Jonska veza

Nastajanje jonske veze između natrijuma i fluora

Jonska veza je vrsta intramolekulske hemijske veze koja nastaje između metala i nemetala. Tipičan primer jonske veze grade alkalni i zemnoalkalni metali sa halogenim elementima, na primer natrijum-hlorid, NaCl.

Kod jonske veze jedan atom potpuno gubi jedan ili više elektrona, a drugi atom ih prima. Budući da se elektroni u potpunosti odvoje od atoma, nastaju joni. Atom koji je otpustio elektron postaje pozitivno naelektrisan jon, katjon, a atom koji je primio negativno naelektrisanje, postaje anjon.

Za razliku od toga, kod kovalentne veze, atomi dele jedan ili više zajedničkih elektronskih parova, ali ne nastaju joni. Međutim, ne postoji oštra granica između jonske i kovalentne veze, budući da elektronski par u kovalentnoj vezi može biti bliže jezgru jednog atoma, atoma koji je elektronegativniji, što dovodi do polarizacije kovalentne veze i delimičnog razdvajanja naelektrisanja unutar molekula. Prema konvenciji je uzeto da ukoliko je razlika između elektronegativnosti dva elementa koja grade vezu manja od 1,9 – reč je o polarnoj kovalentnoj vezi, a ukoliko je navedena razlika veća od 1,9 – reč je o jonskoj vezi.

Jonski rastvori su obično dobro rastvorni u vodi. Takođe i provode struju, budući da se u njima nalaze slobodni joni.

Pregled

Atomi koji imaju skoro punu ili skoro praznu valentnu ljusku imaju tendenciju visoke reaktivnosti. Atomi koji su snažno elektronegativni (kao što je slučaj sa halogenima) često imaju samo jednu ili dve prazne orbitale u svojoj valentnoj ljusci, i često se vežu sa drugim molekulima ili dobijaju elektrone da bi formirali anjone. Atomi koji su slabo elektronegativni (poput alkalnih metala) imaju relativno malo valentnih elektrona, koji se lako mogu deliti sa atomima koji su snažno elektronegativni. Kao rezultat toga, slabo elektronegativni atomi imaju tendenciju da deformišu svoj elektronski oblak i formiraju katjone.

Formiranje

Jonsko vezivanje može proizaći iz redoks reakcije kada atomi elementa (obično metala), čija je jonizaciona energija mala, daju neke od svojih elektrona da bi postigli stabilnu elektronsku konfiguraciju. Pri tome nastaju katjoni. Atom drugog elementa (obično nemetal) sa većim elektronskim afinitetom prihvata elektrone da bi postigao stabilnu elektronsku konfiguraciju, i nakon prihvatanja elektrona (atoma), atom postaje anjon. Tipično, stabilna konfiguracija elektrona je ona koju ima jedan od plemenitih gasova za elemente u s-bloku i p-bloku, i naročito stabilne konfiguracije elektrona za elemente d-bloka i f-bloka. Elektrostatička privlačnost između anjona i katjona dovodi do stvaranja čvrstog materijala sa kristalografskom rešetkom u kome su joni smešteni u naizmeničnom redosledu. U takvoj rešetki obično nije moguće razlikovati diskretne molekularne jedinice, tako da formirana jedinjenja nisu molekulske prirode. Međutim, sami joni mogu biti složeni i formiraju molekularne jone poput acetatnog anjona ili amonijum katjona.

Na primer, uobičajena kuhinjska so je natrijum hlorid. Kada se kombinuju natrijum (Na) i hlor (Cl), atomi natrijuma gube elektron, formirajući katjone (Na⁺), a atomi hlora dobijaju elektron da bi formirali anjone (Cl⁻). Ovi joni se zatim privlače jedan drugog u odnosu 1: 1 da bi formirali natrijum hlorid (NaCl).

Na + Cl → Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

Međutim, da bi se održala neutralnost naboja, uočeni su strogi odnosi između anjona i katjona, tako da jonska jedinjenja, uglavnom, slede pravila stehiometrije, uprkos tome što nisu molekularna jedinjenja. Za jedinjenja koja su prelazna u legure i poseduju mešovito jonsko i metalno vezivanje, to može da više ne bude slučaj. Mnogi sulfidi, npr. formiraju nestehiometrijska jedinjenja.

Mnoga jonska jedinjenja se nazivaju solima, jer se mogu formirati i reakcijom neutralizacije Arenijusove baze poput NaOH sa Arenijusovom kiselinom poput HCl

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Za so NaCl se stoga kaže da se sastoji od kiselog ostataka Cl⁻ i baznog ostatka Na⁺.

Prikaz jonskog vezivanja između litijuma i fluora kojim se formira litijum fluorid. Litijum ima malu energiju jonizacije i lako predaje svoj usamljeni valentni elektron atomu fluora, koji ima pozitivan elektronski afinitet i prihvata elektron koji mu je donirao atom litijuma. Krajnji rezultat je da je litijum izoelektronski sa helijumom, a fluor je izoelektronski sa neonom. Elektrostatička interakcija se javlja između dva rezultirajuća jona, ali obično agregacija nije ograničena na ta dva jona. Umesto toga, ishod je združivanja u celokupnu rešetku koju održava jonsko vezivanje.

Uklanjanje elektrona iz katjona je endotermično, te se njime povećava ukupna energiju sistema. Takođe može doći do energetskih promena povezanih sa prekidom postojećih veza ili dodavanjem više od jednog elektrona pri formiranju anjona. Međutim, dejstvo anjonskog prihvatanja valentnih elektrona katjona i posledično privlačenje jona jednih drugima oslobađa energiju (rešetke) i na taj način se smanjuje ukupna energija sistema.

Jonsko vezivanje se odvija samo ako je ukupna promena energije reakcije povoljna. Generalno, reakcija je egzotermna, mada je na primer stvaranje živa oksida (HgO) endotermno. Naelektrisanje nastalih jona je glavni faktor jačine jonske veze, npr. so C⁺A⁻ se održava kao celina dejstvom elektrostatičkih sila koje su oko četiri puta slabije od C²⁺A²⁻ prema Kulonovom zakonu, gde C i A predstavljaju generički katjon i anjon. Veličine jona i posebno pakovanje rešetki se zanemaruju u ovom prilično pojednostavljenom razmatranju.

Proces oksido-redukcije

Da bi nastala jonska veza između atoma, dati atomi moraju prethodno postati joni, odnosno jedan atom mora izgubiti određen broj elektrona, a drugi atom primiti te iste elektrone. Atom koji gubi elektron(e) postaje pozitivan jon, katjon, a atom koji prima elektron(e) postaje negativan jon, anjon. Atom može postati katjon, odnosno ima mogućnost da otpusti elektrone, samo ukoliko ima malu energiju jonizacije. S druge strane, neki atom će primiti elektrone i postati anjon, samo ako ima veliki elektronski afinitet.

Samim tim, atomi metala uvek otpuštaju elektrone koje primaju atomi nemetala, a broj primljenih elektrona mora biti jednak broju otpuštenih elektrona. Ovaj proces otpuštanja i primanja elektrona naziva se oksido-redukcija, a ponekad i jednostavno oksidacija.

Činioci jonske veze

Budući da najmanju energiju jonizacije imaju elementi 1. i 2. grupe PSE (alkalni i zemnoalkalni metali), a najveći afinitet prema elektronu elementi 17. grupe (halogeni elementi), kao i kiseonik iz 16. grupe, to su tipični elementi koji grade jonsku vezu. Izuzetak iz zemnoalkalnih metala koji ne grade tipičnu jonsku vezu je berilijum, koji usled dijagonalne sličnosti nalikuje aluminijumu.

Jonsku vezu mogu da grade i svi elementi u 13. i 15. grupi ispod bora, odnosno silicijuma, a grade je i prelazni elementi. Ipak, mnogi od jona prelaznih elemenata ne stvaraju elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa u poslednjoj ljusci, već stvaraju konfiguraciju sa popunjenim d-orbitalama, tj. konfiguraciju od 18 elektrona: ns² np⁶ (n-1)d¹⁰. Takve elektronske konfiguracije su takođe stabilne i kao konfiguracije plemenitih gasova.

Primer

Natrijum je izrazit metal, a hlor izrazit nemetal. Atom natrijuma ima malu energiju jonizacije i u valentnom nivou sadrži jedan elektron, a hlor je element sa visokim elektronskim afinitetom i poseduje sedam elektrona u valentnom nivou. Njihove elektronske konfiguracije su navedene ispod.

Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Cl: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

Atom natrijuma će lako otpustiti usamljeni elektron iz 3s-orbitale, čime postiže stabilnu elektronsku konfiguraciju njemu najbližeg plemenitog gasa, neona, i postaje pozitivan jon. Ovaj elektron prima atom hlora u svoju delimično popunjenu 3p-orbitalu, pri čemu i on postiže elektronsku konfiguraciju njemu najbližeg plemenitog gasa, argona.

Primeri prelaznih metala koji grade jonsku vezu su: Cu⁺ [Ar]3d¹⁰, Zn²⁺ [Ar]3d¹⁰ i Ag⁺ [Kr]4d¹⁰.

Elektrostatička interakcija

Glavni članak: Kulonov zakon

Zbog suprotnih naelektrisanja između dva novonastala jona, primera radi, Na⁺ i Cl^-, između njih deluju tipične jake elektrostatičke interakcije. Uspostavlja se ravnoteža između elektrostatičkog privlačenja i odbijanja koje je definisano Kulonovim zakonom:

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

pri čemu je, $F$ sila, $q_{1}$ i $q_{2}$ količine suprotnih naelektrisanja, $r$ rastojanje između jezgara suprotno naelektrisanih čestica, a $k$ Kulonova konstanta, tj. koeficijent srazmernosti.

Prostorni raspored

Kubična struktura natrijum-hlorida.

Joni unutar molekula sa jonskom vezom su u prostoru pravilno raspoređeni. Svaki katjon ne deluje samo na jedan anjon, i obrnuto, već na sve susedne jone. Tako se formira kristalna rešetka, gde je svaki katjon okružen sa šest anjona na jednakim rastojanjima, formirajući tako pravilan oktaedar.

Jonske veze su interakcije između naelektrisanja koja su gotovo sferno-simetrična; stoga one nisu mnogo direkcione. Mogu da uključuju i više atoma elektrona po atomu. Zemnoalkalni metali formiraju jonske veze u kojima atom gubi dva elektrona; primer je Mg²⁺(Cl^-)₂. Gubitak više od dva elektrona usled formiranja jonske veze je poprilično redak; u stvari, u tom slučaju se češće formira kovalentna veza.

Literatura

• Young, Hugh D.; Freedman, Roger A. (2003). University Physics (11th izd.). Addison Wesley. ISBN 978-0805386844. 
• Ashcroft, Neil W.; Mermin, N. David (1977). Solid state physics (27th repr. izd.). New York: Holt, Rinehart and Winston. ISBN 978-0-03-083993-1. 
• Atkins, Peter; de Paula, Julio (2006). Atkins' physical chemistry (8th izd.). Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-870072-2. 
• Barrow, Gordon M. (1988). Physical chemistry (5th izd.). 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 izd.). 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, ur. Nomenclature of inorganic chemistry: IUPAC recommendations 2005 (New izd.). Cambridge: RSC Publ. ISBN 978-0-85404-438-2. Arhivirano iz originala 03. 02. 2016. g. Pristupljeno 28. 02. 2021. 
• Kittel, Charles (2005). Introduction to solid state physics (8th izd.). Hoboken, NJ: John Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-41526-8. 
• McQuarrie, Donald A.; Rock, Peter A. (1991). General chemistry (3rd izd.). 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 izd.). Ithaca, N.Y.: Cornell University Press. ISBN 978-0-8014-0333-0. 
• Russell, Michael S. (2009). The chemistry of fireworks (2nd izd.). Cambridge, UK: RSC Pub. ISBN 978-0-85404-127-5. 
• Wenk, Hans-Rudolph; Bulakh, Andrei (2004). Minerals: Their Constitution and Origin (1st izd.). 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 izd.). 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. 

Spoljašnje veze

• Ionic bonding tutorial
• Video on ionic bonding