8.2
原子半径と有効核電荷
周期表の族に属する元素は、似たような化学的挙動を示します。このような類似性は、族のメンバーがその原子価殻内の電子の数と分布が同じであることから生じます。
1つの周期を左から右に進むと、元素ごとに原子核に陽子１つが、電子価殻に電子１つが追加されます。また、元素族を下っていくと、価電子の数は一定だが、主…
原子の大きさは 電子や軌道によって 決まります しかし 軌道は限られた 空間を表すものではなく 電子がどこにあるかという 統計的な 確率を表すものです では 原子の大きさは どのように定義され 何が影響しているのでしょうか？原子半径は2つの方法で 記述することができます 非結合性原子半径（原子の ファンデルワールス半径）は 原子の固体中で 隣り合う原子核間の距離の 2分の1の大きさです 逆に 金属と非金属を 区別するのが 結合性原子半径 共有結合半径）です 金属では 結晶構造中の 原子の半径は 隣り合う2つの原子の 中心間の距離の 2分の1と 表されます 非金属の二原子分子では 半径は結合した原子の 中心間の距離の 2分の1と表されます 周期表には 原子半径と呼ばれる 共有結合の変化が 描かれていますが これは原子価電子の 主エネルギー準位の数と 実効核電荷の 2つの要素に影響されます ここでは 主要な族の元素の 原子半径の傾向を示しています 主量子数nは 元素ごとに 1ずつ増加していきます このように 外側の電子が 原子核から遠ざかるほど 原子半径は大きくなります 例えば 1族を 下に移動すると リチウムからセシウムへと 原子半径が大きくなります この傾向は 周期表全体で 示されています さらに このプロットを見ると 各アルカリ金属で 原子半径が最大になり 各希ガスで 最小になることがわかります 原子半径が 周期的に減少していることは 実効核電荷で説明できます 有効核電荷の概念を 思い出してください 多電子原子では 内殻電子が外殻電子を 原子核の引力から 部分的に遮蔽しています このため 外殻電子が 感じる電荷である 実効核電荷は 実際の核電荷よりも 小さくなります 同じ価数殻内の電子は お互いをあまり 効果的に遮蔽しません この周期中 内殻電子の数は 一定であるのに対し 核電荷は 増加します このように 実効核電荷が 着実に増加すると 外殻電子の遮蔽が少なくなり 原子半径が減少します しかし ほとんどの 遷移元素の原子半径は 各列に渡って ほぼ一定に保たれています これは 最も外側の 主エネルギー準位にある 電子の数が ほぼ一定であるためです
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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.