1. 개요
원자는 원자핵과 전자로 이루어져 있는데, 원자의 실질적인 '크기'를 정의하려면 전자 구름의 크기를 정의하는 것이 필요하다. 결정적인 문제는 전자는 어디서든 존재 확률은 결코 0이 되지 않는다는 것이다.[1][2] 따라서 실용적인 목적으로 원자의 반지름을 사용하기 위해 다양한 정의가 시도되었다. 하지만 원자반지름은 실존하지도 않고 측정방식에 따라 바뀌는 애매모호한 값이라서 확실하게 정해진 값이 없는 것이 큰 단점. 고등학교 과정에서 원자반지름과 이온반지름 값이 매년 바뀔 정도이다.2. 종류
2.1. 공유결합 반지름
비금속 원자의 반지름은 동핵 이원자 분자의 핵간 거리의 절반, 금속 원자는 금속 결정상태에서 원자핵 간 거리의 절반으로 정한다. 비금속 원소의 경우, 공유 결합이 이루어지면 핵간 거리가 상대적으로 가까워야 하므로 비교적 작게 나온다. 단일 결합일 때에만 원자 반지름이라고 한다.[3] 예를 들어, 산소의 원자반지름은 산소 분자의 핵간거리의 절반이 아니라, 적절하게 단일결합을 하고 있는 녀석 중 하나인 과산화수소에서의 핵간 거리를 이용해 측정한다.기본적으로 결합상태에서 측정하므로 18족 비활성 원소들은 결합이 안 되기 때문에 원자 반지름을 정의할 수 없다.[4] 그리고 18족 비활성 기체는 반응을 하지 않으므로 전기음성도도 가질 수 없다.[5]
고등화학 1을 응시하는 학생은 종종 볼 수 있다. 보통 이온화 에너지, 전기 음성도, 유효 핵전하와 섞여서 나와서 매우 귀찮다. 깔끔하게 전기 음성도, 이온화 에너지, 전자 친화도는 주기율표의 오른쪽 위로 올라갈수록, 원자 반지름은 왼쪽 아래, 유효 핵전하는 오른쪽 아래로 갈수록 커지는 경향이 있다.라고 외워두면 좋다. 유효 핵전하 분포와 원자 반지름 분포는 정반대까지는 아닌데, 이는 원자 반지름이 최외각 전자 껍질수가 늘어날수록 훨씬 더 커지기 때문이다. 그리고 이온화 에너지와 전자 친화도는 오비탈 때문에 꺾이는 지점이 있으므로 유의하자. 또한 전자 친화도는 17족에서 F(플루오린)이 Cl(염소)보다 더 작다는 예외도 있으며 18족 비활성 기체는 오비탈로 인해 전자 친화도가 급격히 작아지는 것도 알아두자.
2.2. 판데르발스 반지름
온도를 낮추어 분자를 결정 상태로 만든 후, 인접한 두 원자의 핵간 거리를 측정하여 그 거리의 반으로 정의한 거리. 공유 결합이 거의 일어나지 않는 헬륨이나 네온같은 비활성 기체들은 공유결합을 하지 않으므로 반지름을 정의하는 데 유용하며, 전자구름이 반발하므로 상대적으로 크게 측정된다.2.3. 이온 반지름
이온 결합의 핵간 거리를 통해 결정하는 반지름. 총 결합 길이는 알 수 있어도 각각의 거리는 알 수 없으므로 기준이 필요한데, 이는 산화 이온을 기준으로 유효 이온 반지름은 140pm, 결정 이온 반지름은 126pm로 하여 결정한다. 이는 배위수 등에 따라서도 변한다.2.4. 보어 반지름
닐스 보어가 정의한 원자의 반지름으로 수소의 반지름만이 있다. 고전 역학적 모델로 정의되었으며, 그 값은 약 53pm이다. 수소 원자의 1s 오비탈의 파동함수의 극대점의 위치이기도 하다.[1] 마디에서는 0이 된다. 하지만 거기에서 약간 벗어나서도 확률이 다시 나타나므로 반지름을 정하는 것에는 영향을 미치지 않는다.[2] 사실 오비탈의 모양이 나타난 공간 안이 아닌, 경계면 밖의 공간에서도 전자가 존재할 수 있다. 다만 확률이 매우 적을 뿐이다.[3] 이중결합, 삼중결합이 있는 경우에는 더 짧아지며 원자반지름이 아니다.[4] 고등학교 화학 기준. 실제로는 비활성 기체들도 화합물이 존재함이 밝혀졌으므로 모든 원소의 원자 반지름을 구할 수 있다.[5] 이것도 마찬가지로 크립톤, 제논, 라돈의 화합물이 존재하므로 가질 수 있다. 또한 반데르발스 반지름 역시 구할 수 있다.