Ионная химическая связь возникает между. Значение словосочетания «ионная связь. Ионы. Ионная связь

Ионная связь

Теория химической связи занимает важнейшее место в современной химии . Она объясняет, почему атомы объединяются в химические частицы , и позволяет сравнивать устойчивость этих частиц . Используя теорию химической связи , можно предсказать состав и строение различных соединений . Понятие о разрыве одних химических связей и образовании других лежит в основе современных представлений о превращениях веществ в ходе химических реакций .

Химическая связь - это взаимодействие атомов , обусловливающее устойчивость химической частицы или кристалла как целого . Химическая связь образуется за счет электростатического взаимодействия между заряженными частицами : катионами и анионами, ядрами и электронами . При сближении атомов начинают действовать силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого, а также силы отталкивания между ядрами и между электронами . На некотором расстоянии эти силы уравновешивают друг друга , и образуется устойчивая химическая частица .

При образовании химической связи может произойти существенное перераспределение электронной плотности атомов в соединении по сравнению со свободными атомами .

В предельном случае это приводит к образованию заряженных частиц - ионов (от греческого "ион" - идущий).

1 Взаимодействие ионов

Если атом теряет один или несколько электронов , то он превращается в положительный ион - катион (в переводе с греческого – «идущий вниз »). Так образуются катионы водорода Н + , лития Li + , бария Ва 2+ . Приобретая электроны, атомы превращаются в отрицательные ионы - анионы (от греческого "анион" - идущий вверх ). Примерами анионов являются фторид ион F − , сульфид-ион S 2− .

Катионы и анионы способны притягиваться друг к другу . При этом возникает химическая связь , и образуются химические соединения . Такой тип химической связи называется ионной связью :

2 Определение Ионной связи

Ионная связь - это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами .

Механизм образования ионной связи можно рассмотреть на примере реакции между натрием и хлором . Атом щелочного металла легко теряет электрон , а атом галогена - приобретает . В результате этого возникает катион натрия и хлорид-ион . Они образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними .

Взаимодействие между катионами и анионами не зависит от направления , поэтому о ионной связи говорят как о ненаправленной . Каждый катион может притягивать любое число анионов , и наоборот . Вот почему ионная связь является ненасыщенной . Число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь размерами кристалла . Поэтому "молекулой " ионного соединения следует считать весь кристалл .

Для возникновения ионной связи необходимо , чтобы сумма значений энергии ионизации E i (для образования катиона) и сродства к электрону A e (для образования аниона) должна быть энергетически выгодной . Это ограничивает образование ионной связи атомами активных металлов (элементы IA- и IIA-групп, некоторые элементы IIIA-группы и некоторые переходные элементы) и активных неметаллов (галогены, халькогены, азот).

Идеальной ионной связи практически не существует . Даже в тех соединениях, которые обычно относят к ионным , не происходит полного перехода электронов от одного атома к другому ; электроны частично остаются в общем пользовании . Так, связь во фториде лития на 80% ионная , а на 20% - ковалентная . Поэтому правильнее говорить о степени ионности (полярности ) ковалентной химической связи . Считают, что при разности электроотрицательностей элементов 2,1 связь является на 50% ионной . При большей разности соединение можно считать ионным .

Ионной моделью химической связи широко пользуются для описания свойств многих веществ , в первую очередь, соединений щелочных и щелочноземельных металлов с неметаллами . Это обусловлено простотой описания таких соединений : считают, что они построены из несжимаемых заряженных сфер , отвечающих катионам и анионам . При этом ионы стремятся расположиться таким образом, чтобы силы притяжения между ними были максимальными, а силы отталкивания - минимальными.

Ионная связь - прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей , при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %.

Ионная связь - крайний случай поляризации ковалентной полярной связи . Образуется между типичными металлом и неметаллом . При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу . Образуются ионы.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу) , то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО . Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов :

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение , которое называется ионной связью . Вернее, такой взгляд удобен . На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде , обычно на деле связь носит частично ионный , и частично ковалентный характер . В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной . Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости . Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

3 Ионные радиусы

В простой электростатической модели ионной связи используется понятие ионных радиусов . Сумма радиусов соседних катиона и аниона должна равняться соответстующему межъядерному расстоянию :

r 0 = r + + r −

При этом остается неясным , где следует провести границу между катионом и анионом . Сегодня известно , что чисто ионной связи не существует , так как всегда имеется некоторое перекрывание электронных облаков . Для вычисления радиусов ионов используют методы исследования , которые позволяют определять электронную плотность между двумя атомами . Межъядерное расстояние делят в точке , где электронная плотность минимальна .

Размеры иона зависят от многих факторов . При постоянном заряде иона с ростом порядкового номера (а, следовательно, заряда ядра ) ионный радиус уменьшается . Это особенно хорошо заметно в ряду лантаноидов , где ионные радиусы монотонно меняются от 117 пм для (La 3+) до 100 пм (Lu 3+) при координационном числе 6 . Этот эффект носит название лантаноидного сжатия .

В группах элементов ионные радиусы в целом увеличиваются с ростом порядкового номера . Однако для d -элементов четвертого и пятого периодов вследствие лантаноидного сжатия может произойти даже уменьшение ионного радиуса (например, от 73 пм у Zr 4+ до 72 пм у Hf 4+ при координационном числе 4).

В периоде происходит заметно уменьшение ионного радиуса , связанное с усилением притяжения электронов к ядру при одновременном росте заряда ядра и заряда самого иона : 116 пм у Na + , 86 пм у Mg 2+ , 68 пм у Al 3+ (координационное число 6). По этой же причине увеличение заряда иона приводит к уменьшению ионного радиуса для одного элемента : Fe 2+ 77 пм, Fe 3+ 63 пм, Fe 6+ 39 пм (координационное число 4).

Сравнение ионных радиусов можно проводить только при одинаковом координационном числе , поскольку оно оказывает влияние на размер иона из-за сил отталкивания между противоионами . Это хорошо видно на примере иона Ag + ; его ионных радиус равен 81, 114 и 129 пм для координационных чисел 2, 4 и 6 , соответственно .

Структура идеального ионного соединения , обусловленная максимальным притяжением между разноименными ионами и минимальным отталкиванием одноименных ионов , во многом определяется соотношением ионных радиусов катионов и анионов . Это можно показать простыми геометрическими построениями.

4 Энергия ионной связи

Энергия связ и для ионного соединения - это энергия , которая выделяется при его образовании из бесконечно удаленных друг от друга газообразных противоионов . Рассмотрение только электростатических сил соответствует около 90% от общей энергии взаимодействия , которая включает также вклад неэлектростатических сил (например, отталкивание электронных оболочек ).

Электроны от одного атома могут полностью перейти к другому. Такое перераспределение зарядов ведет к образованию положительно и отрицательно заряженных ионов (катионов и анионов). Между ними возникает особый тип взаимодействия — ионная связь. Рассмотрим подробнее способ ее образования, строение и свойства веществ.

Электроотрицательность

Атомы отличаются по электрооотрицательности (ЭО) — способности притягивать к себе электроны с валентных оболочек других частиц. Для количественного определения используется предложенная Л. Поллингом шкала относительной электроотрицательности (безразмерная величина). Сильнее, чем у других элементов, выражена способность притягивать к себе электроны у атомов фтора, его ЭО — 4. В шкале Поллинга сразу же за фтором следуют кислород, азот, хлор. Значения ЭО водорода и других типичных неметаллов равны или близки к 2. Из металлов большинство обладает электроотрицательностью от 0,7 (Fr) до 1,7. Существует зависимость ионности связи от разности ЭО химических элементов. Чем она больше, тем выше вероятность того, что возникнет ионная связь. Этот тип взаимодействия чаще встречается при разности ЭО=1,7 и выше. Если значение меньше, то соединения относятся к полярным ковалентным.

Энергия ионизации

Для отрыва слабо связанных с ядром внешних электронов необходима энергия ионизации (ЭИ). Единица изменения этой физической величины — 1 электрон-вольт. Существуют закономерности изменения ЭИ в рядах и столбцах периодической системы, зависящие от возрастания заряда ядра. В периодах слева направо энергия ионизации увеличивается и приобретает наибольшие значения у неметаллов. В группах она уменьшается сверху вниз. Основная причина — увеличение радиуса атома и расстояния от ядра до внешних электронов, которые легко отрываются. Возникает положительно заряженная частица — соответствующий катион. По величине ЭИ можно судить о том, возникает ли ионная связь. Свойства также зависят от энергии ионизации. Например, металлы щелочные и щелочноземельные обладают небольшими значениями ЭИ. У них ярко выражены восстановительные (металлические) свойства. Инертные газы в химическом отношении малоактивны, что обусловлено их высокой энергией ионизации.

Сродство к электрону

В химических взаимодействиях атомы могут присоединять электроны с образованием отрицательной частицы — аниона, процесс сопровождается выделением энергии. Соответствующая физическая величина — это сродство к электрону. Единица измерения такая же, как энергии ионизации (1 электрон-вольт). Но ее точные значения известны не для всех элементов. Галогены обладают наибольшим сродством к электрону. На внешнем уровне атомов элементов — 7 электронов, не хватает только одного до октета. Сродство к электрону у галогенов высокое, они обладают сильными окислительными (неметаллическими) свойствами.

Взаимодействия атомов при образовании ионной связи

Атомы, имеющие незавершенный внешний уровень, находятся в неустойчивом энергетическом состоянии. Стремление к достижению стабильной электронной конфигурации — основная причина, которая приводит к образованию химических соединений. Процесс обычно сопровождается выделением энергии и может привести к молекулам и кристаллам, отличающимся по строению и свойствам. Сильные металлы и неметаллы значительно различаются между собой по ряду показателей (ЭО, ЭИ и сродству к электрону). Для них больше подходит такой тип взаимодействия, как ионная химическая связь, при которой перемещается объединяющая молекулярная орбиталь (общая электронная пара). Считается, что при образовании ионов металлы полностью передают электроны неметаллам. Прочность возникшей связи зависит от работы, необходимой для разрушения молекул, составляющих 1 моль исследуемого вещества. Эта физическая величина известна как энергия связи. Для ионных соединений ее значения составляют от нескольких десятков до сотен кДж/моль.

Образование ионов

Атом, отдающий свои электроны при химических взаимодействиях, превращается в катион (+). Принимающая частица — это анион (-). Чтобы выяснить, как будут вести себя атомы, возникнут ли ионы, нужно установить разность их ЭО. Проще всего провести такие расчеты для соединения из двух элементов, например, хлорида натрия.

Натрий имеет всего 11 электронов, конфигурация внешнего слоя — 3s 1 . Для его завершения атому легче отдать 1 электрон, чем присоединить 7. Строение валентного слоя хлора описывает формула 3s 2 3p 5 . Всего у атома 17 электронов, 7 — внешних. Не хватает одного для достижения октета и стабильной структуры. Химические свойства подтверждают предположения о том, что атом натрия отдает, а хлор принимает электроны. Возникают ионы: положительный (катион натрия) и отрицательный (анион хлора).

Ионная связь

Теряя электрон, натрий приобретает положительный заряд и устойчивую оболочку атома инертного газа неона (1s 2 2s 2 2p 6). Хлор в результате взаимодействия с натрием получает дополнительный отрицательный заряд, а ион повторяет строение атомной оболочки благородного газа аргона (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Приобретенный электрический заряд называется зарядом иона. Например, Na + , Ca 2+ , Cl - , F - . В составе ионов могут находиться атомы нескольких элементов: NH 4 + , SO 4 2- . Внутри таких сложных ионов частицы связаны по донорно-акцепторному или ковалентному механизму. Между разноименно заряженными частицами возникает электростатическое притяжение. Его величина в случае ионной связи пропорциональна зарядам, а с увеличением расстояния между атомами оно слабеет. Характерные признаки ионной связи:

• сильные металлы реагируют с активными неметаллическими элементами;
• электроны переходят от одного атома к другому;
• возникшие ионы обладают стабильной конфигурацией внешних оболочек;
• между противоположно заряженными частицами возникает электростатическое притяжение.

Кристаллические решетки ионных соединений

В химических реакциях металлы 1-й, 2-й и 3-й групп периодической системы обычно теряют электроны. Образуются одно-, двух- и трехзарядные положительные ионы. Неметаллы 6-й и 7-й групп обычно присоединяют электроны (исключение — реакции с фтором). Возникают одно- и двухзарядные отрицательные ионы. Затраты энергии на эти процессы, как правило, компенсируются, при создании кристалла вещества. Ионные соединения обычно находятся в твердом состоянии, образуют структуры, состоящие из противоположно заряженных катионов и анионов. Эти частицы притягиваются и образуют гигантские кристаллические решетки, в которых положительные ионы окружены отрицательными частицами (и наоборот). Суммарный заряд вещества равен нулю, ведь общее число протонов уравновешивается количеством электронов всех атомов.

Свойства веществ с ионной связью

Для ионных кристаллических веществ характерны высокие температуры кипения и плавления. Обычно эти соединения являются термостойкими. Следующую особенность можно обнаружить при растворении таких веществ в полярном растворителе (воде). Кристаллы легко разрушаются, а ионы переходят в раствор, который обладает электрической проводимостью. Ионные соединения также разрушаются при расплавлении. Появляются свободные заряженные частицы, значит, расплав проводит электрический ток. Вещества с ионной связью являются электролитами — проводниками второго рода.

Относятся к группе ионных соединений оксиды и галогениды щелочных и щелочноземельных металлов. Практически все они находят широкое применение в науке, технике, химическом производстве, металлургии.

Определение 1

При изучении строения молекулы появляется вопрос о природе сил, которые обеспечивают связь между нейтральными атомами, входящими в их состав. Такие связи между атомами в молекуле получили название химической связи .

Классифицируют на два типа:

• ионная связь;
• ковалентная связь.

Деление производится условно. Большинство случаев характеризуется наличием черт обоих типов связей. При помощи детальных и эмпирических исследований можно установить в каждом случае соотношение между степенью «ионности» и «ковалентности» связи.

Опытным путем доказали, что при разъединении молекулы на составные (атомы) необходимо совершить работу. То есть процесс ее образования должен сопровождаться выделением энергии. Если два атома водорода пребывают в свободном состоянии, то имеют большую энергию по сравнению с атомами в двухатомной молекуле H 2 . Выделяемая при образовании молекулы энергия считается мерой работы сил взаимодействия, связывающих атомы в молекулу.

Опыты доказывают, что появление силы взаимодействия между атомами идет вследствие наличия внешних валентных электронов атомов. Это возможно благодаря резкому изменению оптического спектра атомов, вступающих в химические реакции при сохранении без изменения рентгеновского характеристического спектра атомов, независимо от типа химического соединения.

Линейчатые оптические спектры определены состоянием валентных электронов, а характеристическое рентгеновское излучение определено при помощи внутренних электронов, то есть их состояния. Химические взаимодействия включают в себя участие электронов, требующих небольшую энергию для прохождения их изменений. Этой функцией обладают внешние электроны. Они отличаются меньшим потенциалом ионизации по сравнению с электронами внутренних оболочек.

Ионная связь

Существует предположение о природе химической связи атомов в молекуле, которое говорит о появлении силы взаимодействия электрической природы между внешними электронами. Для выполнения условия устойчивости должны существовать два взаимодействующих атома с электрическими зарядами противоположного знака. Тип химической связи может быть реализован только в части молекул. После взаимодействия атомов происходит превращение в ионы. Когда атом присоединяет один или несколько электронов, тогда становится отрицательным ионом, а другой – положительным ионом.

Ионная связь похожа на силы притяжения между зарядами с противоположными знаками. Если положительно заряженный ион натрия N a + будет притянут к отрицательному хлору C l - , то получим молекулу N a C l , которая служит явным примером ионной связи.

Определение 2

Иначе говоря, ионная химическая связь называется гетерополярной (гетеро - разный). Молекулы и ионными типами связи – ионные или гетерополярные молекулы.

Понятие ионной связи не дает возможности разъяснить строения и структуры всех молекул. Необъяснимо, почему может образоваться молекула из двух нейтральных атомов водорода. По причине одинаковой полярности атомов водорода недопустимо считать, что один из ионов водорода с положительным зарядом, другой – с отрицательным. Связь, имеющаяся у атомов водорода (между нейтральными атомами), объясняется только квантовой механикой. Она получила название ковалентной.

Ковалентная связь

Определение 3

Химическая связь, осуществляемая между нейтральными атомами в молекуле, называется ковалентной или гомеополярной (гомео – одинаковый). Образованные на основании таких связей молекулы называют гомеополярными или атомными.

Классическая физика рассматривает только один тип взаимодействия, где возможна ее реализация между двумя телами, – гравитация. Так как гравитационные силы малы, то с их помощью сложно объяснить взаимодействие в гомеополярной молекуле.

Ковалентная связь заключается в пребывании в определенном квантовом состоянии с определенной энергией электрона в поле ядра. Если расстояния между ядрами изменяются, то это отражается на состоянии движения электрона и его энергии. При уменьшении энергии между атомами происходит увеличение энергии взаимодействия между ядрами, объясняемое действием силы отталкивания.

Когда происходит уменьшение энергии электрона при уменьшении расстояния быстрее, чем рост энергии взаимодействия ядер, тогда значение совокупной энергии системы значительно уменьшается. Это объясняется действием сил, стремящихся уменьшить расстояние между ядрами, в системе, составленной из двух отталкивающихся ядер и электрона. Имеющиеся силы притяжения участвуют в порождении ковалентной связи молекулы. Их появление спровоцировано наличием общего электрона, иначе говоря, благодаря электронному обмену между атомами, значит, считаются обменными квантовыми силами.

Ковалентная связь обладает свойством насыщения. Его проявление возможно благодаря определенной валентности атомов. То есть атом водорода связывается с одним атомом водорода, а атом углерода с количеством не более 4 атомов водорода.

Предложенная связь способствует объяснению валентности атомов, которое не получила его в классической физике. То есть свойство насыщения непонятно с точки зрения природы взаимодействия в классической теории.

Присутствие ковалентной связи наблюдается не только в двухатомных молекулах. Она свойственна для большого числа молекул неорганических соединений (окись азота, аммиак и другие).

В 1927 году была создана количественная теория ковалентной связи для молекулы водорода В. Гайтлером и Ф. Лондоном, основываясь на понятиях квантовой механики. Они доказали причину, вызывающую появление молекулы с ковалентной связью, а именно: квантовомеханический эффект, связанный с неразличимостью электронов. Определение основной энергии связи происходит при наличии обменного интеграла. Суммарный спин молекулы водорода равняется 0 , в ней отсутствует орбитальный момент, поэтому она диамагнитна. При столкновении двух атомов водорода молекула появляется только при параллельности спинов обоих электронов. Это условие способствует отталкиванию атомов водорода, то есть молекулы не смогут образоваться.

При соединении двух одинаковых атомов ковалентной связью расположение электронного облака в молекуле становится симметричным. Если связь объединяет два разных атома, то электронное облако располагается асимметрично. Молекула с асимметричным распределением электронного облака обладает постоянным дипольным моментом, то есть полярна. Когда вероятность локализации электрона около одного из атомов преобладает над вероятностью нахождения этого электрона около другого атома, происходит переход от ковалентной связи к ионной. Четкой границы между ионной и ковалентной связи нет.

Пример 1

Произвести описание состояния при сближении двух атомов.

Решение

Когда расстояние между двумя атомами уменьшают, то возможно появление нескольких ситуаций:

1. Одна пара электронов или более становятся общими для рассматриваемых атомов. Они могут перемещаться между атомами и находятся там дольше, чем в других местах. Это способствует созданию силы притяжения.
2. Возникновение ионной связи. Один или более электронов способны переходить к другому. То есть это способствует появлению притягивающихся положительного и отрицательного ионов.
3. Отсутствие возникновения связи. Электронные структуры двух атомов перекрываются и составляют единую систему. По принципу Паули такая система является неподходящей только для квантового состояния двух электронов. При переходе на более высокий энергоуровень система получит больше энергии, что приведет к нестабильности. Даже при соответствии принципу Паули без увеличения энергии системы появится электрическая сила отталкивания между разными электронами. По условию оказывается намного меньше влияния на создание связи, чем с принципом Паули.

Пример 2

Энергия ионизации (потенциал ионизации) элемента – это энергия, необходимая для вырывания электрона из одного атома. Ее считают мерой силы связи внешнего электрона или электронов. Объяснить, почему энергия ионизации лития больше, чем натрия, натрия больше, чем калия, калия больше, чем рубидия.

Решение

Все выше перечисленные элементы обладают свойствами щелочных металлов и относятся к первой группе. Любой их атом обладает единственным внешним электроном в s -состоянии. Электроны внутренних оболочек частично экранируют внешний электрон от ядерного заряда + Z q e в качестве следствия эффективного заряда, удерживающего внешний электрон, равняется + q e . Чтобы вырвать из такого атома внешний электрон, следует совершить работу с превращением атомов щелочных металлов в положительные ионы. Чем больше размер атома, тем больше расстояние валентного электрона от ядра, но меньше сила его притягивания. Данная группа характеризуется убыванием энергии ионизации сверху вниз по периодической системе Менделеева. Ее рост в каждом периоде слева направо связан с увеличением заряда и постоянным количеством внутренних экранирующих электронов.

Если вы заметили ошибку в тексте, пожалуйста, выделите её и нажмите Ctrl+Enter

Первая из них - образование ионной связи. (Вторая - образова­ние , о ней речь пойдет ниже). При образовании ион­ной связи атом металла теряет электроны, а атом неметалла приобретает. Для примера рассмотрим электронное строение атомов натрия и хлора:

Na 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 1 — один электрон на внешнем уровне

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — семь электронов на внешнем уровне

Если атом натрия передаст свой единственный Зs-электрон атому хлора, правило октета будет выполнено для обоих атомов. У атома хлора окажется восемь электронов на внешнем третьем слое, а у атома натрия - тоже восемь электронов на втором слое, который теперь стал внешним:

Na + 1s 2 2s 2 2 p 6

Cl — 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 — восемь электронов на внешнем уровне

При этом ядро атома натрия по-прежнему содержит 11 протонов, но общее число электронов уменьшилось до 10. Это означает, что число положительно заряженных частиц на одну превышает число отрицательно заряженных, поэтому общий заряд „атома” натрия равен +1.
„Атом” хлора теперь содержит 17 протонов и 18 электронов и его заряд равен -1.
Заряженные атомы, образовавшиеся в результате потери или приобретения одно или нескольких электронов, называются ионами . Положительно заряженные ионы получили название катионов , а отрицательно заряженные называются анионами .
Катионы и анионы, имея противоположные заряды, притягиваются друг к другу электростатическими силами. Это притяжение противоположно заряженных ионов и называется ионной связью . Она возникает в соединениях, образованных металлом и одним или более неметаллами. Нижеперечисленные соединения удовлетворяют этому критерию и имеют ионную природу: MgCl 2 , Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4 , Zn(C 2 H 3 0 2) 2.

Есть и другой способ изображения ионных соединений:

В этих формулах точками показывают только электроны, находящиеся на внешних оболочках (валентные электроны ). Такие формулы называют формулами Льюиса в честь аме­риканского химика Г. Н. Льюиса, одного из основоположников (наряду с Л. Полингом) теории химической связи.

Перенос электронов от атома металла к атому неметалла и образова­ние ионов возможны благодаря тому, что неметаллы имеют высокую электроотрицательность, а металлы - низкую.

Из-за сильного притяжения ионов друг к другу ионные соединения в большинстве своем твердые и имеют довольно высокую температуру плавления.

Ионная связь образуется при переносе электронов от атома ме­талла к атому неметалла. Образовавшиеся при этом ионы притя­гиваются друг к другу электростатическими силами.

Ионная связь

Теория химической связи занимает важнейшее место в современной химии . Она объясняет, почему атомы объединяются в химические частицы , и позволяет сравнивать устойчивость этих частиц . Используя теорию химической связи , можно предсказать состав и строение различных соединений . Понятие о разрыве одних химических связей и образовании других лежит в основе современных представлений о превращениях веществ в ходе химических реакций .

Химическая связь - это взаимодействие атомов , обусловливающее устойчивость химической частицы или кристалла как целого . Химическая связь образуется за счет электростатического взаимодействия между заряженными частицами : катионами и анионами, ядрами и электронами . При сближении атомов начинают действовать силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого, а также силы отталкивания между ядрами и между электронами . На некотором расстоянии эти силы уравновешивают друг друга , и образуется устойчивая химическая частица .

При образовании химической связи может произойти существенное перераспределение электронной плотности атомов в соединении по сравнению со свободными атомами .

В предельном случае это приводит к образованию заряженных частиц - ионов (от греческого "ион" - идущий).

1 Взаимодействие ионов

Если атом теряет один или несколько электронов , то он превращается в положительный ион - катион (в переводе с греческого – «идущий вниз »). Так образуются катионы водорода Н + , лития Li + , бария Ва 2+ . Приобретая электроны, атомы превращаются в отрицательные ионы - анионы (от греческого "анион" - идущий вверх ). Примерами анионов являются фторид ион F − , сульфид-ион S 2− .

Катионы и анионы способны притягиваться друг к другу . При этом возникает химическая связь , и образуются химические соединения . Такой тип химической связи называется ионной связью :

2 Определение Ионной связи

Ионная связь - это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами .

Механизм образования ионной связи можно рассмотреть на примере реакции между натрием и хлором . Атом щелочного металла легко теряет электрон , а атом галогена - приобретает . В результате этого возникает катион натрия и хлорид-ион . Они образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними .

Взаимодействие между катионами и анионами не зависит от направления , поэтому о ионной связи говорят как о ненаправленной . Каждый катион может притягивать любое число анионов , и наоборот . Вот почему ионная связь является ненасыщенной . Число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь размерами кристалла . Поэтому "молекулой " ионного соединения следует считать весь кристалл .

Для возникновения ионной связи необходимо , чтобы сумма значений энергии ионизации E i (для образования катиона) и сродства к электрону A e (для образования аниона) должна быть энергетически выгодной . Это ограничивает образование ионной связи атомами активных металлов (элементы IA- и IIA-групп, некоторые элементы IIIA-группы и некоторые переходные элементы) и активных неметаллов (галогены, халькогены, азот).

Идеальной ионной связи практически не существует . Даже в тех соединениях, которые обычно относят к ионным , не происходит полного перехода электронов от одного атома к другому ; электроны частично остаются в общем пользовании . Так, связь во фториде лития на 80% ионная , а на 20% - ковалентная . Поэтому правильнее говорить о степени ионности (полярности ) ковалентной химической связи . Считают, что при разности электроотрицательностей элементов 2,1 связь является на 50% ионной . При большей разности соединение можно считать ионным .

Ионной моделью химической связи широко пользуются для описания свойств многих веществ , в первую очередь, соединений щелочных и щелочноземельных металлов с неметаллами . Это обусловлено простотой описания таких соединений : считают, что они построены из несжимаемых заряженных сфер , отвечающих катионам и анионам . При этом ионы стремятся расположиться таким образом, чтобы силы притяжения между ними были максимальными, а силы отталкивания - минимальными.

Ионная связь - прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей , при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %.

Ионная связь - крайний случай поляризации ковалентной полярной связи . Образуется между типичными металлом и неметаллом . При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу . Образуются ионы.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу) , то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО . Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов :

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение , которое называется ионной связью . Вернее, такой взгляд удобен . На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде , обычно на деле связь носит частично ионный , и частично ковалентный характер . В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной . Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости . Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

3 Ионные радиусы

В простой электростатической модели ионной связи используется понятие ионных радиусов . Сумма радиусов соседних катиона и аниона должна равняться соответстующему межъядерному расстоянию :

r 0 = r + + r −

При этом остается неясным , где следует провести границу между катионом и анионом . Сегодня известно , что чисто ионной связи не существует , так как всегда имеется некоторое перекрывание электронных облаков . Для вычисления радиусов ионов используют методы исследования , которые позволяют определять электронную плотность между двумя атомами . Межъядерное расстояние делят в точке , где электронная плотность минимальна .

Размеры иона зависят от многих факторов . При постоянном заряде иона с ростом порядкового номера (а, следовательно, заряда ядра ) ионный радиус уменьшается . Это особенно хорошо заметно в ряду лантаноидов , где ионные радиусы монотонно меняются от 117 пм для (La 3+) до 100 пм (Lu 3+) при координационном числе 6 . Этот эффект носит название лантаноидного сжатия .

В группах элементов ионные радиусы в целом увеличиваются с ростом порядкового номера . Однако для d -элементов четвертого и пятого периодов вследствие лантаноидного сжатия может произойти даже уменьшение ионного радиуса (например, от 73 пм у Zr 4+ до 72 пм у Hf 4+ при координационном числе 4).

В периоде происходит заметно уменьшение ионного радиуса , связанное с усилением притяжения электронов к ядру при одновременном росте заряда ядра и заряда самого иона : 116 пм у Na + , 86 пм у Mg 2+ , 68 пм у Al 3+ (координационное число 6). По этой же причине увеличение заряда иона приводит к уменьшению ионного радиуса для одного элемента : Fe 2+ 77 пм, Fe 3+ 63 пм, Fe 6+ 39 пм (координационное число 4).

Сравнение ионных радиусов можно проводить только при одинаковом координационном числе , поскольку оно оказывает влияние на размер иона из-за сил отталкивания между противоионами . Это хорошо видно на примере иона Ag + ; его ионных радиус равен 81, 114 и 129 пм для координационных чисел 2, 4 и 6 , соответственно .

Структура идеального ионного соединения , обусловленная максимальным притяжением между разноименными ионами и минимальным отталкиванием одноименных ионов , во многом определяется соотношением ионных радиусов катионов и анионов . Это можно показать простыми геометрическими построениями.

4 Энергия ионной связи

Энергия связ и для ионного соединения - это энергия , которая выделяется при его образовании из бесконечно удаленных друг от друга газообразных противоионов . Рассмотрение только электростатических сил соответствует около 90% от общей энергии взаимодействия , которая включает также вклад неэлектростатических сил (например, отталкивание электронных оболочек ).

При возникновении ионной связи между двумя свободными ионами энергия их притяжения определяется законом Кулона :

E(прит.) = q+ q− / (4π r ε),

где q+ и q− - заряды взаимодействующих ионов , r - расстояние между ними , ε - диэлектрическая проницаемость среды .

Так как один из зарядов отрицателен , то значение энергии также будет отрицательным .

Согласно закону Кулона , на бесконечно малых расстояниях энергия притяжения должна стать бесконечно большой . Однако этого не происходит , так как ионы не являются точечными зарядами . При сближении ионов между ними возникают силы отталкивания , обусловленные взаимодействием электронных облаков . Энергия отталкивания ионов описывается уравнением Борна :

Е(отт.) = В / rn,

где В - некоторая константа , n может принимать значения от 5 до 12 (зависит от размера ионов ). Общая энергия определяется суммой энергий притяжения и отталкивания :

Е = Е(прит.) + Е(отт.)

Её значение проходит через минимум . Координаты точки минимума отвечают равновесному расстоянию r 0 и равновесной энергии взаимодействия между ионами E 0 :

E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 ε)

В кристаллической решетке всегда имеет место большее число взаимодействий , чем между парой ионов . Это число определяется в первую очередь типом кристаллической решетки . Для учета всех взаимодействий (ослабевающих с увеличением расстояния) в выражение для энергии ионной кристаллической решетки вводят так называемую константу Маделунга А :

E(прит.) = A q+ q− / (4π r ε)

Значение константы Маделунга определяется только геометрией решетки и не зависит от радиуса и заряда ионов . Например, для хлорида натрия она равна 1,74756 .

5 поляризация ионов

Помимо величины заряда и радиуса важной характеристикой иона являются его поляризационные свойства . Рассмотрим этот вопрос несколько подробнее. У неполярных частиц (атомов, ионов, молекул) центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают . В электрическом поле происходит смещение электронных оболочек в направлении положительно заряженной пластины , а ядер - в направлении отрицательно заряженной пластины . Вследствие деформации частицы в ней возникает диполь , она становится полярной .

Источником электрического поля в соединениях с ионным типом связи являются сами ионы . Поэтому, говоря о поляризационных свойствах иона , необходимо различать поляризующее действие данного иона и способность его самого поляризоваться в электрическом поле .

Поляризующее действие иона будет тем большим , чем больше его силовое поле , т. е. чем больше заряд и меньше радиус иона . Поэтому в пределах подгрупп в Периодической системе элементов поляризующее действие ионов понижается сверху вниз , так как в подгруппах при постоянной величине заряда иона сверху вниз увеличивается его радиус .

Поэтому поляризующее действие ионов щелочных металлов например растет от цезия к литию , а в ряду галогенид-ионов - от I к F . В периодах поляризующее действие ионов растет слева направо вместе с увеличением заряда иона и уменьшением его радиуса .

Поляризуемость иона , способность его к деформации растут с уменьшением силового поля , т. е. с уменьшением величины заряда и увеличением радиуса . Поляризуемость анионов обычно выше , чем катионов и в ряду галогенидов растет от F к I .

На поляризационные свойства катионов оказывает влияние характер их внешней электронной оболочки . Поляризационные свойства катионов как в активном , так и в пассивном смысле при одинаковом заряде и близком радиусе растут при переходе от катионов с заполненной оболочкой к катионам с незаконченной внешней оболочкой и далее к катионам с 18-электронной оболочкой .

Например, в ряду катионов Mg 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ поляризационные свойства усиливаются . Эта закономерность согласуется с изменением в приведенном в ряду радиуса иона и строения его электронной оболочки:

Для анионов поляризационные свойства ухудшаются в такой последовательности:

I - , Br - , Cl - , CN - , OH - , NO 3 - , F - , ClO 4 - .

Результатом поляризационного взаимодействия ионов является деформация их электронных оболочек и, как следствие этого, сокращение межионных расстояний и неполное разделение отрицательного и положительного зарядов между ионами.

Например, в кристалле хлорида натрия величина заряда на ионе натрия составляет +0,9 , а на ионе хлора - 0,9 вместо ожидаемой единицы . В молекуле KCl , находящейся в парообразном состоянии , величина зарядов на ионах калия и хлора составляет 0,83 единицы заряда , а в молекуле хлороводорода - лишь 0,17 единицы заряда.

Поляризация ионов оказывает заметное влияние на свойства соединений с ионной связью , понижая их температуры плавления и кипения , уменьшая электролитическую диссоциацию в растворах и расплавах и др .

Ионные соединения образуются при взаимодействии элементов , значительно различающихся по химическим свойствам . Чем больше удалены друг от друга элементы в периодической системе , тем в большей степени проявляется в их соединениях ионная связь . Напротив , в молекулах, образованных одинаковыми атомами или атомами элементов, близких по химическим свойствам , возникают другие типы связи . Поэтому теория ионной связи имеет ограниченное применение .

6 Влияние поляризации ионов на свойства веществ и свойства Ионной связи и ионных соединений

Представления о поляризации ионов помогают объяснить различия в свойствах многих однотипных веществ . Например, сравнение хлоридов натрия и калия с хлоридом серебра показывает, что при близких ионных радиусах

поляризуемость катиона Ag+ , имеющего 18-электронную внешнюю оболочку , выше , что приводит к увеличению прочности связи металл-хлор и меньшей растворимости хлорида серебра в воде .

Взаимная поляризация ионов облегчает разрушение кристаллов , что приводит к понижению температур плавления веществ . По этой причине температура плавления TlF (327 oС) существенно ниже , чем RbF (798 oC). Температура разложения веществ также понижатся с усилением взаимной поляризации ионов . Поэтому иодиды обычно разлагаются при более низких температурах , чем остальные галогениды , а соединения лития - термически менее устойчивы , чем соединения других щелочных элементов .

Деформируемость электронных оболочек сказывается и на оптических свойствах веществ . Чем более поляризована частица , тем ниже энергия электронных переходов . Если поляризация мала , возбуждение электронов требует более высокой энергии , что отвечает ультрафиолетовой части спектра . Такие вещества обычно бесцветны . В случае сильной поляризации ионов возбуждение электронов происходит при поглощении электромагнитного излучения видимой области спектра . Поэтому некоторые вещества , образованные бесцветными ионами, окрашены .

Характеристикой ионных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.) . Это происходит из-за заряженности частей молекулы . При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы , и, в результате Броуновского движения , «растаскивают » молекулу вещества на части и окружают их , не давая соединиться вновь . В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя .

При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия , так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион . Исключения составляют многие соли азотной кислоты (нитраты) , которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются ). Последний факт объясняется на основе законов, которые рассматриваются в физической химии .

7 Кристаллическая решётка

Ионные соединения (например, хлорид натрия NaCl) - твердые и тугоплавкие от того, что между зарядами их ионов ("+" и "–") существуют мощные силы электростатического притяжения .

Отрицательно заряженный ион хлора притягивает не только "свой " ион Na+ , но и другие ионы натрия вокруг себя . Это приводит к тому , что около любого из ионов находится не один ион с противоположным знаком , а несколько (рис. 1).

Рис. 1. Строение кристалла поваренной соли NaCl .

Фактически, около каждого иона хлора располагается 6 ионов натрия , а около каждого иона натрия - 6 ионов хлора .

Такая упорядоченная упаковка ионов называется ионным кристаллом . Если в кристалле выделить отдельный атом хлора , то среди окружающих его атомов натрия уже невозможно найти тот , с которым хлор вступал в реакцию . Притянутые друг к другу электростатическими силами , ионы крайне неохотно меняют свое местоположение под влиянием внешнего усилия или повышения температуры . Но если температура очень велика (примерно 1500°C ), то NaCl испаряется , образуя двухатомные молекулы . Это говорит о том, что силы ковалентного связывания никогда не выключаются полностью .

Ионные кристаллы отличаются высокими темпертурами плавления , обычно значительной шириной запрещенной зоны , обладают ионной проводимостью при высоких температурах и рядом специфических оптических свойств (например, прозрачностью в ближней области ИК спектра ). Они могут быть построены как из одноатомных , так и из многоатомных ионов . Пример ионных кристаллов первого типа - кристаллы галогенидов щелочных и щелочно-земельных металлов ; анионы располагаются по закону плотнейшей шаровой упаковки или плотной шаровой кладки , катионы занимают соответствующие пустоты . Наиболее характерные структуры такого типа - NaCl, CsCl, CaF2. Ионные кристаллы второго типа построены из одноатомных катионов тех же металлов и конечных или бесконечных анионных фрагментов . Конечные анионы (кислотные остатки) - NO3-, SO42-, СО32- и др . Кислотные остатки могут соединяться в бесконечные цепи , слои или образовывать трехмерный каркас , в полостях которого располагаются катионы , как, например, в кристаллических структурах силикатов . Для ионных кристаллов можно рассчитать энергию кристаллической структуры U (см. табл.), приближенно равную энтальпии сублимации ; результаты хорошо согласуются с экспериментальными данными . Согласно уравнению Борна-Майера , для кристалла , состоящего из формально однозарядных ионов :

U = -A/R + Ве-R/r - C/R6 - D/R8 + E0

(R - кратчайшее межионное расстояние , А - константа Маделунга , зависящая от геометрии структуры , В и r - параметры , описывающие отталкивание между частицами , C/R6 и D/R8 характеризуют соответствующие диполь-дипольное и диполь-квадрупольное взаимодействие ионов , E 0 - энергия нулевых колебаний , е - заряд электрона ). С укрупнением катиона возрастает вклад диполь-дипольных взаимодействий .