Iontová vazba

Z WikiSkript

Iontová vazba je typ chemické vazby, která vzniká mezi kovy a nekovy o rozdílu elektronegativit větším než 1,7.[zdroj?] Je považována za extrémní případ vazby polární kovalentní, ve které však dochází k úplnému předání jednoho nebo více elektronů. Při formaci této vazby dochází k translokaci elektronů z jednoho prvku na druhý za vzniku opačně nabitých iontů a jejich následnému přiblížení vedoucímu k uvolnění energie a stabilizaci celého systému tvorbou iontové vazby. Iontovou vazbu obsahují pevné látky, většinou různé soli, např. chlorid sodný (NaCl) nebo fluorid vápenatý (CaF2).

Vznik iontů a iontové vazby[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Prvky, které se nacházejí v levé části periodické tabulky (především prvky 1. a 2. skupiny) se vyznačují elektropozitivitou a nízkou hodnotou ionizační energie, z čehož plyne, že snadno odštěpují své valenční elektrony a tvoří kladně nabité ionty – kationty.

Mezi tyto prvky patří kovy. Jako příklad můžeme uvést sodík:

Na → Na+ + e- (oxidace)

Naopak prvky vyskytující se v pravé části tabulky jsou typickými nekovy. Mezi jejich společné vlastnosti patří vysoká hodnota elektronegativity a velká hodnota elektronové afinity, vlivem čehož ochotně přijímají elektrony a tvoří záporně nabité ionty – anionty.

Příkladem budiž chlor:

Cl  + e- → Cl- (redukce)


Jelikož se opačné náboje přitahují elektrostatickou silou, dojde k přiblížení iontů za vzniku iontové vazby.

Na+ + Cl- → NaCl

V procesu vzniku iontů dochází tedy k odtržení jednoho (popřípadě více) elektronů z valenční vrstvy elektropozitivního prvku a jeho začlenění do valenční vrstvy prvku elektronegativního. Mezi vzniklými ionty následně dojde k vyrovnání přitažlivých a odpudivých sil mezi kationty a anionty. Celý tento děj vede k stabilizaci částic dosažením elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu, což je nejstabilnější uspořádání elektronů valenční vrstvy.

Odštěpením elektronu získá sodík elektronovou konfiguraci neonu:

Stejně tak chlór získá přijetím elektronu elektronovou konfiguraci argonu:

Struktura iontových sloučenin[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Oproti kovalentním sloučeninám, které vytvářejí jednotlivé molekuly, tvoří iontové sloučeniny typické struktury označené jako iontové nebo krystalové mřížky. Jelikož ionty jsou sférické útvary, jejich náboj je rozložen rovnoměrně. V důsledku toho mají tendenci obklopovat se co největším počtem opačně nabitých iontů. Působení elektrostatických sil mezi opačně nabitými ionty tak dává za vznik charakteristickému pravidelnému uspořádání kationtů a aniontů v prostoru do trojrozměrné krystalové struktury, jejíž uspořádání závisí především na velikosti zúčastěných iontů. Např. v krystalu NaCl je sodný kation obklopen šesti chloridovými anionty, které opět obklopuje šest sodných kationtů.

Vlastnosti iontových sloučenin[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Za pokojové teploty jsou iontové sloučeniny pevné látky s krystalovou strukturou. Mají vysoké teploty tání a varu (vysoká disociační energie) a špatně vedou elektrický proud. Iontové sloučeniny jsou dobře rozpustné ve vodě a dalších polárních rozpouštědlech. V průběhu rozpouštění dochází k interakci molekul vody s iontovou látkou, následnému uvolnění iontů z krystalové mřížky a obklopení molekulami vody (vznik solvatačního obalu). Tento děj vede ke vzniku elektrolytů.
Zahříváním pevných iontových sloučenin dochází dodáním dostatečného množství energie k přerušení vazeb mezi jednotlivými ionty, čímž vznikají taveniny schopné vést elektrický proud.

Příklady iontových sloučenin[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

  • NaCl – chlorid sodný (kuchyňská sůl)
  • KCl – chlorid draselný
  • AlCl3 – chlorid hlinitý
  • CaCl2 – chlorid vápenatý
  • CaS - sulfid vápenatý
  • Fe2O3 – oxid železitý
  • FeO – oxid železnatý
  • Hg2Cl2 – chlorid rtuťný (triviální název: kalomel)
  • HgCl2 – chlorid rtuťnatý (triviální název: sublimát)
  • K2O – oxid draselný
  • K2S – sulfid draselný
  • Mg3N2 – nitrid hořečnatý
  • MgBr2 – bromid hořečnatý
  • MgO – oxid hořečnatý
  • MnO – oxid manganatý
  • MnO2 – oxid manganičitý (triviální název: burel)


Odkazy[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Související články[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Použitá literatura[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

  • RUSSELL, John B. General Chemistry. 1. vydání. New York : McGraw-Hill, 1992. ISBN 0-07-054445-X.
  • SPENCER, James N. (James Nelson) a George M BODNER. Chemistry :  structure and dynamics. 4. vydání. Hoboken : Wiley, 2008. ISBN 978-0-470-12928-9.
  • CHANG, Raymond a Brandon CRUICKSHANK. Chemistry. 8. vydání. Boston : McGraw-Hill, 2005. ISBN 0-07-251264-4.
  • JURSÍK, František. Anorganická chemie kovů. 1. vydání. Praha : Vysoká škola chemicko-technologická, 2002. ISBN 80-7080-504-8.
  • FLEMR, Vratislav a Bohuslav DUŠEK. Chemie I :  (obecná a anorganická). 2. vydání. Praha : SPN - pedagogické nakladatelství, 2007. ISBN 978-80-7235-369-9.
  • GÄRTNER, Harald. Kompendium chemie :  vzorce, pravidla a principy - úlohy a jejich řešení - periodická soustava prvků - výkladový slovník. 1. vydání. [Praha] : Euromedia Group - Knižní klub, 2007. ISBN 978-80-242-2012-3.


Reference[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

VACÍK, J., BARTHOVÁ, J., PACÁK, J., STRAUCH, B., SVOBODOVÁ, M., ZEMÁNEK, F. Přehled středoškolské chemie. 4. vydání. Praha: SPN-pedagogické nakladatelství a. s., 1999. 368s. ISBN 80-7235-108-7