Liên Kết Ion – Giải Thích Dễ Hiểu Và Các Ví Dụ Minh Họa

liên kết ion

Liên kết ion là liên kết hóa học, trong đó diễn ra sự trao đổi e lớp ngoài cùng giữa các nguyên tử để đưa chúng về cấu hình bền vững hơn là 8e lớp ngoài cùng. Bài viết sẽ giải thích một cách dễ hiểu nhất về liên kết này, cũng như các ví dụ minh họa.

1. Liên kết ion là gì?

Liên kết ion là một loại liên kết hóa học, trong đó các electron (e) hóa trị bị mất khỏi nguyên tử này và được lấy bởi nguyên tử khác. Sự trao đổi này dẫn đến một cấu hình e cao hơn, ổn định hơn cho cả hai nguyên tử. Liên kết ion dựa trên lực hút tĩnh điện giữa hai ion mang điện tích trái dấu.

Hai ion mang điện tích trái dấu này là cation và anion: Liên kết này liên quan đến một cation và một anion. Liên kết được hình thành khi một nguyên tử, điển hình là kim loại, mất một hoặc nhiều e, và trở thành một ion dương, còn gọi là cation. Một nguyên tử khác, thường là một phi kim loại, có thể nhận một hoặc nhiều e để trở thành ion âm, còn gọi là anion.

Lý do các e có xu hướng dịch chuyển là để nguyên tử có thể có được cấu trúc bền hơn. Mỗi nguyên tử sẽ có các lớp e bao bọc, trên mỗi lớp e có số lượng e khác nhau, trong đó, 8 là số lượng e bền chặt nhất. Vì vậy các nguyên tử luôn cố gắng đưa được lớp số e lớp ngoài cùng này về 8, hoặc là hoàn toàn không có e nào.

liên kết ion
Liên kết ion tạo cấu hình nguyên tử bền hơn

Những khí hiếm như neon hoặc argon có 8 electron ở lớp e ngoài cùng (khí hiếm trừ trường hợp heli chỉ có 2 e lớp ngoài cùng), vì thế chúng có tầm quan trọng cao. Những cấu trúc này theo một cách nào đó được coi là thứ “đáng mơ ước” đối với một nguyên tử.

2. Ví dụ

Một ví dụ về liên kết này là sự hình thành natri clorua (NaCl) từ nguyên tử natri (Na) và nguyên tử clo (Cl). Trong phản ứng này, nguyên tử natri bị mất e hóa trị duy nhất cho nguyên tử clo. Các ion sinh ra mang điện trái dấu và bị hút vào nhau do lực tĩnh điện.

2.1. Trao đổi e trong liên kết ion

Cụ thể, tại mỗi lớp e của Natri có các e lần lượt với số lượng như sau: 2, 8, 1. Ta thấy tại lớp ngoài cùng có 1e không bền, nếu nó cho đi electron đó thì nó sẽ trở nên ổn định hơn.

Số e các lớp của Clo lần lượt là 2, 8, 7 thiếu 1 electron để có thể đạt được 8e lớp ngoài cùng. Nếu nó có thể nhận được một electron từ một nơi nào đó, nó cũng sẽ trở nên ổn định hơn.

Câu trả lời dễ đoán, nếu nguyên tử natri nhường electron cho nguyên tử clo thì cả hai đều trở nên bền hơn.

Liên kết ion khác với liên kết cộng hóa trị mặc dù cả hai loại đều dẫn đến trạng thái e ổn định. Tuy nhiên trong liên kết cộng hóa trị, các electron được chia sẻ giữa hai nguyên tử. Tất cả các liên kết ion đều có một số đặc tính cộng hóa trị, nhưng sự khác biệt về độ âm điện giữa hai nguyên tử càng lớn thì đặc tính ion của tương tác càng chặt.

2.2. Cation và anion

Natri đã mất một electron, vì vậy nó không còn có số electron và proton bằng nhau. Vì nó có nhiều proton hơn electron nên nó có điện tích là 1+. Nếu các e bị mất khỏi nguyên tử, các ion dương được hình thành và nó là cation. Trong trường hợp này Na+ là cation.

Clo đã nhận được một e, vì vậy bây giờ nó có một e nhiều hơn số proton. Do đó nó có điện tích là 1-. Nếu nguyên tử nhận được electron, thì các ion âm được hình thành và gọi là anion. Trong trường hợp này Cl- là anion.

liên kết ion
Cation và anion trong liên kết ion của NaCl

3. Một số ví dụ khác

3.1. Oxit magie

Oxit magie được liên kết bằng lực hút rất mạnh giữa các ion. Liên kết trong chất này mạnh hơn trong natri clorua ví dụ trên vì lần này bạn có 2+ ion hút các ion 2-. Điện tích càng lớn thì lực hút càng lớn.

Mg (2,8,2) -> Mg2+ (2,8)

O (2,6) -> O2- (2,8)

Công thức của magie oxit là MgO.

3.2. Liên kết ion trong clorua canxi

Lần này bạn cần hai clo để sử dụng hết hai e ngoài cùng trong canxi. Công thức của canxi clorua là do đó CaCl2.

2Cl (2,8,7) -> 2Cl- (2,8,8)

Ca (2,8,8,2) -> Ca 2+ (2,8,8)

4. Kết

Như vậy, liên kết ion là một liên kết rất mạnh trong các liên kết hóa học và lực càng mạnh khi điện tích của các e càng lớn (càng nhiều e). Hy vọng qua bài viết các bạn đã hiểu hơn về liên kết hóa học này và các ví dụ liên quan.