Back to chapter

8.3:

רדיוס יוני

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Ionic Radii

Languages

Share

רדיוס יוני הוא רדיוס של קטיון או אניון, המוגדר לפי המרחק בין יונים בתרכובת יונית. קטיונים הם קטנים יותר מאטום האב ואילו אניונים גדולים ממנו. בדומה לרדיוסים אטומיים, רדיוסים יוניים נקבעים על ידי מספר האלקטרונים, האורביטלים המאכלסים את אלקטרוני הערכיות והמטען הגרעיני.כך לדוגמה ליתיום, שיש לו תצורת אלקטרונים של ליבת הליום ואלקטרון 2s הוא החיצוני ביותר. אלקטרון 2s ממוסך מפני המטען הגרעיני על ידי שני אלקטרוני 1s ותורם לרדיוס אטומי של 152 פיקומטרים. גריעת אלקטרון 2s החיצוני ביותר מייצרת קטיון ליתיום, שכולל פחות אלקטרונים אבל מספר זהה של פרוטונים לזה של האטום האב.שני אלקטרוני 1s מוחזקים קרוב יותר לגרעין מפני שהם חווים מטען גרעיני אפקטיבי גדול יותר מזה שחווה אלקטרון 2s. לכן, הרדיוס היוני של קטיון הליתיום הוא 60 פיקומטרים, קטן הרבה יותר מאטום האב. מגמה זו נצפית בדרך כלל בכל קטיוני המתכת ואטומי האב שלהם.לעומת זאת, אניונים הם גדולים יותר מאטומי האב שלהם. כשאטום פלואור מקבל אלקטרון, נוצרת תוספת של אלקטרון חיצוני ביותר, אבל מספר הפרוטונים, ומכאן המטען הגרעיני, לא משתנה. האלקטרון הנוסף יוצר דחייה בין אלקטרון לאלקטרון וגורם לאלקטרונים להתפשט יותר בחלל.לכן לאניון הפלואור יש רדיוס של 136 פיקומטרים, שהוא גדול הרבה יותר משל אטום האב. באופן כללי, הרדיוס היוני של יסודות בבלוקים s ו-p גדל במורד העמודה, ככל שגדל מספר רמות האנרגיה היסודיות ואיתו מספר האוריבטלים. מה קורה בקבוצת אטומים ויונים שיש בה מספר זהה של אלקטרונים?הם מכונים סדרה איזואלקטרונית”וניתן לארגן אותם לפי מספרים אטומיים עולים. לכל חבר בסדרה האיזואלקטרונית המתוארת יש 18 אלקטרונים. עם זאת, יש להם מספר אחר של פרוטונים.ליון הגופרית יש 16 פרוטונים המושכים 18 אלקטרונים, ואילו ליון הסידן 20 פרוטונים המושכים אותו מספר אלקטרונים. כיוון שיש לו יותר פרוטונים, סידן מושך אלקטרונים הרבה יותר קרוב לגרעין מכפי שגופרית יכולה למשוך, וכתוצאה מכך יון הסידן קטן יותר מיון הגופרית. ככל שהמטען הגרעיני גדול יותר, כך הרדיוס קטן יותר, אם כי הוספת אלקטרון קליפה משבשת את המגמה הזו.יחד עם זאת, הגופרית היא היון הגדול ביותר והסידן הוא היון הקטן ביותר בסדרה זו.

8.3:

רדיוס יוני

Ionic radius is the measure used to describe the size of an ion. A cation always has fewer electrons and the same number of protons as the parent atom; it is smaller than the atom from which it is derived. For example, the covalent radius of an aluminum atom (1s22s22p63s23p1) is 118 pm, whereas the ionic radius of an Al3+ (1s22s22p6) is 68 pm. As electrons are removed from the outer valence shell, the remaining core electrons occupying smaller shells experience a greater effective nuclear charge Zeff and are drawn even closer to the nucleus.

Cations with larger charges are smaller than cations with smaller charges (e.g., V2+ has an ionic radius of 79 pm, while that of V3+ is 64 pm). Proceeding down the groups of the periodic table, cations of successive elements with the same charge generally have larger radii, corresponding to an increase in the principal quantum number, n.

An anion (negative ion) is formed by the addition of one or more electrons to the valence shell of an atom. This results in a greater repulsion among the electrons and a decrease in Zeff per electron. Both effects (the increased number of electrons and the decreased Zeff) cause the radius of an anion to be larger than that of the parent atom. For example, a sulfur atom ([Ne]3s23p4) has a covalent radius of 104 pm, whereas the ionic radius of the sulfide anion ([Ne]3s23p6) is 170 pm. For consecutive elements proceeding down any group, anions have larger principal quantum numbers and, thus, larger radii.

Atoms and ions that have the same electron configuration are said to be isoelectronic. Examples of isoelectronic species are N3–, O2–, F, Ne, Na+, Mg2+, and Al3+ (1s22s22p6). Another isoelectronic series is P3–, S2–, Cl, Ar, K+, Ca2+, and Sc3+ ([Ne]3s23p6). For atoms or ions that are isoelectronic, the number of protons determines the size. The greater the nuclear charge, the smaller the radius in a series of isoelectronic ions and atoms.

This text is adapted from OpenStax Chemistry 2e, Section 6.5: Periodic Variations in Element Properties.