3.1 Ionebinding

Elektrostatiske krefter

Elektrostatiske krefter er tiltreknings- eller frastøytingskrefter mellom ladde partiklar.

Grunnleggjande reglar

Dette er grunnlaget for ionebinding.

Kva er ei ionebinding?

Ei ionebinding er den elektrostatiske tiltrekningskrafta mellom positivt ladde ion (kation) og negativt ladde ion (anion).

Viktig: Ionebindingar oppstår vanlegvis mellom:
- Metall (som avgir elektron og blir kation)
- Ikkje-metall (som tek opp elektron og blir anion)

Iondanning

Kation (positive ion)

Kation blir danna når eit atom avgir eitt eller fleire elektron:

$$\text{Na} \rightarrow \text{Na}^+ + e^-$$

- Natrium (Na) avgir 1 elektron → Na⁺
- Kalsium (Ca) avgir 2 elektron → Ca²⁺
- Aluminium (Al) avgir 3 elektron → Al³⁺

Kvifor avgir metall elektron?
Metall har få valenselektron og oppnår edelgasskonfigurasjon ved å avgi dei.

Anion (negative ion)

Anion blir danna når eit atom tek opp eitt eller fleire elektron:

$$\text{Cl} + e^- \rightarrow \text{Cl}^-$$

- Klor (Cl) tek opp 1 elektron → Cl⁻
- Oksygen (O) tek opp 2 elektron → O²⁻
- Nitrogen (N) tek opp 3 elektron → N³⁻

Kvifor tek ikkje-metall opp elektron?
Ikkje-metall har mange valenselektron og oppnår edelgasskonfigurasjon ved å ta opp nokre få ekstra.

Elektronkonfigurasjon for ion

Ion strevar etter å få same elektronkonfigurasjon som næraste edelgass.

Døme: Natriumion (Na⁺)
- Na har konfigurasjon: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
- Na⁺ har konfigurasjon: 1s² 2s² 2p⁶ (same som neon)

Døme: Kloridion (Cl⁻)
- Cl har konfigurasjon: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
- Cl⁻ har konfigurasjon: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ (same som argon)

Lewis-strukturar for ion

Vi kan teikne Lewis-strukturar for å vise elektrona i ion.

Reglar for Lewis-strukturar av ion

Døme

Natriumion (Na⁺)

Na har 1 valenselektron. Når han avgir det:

$$[\text{Na}]^+$$

(Ingen prikkar, fordi alle valenselektrona er avgitt)

Kloridion (Cl⁻)

Cl har 7 valenselektron. Når han tek opp 1:

$$[\overset{\bullet\bullet}{\underset{\bullet\bullet}{\text{Cl}}}\overset{\bullet\bullet}{\phantom{\text{Cl}}}]^-$$

(8 elektron totalt = fullt oktett)

Oksidion (O²⁻)

O har 6 valenselektron. Når han tek opp 2:

$$[\overset{\bullet\bullet}{\underset{\bullet\bullet}{\text{O}}}\overset{\bullet\bullet}{\phantom{\text{O}}}]^{2-}$$

(8 elektron totalt = fullt oktett)

Iongitter og gitterenergi

Iongitter

I faste ioniske forbindingar er iona ordna i eit iongitter – ein tredimensjonal krystallstruktur.

Viktige punkt:
- Kvart kation er omgitt av fleire anion
- Kvart anion er omgitt av fleire kation
- Ionebindingane verkar i alle retningar (ikkje-retningsbestemte)
- Gitteret er elektrisk nøytralt totalt sett

Døme: Natriumklorid (NaCl)

I NaCl-krystallar:
- Kvart Na⁺ er omgitt av 6 Cl⁻
- Kvart Cl⁻ er omgitt av 6 Na⁺
- Dette dannar eit kubisk gitter

Gitterenergi

Gitterenergi er energien som blir frigjord når ion i gassfase dannar eit iongitter:

$$\text{Na}^+(g) + \text{Cl}^-(g) \rightarrow \text{NaCl}(s) + \text{energi}$$

Jo større gitterenergi, desto sterkare ionebinding.

Faktorar som påverkar gitterenergi

1. Ionladning: Høgare ladning → større gitterenergi
- MgO (Mg²⁺, O²⁻) har mykje høgare gitterenergi enn NaCl (Na⁺, Cl⁻)

2. Ionstorleik: Mindre ion → større gitterenergi
- LiF har høgare gitterenergi enn CsI (Li⁺ og F⁻ er små ion)

Formel (ikkje pensum, men nyttig)

$$E_{\text{gitter}} \propto \frac{Q_1 \cdot Q_2}{r}$$

der $Q_1$ og $Q_2$ er ladningane, og $r$ er avstanden mellom iona.

Empiriske formlar for ionforbindingar

Ei ionforbinding må vere elektrisk nøytral totalt sett.

Regel for å setje opp formlar

Total positiv ladning = Total negativ ladning

Framgangsmåte

1. Identifiser iona og ladningane deira
2. Finn det minste talet på kvart ion som gir nøytral forbinding
3. Skriv formelen: kation først, deretter anion

Døme

Døme 1: Natriumklorid
- Na⁺ og Cl⁻
- 1 × (+1) + 1 × (−1) = 0 ✓
- Formel: NaCl

Døme 2: Magnesiumoksid
- Mg²⁺ og O²⁻
- 1 × (+2) + 1 × (−2) = 0 ✓
- Formel: MgO

Døme 3: Magnesiumklorid
- Mg²⁺ og Cl⁻
- 1 × (+2) + 2 × (−1) = 0 ✓
- Formel: MgCl₂

Døme 4: Aluminiumoksid
- Al³⁺ og O²⁻
- 2 × (+3) + 3 × (−2) = +6 − 6 = 0 ✓
- Formel: Al₂O₃

Kryssregel (snarveg)

For ion med ulike ladningar:
- Talverdien av ladninga til kationet blir indeksen til anionet
- Talverdien av ladninga til anionet blir indeksen til kationet

Døme: Ca²⁺ og N³⁻
- Ca får indeks 3, N får indeks 2
- Formel: Ca₃N₂

Oppsummering: Ionebinding

Hovudpunkt

1. Ionebinding = elektrostatisk tiltrekning mellom kation (+) og anion (−)
2. Kation blir danna når metall avgir elektron
3. Anion blir danna når ikkje-metall tek opp elektron
4. Ion strevar etter edelgasskonfigurasjon
5. Iongitter = tredimensjonal krystallstruktur
6. Gitterenergi er avhengig av ionladning og ionstorleik
7. Empiriske formlar må vere elektrisk nøytrale
8. Ioniske forbindingar har:
- Høge smeltepunkt
- Løyselege i vatn (polart løysemiddel)
- Leier straum når smelta eller løyst
- Harde, men skøyre