Joniske bindingsegenskaper, hvordan det dannes, klassifisering og eksempler

den ionisk binding er det hvor det ikke er rettferdig deling av et par elektroner mellom to atomer. Når dette skjer, oppnår en av artene, den minste elektronegative, en positiv elektrisk ladning, mens de mer elektronegative artene opphører med en negativ elektrisk ladning..

Hvis A er arten electro, og X det elektronegative, da når det ioniske bindingen dannes mellom dem, blir de omdannet til ionerne A⁺ og X^-. En⁺ det er den positivt ladede arten, som kalles kation; og X^- er den negativt ladede arten, anionen.

Det øvre bildet viser en generell ionbinding for alle to arter A og X. De blå parentesene indikerer at det ikke er noe klart kovalent bånd mellom A og X; Det er med andre ord ingen A-X-tilstedeværelse.

Legg merke til at A⁺ mangler valenselektroner, mens X^- rundt åtte elektroner, det vil si tilfredsstiller den åtteregelen ifølge valensbinding teori (TEV) og er også isoelectronic edelgassen av den tilsvarende periode (He, Ne, Ar, etc.).

Av de åtte elektronene er to av dem grønne. For hvilken hensikt er det forskjellig fra resten av de blå punktene? Å understreke at det grønne paret egentlig er elektronene som skal deles i A-X-bindingen dersom det var kovalent i naturen. Fakta som ikke skjer i den ioniske lenken.

A og X interagerer gjennom elektrostatiske tiltrekningskrefter (Coulombs lov). Dette skiller ioniske forbindelser fra kovalente i mange av deres fysiske egenskaper, som smeltepunkt og kokepunkt.

index

• 1 Kjennetegn ved ionbindingen
• 2 Hvordan er det dannet?
  • 2.1 Alkaliske og halogenmetaller
  • 2.2 Alkaliske og kalkogene metaller
  • 2.3 Alkaliske jordmetaller med halogener og kalkogener
• 3 Klassifisering
• 4 Bevegelse av elektronene i ionbindingen
• 5 Eksempler på ioniske bindinger
• 6 Referanser

Kjennetegn ved ionbindingen

-De ioniske bindinger er ikke retningsbestemt, det vil si, de utøver en tredimensjonal kraft som er i stand til å skape et krystallinsk arrangement, slik som kaliumklorid observert i bildet ovenfor.

-De kjemiske formlene som omfatter de ioniske forbindelsene angir andelen av ionene og ikke deres bindinger. Så, KCl betyr at det er en K katjon⁺ for hver Cl anion^-.

-Joniske bindinger, siden de har en tredimensjonal innflytelse på deres ioner, genererer krystallstrukturer som krever mye varmeenergi til å smelte. Med andre ord viser de høyt smelte- og kokpunkt i motsetning til faste stoffer hvor kovalente bindinger dominerer.

-De fleste forbindelser som interagerer med ioniske bindinger, er oppløselige i vann eller i polare løsningsmidler. Dette skyldes at løsningsmiddelmolekylene effektivt kan omgjøre ioner, slik at de ikke møtes igjen for å danne det første krystallinske arrangementet.

-Jonbindingen stammer mellom atomer med et stort gap mellom deres elektronegativiteter: et metall og et ikke-metall. For eksempel er K et alkalimetall, mens Cl er et halogen, ikke-metallisk element.

Hvordan er det dannet?

I bildet over representerer A et metall og X er et ikke-metallisk atom. For det ioniske bindingen som skal oppstå, må forskjellen mellom elektronegativiteter mellom A og X være slik at elektronparets deling av bindingen er null. Dette betyr at X vil beholde elektronparet.

Men hvor kommer det elektroniske paret fra? I hovedsak av metalliske arter. Å være således på denne måten er en av de to punktene med grønn farge en elektron overført fra metallet A til ikke-metallet X, og denne sistnevnte bidro med den ekstra elektronen for å fullføre paret.

I så fall, hvilke grupper i periodisk tabell tilhører A eller X? Fordi A måtte overføre en enkelt elektron, er det meget sannsynlig at det er et metall i gruppe IA: alkalimetallene (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).

Mens X, da det nådde valensoktet ved å legge til et elektron, er det et halogenelement i VIIA-gruppen.

Alkalimetaller og halogener

Alkalimetallene har ns valens konfigurasjon¹. Ved å miste den eneste elektronen og bli monatomiske ioner M⁺ (Li⁺, na⁺, K⁺, rb⁺, cs⁺, Fr⁺) blir isoelektronisk til den edle gassen som går foran dem.

Halogener har på den annen side ns valens konfigurasjon²np⁵. For å være isoelektronisk til den edle gassen som kommer, må de skaffe seg en ekstra elektron for å ha en ns konfigurasjon²np⁶, som tilsvarer åtte elektroner.

Både alkalimetallene og halogenene drar nytte av dannelsen av ionbindingen av denne grunn, for ikke å nevne den energiske stabilitet som tilveiebringes av det krystallinske arrangement.

Derfor har de ioniske forbindelser dannet av et alkalimetall og et halogen alltid en kjemisk formel av MX-typen.

Alkaliske og kalkogene metaller

Kalkogenene eller elementene i VIA-gruppen (O, S, Se, Te, Po) har, i motsetning til halogener, en konfigurasjon av valens ns²np⁴. Derfor krever det to ekstra elektroner i stedet for en for å overholde valensoktetet. For å oppnå dette ved hjelp av alkalimetaller må de motta et elektron fra to av dem.

Hvorfor? Fordi natrium for eksempel kan gi en enkelt elektron, Na ∙. Men hvis det er to natrium, Na ∙ og Na ∙, kan O få sine elektroner til å bli anionet O^2-.

En Lewis-struktur for den resulterende forbindelse ville være Na⁺ O^2- na⁺. Merk at for hvert oksygen er det to natriumioner, og derfor er formelen Na₂O.

Den samme forklaringen kan brukes til de andre metaller og også for de andre kalkogenene.

Men spørsmålet oppstår: vil kombinasjonen av alle disse elementene oppstå en ionisk forbindelse? Vil det være ioniske bindinger i alle dem? For dette ville det være nødvendig å sammenligne elektronegativiteter av både metallet M og chalkogenene. Hvis de er veldig forskjellige, så vil det være ioniske bindinger.

Alkaliske jordmetaller med halogener og kalkogener

Jordalkalimetaller (Mr. Becamgbara) har valenskonfigurasjon ns². Ved å miste de eneste to elektronene blir de M ioner²⁺ (Vær²⁺, mg²⁺, Ca²⁺, sr²⁺, Ba²⁺, Ra²⁺). Imidlertid kan artene som aksepterer deres elektroner være halogen eller chalkogener.

I tilfelle av halogener, er to av dem nødvendige for å danne en forbindelse, siden de individuelt kan kun akseptere en elektron. Således vil forbindelsen være: X^- M²⁺ X^-. X kan være noe av halogenene.

Og til slutt, for tilfelle av kalsogenene, å kunne akseptere to elektroner, ville en av dem være tilstrekkelig til å danne ionbindingen: M²⁺O^2-.

klassifisering

Det er ingen klassifisering av ionbindingen. Dette kan imidlertid variere avhengig av kovalent karakter. Ikke alle bindingene er et hundre prosent ionisk, men de utviser, selv om det er svært lite, et kovalent karakterprodukt av en umarkert elektronegativitetsforskjell.

Dette er bemerkelsesverdig fremfor alt med de svært små ioner og med høye kostnader, for eksempel Be²⁺. Dens høye ladetetthet deformerer den elektroniske skyen av X (F, Cl, etc.), på en slik måte at den tvinger den til å danne et bånd med høy kovalent karakter (det er kjent som polarisering).

Så, BeCl₂ Selv om det ser ut til å være ionisk, er det faktisk en kovalent forbindelse.

Imidlertid kan ioniske forbindelser klassifiseres i henhold til deres ioner. Hvis disse består av enkle elektrisk ladede atomer, snakker vi om monatomiske ioner; mens om det er et bærermolekyl av en ladning, enten positiv eller negativ, snakker vi om en polyatomisk ion (NH₄⁺, NO₃^-, SW₄^2-, etc.).

Oppførsel av elektroner i ionbindingen

Elektronene i ionbindingen forblir i nærheten av kjernen til det mest elektronegative atom. Siden dette paret elektroner ikke kan flykte fra X^- å koble kovalent med A⁺, elektrostatiske interaksjoner kommer inn i spill.

Kationene A⁺ avstøte andre a⁺, og det skjer også med x anioner^- med de andre. Jonene forsøker å utjevne avstengningene til en minimumsverdi, slik at de attraktive kreftene dominerer over de repulsive kreftene; og når de klarer å oppnå det, oppstår det krystallinske arrangementet som karakteriserer både de ioniske forbindelser.

I teorien er elektronene begrenset innenfor anionene, og siden anionene forblir faste i krystallgitteret, er konduktiviteten av saltene i fastfasen meget lav.

Det øker imidlertid når de smelter, siden ionene kan migrere fritt, så vel som elektroner som kan strømme tiltrukket av de positive ladningene.

Eksempler på ioniske bindinger

En metode for å identifisere ioniske forbindelser er å observere nærvær av et metall og et ikke-metall eller polyatomisk anion. Deretter beregner du med noen av de elektronegativitetsskalaene forskjellen mellom disse verdiene for A og X. Hvis denne forskjellen er større enn 1,7, er den en forbindelse med ioniske bindinger..

Eksempler på disse er følgende:

KBr: kaliumbromid

BeF₂: berylliumfluorid

na₂O: natriumoksid

Li₂O: litiumoksyd

K₂O: kaliumoksid

MgO: magnesiumoksid

CaF₂: kalsiumfluorid

na₂S: natriumsulfid

NaI: natriumjodid

CsF: cesiumfluorid

Også ioniske forbindelser med polyatomiske ioner kan være tilstede:

Cu (NO₃)₂: kobbernitrat (II)

NH₄Cl: ammoniumklorid

CH₃COONa: natriumacetat

sr₃(PO₄)₂: strontiumfosfat

CH₃COONH₄: ammoniumacetat

LiOH: litiumhydroksyd

KMnO₄: kaliumpermanganat

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utgave). CENGAGE Learning, s. 251-258.
2. Kjemi LibreTexts. Joniske og kovalente bindinger. Tatt fra: chem.libretexts.org
3. Kjemi 301. (2014). Ionisk binding. Tatt fra: ch301.cm.utexas.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (16. august 2017. Eksempler på ioniske bindinger og forbindelser.) Tatt fra: thoughtco.com
5. TutorVista. (2018). Ionisk binding. Tatt fra: chemistry.tutorvista.com
6. Chris P. Schaller, Ph.D. IM7. Hvilke bindinger er ioniske og hvilke er kovalente? Tatt fra: employees.csbsju.edu