Пример јонске везе

Јонска веза је дата присуством катиона и аниона, хемијских врста са електричним набојима супротних знакова. Дефинисан је као електростатичка сила која веже јоне у јонском једињењу.

Атоми елемената са малом енергијом јонизације теже да формирају катионе. Насупрот томе, они са високим афинитетом за електроне имају тенденцију да формирају анионе.

Алкални и земноалкални метали имају већу вероватноћу да формирају катионе у јонским једињењима, а халогени и кисеоник највероватније формирају анионе. Као последица, састав великог броја јонских једињења резултат је комбинације метала групе ИА или ИИА и халогена или кисеоника.

На пример, реакција између литијума и флуора даје литијум флуорид, отровни бели прах који се користи за снижавање тачке топљења лема и у производњи керамике. Електронска конфигурација литијума је 1с², 2с¹, а флуор је 1с², 2с², 2 П.⁵. Када ови атоми дођу у контакт, валентни електрон 2с¹ Литијум се преноси на атом флуора.

Тачно је претпоставити да поступак започиње одвајањем литијумовог електрона, јонизујући га да би се постигла позитивна 1+ валенца. Наставља се са пријемом овог електрона од стране флуора, што му даје негативан набој. На крају, формирање јонске везе се јавља електростатичким привлачењем. Једињење литијум-флуорида биће електрично неутрално.

Многе уобичајене реакције доводе до стварања јонских веза. На пример, сагоревањем калцијума у ​​кисеонику настаје калцијум-оксид:

Двоатомни молекул кисеоника раздваја се на два појединачна атома. Тада ће доћи до преноса два електрона са атома калцијума на сваки атом кисеоника. Оба ће тада имати своја пуњења: за калцијум 2+ за сваки атом и за кисеоник 2 за сваки атом. По коначном везивању, молекул калцијум-оксида је електрично неутралан.

Решеткаста енергија јонских једињења

Са вредностима енергије јонизације и афинитета електрона елемената могуће је предвидети шта елементи формирају јонска једињења, али такође је потребно проценити стабилност ове врсте једињења.

Енергија јонизације и афинитет електрона дефинисани су за процесе који се одвијају у гасној фази, иако су сва јонска једињења чврста под притиском од 1 атмосфере и 25 ° Ц. Чврсто стање је веома различито стање јер је сваки катион окружен одређеним бројем аниона и обрнуто. Сходно томе, укупна стабилност чврстог јонског једињења зависи од интеракција свих јона, а не само од интеракције катјона са анионом.

Квантитативна мера стабилности било које јонске чврсте супстанце је њена решетка енергија, који је дефинисан као Енергија неопходна за потпуно раздвајање мола чврстог јонског једињења на своје јоне у гасовитом стању.

Борн-Хаберов циклус за одређивање решеткасте енергије

Није могуће директно измерити енергију решетке. Међутим, ако су структура и састав јонског једињења познати, могуће је израчунати његову енергију решетке применом Куломовог закона који наводи да је потенцијална енергија између два јона директно пропорционална производу њихових наелектрисања и обрнуто пропорционална растојању између њих. Да се ​​заустави.

Пошто је наелектрисање катјона позитивно, а набој аниона негативно, производ ће дати негативан резултат у енергији. Ово представља егзотермну реакцију. Према томе, да би се преокренуо процес, мора се испоручити енергија.

Такође је могуће индиректно одредити енергију решетке ако се претпостави да се јонско једињење формира у неколико фаза. Овај поступак је познат као Борн-Хаберов циклус, који повезује енергије решетке јонских једињења са енергијама јонизације, електронским афинитетом и другим атомским и молекуларним својствима. Овај метод заснован је на Хессовом закону алгебарске суме хемијских реакција, а развили су га Мак Борн и Фритз Хабер. Борн-Хаберов циклус дефинише различите фазе које претходе настанку јонске чврсте супстанце.

Натријум хлорид

Натријум хлорид је јонско једињење са тачком топљења од 801 ° Ц, које проводи електричну енергију у растопљеном стању и у воденом раствору. Камена сол је један од извора натријум хлорида и налази се у подземним наслагама које су често дебеле неколико стотина метара. Натријум-хлорид се такође добија из морске воде или из саламуре (концентровани раствор НаЦл) соларним испаравањем. Такође, у природи се налази у минералу званом Халите.

Натријум хлорид се користи више од било ког другог материјала у производњи неорганских хемијских једињења. Светска потрошња ове супстанце износи око 150 милиона тона годишње. Натријум хлорид се углавном користи у производњи других неорганских хемијских једињења, као што су гас хлора, натријум хидроксид, метални натријум, гас водоник и натријум карбонат. Такође се користи за топљење леда и снега на аутопутевима и путевима.