La taille des particules détermine souvent le type de structure cristalline et est importante pour comprendre l’apparition de nombreuses réactions chimiques. La taille des atomes, des ions et des molécules est déterminée par les électrons de valence. La base pour comprendre ce problème - les modèles de changements dans les rayons orbitaux - est présentée dans la sous-section. 2.4. Un atome n’a pas de frontières et sa taille est une valeur relative. Néanmoins, il est possible de caractériser la taille d'un atome libre par son rayon orbital. Mais les atomes et les ions qui entrent dans la composition d'une substance (dans une molécule, un polymère, un liquide ou un solide) présentent généralement un intérêt pratique, et non les atomes libres. Étant donné que les états d'un atome libre et lié diffèrent considérablement (et surtout leur énergie), les tailles doivent également différer.

Pour les atomes liés, vous pouvez également saisir des quantités caractérisant leur taille. Bien que les nuages ​​électroniques d'atomes liés puissent différer considérablement de ceux sphériques, la taille des atomes est généralement caractérisée par efficace (apparent) rayons .

La taille des atomes d’un même élément dépend de manière significative de la composition du composé chimique et du type de liaison de l’atome. Par exemple, pour l'hydrogène, la moitié de la distance interatomique dans la molécule H 2 est de 0,74/2 = 0,37 Å, et dans l'hydrogène métallique, la valeur du rayon est de 0,46 Å. Ils soulignent donc rayons covalents, ioniques, métalliques et de Van der Waals . En règle générale, dans les concepts de rayons effectifs, les distances interatomiques (plus précisément les distances internucléaires) sont considérées comme la somme des rayons de deux atomes voisins, en considérant les atomes comme des sphères incompressibles. En présence de données expérimentales fiables et précises sur les distances interatomiques (et de telles données sont disponibles depuis longtemps pour les molécules et les cristaux avec une précision au millième d'angström), un problème demeure : déterminer le rayon de chaque atome - comment répartir la distance interatomique entre deux atomes. Il est clair que ce problème ne peut être résolu sans ambiguïté qu’en introduisant des données ou hypothèses indépendantes supplémentaires.

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Propriétés d'une liaison chimique

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Rayons covalents
La situation la plus évidente concerne les rayons covalents des atomes qui forment des molécules diatomiques non polaires. Dans de tels cas, le rayon covalent est exactement la moitié de la distance interatomique

Rayons ioniques
Puisque sous le n. toi. Il est difficile d'observer des molécules avec des liaisons ioniques et en même temps on connaît un grand nombre de composés qui forment des cristaux ioniques, puis lorsqu'il s'agit de rayons ioniques,

Rayons métalliques
La détermination des rayons métalliques en soi n'est pas un problème - il suffit de mesurer la distance internucléaire dans le métal correspondant et de la diviser en deux. Dans le tableau 20 sont de la méthamphétamine

Rayons de Vander Waals
Les rayons de Van der Waals peuvent être déterminés en mesurant les distances entre les atomes d'un cristal lorsqu'il n'y a pas de liaison chimique entre eux. Autrement dit, les atomes appartiennent à des molécules différentes

Questions d'auto-test
1. Que sont les rayons orbitaux et effectifs ? 2. Quelle est la différence entre le rayon d’une pastille et celui d’un atome ou d’un ion ? 3. Dans quels cas le rayon covalent est-il égal à la moitié de la longueur ?

Charges atomiques efficaces
Lorsqu’une liaison chimique se forme, une redistribution de la densité électronique se produit et, dans le cas d’une liaison polaire, les atomes se chargent électriquement. Ces frais sont dits effectifs. Ils sont harassés

Charges efficaces dans certains cristaux ioniques
Substance CsF CsCl NaF NaCl LiF LiCl LiI DEO 3.3

Charges effectives des atomes dans les oxydes (d'après N. S. Akhmetov)
Oxyde Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO

Questions d'auto-test
1. Quelle est la charge effective d’un atome ? 2. La charge effective peut-elle dépasser (en valeur absolue) l’état d’oxydation d’un atome ? 3. Quel est le degré d’ionicité d’une liaison ? 4.K

Valence
En général, la valence caractérise la capacité des atomes d'un élément à former des composés contenant une certaine composition (certains rapports des quantités de différents éléments dans le composé). Souvent dans

Questions d'auto-test
1. Définir les notions : degré d'oxydation ; covalence; numéro de coordination; numéro stérique. 2. Déterminer la covalence, l'état d'oxydation et le CN pour : H2S ; H

Énergie de communication
La quantité d'énergie est la caractéristique la plus importante d'une liaison, déterminant la résistance des substances à la chaleur, à l'éclairage, aux contraintes mécaniques et aux réactions avec d'autres substances[†]. Il existe différentes méthodes

Énergies de liaison des molécules diatomiques dans un gaz (N. N. Pavlov)
Molécule H2 Li2 Na2 K2 F2 Cl2

Questions d'auto-test
1. Prédisez le changement d'énergie de la liaison C – N dans la série Н3СNН2, Н2СНН, НННН. 2. Prédire le changement de l'énergie de liaison dans la série O2, S2, Se2

Liaison chimique et tableau périodique des éléments
Considérons les régularités de la structure et les propriétés de certaines substances simples et des composés les plus simples, déterminées par la structure électronique de leurs atomes. Les atomes de gaz rares (groupe VIIIA) sont complètement

Modifications des distances interatomiques pour les substances simples du groupe VIA
Substance Distance entre les atomes, Å à l'intérieur des molécules entre les molécules différence S

Supplémentaire
3. Chimie générale / éd. E.M. Sokolovskaya. M. : Maison d'édition de l'Université d'État de Moscou, 1989. 4. Ugai Ya. Chimie générale. M. : Plus haut. école, 1984. 5. Idem. Chimie générale et inorganique. M..

Pour comprendre la question de ce qu'on appelle le rayon d'un atome dans la science moderne, rappelons-nous ce qu'est un atome lui-même. Selon les concepts classiques, au centre de l'atome se trouve un noyau composé de protons et de neutrons, et les électrons tournent chacun autour du noyau sur leur propre orbite.

Rayon atomique en physique

Puisque dans ce modèle de la structure d'un atome, les électrons sont des particules spatialement limitées, c'est-à-dire des corpuscules, il est logique de considérer le rayon atomique (a.r.) comme la distance entre son noyau et l'orbite la plus éloignée, ou externe, dans laquelle l'atome se trouve. les électrons dits de valence tournent.

Cependant, selon les modernes idées de mécanique quantique, ce paramètre ne peut pas être déterminé de manière aussi univoque que dans le modèle classique. Ici, les électrons ne sont plus représentés comme des corpuscules de particules, mais acquièrent les propriétés d'ondes, c'est-à-dire d'objets spatialement illimités. Dans un tel modèle, il est tout simplement impossible de déterminer avec précision la position de l'électron. Ici, cette particule est déjà représentée sous la forme d'une orbitale électronique dont la densité varie en fonction de la distance au noyau atomique.

Ainsi, dans le modèle moderne de la structure de l'atome, son rayon ne peut être déterminé sans ambiguïté. Par conséquent, en physique quantique, en chimie générale, en physique du solide et dans d'autres sciences connexes, cette valeur est aujourd'hui définie comme le rayon d'une sphère au centre de laquelle se trouve un noyau, dans lequel 90 à 98 % de la densité de l'électron le nuage est concentré. En fait, cette distance détermine les limites de l’atome.

Si vous considérez le tableau périodique des éléments chimiques (tableau de Mendeleïev), qui répertorie les rayons atomiques, vous pouvez voir certains modèles, qui s'expriment par le fait qu'au cours d'une période, ces nombres diminuent de gauche à droite et qu'au sein d'un groupe, ils augmentent de de haut en bas. De tels modèles s'expliquent par le fait qu'au cours d'une période, lors du déplacement de gauche à droite, la charge de l'atome augmente, ce qui augmente la force d'attraction des électrons par celui-ci, et lors du déplacement à l'intérieur du groupe de haut en bas, de plus en plus plus de couches électroniques sont remplies.

Rayon atomique en chimie et cristallographie

Quels sont les types

Cette caractéristique varie considérablement en fonction de la liaison chimique dans laquelle se trouve l'atome. Puisque toutes les substances dans la nature sont majoritairement constituées de molécules, le concept de a. R. utilisé pour déterminer les distances interatomiques dans une molécule. Et cette caractéristique dépend des propriétés des atomes inclus dans la molécule, c'est-à-dire de leur position dans le tableau périodique des éléments chimiques. Ayant des propriétés physiques et chimiques différentes, les molécules forment une grande variété de substances.

Essentiellement, cette valeur décrit l’étendue de la force d’attraction électrique entre le noyau d’un atome et ses couches électroniques externes. En dehors de cette sphère, la force d’attraction électrique d’un atome voisin entre en jeu. Existe plusieurs types de liaisons chimiques entre atomes dans une molécule :

• covalent;
• ionique;
• métal;
• Van der Waals.

Selon ces connexions, il en sera de même rayon atomique.

Comment cela dépend du type de liaison chimique

Dans une liaison covalente, AR est défini comme la moitié de la distance entre les atomes voisins dans une seule liaison chimique X-X, et X est un non-métal, puisque cette liaison est caractéristique des non-métaux. Par exemple, pour les halogènes, le rayon covalent sera égal à la moitié de la distance internucléaire X-X dans la molécule X2, pour les molécules de sélénium Se et de soufre S - la moitié de la distance X-X dans la molécule X8, pour le carbone C, il sera égal à la moitié de la plus courte Distance C-C dans un cristal de diamant.

Cette liaison chimique a la propriété d'additivité, c'est-à-dire la sommation, qui permet de déterminer les distances internucléaires dans les molécules polyatomiques. Si la liaison dans la molécule est double ou triple, alors l'AR covalent diminue, car la longueur des liaisons multiples est inférieure à celle des liaisons simples.

Pour les liaisons ioniques formées dans les cristaux ioniques, les valeurs ioniques AR sont utilisées pour déterminer la distance entre l'anion et le cation les plus proches situés sur les sites du réseau cristallin. Cette distance est définie comme la somme des rayons de ces ions.

Existe plusieurs façons de déterminer les rayons ioniques, auquel les valeurs des ions individuels diffèrent. Mais du coup, ces méthodes donnent à peu près les mêmes valeurs de distances internucléaires. Ces méthodes ou systèmes portent le nom de scientifiques qui ont mené des recherches pertinentes dans ce domaine :

• Goldschmidt ;
• Pauling ;
• Belova et Bokiya ;
• d'autres scientifiques.

Dans le cas d'une liaison métallique se produisant dans des cristaux métalliques, les AP sont considérés comme étant égaux à la moitié de la distance la plus courte qui les sépare. Le rayon métallique dépend du numéro de coordination K. À K = 12, sa valeur est classiquement prise comme unité. Pour les numéros de coordination 4, 6 et 8, les rayons métalliques du même élément seront respectivement de 0,88, 0,96 et 0,98.

Si nous prenons deux métaux différents et comparons les rayons métalliques de leurs éléments, alors la proximité de ces valeurs entre elles signifiera une condition nécessaire, mais non suffisante, pour la solubilité mutuelle de ces métaux selon le type de substitution. Par exemple, le potassium K liquide et le lithium Li ne se mélangent pas dans des conditions normales et forment deux couches liquides, car leurs rayons métalliques sont très différents (respectivement 0,236 nm et 0,155 nm), et le potassium K avec le césium Cs forment une solution solide en raison de la proximité de leurs rayons (0,236 nm et 0,268 nm).

van der Waals L'AR est utilisé pour déterminer les tailles efficaces des atomes de gaz rares, ainsi que les distances entre les atomes les plus proches du même nom qui appartiennent à des molécules différentes et ne sont pas reliés par une liaison chimique (par exemple, des cristaux moléculaires). Si de tels atomes se rapprochent d’une distance inférieure à la somme de leurs rayons de Van der Waals, une forte répulsion interatomique apparaîtra entre eux. Ces rayons déterminent les limites minimales admissibles de contact entre deux atomes appartenant à des molécules voisines.

De plus, les données AR sont utilisées pour déterminer la forme des molécules, leurs conformations et leur emballage dans des cristaux moléculaires. Le principe du « dense packaging » est connu, lorsque molécules formant un cristal, entrent les uns dans les autres avec leurs « saillies » et leurs « creux ». Sur la base de ce principe, les données cristallographiques sont interprétées et les structures des cristaux moléculaires sont prédites.

Vidéo

Cette vidéo utile vous aidera à comprendre ce qu'est le rayon atomique.

RAYON ATOMIQUE EFFICACE - voir Le rayon est atomique.

Dictionnaire géologique : en 2 volumes. - M. : Nédra. Edité par KN Paffengoltz et al.. 1978 .

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Propriétés périodiques des éléments

La périodicité est exprimée dans la structure de la couche électronique des atomes, par conséquent, les propriétés qui dépendent de l'état des électrons sont en bon accord avec la loi périodique : rayons atomiques et ioniques, énergie d'ionisation, affinité électronique, électronégativité et valence des éléments. Mais la composition et les propriétés des substances et composés simples dépendent de la structure électronique des atomes, c'est pourquoi une périodicité est observée dans de nombreuses propriétés des substances et composés simples : température et chaleur de fusion et d'ébullition, longueur et énergie des liaisons chimiques, potentiels d'électrode, standard enthalpies de formation et entropies de substances, etc. d. La loi périodique couvre plus de 20 propriétés d'atomes, d'éléments, de substances simples et de composés.

Selon la mécanique quantique, un électron peut être localisé en n’importe quel point autour du noyau d’un atome, aussi bien à proximité qu’à une distance considérable. Les limites des atomes sont donc vagues et indéfinies. Dans le même temps, en mécanique quantique, la probabilité de distribution électronique autour du noyau et la position de la densité électronique maximale pour chaque orbitale sont calculées.

Rayon orbital d'un atome (ion)est la distance entre le noyau et la densité électronique maximale de l'orbitale externe la plus éloignée de cet atome (ion).

Les rayons orbitaux (leurs valeurs sont données dans l'ouvrage de référence) diminuent avec les périodes, car Une augmentation du nombre d'électrons dans les atomes (ions) ne s'accompagne pas de l'apparition de nouvelles couches électroniques. La couche électronique d'un atome ou d'un ion de chaque élément suivant au cours d'une période devient plus dense par rapport à la précédente en raison d'une augmentation de la charge du noyau et d'une augmentation de l'attraction des électrons vers le noyau.

Les rayons orbitaux des groupes augmentent parce que l'atome (ion) de chaque élément diffère de son supérieur par l'apparition d'une nouvelle couche électronique.

Le changement des rayons atomiques orbitaux pendant cinq périodes est illustré sur la figure. 13, d'où il ressort clairement que la dépendance a une forme en « dents de scie » caractéristique de la loi périodique.

Riz. 13. Dépendance du rayon orbital

à partir du numéro atomique des éléments de la première à la cinquième période.

Mais au cours des périodes, la diminution de la taille des atomes et des ions ne se produit pas de manière monotone : de petits « éclats » et « creux » sont observés dans les éléments individuels. En règle générale, les « lacunes » contiennent des éléments dont la configuration électronique correspond à un état de stabilité accrue : par exemple, dans la troisième période c'est du magnésium (3s 2), dans la quatrième période c'est du manganèse (4s 2 3d 5) et zinc (4s 2 3d 10) etc.

Note. Les calculs de rayons orbitaux sont effectués depuis le milieu des années soixante-dix du siècle dernier grâce au développement de la technologie informatique électronique. Utilisé précédemment efficace rayons des atomes et des ions, déterminés à partir de données expérimentales sur les distances internucléaires dans les molécules et les cristaux. On suppose que les atomes sont des boules incompressibles qui touchent leurs surfaces dans les composés. Les rayons efficaces déterminés dans les molécules covalentes sont appelés covalent rayons, en cristaux métalliques – métal rayons, dans les composés avec des liaisons ioniques – ionique rayons. Les rayons effectifs diffèrent des rayons orbitaux, mais leur changement avec le numéro atomique est également périodique.

La division des liaisons chimiques en types est conditionnelle.

Une liaison métallique, provoquée par l’attraction d’électrons et d’ions métalliques, présente certaines caractéristiques d’une liaison covalente, si l’on prend en compte les orbitales atomiques qui se chevauchent. Dans la formation d'une liaison hydrogène, outre l'interaction électrostatique, la nature donneur-accepteur de l'interaction joue un rôle important.

Il est également impossible de tracer une frontière nette entre les liaisons polaires ioniques et covalentes. Toute liaison métal-non-métal ne peut être classée comme ionique. Il est d'usage de considérer une liaison ionique entre atomes dont la différence d'électronégativité est supérieure ou égale à 2 (selon l'échelle de Pauling). Par exemple, dans l'oxyde de sodium, la liaison Na 2 O (3,44 – 0,93 = 2,51) est une liaison ionique, et dans le bromure de magnésium MgBr, il existe une liaison polaire covalente (2,96 – 1,31 = 1,65).

Dans les substances réelles, tous les types de liaisons chimiques n’apparaissent pas sous leur forme pure. Pour la plupart des connexions, le type de connexion est intermédiaire. Ceci est possible, puisque la nature de la liaison chimique est la même : il s'agit de l'interaction électrostatique d'électrons et de noyaux au sein et entre des atomes réunis à distance, lorsqu'un chevauchement effectif des couches électroniques se produit.

Une transition continue entre tous les cas limites est donc possible : liaisons ioniques, covalentes, métalliques et résiduelles. La transition peut être représentée visuellement sous la forme d'un tétraèdre, aux sommets duquel sont placés des représentants extrêmes, le long des bords se trouvent des transitions entre deux types, et sur les faces et à l'intérieur du volume du tétraèdre se trouvent des types mixtes complexes de Connexions.

Rayons effectifs des atomes et des ions

Sous rayons effectifs des atomes et des ions comprendre les rayons d'action des sphères d'atomes ou d'ions, c'est-à-dire les distances minimales auxquelles les centres des sphères d'atomes ou d'ions peuvent s'approcher de la surface des atomes voisins.

Pour déterminer le rayon effectif d'un atome ou d'un ion, la structure cristalline est représentée sous la forme de boules se touchant dont la distance est égale à la somme de leurs rayons. Selon le type de liaison chimique entre les unités structurelles du cristal, on distingue : rayons métalliques, rayons ioniques, rayons covalents et rayons de van der Waals.

Rayons métalliques
Défini comme la moitié de la distance entre les atomes voisins obtenue par analyse par diffraction des rayons X :

Rayons ioniques
Pour calculer les rayons des ions, nous partons de l'hypothèse qu'avec une différence suffisamment grande dans les tailles des cations et des anions, les gros anions seront en contact et les cations plus petits seront situés dans les vides entre les anions, alors le rayon de l'anion sera égal à :

le rayon du cation est : .

Rayons covalents
Les rayons covalents sont définis comme la moitié de la distance interatomique (longueur de liaison) : .

De plus, lors du calcul du rayon covalent, la capacité de certains éléments à former des liaisons multiples, qui réduisent les distances entre les atomes et le type d'hybridation de l'atome central, est prise en compte.

Les rayons de Van der Waals sont calculés pour des atomes liés les uns aux autres uniquement par des forces d'interaction intermoléculaires. Calculé comme la moitié de la distance entre les centres des atomes : .

Les méthodes de calcul des rayons atomiques et ioniques étant différentes, il existe un grand nombre de tables de rayons.

Cristaux ioniques

La combinaison de cations et d'anions dans un cristal s'effectue grâce à l'attraction coulombienne des charges électriques. Dans une molécule, les charges interagissent avec la force. Ordre de grandeur R.– distance entre deux ions. Si cette distance est infinie, alors la force est nulle. À une distance finie, la force d'interaction entre deux ions de charges opposées est négative, ce qui correspond à l'attraction ; les ions ont tendance à se rapprocher jusqu'à la distance minimale admissible, ce qui correspond à un état lié stable. La force d’interaction entre deux ions de même charge est positive, ce qui correspond à la répulsion. Les ions ont tendance à se séparer et ne forment pas de connexion stable à aucune distance. Ainsi, l’énergie de formation des cristaux doit être négative. Cette condition est réalisée lors de la formation d’un cristal ionique.

Il n’y a pas de molécules dans les cristaux ioniques, il n’y a donc pas de frontières entre les unités structurelles. Les ions peuvent être considérés comme des boules chargées dont les champs de force sont uniformément répartis dans toutes les directions de l’espace. Par conséquent, chaque ion peut attirer vers lui des ions de signe opposé dans n’importe quelle direction, donc une liaison ionique n'a aucune direction.

L'interaction de deux ions de signe opposé ne peut conduire à une compensation mutuelle complète de leurs champs de force. De ce fait, ils conservent la capacité d’attirer les ions de signe opposé dans d’autres directions. Par conséquent, la liaison ionique n'est pas saturé.

Les cations ont tendance à s'entourer d'autant d'anions que possible, de sorte que la répulsion coulombienne des ions de même signe les uns par rapport aux autres est compensée par l'attraction coulombienne mutuelle des cations et des anions. Par conséquent, les structures avec une liaison chimique de type ionique sont caractérisées par des nombres de coordination élevés et des tassements sphériques denses. La symétrie des cristaux ioniques est généralement élevée.

Les substances cristallines avec une liaison chimique de type ionique se caractérisent par des propriétés diélectriques, une fragilité, des valeurs moyennes de dureté et de densité, une faible conductivité thermique et électrique.