Mein Lehrer sagte mir, dass Neon einen größeren Atomradius als Fluor hat. Ich bin der Ansicht, dass dies nur eine Folge des Weges ist Wir definieren den Atomradius und verwenden den Van-der-Wall-Radius für Neon, der größer ist als der kovalente Radius von Fluor.
Er sagte auch, dass der Radius eines Fluor-1-Anions mehr als ein Neonatom ist, indem er die Tatsache nutzt, dass es sich um isoelektronische Spezies handelt und dass Neon, da es eine höhere Kernladung hat, anzieht Die 10 Elektronen sind mehr als Fluor.
Aber welche Definition des Atomradius verwende ich jetzt für Neon? Sollen wir nicht immer die Van-der-Wall-Definition für Edelgase verwenden? Wenn wir den Van-der-Wall-Radius des Neonatoms und den Ionenradius des Fluoranions verwenden, wie soll ich diese beiden vergleichen und kommen? zu dem Schluss, dass das Fluoranion größer ist?
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- Der Atomradius von Neon ist kleiner als Fluor. periodictable.com/Properties/A/AtomicRadius.v.wt.html
Antwort
Atomradien können nicht wirklich eindeutig oder genau definiert werden. Es gibt jedoch im Allgemeinen einen sehr großen Unterschied zwischen kovalenten, van der Waals- und Ionenradien.
Also, nach den meisten Definitionen der In den jeweiligen Begriffen ist der kovalente Radius von Fluor kleiner als der Van-der-Waals-Radius von Neon. In ähnlicher Weise ist der Ionenradius von Fluoridionen größer als der Van-der-Waals-Radius von Neon. Der Grund für letzteres ist die höhere Kernladung Neon.
In den meisten Quellen wird jedoch ein etwas kleinerer Van-der-Waals-Radius für Fluor im Vergleich zu Neon, aber ein etwas größerer kovalenter Radius für Fluor im Vergleich zu Neon angegeben. Wenn Sie also Radien vergleichen, müssen Sie sorgfältig angeben, um welche Art von Radien es sich handelt.
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- Wir können es also verallgemeinern, um zu sagen, dass die Der Atomradius von Fluorid ist größer als der von Neon (solange wir den Van-der-Waals-Radius nicht ' vergleichen).