Ionenradius: Unterschied zwischen den Versionen

Aktuelle Version vom 23. Februar 2022, 17:10 Uhr

Größe der Atome und Ionen einiger chemischer Elemente in Picometer (grau: Atome, rot: Kationen, blau: Anionen).^[1]

Der Ionenradius bezeichnet die effektive Größe eines einatomigen Ions in einem Ionengitter. Dabei wird vereinfachend angenommen, dass es sich um starre Kugeln handelt, deren Radien unabhängig vom Partner in der Ionenverbindung sind (sofern die Koordinationszahl gleich bleibt).

Um die Ionenradien zu ermitteln, bestimmt man zunächst die Abstände der im Kristallgitter auftretenden Ionen. Aus diesen Kationen-Anionen-Abständen erhält man zunächst die Radiensumme $r_{A}+r_{K}$ für verschiedene Ionenkombinationen. Damit die Radien der einzelnen Ionen bestimmt werden können, muss der Radius wenigstens eines beteiligten Ions unabhängig bekannt sein.

Pauling hat den Wert von 140 pm für ein O²⁻-Ion theoretisch bestimmt; dieser und die damit ermittelten weiteren Ionenradien gelten für die Koordinationszahl 6.

Ionenradien (Auswahl)
siehe auch Liste der Ionenradien
Angegebene Werte gelten für die Koordinationszahl 6
Ion	Ionenradius in pm^[2]
H⁻	154
F⁻	133
Cl⁻	181
O²⁻	140
S²⁻	184
Li⁺	76
Na⁺	102
K⁺	138
NH₄⁺	143
Cu⁺	77
Ag⁺	115
Au⁺	137

Abhängigkeiten

Von Atomradius und Ladung

Ionenradien stehen mit Atomradien und Ladungen in folgendem Zusammenhang:

bei Kationen, also positiv geladenen Ionen, ist der Ionenradius kleiner als der Atomradius. Je größer die positive Ladung, desto kleiner der Ionenradius.
bei Anionen, also negativ geladenen Ionen, ist der Ionenradius größer als der Atomradius. Je größer die negative Ladung, desto größer der Ionenradius.

Kationen sind daher immer kleiner als die Anionen derselben Periode. Einige Kationen (K⁺, Rb⁺, Cs⁺, NH₄⁺, Ba²⁺) sind jedoch größer als das insgesamt kleinste Anion F⁻.

Von der Stellung im Periodensystem

Innerhalb einer Gruppe (d. h. im Periodensystem von oben nach unten) steigen die Ionenradien, da in jeder Periode ein neues Atomorbital vorhanden ist und so der Abstand der Valenzelektronen zum Atomkern zunimmt.

Innerhalb einer Periode (d. h. im Periodensystem von links nach rechts) sinkt der Ionenradius (aber nur innerhalb der Kationen und dann wieder innerhalb der größeren Anionen, vgl. o. g. Abhängigkeit von der Ladung), da die Kernladungszahl (= Protonenzahl) steigt und so die Anziehungskraft des Atomkerns auf die Valenzelektronen größer wird.

Für Ionen der Übergangsmetalle hängt der Radius außerdem vom Spin-Zustand ab (Ligandenfeldtheorie).

Von der Koordinationszahl

Die Ionenradien stehen immer im direkten Zusammenhang mit der Koordinationszahl, d. h. mit der Anzahl der benachbarten Ionen: erhöht sich diese, so erhöhen sich auch die Abstoßungskräfte zwischen den Elektronenhüllen der Ionen, als Folge hieraus nimmt der Gleichgewichtsabstand zu.

Aus experimentell bestimmten Ionenradien ergibt sich, dass die relativen Änderungen der einzelnen Ionen individuell sind und man nur eine mittlere Näherung angeben kann:^[3]

Koordinationszahl	8	6	4
Ionenradius	1,1	1,0	0,8

Die Tabelle zeigt, dass sich die Ionenradien von ein und demselben Ion verhalten wie 1,1:1,0:0,8 für die Koordinationszahlen 8, 6, 4. Daraus lässt sich schlussfolgern, dass sich die Ionenradien aus dem Gleichgewichtsabstand in einem Kristall ergeben und das Bild einer starren Kugel für ein isoliertes Ion nicht zutrifft.

Ein Ion verhält sich in verschiedenen Verbindungen also nur dann als starre Kugel mit annähernd konstantem Radius, wenn sich die Koordinationszahl nicht verändert.

Das Verhältnis der Ionenradien von Kationen/Anionen bestimmt, von wie vielen anderen Ionen sie jeweils umgeben sind (Koordinationszahl), und damit u. a. auch die Kristallstruktur bzw. den Kristallstrukturtyp.

Siehe auch

Lanthanoidenkontraktion

Literatur

Erwin Riedel: Anorganische Chemie. de Gruyter, Berlin 2004, ISBN 3-11-018168-1.
Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie. 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2.

Einzelnachweise

↑
↑ Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie. 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 75.
↑ Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie. 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 74.

[1] ↑

[Ionenradien_Tabelle-2] Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie. 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 75.

[Ionenradien-3] Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie. 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 74.

[1]

[2]

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-[[Datei:Ionenradius.svg|miniatur|Schematische Darstellung eines Kations ('''schwarz'''), welches oktaedrisch von Anionen (<span style="color:red;">'''rot'''</span>) umgeben ist. Gezeigt werden die vier Nachbarn in einer Ebene. Nach r<sub>K</sub> + r<sub>A</sub> erhält man die Radiensumme.]]
+[[Datei:Atomic & ionic radii de.svg|mini|hochkant=1.5|Größe der Atome und Ionen einiger chemischer Elemente in Picometer (grau:&nbsp;Atome, rot:&nbsp;Kationen, blau:&nbsp;Anionen).<ref>{{Literatur|DOI=10.1107/S0567739476001551|Titel=Revised effective ionic radii and systematic studies of interatomic distances in halides and chalcogenides|Autor=R. D. Shannon|Sammelwerk=Acta Cryst|Band=A32|Datum=1976|Seiten=751–767|Sprache=en}}</ref>]]
-Der '''Ionenradius''' bezeichnet die effektive Größe eines einatomigen [[Ion]]s in einem [[Ionengitter]]. Dabei wird vereinfachend angenommen, dass es sich um starre Kugeln handelt, deren Radien unabhängig von der Ionenverbindung sind (sofern die [[Koordinationszahl]] übereinstimmt). Um die Ionenradien zu ermitteln, bestimmt man zunächst die Abstände der in dem Kristallgitter auftretenden Ionen. Aus diesen Kationen-Anionen-Abständen erhält man zunächst die Radiensumme ''r''<sub>A</sub> + ''r''<sub>K</sub> für verschiedene Ionenkombinationen. Damit die Radien der einzelnen Ionen bestimmt werden können, muss der Radius wenigstens eines beteiligten Ions unabhängig bekannt sein.
+Der '''Ionenradius''' bezeichnet die effektive Größe eines einatomigen [[Ion]]s in einem [[Ionengitter]]. Dabei wird vereinfachend [[Modell harter Kugeln|angenommen, dass es sich um starre Kugeln]] handelt, deren Radien unabhängig vom Partner in der Ionenverbindung sind (sofern die [[Koordinationszahl]] gleich bleibt).
-[[Linus Pauling|Pauling]] hat den Wert von 140 pm für ein O<sup>2−</sup>-Ionen theoretisch bestimmt; dieser Wert und die damit ermittelten weiteren Ionenradien gelten für die Koordinationszahl 6.
+Um die Ionenradien zu ermitteln, bestimmt man zunächst die Abstände der im [[Kristallgitter]] auftretenden Ionen. Aus diesen [[Kation]]en-[[Anion]]en-Abständen erhält man zunächst die Radiensumme <math>r_A + r_K</math> für verschiedene Ionenkombinationen. Damit die Radien der einzelnen Ionen bestimmt werden können, muss der Radius wenigstens eines beteiligten Ions unabhängig bekannt sein.
-{| class="wikitable float-right"
+[[Linus Pauling|Pauling]] hat den Wert von 140&nbsp;[[Meter #pm|pm]] für ein [[Sauerstoff|O<sup>2−</sup>]]-Ion theoretisch bestimmt; dieser und die damit ermittelten weiteren Ionenradien gelten für die Koordinationszahl&nbsp;6.
-|+ Einige Ionenradien in [[Picometer|pm]]<br /><small>Die angegebenen Werte gelten für die Koordinationszahl 6.</small>
-! Ion!! Ionenradius
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+|+ Ionenradien (Auswahl)<br /><small>siehe auch [[Liste der Ionenradien]]<br />Angegebene Werte gelten für die Koordinationszahl&nbsp;6</small>
-| H<sup>−</sup> || 154<ref name="Ionenradien_Tabelle">Erwin Riedel, Christoph Janiak: ''Anorganische Chemie.'' 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 75.</ref>
+! style="width:30%" | Ion !! style="width:70%" | Ionenradius in [[Picometer|pm]]<ref name="Ionenradien_Tabelle">Erwin Riedel, Christoph Janiak: ''Anorganische Chemie.'' 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 75.</ref>
-|-
-| F<sup>−</sup> || 133<ref name="Ionenradien_Tabelle" />
-|-
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-|-
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-|I<sup>−</sup>  ||220<ref name="Ionenradien_Tabelle" />
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 |-
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+| H<sup>−</sup> || 154
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-| Au<sup>+</sup> || 137<ref name="Ionenradien_Tabelle" />
+| Au<sup>+</sup> || 137
 |}
-== Abhängigkeit von der Koordinationszahl ==
+== Abhängigkeiten ==
-Die Ionenradien stehen immer im direkten Zusammenhang mit der [[Koordinationszahl]], denn erhöht sich die Anzahl der benachbarten Ionen, so erhöhen sich auch die [[Coulombsches Gesetz|Abstoßungskräfte]] zwischen den Elektronenhüllen der Ionen, die Folge hieraus ist, dass der Gleichgewichtsabstand zunimmt.<br />
+=== Von Atomradius und Ladung ===
-Aus experimentell bestimmten Ionenradien ergibt sich, dass die relativen Änderungen der einzelnen Ionen individuell sind und man nur eine mittlere Näherung angeben kann.
+Ionenradien stehen mit [[Atomradius|Atomradien]] und [[Elektrische Ladung|Ladungen]] in folgendem Zusammenhang:
-Es ergibt sich folgende Abhängigkeit:<ref name="Ionenradien">Erwin Riedel, Christoph Janiak: ''Anorganische Chemie.'' 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 74.</ref>
+* bei Kationen, also positiv geladenen Ionen, ist der Ionenradius kleiner als der Atomradius. Je größer die positive Ladung, desto kleiner der Ionenradius.
+* bei Anionen, also negativ geladenen Ionen, ist der Ionenradius größer als der Atomradius. Je größer die negative Ladung, desto größer der Ionenradius.
+Kationen sind daher immer kleiner als die Anionen derselben [[Periode des Periodensystems|Periode]]. Einige Kationen (K<sup>+</sup>, Rb<sup>+</sup>, Cs<sup>+</sup>, NH<sub>4</sub><sup>+</sup>, Ba<sup>2+</sup>) sind jedoch größer als das insgesamt kleinste Anion&nbsp;F<sup>−</sup>.
+=== Von der Stellung im Periodensystem ===
+* Innerhalb einer [[Gruppe des Periodensystems|Gruppe]] (d.&nbsp;h. im [[Periodensystem]] von oben nach unten) ''steigen'' die Ionenradien, da in jeder Periode ein neues [[Atomorbital]] vorhanden ist und so der Abstand der [[Valenzelektron]]en zum [[Atomkern]] zunimmt.
+* Innerhalb einer Periode (d.&nbsp;h. im Periodensystem von links nach rechts) ''sinkt'' der Ionenradius (aber nur innerhalb der Kationen und dann wieder innerhalb der größeren Anionen, vgl. o.&nbsp;g. Abhängigkeit von der Ladung), da die [[Kernladungszahl]] (=&nbsp;Protonenzahl) steigt und so die [[Coulombsches Gesetz|Anziehungskraft]] des Atomkerns auf die Valenzelektronen größer wird.
+Für Ionen der [[Übergangsmetalle]] hängt der Radius außerdem vom [[Spin]]-Zustand ab ([[Ligandenfeldtheorie]]).
+=== Von der Koordinationszahl ===
+Die Ionenradien stehen immer im direkten Zusammenhang mit der Koordinationszahl, d.&nbsp;h. mit der Anzahl der benachbarten Ionen: erhöht sich diese, so erhöhen sich auch die Abstoßungskräfte zwischen den [[Elektronenhülle]]n der Ionen, als Folge hieraus nimmt der Gleichgewichtsabstand zu.
+Aus experimentell bestimmten Ionenradien ergibt sich, dass die relativen Änderungen der einzelnen Ionen individuell sind und man nur eine mittlere Näherung angeben kann:<ref name="Ionenradien">Erwin Riedel, Christoph Janiak: ''Anorganische Chemie.'' 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 74.</ref>
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-Die Tabelle zeigt, dass sich die Ionenradien von ein und demselben Ion verhalten wie 1,1:1,0:0,8 für die Koordinationszahlen 8, 6, 4.<br />
+Die Tabelle zeigt, dass sich die Ionenradien von ein und demselben Ion verhalten wie&nbsp;1,1:1,0:0,8 für die Koordinationszahlen 8, 6, 4. Daraus lässt sich schlussfolgern, dass sich die Ionenradien aus dem Gleichgewichtsabstand in einem [[Kristall]] ergeben und das Bild einer starren Kugel für ein isoliertes Ion ''nicht'' zutrifft.
-Aus diesen Werten lässt sich schlussfolgern, dass sich die Ionenradien aus dem Gleichgewichtsabstand in einem Kristall ergeben und das Bild von einer starren Kugel für ein isoliertes Ion nicht zutrifft.
-Ein Ion verhält sich in verschiedenen Verbindungen also nur dann als starre Kugel mit annähernd konstantem Radius, wenn die Zahl der nächsten Nachbarn, die sogenannte Koordinationszahl, sich nicht verändert.
-== Zusammenhang mit dem Atomradius ==
-Ionenradien und [[Atomradius|Atomradien]] stehen in Zusammenhang:
-* bei [[Kation]]en, also positiv geladenen Ionen, ist der Ionenradius kleiner als der Atomradius. Je größer die positive Ladung ist, desto kleiner wird der Ionenradius.
-* bei [[Anion]]en, also negativ geladenen Ionen, ist der Ionenradius größer als der Atomradius. Je größer die negative Ladung ist, desto größer wird der Ionenradius.
-== Wovon hängt der Ionenradius ab? ==
-a) Innerhalb einer Gruppe (d.h. im [[Periodensystem]] von oben nach unten) nehmen die Ionenradien zu, da in jeder Periode auch ein neues [[Atomorbital]] vorhanden ist und so der Abstand der Valenzelektronen zum Atomkern zunimmt.
-Innerhalb einer Periode (d.h. im Periodensystem von links nach rechts) sinkt der Ionenradius, da die Kernladungszahl steigt, so dass die Anziehungskraft des Atomkerns auf die Elektronen größer wird und der Ionenradius abnimmt.
-b) Von der Anzahl an Valenzelektronen. Es gilt folgende Regel: [[Kationen]] sind immer kleiner als die [[Anionen]] derselben Periode. Einige Kationen (K<sup>+</sup>, Rb<sup>+</sup>, Cs<sup>+</sup>, NH<sub>4</sub><sup>+</sup>, Ba<sup>2+</sup>) sind größer als das kleinste Anion (F<sup>−</sup>).
+Ein Ion verhält sich in verschiedenen Verbindungen also nur dann als starre Kugel mit annähernd konstantem Radius, wenn sich die Koordinationszahl nicht verändert.
-Erklärung: Von Element zu Element nimmt innerhalb einer Periode die Kernladungszahl (= Protonenzahl) zu. Das heißt, die Valenzelektronen werden immer stärker, durch mehr und mehr Protonen angezogen. Daraus folgt: Der Radius nimmt leicht ab.
-Für Ionen der [[Übergangsmetalle]] hängt der Radius außerdem vom Spin-Zustand ab (siehe [[Ligandenfeldtheorie]]).
+Das Verhältnis der Ionenradien von Kationen/Anionen bestimmt, von wie vielen anderen Ionen sie jeweils umgeben sind (Koordinationszahl), und damit u.&nbsp;a. auch die [[Kristallstruktur]] bzw. den Kristall[[strukturtyp]].
-Das Verhältnis der Ionenradien von Kationen/Anionen bestimmt, von wie vielen Ionen sie umgeben werden ([[Koordinationszahl]]) und ist damit u.a. auch für die [[Kristallstruktur]] bzw. den Kristallstrukturtyp verantwortlich.
+== Siehe auch ==
+* [[Lanthanoidenkontraktion]]
 == Literatur ==
 * [[Erwin Riedel]]: ''Anorganische Chemie.'' de Gruyter, Berlin 2004, ISBN 3-11-018168-1.
-* Erwin Riedel, Christoph Janiak: ''Anorganische Chemie.'' 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2.
+* Erwin Riedel, [[Christoph Janiak]]: ''Anorganische Chemie.'' 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2.
 == Einzelnachweise ==