Јонска веза

Настајање јонске везе између натријума и флуора

Јонска веза је врста интрамолекулске хемијске везе која настаје између метала и неметала. Типичан пример јонске везе граде алкални и земноалкални метали са халогеним елементима, на пример натријум-хлорид, NaCl.

Код јонске везе један атом потпуно губи један или више електрона, а други атом их прима. Будући да се електрони у потпуности одвоје од атома, настају јони. Атом који је отпустио електрон постаје позитивно наелектрисан јон, катјон, а атом који је примио негативно наелектрисање, постаје анјон.

За разлику од тога, код ковалентне везе, атоми деле један или више заједничких електронских парова, али не настају јони. Међутим, не постоји оштра граница између јонске и ковалентне везе, будући да електронски пар у ковалентној вези може бити ближе језгру једног атома, атома који је електронегативнији, што доводи до поларизације ковалентне везе и делимичног раздвајања наелектрисања унутар молекула. Према конвенцији је узето да уколико је разлика између електронегативности два елемента која граде везу мања од 1,9 – реч је о поларној ковалентној вези, а уколико је наведена разлика већа од 1,9 – реч је о јонској вези.

Јонски раствори су обично добро растворни у води. Такође и проводе струју, будући да се у њима налазе слободни јони.

Преглед

Atoms that have an almost full or almost empty valence shell tend to be very reactive. Atoms that are strongly electronegative (as is the case with halogens) often have only one or two empty orbitals in their valence shell, and frequently bond with other molecules or gain electrons to form anions. Atoms that are weakly electronegative (such as alkali metals) have relatively few valence electrons, which can easily be shared with atoms that are strongly electronegative. As a result, weakly electronegative atoms tend to distort their electron cloud and form cations.

Формирање

Ionic bonding can result from a redox reaction when atoms of an element (usually metal), whose ionization energy is low, give some of their electrons to achieve a stable electron configuration. In doing so, cations are formed. An atom of another element (usually nonmetal) with greater electron affinity accepts the electron(s) to attain a stable electron configuration, and after accepting electron(s) an atom becomes an anion. Typically, the stable electron configuration is one of the noble gases for elements in the s-block and the p-block, and particular stable electron configurations for d-block and f-block elements. The electrostatic attraction between the anions and cations leads to the formation of a solid with a crystallographic lattice in which the ions are stacked in an alternating fashion. In such a lattice, it is usually not possible to distinguish discrete molecular units, so that the compounds formed are not molecular in nature. However, the ions themselves can be complex and form molecular ions like the acetate anion or the ammonium cation.

For example, common table salt is sodium chloride. When sodium (Na) and chlorine (Cl) are combined, the sodium atoms each lose an electron, forming cations (Na⁺), and the chlorine atoms each gain an electron to form anions (Cl⁻). These ions are then attracted to each other in a 1:1 ratio to form sodium chloride (NaCl).

Na + Cl → Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

However, to maintain charge neutrality, strict ratios between anions and cations are observed so that ionic compounds, in general, obey the rules of stoichiometry despite not being molecular compounds. For compounds that are transitional to the alloys and possess mixed ionic and metallic bonding, this may not be the case anymore. Many sulfides, e.g., do form non-stoichiometric compounds.

Many ionic compounds are referred to as salts as they can also be formed by the neutralization reaction of an Arrhenius base like NaOH with an Arrhenius acid like HCl

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

The salt NaCl is then said to consist of the acid rest Cl⁻ and the base rest Na⁺.

Representation of ionic bonding between lithium and fluorine to form lithium fluoride. Lithium has a low ionization energy and readily gives up its lone valence electron to a fluorine atom, which has a positive electron affinity and accepts the electron that was donated by the lithium atom. The end-result is that lithium is isoelectronic with helium and fluorine is isoelectronic with neon. Electrostatic interaction occurs between the two resulting ions, but typically aggregation is not limited to two of them. Instead, aggregation into a whole lattice held together by ionic bonding is the result.

The removal of electrons from the cation is endothermic, raising the system's overall energy. There may also be energy changes associated with breaking of existing bonds or the addition of more than one electron to form anions. However, the action of the anion's accepting the cation's valence electrons and the subsequent attraction of the ions to each other releases (lattice) energy and, thus, lowers the overall energy of the system.

Ionic bonding will occur only if the overall energy change for the reaction is favorable. In general, the reaction is exothermic, but, e.g., the formation of mercuric oxide (HgO) is endothermic. The charge of the resulting ions is a major factor in the strength of ionic bonding, e.g. a salt C⁺A⁻ is held together by electrostatic forces roughly four times weaker than C²⁺A²⁻ according to Coulombs law, where C and A represent a generic cation and anion respectively. The sizes of the ions and the particular packing of the lattice are ignored in this rather simplistic argument.

Процес оксидо-редукције

Да би настала јонска веза између атома, дати атоми морају претходно постати јони, односно један атом мора изгубити одређен број електрона, а други атом примити те исте електроне. Атом који губи електрон(е) постаје позитиван јон, катјон, а атом који прима електрон(е) постаје негативан јон, анјон. Атом може постати катјон, односно има могућност да отпусти електроне, само уколико има малу енергију јонизације. С друге стране, неки атом ће примити електроне и постати анјон, само ако има велики електронски афинитет.

Самим тим, атоми метала увек отпуштају електроне које примају атоми неметала, а број примљених електрона мора бити једнак броју отпуштених електрона. Овај процес отпуштања и примања електрона назива се оксидо-редукција, а понекад и једноставно оксидација.

Чиниоци јонске везе

Будући да најмању енергију јонизације имају елементи 1. и 2. групе ПСЕ (алкални и земноалкални метали), а највећи афинитет према електрону елементи 17. групе (халогени елементи), као и кисеоник из 16. групе, то су типични елементи који граде јонску везу. Изузетак из земноалкалних метала који не граде типичну јонску везу је берилијум, који услед дијагоналне сличности наликује алуминијуму.

Јонску везу могу да граде и сви елементи у 13. и 15. групи испод бора, односно силицијума, а граде је и прелазни елементи. Ипак, многи од јона прелазних елемената не стварају електронску конфигурацију племенитог гаса у последњој љусци, већ стварају конфигурацију са попуњеним d-орбиталама, тј. конфигурацију од 18 електрона: ns² np⁶ (n-1)d¹⁰. Такве електронске конфигурације су такође стабилне и као конфигурације племенитих гасова.

Пример

Натријум је изразит метал, а хлор изразит неметал. Атом натријума има малу енергију јонизације и у валентном нивоу садржи један електрон, а хлор је елемент са високим електронским афинитетом и поседује седам електрона у валентном нивоу. Њихове електронске конфигурације су наведене испод.

Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Cl: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

Атом натријума ће лако отпустити усамљени електрон из 3s-орбитале, чиме постиже стабилну електронску конфигурацију њему најближег племенитог гаса, неона, и постаје позитиван јон. Овај електрон прима атом хлора у своју делимично попуњену 3p-орбиталу, при чему и он постиже електронску конфигурацију њему најближег племенитог гаса, аргона.

Примери прелазних метала који граде јонску везу су: Cu⁺ [Ar]3d¹⁰, Zn²⁺ [Ar]3d¹⁰ и Ag⁺ [Kr]4d¹⁰.

Електростатичка интеракција

Главни чланак: Кулонов закон

Због супротних наелектрисања између два новонастала јона, примера ради, Na⁺ и Cl^-, између њих делују типичне јаке електростатичке интеракције. Успоставља се равнотежа између електростатичког привлачења и одбијања које је дефинисано Кулоновим законом:

${\boldsymbol {F}}=k{q_{1}q_{2} \over r^{2}}$

при чему је, $F$ сила, $q_{1}$ и $q_{2}$ количине супротних наелектрисања, $r$ растојање између језгара супротно наелектрисаних честица, а $k$ Кулонова константа, тј. коефицијент сразмерности.

Просторни распоред

Кубична структура натријум-хлорида.

Јони унутар молекула са јонском везом су у простору правилно распоређени. Сваки катјон не делује само на један анјон, и обрнуто, већ на све суседне јоне. Тако се формира кристална решетка, где је сваки катјон окружен са шест анјона на једнаким растојањима, формирајући тако правилан октаедар.

Јонске везе су интеракције између наелектрисања која су готово сферно-симетрична; стога оне нису много дирекционе. Могу да укључују и више атома електрона по атому. Земноалкални метали формирају јонске везе у којима атом губи два електрона; пример је Mg²⁺(Cl^-)₂. Губитак више од два електрона услед формирања јонске везе је поприлично редак; у ствари, у том случају се чешће формира ковалентна веза.

Литература

• Young, Hugh D.; Freedman, Roger A. (2003). University Physics (11th изд.). Addison Wesley. ISBN 978-0805386844. 
• Ashcroft, Neil W.; Mermin, N. David (1977). Solid state physics (27th repr. изд.). New York: Holt, Rinehart and Winston. ISBN 978-0-03-083993-1. 
• Atkins, Peter; de Paula, Julio (2006). Atkins' physical chemistry (8th изд.). Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-870072-2. 
• Barrow, Gordon M. (1988). Physical chemistry (5th изд.). New York: McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-003905-6. 
• Brown, Theodore L.; LeMay, H. Eugene, Jr; Bursten, Bruce E.; Lanford, Steven; Sagatys, Dalius; Duffy, Neil (2009). Chemistry: the central science: a broad perspective (2nd изд.). Frenchs Forest, N.S.W.: Pearson Australia. ISBN 978-1-4425-1147-7. 
• Freemantle, Michael (2009). An introduction to ionic liquids. Cambridge: Royal Society of Chemistry. ISBN 978-1-84755-161-0. 
• International Union of Pure and Applied Chemistry, Division of Chemical Nomenclature (2005). Neil G. Connelly, ур. Nomenclature of inorganic chemistry: IUPAC recommendations 2005 (New изд.). Cambridge: RSC Publ. ISBN 978-0-85404-438-2. 
• Kittel, Charles (2005). Introduction to solid state physics (8th изд.). Hoboken, NJ: John Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-41526-8. 
• McQuarrie, Donald A.; Rock, Peter A. (1991). General chemistry (3rd изд.). New York: W.H. Freeman and Co. ISBN 978-0-7167-2169-7. 
• Pauling, Linus (1960). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals: an introduction to modern structural chemistry (3rd изд.). Ithaca, N.Y.: Cornell University Press. ISBN 978-0-8014-0333-0. 
• Russell, Michael S. (2009). The chemistry of fireworks (2nd изд.). Cambridge, UK: RSC Pub. ISBN 978-0-85404-127-5. 
• Wenk, Hans-Rudolph; Bulakh, Andrei (2004). Minerals: Their Constitution and Origin (1st изд.). New York: Cambridge University Press. ISBN 978-1-107-39390-5. 
• Wold, Aaron; Dwight, Kirby (1993). Solid State Chemistry Synthesis, Structure, and Properties of Selected Oxides and Sulfides. Dordrecht: Springer Netherlands. ISBN 978-94-011-1476-9. 
• Zumdahl, Steven S. (1989). Chemistry (2nd изд.). Lexington, Mass.: D.C. Heath. ISBN 978-0-669-16708-5. 
• Zumdahl, Steven; Zumdahl, Susan (2015). Chemistry: An Atoms First Approach. Cengage Learning. ISBN 978-1-305-68804-9. 

Спољашње везе

• Ionic bonding tutorial
• Video on ionic bonding