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

Атоми који имају скоро пуну или скоро празну валентну љуску имају тенденцију високе реактивности. Атоми који су снажно електронегативни (као што је случај са халогенима) често имају само једну или две празне орбитале у својој валентној љусци, и често се вежу са другим молекулима или добијају електроне да би формирали анјоне. Атоми који су слабо електронегативни (попут алкалних метала) имају релативно мало валентних електрона, који се лако могу делити са атомима који су снажно електронегативни. Као резултат тога, слабо електронегативни атоми имају тенденцију да деформишу свој електронски облак и формирају катјоне.

Формирање

Јонско везивање може произаћи из редокс реакције када атоми елемента (обично метала), чија је јонизациона енергија мала, дају неке од својих електрона да би постигли стабилну електронску конфигурацију. При томе настају катјони. Атом другог елемента (обично неметал) са већим електронским афинитетом прихвата електроне да би постигао стабилну електронску конфигурацију, и након прихватања електрона (атома), атом постаје анјон. Типично, стабилна конфигурација електрона је она коју има један од племенитих гасова за елементе у s-блоку и p-блоку, и нарочито стабилне конфигурације електрона за елементе d-блока и f-блока. Електростатичка привлачност између анјона и катјона доводи до стварања чврстог материјала са кристалографском решетком у коме су јони смештени у наизменичном редоследу. У таквој решетки обично није могуће разликовати дискретне молекуларне јединице, тако да формирана једињења нису молекулске природе. Међутим, сами јони могу бити сложени и формирају молекуларне јоне попут ацетатног анјона или амонијум катјона.

На пример, уобичајена кухињска со је натријум хлорид. Када се комбинују натријум (Na) и хлор (Cl), атоми натријума губе електрон, формирајући катјоне (Na⁺), а атоми хлора добијају електрон да би формирали анјоне (Cl⁻). Ови јони се затим привлаче један другог у односу 1: 1 да би формирали натријум хлорид (NaCl).

Na + Cl → Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

Међутим, да би се одржала неутралност набоја, уочени су строги односи између анјона и катјона, тако да јонска једињења, углавном, следе правила стехиометрије, упркос томе што нису молекуларна једињења. За једињења која су прелазна у легуре и поседују мешовито јонско и метално везивање, то може да више не буде случај. Многи сулфиди, нпр. формирају нестехиометријска једињења.

Многа јонска једињења се називају солима, јер се могу формирати и реакцијом неутрализације Аренијусове базе попут NaOH са Аренијусовом киселином попут HCl

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

За со NaCl се стога каже да се састоји од киселог остатака Cl⁻ и базног остатка Na⁺.

Приказ јонског везивања између литијума и флуора којим се формира литијум флуорид. Литијум има малу енергију јонизације и лако предаје свој усамљени валентни електрон атому флуора, који има позитиван електронски афинитет и прихвата електрон који му је донирао атом литијума. Крајњи резултат је да је литијум изоелектронски са хелијумом, а флуор је изоелектронски са неоном. Електростатичка интеракција се јавља између два резултирајућа јона, али обично агрегација није ограничена на та два јона. Уместо тога, исход је здруживања у целокупну решетку коју одржава јонско везивање.

Уклањање електрона из катјона је ендотермично, те се њиме повећава укупна енергију система. Такође може доћи до енергетских промена повезаних са прекидом постојећих веза или додавањем више од једног електрона при формирању анјона. Међутим, дејство анјонског прихватања валентних електрона катјона и последично привлачење јона једних другима ослобађа енергију (решетке) и на тај начин се смањује укупна енергија система.

Јонско везивање се одвија само ако је укупна промена енергије реакције повољна. Генерално, реакција је егзотермна, мада је на пример стварање жива оксида (HgO) ендотермно. Наелектрисање насталих јона је главни фактор јачине јонске везе, нпр. со C⁺A⁻ се одржава као целина дејством електростатичких сила које су око четири пута слабије од C²⁺A²⁻ према Кулоновом закону, где C и A представљају генерички катјон и анјон. Величине јона и посебно паковање решетки се занемарују у овом прилично поједностављеном разматрању.

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. Архивирано из оригинала 03. 02. 2016. г. Приступљено 28. 02. 2021. 
• 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