Atomradius

Atomradiusen til et kjemisk element er et mål på størrelsen på dets atom, vanligvis gjennomsnittlig eller typisk avstand fra sentrum av kjernen til det ytterste isolerte elektronet. Siden grensen ikke er en veldefinert fysisk enhet, er det forskjellige ikke-ekvivalente definisjoner av atomradius. Fire mye brukte definisjoner av atomradius er: van der Waals radius, ionisk radius, metallisk radius og kovalent radius. Vanligvis, på grunn av vanskeligheten med å isolere atomer for å måle radiene deres separat, måles atomradius i en kjemisk bundet tilstand; teoretiske beregninger er imidlertid enklere når man vurderer atomer isolert. Avhengighetene av miljø, sonde og tilstand fører til en rekke definisjoner.

Diagram av et heliumatom, som viser elektronsannsynlighetstettheten som gråtoner.

Avhengig av definisjonen kan begrepet gjelde for atomer i kondensert materie, kovalent binding i molekyler, eller i ioniserte og eksiterte tilstander; og verdien kan oppnås gjennom eksperimentelle målinger, eller beregnes fra teoretiske modeller. Verdien av radien kan avhenge av atomets tilstand og kontekst.[1]

Elektroner har ikke bestemte baner eller skarpt definerte områder. Snarere må deres posisjoner beskrives som sannsynlighetsfordelinger som avtar gradvis etter hvert som man beveger seg bort fra kjernen, uten en skarp slutt; disse omtales som atomorbitaler eller elektronskyer. Dessuten, i kondensert materiale og molekyler, overlapper elektronskyene til atomene vanligvis til en viss grad, og noen av elektronene kan streife over et stort område som omfatter to eller flere atomer.

Under de fleste definisjoner varierer radiene til isolerte nøytrale atomer mellom 30 og 300 pm (billiondeler av en meter), eller mellom 0,3 og 3 ångström. Derfor er radiusen til et atom mer enn 10 000 ganger radiusen til kjernen (1–10 fm),[2] og mindre enn 1/1000 av bølgelengden til synlig lys (400–700 nm).

HistorieRediger

I 1920, kort tid etter at det var blitt mulig å bestemme størrelsen på atomer ved hjelp av røntgenkrystallografi, ble det antydet at alle atomer av samme grunnstoff har samme radius.[3] Men i 1923, da flere krystalldata hadde blitt tilgjengelig, ble det funnet at tilnærmingen til et atom som en kule ikke nødvendigvis stemmer når man sammenligner det samme atomet i forskjellige krystallstrukturer.[4]

DefinisjonRediger

Vanlig brukte definisjoner av atomradius inkluderer:

  • Van der Waals radius: I den enkleste definisjonen, halvparten av minimumsavstanden mellom kjernene til to atomer i elementet som ellers ikke er bundet av kovalente eller metalliske interaksjoner.[5] Van der Waals-radiusen kan defineres selv for elementer (som metaller) der Van der Waalske krefter er dominert av andre interaksjoner. Fordi Van der Waals interaksjoner oppstår gjennom kvantesvingninger i atompolarisasjonen, kan polarisabiliteten (som vanligvis kan måles eller beregnes lettere) brukes til å definere Van der Waals radius indirekte.[6]
  • Ionisk radius: den nominelle radiusen til ionene til et element i en spesifikk ioniseringstilstand, utledet fra avstanden mellom atomkjerner i krystallinske salter som inkluderer det ionet. I prinsippet bør avstanden mellom to tilstøtende motsatt ladede ioner (lengden på ionbindingen mellom dem) være lik summen av deres ioniske radier.[5]
  • Kovalent radius: den nominelle radiusen til atomene til et grunnstoff når de er kovalent bundet til andre atomer, som utledet fra separasjonen mellom atomkjernene i molekyler. I prinsippet skal avstanden mellom to atomer som er bundet til hverandre i et molekyl (lengden på den kovalente bindingen) være lik summen av deres kovalente radier.[5]
  • Metallisk radius: den nominelle radiusen til atomene til et grunnstoff når de er forbundet med andre atomer ved hjelp av metalliske bindinger.
  • Bohr-radius: radiusen til elektronorbitalen med lavest energi spådd av Bohr-modellen av atomet (1913).[7][8] Det er bare aktuelt for atomer og ioner med et enkelt elektron, for eksempel hydrogen, enkelt ionisert helium og positronium. Selv om selve modellen nå er foreldet, anses Bohr-radiusen for hydrogenatomet fortsatt som en viktig fysisk konstant.

ReferanserRediger

  1. ^ Cotton, F. Albert (1988). Advanced inorganic chemistry (5th ed utg.). New York: Wiley. s. 1385. ISBN 0-471-84997-9. OCLC 16580057. 
  2. ^ Basdevant, J. L. (2005). Fundamentals in nuclear physics : from nuclear structure to cosmology. New York: Springer. s. 13. ISBN 0-387-01672-4. OCLC 56324688. 
  3. ^ Bragg, W. Lawrence (August 1920). «XVIII. The arrangement of atoms in crystals». The London, Edinburgh, and Dublin Philosophical Magazine and Journal of Science. 236 (engelsk). 40: 169–189. ISSN 1941-5982. doi:10.1080/14786440808636111. Besøkt 15. september 2022. 
  4. ^ Wyckoff, Ralph W. G. (Februar 1923). «On the Hypothesis of Constant Atomic Radii». Proceedings of the National Academy of Sciences. 2 (engelsk). 9: 33–38. ISSN 0027-8424. doi:10.1073/pnas.9.2.33. Besøkt 15. september 2022. 
  5. ^ a b c Pauling, L. (1945). The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press. LCCN 42034474. 
  6. ^ Fedorov, Dmitry V.; Sadhukhan, Mainak; Stöhr, Martin; Tkatchenko, Alexandre (2. november 2018). «Quantum-Mechanical Relation between Atomic Dipole Polarizability and the van der Waals Radius». Physical Review Letters. 18 (engelsk). 121: 183401. ISSN 0031-9007. doi:10.1103/PhysRevLett.121.183401. Besøkt 15. september 2022. 
  7. ^ Bohr, N. (Juli 1913). «I. On the constitution of atoms and molecules». The London, Edinburgh, and Dublin Philosophical Magazine and Journal of Science. 151 (engelsk). 26: 1–25. ISSN 1941-5982. doi:10.1080/14786441308634955. Besøkt 15. september 2022. 
  8. ^ Bohr, N. (September 1913). «XXXVII. On the constitution of atoms and molecules». The London, Edinburgh, and Dublin Philosophical Magazine and Journal of Science. 153 (engelsk). 26: 476–502. ISSN 1941-5982. doi:10.1080/14786441308634993. Besøkt 15. september 2022.