toga, van der Waalsovi atomski radijusi smatraju se polovicom međunuklearne udaljenosti između najbližih identičnih atoma koji nisu kemijski vezani, tj. koji pripadaju različitim molekulama (na primjer, u molekulskim kristalima).
Kada se koriste vrijednosti atomskih (ionskih) radijusa u izračunima i konstrukcijama, njihove vrijednosti treba uzeti iz tablica izgrađenih prema jednom sustavu.
Veličina čestica često određuje vrstu kristalne strukture, važna je za razumijevanje protoka mnogih kemijske reakcije. Veličinu atoma, iona, molekula određuju valentni elektroni. Osnova za razumijevanje ovog pitanja - obrasci promjena orbitalnih radijusa - navedeni su u Sec. 2.4. Atom nema granica i njegova veličina je uvjetna vrijednost. Ipak, moguće je karakterizirati veličinu slobodnog atoma orbitalnim radijusom. No od praktičnog su interesa obično atomi i ioni u sastavu tvari (u molekuli, polimeru, tekućini ili krutini), a ne slobodni. Kako se stanja slobodnog i vezanog atoma bitno razlikuju (i prije svega njihova energija), moraju se razlikovati i veličine.
Za vezane atome također se mogu uvesti veličine koje karakteriziraju njihovu veličinu. Iako se elektronski oblaci vezanih atoma mogu značajno razlikovati od sfernih, uobičajeno je karakterizirati veličine atoma učinkovit (prividno) radijusi .
Veličine atoma istog elementa bitno ovise o sastavu kojeg kemijski spoj Koju vrstu veze ima atom. Na primjer, za vodik je polovica međuatomske udaljenosti u molekuli H 2 0,74/2 = 0,37 Å, a kod metalnog vodika vrijednost polumjera je 0,46 Å. Stoga, dodijelite kovalentni, ionski, metalni i van der Waalsov radijus . U pravilu se u konceptima efektivnih radijusa međuatomske udaljenosti (točnije međujezgrene udaljenosti) smatraju zbrojem polumjera dvaju susjednih atoma, uzimajući atome kao nestlačive lopte. U prisutnosti pouzdanih i točnih eksperimentalnih podataka o međuatomskim udaljenostima (a takvi su podaci već dugo dostupni i za molekule i za kristale s točnošću od tisućinki angstroma), ostaje jedan problem odrediti radijus svakog atoma - kako raspodijeliti međuatomski razmak između dva atoma . Jasno je da se ovaj problem može jednoznačno riješiti samo uvođenjem dodatnih neovisnih podataka ili pretpostavki.
Kraj posla -
Ova tema pripada:
Svojstva kemijske veze
Na web mjestu pročitajte: "svojstva kemijske veze" ..
Ako trebaš dodatni materijal na ovu temu, ili niste pronašli ono što ste tražili, preporučamo pretragu u našoj bazi radova:
Što ćemo učiniti s primljenim materijalom:
Ako se ovaj materijal pokazao korisnim za vas, možete ga spremiti na svoju stranicu na društvenim mrežama:
| cvrkut |
Sve teme u ovom odjeljku:
kovalentni radijusi
Najočitija situacija je s kovalentnim polumjerima za atome koji tvore nepolarne dvoatomne molekule. U takvim slučajevima, kovalentni radijus je točno polovica međuatomske udaljenosti
Ionski radijusi
Jer kod n. g. teško je promatrati molekule s ionskim vezama, au isto vrijeme poznat je veliki broj spojeva koji tvore ionske kristale, onda kada su u pitanju ionski radijusi,
metalni radijusi
Samo po sebi određivanje polumjera metala nije problem - dovoljno je izmjeriti međujezgrenu udaljenost u odgovarajućem metalu i podijeliti je na pola. U tablici. 20 su neki met
van der Waalsovi radijusi
Van der Waalsovi polumjeri mogu se odrediti mjerenjem udaljenosti između atoma u kristalu kada između njih nema kemijske veze. Drugim riječima, atomi pripadaju različitim molekulama.
Pitanja za samoispitivanje
1. Što su orbitalni i efektivni radijus? 2. Koja je razlika između polumjera kuglice i atoma ili iona? 3. U kojim slučajevima je kovalentni polumjer jednak polovici duljine
Efektivni naboji atoma
Pri stvaranju kemijske veze dolazi do redistribucije elektronske gustoće, a u slučaju polarna veza atomi su električki nabijeni. Ove naknade nazivaju se efektivne. Oni su hara
Efektivni naboji u nekim ionskim kristalima
Tvar 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 efektivni naboj premašiti (po modulu) oksidacijsko stanje atoma? 3. Koliki je stupanj ionizacije veze? 4. K
Valencija
Općenito, valencija karakterizira sposobnost atoma nekog elementa da tvore spojeve određenog sastava (određene omjere broja različitih elemenata u spoju). Često u
Pitanja za samoispitivanje
1. Definirati pojmove: stupanj oksidacije; kovalentnost; koordinacijski broj; sterički broj. 2. Odredite kovalenciju, oksidacijsko stanje i CN za: H2S; H
Energija veze
Veličina energije najvažnija je karakteristika veze, koja određuje otpornost tvari na toplinu, osvjetljenje, mehanički stres i reakcije s drugim tvarima [†]. postojati razne metode uh
Energije vezanja dvoatomnih molekula u plinu (N. N. Pavlov)
Molekula H2 Li2 Na2 K2 F2 Cl2
Pitanja za samoispitivanje
1. Predvidite promjenu energije C–N veze u nizu H3CNH2, H2CNH, HCNH. 2. Predvidite promjenu energije vezanja u nizu O2, S2, Se2
Kemijska veza i periodni sustav elemenata
Razmotrimo zakonitosti strukture i svojstava nekih jednostavnih tvari i najjednostavnijih spojeva, određenih elektronskom strukturom njihovih atoma. Atomi plemenitih plinova (VIIIA skupina) imaju potpuno
Promjena međuatomskih udaljenosti za jednostavne tvari skupine VIA
Supstanca Udaljenost između atoma, Å unutar molekula između molekula razlika S
Dodatni
3. Opća kemija / ur. E. M. Sokolovskaja. M.: Izdavačka kuća Moskovskog državnog sveučilišta, 1989. 4. Ugay Ya.O. Opća kemija. M.: Više. škola, 1984. 5. Isti je. Opća i anorganska kemija. M..
Jedna od najvažnijih karakteristika kemijskih elemenata koji sudjeluju u stvaranju kemijske veze je veličina atoma (iona): s njezinim povećanjem smanjuje se čvrstoća međuatomskih veza. Veličina atoma (iona) obično je određena vrijednošću njegovog radijusa ili promjera. Budući da atom (ion) nema jasne granice, koncept "atomskog (ionskog) radijusa" podrazumijeva da je 90–98% gustoće elektrona atoma (iona) sadržano u sferi tog radijusa. Poznavanje vrijednosti atomskih (ionskih) radijusa omogućuje procjenu međunuklearnih udaljenosti u kristalima (odnosno strukture tih kristala), budući da se za mnoge probleme najkraće udaljenosti između jezgri atoma (iona) mogu smatrati zbroj njihovih atomskih (ionskih) radijusa, iako je takva aditivnost približna i nije zadovoljena u svim slučajevima.
Pod, ispod atomski radijus kemijski element (o ionskom radijusu, vidi dolje), uključen u stvaranje kemijske veze, u općem slučaju, pristao je razumjeti polovicu ravnotežne međunuklearne udaljenosti između najbližih atoma u kristalnoj rešetki elementa. Ovaj koncept, koji je prilično jednostavan ako atome (ione) promatramo kao krute kugle, zapravo se pokazuje složenim i često dvosmislenim. Atomski (ionski) radijus kemijskog elementa nije konstantna vrijednost, već varira ovisno o nizu čimbenika, od kojih su najvažniji vrsta kemijske veze
i koordinacijski broj.
Ako isti atom (ion) u različitim kristalima nastaje različiti tipovi kemijska veza, tada će imati nekoliko radijusa - kovalentna u kristalu s kovalentnom vezom; ionski u kristalu s ionskom vezom; metalik u metalu; van der Waals u molekularnom kristalu. Utjecaj vrste kemijske veze može se vidjeti na sljedećem primjeru. U dijamantu su sve četiri kemijske veze kovalentne i nastaju sp 3-hibridi, pa su sva četiri susjeda danog atoma na istom i
na istoj udaljenosti od njega d= 1,54 A˚), a kovalentni radijus ugljika u dijamantu bit će
jednak je 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˚, a van der Waals od 1,56 A˚.
Atomski (ionski) radijus također se vrlo oštro mijenja s promjenom koordinacijskog broja (to se može primijetiti tijekom polimorfnih transformacija elemenata). Što je koordinacijski broj manji, to je manji stupanj ispunjenosti prostora atomima (ionima) i manje su međunuklearne udaljenosti. Porast koordinacijskog broja uvijek prati povećanje međunuklearnih udaljenosti.
Iz navedenog proizlazi da se atomski (ionski) radijusi različitih elemenata koji sudjeluju u stvaranju kemijske veze mogu uspoređivati samo kada oni tvore kristale u kojima je ostvaren isti tip kemijske veze, a ti elementi u formiranim kristalima imaju isti koordinacijski brojevi .
Razmotrimo detaljnije glavne značajke atomskih i ionskih radijusa.
Pod, ispod kovalentni radijusi elemenata Uobičajeno je razumjeti polovicu ravnotežne međunuklearne udaljenosti između najbližih atoma povezanih kovalentnom vezom.
Značajka kovalentnih radijusa je njihova postojanost u različitim "kovalentnim strukturama" s istim koordinacijskim brojem Z j. Osim toga, kovalentni radijusi, u pravilu, međusobno su aditivno vezani, to jest, udaljenost A–B je polovica zbroja udaljenosti A–A i B–B u prisutnosti kovalentnih veza i iste koordinacijski brojevi u sve tri strukture.
Postoje normalni, tetraedarski, oktaedarski, kvadratni i linearni kovalentni radijusi.
Normalni kovalentni radijus atoma odgovara slučaju kada atom tvori onoliko kovalentnih veza koliko odgovara njegovom mjestu u periodnom sustavu: za ugljik - 2, za dušik - 3 itd. To rezultira različita značenja normalni radijusi ovisno o višestrukosti (redu) veze (jednostruka veza, dvostruka, trostruka). Ako se veza formira kada se hibridni oblaci elektrona preklapaju, onda se govori o tetraedarima
(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-hybrid orbitals) kovalentni radijusi.
Korisno je znati sljedeće o kovalentnim radijusima (vrijednosti kovalentnih radijusa za niz elemenata navedene su u nastavku).
1. Kovalentni polumjeri, za razliku od ionskih, ne mogu se tumačiti kao polumjeri atoma koji imaju sferni oblik. Kovalentni radijusi se koriste samo za izračunavanje međunuklearnih udaljenosti između atoma povezanih kovalentnom vezom i ne govore ništa o udaljenostima između atoma iste vrste koji nisu kovalentno vezani.
2. Vrijednost kovalentnog polumjera određena je mnogostrukošću kovalentne veze. Trostruka veza je kraća od dvostruke veze, koja je pak kraća od jednostruke veze, tako da je kovalentni radijus trostruke veze manji od kovalentnog radijusa dvostruke veze, koji je manji
singl. Treba imati na umu da poredak višestrukosti odnosa ne mora biti cijeli broj. Također može biti frakcijska ako je veza rezonantna (molekula benzena, spoj Mg2 Sn, vidi dolje). U ovom slučaju, kovalentni radijus ima srednju vrijednost između vrijednosti koje odgovaraju cjelobrojnim redovima višestrukosti veze.
3. Ako je veza mješovite kovalentno-ionske prirode, ali s visokim stupnjem kovalentne komponente veze, tada se može uvesti pojam kovalentnog radijusa, ali utjecaj ionske komponente veze na njenu vrijednost se ne može zanemariti. U nekim slučajevima ovaj učinak može dovesti do značajnog smanjenja kovalentnog polumjera, ponekad do 0,1 A˚. Nažalost, pokušaji predviđanja veličine ovog učinka su različiti
slučajevi još nisu bili uspješni.
4. Vrijednost kovalentnog polumjera ovisi o vrsti hibridnih orbitala koje sudjeluju u stvaranju kovalentne veze.
Ionski radijusi, naravno, ne može se definirati kao polovica zbroja udaljenosti između jezgri najbližih iona, budući da se u pravilu veličine kationa i aniona oštro razlikuju. Osim toga, simetrija iona može se donekle razlikovati od sferne. Ipak, za prave ionske kristale pod ionski radijus Uobičajeno je razumjeti radijus lopte, koji aproksimira ion.
Ionski radijusi se koriste za približne procjene međunuklearnih udaljenosti u ionskim kristalima. Pretpostavlja se da je udaljenost između najbližeg kationa i aniona jednaka zbroju njihovih ionskih polumjera. Tipična pogreška u određivanju međunuklearnih udaljenosti u smislu ionskih radijusa u takvim kristalima je ≈0,01 A˚.
Postoji nekoliko sustava ionskih radijusa koji se razlikuju u vrijednostima ionskih radijusa pojedinih iona, ali dovode do približno istih međunuklearnih udaljenosti. Prvi rad na određivanju ionskih 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
refraktometrijska metoda. Većina drugih sustava također se oslanja na međunuklearne udaljenosti u kristalima određene difrakcijskim metodama i na neke "referentne" vrijednosti ionskog polumjera određenog iona. U najšire poznatom sustavu
Pauling, ova referentna vrijednost je ionski radijus peroksidnog iona O2−, jednak
1.40A˚. Ova vrijednost za O2– dobro se slaže s teorijskim izračunima. U sustavu G. B. Bokiya i N. V. Belova, koji se smatra jednim od najpouzdanijih, ionski radijus O2– uzima se jednakim 1,36 A˚.
1970-ih i 1980-ih pokušalo se izravno odrediti radijuse iona mjerenjem gustoće elektrona pomoću rendgenske strukturne analize, pod uvjetom da se kao granica iona uzme minimum gustoće elektrona na liniji koja povezuje jezgre. . Pokazalo se da ova izravna metoda dovodi do precijenjenih vrijednosti ionskih radijusa kationa i do podcijenjenih vrijednosti ionskih radijusa aniona. Osim toga, pokazalo se da se vrijednosti ionskih radijusa određenih izravnom metodom ne mogu prenijeti s jednog spoja na drugi, a odstupanja od aditivnosti su prevelika. Stoga se takvi ionski radijusi ne koriste za predviđanje međunuklearnih udaljenosti.
Korisno je znati sljedeće o ionskim radijusima (u tablicama u nastavku date su vrijednosti ionskih radijusa prema Bokiyu i Belovu).
1. Ionski radijus za ione istog elementa varira ovisno o njegovom naboju, a za isti ion ovisi o koordinacijskom broju. Ovisno o koordinacijskom broju razlikuju se tetraedarski i oktaedarski ionski radijusi.
2. Unutar jednog okomitog retka, točnije unutar jedne grupe, periodički
sustavu, polumjeri iona s istim nabojem rastu s povećanjem atomskog broja elementa, budući da se povećava broj ljuski koje zauzimaju elektroni, a time i veličina iona.
|
Polumjer, A˚ |
3. Za pozitivno nabijene ione atoma iz istog razdoblja, ionski radijusi brzo opadaju s povećanjem naboja. Brzo smanjenje objašnjava se djelovanjem dvaju glavnih čimbenika u jednom smjeru: jakim privlačenjem "vlastitih" elektrona od strane kationa, čiji se naboj povećava s povećanjem atomskog broja; povećanje snage međudjelovanja između kationa i aniona koji ga okružuju s povećanjem naboja kationa.
|
Polumjer, A˚ |
4. Za negativno nabijene ione atoma iz istog razdoblja, ionski radijusi rastu s povećanjem negativnog naboja. Dva faktora razmotrena u prethodnom odlomku u ovom slučaju djeluju u suprotnim smjerovima, a prevladava prvi faktor (povećanje negativnog naboja aniona prati povećanje njegovog ionskog radijusa), dakle, povećanje ionskih radijusa s povećanje negativnog naboja događa se puno sporije nego smanjenje u prethodnom slučaju.
|
Polumjer, A˚ |
5. Za isti element, tj. s istom početnom elektronskom konfiguracijom, radijus kationa manji je od polumjera aniona. To je zbog smanjenja privlačenja vanjskih "dodatnih" elektrona na anionsku jezgru i povećanja učinka probira zbog unutarnjih elektrona (kation ima manjak elektrona, dok anion ima višak).
|
Polumjer, A˚ |
6. Veličine iona s istim nabojem slijede periodičnost periodnog sustava elemenata. Međutim, vrijednost ionskog radijusa nije proporcionalna naboju jezgre Z, što je posljedica jakog privlačenja elektrona od strane jezgre. Osim toga, lantanoidi i aktinidi, u čijem nizu polumjeri atoma i iona s istim nabojem ne rastu, već se smanjuju s povećanjem atomskog broja (tzv. kontrakcija lantanida i kontrakcija aktinida), izuzetak su od periodične ovisnosti .11
11 Kontrakcija lantanida i kontrakcija aktinida posljedica je činjenice da u lantanidima i aktinoidima dodani elektroni s povećanjem atomskog broja popunjavaju unutarnji d I f-ljuske s glavnim kvantnim brojem manjim od glavnog kvantnog broja zadane periode. U isto vrijeme, prema kvantnomehaničkim proračunima u d a posebno u f stanja, elektron je mnogo bliže jezgri nego u s I str stanja danog razdoblja s velikim kvantnim brojem, dakle d I f-elektroni se nalaze u unutarnjim područjima atoma, iako se popunjavanje tih stanja elektronima (govorimo o elektroničkim razinama u energetskom prostoru) odvija različito.
metalni radijusi smatraju se jednakima polovici najkraće udaljenosti između jezgri atoma u kristalizirajućoj strukturi metalnog elementa. Oni ovise o koordinacijskom broju. Ako uzmemo metalni radijus bilo kojeg elementa na Z k \u003d 12 po jedinici, zatim sa Z k = 8, 6 i 4 metalni polumjeri istog elementa bit će 0,98; 0,96; 0,88. Metalni radijusi imaju svojstvo aditivnosti. Poznavanje njihovih vrijednosti omogućuje približno predviđanje parametara kristalnih rešetki intermetalnih spojeva.
Atomski polumjeri metala karakteriziraju sljedeće značajke (podaci o vrijednostima atomskih radijusa metala mogu se naći u).
1. Metalni atomski radijusi prijelaznih metala općenito su manji od metalnih atomskih radijusa neprelaznih metala, što odražava veću čvrstoću veze u prijelaznim metalima. Ova značajka je zbog činjenice da metali prijelaznih skupina i metali njima najbliži u periodnom sustavu imaju elektronički d-ljuske, a elektroni u d-stanja mogu sudjelovati u stvaranju kemijske veze. Jačanje veze može se povezati dijelom s pojavom kovalentne komponente veze, a dijelom s van der Waalsovom interakcijom ionskih jezgri. U kristalima željeza i volframa, na primjer, elektroni u d-stanja daju značajan doprinos energiji vezivanja.
2. Unutar jedne okomite skupine, 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. Unutar jedne periode, točnije, počevši od alkalijskog metala do sredine skupine prijelaznih metala, u smjeru slijeva na desno, atomski radijusi metala se smanjuju. U istom nizu raste električni naboj atomske jezgre i povećava se broj elektrona u valentnoj ljusci. Povećanjem broja veznih elektrona po atomu jača metalna veza, a istodobno se zbog povećanja naboja jezgre povećava privlačenje jezgrenih (unutarnjih) elektrona jezgrom, pa se vrijednost radijusa metalnog atoma opada.
4. Prijelazni metali VII i VIII skupine iz istog razdoblja u prvoj aproksimaciji imaju gotovo iste metalne radijuse. Navodno, kada su u pitanju elementi koji imaju 5 i više d-elektroni, povećanje nuklearnog naboja i povezani učinci privlačenja elektrona jezgre, što dovodi do smanjenja metalnog radijusa atoma, kompenziraju se učincima zbog povećanja broja elektrona u atomu (ionu) koji ne sudjeluju u stvaranju metalne veze i dovode do povećanja metalnog radijusa (povećanje broja stanja koja zauzimaju elektroni).
5. Povećanje polumjera (vidi stavak 2.) za prijelazne elemente, koje se događa tijekom prijelaza iz četvrte u petu periodu, nije uočeno za prijelazne elemente na
prijelaz iz petog u šesto razdoblje; metalni atomski radijusi odgovarajućih (vertikalna usporedba) elemenata u ova posljednja dva razdoblja gotovo su isti. Očigledno, to je zbog činjenice da su elementi koji se nalaze između njih završeni s relativno dubokim f-ljuske, pa se povećanje naboja jezgre i povezani učinci privlačenja pokazuju značajnijim od učinaka povezanih s povećanjem broja elektrona (kontrakcija lantanida).
|
Element iz 4 razdoblja |
Polumjer, A˚ |
Element iz razdoblja 5 |
Polumjer, A˚ |
Element iz perioda 6 |
Polumjer, A˚ |
6. Obično su metalni radijusi mnogo veći od ionskih, ali se ne razlikuju toliko bitno od kovalentnih radijusa istih elemenata, iako su svi bez iznimke veći od kovalentnih. Velika razlika u vrijednostima metalnih atomskih i ionskih radijusa istih elemenata objašnjava se činjenicom da veza, koja svoje podrijetlo duguje gotovo slobodnim vodljivim elektronima, nije jaka (otuda opažene relativno velike međuatomske udaljenosti u metalna rešetka). Znatno manja razlika u vrijednostima metalnog i kovalentnog polumjera istih elemenata može se objasniti ako metalnu vezu promatramo kao neku posebnu "rezonantnu" kovalentnu vezu.
Pod, ispod van der Waalsov radijus Uobičajeno je razumjeti polovicu ravnotežne međunuklearne udaljenosti između najbližih atoma povezanih van der Waalsovom vezom. Van der Waalsovi radijusi određuju efektivne veličine atoma plemenitog plina. Osim toga, kao što slijedi iz definicije, van der Waalsov atomski radijus može se smatrati polovicom međunuklearne udaljenosti između najbližih atoma istog imena, povezanih van der Waalsovom vezom i koji pripadaju različitim molekulama (na primjer, molekularni kristali). Kada se atomi približe jedan drugome na udaljenost manju od zbroja njihovih van der Waalsovih radijusa, dolazi do snažnog međuatomskog odbijanja. Prema tome, van der Waalsovi atomski radijusi karakteriziraju minimalne dopuštene kontakte atoma koji pripadaju različitim molekulama. Podaci o vrijednostima van der Waalsovih atomskih radijusa za neke atome mogu se naći u).
Poznavanje van der Waalsovih atomskih radijusa omogućuje određivanje oblika molekula i njihovo pakiranje u molekularne kristale. Van der Waalsovi polumjeri mnogo su veći od svih polumjera istih gore navedenih elemenata, što se objašnjava slabošću van der Waalsovih sila.
Periodična svojstva elemenata
Periodičnost je izražena u strukturi elektronske ljuske atoma, stoga se svojstva koja ovise o stanju elektrona dobro slažu s periodičnim zakonom: atomski i ionski radijusi, energija ionizacije, afinitet prema elektronu, elektronegativnost i valencija elemenata. Ali sastav i svojstva jednostavnih tvari i spojeva ovise o elektronskoj strukturi atoma, stoga se uočava periodičnost u mnogim svojstvima jednostavnih tvari i spojeva: temperatura i toplina taljenja i vrenja, duljina i energija kemijske veze, elektrodni potencijali, standardne entalpije nastanak i entropija tvari itd. Periodični zakon obuhvaća više od 20 svojstava atoma, elemenata, jednostavnih tvari i spojeva.
Prema kvantnoj mehanici, elektron se može nalaziti u bilo kojoj točki oko jezgre atoma, kako blizu nje tako i na znatnoj udaljenosti. Stoga su granice atoma nejasne, neodređene. U isto vrijeme kvantna mehanika izračunava vjerojatnost raspodjele elektrona oko jezgre i položaj maksimalne gustoće elektrona za svaku orbitalu.
Orbitalni radijus atoma (iona)je udaljenost od jezgre do maksimalne gustoće elektrona najudaljenije vanjske orbitale ovog atoma (iona).
Orbitalni polumjeri (njihove vrijednosti dane su u priručniku) smanjuju se u razdobljima, jer povećanje broja elektrona u atomima (ionima) nije popraćeno pojavom novih elektronskih slojeva. Elektronska ljuska atoma ili iona svakog sljedećeg elementa u periodu postaje gušća u odnosu na prethodnu zbog povećanja naboja jezgre i povećanja privlačenja elektrona prema jezgri.
Orbitalni polumjeri u skupinama rastu kao atom (ion) svakog elementa razlikuje se od roditelja pojavom novog elektroničkog sloja.
Promjena orbitalnih atomskih radijusa za pet perioda prikazana je na sl. 13, iz koje se vidi da ovisnost ima "zub pile" karakterističan za periodični zakon.
Riža. 13. Ovisnost polumjera orbite
od atomskog broja elemenata prve - pete periode.
Ali u razdobljima, smanjenje veličine atoma i iona ne događa se monotono: pojedinačni elementi imaju male "praseve" i "padove". U "padovima" u pravilu postoje elementi čija elektronička konfiguracija odgovara stanju povećane stabilnosti: na primjer, u trećem razdoblju to je magnezij (3s 2), u četvrtom - mangan (4s 2 3d 5) i cink (4s 2 3d 10) itd.
Bilješka. Proračuni orbitalnih polumjera provode se od sredine sedamdesetih godina prošlog stoljeća zbog razvoja elektroničkih računala. Prethodno korišten učinkovit polumjeri atoma i iona, koji se određuju iz eksperimentalnih podataka o međunuklearnim udaljenostima u molekulama i kristalima. Pretpostavlja se da su atomi nestlačive kuglice koje dodiruju svoje površine u spojevima. Efektivni polumjeri određeni u kovalentnim molekulama nazivaju se kovalentni radijusi, u metalnim kristalima - metal radijusi, u spojevima s ionskom vezom - ionski radijusi. Efektivni radijusi razlikuju se od orbitalnih radijusa, ali je njihova promjena ovisno o atomskom broju također periodična.
Važna karakteristika atoma je njegova veličina, odnosno atomski radijus. Veličina pojedinog atoma nije određena, budući da je njegova vanjska granica zamagljena zbog vjerojatnosti prisutnosti elektrona na različitim točkama u cirkumnuklearnom prostoru. Zbog toga, ovisno o vrsti veze među atomima, razlikuju se metalni, kovalentni, van der Waalsov, ionski i drugi atomski radijusi.
"Metalni" radijusi (r ja) pronađeno prepolovljenjem najkraćih međuatomskih udaljenosti u kristalne strukture jednostavne tvari s koordinacijskim brojem 12. Za ostale vrijednosti c.h. potrebna korekcija je uzeta u obzir.
Vrijednosti kovalentni radijusi (r cov) izračunato kao polovica duljine homoatomske veze. Ako je nemoguće odrediti duljinu jedne homoatomske veze, r cov vrijednost atoma elementa A dobiva se oduzimanjem kovalentnog polumjera atoma elementa B od duljine heteroatoma. A-B veze. Kovalentni polumjeri ovise uglavnom o veličini unutarnje elektronske ljuske.
Radijusi valentno nevezanih atoma - van der Waalsov polumjer (r w) odrediti efektivne veličine atoma zbog odbojnih sila ispunjenih energetskih razina.
Vrijednosti energije elektrona određene Slaterovim pravilima. omogućio procjenu relativne vrijednosti – prividne veličine atoma – r cmp (empirijski polumjer).
Duljina veze je dana u angstremima (1 Å = 0,1 nm = 100 pm).
| Element | r ja | 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 |
| Biti | 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 |
| Kao | 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 |
| s n | 1.58 | 1.41 | 2.17 | 1.45 |
| Te | 1.70 | 1.35 | 2.06 | 1.40 |
| ja | - | 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 |
| ovaj | 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 |
| Ponovno | 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 |
| Dvo | 1.82 | 1.46 | - | 1.60 |
| Po | - | - | - | 1.90 |
| Na | - | - | - | - |
| Rn | - | 1.45 | - | - |
| Fr | 2.80 | - | - | - |
| Ra | 2.35 | - | - | 2.15 |
| AC | 2.03 | - | - | 1.95 |
| Th | 180 | - | - | 1.80 |
| Godišnje | 1.62 | - | - | 1.80 |
| U | 1.53 | - | 1.86 | 1.75 |
| Np | 1.50 | - | - | 1.75 |
| Pu | 1.62 | - | - | 1.75 |
| Am | - | - | - | 1.75 |
Opći trend atomskih radijusa je sljedeći. U skupinama se povećavaju atomski radijusi, jer se s povećanjem broja energetskih razina povećavaju veličine atomskih orbitala s velikom vrijednošću glavnog kvantnog broja. Za d-elemente, u čijim su atomima popunjene orbitale prethodne energetske razine, ova tendencija nema izražen karakter pri prijelazu iz elemenata pete periode u elemente šeste periode.
U malim periodima polumjeri atoma općenito se smanjuju, budući da povećanje naboja jezgre tijekom prijelaza na svaki sljedeći element uzrokuje privlačenje vanjskih elektrona sve većom silom; broj energetskih razina u isto vrijeme ostaje konstantan.
Promjena atomskog polumjera u periodima za d-elemente je složenija.
Vrijednost atomskog radijusa prilično 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. Ta se sposobnost kvantificira energijom ionizacije.
Popis korištene literature
- Popkov V. A., Puzakov S. A. Opća kemija: udžbenik. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 str.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [S. 27-28]
- Volkov, A.I., Zharsky, I.M. Velika kemijska referentna knjiga / A.I. Volkov, I.M. Zharsky. - Minsk: Moderna škola, 2005. - 608 s ISBN 985-6751-04-7.
