Atomski radijus
Atomski radijus predstavlja rastojanje između najudaljenijih elektrona koji se javljaju u određenom atomu i jezgra tog atoma. Atomski radijusi se za razlikuju od stvarnih valentnih radijusa određuje teoretskim putem, a ne stvarnim eksperimentalnim podacima, zato iako su njihove definicije iste može doći do određenih razlika. Atomski radijus u grupama periodnog sistema elemenata raste odozgo nadole (elektroni se odaljavaju od atomskog jezgra), a u periodama raste zdesna nalevo (jezgro jače privlači elektrone, kojih je manje).
Atomski radijus hemijskog elementa je mera veličine njegovih atoma, obično srednja ili tipična udaljenost od središta jezgra do granice okolnih ljuski elektrona. Budući da granica nije dobro definisana fizička celina, postoje različite neekvivalentne definicije atomskog radijusa. Tri široko korišćene definicije atomskog radijusa su: Van der Valsov radijus, jonski radijus i kovalentni radijus.
U zavisnosti od definicije, termin se može primeniti samo na izolovane atome, ili takođe na atome u kondenzovanoj materiji, kovalentno vezane u molekulima, ili u jonizovanim i pobuđenim stanjima; a njegova vrednost se može dobiti eksperimentalnim merenjima ili izračunati iz teorijskih modela. Vrednost radijusa može zavisiti od stanja i konteksta atoma.[1]
Elektroni nemaju određene orbite niti oštro definisane domete. Umesto toga, njihovi položaji moraju biti opisani kao raspodele verovatnoće koje se postepeno smanjuju kako se udaljava od jezgra, bez oštrog preseka; oni se nazivaju atomske orbitale ili elektronski oblaci. Štaviše, u kondenzovanoj materiji i molekulima, elektronski oblaci atoma se obično preklapaju do neke mere, a neki od elektrona mogu da lutaju po velikom području koje obuhvata dva ili više atoma.
Prema većini definicija, radijusi izolovanih neutralnih atoma kreću se između 30 i 300 pm (1×10−12 m) ili između 0,3 i 3 angstrema. Prema tome, radijus atoma je više od 10.000 puta veći od poluprečnika njegovog jezgra (1–10 fm),[2] i manji od 1/1000 talasne dužine vidljive svetlosti (400–700 nm).
U mnoge svrhe, atomi se mogu modelovati kao sfere. Ovo je samo gruba aproksimacija, ali može pružiti kvantitativna objašnjenja i predviđanja mnogih pojava, kao što su gustina tečnosti i čvrstih supstanci, difuzija fluida kroz molekularna sita, raspored atoma i jona u kristalima, veličina i oblik molekula.
Atomski radijusi variraju na predvidljiv i objašnjiv način u periodnom sistemu. Na primer, radijusi se generalno smanjuju duž svake periode (reda) tabele, od alkalnih metala do plemenitih gasova; i povećajte idući niz svaku grupu (kolonu). Radijus se naglo povećava između plemenitog gasa na kraju svake periode i alkalnog metala na početku sledeće periode. Ovi trendovi atomskog radijusa (i raznih drugih hemijskih i fizičkih svojstava elemenata) mogu se objasniti teorijom elektronske ljuske atoma; oni su pružili su važnu evidenciju za razvoj i potvrdu kvantne teorije. Atomski radijusi se smanjuju u Periodnom sistemu, jer kako se atomski broj povećava, broj protona se povećava duž periode, ali se dodatni elektroni dodaju samo u istu kvantnu ljusku. Stoga se efektivno nuklearno naelektrisanje prema najudaljenijim elektronima povećava, približavajući najudaljenije elektrone. Kao rezultat, oblak elektrona se skuplja, a atomski radijus se smanjuje.
Istorija[uredi | uredi izvor]
Godine 1920, ubrzo nakon što je postalo moguće da se odrede veličine atoma pomoću rendgenske kristalografije, sugerisano je da svi atomi istog elementa imaju iste poluprečnike.[3] Međutim, 1923. godine, kada je postalo dostupno više podataka o kristalima, utvrđeno je da aproksimacija atoma kao sfere ne mora nužno da važi kada se upoređuje isti atom u različitim kristalnim strukturama.[4]
Definicije[uredi | uredi izvor]
Široko korišćene definicije atomskog radijusa uključuju:
- Van der Valsov radijus: u principu, polovina minimalne udaljenosti između jezgara dva atoma elementa koji nisu vezani za isti molekul.[5]
- Jonski radijus: nominalni radijus jona elementa u određenom stanju jonizacije, izveden iz razmaka atomskih jezgara u kristalnim solima koje uključuju taj jon. U principu, razmak između dva susedna suprotno naelektrisana jona (dužina jonske veze između njih) treba da bude jednak zbiru njihovih jonskih radijusa.[5]
- Kovalentni radijus: nominalni radijus atoma elementa kada je kovalentno vezan za druge atome, kako je zaključeno iz razdvajanja između atomskih jezgara u molekulima. U principu, rastojanje između dva atoma koja su međusobno vezana u molekulu (dužina te kovalentne veze) treba da bude jednak zbiru njihovih kovalentnih radijusa.[5]
- Metalni radijus: nominalni radijus atoma elementa kada su metalnim vezama pridruženi drugim atomima.
- Borov radijus: radijus elektronske orbite najniže energije predviđen Borovim modelom atoma (1913).[6][7] On je primenljiv je samo na atome i jone sa jednim elektronom, kao što su vodonik, pojedinačno jonizovani helijum i pozitronijum. Iako je sam model sada zastareo, Borov radijus za atom vodonika i dalje se smatra važnom fizičkom konstantom.
Empirijski izmereni atomski radijus[uredi | uredi izvor]
Sledeća tabela prikazuje empirijski izmerene kovalentne radijuse za elemente, kako ih je objavio J. K. Slejter 1964.[8] Vrednosti su u pikometrima (pm ili 1×10−12 m), sa tačnošću od oko 5 pm. Nijansa kutije se kreće od crvene do žute kako se radijus povećava; siva označava nedostatak podataka.
| Grupa (kolona) |
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | |
| Perioda (row) |
|||||||||||||||||||
| 1 | H 25 |
He | |||||||||||||||||
| 2 | Li 145 |
Be 105 |
B 85 |
C 70 |
N 65 |
O 60 |
F 50 |
Ne | |||||||||||
| 3 | Na 180 |
Mg 150 |
Al 125 |
Si 110 |
P 100 |
S 100 |
Cl 100 |
Ar | |||||||||||
| 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 | |
| Lantanoidi | * |
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 | |||
| Aktinoidi | ** |
Ac 195 |
Th 180 |
Pa 180 |
U 175 |
Np 175 |
Pu 175 |
Am 175 |
Cm |
Bk |
Cf |
Es |
Fm |
Md |
No |
Lr | |||
Vidi još[uredi | uredi izvor]
Reference[uredi | uredi izvor]
- ^ Cotton, F. A.; Wilkinson, G. (1988). Advanced Inorganic Chemistry (5th izd.). Wiley. str. 1385. ISBN 978-0-471-84997-1.
- ^ Basdevant, J.-L.; Rich, J.; Spiro, M. (2005). Fundamentals in Nuclear Physics. Springer. str. 13, fig 1.1. ISBN 978-0-387-01672-6.
- ^ Bragg, W. L. (1920). „The arrangement of atoms in crystals”. Philosophical Magazine. 6. 40 (236): 169—189. doi:10.1080/14786440808636111.
- ^
Wyckoff, R. W. G. (1923). „On the Hypothesis of Constant Atomic Radii”. Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America. 9 (2): 33—38. Bibcode:1923PNAS....9...33W. PMC 1085234
. PMID 16576657. doi:10.1073/pnas.9.2.33.
- ^ a b v Pauling, L. (1945). The Nature of the Chemical Bond (2nd izd.). Cornell University Press. LCCN 42034474.
- ^ Bohr, N. (1913). „On the Constitution of Atoms and Molecules, Part I. – Binding of Electrons by Positive Nuclei” (PDF). Philosophical Magazine. 6. 26 (151): 1—24. Bibcode:1913PMag...26....1B. doi:10.1080/14786441308634955. Pristupljeno 8. 6. 2011.
- ^ Bohr, N. (1913). „On the Constitution of Atoms and Molecules, Part II. – Systems containing only a Single Nucleus” (PDF). Philosophical Magazine. 6. 26 (153): 476—502. Bibcode:1913PMag...26..476B. doi:10.1080/14786441308634993. Pristupljeno 8. 6. 2011.
- ^ Slater, J. C. (1964). „Atomic Radii in Crystals”. Journal of Chemical Physics. 41 (10): 3199—3205. Bibcode:1964JChPh..41.3199S. doi:10.1063/1.1725697.
Spoljašnje veze[uredi | uredi izvor]
- W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Retrieved May 18, 2005.
- Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Retrieved May 18, 2005.
- Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History Архивирано на сајту Wayback Machine (14. фебруар 2008). Retrieved February 29, 2008.
