NH3 kémiai típus. NH3 kémiai típus típus. A téma tanulmányozása eredményeként megtanulod

A molekulák és atomok közötti kölcsönös elektrosztatikus vonzerő eredményeként vegyi elemek megeshet ion kommunikáció. Az ilyen vegyületek példái különböző galvanizáló elemekben is megfigyelhetők, még egyszerűen is só Ez az ilyen típusú kapcsolat van. Mi az ion kapcsolat, mint a kovalentektől eltérő, elmondja ebben a cikkben.

Egyszerű és összetett ionok

BAN BEN ion kapcsolat Külön atomok is részt vesznek, és különböző vegyületeiket. Az összes résztvevő ebben a vonatkozásban van elektromos töltés és az elektrosztatikus erők miatt együtt tartják. A megkülönböztetett ionok egyszerűek, például Na +, K +, amely a kationokhoz kapcsolódik; F -, Cl - - anionokkal kapcsolatos. Vannak összetett ionok is, amelyek két vagy több atomból állnak. Ionos példák kémiai kötés Komplex ionok alapján - anionok OH -, 3 -, kation NH 4 +. Az egyszerű ionok pozitív töltéssel vannak kialakítva, alacsony ionizációs potenciálú atomokból - általában az I-II. Csoport fő alcsoportjainak fémjei. A legtöbb esetben negatív tipusos ionok vannak tipikus nemfémek.

Kovalens és ion csatlakozás

A két részecskékből álló rendszerek példái, amelyek ellentétes elektromos töltésekkel rendelkeznek, azt mutatják, hogy ebben az esetben az elektromos mező mindig bekövetkezik. Ez azt jelenti, hogy az elektromosan aktív ionok más ionokat vonzhatnak különböző irányokban. Az elektromos vonzerő erejének köszönhetően, és van egy ion kapcsolat. Az ilyen vegyületek példái kettőt mutatnak fő különbségek az ion és a kovalens kötés között.

1. Az ion elektromos mezője a távolságtól függően bármilyen irányban csökken. Ezért az ionok közötti kölcsönhatás mértéke nem függ attól, hogy ezek az ionok hogyan találhatók a térben. E megfigyelésekből arra a következtetésre juthatunk, hogy az ionos kapcsolat skalár, vagyis nem rendelkezik irányítással.
2. Két ionok különböző töltések vonzzák nemcsak egymással, hanem a szomszédos töltésű ionok - eltérő számú töltött részecskék az ellentétes előjelű csatlakozni egy bizonyos ion. Ez a különbség a kovalens és az ionos kapcsolat között: az utóbbi nem rendelkezik jóllakással. A csatolt ionok számát a feltöltött részecskék lineáris dimenziói határozzák meg, valamint azt az elvet, hogy az ellentétes vádak vonzerejének ereje az azonos feltöltött részecskék között cselekedjenek.

Egyesület

Mivel az ionok telítettsége és tájolása hiányoz, hajlamosak egymással csatlakozni különböző kombinációkban. Ez az ingatlan tudósok hívták az Egyesületet. Magas hőmérsékleten az egyesület kicsi: kinetikus energia A molekulák és ionok meglehetősen magasak, és egy ionos kötésű anyag gázállapotában egyedi molekulák formájában helyezkedik el. De a közepes és alacsony hőmérsékletek lehetővé teszik különböző formát szerkezeti vegyületekAmelynek oktatása felelős az ion típusától a kommunikációért. A folyékony és szilárd állapotú anyagok szerkezetének példái az ábrákon láthatóak.

Amint láthatja, az ion kapcsolat létrehozása kristályrács Amelyben az egyes elemeket ionok veszik körül az ellenkező töltési jelzéssel. Ebben az esetben az ilyen anyag ugyanolyan jellemzői vannak különböző irányokban.

Polarizáció

Amint ismeretes, ha egy elektron egy atomhoz van csatlakoztatva, bizonyos mennyiségű energiát különböztetünk meg. A második elektron összekapcsolása azonban megköveteli az energia költségeit, ezért az egyszerű, többszörösen feltöltött anionok kialakulása energiává válik. Ugyanakkor olyan elemek, mint például a SO 4 2-, CO 3 2 - azt mutatják, hogy az összetett többszörös negatív ionok energikusan stabilak lehetnek, mivel a vegyületben lévő elektronok eloszlanak úgy, hogy az egyes atomok töltése már nem a maga az elektron. Ilyen szabályok Dick Standard Ion kapcsolat.

Az egyes lépésekben található tipikus elemek példái (NaCl, CSF) nem mutatják a pozitív és negatív díjak teljes szétválasztását. Például egy szakácssó kristályában hatékony negatív töltés csak körülbelül 93% -a az elektron teljes töltéséről. Ez a hatás más kapcsolatokban is megfigyelhető. A díjak ilyen hiányos elválasztását polarizációnak nevezik.

A polarizáció okai

A polarizáció oka mindig elektromos mező. Az elektronok külső rétege a polarizáció során a legnagyobb elmozdulást tapasztalja. Meg kell azonban jegyezni, hogy a különböző ionok egyenlőtlenséggel rendelkeznek: a gyengébb kapcsolat külső elektron A kernel az a könnyebb az egész ion polaryalizálódik, és az elektronikus felhő deformálódott.

Az ionok polarizációja jól ismert hatással van az ion kommunikációt alkotó vegyületekre. Példák kémiai reakciók azt mutatják, hogy a hidrogén H + ion a legnagyobb polarizáló hatással rendelkezik, mivel a legkisebb méretű és teljes távollét Elektronikus felhő.

Ionos (elektrozális) vegyi anyag - Kommunikációs képződése miatt az elektronikus párok miatt az átmenetet a vegyérték elektronok az egyik atom a másikra. A legfeljebb tipikus, nemfémekkel ellátott fémek vegyületei jellemzőek, például:

Na + + Cl - \u003d Na + Cl

Az ionos kommunikációs mechanizmust a nátrium és a klór közötti reakció példáján lehet figyelembe venni. Egy alkálifématom könnyen elveszít egy elektronot, és a halogénatomot - megszerzi. Ennek eredményeként megjelenik a nátrium és a klorid-ion-kation. Ezek kapcsolatot alkotnak az elektrosztatikus vonzerő miatt.

A kationok és anionok közötti kölcsönhatás nem függ az iránytól, így az ion kommunikáció nem irányítható. Minden egyes kation többséget vonzhat, és fordítva. Éppen ezért az ionos kommunikáció telítetlen. A szilárd állapotban lévő ionok közötti kölcsönhatások számát csak a kristály mérete korlátozza. Ezért az egész kristályt az ionos vegyület "molekulájának" kell tekinteni.

Az ideális ion kapcsolat gyakorlatilag nem létezik. Még azoknál a vegyületeknél is, amelyeket általában ionosnak neveznek, az elektronok egy atomból a másikba nincs teljes átmenet; Az elektronok részlegesen általában használhatók. Tehát a lítium-fluorid 80% -os ionnal és 20% -kal kovalenssel kapcsolódik. Ezért helyesebb beszélni ionicitás fok(polaritás) kovalens kémiai kötés. Úgy véljük, hogy amikor az elemek elektro-negativitáskülönbsége 2.1, a kapcsolat 50% -os ion. Nagyobb különbséggel a vegyületet ionnak tekinthetjük.

Az ionos kémiai modellt széles körben alkalmazzák sok anyag tulajdonságainak leírására, elsősorban az alkáli és lúgos földfémek nemfémekkel való alkalmazását. Ez az ilyen vegyületek leírásának egyszerűségének köszönhető: úgy vélik, hogy azok összeomlott, feltöltött területekből állnak, amelyek megfelelnek a kationoknak és anionoknak. Ugyanakkor az ionok hajlamosak leállítani oly módon, hogy a köztük lévő vonzerő erők maximálisak voltak, és a repulis ereje minimális.

Hidrogén kommunikáció

A hidrogénkötés egy speciális kémiai kötés. Ismeretes, hogy a hidrogén-vegyületek erősen elektronegatív nem fémek, mint például a F, O, N, rendellenesen magas forráspontú. Ha a H sort 2 TE-H 2 SE-H 2, a forráspontja természetesen csökken, majd amikor átállás 2 SK H 2 O, van egy éles ugrás növekedéséhez ezen a hőmérsékleten. Ugyanez a kép figyelhető meg számos halogén-hidrogénsavban. Ez jelzi a H 2 O molekulák, a Moleculesf közötti konkrét kölcsönhatás jelenlétét. Az ilyen kölcsönhatásnak akadályoznia kell az ebből eredő molekulákat, azaz Csökkentse volatilitásukat, és ezért növelje a megfelelő anyagok forráspontját. Az EO kémiai Bondsh-F, H-O, H-Nilly polarizált nagy különbség miatt. Ezért, a hidrogénatom pozitív hatásos töltet (Δ +), és feleslegben elektronsûrûséget atomok, és ezek negatív töltésű (). A Coulomb vonzódás miatt egy molekula pozitív töltött hidrogénatomja egy másik molekula elektrongatív atomjával jár. Ennek köszönhetően a molekulák vonzódnak egymáshoz (hidrogénkötések vannak megjelölve).

Hidrogénezt a kapcsolatot nevezik, amelyet a hidrogénatom alkot, amely a két csatlakoztatott részecskék (molekulák vagy ionok) része. Energia hidrogén kötés (21–29 kj / mole vagy 5–7 kcal / mol) kb 10-szer kevesebba szokásos kémiai kötés energiája. Mindazonáltal a hidrogénkötés meghatározza a dimer molekulák létezését párban (H20) 2, (HF) 2 és hangyasavban.

Számos HF, HN, HN, HCL atomok kombinációjában, Hsenergy Hsenergy cseppek. Ezenkívül csökken a hőmérséklet növekedésével, így a gőzállapotban lévő anyagok csak kis mértékben hidrogénatomot mutatnak; Ez a folyékony és szilárd állapotú anyagok jellemző. Olyan anyagok, mint a víz, a jég, a folyékony ammónia, a szerves savak, az alkoholok és a fenolok dimerek, trimerek és polimerek. BAN BEN folyékony halmazállapot A legstabilabb dimer.

Minden kémiai vegyület kémiai kötés kialakulása. És a csatlakozó részecskék típusától függően többféle megkülönböztethető. A legalapvetőbb - Ez egy kovalens poláros, kovalens, nem poláris, fém és ionos. Ma a beszéd megy Az ionról.

Kapcsolatban áll

Mi az ionok

Két atom között van kialakítva - mint általában, feltéve, hogy az elektronikus úton való különbség nagyon nagy. Az atomok és ionok villamos energiája a padlónegyedre becsülhető.

Ezért a vegyületek jellemzőinek helyesen történő megvizsgálása érdekében bevezetésre került az ionizmus fogalmát. Ez a jellemző lehetővé teszi annak meghatározását, hogy mennyi százaléka az ionos kapcsolat.

A maximális ionosságú vegyület olyan cézium-fluorid, amelyben körülbelül 97%. Az ion kapcsolat jellemző A D.I. táblázat első és második csoportjában található fémek atomjai által alkotott anyagok esetében. Mendeleev, és nem fémes atomok, amelyek az ugyanazon asztal hatodik és hetedik csoportjában találhatóak.

Jegyzet!Érdemes megjegyezni, hogy nincs olyan vegyület, amelyben a kapcsolat kizárólag ionos. A terméket nyitni abban a pillanatban, lehetetlen elérni egy ilyen nagy különbség elektronegativitási, hogy egy 100% -os ionos kapcsolat. Ezért az ionos kommunikáció meghatározása nem teljesen helyes, mivel a részleges ion interakcióval rendelkező vegyületeket ténylegesen figyelembe veszik.

Miért vezették be ezt a kifejezést, ha tényleg nincs ilyen jelenség? Az a tény, hogy ez a megközelítés segített számos árnyalat magyarázata a sók, az oxidok és egyéb anyagok tulajdonságaiban. Például, miért vannak jól oldódó vízben, és azok megoldások képesek elektromos áram elvégzésére. Lehetetlen megmagyarázni más pozíciókból.

Oktatási mechanizmus

A formáció ionos kommunikáció csak akkor lehetséges, betartása mellett két feltétel: ha egy atom fém vesz részt a reakcióban képes könnyen adja elektronok, amelyek az utolsó energiaszint, és a nem-metallose atom képes fogadni ezen elektronok . A fém atomok természetcsökkentő szerekkel vannak, amelyek képesek vezető elektronok.

Ez annak köszönhető, hogy az utolsó energia szintje a fémben egy-három elektronból állhat, és a részecske sugara elég nagy. Ezért a rendszermag interakciójának hatalma az utóbbi szinten az elektronokkal olyan kicsi, hogy könnyen elhagyhatják. Nemfémekkel, a helyzet teljesen más. Van nekik kis sugár, És az utolsó szinten az Eigenvo elektronok száma három-hétből lehet.

És a kölcsönhatás közöttük és a pozitív kernel elég erős, de minden atom elkötelezett a befejezése a energiaszintje, ezért Nemmetal atomjainak igyekeznek megszerezni a hiányzó elektronok.

És ha két atom - fém és nem fém, az elektronok átmenete a fématomból a nemmetiatomig, és kémiai kölcsönhatás alakul ki.

Kapcsolati rendszer

Az ábra azt mutatja, hogy pontosan az ion-kapcsolat kialakulása. Kezdetben semleges töltött nátrium- és klóratomok vannak.

Az elsőnek van egy elektron az utolsó energiaszinten, a második hét. Ezután egy elektron nátriumból klórból és két ion képződésének átmenete történik. Amelyek egy anyag képződésével egymáshoz kapcsolódnak. Mi az ion? Ion egy feltöltött részecske, amelyben a protonok száma nem egyenlő az elektronok számával.

A kovalens típusú különbségek

A sajátosságának köszönhetően nem jogosult. Ez annak köszönhető, hogy az ion elektromos mezője a gömb, miközben egyenletesen csökken, vagy egyenletesen növekszik, ugyanazt a törvényt.

A kovalentektől eltérően, amelyet az elektronikus felhők átfedésével állítanak elő.

A második különbség az, hogy kovalens kommunikáció telített. Mit jelent? Az elektronikus felhők száma, amely korlátozottan részt vehet az interakcióban.

És ionosban, mivel az elektromos mező gömb alakú, korlátlan számú ionhoz csatlakoztatható. Tehát azt mondhatjuk, hogy nem telített.

Ezenkívül több tulajdonság is jellemezhető:

1. A kommunikációs energia mennyiségi jellemzőÉs ez attól függ, hogy mennyi energiát kell költeni a szakadékra. A két kritériumtól függ - a kommunikációs hossza és az ionok vádjaiRészt vett az oktatásban. A kapcsolat erősebb, mint a rövidebb hossza és az ionok több vádja.
2. Hossz - Ez a kritérium már említette az előző bekezdésben. Ez kizárólag a vegyület kialakulásában részt vevő részecskék sugara függ. Az atomok sugara az alábbiak szerint változik: a szekvencia szám növekedésével és a csoport növekedésével járó időszakban csökken.

Ionos csatlakozóanyagok

Ez jelentős számra jellemző. kémiai vegyületek. Ez az összes só nagy része, beleértve a jól ismert szent sót is. Minden olyan kapcsolatban található, ahol közvetlen kapcsolat a fém és a nemhetális között. Íme néhány példa az ion kötéssel rendelkező anyagokra:

• nátrium- és kálium-kloridok,
• cézium-fluorid
• magnézium-oxid.

Komplex kapcsolatokban is nyilvánulhat meg.

Például magnézium-szulfát.

Előtted az Ion- és kovalens kötéssel rendelkező anyagok képlete:

Az oxigén és magnéziumionok között egy ioncsatlakozás alakul ki, de kén, és összekapcsolódik egymással egy kovalens polárral.

Amelyből megállapítható, hogy az ionos kommunikáció komplex kémiai vegyületekre jellemző.

Mi az ion kapcsolat a kémia

Kémiai kötés típusai - ionos, kovalens, fém

Kimenet

A tulajdonságok közvetlenül az eszköztől függenek kristályrács. Ezért az ionos kommunikációval rendelkező vegyületek vízben jól oldhatók, más poláris oldószerek, és dielektrics. Ugyanakkor, teljesen tűzálló és törékeny. Ezen anyagok tulajdonságait gyakran használják az elektromos készülék eszközében.

Az elsőnek az ion kommunikáció kialakulása. (Második oktatás, azt az alábbiakban tárgyaljuk). Amikor az ionos kapcsolat alakul ki, a fém atom elveszti az elektronokat, és a nenetáliatom megszerzi. Például vegye figyelembe a nátrium és a klóratomok elektronikus szerkezetét:

NA 1S 2 2S 2 2 p 6 3 s. 1 - egy elektron a külső szinten

CL 1S 2 2S 2 2 p 6 3 s 2. 3 p 5 - hét elektron a külső szinten

Ha a nátrium-atom átmásolja az egyetlen CS-elektronot a klóratom, az oktettszabályt mindkét atom esetében végezzük. A klóratom a külső harmadik rétegen nyolc elektron létezik, és a nátrium-atomnak is nyolc elektronja van a második rétegen, amely most külsővé vált:

Na + 1s 2 2S 2. 2 p. 6

CL - 1S 2 2S 2 2 p 6 3 s 2. 3 p 6 - Nyolc elektron a külső szinten

Ugyanakkor a nátrium-atom magja még mindig 11 protont tartalmaz, de teljes szám Az elektronok 10-re csökkentek. Ez azt jelenti, hogy a pozitív töltésű részecskék száma meghaladja a negatív töltés számát, így a nátrium-atom teljes töltése +1.
A klór "atom" most 17 protont és 18 elektronot tartalmaz, és töltése -1.
Az egy vagy több elektron veszteségének vagy megszerzésének eredményeként kialakított feltöltött atomok hívják ionok. A pozitívan feltöltött ionok nevet kaptak kationok, és negatívan felszámított anionok.
Az ellenkező vádakkal rendelkező kationok és anionok egymáshoz elektrosztatikus erők vonzódnak egymáshoz. Ez az ellentétesen feltöltött ionok vonzereje, és ionos kommunikációnak nevezik. . Ez bekövetkezik összeköttetés fém alakult és egy vagy több nemfém. A következő vegyületeket eleget ennek a kritériumnak, és egy ionos jellegű: MgCI 2, FEL 2, CUF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn (C 2H 3 0 2) 2.

Van egy másik módja az ionos kapcsolatok képéről:

Ezekben a képletekben csak az elektronok külső héjakon vannak megjelenítve ( vegyérték elektronok ). Az ilyen formulákat Lewis-formuláknak nevezik az N. Lewis amerikai kémikus tiszteletére, az egyik alapító (az L. Polingam mellett).

A elektronok átvitelét az fématomot a nemetal atom és a kialakulását ionok miatt lehetséges, hogy az a tény, hogy a nem-fémek nagy elektronegativitása, és a fémek alacsony.

Az ionok egymással való erős vonzereje miatt az ionos vegyületek többnyire szilárdak és szépek magas hőmérsékletű olvasztó.

Az ionos kötés jön létre, amikor az elektronok átkerülnek a fématomot az nemetal atom. Az egyidejűleg alkotott ionok az elektrosztatikus erők vonzódnak egymáshoz.