Problem radijusa jona jedan je od centralnih u teorijskoj hemiji, kao i samih pojmova "jonski radijus" i " kristalni radijus“, koji karakteriziraju odgovarajuće dimenzije, posljedica su ionsko-kovalentnog modela strukture. Problem radijusa se prvenstveno razvija u okviru strukturne hemije (hemija kristala).
Ovaj koncept našao je eksperimentalnu potvrdu nakon otkrića difrakcije rendgenskih zraka od strane M. Lauea (1912). Opis efekta difrakcije gotovo se poklopio sa početkom razvoja jonskog modela u radovima R. Kossela i M. Borna. Potom je otkrivena difrakcija elektrona, neutrona i drugih elementarnih čestica, što je poslužilo kao osnova za razvoj niza savremenih metoda strukturne analize (rendgenska, neutronska, elektronska difrakcija itd.). Koncept radijusa odigrao je odlučujuću ulogu u formiranju koncepta energije rešetke, teorije najbližih pakovanja, doprineo je nastanku pravila Magnus-Goldschmidt, pravila Goldschmidt-Fersmanovog izomorfizma itd.
Još ranih 1920-ih. prihvaćena su dva aksioma: o prenosivosti (prenosivosti) jona iz jedne strukture u drugu i o postojanosti njihovih veličina. Činilo se sasvim logičnim uzeti polovinu najkraćih međunuklearnih udaljenosti u metalima kao poluprečnike (Bragg, 1920). Nešto kasnije (Huggins, Slater) pronađena je korelacija između atomski radijusi i udaljenosti do maksimuma elektronske gustine valentnih elektrona odgovarajućih atoma.
Problem jonski radijusi (g yup) je nešto teže. U ionskim i kovalentnim kristalima, prema analizi rendgenske difrakcije, uočeno je sljedeće: (1) određeni pomak gustoće preklapanja na elektronegativniji atom, kao i (2) minimalna gustina elektrona na liniji veze ( elektronske ljuske jona na bliskim udaljenostima treba da se odbijaju). Ovaj minimum se može smatrati površinom kontakta između pojedinačnih jona, od kojih se mogu računati radijusi. Međutim, iz strukturnih podataka za međunuklearne udaljenosti nemoguće je pronaći način za određivanje doprinosa pojedinačnih jona i, shodno tome, način izračunavanja jonskih radijusa. Da biste to učinili, potrebno je navesti barem polumjer jednog jona ili omjer radijusa jona. Stoga, već 1920-ih. predložen je niz kriterija za takvu definiciju (Lande, Pauling, Goldschmidt, itd.) i stvoreni su različiti sistemi ionskih i atomskih radijusa (Arens, Goldschmidt, Boky, Zakhariazen, Pauling) (u domaćim izvorima problem je opisan detaljno V. I. Lebedev, V. S. Urusov i B. K. Vainshtein).
Trenutno se najpouzdanijim smatra sistem ionskih radijusa Shannon i Pruitta, u kojem je ionski radijus F“ (r f0W F "= 1,19 A) i O 2_ (r f0W O 2- = 1,26 A) (u monografijama od B. K. Vainshtein, oni se nazivaju fizički.) Skup vrijednosti radijusa za sve elemente periodnog sistema, za različita oksidaciona stanja i cn, kao i za ione prijelaznog metala i za različita spinska stanja (vrijednosti jonski radijusi prelaznih elemenata za cn 6 dati su u tabeli 3.1) Ovaj sistem obezbeđuje tačnost od oko 0,01 A u proračunu međunuklearnih udaljenosti u većini jonskih jedinjenja (fluoridi i soli kiseonika) i omogućava razumne procene radijusa jona za za koje nema strukturnih podataka.Pruitt je 1988. izračunao tada nepoznate radijuse za jone d- prelazni metali u visokom oksidacionom stanju, u skladu sa naknadnim eksperimentalnim podacima.
Tabela 3.1
Neki ionski radijusi r (prema Shanonu i Pruittu) prijelaznih elemenata (CH 6)
|
0.75LS |
||||||||||||||||||
Kraj stola. 3.1
|
0,75 lls |
|||||||||||
CC 4 ; b CC 2; LS- stanje niskog okretanja; HS- stanje visokog okretanja.
Važno svojstvo ionskih radijusa je da se razlikuju za oko 20% kada se cn promijeni za dvije jedinice. Približno ista promjena se događa kada se njihovo oksidacijsko stanje promijeni za dvije jedinice. Spin "crossover"
Primjeri periodičnih promjena svojstava
Pošto kvantna mehanika zabranjuje tačno određivanje koordinata čestice, pojmovi „radijus atoma“, „radijus jona“ su uslovni. Atomski radijusi se dijele na polumjere atoma metala, kovalentne polumjere atoma nemetala i polumjere atoma plemenitog plina. Definišu se kao polovina udaljenosti između slojeva atoma u kristalima odgovarajućih jednostavnih supstanci (slika 2.1) metodom difrakcije rendgenskih zraka ili neutrona.
Rice. 2.1. O definiciji pojma "radijus atoma"
U opštem slučaju, radijus atoma ne zavisi samo od prirode atoma, već i od prirode hemijske veze između njih, stanja agregacije, temperature i niza drugih faktora. Ova okolnost još jednom ukazuje na relativnost koncepta „radijusa atoma“. Atomi nisu nestišljive, nepomične lopte, oni uvijek učestvuju u rotacionom i oscilatornom kretanju. U tabeli. 2.1 i 2.2 prikazane su vrijednosti atomskih radijusa nekih metala i kovalentnih polumjera atoma nemetala.
Tabela 2.1
Atomski radijusi nekih metala
| Metal | r a , pm | Metal | r a , pm |
| Li | Rb | ||
| Budi | Sr | ||
| N / A | Y | ||
| mg | Zr | ||
| Al | Nb | ||
| K | Mo | ||
| Ca | Tc | ||
| sc | Ru | ||
| Ti | Rh | ||
| V | Pd | ||
| Cr | Ag | ||
| Mu | CD | ||
| Fe | U | ||
| co | Cs | ||
| Ni | Ba | ||
| Cu | La | ||
| Zn | hf |
Tabela 2.2
Kovalentni radijusi atoma nemetala
Radijusi atoma plemenitih gasova su mnogo veći od poluprečnika atoma nemetala odgovarajućih perioda (tabela 2.2), budući da je u kristalima plemenitih gasova međuatomska interakcija veoma slaba.
Gas He Ne Ar Kr Xe
r a , pm 122 160 191 201 220
Skala jonskog radijusa, naravno, ne može se zasnivati na istim principima kao i skala atomskog radijusa. Štaviše, strogo govoreći, nijedna karakteristika pojedinačnog jona se ne može objektivno odrediti. Dakle, postoji nekoliko skala jonskih radijusa, sve su relativne, odnosno izgrađene su na osnovu određenih pretpostavki. Moderna skala jonskih radijusa zasniva se na pretpostavci da je granica između jona tačka minimalne elektronske gustine na liniji koja povezuje centre jona. U tabeli. 2.3 prikazuje vrijednosti radijusa nekih jona.
Tabela 2.3
Radijusi nekih jona
| I on | r i pm | I on | r i , pm |
| Li + | Mn2+ | ||
| Budite 2+ | Mn4+ | ||
| B3+ | Mn7+ | ||
| C4+ | Fe2+ | ||
| N 5+ | Fe3+ | ||
| O 2– | Co2+ | ||
| F- | Co3+ | ||
| Na+ | Ni2+ | ||
| Mg2+ | Cu+ | ||
| Al 3+ | Cu2+ | ||
| Si 4+ | Br- | ||
| P5+ | Mo 6+ | ||
| S 2– | Tc 7+ | ||
| Cl- | Ag+ | ||
| Cl5+ | ja- | ||
| Cl7+ | Ce 3+ | ||
| CR 6+ | Nd 3+ | ||
| Lu 3+ |
Periodični zakon dovodi do sljedećih pravilnosti u promjeni atomskog i jonskog radijusa.
1) U razdobljima slijeva nadesno u cjelini, radijus atoma se smanjuje, iako neravnomjerno, zatim na kraju naglo raste kod atoma plemenitog plina.
2) U podgrupama, od vrha do dna, dolazi do povećanja radijusa atoma: značajnijeg u glavnim podgrupama i manje značajnog u sekundarnim. Ove obrasce je lako objasniti sa stanovišta elektronske strukture atoma. U periodu, kada prelaze sa prethodnog elementa na sledeći, elektroni idu u isti sloj, pa čak i na istu ljusku. Rastući naboj jezgra dovodi do jačeg privlačenja elektrona prema jezgru, što se ne nadoknađuje međusobnim odbijanjem elektrona. U podgrupama, povećanje broja elektronskih slojeva i skriniranje privlačenja na jezgro vanjskih elektrona dubokim slojevima dovodi do povećanja radijusa atoma.
3) Radijus kationa je manji od radijusa atoma i opada sa povećanjem naboja kationa, na primjer:
4) Radijus anjona je veći od poluprečnika atoma, na primjer:
5) U periodima se postepeno smanjuju radijusi jona d-elemenata istog naboja, to je takozvana d-kompresija, na primjer:
6) Sličan fenomen se uočava i za jone f-elemenata - u periodima se postepeno smanjuju poluprečniki jona f-elemenata istog naboja, to je takozvana f-kompresija, na primjer:
7) Radijusi jona istog tipa (koji imaju sličnu elektronsku "krunu") u podgrupama se postepeno povećavaju, na primjer:
8) Ako različiti ioni imaju isti broj elektrona (zovu se izoelektronski), tada će veličina takvih jona prirodno biti određena nabojem jezgra jona. Najmanji ion će biti onaj s najvećim nuklearnim nabojem. Na primjer, joni Cl -, S 2–, K +, Ca 2+ imaju isti broj elektrona (18), to su izoelektronski joni. Najmanji od njih će biti ion kalcija, jer ima najveći nuklearni naboj (+20), a najveći će biti ion S 2–, koji ima najmanji nuklearni naboj (+16). Tako se pojavljuje sljedeći obrazac: radijus izoelektronskih iona opada s povećanjem naboja jona.
Relativna jačina kiselina i baza (Koselova šema)
Sve kiseonikove kiseline i baze sadrže u svojim molekulima fragment E n+ - O 2– - H +. Dobro je poznato da je disocijacija jedinjenja na kiseli ili bazični tip povezana sa oksidacionim stanjem (strožije, sa valentnošću) atoma elementa. Pretpostavimo da je veza u ovom fragmentu čisto jonska. Ovo je prilično gruba aproksimacija, jer kako se valencija atoma povećava, polaritet njegovih veza značajno slabi (vidi Poglavlje 3).
U ovom krutom fragmentu, izrezanom iz molekula oksi kiseline ili baze, mjesto cijepanja i disocijacije veze, uz oslobađanje protona ili hidroksil aniona, biće određeno veličinom interakcije između E n+ i O 2– joni. Što je ova interakcija jača, a ona će se povećavati s povećanjem naboja jona (oksidacijskog stanja) i smanjenjem njegovog radijusa, vjerojatnije je prekid veze O–H i disocijacija kiselinskog tipa. dakle, jačina kisikovih kiselina će se povećati s povećanjem oksidacijskog stanja atoma elementa i smanjenjem radijusa njegovog iona .
Imajte na umu da je u daljem tekstu jači od ta dva elektrolit koji, pri istoj molarnoj koncentraciji u rastvoru, ima veći stepen disocijacije. Naglašavamo da se u Kosselovoj šemi analiziraju dva faktora: stepen oksidacije (naboj jona) i radijus jona.
Na primjer, trebate saznati koja je od dvije kiseline jača - selenska H 2 SeO 4 ili selenska H 2 SeO 3. U H 2 SeO 4, oksidaciono stanje atoma selena (+6) je veće nego u selenskoj kiselini (+4). Istovremeno, radijus jona Se 6+ je manji od poluprečnika jona Se 4+. Kao rezultat, oba faktora pokazuju da je selenska kiselina jača od selenske kiseline.
Drugi primjer su permanganska kiselina (HMnO 4) i renijum (HReO 4). Oksidacijska stanja atoma Mn i Re u ovim jedinjenjima su ista (+7), pa treba uporediti polumjere jona Mn 7+ i Re 7+. Kako se radijusi istog tipa jona u podgrupi povećavaju, zaključujemo da je polumjer iona Mn 7+ manji, što znači da je manganova kiselina jača.
Situacija sa bazama će biti suprotna. Snaga baza raste sa smanjenjem oksidacionog stanja atoma elementa i povećanjem radijusa njegovog iona . Dakle, ako isti element formira različite baze, na primjer, EON i E (OH) 3, onda će drugi od njih biti slabiji od prvog, jer je oksidacijsko stanje u prvom slučaju manje, a polumjer E + jon je veći od radijusa E 3+ jona. U podgrupama će se povećati snaga baza istog tipa. Na primjer, najjača baza alkalnog hidroksida bila bi FrOH, a najslabija LiOH. Još jednom naglašavamo da je riječ o poređenju stupnjeva disocijacije odgovarajućih elektrolita i ne dotičemo se pitanja apsolutne jačine elektrolita.
Isti pristup koristimo kada razmatramo relativnu snagu anoksičnih kiselina. Fragment E n– – H +, prisutan u molekulima ovih jedinjenja, zamenjen je ionskom vezom:
Jačina interakcije između ovih jona, naravno, određena je nabojem jona (oksidaciono stanje atoma elementa) i njegovim radijusom. Imajući u vidu Coulombov zakon, to shvatamo jačina kiselina bez kiseonika raste sa smanjenjem oksidacionog stanja atoma elementa i povećanjem radijusa njegovog iona .
Jačina kiselina bez kisika u otopini će se povećati u podgrupi, na primjer, halogenovodonične kiseline, jer se s istim oksidacijskim stanjem atoma elementa povećava radijus njegovog iona.
Jedna od najvažnijih karakteristika kemijskih elemenata koji sudjeluju u formiranju kemijske veze je veličina atoma (jona): s njegovim povećanjem, jačina međuatomskih veza se smanjuje. Veličina atoma (jona) obično je određena vrijednošću njegovog polumjera ili prečnika. Budući da atom (jon) nema jasne granice, koncept "atomskog (jonskog) radijusa" podrazumijeva da se 90-98% elektronske gustine atoma (jona) nalazi u sferi ovog polumjera. Poznavanje vrijednosti atomskih (jonskih) radijusa omogućava procjenu međunuklearnih udaljenosti u kristalima (tj. strukture ovih kristala), budući da se za mnoge probleme najkraće udaljenosti između jezgara atoma (jona) mogu smatrati zbir njihovih atomskih (jonskih) radijusa, iako je takva aditivnost približna i nije zadovoljena u svim slučajevima.
Ispod atomski radijus hemijski element (o ionskom radijusu, vidi dole), uključen u formiranje hemijske veze, u opštem slučaju, složio se da razume polovinu ravnotežne međunuklearne udaljenosti između najbližih atoma u kristalnoj rešetki elementa. Ovaj koncept, koji je prilično jednostavan ako posmatramo atome (jone) kao krute sfere, zapravo se ispostavlja složenim i često dvosmislenim. Atomski (jonski) radijus hemijskog elementa nije konstantna vrednost, već varira u zavisnosti od niza faktora, od kojih su najvažniji tip hemijske veze
i koordinacioni broj.
Ako isti atom (jon) u različitim kristalima formira različite vrste hemijskih veza, tada će imati nekoliko poluprečnika - kovalentno u kristalu sa kovalentnom vezom; jonski u kristalu sa ionskom vezom; metalik u metalu; van der Waalsa u molekularnom kristalu. Uticaj vrste hemijske veze može se videti u sledećem primeru. U dijamantu, sve četiri hemijske veze su kovalentne i formiraju se sp 3-hibridi, pa su sva četiri susjeda datog atoma na istom i
na istoj udaljenosti od njega d= 1,54 A˚) i kovalentni poluprečnik ugljenika u dijamantu će biti
je jednako 0,77 A˚. U kristalu arsena, udaljenost između atoma vezanih kovalentnim vezama ( d 1 = 2,52 A˚), mnogo manje nego između atoma vezanih van der Waalsovim silama ( d 2 = 3,12 A˚), tako da će As imati kovalentni radijus od 1,26 A˚ i van der Waals od 1,56 A˚.
Atomski (jonski) radijus se također vrlo oštro mijenja s promjenom koordinacijskog broja (ovo se može primijetiti tokom polimorfnih transformacija elemenata). Što je manji koordinacijski broj, to je manji stepen ispunjenosti prostora atomima (jonima) i manja su međunuklearna rastojanja. Povećanje koordinacijskog broja uvijek je praćeno povećanjem međunuklearnih udaljenosti.
Iz navedenog proizilazi da se atomski (jonski) radijusi različitih elemenata koji učestvuju u formiranju hemijske veze mogu porediti samo kada formiraju kristale u kojima se ostvaruje ista vrsta hemijske veze, a ovi elementi u formiranim kristalima imaju isti koordinacioni brojevi.
Razmotrimo detaljnije glavne karakteristike atomskih i ionskih radijusa.
Ispod kovalentni radijusi elemenata Uobičajeno je da se razumije polovina ravnotežne međunuklearne udaljenosti između najbližih atoma povezanih kovalentnom vezom.
Karakteristika kovalentnih radijusa je njihova postojanost u različitim "kovalentnim strukturama" sa istim koordinacionim brojem Z j. Osim toga, kovalentni radijusi su, po pravilu, aditivno vezani jedan za drugi, to jest, udaljenost A–B je polovina zbira udaljenosti A–A i B–B u prisustvu kovalentnih veza i ista koordinacijski brojevi u sve tri strukture.
Postoje normalni, tetraedarski, oktaedarski, kvadratni i linearni kovalentni radijusi.
Normalni kovalentni radijus atoma odgovara slučaju kada atom formira onoliko kovalentnih veza koliko odgovara njegovom mjestu u periodnom sistemu: za ugljik - 2, za dušik - 3, itd. To rezultira različitim vrijednostima normalni radijusi u zavisnosti od višestrukosti (reda) veza (jednostruka, dvostruka, trostruka). Ako se veza formira kada se hibridni elektronski oblaci preklapaju, onda govore o tetraedarskom
(Z k = 4, sp 3-hibridne orbitale), oktaedarske ( Z k = 6, d 2sp 3-hibridne orbitale), kvadratne ( Z k = 4, dsp 2-hibridne orbitale), linearne ( Z k = 2, sp-hibridne orbitale) kovalentni radijusi.
Korisno je znati sljedeće o kovalentnim radijusima (vrijednosti kovalentnih radijusa za određeni broj elemenata date su u).
1. Kovalentni radijusi, za razliku od ionskih, ne mogu se tumačiti kao poluprečnici atoma koji imaju sferni oblik. Kovalentni radijusi se koriste samo za izračunavanje međunuklearnih udaljenosti između atoma ujedinjenih kovalentnim vezama, a ne govore ništa o udaljenostima između atoma istog tipa koji nisu kovalentno povezani.
2. Vrijednost kovalentnog radijusa određena je višestrukošću kovalentne veze. Trostruka veza je kraća od dvostruke veze, koja je zauzvrat kraća od jednostruke veze, pa je kovalentni polumjer trostruke veze manji od kovalentnog polumjera dvostruke veze, koji je manji
single. Treba imati na umu da poredak višestrukosti odnosa ne mora biti cijeli broj. Takođe može biti frakciona ako je veza rezonantna (molekul benzena, jedinjenje Mg2 Sn, vidi dole). U ovom slučaju, kovalentni radijus ima srednju vrijednost između vrijednosti koje odgovaraju cjelobrojnim redovima višestrukosti veze.
3. Ako je veza mešovite kovalentno-jonske prirode, ali sa visokim stepenom kovalentne komponente veze, onda se može uvesti koncept kovalentnog radijusa, ali uticaj jonske komponente veze na njen vrijednost se ne može zanemariti. U nekim slučajevima, ovaj efekat može dovesti do značajnog smanjenja kovalentnog radijusa, ponekad do 0,1 A˚. Nažalost, pokušaji da se predvidi veličina ovog efekta u raznim
slučajevi još nisu bili uspješni.
4. Vrijednost kovalentnog radijusa ovisi o vrsti hibridnih orbitala koje učestvuju u formiranju kovalentne veze.
Jonski radijusi, naravno, ne može se definirati kao polovina zbroja udaljenosti između jezgara najbližih iona, budući da se, po pravilu, veličine kationa i aniona naglo razlikuju. Osim toga, simetrija jona može se donekle razlikovati od sferne. Ipak, za prave jonske kristale ispod jonski radijus Uobičajeno je razumjeti radijus lopte, koji je približno ion.
Jonski radijusi se koriste za približne procjene međunuklearnih udaljenosti u ionskim kristalima. Pretpostavlja se da je udaljenost između najbližeg kationa i anjona jednaka zbiru njihovih ionskih radijusa. Tipična greška u određivanju međunuklearnih udaljenosti u smislu jonskih radijusa u takvim kristalima je ≈0,01 A˚.
Postoji nekoliko sistema ionskih radijusa koji se razlikuju u vrijednostima ionskih radijusa pojedinih jona, ali dovode do približno istih međunuklearnih udaljenosti. Prvi rad na određivanju jonskih radijusa izveo je V. M. Goldshmit 1920-ih. U njemu je autor koristio, s jedne strane, međunuklearne udaljenosti u ionskim kristalima izmjerene rendgenskom strukturnom analizom, a s druge strane vrijednosti ionskih radijusa F– i O2– određene pomoću
metoda refraktometrije. Većina drugih sistema se također oslanja na međunuklearne udaljenosti u kristalima određene difrakcijskim metodama i na neke "referentne" vrijednosti ionskog radijusa određenog jona. U najpoznatijem sistemu
Pauling, ova referentna vrijednost je jonski radijus jona O2− peroksida, jednak
1.40A˚. Ova vrijednost za O2– dobro se slaže sa teorijskim proračunima. U sistemu G. B. Bokiya i N. V. Belova, koji se smatra jednim od najpouzdanijih, jonski radijus O2– uzima se jednakim 1,36 A˚.
1970-ih i 1980-ih pokušali su se direktno odrediti radijusi jona mjerenjem elektronske gustine pomoću rendgenske strukturne analize, s tim da se za granicu jona uzima minimum gustine elektrona na liniji koja spaja jezgra. . Pokazalo se da ova direktna metoda dovodi do precijenjenih vrijednosti ionskih radijusa kationa i do podcijenjenih vrijednosti ionskih radijusa aniona. Osim toga, pokazalo se da se vrijednosti ionskih radijusa određene direktnom metodom ne mogu prenijeti s jednog spoja na drugo, a odstupanja od aditivnosti su prevelika. Stoga se takvi jonski radijusi ne koriste za predviđanje međunuklearnih udaljenosti.
Korisno je znati sljedeće o ionskim radijusima (u donjim tabelama date su vrijednosti ionskih radijusa prema Bokiyu i Belovu).
1. Jonski radijus za jone istog elementa varira u zavisnosti od njegovog naboja, a za isti ion zavisi od koordinacionog broja. U zavisnosti od koordinacijskog broja razlikuju se tetraedarski i oktaedarski ionski radijusi.
2. Unutar jednog vertikalnog reda, tačnije unutar jedne grupe, periodično
sistema, radijusi jona sa istim nabojem rastu sa povećanjem atomskog broja elementa, jer se povećava broj ljuski koje zauzimaju elektroni, a time i veličina jona.
|
Radijus, A˚ |
3. Za pozitivno nabijene jone atoma iz istog perioda, ionski radijusi se brzo smanjuju sa povećanjem naboja. Brzo smanjenje se objašnjava djelovanjem dva glavna faktora u jednom smjeru: jakim privlačenjem “vlastitih” elektrona od strane katjona, čiji se naboj povećava s povećanjem atomskog broja; povećanje jačine interakcije između kationa i anjona koji ga okružuju s povećanjem naboja kationa.
|
Radijus, A˚ |
4. Za negativno nabijene jone atoma iz istog perioda, ionski radijusi rastu sa povećanjem negativnog naboja. Dva faktora o kojima smo govorili u prethodnom paragrafu u ovom slučaju djeluju u suprotnim smjerovima, a prevladava prvi faktor (povećanje negativnog naboja anjona je praćeno povećanjem njegovog ionskog radijusa), dakle, povećanje ionskih radijusa sa povećanje negativnog naboja se dešava mnogo sporije nego smanjenje u prethodnom slučaju.
|
Radijus, A˚ |
5. Za isti element, odnosno sa istom početnom elektronskom konfiguracijom, poluprečnik kationa je manji od poluprečnika anjona. To je zbog smanjenja privlačenja vanjskih "dodatnih" elektrona na jezgro aniona i povećanja efekta screeninga zbog unutrašnjih elektrona (kation ima nedostatak elektrona, dok anion ima višak).
|
Radijus, A˚ |
6. Veličine jona sa istim nabojem prate periodičnost periodnog sistema. Međutim, vrijednost ionskog radijusa nije proporcionalna naboju jezgra Z, što je zbog jakog privlačenja elektrona od strane jezgra. Osim toga, lantanidi i aktinidi, u čijim se serijama radijusi atoma i iona s istim nabojem ne povećavaju, već opadaju s povećanjem atomskog broja (tzv. lantanidna kontrakcija i aktinidna kontrakcija), izuzetak su od periodične ovisnosti .11
11 Kontrakcija lantanida i kontrakcija aktinida nastaju zbog činjenice da u lantanidima i aktinidima elektroni dodani s povećanjem atomskog broja ispunjavaju interni d I f-ljuske sa glavnim kvantnim brojem manjim od glavnog kvantnog broja datog perioda. Istovremeno, prema kvantnomehaničkim proračunima u d a posebno u f stanjima, elektron je mnogo bliži jezgru nego u s I str dakle stanja datog perioda sa velikim kvantnim brojem d I f-elektroni se nalaze u unutrašnjim oblastima atoma, iako se punjenje ovih stanja elektronima (govorimo o elektronskim nivoima u energetskom prostoru) odvija drugačije.
metalni radijusi smatraju se jednakim polovini najkraće udaljenosti između jezgara atoma u kristalizirajućoj strukturi metalnog elementa. Zavise od koordinacionog broja. Ako uzmemo metalni radijus bilo kojeg elementa na Z k = 12 po jedinici, zatim sa Z k = 8, 6 i 4 metalni radijusi istog elementa će biti 0,98 respektivno; 0,96; 0,88. Metalni radijusi imaju svojstvo aditivnosti. Poznavanje njihovih vrijednosti omogućava približno predviđanje parametara kristalnih rešetki intermetalnih spojeva.
Atomske radijuse metala karakteriziraju sljedeće karakteristike (podaci o vrijednostima atomskih polumjera metala mogu se naći u).
1. Metalni atomski radijusi prijelaznih metala općenito su manji od metalnih atomskih radijusa neprijelaznih metala, što odražava veću snagu veze u prijelaznim metalima. Ova karakteristika je zbog činjenice da metali prelaznih grupa i metali koji su im najbliži u periodičnom sistemu imaju elektronske d-ljuske i elektroni unutra d-država mogu učestvovati u formiranju hemijske veze. Jačanje veze može biti povezano dijelom s pojavom kovalentne komponente veze, a dijelom s van der Waalsovom interakcijom jonskih jezgara. U kristalima željeza i volframa, na primjer, elektroni u d-države daju značajan doprinos energiji vezivanja.
2. Unutar jedne vertikalne grupe, kako se krećemo odozgo prema dolje, atomski radijusi metala se povećavaju, što je posljedica sekvencijalnog povećanja broja elektrona (povećava se broj ljuski koje zauzimaju elektroni).
3. U jednom periodu, tačnije, počevši od alkalnog metala do sredine grupe prelaznih metala, u pravcu s leva na desno, radijusi atomskog metala se smanjuju. U istom nizu raste električni naboj atomskog jezgra i povećava se broj elektrona u valentnoj ljusci. Sa povećanjem broja vezanih elektrona po atomu, metalna veza je ojačana, a istovremeno se zbog povećanja naboja jezgra povećava privlačenje jezgra (unutrašnjih) elektrona od strane jezgra, pa se vrijednost metalnog atomskog radijusa se smanjuje.
4. Prelazni metali grupa VII i VIII iz istog perioda u prvoj aproksimaciji imaju skoro iste poluprečnike metala. Očigledno, kada su u pitanju elementi koji imaju 5 ili više d-elektroni, povećanje nuklearnog naboja i povezani efekti privlačenja elektrona jezgra, koji dovode do smanjenja atomskog metalnog radijusa, kompenziraju se efektima uzrokovanim povećanjem broja elektrona u atomu (jonu) koji ne djeluju učestvuju u formiranju metalne veze, što dovodi do povećanja metalnog radijusa (povećanje broja stanja koje zauzimaju elektroni).
5. Povećanje poluprečnika (vidi paragraf 2) za prelazne elemente, koje se dešava tokom prelaska iz četvrtog u peti period, nije primećeno za prelazne elemente na
prelazak iz petog u šesti period; metalni atomski radijusi odgovarajućih (vertikalno poređenje) elemenata u ova posljednja dva perioda su gotovo isti. Očigledno je to zbog činjenice da su elementi koji se nalaze između njih upotpunjeni relativno duboko f-ljuske, pa se povećanje naboja jezgra i povezani efekti privlačenja pokazuju značajnijim od efekata povezanih sa povećanjem broja elektrona (kontrakcija lantanida).
|
Element iz 4 perioda |
Radijus, A˚ |
Element iz perioda 5 |
Radijus, A˚ |
Element iz perioda 6 |
Radijus, A˚ |
6. Obično su metalni radijusi mnogo veći od jonskih, ali se ne razlikuju toliko značajno od kovalentnih radijusa istih elemenata, iako su svi bez izuzetka veći od kovalentnih. Velika razlika u vrijednostima metalnog atomskog i ionskog radijusa istih elemenata objašnjava se činjenicom da veza, koja svoj nastanak duguje gotovo slobodnim provodnim elektronima, nije jaka (otuda uočene relativno velike međuatomske udaljenosti u metalna rešetka). Značajno manja razlika u vrijednostima metalnog i kovalentnog radijusa istih elemenata može se objasniti ako metalnu vezu posmatramo kao neku posebnu "rezonantnu" kovalentnu vezu.
Ispod van der Waalsov radijus Uobičajeno je da se razumije polovina ravnotežne međunuklearne udaljenosti između najbližih atoma povezanih van der Waalsovom vezom. Van der Waalsov radijus određuju efektivne veličine atoma plemenitog plina. Osim toga, kao što slijedi iz definicije, van der Waalsov atomski radijus se može smatrati polovicom međunuklearne udaljenosti između najbližih atoma istog imena, povezanih van der Waalsovom vezom i koji pripadaju različitim molekulama (na primjer, u molekularni kristali). Kada se atomi približavaju jedni drugima na udaljenosti manjoj od zbira njihovih van der Waalsovih radijusa, dolazi do snažnog međuatomskog odbijanja. Stoga van der Waalsovi atomski radijusi karakteriziraju minimalne dopuštene kontakte atoma koji pripadaju različitim molekulima. Podaci o vrijednostima van der Waalsovih atomskih radijusa za neke atome mogu se naći u).
Poznavanje van der Waalsovih atomskih radijusa omogućava određivanje oblika molekula i njihovog pakiranja u molekularnim kristalima. Van der Waalsovi radijusi su mnogo veći od svih poluprečnika istih gore navedenih elemenata, što se objašnjava slabošću van der Waalsovih sila.
uslovne karakteristike jona koje se koriste za približnu procjenu međunuklearnih udaljenosti u jonskim kristalima (vidi Jonski radijusi). Vrijednosti I. r. su prirodno povezani sa položajem elemenata u periodičnom sistemu Mendeljejeva. I. r. se široko koriste u kristalnoj hemiji (vidi. Hemija kristala), što omogućava otkrivanje obrazaca u strukturi kristala različitih jedinjenja, u geohemiji (vidi. Geohemija) u proučavanju fenomena supstitucije jona u geohemijskim procesima, itd. .
Nudi se nekoliko sistema vrijednosti I. Ovi sistemi se obično zasnivaju na sljedećem zapažanju: razlika između međunuklearnih udaljenosti A - X i B - X u ionskim kristalima sastava AX i BX, gdje su A i B metal, X je nemetal, praktično ne ne mijenja se kada se X zamijeni drugim nemetalom sličnim njemu (na primjer, kada se hlor zamjenjuje bromom), ako su koordinacijski brojevi sličnih jona u upoređenim solima isti. Iz ovoga proizilazi da je I. str. posjeduju svojstvo aditivnosti, tj. da se eksperimentalno određene međunuklearne udaljenosti mogu smatrati zbirom odgovarajućih "radijusa" jona. Podjela ove sume na pojmove uvijek se zasniva na manje ili više proizvoljnim pretpostavkama. I. R. sistemi koje predlažu različiti autori razlikuju se uglavnom u korištenju različitih početnih pretpostavki.
Tablice daju I. p., što odgovara različitim vrijednostima oksidacijskog broja (vidi. Valencija). Sa svojim vrijednostima različitim od +1, oksidacijski broj ne odgovara stvarnom stepenu jonizacije atoma, a I. p. dobijaju još konvencionalnije značenje, budući da veza može biti uglavnom kovalentne prirode. Vrijednosti I. r. (u Å) za neke elemente (prema N.V. Belovu i G.B. Bokiju): F - 1,33, Cl - 1,81, Br - 1,96, I - 2,20, O 2- 1 ,36, Li + 0,68, Na - 0,98, K + 1,33, Rb + 1,49, Cs + 1,65, Be 2+ 0,34, Mg 2+ 0,74, Ca 2+ 1,04, Sr 2+ 1,20, Ba 2+ 1,38, Sc 3+ 0,83, Y 3+ 0,97, La 3+ 0,97, La
V. L. Kireev.
- - supramolekularni sistemi membrana žive ćelije i njenih organela, koji su lipoproteinske prirode i daju biračko telo. prolaz diff. jona kroz membranu. Naib, kanali za jone Na+, K+, Ca2+ su uobičajeni...
- - molekularne strukture ugrađene u biol. membrane i vršenje prijenosa jona prema višoj elektrohemiji. potencijal...
Biološki enciklopedijski rječnik
- - karakteristike atoma, koje vam omogućavaju da približno procijenite međuatomske udaljenosti u molekulima i kristalima ...
Physical Encyclopedia
- - efektivne karakteristike atoma, koje vam omogućavaju da približno procijenite međuatomsku udaljenost u molekulima i kristalima ...
Chemical Encyclopedia
- - kristalno. in-va, kod kojih je adhezija između čestica posljedica preim. jonske veze...
Chemical Encyclopedia
- - sastoje se od dva suprotno nabijena jona koja se drže elektrostatički. sile, disperzije, ion-dipol ili neke druge interakcije...
Chemical Encyclopedia
- - vidi atomski radijusi...
Chemical Encyclopedia
- - vidi atomski radijusi...
Chemical Encyclopedia
- - jonski uređaji su isti kao i uređaji sa gasnim pražnjenjem...
Enciklopedija tehnologije
- - sistem veličine atoma koji je predložio Lebedev 1966.
Geološka enciklopedija
- - isto kao i uređaji za ispuštanje gasa...
Veliki enciklopedijski politehnički rječnik
- - karakteristike atoma, koje omogućavaju približno procjenu međuatomskih udaljenosti u tvarima ...
- - kristali u kojima je adhezija čestica uglavnom zbog ionskih hemijskih veza. I. do. može se sastojati i od monoatomskih i poliatomskih jona...
Velika sovjetska enciklopedija
- - uslovne karakteristike jona koje se koriste za približnu procjenu međunuklearnih udaljenosti u ionskim kristalima ...
Velika sovjetska enciklopedija
- - karakteristike koje omogućavaju približnu procjenu međuatomskih udaljenosti u molekulima i kristalima. Utvrđeno uglavnom iz podataka rendgenske analize strukture...
- - karakteristike udaljenosti između jezgara katjona i anjona u jonskim kristalima...
Veliki enciklopedijski rečnik
"Jonski radijusi" u knjigama
Li-ion baterije
Iz knjige Bivši građanin na selu. Najbolji recepti za život na selu autor Kaškarov AndrejLitijum-jonske baterije Litijum-jonske (Li-Ion) baterije pokazuju dobre performanse na niskim temperaturama. Većina proizvođača navodi ovu vrstu baterija do -20°C, dok pod malim opterećenjem baterije mogu isporučiti do 70% svog kapaciteta na
P3.4. Kako čuvati litijum-jonske baterije za laptop. Nekoliko preporuka
Iz knjige Moderan stan vodoinstalater, građevinar i električar autor Kaškarov Andrej PetrovičP3.4. Kako čuvati litijum-jonske baterije za laptop. Nekoliko preporuka Baterije treba čuvati u napunjenom stanju na temperaturama između +15°C i +35°C pri normalnoj vlažnosti vazduha; s vremenom se baterija lagano samopražnjava, čak i ako se čuva odvojeno od
Atomski radijusi
Iz knjige Velika sovjetska enciklopedija (AT) autora TSBJonski kristali
TSBJonski uređaji
Iz knjige Velika sovjetska enciklopedija (IO) autora TSBJonski radijusi
Iz knjige Velika sovjetska enciklopedija (IO) autora TSB2.4.1. Li-ion baterije
Iz knjige autora2.4.1. Litijum-jonske baterije Litijum-jonske baterije sve više dobijaju na tržištu mobilnih telefona. To je zbog njihovih prednosti, kao što su: visoka gustoća električne energije (dvostruko veća od one kod NiCd baterije iste veličine, a samim tim i upola manja).
Ionske i laserske instalacije
Iz knjige Pravila za postavljanje električnih instalacija u pitanjima i odgovorima [Vodič za učenje i pripremu za provjeru znanja] autor Krasnik Valentin ViktorovičJonske i laserske instalacije Pitanje. Kako treba urediti i postaviti jonske i laserske instalacije? Odgovor. Moraju se sastaviti, a blokove koji su u njima uključeni treba postaviti uzimajući u obzir mjere koje osiguravaju otpornost na buku upravljačkih i mjernih krugova ovih
Litijum-jonske (Li-Ion) baterije
Iz knjige Izvori napajanja i punjači autoraLitijum-jonske (Li-Ion) baterije Litijum je najlakši metal, ali ima i veoma negativan elektrohemijski potencijal. Zbog toga se litijum odlikuje najvećom teorijskom specifičnom električnom energijom. Sekundarni izvori
