Јонска веза

Из Википедије, слободне енциклопедије
Настајање јонске везе између натријума и флуора

Јонска веза је врста интрамолекулске хемијске везе која настаје између метала и неметала.[1] 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.[2]

Јонски раствори су обично добро растворни у води. Такође и проводе струју, будући да се у њима налазе слободни јони.[3]

Процес оксидо-редукције[уреди]

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[уреди]

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.[3]

Пример[уреди]

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[уреди]

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:

при чему је, сила, и количине супротних наелектрисања, растојање између језгара супротно наелектрисаних честица, а Кулонова константа, тј. коефицијент сразмерности.[2]

Просторни распоред[уреди]

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.

Референце[уреди]

  1. Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  2. 2,0 2,1 Трифуновић, Срећко Р., Сабо Тибор, Тодоровић Зоран „Општа хемија”, Хемијски факултет (Београд - Гораграф). 2014, (464), стр. 131-137.
  3. 3,0 3,1 Filipović Ivan, Lipanović Stjepan „Opća i anorganska kemija – I. dio”, Nacionalna i sveučilišna biblioteka (Zagreb: Školska knjiga). IX. izdanje 1995, (613), str. 183-196.

Литература[уреди]

Спољашње везе[уреди]