Ionisk binding definition

En ionbinding er en elektrostatisk kraft, der er i stand til at holde sammen to ioner, hvis ladninger er modsatte (for eksempel positiv/negativ) i en ionforbindelse.

Citat (APA)

Marilia Guillen | aug. 2022
Bachelor i kemi

En ionbinding finder sted på grund af overførsel af elektroner fra lavere atomer. Energi af ionisering mod atomer med høj elektronisk affinitet, som producerer modsat ladede ioner tiltrukket af coulombiske kræfter [1]. For eksempel for kaliumchloridsalt:

Kalium har 1 valenselektron, denne med en lav ioniseringsenergi giver elektron til klor, der har 7 valenselektroner, der er karakteriseret ved at have høj affinitet elektronik. Resultatet af elektronoverførslen er, at begge atomer efterlades med en modsat nettoladning. forbundet af elektrostatiske kræfter, har desuden en lukket skal elektronisk konfiguration (18 elektroner).

For at finde ud af, om et par forskellige grundstoffer er forbundet med ionbinding, evalueres forskellen i elektronegativitet, hvis værdi skal være lig med eller større end 1,8 ifølge

ioner

En ion er et atom eller en gruppe af atomer, der har en netto positiv eller negativ ladning. Når et atom udsættes for en kemisk forandringkonventionel, forbliver antallet af protoner og neutroner uændret, hvorfor atomet bevarer sin identitetatomer kan dog under processen miste eller få elektroner fra det sidste energiniveau (valenselektroner): hvis et neutralt atom mister elektroner, dannes en ion med en positiv nettoladning. kation (A+n); Tværtimod, hvis det neutrale atom får en eller flere elektroner, dannes en negativt ladet ion eller anion (A-n). For eksempel:
Calcium Atom Ca Ion Ca+2
20 protoner

20 elektroner 20 protoner

18 elektroner
Fluor Atom F Ion F-
9 protoner

9 elektroner 9 protoner

10 elektroner
Der er også ioner dannet af kombinationen af ​​to eller flere atomer med en netto positiv eller negativ ladning og kaldes polyatomiske ioner. OH– (hydroxidion), CN– (cyanidion), MnO4- (permanganation) og NH4+ (ammoniumion) ioner er nogle eksempler på polyatomære ioner [2].

ioniske forbindelser

Forbindelserne dannet af disse bindinger er kendt som ioniske forbindelser og er karakteriseret ved:

- Lille duktil og høj hårdhed.

- Høje smelte- og kogepunkter.

- De er opløselige i vand.

- Når de er i ren form, udfører de ikke elektricitetdog, når det er opløst i vand løsning resulterende er elektrisk ledende på grund af tilstedeværelsen af ​​opløste ioner.

- De fleste ionforbindelser findes i fast tilstand i naturen og danner ordnede krystalgitre.

Ioniske forbindelser er ofte repræsenteret af empiriske formler, fordi de ikke består af enheder. diskrete molekylære strukturer, men som alternerende kation-anion-stabling, der giver anledning til dannelsen af ​​strukturer kompakt.

Med dette in mente, for at ioniske forbindelser skal være elektrisk neutrale, skal summen af ​​ladningerne af kationer og anioner i forbindelsens empiriske formel være nul. Nogle gange er ladningerne af kationer og anioner numerisk forskellige, og for at overholde reglen om elektroneutralitet for en ionforbindelse forbliver dens formel som følger: kationens subscript skal være numerisk lig med ladningen af ​​anionen, og subscripten af ​​anionen skal være numerisk lig kationens ladning [2]. For eksempel for magnesiumnitrid er kationen \({\rm{M}}{{\rm{g}}^{ + 2}}\), og anionen er \({{\rm{N} }^ { - 3}}\), hvis vi tilføjer begge debiteringer, får vi +2 -3= -1. For at summen af ​​ladningerne skal resultere i nul, er det nødvendigt at gange ladningen af ​​Mg med 3 og ladningen af F med 2, derfor 3(+2) +2(-3) =0 og formlen for forbindelsen bliver \({\rm{M}}{{\rm{g}}_3}{{\ rm {N}}_2}\).

Når afgifterne er numerisk ens, er der ikke behov for at tilføje subscripts til formlen, for eksempel for calciumoxid, hvor kationen er \({\rm{C}}{{\rm{a}}^{ + 2}}\) og anionen er \({{\rm{O}}^{ - 2}}\), hvis vi add begge ladninger er \( + 2 - 2 = 0\) derfor er formlen for forbindelsen CaO.

Stabilitet af en ionisk forbindelse

Stabiliteten af ​​en ionforbindelse i fast tilstand kan måles ud fra gitterenergien, dvs defineret som den mindste energi, der kræves for at adskille et mol fast ionisk forbindelse til dets ioner i gasfasen [3]. Gitterenergien er defineret ud fra ladningen af ​​ionerne og afstanden mellem dem efter lov Coulomb lov, for at anvende denne lov er det nødvendigt at kende sammensætningen og strukturen for den ioniske forbindelse. For eksempel, hvis Coulombs lov anvendes på natriumchlorid (NaCl):

\(E = k\frac{{{Q_{N{a^ + }}}{Q_{C{l^ - }}}}}{r}\)

Hvor k er en konstant af proportionalitet, r er afstanden mellem ioner og \({Q_{N{a^ + }}}\) og \({Q_{C{l^ - }}}\) er ladningerne af \(N{a^ + }\) og \(C{l^ - }\), henholdsvis. Under hensyntagen til fortegnet for ladningen mellem begge ioner (-1 for chloridionen og +1 for natriumionen), er energien E er en negativ størrelse, der indikerer, at dannelsen af ​​ionbindingen \(N{a^ + }C{l^ - }\) er en proces eksotermisk. For at bryde denne binding skal der derfor tilføres energi, derfor er gitterenergien af ​​NaCl positiv.