עבריתHE⌄
רדיוס יוני
רדיוס יוני הוא גודל אפקטיבי שמוקצה ליון בתוך מודל מבני, בדרך כלל מתוך מרחקים בין יונים בגבישים. הוא תלוי במטען, במספר הקואורדינציה ובמצב האלקטרוני, ולכן אי אפשר לייחס לכל יון מספר יחיד שאינו תלוי בסביבה.
מאטום לקטיון או לאניון
אובדן אלקטרונים מפחית דחייה אלקטרונית ולעיתים מסיר קליפה חיצונית שלמה ולכן קטיון קטן מן האטום. הוספת אלקטרונים מגדילה דחייה ולכן אניון גדול בדרך כלל.
קטיונים קטנים יותר
Na⁺ קטן בהרבה מ-Na מפני שאלקטרון 3s הוסר והקליפה החיצונית נעשית n=2.
אניונים גדולים יותר
Cl⁻ גדול מ-Cl כי אלקטרון נוסף מגביר דחייה בתוך אותה קליפה ומקטין משיכה אפקטיבית לכל אלקטרון.
גודל המטען
באותו יסוד Fe³⁺ קטן בדרך כלל מ-Fe²⁺ בגלל פחות אלקטרונים ומשיכה אפקטיבית חזקה יותר.
סדרות איזואלקטרוניות
כאשר למינים אותו מספר אלקטרונים, מספר הפרוטונים קובע מגמה ברורה: יותר Z מושך אותו ענן חזק יותר.
O²⁻ עד Mg²⁺
O²⁻, F⁻, Ne, Na⁺ ו-Mg²⁺ מכילים עשרה אלקטרונים; הגודל יורד עם העלייה ב-Z מ-8 ל-12.
מטען לבדו אינו מספיק
בהשוואת יונים שאינם איזואלקטרוניים יש לבדוק גם את מספר הקליפה הראשית, כי קליפה נוספת יכולה לגבור על אפקט המטען.
תצורה לאחר יינון
במתכות מעבר אלקטרוני ns מוסרים לרוב לפני (n−1)d לאחר יצירת הקטיון; לכן צריך לכתוב את תצורת היון עצמו.
שנו רדיוס ייחוס ומטען כדי לראות שינוי איכותי בגודל, לא ערך גבישי תקני.
מבנה וקואורדינציה
רדיוסים יוניים נגזרים מגבישים ולכן הערך המומלץ משתנה עם מספר הקואורדינציה, מצב הספין ואופי הקשר.
מספר קואורדינציה
אותו יון בסביבה טטראהדרלית יכול לקבל רדיוס שונה מאשר בסביבה אוקטהדרלית.
מצב ספין
בכמה יוני מעבר מצב ספין גבוה גדול יותר ממצב ספין נמוך בגלל דפוס אכלוס שונה.
אופי קוולנטי
כאשר הקשר קוולנטי במידה רבה, חלוקת המרחק לשני רדיוסים יוניים היא מודל פחות ישיר.
מקור הטבלאות
טבלאות עקביות מציינות מטען, קואורדינציה וספין; אסור לערבב שורות שאינן מתארות אותה סביבה.
קיטוב
קטיון קטן ובעל מטען גבוה יכול לעוות אניון גדול ולהגדיל אופי קוולנטי.
אנרגיית סריג
מרחקים קצרים ומכפלת מטענים גדולה מחזקים משיכה אלקטרוסטטית ולכן הגודל קשור לאנרגיית סריג בסדרות מתאימות.
רדיוס יוני תלוי לא רק ביסוד ובמטען אלא גם במספר הקואורדינציה ובסביבה הגבישית. לכן אותו יון יכול לקבל ערכי רדיוס שונים בטבלאות עקביות כאשר הוא מוקף בארבעה, שישה או שמונה שכנים.
בסדרה איזואלקטרונית ההשוואה נקייה במיוחד: מספר האלקטרונים קבוע ולכן עלייה במספר הפרוטונים מושכת את אותה עננת אלקטרונים חזק יותר ומקטינה את הרדיוס. זו הסיבה ש־O²⁻ גדול מ־F⁻, מ־Ne, מ־Na⁺ ומ־Mg²⁺.
ביונים של מתכות מעבר יש לכתוב תחילה את תצורת האלקטרונים של היון עצמו. לאחר יצירת הקטיון מוסרים בדרך כלל אלקטרוני ns לפני אלקטרוני (n−1)d, ולכן הסתמכות על תצורת האטום הנייטרלי בלבד עלולה להוביל להשוואת גדלים שגויה.
תרגילים פתורים
השתמשו במנגנון הפיזיקלי או בכללי החשבונאות לפני קיצור דרך.
O²⁻ או Mg²⁺
O²⁻ או Mg²⁺
פתרון: לשניהם עשרה אלקטרונים אך ל-Mg²⁺ יותר פרוטונים, ולכן הוא קטן יותר.
Fe²⁺ או Fe³⁺
Fe²⁺ או Fe³⁺
פתרון: Fe³⁺ קטן בדרך כלל בגלל מטען חיובי גבוה יותר ופחות אלקטרונים.
קואורדינציה שונה
קואורדינציה שונה
פתרון: כאשר מספר הקואורדינציה משתנה יש לבחור רדיוס טבלאי מתאים לסביבה ולא להעתיק ערך אחד.