8.2
Atomradien und effektive Kernladung
Elemente der selben Gruppe des Periodensystems zeigen auch ein ähnliches chemisches Verhalten. Die Ähnlichkeit ist durch die gleichen Anzahl und Verte…
Die Größe eines Atoms wird von den Elektronen und ihrer Orbitale bestimmt. Orbitale beschreiben jedoch keinen begrenzten Raum, sondern vielmehr die statistische Wahrscheinlichkeit, wo ein Elektron gefunden werden kann. Wie ist also die atomare Größe definiert, und was beeinflusst sie?
Ein Atomradius kann auf zwei Arten beschrieben werden. Nichtbindender Atomradius oder van-der-Waals-Radius eines Atoms, ist die Hälfte des Abstands zwischen benachbarten Kernen im atomaren Festkörper. Umgekehrt, ein bindender Atomradius oder kovalenter Radius, unterscheidet zwischen Metallen und Nichtmetallen.
Bei Metallen wird der Radius für Atome in ihrer Kristallstruktur als die Hälfte des Abstands zwischen den Mittelpunkten von zwei benachbarte Atome beschrieben. Bei nichtmetallischen, zweiatomigen Molekülen, wird der Radius als die Hälfte des Abstands zwischen den Zentren von verbundenen Atomen beschrieben. Das Periodensystem stellt Variationen im kovalenten Radii dar, die oft als Atomradien bezeichnet werden, die von zwei Faktoren beeinflusst sind;die Anzahl der Hauptenergiezustände der Valenzelektronen und der effektiven Kernladung.
Die Entwicklung der Atomradien für die Elemente der Hauptgruppe abwärts der Spalten ist hier dargestellt. Nach unten in einer Gruppe, erhöht sich der Hauptquantenzahl n für jedes Element um eins. Somit gilt, dass je weiter die äußeren Elektronen vom Kern entfernt sind, nimmt der Atomradius in der Gruppe nach unten zu.
Zum Beispiel, entlang die Gruppe 1, steigt der Atomradius von Lithium zu Cäsium. Dieser Trend lässt sich am gesamten Periodensystem ablesen. Weiterhin zeigt die Darstellung, dass der Atomradius das Maximum für jedes Alkalimetall erreicht und fällt zum Minimum mit jedem Edelgas über der gesamten Periode.
Die abnehmenden Atomradien über eine Periode lassen sich durch die effektive Kernladung erklären. Erinnern Sie sich an das Konzept einer wirksamen Kernladung. In jedem Mehrfach-Elektronen-Atom schirmen die inneren Schalenelektronen die Elektronen der äußeren Schale von den Anziehungskräften des Zellkerns teilweise ab.
Also, bei der effektiven Kernladung, ist die von einem Außenelektron gefühlte Ladung geringer als die tatsächliche Kernladung. Elektronen in der gleichen Valenzhülle schirmen sich gegenseitig nicht sehr effektiv ab. In einer gesamten Periode steigt die nukleare Ladung, während die Anzahl der Elektronen der inneren Schale gleich bleiben.
Somit, nimmt die effektive Kernladung stetig zu, und die Abschirmung der Außenelektronen wird geringer, und dies führt zu einer Verringerung der Atomradien. Die Radien der meisten Übergangselemente, bleiben jedoch in jeder Reihe in etwa konstant. Das liegt daran, dass die Anzahl der Elektronen in den äußersten Hauptenergiezustandes nahezu konstant ist.
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Q1: What is the difference between van der Waals radius and covalent radius?
Van der Waals radius, or nonbonding atomic radius, is one-half the distance between adjacent nuclei in atomic solids. Covalent radius, or bonding atomic radius, differs for metals and nonmetals. In metals, it's one-half the distance between neighboring atom centers in crystal structures. In nonmetal diatomic molecules, it's one-half the distance between bonded atom centers.
Q2: Why does atomic radius increase when moving down a group in the periodic table?
As you move down a group, the principal quantum number increases by one for each element, placing outer electrons farther from the nucleus. Although nuclear charge increases, the additional inner shell electrons shield outer electrons more effectively. This greater distance outweighs the increased nuclear charge, causing atomic radius to increase down the group.
Q3: How does effective nuclear charge explain the decrease in atomic radius across a period?
Across a period, nuclear charge increases while the number of inner shell electrons remains constant. Outer electrons in the same valence shell do not shield each other effectively. As effective nuclear charge increases, the nucleus pulls outer electrons closer, decreasing atomic radius. This stronger pull creates the periodic trend of decreasing size from left to right.
Q4: What role does electron shielding play in determining atomic size?
Inner shell electrons partially shield outer shell electrons from the nucleus's pull, reducing the effective nuclear charge felt by valence electrons. Core electrons shield efficiently, but outermost electrons do not shield one another effectively. The greater the effective nuclear charge after accounting for shielding, the stronger the nucleus holds outer electrons, resulting in a smaller atomic radius.
Q5: Why do transition elements have relatively constant atomic radii across a row?
Transition elements maintain roughly constant atomic radii across each row because the number of electrons in the outermost principal energy level remains nearly constant. Although nuclear charge increases, the additional electrons enter inner d orbitals, not the valence shell. This results in a roughly constant effective nuclear charge experienced by outer electrons.
Q6: How do alkali metals compare in size within their group?
Alkali metals show maximum atomic radius at the beginning of each period. Moving down group 1 from lithium to cesium, atomic radius increases significantly. This trend reflects the increasing principal quantum number for valence electrons, placing them progressively farther from the nucleus despite increasing nuclear charge.
Q7: What determines whether an atom's size is defined by bonding or nonbonding radius?
Bonding radius applies when atoms form covalent bonds, measured as one-half the distance between bonded atom centers in molecules or crystal structures. Nonbonding radius applies to isolated atoms in solids, measured as one-half the distance between adjacent nuclei. The choice depends on whether atoms are chemically bonded or simply in contact within a solid structure.