Sie wissen, dass die Größe von ATOMIC im Laufe des Zeitraums von links nach rechts abnimmt, wenn wir uns der Tabelle stellen. Warum? Nun, die Atomgröße ist eine Funktion von (i) der Kernladung #Z#und (ii) Abschirmung durch andere Elektronen. Während der Periode, in der die Elektronen die gleiche Valenzschale füllen, gewinnt die Kernladung dadurch, dass unvollständige elektronische Schalen die Kernladung sehr schlecht abschirmen, und die Atomgröße nimmt im Laufe der Periode in die angegebene Richtung ab.

Andererseits kann ein Ion durch Reduktion erzeugt werden, um ein Anion zu ergeben, oder durch Oxidation, um ein Kation zu ergeben, das viel kleiner sein sollte als das des Elternteils. Von vornherein würden wir erwarten, dass das ANION einen GRÖSSEREN Radius als sein Elternatom hat ... und das ELTERNATOM einen GRÖSSEREN Radius als sein Tochterkation ... vorausgesetzt, der Atomradius wird durch den Radius seines Valenzelektronens definiert.

Einheiten sind in #"pm"-=1xx10^-12*m# (keine ideale Einheit, muss aber sein). Und stimmen die Daten mit dem angegebenen Argument überein?

Elektronegativität wird verwendet, um die Fähigkeit eines Atoms, das Teil eines Moleküls ist, auszudrücken, Elektronen an sich selbst zu ziehen.

Bond-Polarität wird durch Untersuchen der Pauling-Skala bestimmt Elektronegativität Werte der beiden Atome. Die Differenz zwischen diesen Werten bestimmt die vorherrschend Bindungsart zwischen den jeweiligen Atomen.

Hier sind die Elektronegativitätswerte für die Elemente schwimmen Periodensystem

Sie haben grundsätzlich drei Arten von dominanten Bindungscharakter: kovalente Bindungenpolare kovalente Bindungen und ionische Bindungen. Die Differenz der Elektronegativitätswerte von zwei aneinander gebundenen Atomen bestimmt, welche Art von Bindung sie bilden.

Damit zwei Atome eine kovalente Bindung eingehen können, muss der Unterschied in der Elektronegativität zwischen den beiden Atomen geringer sein als 0.5. Eine kovalente Bindung, manchmal auch a genannt unpolare kovalente Bindungimpliziert die gleiche Aufteilung der beiden Kleben Elektronen durch die beiden Atome.

Zum Beispiel kann die #"C-H"# Die Bindung wird als unpolar angesehen, da der Unterschied in den Elektronegativitätswerten beträgt

#EN_C - EN_H = 2.5 - 2.1 = 0.4#

Andere Beispiele für unpolare Bindungen sind zweiatomige Moleküle wie z #Cl_2#, #H_2#, #O_2#, und so weiter. Die Differenz der Elektronegativitätswerte zwischen zwei identischen Atomen ist natürlich Null, so dass die Bindung unpolar kovalent ist.

Für polare kovalente Bindungen variiert der Unterschied in den Elektronegativitätswerten zwischen 0.5 (wie in der #"C-Cl"# Bindung) und 1.9 (wie in der #"H-F"# Bindung). Solche Bindungen implizieren eine ungleiches Teilen der Bindungselektronen zwischen den beiden Atomen.

Ein weiteres klassisches Beispiel für eine polare kovalente Bindung ist die #"H-O"# Bindung in Wassermolekülen, die einen Unterschied von hat

#EN_O - EN_H = 3.5 - 2.1 = 1.4#

Ionenbindungen treten auf, wenn der vollständige Elektronentransfer stattfindet; Die Bindungselektronen werden nicht mehr zwischen den beiden Atomen geteilt, je elektronegativer die beiden Atome sind, desto "nimmt" sie das Bindungselektronen vom anderen Atom.

Um nicht als ionisch eingestuft zu werden, muss der Unterschied in der Elektronegativität größer sein als 2.0. Ein klassisches Beispiel für ionische Verbindungen Natriumchlorid ist, oder #"NaCl"#

#EN_(Cl) - EN_(Na) = 3.0 - 0.9 = 2.1#

Ein weiterer wichtiger Punkt ist, dass die Elektronegativitätsunterschiede zwischen diesen Werten liegen 1.6- 1.7 und 2.0wird der Unterschied zwischen einer polaren kovalenten Bindung und einer ionischen Bindung durch die Art der Atome gemacht, die diese Bindung bilden.

Wie ich schon sagte, #"HF"# wird als polar kovalent angesehen, weil es hat zwei miteinander verbundene Nichtmetalle. Natriumbromid oder #"NaBr"#hat den gleichen Unterschied in der Elektronegativität, wird jedoch als ionisch angesehen.

#EN_(Br) - EN_(Na) = 2.8 - 0.9 = 1.9#

Dies geschieht, weil Sie eine haben Metall an ein Nichtmetall gebunden.

Vergessen Sie also nicht zu prüfen, welche Atome die Bindung bilden, wenn Sie mit Elektronegativitätswerten arbeiten, die über den Grenzwerten für polare kovalente Bindungen liegen (1.6 - 1.7).