Atomradius, ein relatives Maß für die Größe der Atome. Da ein Atom kein scharf begrenztes System darstellt (quantenmechanisches Atommodell), ist es auch nicht möglich, seine Größe eindeutig anzugeben. Man definiert folgende A.: Der kovalente A. entspricht dem halben Abstand zwischen gleichartigen Atomen in einer Atombindung. In Abhängigkeit vom Bindungsgrad lassen sich für die einzelnen Atome Kovalenzradien angeben. Die Bindungslängen von Einfach- bzw. Mehrfachbindungen können somit näherungsweise als Summe der entsprechenden kovalenten A. berechnet werden. Als theoretischer A. wird das Maximum der Radialverteilung (quantenmechanisches Atommodell)des äußersten besetzten Orbitals bezeichnet. Der metallische A. wird als halber Abstand zwischen benachbarten Atomen im Metallkristall definiert. Zur Abschätzung der räumlichen Ausdehnung eines Moleküls wurde von Stuart und Briegleb der van-der-Waalssche A., auch als Wirkungsradius bezeichnet, eingeführt. Er grenzt näherungsweise den Wirkungsbereich eines Atoms im Rahmen van-der-Waalsscher Bindungskräfte eines Moleküls ab und gestattet daher Aussagen bezüglich zwischenmolekularer Abstände in Molekülkristallen. Van-der-Waalssche A. sind größer als die kovalenten A. und führen in Molekülmodellen zu einander durchdringende Atomkugeln. Auf dieser Grundlage wurden die Kalottenmodelle entwickelt, die besonders in der organischen Chemie große Bedeutung zur Veranschaulichung von Molekülkonfiguration und -konformation erlangt haben. In Abhängigkeit von der Definition resultieren für die einzelnen A. unterschiedliche Absolutwerte. Insgesamt wird die gleiche Tendenz bezüglich der Änderung der A. innerhalb der Hauptgruppen und Perioden beobachtet (Tab.). Durch Ionenbildung verändern sich die A. deutlich. Kationen haben kleinere und Anionen größere Radien als die betreffenden Atome (Ionenradius).

Atomradius. Tab.: Atomradien einiger Hauptgruppenelemente in pm.