Karakteristieken van de ionbinding en de covalente binding

Blok 1: Kenmerken en definitie van de ionbinding

Definitie

Een ionbinding ontstaat door de elektrostatische interactie tussen een metaal- en een niet-metaalatoom. Deze binding ontstaat omdat het metaalatoom elektronen uit zijn buitenste schil volledig overdraagt aan het niet-metaalatoom, waardoor beide elementen streven naar een stabiele edelgasconfiguratie. Het metaalatoom verliest één of meer elektronen en wordt zo een positief geladen kation. Het niet-metaalatoom neemt deze elektronen op en wordt een negatief geladen anion. De resulterende elektrostatische aantrekkingskracht tussen deze tegengesteld geladen ionen vormt de ionbinding.

Belangrijke concepten

• Elektronenoverdracht: In een ionbinding is er een volledige overdracht van valentie-elektronen van het metaal naar het niet-metaal. Het is deze volledige elektronendeling die ionvorming in gang zet, in tegenstelling tot een partiële deling bij covalente binding.

• Ionenvorming: De overdracht doorkruist de elektronegativiteitsgradiënt tussen de atoomsoorten, waarbij het metaal met een lage elektronegativiteit snel zijn valentie-elektronen verliest aan een niet-metaal met hoge elektronegativiteit.

• Coulombkracht: Tussen de tegengesteld geladen ionen ontstaat een sterke elektrostatische aantrekkingskracht, de zogenaamde Coulombkracht. De sterkte van deze kracht is evenredig met het product van de ladingen van de ionen en omgekeerd evenredig met het kwadraat van hun onderlinge afstand.

• Elektrische eigenschappen: Ionenverbindingen zijn elektrisch neutraal als geheel, omdat het aantal positieve en negatieve ladingen in de verbinding exact gelijk is. In vaste toestand geleiden deze stoffen geen elektriciteit wegens starre, gefixeerde ionen. Wanneer de stof gesmolten is of opgelost in water (aq), zijn de ionen vrij bewegelijk en kunnen ze elektriciteit geleiden.

• Fysische eigenschappen: Ionverbindingen hebben doorgaans hoge smelt- en kookpunten, vertonen een kristalroosterstructuur, zijn vaste stoffen bij kamertemperatuur, meestal goed oplosbaar in gepolariseerde oplosmiddelen zoals water, en vormen vaste kristallen door de repulsie tussen identiek geladen ionen.

• Elektronegativiteit: Een ionbinding vormt zich uitsluitend als het verschil in elektronegativiteit ([INLINE EQUATION]\Delta EN[/INLINE EQUATION]) tussen de betrokken elementen groter is dan [INLINE EQUATION]1,7[/INLINE EQUATION].

• Effect van ladingsverschillen en molecuulgrootte: - Ladingsverschil: Hoe groter het ladingsverschil tussen ionen (bv. [INLINE EQUATION]\mathrm{Mg}^{2+}[/INLINE EQUATION] met [INLINE EQUATION]\mathrm{O}^{2-}[/INLINE EQUATION] versus [INLINE EQUATION]\mathrm{Na}^+[/INLINE EQUATION] met [INLINE EQUATION]\mathrm{Cl}^-[/INLINE EQUATION]), hoe sterker de aantrekkingskracht en dus hoe hoger de smelt- en kookpunten. - Molecuulgrootte: Hoe groter de ionen zijn, hoe groter hun onderlinge afstand en hoe zwakker de Coulombkracht, met lagere smelt- en kookpunten tot gevolg.

Formules en berekeningen

• Coulombkracht tussen ionen: $$F = \frac{|\mathrm{Q}_1 \times \mathrm{Q}_2|}{4\pi\varepsilon_0 r^2}$$ Waarbij: - F = elektrostatische kracht (N) - Q₁, Q₂ = ladingen van de ionen (in coulomb) - ε₀ = elektrische permittiviteit van het vacuüm - r = afstand tussen de centers van de ionen (in meter)

• Elektronegativiteitsverschil: $$\Delta EN = |\mathrm{EN}_{\text{metaal}} - \mathrm{EN}_{\text{niet-metaal}}|$$ Als [INLINE EQUATION]\Delta EN > 1,7[/INLINE EQUATION]: ionbinding.

• Roosterenergie ([INLINE EQUATION]E_\mathrm{ion}[/INLINE EQUATION]): $$E_\mathrm{ion} \propto \frac{Q_1 \times Q_2}{r}$$ De roosterenergie bepaalt mede het smeltpunt: hoe groter de ladingen [INLINE EQUATION]Q_1[/INLINE EQUATION] en [INLINE EQUATION]Q_2[/INLINE EQUATION], en hoe kleiner de ionstraal [INLINE EQUATION]r[/INLINE EQUATION], hoe sterker de binding.

Praktijkvoorbeelden

Voorbeeld 1: Natriumchloride (NaCl)