이온 결합

Ionic bonding
나트륨과 불소 원자는 나트륨 이온과 불소 이온을 형성하기 위해 리독스 반응을 거친다. 나트륨은 안정적인 전자 구성을 위해 외부 전자를 잃고, 이 전자는 불소 원자 속으로 외기적으로 들어간다. 반대로 충전된 이온들(대개 많은 이온들)은 서로 끌어당겨 고체 플루오르화 나트륨을 형성한다.

이온 본딩은 정전기적 결합의 한 종류로, 또는 전기가중성이 극명하게 다른 두 원자 사이의 정전기적 흡인을 수반하며,[1] 이온 화합물에서 발생하는 일차적 상호작용이다. 공밸런트 본딩, 금속 본딩과 함께 본딩의 주요 유형 중 하나이다. 이온은 정전기 전하를 가진 원자(또는 원자 그룹)이다. 전자를 얻는 원자는 음전하를 띤 이온(음이온이라고 함)을 만든다. 전자를 잃은 원자는 양전하 이온(양전하 이온)을 만든다. 이 전자의 전달은 공밸런스와 대조적으로 전기밸런스라고 알려져 있다. 가장 간단한 경우, 양이온은 금속 원자이고 음이온은 비금속 원자지만, 이러한 이온은 NH나+
4 SO와2−
4 같은 분자 이온과 같은 보다 복잡한 성질을 가질 수 있다. 간단히 말해서, 이온 결합은 두 원자의 완전한 발란스 껍질을 얻기 위해 금속에서 비금속으로의 전자의 전달에서 비롯된다.

한 원자나 분자가 전자를 다른 원자나 분자에게 완전히 전달하는 깨끗한 이온 결합은 존재할 수 없다는 것을 인식하는 것이 중요하다: 모든 이온 화합물은 어느 정도 공밸런트 결합 또는 전자 공유를 가지고 있다. 따라서 "이온 본딩"이라는 용어는 이온성이 공밸런트 문자보다 클 때, 즉 두 원자 사이에 큰 전기적 가극성 차이가 존재하여 전자가 더 균등하게 공유되는 공밸런트 본딩에서보다 더 극성(이온성)이 되도록 하는 결합으로 주어진다. 부분적으로 이온적이고 부분적으로 공존하는 성격을 가진 결합을 극성 공밸런트 결합이라고 한다.

이온 화합물은 용해되거나 용해될 때 전기를 전도하며 일반적으로 고체일 때는 전도하지 않는다. 이온화합물은 일반적으로 구성되는 이온의 전하에 따라 용해점이 높다. 전하가 높을수록 응집력이 강하고 용해점이 높아진다. 그것들은 또한 물에 녹는 경향이 있다; 응집력이 강할수록 용해도는 낮아진다.[2]

개요

거의 꽉 차거나 거의 비어 있는 용맹성 껍질을 가진 원자들은 매우 반응하는 경향이 있다. 강한 전기적(할로겐의 경우와 마찬가지로)인 원자는 발란스 껍질 안에 빈 궤도를 한두 개만 가지고 있는 경우가 많고, 다른 분자와 결합하거나 전자를 얻어 음이온을 형성하는 경우가 많다. 약하게 전기적(알칼리 금속 등)인 원자는 발란스 전자가 상대적으로 적어 강한 전기적 원자와 쉽게 공유할 수 있다. 결과적으로, 약한 전기 원자는 전자 구름을 왜곡하고 양이온을 형성하는 경향이 있다.

포메이션

이온 결합은 이온화 에너지가 낮은 원소(보통 금속)의 원자가 전자의 일부를 주어 안정적인 전자 구성을 달성할 때 리독스 반응에서 발생할 수 있다. 그렇게 함으로써 양이온이 형성된다. 전자 친화력이 더 큰 다른 원소(보통 비금속)의 원자는 하나 이상의 전자를 받아들여 안정된 전자 구성을 얻고, 전자를 받아들인 후 원자는 음이온이 된다. 전형적으로 안정된 전자 구성은 s-블록과 p-블록의 원소들을 위한 고귀한 기체들 중 하나이며, d-블록과 f-블록 원소들을 위한 특정한 안정적인 전자 구성이다. 음이온과 양이온 사이의 정전기적 인력은 이온이 교대로 쌓이는 결정학적 격자를 가진 고체를 형성하게 한다. 그러한 격자에서는 보통 이산 분자 단위를 구별할 수 없기 때문에 형성된 화합물이 자연에서 분자가 아니다. 그러나 이온 자체는 복잡할 수 있고 아세테이트 음이온이나 암모늄 양이온과 같은 분자 이온을 형성한다.

리튬과 플루오린 간의 이온 결합을 표현하여 플루오르화 리튬을 형성한다. 리튬은 낮은 이온화 에너지를 가지고 있으며 불소 원자에 외로운 발란스 전자를 흔쾌히 내주는데, 이것은 양의 전자 친화력을 가지고 있으며 리튬 원자가 기증한 전자를 받아들인다. 최종 결과는 리튬은 헬륨이 이소전자이고 불소는 네온과 이소전자라는 것이다. 정전기 상호작용은 두 결과 이온 사이에 발생하지만, 일반적으로 집계는 두 이온으로 제한되지 않는다. 대신에, 이온 결합에 의해 함께 결합되는 전체 격자로의 집합이 그 결과물이다.

예를 들어, 일반적인 식탁용 소금은 염화나트륨이다. 나트륨(Na)과 염소(Cl)가 결합하면 나트륨 원자는 각각 전자를 잃어 양이온(Na+)을 형성하고 염소 원자는 각각 전자를 얻어 음이온(Cl−)을 형성한다. 이온들은 1:1 비율로 서로 끌어당겨 염화나트륨(NaCl)을 형성한다.

Na + Cl → Na+ + Cl− → NaCl

단, 전하중립성을 유지하기 위해 음이온과 양이온의 엄격한 비율을 준수하여 일반적으로 이온화합물이 분자화합물이 아님에도 불구하고 스토이치측정법칙을 준수하도록 한다. 합금으로 전환되고 혼합 이온 결합과 금속 결합을 갖는 화합물의 경우, 더 이상 그렇지 않을 수 있다. 예를 들어, 많은 황화물이 비스토이치계 화합물을 형성한다.

많은 이온화합물은 NaOH와 같은 아르헤니우스 기지의 HCl과 같은 아르헤니우스 산과 중성화 반응에 의해서도 형성될 수 있기 때문에 소금이라고 불린다.

NaOH + HCl → NaCl + HO2

소금 NaCl은 산 휴식 Cl과− 염분 휴식 Na로+ 구성된다고 한다.

양이온을 형성하기 위해 전자를 제거하는 것은 내열성이 있어 시스템의 전체 에너지를 상승시킨다. 또한 기존 결합을 깨거나 음이온을 형성하기 위해 두 개 이상의 전자를 추가하는 것과 관련된 에너지 변화도 있을 수 있다. 그러나 음이온이 양이온의 발란스 전자를 수용하고 그 후에 이온을 서로 끌어당기는 작용은 (라티스) 에너지를 방출하여 시스템의 전체 에너지를 낮추게 된다.

이온 결합은 반응에 대한 전체적인 에너지가 유리한 경우에만 발생한다. 일반적으로 반응은 발열성이지만, 예를 들어 수은산화물(HgO)의 형성은 발열성이 있다. 결과 이온의 전하가 이온 결합 강도의 주요 요인이다. 예를 들어, 소금 CA는+− 쿨롱의 법칙에 따라 CA보다2+2− 약 4배 약한 정전력에 의해 결합된다. 여기서 C와 A는 각각 일반적인 양이온과 음이온을 나타낸다. 이온의 크기와 격자의 특정 패킹은 이 다소 단순한 주장에서 무시된다.

구조물들

주요 기사: 이온 화합물
암염 격자에서는 각 나트륨 이온(퍼플 스피어)이 8개의 가장 가까운 염화 이온(녹색 스피어)과 정전기 교호작용을 한다.

고체 상태의 이온 화합물은 격자 구조를 형성한다. 격자 형태를 결정하는 두 가지 주요 요인은 이온의 상대적 전하와 그 상대적 크기다. 어떤 구조는 여러 화합물에 의해 채택된다. 예를 들어, 염화나트륨 암염의 구조는 많은 알칼리 할리드와 산화마그네슘과 같은 이항산화물에 의해서도 채택된다. Pauling의 규칙은 이온 결정의 결정 구조를 예측하고 합리화하기 위한 지침을 제공한다.

본딩 강도

주요기사 : 격자 에너지

고체 결정 이온 화합물의 경우 기체 이온에서 고체를 형성하는 엔탈피 변화를 격자 에너지라고 부른다. 격자 에너지의 실험 값은 Born-Haber 사이클을 사용하여 결정할 수 있다. 또한 양이온과 음이온의 상호작용을 합한 정전기 전위 에너지와 단거리 역방향 전위 에너지 용어를 사용하여 계산(예측)할 수 있다. 정전기 전위는 결정의 지오메트리를 고려한 간극 분리 및 상수(마델룽 상수)의 관점에서 표현할 수 있다. 핵에서 멀어질수록 방패는 약해진다. Born-Landé 방정식은 계산된 (예측된) 값이 -756 kJ/mol인 염화나트륨의 격자 에너지에 합당한 적합성을 제공하며, 이는 Born-Haber 사이클을 사용한 -787 kJ/mol과 비교된다.[3][4] 수용액에서는는 관습적 강도는 Bjerrum 또는 Fuoss 방정식으로 이온 전하, 오히려[5]분극 또는 크기와 같은 소금 다리가 힘 가장 자주 평형의 분자들 대부분의 cationic과 음이온 사이트가 포함된 사이의 측정 값으로 평가된다는 이온의 자연의 독립의 함수로 묘사될 수 있다.기n이 해결되다 [6] 물의 평형 상수는 각 소금 교량에 대한 첨가된 자유 에너지 기여도를 나타낸다. 복잡한 분자에서도 수소 결합을 식별하는 또 다른 방법은 결정학이며, 때로는 NMR-스펙트로스코피도 있다.

이온 결합의 강도를 정의하는 매력적인 힘은 쿨롱의 법칙에 의해 모델링될 수 있다. 이온 결합 강도는 전형적으로 170~1500kJ/mol 사이에 있다.[7][8]

양극화 효과

순수 이온화합물의 결정 격자 내 이온은 구형이지만, 양이온이 작거나 충전량이 높으면 파잔의 법칙에 요약된 효과인 음이온의 전자구름을 왜곡시킬 것이다. 이러한 음이온의 양극화는 두 핵 사이의 추가 전하 밀도, 즉 부분적 공밸런스로 축적되게 한다. 음이온이 클수록 더 쉽게 편극되지만, 그 효과는 보통 전하 3+(예3+: Al)의 양이온이 관여할 때만 중요하다. 그러나 2+ 이온(Be2+) 또는 1+(Li+)은 크기가 너무 작기 때문에 어느 정도 편광력을 보인다(예: LiI는 이온적이지만 어느 정도의 공밸런트 결합이 존재한다). 이것은 전기장의 적용에 의한 격자 내 이온의 변위를 가리키는 이온 양극화 효과가 아니라는 점에 유의한다.

공밸런트 본딩과 비교

이온 본딩에서 원자는 정반대의 전하 이온의 끌어당김에 의해 결합되는 반면, 공밸런트 본딩에서 원자는 전자를 공유함으로써 안정적인 전자 구성을 얻는다. 공밸런트 본딩에서 각 원자 주위의 분자 기하학은 발란스 셸 전자 쌍 반발 VSEPR 규칙에 의해 결정되는 반면, 이온 물질에서는 기하학이 최대 패킹 규칙을 따른다. 공밸런트 본딩은 최적의 본딩 각도를 준수하지 않을 경우 에너지 페널티가 큰 반면 이온 본딩은 그러한 페널티가 없다는 점에서 더 방향적이라고 말할 수 있다. 서로 밀어내는 공유 전자 쌍은 없으며, 이온은 가능한 한 효율적으로 포장되어야 한다. 이것은 종종 훨씬 더 높은 조정 번호로 이어진다. NaCl에서 각 이온에는 6개의 결합이 있고 모든 결합 각도는 90°이다. CsCl에서 조정 번호는 8이다. 그에 비해 탄소는 일반적으로 최대 4개의 결합을 가진다.

결합에 관여하는 실체들의 근접성이 어느 정도 그들 사이에 전자 밀도를 공유할 수 있기 때문에 순수하게 이온 결합은 존재할 수 없다. 따라서, 모든 이온 결합은 어떤 공동의 특성을 가지고 있다. 따라서 결합은 이온적인 성격이 공발적인 성격보다 큰 이온적인 것으로 간주된다. 결합에 관여하는 두 종류의 원자의 전기성 차이가 클수록 이온성(극성)이 더 크다. 부분적으로 이온적이고 부분적으로 공존하는 성격을 가진 결합을 극성 공밸런트 결합이라고 한다. 예를 들어, Na-Cl과 Mg-O 상호작용은 몇 퍼센트의 공효율을 갖는 반면, Si-O 결합은 보통 50%의 이온성과 50%의 공효율을 가진다. Pauling은 (Pauling 척도에서) 1.7의 전기 가집도 차이가 50% 이온성에 해당하므로 1.7보다 큰 차이가 이온성이 지배적인 결합에 해당한다고 추정했다.[9]

공밸런트 결합의 이온적 문자는 4극핵(2H, N, Br, Cl 또는 I)을 가진 원자에 대해 직접 측정할 수 있다. 이들 핵은 일반적으로 NQR 핵 4극 공명 및 NMR 핵자기 공명 연구의 대상이다. 핵 4극 모멘트 Q와 전기장 구배(EFG) 사이의 상호작용은 핵 4극 커플링 상수를 통해 특성화된다.

QCC = e2qzzQ/h

여기서 eqzz 용어는 EFG 텐서의 주요 구성요소에 해당하며 e는 기본 전하임. 또한, 전기장 구배는 QCC 값이 NMR 또는 NQR 방법에 의해 정확하게 결정되었을 때 분자의 본딩 모드를 설명할 수 있는 길을 열어준다.

일반적으로 이온 결합이 고체(또는 액체) 상태에서 발생할 때, 격자를 함께 유지하는 응집력이 보다 집합적인 성질을 띠기 때문에 두 개별 원자의 단일 '이온 결합'에 대해 말하는 것은 불가능하다. 이것은 우리가 종종 두 개의 특정 원자들 사이에 국부화된 뚜렷한 결합을 말할 수 있는 공동의 결합의 경우 상당히 다르다. 단, 이온 본딩이 어느 정도의 공밸런스와 결합된다고 하더라도, 그 결과가 반드시 국부적 문자의 이산적 본딩이 되는 것은 아니다. 이러한 경우에, 결과 결합은 종종 전체 결정체에 걸쳐 있는 거대한 분자 궤도로 구성된 밴드 구조 측면에서 설명이 필요하다. 그러므로 고체의 결합은 종종 국부적이기 보다는 집합적인 성격을 유지한다. 전기성의 차이가 줄어들면 접합은 반도체, 반메탈 또는 결국 금속 접합이 있는 금속 도체로 이어질 수 있다.

참고 항목

참조

  1. ^ "Ionic bond". IUPAC Compendium of Chemical Terminology. 2009. doi:10.1351/goldbook.IT07058. ISBN 978-0-9678550-9-7.
  2. ^ Schneider, Hans-Jörg (2012). "Ionic Interactions in Supramolecular Complexes". Ionic Interactions in Natural and Synthetic Macromolecules. pp. 35–47. doi:10.1002/9781118165850.ch2. ISBN 9781118165850.
  3. ^ David Arthur Johnson, Metals and Chemical Change, Open University, Royal Society of Chemistry, 2002, ISBN 0-85404-665-8
  4. ^ 리너스 폴링, 화학적 결합의 본질과 분자와 결정의 구조: 코넬 대학교 출판부의 현대 구조 화학 소개, 1960 ISBN 0-801-40333-2 도이:10.1021/ja01355a027
  5. ^ 슈나이더, H.J.; 야치미르스키, A. (2000) 수프라몰리브 화학에서의 원리와 방법. 와일리 ISBN 9780471972532
  6. ^ Biedermann F, Schneider HJ (May 2016). "Experimental Binding Energies in Supramolecular Complexes". Chemical Reviews. 116 (9): 5216–300. doi:10.1021/acs.chemrev.5b00583. PMID 27136957.
  7. ^ 소보예조, W.O.(2003) 엔지니어링된 재료의 기계적 특성. 마르셀 데커 16-17페이지 ISBN 0-203-91039-7 OCLC 54091550.
  8. ^ 애스클랜드, 도널드 R. (2015년 1월) 재료의 과학과 공학. 라이트, 웬델린 J (제7판) 보스턴, 페이지 38. ISBN 978-1-305-07676-1. OCLC 903959750.
  9. ^ L. Pauling The Nature of the Chemical Bond (제3판, 옥스퍼드 대학 출판부 1960년) 페이지 98-100.

외부 링크