Iontová vazba

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 23. května 2022; ověření vyžaduje 1 úpravu .

Iontová vazba je silná chemická vazba vyplývající z elektrostatické přitažlivosti kationtů a aniontů [1] . Vyskytuje se mezi atomy s velkým rozdílem (> 1,7 na Paulingově stupnici) elektronegativitou , při které společný elektronový pár přechází převážně na atom s větší elektronegativitou. To je přitažlivost iontů jako opačně nabitých těles. Příkladem je sloučenina CsF , ve které je "stupeň ionicity" 97 %. Iontová vazba je extrémní případ polarizace kovalentní polární vazby . Vzniká mezi typickým kovem a nekovem . V tomto případě elektrony z kovu zcela přecházejí do nekovu, tvoří se ionty .

Chemická vazba

Pokud se vytvoří chemická vazba mezi atomy , které mají velmi velký rozdíl elektronegativity (EO > 1,7 podle Paulinga), pak sdílený elektronový pár zcela přejde na atom s větším EO. Výsledkem je tvorba sloučeniny opačně nabitých iontů :

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

Mezi vytvořenými ionty existuje elektrostatická přitažlivost, která se nazývá iontová vazba. Spíše je takový pohled pohodlný. Ve skutečnosti není iontová vazba mezi atomy ve své čisté formě realizována nikde nebo téměř nikde, obvykle je ve skutečnosti vazba částečně iontová a částečně kovalentní. Vazbu komplexních molekulárních iontů lze přitom často považovat za čistě iontovou. Nejdůležitější rozdíly mezi iontovými vazbami a jinými typy chemických vazeb jsou nesměrovost a nenasycenost. To je důvod, proč krystaly vzniklé díky iontové vazbě tíhnou k různým těsným uspořádáním odpovídajících iontů.

Charakteristickou vlastností těchto sloučenin je dobrá rozpustnost v polárních rozpouštědlech (voda, kyseliny atd.). To je způsobeno nabitými částmi molekuly. V tomto případě jsou dipóly rozpouštědla přitahovány k nabitým koncům molekuly a v důsledku Brownova pohybu „roztáhnou“ molekulu látky na kousky a obklopí je, čímž jim zabrání v opětovném spojení. Výsledkem jsou ionty obklopené dipóly rozpouštědla.

Když se takové sloučeniny rozpouštějí, zpravidla se uvolňuje energie, protože celková energie vytvořených vazeb rozpouštědlo-iont je větší než energie vazby anion-kationt. Výjimkou jsou mnohé soli kyseliny dusičné ( dusičnany ), které při rozpouštění absorbují teplo (roztoky se ochlazují). Posledně jmenovaný fakt je vysvětlen na základě zákonů, které jsou zvažovány ve fyzikální chemii . Interakce iontů

Pokud atom ztratí jeden nebo více elektronů, pak se změní na kladný ion - kation (přeloženo z řečtiny - "klesající). Tak vznikají kationty vodíku H +, lithium Li +, baryum Ba2 +. Získávání elektronů, atomy se mění na záporné ionty - anionty (z řeckého "anion" - stoupající.) Příklady aniontů jsou fluoridový iont F−, sulfidový iont S2−.

Příklad vzniku iontové vazby

Zvažte způsob tvorby na příkladu "chloridu sodného" NaCl . Elektronová konfigurace atomů sodíku a chloru může být reprezentována jako: a . Jsou to atomy s neúplnými energetickými hladinami. Abychom je doplnili, je zřejmé, že pro atom sodíku je jednodušší vzdát se jednoho elektronu, než přidat sedm, a pro atom chloru je snazší přidat jeden elektron, než se jich vzdát. Při chemické interakci se atom sodíku zcela vzdá jednoho elektronu a atom chloru jej přijme. ${\mathsf {Na^{{11}}1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}}}$ ${\mathsf {Cl^{{17}}1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}}}$

Schematicky to lze zapsat takto:

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

- iont sodíku, stabilní osmielektronový obal ( ) díky druhé energetické hladině.

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

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

- iont chloru, stabilní osmielektronový obal.

Mezi ionty a existují elektrostatické přitažlivé síly, které mají za následek vytvoření spojení. ${\mathsf {Na^{+))}$ ${\mathsf {Cl^{-}}}$

Ideální krystalový model

Pro krychlový krystal "chloridu sodného" ( NaCl ) je každý atom Na obklopen 6 atomy Cl , takže odpovídající potenciální energie je kde r je vzdálenost mezi atomy, e je náboj elektronu, k je Coulombova konstanta. Kladně nabité ionty sodíku (v počtu 12) umístěné za chloridovými ionty jsou odpuzovány od centrálního iontu a tak dále. Obecně lze atraktivní potenciál zapsat jako [2] $-6ke^{2}/r\,,$

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

kde α je Madelungova konstanta . Pro chlorid sodný a=1,7476. Díky Pauliho vylučovacímu principu dochází k dodatečnému odpuzování mezi ionty a celkový potenciál lze zapsat jako [2]

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

kde B a m ≈10 jsou konstanty závislé na typu iontů [2] . Takový potenciál má minimum, jehož absolutní hodnota se v něm nazývá iontová energie koheze – tedy energie nezbytná k oddělení iontů v nekonečnu. Pro chlorid sodný je to 7,84 eV na ion, neboli 760 kJ/mol. Pro atomovou energii koheze je nutné počítat s neutralizací iontů [3] .

Poznámky

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

Literatura

Serway, R.; Moses, C.; Moyer , C. Moderní fyzika . - 3. vydání .. - Thomson Brooks Cole, 2005. - 682 s. — ISBN 0534493394 .

chemická vazba

Intramolekulární
interakce

kovalentní vazba

jednoduchá vazba	Polární nepolární
Vícenásobná vazba	σ vazba π vazba δ dluhopis φ-vazba Dvojná vazba trojná vazba Čtyřnásobná vazba Pět odkaz Připojení převodovky
Koordinační odkaz	Interakce dárce-akceptor Semipolární spojení
jiný	Jednoelektronová vazba 3c-2e Aromatičnost

jiný

Iontová vazba
kovové spojení
Kolmá paramagnetická vazba

Mezimolekulární
interakce