3.1 Ionebinding

Elektrostatiske krefter

Elektrostatiske krefter er tiltreknings- eller frastøtningskrefter mellom ladede partikler.

Grunnleggende regler

Dette er grunnlaget for ionebinding.

Hva er en ionebinding?

En ionebinding er den elektrostatiske tiltrekningskraften mellom positivt ladede ioner (kationer) og negativt ladede ioner (anioner).

Viktig: Ionebindinger oppstår vanligvis mellom:
- Metaller (som avgir elektroner og blir kationer)
- Ikke-metaller (som tar opp elektroner og blir anioner)

Ionedannelse

Kationer (positive ioner)

Kationer dannes når et atom avgir ett eller flere elektroner:

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

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

Hvorfor avgir metaller elektroner?
Metaller har få valenselektroner og oppnår edelgasskonfigusasjon ved å avgå dem.

Anioner (negative ioner)

Anioner dannes når et atom tar opp ett eller flere elektroner:

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

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

Hvorfor tar ikke-metaller opp elektroner?
Ikke-metaller har mange valenselektroner og oppnår edelgasskonfigusasjon ved å ta opp noen få ekstra.

Elektronkonfigurasjon for ioner

Ioner streber etter å få samme elektronkonfigurasjon som nærmeste edelgass.

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

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

Lewis-strukturer for ioner

Vi kan tegne Lewis-strukturer for å vise elektronene i ioner.

Regler for Lewis-strukturer av ioner

Eksempler

Natriumion (Na⁺)

Na har 1 valenselektron. Når den avgir det:

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

(Ingen prikker, fordi alle valenselektronene er avgitt)

Kloridion (Cl⁻)

Cl har 7 valenselektroner. Når den tar opp 1:

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

(8 elektroner totalt = fullt oktett)

Oksidion (O²⁻)

O har 6 valenselektroner. Når den tar opp 2:

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

(8 elektroner totalt = fullt oktett)

Ionegitter og gitterenergi

Ionegitter

I faste ioniske forbindelser er ionene ordnet i et ionegitter – en tredimensjonal krystallstruktur.

Viktige punkter:
- Hver kation er omgitt av flere anioner
- Hver anion er omgitt av flere kationer
- Ionebindingene virker i alle retninger (ikke-retningsbestemt)
- Gitteret er elektrisk nøytralt totalt sett

Eksempel: Natriumklorid (NaCl)

I NaCl-krystaller:
- Hvert Na⁺ er omgitt av 6 Cl⁻
- Hvert Cl⁻ er omgitt av 6 Na⁺
- Dette danner et kubisk gitter

Gitterenergi

Gitterenergi er energien som frigjøres når ioner i gassfase danner et ionegitter:

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

Jo større gitterenergi, desto sterkere ionebinding.

Faktorer som påvirker gitterenergi

1. Ioneladning: Høyere ladning → større gitterenergi
- MgO (Mg²⁺, O²⁻) har mye høyere gitterenergi enn NaCl (Na⁺, Cl⁻)

2. Ionestørrelse: Mindre ioner → større gitterenergi
- LiF har høyere gitterenergi enn CsI (Li⁺ og F⁻ er små ioner)

Formel (ikke pensum, men nyttig)

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

der $Q_1$ og $Q_2$ er ladningene, og $r$ er avstanden mellom ionene.

Empiriske formler for ioneforbindelser

En ioneforbindelse må være elektrisk nøytral totalt sett.

Regel for å sette opp formler

Total positiv ladning = Total negativ ladning

Fremgangsmåte

1. Identifiser ionene og deres ladninger
2. Finn det minste antallet av hver ion som gir nøytral forbindelse
3. Skriv formelen: kation først, deretter anion

Eksempler

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

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

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

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

Kryssregel (shortcut)

For ioner med ulike ladninger:
- Tallverdien av kationens ladning blir anionens indeks
- Tallverdien av anionens ladning blir kationens indeks

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

Egenskaper til ioniske forbindelser

Ioniske forbindelser har karakteristiske egenskaper som følge av ionegitteret og de sterke elektrostatiske kreftene.

1. Høyt smeltepunkt og kokepunkt

- Årsak: Sterke elektrostatiske krefter mellom ionene krever mye energi for å brytes
- Eksempel: NaCl smelter ved 801°C

Sammenheng:
- Større gitterenergi → høyere smeltepunkt
- MgO (gitterenergi ca. 3800 kJ/mol) smelter ved 2852°C
- NaCl (gitterenergi ca. 780 kJ/mol) smelter ved 801°C

2. Løselighet i vann

- De fleste ioniske forbindelser løses i vann
- Vannmolekyler (polare) omgir ionene og bryter opp ionegitteret
- Hydratisering frigjør energi som kompenserer for gitterenergien

Viktig:
- Ioniske forbindelser løses IKKE i upolare løsemidler (som benzen, heksan)

3. Elektrisk ledningsevne

I fast tilstand: LEDER IKKE strøm
- Ionene er fastlåst i gitteret og kan ikke bevege seg

Smeltet eller løst i vann: LEDER strøm
- Ionene er frie til å bevege seg
- Kationer (+) beveger seg mot katoden (−)
- Anioner (−) beveger seg mot anoden (+)

4. Sprø/harde, men skjøre

- Harde: Sterke ionebindinger gjør krystallene harde
- Skjøre: Hvis lagene forskyves, kommer like ladninger ved siden av hverandre → frastøting → krystallen sprekker

Oppsummering

Oppsummering: Ionebinding

Hovedpunkter

1. Ionebinding = elektrostatisk tiltrekning mellom kationer (+) og anioner (−)
2. Kationer dannes når metaller avgir elektroner
3. Anioner dannes når ikke-metaller tar opp elektroner
4. Ioner streber etter edelgasskonfigurasjon
5. Ionegitter = tredimensjonal krystallstruktur
6. Gitterenergi avhenger av ioneladning og ionestørrelse
7. Empiriske formler må være elektrisk nøytrale
8. Ioniske forbindelser har:
- Høye smeltepunkter
- Løselige i vann (polart løsemiddel)
- Leder strøm når smeltet eller løst
- Harde, men skjøre