Nejlepší odpověď
Iontová vazba je úplný přenos valenčních elektronů mezi atomy. Jedná se o typ chemické vazby, která generuje dva opačně nabité ionty. V iontových vazbách kov ztrácí elektrony, aby se stal kladně nabitým kationtem, zatímco nekovový přijímá tyto elektrony, aby se stal záporně nabitým aniontem.
Vlastnosti iontové vazby:
~ Iontová vazba vede k tvorbě krystalických iontových pevných látek, které se skládají z iontů.
~ Iontové pevné látky mají vysoké teploty tání a teploty varu.
~ Iontové sloučeniny jsou dobrou elektrickou vodičem, když jsou roztaveny nebo v jejich roztocích kvůli přítomnosti iontů.
~ Jsou rozpustné ve vodě nebo v jiném polárním rozpouštědle, ale nerozpustné v nepolárním rozpouštědle.
~ Iontové vazby mají polární povahu.
~ Iontové vazby se tvoří mezi kovy a nekovy, jako je NaCl, KBr atd.
~ Na rozdíl od kovalentních sloučenin existují iontové sloučeniny v pevném stavu.
Odpověď
Iontová vazba je definována jako vazba, která je dostatečně nakloněná tak, že jedna sada atomů má všechny elektrony, které jim byly darovány jinou sadou atomů. Neexistuje však nic jako čistě iontová vazba! Dokonce i krystaly vyrobené z iontů mají částečný kovalentní charakter ve vazbách nebo interakcích mezi atomy tvořícími krystaly . Iontová vazba se tradičně objevuje, když je rozdíl mezi elektronegativitou interagujících atomů větší než 1,7 Paulings. Kovalentní vazby obsahující atomy, jejichž elektronegativity se liší o 1,0 Paulings, se považují za být polární kovalentní vazby. Iontové vazby tedy mohou a mají parciální polární kovalentní charakter. Ve vazbách mezi atomy s malým nebo žádným rozdílem elektronegativity je vazba považována za kovalentní, ale nepolární.
Mnoho faktorů může změnit charakter iontové vazby vazby. Přesun atomů blízko sebe může zvýšit charakter kovalentní vazby a změnit hybridizaci orbitalů používaných k vytvoření této vazby. Umístěním atomů dále od sebe je oddělíme jako odlišné ionty nebo fragmenty, se značně sníženým charakterem kovalentní vazby. Prostředí kolem atomu může také ovlivnit vazebné vlastnosti atomů k němu připojených. Atomy rozpuštěné v rozpouštědlech interagují s molekulami rozpouštědla a budou mít odlišný vazebný charakter ve srovnání s atomy ve stavu plynu nebo plazmy.
Hustota elektronů je běžná způsob, jak rozpoznat možné iontové vazby, protože iontové vazby mají tendenci být všesměrové (což je skvělé pro krystalové struktury) a mají sférický vzhled. Když určujeme hustotu elektronů pomocí výpočetní chemie nebo rentgenové krystalografie, hledáme při specifické koncentraci elektronů obklopujících atomy nebo molekulu. Tomu se říká isosurface s množstvím elektronů isovalue. Isovalues jsou definovány tak, že jednotkou jsou elektrony na kubický angstrom. Změna isovalue nám poskytne povrchy, které vypadají odlišně pro stejný systém. Nižší isovalue představují nízké koncentrace elektronů a mají tendenci být dále od atomů, zatímco vysoké isovalues označují vysoké koncentrace elektronů, které jsou blízko atomům. Pokud měli jsme použít nízké isovalue na některých molekulách, krystalech a systémech, budou vypadat jako systémy kovalentní vazby, i když obsahují atomy s velkými rozdíly elektronegativity. Pro ilustraci použijeme GeF4, který obsahuje germanium a fluor. V Paulingově stupnici elektronegativity má Ge hodnotu 2,01 Paulings, zatímco fluor má 3,98 Paulings. To by nám mělo dát rozdíl 1,87 Paulings, dostatečný k vytvoření iontových vazeb mezi těmito atomy.
GeF4 je čtyřboká molekula s vazbami Ge-F o délce 1,644 angstromů. Jedná se o „iontový“ analog methanu, CH4, a najdeme několik překvapení, když se podíváme na jeho elektronovou hustotu (počítáno pomocí funkční teorie hustoty na úrovni Becke-3-Lee-Yang-Parr) níže.
Takto vypadá jeho elektronová hustota při hodnotě 0,08 elektronů na kubický angstrom. Vypadá téměř iontově, ale stále se významně překrývá mezi jednotlivými atomy. Zjistíme také vzhledy polárních kovalentních vazeb, když vyzkoušíme nižší isovalu pro výpočty elektronové hustoty níže .
Střední hustota elektronů, 0,01 elektronu na kubický angstrom. Stále to vypadá jako typická polární kovalentní molekula, mnohem více jako CF4 nebo CCl4.
Nízká hustota elektronů, 0,002 elektronů na kubický angstrom. Všimněte si, že zmenšení izovalue elektronů na kubický angstrom vytvoří větší povrch. Takové povrchy poskytují vzhled kovalentních vazeb, dokonce i v iontových materiálech nebo pevných látkách. GeF4 se tedy nechová čistě jako iontová sloučenina, protože jeho elektronová hustota vypadá podobně jako polární kovalentní sloučeniny.
Chlorid sodný je jiný příběh, když se podíváme na jeho elektronovou hustotu. Sodík má hodnotu elektronegativity 0,93 Paulings, zatímco chlor má hodnotu 3,16 Paulings. To nám dává rozdíl 2,23 Paulings, více než dost na splnění tradičních definice iontové vazby. Můžeme snadno prozkoumat vazbu v této sloučenině pohledem na molekulu NaCl, představující dva atomy z miliard nebo více v typickém solném krystalu. Vysokoizolový povrch elektronové hustoty molekuly NaCl je níže.
Všimněte si sférického tvaru hustoty elektronů kolem těchto dvou atomů (Na je na pravé straně, Cl je na levé straně)? To je prominentní rys iontové vazby! Tyto dva atomy jsou od sebe vzdáleny 2 372 angstromů, což jim dává dostatečné rozestupy pro rozvoj iontové vazby. Pokud však snížíme hodnotu isovalue použitou k získání povrchu elektronové hustoty molekuly NaCl, začneme získávat vzhled kovalentní vazby, jak klesá koncentrace elektronů, a jdeme dále od atomů. Níže jsou uvedeny povrchy se střední a nízkou isovalue pro NaCl:
Střední hustota elektronů, která již vykazuje vlastnosti polární kovalentní vazby. Na je vlevo a Cl je zde pravý atom.
Povrch s nízkou elektronovou hustotou, ukazující více polární kovalentní vazby než iontové vazby, které jsme viděli dříve. Je možné, že všechny iontové materiály mají zvláštní hodnotu elektronové hustoty, kde se iontová vazba a kovalentní vazba začnou společně rozmazávat. Tato isovalue vytváří povrchy s hustotou elektronů ze samostatných atomů, které se sotva dotýkají, a je velmi citlivá na vzdálenost, počet koordinačních atomů, vlivy prostředí a dokonce i na substituci izotopů.
Dalším problémem „čisté iontové vazby“ je, že některé čistě homonukleární vazby mohou skutečně vypadat iontově! Tyto vazby jsou vyrobeny ze stejných atomů bez rozdílu elektronegativity, který by polarizoval některou z atomy. Takovým příkladem je dvojsodná sůl Na2. V plazmě nebo plynu sodíku mohou existovat nebo přežít molekulární formy tohoto kovu a mezi dvěma atomy sodíku má vzdálenost 3,086 angstromů. Podíváme-li se na povrch s vysokou hustotou elektronů pro tuto molekulu, najdeme sférické rozdělení kolem atomů!
Bez znalosti homonukleární vazby bychom hádali, že jde o iontovou vazbu. Když snížíme isovalue pro elektronovou hustotu v dvojsodném, zjistíme rozmazání chování iontových a kovalentních vazeb, stejně jako u molekulárních druhů NaCl níže.
Zde sférické tvary ustupují kovalentnější vazbě distribuce elektronů. Vidíme více kovalentní vazby, když dále snižujeme sondovanou koncentraci elektronů kolem atomů.
Proto nemůžeme úplně eliminovat kovalentní vazby v jakékoli sestavě atomy. Bude tam, bez ohledu na to, jak nakloněné budou elektrony sdíleny mezi atomy. Povrchy isovalue jsou důkazem, že neexistují žádné čisté iontové vazby. Iontová vazba je vždy částečně kovalentní. Toto zjištění platí také pro koordinační vazby, jako jsou vazby mezi borem a dusíkem v komplexech boran-amin. Molekula, BH3NH3, je dobrým modelem pro zkoumání vazby B-N, která se tradičně považuje za dativní vazbu. Atom dusíku dává atomu boru dva elektrony a mění formální náboje mezi atomy boru a dusíku. Když se podíváme na hustotu elektronů tohoto komplexu, zjistíme, že vazba BN se liší ve srovnání s vazby BH a NH, protože rozdíl elektronegativity mezi B (2,04 Paulings) a N (3,04 Paulings) je větší než u B vs. H a N vs. H. Vazba BN má rozdíl 1 Pauling, takže je považována za polární kovalentní vazbu.
Díky dativní vazbě je polární kovalentní vazba téměř iontová na tomto vysokém povrchu isovalue, ale krátká vzdálenost mezi atomy B a N (1,842 angstromů) ztěžuje dosažení dokonalého sférického rozdělení elektronů. Nižší isovalue nám poskytují lepší pohled na polární kovalentní vazbu.
Na této hodnotě nejsme schopni snadno rozlišit BH3NH3 z etanu, C2H6, jehož povrch elektronové hustoty je pod. Ethan má CC vazbu, která je dlouhá 1,512 angstromů, a nepovažuje se za silnou polární vazbu.
Po zvážení všech věcí je důležité pochopit, že žádný typ jednoduché vazby zcela nedominuje. Vazba může být iontová, kovalentní, kovová a polární najednou!