4.3 Ionebinding og ioneforbindelser

Når atomer gir og tar

Du har sikkert salt på kjokkenbordet hjemme. Det ser ut som små, hvite krystaller -- ganske uinteressant, kanskje. Men bak hvert lite saltkorn skjuler det seg en dramatisk historie om elektroner som skifter eier og ladninger som tiltrekker hverandre med enorm kraft.

Bordsalt er natriumklorid, NaCl. Det er bygget opp av natriumatomer, et mykt og ekstremt reaktivt metall, og kloratomer, en giftig grønnlig gass. Hver for seg er begge farlige. Men når de møtes, skjer noe magisk: natrium gir fra seg ett elektron til klor, begge oppnår stabile elektronkonfigurasjoner, og resultatet er et ufarlig, hvitt krystall som vi stroor på maten vaar.

Denne typen kjemisk binding -- der atomer overforer elektroner til hverandre -- kalles ionebinding. Den oppstår typisk mellom metaller og ikke-metaller. Metaller har få valenselektroner som de lett gir fra seg, og danner positive ioner kalt kationer. Ikke-metaller mangler bare noen få elektroner for fullt skall, så de tar opp elektroner og danner negative ioner kalt anioner. Resultatet er at begge oppnår den ettertraktede edelgasskonfigurasjonen.

Hvordan ioner dannes

La oss se nærmere på hvordan dette skjer. Metaller i gruppe 1, 2 og 3 har henholdsvis 1, 2 og 3 valenselektroner. De kan gi fra seg disse for å oppnå edelgasskonfigurasjon.

Natrium har elektronkonfigurasjonen 2, 8, 1. Ved å gi fra seg sitt ene valenselektron blir det Na+ med konfigurasjonen 2, 8 -- akkurat som edelgassen neon. Magnesium (2, 8, 2) gir fra seg 2 elektroner og blir Mg2+ med 2, 8. Aluminium (2, 8, 3) gir fra seg 3 elektroner og blir Al3+ med 2, 8. Kalium (2, 8, 8, 1) gir fra seg 1 elektron og blir K+ med 2, 8, 8 -- som argon. Kalsium (2, 8, 8, 2) gir fra seg 2 og blir Ca2+ med 2, 8, 8.

På den andre siden har vi ikke-metallene. Fluor (2, 7) tar opp 1 elektron og blir F- med 2, 8 -- som neon. Klor (2, 8, 7) tar opp 1 elektron og blir Cl- med 2, 8, 8 -- som argon. Oksygen (2, 6) tar opp 2 elektroner og blir O2- med 2, 8. Svovel (2, 8, 6) tar opp 2 og blir S2- med 2, 8, 8. Nitrogen (2, 5) tar opp 3 og blir N3- med 2, 8.

La oss folge dannelsen av NaCl steg for steg. Natrium (2, 8, 1) gir fra seg sitt ene valenselektron til klor (2, 8, 7). Nå har Na+ konfigurasjonen 2, 8 og Cl- har 2, 8, 8 -- begge stabile! Na+ er positiv og Cl- er negativ, så de tiltrekker hverandre med elektrostatisk kraft. Denne tiltrekningen er ionebindingen.

Men det stopper ikke med to ioner. Mange Na+ og Cl- ordner seg i et tredimensjonalt mønster der hvert ion er omgitt av 6 ioner med motsatt ladning. Dette kalles et ionegitter. Det finnes ingen individuelle "NaCl-molekyler" -- bare et kontinuerlig, utstrakt gitter av vekslende positive og negative ioner. Formelforholdet i NaCl er 1:1, men for andre forbindelser kan det være annerledes. I kalsiumklorid må for eksempel to Cl- balansere en Ca2+, så formelen er CaCl2. I aluminiumoksid trengs to Al3+ og tre O2- for at ladningene skal gå opp, så formelen er Al2O3.

Ioneforbindelsenes egenskaper

Ionegitterets sterke, tredimensjonale struktur gir ioneforbindelser noen helt karakteristiske egenskaper som kan forklares direkte ut fra bindingen.

For det første har de høyt smeltepunkt og kokepunkt. Den elektrostatiske tiltrekningen mellom ionene er svart sterk, og det kreves mye energi å bryte opp gitteret. NaCl smelter ved 801 grader Celsius. MgO, der ionene har dobbelt så høy ladning, smelter først ved 2852 grader! Gitterenergien -- energien som frigjores når gassformige ioner danner fast gitter -- øker med høyere ladning og mindre ioner.

For det andre er ioneforbindelser harde, men sprø. Gitteret er stivt og motstandsdyktig mot riper. Men når du slår på en saltkrystall med en hammer, knekker den. Hvorfor? Fordi slaget forskyver et lag av ioner. Ploetselig havner Na+ ved siden av Na+ og Cl- ved siden av Cl-. Like ladninger frastøter hverandre kraftig, og gitteret sprekker. Dette er helt annerledes fra metaller, som kan bøyes fordi elektronsjoen "følger med" (men det er en historie for et senere kapittel).

For det tredje leder ioneforbindelser strøm -- men bare når de er smeltet eller løst i vann. I fast form sitter ionene fast i gitteret og kan ikke bevege seg. Men når gitteret smeltes eller løses opp i vann, kan ionene bevege seg fritt, og vi får en elektrolytt som leder strøm.

For det fjerde er ioneforbindelser ofte loeselige i vann. Vannmolekyler er polare -- oksygensiden er delvis negativ og hydrogensidene er delvis positive. Den negative oksygensiden tiltrekkes av kationene, og den positive hydrogensiden tiltrekkes av anionene. Vannmolekylene omgir ionene og trekker dem ut av gitteret -- en prosess kalt hydratisering. Derimot løser NaCl seg ikke i olje, fordi oljemolekyler er upolare og ikke kan tiltrekke ionene. Dette gir oss tommelfingerregelen "like løser like": polare stoffer løser seg i polare løsemidler, upolare i upolare.

Til slutt er ioneforbindelser krystallinske. Det regelmessige gitteret gir krystaller med rette kanter og flater -- tenk på de vakre, firkantede saltkornene.

Oppsummering

Fra det hvite saltet på bordet til keramikken i tennene dine -- ioneforbindelser er overalt, og egenskapene deres kan forklares elegant ut fra måten atomer overforer elektroner på.

Nokkelkunnskapen fra dette kapittelet:

- Ionebinding dannes ved overforing av elektroner fra metaller til ikke-metaller. Metaller danner positive kationer, ikke-metaller danner negative anioner. Begge oppnår edelgasskonfigurasjon
- Ionegitteret er en tredimensjonal struktur av vekslende positive og negative ioner. Det finnes ingen individuelle molekyler -- bare et kontinuerlig gitter
- Formler bestemmes ved at summen av ladninger må være null: CaCl2 (Ca2+ og 2 Cl-), Al2O3 (2 Al3+ og 3 O2-)
- Hoyt smeltepunkt fordi den elektrostatiske tiltrekningen er sterk. Høyere ioneladning gir høyere smeltepunkt (MgO: 2852 grader mot NaCl: 801 grader)
- Sprø fordi forskyvning av ionerlag forer til frastoting mellom like ladninger
- Leder strøm bare når smeltet eller løst i vann (bevegelige ioner). Fast form leder ikke
- Løselig i vann på grunn av hydratisering -- polare vannmolekyler omgir ionene og trekker dem ut av gitteret