De Ionbinding PDF: Ionbindingen en ionisatie-energie

1 De Ionbinding 2.2 De Ionbinding 2.2.1 Mechanisme van de vorming van een ionverbinding Mechanismen Niet bij alle 1. Vorming van een ka on stappen komt er 2. Vorming van e...

1 De Ionbinding 2.2 De Ionbinding 2.2.1 Mechanisme van de vorming van een ionverbinding Mechanismen Niet bij alle 1. Vorming van een ka on stappen komt er 2. Vorming van een anion energie vrij 3. De binding De totale energie moet dalen want de vrijgekomen energie bepaalt de stabiliteit van de binding. Hoe meer energie vrijkomt jdens de binding, hoe sterker/stabieler de binding is. 2.2.2 Vorming van posi eve monoatomische ionen (ka on) 1 Ionisa e-energie Een atoom omze en in een posi ef geladen ion vereist energie; ionisa e-energie. Ionisa e-energie (𝐸 ): de energie die nodig is om de aantrekkingskracht van de kern op het elektron te verbreken.  𝐸 , : De energie die nodig is om het eerste elektron los te krijgen  𝐸 , : De energie die nodig is om het tweede elektron los te krijgen  𝐸, :… 𝐸, = 𝐸 , + 𝐸 , + … (a ankelijk van de hoeveelheid elektronen die geëxciteerd moeten worden) Ionisa e-energie wordt uitgedrukt in eV/atoom of kJ/mol. A ankelijk van de aantrekkingskracht van de kern  De groo e van de kern: als de kern kleiner wordt, wordt ook het 𝐸 ook kleiner o Een kleinere kern hee minder protonen en trekt elektronen minder sterk aan, waardoor het 𝐸 daalt.  Het hoofdenergieniveau (n): als n groter wordt, wordt het 𝐸 kleiner o Bij een groter n is het elektron verder van de kern, waardoor de aantrekkingskracht afneemt en 𝐸 daalt.  Aantal mantelelektronen: als het aantal mantelelektronen toeneemt daalt het 𝐸 o Meer mantelelektronen zorgen voor afscherming en verdelen de kernlading over meerdere elektronen, waardoor de aantrekkingskracht per elektron afneemt en 𝐸 daalt. DE IONBINDING BRUNEEL ALICIA 2 De Ionbinding 2 Ionisa e-energieën van eenzelfde atoom De ionisa e-energie neemt toe naarmate het atoom al elektronen hee afgestaan.  𝐸 , < 𝐸 , < 𝐸 , <... De factor kernlading hee geen invloed; de kern behoudt zijn aantal protonen, ondanks het exciteren van elektronen Het aantal mantelelektronen vermindert na het exciteren van elektronen waardoor de aantrekkingskracht op de overgebleven elektronen toeneemt. Een posi ef ion zal minder makkelijk een (nega ef geladen) elektron vrijmaken, dan een neutraal atoom. De ionisa e-energie neemt sterk toe wanneer ze betrekking hee op een elektron dat uit een lager niveau moet gehaald worden; de ionisa e-energie van het ion met een edelgasconfigura e is ineens veel groter. In eenzelfde atoom neemt de ionisa e-energie toe naarmate de lading van het ion groter wordt; zodra de edelgasconfigura e bereikt is, neemt ze plots sterk toe. 3 Ionisa e-energie van atomen in eenzelfde periode Valen e-elektronen van atomen binnen eenzelfde periode liggen op hetzelfde energieniveau (ze hebben dezelfde hoofdkwantumgetal); gee dus geen invloed op de waarden van de ionisa e- energie. Van links naar rechts in het PSE neemt zowel de kernlading en het aantal mantelelektronen toe.  Het effect van elektronen op eenzelfde niveau is veel minder belangrijk dan het effect van elektronen uit een lager energieniveau.  Het aantal mantelelektronen weegt niet op tegen de invloed van de kernlading. Als die groter wordt, wordt het uit te stoten elektron sterker aangetrokken (zijn energie wordt kleiner), en dus neemt de ionisa e-energie toe. In eenzelfde periode van het periodiek systeem neemt de ionisa e-energie (niet alleen de eerste, maar ook de tweede, de derde, …) toe van links naar rechts. (op enkele uitzonderingen na) DE IONBINDING BRUNEEL ALICIA 3 De Ionbinding 4 Ionisa e-energie van atomen in eenzelfde groep De ionisa e-energie daalt van boven naar onderen in eenzelfde groep. Van boven naar onderen s jgt het hoofdkwantumgetal van de valen e-elektronen, alsook het aantal mantelelektronen en de kernlading.  De eerste twee factoren zorgen voor een zwakkere aantrekking tot de kern; het toenemend aantal protonen versterkt de kracht van de kern. o De resultanten van die effecten (hoofdkwantumgetal, aantal mantelelektronen en kernlading) brengt meestal een lichte verlaging van de ionisa e-energie teweeg, als men in groep daalt.  De invloed van de kernlading wordt meer dan gecompenseerd door de twee en andere factoren. In eenzelfde groep van het periodiek systeem van de elementen neemt de ionisa e-energie (zowel eerste als tweede als derde …) toe van onderen naar boven. (op enkele uitzonderingen na) PSE Ei Ei Uitzonderingen op de regel van het PSE  Periodes: stabiele situa es zoals halfedelgasconfigura e (volle subschil) kunnen zorgen voor een onverwachte ionisa e-energie.  Groepen: als men naar beneden gaat in het PSE hebben alle drie de factoren een invloed op het 𝐸. Hoe lager men gaat in het PSE, hoe groter de invloed van de kern en hoe kleiner de invloed van het hoofdkwantumgetal. o Als de vermindering van de ionisa e-energie naar beneden toe afzwakt en zelfs wegvalt, is dat een gevolg van het feit dat de factor kernlading terrein wint tegenover de factoren kwantumgetal en afscherming. DE IONBINDING BRUNEEL ALICIA 4 De Ionbinding 2.2.3 Vorming van nega eve monoatomische ionen- elektronenaffiniteit (anion) Om een nega ef ion te kunnen vormen moet een atoom een vreemd elektron in zijn structuur opnemen. Voor de vorming van een anion bestaan er veel minder gegevens => de elektronenaffiniteit is veel minder goed gekend. De aantrekking van de kern op het atoom zorgt ervoor dat het elektron spontaan terechtkomt op de elektronenmantel indien;  Er plaats is  De eigen elektronen niet te afstotend werken Bij de meeste atomen komt er energie vrij bij de opname van een elektron; de elektronenaffiniteit. Een elektron moet van een energieniveau met een oneindig hoofdkwantumgetal naar een lager energieniveau zakken, hierbij komt het overtollige energie vrij. Elektronenaffiniteit (𝐸 ): de hoeveelheid energie die vrijkomt wanneer een elektron aan een atoom wordt toegevoegd. Hoe groter de elektronenaffiniteit, hoe gemakkelijker het atoom een elektron opneemt. Dezelfde factoren die de ionisa e-energie beïnvloeden, beïnvloeden ook de elektronenaffiniteit; hoofdkwantumgetal (n), het aantal mantelelektron, de kernlading. (De redens/regels van de ionisa e- energie gelden hier dus ook) De elektronenaffiniteit wordt groter als;  De kernlading groter is  Het hoofdkwantumgetal kleiner is  Het aantal mantelelektronen kleiner is In het periodiek systeem neemt de elektronenaffiniteit meestal toe van links naar rechts en van onder naar boven. PSE 𝐸 𝐸  Periodes: de elektronenaffiniteit s jgt bij toenemende kernlading  Groepen: de elektronenaffiniteit s jgt naar boven toe (de elementen van de tweede periode [Li, O, F] worden niet in rekening genomen) DE IONBINDING BRUNEEL ALICIA 5 De Ionbinding Het toevoegen van een tweede elektron aan een atoom vergt energie; de elektronenaffiniteit (𝐸 , ) is dan nega ef.  Door reeds opgenomen elektronen is er een toename aan mantelelektronen waardoor er sprake is van een sterkere afsto ng van de elektronen. o Dit leidt ook tot de verruiming van het atoom => de elektronen bevinden zich dus verder van de kern (meer afscherming van de kern), waardoor die aantrekkingskracht ook vermindert. Posi eve elektronenaffiniteit: de vorming van een eenmaal nega ef geladen monoatomische ionen uit atomen maakt energie vrij. Nega eve elektronenaffiniteit: om een ion met een nega eve lading te vormen, is er energie nodig. De waarde van de elektronenaffiniteit is a ankelijk van de samenstelling van het atoom. Kleine nega eve ionen met een kleine lading komen het gemakkelijkst tot stand. De elektronenaffiniteit is klein in vergelijking met de ionisa e-energie; er komt maar weinig energie vrij. DE IONBINDING BRUNEEL ALICIA 6 De Ionbinding 2.2.4 Roosterenergie (𝐸𝑅) Als we de ionisa e-energie en elektronenaffiniteit samen nemen verkrijgen we een nega ef getal, dit betekent dat er nog een verschijnsel nodig is dat de energiebalans guns g beïnvloedt. Hieruit volgt dus dat roosterenergie energie moet leveren (want een binding gebeurt enkel indien het stabieler wordt en er energie vrijkomt) 1 Vorming van een ionenpaar Elektrosta sche aantrekkingskracht: ionen met een tegengestelde ladingen trekken elkaar aan. Deze elektrosta sche krachten zorgen voor een grotere stabiliteit (er komt energie vrij bij het samenbundelen van de ionen) 2 Samenkomst van meerdere Ionenparen In werkelijkheid ontstaan er geen gasvormige ionenparen, maar bekomt men een vaste stof als gevolg van samenklontering van ionenparen. Bij de samenkomst van twee ionenparen ontstaan er nieuwe krachten  Aantrekkingskrachten o Tussen tegengestelde ladingen is er aantrekking over een afstand 𝑑  Afsto ngskrachten o Tussen gelijke ladingen is er afsto ng over een afstand 𝑑√2 De aantrekking is groter en belangrijker dan afsto ng, omdat 𝑑 < 𝑑 √2 ( de afstand tussen de tegengestelde ionen is korter) De toevoeging van een derde ionenpaar maakt energie vrij. Telkens wanneer er een ionenpaar bij komt, daalt de energie-inhoud (er komt energie vrij) en wordt het geheel stabieler. De energiebalans van de drie omze ngen is dus guns g. De ionenverbindingen is stabieler dan de vrije atomen en zal dus spontaan tot stand komen. Rooster-energie (𝐸 ): de hoeveelheid energie die vrijkomt bij de vorming van 1 mol kristallijne ionverbinding uit de samenstellende posi eve en nega eve ionen. (in kJ/mol) 3 De factoren die de 𝐸𝑅 beïnvloeden  De groo e van de ionlading; hoe groter de ionlading, hoe groter de 𝐸. o Hoe groter de ionlading, hoe sterker de elektrosta sche aantrekkingskracht en dus hoe groter de 𝐸.  De ionstraal; hoe kleiner de straal, hoe groter de 𝐸. o Hoe kleiner de ionstraal, hoe dichter de ladingen bij elkaar zi en, wat de elektrosta sche kracht en dus 𝐸 verhoogt.  Meerwaardige ionen o Meerwaardige ionen hebben een grotere lading en hebben dus sterkere aantrekkingskrachten, wat leidt tot een hogere 𝐸. De groo e van de ladingen hee een belangrijker effect op de roosterenergie dan de ionstralen. Kristalvorming uit posi eve en nega eve ionen maakt energie vrij, die roosterenergie is het grootst voor kleine ionen met een grote lading. DE IONBINDING BRUNEEL ALICIA 7 De Ionbinding 2.2.5 Ionlading en stabiliteit van ionverbindingen Een ionverbinding is stabieler naarmate er meer energie vrijkomt bij zijn vorming uit de atomen. 𝐸 =𝐸 −𝐸 +𝐸 Indien er meer energie vrijkomt en de binding dus stabieler is, zal het moeilijker zijn om die binding te verbreken. Er zal dus een binding tot stand komen waarbij de roosterenergie en de elektronenaffiniteit zo groot mogelijk zijn, en de ionisa e-energie zo klein mogelijk is. 1 Beperking van ladingsmogelijkheden Niet alle ionen kunnen stabiel bestaan binnen een ionbinding. Ionbindingen kunnen enkel bestaan als de vorming van ionen energe sch guns g is. Bij de vorming van ka onen mag de ionisa e-energie niet te hoog zijn, terwijl bij het vormen van een anion de elektronenaffiniteit niet te laag mag zijn. Ionen die de edelgasconfigura e overschrijden, komen niet voor; de opgeslorpte energie bij de vorming van die ionen is zo groot dat ze niet meer gecompenseerd kan worden door de roosterenergie. Isoëlektrische deeltjes: deeltjes met dezelfde edelgasconfigura e. Elementen uit de a-groepen De drijvende kracht bij de vorming van ionen is de drang om de dichtstbijzijnde edelgasconfigura e te bereiken. In een zout zijn ionen met edelgasconfigura e het stabielst, omdat de energiebalans dan het voordeligst is. Dit verklaart waarom nega eve metaalionen nooit voorkomen, evenmin als posi eve niet- metaalionen. (Dit zou te veel energie kosten; er wordt meer energie opgeslorpt dan vrijgegeven. Dit is energe sch onguns g voor de binding.) De vorming van ionen via edelgasconfigura e geldt echter niet voor alle elementen van de a- energiegroepen. In sommige gevallen is de benodigde energie voor ionisa e of elektronenopname zo groot dat deze niet meer gecompenseerd wordt door de energie die vrijkomt bij de vorming van een ionbinding. In zulke gevallen zijn covalente bindingen energe sch guns ger en komen daarom vaker voor. Elementen uit de b-groepen De meeste verbindingen van overgangselementen zijn ionverbindingen. De meeste overgangselementen en de zwaarste elementen uit IIIa en IVa geven aanleiding tot ionen met een maximale lading van 3+. De ionen beva en meestal gevulde (of een reeks halfgevulde) laatsteschilorbitalen; edel- of halfedelgasconfigura e. Atomen waarvan geen stabiele ionen tot stand kunnen komen, geven aanleiding tot covalente bindingen. DE IONBINDING BRUNEEL ALICIA 8 De Ionbinding 2 Stabiliteit van ionverbindingen Een ionverbinding is stabieler als er meer energie vrijkomt, m.a.w. als de som van 𝐸 = 𝐸 − 𝐸 + 𝐸 groter is. Kwalita ef onderzoek Bij een kwalita ef onderzoek vergelijkt men de ionisa e-energie, elektronenaffiniteit en de rooster- energie met elkaar in een tabel. Hierbij noteer je per categorie de beste situa e en waarom dit voordeliger is. Aan het eind vergelijk je de ionbindingen. Een kwalita ef onderzoek is meestal niet haalbaar, omdat sommige factoren tegengestelde effecten hebben;  Voor ionen met een grotere lading is de roosterenergie groter, maar dan moet er meer energie opgenomen worden om ze te vormen.  Grote posi eve ionen komen makkelijker tot stand dan kleine, maar leiden tot een kleinere roosterenergie.  De energie is a ankelijk van de verhouding van posi eve en nega eve ionen in het zout. Cijferma g/kwan ta ef onderzoek Men maakt gebruik van volgende formule; 𝑬𝒕𝒐𝒕 = 𝑬𝑹 − 𝑬𝒊 + 𝑬𝑨 Vermenigvuldig de waarden als je meerdere ionen van hetzelfde element hebt in een ionbinding. Bijvoorbeeld, in 𝑀𝑔𝐶𝑙 , waar je twee chloride-ionen hebt, moet je de elektronaffiniteit en roosterenergie voor twee chloride-ionen vermenigvuldigen. Ionverbindingen kunnen ook polyatomische ionen beva en, zoals het ammoniumion (𝑁𝐻 ); in deze soort ionen worden de atomen samengehouden door covalente bindingen. Polyatomische ionen; ionen die bestaan uit meerdere atomen. 2.2.6 Afme ngen van ionen ‘Atoomstraal’ is een vrij arbitrair begrip omdat het onmogelijk is om de precieze afstand van de kern tot de elektronendistribu e te vinden. Voor eenzelfde ion in verschillende bindingen zijn de straalverschillen heel klein. Posi eve ionen zijn kleiner en nega eve ionen zijn groter dan de overeenstemmende atomen. In een horizontale reeks neemt de ionstraal af bij toenemende kernlading. In een ver cale groep neemt de ionstraal toe bij toenemend aantal elektronenschillen. DE IONBINDING BRUNEEL ALICIA 9 De Ionbinding 2.2.7 Kristalstructuur van ionverbindingen 1 Samenstelling van ionverbindingen De samenstelling van een ionverbinding hangt onder meer af van de ladingen van de betrokken ionen. Om een neutraal geheel (verhouding) te verkrijgen, moeten er evenveel nega eve als posi eve ladingen voorkomen. 2 Ionroosters Vaste stoffen kristalliseren vaak uit in bepaalde geometrische vormen die men zonder instrument kunt waarnemen. Deze uitwendige macroscopische vorm van een kristal is een gevolg van de inwendige microstructuur (deze kunnen we vaak afleiden uit de zichtbare vorm). Onderzoek met röntgenstralen levert meer informa e over de inwendige bouw; de afme ngen en geometrie van de eenheidscel. De eenheidscel: de kleinste structuur die zich in de drie dimensies telkens weer herhaalt om het kristalrooster te vormen. De aard van de eenheidscel wordt bepaald door de verhouding van het aantal posi eve en nega eve ionen en hun rela eve groo e. Het coördina egetal van een ion: het aantal naaste buurionen van dat ion. In zouten waarin evenveel posi eve als nega eve ionen voorkomen, hebben beide ionen telkens hetzelfde coördina egetal. Voor zouten waarin bv. tweemaal meer nega eve dan posi eve ionen voorkomen is het coördina egetal van het nega eve ion tweemaal kleiner dan dat van het posi eve ion. De manier waarop posi eve en nega eve ionen gestapeld worden in een kristalrooster hangt af van de verhouding waarin ze in het zout voorkomen en van hun rela eve groo e. Dit leidt tot verschillende geometrische vormen van de eenheidscellen en verschillende coördina egetallen. *Vaak zit er een afstand tussen de ionen in geïllustreerde eenheidscellen, in werkelijkheid is er contact tussen de ionen. DE IONBINDING BRUNEEL ALICIA 10 De Ionbinding 2.2.8 Eigenschappen van ionverbindingen Hoog smeltpunt Ionverbindingen hebben een hoog smeltpunt doordat de sterke elektrosta sche krachten (coulombkrachten) de ionen in het kristal samengehouden. Om een zout te smelten is er dus een grote roosterenergie dat gedeeltelijk overwonnen moet worden. (het smeltpunt s jgt naarmate de roosterenergie toeneemt). Broosheid Hoewel ionverbindingen een geringe vluch gheid en een grote hardheid vertonen zijn ze broos (niet vervormbaar). Door een kracht op de ionbindingen uit te oefenen kunnen er ionlagen verschoven worden, zodat gelijknamige ionen tegen elkaar komen te liggen. Afsto ng leidt dan tot een breuk van de ionbinding met een effen breukvlak. Goed oplosbaar in polaire oplosmiddelen (water) Ionverbindingen zijn meestal goed oplosbaar in polaire oplosmiddelen zoals water, door de krach ge wisselwerking tussen de ionladingen en de dipolen en de dipolen van het oplosmiddel. Ionverbindingen lossen goed op in water doordat watermoleculen de ionen omringen en dispergeren, terwijl hun interac e-energie de ionroosterenergie overwint (de aantrekkingskracht van water is sterker dan die tussen de ionen). Elektrolyten Ionverbindingen zijn elektrolyten omdat hun ionen elektriciteit geleiden in oplossing en in gesmolten toestand. In een oplossing en in gesmolten toestand wordt het ionrooster verbroken (dissocia e): de vrijgekomen ionen maken geleiding van de elektrische stroom mogelijk. Dat gaat gepaard met chemische omze ngen (elektrolyse). Intermezzo 5 Isomorf: twee stoffen met dezelfde kristalvorm die samen kunnen uitkristalliseren in alle verhoudingen. Polymorfie: heel wat stoffen kunnen, a ankelijk van de omstandigheden, aanleiding geven tot de vorming van verschillende kristalstructuren. Amorf: vaste stoffen waarin we geen kristalstructuur in herkennen. (geen vorm) DE IONBINDING BRUNEEL ALICIA