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2024-03-12T16:28:06Z

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[[Datei:Atomic & ionic radii de.svg|mini|hochkant=1.5|Größe der Atome und Ionen einiger chemischer Elemente in Picometer (grau: Atome, rot: Kationen, blau: 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 [[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).

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.

[[Linus Pauling|Pauling]] hat den Wert von 140 [[Meter #pm|pm]] für ein [[Sauerstoff|O2−]]-Ion theoretisch bestimmt; dieser und die damit ermittelten weiteren Ionenradien gelten für die Koordinationszahl 6.

{| class="wikitable float-right" style="text-align:center; width:15%"
|+ Ionenradien (Auswahl) siehe auch [[Liste der Ionenradien]] Angegebene Werte gelten für die Koordinationszahl 6
! 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>
|-
| 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 [[Atomradius|Atomradien]] und [[Elektrische Ladung|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 des Periodensystems|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 des Periodensystems|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 [[Valenzelektron]]en 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 [[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. 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>
{| class="wikitable"
|-
! 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 Kristall[[strukturtyp]].

== 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 ==
<references />

{{Normdaten|TYP=s|GND=4282765-6}}

[[Kategorie:Atomphysik]]
[[Kategorie:Kristallographie]]

Ionenradius - Versionsgeschichte

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