8.3: Ionenradien

Der Ionenradius ist das Maß zur Beschreibung der Größe eines Ions. Ein Kation hat immer weniger Elektronen und die gleiche Anzahl Protonen wie das Ursprungsatom; es ist somit kleiner als das Atom, von dem es sich ableitet. Beispielsweise beträgt der kovalente Radius eines Aluminiumatoms (1s²2s²2p⁶3s²3p¹) 118 pm, während der Ionenradius eines Al³⁺ (1s²2s²2p⁶) 68 pm beträgt. Wenn Elektronen aus der äußeren Valenzschale entfernt werden, erfahren die verbleibenden Kernelektronen, welche die kleinere Schalen besetzen, eine größere effektive Kernladung Z_eff und werden noch näher an den Kern herangezogen.

Kationen mit größeren Ladungen sind kleiner als Kationen mit kleineren Ladungen (z. B. hat V²⁺ einen Ionenradius von 79 pm, während der von V³⁺ 64 pm beträgt). Entlang der Gruppen des Periodensystems nach unten gehend weisen Kationen aufeinanderfolgender Elemente mit derselben Ladung im Allgemeinen größere Radien auf, was einem Anstieg der Hauptquantenzahl n entspricht.

Ein Anion (negatives Ion) entsteht durch die Addition eines oder mehrerer Elektronen in die Valenzschale eines Atoms. Dies führt zu einer stärkeren Abstoßung zwischen den Elektronen und einer Verringerung von Z_eff pro Elektron. Beide Effekte (die erhöhte Anzahl an Elektronen und die verringerte Z_eff) führen dazu, dass der Radius eines Anions größer ist als der des ursprünglichen Atoms. Beispielsweise hat ein Schwefelatom ([Ne]3s²3p⁴) einen kovalenten Radius von 104 pm, während der Ionenradius des Sulfidanions ([Ne]3s²3p⁶) 170 pm beträgt. Für aufeinanderfolgende Elemente in einer beliebigen Gruppe haben Anionen größere Hauptquantenzahlen und damit auch größere Radien.

Atome und Ionen mit gleicher Elektronenkonfiguration werden als isoelektronisch bezeichnet. Beispiele für isoelektronische Spezies sind N^3–, O^2–, F^–, Ne, Na⁺, Mg²⁺, und Al³⁺ (1s²2s²2p⁶). Eine weitere isoelektronische Reihe ist P^3–, S^2–, Cl^–, Ar, K⁺, Ca²⁺ und Sc³⁺ ([Ne]3s²3p⁶). Bei isoelektronischen Atomen oder Ionen bestimmt die Anzahl der Protonen die Größe. Je größer die Kernladung, desto kleiner ist der Radius in einer Reihe isoelektronischer Ionen und Atome.

Dieser Text wurde adaptiert von OpenStax Chemistry 2e, Section 6.5: Periodic Variations in Element Properties.

Ein Ionenradius ist der Radius eines Kations oder eines Anions, definiert durch den Abstand zwischen den Ionen in einer ionischen Verbindung. Kationen sind kleiner als das übergeordnete Atom, während Anionen größer sind. Ähnlich wie Atomradien, werden Ionenradien durch die Anzahl der Elektronen, die Orbitale die seine Valenzelektronen halten, und die nukleare Ladung bestimmt.

Denken Sie an Lithium, dass eine Elektronenkonfiguration aus einem Heliumkern und einem äußerstem 2s Elektron hat. Das 2s Elektron ist von der Kernladung durch zwei 1s-Elektronen abgeschirmt und trägt dem Atomradius von 152 Pikometern bei. Der Verlust des äußersten 2s Elektrons erzeugt ein Lithium-Kation, das weniger Elektronen aber die gleiche Anzahl von Protonen wie das Lithiumatom hat.

Die beiden 1s Elektronen werden näher am Kern gehalten, weil sie eine größere effektive Kernladung als das 2s Elektron haben. Somit beträgt der Ionenradius des Lithiumkations 60 Picometer und ist damit viel kleiner als das Lithiumatom. Dieser Trend ist im Allgemeinen bei allen Metallkationen und ihren Elternatomen zu beobachten.

Im Gegensatz dazu sind Anionen größer als ihre Mutteratome. Wenn ein Fluoratom ein Elektron aufnimmt, bekommt es ein zusätzliches äußerstes Elektron, aber die Anzahl der Protonen, und damit die Kernladung, bleibt gleich. Die verstärkte Elektron-Elektron-Abstoßung bewirkt, dass die Elektronen sich mehr im Raum auszubreiten.

Das Fluorid-Anion hat also einen Radius von 136 Picometern, was viel größer als das Mutteratom ist. Im Allgemeinen steigt der Ionenradius für s-und p-Blockelemente in der Spalte nach unten, da die Zahl der Hauptenergieebenen, und damit die Anzahl der Orbitale, steigt. Was ist mit einer Gruppe von Atomen und Ionen, die die gleiche Anzahl von Elektronen haben?

Sie werden als isoelektronische Reihe bezeichnet und können nach steigender Ordnungszahl angeordnet werden. Jedes Mitglied der abgebildeten isoelektronischen Serie hat 18 Elektronen. Sie unterscheiden sich jedoch in der Anzahl der Protonen.

Das Sulfid-Ion hat 16 Protonen, die 18 Elektronen anziehen, während das Calcium-Ion 20 Protonen und die gleiche Anzahl von Elektronen anzieht. So kann Calcium mit mehr Protonen die Elektronen viel näher zum Kern ziehen als Sulfid, wodurch das Calcium-Ion kleiner als das Sulfid-Ion wird. Je größer die nukleare Ladung, desto kleiner der Radius, obwohl das Hinzufügen einer Elektronenschale diesen Trend unterbricht.

Dennoch ist Sulfid das größte und Calcium das kleinste Ion in dieser Reihe.