Jonisk obligasjonseksempel

Den ioniske bindingen er gitt ved tilstedeværelsen av et kation og en anion, kjemisk art med elektriske ladninger av motsatte tegn. Det er definert som den elektrostatiske kraften som binder ioner i en ionisk forbindelse.

Atomer av elementer med lav ioniseringsenergi har en tendens til å danne kationer. I kontrast har de med høy elektronaffinitet en tendens til å danne anioner.

Det er mer sannsynlig at jord- og jordalkalimetallene danner kationer i ioniske forbindelser, og halogener og oksygen er mest sannsynlig å danne anioner. Som en konsekvens resulterer sammensetningen av et stort utvalg av ioniske forbindelser fra kombinasjonen av et gruppe IA eller IIA metall og et halogen eller oksygen.

For eksempel produserer reaksjonen mellom litium og fluor litiumfluorid, et giftig hvitt pulver som brukes til å senke smeltepunktet for loddetinn og ved fremstilling av keramikk. Elektronkonfigurasjonen til Litium er 1s², 2s¹og fluor er 1s², 2s², 2 s⁵. Når disse atomene kommer i kontakt, kommer valenselektronen 2s¹ Litium overføres til fluoratomet.

Det er gyldig å anta at prosedyren begynner med løsrivelse av elektronet fra Litium, ioniserende for å nå den positive 1+ valensen. Det fortsetter med mottakelsen av dette elektronet av fluor, noe som gir det en negativ ladning. Til slutt skjer dannelsen av den ioniske bindingen ved elektrostatisk tiltrekning. Litiumfluoridforbindelsen vil være elektrisk nøytral.

Mange vanlige reaksjoner fører til dannelse av ioniske bindinger. For eksempel gir forbrenning av kalsium i oksygen kalsiumoksid:

Det diatomiske oksygenmolekylet skiller seg i to individuelle atomer. Deretter vil det være en overføring av to elektroner fra kalsiumatomet til hvert oksygenatom. Begge vil da ha sine respektive ladninger: for kalsium 2+ for hvert atom, og for oksygen 2- for hvert atom. Ved endelig binding er kalsiumoksydmolekylet elektrisk nøytralt.

Gitterenergi av ioniske forbindelser

Med ioniseringsenergien og elektronaffinitetsverdiene til elementene er det mulig å forutsi hva grunnstoffer danner ioniske forbindelser, men det er også nødvendig å evaluere stabiliteten til denne typen forbindelser.

Ioniseringsenergi og elektronaffinitet er definert for prosesser som forekommer i gassfasen, selv om alle ioniske forbindelser er faste ved 1 trykkatmosfære og 25 ° C. Den faste tilstanden er en helt annen tilstand fordi hver kation er omgitt av et bestemt antall anioner og omvendt. Følgelig avhenger den totale stabiliteten til den faste ioniske forbindelsen av interaksjonene mellom alle ionene og ikke bare av interaksjonen mellom et kation og et anion.

Et kvantitativt mål på stabiliteten til ethvert ionisk fast stoff er dens gitterenergi, som er definert som Energien som er nødvendig for å skille en mol av en fast ionisk forbindelse fullstendig inn i ionene i gassform.

Born-Haber-syklus for å bestemme gitterenergi

Det er ikke mulig å måle gitterenergi direkte. Men hvis strukturen og sammensetningen av en ionisk forbindelse er kjent, er det mulig å beregne gitterenergien ved å anvende Coulombs lov, som sier at den potensielle energien mellom to ioner er direkte proporsjonal med produktet av deres ladninger og omvendt proporsjonal med avstanden mellom dem. Å stoppe.

Siden ladningen av kationen er positiv og den for anionen er negativ, vil produktet gi et negativt resultat i energi. Dette representerer en eksoterm reaksjon. Følgelig må energi tilføres for å reversere prosessen.

Det er også mulig å bestemme gitterenergi indirekte hvis det antas at en ionisk forbindelse dannes i flere trinn. Denne prosedyren er kjent som Born-Haber-syklus, som relaterer gitterenergiene til ioniske forbindelser med ioniseringsenergier, elektronisk affinitet og andre atom- og molekylære egenskaper. Denne metoden er basert på Hesss lov om algebraisk sum av kjemiske reaksjoner, og ble utviklet av Max Born og Fritz Haber. Born-Haber-syklusen definerer de forskjellige stadiene som går forut for dannelsen av et ionisk fast stoff.

Natriumklorid

Sodium Chloride er en ionisk forbindelse med et smeltepunkt på 801 ° C, som leder elektrisitet i smeltet tilstand og i vandig løsning. Steinsalt er en av kildene til natriumklorid og finnes i underjordiske avleiringer som ofte er flere hundre meter tykke. Natriumklorid oppnås også fra sjøvann eller fra saltlake (en konsentrert NaCl-løsning) ved fordampning fra solen. Det finnes også i naturen i mineralet kalt Halite.

Natriumklorid brukes mer enn noe annet materiale ved fremstilling av uorganiske kjemiske forbindelser. Verdensforbruket av dette stoffet er omtrent 150 millioner tonn per år. Natriumklorid brukes hovedsakelig til produksjon av andre uorganiske kjemiske forbindelser, som klorgass, natriumhydroksid, metallisk natrium, hydrogengass og natriumkarbonat. Den brukes også til å smelte is og snø på motorveier og veier.