Ionisk binding

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 23. maj 2022; verifikation kræver 1 redigering .

En ionbinding er en stærk kemisk binding, der skyldes elektrostatisk tiltrækning af kationer og anioner [1] . Opstår mellem atomer med stor forskel (> 1,7 på Pauling-skalaen) elektronegativitet , hvor det fælles elektronpar overvejende går over til et atom med en større elektronegativitet. Dette er tiltrækningen af ioner som modsat ladede legemer. Et eksempel er forbindelsen CsF , hvor "ionicitetsgraden" er 97%. En ionbinding er et ekstremt tilfælde af polarisering af en kovalent polær binding . Dannet mellem typisk metal og ikke-metal . I dette tilfælde passerer elektronerne fra metallet fuldstændigt til ikke-metallet, ioner dannes .

Kemisk binding

Hvis der dannes en kemisk binding mellem atomer , der har en meget stor elektronegativitetsforskel (EO > 1,7 ifølge Pauling), så går det delte elektronpar fuldstændig over til atomet med en større EO. Resultatet af dette er dannelsen af en forbindelse af modsat ladede ioner :

{\mathsf A}\cdot +\cdot {\mathsf B}\to {\mathsf A}^{+}[:{\mathsf B}^{-}]

Mellem de dannede ioner er der en elektrostatisk tiltrækning, som kaldes ionbinding. En sådan udsigt er snarere praktisk. Faktisk er ionbindingen mellem atomer i sin rene form ikke realiseret nogen steder eller næsten ingen steder; normalt er bindingen faktisk delvist ionisk og delvis kovalent. Samtidig kan bindingen af komplekse molekylære ioner ofte betragtes som rent ionisk. De vigtigste forskelle mellem ionbindinger og andre typer kemiske bindinger er ikke-retningsbestemthed og umættethed. Det er grunden til, at krystaller dannet på grund af ionbinding trækker mod forskellige tætte pakninger af de tilsvarende ioner.

Et kendetegn ved sådanne forbindelser er god opløselighed i polære opløsningsmidler (vand, syrer osv.). Dette skyldes de ladede dele af molekylet. I dette tilfælde tiltrækkes opløsningsmidlets dipoler til de ladede ender af molekylet, og som et resultat af Brownsk bevægelse "trækker" stoffets molekyle i stykker og omgiver dem, hvilket forhindrer dem i at genforenes. Resultatet er ioner omgivet af opløsningsmiddeldipoler.

Når sådanne forbindelser opløses, frigives der som regel energi, da den samlede energi af de dannede opløsningsmiddel-ion-bindinger er større end anion-kation-bindingsenergien. Undtagelser er mange salte af salpetersyre ( nitrater ), som absorberer varme, når de opløses (opløsninger afkøles). Sidstnævnte kendsgerning er forklaret ud fra de love, der betragtes i fysisk kemi . Interaktion af ioner

Hvis et atom mister en eller flere elektroner, så bliver det til en positiv ion - en kation (oversat fra græsk - "går ned). Sådan dannes brintkationer H +, lithium Li +, barium Ba2 +. Opsamling af elektroner, atomer bliver til negative ioner - anioner (fra græsk "anion" - går op.) Eksempler på anioner er fluoridion F−, sulfidion S2−.50

Et eksempel på dannelsen af en ionbinding

Overvej metoden til dannelse ved at bruge eksemplet med "natriumchlorid" NaCl . Den elektroniske konfiguration af natrium- og kloratomer kan repræsenteres som: og . Disse er atomer med ufuldstændige energiniveauer. For at fuldende dem er det naturligvis lettere for et natriumatom at afgive en elektron end at tilføje syv, og det er lettere for et kloratom at tilføje en elektron end at opgive syv. I en kemisk vekselvirkning afgiver natriumatomet fuldstændigt én elektron, og kloratomet accepterer det. ${\mathsf {Na^{{11}}1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}}}$ ${\mathsf {Cl^{{17}}1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}}}$

Skematisk kan dette skrives som følger:

{\mathsf {Na-e\rightarrow Na^{+))}

- natriumion, stabil otte-elektronskal ( ) på grund af det andet energiniveau.

{\mathsf {Na^{{+}}1s^{2}2s^{2}2p^{6}}}

{\mathsf {Cl+e\rightarrow Cl^{-}}}

- klorion, stabil otte-elektron skal.

Mellem ionerne og der er elektrostatiske tiltrækningskræfter, hvilket resulterer i dannelsen af en forbindelse. ${\mathsf {Na^{+))}$ ${\mathsf {Cl^{-}}}$

Den ideelle krystalmodel

For en kubisk krystal af "natriumchlorid" ( NaCl ) er hvert Na -atom omgivet af 6 Cl -atomer , så den tilsvarende potentielle energi er hvor r er afstanden mellem atomerne, e er elektronladningen, k er Coulomb-konstanten. Positivt ladede natriumioner (12 i antal) placeret bag chloridionerne afstødes fra den centrale ion og så videre. Generelt kan det attraktive potentiale skrives som [2] $-6ke^{2}/r\,,$

U_{attr}=-\alpha k{\frac {e^{2}}{r}}\,,

hvor α er Madelung-konstanten . For natriumchlorid a=1,7476. På grund af Pauli udelukkelsesprincippet er der en yderligere frastødning mellem ionerne, og det samlede potentiale kan skrives som [2]

U_{t}=-\alpha k{\frac {e^{2}}{r}}+{\frac {B}{r^{m}}}\,,

hvor B og m ≈10 er konstanter afhængig af typen af ioner [2] . Et sådant potentiale har et minimum, hvis absolutte værdi i det kaldes den ioniske energi af samhørighed - det vil sige den energi, der er nødvendig for at adskille ioner i det uendelige. For natriumchlorid er dette 7,84 eV pr. ion, eller 760 kJ/mol. For atomenergi af kohæsion er det nødvendigt at tage hensyn til neutralisering af ioner [3] .

Noter

↑ Serway, Moses & Moyer, 2005 , s. 405.
↑ 1 2 3 Serway, Moses & Moyer, 2005 , s. 406.
↑ Serway, Moses & Moyer, 2005 , s. 407.

Litteratur

Serway, R.; Moses, C.; Moyer , C. Modern Physics . - 3. udgave .. - Thomson Brooks Cole, 2005. - 682 s. — ISBN 0534493394 .

kemisk binding

Intramolekylær
interaktion

kovalent binding

enkeltbinding	Polar ikke-polær
Multipel binding	σ binding π binding δ binding φ-binding Dobbeltbinding tredobbelt binding Firedobbelt binding Fem links Gearforbindelse
Koordinerende link	Donor-acceptor interaktion Semipolær forbindelse
Andet	Enkelt elektronbinding 3c-2e Aromaticitet

Andet

Ionisk binding
metalforbindelse
Perpendikulær paramagnetisk kobling