Trend: Atomradius

Ein Caesiumatom hat etwa den zweieinhalbfachen Radius eines Fluoratoms: 343 pm gegen 135 pm laut PubChem.

Ein Atom hat keinen harten Rand, denn seine Elektronen dünnen sich wie Nebel allmählich aus. Chemiker brauchen trotzdem eine Größe, also legen sie eine fest, je nachdem, wie nah sich Atome kommen. Das Modell verwendet den Van-der-Waals-Radius aus PubChem: die Hälfte des Abstands zwischen zwei Atomen, die sich berühren, ohne eine Bindung einzugehen. Schalte „Höhe: Atomradius“ ein, und das Periodensystem wird zur Landschaft. Der höchste Kamm liegt ganz links unten, das tiefste Gelände oben rechts.

In der Gruppe nach unten: größer

In einer Gruppe hat jedes Element nach unten eine Elektronenschale mehr als das darüber. Eine neue Schale liegt weiter vom Kern entfernt, also wird das Atom größer. In Gruppe 1 steigen die Werte von PubChem von Lithium mit 182 pm über Natrium mit 227 pm und Kalium mit 275 pm bis Caesium mit 343 pm. Ein Pikometer ist ein Billionstel Meter. Selbst Caesium, das größte stabile Atom, hat also nur einen Radius von etwa einem Drittel Nanometer.

In der Periode nach rechts: kleiner

Das überrascht die meisten. Von links nach rechts in einer Periode hat jedes Atom mehr Protonen und mehr Elektronen als das vorige, und doch werden die Atome kleiner. Der Grund: Die neuen Elektronen kommen alle in dieselbe äußere Schale, während der Kern positive Ladung hinzugewinnt. Elektronen derselben Schale schirmen sich gegenseitig kaum vom Kern ab, deshalb spüren die Außenelektronen eine immer stärkere Anziehung und werden näher herangezogen. In Periode 2 fällt der Radius von Lithium mit 182 pm auf Fluor mit 135 pm.

Die Anziehung, die ein Außenelektron tatsächlich spürt, heißt effektive Kernladung. Sie ist die Kernladung minus dem Teil, den die inneren Elektronen aufheben. Innerhalb einer Periode steigt sie stetig an. In einer Gruppe nach unten ändert sie sich viel weniger, weil die zusätzlichen Protonen durch eine zusätzliche Schicht abschirmender Elektronen ausgeglichen werden, und der Abstandseffekt überwiegt.

Das Modell ehrlich lesen

Echte Daten sind holpriger als die Lehrbuchregel. Die Edelgase haben größere Van-der-Waals-Radien als ihre Nachbarn, weil sie als sich berührende Atome gemessen werden, die nie eine Bindung eingehen, während manche anderen Radien derselben Tabelle aus gebundenen Kristallen stammen. Die Übergangsmetalle ändern sich im d-Block nur wenig. Am stärksten ist der Trend im s- und p-Block. Die Kacheln der schwersten künstlichen Elemente bleiben grau und flach, weil niemand ihre Größe gemessen hat.

Die Größe ist für die Chemie wichtig. Ein großes Atom hält seine Außenelektronen locker, deshalb geben große Metallatome wie Caesium sie leicht ab. Ein kleines Atom wie Fluor hält seine Elektronen fest und zieht auch an den Elektronen anderer Atome. Der Radius ist der erste der Trends, und die nächste Einheit über die Elektronegativität baut darauf auf.

Atome ändern ihre Größe, wenn sie zu Ionen werden. Ein Natriumatom, das sein einziges Außenelektron abgibt, verliert auch seine ganze dritte Schale, deshalb ist das Na⁺-Ion viel kleiner als das Atom: Sein Ionenradius beträgt etwa 102 pm. Ein Chloratom, das ein Elektron aufnimmt, erhöht die Abstoßung zwischen den Elektronen derselben Schale, und das Cl⁻-Ion schwillt auf etwa 181 pm an. Diese beiden Zahlen bestimmen die Abstände in einem Salzkristall, den du im Molekülmodell des Kurses über Bindungen sehen kannst.