Розміри часток часто визначають тип кристалічної структури, важливі розуміння протікання багатьох хімічних реакцій. Розмір атомів, іонів, молекул визначається валентними електронами. Основа розуміння цього питання - закономірності зміни орбітальних радіусів - викладені в підрозділ. 2.4. Атом немає кордонів та її розмір – величина умовна. Проте, можна характеризувати розмір вільного атома орбітальним радіусом. Але практичний інтерес представляють зазвичай атоми та іони у складі речовини (у молекулі, полімері, рідині або твердій речовині), а не вільні. Оскільки стани вільного і зв'язаного атома істотно відрізняються (і насамперед їх енергія), то мають відрізнятись і розміри.

Для пов'язаних атомів теж можна ввести розмір величини, що характеризують їх. Хоча електронні хмари пов'язаних атомів можуть суттєво відрізнятися від сферичних, розміри атомів прийнято характеризувати. ефективними (здається) радіусами .

Розміри атомів одного і того ж елемента істотно залежать від того, у складі якогось хімічного з'єднання, з яким типом зв'язку знаходиться атом. Наприклад, для водню половина міжатомної відстані молекулі Н 2 дорівнює 0,74/2 = 0,37 Å, а металевому водні виходить значення радіуса 0,46 Å. Тому виділяють ковалентні, іонні, металеві та вандерваальсові радіуси . Як правило, у концепціях ефективних радіусів міжатомні відстані (точніше міжядерні) вважають сумою радіусів двох сусідніх атомів, приймаючи атоми за нестерпні кулі. За наявності надійних та точних експериментальних даних про міжатомні відстані (а такі дані вже протягом тривалого часу доступні і для молекул, і для кристалів з точністю до тисячних часток ангстрему) для визначення радіусу кожного атома залишається одна проблема – як розподілити міжатомну відстань між двома атомами . Зрозуміло, що цю проблему можна вирішити однозначно лише за введенні додаткових незалежних даних чи припущень.

Кінець роботи -

Ця тема належить розділу:

Властивості хімічного зв'язку

На сайті сайт читайте: "властивості хімічного зв'язку".

Якщо Вам потрібний додатковий матеріал на цю тему, або Ви не знайшли те, що шукали, рекомендуємо скористатися пошуком по нашій базі робіт:

Що робитимемо з отриманим матеріалом:

Якщо цей матеріал виявився корисним для Вас, Ви можете зберегти його на свою сторінку в соціальних мережах:

Твітнути

Всі теми цього розділу:

Ковалентні радіуси
Найбільш очевидною є ситуація з ковалентними радіусами для атомів, які утворюють неполярні двоатомні молекули. У таких випадках ковалентний радіус складає рівно половину міжатомної відстані.

Іонні радіуси
Оскільки за зв. у. важко спостерігати молекули з іонними зв'язками і в той же час відома велика кількість сполук, що утворюють іонні кристали, то коли йдеться про іонні радіуси,

Металеві радіуси
Саме собою визначення металевих радіусів не становить проблем – достатньо виміряти між'ядерну відстань у відповідному металі та поділити навпіл. У табл. 20 наведені деякі мети

Вандерваальсові радіуси
Вандерваальсові радіуси можна визначити, якщо виміряти в кристалі відстані між атомами, коли не існує жодного хімічного зв'язку між ними. Інакше кажучи, атоми належать різним молекам.

Запитання для самоперевірки
1. Що таке орбітальні та ефективні радіуси? 2. У чому різниця між радіусом дробинки та атома чи іона? 3. У яких випадках ковалентний радіус дорівнює половині довжини

Ефективні заряди атомів
При утворенні хімічного зв'язку відбувається перерозподіл електронної щільності, і у разі полярного зв'язку атоми виявляються електрично зарядженими. Ці заряди називають ефективними. Вони хара

Ефективні заряди в деяких іонних кристалах
Речовина CsF CsCl NaF NaCl LiF LiCl LiI DЕО 3,3

Ефективні заряди атомів в оксидах (за Н. С. Ахметовим)
Оксид Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO

Запитання для самоперевірки
1. Що таке ефективний заряд атома? 2. Чи може ефективний заряд перевищувати (за модулем) ступінь окислення атома? 3. Що таке ступінь іонності зв'язку? 4. До

Валентність
Загалом, валентність характеризує здатність атомів елемента утворювати сполуки, що містять певний склад (певні співвідношення кількості різних елементів у з'єднанні). Чи часто в

Запитання для самоперевірки
1. Дайте визначення поняттям: ступінь окиснення; ковалентність; координаційне число; стеричне число. 2. Визначте ковалентність, ступінь окислення та КЧ для: H2S; H

Енергія зв'язку
Величина енергії - найважливіша характеристика зв'язку, що визначає стійкість речовин до нагрівання, освітлення, механічних впливів, реакцій з іншими речовинами [†]. Існують різні методи е

Енергії зв'язку двоатомних молекул у газі (Н. Н. Павлов)
Молекула H2 Li2 Na2 K2 F2 Cl2

Запитання для самоперевірки
1. Передбачте зміну енергії зв'язку С–N у ряді Н3СNН2, Н2СNН, НСNН. 2. Передбачте зміну енергії зв'язку в ряді О2, S2, Se2

Хімічний зв'язок та Періодична система елементів
Розглянемо закономірності будови та властивостей деяких простих речовин та найпростіших сполук, які визначаються електронною будовою їх атомів. Атоми благородних газів (група VІІІA) мають повністю

Зміна міжатомних відстаней для простих речовин групи VIA
Речовина Відстань між атомами, Å всередині молекул між молекулами різниця S

Додатковий
3. Загальна хімія / за ред. Є. М. Соколовської. М.: Изд-во МДУ, 1989. 4. Угай Я. Про. Загальна хімія. М: Вищ. шк., 1984. 5. Він же. Загальна та неорганічна хімія. М.

Ще до того, як властивості багатоелектронних атомів були досить точно розраховані методами квантової механіки, відомості про їх будову отримано шляхом експериментального вивчення хімічних сполук, насамперед кристалічних. Однак повного збігу властивостей вільних атомів та атомів у кристалі не відбулося, та його і не можна вимагати. Навпаки, при переході атома з вільного стану пов'язане всі його властивості закономірно змінюються. Розглянемо причини, якими виникає таке закономірне відмінність, і навіть властивості атомів, які виявляються щодо кристала. Їх зіставлення з вихідними, прийнятими за певний рівень порівняння, дає багато змістовної інформації про характер хімічного зв'язку та властивості кристала.

2. ЕФЕКТИВНІ РАДІУСИ АТОМІВ І ІОНІВ

А. Атомні радіуси

Після відкриття М. Лауе (1912) протягом ряду наступних років було піддано рентгеноструктурному аналізу десятки кристалів, переважно мінералів і металів. Маючи приблизно сотню значень міжатомних відстаней, В. Л. Брегг зміг вже в 1920 визначити розміри індивідуальних атомів в кристалі. Спосіб визначення радіусів атомів у простих речовинах, наприклад у металах, дуже простий: треба розділити навпіл найкоротшу міжатомну відстань. Брегг поширив цей метод і на інші випадки, оцінивши радіус атома сірки як половину міжатомної відстані S-S у піриті FeS2 (r s = 2,05/2 = 1,02 Å). Потім можна було обчислити «по ланцюжку» та радіуси інших атомів (Zn із ZnS, Про із ZnO тощо). Усього Брегг визначив таким шляхом розміри близько 40 атомів, що дало підставу для ряду зіставлень. Так, виявилося, що у системі Брегга розміри електронегативних атомів (r p = 0,67; r o = 0,65; r Cl =1,05; r s =l,02 Å) значно менші порівняно з розмірами електропозитивних елементів (r Na = 1,77;r Mg =l,42;r Sr =l,95 Å і т. д.). Це суперечило представленням іонної моделі Косселя, згідно з якою електрони відриваються від катіону і переносяться до аніону, роблячи його більшим. Так, у кристалі Na+ F- , що складається з двох неоноподібних іонів, іон Na+ із зарядом ядра +11 повинен

бути менше іона F-c зарядом ядра + 9. Тому від використання системи радіусів Брегга як універсальної довелося надовго відмовитися.

До цієї ідеї звернулися через багато років, коли стало ясно, що механізм утворення хімічного зв'язку єдиний і в усіх випадках відповідає принципом максимального перекриванняелектронних щільностей валентних оболонок Слейтера – Полінга. Отже, очікується, що атомні радіуси мають бути близькими до орбітальних радіусів атомів r 0 , які якраз і вимірюють відстань від ядра до максимуму електронної щільності валентної оболонки. Справді, брегівський радіус атома Na 1,77 Å близький до його орбітального радіусу (1,71 Å), радіус Аl 1,35 Å майже дорівнює орбітальному (1,31 Å), радіус S трохи більше орбітального (1,02 і 0,81 Å відповідно). Використовуючи результати теоретичних обчислень r 0 , які були закінчені до 1964, а також міжатомні відстані, виміряні для 1200 кристалів різних типів, Дж. Слейтер побудував свою систему атомних радіусів. Вони виявилися дуже близькими до радіусів Брегга (середнє відхилення становить лише 0,03 Å).

За фізичним змістом їх виведення атомні радіуси слід використовувати насамперед у тих випадках, коли атоми з'єднані один з одним ковалентним або металевим зв'язком.

Б. Іонні радіуси. Виведення основних систематик іонних радіусів

Розподіл електронної щільності в суттєво іонних кристалах безсумнівно інше, ніж у ковалентних або металевих, а саме, воно характеризується зміщенням щільності перекриття до більш негативного атома, а також наявністю мінімуму електронної щільності по лінії зв'язку. Логічно вважати цей мінімум областю контакту між окремими іонами та спробувати визначити їх радіуси як відстані від ядра до зазначеного мінімуму.

Звичайним результатом рентгеноструктурного аналізу є координати атомів в кристалі, тобто дані про міжатомні відстані, які слід якимось способом розділити на частки окремих іонів. З цих експериментальних даних можна отримати лише відомості про відмінність розмірів атомів або іонів та про ступінь їх сталості в межах певної групи сполук. Виняток становлять гомоатомні сполуки, т. е. кристали простих речовин, котрим завдання визначення атомного радіусу вирішується просто (див. попередній розділ). А в

У загальному випадку, маючи лише суму експериментальних даних по міжатомних відстаней, неможливо знайти спосіб поділу їх на вклади окремих іонів - іонні радіуси . Для цього потрібно знати принаймні радіус одного іона або відношення радіусів іонів хоча б в одному кристалі. Тому в 20-х роках, коли стало зрозуміло, що система радіусів Брегга не задовольняє очевидним вимогам іонної моделі, з'явилися критерії такого поділу, які використовують деякі припущення теоретичного або напівемпіричного характеру.

Першим часом був критерій, запропонований А. Ланде (1920). Він припустив, що в кристалах з великими аніонами та дрібними катіонами повинен існувати безпосередній контакт між першими, тобто катіони ніби починають злегка «бовтатися» у великій порожнечі між аніонами. Це припущення дійсно підтверджується зіставленням міжатомних відстаней (Å), наприклад, у наступних парах сполук Mg та Мn із структурою типу NaCl: MgO 2,10; MnO 2,24; ∆ = 0,14; MgS 2,60; MnS 2,61; ∆ = 0,01; MgSe 2,73; MnSe 2,73; ∆ = 0,00. Зі значень ∆ випливає, що вже для сульфідів і тим більше для селенідів Mg і Мn міжатомні відстані практично однакові. Це означає, що розміри катіонів перестають впливати на період комірки, який контролюється лише відстанню аніон - аніон, що дорівнює R 2 . Звідси неважко обчислити і радіус аніону як половину цієї відстані: у прикладі r (S2- ) = l,83 Å, r (Se2- ) = 1,93 Å. Цих значень цілком достатньо для того, щоб вивести далі повну систему іонних радіусів із деякої сукупності міжатомних відстаней.

У 1926 р. В. М. Гольдшмідт використовував для цих цілей дані фінського вченого Вазашерни, який розділив спостережувані міжатомні відстані в кристалах пропорційно відносинам рефракції електронної конфігурації іонів. Вазашерна встановив, що радіус О2- дорівнює 1,32 Å, а радіус F- 1,33 Å. Для Гольдшмідта цих даних виявилося достатньо, щоб вивести повну систему іонних радіусів, яка неодноразово доповнювалася і уточнювалася. Найбільш обґрунтованою та докладною є система Р. Шеннона та Ч. Пруітта (1970) (Додаток 1-9).

Майже одночасно з Гольдшмідтом і незалежно від нього Л. Полінг (1927) розвинув інший підхід до оцінки радіусів іонів. Він припустив, що в таких кристалах, як Na+ F- , К+ Сl- , Rb+ Br- , Cs+ I- , що складаються з ізоелектронних іонів, подібних до одного і того ж інертного газу (Ne, Ar, Xe і Кr відповідно), радіуси

катіону та аніону повинні бути обернено пропорційні ефективним зарядам ядра, що діють на зовнішні електронні оболонки.

Мал. 48. Періодична залежність атомних (1) та іонних (2) радіусів від порядкового номера елемента Z.

Чудовим виявився близький збіг всіх основних систем іонних радіусів, заснованих на незалежних умовах Гольдшмідта, Полінга та Ланде. Наприкінці минулого століття, в 1987 р. Полінг згадував, що, наприклад, в 1920 р. Ланді знайшов для іона I значення радіуса 2,14 Å, через три роки Вазашерна визначив величину цього радіуса як 2,19 Å, а ще через чотири роки він знайшов для нього проміжне значення 2,16 Å. Цей збіг не міг не справити великого враження на сучасників і наступні покоління вчених, у результаті з часом виникло уявлення, що поняття «радіус іона» відображає якусь об'єктивну реальність. Досі залишається справедливим і висловлювання А. Є. Ферсмана: «... хоч би як ставитися до фізичного сенсу радіусів іонів... вони мають величезне практичне значення як величини, з якими легко і просто можна оперувати як в кристалохімії, так і у геохімії». Дійсно, маючи набір величин близько сотні - числа хімічних елементів, можна приблизно передбачити багато тисяч міжатомних відстаней, їх різниць або відносин. Для

кристалохімії ця обставина радикально полегшує аналіз експериментальних даних і забезпечує можливість згортки величезної інформації.

На рис. 48 показано періодичну залежність атомних та іонних (КЧ = 6) радіусів від порядкового номера елемента. Одна з найхарактерніших рис цієї залежності - зменшення розмірів катіонів від початку до кінця кожного періоду. Круте падіння розмірів іонів від низьковалентних (лужні метали) до високозаряджених (N5+, Сr6+ тощо. п.) порушується лише сімействах перехідних металів, де зменшення радіусів повільніше. Тривале плавне зменшення радіусів іонів лантаноїдів ТR3+ було названо В. М. Гольдшмідтом лантаноїдним стиском: радіуси важких лантаноїдів (Lu3+) майже на 0,2 Å менше, ніж радіуси легень (La3+). Розмір іона Y3+ виявляється тотожним радіусу Но3+, тобто за геометричними властивостями він ближчий до важких ТR, які тому іноді називають «ітрієвою» групою на відміну від легших лантаноїдів «церієвої» групи.

Основне значення лантаноїдного стискування полягає в тому, що елементи VI періоду виявляються дуже близькими за розміром до аналогів за групами V періоду. Так, Hf4+ на 0,02 Å дрібніше, ніж Zr4+, W6+ на 0,01 Å більше Мо6+, Та5+ та Nb5+ практично однакового розміру. Цей ефект зближує також розміри важких платиноїдів (Оs, Ir, Рt) з легшими (Ru, Rh, Pd), Au та Аg тощо. буд. Він відіграє велику роль в ізоморфізмі цих елементів.

Розглядаючи уважно рис. 48, читач може легко помітити, що в більшості випадків хід кривої іонних радіусів повторює аналогічний хід кривої атомних радіусів, зі зміщенням перших вниз по відношенню до других. Дійсно, за словами Дж. Слейтера (1964), хоча атомні та іонні радіуси вимірюють зовсім різні речі, між ними немає жодної суперечності. Говорячи «різні речі», він мав на увазі, що атомні радіуси – відстані від ядра до максимуму перекривання електронних густин найближчих сусідів, а іонні радіуси, навпаки, до мінімуму в електронній густині по лінії зв'язку. Однак, незважаючи на це, обидві серії радіусів придатні для наближеного визначення міжатомних відстаней у кристалах різного типу, так як радіуси електропозитивних атомів приблизно на 0,85±0,10 Å більше, ніж іонні радіуси відповідних катіонів, в той час як радіуси електронегативних атомів на ту саму величину менше, ніж їх іонні радіуси: r ат. - r кат. ≈ r ан. - r ат. ≈ 0,85 Å. Звідси зрозуміло, що сума атомних та іонних радіусів для

кожної даної пари елементів має бути практично однакова. Наприклад, сума іонних радіусів Na+ та Сl- становить 1,02+1,81 = 2,83 Å, а сума атомних радіусів Na

і Сl: 1,80 +1,00 = 2,80 Å.

Щоб правильно користуватися системою іонних радіусів, слід запам'ятати такі основні правила.

По-перше, як давно було помічено, радіус іона залежить від координаційного числа: що більше КЧ, то більше вписувалося радіус іона. Якщо таблицях наводяться стандартні радіуси іонів для КЧ = 6, то інших КЧ слід запровадити наближені поправки: збільшити кілька відсотків радіус при КЧ > 6 і зменшити їх у кілька відсотків при КЧ< 6.

Радіус іона дуже залежить від його заряду. Для катіона зі зростанням заряду він помітно зменшується. Так, для Мn2+ він дорівнює 0,97 (КЧ = 6), для Мn4+ - 0,68 (КЧ = 6),

для Мn6+ - 0,41 (КЧ = 4) та Мn7+ - 0,40 Å (КЧ = 4).

У Додатку 1-9 для іонів перехідних металів вказано дві серії значень іонних радіусів – у високо-(вс) та низькоспиновому (нс) станах. На рис. 49, а і 49 б показані емпіричні радіуси двох-і тривалентних Зd -елементів для октаедричної координації внизкоспінових (нижнякрива) івисокостинних(верхня крива) станах.

Мал. 49. Ефективні іонні радіуси перехідних елементів IV періоду: а – двовалентних, б – тривалентних, q – число d-електронів. Порожні кружки відносяться до високоспинового стану іона

Можна бачити, що мінімуми на нижніх кривих припадають на Fe2+ і Со3+ відповідно, тобто на іони з шістьмаd-електронами, які внизкоспіновому стані всі розміщуються на нижніх орбіталях. З іншого боку, максимуми на верхніх кривих припадають на Мn2+ і Fe3+, тобто іони з п'ятьма d-електронами, які в

Періодичні властивості елементів

Періодичність виражена у структурі електронної оболонки атомів, тому з періодичним законом добре узгоджуються властивості, що залежать від стану електронів: атомні та іонні радіуси, енергія іонізації, спорідненість до електрона, електронегативність та валентність елементів. Але від електронної структури атомів залежать склад і властивості простих речовин і сполук, тому періодичність спостерігається у багатьох властивостях простих речовин і сполук: температура та теплота плавлення та кипіння, довжина та енергія хімічного зв'язку, електродні потенціали, стандартні ентальпії утворення та ентропії речовин тощо. буд. Періодичний закон охоплює понад 20 властивостей атомів, елементів, простих речовин та сполук.

Згідно з квантовою механікою, електрон може знаходитися в будь-якій точці навколо ядра атома як поблизу нього, так і на значній відстані. Тому межі атомів розпливчасті, невизначені. У той самий час у квантової механіки обчислюється ймовірність розподілу електронів навколо ядра і становище максимуму електронної щільності кожної орбіталі.

Орбітальний радіус атома (іона)- Це відстань від ядра до максимуму електронної щільності найбільш віддаленої зовнішньої орбіталі цього атома (іона).

Орбітальні радіуси (їх значення наведено у довіднику) у періодах зменшуються, т.к. Збільшення числа електронів в атомах (іонах) не супроводжується появою нових електронних шарів. Електронна оболонка атома або іона кожного наступного елемента в період порівняно з попереднім ущільнюється через збільшення заряду ядра і збільшення тяжіння електронів до ядра.

Орбітальні радіуси групи збільшуються, т.к. атом (іон) кожного елемента відрізняється від вищестоящого появою нового електронного шару.

Зміна орбітальних атомних радіусів для п'яти періодів показано на рис. 13, з якого видно, що залежність має характерний для періодичного закону «пилкоподібний» вигляд.

Мал. 13. Залежність орбітального радіусу

від атомного номера елементів першого – п'ятого періоду.

Але в періодах зменшення розмірів атомів та іонів відбувається не монотонно: в окремих елементів спостерігаються невеликі «сплески» та «провали». У «провалах» знаходяться, як правило, елементи, у яких електронна конфігурація відповідає стану підвищеної стабільності: наприклад, у третьому періоді це магній (3s 2), у четвертому – марганець (4s 2 3d 5) та цинк (4s 2 3d 10) і т.д.

Примітка.Розрахунки орбітальних радіусів проводяться з середини 70-х років минулого століття завдяки розвитку електронно-обчислювальної техніки. Раніше користувалися ефективнимирадіусами атомів та іонів, які визначаються з експериментальних даних по міжядерних відстаней у молекулах та кристалах. При цьому передбачається, що атоми є нестерпними кулями, які стикаються своїми поверхнями в сполуках. Ефективні радіуси, які визначаються в ковалентних молекулах, називаються ковалентнимирадіусами, у металевих кристалах – металевимирадіусами, у з'єднаннях з іонним зв'язком – іоннимирадіусами. Ефективні радіуси відрізняються від орбітальних, але їх зміна в залежності від атомного номера також є періодичною.

ЕФЕКТИВНИЙ АТОМНИЙ РАДІУС - див. Радіус атомний.

Геологічний словник: у 2-х томах. - М: Надра. За редакцією К. Н. Паффенгольця та ін.. 1978 .

Дивитись що таке "ЕФЕКТИВНИЙ АТОМНИЙ РАДІУС" в інших словниках:

Величина Å, що характеризує розмір атомів. Зазвичай під цим поняттям розумілися ефективні Р. а., що розраховуються як половина міжатомної (міжядерної) відстані в гомоатомних сполуках, тобто в металах та неметаллах. Оскільки одні та … Геологічна енциклопедія

Платина- (Platinum) Метал платина, хімічні та фізичні властивості платини Метал платина, хімічні та фізичні властивості платини, виробництво та застосування платини Зміст Зміст Розділ 1. Походження назви платина. Розділ 2. Положення у… … Енциклопедія інвестора

Характеристики, що дозволяють приблизно оцінювати міжатомні (між'ядерні) відстані в молекулах і кристалах. Атомні радіуси мають порядок 0,1 нм. Визначаються головним чином даних рентгенівського структурного аналізу. * * * АТОМНІ… … Енциклопедичний словник

Метал- (Metal) Визначення металу, фізичні та хімічні властивості металів Визначення металу, фізичні та хімічні властивості металів, застосування металів Зміст Зміст Визначення Знаходження в природі Властивості Характерні властивості… Енциклопедія інвестора

94 Нептуній ← Плутоній → Америці Sm Pu … Вікіпедія

Запит "Lithium" перенаправляється сюди; див. також інші значення. Ця стаття про хімічний елемент. Про застосування в медицині див. Препарати літію. 3 Гелій ← Літій … Вікіпедія

55 Ксенон ← Цезій → Барій … Вікіпедія

Дослідження структури ва, засновані на вивченні кутового розподілу інтенсивності розсіювання досліджуваним у вом випромінювання рентгенівського (в т. ч. синхротронного), потоку електронів або нейтронів і месбауеровського g випромінювання. Соотв. розрізняють … Хімічна енциклопедія

Під ефективним радіусом атома або іона розуміється радіус сфери його дії, причому атом (іон) вважається кулею, що не стискається. Використовуючи планетарну модель атома, його представляють як ядро, навколо якого орбіталями обертаються електрони. Послідовність елементів у Періодичній системі Менделєєва відповідає послідовності заповнення електронних оболонок. Ефективний радіус іона залежить від заповненості електронних оболонок, але він не дорівнює радіусу зовнішньої орбіти. Для визначення ефективного радіуса представляють атоми (іони) у структурі кристала як жорсткі кулі, що стикаються, так що відстань між їх центрами дорівнює сумі радіусів. Атомні та іонні радіуси визначені експериментально за рентгенівськими вимірами міжатомних відстаней та обчислені теоретично на основі квантово-механічних уявлень.

Розміри іонних радіусів підпорядковуються наступним закономірностям:

1. Усередині одного вертикального ряду періодичної системи радіуси іонів з однаковим зарядом збільшуються із зростанням атомного номера, оскільки зростає число електронних оболонок, а отже, і розмір атома.

2. Для того самого елемента іонний радіус зростає зі збільшенням негативного заряду і зменшується зі збільшенням позитивного заряду. Радіус аніону більший за радіус катіону, оскільки аніон має надлишок електронів, а катіон – недолік. Наприклад, Fe, Fe 2+ , Fe 3+ ефективний радіус дорівнює 0, 126, 0, 080 і 0, 067 нм відповідно, у Si 4- , Si, Si 4+ ефективний радіус дорівнює 0, 198, 0, 118 і 0,040 нм.

3. Розміри атомів та іонів слідують періодичності системи Менделєєва; винятки становлять елементи від № 57 (лантан) до № 71 (лютецій), де радіуси атомів не збільшуються, а рівномірно зменшуються (так званий лантаноїдний стиск), і елементи від № 89 (актиній) і далі (так званий актиноїдний стиск).

Атомний радіус хімічного елемента залежить від координаційного числа. Збільшення координаційного числа завжди супроводжується збільшенням міжатомних відстаней. При цьому відносна різниця значень атомних радіусів, що відповідають двом різним координаційним числам, не залежить від типу хімічного зв'язку (за умови, що тип зв'язку в структурах з координаційними числами, що порівнюються, однаковий). Зміна атомних радіусів із зміною координаційного числа суттєво позначається на величині об'ємних змін при поліморфних перетвореннях. Наприклад, при охолодженні заліза, його перетворення з модифікації з гранецентрованими кубічними гратами в модифікацію з об'ємно-центрованими кубічними гратами, що має місце при 906 про С, повинно супроводжуватися збільшенням обсягу на 9%, насправді збільшення обсягу становить 0, 8%. Це з тим, що з допомогою зміни координаційного числа від 12 до 8 атомний радіус заліза зменшується на 3%. Тобто зміна атомних радіусів при поліморфних перетвореннях значною мірою компенсують ті об'ємні зміни, які мали б статися, якби при цьому не змінювався атомний радіус. Атомні радіуси елементів можна зіставляти лише за однакового координаційного числа.

Атомні (іонні) радіуси також залежать від типу хімічного зв'язку.

У кристалах із металевим зв'язком атомний радіус визначається як половина міжатомної відстані між найближчими атомами. У разі твердих розчинів металеві атомні радіуси змінюються складним чином.

Під ковалентними радіусами елементів із ковалентним зв'язком розуміють половину міжатомної відстані між найближчими атомами, з'єднаними одиничним ковалентним зв'язком. Особливістю ковалентних радіусів є їхня сталість у різних ковалентних структурах з однаковими координаційними числами. Так, відстані в одинарних зв'язках С-С в алмазі та насичених вуглеводнях однакові та дорівнюють 0, 154 нм.

Іонні радіуси в речовинах з іонним зв'язком не можуть бути визначені як сума відстаней між найближчими іонами. Як правило, розміри катіонів та аніонів різко різняться. Крім того, симетрія іонів відрізняється від сферичної. Існує кілька підходів для оцінки величини іонних радіусів. З цих підходів оцінюють іонні радіуси елементів, та був з експериментально визначених міжатомних відстаней визначають іонні радіуси інших елементів.

Ван-дер-ваальсові радіуси визначають ефективні розміри атомів шляхетних газів. Крім того, ван-дер-ваальсовими атомними радіусами вважають половину міжядерної відстані між найближчими однаковими атомами, які не пов'язані між собою хімічним зв'язком, тобто. що належать різним молекулам (наприклад, у молекулярних кристалах).

При використанні в розрахунках та побудовах величин атомних (іонних) радіусів їх значення слід брати з таблиць, побудованих за однією системою.