Jona ligo

El Vikipedio, la libera enciklopedio
Saltu al: navigado, serĉo
Natrio kaj fluoro kombiniĝas per redoksa reakcio formante natrian fluoridon. Natrio perdas sian eksteran elektronon donante al si stabilan elektronan konfiguracion, kaj ĉi tiu elektrono eniras la fluoran atomon eksoterme. La male ŝargaj jonoj – tipe multe da ili – tiam allogas unu la aliajn kaj formas solidon.

Jona ligo estas tipo de kemia ligo kiu estiĝas per elektrostata allogo inter male ŝargitaj jonoj kaj estas la primara interago okazanta en jonaj kombinaĵoj. Jono estas atomo kiu perdis unu aŭ pliajn elektronojn (katjono) aŭ atomo kiu akiris unu aŭ pliajn elektronojn (anjono). Ĉi tiu transiĝo de elektronoj nomiĝas elektrovalento, en kontrasto al kovalento. En la plej simpla okazo, la katjono estas metala atomo kaj la anjono estas nemetala atomo, sed ĉi tiuj jonoj povas esti pli kompleksaj, ekzemple molekulaj jonoj kiel NH4+ aŭ SO42−. En pli simplaj vortoj, jona ligo estas la translokiĝo de elektronoj de metalo al nemetalo por ke ambaŭ atomoj akiru plenan valentan ŝelon.

Estas grave rekoni ke ne povas ekzisti pura jona ligo – en kiu atomo "prenas" elektronon de alia. Ĉiuj jonaj kombinaĵoj havas iun gradon de kovalenta ligo, aŭ kunhavas elektronon. Do, la termino "jona ligo" estas uzata kiam la jona eco estas pli granda ol la kovalenta eco — tio estas, ligo en kiu ekzistas granda electronegativa diferenco inter la du atomoj, kaŭzante la ligon esti pli polara (jona) ol en kovalenta ligo kie elektronoj estas kunhavataj pli egale. Ligoj kun parte jona kaj parte kovalenta karaktero estas nomataj polaraj kovalentaj ligoj.

Jonaj kombinaĵoj konduktas elektron kiam fandofluaj aŭ en solvaĵo, sed tipe ne kiel solido. Jonaj kombinaĵoj ĝenerale havas altan fandopunkton, dependantan de la ŝargo de la jonoj el kiuj ili konsistas. Ju pli altaj la ŝargoj des pli fortaj estas la koheraj fortoj kaj des pli alta la fandopunkto. Ili ankaŭ emas esti solveblaj en akvo. Ĉi tie, la kontraŭa tendenco proksimume validas: ju pli malfortaj la koheraj fortoj, des pli granda la solvebleco.

Superrigardo[redakti | redakti fonton]

Atomoj kiuj havas preskaŭ plenan aŭ preskaŭ malplenan valentan ŝelon emas esti tre reakciemaj. Atomoj kiuj estas forte elektronegativaj (kiel la halogenoj) ofte havas nur unu aŭ du malplenajn orbitalojn en sia valenta ŝelo kaj ofte ligas kun aliaj molekuloj aŭ akiras elektronojn formante anjonojn. Atomoj kiuj estas malforte elektronegativaj (kiel la alkalaj metaloj) havas relative malabundajn valentajn elektronojn kiuj estas facile kunhaveblaj kun atomoj kiuj estas forte elektronegativaj. Tial, malforte elektronegativaj atomoj emas distordi sian elektronan nubon kaj formas katjonojn.

Formado[redakti | redakti fonton]

Jonaj ligoj en natria klorido

Jona ligo povas rezulti el redoksa reakcio kiam atomoj de elemento (kutime metalo), kies joniga energio estas malalta, donas kelkajn iliajn elektronojn por atingi stabilan elektronan konfiguracion. Farante tion, katjonoj formiĝas. La atomo de alia elemento (kutime nemetalo), kies elektrona afineco estas pozitiva, tiam akceptas la elektrono(j)n, ankaŭ por atingi stabilan elektronan konfiguracion kaj post akcepto de la elektrono(j) la atomo fariĝas anjono. Tipe, la stabila elektrona konfiguracio estas tiu de iu nobla gaso por elementoj en la s-bloko kaj la p-bloko kaj aparte stabilaj elektronaj konfiguracioj por elementoj en la d-blokof-bloko. La elektrostatika allogo inter la anjonoj kaj katjonoj kondukas al la formado de solido kun kristalografa krado en kiu la jonoj estas stakigitaj en alternanta formo. En tia krado, kutime ne eblas distingi unuopajn molekulajn unuojn, do la kombinaĵoj formitaj ne estas molekulaj. Tamen, la jonoj mem povas esti kompleksaj kaj formi molekulajn jonojn kiel la acetata anjono aŭ la amonia katjono.

Ekzemple, tabla salo estas natria klorido. Kiam natrio (Na) kaj kloro (Cl) kombiniĝas, ĉiu natria atomo perdas elektronon, formante katjonon (Na+) kaj ĉiu klora atomo akiras elektronon formante anjonon (Cl). Ĉi tiuj jonoj tiam allogas unu la alian en rilatumo 1:1 por formi natrian kloridon (NaCl).

Na + Cl → Na+ + Cl → NaCl

Tamen, por daŭrigi ŝargan neŭtralecon, striktaj rilatumoj inter anjonoj kaj katjonoj okazas por ke jonaj kombinaĵoj, generale, obeu la regulojn de stekiometrio malgraŭ ne estantaj molekulaj kombinaĵoj. Por kombinaĵoj kiuj estas transiraj al la alojoj kaj posedas miksan jonan kaj metalan ligadon, tio ĉi eble ne validas. Multaj sulfidoj, ekzemple, ja formas nestekiometriajn kombinaĵojn.

Oni referas al multaj jonaj kombinaĵoj kiel saloj ĉar ili ankaŭ povas esti faritaj per la neŭtriga reakcio de bazo de Arrhenius kiel NaOH kun Arrhenius-acido kiel HCl

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Tiam oni diras ke la salo NaCl konsistas el la acida restaĵo??? Cl kaj la baza restaĵo Na+.

Bildigo de jona ligo inter litio kaj fluoro formi litian fluoridon.

Litio havas malaltan jonigan energion kaj facile donas sian solan valentan elektronon al fluora atomo, kiu havas pozitivan elektronan afinecon kaj akceptas la elektronon donitan de la litia atomo. La fina rezulto estas ke litio estas izoelektra kun heliumo kaj fluoro estas izoelektra kun neono. Elektrostatika interago okazas inter la du rezultintaj jonoj, sed tipe la agregostato ne estas limigita al du el ili. Male, formiĝas agregaĵo kiu estas vasta krado kuntenita de jonaj ligoj.

La forigo de elektronoj el la katjono estas endoterma, pliiganta la suman energion de la sistemo. Ankaŭ povas esti energiŝanĝoj rilate al rompigo de ekzistantaj ligoj aŭ la aldono de pli ol unu elektrono formi anjonojn. Tamen, la akcepto, fare de la anjono, de la valentaj elektronoj de la katjono kaj la posta allogo de la jonoj al ambaŭ eligas (kradan) energion kaj, tiel, malaltigas la suman energion de la sistemo.

Jona ligado okazos nur se la suma energia ŝanĝo por la reakcio estas favora. Ĝenerale, la reago estas eksoterma, sed, ekzemple, la formado de hidrarga oksido (HgO) estas endoterma. La ŝargo de la rezultaj jonoj estas grava faktoro en la forto de jona ligado, ekzemple, iu salo C+A estas kuntenita de elektrostatikaj fortoj ĉirkaŭ kvarfoje pli malfortaj ol C2+A2− laŭ la Leĝo de Coulomb, kie C kaj A reprezentas respektive ĝeneralajn katjonon kaj anjonon. Tamen ni ne atentas la grandecojn de la jonoj kaj la specifan strukturon de la krado en ĉi tiu simpla argumento.

Strukturoj[redakti | redakti fonton]

Jonaj kombinaĵoj en la solida stata formas kradajn strukturojn. La du ĉefaj faktoroj kiuj regas la formon de la krado estas la relativaj ŝargoj de la jonoj kaj iliaj relativaj grandoj. Iujn strukturojn adoptas nombro da kombinaĵoj; ekzemple, la strukturon de la roksalo natria klorido adoptas multaj alkalaj halidoj kaj binaraj oksidoj kiel MgO. La reguloj de Pauling donas gvidliniojn por antaŭvidi kaj raciigi la kristalajn strukturojn de jonaj kristaloj.

Forto de ligoj[redakti | redakti fonton]

Por solida kristala jona kombinaĵo la entalpi-ŝanĝo en la formado de la solido el gasaj jonoj estas nomita la krada energio. Eksperimenta valoro por la krada energio estas mezurebla uzante la Born-Haber-ciklon. Ankaŭ eblas kalkuli (antaŭvidi) ĝin uzante la Born-Landé-ekvacion kiel la sumon de la elektrostatika potenciala energio, kalkulita sumigante interagojn inter katjonoj kaj anjonoj, kaj mallongdistanca forpuŝa potenciala energia termino. La elektrostatika potencialo estas esprimebla rilate al la interjona apartiĝo kaj konstanto (Madelung-konstanto) kiu pritraktas la geometrion de la kristalo. Ju pli fora de la kerno des pli malforta la ŝirmo. La Born-Landé-ekvacio donas akcepteblan kongruon al la krada energio de, ekzemple, natria klorido, kie la kalkulita (antaŭvidita) valoro estas −756 kJ/mol, kiu estas komparebla al −787 kJ/mol per la Born-Haber ciklo.[1][2]

Polarigaj efikoj[redakti | redakti fonton]

En kristalaj kradoj de pure jonaj kombinaĵoj, la jonoj estas sferaj; tamen, se la pozitiva jono estas malgranda kaj/aŭ alte ŝargita, ĝi distordas la elektronan nubon de la negativa jono, efiko resumita en la reguloj de Fajan. Ĉi tiu polarigo de la negativa jono kondukas al plialtiĝo de kroma ŝarga denseco inter la du kernoj, t.e. al parta kovalento. Pli grandaj negativaj jonoj estas pli facile polarigeblaj, sed la efiko estas kutime grava nur kiam pozitivaj jonoj kun ŝargoj de 3+ (ekz., Al<sp>3+) implikiĝas. Tamen, 2+ jonoj (Be2+) aŭ eĉ 1+ (Li+) montras iom da polariga potenco ĉar ili estas tiel malgrandoj (ekzemple, LiI estas jona sed havas ioman kovalenton). Notu ke tio ne estas la jona polariga efiko kiu rilatas al delokiĝo de jonoj en la krado pro la apliko de elektra kampo.

Kompari kun kovalenta ligado[redakti | redakti fonton]

En jona ligo, la atomoj estas kuntenataj de allogo de kontraŭaj jonoj, dum, en kovalenta ligo, atomoj estas ligataj per kunhavataj elektronoj por atingi stabilan elektronan strukturon. En kovalenta ligo, la molekula geometrio ĉirkaŭ ĉiu atomo estas regata de valentŝela elektronpara forpuŝa VSEPR-regularo, dum, en jonaj materialoj, la geometrio sekvas maksimumajn pakajn regulojn. Oni povas diri ke kovalenta ligo estas pli unudirekta en la senso ke la energia kosto ne kongrui al la optimumaj ligaj anguloj estas granda, dum jona ligo ne havas tian koston. Ne enestas komunaj elektronaj paroj forpuŝi ĉiun alian, la jonoj simple devus esti pakitaj kiel eble plej efike. Tio ĉi ofte rezultigas multe pli altajn kunordigajn nombrojn. En NaCl, ĉiu jono havas 6 najbarojn kaj ĉiuj liganguloj estas 90 gradoj. En CsCl la kunordiga nombro estas 8. Por kompari, karbono tipe havas maksimume kvar najbarojn.

Pure jona ligo ne povas ekzisti, ĉar la proksimeco de la entoj enplektitaj en la ligo permesas iugrade kunhavi la elektronan densecon inter ili. Sekve, ĉiuj jonaj ligoj havas iom da kovalento. Tiel, ligado estas konsiderata jona, se la joneco estas pli granda ol la kovalento. Ju pli granda la diferenco en elektronegativeco inter la du tipoj de atomoj en la ligado, des pli jona (polara) ĝi estas. Ligoj kun parte jona kaj parte kovalenta eco estas nomitaj polarajn kovalentajn ligojn. Ekzemple, Na–Cl kaj Mg–O interagoj havas kelkan procenton da kovalento, dum Si–O ligoj estas kutime ~50% jona kaj ~50% kovalentaj. Pauling taksis ke elektronegativeca diferenco de 1,7 (laŭ la skalo de Pauling) rilatas al 50% joneco, do diferenco pli granda ol 50% rilatas al ligo kiu estas plejparte jona.[3] Joneco en kovalentaj ligoj estas rekte mezuritebla por atomoj havantaj kvadrupolan kernon (2H, 14N, 81,79Br, 35,37Cl or 127I). Ĉi tiuj kernoj estas ĝenerale objektoj de studado per nuklea kvadrupola resonanco (NKR) kaj nuklea magneta resonanco (NMR). Interagoj inter la atoma kvadrupola momento Q kaj la elektra kampa gradiento estas bildigebla per la atomaj kvadrupolaj kupladaj konstantoj QCC = e2qzzQ/h kie la termino eqZZ rilatas al la ĉefa ero de la EFG-tensoro kaj e estas la elementa ŝargo. Laŭvice, la elektra kampa gradiento malfermas la vojon al priskribo de ligaj reĝimoj en molekuloj kiam la QCC-valoroj estas precize mezuritaj per NMR aŭ NKR-metodoj.

Ĝenerale, kiam jona ligado okazas en la solida (aŭ likva) stato, ne eblas paroli pri ununura "jona ligo" inter du individuaj atomoj, ĉar la koheraj fortoj kiuj kuntenas la kradon havas pli kolektivan econ. Tio ĉi estas tre malsama en la okazo de kovalenta ligado, kie oni povas paroli pri klara ligo lokita inter du specifaj atomoj. Tamen, eĉ se jona ligado estas kombinita kun ioma kovalento, la rezulto ne estas nepre unuopaj ligoj de loka karaktero. En tiaj okazoj, la rezulta ligado ofte postulas priskribon rilate al benda strukturo konsistanta el gigantaj molekulaj orbitaloj etende de la tuta kristalo. Tiel, la ligado en la solido ofte retenas ĝian kolektivan pli ol lokan econ. Kiam la diferenco en elektronegativeco estas malpli, la ligado povas estigi duonkonduktaĵon, duonmetalon aŭ eĉ metalan konduktilon kun metala ligado.

Vidu ankaŭ[redakti | redakti fonton]

Referencoj[redakti | redakti fonton]

  1. David Arthur Johnson, Metals and Chemical Change, Open University, Royal Society of Chemistry, 2002, ISBN 0-85404-665-8
  2. Linus Pauling, The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry , Cornell University Press, 1960 ISBN 0-801-40333-2 doi:10.1021/ja01355a027
  3. L. Pauling The Nature of the Chemical Bond (3rd ed., Oxford University Press 1960) p.98-100.

Eksteraj ligoj[redakti | redakti fonton]

  • esperante Stoker, R.K. kaj Slabaugh, H.R. Ĝenerala, Organika, kaj Biologia Kemio tradukita de R.K. Jones ka D.A. Portman, publikigita de Esperanto-Societo de Ĉikago, Usono (1985) Ĉapitro 6, La kemia ligo.