Химийн холбоо үүсэхэд оролцдог химийн элементүүдийн хамгийн чухал шинж чанаруудын нэг нь атомын (ион) хэмжээ юм: ихсэх тусам атом хоорондын бондын хүч буурдаг. Атомын (ион) хэмжээг ихэвчлэн түүний радиус эсвэл диаметрийн утгаар тодорхойлдог. Атом (ион) нь тодорхой хил хязгааргүй тул "атомын (ионы) радиус" гэсэн ойлголт нь атомын (ион) электрон нягтын 90-98% нь энэ радиустай бөмбөрцөгт агуулагддаг гэсэн үг юм. Атомын (ионы) радиусын утгыг мэдэх нь талст дахь цөмийн хоорондын зайг (өөрөөр хэлбэл эдгээр талстуудын бүтцийг) тооцоолох боломжийг олгодог, учир нь олон асуудлын хувьд атомын (ион) цөмүүдийн хоорондох хамгийн богино зайг нийлбэр гэж үзэж болно. тэдгээрийн атомын (ионы) радиус, гэхдээ ийм нэмэлт нь ойролцоо бөгөөд бүх тохиолдолд хангагддаггүй.
Доод атомын радиусХимийн элемент (ионы радиусын тухай, доороос үзнэ үү) химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог бол ерөнхий тохиолдолд элементийн болор тор дахь хамгийн ойрын атомуудын хоорондын тэнцвэрт хоорондын зайны хагасыг ойлгохоор тохиролцсон. Хэрэв бид атомуудыг (ионуудыг) хатуу бөмбөлөг хэлбэрээр авч үзвэл маш энгийн бөгөөд энэ ойлголт нь үнэндээ нарийн төвөгтэй бөгөөд ихэвчлэн хоёрдмол утгатай болж хувирдаг. Химийн элементийн атомын (ионы) радиус нь тогтмол утга биш боловч хэд хэдэн хүчин зүйлээс хамаарч өөр өөр байдаг бөгөөд тэдгээрийн хамгийн чухал нь химийн бондын төрөл юм.
болон зохицуулалтын дугаар.
Хэрэв өөр өөр талст дахь ижил атом (ион) нь өөр өөр төрлийн химийн холбоо үүсгэдэг бол энэ нь хэд хэдэн радиустай байх болно - ковалент холбоо бүхий болор дахь ковалент; ионы холбоо бүхий талст дахь ион; металл дахь металл; ван дер Ваальс молекулын талст дахь . Химийн холбооны төрлийн нөлөөллийг дараах жишээнээс харж болно. Алмазан дээр бүх дөрвөн химийн холбоо нь ковалент бөгөөд үүсдэг sp 3-эрлийз тул тухайн атомын дөрвөн хөрш бүгд ижил дээр байна
түүнээс ижил зайд ( г= 1.54 A˚) ба алмаз дахь нүүрстөрөгчийн ковалент радиус байх болно
0.77 A˚-тай тэнцүү байна. Хүнцлийн талст дахь ковалент холбоогоор холбогдсон атомуудын хоорондох зай ( г 1 = 2.52 A˚), ван дер Ваалсын хүчээр холбогдсон атомуудын хоорондынхаас хамаагүй бага ( г 2 = 3.12 A˚), тиймээс As нь 1.26 A˚ ковалент радиус, 1.56 A˚ ван дер Ваальсийн радиустай байх болно.
Атомын (ионы) радиус нь координацын тоо өөрчлөгдөхөд маш огцом өөрчлөгддөг (энэ нь элементүүдийн полиморф хувиргалтын үед ажиглагдаж болно). Зохицуулалтын тоо бага байх тусам орон зайг атомууд (ионууд) дүүргэх түвшин бага байх ба цөмийн хоорондын зай бага байх болно. Зохицуулалтын тооны өсөлт нь цөмийн хоорондын зай үргэлж нэмэгддэг.
Дээрхээс үзэхэд химийн холбоо үүсэхэд оролцдог янз бүрийн элементүүдийн атомын (ионы) радиусыг ижил төрлийн химийн холбоо үүссэн талст үүсгэх үед л харьцуулж болох бөгөөд эдгээр элементүүд ижил зохицуулалтын дугаартай байна. үүссэн талстуудад .
Атом ба ионы радиусын үндсэн шинж чанаруудыг илүү нарийвчлан авч үзье.
Доод элементүүдийн ковалент радиусКовалентын холбоогоор холбогдсон хамгийн ойрын атомуудын хоорондын тэнцвэрийн цөмийн хоорондын зайны хагасыг ойлгох нь заншилтай байдаг.
Ковалентын радиусын нэг онцлог шинж чанар нь ижил зохицуулалтын дугаартай өөр өөр "ковалентын бүтэц" дэх тэдгээрийн тогтмол байдал юм. З j Нэмж дурдахад ковалент радиусууд нь дүрмээр бол өөр хоорондоо нэмэлт хамааралтай байдаг, өөрөөр хэлбэл ковалент холбоо байгаа тохиолдолд A-B зай нь A-A ба B-B зайны нийлбэрийн хагастай тэнцүү байна. гурван бүтцэд ижил зохицуулалтын тоо.
Хэвийн, тетраэдр, октаэдр, квадрат, шугаман ковалент радиусууд байдаг.
Атомын ердийн ковалент радиус нь атом нь үелэх систем дэх байрныхаа хэмжээгээр олон тооны ковалент холбоо үүсгэдэг тохиолдолд тохирно: нүүрстөрөгчийн хувьд - 2, азотын хувьд - 3 гэх мэт. Энэ тохиолдолд өөр өөр утгууд байна. хэвийн радиус нь олон талт (захиалга) бондоос (ганц бонд, давхар, гурвалсан) хамааран олж авдаг. Хэрэв эрлийз электрон үүл давхцах үед холбоо үүсдэг бол тэд тетраэдр гэж ярьдаг.
(З k = 4, sp 3-эрлийз тойрог зам), октаэдр ( З k = 6, г 2sp 3-эрлийз тойрог зам), квадрат ( З k = 4, dsp 2-эрлийз тойрог замууд), шугаман ( З k = 2, sp-эрлийз тойрог замууд) ковалент радиусууд.
Ковалентын радиусын талаар дараахь зүйлийг мэдэх нь ашигтай байдаг (хэд хэдэн элементийн ковалент радиусын утгыг өгсөн болно).
1. Ионы радиусаас ялгаатай нь ковалент радиусыг бөмбөрцөг хэлбэртэй атомуудын радиус гэж тайлбарлах боломжгүй. Ковалентын радиусыг зөвхөн ковалент холбоогоор нийлсэн атомуудын хоорондын цөм хоорондын зайг тооцоолоход ашигладаг бөгөөд ковалент холбоогүй ижил төрлийн атомуудын хоорондох зайны талаар юу ч хэлдэггүй.
2. Ковалентын радиусын хэмжээг ковалент холболтын үржвэрээр тодорхойлно. Гурвалсан холбоо нь давхар бондоос богино, энэ нь эргээд нэг холбооноос богино байдаг тул гурвалсан бондын ковалент радиус нь давхар бондын ковалент радиусаас бага, энэ нь бага байдаг.
ганц бие. Бондын үржвэрийн дараалал нь бүхэл тоо байх албагүй гэдгийг санах нь зүйтэй. Хэрэв холбоо нь резонансын шинж чанартай бол энэ нь мөн бутархай байж болно (бензолын молекул, Mg2 Sn нэгдэл, доороос үзнэ үү). Энэ тохиолдолд ковалент радиус нь бондын үржвэрийн бүх дарааллаар харгалзах утгуудын хоорондох завсрын утгатай байна.
3. Хэрэв бонд нь холимог ковалент-ионы шинж чанартай боловч бондын ковалент бүрэлдэхүүн өндөртэй бол ковалент радиусын тухай ойлголтыг нэвтрүүлж болох боловч бондын ионы бүрэлдэхүүн хэсгийн үнэ цэнэд үзүүлэх нөлөөлөл нь боломжгүй юм. хайхрамжгүй хандах. Зарим тохиолдолд энэ нөлөө нь ковалент радиусыг мэдэгдэхүйц бууруулахад хүргэдэг, заримдаа 0.1 A˚ хүртэл буурдаг. Харамсалтай нь энэ нөлөөллийн цар хүрээг урьдчилан таамаглах оролдлого өөр өөр байдаг
хэргүүд хараахан амжилтанд хүрээгүй байна.
4. Ковалентын радиусын хэмжээ нь ковалент холбоо үүсэхэд оролцдог эрлийз орбиталуудын төрлөөс хамаарна.
Ионы радиус, Мэдээжийн хэрэг, хамгийн ойрын ионуудын цөм хоорондын зайны нийлбэрийн хагасыг тодорхойлох боломжгүй, учир нь дүрмээр бол катион ба анионуудын хэмжээ эрс ялгаатай байдаг. Үүнээс гадна ионуудын тэгш хэм нь бөмбөрцөгөөс бага зэрэг ялгаатай байж болно. Гэсэн хэдий ч, доорх бодит ионы талстуудын хувьд ионы радиусИоны ойролцоолсон бөмбөгний радиусыг ойлгох нь заншилтай байдаг.
Ионы радиусыг ионы талст дахь цөмийн хоорондын зайг ойролцоогоор тооцоолоход ашигладаг. Энэ тохиолдолд хамгийн ойрын катион ба анион хоорондын зай нь тэдгээрийн ионы радиусын нийлбэртэй тэнцүү байна гэж үздэг. Ийм талст дахь ионы радиусаар дамжин цөмийн хоорондын зайг тодорхойлох ердийн алдаа нь ≈0.01 A˚ байна.
Бие даасан ионуудын ионы радиусын утгуудаас ялгаатай хэд хэдэн ионы радиусын системүүд байдаг боловч ойролцоогоор ижил цөм хоорондын зайд хүргэдэг. Ионы радиусыг тодорхойлох анхны ажлыг 20-р зууны 20-иод онд В.М.Голдшмит хийсэн. Үүнд зохиогч нэг талаас рентген бүтцийн шинжилгээгээр хэмжсэн ионы талст дахь цөмийн хоорондын зайг ашигласан бол нөгөө талаас F− ба O2− ионы радиусын утгыг тодорхойлсон.
рефрактометрийн аргаар. Бусад ихэнх системүүд нь дифракцийн аргаар тодорхойлогддог талст дахь цөмийн хоорондын зай, тодорхой ионы ионы радиусын зарим "лавлагаа" утгууд дээр тулгуурладаг. Хамгийн алдартай системд
Паулинг, энэ лавлагаа утга нь хэт исэл ионы ионы радиус O2−, тэнцүү байна
1.40 A˚ O2−-ийн энэ утга нь онолын тооцоотой сайн тохирч байна. Хамгийн найдвартай гэж тооцогддог Г.Б.Бокий ба Н.В.Белов нарын системд O2-ийн ионы радиусыг 1.36 A˚-тай тэнцүү гэж үздэг.
70-80-аад оны үед рентген бүтцийн шинжилгээний аргуудыг ашиглан электрон нягтыг хэмжих замаар ионуудын радиусыг шууд тодорхойлох оролдлого хийж байсан бөгөөд хэрэв цөмүүдийг холбосон шугам дээрх хамгийн бага электрон нягтыг ионы хилээр авсан бол. Энэхүү шууд арга нь катионуудын ионы радиусыг хэт үнэлж, анионуудын ионы радиусыг дутуу үнэлэхэд хүргэдэг нь тогтоогджээ. Нэмж дурдахад, шууд тодорхойлсон ионы радиусын утгыг нэг нэгдлээс нөгөөд шилжүүлэх боломжгүй бөгөөд нэмэлтийн хазайлт нь хэтэрхий том байна. Тиймээс ийм ионы радиусыг цөмийн хоорондын зайг урьдчилан таамаглахад ашигладаггүй.
Ионы радиусын талаар дараахь зүйлийг мэдэх нь ашигтай байдаг (доорх хүснэгтэд Бокий, Белов нарын дагуу ионы радиусын утгыг өгсөн болно).
1. Ижил элементийн ионуудын ионы радиус нь цэнэгээс хамаарч өөр өөр байдаг ба ижил ионы хувьд координацын тооноос хамаарна. Зохицуулалтын тооноос хамааран тетраэдр ба октаэдр ионы радиусыг ялгадаг.
2. Нэг босоо эгнээ дотор, илүү нарийвчлалтай нэг бүлэг дотор, үе үе
Системийн хувьд ижил цэнэгтэй ионуудын радиус нь элементийн атомын тоо нэмэгдэх тусам нэмэгддэг, учир нь электронууд эзэлдэг бүрхүүлийн тоо нэмэгдэж, улмаар ионы хэмжээ нэмэгддэг.
|
Радиус, A˚ |
3. Ижил үеийн атомуудын эерэг цэнэгтэй ионуудын хувьд ионы радиусууд цэнэг нэмэгдэх тусам хурдан буурдаг. Хурдан бууралтыг хоёр үндсэн хүчин зүйлийн нэг чиглэлд үйлчилдэгтэй холбон тайлбарлаж байна: атомын тоо нэмэгдэх тусам цэнэг нь нэмэгддэг катионоор "тэдний" электронуудыг хүчтэй татах; катионы цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр катион ба хүрээлэн буй анионуудын хоорондын харилцан үйлчлэлийн хүч нэмэгдэх.
|
Радиус, A˚ |
4. Тухайн үеийн атомуудын сөрөг цэнэгтэй ионуудын хувьд сөрөг цэнэг нэмэгдэх тусам ионы радиус нэмэгддэг. Өмнөх догол мөрөнд дурдсан хоёр хүчин зүйл нь энэ тохиолдолд эсрэг чиглэлд үйлчилдэг бөгөөд эхний хүчин зүйл давамгайлдаг (анионы сөрөг цэнэгийн өсөлт нь түүний ионы радиусын өсөлт дагалддаг), тиймээс ионы радиус нэмэгдэх тусам нэмэгддэг. сөрөг цэнэг өмнөх тохиолдлын бууралтаас хамаагүй удаан явагддаг.
|
Радиус, A˚ |
5. Ижил элементийн хувьд, өөрөөр хэлбэл ижил анхны электрон тохиргоотой бол катионы радиус нь анионоос бага байна. Энэ нь анионы цөмд гадны "нэмэлт" электронуудын таталцал буурч, дотоод электронуудын улмаас скрининг эффект нэмэгдсэнтэй холбоотой (катион нь электрон дутагдалтай, анион нь илүүдэлтэй).
|
Радиус, A˚ |
6. Ижил цэнэгтэй ионуудын хэмжээ нь үелэх системийн үечлэлийг дагадаг. Гэсэн хэдий ч ионы радиус нь цөмийн цэнэгтэй пропорциональ биш юм З, энэ нь электронуудыг цөмд хүчтэй татдагтай холбоотой. Нэмж дурдахад, үечилсэн хамаарлаас үл хамаарах зүйл бол лантанид ба актинидууд бөгөөд тэдгээрийн цувралд ижил цэнэгтэй атом ба ионуудын радиус нэмэгддэггүй, харин атомын тоо нэмэгдэх тусам буурдаг (лантанидын шахалт ба актинидын шахалт гэж нэрлэдэг).11
11Лантанидын шахалт ба актинидын шахалт нь лантанид ба актинидуудад атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр нэмсэн электронууд дүүрдэгтэй холбоотой юм. дотоод dТэгээд е-өгөгдсөн хугацааны үндсэн квант тооноос бага үндсэн квант тоотой бүрхүүлүүд. Түүгээр ч зогсохгүй квант механикийн тооцооллын дагуу гялангуяа дотор еэлектрон нь цөмтэй харьцуулахад цөмд илүү ойр байгааг харуулж байна сТэгээд хих квант тоо бүхий тухайн үеийн төлөв, тиймээс гТэгээд е-электронууд атомын дотоод мужуудад байрладаг боловч эдгээр төлөвийг электроноор дүүргэх (бид энергийн орон зай дахь электрон түвшний тухай ярьж байна) өөр өөр байдлаар явагддаг.
Металл радиусМеталл элементийн талстжих бүтэц дэх атомуудын цөм хоорондын хамгийн богино зайны хагастай тэнцүү гэж үздэг. Тэдгээр нь зохицуулалтын тооноос хамаарна. Хэрэв бид аль ч элементийн металлын радиусыг авч үзвэл Знэгж тутамд k = 12, дараа нь хэзээ З k = 8, 6 ба 4 ижил элементийн металлын радиус нь 0.98-тай тэнцүү байх болно; 0.96; 0.88. Металлын радиус нь нэмэлт шинж чанартай байдаг. Тэдгээрийн утгын талаархи мэдлэг нь металл хоорондын нэгдлүүдийн болор торны параметрүүдийг ойролцоогоор таамаглах боломжийг олгодог.
Дараах шинж чанарууд нь металлын атомын радиусуудын онцлог шинж юм (металлын атомын радиусын утгын талаархи мэдээллийг эндээс олж болно).
1. Шилжилтийн металлын металлын атомын радиус нь шилжилтийн металлын металлын атомын радиусаас ерөнхийдөө бага байдаг нь шилжилтийн металлын холболтын бат бөх чанарыг илтгэнэ. Энэ онцлог нь үелэх систем дэх шилжилтийн бүлгийн металлууд болон тэдгээрт хамгийн ойр байдаг металлууд электрон байдагтай холбоотой юм. г-бүрхүүл ба электронууд г-улсууд химийн холбоо үүсгэхэд оролцож болно. Бондын бэхжилт нь зарим талаараа бондын ковалент бүрэлдэхүүн хэсэг гарч ирэх, зарим талаараа ионы цөмийн ван дер Ваалсын харилцан үйлчлэлтэй холбоотой байж болно. Төмөр ба вольфрамын талстуудад, жишээлбэл, электронууд г-улсууд холбох энергид ихээхэн хувь нэмэр оруулдаг.
2. Нэг босоо бүлгийн дотор бид дээрээс доошоо шилжих үед металлын атомын радиус ихсэх бөгөөд энэ нь электронуудын тоо тогтмол нэмэгдэж байгаатай холбоотой (электронууд эзлэгдсэн бүрхүүлийн тоо нэмэгддэг).
3. Нэг хугацааны дотор, илүү нарийвчлалтай, шүлтлэг металаас эхлээд шилжилтийн металлын бүлгийн дунд хүртэл атомын металлын радиус зүүнээс баруун тийш багасдаг. Үүнтэй ижил дарааллаар атомын цөмийн цахилгаан цэнэг нэмэгдэж, валентын бүрхүүл дэх электронуудын тоо нэмэгддэг. Нэг атомд ногдох электронуудын тоо нэмэгдэхийн хэрээр металлын холбоо улам хүчтэй болж, үүний зэрэгцээ цөмийн цэнэг ихэссэнээр цөмд (дотоод) электронуудын таталцал нэмэгддэг тул утга металлын атомын радиус багасна.
4. Нэг үеийн VII ба VIII бүлгийн шилжилтийн металлууд нь бараг ижил металлын радиустай байдаг. 5 ба түүнээс дээш элементтэй байх үед энэ нь харагдаж байна г- электронууд, цөмийн цэнэгийн өсөлт ба цөмийн электронуудын таталцлын нөлөөгөөр атомын металлын радиус буурахад хүргэдэг атом (ион) дахь электронуудын тоо нэмэгдэж буй нөлөөгөөр нөхөгддөг. металлын холбоо үүсэхэд оролцдоггүй бөгөөд энэ нь металлын радиусыг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг (электронуудын эзэлдэг төлөвүүдийн тоог нэмэгдүүлдэг).
5. Шилжилтийн элементүүдийн дөрөв дэх үеэс тав дахь үе рүү шилжих үед үүсэх радиусын өсөлт (2-р зүйлийг үз) шилжилтийн элементүүдийн хувьд ажиглагддаггүй.
таваас зургаа дахь үе рүү шилжих; Сүүлийн хоёр үе дэх харгалзах (харьцуулалт нь босоо) элементүүдийн металлын атомын радиус бараг ижил байна. Энэ нь тэдгээрийн хооронд байрлах элементүүд нь харьцангуй гүн гүнзгий байдагтай холбоотой бололтой е-бүрхүүл, тиймээс цөмийн цэнэгийн өсөлт ба түүнтэй холбоотой татах нөлөө нь электроны тоо нэмэгдэж байгаатай холбоотой нөлөөллөөс (лантанидын шахалт) илүү чухал байдаг.
|
4-р үеийн элемент |
Радиус, A˚ |
5-р үеийн элемент |
Радиус, A˚ |
6-р үеийн элемент |
Радиус, A˚ |
6. Ихэвчлэн металлын радиус нь ионы радиусаас хамаагүй том боловч тэдгээр нь ижил элементүүдийн ковалент радиусуудаас тийм ч их ялгаатай байдаггүй, гэхдээ тэдгээр нь бүгд ковалент радиусуудаас том байдаг. Ижил элементүүдийн металлын атом ба ионы радиусуудын утгын том ялгаа нь бараг чөлөөт дамжуулалтын электронуудаас үүссэн холбоо нь хүчтэй биш (тиймээс атом хоорондын харьцангуй том зай ажиглагдаж байна) гэж тайлбарладаг. металл тор). Хэрэв бид металлын холбоог зарим тусгай "резонанс" ковалент холбоо гэж үзвэл ижил элементүүдийн металл ба ковалент радиусын утгуудын мэдэгдэхүйц бага зөрүүг тайлбарлаж болно.
Доод ван дер Ваалсын радиусВан дер Ваалсын бондоор холбогдсон хамгийн ойрын атомуудын хоорондын тэнцвэрийн цөм хоорондын зайны хагасыг ойлгох нь заншилтай байдаг. Ван дер Ваалсын радиус нь хийн атомын үр дүнтэй хэмжээг тодорхойлдог. Нэмж дурдахад, тодорхойлолтоос харахад ван дер Ваалсын атомын радиус нь ван дер Ваалсын холбоогоор холбогдсон, өөр өөр молекулуудад (жишээлбэл, молекулын талстуудад) хамаарах ижил нэртэй хамгийн ойрын атомуудын хоорондох цөмийн хоорондын зайны тал хувь гэж үзэж болно. ). Атомууд бие биедээ ван дер Ваальсийн радиусуудын нийлбэрээс бага зайд ойртох үед атом хоорондын хүчтэй түлхэлт үүсдэг. Тиймээс ван дер Ваалсын атомын радиус нь янз бүрийн молекулуудад хамаарах атомуудын хамгийн бага зөвшөөрөгдөх контактыг тодорхойлдог. Зарим атомын ван дер Ваалсын атомын радиусын утгын талаархи мэдээллийг).
Ван дер Ваалсын атомын радиусуудын талаархи мэдлэг нь молекулуудын хэлбэр, тэдгээрийн молекулын талст дахь багцыг тодорхойлох боломжийг олгодог. Ван дер Ваалсын радиус нь ижил элементүүдийн дээр дурдсан бүх радиусаас хамаагүй том бөгөөд энэ нь ван дер Ваалсын хүчний сул дорой байдалтай холбон тайлбарладаг.
Атомын чухал шинж чанар нь түүний хэмжээ, өөрөөр хэлбэл атомын радиус юм. Перинуклеар орон зайн өөр өөр цэгүүдэд электронууд байх магадлалаас болж түүний гаднах хил нь бүдгэрч байгаа тул бие даасан атомын хэмжээ тодорхойлогддоггүй. Үүнээс үүдэн атомуудын хоорондын бондын төрлөөс хамааран металл, ковалент, ван дер-Ваальс, ионы болон бусад атомын радиусуудыг ялгадаг.
"Метал" радиус (r me)Энгийн бодисын талст бүтэц дэх атом хоорондын хамгийн богино зайг хоёр дахин багасгах замаар олдог зохицуулалтын тоо 12. Бусад утгуудын хувьд ко.н. шаардлагатай засварыг харгалзан үзнэ.
Үнэ цэнэ ковалент радиус (r cov)гомоатомын бондын уртын хагасаар тооцсон. Хэрэв нэг гомоатомын бондын уртыг тодорхойлох боломжгүй бол А элементийн атомын r cov утгыг А-В гетероатомын холбооны уртаас В элементийн атомын ковалент радиусыг хасч гаргана. Ковалентын радиус нь дотоод электрон бүрхүүлийн хэмжээнээс ихээхэн хамаардаг.
Валент холбоогүй атомын радиус - ван дер Ваалсын радиус (r w)дүүргэсэн энергийн түвшний түлхэлтийн хүчний улмаас атомын үр дүнтэй хэмжээг тодорхойлох.
Слэйтерийн дүрмээр тодорхойлогддог электрон энергийн утгууд. харьцангуй утгыг тооцоолох боломжийг бидэнд олгосон - атомын харагдах хэмжээ - r cmp (эмпирик радиус).
Бондын уртыг ангстромд (1 Å = 0.1 нм = 100 pm) өгсөн.
| Элемент | би | rcov | r w | r cmp |
| Х | 0.46 | 0.37 | 1.20 | 0.25 |
| Тэр | 1.22 | 0.32 | 1.40 | - |
| Ли | 1.55 | 1.34 | 1.82 | 1.45 |
| Бай | 1.13 | 0.90 | - | 1.05 |
| Б | 0.91 | 0.82 | - | 0.85 |
| C | 0.77 | 0.77 | 1.70 | 0.70 |
| Н | 0.71 | 0.75 | 1.55 | 0.65 |
| О | - | 0.73 | 1.52 | 0.60 |
| Ф | - | 0.71 | 1.47 | 0.50 |
| Үгүй | 1.60 | 0.69 | 1.54 | - |
| На | 1.89 | 1.54 | 2.27 | 1.80 |
| Mg | 1.60 | 1.30 | 1.73 | 1.50 |
| Ал | 1.43 | 1.18 | - | 1.25 |
| Си | 1.34 | 1.11 | 2.10 | 1.10 |
| П | 1.30 | 1.06 | 1.80 | 1.00 |
| С | - | 1.02 | 1.80 | 1.00 |
| Cl | - | 0.9 | 1.75 | 1.00 |
| Ар | 1.92 | 0.97 | 1.88 | - |
| К | 2.36 | 1.96 | 2.75 | 2.20 |
| Ca | 1.97 | 1.74 | - | 1.80 |
| Sc | 1.64 | 1.44 | - | 1.60 |
| Ти | 1.46 | 1.36 | - | 1.40 |
| В | 1.34 | 1.25 | - | 1.35 |
| Кр | 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 |
| Ни | 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 |
| Га | 1.39 | 1.26 | 1.87 | 1.30 |
| Ге | 1.39 | 1.22 | - | 1.25 |
| гэх мэт | 1.48 | 1.19 | 1.85 | 1.15 |
| Сэ | 1.60 | 1.16 | 1.90 | 1.15 |
| Br | - | 1.14 | 1.85 | 1.15 |
| Кр | 1.98 | 1.10 | 2.02 | - |
| Rb | 2.48 | 2.11 | - | 2.35 |
| Ср | 2.15 | 1.92 | - | 2.00 |
| Ю | 1.81 | 1.62 | - | 1.80 |
| Zr | 1.60 | 1.48 | - | 1.55 |
| Nb | 1.45 | 1.37 | - | 1.45 |
| Мо | 1.39 | 1.45 | - | 1.45 |
| Tc | 1.36 | 1.56 | - | 1.35 |
| Ру | 1.34 | 1.26 | - | 1.30 |
| Rh | 1.34 | 1.35 | - | 1.35 |
| Pd | 1.37 | 1.31 | 1.63 | 1.40 |
| Аг | 1.44 | 1.53 | 1.72 | 1.60 |
| CD | 1.56 | 1.48 | 1.58 | 1.55 |
| онд | 1.66 | 1.44 | 1.93 | 1.55 |
| Сн | 1.58 | 1.41 | 2.17 | 1.45 |
| Тэ | 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 |
| Ба | 2.21 | 1.98 | - | 2.15 |
| Ла | 1.87 | 1.69 | - | 1.95 |
| Ce | 1.83 | - | - | 1.85 |
| Пр | 1.82 | - | - | 1.85 |
| Nd | 1.82 | - | - | 1.85 |
| Pm | - | - | - | 1.85 |
| Sm | 1.81 | - | - | 1.85 |
| Eu | 2.02 | - | - | 1.80 |
| Гд | 1.79 | - | - | 1.80 |
| Tb | 1.77 | - | - | 1.75 |
| Dy | 1.77 | - | - | 1.75 |
| Хо | 1.76 | - | - | 1.75 |
| Эр | 1.75 | - | - | 1.75 |
| Тм | 1.74 | - | - | 1.75 |
| Yb | 1.93 | - | - | 1.75 |
| Лу | 1.74 | 1.60 | - | 1.75 |
| Hf | 1.59 | 1.50 | - | 1.55 |
| Та | 1.46 | 1.38 | - | 1.45 |
| В | 1.40 | 1.46 | - | 1.35 |
| Re | 1.37 | 1.59 | - | 1.35 |
| Os | 1.35 | 1.28 | - | 1.30 |
| Ир | 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 |
| Би | 1.82 | 1.46 | - | 1.60 |
| По | - | - | - | 1.90 |
| At | - | - | - | - |
| Rn | - | 1.45 | - | - |
| Фр | 2.80 | - | - | - |
| Ра | 2.35 | - | - | 2.15 |
| Ac | 2.03 | - | - | 1.95 |
| Th | 180 | - | - | 1.80 |
| Па | 1.62 | - | - | 1.80 |
| У | 1.53 | - | 1.86 | 1.75 |
| Np | 1.50 | - | - | 1.75 |
| Пу | 1.62 | - | - | 1.75 |
| Ам | - | - | - | 1.75 |
Атомын радиусын өөрчлөлтийн ерөнхий хандлага дараах байдалтай байна. Бүлгүүдэд атомын радиус нэмэгддэг, учир нь энергийн түвшний тоо нэмэгдэхийн хэрээр үндсэн квант тоо ихтэй атомын орбиталуудын хэмжээ нэмэгддэг. Өмнөх энергийн түвшний орбиталууд дүүрсэн атомууд дахь d-элементүүдийн хувьд тав дахь үеийн элементүүдээс зургаа дахь үеийн элементүүд рүү шилжих явцад энэ хандлага нь тодорхой шинж чанартай байдаггүй.
Богино хугацаанд атомын радиус нь ерөнхийдөө буурдаг, учир нь дараагийн элемент бүрт шилжих явцад цөмийн цэнэгийн өсөлт нь гадаад электронуудын хүчийг ихэсгэх замаар татдаг; нэгэн зэрэг эрчим хүчний түвшний тоо тогтмол хэвээр байна.
d-элементүүдийн хувьд үе дэх атомын радиусын өөрчлөлт нь илүү төвөгтэй байдаг.
Атомын радиусын утга нь иончлолын энерги гэх мэт атомын чухал шинж чанартай нягт холбоотой байдаг. Атом нь нэг буюу хэд хэдэн электроноо алдаж, эерэг цэнэгтэй ион - катион болж хувирдаг. Энэ чадварыг иончлолын эрчим хүчээр тодорхойлдог.
Ашигласан уран зохиолын жагсаалт
- Попков В.А., Пузаков С.А. Ерөнхий хими: сурах бичиг. - М.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 х.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Хамт. 27-28]
- Волков, А.И., Жарский, И.М.Химийн том лавлах ном / A.I. Волков, И.М. Жарский. - Mn.: Орчин үеийн сургууль, 2005. - 608 ISBN 985-6751-04-7.
Олон электрон атомын шинж чанарыг квант механикийн аргаар нэлээд нарийвчлалтай тооцоолохоос өмнө химийн нэгдлүүдийг, ялангуяа талстыг туршилтаар судлах замаар тэдгээрийн бүтцийн талаархи мэдээллийг олж авсан. Гэсэн хэдий ч талст дахь чөлөөт атом ба атомуудын шинж чанаруудын бүрэн давхцал тохиолдоогүй тул үүнийг шаардах боломжгүй юм. Эсрэгээрээ атом чөлөөт төлөвөөс холбогдох төлөвт шилжихэд түүний бүх шинж чанар нь аяндаа өөрчлөгддөг. Ийм байгалийн ялгаа үүсэх шалтгаан, мөн болорыг судлах явцад нээгдсэн атомын шинж чанаруудыг авч үзье. Тэдгээрийг анхныхтай харьцуулах нь тодорхой түвшний харьцуулалт болгон авч үзвэл химийн бондын шинж чанар, болорын шинж чанарын талаар маш их ач холбогдолтой мэдээлэл өгдөг.
2. АТОМ БА ИОНЫН ҮР АШИГТАЙ РАДИСИ
A. Атомын радиус
М.Лауэ (1912)-ыг нээсний дараа дараагийн хэдэн жилийн хугацаанд олон арван талстууд, голчлон ашигт малтмал, металлууд рентген туяаны дифракцийн шинжилгээнд хамрагдсан. Атом хоорондын зайны зуу орчим утгыг агуулсан V. L. Bragg 1920 онд аль хэдийн болор дахь бие даасан атомуудын хэмжээг тодорхойлж чадсан. Энгийн бодис, жишээлбэл металл дахь атомын радиусыг тодорхойлох арга нь маш энгийн: та атом хоорондын хамгийн богино зайг хагасаар хуваах хэрэгтэй. Брэгг энэ аргыг бусад тохиолдлуудад өргөтгөж, хүхрийн атомын радиусыг пиритийн FeS2 дахь атом хоорондын S-S зайны тал хувь (rs = 2.05/2 = 1.02 Å) гэж тооцоолсон. Дараа нь бусад атомуудын радиусыг "гинжин хэлхээний дагуу" тооцоолох боломжтой болсон (ZnS-ээс Zn, ZnO-аас O гэх мэт). Брэгг нийтдээ 40 орчим атомын хэмжээг ийм байдлаар тодорхойлсон нь олон тооны харьцуулалтыг бий болгосон. Ийнхүү Браггийн системд электрон сөрөг атомуудын хэмжээ (r p = 0.67; r o = 0.65; r Cl = 1.05; r s = l.02 Å) нь цахилгаан эерэг элементүүдийн хэмжээтэй (r Na =) харьцуулахад хамаагүй бага байдаг нь тогтоогджээ. 1.77; r Mg =l.42; r Sr =l.95 Å гэх мэт). Энэ нь Косселийн ионы загвартай зөрчилдөж байсан бөгөөд үүний дагуу электронууд катионоос салж, анион руу шилждэг тул илүү том болгодог. Ийнхүү хоёр неон төст ионоос бүрдэх Na+ F- талст дотор +11 цөмийн цэнэгтэй Na+ ион байх ёстой.
цөмийн цэнэгтэй F- ионоос бага байх + 9. Тиймээс Браггийн радиусын системийг бүх нийтийн систем болгон ашиглахаас удаан хугацаагаар татгалзах шаардлагатай болсон.
Энэ санааг олон жилийн дараа, химийн холбоо үүсэх механизм нь ижил бөгөөд бүх тохиолдолд нийцдэг болох нь тодорхой болсон үед ойртсон. хамгийн их давхцах зарчимСлэйтер-Полингын валентын бүрхүүлийн электрон нягт. Энэ нь атомын радиус нь цөмөөс валентын бүрхүүлийн хамгийн их электрон нягт хүртэлх зайг нарийн хэмждэг r0 атомын тойрог замын радиустай ойролцоо байх ёстой гэсэн үг юм. Үнэн хэрэгтээ Na атомын Браггийн радиус 1.77 Å нь тойрог замын радиустай ойролцоо (1.71 Å), Al радиус 1.35 Å нь тойрог замынхтай бараг тэнцүү (1.31 Å), S радиус нь тойрог замынхаас арай том ( 1.02 ба 0.81 Å тус тус). 1964 он гэхэд гүйцэтгэсэн r 0-ийн онолын тооцооны үр дүн, түүнчлэн янз бүрийн төрлийн 1200 талстыг хэмжсэн атом хоорондын зайг ашиглан Ж.Слэйтер өөрийн атомын радиус системийг бүтээжээ. Тэд Браггийн радиустай маш ойрхон байсан (дундаж хазайлт нь ердөө 0.03 Å).
Тэдний гарал үүслийн физик утгын дагуу атомууд хоорондоо ковалент эсвэл металлын холбоогоор холбогдсон тохиолдолд атомын радиусыг голчлон ашиглах ёстой.
B. Ионы радиус. Ионы радиусуудын үндсэн ангиллын гарал үүсэл
Үндсэндээ ионы талст дахь электрон нягтын тархалт нь ковалент эсвэл металл талстуудаас ялгаатай нь эргэлзээгүй, тухайлбал, давхцлын нягтыг илүү электрон сөрөг атом руу шилжүүлэх, түүнчлэн бондын дагуу хамгийн бага электрон нягтралтай байх зэргээр тодорхойлогддог. шугам. Энэ минимумыг бие даасан ионуудын контактын бүс гэж үзэх нь логик бөгөөд тэдгээрийн радиусыг цөмөөс тогтоосон минимум хүртэлх зай гэж тодорхойлохыг хичээх нь зүйтэй.
Рентген туяаны дифракцийн шинжилгээний ердийн үр дүн бол талст дахь атомуудын координат, өөрөөр хэлбэл атом хоорондын зайны өгөгдөл бөгөөд дараа нь бие даасан ионуудын фракцуудад хуваагдах ёстой. Эдгээр туршилтын өгөгдлөөс зөвхөн нэгдлүүдийн тодорхой бүлэгт атом эсвэл ионуудын хэмжээ, тэдгээрийн тогтвортой байдлын зэрэглэлийн талаархи мэдээллийг олж авах боломжтой. Үл хамаарах зүйл бол атомын радиусыг тодорхойлох асуудлыг энгийнээр шийдсэн гомоатомын нэгдлүүд, өөрөөр хэлбэл энгийн бодисын талстууд юм (өмнөх хэсгийг үзнэ үү). Тэгээд дотор
Ерөнхийдөө атом хоорондын зайны талаархи туршилтын өгөгдлүүдийн нийлбэрийг агуулсан тохиолдолд тэдгээрийг бие даасан ионуудын хувь нэмэр - ионы радиус болгон хуваах арга замыг олох боломжгүй юм. Үүнийг хийхийн тулд та дор хаяж нэг ионы радиус эсвэл дор хаяж нэг талст дахь ионуудын радиусуудын харьцааг мэдэх хэрэгтэй. Тиймээс 20-иод онд Браггийн радиусын систем нь ионы загварын тодорхой шаардлагыг хангаагүй нь тодорхой болсон үед онолын эсвэл хагас эмпирик таамаглалыг ашиглан ийм хуваах шалгуурууд гарч ирэв.
Цаг хугацааны хувьд анхных нь А.Ландын (1920) дэвшүүлсэн шалгуур байв. Тэрээр том анион, жижиг катион бүхий талстуудад эхнийх нь хооронд шууд холбоо барих ёстой, өөрөөр хэлбэл катионууд анионуудын хоорондох том хоосон зайд бага зэрэг "унжиж" эхэлдэг мэт санагдсан. Энэ таамаглал нь атом хоорондын зайг (Å), жишээ нь, NaCl төрлийн бүтэцтэй дараах хос Mg ба Mn нэгдлүүдийн харьцуулалтаар нотлогдож байна: MgO 2.10; MnO 2.24; ∆ = 0.14; MgS 2.60; MnS 2.61; ∆ = 0.01; MgSe 2.73; MnSe 2.73; ∆ = 0.00. ∆-ийн утгуудаас харахад сульфидын хувьд ч, Mg ба Mn селенидын хувьд ч атом хоорондын зай бараг ижил байна. Энэ нь катионуудын хэмжээ нь зөвхөн R 2-тэй тэнцүү анион-анионы зайгаар хянагддаг эсийн хугацаанд нөлөөлөхөө болино гэсэн үг юм. Эндээс анионы радиусыг энэ зайны хагасаар тооцоолоход хялбар байдаг: бидний жишээнд r (S2- ) = l.83 Å, r (Se2- ) = 1.93 Å. Эдгээр утгууд нь тодорхой атом хоорондын зайнаас ионы радиусын бүрэн системийг гаргаж авахад хангалттай юм.
1926 онд В.М.Голдшмидт эдгээр зорилгоор Финландын эрдэмтэн Васашернагийн өгөгдлийг ашигласан бөгөөд талст дахь атом хоорондын зайг ионуудын электрон тохиргооны хугарлын харьцаатай пропорциональ байдлаар хуваасан. Вазашерна O2-ийн радиус 1.32 Å, F-ийн радиус нь 1.33 Å болохыг олж мэдэв. Голдшмидтын хувьд энэ өгөгдөл нь ионы радиусын бүрэн системийг гаргахад хангалттай байсан бөгөөд дараа нь хэд хэдэн удаа нэмж, сайжруулсан. Хамгийн үндэслэлтэй, нарийвчилсан систем бол Р.Шэннон ба С.Пруитт (1970) юм (Хавсралт 1-9).
Голдшмидттэй бараг нэгэн зэрэг, түүнээс үл хамааран Л.Паулинг (1927) ионы радиусыг тооцоолох өөр аргыг боловсруулсан. Тэрээр ижил инертийн хийтэй төстэй изоэлектрон ионуудаас бүрдэх Na+ F-, K+ Cl-, Rb+ Br-, Cs+ I- зэрэг талстуудад радиустай байхыг санал болгосон.
катион ба анион нь гаднах электрон бүрхүүлд үйлчилж буй үр дүнтэй цөмийн цэнэгтэй урвуу пропорциональ байх ёстой.
Цагаан будаа. 48. Z элементийн атомын дугаараас атомын (1) ба ионы (2) радиусуудын үечилсэн хамаарал.
Голдшмидт, Паулинг, Ланде нарын бие даасан шалгуурт үндэслэсэн ионы цацрагийн бүх үндсэн системүүдийн нягт уялдаа холбоо нь гайхалтай болж хувирав. Өнгөрсөн зууны төгсгөлд, 1987 онд Полинг дурссан: жишээлбэл, 1920 онд Ланде I ионы хувьд 2.14 Å радиусын утгыг олсон бол гурван жилийн дараа Вазашерна энэ радиусын утгыг 2.19 Å, дараа нь өөр гэж тодорхойлсон. дөрвөн жилийн дараа тэр өөрөө 2.16 Å завсрын утгыг олсон. Энэхүү давхцал нь орчин үеийн болон дараагийн үеийн эрдэмтдэд гайхалтай сэтгэгдэл төрүүлж чадаагүй бөгөөд үүний үр дүнд цаг хугацаа өнгөрөхөд "ионы радиус" гэсэн ойлголт нь зарим бодит бодит байдлыг тусгасан гэсэн санаа гарч ирэв. А.Э.Ферсманы хэлсэн үг одоо ч үнэн хэвээр байна: "...Ионы цацрагийн физик утгыг хэн ч хамаагүй авч үзсэн ... тэдгээр нь болор химийн болон геохимийн аль алинд нь хялбар бөгөөд хялбархан ажиллах боломжтой хэмжигдэхүүнүүдийн хувьд асар их практик ач холбогдолтой". Үнэн хэрэгтээ химийн элементүүдийн тоо гэсэн зуу зуун дарааллын хэмжигдэхүүнтэй байх нь олон мянган атом хоорондын зай, тэдгээрийн ялгаа эсвэл харьцааг ойролцоогоор таамаглаж чадна. Учир нь
Кристал химийн хувьд энэ нөхцөл байдал нь туршилтын өгөгдлийн шинжилгээг эрс хөнгөвчлөх бөгөөд асар их мэдээллийг нягтруулах боломжийг олгодог.
Зураг дээр. 48-р зурагт элементийн атомын дугаараас атомын болон ионы (CN = 6) радиусуудын үечилсэн хамаарлыг харуулав. Энэ хамаарлын хамгийн онцлог шинж чанаруудын нэг нь үе бүрийн эхнээс төгсгөл хүртэл катионуудын хэмжээ багасах явдал юм. Ионы хэмжээ бага валенттай (шүлтлэг металл) -аас өндөр цэнэгтэй (N5+, Cr6+ гэх мэт) хүртэл огцом буурах нь зөвхөн шилжилтийн металлын гэр бүлүүдэд радиусын бууралт удаан байдаг. TR3+ лантанидын ионуудын радиусын урт хугацааны аажмаар буурч байгааг В.М.Голдшмидт лантанидын шахалт гэж нэрлэсэн: хүнд лантанидын радиус (Lu3+) нь хөнгөн (La3+) радиусаас бараг 0.2 Å бага байна. Y3+ ионы хэмжээ нь Ho3+ радиустай ижил, өөрөөр хэлбэл геометрийн шинж чанараараа хүнд TR-тэй ойрхон байдаг тул үүнийг заримдаа "цери" бүлгийн хөнгөн лантанидуудаас ялгаатай нь "иттри" бүлэг гэж нэрлэдэг. .
Лантанидын шахалтын гол ач холбогдол нь VI үеийн элементүүд хэмжээ нь V үеийнхтэй маш ойрхон байдагт оршино. Тиймээс Hf4+ нь Zr4+-ээс 0.02 Å бага, W6+ нь Mo6+-аас 0.01 Å том, Ta5+, Nb5+ нь бараг ижил хэмжээтэй байна. Энэ нөлөө нь хүнд платиноидуудын (Os, Ir, Pt) хэмжээг хөнгөн (Ru, Rh, Pd), Au, Ag гэх мэт хэмжээтэй ойртуулдаг. Энэ нь эдгээр элементүүдийн изоморфизмд ихээхэн үүрэг гүйцэтгэдэг.
Зураг руу анхааралтай ажигла. Ихэнх тохиолдолд ионы радиусын муруй нь атомын радиусын муруйтай ижил төстэй урсгалыг давтаж, эхнийх нь сүүлийнхтэй харьцуулахад доошоо шилжиж байгааг уншигч амархан анзаарч болно. Үнэхээр ч J. Slater (1964)-ийн хэлснээр атом болон ионы радиус нь огт өөр зүйлийг хэмждэг ч тэдгээрийн хооронд ямар ч зөрчил байхгүй. Тэрээр "өөр өөр зүйл" гэж хэлснээр атомын радиус нь цөмөөс хамгийн ойрын хөршүүдийн электрон нягтын хамгийн их давхцал хүртэлх зай, харин ионы радиус, харин эсрэгээр, бондын шугамын дагуух электрон нягтын хамгийн бага хүртэлх зай юм. Гэсэн хэдий ч энэ хоёр цуврал радиус нь янз бүрийн төрлийн талст дахь атом хоорондын зайг ойролцоогоор тодорхойлоход тохиромжтой, учир нь цахилгаан эерэг атомуудын радиус нь харгалзах катионуудын ионы радиусаас ойролцоогоор 0.85 ± 0.10 Å их, харин электрон сөрөг радиусууд байдаг. атомууд нь ионы радиусуудаас ижил хэмжээгээр бага байна: r at. - r муур. ≈ r an. – r at. ≈ 0.85 Å. Эндээс харахад атом ба ионы радиусын нийлбэр нь тодорхой байна
Өгөгдсөн хос элемент бүрийн хувьд бараг ижил байх ёстой. Жишээлбэл, Na+ ба Cl- ионы радиусуудын нийлбэр 1.02+1.81 = 2.83 Å, Na атомын радиусуудын нийлбэр.
ба Cl: 1.80+1.00 = 2.80 Å.
Ионы радиусын системийг зөв ашиглахын тулд та дараах үндсэн дүрмийг санах хэрэгтэй.
Нэгдүгээрт, аль эрт дээр дурдсанчлан, ионы радиус нь зохицуулалтын тооноос хамаардаг: зохицуулалтын тоо өндөр байх тусам ионы радиус их байх болно. Хэрэв хүснэгтэд CN = 6-ийн стандарт ионы радиусыг өгсөн бол бусад CN-ийн хувьд ойролцоогоор залруулга хийх шаардлагатай: CN> 6 бол радиусыг хэдэн хувиар нэмэгдүүлж, CN-ийн хувьд хэд хэдэн хувиар бууруулна.< 6.
Ионы радиус нь түүний цэнэгээс ихээхэн хамаардаг. Катионы хувьд цэнэг нэмэгдэх тусам мэдэгдэхүйц буурдаг. Тэгэхээр Mn2+-ийн хувьд 0.97 (CN = 6), Mn4+ -ийн хувьд - 0.68 (CN = 6) -тай тэнцүү байна.
хувьд Mn6+ - 0.41 (CN = 4) ба Mn7+ - 0.40 Å (CN = 4).
Хавсралт 1-9-д шилжилтийн металлын ионуудын хувьд хоёр цуврал ионы радиусын утгыг зааж өгсөн болно - өндөр эргэлттэй (hs) ба бага эргэлттэй (ns) төлөвт. Зураг дээр. 49, a ба 49, b нь бага эргэлттэй (доод муруй) болон өндөр эргэлттэй (дээд муруй) төлөвт октаэдрийн зохицуулалт хийх хоёр ба гурвалсан 3d элементүүдийн эмпирик радиусыг харуулав.
Цагаан будаа. 49. IV үеийн шилжилтийн элементүүдийн үр дүнтэй ионы радиус: a - хоёр валент, b - гурван валент, q - d-электронуудын тоо. Хоосон тойрог нь ионы өндөр эргэлтийн төлөвийг илэрхийлдэг
Доод муруй дахь минимумууд нь Fe2+ ба Co3+ дээр, өөрөөр хэлбэл бага эргэлтийн төлөвт бүгд доод тойрог замд байрладаг зургаан d электронтой ионуудад тохиолдож байгааг харж болно. Нөгөө талаас дээд муруй дахь максимууд нь Mn2+ ба Fe3+, өөрөөр хэлбэл таван d электронтой ионуудад тохиолддог.
Элементүүдийн үечилсэн шинж чанарууд
Үе үе нь атомын электрон бүрхүүлийн бүтцээр илэрхийлэгддэг тул электронуудын төлөв байдлаас хамаарах шинж чанарууд нь үечилсэн хуулинд сайн нийцдэг: атомын болон ионы радиус, иончлолын энерги, электроны хамаарал, электрон сөрөг чанар, элементийн валент. Гэхдээ энгийн бодис, нэгдлүүдийн найрлага, шинж чанар нь атомын электрон бүтцээс хамаардаг тул энгийн бодис, нэгдлүүдийн олон шинж чанарт үе үе ажиглагддаг: хайлах ба буцлах температур ба дулаан, химийн бондын урт ба энерги, электродын потенциал, стандарт. бодис үүсэх энтальпи ба энтропи г.м. Тогтмол хууль нь атом, элемент, энгийн бодис, нэгдлүүдийн 20 гаруй шинж чанарыг хамардаг.
Квант механикийн үзэж байгаагаар электрон нь атомын цөмийг тойрсон аль ч цэгт, түүнтэй ойр болон нэлээд зайд байрлаж болно. Тиймээс атомуудын хил хязгаар тодорхой бус, тодорхойгүй байдаг. Үүний зэрэгцээ квант механикт цөмийн эргэн тойронд электрон тархах магадлал, тойрог бүрийн электроны хамгийн их нягтын байрлалыг тооцдог.
Атомын тойрог замын радиус (ион)Энэ нь атомын (ион) хамгийн алслагдсан гадаад тойрог замын цөмөөс хамгийн их электрон нягт хүртэлх зай юм..
Тойрог замын радиус (тэдгээрийн утгыг лавлах номонд өгсөн) үе үе буурдаг, учир нь Атом (ион) дахь электронуудын тоо нэмэгдэх нь шинэ электрон давхаргууд үүсэхэд дагалддаггүй. Цөмийн цэнэг нэмэгдэж, электронуудын цөмд таталцал ихэссэнээр тодорхой хугацааны дараа дараагийн элемент бүрийн атом эсвэл ионы электрон бүрхүүл нь өмнөхтэй харьцуулахад илүү нягт болдог.
Бүлэг дэх тойрог замын радиус ихэсдэг тул Элемент бүрийн атом (ион) нь шинэ электрон давхарга үүссэнээрээ дээд талынхаасаа ялгаатай.
Таван хугацааны туршид тойрог замын атомын радиусын өөрчлөлтийг Зураг дээр үзүүлэв. 13, үүнээс хамаарал нь үечилсэн хуулийн шинж чанартай "хөрөө шүдтэй" хэлбэртэй болох нь тодорхой байна.
Цагаан будаа. 13. Орбитын радиусын хамаарал
Эхний - тав дахь үеийн элементүүдийн атомын тооноос.
Гэхдээ тодорхой хугацааны туршид атом, ионы хэмжээ буурах нь монотон байдлаар тохиолддоггүй: бие даасан элементүүдэд жижиг "тэсрэлт" ба "уналт" ажиглагддаг. Дүрмээр бол "цоорхой" нь электрон тохиргоо нь тогтвортой байдлын өндөр түвшинд тохирсон элементүүдийг агуулдаг: жишээлбэл, гуравдугаар үед магни (3s 2), дөрөвдүгээр үед манган (4s 2 3d 5) ба цайр (4s 2 3d 10) гэх мэт.
Анхаарна уу.Тойрог замын радиусыг тооцоолох ажлыг өнгөрсөн зууны 70-аад оны дунд үеэс цахим тооцооллын технологийн хөгжлийн ачаар хийж эхэлсэн. Өмнө нь хэрэглэж байсан үр дүнтэймолекул ба талст дахь цөмийн хоорондын зайны туршилтын өгөгдлөөр тодорхойлогддог атом ба ионуудын радиус. Атомууд нь нэгдлүүдийн гадаргууд хүрдэг, шахагдах боломжгүй бөмбөлөгүүд гэж үздэг. Ковалентын молекулуудад тодорхойлогддог үр дүнтэй радиусуудыг нэрлэдэг ковалентрадиус, металл талст дахь - металлрадиус, ионы холбоо бүхий нэгдлүүдэд - ионрадиус. Үр дүнтэй радиус нь тойрог замын радиусаас ялгаатай боловч тэдгээрийн атомын дугаартай өөрчлөлт нь үе үе байдаг.
Орчин үеийн шинжлэх ухаанд атомын радиус гэж юу вэ гэсэн асуултыг ойлгохын тулд атом гэж юу болохыг санацгаая. Сонгодог үзэл баримтлалын дагуу атомын төвд протон, нейтроноос бүрдсэн цөм байдаг бөгөөд электронууд тус бүр өөрийн тойрог замд цөмийг тойрон эргэдэг.
Физик дэх атомын радиус
Атомын бүтцийн энэхүү загварт электронууд нь орон зайн хязгаарлагдмал бөөмс, өөрөөр хэлбэл корпускулууд байдаг тул атомын радиусыг (a.r.) түүний цөмөөс хамгийн алслагдсан буюу гадна тойрог зам хүртэлх зай гэж үзэх нь логик юм. валент гэж нэрлэгддэг электронууд эргэдэг.
Гэсэн хэдий ч орчин үеийн дагуу квант механик санаанууд, энэ параметрийг сонгодог загварт хийсэн шиг хоёрдмол утгагүй тодорхойлох боломжгүй. Энд электронууд бөөмс-корпускул хэлбэрээр дүрслэгдэхээ больсон боловч долгионы шинж чанарыг, өөрөөр хэлбэл орон зайн хязгааргүй объектуудыг олж авдаг. Ийм загварт электроны байрлалыг нарийн тодорхойлох боломжгүй юм. Энд энэ бөөмс аль хэдийн электрон орбитал хэлбэрээр дүрслэгдсэн бөгөөд нягт нь атомын цөм хүртэлх зайнаас хамаарч өөр өөр байдаг.
Тиймээс атомын бүтцийн орчин үеийн загварт түүний радиусыг хоёрдмол утгагүй тодорхойлох боломжгүй юм. Иймээс квант физик, ерөнхий хими, хатуу биетийн физик болон бусад холбогдох шинжлэх ухаанд энэ утгыг өнөөдөр төв хэсэгт нь цөм байрлах бөмбөрцгийн радиус гэж тодорхойлдог бөгөөд дотор нь электрон нягтын 90-98% байдаг. үүл төвлөрч байна. Үнэн хэрэгтээ энэ зай нь атомын хил хязгаарыг тодорхойлдог.
Хэрэв та атомын радиусыг жагсаасан химийн элементүүдийн үечилсэн хүснэгтийг (Менделеевийн хүснэгт) авч үзвэл тодорхой хугацааны дотор эдгээр тоо зүүнээс баруун тийш буурч, бүлгийн дотор дээрээс дээш өсдөг гэсэн тодорхой хэв маягийг харж болно. доод тал руу. Ийм хэв маягийг тодорхой хугацааны дотор зүүнээс баруун тийш шилжих үед атомын цэнэг нэмэгдэж, энэ нь электронуудын таталцлын хүчийг нэмэгдүүлж, бүлгийн дотор дээрээс доош шилжих үед илүү их байдагтай холбон тайлбарладаг. илүү электрон бүрхүүлүүд дүүрсэн байна.
Хими ба талстографийн атомын радиус
Ямар төрлүүд байна
Энэ шинж чанар нь атом ямар химийн холбоонд байгаагаас хамааран ихээхэн ялгаатай байдаг. Байгаль дээрх бүх бодис дийлэнх нь молекулаас бүрддэг тул а. r. молекул дахь атом хоорондын зайг тодорхойлоход ашигладаг. Мөн энэ шинж чанар нь молекулд агуулагдах атомуудын шинж чанар, өөрөөр хэлбэл химийн элементүүдийн үечилсэн систем дэх байрлалаас хамаарна. Өөр өөр физик, химийн шинж чанартай молекулууд нь асар олон төрлийн бодис үүсгэдэг.
Үндсэндээ энэ утга нь атомын цөм ба түүний гаднах электрон бүрхүүлүүдийн хоорондох цахилгаан татах хүчний хүрээг тодорхойлдог. Энэ бөмбөрцгийн гадна талд хөрш зэргэлдээх атомын цахилгаан татах хүч гарч ирдэг. Байгаа атомуудын хоорондох хэд хэдэн төрлийн химийн холбоомолекулд:
- ковалент;
- ионы;
- металл;
- ван дер Ваальс.
Эдгээр холболтуудын дагуу мөн адил байх болно атомын радиус.
Химийн бондын төрлөөс хэрхэн хамаарна
Ковалентын холбоонд AR нь нэг химийн холбоо X-X дахь зэргэлдээх атомуудын хоорондох зайны тал хувь гэж тодорхойлогддог бөгөөд X нь металл бус, учир нь энэ холбоо нь металл бус шинж чанартай байдаг. Жишээлбэл, галогенийн хувьд ковалент радиус нь X2 молекул дахь X-X зайны талтай, селен Se ба хүхрийн S молекулуудын хувьд - X8 молекул дахь X-X зайны хагастай, нүүрстөрөгчийн С-ийн хувьд хамгийн богино зайтай тэнцүү байх болно. Алмазан болор дахь C-C зай .
Энэ химийн холбоо нэмэлтийн шинж чанартай, өөрөөр хэлбэл нийлбэр, энэ нь олон атомт молекул дахь цөмийн хоорондын зайг тодорхойлох боломжийг олгодог. Хэрэв молекул дахь холбоо нь хоёр эсвэл гурав дахин байвал олон тооны бондын урт нь нэг холбооноос бага тул ковалент AR буурдаг.
Ионы талстуудад ионы холбоо үүсэх үед ионы AR утгууд нь болор торны хэсгүүдэд байрлах хамгийн ойрын анион ба катион хоорондын зайг тодорхойлоход ашиглагддаг. Энэ зайг эдгээр ионуудын радиусуудын нийлбэрээр тодорхойлно.
Байгаа Ионы радиусыг тодорхойлох хэд хэдэн арга, энэ үед бие даасан ионуудын утга өөр байна. Гэвч үр дүнд нь эдгээр аргууд нь цөмийн хоорондын зайны ойролцоогоор ижил утгыг өгдөг. Эдгээр арга, системийг энэ чиглэлээр холбогдох судалгаа хийсэн эрдэмтдийн нэрээр нэрлэсэн.
- Голдшмидт;
- Полинг;
- Белова, Бокия;
- бусад эрдэмтэд.
Металл талстууд дахь металлын холбоо үүсэх тохиолдолд AP-ийг тэдгээрийн хоорондох хамгийн богино зайны хагастай тэнцүү гэж авна. Металлын радиус нь зохицуулалтын тооноос хамаарна K. K = 12 үед түүний утгыг уламжлалт байдлаар нэгдмэл байдлаар авдаг. 4, 6, 8-р зохицуулалтын тоонуудын хувьд ижил элементийн металл радиус нь 0.88, 0.96, 0.98 байна.
Хэрэв бид хоёр өөр металлыг авч, тэдгээрийн элементүүдийн металлын радиусыг харьцуулж үзвэл эдгээр утгуудын ойролцоо байх нь орлуулах төрлөөс хамааран эдгээр металлын харилцан уусах чадварт зайлшгүй шаардлагатай боловч хангалтгүй нөхцөл болно. Жишээлбэл, шингэн кали К ба литийн Ли нь хэвийн нөхцөлд холилдож, хоёр шингэн давхарга үүсгэдэггүй, учир нь тэдгээрийн металлын радиус нь маш өөр (0.236 нм ба 0.155 нм тус тус), цезийн Cs-тэй кали К нь хатуу уусмал үүсгэдэг. тэдгээрийн радиусуудын ойролцоо байдал (0.236 нм ба 0.268 нм).
Ван дер Ваальс AR нь үнэт хийн атомуудын үр дүнтэй хэмжээ, түүнчлэн өөр өөр молекулуудад хамаарах, химийн холбоогүй (жишээлбэл, молекулын талстууд) ижил нэртэй хамгийн ойрын атомуудын хоорондох зайг тодорхойлоход ашиглагддаг. Хэрэв ийм атомууд ван дер Ваальсийн радиусуудын нийлбэрээс бага зайд ойртвол тэдгээрийн хооронд атом хоорондын хүчтэй түлхэлт үүснэ. Эдгээр радиусууд нь хөрш молекулуудад хамаарах хоёр атомын хоорондох холбоо барих хамгийн бага зөвшөөрөгдөх хил хязгаарыг тодорхойлдог.
Нэмж дурдахад AR өгөгдлийг молекулуудын хэлбэр, тэдгээрийн хэлбэр, молекулын талст дахь савлагааг тодорхойлоход ашигладаг. "Өтгөн савлах" зарчмыг хэзээ мэддэг молекулууд нь болор үүсгэдэг, бие биенээ "цухуйсан", "хотгор"-оор оруулна. Энэ зарчимд үндэслэн талстографийн өгөгдлийг тайлбарлаж, молекулын талстуудын бүтцийг урьдчилан таамаглаж байна.
Видео
Энэхүү ашигтай видео нь атомын радиус гэж юу болохыг ойлгоход тусална.