原子半径とイオン半径

円や球の半径を定義することができます。この場合、円の中心と円周上のある点との距離を半径と呼ぶことにする。原子やイオンもボールのような構造をしていると考えられています。したがって、それらの半径を定義することもできる。一般的な定義では、原子やイオンの場合、中心から境界までの距離を半径と言う。

原子半径

原子半径は、原子核の中心から電子雲の境界までの距離である。原子の半径はオングストロームのオーダーである。原子1個の半径を定義していますが、原子1個の半径を測定することは困難です。したがって、原子半径は通常、接触している2つの原子核の距離をとって2で割ることで求められる。半径は2つの原子の結合状態によって、金属半径、共有結合半径、ファンデルワールス半径などに分類される。周期表の列が一つ減ると原子半径が大きくなるのは、新しい電子層が追加されるからである。原子半径は左から右へ連続的に減少する（希ガスを除く）。

イオン半径

原子は電子を得たり失ったりして、それぞれ負または正の電荷を帯びた粒子を形成することができます。この粒子をイオンと呼びます。中性原子が1個以上の電子を取り除くと、正電荷を帯びた陽イオンになる。中性原子が電子を吸収すると、負に帯電した陰イオンを形成する。イオン半径は、原子核の中心からイオンの外縁までの距離である。しかし、ほとんどのイオンは単独で存在するわけではありません。別の対イオンと結合するか、他のイオン、原子、分子と相互作用する。そのため、個々のイオンのイオン半径は、環境ごとに異なっている。したがって、イオン半径を比較する場合は、似たような環境にあるイオンを比較する必要があります。元素の周期表におけるイオン半径は、変化しやすい性質を持っています。列構造に入ると、原子に軌道が追加されるため、対応するイオンにも電子が追加される。したがって、上から下に向かって、イオン半径が大きくなる。列を左から右に進むにつれて、イオン半径が変化する特定のパターンが存在する。例えば、3列目のナトリウム、マグネシウム、アルミニウムは、それぞれ+1、+2、+3の陽イオンを生成する。3つともイオン半径は徐々に小さくなる。陽子の数が電子の数より多いので、原子核は電子をどんどん中心に引き寄せようとし、イオン半径が小さくなる。しかし、3行目のアニオンはカチオンの半径に比べ、イオン半径が大きくなっています。P3-から始まり、S2-、Cl-とイオン半径が小さくなっていく。アニオンのイオン半径が大きい理由は、外側の軌道に電子が追加されていることで説明できる。