Iontová vazba

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

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

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.

• 

  Krystalová mřížka NaCl

• 

  Prostorové uspořádání iontů v NaCl

• 

  Prostorové uspořádání iontů v CaF₂

Vlastnosti iontových sloučenin

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

• 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

Související články

• Elektronegativita

Použitá literatura

• 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

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