Ionos kötés az atomok között. Hogyan jön létre az ionos kötés: példák. Az ionos kötés jellemzői

7.1. Mik azok a kémiai kötések

Az előző fejezetekben megismerkedett a különböző elemek izolált atomjainak összetételével és szerkezetével, tanulmányozta energetikai jellemzőit. De a minket körülvevő természetben az elszigetelt atomok rendkívül ritkák. Szinte minden elem atomja "hajlamos" egyesülni, molekulákat vagy más összetettebb kémiai részecskéket képezve. Szokás mondani, hogy ebben az esetben az atomok között kémiai kötések jönnek létre.

Az elektronok részt vesznek a kémiai kötések kialakításában. Ennek a fejezetnek a tanulmányozásából megtudhatja, hogyan történik ez. De először meg kell válaszolnunk azt a kérdést, hogy az atomok miért alkotnak kémiai kötéseket. Erre a kérdésre úgy válaszolhatunk, hogy nem is tudnánk ezeknek az összefüggéseknek a természetéről: "Mert energetikailag előnyös!" De válaszolva arra a kérdésre, hogy honnan származik az energianyereség a kötések kialakulása során, megpróbáljuk megérteni, hogyan és miért jönnek létre a kémiai kötések.

Az atomok elektronszerkezetéhez hasonlóan a kvantumkémia is részletesen és szigorúan tudományosan vizsgálja a kémiai kötéseket, és csak a tudósok által levont legfontosabb következtetések egy részét tudjuk felhasználni. Ebben az esetben a kémiai kötések leírására az egyik legegyszerűbb modellt használjuk, amely háromféle kémiai kötés létezését írja elő (ionos, kovalens és fémes).

Ne feledje – csak akkor használhat bármilyen modellt szakszerűen, ha ismeri ennek a modellnek a korlátait. Az általunk használt modellnek is megvannak a maga alkalmazhatósági határai. Például ennek a modellnek a keretein belül lehetetlen leírni az oxigénmolekulákban, a legtöbb bórhidridben és néhány más anyagban lévő kémiai kötéseket. Az ezekben az anyagokban lévő kémiai kötések leírására bonyolultabb modelleket használnak.

1. Ha a megkötendő atomok nagymértékben különböznek egymástól, akkor a kis atomok (hajlamosak az elektronok befogadására) elveszik az elektronokat a nagy atomoktól (hajlamosak elektronokat adni), és ionos kötés jön létre. Az ionos kristály energiája kisebb, mint az izolált atomok energiája, ezért ionos kötés akkor is létrejön, ha az atom elektronokat adva nem tudja teljesen kitölteni elektronhéját (hiányos is maradhat) d- vagy f-alszint). Nézzünk néhány példát.

2. Ha a kötendő atomok kicsik ( r o<1), то все они склонны принимать электроны, а отдавать их не склонны; поэтому отобрать друг у друга электроны такие атомы не могут. В этом случае связь между ними возникает за счет попарного обобществления неспаренных валентных электронов: один электрон одного атома и один электрон другого атома с разными спинами образуют пару электронов, принадлежащую обоим атомам и связывающую их. Так образуется kovalens kötés.
A kovalens kötés kialakulása a térben úgy is felfogható, mint a különböző atomok párosítatlan vegyértékelektronjaiból álló elektronfelhők átfedése. Ebben az esetben egy elektronpár közös elektronfelhőt alkot, amely megköti az atomokat. Minél nagyobb az elektronsűrűség az átfedési tartományban, annál több energia szabadul fel egy ilyen kötés kialakulása során.
Mielőtt megvizsgálnánk a kovalens kötés kialakulásának legegyszerűbb példáit, állapodjunk meg abban, hogy egy atom vegyértékelektronjait pontokkal jelöljük ennek az atomnak a szimbóluma körül, egy pontpárral, amely magányos elektronpárokat és egy kovalens kötés elektronpárjait képviseli. , és az egyes pontok - párosítatlan elektronok. Ezzel a megjelöléssel egy atom vegyértékelektronikus konfigurációját, például a fluort egy szimbólum, az oxigénatomot pedig - jelöli. Az ilyen szimbólumokból összeállított képleteket ún elektronikus képletek vagy a Lewis-képletek (Gilbert Newton Lewis amerikai kémikus javasolta őket 1916-ban). Az elektronikus képletek a továbbított információ mennyiségét tekintve a szerkezeti képletek csoportjába tartoznak. Példák kovalens kötések atomok általi létrehozására:

3. Ha a kötendő atomok nagyok ( r o> 1A), akkor többé-kevésbé mindannyian hajlamosak az elektronjaik adományozására, és elhanyagolható az a hajlamuk, hogy elfogadják mások elektronjait. Ezért ezek a nagy atomok egymással sem tudnak ionos kötést kialakítani. A köztük lévő kovalens kötés is hátrányosnak bizonyul, mivel a nagy külső elektronfelhőkben az elektronsűrűség elhanyagolható. Ebben az esetben, amikor az ilyen atomokból kémiai anyag keletkezik, az összes kötött atom vegyértékelektronja szocializálódik (a vegyértékelektronok minden atomra közösek lesznek), és fémkristály (vagy folyadék) keletkezik, amelyben az atomok kötődnek. fém kötéssel.

Hogyan határozható meg, hogy egy bizonyos anyagban milyen típusú kötések alkotják az elemek atomjait?
Az elemek helyzete alapján a kémiai elemek természetes rendszerében, például:
1. Cézium-klorid CsCl. A céziumatom (IA csoport) nagy, könnyen felad egy elektront, a klóratom (VIIA csoport) kicsi és könnyen befogadja, ezért a cézium-kloridban lévő kötés ionos.
2. Szén-dioxid CO 2. A szén (IVA csoport) és az oxigén (VIA csoport) atomok mérete nem nagyon különbözik egymástól – mindkettő kicsi. Kissé különbözik elektronfelvételi hajlamukban, ezért a CO 2 molekulában a kötés kovalens.
3. Nitrogén N 2. Egyszerű anyag. A megkötött atomok azonosak, ugyanakkor kicsik, ezért a nitrogénmolekulában a kötés kovalens.
4. Kalcium Ca. Egyszerű anyag. A kötött atomok azonosak és meglehetősen nagyok, ezért a kalciumkristályban a kötés fémes.
5. Bárium-tetraalumínium BaAl 4. Mindkét elem atomjai elég nagyok, különösen a báriumatomok, így mindkét elem hajlamos csak elektronokat adni, ezért ebben a vegyületben a kötés fémes.

IONKÖTÉS, KOVALENTS KÖTÉS, FÉMKÖTÉS, KIALAKULÁSUK FELTÉTELEI.
1.Mi az oka az atomok kapcsolódásának és a köztük lévő kémiai kötések kialakulásának?
2. Miért nem molekulákból, hanem atomokból állnak a nemesgázok?
3. Határozza meg a kémiai kötés típusát bináris vegyületekben: a) KF, K 2 S, SF 4; b) MgO, Mg2Ba, OF 2; c) Cu 2 O, CaSe, SeO 2. 4. Határozza meg a kémiai kötés típusát egyszerű anyagok a) Na, P, Fe; b) S8, F2, P4; c) Mg, Pb, Ar.

7.Z. Jónás. Ionos kötés

Az előző bekezdésben tanult az ionokról, amelyek akkor keletkeznek, amikor az egyes atomok elektronokat fogadnak vagy adnak át. Ebben az esetben az atommagban lévő protonok száma megszűnik egyenlő a számmal elektronok az elektronhéjban, és egy kémiai részecske elektromos töltést kap.
De egy ion összetétele egynél több magot is tartalmazhat, mint egy molekulában. Egy ilyen ion egyetlen rendszer, amely több atommagból és egy elektronhéjból áll. A molekulákkal ellentétben az atommagokban lévő protonok teljes száma nem egyenlő az elektronhéjban lévő elektronok teljes számával, ezért az ion elektromos töltése.

Mik az ionok? Vagyis miben különbözhetnek egymástól?
Az atommagok száma szerint az ionokat osztjuk egyszerű(vagy monatomikus), azaz egy magot tartalmaz (például: K, O 2), és összetett(vagy többatomos), azaz több magot tartalmaz (például: CO 3 2, 3). Az egyszerű ionok az atomok töltött analógjai, a komplex ionok pedig a molekulák töltött analógjai.
A töltés előjele szerint az ionokat kationokra osztják és anionok.

Példák a kationokra: K (káliumion), Fe 2 (vasion), NH 4 (ammóniumion), 2 (tetraamin rézion). Példák anionokra: Cl (kloridion), N 3 (nitrid-ion), PO 4 3 (foszfátion), 4 (hexaciano-ferrát-ion).

A töltés értéke szerint az ionokat osztjuk egyetlen lövés(K, Cl, NH 4, NO 3 stb.), duplán feltöltött(Ca 2, O 2, SO 4 2 stb.) háromszoros töltéssel(Al 3, PO 4 3 stb.) és így tovább.

Tehát a PO 4 3 iont háromszoros töltésű komplex anionnak, a Ca 2 iont pedig kétszeresen töltött egyszerű kationnak nevezzük.

Ezenkívül az ionok méretükben is különböznek. Egy egyszerű ion méretét ennek az ionnak a sugara határozza meg, ill ionos sugár... A komplex ionok mérete nehezebben jellemezhető. Az ion sugara, akárcsak az atom sugara, nem mérhető közvetlenül (amint érti, az ionnak nincsenek egyértelmű határai). Ezért az izolált ionok jellemzésére használjuk pálya ionos sugarai(példák - a 17. táblázatban).

17. táblázat Néhány egyszerű ion pályasugara

		Orbitális sugár, A			Orbitális sugár, A
Li			F		0,400
Na			Cl		0,742
K			Br		0,869
Rb			én		1,065
Cs			O 2		0,46
Legyen 2			S 2		0,83
Mg 2

Ionos kötés

(a http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm webhelyről származó anyagokat használtuk)

Az ionos kötés az ellentétes töltésű ionok elektrosztatikus vonzásával jön létre. Ezek az ionok az elektronok egyik atomról a másikra való átvitelének eredményeként jönnek létre. Ionos kötés jön létre a nagy elektronegativitás-különbséggel rendelkező atomok között (általában nagyobb, mint 1,7 a Pauling-skálán), például az alkálifém- és a halogénatomok között.

Tekintsük az ionos kötés kialakulását a NaCl képződésének példáján.

Az atomok elektronikus képleteiből

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 és

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

látható, hogy a külső szint teljesítéséhez a nátrium atomnak könnyebb egy elektront leadni, mint hetet, a klóratomnak pedig egyet, mint hetet. A kémiai reakciókban a nátriumatom egy elektront ad át, a klóratom pedig elfogadja azt. Ennek eredményeként elektronikus héjak a nátrium- és klóratomok nemesgázok stabil elektronikus héjává alakulnak (a nátriumkation elektronikus konfigurációja

Na + 1s 2 2s 2 2p 6,

és a klóranion elektronikus konfigurációja

Cl - - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Az ionok elektrosztatikus kölcsönhatása NaCl molekula kialakulásához vezet.

A kémiai kötés természete gyakran tükröződik az összesítés állapotaés az anyag fizikai tulajdonságait. Az ionos vegyületek, mint például a nátrium-klorid NaCl, szilárdak és tűzállóak, mivel ionjaik „+” és „-” töltései között erőteljes elektrosztatikus vonzás lép fel.

A negatív töltésű klórion nemcsak "a" Na + ionját vonzza magához, hanem a körülötte lévő többi nátriumiont is. Ez oda vezet, hogy bármelyik ion közelében nem egy ellentétes előjelű ion van, hanem több.

A nátrium-klorid NaCl kristályszerkezete.

Valójában minden klórion körül 6 nátriumion, minden egyes nátriumion körül pedig 6 klórion található. Ezt a rendezett ioncsomagolást ionkristálynak nevezzük. Ha egy kristályban egyetlen klóratomot izolálunk, akkor a környező nátriumatomok között már nem lehet megtalálni azt, amellyel a klór reagált.

Az elektrosztatikus erők által egymáshoz vonzódva az ionok rendkívül nem szívesen változtatják helyüket külső erő vagy hőmérséklet-emelkedés hatására. De ha a nátrium-kloridot megolvasztják és vákuumban hevítik, akkor elpárolog, és kétatomos NaCl-molekulákat képez. Ez arra utal, hogy a kovalens kötés erői soha nem kapcsolódnak ki teljesen.

Az ionos kötés főbb jellemzői és az ionos vegyületek tulajdonságai

1. Az ionos kötés erős kémiai kötés. Ennek a kötésnek az energiája 300-700 kJ/mol nagyságrendű.

2. A kovalens kötéstől eltérően az ionos kötés nem irányú, mivel az ion bármely irányban képes magához vonzani az ellenkező előjelű ionokat.

3. A kovalens kötéstől eltérően az ionos kötés telítetlen, mivel az ellenkező előjelű ionok kölcsönhatása nem vezet az erőtereik teljes kölcsönös kompenzálásához.

4. Az ionos kötéssel rendelkező molekulák képződése során nem megy végbe az elektronok teljes átvitele, ezért száz százalékos ionkötés nem létezik a természetben. A NaCl molekulában a kémiai kötés csak 80%-ban ionos.

5. Az ionos kötésekkel rendelkező vegyületek szilárdak kristályos anyagok magas olvadáspontú és forráspontú.

6. A legtöbb ionos vegyület vízben oldódik. Az ionos vegyületek oldatai és olvadékai elektromos áramot vezetnek.

Fém kötés

A fémkristályok eltérően vannak elrendezve. Ha megvizsgál egy darab fémes nátriumot, azt tapasztalja, hogy külsőleg nagyon különbözik az asztali sótól. A nátrium puha fém, késsel könnyen vágható, kalapáccsal lapított, alkohollámpán csészében könnyen megolvasztható (olvadáspont 97,8 ° C). A nátriumkristályban minden atomot nyolc másik hasonló atom vesz körül.

A fémes Na kristályszerkezete.

Az ábrán látható, hogy a kocka közepén lévő Na atomnak 8 legközelebbi szomszédja van. De ugyanez elmondható a kristály bármely más atomjáról is, mivel mindegyik egyforma. A kristály az ábrán látható "végtelenül" ismétlődő töredékekből áll.

Fématomok kívül energia szint kis számú vegyértékelektront tartalmaznak. Mivel a fématomok ionizációs energiája alacsony, a vegyértékelektronok gyengén megmaradnak ezekben az atomokban. Ennek eredményeként a fémek kristályrácsában pozitív töltésű ionok és szabad elektronok jelennek meg. Ebben az esetben a fémkationok a kristályrács csomópontjaiban helyezkednek el, és az elektronok szabadon mozognak a pozitív centrumok területén, létrehozva az úgynevezett "elektrongázt".

Egy negatív töltésű elektron jelenléte két kation között azt okozza, hogy mindegyik kation kölcsönhatásba lép ezzel az elektronnal.

Ily módon a fémkötés a fémkristályokban lévő pozitív ionok közötti kötés, amely a kristályban szabadon mozgó elektronok vonzása révén jön létre.

Mivel a fémben lévő vegyértékelektronok egyenletesen oszlanak el a kristályban, a fémkötés, akárcsak az ionos kötés, egy irányítatlan kötés. A kovalens kötéstől eltérően a fémkötés telítetlen kötés. A fémes kötés erősségében is különbözik a kovalens kötéstől. Energia fém kötés körülbelül három-négyszer kisebb, mint a kovalens kötés energiája.

Az elektrongáz nagy mobilitása miatt a fémeket nagy elektromos és hővezető képesség jellemzi.

Egy fémkristály elég egyszerűnek tűnik, de valójában az elektronikus szerkezete összetettebb, mint az ionos sókristályoké. A fémelemek külső elektronhéján nincs elég elektron ahhoz, hogy teljes értékű "oktett" kovalens vagy ionos kötést hozzon létre. Ezért gáz halmazállapotban a legtöbb fém egyatomos molekulákból áll (azaz különálló, nem összekapcsolt atomokból). Tipikus példa a higanygőz. Így fémes kötés a fématomok között csak folyékony és szilárd halmazállapotban jön létre.

A fémkötés a következőképpen írható le: a keletkező kristályban néhány fématom átadja vegyértékelektronjait az atomok közötti térnek (nátriumnál ez ... 3s1), ionokká alakulva. Mivel egy kristályban minden fématom azonos, mindegyiküknek egyenlő esélye van egy vegyértékelektron elvesztésére.

Más szóval, az elektronok átmenete semleges és ionizált fématomok között energiafelhasználás nélkül megy végbe. Ilyenkor az elektronok egy része mindig „elektrongáz” formájában jelenik meg az atomok közötti térben.

Ezek a szabad elektronok először is bizonyos egyensúlyi távolságban tartják egymástól a fématomokat.

Másodszor, jellegzetes "fémes fényt" adnak a fémeknek (a szabad elektronok kölcsönhatásba léphetnek a fénykvantumokkal).

Harmadszor, a szabad elektronok jó elektromos vezetőképességű fémeket biztosítanak. A fémek magas hővezető képességét a szabad elektronok jelenléte is magyarázza az atomközi térben - könnyen "reagálnak" az energiaváltozásokra, és hozzájárulnak annak gyors átviteléhez a kristályban.

Egyszerűsített modell elektronikus szerkezet fém kristály.

******** Példaként a fémnátriummal vizsgáljuk meg a fémkötés természetét az atomi pályák fogalma szempontjából. A nátriumatomban, mint sok más fémben, hiányoznak vegyértékelektronok, de szabad vegyértékpályái vannak. A nátrium egyetlen 3s elektronja képes a szabad és közeli energiájú szomszédos pályák bármelyikére mozogni. Amikor az atomok közelebb kerülnek egymáshoz egy kristályban, a szomszédos atomok külső pályái átfedik egymást, aminek következtében az adományozott elektronok szabadon mozognak a kristályban.

Az "elektrongáz" azonban egyáltalán nem olyan rendetlen, mint amilyennek látszik. A fémkristályban lévő szabad elektronok átfedő pályákon helyezkednek el, és bizonyos mértékig szocializálódnak, kovalens kötések látszatát alkotva. A nátriumnak, káliumnak, rubídiumnak és más fémes s-elemeknek csak néhány szocializált elektronja van, így kristályaik törékenyek és olvadékonyak. A vegyértékelektronok számának növekedésével a fémek szilárdsága általában növekszik.

Így az elemek hajlamosak fémes kötés kialakítására, amelynek a külső héján lévő atomjai kevés vegyértékelektronnal rendelkeznek. Ezek a vegyértékelektronok, amelyek fémkötést hoznak létre, annyira szocializálódnak, hogy a fémkristályon keresztül mozoghatnak, és magas elektromos vezetőképességet biztosítanak a fémnek.

A NaCl kristály nem vezet elektromos áramot, mert az ionok közötti térben nincsenek szabad elektronok. A nátriumatomok által adományozott összes elektron szilárdan tartja körül a klórionokat. Ez az egyik lényeges különbség az ionos és fémes kristályok között.

Amit most a fémes kötésről tudsz, az megmagyarázza a legtöbb fém nagy rugalmasságát (hajlékonyságát). A fém vékony lappá simítható, huzalba húzható. A helyzet az, hogy egy fémkristályban az egyes atomrétegek viszonylag könnyen átcsúszhatnak egymáson: a mozgó "elektrongáz" folyamatosan lágyítja az egyes pozitív ionok mozgását, védve őket egymástól.

A konyhasóval persze ilyesmit nem lehet csinálni, pedig a só is kristályos anyag. Az ionos kristályokban a vegyértékelektronok szilárdan kötődnek az atommaghoz. Az egyik ionréteg eltolódása a másikhoz képest az azonos töltésű ionok közeledéséhez vezet, és erős taszítást okoz közöttük, aminek következtében a kristály tönkremegy (a NaCl törékeny anyag).

Az ionos kristály rétegeinek eltolódása az azonos nevű ionok közötti nagy taszító erők megjelenését és a kristály pusztulását okozza.

Navigáció

• Kombinált feladatok megoldása egy anyag mennyiségi jellemzői alapján
• Problémákat megoldani. Az anyagok összetételének állandóságának törvénye. Számítások az anyag "móltömeg" és "kémiai mennyisége" fogalmát használva

Az ionok olyan atomok, amelyek elveszítették vagy fogadták az elektronokat, és ennek eredményeként némi töltést. Először is szeretném emlékeztetni, hogy kétféle ion létezik: kationok(az atommag pozitív töltése nagyobb, mint a negatív töltést hordozó elektronok száma) és anionok(az atommag töltése kisebb, mint az elektronok száma). Két ellentétes töltésű ion kölcsönhatásának eredményeként ionos kötés jön létre.

Ionos és kovalens kötés

Ez a fajta kötés a kovalens kötés speciális esete. Az elektronegativitások különbsége ebben az esetben olyan nagy (Pauling szerint több, mint 1,7), hogy a teljes elektronpár részlegesen nem tolódik el, hanem teljesen átmegy a nagyobb elektronegativitású atomra. Ezért az ionos kötés kialakulása az ionok közötti erős elektrosztatikus kölcsönhatás eredménye. Fontos megérteni, hogy nem létezik 100%-os ionos kötés. Ezt a kifejezést akkor használjuk, ha az „ionos jellemzők” kifejezettebbek (azaz az elektronpár erősen eltolódik egy elektronegatívabb atom felé).

Ionos kötés mechanizmusa

A szinte teljes vagy csaknem üres vegyértékű (külső) héjjal rendelkező atomok a legszívesebben belépnek kémiai reakciók... Minél kevesebb üres pálya van a vegyértékhéjon, annál nagyobb az esélye annak, hogy az atom kívülről fogad elektronokat. És fordítva – minél kevesebb elektron van a külső héjon, annál valószínűbb, hogy az atom elektront ad.

Elektronegativitás

Ez az atom azon képessége, hogy magához vonzza az elektronokat, ezért a leginkább kitöltött vegyértékhéjú atomok elektronegatívabbak.

A tipikus fém hajlandó elektronokat adni, míg a tipikus nemfém hajlandóbb elvenni azokat. Ezért az ionos kötést leggyakrabban fémek és nemfémek alkotják. Külön meg kell említeni egy másik típusú ionos kötést - molekuláris... Különlegessége, hogy az ionok szerepét nem egyes atomok, hanem egész molekulák játsszák.

Ionkötés diagram

Az ábra sematikusan mutatja a nátrium-fluorid képződését. A nátriumnak alacsony az elektronegativitása, és csak egy elektron vegyértékhéjonként (BO). A fluornak sokkal nagyobb az elektronegativitása, csak egy elektron hiányzik a VO kitöltéséhez. A nátrium VO-jából egy elektron a VO fluorhoz megy, kitöltve a pályát, aminek eredményeként mindkét atom ellentétes töltést kap, és vonzódik egymáshoz.

Ionos kötés tulajdonságai

Az ionos kötés elég erős - rendkívül nehéz hőenergia segítségével elpusztítani, ezért az ionos kötéssel rendelkező anyagok magas láz olvasztó... Ugyanakkor az ionok kölcsönhatási sugara meglehetősen alacsony, ami azt okozza törékenység hasonló vegyületek. Legfontosabb tulajdonságai a iránytalanság és telítetlenség... Az iránytalanság a formából fakad elektromos mező ion, amely egy gömb, és minden irányban képes kölcsönhatásba lépni kationokkal vagy anionokkal. Ebben az esetben két ion mezője nem kompenzálódik teljesen, aminek következtében további ionokat kénytelenek magukhoz vonzani, kristályt képezve - ezt a jelenséget nevezik telítetlenségnek. Az ionos kristályokban nincsenek molekulák, az egyes kationokat és anionokat sok ellentétes előjelű ion veszi körül, amelyek száma elsősorban az atomok térbeli helyzetétől függ.

A só (NaCl) kristályok az ionos kötés tipikus példái.

A kémiai kötés elmélete a legfontosabb helyet foglalja el a modern kémiában. Megmagyarázza, miért egyesülnek az atomok kémiai részecskéket, és lehetővé teszi e részecskék stabilitásának összehasonlítását. A kémiai kötés elméletének segítségével megjósolhatja a különféle vegyületek összetételét és szerkezetét. Egyes kémiai kötések megszakadásának, mások kialakulásának koncepciója az anyagok kémiai reakciók során történő átalakulásáról szóló modern elképzelések alapja.

Kémiai kötés- Ez az atomok kölcsönhatása, amely meghatározza egy kémiai részecske vagy kristály egészének stabilitását. A töltött részecskék: kationok és anionok, atommagok és elektronok közötti elektrosztatikus kölcsönhatás következtében kémiai kötés jön létre. Amikor az atomok közelednek egymáshoz, az egyik atom magja és a másik elektronjai között a vonzási erők, valamint az atommagok és az elektronok közötti taszító erők kezdenek hatni. Bizonyos távolságban ezek az erők kiegyenlítik egymást, és stabil kémiai részecske képződik.

Kémiai kötés létrejöttekor 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.

Ionok kölcsönhatása

Ha egy atom egy vagy több elektront veszít, akkor pozitív ionná alakul át - kationná (görögül fordítva - "lefelé.) Így keletkeznek a hidrogén H +, lítium Li +, bárium Ba 2+ kationjai. Az elektronok megszerzésével az atomok negatív ionokká alakulnak - anionok (a görög "anion" szóból - felfelé haladva) Az anionok például a fluoridion F -, szulfidion S 2−.

A kationok és az anionok képesek vonzani egymást. Ebben az esetben kémiai kötés keletkezik, és kémiai vegyületek képződnek. Az ilyen típusú kémiai kötéseket ionos kötésnek nevezik:

Ionos kötés egy kémiai kötés, amely kationok és anionok között elektrosztatikus vonzással jön létre.

Az ionos kötés kialakulásának mechanizmusát a nátrium és a klór közötti reakció példáján tekinthetjük át. Egy alkálifém atom könnyen elveszít egy elektront, a halogénatom pedig felveszi. Ennek eredményeként nátrium-kation és kloridion keletkezik. A köztük lévő elektrosztatikus vonzás miatt kötést alkotnak.

A kationok és anionok közötti kölcsönhatás nem függ az iránytól, ezért az ionos kötést irányítatlannak nevezik. Minden kation tetszőleges számú aniont képes magához vonzani, és fordítva. Emiatt az ionos kötés telítetlen. A szilárd állapotú ionok közötti kölcsönhatások számát csak a kristály mérete korlátozza. Ezért az egész kristályt egy ionos vegyület "molekulájának" kell tekinteni.

Az ionos kötések kialakulásához szükséges, hogy az ionizációs energia értékeinek összege E én(kation képződésére) és elektronaffinitás A e(anion képződéséhez) energetikailag kedvezőnek kell lennie. Ez korlátozza az atomok ionos kötéseinek kialakulását aktív fémek(IA- és IIA-csoport elemei, IIIA-csoport egyes elemei és néhány átmeneti elem) és aktív nemfémek (halogének, kalkogének, nitrogén).

Ideális ionkötés gyakorlatilag nem létezik. Még azokban a vegyületekben sem, amelyeket általában ionosnak neveznek, nincs teljes elektronátmenet egyik atomról a másikra; az elektronok részben általános használatban maradnak. Így a lítium-fluoridban lévő kötés 80%-ban ionos és 20%-ban kovalens. Ezért helyesebb arról beszélni ionossági fok(polaritás) kovalens kémiai kötés. Úgy gondolják, hogy a 2.1 elemeinek elektronegativitásának különbségével a kötés 50%-ban ionos. Ha az eltérés nagyobb, a vegyületet ionosnak tekinthetjük.

A kémiai kötés ionos modelljét széles körben használják számos anyag tulajdonságainak leírására, mindenekelőtt az alkáli- és alkáliföldfémek nemfémekkel alkotott vegyületei. Ennek oka az ilyen vegyületek leírásának egyszerűsége: úgy gondolják, hogy összenyomhatatlan töltött gömbökből épülnek fel, amelyek kationoknak és anionoknak felelnek meg. Ebben az esetben az ionok hajlamosak úgy elrendezni magukat, hogy a köztük lévő vonzási erők maximálisak, a taszító erők pedig minimálisak.

Ionos sugarak

Az ionos kötés egyszerű elektrosztatikus modelljében ezt a koncepciót használják ionos sugarak... A szomszédos kationok és anionok sugarainak összege egyenlő legyen a megfelelő magközi távolsággal:

r 0 = r + + r −

Ebben az esetben továbbra sem világos, hogy hol kell meghúzni a határt a kation és az anion között. Ma már ismert, hogy nincs tisztán ionos kötés, mivel az elektronfelhők között mindig van némi átfedés. Az ionok sugarának kiszámításához olyan kutatási módszereket alkalmaznak, amelyek lehetővé teszik két atom közötti elektronsűrűség meghatározását. Az atommagok közötti távolság azon a ponton oszlik meg, ahol az elektronsűrűség minimális.

Az ion mérete sok tényezőtől függ. Állandó iontöltés mellett a sorszám (és ennek következtében a magtöltés) növekedésével az ionsugár csökken. Ez különösen észrevehető a lantanidok sorozatánál, ahol az ionsugár monoton 117 pm-ről (La 3+) 100 pm-re (Lu 3+) változik 6-os koordinációs számmal. Ezt a hatást ún. lantanoid tömörítés.

Az elemcsoportokban az ionsugár általában a sorozatszám növekedésével nő. Azonban azért d-a negyedik és ötödik periódus elemeinél a lantanid kompresszió miatt akár az ionsugár csökkenése is előfordulhat (pl. 73 pm-től Zr 4+-nál 72 pm-ig Hf 4+-nál 4-es koordinációs számmal).

Ebben az időszakban az ionsugár észrevehető csökkenése következik be az elektronok atommaghoz való vonzódásának növekedésével, az atommag töltésének és magának az ionnak a töltésének egyidejű növekedésével: 116 pm Na + esetén, 86 pm Mg 2+, 68 pm Al 3+ (6-os koordinációs szám). Ugyanezen okból az iontöltés növekedése az ionsugár csökkenéséhez vezet egy elemnél: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (4-es koordinációs szám).

Az ionsugarak összehasonlítása csak azonos koordinációs szám esetén végezhető el, mivel az ellenionok közötti taszító erők miatt befolyásolja az ion méretét. Ez jól látható az Ag + ion példáján; ionsugara 81, 114 és 129 pm a 2-es, 4-es és 6-os koordinációs számoknál.

Az ideális ionos vegyület szerkezetét az eltérő ionok közötti maximális vonzás és a hasonló ionok minimális taszítása miatt nagymértékben meghatározza a kationok és anionok ionsugárzásának aránya. Ez egyszerű geometriai konstrukciókkal kimutatható.

Hozzáállás r + : r −	Kation koordinációs szám	Környezet	Példa
0,225−0,414	4	Tetraéder	ZnS
0,414−0,732	6	Oktaéder	NaCl
0,732−1,000	8	Kocka alakú	CsCl
>1,000	12	Dodekaéder	Az ionos kristályokban nem

Ionos kötés energiája

Egy ionos vegyület kötési energiája az az energia, amely az egymástól végtelen távolságban lévő gáznemű ellenionokból képződése során szabadul fel. Ha csak az elektrosztatikus erőket vesszük figyelembe, az a teljes kölcsönhatási energia körülbelül 90%-ának felel meg, amely magában foglalja a nem elektrosztatikus erők hozzájárulását is (például az elektronhéjak taszítása).

Ha két szabad ion között ionos kötés jön létre, akkor a vonzás energiája meghatározásra kerül Coulomb törvénye:

E(többek között) = q + q- / (4π r ε),

ahol q+ és q- kölcsönható ionok töltései, r a köztük lévő távolság, ε a közeg dielektromos állandója.

Mivel az egyik töltés negatív, az energiaérték is negatív lesz.

A Coulomb-törvény szerint végtelenül kis távolságokon a vonzás energiájának végtelenül nagyra kell válnia. Ez azonban nem történik meg, mivel az ionok nem ponttöltések. Ahogy az ionok közelednek egymáshoz, az elektronfelhők kölcsönhatása miatt taszító erők lépnek fel közöttük. Az ionok taszító energiáját a Born-egyenlet írja le:

E(rep.) = V / r n,

ahol V- néhány állandó, nértéke 5 és 12 között lehet (az ionok méretétől függően). A teljes energiát a vonzás és a taszítás energiáinak összege határozza meg:

E = E(inf.) + E(ismétlés.)

Értéke átmegy a minimumon. A minimumpont koordinátái megfelelnek az egyensúlyi távolságnak r 0 és az ionok közötti egyensúlyi kölcsönhatási energia E 0:

E 0 = q + q − (1 - 1 / n) / (4π r 0 ε)

A kristályrácsban mindig ott van több kölcsönhatások, mint egy ionpár között. Ezt a számot elsősorban a kristályrács típusa határozza meg. Az összes kölcsönhatás (a távolság növekedésével gyengülés) figyelembe vétele érdekében az ionos kristályrács energiájának kifejezésébe az úgynevezett Madelung-állandót vezetjük be. A:

E(többek között) = A q + q- / (4π r ε)

A Madelung-állandó értékét csak a rács geometriája határozza meg, és nem függ az ionok sugarától és töltésétől. Például a nátrium-klorid esetében ez 1,74756.

Minden kémiai vegyület kémiai kötések képződésével jön létre. És az összekötő részecskék típusától függően többféle típust különböztetnek meg. A legalapvetőbb- kovalens poláris, kovalens nem poláris, fémes és ionos. Ma lesz ionosról.

Kapcsolatban áll

Mik azok az ionok

Két atom között képződik - általában, feltéve, hogy a köztük lévő elektronegativitás különbsége nagyon nagy. Az atomok és ionok elektronegativitását a Polling skála segítségével értékeljük.

Ezért a vegyületek jellemzőinek helyes figyelembevétele érdekében bevezették az ionosság fogalmát. Ez a jellemző lehetővé teszi annak meghatározását, hogy egy adott kötés hány százaléka pontosan ionos.

A legnagyobb ionosságú vegyület a cézium-fluorid, amelyben körülbelül 97%. Jellemző az ionos kötés a D.I. első és második csoportjában található fématomok által alkotott anyagok esetében. Mengyelejev és a nemfémek atomjai, amelyek ugyanannak a táblázatnak a hatodik és hetedik csoportjában találhatók.

Jegyzet! Meg kell jegyezni, hogy nincs olyan vegyület, amelyben a kapcsolat kizárólag ionos lenne. A jelenleg felfedezett elemek esetében nem lehet akkora elektronegativitásbeli különbséget elérni, hogy 100%-os ionos vegyületet kapjunk. Ezért az ionos kötés definíciója nem teljesen helyes, mivel a részleges ionos kölcsönhatású vegyületeket ténylegesen figyelembe vesszük.

Miért vezették be ezt a kifejezést, ha a valóságban ilyen jelenség nem létezik? Az a tény, hogy ez a megközelítés segített megmagyarázni a sók, oxidok és más anyagok tulajdonságainak számos árnyalatát. Például miért jól oldódnak vízben, és azok megoldások képesek elektromos áramot vezetni... Ez más szempontból nem magyarázható.

Képződési mechanizmus

Ionos kötés kialakulása csak akkor lehetséges, ha két feltétel teljesül: ha a reakcióban részt vevő fématom könnyedén képes leadni az utolsó energiaszinten lévő elektronokat, és a nemfém atom képes ezeket az elektronokat befogadni. A fématomok természetüknél fogva redukálószerek, vagyis képesek elektronok adományozása.

Ez annak a ténynek köszönhető, hogy egy fémben az utolsó energiaszinten egy-három elektron lehet, és maga a részecske sugara meglehetősen nagy. Ezért az atommag és az elektronok kölcsönhatásának ereje az utolsó szinten olyan kicsi, hogy könnyen elhagyhatják azt. A nem fémekkel teljesen más a helyzet. Van nekik kis sugarú, és a saját elektronjainak száma az utolsó szinten háromtól hétig terjedhet.

A kölcsönhatás köztük és a pozitív mag között elég erős, de bármelyik atom arra törekszik, hogy az energiaszintet teljessé tegye, így a nemfém atomjai a hiányzó elektronok beszerzésére törekszenek.

És amikor két atom - egy fém és egy nemfém - találkozik, az elektronok egy fématomról nemfémes atomra költöznek, és kémiai kölcsönhatás jön létre.

Csatlakozási rajz

Az ábrán jól látható, hogyan történik az ionos kötés kialakítása. Kezdetben semleges töltésű nátrium- és klóratomok vannak.

Az elsőnek egy elektronja van az utolsó energiaszinten, a másodiknak hét. Ezután egy elektronátmenet nátriumról klórra, és két ion képződése. Amelyek egymással egyesülve szubsztanciát alkotnak. Mi az ion? Az ion egy töltött részecske, amelyben a protonok száma nem egyenlő az elektronok számával.

Különbségek a kovalens típustól

Az ionos kötésnek sajátossága miatt nincs iránya. Ez abból adódik, hogy az ion elektromos tere gömb alakú, miközben egy irányban egyenletesen csökken vagy növekszik, ugyanannak a törvénynek engedelmeskedve.

Ellentétben a kovalenssel, amelyet átfedő elektronfelhők hoznak létre.

A második különbség az kovalens kötés telített... Mit jelent? Az interakcióban részt vevő elektronikus felhők száma korlátozott.

Az ionos mezőben pedig, mivel az elektromos mező gömb alakú, korlátlan számú ionnal kombinálható. Ez azt jelenti, hogy azt mondhatjuk, hogy nem telített.

Számos további tulajdonsággal is jellemezhető:

1. A kommunikációs energia az mennyiségi jellemző, és ez attól függ, hogy mennyi energiát kell fordítani a feltörésére. Ez két kritériumtól függ: kötéshossz és iontöltés oktatásában részt venni. Minél erősebb a kötés, annál rövidebb a hossza, és annál nagyobbak az azt alkotó ionok töltései.
2. Hossz - ezt a kritériumot már említettük az előző bekezdésben. Ez kizárólag a vegyület képződésében részt vevő részecskék sugarától függ. Az atomok sugara a következőképpen változik: a sorozatszám növekedésével a periódus során csökken, a csoportban pedig növekszik.

Ionos kötésekkel rendelkező anyagok

Jelentős számra jellemző kémiai vegyületek... Ez a legtöbb só, beleértve a jól ismert konyhasót is. Minden olyan kapcsolatban megtalálható, ahol van közvetlen érintkezés fém és nem fém között... Íme néhány példa az ionos kötésű anyagokra:

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

Komplex összefüggésekben is megnyilvánulhat.

Például magnézium-szulfát.

Íme egy ionos és kovalens kötéssel rendelkező anyag képlete:

Az oxigén- és magnéziumionok között ionos kötés jön létre, de a kén és már egy kovalens poláris segítségével kapcsolódnak egymáshoz.

Ebből arra következtethetünk, hogy az ionos kötések az összetett kémiai vegyületekre jellemzőek.

Mi az ionos kötés a kémiában

A kémiai kötések típusai - ionos, kovalens, fémes

Következtetés

A tulajdonságok közvetlenül eszközfüggőek kristályrács... Ezért minden ionos kötéssel rendelkező vegyület könnyen oldódik vízben és más poláris oldószerekben, vezetőképes és dielektrikum. Ugyanakkor meglehetősen tűzállóak és törékenyek. Ezeknek az anyagoknak a tulajdonságait gyakran használják az elektromos készülékek tervezésénél.