között ionos kémiai kötés jön létre. Az „ionos kötés” kifejezés jelentése. Ionok. Ionos kötés

Ionos kötés

Kémiai kötés elmélet veszi a legfontosabb hely a modern kémiában. Ő megmagyarázza, hogy az atomok miért egyesülnek kémiai részecskévé, És lehetővé teszi ezen részecskék stabilitásának összehasonlítását. Használata kémiai kötéselmélet, Tud megjósolni a különböző vegyületek összetételét és szerkezetét. Koncepciója egyes kémiai kötések megszakítása, mások kialakulása a modern elképzelések alapja az anyagok kémiai reakciók során történő átalakulásáról.

Kémiai kötés- Ezt atomok kölcsönhatása, a kémiai részecske stabilitásának meghatározása vagy kristály egésze. Kémiai kötés miatt alakul ki elektrosztatikus kölcsönhatás között töltött részecskék: kationok és anionok, atommagok és elektronok. Amikor az atomok összeérnek, vonzó erők kezdenek hatni az egyik atom magja és a másik elektronjai között, valamint taszító erők az atommagok és az elektronok között. Tovább némi távolságot ezek az erők kiegyenlítik egymást, És stabil kémiai részecske képződik.

Kémiai kötés kialakulásakor a vegyületben lévő atomok elektronsűrűsége jelentős mértékben újraeloszlik a szabad atomokhoz képest.

Szélsőséges esetben ez töltött részecskék - ionok (a görög "ion" szóból - megy) képződéséhez vezet.

1 Ionkölcsönhatás

Ha atom elveszít egyet vagy több elektron, aztán ő pozitív ionná - kationná alakul(görögről fordítva - " lemenni"). Így keletkeznek kationok hidrogén H +, lítium Li +, bárium Ba 2+. Az elektronok megszerzésével az atomok negatív ionokká - anionokká - alakulnak(a görög "anion" szóból - megy fel). Az anionok példái fluoridion F−, szulfidion S 2−.

KationokÉs anionok képes vonzzák egymást. Ebben az esetben felmerül kémiai kötés, És kémiai vegyületek keletkeznek. Az ilyen típusú kémiai kötéseket ún ionos kötés:

2 Az ionos kötés meghatározása

Ionos kötés egy kémiai kötés művelt következtében kationok közötti elektrosztatikus vonzásÉs anionok.

Az ionos kötés képződésének mechanizmusát a közötti reakció példáján tekinthetjük át nátrium és klór. Egy alkálifém atom könnyen elveszít egy elektront, A halogénatom – megszerzi. Ennek eredményeként van nátrium-kationÉs kloridion. Kapcsolatot alakítanak ki miatt elektrosztatikus vonzás közöttük.

Kölcsönhatás között kationokÉs anionok iránytól független, Ezért az ionos kötésrőlúgy beszélnek nem irányított. Minden kation Talán tetszőleges számú aniont vonzanak, És oda-vissza. Ezért ionos kötés van telítetlen. Szám A szilárd állapotú ionok közötti kölcsönhatásokat csak a kristály mérete korlátozza. Ezért " molekula" ionos vegyületet a teljes kristálynak kell tekinteni.

Az előfordulásért ionos kötés szükséges, nak nek ionizációs energia értékek összege E i(kationt képezni)És elektronaffinitás A e(anionképzéshez) kell, hogy legyen energetikailag kedvező. Ez korlátozza az aktív fématomok ionos kötéseinek kialakulását(IA és IIA csoport elemei, IIIA csoport egyes elemei és néhány átmeneti elem) ill aktív nemfémek(halogének, kalkogének, nitrogén).

Ideális ionkötés gyakorlatilag nem létezik. Még azokban a vegyületekben is, amelyeket általában besorolnak ión, Nincs teljes elektronátvitel egyik atomról a másikra; az elektronok részben általános használatban maradnak. Igen, az összefüggés lítium-fluorid 80%-kal iónés 20%-kal - kovalens. Ezért helyesebb arról beszélni ionosság foka (polaritás) kovalens kémiai kötés. Úgy tartják, hogy azzal a különbséggel elektronegativitások elemeket 2.1 kommunikáció be van kapcsolva 50% ionos. Nál nél nagyobb különbségösszetett ionosnak tekinthető.

A kémiai kötés ionos modelljét széles körben használják számos anyag tulajdonságainak leírására., mindenekelőtt kapcsolatokat lúgosÉs alkáliföldfémek nemfémekkel. Ez esedékes az ilyen kapcsolatok leírásának egyszerűsége: úgy vélik, hogy abból épült összenyomhatatlan töltött gömbök, válaszol kationok és anionok. Ebben az esetben az ionok hajlamosak úgy elrendezni magukat, hogy a köztük lévő vonzó erők maximálisak, a taszító erők pedig minimálisak.

Ionos kötés- erős kémiai kötés jön létre az atomok között nagy különbség (>1,7 a Pauling-skálán) elektronegativitás, amellyel a megosztott elektronpár teljesen átkerül a nagyobb elektronegativitású atomra. Ez az ionok, mint ellentétes töltésű testek vonzása. Példa erre a CsF vegyület, amelynek „ionossági foka” 97%.

Ionos kötés- extrém eset kovalens poláris kötés polarizációja. között alakult ki tipikus fém és nem fém. Ebben az esetben a fémben lévő elektronok teljesen átvált a nem fémre. Ionok keletkeznek.

Ha kémiai kötés jön létre olyan atomok között, amelyeknek nagyon nagy elektronegativitás-különbség (EO > 1,7 Pauling szerint), akkor a teljes elektronpár teljesen nagyobb EO-val rendelkező atomra lép. Ennek eredménye egy vegyület képződése ellentétes töltésű ionok:

A képződött ionok között keletkezik elektrosztatikus vonzás amelyet úgy hívnak ionos kötés. Vagy inkább ez a megjelenés kényelmes. Gyakorlatban ionos kötés az atomok között tiszta formájában sehol vagy szinte sehol nem valósul meg, általában a valóságban a kapcsolat az részben ionos, és részben kovalens természetű. Ugyanakkor kommunikáció komplex molekuláris ionok gyakran tisztán ionosnak tekinthető. Az ionos kötések és más típusú kémiai kötések közötti legfontosabb különbségek a következők irány és telítettség hiánya. Ezért az ionos kötések hatására kialakuló kristályok a megfelelő ionok különféle sűrű pakolásai felé gravitálnak.

3 ionos sugár

Egyszerűen ionos kötés elektrosztatikus modellje a fogalom használatos ionos sugarak. A szomszédos kation és anion sugarának összegének meg kell egyeznie a megfelelő magközi távolsággal:

r 0 = r + + r −

Ugyanakkor megmarad homályos hol kell költeni határ a kation és az anion között. Ma már ismert, hogy nincs tisztán ionos kötés, mint mindig van némi átfedés az elektronfelhők között. Mert az ionsugár számítása kutatási módszereket használ, melyik lehetővé teszi két atom közötti elektronsűrűség meghatározását. Az atommagok közötti távolság a ponton fel van osztva, Ahol az elektronsűrűség minimális.

Az ionok mérete számos tényezőtől függ. Nál nél az ion állandó töltése növekvő atomszámmal(és ennek következtében magtöltés) az ionsugár csökken. Ez különösen észrevehető a lantanid sorozatban, Ahol az ionos sugarak monoton 117 pm-től (La 3+) és 100 pm-ig (Lu 3+) változnak, a koordinációs szám 6. Ezt a hatást ún lantanid tömörítés.

BAN BEN elemcsoportok Az ionsugár általában az atomszám növekedésével nő. azonban Mert d-a negyedik és ötödik periódus elemei a lantanid kompresszió miatt akár az ionsugár csökkenése is előfordulhat(például 73 órától Zr 4+ esetén 72 óráig Hf 4+ 4-es koordinációs számmal).

Ebben az időszakban az ionsugár észrevehető csökkenése következik be kapcsolatos az elektronok fokozott vonzása az atommaghoz az atommag töltésének és magának az ionnak a töltésének egyidejű növekedésével: 116 óra Na +, 86 óra Mg 2+, 68 óra Al 3+ (6-os koordinációs szám). Ugyan azért az okért egy ion töltésének növekedése egy elem ionsugár csökkenését eredményezi: Fe 2+ 77 óra, Fe 3+ 63 óra, Fe 6+ 39 óra (4-es koordinációs szám).

Összehasonlítás ionos sugarak Tud csak ugyanazzal a koordinációs számmal végezze el, mert a az ellenionok közötti taszító erők miatt befolyásolja az ion méretét. Ez jól látszik a példán Ag+ ion; ionsugara az 81., 114. és 129 délután Mert koordinációs számok 2, 4 és 6, illetőleg.

Szerkezet ideális ionos vegyület, kondicionált Maximális vonzás az eltérő ionok között és minimális taszítás a hasonló ionok között, sok tekintetben a kationok és anionok ionsugarának aránya határozza meg. Ezt meg lehet mutatni egyszerű geometriai konstrukciók.

4 Ionos kötés energiája

Energetikai kommunikációÉs ionos vegyülethez- Ezt energia, ami benne van keletkezése során az egymástól végtelenül távol eső gáznemű ellenionokból szabadulnak fel. Ha csak az elektrosztatikus erőket vesszük figyelembe, ez a teljes kölcsönhatási energia körülbelül 90%-ának felel meg, melyik magában foglalja a nem elektrosztatikus erők hozzájárulását is(Például, elektronhéj taszítás).

Az egyik atom elektronjai teljesen átkerülhetnek a másikba. Ez a töltések újraeloszlása ​​pozitív és negatív töltésű ionok (kationok és anionok) képződéséhez vezet. Egy speciális típusú kölcsönhatás jön létre közöttük - ionos kötés. Tekintsük részletesebben a képződés módját, az anyagok szerkezetét és tulajdonságait.

Elektronegativitás

Az atomok különböznek az elektronegativitásban (EO) - az elektronok vonzásának képességében más részecskék vegyértékhéjaiból. A kvantitatív meghatározáshoz a relatív elektronegativitás (dimenzió nélküli érték) skáláját használjuk, amelyet L. Polling javasolt. A fluoratomokból származó elektronok vonzásának képessége kifejezettebb, mint más elemek, EO-ja 4. A Pauling-skálán a fluort közvetlenül követi az oxigén, a nitrogén és a klór. A hidrogén és más tipikus nemfémek EO értéke 2 vagy ahhoz közelít. A fémek közül a legtöbb 0,7 (Fr) és 1,7 közötti elektronegativitással rendelkezik. A kötés ionossága függ a kémiai elemek EO-jának különbségétől. Minél nagyobb, annál nagyobb a valószínűsége, hogy ionos kötés keletkezik. Ez a fajta interakció gyakoribb, ha a különbség EO = 1,7 vagy nagyobb. Ha az érték kisebb, akkor a vegyületek poláris kovalensek.

Ionizációs energia

Az atommaghoz gyengén kötődő külső elektronok eltávolításához ionizációs energiára (IE) van szükség. Ennek a fizikai mennyiségnek a változásának mértékegysége 1 elektronvolt. A periódusos rendszer soraiban és oszlopaiban az EI változási mintái vannak, az atommag töltésének növekedésétől függően. Balról jobbra haladva az ionizációs energia növekszik, és a nemfémeknél a legnagyobb értékeket kapja. Csoportokban felülről lefelé csökken. Ennek fő oka az atom sugarának növekedése, valamint az atommag és a külső elektronok távolságának növekedése, amelyek könnyen leválnak. Megjelenik egy pozitív töltésű részecske - a megfelelő kation. Az EI értéke felhasználható annak meghatározására, hogy létrejön-e ionos kötés. A tulajdonságok az ionizációs energiától is függenek. Például az alkáli- és alkáliföldfémek alacsony EI-értékkel rendelkeznek. Kifejezetten helyreállító (fémes) tulajdonságokkal rendelkeznek. Az inert gázok kémiailag inaktívak, ami nagy ionizációs energiájuknak köszönhető.

Elektronaffinitás

A kémiai kölcsönhatások során az atomok elektronokat adhatnak hozzá, hogy negatív részecskét - aniont - képezzenek; a folyamatot energia felszabadulása kíséri. A megfelelő fizikai mennyiség az elektronaffinitás. A mértékegység megegyezik az ionizációs energiával (1 elektronvolt). De pontos értékei nem ismertek minden elemre. A halogének rendelkeznek a legnagyobb elektronaffinitással. Az elemek atomjainak külső szintjén 7 elektron van, csak egy hiányzik az oktett eléréséhez. A halogének elektronaffinitása nagy, és erős oxidáló (nem fémes) tulajdonságokkal rendelkeznek.

Az atomok kölcsönhatásai ionos kötések kialakulása során

A nem teljes külső szinttel rendelkező atomok instabil energiaállapotban vannak. A stabil elektronikus konfiguráció elérésének vágya a fő ok, amely kémiai vegyületek kialakulásához vezet. A folyamatot általában energiafelszabadulás kíséri, és szerkezetükben és tulajdonságaiban eltérő molekulákhoz és kristályokhoz vezethet. Az erős fémek és a nemfémek számos mutatóban (EO, EI és elektronaffinitás) jelentősen eltérnek egymástól. A kölcsönhatások egy számukra megfelelőbb típusa az ionos kémiai kötés, amelyben az egyesítő molekulapálya (megosztott elektronpár) mozog. Úgy gondolják, hogy amikor a fémek ionokat képeznek, teljesen elektronokat adnak át nemfémeknek. A létrejövő kötés erőssége a vizsgált anyag 1 mólját alkotó molekulák elpusztításához szükséges munkától függ. Ezt a fizikai mennyiséget kötési energiának nevezzük. Az ionos vegyületek esetében értéke több tíztől több száz kJ/mol-ig terjed.

Ionképzés

Az az atom, amely kémiai kölcsönhatások során elektronjait adja, kationná (+) válik. A fogadó részecske egy anion (-). Ahhoz, hogy megtudjuk, hogyan fognak viselkedni az atomok, és megjelennek-e ionok, meg kell állapítani az EO-ik közötti különbséget. Az ilyen számítások legegyszerűbb módja egy két elemből álló vegyület, például a nátrium-klorid.

A nátriumnak csak 11 elektronja van, a külső réteg konfigurációja 3s 1. Ennek kiegészítéséhez egy atomnak könnyebb 1 elektront leadnia, mint 7-et hozzáadni. A klór vegyértékrétegének szerkezetét a 3s 2 3p 5 képlet írja le. Összesen egy atomnak 17 elektronja van, és 7 külső. Egy dolog hiányzik az oktett és a stabil szerkezet eléréséhez. A kémiai tulajdonságok megerősítik azt a feltevést, hogy a nátrium atom adományoz, a klór pedig elektronokat fogad el. Megjelennek az ionok: pozitív (nátriumkation) és negatív (klór-anion).

Ionos kötés

Egy elektron elvesztésével a nátrium pozitív töltést és stabil héjat kap a neon inert gázatomjából (1s 2 2s 2 2p 6). A nátriummal való kölcsönhatás eredményeként a klór további negatív töltést kap, és az ion megismétli az argon nemesgáz atomhéjának szerkezetét (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). A szerzett elektromos töltést az ion töltésének nevezzük. Például Na +, Ca 2+, Cl -, F -. Az ionok több elem atomjait is tartalmazhatják: NH 4 +, SO 4 2-. Az ilyen komplex ionokon belül a részecskéket donor-akceptor vagy kovalens mechanizmus köti meg. A különböző töltésű részecskék között elektrosztatikus vonzás lép fel. Értéke ionos kötés esetén arányos a töltésekkel, és az atomok közötti távolság növekedésével gyengül. Az ionos kötés jellemzői:

• az erős fémek reakcióba lépnek aktív nemfémes elemekkel;
• az elektronok egyik atomról a másikra mozognak;
• a kapott ionok külső héjak stabil konfigurációjával rendelkeznek;
• Az ellentétes töltésű részecskék között elektrosztatikus vonzás lép fel.

Ionvegyületek kristályrácsai

A kémiai reakciókban a periódusos rendszer 1., 2. és 3. csoportjába tartozó fémek általában elektronokat veszítenek. Egy-, kettős és három töltésű pozitív ionok képződnek. A 6. és 7. csoportba tartozó nemfémek általában elektronokat vesznek fel (a fluorral való reakciók kivételével). Egy- és kétszeres töltésű negatív ionok jelennek meg. Ezeknek a folyamatoknak az energiaköltségeit általában az anyag kristályának létrehozásakor kompenzálják. Az ionos vegyületek általában szilárd állapotban vannak, és ellentétes töltésű kationokból és anionokból álló szerkezeteket alkotnak. Ezek a részecskék magukhoz vonzzák és óriási kristályrácsokat alkotnak, amelyekben a pozitív ionokat negatív részecskék veszik körül (és fordítva). Egy anyag teljes töltése nulla, mivel a protonok összszámát az összes atom elektronjainak száma egyensúlyozza ki.

Az ionos kötésekkel rendelkező anyagok tulajdonságai

Az ionos kristályos anyagokat magas forrás- és olvadáspont jellemzi. Általában ezek a csatlakozások hőállóak. A következő tulajdonság észlelhető, ha az ilyen anyagokat poláris oldószerben (vízben) oldjuk. A kristályok könnyen elpusztulnak, és az ionok átjutnak az oldatba, amely elektromosan vezetőképes. Az ionos vegyületek olvadáskor is elpusztulnak. Szabadon töltött részecskék jelennek meg, ami azt jelenti, hogy az olvadék elektromos áramot vezet. Az ionos kötésekkel rendelkező anyagok elektrolitok - a második típusú vezetők.

Az alkáli- és alkáliföldfémek oxidjai és halogenidjei az ionos vegyületek csoportjába tartoznak. Szinte mindegyiket széles körben használják a tudomány, a technológia, a vegyipar és a kohászat területén.

1. definíció

Egy molekula szerkezetének tanulmányozása során felmerül a kérdés, hogy milyen erők biztosítják az összetételüket alkotó semleges atomok közötti kapcsolatot. A molekulában lévő atomok közötti ilyen kötéseket ún kémiai kötés.

Két típusba sorolható:

• ionos kötés;
• kovalens kötés.

A felosztás feltételesen történik. A legtöbb esetet mindkét típusú kapcsolat jellemzői jellemzik. Részletes és empirikus vizsgálatok segítségével minden esetben megállapítható az összefüggés a kötés „ionitása” és „kovalencia” foka között.

Kísérletileg bebizonyosodott, hogy amikor egy molekulát az alkotó atomokra választanak szét, akkor munkát kell végezni. Vagyis kialakulásának folyamatát energiafelszabadulásnak kell kísérnie. Ha két hidrogénatom szabad állapotban van, akkor nagyobb energiájuk van, mint egy kétatomos H 2 molekulában lévő atomoknak. A molekula képződése során felszabaduló energiát az atomokat molekulává kötő kölcsönhatási erők munkájának mértékének tekintik.

Kísérletek igazolják, hogy az atomok közötti kölcsönhatási erő megjelenése az atomok külső vegyértékelektronjainak köszönhető. Ez a kémiai reakciókba belépő atomok optikai spektrumának éles változása miatt lehetséges, miközben az atomok röntgenre jellemző spektruma változatlan marad, függetlenül a kémiai vegyület típusától.

A vonaloptikai spektrumot a vegyértékelektronok állapota határozza meg, a karakterisztikus röntgensugárzást pedig a belső elektronok, azaz állapotuk segítségével. A kémiai kölcsönhatások elektronokat foglalnak magukban, amelyek változásaihoz kevés energia szükséges. A külső elektronok rendelkeznek ezzel a funkcióval. Alacsonyabb ionizációs potenciállal rendelkeznek a belső héj elektronjaihoz képest.

Ionos kötés

Van egy feltételezés a molekulában lévő atomok kémiai kötéseinek természetére vonatkozóan, ami azt jelzi, hogy a külső elektronok között elektromos jellegű kölcsönhatási erő keletkezik. A stabilitási feltétel teljesítéséhez két kölcsönhatásban lévő atomnak kell lennie, amelyeknek ellentétes előjelű elektromos töltése van. A kémiai kötés típusa csak egyes molekulákban valósítható meg. Az atomok kölcsönhatása után ionokká alakulnak át. Ha egy atom egy vagy több elektront nyer, akkor negatív ionná, a másik pedig pozitív ionná válik.

Az ionos kötés hasonló az ellenkező előjelű töltések közötti vonzási erőkhöz. Ha a pozitív töltésű nátriumiont N a + a negatív klór C l - vonzza, akkor N a Cl molekulát kapunk, amely az ionos kötés egyértelmű példájaként szolgál.

2. definíció

Más szavakkal, ionos kémiai kötés heteropolárisnak nevezik (hetero - különböző). Molekulák és ionos kötéstípusok - ionos vagy heteropoláris molekulák.

Az ionos kötés fogalma nem teszi lehetővé minden molekula szerkezetének és szerkezetének megmagyarázását. Megmagyarázhatatlan, hogy miért lehet két semleges hidrogénatomból molekulát képezni. A hidrogénatomok azonos polaritása miatt elfogadhatatlan az a feltételezés, hogy az egyik hidrogénion pozitív, a másik negatív töltésű. A hidrogénatomok kötése (a semleges atomok között) csak a kvantummechanikával magyarázható. Kovalensnek hívják.

Kovalens kötés

3. definíció

A molekulában lévő semleges atomok közötti kémiai kötést ún kovalens vagy homeopoláris(homeo – ugyanaz). Az ilyen kötéseken alapuló molekulákat homeopolárisnak vagy atominak nevezzük.

A klasszikus fizika csak egyfajta kölcsönhatást vesz figyelembe, ahol lehetséges a két test közötti megvalósítás - a gravitáció. Mivel a gravitációs erők kicsik, nehéz megmagyarázni a segítségükkel a homeopoláris molekulák kölcsönhatását.

A kovalens kötés abból áll, hogy egy bizonyos kvantumállapotban van egy bizonyos energiájú elektron az atommag területén. Ha az atommagok közötti távolság megváltozik, ez tükröződik az elektron mozgási állapotában és energiájában. Az atomok közötti energia csökkenésével az atommagok közötti kölcsönhatás energiája növekszik, ami a taszító erő hatásával magyarázható.

Ha az elektronenergia a távolság csökkenésével gyorsabban csökken, mint a magkölcsönhatási energia növekedése, akkor a rendszer összenergiájának értéke jelentősen csökken. Ez a két taszító magból és egy elektronból álló rendszerben az atommagok közötti távolság csökkentésére törekvő erők hatásával magyarázható. A meglévő vonzó erők részt vesznek a molekula kovalens kötésének létrehozásában. Megjelenésüket egy közös elektron jelenléte váltja ki, más szóval az atomok közötti elektroncsere miatt, ami azt jelenti, hogy cserekvantumerőknek tekintik őket.

A kovalens kötésnek telítettségi tulajdonsága van. Megnyilvánulása az atomok bizonyos vegyértéke miatt lehetséges. Vagyis a hidrogénatom egy hidrogénatommal, a szénatom pedig legfeljebb 4 hidrogénatommal kötődik.

A javasolt összefüggés hozzájárul az atomok vegyértékének magyarázatához, amelyet a klasszikus fizika nem fogadott el. Vagyis a telítési tulajdonság a klasszikus elméletben a kölcsönhatás természete szempontjából nem egyértelmű.

A kovalens kötések jelenléte nemcsak a kétatomos molekulákban figyelhető meg. Jellemző a szervetlen vegyületek (nitrogén-oxid, ammónia és mások) nagyszámú molekulájára.

1927-ben W. Heitler és F. London megalkotta a hidrogénmolekula kovalens kötésének kvantitatív elméletét a kvantummechanika koncepciói alapján. Bebizonyították, hogy mi okozza a kovalens kötéssel rendelkező molekula megjelenését, nevezetesen: az elektronok megkülönböztethetetlenségével összefüggő kvantummechanikai hatást. A fő kötési energia meghatározása csereintegrál jelenlétében történik. A hidrogénmolekula teljes spinje 0, nincs pályamomentuma, tehát diamágneses. Amikor két hidrogénatom ütközik, egy molekula csak akkor jelenik meg, ha mindkét elektron spinje párhuzamos. Ez az állapot elősegíti a hidrogénatomok taszítását, ami azt jelenti, hogy a molekulák nem tudnak képződni.

Ha két azonos atomot kovalens kötéssel kapcsolunk össze, akkor az elektronfelhő elrendezése a molekulában szimmetrikussá válik. Ha egy kötés két különböző atomot egyesít, akkor az elektronfelhő aszimmetrikusan helyezkedik el. Az elektronfelhő aszimmetrikus eloszlású molekulának állandó dipólusmomentuma van, azaz poláris. Ha annak valószínűsége, hogy egy elektron az egyik atom közelében lokalizálódik, nagyobb, mint annak a valószínűsége, hogy ezt az elektront egy másik atom közelében találjuk meg, a kovalens kötésből az ionos kötésbe való átmenet következik be. Az ionos és kovalens kötések között nincs egyértelmű határ.

1. példa

Írja le azt az állapotot, amikor két atom közeledik egymáshoz!

Megoldás

Ha két atom távolsága csökken, számos helyzet adódhat:

1. Egy vagy több elektronpár megoszlik a kérdéses atomok között. Az atomok között mozoghatnak, és tovább maradhatnak ott, mint más helyeken. Ez segít a vonzóerő megteremtésében.
2. Az ionos kötések kialakulása. Egy vagy több elektron képes átjutni a másikba. Vagyis ez hozzájárul a vonzó pozitív és negatív ionok megjelenéséhez.
3. Nem jön létre kapcsolat. A két atom elektronszerkezete átfedi egymást, és egyetlen rendszert alkotnak. A Pauli-elv szerint egy ilyen rendszer csak két elektron kvantumállapotára nem megfelelő. Magasabb energiaszintre lépve a rendszer több energiát kap, ami instabilitáshoz vezet. Még ha a Pauli-elv teljesül is, a rendszer energiájának növelése nélkül elektromos taszító erő jelenik meg a különböző elektronok között. A feltétel szerint sokkal kisebb befolyással van a kapcsolat létrejöttére, mint a Pauli-elv.

2. példa

Egy elem ionizációs energiája (ionizációs potenciálja) az az energia, amely egy elektron eltávolításához szükséges egy atomból. Ez a külső elektron vagy elektronok kötési erősségének mértéke. Magyarázza el, miért nagyobb a lítium ionizációs energiája, mint a nátriumé, a nátrium nagyobb, mint a káliumé, és a kálium miért nagyobb, mint a rubídiumé.

Megoldás

A fenti elemek mindegyike alkálifém tulajdonságokkal rendelkezik, és az első csoportba tartozik. Bármelyik atomjának egyetlen külső elektronja van s állapotban. A belső héjak elektronjai részben leárnyékolják a külső elektront a + Z q e magtöltés elől, mivel a külső elektront + q e értékű effektív töltés tartja. Ahhoz, hogy egy ilyen atomról eltávolítsunk egy külső elektront, munkát kell végezni az alkálifém atomok pozitív ionokká történő átalakítására. Minél nagyobb az atom mérete, annál nagyobb távolságra van a vegyértékelektron az atommagtól, de annál kisebb a vonzási ereje. Ezt a csoportot az ionizációs energia felülről lefelé történő csökkenése jellemzi Mengyelejev periódusos rendszere szerint. Növekedése minden periódusban balról jobbra a töltés növekedésével és a belső szűrőelektronok állandó számával jár.

Ha hibát észlel a szövegben, jelölje ki, és nyomja meg a Ctrl+Enter billentyűkombinációt

Ezek közül az első az ionos kötések kialakulása. (A második az oktatás, amelyről alább lesz szó). Ha ionos kötés jön létre, egy fématom elektronokat veszít, a nemfém atomok pedig elektronokat kapnak. Vegyük például a nátrium- és klóratomok elektronszerkezetét:

Na 1s 2 2s 2 2 6. o 3 s 1 - egy elektron a külső szinten

Cl 1s 2 2s 2 2 6. o 3 s 2 3 5. oldal – hét elektron a külső szinten

Ha egy nátriumatom egyetlen 3s elektronját adományozza egy klóratomnak, akkor az oktettszabály mindkét atomra teljesül. A klóratom nyolc elektronja lesz a külső harmadik rétegen, a nátriumatom pedig szintén nyolc elektront tartalmaz a második rétegen, amely mára külső réteg lett:

Na+1s2 2s 2 2 p 6

Cl - 1s 2 2s 2 2 6. o 3 s 2 3 6. o - nyolc elektron a külső szinten

Ebben az esetben a nátriumatom magja még 11 protont tartalmaz, de az összes elektronszám 10-re csökkent. Ez azt jelenti, hogy a pozitív töltésű részecskék száma eggyel több, mint a negatív töltésűek száma, tehát a teljes töltés a nátrium „atom” értéke +1.
A klór „atom” most 17 protont és 18 elektront tartalmaz, töltése pedig -1.
Az egy vagy több elektron elvesztésével vagy erősödésével keletkező töltött atomokat nevezzük ionok. A pozitív töltésű ionokat ún kationok, a negatív töltésűeket pedig ún anionok.
Az ellentétes töltésű kationokat és anionokat elektrosztatikus erők vonzzák egymáshoz. Az ellentétes töltésű ionok ezen vonzását ionkötésnek nevezzük. . -ben fordul elő fémből és egy vagy több nemfémből álló vegyületek. A következő vegyületek teljesítik ezt a kritériumot, és ionos természetűek: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.

Van egy másik módja az ionos vegyületek ábrázolásának:

Ezekben a képletekben a pontok csak a külső héjakban elhelyezkedő elektronokat mutatják ( vegyérték elektronok ). Az ilyen képleteket Lewis-képleteknek nevezik G. N. Lewis amerikai kémikus, a kémiai kötés elméletének egyik megalapítója (L. Pauling mellett) tiszteletére.

Az elektronok fématomról nemfémes atomra való átvitele és ionok képződése azért lehetséges, mert a nemfémek elektronegativitása nagy, a fémek elektronegativitása alacsony.

Az ionok egymáshoz való erős vonzása miatt az ionos vegyületek többnyire szilárdak és meglehetősen magas olvadáspontúak.

Az ionos kötés az elektronok fématomról nemfém atomra való átvitelével jön létre. A keletkező ionokat elektrosztatikus erők vonzzák egymáshoz.

Ionos kötés

Kémiai kötés elmélet veszi a legfontosabb hely a modern kémiában. Ő megmagyarázza, hogy az atomok miért egyesülnek kémiai részecskévé, És lehetővé teszi ezen részecskék stabilitásának összehasonlítását. Használata kémiai kötéselmélet, Tud megjósolni a különböző vegyületek összetételét és szerkezetét. Koncepciója egyes kémiai kötések megszakítása, mások kialakulása a modern elképzelések alapja az anyagok kémiai reakciók során történő átalakulásáról .

Kémiai kötés- Ezt atomok kölcsönhatása , a kémiai részecske stabilitásának meghatározása vagy kristály egésze . Kémiai kötés miatt alakul ki elektrosztatikus kölcsönhatás között töltött részecskék : kationok és anionok, atommagok és elektronok. Amikor az atomok összeérnek, vonzó erők kezdenek hatni az egyik atom magja és a másik elektronjai között, valamint taszító erők az atommagok és az elektronok között. Tovább némi távolságot ezek az erők kiegyenlítik egymást, És stabil kémiai részecske képződik .

Kémiai kötés kialakulásakor a vegyületben lévő atomok elektronsűrűsége jelentős mértékben újraeloszlik a szabad atomokhoz képest.

Szélsőséges esetben ez töltött részecskék - ionok (a görög "ion" szóból - megy) képződéséhez vezet.

1 Ionkölcsönhatás

Ha atom elveszít egyet vagy több elektron, aztán ő pozitív ionná - kationná alakul(görögről fordítva - " lemenni"). Így keletkeznek kationok hidrogén H +, lítium Li +, bárium Ba 2+ . Az elektronok megszerzésével az atomok negatív ionokká - anionokká - alakulnak(a görög "anion" szóból - megy fel). Az anionok példái fluoridion F−, szulfidion S 2− .

KationokÉs anionok képes vonzzák egymást. Ebben az esetben felmerül kémiai kötés, És kémiai vegyületek keletkeznek. Az ilyen típusú kémiai kötéseket ún ionos kötés :

2 Az ionos kötés meghatározása

Ionos kötés egy kémiai kötés művelt következtében kationok közötti elektrosztatikus vonzásÉs anionok .

Az ionos kötés képződésének mechanizmusát a közötti reakció példáján tekinthetjük át nátrium és klór . Egy alkálifém atom könnyen elveszít egy elektront, A halogénatom – megszerzi. Ennek eredményeként van nátrium-kationÉs kloridion. Kapcsolatot alakítanak ki miatt elektrosztatikus vonzás közöttük .

Kölcsönhatás között kationokÉs anionok iránytól független, Ezért az ionos kötésrőlúgy beszélnek nem irányított. Minden kation Talán tetszőleges számú aniont vonzanak, És oda-vissza. Ezért ionos kötés van telítetlen. Szám A szilárd állapotú ionok közötti kölcsönhatásokat csak a kristály mérete korlátozza. Ezért " molekula " ionos vegyületet a teljes kristálynak kell tekinteni .

Az előfordulásért ionos kötés szükséges, nak nek ionizációs energia értékek összege E i(kationt képezni)És elektronaffinitás A e(anionképzéshez) kell, hogy legyen energetikailag kedvező. Ez korlátozza az aktív fématomok ionos kötéseinek kialakulását(IA és IIA csoport elemei, IIIA csoport egyes elemei és néhány átmeneti elem) ill aktív nemfémek(halogének, kalkogének, nitrogén).

Ideális ionkötés gyakorlatilag nem létezik. Még azokban a vegyületekben is, amelyeket általában besorolnak ión , Nincs teljes elektronátvitel egyik atomról a másikra ; az elektronok részben általános használatban maradnak. Igen, az összefüggés lítium-fluorid 80%-kal iónés 20%-kal - kovalens. Ezért helyesebb arról beszélni ionosság foka (polaritás) kovalens kémiai kötés. Úgy tartják, hogy azzal a különbséggel elektronegativitások elemeket 2.1 kommunikáció be van kapcsolva 50% ionos. Nál nél nagyobb különbségösszetett ionosnak tekinthető .

A kémiai kötés ionos modelljét széles körben használják számos anyag tulajdonságainak leírására., mindenekelőtt kapcsolatokat lúgosÉs alkáliföldfémek nemfémekkel. Ez esedékes az ilyen kapcsolatok leírásának egyszerűsége: úgy vélik, hogy abból épült összenyomhatatlan töltött gömbök, válaszol kationok és anionok. Ebben az esetben az ionok hajlamosak úgy elrendezni magukat, hogy a köztük lévő vonzó erők maximálisak, a taszító erők pedig minimálisak.

Ionos kötés- erős kémiai kötés jön létre az atomok között nagy különbség (>1,7 a Pauling-skálán) elektronegativitás, amellyel a megosztott elektronpár teljesen átkerül a nagyobb elektronegativitású atomra. Ez az ionok, mint ellentétes töltésű testek vonzása. Példa erre a CsF vegyület, amelynek „ionossági foka” 97%.

Ionos kötés- extrém eset kovalens poláris kötés polarizációja. között alakult ki tipikus fém és nem fém. Ebben az esetben a fémben lévő elektronok teljesen átvált a nem fémre . Ionok keletkeznek.

Ha kémiai kötés jön létre olyan atomok között, amelyeknek nagyon nagy elektronegativitás-különbség (EO > 1,7 Pauling szerint), akkor a teljes elektronpár teljesen nagyobb EO-val rendelkező atomra lép. Ennek eredménye egy vegyület képződése ellentétes töltésű ionok :

A képződött ionok között keletkezik elektrosztatikus vonzás amelyet úgy hívnak ionos kötés. Vagy inkább ez a megjelenés kényelmes. Gyakorlatban ionos kötés az atomok között tiszta formájában sehol vagy szinte sehol nem valósul meg, általában a valóságban a kapcsolat az részben ionos , és részben kovalens természetű. Ugyanakkor kommunikáció komplex molekuláris ionok gyakran tisztán ionosnak tekinthető. Az ionos kötések és más típusú kémiai kötések közötti legfontosabb különbségek a következők irány és telítettség hiánya. Ezért az ionos kötések hatására kialakuló kristályok a megfelelő ionok különféle sűrű pakolásai felé gravitálnak.

3 ionos sugár

Egyszerűen ionos kötés elektrosztatikus modellje a fogalom használatos ionos sugarak . A szomszédos kation és anion sugarának összegének meg kell egyeznie a megfelelő magközi távolsággal :

r 0 = r + + r −

Ugyanakkor megmarad homályos hol kell költeni határ a kation és az anion között . Ma már ismert , hogy nincs tisztán ionos kötés, mint mindig van némi átfedés az elektronfelhők között. Mert az ionsugár számítása kutatási módszereket használ, melyik lehetővé teszi két atom közötti elektronsűrűség meghatározását . Az atommagok közötti távolság a ponton fel van osztva, Ahol az elektronsűrűség minimális .

Az ionok mérete számos tényezőtől függ. Nál nél az ion állandó töltése növekvő atomszámmal(és ennek következtében magtöltés) az ionsugár csökken. Ez különösen észrevehető a lantanid sorozatban, Ahol az ionos sugarak monoton 117 pm-től (La 3+) és 100 pm-ig (Lu 3+) változnak, a koordinációs szám 6. Ezt a hatást ún lantanid tömörítés .

BAN BEN elemcsoportok Az ionsugár általában az atomszám növekedésével nő. azonban Mert d-a negyedik és ötödik periódus elemei a lantanid kompresszió miatt akár az ionsugár csökkenése is előfordulhat(például 73 órától Zr 4+ esetén 72 óráig Hf 4+ 4-es koordinációs számmal).

Ebben az időszakban az ionsugár észrevehető csökkenése következik be kapcsolatos az elektronok fokozott vonzása az atommaghoz az atommag töltésének és magának az ionnak a töltésének egyidejű növekedésével: 116 óra Na +, 86 óra Mg 2+, 68 óra Al 3+ (6-os koordinációs szám). Ugyan azért az okért egy ion töltésének növekedése egy elem ionsugár csökkenését eredményezi: Fe 2+ 77 óra, Fe 3+ 63 óra, Fe 6+ 39 óra (4-es koordinációs szám).

Összehasonlítás ionos sugarak Tud csak ugyanazzal a koordinációs számmal végezze el, mert a az ellenionok közötti taszító erők miatt befolyásolja az ion méretét. Ez jól látszik a példán Ag+ ion; ionsugara az 81., 114. és 129 délután Mert koordinációs számok 2, 4 és 6 , illetőleg .

Szerkezet ideális ionos vegyület, kondicionált Maximális vonzás az eltérő ionok között és minimális taszítás a hasonló ionok között, sok tekintetben a kationok és anionok ionsugarának aránya határozza meg. Ezt meg lehet mutatni egyszerű geometriai konstrukciók.

4 Ionos kötés energiája

Energetikai kommunikációÉs ionos vegyülethez- Ezt energia, ami benne van keletkezése során az egymástól végtelenül távol eső gáznemű ellenionokból szabadulnak fel . Ha csak az elektrosztatikus erőket vesszük figyelembe, ez a teljes kölcsönhatási energia körülbelül 90%-ának felel meg, melyik magában foglalja a nem elektrosztatikus erők hozzájárulását is(Például, elektronhéj taszítás).

Bármikor ionos kötés kettő között szabad ion energia az övék a vonzást a Coulomb-törvény határozza meg :

E(adv.) = q+ q− / (4π r ε),

Ahol q+És q−- díjak kölcsönhatásba lépő ionok , r - távolság közöttük , ε - a közeg dielektromos állandója .

Az egyik vádpont óta negatív, Azt energia érték Is negatív lesz .

Alapján Coulomb törvénye, tovább Végtelenül kis távolságokon a vonzás energiájának végtelenül nagyra kell válnia. Azonban ez nem történik meg, mert az ionok nem ponttöltések. Nál nél közelebb hozza egymáshoz az ionokat taszító erők lépnek fel közöttük, kondicionált elektronikus felhők kölcsönhatása . Ion taszítási energia leírta Született egyenlet :

E(ott.) = B / rn,

Ahol BAN BEN - valami állandó , n Talán vegyen 5 és 12 közötti értékeket(attól függ ionméret). A teljes energiát a vonzás és a taszítás energiáinak összege határozza meg :

E = E(be.) + E(ki.)

Jelentése átmegy minimális . A minimumpont koordinátái megfelelnek az egyensúlyi távolságnak r 0 És ionok közötti kölcsönhatás egyensúlyi energiája E 0 :

E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 ε)

BAN BEN kristályrács Mindig több interakció van, hogyan ionpár között. Ez a szám elsősorban a kristályrács típusa határozza meg. Mert minden interakciót figyelembe véve(gyengül a távolság növekedésével) a kifejezésbe ionos energia kristályrács bevezetni az úgynevezett állandót Madelunga A :

E(adv.) = A q+ q− / (4π r ε)

Állandó érték Madelunga csak meghatározott rácsgeometriaés nem függ az ionok sugarától és töltésétől. Például azért nátrium-klorid egyenlő 1,74756 .

5 ion polarizáció

kívül töltés nagyságaÉs sugár fontos jellemzője és ő az övéi polarizációs tulajdonságok. Vizsgáljuk meg ezt a kérdést kicsit részletesebben. U nem poláris részecskék (atomok, ionok, molekulák) a pozitív és negatív töltések súlypontja egybeesik. Elektromos térben az elektronhéjak a pozitív töltésű lemez irányába tolódnak el, ill magok - a negatív töltésű lemez felé. Következtében részecske deformáció felmerül benne dipól, válik poláris .

Forrás Az ionos kötéssel rendelkező vegyületek elektromos mezője maguk az ionok. Ezért beszélve arról Az ion polarizációs tulajdonságai , szükséges megkülönböztetni adott ion polarizáló hatásaÉs önmagának az a képessége, hogy elektromos térben polarizálódjon .

Az ion polarizáló hatása lesz az nagy, hogyan többet az erőteréből, azaz mint nagyobb töltés és kisebb az ion sugara. Ezért be alcsoportokon belül az elemek periódusos rendszerében az ionok polarizáló hatása felülről lefelé csökken, mivel in alcsoportok, az ion állandó töltésével a sugara felülről lefelé növekszik .

Ezért az alkálifém-ionok polarizáló hatása például a céziumról lítiumra fokozódik, és a sorban halogenidionok - I-től F-ig. Időszakokban az ionok polarizáló hatása balról jobbra növekszik együtt az iontöltés növeléseÉs csökkentve a sugarát .

Ion polarizálhatóság, képességét a deformációk az erőtér csökkenésével nőnek, azaz azzal a díj összegének csökkentéseÉs növekvő sugár . Anionok polarizálhatóságaáltalában magasabb, hogyan kationokés sorban halogenidek F-ről I-re nő .

Tovább kationok polarizációs tulajdonságai biztosítja külső elektronhéjuk természetének hatása . A kationok polarizációs tulajdonságai hogyan be aktív, és be passzív érzék nál nél ugyanaz a töltésés a közeli sugarak megnövekednek a töltött héjú kationokról a hiányos külső héjú kationokra, majd a 18 elektronos héjú kationokra való átmenet során.

Például a kationok sorozatában Mg 2+, Ni 2+, Zn 2+ polarizációs tulajdonságok fokozódnak. Ez a mintázat összhangban van az ion sugarának változásával és elektronhéjának a sorozatban megadott szerkezetével:

Anionokhoz a polarizációs tulajdonságok romlanak ebben a sorrendben:

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

Az eredmény ionok polarizációs kölcsönhatása van elektronikus héjuk deformációjaés ennek következtében ionközi távolságok csökkentéseÉs a negatív nem teljes szétválasztásaÉs pozitív töltések az ionok között.

Például egy kristályban nátrium-klorid a díj összege nátrium-ionösszege +0,9 , és tovább klórion - 0,9 ahelyett várható egység. Egy molekulában KCl található gőzállapot, érték töltések a káliumionokonÉs A klór 0,83 töltési egység, és a molekulában hidrogén klorid- csak 0,17 töltési egységek.

Ionpolarizáció biztosítja észrevehető hatást gyakorol az ionos kötésekkel rendelkező vegyületek tulajdonságaira , olvadáspontjuk és forráspontjuk csökkentése , az elektrolitikus disszociáció csökkentése oldatokban és olvadékokban stb. .

Ionos vegyületek akkor alakulnak ki elemek kölcsönhatása , kémiai tulajdonságaiban jelentősen eltérnek egymástól. A több a periódusos rendszerben egymástól távolított elemek, a benne lévők vegyületeikben hangsúlyosabb az ionos kötés . Ellen, molekulákban, azonos atomok vagy kémiai tulajdonságaikban hasonló elemek atomjai alkotják, felmerülhet más típusú kommunikáció. Ezért ionos kötés elmélet Megvan korlátozott használat .

6 Az ionpolarizáció hatása az anyagok tulajdonságaira, valamint az ionos kötések és ionos vegyületek tulajdonságaira

Ötletek kb Az ionpolarizáció segít megmagyarázni sok hasonló anyag tulajdonságainak különbségeit. Például az összehasonlítás nátrium-kloridokÉs kálium ezüst-kloriddal mutatja, hogy mikor közeli ionos sugarak

az Ag+ kation polarizálhatósága amelynek 18 elektronos külső héj , magasabb, Mit a fém-klór kötés erősségének növekedéséhez vezetÉs az ezüst-klorid kevésbé oldódik vízben .

Kölcsönös az ionok polarizációja elősegíti a kristályok pusztulását, ami oda vezet az anyagok olvadáspontjának csökkentése. Emiatt olvadási hőmérséklet TlF (327 oС) lényegesen alacsonyabb mint RbF (798 oC). Az anyagok bomlási hőmérséklete is csökken az ionok kölcsönös polarizációjának növekedésével. Ezért a jodidok általában alacsonyabb hőmérsékleten bomlanak le, hogyan egyéb halogenidek, A lítiumvegyületek - kevésbé termikusan stabil , mint más lúgos elemek vegyületei .

Elektronhéjak deformálhatósága az anyagok optikai tulajdonságait is befolyásolja. Hogyan a részecske polarizáltabb , annál kisebb az elektronikus átmenetek energiája. Ha a polarizáció alacsony , az elektronok gerjesztése nagyobb energiát igényel mit válaszol a spektrum ultraibolya része. Az ilyen anyagok általában színtelen. Az ionok erős polarizációja esetén az elektronokat a spektrum látható tartományában elektromágneses sugárzás abszorpciója gerjeszti. Ezért néhány anyag, művelt színtelen ionok, színesek .

Jellemzők ionos vegyületek szolgálja jó oldhatóság poláris oldószerekben (víz, savak stb.). Ennek oka, hogy a molekula részeinek töltése. Ahol az oldószer dipólusok a molekula töltött végeihez vonzódnak, és ennek eredményeként Brown-mozgás , « elviszik» molekula az anyagokat részekre, és körülvegyék , nem engedi, hogy újra kapcsolódjunk. Az eredmény körülvett ionok oldószer dipólusok .

Az ilyen vegyületek feloldásakor általában energia szabadul fel, hiszen a kialakult kötések összenergiája oldószer-ion nagyobb, mint az anion-kation kötés energiája. Sok kivétel van salétromsav sók (nitrátok), melyik feloldódáskor felszívja a hőt (az oldatokat lehűtjük). Ez utóbbi tényt olyan törvények alapján magyarázzák, amelyek figyelembe veszik a fizikai kémiában .

7 Kristályrács

Ionos vegyületek(például nátrium-klorid NaCl) - keményÉs tűzálló mert ionjaik töltései között("+" és "-") létezik az elektrosztatikus vonzás erős erői .

A negatív töltésű klórion vonzza Nem csak " enyém " Na+ ion, de szintén más nátriumionok körülötted. Ez oda vezet, Mit bármelyik ion közelében egynél több ellentétes előjelű ion található , és néhány(1. ábra).

Rizs. 1. Kristályos szerkezet konyhasó NaCl .

Sőt, kb mindegyik a klórion 6 nátriumiont tartalmaz, és róla minden nátriumion - 6 klórion .

Ezt a rendezett ioncsomagolást ún ionos kristály. Ha elkülönít egy külön klóratom, majd között körülvevő nátrium atomok már lehetetlen ilyet találni, melyik klór reagált. Vonzódnak egymáshoz elektrosztatikus erők , az ionok rendkívül nem szívesen változtatják helyüket külső erő hatására vagy hőmérséklet emelkedés. De ha nagyon magas a hőmérséklet (körülbelül 1500°C), Ez NaCl elpárolog, alakítás kétatomos molekulák. Ez arra utal kovalens kötőerők soha ne kapcsolja ki teljesen .

Ionos kristályok különbözik magas olvadási hőmérséklet, általában jelentős sávrés, van ionvezetőképesség nál nél magas hőmérsékletekÉs számos speciális optikai tulajdonság(Például, átlátszóság a közeli IR spektrumban). Bármelyikből felépíthetők monatomikus, és től többatomos ionok. Példa az első típusú ionos kristályok - alkálifém-halogenid kristályokÉs alkáliföldfémek ; az anionok a legközelebbi gömbölyű tömörülés törvénye szerint vannak elrendezve vagy sűrű gömbfalazat , kationok foglalják el a megfelelő üregeket. A legtöbb jellegzetes ilyen típusú szerkezetek a NaCl, CsCl, CaF2. A második típusú ionos kristályok ből épült ugyanazon fémek egyatomos kationjai és véges vagy végtelen anionos töredékei . Végső anionok(savmaradékok) - NO3-, SO42-, СО32- stb. . A savas maradékok végtelen láncokat alkothatnak , rétegek vagy háromdimenziós keretet alkotnak, melynek üregeiben kationok találhatók, mint például a szilikátok kristályszerkezetei. Mert ionos kristályok kiszámíthatja a kristályszerkezet energiáját U(lásd a táblázatot), megközelítőleg egyenlő szublimációs entalpiája; eredmények jól egyeznek a kísérleti adatokkal. Az egyenlet szerint Született-Maier, Mert kristály, a következőket tartalmazza formálisan egyszeresen töltött ionok :

U = -A/R + Be-R/r - C/R6 - D/R8 + E0

(R - legrövidebb ionközi távolság , A - Madelung állandó , függő tól től szerkezeti geometria , BAN BENÉs r - lehetőségek , a részecskék közötti taszítás leírása , C/R6És D/R8 jellemezze a releváns Ionok dipól-dipól és dipól-kvadrupól kölcsönhatása , E 0 - nullponti energia , e - elektrontöltés). VAL VEL Ahogy a kation növekszik, úgy nő a dipól-dipól kölcsönhatások hozzájárulása .