İyonik Bağ ve Elektron Transferi

İyonlar, elektrik yükü taşıyan atomlar veya moleküllerdir. Nötr atomun, değerlik kabuğundan bir veya daha fazla elektronu kaybettiğinde bir katyon (pozitif iyon) formu ve nötr atomun değerlik kabuğunda bir veya daha fazla elektron kazandığında bir anyon (negatif iyon) formu oluşur. İyonlardan oluşan bileşiklere iyonik bileşikler (veya tuzlar) denir ve bunları oluşturan iyonlar iyonik bağlarla bir arada tutulur: zıt yüklü katyonlar ve anyonlar arasındaki elektrostatik çekim kuvvetleri. 

İyonik Bileşiklerin Özellikleri

İyonik bileşiklerin özellikleri iyonik bağların doğasına ışık tutar.

• İyonik katılar kristal bir yapı sergilerler ve sert ve kırılgan olma eğilimindedirler; ayrıca yüksek erime ve kaynama noktalarına sahip olma eğilimindedirler, bu da iyonik bağların çok güçlü olduğunu gösterir. 
• İyonik katılar da aynı nedenle zayıf elektrik iletkenleridir — iyonik bağların gücü iyonların katı halde serbestçe hareket etmesini önler. 
• Bununla birlikte, iyonik katıların çoğu suda kolayca çözülür. Çözündükten veya eritildikten sonra, iyonik bileşikler mükemmel elektrik ve ısı iletkenleridir, çünkü iyonlar serbestçe hareket edebilir.

İyonik Bileşiklerin Oluşumu

Birçok metalik element nispeten düşük iyonlaşma potansiyellerine sahiptir ve elektronları kolayca kaybeder. Bu elemetler periyodik tabloda periyodların solunda ya da grupların alt tarafında bulunur. Ametal atomlar nispeten yüksek elektron afinitelerine sahiptir ve böylece metal atomları tarafından kaybedilen elektronları kolayca kazanırlar, böylece değerlik kabuklarını doldururlar. Ametalik elementler periyodik tablonun sağ üst köşesinde bulunur.

Tüm maddeler elektriksel olarak nötr olması gerektiğinden, iyonik bir bileşiğin katyonları üzerindeki toplam pozitif yük sayısı, anyonları üzerindeki toplam negatif yük sayısına eşit olmalıdır. İyonik bir bileşiğin formülü, aynı sayıda pozitif ve negatif yük vermek için gerekli olan iyon sayılarının en basit oranını temsil eder. 

İyonik Bileşikler Düzenli Ayarlanmış 3 Boyutlu Yapılar Oluşturur

Bununla birlikte, bir iyonik bileşik formülünün iyonlarının fiziksel düzenlemesini temsil etmediğini not etmek önemlidir. Sodyum klorür (NaCl) “molekülü” nden bahsetmek yanlıştır çünkü herhangi bir spesifik sodyum ve klorür iyonu arasında tek bir iyonik bağ yoktur. İyonlar arasındaki çekici kuvvetler izotropiktir — her yönden aynıdır — yani herhangi bir iyon, yakınlardaki karşıt yükün tüm iyonlarına eşit derecede çekilir. Bu, iyonların kendilerini sıkı bir şekilde bağlanmış, üç boyutlu bir örgü yapısına yerleştirmesiyle sonuçlanır. Örneğin sodyum klorür, eşit sayıda Na⁺ katyonu ve Cl^– anyonunun düzenli bir diziliminden oluşur. Na⁺ ve Cl^– iyonları arasındaki güçlü elektrostatik çekim, onları katı NaCl içinde sıkıca bir arada tutar. Bir mol katı NaCl’yi ayrı gaz halindeki Na⁺ ve Cl^– iyonlarına ayırmak için 769 kJ enerji gerekir. 

Katyonların Elektronik Yapıları

Bir katyon oluştururken, ana grup elementinin bir atomu, tüm değerlik elektronlarını kaybetme eğilimindedir, böylece periyodik tabloda kendisinden önce gelen soy gazın elektronik yapısına benzer. 

• Grup 1 (alkali metaller) ve 2 (alkali toprak metalleri) için grup numaraları, tüm valans kabuğu elektronları çıkarıldığında bu elementlerin atomlarından oluşan katyonların yüklerine ve dolayısıyla valans kabuğu elektronlarının sayısına eşittir. 
• Örneğin, kalsiyum, nötr atomları 20 elektrona ve 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s² temel durum elektron konfigürasyonuna sahip olan bir grup 2 elementidir. Bir Ca atomu her iki valans elektronunu da kaybettiğinde, sonuç 18 elektronlu bir katyon, +2 yük ve 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ elektron konfigürasyonudur. Bu nedenle Ca²⁺ iyonu soy gaz Ar ile izoelektroniktir.
• 13–17 grupları için, grup sayıları valans elektronlarının sayısını 10 aşar (dördüncü ve daha büyük periyotlardaki elementlerin atomlarında tüm d alt kabuklarının olasılığını hesaba katar). Dolayısıyla, tüm değerlik elektronlarının kaybıyla oluşan bir katyonun yükü, eksi 10 grup sayısına eşittir. Örneğin, alüminyum (grup 13’te) 3+ iyon (Al³⁺) oluşturur.

İstisnalar

• Beklenen davranışın istisnaları, grupların altındaki elementleri içerir. 
• Beklenen Tl³⁺, Sn⁴⁺, Pb⁴⁺, ve Bi⁵⁺ iyonlarına ek olarak, bu atomların valans kabuğu elektronlarının kısmi kaybı da Tl⁺, Sn²⁺, Pb²⁺, ve Bi³⁺ iyonlarının oluşumuna yol açabilir. Bu +1, +2, ve +3 katyonlarının oluşumu, 13, 14 ve 15 gruplarının ağır elementlerinin atomları için değerlik s-elektron çiftinin nispeten düşük enerjisini yansıtan inert çift etkisine atfedilir. 
• Cıva (grup 12) de beklenmedik bir davranış sergiler: Beklenen monatomik iyon Hg⁺²‘ye (yalnızca bir cıva atomundan oluşur) ek olarak bir diatomik iyon, Hg₂⁺² (bir Hg-Hg bağına sahip iki cıva atomundan oluşan bir iyon) oluşturur.
• Geçiş metali elemanları, ana grup elemanlarından farklı davranır. Çoğu geçiş metali katyonu, ilk önce en dıştaki s elektron(lar)ının kaybından kaynaklanan +2 veya +3 yüklere sahiptir, bunu bazen bir sonraki en dış kabuktan bir veya iki d elektronunun kaybı izler.
• Geçiş elemanlarının d orbitalleri—aufbau prensibine göre—elektron konfigürasyonları oluştururken en son doldurulan olmasına rağmen, en dıştaki s elektronları bu atomlar iyonlaştığında kaybedilen ilk elektronlardır. İç geçiş metalleri iyon oluşturduğunda, genellikle +3 yüke sahiptirler, bu da en dıştaki s elektronlarının ve bir d veya f elektronunun kaybından kaynaklanır.

Anyonların Elektronik Yapıları

Monatomik anyonların çoğu, nötr bir ametal atom, dış s ve p orbitallerini tamamen doldurmak için yeterli elektron kazandığında oluşur ve böylece bir sonraki soy gazın elektron konfigürasyonuna ulaşır. Bu nedenle, böyle bir negatif iyon üzerindeki yükü belirlemek basittir: yük, ana atomun s ve p orbitallerini doldurmak için kazanılması gereken elektron sayısına eşittir. Örneğin oksijen 1s²2s²2p⁴ elektron konfigürasyonuna sahiptir, oksijen anyonu soy gaz neonunun (Ne) elektron konfigürasyonuna 1s²2s²2p⁶ sahiptir. Değerlik orbitallerini doldurmak için gereken iki ek elektron, oksit iyonuna –2 yükünü verir (O^–2).

Bu metin bu kaynaktan uyarlanmıştır: Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Ionic Bonding.