Atomradius

Einem Atom wird ein Atomradius zugeschrieben, mit dem seine räumliche Größe näherungsweise bestimmt werden kann.

Ein absoluter Radius eines Atoms – und mithin auch eine absolute Größe – kann nicht angegeben werden, denn ein Atom zeigt je nach Typ seiner aktuellen chemischen Bindung verschiedene effektive Größe und besitzt nach den Vorstellungen der Quantenmechanik ohnehin keine definierte Grenze.

Der Atomradius ermittelt sich aus dem Abstand der Atomkerne in den chemischen Verbindungen des betreffenden Typs:

In überwiegend ionisch aufgebauten Systemen werden den Atomen Ionenradien zugeschrieben.
Für Atome in molekularen, als kovalent charakterisierten Verbindungen werden Kovalenzradien angegeben.
In Metallen erhalten die Atome Metallatomradien.
Zwischen den Molekülen kovalenter Verbindungen wirken Van-der-Waals-Kräfte; entsprechend gibt es dazu die Van-der-Waals-Radien.

Atomradien liegen in der Größenordnung von 10⁻¹⁰ m (=1 Ångström =100 pm =0,1 nm). So beträgt z. B. der Kovalenzradius im Wasserstoffmolekül 32 pm und der Metallradius von 12-fach koordiniertem Caesium 272 pm.

Zusammenhang mit der Stellung im Periodensystem

Die Atomradien nehmen innerhalb einer Gruppe des Periodensystems von oben nach unten zu und innerhalb einer Periode von links nach rechts ab.

Dies erklärt sich daraus, dass innerhalb einer Periode die Kernladungszahl und damit die positive Ladung des Kerns wächst; somit werden die negativen Elektronen des Atoms stärker angezogen. Die Verringerung des Atomradius innerhalb der Periode vom Halogen zum Edelgas lässt sich auf die besonders stabile Elektronenkonfiguration der Edelgase zurückführen.

Der Anstieg des Radius von einer Zeile zur nächsten innerhalb jeder Gruppe resultiert daraus, dass zusätzliche Schalen mit Elektronen besetzt werden und das Atom somit nach außen wächst.

Atomradien einiger chemischer Elemente ¹
Ordnungs- zahl	Symbol	Radius [pm]
1	H	32
2	He	28
3	Li	152
4	Be	112
5	B	88
6	C	77
7	N	70
8	O	66
9	F	64
10	Ne	58
11	Na	186
12	Mg	160
13	Al	143
14	Si	117
15	P	110
16	S	104
17	Cl	99
18	Ar	106
19	K	231
20	Ca	197

¹

(Kovalenzradien; bei Metallen: Metallradien)

Metallatomradius, Kugelpackung und Bravais-Gitter

Berechnung des Metallatomradius über die Kugelpackung

Kubisch-primitives Gitter

Im einfachsten Fall kristallisiert ein Element wie in Bild 1 dargestellt (simple cubic, kubisch einfach oder primitiv). In diesem Fall lässt sich der Durchmesser D eines Atoms (Abstand der Mittelpunkte nächster benachbarter Atome) wie folgt berechnen.

Man geht von einem Würfel aus, der gerade 10²⁴ Atome enthält und dessen Kanten demnach von 10⁸ Atomen gebildet werden. Ein Mol sind 6,022·10²³ Atome (Avogadro-Zahl). Und ein Mol wiegt auch so viel Gramm, wie die Atommasse A angibt. A/0,6022 Gramm ist also die Masse des Würfels mit 10²⁴ Atomen. Dividiert man diese Masse noch durch die Dichte ρ in g/cm³, dann ist A/(0,6022·ρ) cm³ das Volumen des Würfels. Die dritte Wurzel daraus ergibt die Länge einer Kante, und diese durch 10⁸ dividiert ist der Atomdurchmesser D.

Beim Element Polonium z. B. (A=208,983 g/mol; ρ=9,196 g/cm³) beträgt das Volumen dieses Würfels 37,737 cm³ und die Kantenlänge 3,354 cm. Daraus folgt ein Atomradius von 167,7 pm; in Datensammlungen angegeben werden 167,5 pm,^[1] was eine ziemlich gute Übereinstimmung bedeutet.

Kubisch-flächenzentriertes Gitter

Bei Gold (A=196,967 g/mol; ρ=19,282 g/cm³) stimmt das nicht mehr so genau, die entsprechende Berechnung ergibt eine Kantenlänge, die etwa 12 % $\left(\approx {\sqrt[{6}]{2}}-1\right)$ kleiner ist als die experimentell gemessene.

Der Grund für diese Diskrepanz ist, dass Goldatome nicht kubisch primitiv gepackt sind, sondern dichter (kubisch flächenzentriert, face centered cubic, fcc, eine der beiden dichtesten Kugelpackungen; Bild 2). Dabei sind

in einer Ebene die Reihen der Atome um einen halben Atomdurchmesser gegeneinander verschoben, so dass sie näher aneinandergerückt werden können, und
die Atome der Ebene darüber liegen jeweils in einer Mulde zwischen drei anderen Atomen. Sie bilden zusammen Tetraeder.

Charakterisiert man eine Reihe von Atomen durch eine Gerade, die die Atommittelpunkte auffädelt, dann ist der Abstand zweier Reihen in einer Ebene im kubisch-primitiven/sc-Gitter gerade D. Im kubisch-flächenzentrierten/fcc-Gitter ist er kleiner, nämlich ${\tfrac {\sqrt {3}}{2}}D$ (= Höhe eines gleichseitigen Dreiecks), und der Abstand zweier Ebenen ist gleich der Höhe ${\sqrt {\tfrac {2}{3}}}D$ eines Tetraeders. Aus dem Produkt der beiden Faktoren findet man: Ein fiktiver Goldwürfel mit kubisch primitiver Kristallstruktur hätte ein um √2 ≈ 1,41421 größeres Volumen, bzw. seine Dichte wäre um √2 kleiner.

Führt man nun die o. g. Berechnung des Atomradius mit dieser fiktiven geringeren Dichte durch, weil der Rechengang von einer kubisch-primitven Kugelpackung ausgeht (nur dann ergibt sich die Teilchenzahl auf einer Würfelkante als dritte Wurzel der Teilchenzahl im gesamten Würfel, ansonsten ist sie niedriger), so erhält man für Gold D=288 pm bzw. r=144 pm, in Übereinstimmung mit dem Ergebnis aus der experimentell beobachteten Röntgenbeugung.

Einfacher geht es, wenn man die Packungsdichten kennt (den Anteil, den die als kugelförmig angenommenen Atome am Volumen ausmachen):

ein kubisch primitives Gitter hat eine Packungsdichte von 0,523599
beim kubisch flächenzentrierten Gitter (Schichtfolge ABC) und beim hexagonalen Gitter (AB) beträgt sie jeweils 0,740480;

der Quotient 0,74…/0,52… ergibt wieder den Faktor √2.

Kubisch-raumzentriertes Gitter

Für die kubisch raumzentrierte Elementarzelle (body centered cubic, bcc) ist die Packungsdichte 0,68175. Hier muss für einen fiktiven Würfel mit sc-Struktur die Dichte durch (0,68…/0,52…) dividiert bzw. das Volumen mit diesem Faktor multipliziert werden.

So erhält man z. B. bei Natrium (A=22,9898 g/mol; ρ=0,968 g/cm³) aus der dritten Wurzel aus [22,9898/(0,6022·0,968/(0,68…/0,52…))] ein D=371,4 pm bzw. r=185,7 pm; gemessen wurden 186 pm.

Tabelle berechneter Radien

In folgender Tabelle sind Beispiele von Elementen aufgeführt, deren Kristallstruktur kubisch flächenzentriert oder hexagonal ist, zusammen mit dem Ergebnis der Rechnung und dem gemessenen Atomradius.

Ordnungs- zahl	Element	Kristall- struktur	Atommasse [u]	Dichte [g/cm³]	r_calc [pm]	r_exp [pm]
4	Be	hex	09,012	1,848	112,7	112
12	Mg	hex	24,305	1,738	160,1	160
20	Ca	fcc	40,078	1,550	196,5	197
22	Ti	hex	47,867	4,506	146,1	147
27	Co	hex	58,933	8,860	125,0	125
28	Ni	fcc	58,693	8,908	124,6	124
29	Cu	fcc	63,546	8,933	127,8	128
40	Zr	hex	91,224	6,506	160,3	160
46	Pd	fcc	106,42	12,023	137,5	137
47	Ag	fcc	107,868	10,501	144,5	144
57	La	hex	138,905	06,162	187,7	187
76	Os	hex	190,23	22,590	135,2	135
77	Ir	fcc	192,217	22,560	135,7	136
78	Pt	fcc	195,084	21,450	138,7	0138,5
79	Au	fcc	196,967	19,282	144,2	144

Klassische Methode

Die klassische kristallographische Methode zählt, wie viele Atome eine Elementarzelle umfasst. Die Berechnung mit dieser Methode liefert dieselben Zahlenwerte für die Atomradien der verschiedenen Gittertypen wie die oben vorgestellte Methode.

Kubisch-flächenzentriertes Gitter

Im Fall kubisch-flächenzentriert (fcc) enthält die Elementarzelle Anteile von vier ganzen Atomen (Bild 3). Aus der Atommasse A, der Dichte und der Avogadro-Zahl $N_{\text{A}}$ lässt sich das Volumen V_EZ ermitteln, in dem sich vier Atome befinden, also die Größe der Elementarzelle (in diesem Fall von der Form eines Würfels):

V_{EZ}=4{\frac {A}{N_{A}\cdot \rho }}

Der Durchmesser eines Atoms ist der Abstand der Mittelpunkte zweier Atome, die den kleinsten in der Zelle vorkommenden Abstand aufweisen. Sie sind entlang der Flächendiagonalen angeordnet (und nicht entlang der Kante, dort sind sie weiter voneinander entfernt). Eine Flächendiagonale ist vier Atomradien bzw. zwei Atomdurchmesser lang (in Bild 3 sind die Atome der Übersichtlichkeit wegen kleiner eingezeichnet).

Aus dem Volumen erhält man die Kantenlänge a:

a={\sqrt[{3}]{V_{EZ}}}

Aus der Kantenlänge erhält man die Länge Fd der Flächendiagonale:

Fd={\sqrt {2}}\cdot a

Aus der Flächendiagonale erhält man den Atomradius r:

r={\frac {Fd}{4}}

bzw. den Atomdurchmesser D:

D=2r={\frac {Fd}{2}}={\frac {a}{\sqrt {2}}}