3.1 Ionebinding

Når motsetninger tiltrekkes

Du har sikkert hørt at motsetninger tiltrekker hverandre. I kjemien er det bokstavelig talt sant. Elektrostatiske krefter er tiltreknings- og frastøtningskrefter mellom ladede partikler, og de følger en enkel regel: motsatte ladninger ($+$ og $-$) trekkes mot hverandre, mens like ladninger ($+$ og $+$, eller $-$ og $-$) støter hverandre fra seg.

Nettopp denne tiltrekningen er grunnlaget for en av kjemiens viktigste bindinger -- ionebindingen. En ionebinding er den elektrostatiske tiltrekningskraften mellom positivt ladede ioner (kationer) og negativt ladede ioner (anioner).

Men hvor kommer ionene fra? De oppstår når atomer gir bort eller tar opp elektroner. Og det skjer typisk mellom et metall og et ikke-metall: metallet gir fra seg elektroner og blir positivt, ikke-metallet tar dem imot og blir negativt. Husk fra tidligere at atomer streber etter edelgasskonfigurasjon -- og det er nettopp denne jakten på en stabil oktett som driver hele prosessen. Natrium og klor er det perfekte paret: det ene har et elektron til overs, det andre mangler nettopp ett.

Fødselen av et ion

La oss se nøyere på hvordan ioner blir til. Kationer dannes når et atom avgir ett eller flere elektroner. Natrium gir fra seg ett: $\text{Na} \rightarrow \text{Na}^+ + e^-$. Kalsium gir fra seg to og blir $\text{Ca}^{2+}$, mens aluminium kvitter seg med tre og blir $\text{Al}^{3+}$. Hvorfor gjør metaller dette så villig? Fordi de har få valenselektroner, og det er enklere å gi bort de få enn å samle inn mange -- på den måten oppnår de edelgasskonfigurasjon.

Anioner dannes motsatt, når et atom tar opp elektroner. Klor griper ett: $\text{Cl} + e^- \rightarrow \text{Cl}^-$. Oksygen tar to og blir $\text{O}^{2-}$, nitrogen tre og blir $\text{N}^{3-}$. Ikke-metallene har mange valenselektroner fra før, så det enkleste er å fylle opp de siste plassene.

Resultatet er at ionene ender opp med samme elektronkonfigurasjon som nærmeste edelgass. $\text{Na}^+$ får konfigurasjonen $1s^2\,2s^2\,2p^6$ -- akkurat som neon. $\text{Cl}^-$ får $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6$ -- akkurat som argon. Et fint eksempel er magnesiumoksid: magnesium ($1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2$) avgir 2 elektroner og blir $\text{Mg}^{2+}$ med neons konfigurasjon, mens oksygen ($1s^2\,2s^2\,2p^4$) tar opp 2 og blir $\text{O}^{2-}$, også med neons konfigurasjon. Da er de isoelektroniske -- de har like mange elektroner.

Krystallgitteret og energien som binder det

Ioner sitter ikke parvis. I et fast salt er de ordnet i et ionegitter -- en tredimensjonal krystallstruktur der hvert kation er omgitt av flere anioner og omvendt. I natriumklorid er hvert $\text{Na}^+$ omgitt av 6 $\text{Cl}^-$, og hvert $\text{Cl}^-$ av 6 $\text{Na}^+$, i et pent kubisk mønster. Bindingene virker i alle retninger, og gitteret er totalt sett elektrisk nøytralt.

Når frie ioner i gassfase faller sammen til et slikt gitter, frigjøres det energi vi kaller gitterenergi: $\text{Na}^+(g) + \text{Cl}^-(g) \rightarrow \text{NaCl}(s) + \text{energi}$. Jo større gitterenergi, jo sterkere er ionebindingen. To faktorer bestemmer størrelsen, og de oppsummeres elegant i $\displaystyle E_\text{gitter} \propto \frac{Q_1 \cdot Q_2}{r}$, der $Q$ er ladningene og $r$ avstanden mellom ionene. For det første: høyere ladning gir mye større gitterenergi. Magnesiumoksid (med $\text{Mg}^{2+}$ og $\text{O}^{2-}$, ladning $\pm 2$) har langt høyere gitterenergi enn natriumklorid (ladning $\pm 1$). For det andre: mindre ioner gir større gitterenergi, fordi de kommer tettere på hverandre. $\text{LiF}$, med de bittesmå ionene $\text{Li}^+$ og $\text{F}^-$, har høyere gitterenergi enn både $\text{NaCl}$ og det store $\text{CsI}$.

Dette forklarer direkte hvorfor magnesiumoksid smelter ved hele 2852 °C mens natriumklorid smelter ved 801 °C -- den dobbelte ladningen gir mye sterkere binding.

Å skrive den riktige formelen

Hvordan vet vi at saltet av aluminium og oksygen er $\text{Al}_2\text{O}_3$ og ikke noe annet? Svaret er en enkel, ufravikelig regel: en ioneforbindelse må være elektrisk nøytral. Den totale positive ladningen må nøyaktig oppveie den totale negative.

Fremgangsmåten er å finne det minste antallet av hvert ion som gir nøytralitet. For natriumklorid: $1 \times (+1) + 1 \times (-1) = 0$, så formelen er $\text{NaCl}$. For magnesiumklorid trengs to kloridioner per magnesium: $1 \times (+2) + 2 \times (-1) = 0$, altså $\text{MgCl}_2$. Og for aluminiumoksid: $2 \times (+3) + 3 \times (-2) = +6 - 6 = 0$, som gir $\text{Al}_2\text{O}_3$.

Det finnes en kjapp snarvei kalt kryssregelen: tallverdien av kationets ladning blir anionets indeks, og omvendt. For $\text{Ca}^{2+}$ og $\text{N}^{3-}$ får kalsium indeks 3 og nitrogen indeks 2, så formelen blir $\text{Ca}_3\text{N}_2$. Sjekk: $3 \times (+2) + 2 \times (-3) = +6 - 6 = 0$. Det stemmer. På samme måte gir $\text{K}^+$ og $\text{S}^{2-}$ formelen $\text{K}_2\text{S}$, mens $\text{Al}^{3+}$ og $\text{Cl}^-$ gir $\text{AlCl}_3$.

Vi kan også vise ionene med Lewis-strukturer: vi tegner valenselektronene som prikker, setter hele ionet i hakeparentes og skriver ladningen utenfor. $\text{Na}^+$ blir bare $[\text{Na}]^+$ uten prikker (alle valenselektroner er avgitt), mens $\text{Cl}^-$ og $\text{S}^{2-}$ tegnes med fulle åtte prikker rundt symbolet -- en komplett oktett.

Oppsummering

En ionebinding er den elektrostatiske tiltrekningen mellom positive kationer og negative anioner. Kationer dannes når metaller avgir elektroner, anioner når ikke-metaller tar opp elektroner, og begge streber etter edelgasskonfigurasjon -- $\text{Na}^+$ blir som neon, $\text{Cl}^-$ som argon.

I fast form ordner ionene seg i et ionegitter, og gitterenergien -- som øker med høyere ioneladning og mindre ioner ($\displaystyle E_\text{gitter} \propto \frac{Q_1 Q_2}{r}$) -- bestemmer hvor sterk bindingen er. Empiriske formler settes opp slik at forbindelsen blir elektrisk nøytral, gjerne med kryssregelen, som gir $\text{MgCl}_2$, $\text{Al}_2\text{O}_3$ og $\text{Ca}_3\text{N}_2$. Ioniske forbindelser har høye smeltepunkter, løses i polare løsemidler som vann, leder strøm når de er smeltet eller løst, og er harde men skjøre -- alt sammen direkte følger av de sterke elektrostatiske kreftene i gitteret.