イオン結合

イオン結合は化学結合の一種で、反対に帯電したイオン間、または電気陰性度が大きく異なる2つの原子間の静電引力を伴う結合であり、^[1]イオン性化合物で発生する主要な相互作用である。共有結合や金属結合とともに、結合の主要な種類の1つである。イオンは、静電気を帯びた原子（または原子群）である。電子を獲得した原子は、負に帯電したイオン（アニオンと呼ばれる）を形成する。電子を失った原子は、正に帯電したイオン（カチオンと呼ばれる）を形成する。この電子の移動は、共有原子価とは対照的に電気原子価として知られている。最も単純なケースでは、カチオンは金属原子で、アニオンは非金属原子であるが、これらのイオンは、例えばNHのような分子イオンのように、より複雑になることもある。⁺
₄またはSO²⁻⁴
_...簡単に言えば、イオン結合は、金属から非金属への電子の移動によって生じ、両方の原子の完全な原子価殻が得られます。

1 つの原子または分子が電子を他の原子または分子に完全に渡すような、きれいなイオン結合は存在できません。すべてのイオン化合物は、ある程度の共有結合または電子共有を持っています。したがって、「イオン結合」という用語は、イオン性が共有結合性よりも大きい場合に使用されます。つまり、 2 つの原子間の電気陰性度に大きな差があり、電子がより均等に共有される共有結合よりも極性 (イオン性) が高い結合です。部分的にイオン性で部分的に共有性がある結合は、極性共有結合と呼ばれます。^[2]

イオン性化合物は溶融または溶液状態のときに電気を通しますが、固体のときは通しません。イオン性化合物は一般に融点が高く、その構成イオンの電荷に依存します。電荷が高いほど凝集力が強くなり、融点が高くなります。また、イオン性化合物は水に溶けやすい傾向があり、凝集力が強いほど溶解度が低くなります。^[3]

ほぼ満たされた、またはほぼ空の原子価殻を持つ原子は、非常に反応性が高い傾向があります。電気陰性度が強い原子 (ハロゲンなど) は、原子価殻に空の電子状態が 1 つまたは 2 つしかないことが多く、他の原子と結合したり、電子を獲得して陰イオンを形成したりすることが頻繁にあります。電気陰性度が弱い原子 (アルカリ金属など) は価電子が比較的少なく、それが電気陰性度が強い原子に簡単に奪われる可能性があります。その結果、電気陰性度が弱い原子は電子雲を歪めて陽イオンを形成する傾向があります。

• これらは、あらゆるタイプの化学結合の中で最も強い結合の1 つであると考えられています。これにより、イオン性化合物は非常に安定することがよくあります。
• イオン結合は高い結合エネルギーを持ちます。結合エネルギーとは、気体状態で結合を破壊するために必要なエネルギーの平均量です。
• ほとんどのイオン化合物は結晶構造の形で存在し、イオンが結晶の角を占めています。このような構造は結晶格子と呼ばれます。
• イオン性化合物は、水または他の極性溶媒に溶解すると、結晶格子構造を失い、イオンに分解します。このプロセスは溶媒和と呼ばれます。これらの自由イオンが存在すると、イオン性化合物の水溶液は電気の良導体になります。化合物が融点以上に加熱されると、融解と呼ばれるプロセスで同じことが起こります。

イオン結合は、イオン化エネルギーが低い元素（通常は金属）の原子が電子の一部を譲り渡して安定した電子配置を達成する酸化還元反応から生じます。その際に陽イオンが形成されます。より大きな電子親和力を持つ別の元素（通常は非金属）の原子は、1 つ以上の電子を受け入れて安定した電子配置を達成し、電子を受け取った原子は陰イオンになります。通常、安定した電子配置は、s ブロックおよびp ブロックの元素の場合は希ガスの 1 つであり、 d ブロックおよびf ブロックの元素の場合は特定の安定した電子配置です。陰イオンと陽イオンの間の静電引力により、イオンが交互に積み重なった結晶格子を持つ固体が形成されます。このような格子では、通常、個別の分子単位を区別することができないため、形成される化合物は分子ではありません。ただし、イオン自体は複合体であり、酢酸陰イオンやアンモニウム陽イオンなどの分子イオンを形成することがあります。

たとえば、一般的な食卓塩は塩化ナトリウムです。ナトリウム(Na) と塩素(Cl) が結合すると、ナトリウム原子はそれぞれ電子を失って陽イオン (Na ⁺ ) を形成し、塩素原子はそれぞれ電子を得て陰イオン (Cl ⁻ ) を形成します。その後、これらのイオンは 1:1 の比率で互いに引き付けられ、塩化ナトリウム (NaCl) が形成されます。

Na + Cl → Na ⁺ + Cl ⁻ → NaCl

しかし、電荷の中性を保つために、陰イオンと陽イオンの比率は厳密に守られており、イオン化合物は一般に分子化合物ではないにもかかわらず化学量論の規則に従います。合金への遷移状態にあり、イオン結合と金属結合が混在する化合物の場合、これは当てはまらない場合があります。たとえば、多くの硫化物は非化学量論化合物を形成します。

多くのイオン化合物は、NaOHのようなアルレニウス塩基とHClのようなアルレニウス酸の中和反応によっても形成されるため、 塩と呼ばれます。

NaOH + HCl → NaCl + H ₂ O

塩 NaCl は、酸の残り Cl ⁻と塩基の残り Na ⁺で構成されていると言えます。

電子を除去して陽イオンを形成することは吸熱反応であり、システム全体のエネルギーを上昇させます。また、既存の結合を切断したり、複数の電子を追加して陰イオンを形成することに関連するエネルギー変化が発生することもあります。ただし、陰イオンが陽イオンの価電子を受け取り、その後イオン同士が引き合うことで (格子) エネルギーが放出され、システム全体のエネルギーが低下します。

イオン結合は、反応の全体的なエネルギー変化が望ましい場合にのみ発生します。一般に、反応は発熱反応ですが、たとえば、酸化水銀 (HgO) の形成は吸熱反応です。結果として生じるイオンの電荷は、イオン結合の強さの主な要因です。たとえば、塩 C ⁺ A ^−は、クーロンの法則に従って、C ²⁺ A ²⁻よりも約 4 倍弱い静電力で結合します。ここで、C と A は、それぞれ一般的な陽イオンと陰イオンを表します。このかなり単純化された議論では、イオンのサイズと格子の特定のパッキングは無視されます。

固体状態のイオン化合物は格子構造を形成します。格子の形状を決定する 2 つの主な要因は、イオンの相対的な電荷とそれらの相対的なサイズです。いくつかの構造は多くの化合物で採用されています。たとえば、岩塩である塩化ナトリウムの構造は、多くのアルカリハロゲン化物や、酸化マグネシウムなどの二元酸化物でも採用されています。ポーリングの法則は、イオン結晶の結晶構造を予測および合理化するためのガイドラインを提供します 。

固体の結晶性イオン化合物の場合、気体イオンから固体が形成されるときのエンタルピー変化は格子エネルギーと呼ばれます。格子エネルギーの実験値は、ボルン・ハーバー回路を使用して決定できます。また、ボルン・ランデ方程式を使用して、陽イオンと陰イオン間の相互作用を合計して計算される静電ポテンシャルエネルギーと短距離反発ポテンシャルエネルギー項の合計として計算（予測）することもできます。静電ポテンシャルは、イオン間距離と結晶の形状を考慮した定数（マーデルング定数）で表すことができます。原子核から離れるほど、シールドは弱くなります。ボルン・ランデ方程式は、例えば塩化ナトリウムの格子エネルギーに適切に当てはまり、計算（予測）値は -756 kJ/mol で、ボルン・ハーバー回路を使用した場合の -787 kJ/mol に相当します。^{[4] [5]}水溶液中での結合強度は、イオンの分極率や大きさなどの性質とは関係なく、イオン電荷の関数としてビェルム式またはフース式で表すことができます。 ^[6]塩橋の強度は、ほとんどの場合、溶液中で陽イオン部位と陰イオン部位を含む分子間の平衡を測定することによって評価されます。^{[7]水中の平衡定数は、各塩橋の加法的な自由エネルギー寄与を示します。 複雑な分子中の水素結合を識別するための別の方法は}結晶構造解析であり、NMR分光法も使用されることがあります。

イオン結合の強さを定義する引力はクーロンの法則でモデル化できます。イオン結合の強さは典型的には（引用される範囲は様々ですが）170～1500 kJ/molです。^{[8] [9]}

純粋にイオン性の化合物の結晶格子内のイオンは球状である。しかし、正イオンが小さく、かつ／または高電荷を帯びている場合、負イオンの電子雲を歪ませる。この効果はファジャンスの法則にまとめられている。この負イオンの分極により、2 つの原子核間に余分な電荷密度が蓄積され、部分的な共有結合が生じる。より大きな負イオンは分極されやすいが、この効果は通常、 3+ の電荷を持つ正イオン（例：Al ³⁺）が関与している場合にのみ重要となる。しかし、2+ イオン（Be ²⁺）や 1+ イオン（Li ⁺）でさえ、サイズが非常に小さいため、ある程度の分極力を示す（例：LiI はイオン性であるが、共有結合がいくらか存在する）。これは、電場の印加により格子内でイオンが変位することを指す イオン分極効果ではないことに注意されたい。

イオン結合では、原子は反対に帯電したイオンの引力によって結合しますが、共有結合では、原子は電子を共有して安定した電子配置を達成することによって結合します。共有結合では、各原子の周りの分子形状は価電子殻電子対反発VSEPR規則によって決定されますが、イオン性物質の形状は最大充填規則に従います。最適な結合角を遵守しないことによるエネルギーペナルティが大きいという意味で共有結合はより方向性があると言えますが、イオン結合にはそのようなペナルティはありません。互いに反発する共有電子対は存在しないため、イオンは単に可能な限り効率的に充填する必要があります。これにより、多くの場合、配位数が大幅に高くなります。NaCl では、各イオンには 6 つの結合があり、すべての結合角は 90° です。CsCl では配位数は 8 です。比較すると、炭素は通常最大 4 つの結合を持ちます。

結合に関与する物質の近接性により、それらの間である程度の電子密度の共有が可能になるため、純粋なイオン結合は存在できません。したがって、すべてのイオン結合は何らかの共有結合性を持っています。したがって、イオン性が共有結合性よりも大きい場合、結合はイオン性であると見なされます。結合に関与する2種類の原子間の電気陰性度の差が大きいほど、イオン性（極性）が高くなります。部分的にイオン性で部分的に共有結合性を持つ結合は、極性共有結合と呼ばれます。たとえば、Na–ClおよびMg–O相互作用は数パーセントの共有結合性を持ちますが、Si–O結合は通常約50％イオン性で約50％共有結合です。ポーリングは、電気陰性度の差が1.7（ポーリングスケール）の場合、50％のイオン性に相当すると推定しました。したがって、差が1.7より大きい場合は、主にイオン性の結合に相当することになります。^[10]

共有結合におけるイオン特性は、四極子核（² H、¹⁴ N、^81,79 Br、^35,37 Cl、または^{127 I）を持つ原子の場合、直接測定できます。これらの核は、通常、NQR}核四極子共鳴およびNMR核磁気共鳴研究の対象です。核四極子モーメントQと電場勾配（EFG）間の相互作用は、核四極子結合定数によって特徴付けられます。

QCC = ⁠え² q _zz Q/h⁠

ここで、eq _zz項は EFG テンソルの主成分に対応し、e は基本電荷です。次に、QCC 値が NMR または NQR 法によって正確に決定されると、電場勾配によって分子の結合モードを記述できるようになります。

一般に、イオン結合が固体（または液体）状態で起こる場合、格子をまとめる凝集力はより集合的な性質を持つため、2つの個別の原子間の単一の「イオン結合」について話すことはできません。共有結合の場合はこれとはまったく異なり、2つの特定の原子間に局在する明確な結合について話すことがよくあります。ただし、イオン結合が共有結合と組み合わされても、結果は必ずしも局所的な特性を持つ個別の結合になるわけではありません。 ^[2]このような場合、結果として生じる結合は、結晶全体に広がる巨大な分子軌道で構成されるバンド構造の観点から説明する必要がある場合がよくあります。したがって、固体内の結合は、局所的ではなく集合的な性質を保持することがよくあります。電気陰性度の差が減少すると、結合は半導体、半金属、または最終的には金属結合を持つ金属導体につながる可能性があります。

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