Розмір іонів. Іонні та кристалічні радіуси. Іонні радіуси Іонні радіуси по Шеннону

Проблема радіусів іонів – одна з центральних у теоретичній хімії, а самі терміни «іонний радіус» та « кристалічний радіус», що характеризують відповідні розміри, є наслідком іонно-ковалентної моделі будівлі. Проблема радіусів розвивається насамперед у рамках структурної хімії (кристалохімії).

Це поняття знайшло експериментальне підтвердження після відкриття М. Лау (1912) дифракції рентгенівських променів. Опис ефекту дифракції практично збіглося з початком розробки іонної моделі на роботах Р. Косселя, М. Борна. Згодом було виявлено дифракцію електронів, нейтронів та інших елементарних частинок, що послужило основою для розробки низки сучасних методів структурного аналізу (рентгенівського, нейтроно-, електронографічних та ін.). Поняття про радіуси відіграло вирішальну роль у становленні концепції енергії решітки, теорії щільних упаковок, сприяло появі правил Магнуса – Гольдшмідта, правил ізоморфізму Гольдшмідта – Ферсмана та ін.

Ще на початку 1920-х років. були прийняті дві аксіоми: про переносимість (трансферабельність) іонів з однієї структури в іншу та про сталість їх розмірів. Цілком логічним уявлялося за радіуси прийняти половину найкоротших міжядерних відстаней у металах (Брегг, 1920). Дещо пізніше (Хаггінс, Слейтер) виявлено кореляцію між визначеними таким чином атомними радіусамита відстанями до максимумів електронної щільності валентних електронів відповідних атомів.

Проблема іонних радіусів (г Юп) Дещо складніше. В іонних і ковалентних кристалах за даними рентгеноструктурного аналізу спостерігаються: (1) деяке зміщення щільності перекриття до більш негативного атома, а також (2) мінімум електронної щільності на лінії зв'язку (електронні оболонки іонів на близьких відстанях повинні відштовхуватися один від одного). Цей мінімум можна вважати областю контакту між окремими іонами, звідки й відраховувати радіуси. Однак із структурних даних та міжядерних відстаней неможливо знайти спосіб визначення вкладу окремих іонів і, відповідно, спосіб розрахунку іонних радіусів. Для цього необхідно задати принаймні радіус одного іона або відношення радіусів іонів. Тому вже у 1920-ті роки. пропонувався ряд критеріїв такого визначення (Ланде, Полінг, Гольдшмідт та ін.) та створені різні системи іонних та атомних радіусів (Аренс, Гольдшмідт, Бокій, Захаріазен, Полінг) (у вітчизняних джерелах проблема докладно описана В. І. Лебедєвим, В. С. .Урусовим і Б. К. Вайнштейном).

В даний час найбільш надійною вважається система іонних радіусів Шеннона і Прюітта, в якій як вихідний прийнятий іонний радіус F "(r f0W F" = 1,19 А) і O 2_ (r f0W О 2- = 1,26А) (в монографії Б. К. Вайнштейна такі називають фізичними).Отриманий набір значень радіусів для всіх елементів періодичної системи, для різних станів окислення та КЧ, а також для іонів перехідних металів та для різних спінових станів (значення іонних радіусів перехідних елементів для КЧ 6 наведені в Таблиця 3.1) Ця система забезпечує точність при розрахунку міжядерних відстаней у найбільш іонних сполуках (фторидах і кисневих солях) порядку 0,01 А і дозволяє проводити обґрунтовані оцінки радіусів іонів, для яких відсутні структурні дані. Прюїтта в 1988 р. проведено розрахунок невідомих на той час радіусів для іонів d- перехідних металів у високих окисних станах, що узгоджується з наступними експериментальними даними.

Таблиця 3.1

Деякі іонні радіуси г (за Шенноном і Прюїтт) перехідних елементів (КЧ 6)

0,7 5 LS

Закінчення табл. 3.1

0,75 lls

й КЧ 4 ; ьКЧ 2; LS -низькоспиновий стан; HS- високоспіновос стан.

Важливою властивістю іонних радіусів є те, що вони різняться приблизно на 20% за зміни КЧ на дві одиниці. Приблизно така ж зміна відбувається і при зміні стану окислення на дві одиниці. Спіновий «кросовер»

Іонний радіус- величина в Å, що характеризує розмір іоно-катіонів та іоно-аніонів; характерний розмір кулястих іонів, що застосовується для обчислення міжатомних відстаней в іонних сполуках. Поняття іонний радіус ґрунтується на припущенні, що розміри іонів не залежать від складу молекул, до яких вони входять. На нього впливає кількість електронних оболонок та щільність упаковки атомів та іонів у кристалічній решітці.

Розміри іона залежить від багатьох чинників. При постійному заряді іона зі зростанням порядкового номера (а отже, заряду ядра) іонний радіус зменшується. Це особливо добре помітно в ряді лантаноїдів, де іонні радіуси монотонно змінюються від 117 пм (La3+) до 100 пм (Lu3+) при координаційному числі 6. Цей ефект носить назву лантаноїдного стиснення.

У групах елементів іонні радіуси загалом зростають із зростанням порядкового номера. Однак для d-елементів четвертого та п'ятого періодів внаслідок лантаноїдного стиснення може відбутися навіть зменшення іонного радіусу (наприклад, від 73 пм у Zr4+ до 72 пм у Hf4+ при координаційному числі 4).

У період відбувається помітне зменшення іонного радіусу, пов'язане з посиленням тяжіння електронів до ядра при одночасному зростанні заряду ядра і заряду самого іона: 116 пм у Na+, 86 пм у Mg2+, 68 пм у Al3+ (координаційне число 6). З цієї причини збільшення заряду іона призводить до зменшення іонного радіусу одного елемента: Fe2+ 77 пм, Fe3+ 63 пм, Fe6+ 39 пм (координаційне число 4).

Порівняння іонних радіусів можна проводити тільки за однакового координаційного числа, оскільки воно впливає на розмір іона через сили відштовхування між протиіонами. Це добре видно з прикладу іона Ag+; його іонний радіус дорівнює 81, 114 і 129 пм для координаційних чисел 2, 4 і 6, відповідно.
Структура ідеальної іонної сполуки, обумовлена ​​максимальним тяжінням між різноіменними іонами та мінімальним відштовхуванням однойменних іонів, багато в чому визначається співвідношенням іонних радіусів катіонів та аніонів. Це можна показати простими геометричними побудовами.

Іонний радіус залежить від багатьох факторів, таких як заряд та розмір ядра, кількість електронів в електронній оболонці, її щільність, обумовлена ​​кулонівською взаємодією. З 1923 під цим поняттям розуміються ефективні іонні радіуси. Гольдшмідтом, Аренсом, Бокієм та ін. створені системи іонних радіусів, але всі вони якісно тотожні, а саме, катіони в них, як правило, набагато менше аніонів (виняток Rb + , Cs + , Ba 2+ і Ra 2+ щодо О 2 - і F -). За вихідний радіус у більшості систем приймався розмір радіусу К + = 1,33 Å, решта розраховувалися з міжатомних відстаней в гетероатомних сполуках, які вважалися іонними за типом хім. зв'язку. У 1965 р. в США (Waber, Grower) і в 1966 р. в СРСР (Братців) опубліковано результати квантово-механічних розрахунків розмірів іонів, які показали, що катіони дійсно мають менший розмір, ніж відповідні атоми, а аніони практично не відрізняються. за розміром відповідних атомів. Цей результат узгоджується із законами будови електронних оболонок та показує помилковість вихідних положень, прийнятих при розрахунку ефективних іонних радіусів. Орбітальні іонні радіуси непридатні з метою оцінки міжатомних відстаней, останні розраховуються основі системи іонно-атомних радіусів.

З розгляду фізичної суті періодичного законувипливає, що періодичні зміни хімічних властивостейелементівпов'язані з електронною будовою атомів, яка відповідно до законів хвильової механіки також змінюється періодично. Усі періодичні зміни хімічних властивостей елементів, і навіть зміни різних властивостей простих і складних речовин пов'язані з властивостями атомних орбіталей.

Наступним найважливішим висновком, що випливає з аналізу даних, наведених у таблиці 6, є висновок про періодичну зміну характеру заповнення електронами зовнішніх енергетичних рівнів, що викликає періодичні зміни хімічних властивостей елементівта їх з'єднань.

Атомний радіус - це радіус сфери, всередині якої укладено ядро ​​атома і 95% щільності всієї електронної хмари, що оточує ядро. Це умовне поняття, т.к. електронна хмара атома не має чіткої межі, вона дозволяє судити про розміри атома.

Численні значення атомних радіусів різних хімічних елементів знаходять експериментально, аналізуючи довжини хімічних зв'язків, тобто. відстані між ядрами пов'язаних між собою атомів. Радіуси атомів виражають зазвичай у нанометрах (нм), 1 нм = 10 -9 м, пікометрах (пм), 1 пм = 10 -12 м або ангстремах (A), 1 A = 10 -10 м.

Залежність атомних радіусів від заряду ядра атома Z має періодичний характер. У межах періоду періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва найбільше значення атомного радіусу у атома лужного металу. Далі зі зростанням Z значення радіуса зменшується, досягає мінімуму в атома елемента VIIА групи, а потім стрибком зростає в атома інертного газу і далі ще більше - атома лужного металу наступного періоду.

Іонний радіус.

Радіуси іонів відрізняються від атомних радіусів відповідних елементів. Втрата атомами електронів призводить до зменшення їх ефективних розмірів, а приєднання надлишкових електронів - до збільшення. Тому радіус позитивно зарядженого іона (катіону) завжди менший, а радіус негативно зарядженого іона (аніону) завжди більший за радіус відповідного електронейтрального атома. Так, радіус атома калію становить 0,236 нм, а радіус іона K+ - 0,133 нм; радіуси атома хлору та хлорид-іону Сl – відповідно дорівнюють 0,099 та 0,181 нм. При цьому радіус іона тим сильніше відрізняється від радіусу атома, чим більший заряд іона. Наприклад, радіуси атома хрому та іонів Cr 2+ і Cr 3+ становлять відповідно 0,127, 0,083 та 0,064 нм.

У межах головної підгрупи радіуси іонів однакового заряду, як і радіуси атомів, зростають із збільшенням заряду ядра

Енергія іонізації(Міра прояви металевих властивостей) - це енергія, необхідна для відриву електрона від атома.

(Ca 0 - Ca 2+ + 2е - - Н).

Чим більше електронів на зовнішньому електронному шарі, тим більша енергія іонізації. Зі збільшенням радіусу атома енергія іонізації зменшується. Цим пояснюється зменшення металевих властивостей у періодах зліва направо та збільшення металевих властивостей у групах зверху донизу. Цезій (Cs) – найактивніший метал.

Енергія спорідненості до електрона (захід прояву неметалевих властивостей) - енергія, що виділяється в результаті приєднання електрона до атома (Сl 0 + 1е - -> Сl - + Н). Зі збільшенням числа електронів на зовнішньому електронному шарі енергія спорідненості до електрона збільшується, а зі збільшенням радіусу атома – зменшується. Цим пояснюються збільшення неметалічних властивостей у періодах зліва направо та зменшення неметалічних властивостей у головних підгрупах зверху донизу.

Енергія спорідненості атома до електрона, або просто його спорідненістю до електрона(ε), називають енергію, що виділяється в процесі приєднання електронадо вільного атома Е в його основному стані з перетворенням його на негативний іон Е - (спорідненість атома до електрона чисельно одно, але протилежно за знаком енергії іонізації відповідного ізольованого однозарядного аніону).

Е + e − = Е − + ε

Електронегативність- хімічна властивість атома, кількісна характеристика здатності атома в молекулі притягувати електрони від атомів інших елементів.

Найбільш сильні металеві властивості мають ті елементи, атоми яких легко віддають електрони. Значення їхньої електро негативності малі (χ ≤ 1).

Неметалічні властивості особливо виражені у тих елементів, атоми яких активно приєднують електрони.

У кожному періоді Періодичної системи електронегативність елементів збільшується при зростанні порядкового номера (зліва направо), у кожній групі Періодичної системи електронегативність зменшується при зростанні порядкового номера (згори донизу).

Елемент фтор F має найвищу, а елемент цезій Cs – найменшою електронегативністю серед елементів 1-6 періодів.

"

умовні характеристики іонів, що використовуються для приблизної оцінки міжядерних відстаней в іонних кристалах. Значення І. н. закономірно пов'язані з положенням елементів у періодичній системі Менделєєва. І. н. широко використовуються в кристалохімії, дозволяючи виявити закономірності будови кристалів різних сполук, в геохімії при вивченні явища заміщення іонів в геохімічних процесах та ін.

Запропоновано декілька систем значень І. н. В основі цих систем зазвичай лежить наступне спостереження: різницю між'ядерних відстаней А - Х і В - Х в іонних кристалах складу АХ і ВХ, де А і В - метал, Х - неметал, практично не змінюється при заміні Х на аналогічний йому інший неметал ( наприклад, при заміні хлору на бром), якщо координаційні числа аналогічних іонів у порівнюваних солях однакові. Звідси випливає, що І. н. мають властивість адитивності, т. е. що експериментально зумовлені між'ядерні відстані можна як суму відповідних «радіусів» іонів. Поділ цієї суми на доданки завжди базується на більш менш довільних припущеннях. Системи І. р., запропоновані різними авторами, відрізняються головним чином використанням різних вихідних припущень.

У таблицях наводять І. р., що відповідають різним значенням окисного числа (див. Валентність). При значеннях його, відмінних від +1, окисне число не відповідає реальному ступеню іонізації атомів, та І. р. набувають ще більш умовного сенсу, оскільки зв'язок може мати значною мірою ковалентний характер. Значення І. н. (в Å) для деяких елементів (по Н. В. Бєлову та Г. Б. Бокію): F - 1,33, Cl - 1,81, Br - 1,96, I - 2,20, O 2- 1 ,36, Li + 0,68, Na - 0,98, К + 1,33, Rb + 1,49, Cs + 1,65, Be 2+ 0,34, Mg 2+ 0,74, Ca 2+ 1,04, Sr 2+ 1,20, Ba 2+ 1,38, Sc 3+ 0,83, Y 3+ 0,97, La 3+ 1,04.

В. Л. Кірєєв.

  • - надмолекулярні системи мембран живої клітини та її органоїдів, що мають ліпопротеїдну природу та забезпечують обир. проходження разл. іонів через мембрану Найбільш поширені канали для іонів Na+, К+, Са2+...
  • - Молекулярні структури, вбудовані в біол. мембрани та здійснюють перенесення іонів у бік вищого електрохім. потенціалу...

    Біологічний енциклопедичний словник

  • - хар-ки атомів, що дозволяють приблизно оцінювати міжатомні відстані в молекулах і кристалах.

    Фізична енциклопедія

  • - ефективні характеристики атомів, що дозволяють приблизно оцінювати міжатомну відстань у молекулах і кристалах.

    Хімічна енциклопедія

  • - Кристалліч. в-ва, в яких брало зчеплення між частинками обумовлено переважно. іонними зв'язками...

    Хімічна енциклопедія

  • - Складаються з двох протилежно заряджених іонів, що утримуються електростатич. силами, дисперсійними, іон-дипольними або деякими ін. взаємодіями...

    Хімічна енциклопедія

  • - Див. Атомні радіуси...

    Хімічна енциклопедія

  • - Див. Атомні радіуси...

    Хімічна енциклопедія

  • - Іонні прилади те ж, що газорозрядні прилади.

    Енциклопедія техніки

  • - система розмірів атомів, запропонована Лебедєвим у 1966 році.

    Геологічна енциклопедія

  • - те, що газорозрядні прилади...

    Великий енциклопедичний політехнічний словник

  • - характеристики атомів, що дозволяють приблизно оцінювати міжатомні відстані в речовинах.
  • - кристали, в яких зчеплення частинок обумовлено переважно іонними хімічними зв'язками. І. до. можуть складатися як з одноатомних, так і з багатоатомних іонів.

    Велика Радянська Енциклопедія

  • - умовні характеристики іонів, що використовуються для приблизної оцінки міжядерних відстаней в іонних кристалах.

    Велика Радянська Енциклопедія

  • - характеристики, що дозволяють приблизно оцінювати міжатомні відстані в молекулах і кристалах. Визначаються головним чином даних рентгенівського структурного аналізу.
  • - характеристики відстаней між ядрами катіонів та аніонів в іонних кристалах.

    Великий енциклопедичний словник

"Іонні радіуси" у книгах

Літій-іонні акумулятори

З книги Колишній городянин на селі. Найкращі рецептидля заміського життя автора Кашкаров Андрій

Літій-іонні акумулятори Літій-іонні (Li-Ion) акумулятори показують непогані характеристики при низьких температурах. Більшість виробників специфікує цей тип батарей до -20 ° C, при цьому під малим навантаженням батареї здатні віддати до 70% своєї ємності.

П3.4. Як зберігати літій-іонні АКБ ноутбуків Декілька рекомендацій

З книги Сучасний квартирний сантехнік, будівельник та електрик автора Кашкаров Андрій Петрович

П3.4. Як зберігати літій-іонні АКБ ноутбуків Декілька рекомендацій Батареї повинні зберігатися в зарядженому стані при температурі від +15 до +35 °С при нормальній вологості повітря; згодом АКБ трохи саморозряджається, навіть якщо вона зберігається окремо від

Атомні радіуси

З книги Велика Радянська Енциклопедія(АТ) автора Вікіпедія

Іонні кристали

Вікіпедія

Іонні прилади

З книги Велика Радянська Енциклопедія (ІВ) автора Вікіпедія

Іонні радіуси

З книги Велика Радянська Енциклопедія (ІВ) автора Вікіпедія

2.4.1. Літій-іонні батареї

З книги автора

2.4.1. Літій-іонні батареї Літій-іонні батареї завойовували позиції на ринку пристроїв мобільного зв'язку. Це зумовлено такими їх перевагами, як: висока щільність електричної енергії (удвічі більша, ніж у NiCd-батареї того ж розміру, а значить, і вдвічі менші)

Іонні та лазерні установки

З книги Правила влаштування електроустановок у питаннях та відповідях [Посібник для вивчення та підготовки до перевірки знань] автора Красник Валентин Вікторович

Іонні та лазерні установки Питання. Як повинні компонуватися та розміщуватися іонні та лазерні установки? Відповідь. Повинні компонуватися, а блоки, що входять до їх складу, розміщуватися з урахуванням заходів, що забезпечують перешкодостійкість керуючих і вимірювальних ланцюгів цих.

Літій-іонні (Li-Ion) акумулятори

З книги Джерела харчування та зарядні пристроїавтора

Літій-іонні (Li-Ion) акумулятори Літій є найлегшим металом, у той же час він має і дуже негативний електрохімічний потенціал. Завдяки цьому літій характеризується найбільшою теоретичною питомою електричною енергією. Вторинні джерела

Оскільки за н. у. важко спостерігати молекули з іонними зв'язками і в той же час відома велика кількість сполук, що утворюють іонні кристали, то коли йдеться про іонні радіуси, це майже завжди радіуси іонів в кристалах. Міжядерні відстані в кристалах вимірюють за допомогою дифракції рентгенівських променів з початку ХХ ст., Сьогодні це точний і рутинний спосіб, є безліч достовірних даних. Але при визначенні іонних радіусів виникає та сама проблема, що й для ковалентних: як поділити міжядерну відстань між сусідніми катіоном та аніоном?

Тому доводиться використовувати щонайменше одного іона незалежні, зазвичай обчислені значення іонних радіусів. Допущення, що лежать в основі цих обчислень, зазвичай досить обґрунтовані. Так, у популярній системі іонних радіусів Полінга використовуються значення R К + = 1,33 Å і R С l - = 1,81 Å.

Таблиця 18

Іонні радіуси, в Å

Примітка.Значення іонних радіусів за Гольшмідтом (Г) та Полінгом (П) – з Коттона Ф., Уілкінсона Дж., Сучасна неорганічна хімія; за Шенноном-Прюїтт (Ш) - з підручника М. Х. Карапет'янця, С. І. Дракіна.

Систем (шкал) ефективних радіусів, включаючи іонні, відома досить велика кількість. Ці шкали відрізняються деякими вихідними припущеннями. Тривалий час у кристалохімії та геохімії були популярні шкали Гольдшмідта та Полінга. Відомі шкали Бокія, Інгольда, Мелвін-Хьюза, Слейтера та інші. У Останнім часомнабула поширення шкала, запропонована фізиками Шенноном і Прюїттом (1969), в якій кордоном між іонами вважається точка мінімуму електронної щільності на лінії, що з'єднує центри іонів. У табл. 18 наведено значення ряду іонних радіусів за трьома різними шкалами.

З використанням ефективних іонних радіусів слід розуміти умовність цих величин. Так, при порівнянні радіусів у рядах, природно, коректно використовувати значення радіусів за якоюсь однією шкалою, зовсім неправильно порівнювати величини, взяті для різних іонів з різних шкал.

Ефективні радіуси залежить від координаційного числа, зокрема з чисто геометричним причин. Наведені у табл. 18 дані відносяться до кристалічної структури типу NaCl, тобто з КЧ = 6. Через геометрію для визначення радіусів іонів з КЧ 12, 8 і 4 їх потрібно помножити на 1,12, 1,03 і 0,94 відповідно. При цьому слід мати на увазі, що навіть для однієї і тієї ж сполуки (при поліморфному переході) реальна зміна міжатомної відстані включатиме, крім геометричного вкладу, зміну, пов'язану зі зміною власне природи зв'язку, тобто «хімічний внесок». Звісно, ​​знову виникає проблема поділу цього внеску на катіон та аніон. Але ці зміни зазвичай незначні (якщо зберігається іонний зв'язок).

Основні закономірності зміни радіусів за ПС, обговорені в подразд. 2.4 для орбітальних та вище для ковалентних радіусів, справедливі і для іонних. Але конкретні значення ефективних іонних радіусів, як видно з табл.18, можуть суттєво відрізнятися. Слід звернути увагу, що за пізнішою і, ймовірно, більш реалістичною системою Шеннона-Прюіта радіуси катіонів, як правило, більше, а аніонів – менше їх традиційних значень (хоча ізоелектронні катіони все одно значно менше аніонів).

Розмір іонів визначається силою тяжіння зовнішніх електронів до ядра, при цьому ефективний заряд ядра менший від справжнього через екранування (див. п. 2.2.2). Тому орбітальні радіуси катіонів менші, а аніонів – більше, ніж нейтральних атомів, з яких вони утворилися. У табл. 19 порівнюються орбітальні радіуси нейтральних атомів та іонів з ефективними іонними радіусами за Гольдшмідтом (з підручника Я. Угая). Відмінність в орбітальних радіусах між атомом і іоном значно більша для катіонів, ніж для аніонів, тому що для наведених у таблиці атомів при утворенні катіонів видаляються всі електрони зовнішнього шару, і кількість шарів зменшується на один. Така ситуація характерна і для багатьох інших (хоч і не всіх) поширених катіонів. При утворенні, наприклад, аніону F - кількість електронних шарів не змінюється і радіус майже не зростає.

Таблиця 19

Порівняння орбітальних та ефективних радіусів

Хоча порівняння двох умовних величин, орбітальних та ефективних радіусів, умовно подвійно, цікаво відзначити, що ефективні іонні радіуси (незалежно від використовуваної шкали) у кілька разів перевищують орбітальні радіуси іонів. Стан частинок у реальних іонних кристалах істотно відрізняється від вільних невзаємодіючих іонів, що зрозуміло: у кристалах кожен іон оточений і взаємодіє з шістьма-вісімом (мінімум із чотирма) протилежними іонами. Вільні двозарядні (і тим більше багатозарядні) аніони взагалі не існують, стан багатозарядних аніонів буде обговорено підрозділ. 5.2.

У ряді ізоелектронних частинок ефективні іонні радіуси зменшуватимуться зі збільшенням позитивного заряду іона (R Mg 2+< R Na + < R F - и т. п.), как и орбитальные радиусы (разумеется, сравнение корректно в пределах одной и той же шкалы).

Радіуси іонів, що мають електронні конфігурації шляхетних газів, значно більші, ніж у іонів, що мають у зовнішньому шарі d- або f-електрони. Наприклад, радіус (за шкалою Гольдшмідта) К + дорівнює 1,33 Å, а Сu + з того ж 4-го періоду - 0,96 Å; для Са 2+ і Сu 2+ відмінність становить 0,99 і 0,72 Å, для Rb + та Ag + 1,47 і 1,13 Å відповідно і т. п. Причина полягає в тому, що при переході від s- p-елементів до d-елементів істотно зростає заряд ядра при збереженні кількості електронних шарів і притягнення електронів ядром посилюється. Цей ефект називається d‑стисненням ; найяскравіше він проявляється для f-елементів, котрим називається лантаноїдним стиском : іонний радіус зменшується за сімейством лантаноїдів від 1,15 для Се 3+ до 1,00 Å для Lu 3+ (шкала Шеннона-Прюїта). Як уже згадувалося вроздріб. 4.2, зменшення радіусу призводить до більшої поляризуючої дії та меншої поляризуемості. Однак іони з 18-електронною оболонкою (Zn 2+ , Cd 2+ , Hg 2+ , Ag + та ін) мають більшу поляризуемість порівняно з іонами, що мають благородно-газові оболонки. І якщо в кристалах з благородно-газовими оболонками (NaF, MgCl 2 та ін.) поляризація в основному одностороння (поляризуються аніони під дією катіонів), то для 18-електронних з'являється додатковий поляризаційний ефект за рахунок поляризації катіонів аніонами, що призводить до посилення їх взаємодії зміцнення зв'язку, зменшення міжатомних відстаней. Наприклад, іонний радіус Ag + по Шеннону-Прюітту дорівнює 1,29 Å, що можна порівняти з 1,16 і 1,52 Å для Na + і К + відповідно. Але за рахунок додаткового поляризаційного ефекту міжатомні відстані в AgCl (2,77 Å) менше, ніж навіть у NaCl (2,81 Å). (Варто зауважити, що цьому ефекту можна дати пояснення і з дещо іншої позиції – збільшення ковалентного вкладу у зв'язок для AgCl, але за великим рахунком це те саме.)

Ще раз нагадаємо, що в реальних речовинах не існує одноатомних іонів із зарядом більш ніж 3 од. СГСЄ; всі наведені у літературі значення їх радіусів – обчислені. Наприклад, ефективний радіус хлору (+7) в КСlО 4 близький до значення ковалентного радіусу (0,99 за більшістю шкал) і набагато більше іонного (R С l 7+ = 0,26 Å за Бокієм, 0,49 Å по Інгольду) .

Немає в речовинах і вільного протона Н + , поляризующее дію якого через надмалих розмірів було б величезним. Тому протон завжди локалізується на будь-якій молекулі - наприклад, на воді, утворюючи багатоатомний іон Н3О + "нормальних" розмірів.



Рекомендуємо почитати