Joniske bindingsegenskaber, hvordan det dannes, klassificering og eksempler

den ionbinding er det, hvor der ikke er nogen retfærdig deling af et par elektroner mellem to atomer. Når dette sker, erhverver en af ​​arten, den mindst elektronegegative, en positiv elektrisk ladning, mens de mere elektronegative arter slutter med en negativ elektrisk ladning..

Hvis A er arten elektropositive, og X er det elektronegative, når de ioniske bindinger dannes mellem dem, transformeres de til ionerne A⁺ og X^-. En⁺ det er den positivt ladede art, som kaldes kation; og X^- er den negativt ladede art, anionen.

Det øvre billede viser en generel ionbinding for alle to arter A og X. De blå parenteser indikerer, at der ikke er nogen klart kovalent binding mellem A og X; med andre ord er der ingen A-X-tilstedeværelse.

Bemærk at A⁺ mangler valenselektroner, mens X^- Det er omgivet af otte elektroner, det vil sige, at det overholder oktetens regel i henhold til valensbindingsteorien (TEV) og er også isoelektronisk for den edle gas i den tilsvarende periode (He, Ne, Ar, etc.).

Af de otte elektroner er to af dem grønne. For hvilket formål er det anderledes end resten af ​​de blå punkter? At understrege, at det grønne par faktisk er de elektroner, der skal deles i A-X-bindingen, hvis det var kovalent i naturen. Fakta, der ikke sker i ionforbindelsen.

A og X interagerer gennem elektrostatiske attraktionskræfter (Coulombs lov). Dette differentierer ioniske forbindelser fra kovalente dem i mange af deres fysiske egenskaber, såsom smeltepunktet og kogepunktet.

indeks

• 1 Karakteristik af ionbindingen
• 2 Hvordan er det dannet?
  • 2.1 Alkaliske og halogenmetaller
  • 2.2 Alkaliske og calcogene metaller
  • 2.3 Alkaliske jordmetaller med halogener og chalkogener
• 3 klassificering
• 4 Betjening af elektronerne i ionbindingen
• 5 Eksempler på ionbindinger
• 6 referencer

Karakteristik af ionbindingen

-De ioniske bindinger er ikke retningsbestemt, det vil sige, de udøver en tredimensionel kraft, der er i stand til at skabe et krystallinsk arrangement, såsom kaliumchloridet observeret i billedet ovenfor.

-De kemiske formler, der omfatter de ioniske forbindelser, angiver andelen af ​​ionerne og ikke deres bindinger. Så betyder KCl, at der er en kation⁺ for hver Cl anion^-.

-Joniske bindinger, da de har en tredimensionel indflydelse på deres ioner, genererer krystalstrukturer, som kræver meget varmeenergi at smelte. Med andre ord udviser de høje smelte- og kogepunkter i modsætning til faste stoffer, hvor kovalente bindinger dominerer.

-De fleste forbindelser, der interagerer med ionbindinger, er opløselige i vand eller i polære opløsningsmidler. Dette skyldes, at opløsningsmiddelmolekylerne effektivt kan omgive ionerne og forhindre dem i at mødes igen for at danne det oprindelige krystallinske arrangement.

-Jonbindingen stammer mellem atomer med et stort hul mellem deres elektronegativiteter: et metal og et ikke-metal. For eksempel er K et alkalimetal, medens Cl er et halogen, ikke-metallisk element.

Hvordan er det dannet?

I billedet ovenfor repræsenterer A et metal og X et ikke-metallisk atom. For at ionbinding skal forekomme, skal forskellen mellem elektronegativiteter mellem A og X være sådan, at elektronparets deling af bindingen er nul. Dette betyder, at X vil holde elektronparet.

Men hvor kommer det elektroniske par fra? Væsentligt af de metalliske arter. At være således på denne måde er en af ​​de to punkter med grøn farve en elektron overført fra metal A til ikke-metal X, og denne sidste bidrog til den ekstra elektron til at fuldføre parret.

I bekræftende fald, hvilke grupper i det periodiske bord tilhører A eller X? Fordi A måtte overføre en enkelt elektron, er det meget sandsynligt, at det er et metal i gruppe IA: alkalimetallerne (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).

Mens X, da det nåede valensoktet ved at tilføje en elektron, er det et halogenelement i VIIA-gruppen.

Alkalimetaller og halogener

Alkalimetallerne har ns valensekonfiguration¹. Ved at miste den eneste elektron og blive monatomiske ioner M⁺ (Li⁺, na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺, fr⁺) bliver isoelektronisk til den ædle gas, der går forud for dem.

Halogener har på den anden side ns valens konfiguration²np⁵. For at være isoelektronisk for den ædle gas, der kommer, skal de erhverve en ekstra elektron til at have en ns konfiguration²np⁶, som udgør otte elektroner.

Både alkalimetallerne og halogenerne drager fordel af dannelsen af ​​ionbindingen af ​​denne grund, for ikke at nævne den energiske stabilitet tilvejebragt af det krystallinske arrangement.

Derfor har de ioniske forbindelser dannet af et alkalimetal og et halogen altid en kemisk formel af MX typen.

Alkaliske og calcogene metaller

Chalkogenerne eller elementerne i VIA-gruppen (O, S, Se, Te, Po) har i modsætning til halogener en konfiguration af valence ns²np⁴. Derfor kræver det to ekstra elektroner i stedet for en til at overholde valensoktetet. For at opnå dette ved hjælp af alkalimetaller må de modtage en elektron fra to af dem.

Hvorfor? Fordi natrium for eksempel kan give en enkelt elektron, Na ∙. Men hvis der er to natrium, Na ∙ og Na ∙, kan O modtage sine elektroner for at blive anionen O^2-.

En Lewis-struktur for den resulterende forbindelse ville være Na⁺ O^2- na⁺. Bemærk at for hver oxygen er der to natriumioner, og derfor er formlen Na₂O.

Den samme forklaring kan anvendes til de andre metaller og også til de andre chalcogener.

Men spørgsmålet opstår: vil kombinationen af ​​alle disse elementer stamme fra en ionisk forbindelse? Vil der være ioniske bindinger i dem alle? Til dette ville det være nødvendigt at sammenligne elektronegativiteterne for både metallet M og chalcogenerne. Hvis de er meget forskellige, så vil der være ionbindinger.

Alkaliske jordmetaller med halogener og chalkogener

Jordalkalimetallerne (Mr. Becamgbara) har valence-konfiguration ns². Ved at miste deres eneste to elektroner bliver de M ionerne²⁺ (Be²⁺, mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Ra²⁺). De arter, der accepterer deres elektroner, kan dog godt være halogener eller chalkogener.

I tilfælde af halogener er to af dem nødvendige for at danne en forbindelse, da de individuelt kun kan acceptere en elektron. Således ville forbindelsen være: X^- M²⁺ X^-. X kan være et hvilket som helst af halogenerne.

Og endelig, for så vidt angår calcogener, at kunne acceptere to elektroner, ville en af ​​dem være tilstrækkelig til at danne ionbindingen: M²⁺O^2-.

klassifikation

Der er ingen klassificering af ionbindingen. Dette kan dog variere afhængigt af den kovalente karakter. Ikke alle bindinger er et hundrede procent ionisk, men de udviser, selv om det er meget lidt, et kovalent tegnprodukt af en umærket elektronegativitetsforskel.

Dette er mærkbart frem for alt med de meget små ioner og med høje ladninger, som f.eks. Be²⁺. Dens høje ladetæthed deformerer den elektroniske skyde af X (F, Cl osv.) På en sådan måde, at den tvinger den til at danne en binding med høj kovalent karakter (hvad der er kendt som polarisering).

Så, BeCl₂ selvom det synes at være ionisk, er det faktisk en kovalent forbindelse.

Imidlertid kan ioniske forbindelser klassificeres efter deres ioner. Hvis disse består af enkle elektrisk ladede atomer, taler vi om monatomiske ioner; hvorimod om det er et bærermolekyle af en ladning, hvad enten det er positivt eller negativt, taler vi om en polyatomisk ion (NH₄⁺, NO₃^-, SW₄^2-, etc.).

Adfærd af elektroner i ionbindingen

Elektronerne i ionbindingen forbliver i nærheden af ​​kernen i det mest elektronegative atom. Da dette par elektroner ikke kan undslippe fra X^- at forbinde kovalent med A⁺, elektrostatiske interaktioner kommer i spil.

Kationerne A⁺ afvise andre A⁺, og det sker også med x anionerne^- med de andre. Ionerne søger at udjævne afstødningerne til en minimumsværdi på en sådan måde, at de attraktive kræfter dominerer over de repulsive kræfter; og når de klarer at opnå det, opstår det krystallinske arrangement, der karakteriserer både de ioniske forbindelser.

I teorien er elektronerne indesluttet i anionerne, og da anionerne forbliver faste i krystalgitteret, er saldudens ledningsevne i fastfasen meget lav.

Det øges dog, når de smelter, da ionerne kan migrere frit såvel som de elektroner, der kan strømme tiltrukket af de positive ladninger.

Eksempler på ionbindinger

En metode til identifikation af ioniske forbindelser er at observere tilstedeværelsen af ​​et metal og en ikke-metal- eller polyatomisk anion. Derefter beregne med nogen af ​​de elektronegativitetsskalaer forskellen mellem disse værdier for A og X. Hvis denne forskel er større end 1,7, er den en forbindelse med ionbindinger..

Eksempler på disse er følgende:

KBr: kaliumbromid

BEF₂: berylliumfluorid

na₂O: natriumoxid

Li₂O: lithiumoxid

K₂O: kaliumoxid

MgO: magnesiumoxid

CaF₂: calciumfluorid

na₂S: natriumsulfid

NaI: natriumiodid

CsF: cæsiumfluorid

Også ioniske forbindelser med polyatomiske ioner kan være til stede:

Cu (NO₃)₂: kobbernitrat (II)

NH₄Cl: ammoniumchlorid

CH₃COONa: natriumacetat

Sr₃(PO₄)₂: strontiumphosphat

CH₃COONH₄: ammoniumacetat

LiOH: lithiumhydroxid

KMnO₄: kaliumpermanganat

referencer

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