Relativ størrelse på atomer av kjemiske elementer

Artículo revisado y aprobado por nuestro equipo editorial, siguiendo los criterios de redacción y edición de YuBrain.


Størrelsen er en viktig egenskap ved atomene som utgjør de forskjellige grunnstoffene som finnes i det periodiske systemet. Det lar oss forstå mange av egenskapene deres, som hydrogen og heliums tendens til å unnslippe fra beholderne som inneholder dem, eller manglende evne til visse ioner til å passere gjennom noen ionekanaler i celleveggen.

Men når vi forestiller oss et atom som bestående av en veldig tett og liten kjerne omgitt av en sky av enda mindre elektroner som beveger seg rundt det, er det vanskelig å forstå hva «størrelse» betyr når det gjelder et atom. Dette er fordi atomer er laget nesten utelukkende av tomt rom, og vi er vant til å forstå størrelse som noe assosiert med faste kropper som vi kan se og manipulere med hendene våre.

I lys av ovenstående, for å forklare den relative størrelsen på atomene til de kjemiske elementene, må vi begynne med å definere nevnte størrelse fra et kjemisk synspunkt.

Flere måter å se størrelsen på atomer på

Å definere størrelsen på noe starter fra å kjenne formen og dimensjonene. Når det gjelder atomer , antar vi generelt at de har form av en kule, selv om dette strengt tatt ikke er sant. Det er imidlertid praktisk å anta det slik.

Ser vi på dem som kuler, er størrelsen på atomene bestemt av deres radius eller diameter. Når vi tenker på radiusen til et atom, er det første vi tenker på avstanden mellom atomets sentrum, eller dets kjerne, og ytterkanten av elektronskyen. Problemet er at elektronskyen ikke har en skarp kant (akkurat som skyer ikke har en skarp ytre overflate).

Dette innebærer at å definere radius er komplisert og noe tvetydig. I tillegg betyr det også at måling av radiusen til et enkelt atom er praktisk talt umulig. Så noen måter har blitt utviklet for å bestemme eller estimere radiene til atomer basert på eksperimentelle data.

Det er tre hovedmåter å uttrykke størrelsen på atomer:

De tre konseptene er forskjellige fra hverandre og gjelder for forskjellige saker. Av denne grunn er det ikke alltid mulig å direkte sammenligne størrelsen på to atomer med hverandre. I tillegg endres størrelsen avhengig av om det er et nøytralt atom eller et ion. I sistnevnte tilfelle varierer størrelsen også avhengig av verdien og tegnet på den elektriske ladningen.

Atomradius eller metallisk radius

Det enkleste konseptet å forstå er atomradius. Atomradiusen til et grunnstoff er definert som halvparten av den gjennomsnittlige avstanden mellom to tilstøtende atomer i en krystall av det rene grunnstoffet. Denne avstanden kan enkelt bestemmes ved hjelp av røntgendiffraksjonsteknikker.

Relativ størrelse på atomer av kjemiske elementer

Konseptet med atomradius gjelder hovedsakelig metaller, som er de eneste grunnstoffene som danner krystallinske strukturer der hvert atom i det nøytrale metallet er nøyaktig det samme som det ved siden av. Ikke-metaller, på den annen side, danner vanligvis ikke samme type faste stoffer. Det er av denne grunn at atomradius ofte kalles metallisk radius.

kovalent radius

Med unntak av edelgassene, danner de fleste ikke-metaller i sin rene tilstand enten diskrete molekyler eller faste stoffer med omfattende kovalente nettverksstrukturer. For eksempel er elementært oksygen bygd opp av diatomiske oksygenmolekyler (O 2 ), så i en fast oksygenkrystall vil de kovalent bundne oksygenatomene i hvert molekyl være nærmere hverandre enn hverandre atomer av tilstøtende molekyler.

På den annen side danner tilfeller som karbon, hvis mest stabile allotrope er grafitt, lagdelte strukturer der atomer i ett lag er kovalent bundet til hverandre, mens de ikke er bundet til atomer i tilstøtende lag.

Dette gjør definering av radius som en funksjon av avstanden mellom to tilstøtende kjerner tvetydig. I disse tilfellene er størrelsen definert som halvparten av avstanden mellom to identiske atomer kovalent bundet til hverandre. Denne radiusen kalles kovalent radius, og den er den mest brukte for å bestemme størrelsen på ikke-metallatomer .

Relativ størrelse på atomer av kjemiske elementer

På den annen side er kovalent radius et begrep som har større anvendelighet enn den metalliske radius, siden det lar oss tilordne en radius til atomene som er en del av et molekyl eller en kovalent forbindelse. Videre, ved å kjenne den kovalente radiusen til ett atom, kan vi estimere den kovalente radien til et annet ved å måle lengden på en kovalent binding dannet mellom de to.

Vanligvis er den kovalente radiusen til et atom litt mindre enn dens respektive metalliske radius.

ionisk radius

De to målene for atomstørrelse nevnt i de forrige avsnittene kan bare brukes på nøytrale atomer eller på atomer som er en del av kovalente molekyler. Imidlertid kombineres mange grunnstoffer som har markant forskjellige elektronegativiteter for å danne ioniske forbindelser der de får eller mister elektroner, og blir dermed til henholdsvis anioner eller kationer.

I disse tilfellene kan vi fastslå den relative størrelsen på atomene ved å sammenligne størrelsene på ionene deres, det vil si deres ioniske radius.

Når vi har to forskjellige ioner knyttet sammen og vi vet avstanden som skiller dem, antar vi at denne avstanden vil være summen av de to ioniske radiene. Men hvordan kan vi vite hvilken brøkdel av denne avstanden som tilsvarer et eller annet ion? Det er tydelig at for å bestemme radiusen til en av de to ionene, trenger vi verdien av radiusen til den andre. Dette betyr at vi bare trenger å bestemme radiusen til enhver kation og ethvert anion.

Deretter kan vi bruke radiusen til kationen til å bestemme radiusen til et hvilket som helst annet anion vi ønsker, mens vi kan bruke radiusen til anionen til å bestemme radiusen til en hvilken som helst annen kation.

Dette ble først oppnådd fra krystallografiske data for litiumjodid, en ionisk forbindelse som består av et veldig lite kation og et veldig stort anion.

Relativ størrelse på atomer av kjemiske elementer

I denne forbindelsen er den krystallinske strukturen dannet av et nettverk av jodidioner (I ) hvor hvert anion er i direkte kontakt med seks andre jodider, mens litiumioner (Li + ) befinner seg i hulrommene som dannes.hver fjerde jodider, som er i direkte kontakt med alle disse. Ioneradiusen til jodid kan således bestemmes som halvparten av avstanden mellom to tilstøtende jodkjerner, mens avstanden mellom litium- og jodkjernene gjør det mulig å bestemme litiums ioneradius ved å trekke fra jodid.

Periodisk trend av atomradius

Som nevnt innledningsvis er atomstørrelse en periodisk egenskap ved materie. Det vil si at det varierer på en forutsigbar måte over en periode og på tvers av en gruppe.

I løpet av perioden avtar både atomradius og kovalent radius fra venstre til høyre. Det samme skjer med ioneradiene til ioner som har samme elektriske ladning. Årsaken bak denne oppførselen er den effektive kjernefysiske ladningen, som øker når atomnummeret øker.

På den annen side, når du beveger deg fra en periode til en annen innenfor en gruppe (dvs. beveger deg nedover lengden på en gruppe), øker også den effektive kjerneladningen, men de ytterste elektronene (dvs. valenselektroner) er lokalisert i elektroner skjell med økende energinivåer. Dette innebærer at valensskallene er lenger og lenger unna kjernen, slik at atomets radius også øker.

Variasjon av ionisk radius med ladning

I tillegg til den periodiske variasjonen av atomære, kovalente og ioniske radier, er ioniske radier også sterkt avhengig av elektrisk ladning. Hvert ekstra elektron som introduseres i et atom for å omdanne det til et anion og øke dets negative ladning øker den elektrostatiske frastøtningen mellom elektronene i valensskallet, noe som får elektronskyen til å utvide seg og øke ioneradiusen.

Det motsatte skjer med kationer. Hvert elektron som fjernes fra et atom for å omdanne det til et kation og øke den positive ladningen, reduserer frastøtingen mellom elektronene, øker den effektive kjerneladningen og derfor blir elektronene sterkere tiltrukket av kjernen. Effekten er en reduksjon i ioneradius med økende positiv ladning.

Eksempel

Hvis vi sammenligner radiene til de forskjellige ionene som klor kan danne, vil rekkefølgen på de ioniske radiene være:

Cl 7+ < Cl 5+ < Cl 3+ < Cl + < Cl < Cl

Referanser

Bodner Research Web. (nd). Størrelse på atomer . https://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch7/index.php

Fysikk og kjemi. (2019, 15. juni). Atom- og ionestørrelser . Fysikk og kjemi. https://lafisicayquimica.com/7-3-tamanos-de-atomos-e-iones/

Sokratisk. (2016, 3. januar). Hvordan måles atomstørrelse? Socratic.org. https://socratic.org/questions/how-is-atomic-size-measured

Studylearn. (2014, 14. juni). AtomicSize . Youtube. https://www.youtube.com/watch?v=HBIUnpU_vJA

Tome, C. (2020, 4. februar). Hvorfor har atomer den størrelsen de er? Notatbok for vitenskapelig kultur. https://culturacientifica.com/2020/02/04/por-que-los-atomos-tienen-el-tamano-que-tienen/

-Annonse-

mm
Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

Artículos relacionados

Flammefargetesten