Как найти орбитальный радиус

Орбитальный радиус

Атомный
радиус. За радиус свободного атома
принимают положение главного максимума
плотности внешних электронных оболочек.
Это так называемый орбитальный
радиус. При изучении строения молекул
и кристаллов атомы и ионы можно
рассматривать как имеющие некий
эффективный радиус, зависящий от типа
химической связи. Если рассматривать
только относительные величины атомных
радиусов, то легко обнаружить периодичность
их зависимости от номера элемента.

В
периодах орбитальные атомные радиусы
по мере увеличения заряда ядра Z в
общем монотонно уменьшаются из-за роста
степени взаимодействия внешних электронов
с ядром.

В
подгруппах радиусы в основном
увеличиваются из-за возрастания числа
электронных оболочек.

У s-
и p-элементов изменение радиусов как
в периодах, так и в подгруппах более
ярко, чем у d- и f-элементов,
поскольку d- и f-электроны внутренние.
Уменьшение радиусов у d- и f-элементов
в периодах называется d- и f-сжатием.
Следствием f-сжатия является то, что
атомные радиусы электронных
аналогов d-элементов пятого и шестого
периодов практически одинаковы:

	Zn – Hf	Nb – Ta
rатома, нм	0,160 – 0,159	0,145 – 0,146

Эти
элементы из-за близости их свойств
называются элементами-близнецами.

Образование
ионов приводит к изменению ионных
радиусов по сравнению с
атомными. При этом радиусы катионов
всегда меньше, а радиусы анионов всегда
больше соответствующих атомных радиусов.
Ковалентный радиус равняется половине
межатомного расстояния в молекулах или
кристаллах простых веществ Энергией
ионизации атома I называется
количество энергии, необходимое для
отрыва электрона от невозбужденного
атома или иона.

Энергия
ионизации

Энергия
ионизации I выражается
в кДж∙моль^–1 или
эВ∙атом^–1.
Значение I в электронвольтах
численно равно потенциалу ионизации,
выраженному в вольтах, поскольку E = e^–·I.

Э⁺ –
e^– = Э⁺, ΔH = I₁ –
первый потенциал ионизации; Э – e^– = Э²⁺, ΔH = I₂ –
второй потенциал ионизации и т.
д. I₁ < I₂ < I₃ < I₄…

Энергия
ионизации определяет характер и прочность
химической связи, и восстановительные
свойства элементов.

Элемент	I1, эВ	Элемент	I1, эВ
H	13,6	Na	5,1
He	24,6	Mg	7,6
Li	5,4	Al	6,0
Be	9,3	Si	8,1
B	8,3	P	10,5
C	11,3	S	10,4

Таблица
1

Потенциалы
(энергии) ионизации I₁

Энергия
ионизации изменяется периодически по
мере заполнения электронами оболочек
атомов (рис. 4).

I1 максимален у элементов с полностью заполненными валентными оболочками (у благородных газов), при переходе к следующему периоду i1 резко понижается – он минимален у щелочных металлов.

Энергия
связи электрона с ядром пропорциональна Z и
обратно пропорциональна среднему
(орбитальному) радиусу оболочки.
Атомные радиусы d- и f-элементов с
ростом Z в периоде уменьшается
незначительно по сравнению с s-
и p-элементами, поэтому их потенциалы
ионизации растут также незначительно.

В
главных подгруппах потенциалы ионизации
с ростом Z уменьшаются вследствие
увеличения числа электронных подоболочек
и экранирования заряда ядра
электронами внутренних подоболочек.

В
побочных подгруппах d-электроны
экранируются не только электронами
заполненных оболочек, но и
внешними s-электронами. Поэтому
потенциал ионизации d-элементов с
ростом Z в подгруппе увеличивается,
хотя и незначительно.

Чем
меньше потенциал ионизации, тем легче
атом отдает электрон. Поэтому
восстановительная способность нейтральных
атомов с ростом Z в периоде
уменьшается, в главных подгруппах
растет, а в побочных – падает.

Энергия
сродства к электрону

Энергия
сродства к электрону. Другой
важной в химии характеристикой атома
является энергия сродства к электрону –
энергия, выделяющаяся при присоединении
электрона к нейтральному атому. Чем
больше электронное сродство, тем более
сильным окислителем является данный
элемент. Экспериментальное
определение энергии сродства к электрону
E значительно сложнее, чем определение
энергии ионизации. Величины E (в
эВ) для некоторых атомов приведены ниже:

Немонотонность
изменения сродства к электрону в периоде
также обусловлена сравнительной
устойчивостью полностью и наполовину
заполненных подоболочек. Самый
сильный из всех элементарных окислителей
– фтор (он
обладает и самым малым атомным радиусом
из всех элементов VII группы).

Отметим,
что в отличие от ионизации присоединение
двух и более электронов энергетически
затруднено, и многозарядные одноатомные
отрицательные ионы в свободном состоянии
не существуют.

Окислительной
способностью не обладают нейтральны
атомы с устойчивыми конфигурациями s²
и s²p⁶
и переходные элементы. У остальных
элементов в таблице Менделеева
окислительная способность
нейтральных атомов повышается слева
направо и снизу вверх.

В периодах
электроотрицательность
растет, а в группах уменьшается с ростом
Z, то есть растет от Cs к F по диагонали
периодической системы. Это обстоятельство
до некоторой степени определяет
диагональное сходство элементов.

В главных
и побочных подгруппах свойства элементов
меняются немонотонно, что обусловлено
так называемой вторичной периодичностью,
связанной с влиянием d- и f-электронных
слоев.

Кислотно-основные
и окислительно-восстановительные
свойства

Передача
электронов от атома к атому называется
окислением-восстановлением. Окисляется
тот атом, который отдает свои электроны,
а принимающий электроны – восстанавливается.

Если
в результате реакции получается ионное
соединение, то положительно
заряженный ион
образовался из того элемента, который
отдал
свои электроны, а отрицательный
ион – из элемента,
который электроны принял.

Благодаря
передаче электронов от атома к атому
многие ионы, образующиеся в таких
реакциях, имеют электронную конфигурацию
инертных газов. Приобретение устойчивых
“завершенных” оболочек дает большой
выигрыш в энергии. Такие одинаковые
электронные оболочки ионов
называются изоэлектронными.

В
таблице рядом с каждой частицей указана
ее степень окисления.
При образовании химических связей во
многих случаях электроны могут частично
передаваться от менее электроноакцепторных
атомов к более электроноакцепторным
атомам. Число переданных (или принятых)
электронов и называется степенью
окисления атома.

Количество
отданных или принятых атомом электронов
называется степенью окисления атома в
молекуле.

Можно
продолжить это определение:

При
связывании разных атомов степень
окисления равна заряду, который приобрел
бы атом в этом соединении, если бы оно
могло состоять из ионов.

Сложнее
обстоит дело с полярными ковалентными
соединениями. Здесь на помощь приходит
знание относительной
электроотрицательности элементов.
Например, в молекуле воды Н₂О
кислород более электроотрицателен, чем
водород, поэтому электроны связей
смещены в сторону кислорода. Если бы
вода была ионным соединением, то ее
формулу можно было бы записать так

Здесь
степени окисления — это условные заряды
атомов в молекуле, если
считать, будто бы это ионная, а не полярная
ковалентная молекула. Тогда степень
окисления кислорода в воде составляет
-2, а степень окисления водорода +1.

Степень
окисления – это условный заряд атома
в молекуле или кристалле. Его определяют,
условно считая все полярные связи
полностью ионными.

Степень
окисления и валентность несут разную
информацию об атоме в его соединениях.
Валентность просто характеризует
способность атома образовывать некоторое
количество химических связей, а степень
окисления описывает смещения электронов
при образовании химических связей.

СТЕПЕНЬ
ОКИСЛЕНИЯ выражают числом частично или
полностью смещенных электронов от
одного атома к другому в их соединении.

Если
атом отдал электроны,
его степени окисления приписывается
знак “+”, а если атом принял электроны,
то знак “–”. Возможна и нулевая степень
окисления атома в молекуле, если электроны
никуда не смещались или число отданных
и принятых электронов одинаково.

Есть
несколько полезных правил, которые
касаются степеней окисления:

1)
Степень окисления атома любого элемента
в свободном состоянии равна нулю.

2)
Степень окисления любого простого
одноатомного иона равна его заряду. 

3)
Степень окисления водорода в его
соединениях с другими элементами равна
+1.

4)
Степень окисления кислорода равна -2 во
всех соединениях, где кислород не
образует простой ковалентной связи
О—О.

5)
Алгебраическая сумма степеней окисления
всех атомов в формуле нейтрального
соединения всегда равна нулю.

6)
Если в ходе химической реакции степень
окисления атома повышается, то говорят,
что он ОКИСЛЯЕТСЯ. Если же степень
окисления понижается, то говорят, что
он ВОССТАНАВЛИВАЕТСЯ.

Что восстанавливается в
таких реакциях окислитель,
а окисляется –
восстановитель.

Любое
вещество в определенных условиях может
проявлять свойства кислоты и основания
по отношению к какому-либо другому
веществу, включая и растворитель.

Протонная
теория Бренстеда–Лоури применима
лишь к протоносодержащим или
протонприсоединяющим веществам. Согласно
этой теории кислотой называется
вещество, способное быть донором
протонов, а основанием – вещество,
которое может присоединить (акцептировать)
протон:

По
определению, HAn – кислота, An^– –
основание, сопряженное с этой кислотой.
Любой кислоте соответствует
сопряженное с ней основание.

Любое
кислотно-основное равновесие включает
взаимодействие двух пар сопряженных
кислот и оснований.

В
определенных условиях многие вещества
могут вести себя как кислота или как
основание. Эти два понятия неразделимы,
а потому правильнее говорить о
кислотно-основных свойствах данного
вещества.

В
соответствии с законом действующих
масс константы равновесия реакций
протолиза сопряженных кислот и оснований
в воде связаны между собой простым
соотношением

Произведения
констант диссоциации сопряженных кислот
и оснований в водных растворах равно
ионному произведению воды. 

Электронная
теория Льюиса допускает, что
участие в кислотно-основном равновесии
протона необязательно, поэтому ее
называют апротонной. Согласно
апротонной (электронной) теории, кислотой
называется вещество, способное
присоединять электронную пару, а
основанием – вещество, способное
отдавать электронную пару.

Ни
кислота, ни основание протонов не
содержат.

Эта
концепция расширяет границы веществ,
проявляющих кислотно-основные свойства,
включая в себя протонотдающие и
протонприсоединяющие системы.

В периоде
сила кислородсодержащей кислоты растет
с увеличением заряда и с уменьшением
радиуса иона кислотообразующего
элемента:

Для
одного и того же элемента константа
диссоциации различных кислот возрастает
по мере увеличения степени окисления
кислотообразующего элемента примерно
на пять порядков каждый раз.

В пределах
одной группы элементов сила кислоты
уменьшается по мере увеличения радиуса
кислотообразующего элемента:

Для
многоосновных кислот способность к
депротонизации уменьшается по мере
увеличения отрицательного заряда
аниона:

При этом
константа диссоциации каждой последующей
ступени уменьшается примерно на пять
порядков:

K1 : K2 : K3 = 1 : 10–5 : 10–10.

На
состояние динамического равновесия, в
котором находится раствор слабого
электролита, сильно влияет присутствие
одноименного иона.

Следовательно,
концентрация ионов H⁺ этого
раствора будет определяться соотношением
концентраций кислоты и соли, взятых для
его приготовления.

Рассуждая
аналогичным образом, можно вывести
уравнения для раствора слабого основания
и его соли (NH₃∙H₂O и NH₄Cl):

или

Концентрация
ионов водорода при разбавлении
сохраняется, ибо отношения [кислота] :
[соль], [соль] : [основание] остаются
постоянными. Добавление к такой смеси
кислоты или щелочи приводит к связыванию
избыточных ионов H⁺ анионами,
а OH^– – катионами. Это смещает
равновесие диссоциации слабого
электролита, в результате чего концентрация
H⁺ практически не меняется. Растворы,
содержащие смесь слабого электролита
и его соли, сохраняющие характерные для
него значения pH при разбавлении,
добавлении сильных кислот или щелочей,
называются буферными.

Буферные
растворы сохраняют постоянство pH только
до прибавления определенного количества
сильной кислоты или щелочи, то есть
буферные растворы обладают определенной
«емкостью».

Буферная
емкость определяется количеством
эквивалентов сильной кислоты или
основания, которые необходимо добавить
к 1 л буферного раствора, чтобы изменить
его pH на единицу.

Чем
более концентрированный буферный
раствор, тем больше его буферная емкость.

РЕЗЮМЕ:
Из анализа периодичности геометрических
и энергетических параметров атомов
следует, что периодическим законом
можно пользоваться для определения
физико-химических констант, предсказывать
изменение радиусов, энергий ионизации
и сродства к электрону, и, следовательно,
кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства их соединений.

Соседние файлы в папке ИЭ

• #
• #

Ра́диус а́тома — расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных орбит электронов в электронной оболочке этого атома. Поскольку, согласно квантовой механике, атомы не имеют четких границ, а вероятность найти электрон, связанный с ядром данного атома, на определённом расстоянии от этого ядра быстро убывает с увеличением расстояния, атому приписывают некоторый определённый радиус, полагая, что в шаре этого радиуса заключена подавляющая часть электронной плотности (порядка 90 процентов). Существуют различные определения радиуса атома^[⇨], три наиболее широко используемых: радиус Ван-дер-Ваальса, ионный радиус и ковалентный радиус.

В зависимости от определения термин «радиус атома» может применяться либо только к изолированным атомам, либо также к атомам в конденсированной среде, ковалентно связанным в молекулах или в ионизированном и возбужденном состояниях; его значение может быть получено путем экспериментальных измерений или вычислено из теоретических моделей. Значение радиуса может зависеть от состояния атома и окружающей среды^[1].

Электроны не имеют четко определённых орбит или границ. Скорее, их положения могут быть описаны как распределения вероятностей, которые постепенно сужаются по мере удаления от ядра без резкого сокращения. Кроме того, в конденсированном веществе и молекулах электронные облака атомов обычно в некоторой степени перекрываются, и некоторые из электронов могут перемещаться в области, охватывающей два или более атомов («принадлежать» нескольким атомам одновременно).

Согласно большинству определений, радиусы изолированных нейтральных атомов колеблются в диапазоне от 30 до 300 пм (или от 0,3 до 3 ангстрем), в то время как радиусы атомных ядер находятся пределах от 0,83 до 10 фм^[2]. Следовательно, радиус типичного атома примерно в 30 тысяч раз больше радиуса его ядра.

Во многих случаях форма атома может быть аппроксимирована сферой. Это лишь грубое приближение, но оно может дать количественные представления и выступить в качестве базовой модели для описания для многих явлений, таких как плотность жидкостей и твердых веществ, диффузия жидкостей через молекулярные сита, расположение атомов и ионов в кристаллах, а также размер и форма молекул.

Радиусы атомов изменяются, подчиняясь определённым закономерностям периодической таблицы химических элементов. Например, радиусы атомов обычно уменьшаются при перемещении слева направо вдоль каждого периода (строки) таблицы, от щелочных металлов до благородных газов, и возрастают по мере продвижения сверху вниз в каждой группе (столбце). Радиусы атомов резко возрастают при переходе между благородным газом в конце каждого периода и щелочным металлом в начале следующего периода. Эти тенденции изменения радиусов атомов (наряду с другими химическими и физическими свойствами элементов) могут быть объяснены с точки зрения теории электронной оболочки атома, а также представляют доказательства подтверждения квантовой теории. Радиусы атомов уменьшаются в периодической таблице, потому что с увеличением атомного номера увеличивается число протонов в атоме, а дополнительные электроны добавляются в одну и ту же квантовую оболочку. Следовательно, эффективный заряд атомного ядра по отношению к внешним электронам увеличивается, притягивая внешние электроны. В результате электронное облако сжимается и атомный радиус уменьшается.

История[править | править код]

В 1920 году, вскоре после того, как стало возможным определять размеры атомов с помощью рентгеноструктурного анализа, было высказано предположение, что все атомы одного и того же элемента имеют одинаковые радиусы^[3]. Однако в 1923 году, когда было получено больше данных о кристаллах, было обнаружено, что аппроксимация атома сферой не всегда корректна при сравнении атомов одного и того же элемента в разных кристаллических структурах^[4].

Определения[править | править код]

Широко используемые определения радиуса атома включают:

• Радиус Ван-дер-Ваальса, Вандерваальсовы радиусы^[5] — эта величина соответствует половине межъядерного расстояния между ближайшими одноимёнными атомами, не связанными между собой химической связью и принадлежащими разным молекулам (например, в молекулярных кристаллах).^[6].
• Ионный радиус: номинальный радиус ионов элемента в определённом состоянии ионизации, выведенный из расстояния между атомными ядрами в кристаллических солях, которые включают эти ионы. В принципе, расстояние между двумя соседними противоположно заряженными ионами (длина ионной связи между ними) должно равняться сумме их ионных радиусов^[6].
• Ковалентный радиус: номинальный радиус атомов элемента, когда они ковалентно связаны с другими атомами, выводится из расстояния между атомными ядрами в молекулах. В принципе, расстояние между двумя атомами, которые связаны друг с другом в молекуле (длина этой ковалентной связи), должно равняться сумме их ковалентных радиусов^[6].
• Металлический радиус: номинальный радиус атомов элемента, когда они соединены с другими атомами металлическими связями.
• Боровский радиус: радиус орбиты электрона с наименьшей энергией, предсказанный Боровской моделью атома (1913)^[7][8]. Он применим только к атомам и ионам с одним электроном, таким как водород, однократно ионизованный гелий и позитроний. Хотя сама модель в настоящее время устарела, радиус Бора для атома водорода считается одной из фундаментальных физических постоянных.

Измерение радиуса атома опытным путём[править | править код]

В таблице приведены измеренные опытным путём ковалентные радиусы для элементов, опубликованные американским химиком Д.Слейтером в 1964 году^[9]. Значения приведены в пикометрах (пм или 1 × 10-12 м) с точностью около 5 пм. Оттенки цвета ячеек варьируются от красного до жёлтого по мере увеличения радиуса; серый цвет — отсутствие данных.

Группы (столбцы)

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Периоды (строки)

1

H 25

He  31

2

Li 145

Be 105

B 85

C 70

N 65

O 60

F 50

Ne  38

3

Na 180

Mg 150

Al 125

Si 110

P 100

S 100

Cl 100

Ar  71

4

K 220

Ca 180

Sc 160

Ti 140

V 135

Cr 140

Mn 140

Fe 140

Co 135

Ni 135

Cu 135

Zn 135

Ga 130

Ge 125

As 115

Se 115

Br 115

Kr

5

Rb 235

Sr 200

Y 180

Zr 155

Nb 145

Mo 145

Tc 135

Ru 130

Rh 135

Pd 140

Ag 160

Cd 155

In 155

Sn 145

Sb 145

Te 140

I 140

Xe

6

Cs 260

Ba 215

*

Hf 155

Ta 145

W 135

Re 135

Os 130

Ir 135

Pt 135

Au 135

Hg 150

Tl 190

Pb 180

Bi 160

Po 190

At

Rn

7

Fr

Ra 215

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

Лантаноиды

*

La 195

Ce 185

Pr 185

Nd 185

Pm 185

Sm 185

Eu 185

Gd 180

Tb 175

Dy 175

Ho 175

Er 175

Tm 175

Yb 175

Lu 175

Актиноиды

**

Ac 195

Th 180

Pa 180

U 175

Np 175

Pu 175

Am 175

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Объяснение общих тенденций[править | править код]

Изменение радиуса атома с увеличением зарядового числа можно объяснить расположением электронов в оболочках с постоянной ёмкостью. Оболочки обычно заполнены в порядке увеличения радиуса, поскольку отрицательно заряженные электроны притягиваются положительно заряженными протонами атомного ядра. Поскольку зарядовое число увеличивается вдоль каждой строки периодической таблицы, дополнительные электроны входят в ту же самую внешнюю оболочку, а её радиус постепенно сжимается из-за увеличения заряда ядра. В атомах инертных газов внешняя оболочка полностью заполнена; следовательно, дополнительный электрон следующего элемента — щелочного металла — перейдет в следующую внешнюю оболочку, что объясняет внезапное увеличение атомного радиуса.

Увеличивающийся заряд ядра частично уравновешивается ростом числа электронов, это явление известно как экранирование^[en]; он объясняет, почему размер атомов обычно увеличивается в каждом столбце периодической таблицы. Из этой закономерности есть важное исключение, известное как лантаноидное сжатие: меньшие, по сравнению с ожидаемыми, величины ионных радиусов химических элементов, входящих в группу лантаноидов (атомный номер 58—71), которое происходит из-за недостаточного экранирования заряда ядра электронами 4f-орбитали.

По существу, атомный радиус уменьшается на протяжении периодов из-за увеличения количества протонов в ядре. Соответственно, большее количество протонов создает более сильный заряд и сильнее притягивает электроны, уменьшая размер радиуса атома. При движении сверху вниз по столбцам (группам) периодической таблицы атомный радиус увеличивается, поскольку есть больше энергетических уровней и, следовательно, больше расстояние между протонами и электронами. Кроме того, электронное экранирование ослабляет притяжение протонов, поэтому оставшиеся электроны могут удаляться от положительно заряженного ядра. Таким образом, размер (радиус атома) увеличивается.

В следующей таблице приведены основные факторы, влияющие радиус атома:

Фактор	Закон	Возрастает с…	как правило	Влияние на радиус атома
Электронные оболочки	Квантовая механика	Главным и азимутальным квантовым числом	Увеличивает радиус атома	Возрастает сверху вниз в каждой колонке
Атомный заряд	Притяжение электронов протонами ядра атома	Зарядовым числом	Сокращает радиус атома	Сокращается в течение всего периода
Экранирование	Отталкивание внешних электронов внутренними электронами	Количеством электронов во внутренних оболочках	Увеличивает радиус атома	Снижает эффект второго фактора

Лантаноидное сжатие[править | править код]

У химических элементов группы лантаноидов электроны в 4f-подоболочке, которая постепенно заполняется от церия (Z = 58) до лютеция (Z = 71), не особенно эффективны для экранирования увеличивающегося заряда ядра. Элементы, следующие непосредственно за лантаноидами, имеют радиусы атомов, которые меньше, чем можно было бы ожидать, и которые почти идентичны атомным радиусам элементов, находящихся непосредственно над ними^[10]. Следовательно, гафний имеет практически тот же атомный радиус (и химические свойства), что и цирконий, а тантал имеет радиус атома, как у ниобия, и так далее. Эффект лантаноидного сжатия заметен вплоть до платины (Z = 78), после чего он нивелируется релятивистским эффектом, известным как эффект инертной пары^[en].

Лантаноидное сжатие даёт 5 следующих эффектов:

1. Размер ионов Ln3 + регулярно уменьшается с атомным номером. Согласно правилам Фаянса^[en], уменьшение размера ионов Ln³⁺ увеличивает ковалентную связь и уменьшает основную связь между ионами Ln³⁺ и OH⁻ в Ln(OH)₃ до такой степени, что Yb(OH)₃ и Lu(OH)₃ с трудом растворяются в горячем концентрированном NaOH. Отсюда порядок размера ионов Ln³⁺:
   La³⁺ > Ce³⁺ > …, … > Lu³⁺.
2. Наблюдается регулярное уменьшение ионных радиусов.
3. Наблюдается регулярное снижение способности ионов действовать в качестве восстановителя с увеличением атомного номера.
4. Второй и третий ряды переходных элементов d-блока довольно близки по свойствам.
5. Эти элементы встречаются вместе в природных минералах и их трудно разделить.

d-сжатие[править | править код]

d-сжатие^[en] менее выражено, чем лантаноидное сжатие, но возникает по той же причине. В этом случае плохая экранирующая способность 3d-электронов влияет на атомные радиусы и химические свойства элементов, следующих непосредственно за первым рядом переходных металлов, от галлия (Z = 30) до брома (Z = 35)^[10].

Вычисленные радиусы атомов[править | править код]

В таблице приведены значения радиусов атомов, рассчитанные по теоретическим моделям, опубликованные итальянским химиком Энрико Клементи^[en] и другими в 1967 году^[11]. Значения даны в пикометрах (пм).

Группы (столбцы)

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Периоды (строки)

1

H 53

He 31

2

Li 167

Be 122

B 87

C 67

N 56

O 48

F 42

Ne 38

3

Na 190

Mg 145

Al 118

Si 111

P 98

S 88

Cl 79

Ar 71

4

K 243

Ca 194

Sc 184

Ti 176

V 171

Cr 166

Mn 161

Fe 156

Co 152

Ni 149

Cu 145

Zn 142

Ga 136

Ge 125

As 114

Se 103

Br 94

Kr 98

5

Rb 265

Sr 219

Y 212

Zr 206

Nb 198

Mo 190

Tc 183

Ru 178

Rh 173

Pd 169

Ag 165

Cd 161

In 156

Sn 145

Sb 133

Te 123

I 115

Xe 108

6

Cs 298

Ba 253

*

Hf 208

Ta 200

W 193

Re 188

Os 185

Ir 180

Pt 177

Au 174

Hg 171

Tl 156

Pb 154

Bi 143

Po 135

At 127

Rn 120

7

Fr

Ra

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

Лантаноиды

*

La 226

Ce 210

Pr 247

Nd 206

Pm 205

Sm 238

Eu 231

Gd 233

Tb 225

Dy 228

Ho 226

Er 226

Tm 222

Yb 222

Lu 217

Актиноиды

**

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

См. также[править | править код]

• Боровский радиус
• Ковалентный радиус
• Радиус Ван-дер-Ваальса
• Ионный радиус
• Химическая связь

Примечания[править | править код]

Литература[править | править код]

• Рабинович В. А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. Изд. 2-е, испр. и доп. — Л.: Химия, 1978. — 392 с.

Как определить радиус атома

Под радиусом атома понимается расстояние между ядром данного атома и его самой дальней электронной орбитой. На сегодняшний день общепринятой единицей измерения атомного радиуса является пикометр(пм). Определить радиус атома очень легко.

Вам понадобится

• Периодическая таблица Менделеева

Инструкция

Первым делом, под рукой должна иметься обычная таблица Менделеева, в которой по порядку расставлены все известные человечеству химические элементы. Найти эту таблицу очень легко в любом справочнике по химии, школьном учебнике, либо же ее можно приобрести отдельно, в ближайшем книжном магазине.

В правом верхнем углу у каждого из химических элементов указан его порядковый номер. Этот номер полностью совпадает с атомным радиусом данного атома.

Например, порядковый номер хлора (Cl) – 17. Это означает, что расстояние от ядра атома хлора до самой дальней его орбиты движения стабильного электрона равно 17 пм. Если требуется найти не только атомный радиус, но и распределение электронов по электронным орбитам, то эти данные можно подчеркнуть из столбика цифр, расположенного справа от названия химического элемента.

Обратите внимание

Благодаря таблице Менделеева, очень легко найти не только атомный радиус, но и атомную массу, молекулярную массу, период и ряд того или иного элемента, а также и распределение электронов по электронным орбитам вместе с количеством орбит.
Наиболее популярной моделью атома является модель, принятая в 1913 году Нильсом Бором. Также она известна как планетарная модель. Связано это с тем, что электроны, подобно планетам Солнечной системы, движутся вокруг Солнца – ядра атома. Орбиты движения электронов постоянны. Разработка данной модели дала толчок к развитию нового направления в теоретической физике – квантовой механике.
Самый первый радиус орбиты движения электрона называется боровским радиусом, а энергия электронов на первой орбите называется энергией ионизации атома.

Полезный совет

Стоит отметить, что радиус любого атома обратно пропорционален количеству протонов в его ядре, а также равен заряду его ядра.

Источники:

• как изменяется радиус атома

Войти на сайт

или

Забыли пароль?
Еще не зарегистрированы?