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<!DOCTYPE html>

<title>Ionenradius</title>

</head>

<h1 id="firstHeading" class="firstHeading mw-first-heading"><span class="mw-page-title-main">Ionenradius</span></h1>

</header>

</div>

<p>Der <b>Ionenradius</b> bezeichnet die effektive Größe eines einatomigen <a href="Ion" title="Ion">Ions</a> in einem <a href="Ionengitter" title="Ionengitter">Ionengitter</a>. Dabei wird vereinfachend <a href="Modell_harter_Kugeln" title="Modell harter Kugeln">angenommen, dass es sich um starre Kugeln</a> handelt, deren Radien unabhängig vom Partner in der Ionenverbindung sind (sofern die <a href="Koordinationszahl" title="Koordinationszahl">Koordinationszahl</a> gleich bleibt).

</p><p>Um die Ionenradien zu ermitteln, bestimmt man zunächst die Abstände der im <a href="Kristallgitter" class="mw-redirect" title="Kristallgitter">Kristallgitter</a> auftretenden Ionen. Aus diesen <a href="Kation" title="Kation">Kationen</a>-<a href="Anion" title="Anion">Anionen</a>-Abständen erhält man zunächst die Radiensumme <span class="mwe-math-element mwe-math-element-inline"><span class="mwe-math-mathml-inline mwe-math-mathml-a11y" style="display: none;"><math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle r_{A}+r_{K}}">

<msub>

</mrow>

</msub>

<msub>

</mrow>

</msub>

</mstyle>

</mrow>

<annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle r_{A}+r_{K}}</annotation>

</semantics>

</math></span><img src="./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/adc85da7fcd8978bb96bc522acef35040a562909.svg" class="mwe-math-fallback-image-inline mw-invert skin-invert" aria-hidden="true" style="vertical-align: -0.671ex; width:8.096ex; height:2.343ex;" alt="{\displaystyle r_{A}+r_{K}}" loading="lazy"></span> für verschiedene Ionenkombinationen. Damit die Radien der einzelnen Ionen bestimmt werden können, muss der Radius wenigstens eines beteiligten Ions unabhängig bekannt sein.

</p><p><a href="Linus_Pauling" title="Linus Pauling">Pauling</a> hat den Wert von 140 <a href="Meter#pm" title="Meter">pm</a> für ein <a href="Sauerstoff" title="Sauerstoff">O<sup>2−</sup></a>-Ion theoretisch bestimmt; dieser und die damit ermittelten weiteren Ionenradien gelten für die Koordinationszahl 6.

</p>

<caption>Ionenradien (Auswahl)<br><small>siehe auch <a href="Liste_der_Ionenradien" title="Liste der Ionenradien">Liste der Ionenradien</a><br>Angegebene Werte gelten für die Koordinationszahl 6</small>

</caption>

<th style="width:70%">Ionenradius in <a href="Picometer" class="mw-redirect" title="Picometer">pm</a><sup id="cite_ref-Ionenradien_Tabelle_2-0" class="reference"><a href="#cite_note-Ionenradien_Tabelle-2"><span class="cite-bracket">[</span>2<span class="cite-bracket">]</span></a></sup>

</th></tr>

<tr>

<td>154

</td></tr>

<tr>

<td>133

</td></tr>

<tr>

<td>181

</td></tr>

<tr>

<td>140

</td></tr>

<tr>

<td>184

</td></tr>

<tr>

<td>76

</td></tr>

<tr>

<td>102

</td></tr>

<tr>

<td>138

</td></tr>

<tr>

<td>143

</td></tr>

<tr>

<td>77

</td></tr>

<tr>

<td>115

</td></tr>

<tr>

<td>137

</td></tr></tbody></table>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Abhängigkeiten"><span id="Abh.C3.A4ngigkeiten"></span>Abhängigkeiten</h2></div>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Von_Atomradius_und_Ladung">Von Atomradius und Ladung</h3></div>

<p>Ionenradien stehen mit <a href="Atomradius" title="Atomradius">Atomradien</a> und <a href="Elektrische_Ladung" title="Elektrische Ladung">Ladungen</a> in folgendem Zusammenhang:

</p>

<ul><li>bei Kationen, also positiv geladenen Ionen, ist der Ionenradius kleiner als der Atomradius. Je größer die positive Ladung, desto kleiner der Ionenradius.</li>

<li>bei Anionen, also negativ geladenen Ionen, ist der Ionenradius größer als der Atomradius. Je größer die negative Ladung, desto größer der Ionenradius.</li></ul>

<p>Kationen sind daher immer kleiner als die Anionen derselben <a href="Periode_des_Periodensystems" title="Periode des Periodensystems">Periode</a>. 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 F<sup>−</sup>.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Von_der_Stellung_im_Periodensystem">Von der Stellung im Periodensystem</h3></div>

<ul><li>Innerhalb einer <a href="Gruppe_des_Periodensystems" title="Gruppe des Periodensystems">Gruppe</a> (d. h. im <a href="Periodensystem" title="Periodensystem">Periodensystem</a> von oben nach unten) <i>steigen</i> die Ionenradien, da in jeder Periode ein neues <a href="Atomorbital" title="Atomorbital">Atomorbital</a> vorhanden ist und so der Abstand der <a href="Valenzelektron" title="Valenzelektron">Valenzelektronen</a> zum <a href="Atomkern" title="Atomkern">Atomkern</a> zunimmt.</li></ul>

<ul><li>Innerhalb einer Periode (d. h. im Periodensystem von links nach rechts) <i>sinkt</i> der Ionenradius (aber nur innerhalb der Kationen und dann wieder innerhalb der größeren Anionen, vgl. o. g. Abhängigkeit von der Ladung), da die <a href="Kernladungszahl" class="mw-redirect" title="Kernladungszahl">Kernladungszahl</a> (= Protonenzahl) steigt und so die <a href="Coulombsches_Gesetz" title="Coulombsches Gesetz">Anziehungskraft</a> des Atomkerns auf die Valenzelektronen größer wird.</li></ul>

<p>Für Ionen der <a href="%C3%9Cbergangsmetalle" title="Übergangsmetalle">Übergangsmetalle</a> hängt der Radius außerdem vom <a href="Spin" title="Spin">Spin</a>-Zustand ab (<a href="Ligandenfeldtheorie" class="mw-redirect" title="Ligandenfeldtheorie">Ligandenfeldtheorie</a>).

</p>

<div class="mw-heading mw-heading3"><h3 id="Von_der_Koordinationszahl">Von der Koordinationszahl</h3></div>

<p>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 <a href="Elektronenh%C3%BClle" class="mw-redirect" title="Elektronenhülle">Elektronenhüllen</a> der Ionen, als Folge hieraus nimmt der Gleichgewichtsabstand zu.

</p><p>Aus experimentell bestimmten Ionenradien ergibt sich, dass die relativen Änderungen der einzelnen Ionen individuell sind und man nur eine mittlere Näherung angeben kann:<sup id="cite_ref-Ionenradien_3-0" class="reference"><a href="#cite_note-Ionenradien-3"><span class="cite-bracket">[</span>3<span class="cite-bracket">]</span></a></sup>

</p>

<th>Koordinationszahl</th>

<th>4

</th></tr>

<tr>

<td>Ionenradius</td>

<td>0,8

</td></tr></tbody></table>

<p>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 <a href="Kristall" title="Kristall">Kristall</a> ergeben und das Bild einer starren Kugel für ein isoliertes Ion <i>nicht</i> zutrifft.

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

</p><p>Das Verhältnis der Ionenradien von Kationen/Anionen bestimmt, von wie vielen anderen Ionen sie jeweils umgeben sind (Koordinationszahl), und damit u. a. auch die <a href="Kristallstruktur" title="Kristallstruktur">Kristallstruktur</a> bzw. den Kristall<a href="Strukturtyp" title="Strukturtyp">strukturtyp</a>.

</p>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Siehe_auch">Siehe auch</h2></div>

<ul><li><a href="Lanthanoidenkontraktion" title="Lanthanoidenkontraktion">Lanthanoidenkontraktion</a></li></ul>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Literatur">Literatur</h2></div>

<ul><li><a href="Erwin_Riedel" title="Erwin Riedel">Erwin Riedel</a>: <i>Anorganische Chemie.</i> de Gruyter, Berlin 2004, ISBN 3-11-018168-1.</li>

<li>Erwin Riedel, <a href="Christoph_Janiak" title="Christoph Janiak">Christoph Janiak</a>: <i>Anorganische Chemie.</i> 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2.</li></ul>

<div class="mw-heading mw-heading2"><h2 id="Einzelnachweise">Einzelnachweise</h2></div>

<li id="cite_note-1"><span class="mw-cite-backlink"><a href="#cite_ref-1">↑</a></span> <span class="reference-text">R. D. Shannon: <cite class="lang" lang="en" dir="auto" style="font-style:italic">Revised effective ionic radii and systematic studies of interatomic distances in halides and chalcogenides</cite>. In: <cite class="lang" lang="en" dir="auto" style="font-style:italic">Acta Cryst</cite>. A32, 1976, <span style="white-space:nowrap">S.<span style="display:inline-block;width:.2em"> </span>751–767</span>, <a href="Digital_Object_Identifier" title="Digital Object Identifier">doi</a>:<span class="uri-handle" style="white-space:nowrap"><a rel="nofollow" class="external text" href="https://doi.org/10.1107/S0567739476001551">10.1107/S0567739476001551</a></span> (englisch).<span class="Z3988" title="ctx_ver=Z39.88-2004&rft_val_fmt=info%3Aofi%2Ffmt%3Akev%3Amtx%3Abook&rfr_id=info:sid/de.wikipedia.org:Ionenradius&rft.atitle=Revised+effective+ionic+radii+and+systematic+studies+of+interatomic+distances+in+halides+and+chalcogenides&rft.au=R.+D.+Shannon&rft.btitle=Acta+Cryst&rft.date=1976&rft.doi=10.1107%2FS0567739476001551&rft.genre=book&rft.pages=751-767&rft.volume=A32" style="display:none"> </span></span>

</li>

<li id="cite_note-Ionenradien_Tabelle-2"><span class="mw-cite-backlink"><a href="#cite_ref-Ionenradien_Tabelle_2-0">↑</a></span> <span class="reference-text">Erwin Riedel, Christoph Janiak: <i>Anorganische Chemie.</i> 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 75.</span>

</li>

<li id="cite_note-Ionenradien-3"><span class="mw-cite-backlink"><a href="#cite_ref-Ionenradien_3-0">↑</a></span> <span class="reference-text">Erwin Riedel, Christoph Janiak: <i>Anorganische Chemie.</i> 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 74.</span>

</li>

</ol>

<div>

Normdaten (Sachbegriff): <a href="Gemeinsame_Normdatei" title="Gemeinsame Normdatei">GND</a>: <span class="-print"><a rel="nofollow" class="external text" href="https://d-nb.info/gnd/4282765-6">4282765-6</a></span> </div>

</div></div></div><div><div class="zim-footer">

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