Јонска веза

Из Википедије, слободне енциклопедије

Јонска веза настаје реакцијом изразитих метала који у валентном нивоу имају мали број електрона (Ia и IIa група) и неметала који у валентном нивоу имају велики број електрона (VIIa група) периодног система елемената. Атоми метала отпуштају електроне које примају атоми неметала. Број примљених електрона једнак је броју отпуштених електрона. Овај процес отпуштања и примања електрона назива се оксидо-редукција, а понекад и једноставно оксидација.

Пример: Натријум је изразит метал, а хлор изразит неметал. Атом натријума у валентном нивоу садржи један, а хлор седам електрона. Приликом судара атома натријума и хлора, хлор привлачи и прима валентни електрон натријума како би постигао октет електрона. Стабилан октет електрона натријум постиже отпуштањем једног електрона, јер у L слоју има осам електрона. Потпуним преласком електрона са атома натријума (метал) на атом хлора (неметал) добијају се наелектрисане честице - јони. Атом натријума остаје позитивно наелектрисан, а атом хлора негативно наелектрисан јон. Између насталих јона делују електростатичке силе привлачења. Остварена веза између атома натријума и хлора, односно између изразитог метала и изразитог неметала назива се јонска веза. Јони натријума и хлора су у простору правилно распоређени.

Код натријум-хлорида, атом натријума даје svoj 3s електрон атому хлора, попуњавајући празнину у 3p нивоу (подљусци) хлора. Одвајање 3s електрона од неутралног атома натријума захтева 5,138 eV енергије; ово је познато као енергија јонизације или јонизациони потенцијал натријума. Неутрални атом хлора може да привуче један електрон у празнину у 3p нивоу, тиме се делимично придружио осталим електронима и тако је привучен ка језгру. Овакво стање има 3,613 eV мање енергије него неутрални атом хлора и један слободан електрон; 3.613 eV је величина афинитета хлора према електрону. Према томе стварање раздвојених Na+ и Cl- јона захтева унос од 5,138 eV - 3,613 eV = 1,525 eV. Кад се два супротно наелектрисана јона приближе међусобном интеракцијом, величина њихове негативне потенцијалне енергије је одређена тиме колико се они приближе један другом. Ово је ипак, ограничено принципом искључења, који забрањује широко преклапање електронских омотача два јона. Како се растојање смањује, принцип искључења ремети електронске омотаче, па јони више не делују као тачкаста наелектрисања и деловање постаје одбојно. Минимална потенцијална енергија NaCl молекула износи -5,7 eV на растојању 0,24 nm. Енергија ослобођена приликом стварања јона и приликом њиховог приближавања до стања равнотеже на растојању од 0,24 nm је 5,7eV - 1,525eV ≈ 4,2eV. Према томе, ако се кинетичка енергија јона занемари, 4,2 eV је енергија везе молекула NaCl, енергија која је потребна да се молекул соли дисосује на појединачне неутралне атоме хлора и натријума.

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. Алкални елементи 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.

Референце[уреди]

Young & Freedman, University Physics, 11th Edition, ISBN 0-8053-8684-X