DerIonenradius bezeichnet die effektive Größe eines einatomigenIons in einemIonengitter. Dabei wird vereinfachendangenommen, dass es sich um starre Kugeln handelt, deren Radien unabhängig vom Partner in der Ionenverbindung sind (sofern dieKoordinationszahl gleich bleibt).

Um die Ionenradien zu ermitteln, bestimmt man zunächst die Abstände der imKristallgitter auftretenden Ionen. Aus diesenKationen-Anionen-Abständen erhält man zunächst die Radiensumme${\displaystyle r_A+r_K}$ für verschiedene Ionenkombinationen. Damit die Radien der einzelnen Ionen bestimmt werden können, muss der Radius wenigstens eines beteiligten Ions unabhängig bekannt sein.

Pauling hat den Wert von 140 pm für einO²⁻-Ion theoretisch bestimmt; dieser und die damit ermittelten weiteren Ionenradien gelten für die Koordinationszahl 6.

Ionenradien stehen mitAtomradien undLadungen 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 derselbenPeriode. Einige Kationen (K⁺, Rb⁺, Cs⁺, NH₄⁺, Ba²⁺) sind jedoch größer als das insgesamt kleinste Anion F⁻.

• Innerhalb einerGruppe (d. h. imPeriodensystem von oben nach unten)steigen die Ionenradien, da in jeder Periode ein neuesAtomorbital vorhanden ist und so der Abstand derValenzelektronen zumAtomkern 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 dieKernladungszahl (= Protonenzahl) steigt und so dieAnziehungskraft des Atomkerns auf die Valenzelektronen größer wird.

Für Ionen derÜbergangsmetalle hängt der Radius außerdem vomSpin-Zustand ab (Ligandenfeldtheorie).

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 denElektronenhüllen 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:^[3]

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 einemKristall ergeben und das Bild einer starren Kugel für ein isoliertes Ionnicht 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 dieKristallstruktur bzw. den Kristallstrukturtyp.

• Lanthanoidenkontraktion

• 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.

1. ↑R. D. Shannon:Revised effective ionic radii and systematic studies of interatomic distances in halides and chalcogenides. In:Acta Cryst. A32, 1976,S. 751–767,doi:10.1107/S0567739476001551 (englisch). 
2. ↑Erwin Riedel, Christoph Janiak:Anorganische Chemie. 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007,ISBN 978-3-11-018903-2, S. 75.
3. ↑Erwin Riedel, Christoph Janiak:Anorganische Chemie. 7. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007,ISBN 978-3-11-018903-2, S. 74.

• Atomphysik
• Kristallographie