Wizania jonowe i jonizacja definicja istota wizania jonowego

Wiązania jonowe i jonizacja Ø Ø Ø Ø definicja – istota wiązania jonowego, jonizacja - modele powstawania jonów na przykładzie Na. Cl kryształy jonowe przykłady wiązań jonowych, energia jonizacji i powinowactwo elektronowe, ∆E a % udział wiązań jonowych, charakter wiązań w wybranych tlenkach i wodorkach

Istota wiązania jonowego v Wiązania w cząsteczkach powstających z atomów pierwiastków różniących się znacznie elektroujemnością (∆E > 1, 7) czyli wiązania między atomami metali i niemetali są wiązaniami jonowymi v Wiązanie jonowe polega na elektrostatycznym przyciąganiu się różnoimiennie naładowanych jonów, siły przyciągania jonów różnoimiennych są większe niż siły odpychania się jonów jednoimiennych, v Związki jonowe w stałym stanie skupienia tworzą sieć krystaliczną – kryształy jonowe.

Analiza wiązania w cząsteczce Na. Cl: jonizacja – powstawanie jonu Na+ v Jonizacja – przekształcenie się atomu Na w kation sodu: atom sodu aby osiągnąć niższy stan energetyczny (konfigurację elektronową najbliższego sobie helowca - neonu 1 s 22 p 6 – i oktet elektronowy) musi oddać jeden elektron z orbitalu 3 s 1 v v Na +11 + energia Na+ + 1 e- K 2 L 8 M 1 atom sodu +11 + 2 8 KL + 1 e- kation sodu v Atom tracący elektron (elektrony) przekształca się w jon dodatni – kation, który ma przewagę liczby protonów na liczbą elektronów, ładunek dodatni kationu jest równy liczbie oddanych elektronów.

Analiza wiązania w cząsteczce Na. Cl: jonizacja – powstawanie jonu Clv Jonizacja – przekształcenie się atomu Cl w anion chlorkowy: atom chloru aby osiągnąć niższy stan energetyczny (konfigurację elektronową najbliższego sobie helowca - argonu 1 s 22 p 63 s 23 p 6 – i oktet elektronowy) musi pobrać jeden elektron v K 2 L 8 M 7 + 1 e- K 2 L 8 M 8 ± energia +17 v +17 Cl + 1 e- [ Cl ]atom chloru anion chlorkowy v Atom pobierając elektron (elektrony) przekształca się w jon ujemny – anion, który ma przewagę liczby elektronów na liczbą protonów, ładunek ujemny anionu jest równy liczbie pobranych elektronów.

Analiza wiązania w cząsteczce Na. Cl v. Wzór elektronowy v. Na + Cl Na+[ Cl ]v Kryształ jonowy Na. Cl ( sieć krystaliczna), w kryształach jonowych, z reguły każdy kation jest otoczony 6 anionami, a każdy anion jest otoczony 6 kationami + - + + - - kation sodu anion chlorkowy

Wiązania jonowe – przykłady v. K 2 O : ∆E = 3, 5 – 0, 9 = 2, 6 v. K + O + K K+ [ O ]2 -K+ v. Ca. Br 2: ∆E = 2, 8– 1, 0 = 1, 8 v Br + Ca + Br [ Br ]-Ca 2+[ Br ]v. Cs 2 S: ∆E = 2, 5 – 0, 7 = 1, 8 v. Cs + S + Cs Cs+[ S ]2 -Cs+

Wiązania jonowe – przykłady cd v. Ba. O: ∆E = 3, 5 – 0, 9 = 2, 6 v. Ba + O Ba 2+ [ O ]2 v. Al. F 3: ∆E = 4, 0 – 1, 5 = 2, 5 v F + Al + F + Al 3+ [ F ]3 F

Wiązania jonowe – przykłady cd v. KH: ∆E = 2, 1 – 0, 9 = 1, 2 v K + H K + [ H ]v. Ca. H 2: ∆E = 2, 1 – 1, 0 = 1, 1 v H + Ca + H Ca 2+ + [ H ]2 v Uwaga: Ø Wodorki litowców i wapniowców należy traktować jako związki jonowe mimo niespełnienia warunku ∆E ≥ 1, 7. Ø HF nie jest związkiem jonowym mimo spełnienia warunku ∆E ≥ 1, 7, ponieważ nie tworzy kryształów jonowych.

Energia jonizacji – energia niezbędna do oderwania jednego lub kilku elektronów od atomu w stanie podstawowym. Pierwiastek / I energia Pierwiastek I energia jon jonizacji / jonizacji k. J/mol Li/Li+ Na/Na+ B/B+ Al/Al+ N/N+ P/P+ 520 496 801 578 1402 1012 Be/Be+ Mg/Mg+ C/C+ Si/Si+ O/O+ S/S+ 899 738 1086 786 1314 999 He/He+ Ne/Ne+ Ar/Ar+ Kr/Kr+ Xe/Xe+ Rn/Rn+ 2373 2080 1521 1350 1170 1036

Energia powinowactwa elektronowego – efekt energetyczny (energię pobraną przez atom lub przekazaną do otoczenia przez atom), który towarzyszy przyłączenia elektronu do atomu. Pierwiastek / I energia jonizacji jon k. J/mol Li/Li- 60 S/S- 200 Na/Na- 53 Cl/Cl- 349 Al/Al- 42 F/F- 328 Si/Si- 134 Br/Br- 325 P/P- 72 I/I- 295

Obliczenie % udziału wiązań jonowych w cząsteczce v W przypadku wiązań pojedynczych procentowy udział wiązań jonowych w cząsteczce A – B można obliczyć w przybliżeniu z wyrażenia: % = 16 ∙ | x. A – x. B | + 3, 5 ∙ | x. A – x. B |2 Ø gdzie: ü x. A i x. B – elektroujemność pierwiastka w skali Paulinga ü | x. A – x. B | - wartość bezwzględna różnicy elektroujemności Ø Przykłady KF / ∆E = 3, 2 % = 16 ∙ |0, 8 – 4, 0| + 3, 5 ∙ |0, 8 – 4, 0|2 = 87, 04 Cs. H / ∆E = 1, 4 % = 16 ∙ |0, 7 – 2, 1| + 3, 5 ∙ |0, 7 – 2, 1|2 = 29, 26 v Rzeczywisty charakter wiązania jonowego wynika nie tylko z ∆E, ale również z promieni atomowych / jonowych: np. w przypadku HF % udział wiązań jonowych powinien wynosić 59% a w rzeczywistości wiązania jonowe stanowią 45%.

∆E a % udział wiązań jonowych ∆E *% 0, 1 0, 5 1, 2 30, 0 2, 3 74, 0 0, 2 1, 0 1, 3 34, 0 2, 4 76, 0 0, 3 2, 0 1, 4 39, 0 2, 5 79, 0 0, 4 4, 0 1, 5 43, 0 2, 6 82, 0 0, 5 6, 0 1, 6 47, 0 2, 7 84, 0 0, 6 9, 0 1, 7 51, 0 2, 8 86, 0 0, 7 12, 0 1, 8 55, 0 2, 9 88, 0 0, 8 15, 0 1, 9 59, 0 3, 0 89, 0 0, 9 19, 0 2, 0 63, 0 3, 1 91, 0 22, 0 2, 1 67, 0 3, 2 92, 0 1, 1 26, 0 2, 2 70, 0 *Zależność przybliżona

Charakter wiązań w wybranych tlenkach Tlenek Na 2 O Mg. O Al 2 O 3 Si. O 2 P 4 O 10 SO 3 Cl 2 O 7 ∆E 2, 6 2, 3 2, 0 1, 7 1, 4 1, 0 0, 5 % wiązań jonowych 82 74 63 5, 1 39 22 6 Rodzaj wiązania jonowe w tlenku kowalencyjne spolaryzowanie Uwaga: Ørodzaj wiązań i tym samym charakter chemiczny tlenków zmienia się wraz ze wzrostem stopnia utlenienia ( wraz ze wzrostem liczby atomów tlenu w cząsteczce tlenku), Øwraz ze wzrostem stopnia utlenienia spada udział wiązań jonowych, a wzrasta udział wiązań kowalencyjnych w cząsteczce: ØMn. O Mn 2 O 3 Mn. O 2 Mn 2 O 7 kierunek wzrostu udziału wiązań kowalencyjnych

Charakter wiązań w wybranych związków z wodorem Wodorek *Na. H Mg. H 2 Al. H 3 Si. H 4 **PH 3 H 2 S HCl ∆E 1, 2 0, 9 0, 6 0, 3 0, 0 0, 4 0, 9 % wiązań jonowych 30 19 9 2 0 4 19 Rodzaj wiązania kowalencyjne spolaryzowanie w tlenku Uwaga: Ø* wodorek sodu oraz wodorki litowców i wapniowców w rzeczywistości są związkami jonowymi (tworzą kryształy jonowe a anionem H-, Ø**fosfina (fosforiak) jest związkiem o wiązaniach kowalencyjnych spolaryzowanych ze względu na znaczną różnicę w promieniu atomowym atomu fosforu i atomów wodoru, wykazuje bardzo słabe właściwości zasadowe (analogicznie do kationu NH 4+) : ØPH 3(g) + H 2 O(c) ↔ PH 4+(c) + OH-(c)