Der Atomradius von Sc beträgt $ \ pu {162pm} $, Ti ist $ \ pu {147pm } $, $ \ ce {Fe} $ ist $ \ pu {126pm} $ und das von $ \ ce {Co} $ ist $ \ pu {125pm} $.
Die elektronische Konfiguration von $ \ ce {Fe} $ ist $ \ ce {[Ar] 3d ^ 6 4s ^ 2} $, und das von $ \ ce {Co} $ ist $ \ ce {[Ar] 3d ^ 7 4s ^ 2} $. Der Unterschied in der Ordnungszahl und damit in der Anzahl der 3d-Elektronen beträgt 1. Aufgrund des Screenings wird die zusätzliche Ladung „aufgehoben“ und sie haben nahezu die gleichen Radien.
Der Unterschied Die Ordnungszahl und die Anzahl der 3D-Elektronen zwischen $ \ ce {Sc} $ und $ \ ce {Ti} $ sind ebenfalls gleich – 1.
Ich möchte also wissen, warum es einen erheblichen Unterschied zwischen gibt die Radien von Sc und Ti, aber nicht zwischen den Radien von Fe und Co.
Antwort
Es gibt verschiedene Begriffe des Atomradius ;; Derjenige, den Sie verwenden, scheint der metallische Radius zu sein, der die Hälfte des Abstands zwischen den nächsten Nachbarn im Metall beträgt. Dieser Begriff ist sehr empfindlich gegenüber der Anzahl der Elektronen pro Atom, die an der Bindung beteiligt sind. Scandium hat nur 3 Valenzelektronen, während $ \ ce {Ti} $ hat 4. Diese alle nehmen in gewissem Maße an der „Elektronensuppe“ teil, die Metalle zusammenhält. Ich konnte nicht genau herausfinden, in welchem Ausmaß, aber es ist fair zu sagen dass die 4 Valenzelektronen von Ti die Kerne signifikant enger zusammenbinden als die 3 von $ \ ce {Sc} $. Infolgedessen rücken die $ \ ce {Ti} $ -Atome signifikant näher zusammen. (Eine analoge Situation ist die kovalenter Radius von $ \ ce {F2} $ von ungefähr $ \ pu {70 pm} $ gegenüber dem von $ \ ce {O2} $ von ungefähr $ \ pu {60 pm} $, obwohl der kovalente Radius dazu neigt nimmt über einen Zeitraum ab und wächst von $ \ ce {O} $ auf $ \ ce {F} $, da $ \ ce {F2} $ eine einfache Bindung hat, während $ \ ce {O2} $ eine doppelte Bindung hat.)
Wenn Sie weiter entlang der Übergangsmetalle vorankommen, wird das Deloc Die Alisierung von d-Elektronen im Metall nimmt ab. Das heißt, obwohl es in $ \ ce {Co} $ mehr d-Elektronen gibt als in $ \ ce {Fe} $, ist ihre Wirksamkeit bei der Bindung von Atomen nicht wirklich größer. Infolgedessen ist der Abstand zwischen den Nachbarn (daher der metallische Radius) ist für beide gleich.
Antwort
Die von Ihnen zitierte Reihe gehört zu dem so genannten „metallischen“ Radius. und es hängt von der Kristallstruktur des Elements ab, die sich durch die Reihe ändert. Kurz gesagt, Sie haben Reihen zitiert, die nicht zur Berücksichtigung isolierter Tendenzen geeignet sind.
Es gibt tatsächlich mehrere Arten von Atomradien (kovalent mit unterschiedlichem Wert für Bindungen unterschiedlicher Ordnung, Van-der-Waals-Radien und Grenzradius, der eine gewisse elektronische Dichte im Atom hinterlässt) Beim Vergleich der Atomradien in vergleichbarer Umgebung sind zwei Haupttrends zu beobachten: das Wachstum von Atomen Verkleinern Sie die Spalte im Periodensystem, da mehr elektronische Schalen in dasselbe Atom gepackt sind und sich die Atome gegen Ende der Reihe zusammenziehen. Dies ist etwas schwieriger zu erklären. Im Wesentlichen isoliert die fertige innere elektronische Hülle die äußeren Hüllen vom Kern und reduziert so die effektive Ladung des Kerns, die die äußere Hülle „fühlt“. Vorausgesetzt, am Anfang der Reihe fühlen sich die äußeren Elektronen um die bereits ziemlich große fertige Hülle effektiv um 1 an, während sich die äußeren Elektronen am Ende um die verdichtete innere Hülle effektiv um 8 fühlen. Dies wird durch den „gemischten“ Status von d-Elektronen weiter verkompliziert, die durch innere Schalen viel effektiver vom Kern isoliert werden als p- und insbesondere s-Elektronen, so dass sie in Übergangselementen valenzaktiv, in Valenzelektronen jedoch inaktiv sind p-Elemente.