Как найти радиус атома алюминия

Периодический закон

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.

В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в «строки и столбцы» — периоды и группы.

Период — ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов. 4, 5, 6 — называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.

В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер — сверху вниз «↓». Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома, соответственно, и больше его радиус.

С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается — снизу вверх «↑». Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.

Период, группа и электронная конфигурация

Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня. Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия — тоже 3. Оба они в III группе.

Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует — там нужно считать электроны «вручную», располагая их на электронных орбиталях.

Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть то самое «сходство»:

  • B5 — 1s 2 2s 2 2p 1
  • Al13 — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns 2 np 1 . Это будет работать для бора, внешний уровень которого 2s 2 2p 1 , алюминия — 3s 2 3p 1 , галия — 4s 2 4p 1 , индия — 5s 2 5p 1 и таллия — 6s 2 6p 1 . За «n» мы принимаем номер периода.

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода — и вот быстро получена конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂

Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен, вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных — только «вручную».

Длина связи

Длина связи — расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.

Читайте также:  Расходники для сварки алюминия

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические — усиливаются (слева направо «→»). В группе с увеличением заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические — ослабевают (сверху вниз «↓»).

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны — у него самые слабые неметаллические свойства. Сера обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера — самый сильный неметалл.

Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева — металлы.

Основные и кислотные свойства

Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные — возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные свойства усиливаются, а кислотные — ослабевают.

Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются, вторые — убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF — самая слабая из этих кислот, а HI — самая сильная.

Восстановительные и окислительные свойства

Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные — усиливаются. В группе с увеличением заряда атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные — ослабевают.

Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные — с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще запомнить 😉

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность — способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны). Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус «-«.

Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева — это фтор.

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Понятию ЭО-ости «синонимичны» также понятия сродства к электрону — энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации — количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.

Читайте также:  Алюминий ад31т1 характеристики применение

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.

В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы — R2O3. Напишем высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3, Ga2O3.

На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.

ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в «-» отрицательную СО. Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы — 8.

Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.

Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко найдете формулы других ЛВС VI группы: серы — H2S, H2Se, H2Te, H2Po.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Радиус атома

Атому приписывается атомный радиус, с помощью которого можно приблизительно определить его пространственный размер. Абсолютный радиус атома — а, следовательно, и абсолютный размер — не может быть указан, потому что атом показывает разные эффективные размеры в зависимости от типа химической связи и, согласно идеям квантовой механики, в любом случае не имеет определенного предела. Атомный радиус определяется по расстоянию между атомными ядрами в химических соединениях соответствующего типа:

  • В системах с преимущественно ионной структурой атомам приписываются ионные радиусы .
  • Для атомов в молекулярных соединениях, характеризуемых как ковалентные , указаны ковалентные радиусы .
  • В металлах атомам даны атомные радиусы металлов .
  • Между молекулами ковалентных связей действуют силы Ван-дер-Ваальса ; соответственно есть ван-дер-ваальсовы радиусы .

Атомные радиусы порядка 10 -10 м (= 1 Ангстрем = 100 пм = 0,1 нм ). Ковалентный радиус в молекуле водорода равен z. Б. 32 пм , радиус металла 12-кратно координированного цезия 272 пм.

Содержание

Отношение к позиции в периодической таблице

Радиусы атомов увеличиваются сверху вниз в пределах группы периодической таблицы и уменьшаются слева направо в течение периода. Это объясняется тем, что атомный номер и, следовательно, положительный заряд ядра увеличиваются в течение определенного периода . Таким образом, отрицательные электроны атома притягиваются сильнее. Уменьшение атомного радиуса в период перехода от галогена к благородному газу можно объяснить особенно стабильной электронной конфигурацией благородных газов. Увеличение радиуса от одной строки к другой в каждой группе происходит из-за того, что новые оболочки заполняются электронами.

Атомные радиусы некоторых химических элементов 1

Атомный номер условное обозначение Радиус в 10 −12 м
1 ЧАС 32
2 Привет 28
3 Ли 152
4-й Быть 112
5 Б. 88
Шестой С. 77
7-е N 70
8-е О 66
9 Ф. 64
10 Нет 58
11 Нет данных 186
12 Mg 160
13 Al 143
14-е Si 117
15-е п 110
16 С. 104
17-е Cl 99
18-е Ar 106
19-е K 231
20-е Приблизительно 197

Радиус атома металла, упаковка сфер и решетка Браве

В простейшем случае элемент кристаллизуется, как показано на рисунке 1 ( простой кубический, простой кубический или примитивный ). Диаметр атома D (расстояние между центрами ближайших соседних атомов) можно рассчитать, начав с куба, который содержит 10 24 атомов и, следовательно, края которого образованы 10 8 атомами. Один моль составляет 6,022 · 10 23 атомов. И это столько граммов, сколько указывает атомная масса A. A / 0,6022 грамма — это вес куба с 10 24 атомами. Если разделить на плотность ρ, то A / (0.6022 · ρ) см 3 будет его объемом. Третий корень его дает длину ребра, и они через 10 8 является делением атомного диаметра D . Для элемента полония ( A = 208,983; ρ = 9,196) объем этого куба составляет 37,737 см 3, а длина ребра — 3,354 см. Это подразумевает атомный радиус 167,7 пм; в сборниках данных даны 167.5 м.

Читайте также:  Арболит с сульфатом алюминия

В случае золота ( A = 196,967 г / моль; ρ = 19,282 г / см 3 ) это уже не так точно, ошибка составляет около 12%. Причина этого несоответствия в том, что атомы золота упакованы не примитивно, а более плотно (гранецентрированная кубическая, гранецентрированная кубическая, ГЦК, одна из двух наиболее плотных упаковок сфер; рис. 2). Здесь

  • В одной плоскости ряды атомов сдвинуты друг относительно друга на половину атомного диаметра, так что их можно сдвинуть ближе друг к другу, и
  • атомы на уровне выше каждого лежат в полости между тремя другими атомами. Вместе они образуют тетраэдры.

Характерно в массив атомов по прямой линии, auffädelt атома центральных точек, расстояние между двумя рядами в одной плоскости в кубической примитивном / SC-сетке просто D . В гранецентрированной кубической / ГЦК решетке он меньше, а именно D · (√3 / 2) (= высота равностороннего треугольника), а расстояние между двумя плоскостями равно высоте тетраэдра [D · √ (2/3)]. Из произведения двух множителей можно найти: у фиктивного золотого куба с кубической примитивной кристаллической структурой объем √2 ≈ 1,41421 больше, либо его плотность будет на √2 меньше. Если провести расчет с более низкой плотностью, получится D = 288 мкм или r = 144 мкм, что согласуется с результатом дифракции рентгеновских лучей.

Это проще, если вы знаете плотности упаковки (пропорция, в которой атомы считаются круглыми, составляют в объеме). Плотность упаковки примитивной кубической сетки составляет 0,523599, для гранецентрированной кубической — 0,740480. Такая же плотность упаковки имеет и гексагональную решетку (последовательность слоев AB с гранецентрированной кубической ABC). Частное (0,74… / 0,52…) дает множитель √2. В таблице приведены примеры элементов с гранецентрированной кубической или гексагональной кристаллической структурой, а также результат расчета и измеренный атомный радиус.

Порядковый
номер
элемент Кристаллическая
структура
Атомная масса плотность r вычисл [pm] r exp [pm]
4-й Быть шестнадцатеричный 9,012 1848 112,7 112
12 Mg шестнадцатеричный 24.305 1,738 160,1 160
20-е Приблизительно fcc 40,078 1,55 196,5 197
22-е Ti шестнадцатеричный 47,867 4 506 146,1 147
27 Co шестнадцатеричный 58,933 8,86 125,0 125
28 Ni fcc 58,693 8 908 124,6 124
29 Cu fcc 63 546 8 933 127,8 128
40 Zr шестнадцатеричный 91,224 6,506 160,3 160
46 Pd fcc 106,42 12,023 137,5 137
47 Ag fcc 107,868 10,501 144,5 144
57 Ла шестнадцатеричный 138,905 6,162 187,7 187
76 Операционные системы шестнадцатеричный 190,23 22,59 135,2 135
77 Ir fcc 192,217 22,56 135,7 136
78 Pt fcc 195,084 21,45 138,7 138,5
79 Au fcc 196,967 19 282 144,2 144

Для объемно-центрированной элементарной ячейки (объемно-центрированная кубическая, ОЦК; пример: натрий) плотность упаковки составляет 0,68175. Здесь плотность ρ нужно разделить на (0,68… / 0,52…). Это опять же соответствует объему фиктивного куба со структурой sc, который в этот раз больше. Для натрия ( A = 22,9898; ρ = 0,968) третий корень из [22,9898 / (0,6022 · 0,968)] · (0,68… / 0,52…) дает D = 371, 16:00 и r = 185,7; измерено 186 пм.

Классический кристаллографический метод подсчитывает количество атомов в элементарной ячейке. В случае гранецентрированной кубики (ГЦК) он содержит части четырех целых атомов (рис. 3). Объем, в котором находятся четыре атома, можно определить из атомной массы, плотности и числа Авогадро, то есть размера элементарной ячейки (в данном случае формы куба). Диаметр атома — это расстояние между центрами двух ближайших друг к другу атомов в ячейке. Они располагаются по диагонали поверхности (а не по краю, так как они дальше друг от друга). Это четыре атомных радиуса в длину (на рисунке 3 для ясности атомы показаны меньшего размера). Длина края, длина диагонали и, следовательно, атомный радиус получаются из объема. С кубической примитивной элементарной ячейкой расчет может быть выполнен и для полония.

Источник

Adblock
detector