Довжина зв'язку та ефективні радіуси атомів та іонів. Атомний радіус: що таке і як визначити У зв'язку з атомним радіусом

Поділ хімічного зв'язку на види має умовний характер.

Для металевого зв'язку, обумовленого тяжінням електронів та іонів металів, характерні деякі ознаки ковалентної, якщо взяти до уваги перекриття атомних орбіталей атомів. У освіті водневого зв'язку, крім електростатичної взаємодії, не останню роль грає донорно-акцепторний взаємодії.

Різкий кордон між іонним та ковалентним полярним зв'язком також провести неможливо. Віднести будь-який зв'язок метал-неметал до іонного типу не можна. Прийнято вважати іонний зв'язок між атомами, різниця електронегативності яких більша або дорівнює 2 (за шкалою Полінга). Наприклад, в оксиді натрію зв'язок Na 2 O (3,44 – 0,93 = 2,51) іонний зв'язок, а в броміді магнію MgBr ковалентний полярний зв'язок (2,96 – 1,31 = 1,65).

У реальних речовин всі типи хімічного зв'язку в чистому вигляді не зустрічаються. Більшість сполук тип зв'язку носить проміжний характер. Це можливо, тому що природа хімічного зв'язку єдина - це електростатична взаємодія електронів і ядер усередині та між атомами, зближеними на відстань, коли виникає ефективне перекриття електронних оболонок.

Тому можливий безперервний перехід між усіма граничними випадками: іонним, ковалентним, металевим і залишковим зв'язком. Наочно перехід може бути представлений у вигляді тетраедра, у вершинах якого вміщені крайні представники, по ребрах переходи між двома типами, а на гранях і всередині обсягу тетраедра – складні змішані типи зв'язку.

Ефективні радіуси атомів та іонів

Під ефективними радіусами атомів та іонів розуміють радіуси дії сфер атомів чи іонів, тобто мінімальні відстані, у яких центри сфер атомів чи іонів можуть наблизитися до поверхні сусідніх атомів.

Для визначення ефективного радіусу атома або іона структуру кристала представляють у вигляді сполучних куль, відстань між якими дорівнює сумі їх радіусів. Залежно від типу хімічного зв'язку між структурними одиницями кристала розрізняють: металеві радіуси, іонні радіуси, ковалентні радіуси та Ван-дер-ваальсові радіуси.

Металеві радіуси
Визначається як половина відстані між сусідніми атомами, одержаної в результаті рентгеноструктурного аналізу:

Іонні радіуси
Для обчислення радіусів іонів виходять з припущення, що при досить великій різниці в розмірах катіонів і аніонів великі за розміром аніони будуть стикатися, а менші за розміром катіони будуть розташовуватися в порожнечах між аніонами, тоді радіус аніону дорівнюватиме: ,

радіус катіону дорівнює: .

Ковалентні радіуси
Ковалентні радіуси визначаються як половина міжатомної відстані (довжини зв'язку): .

Крім того, при розрахунку ковалентного радіусу враховується здатність деяких елементів утворювати кратні зв'язки, що зменшують відстані між атомами та тип гібридизації центрального атома.

Ван-дер-ваальсові радіуси розраховуються для атомів, які пов'язані один з одним лише силами міжмолекулярної взаємодії. Розраховуються як половина відстані між центрами атомів: .

Оскільки методики розрахунку атомних та іонних радіусів різні, існує велика кількість таблиць радіусів.

Іонні кристали

Об'єднання катіонів та аніонів у кристал здійснюється завдяки кулонівському тяжінню електричних зарядів. У молекулі заряди взаємодіють із силою. Величина R- Відстань між двома іонами. Якщо ця відстань буде нескінченно далекою, то сила дорівнює нулю. На кінцевій відстані сила взаємодії двох протилежно заряджених іонів негативна, що відповідає тяжінню, іони прагнуть зблизитися на мінімально допустиму відстань, яка відповідає стійкому пов'язаному стану. Сила взаємодії двох однаково заряджених іонів є позитивною, що відповідає відштовхуванню. Іони прагнуть розлетітися і на будь-якій відстані не утворюють сталого з'єднання. Таким чином, енергія утворення кристала має бути негативною. Така умова реалізується за умови утворення іонного кристала.

В іонних кристалах немає молекул, тому немає меж між структурними одиницями. Іони можна як заряджені кулі, силові поля яких рівномірно розподіляються у всіх напрямах у просторі. Тому кожен іон може притягувати до себе іони протилежного знака у будь-якому напрямку, тому іонний зв'язок не має спрямованості.

Взаємодія двох іонів протилежного знака не може призвести до повної взаємної компенсації їхніх силових полів. Через це вони зберігається здатність притягувати іони протилежного знака й інших напрямах. Отже, іонний зв'язок не є насиченою.

Катіони прагнуть оточити якомога більшим числом аніонів так, що кулонівське відштовхування іонів одного знака один від одного компенсується взаємним кулонівським тяжінням катіонів і аніонів. Тому для структур з іонним типом хімічного зв'язку характерні високі координаційні числа і кульові упаковки. Симетрія іонних кристалів зазвичай висока.

Кристалічні речовини з іонним типом хімічного зв'язку характеризують діелектричні властивості, крихкість, середні значення твердості та щільності, низька тепло- та електропровідність.

Атомні іони; мають сенс радіусів сфер, які представляють ці атоми чи іони у молекулах чи кристалах. Атомні радіуси дозволяють приблизно оцінювати між'ядерні (міжатомні) відстані в молекулах і кристалах.

Електронна щільність ізольованого атома швидко зменшується в міру збільшення відстані до ядра, так що радіус атома можна було визначити як радіус тієї сфери, в якій зосереджена основна частина (наприклад, 99%) електронної щільності. Однак для оцінки міжядерних відстаней виявилося зручніше інтерпретувати атомні радіуси інакше. Це призвело до появи різних визначень та систем атомних радіусів.

Ковалентний радіус атома Х визначають як половину довжини простого хімічного зв'язку Х-Х. Так, для галогенів ковалентні радіуси обчислюються з рівноважної між'ядерної відстані в молекулі Х 2 для сірки і селену - в молекулах S 8 і Se 8 для вуглецю - в кристалі алмазу. Виняток становить атом водню, для якого ковалентний атомний радіус приймається рівним 30 пм, тоді як половина міжядерної відстані молекулі Н 2 дорівнює 37 пм. Для з'єднань із ковалентним характером зв'язку, як правило, виконується принцип адитивності (довжина зв'язку Х—Y приблизно дорівнює сумі атомних радіусів атомів Х та Y), що дозволяє передбачати довжини зв'язків у багатоатомних молекулах.

Іонні радіуси визначають як величини, сума яких для пари іонів (наприклад, Х + та Y -) дорівнює найкоротшій міжядерній відстані у відповідних іонних кристалах. Існує кілька систем іонних радіусів; системи відрізняються чисельними значеннями окремих іонів залежно від цього, який радіус і якого іона прийнято основою при обчисленні радіусів інших іонів. Наприклад, Полінг - це радіус іона О 2- , прийнятий рівним 140 пм; за Шенноном – радіус того ж іона, прийнятий рівним 121 пм. Незважаючи на ці відмінності, різні системи при обчисленні між'ядерних відстаней в іонних кристалах призводять приблизно до однакових результатів.

Металеві радіуси визначають як половину найкоротшої відстані між атомами в кристалічній решітці металу. Для структур металу, які різняться типом упаковки, ці радіуси різні. Близькість значень атомних радіусів різних металів часто є вказівкою на можливість утворення цими металами твердих розчинів. Адитивність радіусів дозволяє передбачати параметри кристалічних ґрат інтерметалічних з'єднань.

Ван-дер-ваальсові радіуси визначають як величини, сума яких дорівнює відстані, на яку можуть зблизитися два хімічно не пов'язані атоми різних молекул або різних груп атомів однієї і тієї ж молекули. У середньому ван-дер-ваальсові радіуси приблизно на 80 пм більше, ніж ковалентні радіуси. Ван-дер-ваальсові радіуси використовують для інтерпретації та передбачення стабільності конформацій молекул та структурного впорядкування молекул у кристалах.

Літ.: Хаускрофт К., Констебл Е. Сучасний курс загальної хімії. М., 2002. Т. 1.

ЕФЕКТИВНИЙ АТОМНИЙ РАДІУС - див. Радіус атомний.

Геологічний словник: у 2-х томах. - М: Надра. За редакцією К. Н. Паффенгольця та ін.. 1978 .

Дивитись що таке "ЕФЕКТИВНИЙ АТОМНИЙ РАДІУС" в інших словниках:

Величина Å, що характеризує розмір атомів. Зазвичай під цим поняттям розумілися ефективні Р. а., що розраховуються як половина міжатомної (міжядерної) відстані в гомоатомних з'єднаннях, тобто в металах та неметаллах. Оскільки одні та … Геологічна енциклопедія

Платина- (Platinum) Метал платина, хімічні та фізичні властивості платини Метал платина, хімічні та фізичні властивості платини, виробництво та застосування платини Зміст Зміст Розділ 1. Походження назви платина. Розділ 2. Положення в ... Енциклопедія інвестора

Характеристики, що дозволяють приблизно оцінювати міжатомні (між'ядерні) відстані в молекулах і кристалах. Атомні радіуси мають лад 0,1 нм. Визначаються головним чином даних рентгенівського структурного аналізу. * * * АТОМНІ… … Енциклопедичний словник

Метал- (Metal) Визначення металу, фізичні та хімічні властивості металів Визначення металу, фізичні та хімічні властивості металів, застосування металів Зміст Зміст Визначення Знаходження в природі Властивості Характерні властивості… Енциклопедія інвестора

94 Нептуній ← Плутоній → Амеріцій Sm Pu … Вікіпедія

Запит "Lithium" перенаправляється сюди; див. також інші значення. Ця стаття про хімічний елемент. Про застосування в медицині див. Препарати літію. 3 Гелій ← Літій … Вікіпедія

55 Ксенон ← Цезій → Барій … Вікіпедія

Дослідження структури ва, засновані на вивченні кутового розподілу інтенсивності розсіювання досліджуваним у вом випромінювання рентгенівського (в т. ч. синхротронного), потоку електронів або нейтронів і мессбауеровського g випромінювання. Соотв. розрізняють … Хімічна енциклопедія

Під ефективним радіусом атома чи іона розуміється радіус сфери його дії, причому атом (іон) вважається несжимаемой кулею. Використовуючи планетарну модель атома, його представляють як ядро, навколо якого орбіталями обертаються електрони. Послідовність елементів у Періодичній системі Менделєєва відповідає послідовності заповнення електронних оболонок. Ефективний радіус іона залежить від заповненості електронних оболонок, але він не дорівнює радіусу зовнішньої орбіти. Для визначення ефективного радіусу представляють атоми (іони) в структурі кристала як жорсткі кулі, що стикаються, так що відстань між їх центрами дорівнює сумі радіусів. Атомні та іонні радіуси визначені експериментально за рентгенівськими вимірами міжатомних відстаней та обчислені теоретично на основі квантово-механічних уявлень.

Розміри іонних радіусів підпорядковуються наступним закономірностям:

1. Усередині одного вертикального ряду періодичної системи радіуси іонів з однаковим зарядом збільшуються зі зростанням атомного номера, оскільки зростає число електронних оболонок, а отже, і розмір атома.

2. Для того самого елемента іонний радіус зростає зі збільшенням негативного заряду і зменшується зі збільшенням позитивного заряду. Радіус аніону більше радіусу катіону, оскільки аніон має надлишок електронів, а катіон – недолік. Наприклад, у Fe, Fe 2+ , Fe 3+ ефективний радіус дорівнює 0, 126, 0, 080 і 0, 067 нм відповідно, у Si 4- , Si, Si 4+ ефективний радіус дорівнює 0, 198, 0, 118 0,040 нм.

3. Розміри атомів та іонів слідують періодичності системи Менделєєва; винятки становлять елементи від № 57 (лантан) до № 71 (лютецій), де радіуси атомів не збільшуються, а поступово зменшуються (так зване лантаноїдний стиск), і елементи від № 89 (актиній) і далі (так зване актиноїдний стиск).

Атомний радіус хімічного елемента залежить від координаційного числа. Збільшення координаційного числа завжди супроводжується збільшенням міжатомних відстаней. При цьому відносна різниця значень атомних радіусів, що відповідають двом різним координаційним числам, не залежить від типу хімічного зв'язку (за умови, що тип зв'язку в структурах з координаційними числами, що порівнюються, однаковий). Зміна атомних радіусів із зміною координаційного числа суттєво позначається на величині об'ємних змін при поліморфних перетвореннях. Наприклад, при охолодженні заліза, його перетворення з модифікації з гранецентрованими кубічними гратами в модифікацію з об'ємно-центрованими кубічними гратами, що має місце при 906 про С, має супроводжуватися збільшенням обсягу на 9%, насправді збільшення обсягу становить 0, 8%. Це з тим, що з допомогою зміни координаційного числа від 12 до 8 атомний радіус заліза зменшується на 3%. Тобто, зміна атомних радіусів при поліморфних перетвореннях значно компенсують ті об'ємні зміни, які мали б статися, якби при цьому не змінювався атомний радіус. Атомні радіуси елементів можна зіставляти лише за однакового координаційного числа.

Атомні (іонні) радіуси також залежать від типу хімічного зв'язку.

У кристалах із металевим зв'язком атомний радіус визначається як половина міжатомної відстані між найближчими атомами. У разі твердих розчинів металеві атомні радіуси змінюються складним чином.

Під ковалентними радіусами елементів із ковалентним зв'язком розуміють половину міжатомної відстані між найближчими атомами, з'єднаними одиничним ковалентним зв'язком. Особливістю ковалентних радіусів є їхня сталість у різних ковалентних структурах з однаковими координаційними числами. Так, відстані в одинарних зв'язках С-С в алмазі та насичених вуглеводнях однакові та рівні 0, 154 нм.

Іонні радіуси в речовинах з іонним зв'язком не можуть бути визначені як сума відстаней між найближчими іонами. Як правило, розміри катіонів та аніонів різко різняться. Крім того, симетрія іонів відрізняється від сферичної. Існує кілька підходів для оцінки величини іонних радіусів. На підставі цих підходів оцінюють іонні радіуси елементів, а потім експериментально визначених міжатомних відстаней визначають іонні радіуси інших елементів.

Ван-дер-ваальсові радіуси визначають ефективні розміри атомів благородних газів. Крім того, ван-дер-ваальсові атомні радіуси вважають половину між'ядерної відстані між найближчими однаковими атомами, не пов'язаними між собою хімічним зв'язком, тобто. що належать різним молекулам (наприклад, у молекулярних кристалах).

При використанні в розрахунках та побудовах величин атомних (іонних) радіусів їх значення слід брати з таблиць, побудованих за однією системою.

Важливою характеристикою атома є його розмір, тобто атомний радіус. Розмір окремого атома не визначено, оскільки його зовнішня межа розмита за рахунок ймовірнісного знаходження електронів у різних точках навколоядерного простору. З огляду на це, залежно від типу зв'язку між атомами розрізняють металеві, ковалентні, ван-дер-ваальсови, іонні та інших. атомні радіуси.

"Металеві" радіуси (r me)знайдені шляхом розподілу навпіл найкоротших міжатомних відстаней у кристалічних структурах простих речовин із координаційним числом 12. При інших значеннях к.ч. враховується потрібна поправка.

Значення ковалентних радіусів (r cov)розраховані як половина довжини гомоатомного зв'язку. У разі неможливості визначити довжину одинарного гомоатомного зв'язку, значення r cov атома елемента A отримують віднімання ковалентного радіусу атома елемента B з довжини гетероатомного зв'язку A-B. Ковалентні радіуси залежать головним чином від розмірів внутрішньої електронної оболонки.

Радіуси валентно-незв'язаних атомів. ван-дер-ваальсові радіуси (r w)визначають ефективні розміри атомів, зумовлені силами відштовхування наповнених енергетичних рівнів.

Значення енергії електронів визначені за правилами Слетера. дозволили оцінити відносну величину - розмір атома, що здається, - r cmp (емпіричний радіус).

Довжина зв'язку дана в ангстремах (1 Å = 0.1 нм = 100 пм).

Елемент	r me	r cov	r w	r cmp
H	0.46	0.37	1.20	0.25
He	1.22	0.32	1.40	-
Li	1.55	1.34	1.82	1.45
Be	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
Cr	1.27	1.27	-	1.40
Mn	1.30	1.39	-	1.40
Fe	1.26	1.25	-	1.40
Co	1.25	1.26	-	1.35
Ni	1.24	1.21	1.63	1.35
Cu	1.28	1.38	1.40	1.35
Zn	1.39	1.31	1.39	1.35
Ga	1.39	1.26	1.87	1.30
Ge	1.39	1.22	-	1.25
As	1.48	1.19	1.85	1.15
Se	1.60	1.16	1.90	1.15
Br	-	1.14	1.85	1.15
Kr	1.98	1.10	2.02	-
Rb	2.48	2.11	-	2.35
Sr	2.15	1.92	-	2.00
Y	1.81	1.62	-	1.80
Zr	1.60	1.48	-	1.55
Nb	1.45	1.37	-	1.45
Mo	1.39	1.45	-	1.45
Tc	1.36	1.56	-	1.35
Ru	1.34	1.26	-	1.30
Rh	1.34	1.35	-	1.35
Pd	1.37	1.31	1.63	1.40
Ag	1.44	1.53	1.72	1.60
Cd	1.56	1.48	1.58	1.55
In	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
At	-	-	-	-
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
Am	-	-	-	1.75

Загальна тенденція зміни атомних радіусів є такою. У групах атомні радіуси зростають, оскільки зі збільшенням числа енергетичних рівнів збільшуються розміри атомних орбіталей із великим значенням головного квантового числа. Для d-елементів, в атомах яких заповнюються орбіталі попереднього енергетичного рівня, ця тенденція не має чіткого характеру під час переходу від елементів п'ятого періоду до елементів шостого періоду.

У малих періодах радіуси атомів загалом зменшуються, оскільки збільшення заряду ядра під час переходу до кожного наступному елементу викликає тяжіння зовнішніх електронів із зростаючою силою; число енергетичних рівнів у той же час залишається незмінним.

Зміна атомного радіусу в періодах у d-елементів має складніший характер.

Величина атомного радіусу досить тісно пов'язана з такою важливою характеристикою атома як енергія іонізації. Атом може втрачати один або кілька електронів, перетворюючись на позитивно заряджений іон - катіон. Кількісно ця здатність оцінюється енергією іонізації.

Список використаної літератури

1. Попков В. А., Пузаков С. А. Загальна хімія: підручник. – М.: ГЕОТАР-Медія, 2010. – 976 с.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [с. 27-28]
2. Волков, А.І., Жарський, І.М.Великий хімічний довідник/О.І. Волков, І.М. Жарський. – Мн.: Сучасна школа, 2005. – 608 з ISBN 985-6751-04-7.