Relative Größe von Atomen chemischer Elemente

Die Größe ist ein wichtiges Merkmal der Atome, aus denen die verschiedenen Elemente des Periodensystems bestehen. Es ermöglicht uns, viele ihrer Eigenschaften zu verstehen, wie zum Beispiel die Tendenz von Wasserstoff und Helium, aus den Behältern, in denen sie sich befinden, zu entweichen, oder die Unfähigkeit bestimmter Ionen, durch einige Ionenkanäle in der Zellwand zu gelangen.

Wenn wir uns jedoch vorstellen, dass ein Atom aus einem sehr dichten und kleinen Kern besteht, der von einer Wolke aus noch kleineren Elektronen umgeben ist, die sich um ihn herum bewegen, ist es schwierig zu verstehen, was „Größe“ im Fall eines Atoms bedeutet. Dies liegt daran, dass Atome fast ausschließlich aus leerem Raum bestehen und wir daran gewöhnt sind, Größe als etwas zu verstehen, das mit festen Körpern verbunden ist, die wir sehen und mit unseren Händen manipulieren können.

In Anbetracht dessen müssen wir, um die relative Größe der Atome der chemischen Elemente zu erklären, damit beginnen, diese Größe vom chemischen Standpunkt aus zu definieren.

Mehrere Möglichkeiten, die Größe von Atomen zu sehen

Die Definition der Größe von etwas beginnt mit der Kenntnis seiner Form und seiner Abmessungen. Bei Atomen nehmen wir im Allgemeinen an, dass sie die Form einer Kugel haben, obwohl dies streng genommen nicht zutrifft. Es ist jedoch praktisch, davon auszugehen.

Betrachtet man sie als Kugeln, wird die Größe der Atome durch ihren Radius oder ihren Durchmesser bestimmt. Wenn wir an den Radius eines Atoms denken, fällt uns als erstes der Abstand zwischen dem Zentrum des Atoms oder seinem Kern und dem äußeren Rand seiner Elektronenwolke ein. Das Problem ist, dass die Elektronenwolke keine scharfe Kante hat (so wie Wolken keine scharfe Außenfläche haben).

Dies impliziert, dass die Definition des Radius kompliziert und etwas mehrdeutig ist. Darüber hinaus bedeutet es auch, dass es praktisch unmöglich ist, den Radius eines einzelnen Atoms zu messen. Daher wurden einige Methoden entwickelt, um die Radien von Atomen basierend auf experimentellen Daten zu bestimmen oder abzuschätzen.

Es gibt drei Möglichkeiten, die Größe von Atomen auszudrücken:

• Der Atomradius oder Metallradius.
• Der Kovalenzradius .
• Der Ionenradius.

Die drei Konzepte unterscheiden sich voneinander und gelten für unterschiedliche Fälle. Aus diesem Grund ist es nicht immer möglich, die Größe zweier Atome direkt miteinander zu vergleichen. Außerdem ändert sich die Größe, je nachdem, ob es sich um ein neutrales Atom oder ein Ion handelt. Auch im letzteren Fall variiert die Größe je nach Wert und Vorzeichen der elektrischen Ladung.

Atomradius oder Metallradius

Das am einfachsten zu verstehende Konzept ist das des Atomradius. Der Atomradius eines Elements ist definiert als die Hälfte des durchschnittlichen Abstands zwischen zwei benachbarten Atomen in einem Kristall des reinen Elements. Dieser Abstand kann leicht mittels Röntgenbeugungstechniken bestimmt werden.

Das Konzept des Atomradius gilt hauptsächlich für Metalle, die die einzigen Elemente sind, die kristalline Strukturen bilden, in denen jedes Atom des neutralen Metalls genau das gleiche ist wie das daneben. Nichtmetalle hingegen bilden im Allgemeinen nicht die gleiche Art von Festkörpern. Aus diesem Grund wird der Atomradius oft als metallischer Radius bezeichnet.

kovalenter Radius

Mit Ausnahme der Edelgase bilden die meisten Nichtmetalle in ihrem reinen Zustand entweder diskrete Moleküle oder Festkörper mit ausgedehnten kovalenten Netzwerkstrukturen. Beispielsweise besteht elementarer Sauerstoff aus zweiatomigen Sauerstoffmolekülen (O ₂ ), sodass in einem festen Sauerstoffkristall die kovalent gebundenen Sauerstoffatome in jedem Molekül näher beieinander liegen als Atome benachbarter Moleküle.

Andererseits bilden Fälle wie Kohlenstoff, dessen stabilstes Allotrop Graphit ist, Schichtstrukturen, in denen Atome innerhalb einer Schicht kovalent aneinander gebunden sind, während sie nicht an Atome in benachbarten Schichten gebunden sind.

Dies macht die Definition des Radius als Funktion des Abstands zwischen zwei benachbarten Kernen mehrdeutig. In diesen Fällen ist die Größe definiert als der halbe Abstand zwischen zwei kovalent aneinander gebundenen identischen Atomen. Dieser Radius wird als Kovalenzradius bezeichnet und wird am häufigsten verwendet, um die Größe von Nichtmetallatomen festzulegen .

Andererseits ist der kovalente Radius ein Konzept, das eine größere Anwendbarkeit als der metallische Radius hat, da es uns erlaubt, den Atomen, die Teil eines Moleküls oder einer kovalenten Verbindung sind, einen Radius zuzuordnen. Wenn wir den Kovalenzradius eines Atoms kennen, können wir außerdem den Kovalenzradius eines anderen abschätzen, indem wir die Länge einer zwischen den beiden gebildeten kovalenten Bindung messen.

Normalerweise ist der Kovalenzradius eines Atoms etwas kleiner als sein jeweiliger Metallradius.

Ionenradius

Die beiden in den vorherigen Abschnitten erwähnten Atomgrößenmaße können nur auf neutrale Atome oder auf Atome angewendet werden, die Teil kovalenter Moleküle sind. Viele Elemente mit deutlich unterschiedlichen Elektronegativitäten verbinden sich jedoch zu ionischen Verbindungen, in denen sie Elektronen aufnehmen oder abgeben und so zu Anionen bzw. Kationen werden.

In diesen Fällen können wir die relative Größe der Atome feststellen, indem wir die Größen ihrer Ionen vergleichen, dh ihren Ionenradius.

Wenn wir zwei verschiedene Ionen miteinander verbunden haben und den Abstand kennen, der sie trennt, nehmen wir an, dass dieser Abstand die Summe der beiden Ionenradien ist. Aber wie können wir wissen, welcher Bruchteil dieser Entfernung dem einen oder anderen Ion entspricht? Es ist offensichtlich, dass wir zur Bestimmung des Radius eines der beiden Ionen den Wert des Radius des anderen benötigen. Das bedeutet, dass wir nur den Radius jedes Kations und jedes Anions bestimmen müssen.

Dann können wir den Radius des Kations verwenden, um den Radius jedes anderen gewünschten Anions zu bestimmen, während wir den Radius des Anions verwenden können, um den Radius jedes anderen Kations zu bestimmen.

Dies wurde erstmals anhand von kristallographischen Daten für Lithiumiodid erreicht, einer ionischen Verbindung, die aus einem sehr kleinen Kation und einem sehr großen Anion besteht.

Bei dieser Verbindung wird die kristalline Struktur durch ein Netzwerk von Iodid-Ionen (I ^– ) gebildet, in dem jedes Anion in direktem Kontakt mit sechs anderen Iodiden steht, während sich Lithium-Ionen (Li ⁺ ) in den jeweils vier gebildeten Hohlräumen befinden Jodide, die mit all diesen in direktem Kontakt stehen. So lässt sich der Ionenradius von Jodid als halber Abstand zwischen zwei benachbarten Jodkernen bestimmen, während der Abstand zwischen Lithium- und Jodkernen die Bestimmung des Ionenradius von Lithium durch Subtraktion von dem von Jodid ermöglicht.

Periodischer Trend des Atomradius

Wie eingangs erwähnt, ist die Atomgröße eine periodische Eigenschaft der Materie. Das heißt, es variiert auf vorhersagbare Weise über einen Zeitraum und über eine Gruppe hinweg.

Im Laufe der Zeit nehmen sowohl der Atomradius als auch der Kovalenzradius von links nach rechts ab. Das gleiche passiert mit den Ionenradien von Ionen, die die gleiche elektrische Ladung haben. Ursache für dieses Verhalten ist die effektive Kernladung, die mit zunehmender Ordnungszahl zunimmt.

Wenn Sie sich andererseits innerhalb einer Gruppe von einer Periode zur anderen bewegen (d. h. die Länge einer Gruppe nach unten bewegen), nimmt die effektive Kernladung ebenfalls zu, aber die äußersten Elektronen (d. h. Valenzelektronen) befinden sich im Elektron Muscheln mit steigendem Energieniveau. Dies bedeutet, dass die Valenzschalen immer weiter vom Kern entfernt sind, sodass auch der Radius des Atoms zunimmt.

Variation des Ionenradius mit der Ladung

Neben der periodischen Variation von Atom-, Kovalenz- und Ionenradien sind auch Ionenradien stark von der elektrischen Ladung abhängig. Jedes zusätzliche Elektron, das in ein Atom eingeführt wird, um es in ein Anion umzuwandeln und seine negative Ladung zu erhöhen, erhöht die elektrostatische Abstoßung zwischen den Elektronen in der Valenzschale, wodurch sich die Elektronenwolke ausdehnt und der Ionenradius vergrößert.

Bei Kationen ist es umgekehrt. Jedes Elektron, das einem Atom entzogen wird, um es in ein Kation umzuwandeln und die positive Ladung zu erhöhen, verringert die Abstoßung zwischen den Elektronen, erhöht die effektive Kernladung und somit werden die Elektronen stärker vom Kern angezogen. Der Effekt ist eine Abnahme des Ionenradius mit zunehmender positiver Ladung.

Beispiel

Wenn wir die Radien der verschiedenen Ionen vergleichen, die Chlor bilden kann, ist die Reihenfolge der Ionenradien:

Cl ⁷⁺ < Cl ⁵⁺ < Cl ³⁺ < Cl ⁺ < Cl < Cl ^–

Verweise

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