4.3 Ionebinding og ioneforbindelser

Naar atomer gir og tar

Du har sikkert salt paa kjokkenbordet hjemme. Det ser ut som smaa, 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 groennlig gass. Hver for seg er begge farlige. Men naar de moetes, skjer noe magisk: natrium gir fra seg ett elektron til klor, begge oppnaar stabile elektronkonfigurasjoner, og resultatet er et ufarlig, hvitt krystall som vi stroor paa maten vaar.

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

Hvordan ioner dannes

La oss se naermere paa hvordan dette skjer. Metaller i gruppe 1, 2 og 3 har henholdsvis 1, 2 og 3 valenselektroner. De kan gi fra seg disse for aa oppnaa edelgasskonfigurasjon.

Natrium har elektronkonfigurasjonen 2, 8, 1. Ved aa 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.

Paa 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). Naa har Na+ konfigurasjonen 2, 8 og Cl- har 2, 8, 8 -- begge stabile! Na+ er positiv og Cl- er negativ, saa 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 moenster 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 vaere annerledes. I kalsiumklorid maa for eksempel to Cl- balansere en Ca2+, saa formelen er CaCl2. I aluminiumoksid trengs to Al3+ og tre O2- for at ladningene skal gaa opp, saa formelen er Al2O3.

Ioneforbindelsenes egenskaper

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

For det foerste har de hoeyt smeltepunkt og kokepunkt. Den elektrostatiske tiltrekningen mellom ionene er svart sterk, og det kreves mye energi aa bryte opp gitteret. NaCl smelter ved 801 grader Celsius. MgO, der ionene har dobbelt saa hoey ladning, smelter foerst ved 2852 grader! Gitterenergien -- energien som frigjores naar gassformige ioner danner fast gitter -- oeker med hoeyere ladning og mindre ioner.

For det andre er ioneforbindelser harde, men sproe. Gitteret er stivt og motstandsdyktig mot riper. Men naar du slaar paa 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 frastoeter hverandre kraftig, og gitteret sprekker. Dette er helt annerledes fra metaller, som kan boeyes fordi elektronsjoen "foelger med" (men det er en historie for et senere kapittel).

For det tredje leder ioneforbindelser stroem -- men bare naar de er smeltet eller loest i vann. I fast form sitter ionene fast i gitteret og kan ikke bevege seg. Men naar gitteret smeltes eller loeses opp i vann, kan ionene bevege seg fritt, og vi faar en elektrolytt som leder stroem.

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 loeser NaCl seg ikke i olje, fordi oljemolekyler er upolare og ikke kan tiltrekke ionene. Dette gir oss tommelfingerregelen "like loeser like": polare stoffer loeser seg i polare loesemidler, upolare i upolare.

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

Oppsummering

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

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 oppnaar 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 maa vaere null: CaCl2 (Ca2+ og 2 Cl-), Al2O3 (2 Al3+ og 3 O2-)
- Hoyt smeltepunkt fordi den elektrostatiske tiltrekningen er sterk. Hoeyere ioneladning gir hoeyere smeltepunkt (MgO: 2852 grader mot NaCl: 801 grader)
- Sproe fordi forskyvning av ionerlag forer til frastoting mellom like ladninger
- Leder stroem bare naar smeltet eller loest i vann (bevegelige ioner). Fast form leder ikke
- Loeselig i vann paa grunn av hydratisering -- polare vannmolekyler omgir ionene og trekker dem ut av gitteret