Атомски радијус

Атомски радијус представља растојање између најудаљенијих електрона који се јављају у одређеном атому и језгра тог атома. Атомски радијуси се за разликују од стварних валентних радијуса одређује теоретским путем, а не стварним експерименталним подацима, зато иако су њихове дефиниције исте може доћи до одређених разлика. Атомски радијус у групама периодног система елемената расте одозго надоле (електрони се одаљавају од атомског језгра), а у периодама расте здесна налево (језгро јаче привлачи електроне, којих је мање).

Дијаграм атома хелијума, који приказује густину вероватноће електрона нијансама сиве боје.

Атомски радијус хемијског елемента је мера величине његових атома, обично средња или типична удаљеност од средишта језгра до границе околних љуски електрона. Будући да граница није добро дефинисана физичка целина, постоје различите нееквивалентне дефиниције атомског радијуса. Три широко коришћене дефиниције атомског радијуса су: Ван дер Валсов радијус, јонски радијус и ковалентни радијус.

У зависности од дефиниције, термин се може применити само на изоловане атоме, или такође на атоме у кондензованој материји, ковалентно везане у молекулима, или у јонизованим и побуђеним стањима; а његова вредност се може добити експерименталним мерењима или израчунати из теоријских модела. Вредност радијуса може зависити од стања и контекста атома.[1]

Електрони немају одређене орбите нити оштро дефинисане домете. Уместо тога, њихови положаји морају бити описани као расподеле вероватноће које се постепено смањују како се удаљава од језгра, без оштрог пресека; они се називају атомске орбитале или електронски облаци. Штавише, у кондензованој материји и молекулима, електронски облаци атома се обично преклапају до неке мере, а неки од електрона могу да лутају по великом подручју које обухвата два или више атома.

Према већини дефиниција, радијуси изолованих неутралних атома крећу се између 30 и 300 pm (1×10−12 m) или између 0,3 и 3 ангстрема. Према томе, радијус атома је више од 10.000 пута већи од полупречника његовог језгра (1–10 fm),[2] и мањи од 1/1000 таласне дужине видљиве светлости (400–700 nm).

Приближан облик молекула етанола, CH3CH2OH. Сваки атом је моделован куглом са Ван дер Валсовим радијусом елемента.

У многе сврхе, атоми се могу моделовати као сфере. Ово је само груба апроксимација, али може пружити квантитативна објашњења и предвиђања многих појава, као што су густина течности и чврстих супстанци, дифузија флуида кроз молекуларна сита, распоред атома и јона у кристалима, величина и облик молекула.

Атомски радијуси варирају на предвидљив и објашњив начин у периодном систему. На пример, радијуси се генерално смањују дуж сваке периоде (реда) табеле, од алкалних метала до племенитих гасова; и повећајте идући низ сваку групу (колону). Радијус се нагло повећава између племенитог гаса на крају сваке периоде и алкалног метала на почетку следеће периоде. Ови трендови атомског радијуса (и разних других хемијских и физичких својстава елемената) могу се објаснити теоријом електронске љуске атома; они су пружили су важну евиденцију за развој и потврду квантне теорије. Атомски радијуси се смањују у Периодном систему, јер како се атомски број повећава, број протона се повећава дуж периоде, али се додатни електрони додају само у исту квантну љуску. Стога се ефективно нуклеарно наелектрисање према најудаљенијим електронима повећава, приближавајући најудаљеније електроне. Као резултат, облак електрона се скупља, а атомски радијус се смањује.

ИсторијаУреди

Године 1920, убрзо након што је постало могуће да се одреде величине атома помоћу рендгенске кристалографије, сугерисано је да сви атоми истог елемента имају исте полупречнике.[3] Међутим, 1923. године, када је постало доступно више података о кристалима, утврђено је да апроксимација атома као сфере не мора нужно да важи када се упоређује исти атом у различитим кристалним структурама.[4]

ДефиницијеУреди

Широко коришћене дефиниције атомског радијуса укључују:

  • Ван дер Валсов радијус: у принципу, половина минималне удаљености између језгара два атома елемента који нису везани за исти молекул.[5]
  • Јонски радијус: номинални радијус јона елемента у одређеном стању јонизације, изведен из размака атомских језгара у кристалним солима које укључују тај јон. У принципу, размак између два суседна супротно наелектрисана јона (дужина јонске везе између њих) треба да буде једнак збиру њихових јонских радијуса.[5]
  • Ковалентни радијус: номинални радијус атома елемента када је ковалентно везан за друге атоме, како је закључено из раздвајања између атомских језгара у молекулима. У принципу, растојање између два атома која су међусобно везана у молекулу (дужина те ковалентне везе) треба да буде једнак збиру њихових ковалентних радијуса.[5]
  • Метални радијус: номинални радијус атома елемента када су металним везама придружени другим атомима.
  • Боров радијус: радијус електронске орбите најниже енергије предвиђен Боровим моделом атома (1913).[6][7] Он је применљив је само на атоме и јоне са једним електроном, као што су водоник, појединачно јонизовани хелијум и позитронијум. Иако је сам модел сада застарео, Боров радијус за атом водоника и даље се сматра важном физичком константом.

Емпиријски измерени атомски радијусУреди

Следећа табела приказује емпиријски измерене ковалентне радијусе за елементе, како их је објавио Ј. К. Слејтер 1964.[8] Вредности су у пикометрима (pm или 1×10−12 m), са тачношћу од око 5 pm. Нијанса кутије се креће од црвене до жуте како се радијус повећава; сива означава недостатак података.

Група
(колона)
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Периода
(row)
1 H
25
He
 
2 Li
145
Be
105
B
85
C
70
N
65
O
60
F
50
Ne
 
3 Na
180
Mg
150
Al
125
Si
110
P
100
S
100
Cl
100
Ar
 
4 K
220
Ca
180
Sc
160
Ti
140
V
135
Cr
140
Mn
140
Fe
140
Co
135
Ni
135
Cu
135
Zn
135
Ga
130
Ge
125
As
115
Se
115
Br
115
Kr
 
5 Rb
235
Sr
200
Y
180
Zr
155
Nb
145
Mo
145
Tc
135
Ru
130
Rh
135
Pd
140
Ag
160
Cd
155
In
155
Sn
145
Sb
145
Te
140
I
140
Xe
 
6 Cs
260
Ba
215
*
 
Hf
155
Ta
145
W
135
Re
135
Os
130
Ir
135
Pt
135
Au
135
Hg
150
Tl
190
Pb
180
Bi
160
Po
190
At
 
Rn
 
7 Fr
 
Ra
215
**
 
Rf
 
Db
 
Sg
 
Bh
 
Hs
 
Mt
 
Ds
 
Rg
 
Cn
 
Nh
 
Fl
 
Mc
 
Lv
 
Ts
 
Og
 
Лантаноиди *
 
La
195
Ce
185
Pr
185
Nd
185
Pm
185
Sm
185
Eu
185
Gd
180
Tb
175
Dy
175
Ho
175
Er
175
Tm
175
Yb
175
Lu
175
Актиноиди **
 
Ac
195
Th
180
Pa
180
U
175
Np
175
Pu
175
Am
175
Cm
 
Bk
 
Cf
 
Es
 
Fm
 
Md
 
No
 
Lr
 

Види јошУреди

РеференцеУреди

  1. ^ Cotton, F. A.; Wilkinson, G. (1988). Advanced Inorganic Chemistry (5th изд.). Wiley. стр. 1385. ISBN 978-0-471-84997-1. 
  2. ^ Basdevant, J.-L.; Rich, J.; Spiro, M. (2005). Fundamentals in Nuclear Physics. Springer. стр. 13, fig 1.1. ISBN 978-0-387-01672-6. 
  3. ^ Bragg, W. L. (1920). „The arrangement of atoms in crystals”. Philosophical Magazine. 6. 40 (236): 169—189. doi:10.1080/14786440808636111. 
  4. ^ Wyckoff, R. W. G. (1923). „On the Hypothesis of Constant Atomic Radii”. Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America. 9 (2): 33—38. Bibcode:1923PNAS....9...33W. PMC 1085234 . PMID 16576657. doi:10.1073/pnas.9.2.33. 
  5. ^ а б в Pauling, L. (1945). The Nature of the Chemical Bond (2nd изд.). Cornell University Press. LCCN 42034474. 
  6. ^ Bohr, N. (1913). „On the Constitution of Atoms and Molecules, Part I. – Binding of Electrons by Positive Nuclei” (PDF). Philosophical Magazine. 6. 26 (151): 1—24. Bibcode:1913PMag...26....1B. doi:10.1080/14786441308634955. Приступљено 8. 6. 2011. 
  7. ^ Bohr, N. (1913). „On the Constitution of Atoms and Molecules, Part II. – Systems containing only a Single Nucleus” (PDF). Philosophical Magazine. 6. 26 (153): 476—502. Bibcode:1913PMag...26..476B. doi:10.1080/14786441308634993. Приступљено 8. 6. 2011. 
  8. ^ Slater, J. C. (1964). „Atomic Radii in Crystals”. Journal of Chemical Physics. 41 (10): 3199—3205. Bibcode:1964JChPh..41.3199S. doi:10.1063/1.1725697. 

Спољашње везеУреди