Wiązanie jonowe i transfer elektronów

Jony to atomy lub cząsteczki niosące ładunek elektryczny. Kation (jon dodatni) powstaje, gdy obojętny atom traci jeden lub więcej elektronów ze swojej powłoki walencyjnej, a anion (jon ujemny) powstaje, gdy neutralny atom zyskuje jeden lub więcej elektronów w swojej powłoce walencyjnej. Związki złożone z jonów nazywane są związkami jonowymi (lub solami), a ich jony składowe są utrzymywane razem przez wiązania jonowe: elektrostatyczne siły przyciągania między przeciwnie naładowanymi kationami i anionami. 

Właściwości związków jonowych

Właściwości związków jonowych rzucają nieco światła na naturę wiązań jonowych.

• Jonowe ciała stałe wykazują strukturę krystaliczną i są zwykle sztywne i kruche; mają również tendencję do wysokich temperatur topnienia i wrzenia, co sugeruje, że wiązania jonowe są bardzo silne. 
• Jonowe ciała stałe są również słabymi przewodnikami elektryczności z tego samego powodu – siła wiązań jonowych uniemożliwia swobodny ruch jonów w stanie stałym. 
• Jednak większość jonowych ciał stałych łatwo rozpuszcza się w wodzie. Po rozpuszczeniu lub stopieniu związki jonowe są doskonałymi przewodnikami elektryczności i ciepła, ponieważ jony mogą się swobodnie poruszać.

Powstawanie związków jonowych

Wiele pierwiastków metalicznych ma stosunkowo niski potencjał jonizacyjny i łatwo traci elektrony. Pierwiastki te leżą po lewej stronie w okresie lub w pobliżu dołu grupy w układzie okresowym pierwiastków. Atomy niemetali mają stosunkowo duże powinowactwo elektronowe, a zatem łatwo zyskują elektrony utracone przez atomy metalu, wypełniając w ten sposób ich powłoki walencyjne. Pierwiastki niemetaliczne znajdują się w prawym górnym rogu układu okresowego pierwiastków.

Ponieważ wszystkie substancje muszą być elektrycznie obojętne, całkowita liczba ładunków dodatnich na kationach związku jonowego musi być równa całkowitej liczbie ładunków ujemnych na jego anionach. Wzór na związek jonowy stanowi najprostszy stosunek liczby jonów niezbędnych do uzyskania identycznej liczby ładunków dodatnich i ujemnych. 

Związki jonowe tworzą regularnie ułożone trójwymiarowe struktury

Należy jednak zauważyć, że wzór na związek jonowy nie odzwierciedla fizycznego układu jego jonów. Niepoprawne jest odnoszenie się do “cząsteczki” chlorku sodu (NaCl), ponieważ nie ma pojedynczego wiązania jonowego per se między żadną konkretną parą jonów sodu i chlorku. Siły przyciągania między jonami są izotropowe – takie same we wszystkich kierunkach – co oznacza, że każdy konkretny jon jest jednakowo przyciągany do wszystkich pobliskich jonów o przeciwnym ładunku. Powoduje to, że jony układają się w ściśle związaną, trójwymiarową strukturę sieciową. Na przykład chlorek sodu składa się z regularnego układu równej liczby kationów Na⁺ i anionów Cl^–. Silne przyciąganie elektrostatyczne między jonami Na⁺ i Cl^– utrzymuje je ściśle razem w stałym NaCl. Potrzeba 769 kJ energii, aby zdysocjować jeden mol stałego NaCl na oddzielne gazowe jony Na⁺ i Cl^–. 

Struktury elektronowe kationów

Podczas tworzenia kationu atom pierwiastka z głównej grupy ma tendencję do utraty wszystkich swoich elektronów walencyjnych, przyjmując w ten sposób strukturę elektronową gazu szlachetnego, który go poprzedza w układzie okresowym pierwiastków. 

• Dla grup 1 (metale alkaliczne) i 2 (metale ziem alkalicznych) numery grup są równe liczbie elektronów powłoki walencyjnej, a co za tym idzie, ładunkom kationów utworzonych z atomów tych pierwiastków, gdy wszystkie elektrony powłoki walencyjnej są usunięte. 
• Na przykład wapń jest pierwiastkiem z grupy 2, którego neutralne atomy mają 20 elektronów i konfigurację elektronową w stanie podstawowym 1s²2 s ²p⁶3s²3 p⁶4s². Kiedy atom Ca traci oba elektrony walencyjne, wynikiem jest kation z 18 elektronami, ładunkiem 2+ i konfiguracją elektronową 1s²2 s²2 p⁶3s²3 p⁶. Jon Ca²⁺ jest zatem izoelektroniczny z gazem szlachetnym Ar.
• Dla grup 13–17 liczebność grup przekracza liczbę elektronów walencyjnych o 10 (uwzględniając możliwość wystąpienia pełnych podpowłok d w atomach pierwiastków w czwartym i większych okresach). Zatem ładunek kationu powstałego w wyniku utraty wszystkich elektronów walencyjnych jest równy liczbie grupy minus 10. Na przykład glin (w grupie 13) tworzy jony 3+ (Al³⁺).

Wyjątki

• Wyjątki od oczekiwanego zachowania obejmują elementy znajdujące się na dole grup. 
• Oprócz oczekiwanych jonów Tl³⁺, Sn⁴⁺, Pb⁴⁺ i Bi⁵⁺, częściowa utrata elektronów powłoki walencyjnej tych atomów może również prowadzić do powstania jonów Tl⁺, Sn²⁺, Pb²⁺ i Bi³⁺. Powstawanie tych kationów 1+, 2+ i 3+ przypisuje się efektowi pary obojętnej, który odzwierciedla stosunkowo niską energię walencyjnej pary elektronów s dla atomów ciężkich pierwiastków z grup 13, 14 i 15. 
• Merkury (grupa 12) również wykazuje nieoczekiwane zachowanie: tworzy jon dwuatomowy, Hg₂²⁺ (jon utworzony z dwóch atomów rtęci, z wiązaniem Hg-Hg), oprócz oczekiwanego jonu jednoatomowego Hg²⁺ (utworzonego tylko z jednego atomu rtęci).
• Przejściowe i wewnętrzne elementy metalowe przejściowe zachowują się inaczej niż główne elementy grupy. Większość kationów metali przejściowych ma ładunki 2+ lub 3+, które wynikają z utraty najpierw ich najbardziej zewnętrznego elektronu (elektronów) s, a czasami następnie utraty jednego lub dwóch elektronów d z najbardziej zewnętrznej powłoki.
• Chociaż orbitale d pierwiastków przejściowych są – zgodnie z zasadą Aufbau – ostatnimi, które wypełniają się podczas tworzenia konfiguracji elektronowych, najbardziej zewnętrzne elektrony s są pierwszymi, które są tracone, gdy te atomy ulegają jonizacji. Kiedy wewnętrzne metale przejściowe tworzą jony, zwykle mają ładunek 3+, wynikający z utraty ich najbardziej zewnętrznych elektronów s i elektronu d lub f.

Struktury elektronowe anionów

Większość anionów jednoatomowych powstaje, gdy obojętny atom niemetalu zyskuje wystarczającą ilość elektronów, aby całkowicie wypełnić swoje zewnętrzne orbitale s i p, osiągając w ten sposób konfigurację elektronową następnego gazu szlachetnego. W ten sposób łatwo jest określić ładunek takiego jonu ujemnego: Ładunek jest równy liczbie elektronów, które należy zdobyć, aby wypełnić orbitale s i p atomu macierzystego. Na przykład tlen ma konfigurację elektronową 1s²2s²p⁴, podczas gdy anion tlenowy ma konfigurację elektronową gazu szlachetnego neonu (Ne), 1s²2 s²2 p⁶. Dwa dodatkowe elektrony wymagane do wypełnienia orbitali walencyjnych nadają jonowi tlenkowemu ładunek 2- (O^2–).

Ten tekst jest zaadaptowany z Openstax, Chemia 2e, Sekcja 7.3: Wiązania jonowe.