Chapter 3 · Ionic bondTextbook pages 46–50

Ionic Bond: Sodium Chloride അയോണിക ബന്ധനം

The common salt in your kitchen, made in the salt pans by the sea, is sodium chloride. How do soft, shiny sodium metal and poisonous green chlorine gas become harmless white salt? One electron jumps from sodium to chlorine, both become stable, and the two charged particles hold on to each other. Here you watch that electron move, draw it with orbit models and dot diagrams, and fill in Table 3.5.

📖 What you need (pages 2 and 3 of this guide)

Electron configurations up to Z = 20, outermost electrons, and charge = protons − electrons (page 2).
The octet configuration അഷ്ടകവിന്യാസം (8 outermost electrons) means stability സ്ഥിരത; the force that holds the particles of a compound together is the chemical bond രാസബന്ധനം (page 3).

1. What is common salt made of?

കറിയുപ്പിന്റെ രാസനാമം സോഡിയം ക്ലോറൈഡ് എന്നാണെന്ന് നിങ്ങൾ മനസിലാക്കിയിട്ടുണ്ട്. സോഡിയം ക്ലോറൈഡിലെ രാസബന്ധനം നമുക്കു പരിശോധിക്കാം. – You already know that the chemical name of common salt is sodium chloride. Let us examine the chemical bond in sodium chloride.

Questions (page 46).

സോഡിയം ക്ലോറൈഡിലെ ഘടകമൂലകങ്ങൾ ഏതെല്ലാം? Which are the constituent elements of sodium chloride?
സോഡിയം (അറ്റോമിക നമ്പർ-11) ആറ്റത്തിന്റെ ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം എഴുതുക. Write the electron configuration of the sodium atom (atomic number 11).
സോഡിയം ആറ്റത്തിന്റെ ബാഹ്യതമ ഷെല്ലിൽ എത്ര ഇലക്ട്രോണുകൾ ഉണ്ട്? How many electrons are there in the outermost shell of the sodium atom?
സോഡിയം ആറ്റത്തിന് അഷ്ടക ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം നേടാൻ എന്താണ് മാർഗം? What is the way for the sodium atom to get an octet configuration?

Predict first: to get an octet, sodium should…

1. Sodium (Na) and chlorine (Cl).
2. Na (Z = 11): 2, 8, 1.
3. 1 electron (in the third shell, M).
4. It gives away its 1 outermost electron. The M shell becomes empty and the L shell, with 8 electrons, becomes the outermost shell: 2, 8 – an octet, like neon.

2. Sodium gives away one electron (Fig 3.1)

സോഡിയം ആറ്റം ഒരു ഇലക്ട്രോൺ വിട്ടുകൊടുത്ത് സോഡിയം അയോൺ ആയി മാറുന്നതിന്റെ ചിത്രീകരണവും (ചിത്രം 3.1) രാസസമവാക്യവും നൽകിയിരിക്കുന്നത് ശ്രദ്ധിക്കൂ. – Look at the picture (Fig 3.1) and the chemical equation of a sodium atom giving away one electron and becoming a sodium ion അയോൺ. Step through it.

🎬 Fig 3.1 – Na → Na⁺ + 1e⁻

Na → Na⁺ + 1e⁻

ന്യൂക്ലിയസ്സിന്റെ ആകർഷണ ബലത്തെ അതിജീവിച്ചാൽ മാത്രമേ സോഡിയം ആറ്റത്തിൽ നിന്ന് ബാഹ്യതമ ഇലക്ട്രോണിനെ നീക്കം ചെയ്യാൻ സാധിക്കൂ. അതിനാവശ്യമായ ഊർജമാണ് അയോണീകരണ ഊർജം (Ionisation energy) അഥവാ അയോണീകരണ എൻഥാൽപി (Ionisation enthalpy). – The outermost electron can be removed from the sodium atom only by overcoming the force of attraction ആകർഷണബലം of the nucleus. The energy needed for this is the ionisation energy അയോണീകരണ ഊർജം, also called ionisation enthalpy അയോണീകരണ എൻഥാൽപി.

⭐ Key idea (textbook page 47)

വാതകാവസ്ഥയിലുള്ള ഒറ്റപ്പെട്ട ഒരാറ്റത്തിന്റെ ബാഹ്യതമ ഷെല്ലിലെ ഏറ്റവും ദുർബലമായി ബന്ധിച്ചിരിക്കുന്ന ഇലക്ട്രോണിനെ സ്വതന്ത്രമാക്കാനാവശ്യമായ ഊർജമാണ് ആ മൂലകത്തിന്റെ അയോണീകരണ ഊർജം.

The energy needed to set free the most loosely bound electron of the outermost shell of an isolated atom in the gaseous state is the ionisation energy of that element.

🧠 Why is sodium's outer electron “loosely bound”?

It is alone in the third shell, far from the nucleus, and the 10 inner electrons screen it from the 11 protons. So a small amount of energy pulls it away. Metals such as sodium, potassium and magnesium have low ionisation energies – that is why they lose electrons and form positive ions.

3. Chlorine takes one electron (Fig 3.2)

Questions (page 47).

ക്ലോറിൻ ആറ്റത്തിന്റെ (അറ്റോമിക നമ്പർ - 17) ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം എഴുതുക. Write the electron configuration of the chlorine atom (atomic number 17).
ക്ലോറിൻ ആറ്റത്തിന്റെ ബാഹ്യതമ ഷെല്ലിൽ അഷ്ടക ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം പൂർത്തിയാക്കാൻ എത്ര ഇലക്ട്രോൺ ആവശ്യമുണ്ട്? How many electrons does the chlorine atom need to complete the octet in its outermost shell?

1. Cl (Z = 17): 2, 8, 7.
2. 1 electron (7 + 1 = 8). Then it becomes 2, 8, 8 – the octet of argon.

ക്ലോറിൻ ആറ്റം ഒരു ഇലക്ട്രോൺ സ്വീകരിച്ച് ക്ലോറൈഡ് അയോണായി മാറുന്നതിന്റെ ചിത്രീകരണവും (ചിത്രം 3.2) രാസസമവാക്യവും ശ്രദ്ധിക്കൂ. – Look at the picture (Fig 3.2) and the equation of a chlorine atom accepting one electron and becoming a chloride ion ക്ലോറൈഡ് അയോൺ.

🎬 Fig 3.2 – Cl + 1e⁻ → Cl⁻

Cl + 1e⁻ → Cl⁻

ഒരു ആറ്റം ഇലക്ട്രോൺ സ്വീകരിച്ച് നെഗറ്റീവ് അയോണായി മാറുമ്പോൾ ഊർജം പുറത്തുവിടുന്നുണ്ട്. ഈ ഊർജവ്യത്യാസത്തെ ഇലക്ട്രോൺ ആർജിത എൻഥാൽപി (Electron gain enthalpy) എന്ന് വിളിക്കുന്നു. – When an atom accepts an electron and becomes a negative ion, energy is given out. This energy change is called the electron gain enthalpy ഇലക്ട്രോൺ ആർജിത എൻഥാൽപി.

⭐ Key idea (textbook page 48)

ഒരു നിർവീര്യമായ വാതക ആറ്റത്തിലേക്ക് ഒരു ഇലക്ട്രോൺ ചേർത്ത് അതിനെ ഒരു നെഗറ്റീവ് അയോണാക്കി മാറ്റുന്ന പ്രവർത്തനത്തിൽ പുറത്തുവിടുന്ന ഊർജത്തെ ഇലക്ട്രോൺ ആർജിത എൻഥാൽപി എന്ന് വിളിക്കുന്നു.

The energy released when an electron is added to a neutral gaseous atom to turn it into a negative ion is called the electron gain enthalpy.

🧠 Energy in, energy out

Ionisation energy is energy you must put in (to pull an electron out of an atom). Electron gain enthalpy is energy that comes out (when an electron goes into an atom). Non-metals such as chlorine, fluorine and oxygen readily gain electrons and form negative ions.

4. Sodium meets chlorine (Fig 3.3)

സോഡിയം ക്ലോറൈഡ് രൂപീകരണത്തിൽ ഓരോ മൂലക ആറ്റത്തിലും നടക്കുന്ന ഇലക്ട്രോൺ കൈമാറ്റം, ഷെല്ലുകളിലെ ഇലക്ട്രോൺ ക്രമീകരണത്തിലൂടെ ചിത്രീകരിച്ചിരിക്കുന്നത് (ചിത്രം 3.3) വിശകലനം ചെയ്യൂ. – Analyse Fig 3.3, which shows, with the arrangement of electrons in the shells, the electron transfer that happens in each atom when sodium chloride forms.

🎬 Fig 3.3 – the electron moves from Na to Cl

രാസപ്രവർത്തനത്തിനുശേഷം സോഡിയം ആറ്റം Na⁺ അയോൺ ആയും ക്ലോറിൻ ആറ്റം Cl⁻ അയോൺ ആയും മാറുന്നത് ശ്രദ്ധിക്കുക. – Notice that after the reaction the sodium atom has become the Na⁺ ion and the chlorine atom the Cl⁻ ion. The nuclei did not change: still 11p 12n and 17p 18n.

💻 The book's software activity

Ghemical സോഫ്റ്റ്‌വെയർ ഉപയോഗിച്ച് NaCl തന്മാത്രയുടെ ഘടന നിർമ്മിക്കുക. The book suggests building the structure of NaCl with the Ghemical software. The electron-transfer lab in section 7 does the same job offline; programs such as Ghemical are listed in the explore box at the end of the page.

5. Electron dot diagrams ഇലക്ട്രോൺ ഡോട്ട് ഡയഗ്രം

മൂലകത്തിന്റെ പ്രതീകത്തിന് ചുറ്റും ബാഹ്യതമ ഷെല്ലിലെ ഇലക്ട്രോണുകളെ കുത്തുകൾ (ഡോട്ട്) ഉപയോഗിച്ച് ചിത്രീകരിക്കുന്ന രീതി ആദ്യമായി അവലംബിച്ചത് ഗിൽബർട്ട് എൻ. ലൂയിസ് (Gilbert N. Lewis) എന്ന രസതന്ത്രജ്ഞനാണ്. കുത്തുകൾക്ക് പകരം ഗുണനചിഹ്നങ്ങളും ഉപയോഗിക്കാറുണ്ട്. മൂലകത്തിന്റെ പ്രതീകത്തിനു ചുറ്റും ബാഹ്യതമ ഷെല്ലിലെ ഇലക്ട്രോണുകളെ മാത്രമാണ് രേഖപ്പെടുത്തുന്നത്. – The chemist Gilbert N. Lewis first drew the electrons of the outermost shell as dots around the symbol of the element. Crosses (×) are also used instead of dots. Only the outermost-shell electrons are drawn around the symbol – this is an electron dot diagram ഇലക്ട്രോൺ ഡോട്ട് ഡയഗ്രം.

👤 Gilbert Newton Lewis (1875–1946) ഗിൽബർട്ട് ന്യൂട്ടൺ ലൂയിസ്

കാലിഫോർണിയ യൂണിവേഴ്സിറ്റിയിലെ ഡീൻ ആയിരുന്ന ഗിൽബർട്ട് ന്യൂട്ടൺ ലൂയിസ് ഒരു ഭൗതിക രസതന്ത്രജ്ഞൻ ആയിരുന്നു. Gilbert Newton Lewis, dean at the University of California, was a physical chemist. He put forward the ideas of the electron pair ഇലക്ട്രോൺ ജോഡി and the covalent bond സഹസംയോജകബന്ധനം, and gave us the electron dot structures of atoms and molecules. He also contributed to thermodynamics, photochemistry and the separation of isotopes; relativity and quantum physics were among his research areas. He gave a definition of acids and bases, and he named the smallest particle of radiant energy the photon.

സോഡിയത്തിന്റെ ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം 2, 8, 1 എന്നും ക്ലോറിന്റെ ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം 2, 8, 7 എന്നും അറിയാമല്ലോ. സോഡിയം ആറ്റത്തിന്റെ ഇലക്ട്രോൺ ഡോട്ട് ഡയഗ്രം നൽകിയിരിക്കുന്നത് ശ്രദ്ധിക്കൂ. – You know sodium is 2, 8, 1 and chlorine 2, 8, 7. Look at the electron dot diagram of the sodium atom: one dot (its one outermost electron) beside Na.

Question (page 49). ക്ലോറിൻ ആറ്റത്തിന്റെ ഇലക്ട്രോൺ ഡോട്ട് ഡയഗ്രം ചിത്രീകരിക്കൂ. Draw the electron dot diagram of the chlorine atom. Then check it with the dot-diagram maker below (press Cl).

Chlorine has 7 outermost electrons (2, 8, 7), so draw 7 dots around Cl: three pairs and one single dot. The single dot is the place where one more electron can come in.

✏️ Dot-diagram maker (Z = 1 to 20)

Pick an atom. Only the outermost electrons are drawn – one dot each.

സോഡിയം ക്ലോറൈഡ് രൂപീകരണത്തിന്റെ ഇലക്ട്രോൺ ഡോട്ട് ഡയഗ്രം ചിത്രീകരിച്ചിരിക്കുന്നത് ശ്രദ്ധിക്കൂ. – Now look at the electron dot diagram of the formation of sodium chloride (Fig 3.4). Sodium's electron is drawn as a red cross and chlorine's own electrons as blue dots, so you can see exactly which electron moved.

🖊 Fig 3.4 – formation of sodium chloride in dot diagrams

6. Before and after: Table 3.5

സോഡിയം ക്ലോറൈഡ് രൂപീകരണത്തിന്റെ ഇലക്ട്രോൺ ഡോട്ട് ഡയഗ്രവും (ചിത്രം 3.4) ഷെല്ലുകളിലെ ഇലക്ട്രോൺ ക്രമീകരണത്തിലൂടെയുള്ള ചിത്രീകരണവും (ചിത്രം 3.3) നിരീക്ഷിച്ച് പട്ടിക 3.5 പൂർത്തിയാക്കി സയൻസ് ഡയറിയിൽ രേഖപ്പെടുത്തുക. – Observe Fig 3.4 and Fig 3.3, complete Table 3.5 and record it in your science diary. Write charges as +1, −1 or 0.

✍ Table 3.5 – sodium and chlorine, before and after the reaction

സോഡിയം ക്ലോറൈഡ് രൂപീകരണത്തിൽ സംഭവിക്കുന്ന ഇലക്ട്രോൺ കൈമാറ്റം സമവാക്യമായി നൽകിയിരിക്കുന്നത് ശ്രദ്ധിക്കൂ. – The electron transfer in the formation of sodium chloride, written as equations:

Na → Na⁺ + 1e⁻
Cl + 1e⁻ → Cl⁻

⚠️ Look at the protons row

The number of protons never changes (Na 11 → 11, Cl 17 → 17). Only electrons move. The charge changes because protons − electrons changes: Na 11 − 10 = +1; Cl 17 − 18 = −1.

Cations, anions and the ionic bond

സോഡിയം ക്ലോറൈഡ് രൂപീകരണത്തിൽ സോഡിയം ഒരു ഇലക്ട്രോണിനെ വിട്ടുകൊടുത്ത് സോഡിയം അയോൺ (Na⁺) ആയി മാറുന്നു. ക്ലോറിൻ ഒരു ഇലക്ട്രോണിനെ സ്വീകരിച്ച് ക്ലോറൈഡ് അയോൺ (Cl⁻) ആയി മാറുന്നു. രാസപ്രവർത്തനത്തിൽ ഇലക്ട്രോണുകളെ വിട്ടുകൊടുത്ത് ഉണ്ടാകുന്ന പോസിറ്റീവ് അയോണുകളെ കാറ്റയോണുകൾ (Cations) എന്നും ഇലക്ട്രോൺ സ്വീകരിച്ച് ഉണ്ടാകുന്ന നെഗറ്റീവ് അയോണുകളെ ആനയോണുകൾ (Anions) എന്നും വിളിക്കുന്നു.

In forming sodium chloride, sodium gives away one electron and becomes the sodium ion (Na⁺); chlorine accepts one electron and becomes the chloride ion (Cl⁻). Positive ions formed by giving away electrons are called cations കാറ്റയോണുകൾ; negative ions formed by accepting electrons are called anions ആനയോണുകൾ.

🔀 Cation or anion?

Na⁺ (sodium lost 1 electron)

Cl⁻ (chlorine gained 1 electron)

K⁺ (potassium, 2, 8, 8, 1, lost 1 electron)

F⁻ (fluorine, 2, 7, gained 1 electron)

സോഡിയം ക്ലോറൈഡിൽ സോഡിയം അയോണിനെയും ക്ലോറൈഡ് അയോണിനെയും ചേർത്ത് നിർത്തുന്നത് അയോണിക ബന്ധനമാണ്. വിപരീത ചാർജുകളുള്ള അയോണുകൾ തമ്മിലുള്ള വൈദ്യുതാകർഷണമാണ് അയോണിക സംയുക്തത്തിൽ അയോണുകളെ ചേർത്ത് നിർത്തുന്നത്. – In sodium chloride the sodium ion and the chloride ion are held together by the ionic bond. It is the electrostatic attraction between ions of opposite charges that holds the ions together in an ionic compound – just as the north pole of one magnet holds the south pole of another.

⭐ Key idea (textbook page 50)

അയോണിക സംയുക്തങ്ങളിൽ വിപരീത ചാർജുള്ള ഘടക അയോണുകളെ ചേർത്തു നിർത്തുന്ന വൈദ്യുതാകർഷണബലമാണ് അയോണിക ബന്ധനം (Ionic bond). അയോണിക ബന്ധനത്തിന്റെ മറ്റൊരു പേരാണ് ഇലക്ട്രോവാലന്റ് ബന്ധനം (Electrovalent bond).

In ionic compounds, the electrostatic force of attraction that holds the oppositely charged constituent ions together is the ionic bond അയോണിക ബന്ധനം. Another name for the ionic bond is the electrovalent bond ഇലക്ട്രോവാലന്റ് ബന്ധനം.

7. Virtual lab: move the electrons yourself

Choose a metal and a non-metal (or a pair below). Press Move one electron and watch the orbit models, the dot diagram and the table change together. The red electrons are the metal's outer electrons – follow them. Try K + Cl and Na + F: they behave just like Na + Cl. Then try Mg + O (next page).

⚡ Electron-transfer lab

🌴 Kerala connection

In the salt pans, sea water evaporates in the sun and sodium ions and chloride ions come together as crystals of common salt. Each crystal is millions of Na⁺ and Cl⁻ ions held by ionic bonds – there are no separate “NaCl molecules”, only ions in the ratio 1 : 1.

⚠️ Common mistakes

Changing the number of protons when an ion forms ✗ – Na⁺ still has 11 protons; only electrons move.
Writing Na⁻ or Cl⁺ ✗ – the metal loses electrons (positive), the non-metal gains (negative).
Drawing all 17 electrons around Cl in a dot diagram ✗ – only the 7 outermost electrons are drawn.
Calling the ionic bond “sharing” ✗ – it is the transfer of electrons followed by the attraction of opposite ions.
Mixing up the two energies ✗ – ionisation energy is needed to remove an electron; electron gain enthalpy is released when an electron is added.

🌐 Explore online needs internet · opens in a new tab

📄 Ionic bonding Wikipedia
Electron transfer, cations and anions, and ionic crystals like common salt.
📄 Ionization energy Wikipedia
Go further: the energy needed to remove the outermost electron.
📄 Electron affinity Wikipedia
Go further: the energy given out when an atom gains an electron (electron gain enthalpy).
🧪 MolView MolView
Draw or search a molecule and turn it around in 3D.
🧪 Avogadro (free molecule editor) Avogadro
Free software to build molecules – like the Ghemical program named in the textbook.
📄 Ghemical Wikipedia
The molecule-building program the textbook asks you to use.

8. Check yourself

🧭 Summary

Na (2, 8, 1) gives away 1 electron → Na⁺ (2, 8); the energy needed is the ionisation energy.
Cl (2, 8, 7) accepts 1 electron → Cl⁻ (2, 8, 8); the energy released is the electron gain enthalpy.
Protons never change; charge = protons − electrons. Positive ions are cations, negative ions are anions.
Dot diagrams show only the outermost electrons (Na·, Cl with 7 dots).
The electrostatic attraction between Na⁺ and Cl⁻ is the ionic (electrovalent) bond.

Next: Magnesium oxide & ionic compounds ▶