Sie sehen, dass mit zunehmender Anzahl der Protonen im Kern des Ions die Elektronen immer enger an den Kern herangezogen werden. Die Radien der isoelektronischen Ionen fallen daher quer zu dieser Reihe.
Fragen, um Ihr Verständnis zu testen
Wenn dies die erste Reihe von Fragen ist, die Sie bearbeiten, lesen Sie bitte die Einführungsseite, bevor Sie beginnen. Sie müssen die BACK BUTTON Ihres Browsers benutzen, um danach hierher zurückzukommen.
Fragen zum Atom- und Ionenradius
Antworten
Es gibt keine Fragen, um den Rest dieser Seite zu testen.
Die relativen Größen von Ionen und Atomen
Sie werden es wahrscheinlich nicht bemerkt haben, aber nirgendwo in dem, was Sie bisher gelesen haben, war es nötig, über die relativen Größen der Ionen und der Atome, aus denen sie entstanden sind, zu sprechen. Auch (soweit ich das aus den Lehrplänen ersehen kann) verlangt keine der aktuellen britischen Prüfungen für 16- bis 18-Jährige dies ausdrücklich in ihren Lehrplänen.
Es ist jedoch sehr häufig, dass man Aussagen über die relativen Größen von Ionen und Atomen findet. Ich bin ziemlich überzeugt, dass diese Aussagen fehlerhaft sind, und ich möchte das Problem direkt angehen, anstatt es einfach zu ignorieren.
Wichtig!
Zehn Jahre lang, bis ich diesen Abschnitt über den Ionenradius im August 2010 neu geschrieben habe, habe ich das, was im Kasten unten steht, mit aufgenommen. Sie werden dieselben Informationen und Erklärungen in allen möglichen Büchern und auf allen möglichen Websites finden, die auf dieses Niveau abzielen. Mindestens ein nicht-britischer A-Level-Lehrplan hat eine Erklärung, die ausdrücklich danach fragt.
Ionen sind nicht so groß wie die Atome, aus denen sie entstehen. Vergleichen Sie die Größen von Natrium- und Chloridionen mit den Größen von Natrium- und Chloratomen.
Positive Ionen
Positive Ionen sind kleiner als die Atome, aus denen sie stammen. Natrium ist 2,8,1; Na+ ist 2,8. Sie haben eine ganze Schicht von Elektronen verloren, und die verbleibenden 10 Elektronen werden von der vollen Kraft von 11 Protonen angezogen.
Negative Ionen
Negative Ionen sind größer als die Atome, aus denen sie stammen. Chlor ist 2,8,7; Cl- ist 2,8,8. Obwohl sich die Elektronen noch alle im 3-Niveau befinden, bewirkt die zusätzliche Abstoßung durch das ankommende Elektron eine Ausdehnung des Atoms. Es gibt immer noch nur 17 Protonen, aber sie müssen jetzt 18 Elektronen halten.
Es gab jedoch eine Herausforderung durch einen erfahrenen Lehrer bezüglich der Erklärung der negativen Ionen, und das zwang mich, zum ersten Mal sorgfältig darüber nachzudenken. Ich bin nun überzeugt, dass die Fakten und die Erklärung in Bezug auf negative Ionen einfach unlogisch sind.
Soweit ich weiß, erwähnt kein Lehrplan in Großbritannien die relativen Größen von Atomen und Ionen (Stand August 2010), aber Sie sollten vergangene Arbeiten und Bewertungsschemata überprüfen, um zu sehen, ob sich Fragen eingeschlichen haben.
Der Rest dieser Seite behandelt die Probleme, die ich sehe, und richtet sich eher an Lehrer und andere, als an Schüler.
Wenn Sie ein Schüler sind, schauen Sie sich Ihren Lehrplan und vergangene Prüfungsfragen und Bewertungsschemata genau an, um herauszufinden, ob Sie darüber Bescheid wissen müssen. Wenn Sie es nicht wissen müssen, hören Sie jetzt auf zu lesen (es sei denn, Sie sind an einer kleinen Kontroverse interessiert!).
Wenn Sie es wissen müssen, dann müssen Sie lernen, was in der Schachtel steht, selbst wenn es, wie ich glaube, falsch ist. Wenn Sie es mögen, dass die Chemie einfach ist, dann ignorieren Sie den Rest der Seite, denn Sie riskieren, dass Sie verwirrt werden über das, was Sie wissen müssen.
Wenn Sie Expertenwissen zu diesem Thema haben und irgendwelche Fehler in dem finden können, was ich sage, dann kontaktieren Sie mich bitte über die Adresse auf der Seite über diese Seite.
Die Wahl des richtigen Atomradius zum Vergleich
Dies ist der Kern des Problems.
Die Diagramme im Kasten oben und ähnliche, die Sie anderswo finden, verwenden den metallischen Radius als Maß für den Atomradius für Metalle und den kovalenten Radius für Nichtmetalle. Ich möchte mich auf die Nichtmetalle konzentrieren, weil hier das Hauptproblem liegt.
Es steht Ihnen natürlich völlig frei, den Radius eines Ions mit einem beliebigen Maß für den Atomradius zu vergleichen. Das Problem liegt darin, dass Sie Ihre Wahl des Atomradius mit der „Erklärung“ der Unterschiede in Verbindung bringen.
Es ist vollkommen richtig, dass negative Ionen Radien haben, die deutlich größer sind als der kovalente Radius des betreffenden Atoms. Und dann wird argumentiert, dass der Grund dafür darin liegt, dass, wenn man dem Atom ein oder mehrere zusätzliche Elektronen hinzufügt, die Abstoßungen zwischen den Elektronen dazu führen, dass sich das Atom ausdehnt. Deshalb ist das negative Ion größer als das Atom.
Dies scheint mir völlig inkonsistent zu sein. Wenn man dem Atom ein oder mehrere zusätzliche Elektronen hinzufügt, fügt man sie nicht zu einem kovalent gebundenen Atom hinzu. Man kann zum Beispiel einem kovalent gebundenen Chloratom nicht einfach Elektronen hinzufügen – die vorhandenen Elektronen des Chlors haben sich in neuen Molekülorbitalen reorganisiert, die die Atome aneinander binden.
In einem kovalent gebundenen Atom gibt es einfach keinen Platz, um zusätzliche Elektronen hinzuzufügen.
Wenn man also die Erklärung der Elektronenabstoßung verwenden will, bedeutet das, dass man die zusätzlichen Elektronen zu einem rohen Atom mit einer einfachen ungebundenen Elektronenanordnung hinzufügt.
Mit anderen Worten, wenn Sie über, sagen wir, Chlor sprechen, fügen Sie ein zusätzliches Elektron zu Chlor mit einer Konfiguration von 2,8,7 hinzu – nicht zu kovalent gebundenen Chloratomen, in denen die Anordnung der Elektronen durch Austausch verändert wurde.
Das bedeutet, dass der Vergleich, den man anstellen sollte, nicht mit dem verkürzten kovalenten Radius, sondern mit dem viel größeren van-der-Waals-Radius ist – dem einzigen verfügbaren Maß für den Radius eines ungebundenen Atoms.
Was passiert also, wenn Sie diesen Vergleich anstellen?
Gruppe 7
| vdW-Radius (nm) | Ionischer Radius von X- (nm) | |
|---|---|---|
| F | 0.147 | 0.133 |
| Cl | 0.175 | 0.181 |
| Br | 0.185 | 0.196 |
| I | 0.198 | 0.220 |
Gruppe 6
| vdW-Radius (nm) | Ionischer Radius von X2- (nm) | |
|---|---|---|
| O | 0.152 | 0.140 |
| S | 0.180 | 0.184 |
| Se | 0.190 | 0.198 |
| Te | 0.206 | 0.221 |
Gruppe 5
| vdW-Radius (nm) | Ionischer Radius von X3- (nm) | |
|---|---|---|
| N | 0.155 | 0.171 |
| P | 0.180 | 0.212 |
Wie wir bereits oben besprochen haben, sind Messungen von Ionenradien mit Unsicherheiten behaftet. Das gilt auch für die van-der-Waals-Radien. Die Tabelle verwendet einen bestimmten Satz von Werten zu Vergleichszwecken. Wenn Sie Daten aus verschiedenen Quellen verwenden, werden Sie Unterschiede in den Mustern finden – einschließlich der Frage, welche der Spezies (Ionen oder Atome) größer ist.
Diese Werte für den Ionenradius gelten für 6-koordinierte Ionen (mit einem leichten Fragezeichen über den Zahlen für Nitrid- und Phosphid-Ionen). Aber Sie erinnern sich vielleicht, dass ich gesagt habe, dass sich der Ionenradius mit der Koordination ändert. Stickstoff ist ein besonders gutes Beispiel dafür.
4-koordinierte Nitrid-Ionen haben einen Radius von 0,146 nm. Das heißt, wenn man sich eine der Koordinationen anschaut, ist das Nitrid-Ion größer als das Stickstoffatom, im anderen Fall ist es kleiner. Eine generelle Aussage, dass Nitrid-Ionen größer oder kleiner als Stickstoff-Atome sind, ist nicht möglich.
Was kann man also sicher über die Fakten sagen?
Für die meisten, aber nicht alle negativen Ionen ist der Radius des Ions größer als der des Atoms, aber der Unterschied ist bei weitem nicht so groß, wie es sich zeigt, wenn man fälschlicherweise ionische Radien mit kovalenten Radien vergleicht. Es gibt auch wichtige Ausnahmen.
Ich kann nicht sehen, wie man angesichts der Unsicherheiten in den Daten irgendwelche wirklichen Verallgemeinerungen darüber machen kann.
Und was kann man sicher über die Erklärung sagen?
Wenn es irgendwelche zusätzlichen Elektron-Elektron-Repulsionen beim Hinzufügen von zusätzlichen Elektronen gibt, müssen sie ziemlich klein sein. Das zeigt sich besonders, wenn man einige isoelektronische Ionenpaare betrachtet.
Man hätte gedacht, dass, wenn die Abstoßung ein wichtiger Faktor wäre, der Radius z.B. eines Sulfid-Ions mit zwei negativen Ladungen deutlich größer sein müsste als der eines Chlorid-Ions mit nur einer. Der Unterschied sollte eigentlich noch deutlicher sein, weil die Sulfidelektronen nur von 16 Protonen gehalten werden, statt von 17 wie beim Chlor.
Auf der Grundlage dieser Abstoßungstheorie sollte das Sulfidion nicht nur ein bisschen größer sein als ein Chloridion – es sollte viel größer sein. Der gleiche Effekt zeigt sich bei Selenid- und Bromid- sowie bei Tellurid- und Iodid-Ionen. Im letzten Fall gibt es praktisch keinen Unterschied in der Größe der 2- und 1- Ionen.
Wenn also Abstoßung hier eine Rolle spielt, sieht es nicht so aus, als ob sie eine große Rolle spielt.
Wie sieht es mit positiven Ionen aus?
Ob man nun van der Waals-Radien oder metallische Radien als Maß für den Atomradius verwendet, bei Metallen ist der Ionenradius kleiner als beides, so dass das Problem nicht im gleichen Maße besteht. Es ist richtig, dass der Ionenradius eines Metalls kleiner ist als sein Atomradius (wie vage Sie das auch immer definieren).
Die Erklärung (zumindest solange Sie nur positive Ionen der Gruppen 1, 2 und 3 betrachten) im Sinne des Verlustes einer kompletten Elektronenschicht ist ebenfalls akzeptabel.
Schlussfolgerung
Es erscheint mir völlig unlogisch, für negative Ionen ionische Radien mit kovalenten Radien zu vergleichen, wenn man die Erklärung der Elektronenabstoßung verwenden will.
Vergleicht man die Ionenradien negativer Ionen mit den van-der-Waals-Radien der Atome, aus denen sie stammen, machen es die Unsicherheiten in den Daten sehr schwierig, verlässliche Verallgemeinerungen zu treffen.
Die Ähnlichkeit der Größen von Paaren isoelektronischer Ionen aus den Gruppen 6 und 7 stellt in Frage, wie wichtig die Abstoßung in einer Erklärung ist.
Nachdem ich mehr als eine Woche damit verbracht habe, an diesem Thema zu arbeiten und es mit einigen sehr sachkundigen Leuten zu diskutieren, glaube ich nicht, dass es eine Erklärung gibt, die einfach genug ist, um sie den meisten Schülern auf diesem Niveau zu geben. Es scheint mir besser zu sein, diese Ideen über relative Größen von Atomen und Ionen einfach fallen zu lassen.
Auf diesem Niveau kann man einfache periodische Trends in den Atomradien so beschreiben und erklären, wie ich es weiter oben auf dieser Seite getan habe, ohne überhaupt über die relativen Größen der Atome und Ionen nachzudenken. Ich persönlich wäre mehr als froh, wenn ich für den Rest meines Lebens nie wieder darüber nachdenken müsste!
Wo möchten Sie jetzt hin?
Zum Menü der atomaren Eigenschaften . .
Zum Menü Atomare Struktur und Bindung. .
Zum Hauptmenü . .
