Ionisidos tuntuu yksinkertaiselta käsitteeltä, mutta jotenkin siitä ei silti saa otetta. Syynä on se, että samaa sanaa käytetään sujuvasti ja ehkä tiedostamatta kahdessa merkityksessä. Kemistejä termien ja teorioiden sekakäyttö ei ole koskaan tuntunut haittaavan, mutta kemian oppimista käsitteellinen hämäryys voi hidastaa.
Ionisidoksen ensimmäinen merkitys on teoreettinen: se on kovalenttisen sidoksen vastakohta, jossa atomien välillä on siirtynyt kokonaisia elektroneja. Esimerkiksi magnesiumatomin voidaan ajatella luovuttavan happiatomille kaksi elektronia niin, että syntyy Mg2+O2−-ionisidos. Käytännössä elektronit eivät mene kokonaan hapelle, vaan sidoksella on myös kovalenttista Mg–O-luonnetta.
Ehkä selvintä olisikin puhua kovalenttisesta ja ionisesta sidoksesta, kun halutaan tarkastella näitä ääripäitä. Sanan ionisidos voisi varata sille rivien välistä luettavalle merkitykselle, joka sanalla käytännössä lukiokemiassa on: ionisidos on ionien välinen sähköinen vuorovaikutus ionihilassa.
Ionihilasta ei voida erottaa yksittäistä ionisidosta, sillä sama kationi vetää puoleensa lähimpiä anioneja, hylkii lähimpiä kationeja, vetää puoleensa seuraavaksi lähimpiä anioneja, hylkii seuraavaksi lähimpiä kationeja ja niin edelleen periaatteessa loputtomiin. Ionisidos on siis koko ionihilaa koossa pitävä voima.
Yksittäistä sähköistä vuorovaikutusta hilan kahden ionin välillä ei ole järkevää sanoa ionisidokseksi, koska olisi mukava puhua ionisidoksen vahvuudesta samalla tavalla kuin kovalenttisen sidoksen vahvuudesta. Magnesiumioni Mg2+:n ja oksidi-ioni O2−:n etäisyys magnesiumoksidissa on 2,106 Å, joten kahden ionin välinen coulombinen potentiaalienergia on fysiikasta tutulla kaavalla laskettuna
(+2e)(−2e) / (4πε ⋅ 2,106 ⋅ 10−10 m) ≈ −4,38 ⋅ 10−18 J = −2 640 kJ/mol.
Energia ei ole sama kuin magnesiumoksidin ionisidoksen vahvuus eli hilaenergia −3 850 kJ/mol. Jos hilaenergiaa haluaisi arvioida laskemalla, pitäisi ottaa huomioon magnesiumionia ympäröivien lähimpien 6 oksidi-ionin sähköstaattiset vetovoimat, lähimpien 12 magnesiumionin poistovoimat ja niin edelleen. Sekään ei riitä, sillä positiivisten magnesiumionien ja negatiivisten oksidi-ionien välillä on myös poistovoimia: niiden elektronit hylkivät toisiaan ja niiden ytimet hylkivät toisiaan. Jos ionit olisivat vain fyysikon approksimoimia pistevarauksia, ne painuisivat kiinni toisiinsa.
Ionisidos on siis joko kahden teoreettisen ionin välinen vetovoima tai ioniyhdisteessä esiintyvien vuorovaikutusten summa. Jos sen sijaan tarkastellaan kahden ionin välistä vetovoimaa esimerkiksi proteiinin tertiaarirakenteessa, on ionisidoksen sijasta parempi puhua ionisesta vuorovaikutuksesta tai ioniparista.
Magnesiumoksidin ionisidos on pienten ja kahdenarvoisten ionien vaikutuksesta huomattavan vahva. Vahvuus näkyy erittäin korkeassa sulamispisteessä 2 800 °C, mutta iskuilta se ei suojele. Monissa suomalaisissa oppikirjoissa esitetään näppärän oloinen selitys ionihilan hauraudelle: iskun saadessaan ionit siirtyvät hyvässä järjestyksessä rivin alaspäin, minkä jälkeen samanmerkkisten ionien väliset poistovoimat rikkovat hilan. Selitys rakoilee.
Onkohan tällä hajalle lyötyjen rivien selityksellä mitään todellisuuspohjaa? Vuorisuola toki lohkeaa vastaansanomattoman siististi, mutta hilatyypiltään samanlaisen lyijyhohteen murskaantumisessa on siistiä vain näyttävyys.
Yleistyykö selitys kaikenlaisiin ionihiloihin, kun näissä oppikirjojen kuvissa vaikuttaa aina olevan samanlainen yksinkertainen kuutiohila kuin natriumkloridilla tai magnesiumoksidilla? Joskus voisi vaihtelun vuoksi näyttää, miten kalsiumfluoridin ionihila hajoaa.
Sekin herättää kysymyksiä, että sokerikide näyttäisi vasaroituvan ihan samalla tavalla kuin ioneja sisältävä kide. Vaikka sokerin voi selittää hauraaksi molekyylihilalla, miksi kovalenttisesta hilasta koostuva timantti tottelee vasaraa? Kun huoneenlämmössä vasarankestävä ruusukin pirstaloituu nestetyppikäsittelyn jälkeen, olisi ehkä viimein paikallaan myöntää, että hauraudella on syvällisemmät syyt kuin samanmerkkisten ionien väliset antipatiat.
Pikalinkki
Onkohan ionisidosta ja kovalenttista sidosta opeteltaessa lukion oppilaille paras vaihtoehto ensin katsoa, onko sidos epämetallin ja epämetallin vai epämetallin ja (siirtymä)metallin välillä, luokitella se kovalenttiseksi tai ionisidokseksi ja vasta sitten tarkastella aineen komponenttien välistä elektronegatiivisuuseroa?
Nimittäin lukiologiikalla aihealueen tarkastelu saattaa olla ristiriitaista, kun esimerkiksi yhdiste HgBr₂ vaikuttaisi elektronegatiivisuuseronsa puolesta (~0,9) muodostavan kovalenttisen sidoksen, mutta siirtymämetalli–epämetalli-näkökulmasta taas ionisidoksen.
Lisäksi en itse osaa tarkalleen ottaen sanoa, onko esimerkiksi HgBr₂:n muodostama sidos (tai muiden siirtymämetalli–epämetalli-sidoksien, joilla elektronegatiivisuusero on selkeästi alle 1,7) ioninen sidos, jolla on paljon kovalenttista luonnetta vai jotain muuta?
Ja ylipäätään kuinka syvällisesti ja mielestäsi korrektisti vastaisit lukion oppilaalle, joka kysyy, miksi HgBr₂ muodostaa ionisidoksen, kun sen elektronegatiivisuusero on vain 0,9?
Pikalinkki
Jos elektronegatiivisuusero jotenkin määräisi sen, onko kyseessä ionisidos, ensimmäinen kysymykseni olisi, miten selvitetään natriumsulfaatin sidostyyppi. Elektronegatiivisuuserot auttavat ioniluonteen käsitteen oppimisessa, ja siinä yhteydessä esimerkit ioni- ja molekyyliyhdisteistä ovat hyödyllisiä.
Se on minusta nurinkurista, että elektronegatiivuuseron avulla luokitellaan yhdisteitä. Tällaiset ehdottomat rajat, kuten 1,7 tai 0,5, ovat opiskelijoille hyödytöntä kuormaa, kuten olen esittänyt aiemminkin. Nämä luvut voivat olla haitallisiakin, koska ne antavat kuvan siitä, että kemiassa olisi tiukkoja rajoja, kun ennemminkin kaikki on liukumaa ääripäiden välillä.
Lukiolaiselle sanoisin, että ionisidoksen selvittämiseen riittää metallin ja epämetallin tunnistaminen (poikkeuksena ammoniumioni sekä lisätietona organometalliyhdisteet). Siirtymämetallien yhdisteissä elektronegatiivisuuden tarkastelu auttaa melkein yhtä vähän kuin oktettisääntö.
Esimerkkisi on kyllä kiinnostava. Karamäen Epäorgaaniset kemikaalit esittelee HgBr₂:n suolaksi, joka liukenee vain niukasti veteen mutta paremmin alkoholiin. En tunne syvällisesti epäorgaanista kemiaa, mutta siirtymämetallien kanssa koordinaatiosidos lienee usein ionisidosta mielekkäämpi malli. Esimerkiksi elohopea(I)fluoridia Hg₂F₂, jossa elektronegatiivisuusero on nykyasteikolla 2,0, Wikipedia esittelee kovalenttisesti sitoutuneiden FHg₂F-yksiköiden kimppuna mutta kertoo toisaalta Advanced Inorganic Chemistryn (Cotton ym.) mainitsevan muotoilun Hg₂²⁺ 2F⁻.