Үл хөдлөх хөрөнгийн үечилсэн өөрчлөлтийн жишээ
Квант механик нь бөөмийн координатыг нарийн тодорхойлохыг хориглодог тул "атомын радиус" ба "ионы радиус" гэсэн ойлголтууд харьцангуй юм. Атомын радиусыг металлын атомын радиус, металл бус атомын ковалент радиус, сайн хийн атомын радиус гэж хуваана. Тэдгээрийг харгалзах энгийн бодисын талст дахь атомын давхаргын хоорондох зайны хагасаар тодорхойлно (Зураг 2.1) рентген эсвэл нейтроны дифракцийн аргаар.
Цагаан будаа. 2.1. "Атомын радиус" гэсэн ойлголтын тодорхойлолтод
Ерөнхийдөө атомын радиус нь атомуудын шинж чанараас гадна тэдгээрийн хоорондын химийн холбоо, нэгтгэх төлөв, температур болон бусад олон хүчин зүйлээс хамаардаг. Энэ нөхцөл байдал нь "атомын радиус" гэсэн ойлголтын харьцангуй байдлыг дахин харуулж байна. Атомууд нь шахагдахгүй, хөдөлгөөнгүй бөмбөлөгүүд биш, тэд үргэлж эргэлтийн болон чичиргээний хөдөлгөөнд оролцдог; Хүснэгтэнд 2.1 ба 2.2-т зарим металлын атомын радиус, металл бус атомын ковалент радиусыг харуулав.
Хүснэгт 2.1
Зарим металлын атомын радиус
| Металл | r a , pm | Металл | r a , pm |
| Ли | Rb | ||
| Бай | Ср | ||
| На | Ю | ||
| Mg | Zr | ||
| Ал | Nb | ||
| К | Мо | ||
| Ca | Tc | ||
| Sc | Ру | ||
| Ти | Rh | ||
| В | Pd | ||
| Кр | Аг | ||
| Му | CD | ||
| Fe | онд | ||
| Co | Cs | ||
| Ни | Ба | ||
| Cu | Ла | ||
| Zn | Hf |
Хүснэгт 2.2
Төмөр бус атомуудын ковалент радиус
Эрхэм хийн атомуудын радиус нь тухайн үеийн металл бус атомуудын радиусаас хамаагүй том байдаг (Хүснэгт 2.2), учир нь эрхэм хийн талстуудад атом хоорондын харилцан үйлчлэл маш сул байдаг.
Gas He Ne Ar Kr Xe
r a , rm 122 160 191 201 220
Мэдээжийн хэрэг, ионы радиусын масштабыг атомын радиусын масштабтай ижил зарчимд үндэслэж болохгүй. Түүнээс гадна, хатуу хэлэхэд, бие даасан ионы нэг ч шинж чанарыг бодитойгоор тодорхойлох боломжгүй юм. Тиймээс ионы радиусын хэд хэдэн масштаб байдаг бөгөөд тэдгээр нь бүгд харьцангуй, өөрөөр хэлбэл тодорхой таамаглал дээр үндэслэсэн байдаг. Ионы радиусын орчин үеийн хуваарь нь ионуудын хоорондох хил нь ионуудын төвүүдийг холбосон шугам дээрх хамгийн бага электрон нягтын цэг гэсэн таамаглал дээр суурилдаг. Хүснэгтэнд Хүснэгт 2.3-т зарим ионуудын радиусыг үзүүлэв.
Хүснэгт 2.3
Зарим ионуудын радиус
| Ион | би үдээс хойш | Ион | би, орой |
| Ли+ | Mn 2+ | ||
| 2+ байх | Mn 4+ | ||
| B 3+ | Mn 7+ | ||
| C 4+ | Fe 2+ | ||
| N 5+ | Fe 3+ | ||
| O2– | Co2+ | ||
| F - | Co 3+ | ||
| Na+ | Ni 2+ | ||
| Mg 2+ | Cu+ | ||
| Аль 3+ | Cu 2+ | ||
| 4+ | Br - | ||
| P 5+ | Сар 6+ | ||
| S 2– | Tc 7+ | ||
| Cl - | Ag+ | ||
| Cl 5+ | би - | ||
| Cl 7+ | Ce 3+ | ||
| Cr 6+ | Nd 3+ | ||
| Лу 3+ |
Тогтмол хууль нь атомын болон ионы радиусын өөрчлөлтийн дараах зүй тогтолд хүргэдэг.
1) Зүүнээс баруун тийш, ерөнхийдөө атомын радиус буурч, жигд бус боловч эцэст нь хийн атомын хувьд огцом нэмэгддэг.
2) Дэд бүлгүүдэд дээрээс доошоо атомын радиус нэмэгддэг: үндсэн дэд бүлгүүдэд илүү чухал, хоёрдогч бүлэгт бага ач холбогдолтой. Эдгээр хэв маягийг атомын электрон бүтцийн байрлалаас тайлбарлахад хялбар байдаг. Тодорхой хугацаанд өмнөх элементээс дараагийн элемент рүү шилжих явцад электронууд нэг давхаргад, тэр ч байтугай нэг бүрхүүлд шилждэг. Цөмийн өсөн нэмэгдэж буй цэнэг нь электронуудыг цөмд илүү хүчтэй татахад хүргэдэг бөгөөд энэ нь электронуудын харилцан түлхэлтээр нөхөгддөггүй. Дэд бүлгүүдэд электрон давхаргын тоо нэмэгдэж, гадаад электронуудын цөмд таталцлыг гүн давхаргаар хамгаалж байгаа нь атомын радиусыг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг.
3) Катионы радиус нь атомын радиусаас бага бөгөөд катионы цэнэг нэмэгдэх тусам буурдаг, жишээлбэл:
4) Анионы радиус нь атомын радиусаас их, жишээлбэл:
5) Үеийн үед ижил цэнэгийн d-элементүүдийн ионуудын радиус аажмаар буурч, үүнийг d-шахалт гэж нэрлэдэг, жишээлбэл:
6) Үүнтэй төстэй үзэгдэл f-элементүүдийн ионуудын хувьд ажиглагддаг - үе үед ижил цэнэгийн f-элементүүдийн ионуудын радиус аажмаар буурч, энэ нь f-шахалт гэж нэрлэгддэг, жишээлбэл:
7) Ижил төрлийн ионуудын радиус (ижил төрлийн электрон "титэмтэй") аажмаар дэд бүлгүүдэд нэмэгддэг, жишээлбэл:
8) Хэрэв өөр өөр ионууд ижил тооны электронтой бол (тэдгээрийг изоэлектроник гэж нэрлэдэг) ийм ионуудын хэмжээ нь ионы цөмийн цэнэгээр тодорхойлогддог. Хамгийн жижиг ион нь хамгийн их цөмийн цэнэгтэй байх болно. Жишээлбэл, Cl –, S 2–, K +, Ca 2+ ионууд ижил тооны электронтой (18) изоэлектроник ионууд; Тэдгээрийн хамгийн жижиг нь кальцийн ион байх болно, учир нь энэ нь хамгийн том цөмийн цэнэгтэй (+20), хамгийн том нь хамгийн бага цөмийн цэнэгтэй (+16) S 2- ион юм. Тиймээс дараах загвар гарч ирнэ: ионы цэнэг нэмэгдэх тусам изоэлектрон ионуудын радиус буурдаг.
Хүчил ба суурийн харьцангуй хүч (Косселийн диаграм)
Бүх хүчилтөрөгчийн хүчил ба суурь нь молекулууддаа E n+ – O 2– – H + фрагментийг агуулдаг. Хүчиллэг эсвэл үндсэн төрлөөс хамааран нэгдлүүдийн диссоциаци нь элементийн атомын исэлдэлтийн зэрэгтэй (илүү хатуу, валенттай) холбоотой гэдгийг сайн мэддэг. Энэ фрагмент дахь холбоо нь цэвэр ион гэж үзье. Атомын валент нэмэгдэх тусам түүний холболтын туйлшрал мэдэгдэхүйц сулардаг (3-р бүлгийг үз).
Хүчилтөрөгчийн хүчил эсвэл суурийн молекулаас таслагдсан энэхүү хатуу фрагментэд протон эсвэл гидроксил анион ялгарснаар бондын задрал ба диссоциаци нь E n+ ба O 2 хоорондын харилцан үйлчлэлийн хэмжээгээр тодорхойлогдоно. - ионууд. Энэ харилцан үйлчлэл хүчтэй байх тусам ионы цэнэг (исэлдэлтийн төлөв) нэмэгдэж, түүний радиус буурах тусам O-H холбоо тасрах, хүчиллэг төрлийн диссоциаци үүсэх магадлал өндөр болно. Тиймээс, элементийн атомын исэлдэлтийн төлөв нэмэгдэж, ионы радиус буурах тусам хүчилтөрөгчийн хүчлүүдийн хүч нэмэгдэнэ. .
Энд болон доороос илүү хүчтэй нь уусмал дахь ижил молийн концентрацитай үед диссоциацийн түвшин өндөр байдаг электролит гэдгийг анхаарна уу. Косселийн схемд исэлдэлтийн төлөв (ионы цэнэг) ба ионы радиус гэсэн хоёр хүчин зүйлийг шинжилдэг гэдгийг бид онцолж байна.
Жишээлбэл, хоёр хүчлийн аль нь илүү хүчтэй болохыг олж мэдэх шаардлагатай - селен H 2 SeO 4 эсвэл селен H 2 SeO 3 . H 2 SeO 4-д селенийн атомын исэлдэлтийн төлөв (+6) нь селенийн хүчил (+4) -ээс өндөр байдаг. Үүний зэрэгцээ Se 6+ ионы радиус нь Se 4+ ионы радиусаас бага байна. Үүний үр дүнд хоёр хүчин зүйл нь селенийн хүчил селенийн хүчлээс илүү хүчтэй болохыг харуулж байна.
Өөр нэг жишээ бол манганы хүчил (HMnO 4) ба рений хүчил (HReO 4) юм. Эдгээр нэгдлүүдийн Mn ба Re атомуудын исэлдэлтийн түвшин ижил (+7) тул Mn 7+ ба Re 7+ ионуудын радиусыг харьцуулах хэрэгтэй. Дэд бүлгийн ижил төрлийн ионуудын радиус ихсэх тул Mn 7+ ионы радиус бага, энэ нь манганы хүчил илүү хүчтэй гэсэн үг юм.
Үндэслэлүүдийн нөхцөл байдал эсрэгээрээ байх болно. Элементийн атомын исэлдэлтийн төлөв буурч, ионы радиус ихсэх тусам суурийн хүч нэмэгддэг. . Тиймээс, хэрэв ижил элемент нь өөр өөр суурь үүсгэдэг бол, жишээлбэл, EON ба E(OH) 3 бол тэдгээрийн хоёр дахь нь эхнийхээс сул байх болно, учир нь эхний тохиолдолд исэлдэлтийн төлөв бага, E-ийн радиус байна. + ион нь E 3+ ионы радиусаас их байна. Дэд бүлгүүдэд ижил төстэй суурийн бат бэх нэмэгдэх болно. Жишээлбэл, шүлтлэг металлын гидроксидын хамгийн хүчтэй суурь нь FrOH, хамгийн сул нь LiOH юм. Бид харгалзах электролитийн диссоциацийн зэргийг харьцуулах тухай ярьж байгаа бөгөөд электролитийн үнэмлэхүй хүч чадлын асуудалд хамааралгүй гэдгийг дахин онцлон тэмдэглэе.
Хүчилтөрөгчгүй хүчлүүдийн харьцангуй хүчийг авч үзэхдээ бид ижил аргыг ашигладаг. Бид эдгээр нэгдлүүдийн молекулуудад байгаа E n– – H + фрагментийг ионы холбоогоор солино.
Мэдээжийн хэрэг, эдгээр ионуудын харилцан үйлчлэлийн хүчийг ионы цэнэг (элементийн атомын исэлдэлтийн төлөв) болон түүний радиусаар тодорхойлно. Кулоны хуулийг санаад бид үүнийг олж авдаг Хүчилтөрөгчгүй хүчлүүдийн хүч нь элементийн атомын исэлдэлтийн төлөв буурч, ионы радиус нэмэгдэх тусам нэмэгддэг. .
Уусмал дахь хүчилтөрөгчгүй хүчлүүдийн хүч нь дэд бүлэгт, жишээлбэл, гидрогалын хүчилд нэмэгдэх болно, учир нь элементийн атомын исэлдэлтийн түвшин ижил байх тусам түүний ионы радиус нэмэгддэг.
n-ийн доороос хойш. у. Ионы холбоо бүхий молекулуудыг ажиглахад хэцүү байдаг бөгөөд ионы талст үүсгэдэг олон тооны нэгдлүүд мэдэгдэж байгаа тул ионы радиусуудын талаар ярихад эдгээр нь талст дахь ионуудын радиусууд байдаг. Кристал дахь цөмийн хоорондын зайг 20-р зууны эхэн үеэс рентген туяаны дифракцын тусламжтайгаар хэмжиж ирсэн бөгөөд одоо энэ нь үнэн зөв бөгөөд ердийн арга бөгөөд асар их хэмжээний найдвартай өгөгдөл байдаг. Гэхдээ ионы радиусыг тодорхойлохдоо ковалент радиустай ижил асуудал гарч ирдэг: хөрш зэргэлдээ катион ба анион хоорондын цөмийн зайг хэрхэн хуваах вэ?
Тиймээс дор хаяж нэг ионы хувьд бие даасан, ихэвчлэн тооцоолсон ионы радиусын утгыг ашиглах шаардлагатай. Эдгээр тооцоололд үндэслэсэн таамаглал нь ерөнхийдөө нэлээд үндэслэлтэй юм. Ийнхүү алдартай Полингийн ионы цацрагийн системд R K + = 1.33 Å ба R C l - = 1.81 Å утгуудыг ашигладаг.
Хүснэгт 18
Ионы радиус, Å
Анхаарна уу.Холшмидт (G) ба Паулинг (P) -ийн дагуу ионы радиусын утгууд - Cotton F., Wilkinson J., Орчин үеийн органик бус хими; Shannon-Prewitt (Sh) дагуу - M. Kh Karapetyants, S. I. Drakin-ийн сурах бичгээс.
Ионы радиусыг оруулаад үр дүнтэй радиустай нэлээд олон тооны систем (масштаб) байдаг. Эдгээр хэмжүүрүүд нь зарим үндсэн таамаглалаар ялгаатай байдаг. Удаан хугацааны туршид Голдшмидт ба Полингийн хэмжүүр нь болор хими, геохими зэрэгт алдартай байсан. Боки, Инголд, Мелвин-Хьюз, Слэйтер болон бусад хүмүүсийн масштабыг мэддэг. Сүүлийн үед физикч Шеннон, Прюйт (1969) нарын санал болгосон масштаб өргөн тархаж, ионуудын хоорондох хилийг ионуудын төвүүдийг холбосон шугам дээрх хамгийн бага электрон нягтын цэг гэж үздэг. Хүснэгтэнд Зураг 18-д гурван өөр масштабаар хэд хэдэн ионы радиусын утгыг харуулав.
Үр дүнтэй ионы радиусыг ашиглахдаа эдгээр утгуудын конвенцийг ойлгох хэрэгтэй. Тиймээс, радиусыг цувралаар харьцуулахдаа аль нэг масштабын радиусын утгыг зөв ашиглах нь янз бүрийн масштабын өөр өөр ионуудын утгыг харьцуулах нь бүрэн буруу юм.
Үр дүнтэй радиус нь зохицуулалтын тооноос хамаардаг, үүнд цэвэр геометрийн шалтгаанууд орно. Хүснэгтэнд өгсөн. 18, өгөгдөл нь NaCl төрлийн болор бүтцийг хэлнэ, өөрөөр хэлбэл CN = 6. Геометрийн улмаас CN 12, 8 ба 4-тэй ионуудын радиусыг тодорхойлохын тулд тэдгээрийг 1.12, 1.03, 0.94-ээр үржүүлэх шаардлагатай. . Ижил нэгдлийн хувьд ч (полиморф шилжилтийн үед) атом хоорондын зайн бодит өөрчлөлт нь геометрийн хувь нэмэрээс гадна бондын бодит шинж чанарын өөрчлөлттэй холбоотой өөрчлөлтийг багтаана гэдгийг санах нь зүйтэй. өөрөөр хэлбэл, "химийн хувь нэмэр". Мэдээжийн хэрэг, энэ хувь нэмрийг катион ба анион болгон хуваах асуудал дахин гарч ирнэ. Гэхдээ эдгээр өөрчлөлтүүд нь ихэвчлэн бага байдаг (ионы холбоо хадгалагдвал).
Дэд хэсэгт авч үзсэн PS-ийн дагуух радиусын өөрчлөлтийн үндсэн хэв маяг. Орбитын хувьд 2.4, ковалент радиусын хувьд түүнээс дээш байх нь ионы цацрагт мөн адил хүчинтэй байна. Гэхдээ 18-р хүснэгтээс харахад үр дүнтэй ионы радиусын тодорхой утгууд ихээхэн ялгаатай байж болно. Хамгийн сүүлийн үеийн, магадгүй илүү бодитой Шеннон-Прюитт системийн дагуу катионуудын радиус нь ерөнхийдөө том, анионуудын радиус нь уламжлалт утгаасаа бага байдаг (хэдийгээр изоэлектроник катионууд нь илүү "жижиг" хэвээр байна" гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. анионууд).
Ионы хэмжээ нь гаднах электронуудыг цөмд татах хүчээр тодорхойлогддог бол цөмийн үр дүнтэй цэнэг нь хамгаалалтын улмаас жинхэнэ цэнэгээс бага байдаг (2.2.2-р хэсгийг үзнэ үү). Тиймээс катионуудын тойрог замын радиусууд нь үүссэн саармаг атомуудаас бага, анионуудынх нь том байдаг. Хүснэгтэнд 19 нь төвийг сахисан атом ба ионуудын тойрог замын радиусыг Голдшмидтын дагуу үр дүнтэй ионы радиустай харьцуулсан (Ю.Угайгийн сурах бичгээс). Хүснэгтэд жагсаасан атомуудын хувьд катионууд үүсэх үед гаднах давхаргын бүх электронууд салж, давхаргын тоо багасдаг тул атом ба ионы тойрог замын радиусын ялгаа нь катионуудын хувьд анионуудаас хамаагүй их байдаг. нэгээр. Энэ нөхцөл байдал нь бусад олон (бүгд биш ч гэсэн) нийтлэг катионуудын хувьд бас онцлог юм. Жишээлбэл, F анион үүсэх үед электрон давхаргын тоо өөрчлөгдөхгүй, радиус нь бараг нэмэгдэхгүй.
Хүснэгт 19
Орбитын болон үр дүнтэй радиусуудын харьцуулалт
Хэдийгээр тойрог замын болон үр дүнтэй радиус гэсэн хоёр уламжлалт утгыг харьцуулах нь хоёр дахин дур зоргоороо байдаг ч үр дүнтэй ионы радиусууд (ашигласан масштабаас үл хамааран) ионуудын тойрог замын радиусаас хэд дахин их байдаг нь сонирхолтой юм. Жинхэнэ ионы талст дахь бөөмсийн төлөв нь харилцан үйлчлэлгүй чөлөөт ионуудаас эрс ялгаатай байдаг нь ойлгомжтой: талстуудад ион бүр хүрээлэгдсэн бөгөөд зургаагаас найм (дор хаяж дөрөв) эсрэг ионуудтай харилцан үйлчилдэг. Чөлөөт давхар цэнэглэгдсэн (мөн бүр илүү олон цэнэглэгдсэн) анионууд огт байхгүй, үржүүлсэн цэнэгтэй анионуудын төлөвийг дэд хэсэгт авч үзэх болно. 5.2.
Ионы эерэг цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр изоэлектрон бөөмсийн үр дүнтэй ионы радиус буурна (R Mg 2+).< R Na + < R F - и т. п.), как и орбитальные радиусы (разумеется, сравнение корректно в пределах одной и той же шкалы).
Эрхэм хийн электрон тохиргоотой ионуудын радиус нь гадна давхаргад d- эсвэл f-электронтой ионуудын радиусаас хамаагүй том байна. Жишээлбэл, K + -ийн радиус (Голдшмидтийн масштабаар) 1.33 Å, мөн 4-р үеийн Cu + нь 0.96 Å; Ca 2+ ба Cu 2+-ийн хувьд ялгаа нь 0.99 ба 0.72 Å, Rb + ба Ag + хувьд 1.47 ба 1.13 Å гэх мэт. Үүний шалтгаан нь s ба p элементээс d элемент рүү шилжих үед электрон давхаргын тоог хадгалахын зэрэгцээ цөмийн цэнэг мэдэгдэхүйц нэмэгдэж, цөмийн электронуудын таталцал нэмэгддэг. Энэ эффект гэж нэрлэгддэг d-шахалт ; гэж нэрлэгддэг f-элементүүдийн хувьд энэ нь хамгийн тод илэрдэг лантанидын шахалт : Ионы радиус нь лантанидын гэр бүлийн хүрээнд Ce 3+-ийн хувьд 1.15 Å-аас Lu 3+-ийн хувьд 1.00 Å болж буурдаг (Шаннон-Прюитийн хуваарь). Дэд хэсэгт аль хэдийн дурдсанчлан. 4.2, радиусын бууралт нь илүү их туйлшрах нөлөө, бага туйлшралд хүргэдэг. Гэсэн хэдий ч 18 электрон бүрхүүлтэй ионууд (Zn 2+, Cd 2+, Hg 2+, Ag + гэх мэт) нь язгуур хийн бүрхүүлтэй ионуудтай харьцуулахад туйлшрах чадвартай байдаг. Хэрэв үнэт хийн бүрхүүлтэй талстуудад (NaF, MgCl 2 гэх мэт) туйлшрал нь ихэвчлэн нэг талт байдаг (анионууд катионуудын нөлөөн дор туйлширдаг) бол 18 электрон талстуудын хувьд туйлшралын улмаас нэмэлт туйлшралын эффект гарч ирдэг. катионуудын анионоор ялгарах нь тэдгээрийн харилцан үйлчлэлийг нэмэгдүүлэх, холбоог бэхжүүлэх, атом хоорондын зайг багасгахад хүргэдэг. Жишээлбэл, Ag+-ийн Шеннон-Пруиттын ионы радиус нь 1.29 Å бөгөөд энэ нь Na+ болон K+-ийн хувьд 1.16 ба 1.52 Å-тэй харьцуулж болно. Гэхдээ нэмэлт туйлшралын нөлөөгөөр AgCl (2.77 Å) дахь атом хоорондын зай нь NaCl (2.81 Å) -ээс бага байна. (Энэ нөлөөг арай өөр байр сууринаас тайлбарлаж болно гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй - AgCl-ийн бонд дахь ковалент хувь нэмэр нэмэгдсэн, гэхдээ ерөнхийдөө энэ нь ижил зүйл юм.)
Бодит бодисуудад 3 нэгжээс илүү цэнэгтэй нэг атомт ион байдаггүй гэдгийг дахин сануулъя. SGSE; уран зохиолд өгөгдсөн тэдгээрийн радиусын бүх утгыг тооцоолсон болно. Жишээлбэл, KClO 4 дэх хлорын үр дүнтэй радиус (+7) нь ковалент радиусын утгатай ойролцоо (ихэнх масштабаар 0.99) ба ионы радиусаас хамаагүй том (Bokiy-ийн дагуу R C l 7+ = 0.26 Å, 0.49) Å Инголдын хэлснээр).
Бодисуудад чөлөөт H+ протон байдаггүй бөгөөд туйлшрах нөлөө нь маш жижиг хэмжээтэй тул асар их байх болно. Тиймээс протон нь үргэлж зарим молекул дээр байрладаг - жишээлбэл, усан дээр "хэвийн" хэмжээтэй полиатом H 3 O + ион үүсгэдэг.
Тогтмол хуулийн физикийн мөн чанарыг авч үзэхэд дараахь зүйл гарч ирнэ элементүүдийн химийн шинж чанарын үечилсэн өөрчлөлтдолгионы механикийн хуулиудын дагуу үе үе өөрчлөгддөг атомын электрон бүтэцтэй холбоотой. Элементүүдийн химийн шинж чанарын бүх үечилсэн өөрчлөлт, түүнчлэн энгийн ба нарийн төвөгтэй бодисын янз бүрийн шинж чанарын өөрчлөлтүүд нь атомын орбиталуудын шинж чанартай холбоотой байдаг.
Хүснэгт 6-д өгсөн өгөгдлийн дүн шинжилгээнээс гарах дараагийн хамгийн чухал дүгнэлт бол гадаад энергийн түвшинг электроноор дүүргэх шинж чанарын үечилсэн өөрчлөлтийн талаархи дүгнэлт юм. элементүүдийн химийн шинж чанарын үечилсэн өөрчлөлтба тэдгээрийн холболтууд.
Атомын радиус нь атомын цөмийг агуулсан бөмбөрцгийн радиус ба цөмийг тойрсон бүх электрон үүлний нягтын 95% юм. Энэ бол нөхцөлт ойлголт, учир нь Атомын электрон үүл нь тодорхой хил хязгааргүй бөгөөд энэ нь атомын хэмжээг дүгнэх боломжийг олгодог.
Төрөл бүрийн химийн элементүүдийн атомын радиусын тоон утгыг химийн бондын уртыг шинжлэх замаар туршилтаар олдог, жишээлбэл. харилцан холбогдсон атомуудын цөм хоорондын зай. Атомын радиусыг ихэвчлэн нанометр (нм), 1 нм = 10-9 м, пикометр (pm), 1 pm = 10-12 м, эсвэл ангстром (A), 1 A = 10-10 м-ээр илэрхийлдэг.
Атомын радиусын Z атомын цөмийн цэнэгээс хамаарах хамаарал нь үе үе юм. Химийн элементүүдийн үелэх системийн нэг хугацааны дотор D.I. Менделеев, атомын хамгийн том радиус нь шүлтлэг металлын атом юм. Цаашилбал, Z нэмэгдэх тусам радиусын утга буурч, VIIA бүлгийн элементийн атомын хувьд хамгийн багадаа хүрч, дараа нь инертийн хийн атомын хувьд огцом, дараа нь шүлтийн металлын атомын хувьд бүр нэмэгддэг.
Ионы радиус.
Ионы радиус нь харгалзах элементүүдийн атомын радиусаас ялгаатай. Атомоор электронууд алдагдах нь тэдгээрийн үр дүнтэй хэмжээ буурч, илүүдэл электронууд нэмэгдэхэд хүргэдэг. Иймээс эерэг цэнэгтэй ионы (катион) радиус үргэлж бага, сөрөг цэнэгтэй ионы (анион) радиус нь харгалзах цахилгаан саармаг атомын радиусаас үргэлж их байдаг. Тиймээс калийн атомын радиус нь 0.236 нм, K + ионы радиус нь 0.133 нм; хлорын атом ба Cl хлоридын ионы радиус тус тус 0.099 ба 0.181 нм байна. Энэ тохиолдолд ионы радиус нь атомын радиусаас илүү хүчтэй ялгаатай байх тусам ионы цэнэг их байх болно. Жишээлбэл, хромын атом ба Cr 2+ ба Cr 3+ ионуудын радиус тус тус 0.127, 0.083, 0.064 нм байна.
Үндсэн дэд бүлгийн дотор атомын радиус шиг ижил цэнэгийн ионуудын радиус нь цөмийн цэнэг нэмэгдэх тусам нэмэгддэг.
Ионжуулалтын энерги(металл шинж чанарын илрэлийн хэмжүүр) нь атомаас электроныг зайлуулахад шаардагдах энерги юм.
(Ca 0 - Ca 2+ + 2e - - H).
Гаднах электрон давхаргад илүү олон электрон байх тусам иончлолын энерги их болно. Атомын радиус ихсэх тусам иончлолын энерги буурдаг. Энэ нь зүүнээс баруун тийш үе шатанд металлын шинж чанар буурч, дээрээс доошоо бүлэгт металлын шинж чанар нэмэгдэж байгааг тайлбарладаг. Цезий (Cs) нь хамгийн идэвхтэй металл юм.
Электрон ойрын энерги (металл бус шинж чанарын илрэлийн хэмжүүр) нь атомд электрон нэмсэний үр дүнд ялгарах энерги юм (Cl 0 + 1e - -> Cl - + H). Гадаад электрон давхарга дахь электронуудын тоо ихсэх тусам электрон ойрын энерги нэмэгдэж, атомын радиус ихсэх тусам буурдаг. Энэ нь зүүнээс баруун тийш үе үе металл бус шинж чанар нэмэгдэж, дээрээс доошоо үндсэн дэд бүлгүүдэд металл бус шинж чанар буурч байгааг тайлбарладаг.
Атомын электрон ойрын энерги, эсвэл зүгээр л тэр электрон хамаарал(ε) нь нэмэх үйл явцын үед ялгарах энерги юм электронсөрөг ион E болж хувирах үндсэн төлөв дэх чөлөөт атом E - (атомын электронтой харгалзах чадвар нь тоон хувьд тэнцүү боловч харгалзах тусгаарлагдсан дан цэнэгтэй анионы иончлолын энергитэй эсрэг тэсрэг байна).
E + e − = E − + ε
Цахилгаан сөрөг чанар- атомын химийн шинж чанар, молекул дахь атомын бусад элементийн атомуудаас электрон татах чадварын тоон шинж чанар.
Хамгийн хүчтэй металлын шинж чанарууд нь атомууд нь электроноо амархан өгдөг элементүүд юм. Тэдний цахилгаан сөрөг байдлын утгууд бага байна (χ ≤ 1).
Төмөр бус шинж чанарууд нь атомууд нь энергийн хувьд электрон авдаг элементүүдэд онцгой тод илэрдэг.
Үелэх системийн үе бүрт элементүүдийн электрон сөрөг чанар атомын тоо нэмэгдэх тусам нэмэгддэг (зүүнээс баруун тийш үечилсэн системийн бүлэг бүрт электрон сөрөг чанар нь атомын тоо нэмэгдэх тусам буурдаг (дээрээс доош);
Элемент фтор F нь хамгийн өндөр, элементтэй цезий Cs - 1-6-р үеийн элементүүдийн хамгийн бага цахилгаан сөрөг чанар.
| " |
Ионы радиус- ионы катион ба ионы анионуудын хэмжээг тодорхойлох Å-ийн утга; ионы нэгдлүүд дэх атом хоорондын зайг тооцоолоход ашигладаг бөмбөрцөг хэлбэрийн ионуудын онцлог хэмжээ. Ионы радиусын тухай ойлголт нь ионуудын хэмжээ нь тэдгээрийн орших молекулуудын найрлагаас хамаардаггүй гэсэн таамаглал дээр суурилдаг. Үүнд электрон бүрхүүлийн тоо, болор тор дахь атом ба ионуудын нягтрал нөлөөлдөг.
Ионы хэмжээ нь олон хүчин зүйлээс хамаардаг. Ионы тогтмол цэнэгтэй бол атомын дугаар (мөн үүний улмаас цөмийн цэнэг) нэмэгдэх тусам ионы радиус буурдаг. Энэ нь ялангуяа лантанидын цувралд мэдэгдэхүйц бөгөөд ионы радиус нь 117 pm (La3+)-аас 100 pm (Lu3+) хүртэл 6-ын координацын тоогоор өөрчлөгддөг. Энэ нөлөөг лантанидын агшилт гэж нэрлэдэг.
Элементүүдийн бүлгүүдэд атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр ионы радиус ихэвчлэн нэмэгддэг. Гэсэн хэдий ч дөрөв ба тав дахь үеийн d-элементүүдийн хувьд лантанидын шахалтын улмаас ионы радиус хүртэл буурч болно (жишээлбэл, Zr4+-ийн хувьд 73 цагаас Hf4+-ийн хувьд 72 цаг хүртэл, зохицуулалтын тоо 4 хүртэл).
Энэ хугацаанд ионы радиусын мэдэгдэхүйц бууралт ажиглагдаж байгаа бөгөөд энэ нь цөмд электронуудын таталцал нэмэгдэж, цөмийн цэнэг ба ионы өөрөө цэнэг нэгэн зэрэг нэмэгдэхтэй холбоотой: Na+-ийн хувьд 116 pm, 86 Mg2+ -д pm, Al3+ -д 68 цаг (зохицуулалтын дугаар 6). Үүнтэй ижил шалтгаанаар ионы цэнэгийн өсөлт нь нэг элементийн ионы радиус буурахад хүргэдэг: Fe2+ 77 pm, Fe3+ 63 pm, Fe6+ 39 pm (зохицуулалтын дугаар 4).
Эсрэг ионуудын хоорондох түлхэлтийн хүчний улмаас ионы хэмжээнд нөлөөлдөг тул ионы радиусуудын харьцуулалтыг зөвхөн координатын тоо ижил байх үед хийж болно. Энэ нь Ag+ ионы жишээн дээр тодорхой харагдаж байна; түүний ионы радиус нь зохицуулалтын дугаар 2, 4, 6-д тус тус 81, 114, 129 pm байна.
Ионы нэгдлийн бүтэц нь ялгаатай ионуудын хоорондох хамгийн их таталцал ба ижил төстэй ионуудын хамгийн бага түлхэлтээр тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь катион ба анионуудын ионы радиусуудын харьцаагаар тодорхойлогддог. Үүнийг энгийн геометрийн байгууламжуудаар харуулж болно.
Ионы радиус нь цөмийн цэнэг, хэмжээ, электрон бүрхүүл дэх электронуудын тоо, Кулоны харилцан үйлчлэлийн улмаас нягтрал зэрэг олон хүчин зүйлээс хамаардаг. 1923 оноос хойш энэ ойлголтыг үр дүнтэй ионы радиус гэж ойлгож ирсэн. Голдшмидт, Аренс, Боки болон бусад хүмүүс ионы радиусын системийг бүтээсэн боловч тэдгээр нь бүгд чанарын хувьд ижил байдаг, тухайлбал, тэдгээрийн доторх катионууд нь дүрмээр бол анионуудаас хамаагүй бага байдаг (Rb +, Cs +, Ba 2-ээс бусад нь). + ба Ra 2+ O 2- ба F-тэй холбоотой). Ихэнх системүүдийн анхны радиусыг K + = 1.33 Å гэж авсан; бусад бүх радиусыг химийн төрлөөр нь ион гэж үздэг гетероатомын нэгдлүүдийн атом хоорондын зайнаас тооцсон. харилцаа холбоо. 1965 онд АНУ-д (Вабер, Гровер), 1966 онд ЗХУ-д (Брацев) ионы хэмжээний квант механик тооцооны үр дүнг нийтэлсэн нь катионууд нь харгалзах атомуудаас бага хэмжээтэй, харин анионууд бараг байдаггүй болохыг харуулсан. хэмжээ нь харгалзах атомуудаас ялгаатай. Энэ үр дүн нь электрон бүрхүүлийн бүтцийн хуулиудтай нийцэж байгаа бөгөөд үр дүнтэй ионы радиусыг тооцоолохдоо гаргасан анхны таамаглалуудын алдааг харуулж байна. Орбитын ионы радиус нь атом хоорондын зайг тооцоолоход тохиромжгүй;
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. Атомуудыг (ионуудыг) хатуу бөмбөлөг хэлбэрээр авч үзвэл маш энгийн энэхүү 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 тэнцвэрт цөмийн 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 (захиалгын) 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 орбиталууд) 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 Боки, 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 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 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 нь 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.