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 on kristallstruktuuris olevad aatomid (ioonid) kujutatud kokku puutuvate 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 puhul suureneb ioonraadius negatiivse laengu suurenemisel ja väheneb positiivse laengu suurenemisel. 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 aatomiraadius 3%. See tähendab, et aatomiraadiuste muutus polümorfsete teisenduste käigus kompenseerib suures osas mahumuutusi, mis peaksid toimuma juhul, kui aatomiraadius antud juhul ei muutuks. Elementide aatomraadiusi saab võrrelda ainult sama koordinatsiooninumbriga.
Aatomi (ioonsed) raadiused sõltuvad ka keemilise sideme tüübist.
Metallise 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. Kovalentse raadiuse tunnuseks on nende püsivus erinevates kovalentsetes struktuurides samade koordinatsiooninumbritega. Seega on teemandi ja küllastunud süsivesinike üksikute C-C sidemete kaugused samad ja võrdne 0,154 nm-ga.
Ioonse sidemega ainete ioonraadiust 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.o. 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 suurused määravad sageli kristallstruktuuri tüübi ja on olulised paljude keemiliste reaktsioonide käigu mõistmiseks. 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 raadiusega. Kuid praktilist huvi pakuvad tavaliselt aine koostises olevad aatomid ja ioonid (molekulis, polümeeris, vedelas või tahkes olekus), mitte aga 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 sellest, millise keemilise ühendi koostisest, mis tüüpi sidemega aatom paikneb. 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:
Saidil loe: "keemilise sideme omadused" ..
Kui vajate sellel teemal lisamaterjali või te ei leidnud seda, mida otsisite, soovitame kasutada otsingut meie tööde andmebaasis:
Kui see materjal osutus teile kasulikuks, saate selle sotsiaalvõrgustikes oma lehele salvestada:
| säutsuma |
kovalentsed raadiused
Kõige ilmsem on olukord kovalentsete raadiustega aatomite puhul, 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, siis
metalli raadiused
Iseenesest pole metalliraadiuste määramine probleem - piisab, kui mõõta vastavas metallis tuumadevaheline kaugus ja jagada see pooleks. 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 tekkimisel jaotub elektrontihedus ümber, polaarse sideme korral on aatomid 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 valents 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[†]. Selleks on erinevaid meetodeid
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 molekulidevaheline 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..
Aatomi raadiused aatomi raadiused
omadused, mis võimaldavad ligikaudselt hinnata aatomitevahelisi (tuumadevahelisi) kaugusi molekulides ja kristallides. Aatomiraadiused on suurusjärgus 0,1 nm. Need määratakse peamiselt röntgenstruktuurianalüüsi andmete põhjal.
ATOMIRAADIUSATOMIC RADIUS, omadused, mis võimaldavad ligikaudselt hinnata aatomitevahelisi (tuumadevahelisi) kaugusi molekulides ja kristallides.
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 tiirleb (cm. ORBITAL) elektronid pöörlevad. Mendelejevi perioodilise süsteemi elementide jada vastab elektronkestade täitmise järjestusele. Iooni efektiivne raadius sõltub elektronkihtide hõivatusest, kuid see ei võrdu välisorbiidi raadiusega. Efektiivse raadiuse määramiseks on kristallstruktuuris olevad aatomid (ioonid) kujutatud kokku puutuvate 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 (cm. KOORDINAATSIOONI NUMBER). 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 aatomiraadius 3%. See tähendab, et aatomiraadiuste muutus polümorfsete transformatsioonide ajal kompenseerib suures osas neid mahumuutusi, mis peaksid toimuma, kui aatomi raadius ei muutuks. Elementide aatomraadiusi saab võrrelda ainult sama koordinatsiooninumbriga.
Aatomi (ioonsed) raadiused sõltuvad ka keemilise sideme tüübist.
Metallilise sidemega kristallides (cm. METALLI LINK) aatomiraadius on defineeritud kui pool lähimate aatomite vahelisest aatomitevahelisest kaugusest. Tahkete lahuste puhul (cm. TAHKED LAHENDUSED) metallide aatomiraadiused varieeruvad keerulisel viisil.
Kovalentse sidemega elementide kovalentsete raadiuste all mõistetakse poolt aatomitevahelisest kaugusest lähimate aatomite vahel, mis on ühendatud ühe kovalentse sidemega. Kovalentse raadiuse tunnuseks on nende püsivus erinevates kovalentsetes struktuurides samade koordinatsiooninumbritega. Seega on teemandi ja küllastunud süsivesinike üksikute C-C sidemete kaugused samad ja võrdne 0,154 nm-ga.
Ioonsed raadiused ioonse sidemega ainetes (cm. IONIC BOND) 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.o. mis kuuluvad erinevatesse molekulidesse (näiteks molekulaarsetes kristallides).
Aatomi (ioonsete) raadiuste väärtuste kasutamisel arvutustes ja konstruktsioonides tuleks nende väärtused võtta ühe süsteemi järgi koostatud tabelitest.
entsüklopeediline sõnaraamat. 2009 .
Aatomite omadused, mis võimaldavad ligikaudselt hinnata aatomitevahelisi (tuumadevahelisi) kaugusi molekulides ja kristallides. Aatomitel pole aga kvantkontseptsioonide kohaselt selgeid piire. mehaanika, tõenäosus leida el n per defin. kaugus tuumast ...... Füüsiline entsüklopeedia
Karakteristikud, mis võimaldavad ligikaudselt hinnata aatomitevahelisi (tuumadevahelisi) kaugusi molekulides ja kristallides. Määratud peamiselt röntgenstruktuurianalüüsi andmetest ... Suur entsüklopeediline sõnaraamat
Aatomite efektiivsed omadused, mis võimaldavad ligikaudselt hinnata aatomitevahelist (tuumadevahelist) kaugust molekulides ja kristallides. Kvantmehaanika kontseptsioonide kohaselt pole aatomitel selgeid piire, vaid elektroni leidmise tõenäosus, ... ... Keemia entsüklopeedia
Aatomite omadused, mis võimaldavad ligikaudselt hinnata aatomitevahelisi kaugusi ainetes. Kvantmehaanika järgi pole aatomil kindlaid piire, vaid tõenäosus leida elektron teatud kaugusel aatomi tuumast, alates ... ... Suur Nõukogude entsüklopeedia
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 tundmine võimaldab hinnata tuumadevahelisi kaugusi kristallides (st nende kristallide struktuuri), kuna paljude probleemide puhul võib aatomite (ioonide) tuumade vahelisi lühimaid vahemaid pidada nende aatomi (ioonsete) raadiuste summa, kuigi selline liitevõime on ligikaudne ega kehti kõigil juhtudel.
Under aatomi raadius keemiline element (ioonraadiuse kohta vt allpool), osaledes keemilise sideme moodustamises, nõustus üldiselt mõistma poolt tuumadevahelisest tasakaalukaugusest elemendi kristallvõre lähimate aatomite vahel. See kontseptsioon, mis on üsna lihtne, kui käsitleda aatomeid (ioone) jäikade sfääridena, osutub tegelikult keeruliseks ja sageli mitmetähenduslikuks. Keemilise elemendi aatom (ioonne) raadius ei ole konstantne väärtus, vaid varieerub sõltuvalt mitmest tegurist, millest olulisemad on keemilise sideme tüüp
ja kooskõlastusnumber.
Kui sama aatom (ioon) erinevates kristallides moodustab erinevat tüüpi keemilisi sidemeid, 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˚), seega on As kovalentne raadius 1,26 A˚ ja van der Waals 1,56 A˚.
Väga järsult muutub ka aatomi (ioonne) raadius koordinatsiooniarvu muutumisel (seda võib täheldada elementide polümorfsete teisenemiste 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 tavaliselt üksteisega aditiivselt seotud, see tähendab, et A–B kaugus on pool A–A ja B–B kauguste summast kovalentsete sidemete ja samade koordinatsiooniarvude olemasolul. kolm struktuuri.
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. Selle tulemuseks on erinevad aatomite väärtused. normaalraadiused olenevalt paljusus- (järjestus) sidemetest (üksikside, topelt-, kolmikside). Kui side tekib hübriidelektronipilvede 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. Kovalentset raadiust, 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 murdosa, kui side on resonants (benseeni molekul, Mg2 Sn ühend, vt allpool). Sel juhul on kovalentsel raadiusel vaheväärtus väärtuste vahel, mis vastavad sideme kordsuse täisarvudele.
3. Kui side on segakovalentse-ioonse iseloomuga, 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 ioonide raadiuses 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 sõnul on see kontrollväärtus O2− peroksiidiooni ioonraadius, mis on võrdne
1,40A˚. See O2 väärtus on hästi kooskõlas 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 püüti 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 kõrvalekalded aditiivsusest on liiga suured. Seetõttu ei kasutata selliseid ioonraadiusi tuumadevaheliste kauguste ennustamiseks.
Ioonraadiuste kohta on kasulik teada järgmist (allolevates tabelites on toodud ioonraadiuste väärtused Bokiy ja Belovi järgi).
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 suurenedes. 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 vastupidises suunas ja esimene tegur on ülekaalus (aniooni negatiivse laengu suurenemisega kaasneb selle ioonraadiuse suurenemine), mistõttu ioonraadiuste suurenemine negatiivse laengu suurenemine toimub palju aeglasemalt kui eelmisel juhul 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 ja anioonil on ülejääk).
|
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 erandiks lantaniidid ja aktiniidid, mille reas sama laenguga aatomite ja ioonide raadiused ei suurene, vaid vähenevad koos aatomarvu suurenemisega (nn lantaniidi kontraktsioon ja aktiniidi kontraktsioon). perioodiline sõltuvus.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 seega suure kvantarvuga antud perioodi olekud d ja f-elektronid asuvad aatomi sisemistes piirkondades, kuigi nende olekute täitumine elektronidega (räägime elektroonikatasanditest energiaruumis) toimub erinevalt.
metalli raadiused loetakse võrdseks poolega lühimast vahemaast metallielemendi kristalliseerivas struktuuris aatomituumade vahel. Need sõltuvad koordineerimisnumbrist. Kui me võtame mis tahes elemendi metalliraadiuse at Z k \u003d 12 ühiku kohta, siis millal 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 või rohkem d-elektronid, tuumalaengu suurenemine ja sellega kaasnevad tuumaelektronide külgetõmbeefektid, mis põhjustavad aatomi metalliraadiuse vähenemist, kompenseeritakse aatomis (ioonis) olevate elektronide arvu suurenemise tõttu, mis ei osalevad metallilise sideme moodustamises 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 kaasnevad 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 kovalentsetest suuremad. Samade elementide metallilise aatom- ja ioonraadiuse suur erinevus on seletatav asjaoluga, et peaaegu vaba juhtivuse elektronidele tekkinud side ei ole tugev (sellest tulenevalt on täheldatud suhteliselt suuri aatomitevahelisi kaugusi. 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 aadressilt).
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.
Aatomiioonid; omavad neid aatomeid või ioone molekulides või kristallides esindavate sfääride raadiusi. Aatomiraadiused võimaldavad ligikaudselt hinnata tuumadevahelisi (aatomitevahelisi) kaugusi molekulides ja kristallides.
Eraldatud aatomi elektrontihedus väheneb kiiresti, kui kaugus tuumast suureneb, nii et aatomi raadiust saab defineerida kui kera raadiust, milles põhiosa (näiteks 99%) elektrontihedusest on keskendunud. Tuumadevaheliste kauguste hindamiseks osutus aga mugavamaks tõlgendada aatomiraadiusi teistmoodi. See viis aatomiraadiuste erinevate määratluste ja süsteemideni.
X-aatomi kovalentne raadius on defineeritud kui pool lihtsa X-X keemilise sideme pikkusest. Niisiis arvutatakse halogeenide kovalentsed raadiused tuumadevahelise tasakaalu kauguse järgi X 2 molekulis, väävli ja seleeni puhul - S 8 ja Se 8 molekulides, süsiniku jaoks - teemantkristallides. Erandiks on vesinikuaatom, mille puhul eeldatakse, et kovalentse aatomi raadius on 30 pm, samas kui pool tuumadevahelisest kaugusest H2 molekulis on 37 pm. Kovalentse sidemega ühendite puhul on reeglina täidetud liitmispõhimõte (X-Y sideme pikkus on ligikaudu võrdne X- ja Y-aatomi aatomiraadiuste summaga), mis võimaldab ennustada sideme pikkusi. polüatomilistes molekulides.
Ioonraadiused on defineeritud kui väärtused, mille ioonide paari (näiteks X + ja Y -) summa võrdub vastavate ioonkristallide lühima tuumadevahelise kaugusega. On mitmeid ioonraadiuste süsteeme; süsteemid erinevad üksikute ioonide arvuliste väärtuste poolest, olenevalt sellest, milline raadius ja milline ioon on teiste ioonide raadiuste arvutamisel aluseks. Näiteks Paulingu järgi on see O 2- iooni raadius, mis on võrdne 140 pm; Shannoni järgi - sama iooni raadius, mis on võrdne 121 pm. Vaatamata nendele erinevustele annavad erinevad süsteemid tuumadevaheliste kauguste arvutamiseks ioonkristallides ligikaudu samad tulemused.
Metalliraadiused on defineeritud kui pool lühimast vahemaast metalli kristallvõres aatomite vahel. Metallkonstruktsioonide puhul, mis erinevad tihendi tüübi poolest, on need raadiused erinevad. Erinevate metallide aatomiraadiuste väärtuste lähedus näitab sageli võimalust, et need metallid võivad moodustada tahkeid lahuseid. Raadiuste liitsus võimaldab ennustada intermetalliliste ühendite kristallvõre parameetreid.
Van der Waalsi raadiused on defineeritud kui suurused, mille summa on võrdne kaugusega, millele võivad läheneda kaks erineva molekuli keemiliselt mitteseotud aatomit või sama molekuli erinevat aatomirühma. Van der Waalsi raadiused on keskmiselt umbes 80 pm suuremad kui kovalentsed raadiused. Van der Waalsi raadiusi kasutatakse molekulaarsete konformatsioonide stabiilsuse ja molekulide struktuurilise järjestuse tõlgendamiseks ja ennustamiseks kristallides.
Lit .: Housecroft K., konstaabel E. Üldkeemia kaasaegne kursus. M., 2002. T. 1.
