Իոնային կապ ատոմների միջև: Ինչպես է ձևավորվում իոնային կապը. օրինակներ. Իոնային կապի բնութագրերը

7.1. Ինչ են քիմիական կապերը

Նախորդ գլուխներում դուք ծանոթացաք տարբեր տարրերի մեկուսացված ատոմների կազմին և կառուցվածքին և ուսումնասիրեցիք դրանց էներգետիկ բնութագրերը։ Բայց մեզ շրջապատող բնության մեջ մեկուսացված ատոմները չափազանց հազվադեպ են: Գրեթե բոլոր տարրերի ատոմները «հակված են» միավորվել՝ առաջացնելով մոլեկուլներ կամ այլ ավելի բարդ քիմիական մասնիկներ։ Սովորաբար ասում են, որ այս դեպքում ատոմների միջև առաջանում են քիմիական կապեր։

Էլեկտրոնները մասնակցում են քիմիական կապերի ձևավորմանը: Դուք կիմանաք, թե ինչպես է դա տեղի ունենում՝ ուսումնասիրելով այս գլուխը: Բայց նախ պետք է պատասխանել այն հարցին, թե ինչու են ատոմները քիմիական կապեր ստեղծում։ Մենք կարող ենք պատասխանել այս հարցին նույնիսկ առանց որևէ բան իմանալու այս կապերի բնույթի մասին. «Որովհետև դա էներգետիկորեն ձեռնտու է»: Բայց, պատասխանելով այն հարցին, թե որտեղից է գալիս էներգիայի շահույթը, երբ ձևավորվում են կապեր, մենք կփորձենք հասկանալ, թե ինչպես և ինչու են առաջանում քիմիական կապերը:

Ճիշտ այնպես, ինչպես ատոմների էլեկտրոնային կառուցվածքը, քվանտային քիմիան մանրամասն և խիստ գիտականորեն ուսումնասիրում է քիմիական կապերը, և դուք և ես կարող ենք օգտվել միայն գիտնականների կողմից արված ամենակարևոր եզրակացություններից: Այս դեպքում քիմիական կապերը նկարագրելու համար կօգտագործենք ամենապարզ մոդելներից մեկը, որը նախատեսում է երեք տեսակի քիմիական կապերի (իոնային, կովալենտային և մետաղական) գոյություն։

Հիշեք. ցանկացած մոդել կարող եք գրագետ օգտագործել միայն իմանալով այս մոդելի կիրառելիության սահմանները: Մոդելը, որը մենք կօգտագործենք, ունի նաև կիրառելիության իր սահմանները: Օրինակ, այս մոդելի շրջանակներում անհնար է նկարագրել թթվածնի, բորոհիդրիդների մեծ մասի և որոշ այլ նյութերի մոլեկուլների քիմիական կապերը։ Այս նյութերի քիմիական կապերը նկարագրելու համար օգտագործվում են ավելի բարդ մոդելներ:

1. Եթե կապակցվող ատոմները չափերով շատ տարբեր են, ապա փոքր ատոմները (էլեկտրոններ ընդունելու հակված) էլեկտրոնները կվերցնեն մեծ ատոմներից (էլեկտրոններ նվիրելու հակվածություն) և իոնային կապ. Իոնային բյուրեղի էներգիան ավելի քիչ է, քան մեկուսացված ատոմների էներգիան, ուստի իոնային կապ է առաջանում նույնիսկ այն դեպքում, երբ ատոմը չի կարողանում ամբողջությամբ լրացնել իր էլեկտրոնային թաղանթը էլեկտրոններ նվիրաբերելով (այն կարող է թերի մնալ դ- կամ զ- ենթամակարդակ): Եկեք նայենք օրինակներին:

2. Եթե կապակցված ատոմները փոքր են ( 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 կովալենտային կապ.
Տիեզերքում կովալենտային կապի ձևավորումը կարելի է դիտարկել որպես համընկնում էլեկտրոնային ամպերտարբեր ատոմների չզույգված վալենտային էլեկտրոններ: Այս դեպքում էլեկտրոնների զույգը կազմում է ընդհանուր էլեկտրոնային ամպ, որը կապում է ատոմները։ Որքան մեծ է էլեկտրոնի խտությունը համընկնման տարածքում, այնքան ավելի շատ էներգիա է արտազատվում, երբ ձևավորվում է այդպիսի կապ:
Նախքան կովալենտային կապի ձևավորման ամենապարզ օրինակները դիտարկելը, մենք համաձայնում ենք ատոմի վալենտային էլեկտրոնները նշել այս ատոմի խորհրդանիշի շուրջ կետերով, զույգ կետերով, որոնք ներկայացնում են միայնակ էլեկտրոնային զույգերը և կովալենտային կապի էլեկտրոնների զույգերը, և առանձին կետեր, որոնք ներկայացնում են չզույգված էլեկտրոններ: Այս նշումով ատոմի վալենտային էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան, օրինակ՝ ֆտորին, կներկայացվի նշանով, իսկ թթվածնի ատոմինը` . Նման նշաններից կառուցված բանաձևերը կոչվում են էլեկտրոնային բանաձևերկամ Լյուիսի բանաձեւերը (ամերիկացի քիմիկոս Գիլբերտ Նյուտոն Լյուիսն առաջարկել է դրանք 1916 թվականին)։ Հաղորդվող տեղեկատվության քանակով էլեկտրոնային բանաձեւերը պատկանում են կառուցվածքային բանաձեւերի խմբին։ Ատոմների կողմից կովալենտային կապերի ձևավորման օրինակներ.

3. Եթե կապակցված ատոմները մեծ են ( r o > 1A), ապա նրանք բոլորը քիչ թե շատ հակված են հրաժարվել իրենց էլեկտրոններից, և նրանց հակվածությունը ընդունելու այլ մարդկանց էլեկտրոնները աննշան է: Հետևաբար, այս խոշոր ատոմները նույնպես չեն կարող իոնային կապ ստեղծել միմյանց հետ: Նրանց միջև կովալենտային կապը նույնպես անբարենպաստ է ստացվում, քանի որ մեծ արտաքին էլեկտրոնային ամպերում էլեկտրոնային խտությունը աննշան է: Այս դեպքում, երբ նման ատոմներից առաջանում է քիմիական նյութ, բոլոր կապակցված ատոմների վալենտային էլեկտրոնները կիսվում են (վալենտային էլեկտրոնները դառնում են ընդհանուր բոլոր ատոմների համար), և ձևավորվում է մետաղական բյուրեղ (կամ հեղուկ), որտեղ ատոմները միացված են մետաղական կապ.

Ինչպե՞ս որոշել, թե ինչ տեսակի կապեր են կազմում որոշակի նյութի տարրերի ատոմները:
Ըստ քիմիական տարրերի բնական համակարգում տարրերի դիրքի, օրինակ.
1. Ցեզիումի քլորիդ CsCl. Ցեզիումի ատոմը (Խումբ IA) մեծ է և հեշտությամբ զիջում է էլեկտրոնը, իսկ քլորի ատոմը (VIIA խումբ) փոքր է և հեշտությամբ ընդունում է այն, հետևաբար, ցեզիումի քլորիդի կապը իոնային է։
2. Ածխածնի երկօքսիդ CO 2: Ածխածնի ատոմները (IVA խումբ) և թթվածինը (VI խումբ) չափերով շատ չեն տարբերվում, երկուսն էլ փոքր են: Նրանք փոքր-ինչ տարբերվում են էլեկտրոններ ընդունելու հակումով, հետևաբար CO 2 մոլեկուլում կապը կովալենտ է։
3. Ազոտ N 2. Պարզ նյութ. Միացված ատոմները նույնական են և փոքր, հետևաբար, ազոտի մոլեկուլում կապը կովալենտ է:
4. Կալցիում Ca. Պարզ նյութ. Միացված ատոմները նույնական են և բավականին մեծ, հետևաբար կալցիումի բյուրեղում կապը մետաղական է:
5. Բարիում-տետրալյումին BaAl 4: Երկու տարրերի ատոմները բավականին մեծ են, հատկապես բարիումի ատոմները, ուստի երկու տարրերն էլ հակված են միայն հրաժարվել էլեկտրոններից, հետևաբար այս միացության կապը մետաղական է:

ԻՈՆԱԿԱՆ ԿԱՊ, ԿՈՎԱԼԵՆՏԱՅԻՆ ԿԱՊ, ՄԵՏԱՂԱԿԱՆ ԿԱՊ, ԴՐԱՆՑ ԿԱԶՄԱԿԱՆ ՊԱՅՄԱՆՆԵՐԸ։
1.Ինչո՞վ է պայմանավորված ատոմների կապը և դրանց միջև քիմիական կապերի առաջացումը:
2. Ինչու՞ ազնիվ գազերը բաղկացած են ոչ թե մոլեկուլներից, այլ ատոմներից:
3. Որոշե՛ք քիմիական կապի տեսակը երկուական միացություններում՝ ա) KF, K 2 S, SF 4; բ) MgO, Mg 2 Ba, OF 2; գ) Cu 2 O, CaSe, SeO 2: 4. Որոշեք քիմիական կապի տեսակը պարզ նյութերա) Na, P, Fe; բ) S 8, F 2, P 4; գ) Mg, Pb, Ar.

7.Զ. Իոններ. Իոնային կապ

Նախորդ պարբերությունում ձեզ ծանոթացրին իոնների հետ, որոնք ձևավորվում են, երբ առանձին ատոմներ ընդունում կամ նվիրաբերում են էլեկտրոններ: Այս դեպքում ատոմային միջուկում պրոտոնների թիվը դադարում է լինել թվին հավասարէլեկտրոնները էլեկտրոնային թաղանթում, և քիմիական մասնիկը ձեռք է բերում էլեկտրական լիցք:
Բայց իոնը կարող է պարունակել նաև մեկից ավելի միջուկ, ինչպես մոլեկուլում: Նման իոնը մեկ համակարգ է, որը բաղկացած է մի քանի ատոմային միջուկներից և էլեկտրոնային թաղանթից։ Ի տարբերություն մոլեկուլի՝ միջուկներում պրոտոնների ընդհանուր թիվը հավասար չէ էլեկտրոնային թաղանթի էլեկտրոնների ընդհանուր թվին, հետևաբար՝ իոնի էլեկտրական լիցքը։

Ինչ տեսակի իոններ կան: Այսինքն՝ ինչո՞վ կարող են տարբերվել։
Ըստ ատոմային միջուկների քանակի՝ իոնները բաժանվում են պարզ(կամ միատոմային), այսինքն՝ պարունակում է մեկ միջուկ (օրինակ՝ K, O 2), և համալիր(կամ բազմատոմային), այսինքն՝ պարունակում է մի քանի միջուկներ (օրինակ՝ CO 3 2, 3)։ Պարզ իոնները ատոմների լիցքավորված անալոգներ են, իսկ բարդ իոնները՝ մոլեկուլների լիցքավորված անալոգներ։
Կախված իրենց լիցքի նշանից՝ իոնները բաժանվում են կատիոնների Եվ անիոններ.

Կատիոնների օրինակներ՝ K (կալիումի իոն), Fe 2 (երկաթի իոն), NH 4 (ամոնիումի իոն), 2 (տետրամին պղնձի իոն)։ Անիոնների օրինակներ՝ Cl (քլորիդ իոն), N 3 (նիտրիդ իոն), PO 4 3 (ֆոսֆատ իոն), 4 (հեքսացիանոֆերատ իոն)։

Ըստ լիցքավորման արժեքի՝ իոնները բաժանվում են մեկ կրակոց(K, Cl, NH 4, NO 3 և այլն), կրկնակի լիցքավորված(Ca 2, O 2, SO 4 2 և այլն) երեք լիցքավորիչ(Al 3, PO 4 3, և այլն) և այլն:

Այսպիսով, մենք PO 4 3 իոնը կանվանենք եռակի լիցքավորված բարդ անիոն, իսկ Ca 2 իոնը՝ կրկնակի լիցքավորված պարզ կատիոն։

Բացի այդ, իոնները տարբերվում են նաև իրենց չափերով։ Պարզ իոնի չափը որոշվում է այդ իոնի շառավղով կամ իոնային շառավիղ. Բարդ իոնների չափերն ավելի դժվար է բնութագրել։ Իոնի շառավիղը, ինչպես ատոմի շառավիղը, չի կարող ուղղակիորեն չափվել (ինչպես հասկանում եք, իոնը չունի հստակ սահմաններ): Հետևաբար, մեկուսացված իոնները բնութագրելու համար նրանք օգտագործում են ուղեծրային իոնային շառավիղներ(օրինակները ներկայացված են աղյուսակ 17-ում):

Աղյուսակ 17. Որոշ պարզ իոնների ուղեծրային շառավիղներ

		Ուղեծրային շառավիղ, Ա			Ուղեծրային շառավիղ, Ա
Լի			Ֆ		0,400
Նա			Cl		0,742
Կ			Եղբ		0,869
Ռբ			Ի		1,065
Cs			O2		0,46
Եղիր 2			Ս 2		0,83
Մգ 2

Իոնային կապ

(օգտագործվել են նյութեր http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm կայքից)

Իոնային կապը տեղի է ունենում հակառակ լիցքավորված իոնների միջև էլեկտրաստատիկ ներգրավման միջոցով: Այս իոնները առաջանում են էլեկտրոնների մի ատոմից մյուսը տեղափոխելու արդյունքում։ Իոնային կապ է ձևավորվում ատոմների միջև, որոնք ունեն մեծ էլեկտրաբացասական տարբերություններ (սովորաբար ավելի քան 1,7 Փոլինգի սանդղակով), օրինակ՝ ալկալային մետաղի և հալոգենի ատոմների միջև։

Դիտարկենք իոնային կապի առաջացումը՝ օգտագործելով NaCl-ի առաջացման օրինակը:

Ատոմների էլեկտրոնային բանաձևերից

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 and

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

պարզ է, որ լրացնել արտաքին մակարդակՆատրիումի ատոմի համար ավելի հեշտ է հրաժարվել մեկ էլեկտրոնից, քան ստանալ յոթ, իսկ քլորի ատոմի համար ավելի հեշտ է ստանալ մեկ էլեկտրոն, քան յոթը: Քիմիական ռեակցիաների ժամանակ նատրիումի ատոմը տալիս է մեկ էլեկտրոն, իսկ քլորի ատոմը վերցնում է այն։ Արդյունքում էլեկտրոնային պատյաններնատրիումի և քլորի ատոմները վերածվում են ազնիվ գազերի կայուն էլեկտրոնային թաղանթների (նատրիումի կատիոնի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան

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

իսկ քլորի անիոնի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան է

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Իոնների էլեկտրաստատիկ փոխազդեցությունը հանգեցնում է NaCl մոլեկուլի առաջացմանը։

Քիմիական կապի բնույթը հաճախ արտացոլվում է ագրեգացման վիճակև նյութի ֆիզիկական հատկությունները։ Իոնային միացությունները, ինչպիսիք են նատրիումի քլորիդը NaCl-ը, կոշտ են և հրակայուն, քանի որ դրանց «+» և «–» իոնների լիցքերի միջև առկա են էլեկտրաստատիկ ձգողականության հզոր ուժեր:

Բացասական լիցքավորված քլորի իոնը ձգում է ոչ միայն «իր» Na+ իոնը, այլև իր շուրջը գտնվող նատրիումի այլ իոններ։ Սա հանգեցնում է նրան, որ իոններից որևէ մեկի մոտ հակառակ նշանով ոչ թե մեկ իոն կա, այլ մի քանի:

Նատրիումի քլորիդի NaCl բյուրեղի կառուցվածքը:

Իրականում, յուրաքանչյուր քլորի իոնի շուրջ կա 6 նատրիումի իոն, իսկ յուրաքանչյուր նատրիումի իոնի շուրջ՝ 6 քլորիդ: Իոնների այս կարգավորված փաթեթավորումը կոչվում է իոնային բյուրեղ: Եթե ​​մեկ քլորի ատոմը մեկուսացված է բյուրեղում, ապա այն շրջապատող նատրիումի ատոմներից այլևս հնարավոր չէ գտնել այն, որի հետ քլորը արձագանքել է:

Էլեկտրաստատիկ ուժերով միմյանց ձգվող իոնները չափազանց դժկամությամբ են փոխում իրենց տեղը արտաքին ուժի կամ ջերմաստիճանի բարձրացման ազդեցության տակ։ Բայց եթե նատրիումի քլորիդը հալեցնում են և շարունակում են տաքացնել վակուումում, այն գոլորշիանում է՝ ձևավորելով երկատոմային NaCl մոլեկուլներ։ Սա ենթադրում է, որ կովալենտային կապի ուժերը երբեք ամբողջությամբ չեն անջատվում:

Իոնային կապերի հիմնական բնութագրերը և իոնային միացությունների հատկությունները

1. Իոնային կապը ուժեղ քիմիական կապ է: Այս կապի էներգիան 300 – 700 կՋ/մոլ է:

2. Ի տարբերություն կովալենտային կապի, իոնային կապն ուղղորդված չէ, քանի որ իոնը կարող է դեպի իրեն հակառակ նշանի իոններ ձգել ցանկացած ուղղությամբ։

3. Ի տարբերություն կովալենտային կապի, իոնային կապը չհագեցած է, քանի որ հակառակ նշանի իոնների փոխազդեցությունը չի հանգեցնում նրանց ուժային դաշտերի ամբողջական փոխադարձ փոխհատուցման։

4. Իոնային կապով մոլեկուլների առաջացման ժամանակ էլեկտրոնների ամբողջական փոխանցում չի լինում, հետեւաբար բնության մեջ հարյուր տոկոսանոց իոնային կապեր գոյություն չունեն։ NaCl մոլեկուլում քիմիական կապը միայն 80% է իոնային:

5. Իոնային կապերով միացությունները պինդ են բյուրեղային նյութեր, ունենալով հալման և եռման բարձր ջերմաստիճան։

6. Իոնային միացությունների մեծ մասը լուծելի է ջրում: Իրականացվում են իոնային միացությունների լուծույթներ և հալումներ էլեկտրական հոսանք.

Մետաղական միացում

Մետաղական բյուրեղների կառուցվածքը տարբեր է: Եթե ​​դուք ուսումնասիրեք նատրիումի մետաղի մի կտոր, ապա կտեսնեք, որ դրա արտաքին տեսքը շատ է տարբերվում ճաշի աղից։ Նատրիումը փափուկ մետաղ է, հեշտությամբ կտրվում է դանակով, հարթացվում է մուրճով, այն հեշտությամբ կարելի է հալեցնել բաժակի մեջ սպիրտային լամպի վրա (հալման ջերմաստիճանը 97,8 o C): Նատրիումի բյուրեղում յուրաքանչյուր ատոմ շրջապատված է ութ այլ նմանատիպ ատոմներով:

Մետաղական Na-ի բյուրեղային կառուցվածքը.

Նկարը ցույց է տալիս, որ խորանարդի կենտրոնում գտնվող Na ատոմն ունի 8 ամենամոտ հարևան: Բայց նույնը կարելի է ասել բյուրեղի ցանկացած այլ ատոմի մասին, քանի որ դրանք բոլորը նույնն են։ Բյուրեղը բաղկացած է այս նկարում ներկայացված «անսահման» կրկնվող բեկորներից:

Արտաքին էներգիայի մակարդակում գտնվող մետաղի ատոմները պարունակում են փոքր թվով վալենտային էլեկտրոններ։ Քանի որ մետաղի ատոմների իոնացման էներգիան ցածր է, վալենտային էլեկտրոնները թույլ են պահպանվում այդ ատոմներում: Արդյունքում մետաղների բյուրեղային ցանցում հայտնվում են դրական լիցքավորված իոններ և ազատ էլեկտրոններ։ Այս դեպքում մետաղական կատիոնները տեղակայված են բյուրեղային ցանցի հանգույցներում, և էլեկտրոնները ազատորեն շարժվում են դրական կենտրոնների դաշտում՝ ձևավորելով այսպես կոչված «էլեկտրոն գազ»:

Երկու կատիոնների միջև բացասաբար լիցքավորված էլեկտրոնի առկայությունը հանգեցնում է նրան, որ յուրաքանչյուր կատիոն փոխազդում է այս էլեկտրոնի հետ:

Այսպիսով, Մետաղական կապը մետաղական բյուրեղներում դրական իոնների միջև կապն է, որը տեղի է ունենում բյուրեղում ազատ շարժվող էլեկտրոնների ներգրավման միջոցով:

Քանի որ մետաղի վալենտային էլեկտրոնները հավասարաչափ բաշխված են բյուրեղի վրա, մետաղական կապը, ինչպես իոնային կապը, ոչ ուղղորդված կապ է: Ի տարբերություն կովալենտային կապի՝ մետաղական կապը չհագեցած կապ է։ Մետաղական կապը կովալենտային կապից տարբերվում է նաև իր ամրությամբ։ Էներգիա մետաղական միացումմոտավորապես երեքից չորս անգամ պակաս, քան կովալենտային կապի էներգիան:

Էլեկտրոնային գազի բարձր շարժունակության շնորհիվ մետաղները բնութագրվում են բարձր էլեկտրական և ջերմային հաղորդունակությամբ։

Մետաղական բյուրեղը բավականին պարզ տեսք ունի, բայց իրականում նրա էլեկտրոնային կառուցվածքն ավելի բարդ է, քան իոնային աղի բյուրեղները: Մետաղական տարրերի արտաքին էլեկտրոնային թաղանթում բավականաչափ էլեկտրոններ չկան՝ լիարժեք «օկտետ» կովալենտային կամ իոնային կապ ստեղծելու համար: Հետևաբար, գազային վիճակում մետաղների մեծ մասը բաղկացած է միատոմ մոլեկուլներից (այսինքն՝ առանձին ատոմներ, որոնք կապված չեն միմյանց հետ): Տիպիկ օրինակ է սնդիկի գոլորշին: Այսպիսով, մետաղի ատոմների միջև մետաղական կապը տեղի է ունենում միայն ագրեգացման հեղուկ և պինդ վիճակում:

Մետաղական կապը կարելի է նկարագրել հետևյալ կերպ. ստացված բյուրեղի մետաղի ատոմներից մի քանիսը զիջում են իրենց վալենտային էլեկտրոնները ատոմների միջև ընկած տարածությանը (նատրիումի համար սա...3s1 է)՝ վերածվելով իոնների։ Քանի որ բյուրեղի բոլոր մետաղների ատոմները նույնն են, յուրաքանչյուրն ունի վալենտային էլեկտրոն կորցնելու հավասար հնարավորություն:

Այլ կերպ ասած, էլեկտրոնների փոխանցումը չեզոք և իոնացված մետաղի ատոմների միջև տեղի է ունենում առանց էներգիայի սպառման: Որոշ էլեկտրոններ միշտ հայտնվում են ատոմների միջև ընկած տարածությունում՝ «էլեկտրոնային գազի» տեսքով։

Այս ազատ էլեկտրոնները, առաջին հերթին, մետաղի ատոմները պահում են միմյանցից որոշակի հավասարակշռության հեռավորության վրա:

Երկրորդ, նրանք մետաղներին տալիս են բնորոշ «մետաղական փայլ» (ազատ էլեկտրոնները կարող են փոխազդել լույսի քվանտների հետ):

Երրորդ, ազատ էլեկտրոնները մետաղներին ապահովում են լավ էլեկտրական հաղորդունակությամբ: Մետաղների բարձր ջերմային հաղորդունակությունը բացատրվում է նաև միջատոմային տարածության մեջ ազատ էլեկտրոնների առկայությամբ. նրանք հեշտությամբ «արձագանքում են» էներգիայի փոփոխություններին և նպաստում դրա արագ փոխանցմանը բյուրեղում:

Մետաղական բյուրեղի էլեկտրոնային կառուցվածքի պարզեցված մոդել։

******** Որպես օրինակ օգտագործելով մետաղական նատրիումը՝ եկեք դիտարկենք մետաղական կապի բնույթը՝ ատոմային ուղեծրերի մասին պատկերացումների տեսանկյունից: Նատրիումի ատոմը, ինչպես շատ այլ մետաղներ, ունի վալենտային էլեկտրոնների պակաս, սակայն կան ազատ վալենտային ուղեծրեր։ Նատրիումի մեկ 3 վ էլեկտրոնն ունակ է շարժվել դեպի ազատ և մոտ էներգիայի հարևան ուղեծրից որևէ մեկը: Երբ բյուրեղի ատոմները մոտենում են միմյանց, հարևան ատոմների արտաքին ուղեծրերը համընկնում են, ինչը թույլ է տալիս արձակված էլեկտրոններին ազատորեն շարժվել բյուրեղով մեկ:

Այնուամենայնիվ, «էլեկտրոնային գազը» այնքան էլ անկարգ չէ, որքան կարող է թվալ։ Մետաղական բյուրեղներում ազատ էլեկտրոնները գտնվում են համընկնող ուղեծրերում և որոշ չափով կիսվում են՝ ձևավորելով կովալենտային կապերի պես մի բան: Նատրիումը, կալիումը, ռուբիդիումը և այլ մետաղական s-տարրերը պարզապես քիչ ընդհանուր էլեկտրոններ ունեն, ուստի դրանց բյուրեղները փխրուն են և դյուրահալ: Քանի որ վալենտային էլեկտրոնների թիվը մեծանում է, մետաղների ամրությունը հիմնականում մեծանում է։

Այսպիսով, մետաղական կապերը հակված են ձևավորվել այն տարրերի կողմից, որոնց ատոմներն իրենց արտաքին թաղանթում քիչ վալենտային էլեկտրոններ ունեն։ Այս վալենտային էլեկտրոնները, որոնք իրականացնում են մետաղական կապը, այնքան են կիսվում, որ կարող են շարժվել մետաղի բյուրեղով մեկ և ապահովել մետաղի բարձր էլեկտրական հաղորդունակություն:

NaCl բյուրեղը էլեկտրականություն չի փոխանցում, քանի որ իոնների միջև ազատ էլեկտրոններ չկան: Նատրիումի ատոմների կողմից նվիրաբերված բոլոր էլեկտրոնները ամուր պահվում են քլորի իոնների կողմից: Սա իոնային բյուրեղների և մետաղական բյուրեղների էական տարբերություններից մեկն է:

Այն, ինչ դուք այժմ գիտեք մետաղական կապի մասին, օգնում է բացատրել մետաղների մեծ մասի բարձր ճկունությունը (ճկունությունը): Մետաղը կարելի է հարթեցնել բարակ թերթիկի մեջ և քաշել մետաղալարով: Փաստն այն է, որ մետաղական բյուրեղի ատոմների առանձին շերտերը կարող են համեմատաբար հեշտությամբ սահել միմյանց. շարժական «էլեկտրոն գազը» անընդհատ մեղմացնում է առանձին դրական իոնների շարժումը՝ պաշտպանելով դրանք միմյանցից:

Իհարկե, նման բան չի կարելի անել կերակրի աղի հետ, թեեւ աղը նույնպես բյուրեղային նյութ է։ Իոնային բյուրեղներում վալենտային էլեկտրոնները սերտորեն կապված են ատոմի միջուկի հետ։ Իոնների մի շերտի տեղափոխումը մյուսի նկատմամբ մոտեցնում է նույն լիցքի իոնները և առաջացնում նրանց միջև ուժեղ վանում, որի արդյունքում բյուրեղը քայքայվում է (NaCl-ը փխրուն նյութ է)։

Իոնային բյուրեղի շերտերի տեղաշարժը հանգեցնում է նման իոնների միջև մեծ վանող ուժերի առաջացմանը և բյուրեղի ոչնչացմանը:

Նավիգացիա

• Համակցված խնդիրների լուծում՝ հիմնված նյութի քանակական բնութագրերի վրա
• Խնդրի լուծում. Նյութերի բաղադրության հաստատունության օրենքը. Հաշվարկներ՝ օգտագործելով նյութի «մոլային զանգված» և «քիմիական քանակություն» հասկացությունները

Իոնները ատոմներ են, որոնք կորցրել կամ ստացել են էլեկտրոններ և, որպես հետևանք, որոշակի լիցք։ Սկզբից ուզում եմ հիշեցնել, որ իոնների երկու տեսակ կա. կատիոններ(միջուկի դրական լիցքը ավելի մեծ է, քան բացասական լիցք կրող էլեկտրոնների թիվը) և անիոններ(միջուկի լիցքը փոքր է էլեկտրոնների քանակից)։ Հակառակ լիցքերով երկու իոնների փոխազդեցության արդյունքում առաջանում է իոնային կապ։

Իոնային և կովալենտային կապ

Այս տեսակի կապը կովալենտային կապի հատուկ դեպք է: Էլեկտրբացասականության տարբերությունն այս դեպքում այնքան մեծ է (ավելի քան 1,7 ըստ Պաուլինգի), որ էլեկտրոնների ընդհանուր զույգը մասամբ չի տեղահանվում, այլ ամբողջությամբ փոխանցվում է ավելի բարձր էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմին։ Հետևաբար, իոնային կապի առաջացումը իոնների միջև ուժեղ էլեկտրաստատիկ փոխազդեցությունների առաջացման արդյունք է։ Կարևոր է հասկանալ, որ 100% իոնային կապ գոյություն չունի: Այս տերմինն օգտագործվում է, եթե «իոնային հատկանիշները» ավելի արտահայտված են (այսինքն՝ էլեկտրոնային զույգը խիստ կողմնակալ է դեպի ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ):

Իոնային կապի մեխանիզմ

Այն ատոմները, որոնք ունեն գրեթե լրիվ կամ գրեթե դատարկ վալենտական ​​(արտաքին) թաղանթ, ամենահեշտ ներթափանցում են քիմիական ռեակցիաներ. Որքան քիչ դատարկ ուղեծրեր վալենտային թաղանթում, այնքան մեծ է հավանականությունը, որ ատոմը էլեկտրոններ ստանա դրսից: Եվ հակառակը՝ որքան քիչ էլեկտրոններ լինեն արտաքին թաղանթում, այնքան մեծ է հավանականությունը, որ ատոմը կհրաժարվի էլեկտրոնից:

Էլեկտրոնեգատիվություն

Սա ատոմի կարողությունն է դեպի իրեն էլեկտրոններ ներգրավելու, ուստի առավել լցված վալենտային թաղանթներով ատոմներն ավելի էլեկտրաբացասական են:

Տիպիկ մետաղն ավելի պատրաստ է հրաժարվել էլեկտրոններից, մինչդեռ տիպիկ ոչ մետաղը ավելի պատրաստ է հեռացնել դրանք: Հետևաբար, իոնային կապերը առավել հաճախ ձևավորվում են մետաղների և ոչ մետաղների կողմից: Առանձին-առանձին պետք է նշել իոնային կապի մեկ այլ տեսակ. մոլեկուլային. Դրա առանձնահատկությունն այն է, որ իոնների դերը ոչ թե առանձին ատոմներն են, այլ ամբողջ մոլեկուլները։

Իոնային կապի դիագրամ

Նկարը սխեմատիկորեն ցույց է տալիս նատրիումի ֆտորիդի ձևավորումը: Նատրիումը ունի ցածր էլեկտրաբացասականություն և միայն մեկ էլեկտրոն իր վալենտային շերտում (VO): Ֆտորն ունի զգալիորեն ավելի բարձր էլեկտրաբացասականություն և միայն մեկ էլեկտրոնի կարիք ունի BO-ն լրացնելու համար: Նատրիումի BO էլեկտրոնը գնում է դեպի ֆտոր BO՝ լրացնելով ուղեծիրը, որի արդյունքում երկու ատոմներն էլ հակառակ լիցքեր են ձեռք բերում և ձգվում դեպի միմյանց։

Իոնային կապի հատկությունները

Իոնային կապը բավականին ամուր է, ջերմային էներգիայի օգնությամբ այն ոչնչացնելը չափազանց դժվար է, և, հետևաբար, իոնային կապերով նյութերը ունեն բարձր ջերմաստիճանհալվելը. Ընդ որում, իոնների փոխազդեցության շառավիղը բավականին ցածր է, ինչը որոշում է փխրունություննմանատիպ կապեր. Նրա ամենակարեւոր հատկություններն են ուղղության և հագեցվածության բացակայություն. Ոչ ուղղորդվածությունը գալիս է ձևից էլեկտրական դաշտիոն, որը գնդիկ է և ունակ է բոլոր ուղղություններով փոխազդել կատիոնների կամ անիոնների հետ։ Այս դեպքում երկու իոնների դաշտերը ամբողջությամբ չեն փոխհատուցվում, ինչի արդյունքում նրանք ստիպված են լինում լրացուցիչ իոններ ներգրավել դեպի իրենց՝ ձևավորելով բյուրեղ՝ սա մի երևույթ է, որը կոչվում է չհագեցվածություն։ Իոնային բյուրեղներում մոլեկուլներ չկան, իսկ առանձին կատիոններն ու անիոնները շրջապատված են հակառակ նշանի բազմաթիվ իոններով, որոնց թիվը հիմնականում կախված է տարածության մեջ ատոմների դիրքից։

Սեղանի աղի (NaCl) բյուրեղները իոնային կապի բնորոշ օրինակ են։

Քիմիական կապի տեսությունը շատ կարևոր տեղ է գրավում ժամանակակից քիմիայում։ Այն բացատրում է, թե ինչու են ատոմները միավորվում՝ առաջացնելով քիմիական մասնիկներ և թույլ է տալիս համեմատել այդ մասնիկների կայունությունը։ Օգտագործելով քիմիական կապի տեսությունը՝ հնարավոր է կանխատեսել տարբեր միացությունների բաղադրությունը և կառուցվածքը։ Որոշ քիմիական կապեր կոտրելու և մյուսների ձևավորման հայեցակարգը ընկած է քիմիական ռեակցիաների ընթացքում նյութերի փոխակերպումների վերաբերյալ ժամանակակից գաղափարների հիմքում։

Քիմիական կապ- սա ատոմների փոխազդեցությունն է, որը որոշում է քիմիական մասնիկի կամ բյուրեղի կայունությունը որպես ամբողջություն: Քիմիական կապ է ձևավորվում լիցքավորված մասնիկների՝ կատիոնների և անիոնների, միջուկների և էլեկտրոնների միջև էլեկտրաստատիկ փոխազդեցության արդյունքում։ Երբ ատոմները միավորվում են, գրավիչ ուժերը սկսում են գործել մի ատոմի միջուկի և մյուսի էլեկտրոնների միջև, ինչպես նաև վանող ուժեր միջուկների և էլեկտրոնների միջև։ Որոշ հեռավորության վրա այս ուժերը հավասարակշռում են միմյանց, և ձևավորվում է կայուն քիմիական մասնիկ:

Երբ ձևավորվում է քիմիական կապ, միացության մեջ ատոմների էլեկտրոնային խտության զգալի վերաբաշխում կարող է տեղի ունենալ ազատ ատոմների համեմատությամբ: Ծայրահեղ դեպքում դա հանգեցնում է լիցքավորված մասնիկների՝ իոնների առաջացմանը (հունարեն «իոն»-ից՝ գնում):

Իոնների փոխազդեցություն

Եթե ​​ատոմը կորցնում է մեկ կամ մի քանի էլեկտրոն, ապա այն վերածվում է դրական իոնի՝ կատիոնի (հունարենից թարգմանաբար՝ «իջնում ​​է» Այսպես են ձևավորվում ջրածնի H +, լիթիումի Li +, բարիումի Ba 2+ կատիոնները Ձեռք բերելով էլեկտրոններ՝ ատոմները վերածվում են բացասական իոնների՝ անիոնների (հունարեն «անիոնից»՝ բարձրանալով, օրինակ՝ ֆտոր իոն F −, սուլֆիդային իոն S 2−։

Կատիոններն ու անիոնները կարողանում են գրավել միմյանց։ Այս դեպքում առաջանում է քիմիական կապ և առաջանում են քիմիական միացություններ։ Քիմիական կապի այս տեսակը կոչվում է իոնային կապ.

Իոնային կապքիմիական կապ է, որը ձևավորվում է կատիոնների և անիոնների միջև էլեկտրաստատիկ ներգրավմամբ:

Իոնային կապի ձևավորման մեխանիզմը կարելի է դիտարկել՝ օգտագործելով նատրիումի և քլորի ռեակցիայի օրինակը։ Ալկալիական մետաղի ատոմը հեշտությամբ կորցնում է էլեկտրոնը, մինչդեռ հալոգենի ատոմը ստանում է մեկ: Արդյունքում ձևավորվում է նատրիումի կատիոն և քլորիդ իոն։ Նրանք կապ են կազմում իրենց միջև եղած էլեկտրաստատիկ ձգողության շնորհիվ։

Կատիոնների և անիոնների փոխազդեցությունը կախված չէ ուղղությունից, ուստի իոնային կապը կոչվում է ոչ ուղղորդված։ Յուրաքանչյուր կատիոն կարող է գրավել ցանկացած թվով անիոններ և հակառակը։ Ահա թե ինչու է իոնային կապը չհագեցած։ Պինդ վիճակում իոնների փոխազդեցությունների թիվը սահմանափակվում է միայն բյուրեղի չափով։ Հետևաբար, ամբողջ բյուրեղը պետք է համարել իոնային միացության «մոլեկուլ»:

Որպեսզի իոնային կապ առաջանա, անհրաժեշտ է, որ իոնացման էներգիայի արժեքների գումարը Ե ես(կատիոնների առաջացման համար) և էլեկտրոնների հարաբերակցությունը Ա ե(անիոնների առաջացման համար) պետք է լինի էներգետիկ բարենպաստ: Սա սահմանափակում է ատոմների միջև իոնային կապերի ձևավորումը ակտիվ մետաղներ(IA և IIA խմբերի տարրեր, IIIA խմբի որոշ տարրեր և որոշ անցումային տարրեր) և ակտիվ ոչ մետաղներ (հալոգեններ, քալկոգեններ, ազոտ):

Գործնականում չկա իդեալական իոնային կապ: Նույնիսկ այն միացություններում, որոնք սովորաբար դասակարգվում են որպես իոնային, չկա էլեկտրոնների ամբողջական փոխանցում մի ատոմից մյուսը. էլեկտրոնները մասամբ մնում են ընդհանուր օգտագործման մեջ: Այսպիսով, լիթիումի ֆտորիդի կապը 80% իոնային է և 20% կովալենտ: Ուստի ավելի ճիշտ է խոսել իոնականության աստիճանը(բևեռականություն) կովալենտ քիմիական կապի. Ենթադրվում է, որ 2.1 տարրերի էլեկտրաբացասականության տարբերությամբ կապը 50% իոնային է։ Եթե ​​տարբերությունն ավելի մեծ է, միացությունը կարելի է համարել իոնային։

Քիմիական կապի իոնային մոդելը լայնորեն կիրառվում է բազմաթիվ նյութերի, հիմնականում ոչ մետաղների հետ ալկալային և հողալկալիական մետաղների միացությունների հատկությունները նկարագրելու համար։ Դա պայմանավորված է նման միացությունների նկարագրության պարզությամբ. ենթադրվում է, որ դրանք կառուցված են կատիոններին և անիոններին համապատասխան լիցքավորված գնդերից։ Այս դեպքում իոնները հակված են դասավորվել այնպես, որ նրանց միջև ձգող ուժերը լինեն առավելագույնը, իսկ վանող ուժերը՝ նվազագույն։

Իոնային շառավիղներ

Իոնային կապի պարզ էլեկտրաստատիկ մոդելը օգտագործում է հայեցակարգը իոնային շառավիղներ. Հարևան կատիոնի և անիոնի շառավիղների գումարը պետք է հավասար լինի համապատասխան միջմիջուկային հեռավորությանը.

r 0 = r + + r −

Այնուամենայնիվ, անհասկանալի է մնում, թե որտեղ պետք է գծվի կատիոնի և անիոնի միջև սահմանը: Այսօր հայտնի է, որ զուտ իոնային կապ գոյություն չունի, քանի որ միշտ կա էլեկտրոնային ամպերի որոշակի համընկնումներ: Իոնների շառավիղները հաշվարկելու համար օգտագործվում են հետազոտական ​​մեթոդներ, որոնք թույլ են տալիս որոշել էլեկտրոնի խտությունը երկու ատոմների միջև: Միջմիջուկային հեռավորությունը բաժանվում է այն կետում, որտեղ էլեկտրոնի խտությունը նվազագույն է:

Իոնի չափը կախված է բազմաթիվ գործոններից։ Իոնի մշտական ​​լիցքով, քանի որ ատոմային թիվը (և, հետևաբար, միջուկի լիցքը) մեծանում է, իոնային շառավիղը նվազում է։ Սա հատկապես նկատելի է լանթանիդի շարքում, որտեղ իոնային շառավիղները միապաղաղ կերպով փոխվում են 117 pm-ից (La 3+) մինչև 100 pm (Lu 3+) 6 կոորդինացիոն թվով: Այս էֆեկտը կոչվում է. լանթանիդի սեղմում.

Տարրերի խմբերում իոնային շառավիղները հիմնականում մեծանում են ատոմային թվի աճով։ Այնուամենայնիվ, համար դ-չորրորդ և հինգերորդ ժամանակաշրջանների տարրերը, լանթանիդի սեղմման պատճառով, կարող է առաջանալ նույնիսկ իոնային շառավիղի նվազում (օրինակ, ժամը 73-ից Zr 4+-ի համար մինչև երեկոյան 72-ը Hf 4+-ի համար 4 կոորդինացիոն համարով):

Ժամանակահատվածում նկատվում է իոնային շառավիղի նկատելի նվազում, որը կապված է դեպի միջուկ էլեկտրոնների ներգրավման ավելացման հետ՝ միջուկի լիցքի և բուն իոնի լիցքի միաժամանակյա աճի հետ. 86 pm Mg 2+-ի համար, 68 pm Al 3+-ի համար (համակարգող թիվ 6): Նույն պատճառով, իոնի լիցքի ավելացումը հանգեցնում է մեկ տարրի իոնային շառավիղի նվազմանը` Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (համակարգման թիվ 4):

Իոնային շառավիղների համեմատությունը կարող է կատարվել միայն այն դեպքում, երբ կոորդինացիոն թիվը նույնն է, քանի որ այն ազդում է իոնի չափի վրա՝ հակաիոնների միջև վանող ուժերի պատճառով: Սա հստակ երևում է Ag + իոնի օրինակում. նրա իոնային շառավիղը 81, 114 և 129 pm է համապատասխանաբար 2, 4 և 6 կոորդինացիոն համարների համար:

Իդեալական իոնային միացության կառուցվածքը, որը որոշվում է տարբերվող իոնների միջև առավելագույն ձգողականությամբ և նման իոնների նվազագույն վանմամբ, մեծապես որոշվում է կատիոնների և անիոնների իոնային շառավիղների հարաբերակցությամբ։ Դա կարելի է ցույց տալ պարզ երկրաչափական կոնստրուկցիաներով։

Վերաբերմունք r + : r −	Կատիոնի կոորդինացիոն համարը	Շրջակա միջավայր	Օրինակ
0,225−0,414	4	Տետրաեդրալ	ZnS
0,414−0,732	6	Ութանիստ	NaCl
0,732−1,000	8	խորանարդ	CsCl
>1,000	12	Տասնյակ	Իոնային բյուրեղներում չի հայտնաբերվել

Իոնային կապի էներգիա

Իոնային միացության համար կապող էներգիան այն էներգիան է, որն առաջանում է միմյանցից անսահմանորեն հեռու գտնվող գազային հակաիոններից: Հաշվի առնելով միայն էլեկտրաստատիկ ուժերը, համապատասխանում է փոխազդեցության ընդհանուր էներգիայի մոտ 90%-ը, որը ներառում է նաև ոչ էլեկտրաստատիկ ուժերի ներդրումը (օրինակ՝ էլեկտրոնային թաղանթների վանումը):

Երբ երկու ազատ իոնների միջև իոնային կապ է առաջանում, որոշվում է դրանց ձգողականության էներգիան Կուլոնի օրենքը:

Ե(adv.) = ք + ք− / (4պ r ε),

Որտեղ ք+ և ք- - փոխազդող իոնների լիցքեր, rնրանց միջև հեռավորությունն է, ε՝ միջավայրի դիէլեկտրական հաստատունը։

Քանի որ լիցքերից մեկը բացասական է, էներգիայի արժեքը նույնպես բացասական կլինի։

Համաձայն Կուլոնի օրենքի՝ անսահման փոքր հեռավորությունների վրա գրավիչ էներգիան պետք է դառնա անսահման մեծ։ Սակայն դա տեղի չի ունենում, քանի որ իոնները կետային լիցքեր չեն։ Երբ իոնները մոտենում են միմյանց, նրանց միջև առաջանում են վանող ուժեր՝ կապված էլեկտրոնային ամպերի փոխազդեցության հետ։ Իոնների վանման էներգիան նկարագրվում է Born հավասարմամբ.

Ե(արտ.) = IN / r n,

Որտեղ IN- որոշակի հաստատուն, nկարող է վերցնել 5-ից 12 արժեքներ (կախված իոնների չափից): Ընդհանուր էներգիան որոշվում է ներգրավման և վանման էներգիաների գումարով.

Ե = Ե(adv.) + Ե(այլ.)

Դրա արժեքը անցնում է նվազագույնի միջով: Նվազագույն կետի կոորդինատները համապատասխանում են հավասարակշռության հեռավորությանը r 0 և իոնների միջև փոխազդեցության հավասարակշռության էներգիա Ե 0:

Ե 0 = ք + ք − (1 - 1 / n) / (4պ r 0 ε)

Բյուրեղյա վանդակում միշտ կա ավելի մեծ թիվփոխազդեցությունները, քան զույգ իոնների միջև: Այս թիվը որոշվում է հիմնականում բյուրեղյա ցանցի տեսակով: Բոլոր փոխազդեցությունները հաշվի առնելու համար (թուլանում է հեռավորության աճով), այսպես կոչված Madelung հաստատունը ներմուծվում է իոնային բյուրեղային ցանցի էներգիայի արտահայտության մեջ: Ա:

Ե(adv.) = Ա ք + ք− / (4պ r ε)

Madelung հաստատունի արժեքը որոշվում է միայն ցանցի երկրաչափությամբ և կախված չէ իոնների շառավղից և լիցքից։ Օրինակ, նատրիումի քլորիդի համար այն կազմում է 1,74756:

Բոլոր քիմիական միացությունները առաջանում են քիմիական կապի ձևավորման միջոցով: Եվ կախված միացնող մասնիկների տեսակից՝ առանձնանում են մի քանի տեսակներ. Ամենատարրականը– դրանք կովալենտ բևեռային, կովալենտ ոչ բևեռային, մետաղական և իոնային են: Այսօր մենք կխոսենքիոնային մասին.

Ինչ են իոնները

Այն ձևավորվում է երկու ատոմների միջև, որպես կանոն, պայմանով, որ նրանց միջև էլեկտրաբացասականության տարբերությունը շատ մեծ է: Ատոմների և իոնների էլեկտրաբացասականությունը գնահատվում է Փոլինգի սանդղակի միջոցով։

Ուստի միացությունների բնութագրերը ճիշտ դիտարկելու համար ներդրվեց իոնականություն հասկացությունը։ Այս հատկանիշը թույլ է տալիս որոշել, թե կոնկրետ կապի քանի տոկոսն է իոնային:

Ամենաբարձր իոնականություն ունեցող միացությունը ցեզիումի ֆտորիդն է, որում այն ​​մոտավորապես 97% է: Բնորոշ է իոնային կապը D.I աղյուսակի առաջին և երկրորդ խմբերում գտնվող մետաղի ատոմներից ձևավորված նյութերի համար. Մենդելեևը և ոչ մետաղների ատոմները, որոնք գտնվում են նույն աղյուսակի վեցերորդ և յոթերորդ խմբերում:

Ուշադրություն դարձրեք.Հարկ է նշել, որ չկա այնպիսի միացություն, որի հարաբերությունները բացառապես իոնային են: Բացման համար այս պահինտարրեր, անհնար է հասնել էլեկտրաբացասականության այդքան մեծ տարբերության՝ 100% իոնային միացություն ստանալու համար։ Հետևաբար, իոնային կապի սահմանումը լիովին ճիշտ չէ, քանի որ իրականում դիտարկվում են մասնակի իոնային փոխազդեցությամբ միացություններ:

Ինչո՞ւ է ներդրվել այս տերմինը, եթե իրականում նման երեւույթ գոյություն չունի։ Փաստն այն է, որ այս մոտեցումը օգնեց բացատրել աղերի, օքսիդների և այլ նյութերի հատկությունների բազմաթիվ նրբերանգներ: Օրինակ, ինչու են դրանք շատ լուծելի ջրի մեջ և ինչու են դրանք լուծումներն ունակ են էլեկտրական հոսանք անցկացնելու. Սա չի կարելի բացատրել այլ տեսանկյունից:

Կրթության մեխանիզմ

Իոնային կապի ձևավորումը հնարավոր է միայն երկու պայմանի առկայության դեպքում. եթե ռեակցիային մասնակցող մետաղի ատոմն ի վիճակի է հեշտությամբ հրաժարվել էներգիայի վերջին մակարդակում գտնվող էլեկտրոններից, և ոչ մետաղի ատոմը կարող է ընդունել այդ էլեկտրոնները։ Մետաղների ատոմներն իրենց բնույթով վերականգնող նյութեր են, այսինքն՝ ընդունակ են էլեկտրոնի նվիրատվություն.

Դա պայմանավորված է նրանով, որ մետաղի վերջին էներգիայի մակարդակը կարող է պարունակել մեկից երեք էլեկտրոն, իսկ բուն մասնիկի շառավիղը բավականին մեծ է։ Հետևաբար, միջուկի և էլեկտրոնների փոխազդեցության ուժը վերջին մակարդակում այնքան փոքր է, որ նրանք կարող են հեշտությամբ թողնել այն: Ոչ մետաղների հետ կապված իրավիճակը բոլորովին այլ է։ Նրանք ունեն փոքր շառավղով, իսկ սեփական էլեկտրոնների թիվը վերջին մակարդակում կարող է լինել երեքից յոթ։

Իսկ նրանց և դրական միջուկի փոխազդեցությունը բավականին ուժեղ է, բայց ցանկացած ատոմ ձգտում է լրացնել էներգիայի մակարդակը, ուստի ոչ մետաղների ատոմները ձգտում են ստանալ բացակայող էլեկտրոնները։

Եվ երբ երկու ատոմները՝ մետաղն ու ոչ մետաղը, հանդիպում են, էլեկտրոնները մետաղի ատոմից տեղափոխվում են ոչ մետաղի ատոմ, և առաջանում է քիմիական փոխազդեցություն։

Միացման դիագրամ

Նկարը հստակ ցույց է տալիս, թե ինչպես է տեղի ունենում իոնային կապի ձևավորումը: Սկզբում կան չեզոք լիցքավորված նատրիումի և քլորի ատոմներ։

Առաջինն ունի մեկ էլեկտրոն վերջին էներգետիկ մակարդակում, երկրորդը՝ յոթ: Այնուհետև էլեկտրոնը տեղափոխվում է նատրիումից քլոր և ձևավորվում է երկու իոն: Որոնք միաձուլվում են միմյանց հետ՝ առաջացնելով նյութ։ Ի՞նչ է իոնը: Իոնը լիցքավորված մասնիկ է, որի մեջ պրոտոնների թիվը հավասար չէ էլեկտրոնների թվին.

Տարբերությունները կովալենտային տիպից

Իր յուրահատկության պատճառով իոնային կապը չունի ուղղորդվածություն։ Դա պայմանավորված է նրանով, որ իոնի էլեկտրական դաշտը գնդիկ է, և այն մի ուղղությամբ նվազում կամ մեծանում է միատեսակ՝ ենթարկվելով նույն օրենքին։

Ի տարբերություն կովալենտի, որն առաջանում է էլեկտրոնային ամպերի համընկնման պատճառով։

Երկրորդ տարբերությունն այն է կովալենտային կապհագեցած. Ի՞նչ է դա նշանակում։ Էլեկտրոնային ամպերի թիվը, որոնք կարող են մասնակցել փոխգործակցությանը, սահմանափակ է:

Իսկ իոնայինում էլեկտրական դաշտը գնդաձեւ լինելու պատճառով կարող է միանալ անսահմանափակ թվով իոնների հետ։ Սա նշանակում է, որ կարելի է ասել, որ այն հագեցած չէ։

Այն կարող է բնութագրվել նաև մի քանի այլ հատկություններով.

1. Հաղորդակցության էներգիան է քանակական բնութագիր, և դա կախված է էներգիայի քանակից, որը պետք է ծախսվի այն կոտրելու համար։ Դա կախված է երկու չափանիշներից. կապի երկարությունը և իոնային լիցքըներգրավված է իր կրթության մեջ: Որքան ամուր է կապը, այնքան կարճ է դրա երկարությունը և այնքան մեծ են այն իոնների լիցքերը, որոնք կազմում են այն:
2. Երկարություն - այս չափանիշն արդեն նշվել է նախորդ պարբերությունում: Դա կախված է բացառապես միացության առաջացման մեջ ներգրավված մասնիկների շառավղից: Ատոմների շառավիղը փոխվում է հետևյալ կերպ. այն նվազում է ատոմային թվի ավելացման ժամանակաշրջանի ընթացքում և մեծանում է խմբում:

Իոնային կապերով նյութեր

Բնորոշ է զգալի թվի համար քիմիական միացություններ. Սա բոլոր աղերի մեծ մասն է, ներառյալ հայտնի կերակրի աղը: Դա տեղի է ունենում բոլոր կապերում, որտեղ կա ուղիղ շփում մետաղի և ոչ մետաղի միջև. Ահա իոնային կապերով նյութերի մի քանի օրինակ.

• նատրիումի և կալիումի քլորիդներ,
• ցեզիումի ֆտորիդ,
• մագնեզիումի օքսիդ.

Այն կարող է դրսևորվել նաև բարդ միացություններով։

Օրինակ՝ մագնեզիումի սուլֆատ։

Ահա իոնային և կովալենտային կապերով նյութի բանաձևը.

Թթվածնի և մագնեզիումի իոնների միջև կձևավորվի իոնային կապ, սակայն ծծումբը կապված է միմյանց հետ բևեռային կովալենտային կապի միջոցով։

Որից կարելի է եզրակացնել, որ իոնային կապերը բնորոշ են բարդ քիմիական միացություններին։

Ի՞նչ է իոնային կապը քիմիայում

Քիմիական կապերի տեսակները՝ իոնային, կովալենտային, մետաղական

Եզրակացություն

Հատկություններն ուղղակիորեն կախված են սարքից բյուրեղյա վանդակ. Հետևաբար, իոնային կապերով բոլոր միացությունները շատ լուծելի են ջրի և այլ բևեռային լուծիչների մեջ, վարում են և դիէլեկտրիկներ են։ Միևնույն ժամանակ, դրանք բավականին հրակայուն և փխրուն են: Այս նյութերի հատկությունները հաճախ օգտագործվում են էլեկտրական սարքերի նախագծման մեջ: