хооронд ион химийн холбоо үүсдэг. "Ионы холбоо" гэсэн хэллэгийн утга. Ионууд. Ионы холбоо

Ионы холбоо

Химийн бондын онолавдаг орчин үеийн химийн хамгийн чухал газар. Тэр атомууд яагаад нэгдэж химийн бөөмс үүсгэдэгийг тайлбарлав, Мөн Эдгээр хэсгүүдийн тогтвортой байдлыг харьцуулах боломжийг танд олгоно. Ашиглаж байна химийн бондын онол, Can төрөл бүрийн нэгдлүүдийн найрлага, бүтцийг урьдчилан таамаглах. тухай ойлголт Зарим химийн холбоо тасарч, бусад нь үүсэх нь орчин үеийн санааны үндэс юм химийн урвалын үед бодисын хувирлын тухай.

Химийн холбоо- Энэ атомуудын харилцан үйлчлэл, химийн бөөмийн тогтвортой байдлыг тодорхойлохэсвэл болор бүхэлдээ. Химийн холбооулмаас үүсдэг электростатик харилцан үйлчлэлхооронд цэнэглэгдсэн хэсгүүд: катион ба анион, цөм ба электрон. Атомууд нэгдэх үед нэг атомын цөм болон нөгөө атомын электронуудын хооронд татах хүч, мөн цөм хоорондын болон электронуудын хооронд түлхэх хүч үйлчилж эхэлдэг. Асаалттай зарим зай эдгээр хүчнүүд бие биенээ тэнцвэржүүлдэг, Мөн тогтвортой химийн тоосонцор үүсдэг.

Химийн холбоо үүсэх үед чөлөөт атомуудтай харьцуулахад нэгдэл дэх атомуудын электрон нягтын мэдэгдэхүйц дахин хуваарилалт үүсч болно.

Хэт их тохиолдолд энэ нь цэнэглэгдсэн тоосонцор үүсэхэд хүргэдэг - ионууд (Грек хэлнээс "ион" - явах).

1 Ионы харилцан үйлчлэл

Хэрэв атом нэгийг нь алддагэсвэл хэд хэдэн электрон, дараа нь тэр эерэг ион-катион болж хувирдаг(Грек хэлнээс орчуулсан - " доошоо явж байна"). Тэд ингэж бүрэлдэн тогтдог катионууд устөрөгч H +, литийн Li +, барий Ba 2+. Электроныг олж авснаар атомууд сөрөг ион - анион болж хувирдаг(Грек хэлнээс "анион" - дээшээ явж байна). Анионуудын жишээ юм фторын ион F−, сульфидын ион S 2−.

КатионуудТэгээд анионуудчадвартай бие биенээ татах. Энэ тохиолдолд үүсдэг химийн холбоо, Мөн химийн нэгдлүүд үүсдэг. Энэ төрлийн химийн холбоог нэрлэдэг ионы холбоо:

2 Ионы бондын тодорхойлолт

Ионы холбоохимийн холбоо юм боловсролтойулмаас катионуудын хоорондох электростатик таталцалТэгээд анионууд.

Ионы холбоо үүсэх механизмыг хоорондын урвалын жишээн дээр авч үзэж болно натри ба хлор. Шүлтлэг металлын атом нь электроноо амархан алддаг, А галоген атом - олж авдаг. Үүний үр дүнд бий болсон натрийн катионТэгээд хлоридын ион. Тэд улмаас холболт үүсгэдэг тэдгээрийн хоорондох электростатик таталцал.

хоорондын харилцан үйлчлэл катионуудТэгээд анионууд чиглэлээс хамааралгүй, Тийм учраас Ионы холболтын тухайшиг ярьдаг чиглэлгүй. Бүр катионМагадгүй дурын тооны анионуудыг татах, Мөн эсрэгээр. Тийм ч учраас ионы холбообайна ханаагүй. Тоо Хатуу төлөвт байгаа ионуудын хоорондын харилцан үйлчлэл нь зөвхөн болорын хэмжээгээр хязгаарлагддаг. Тийм учраас" молекул" ионы нэгдлүүдийг талстыг бүхэлд нь авч үзэх хэрэгтэй.

Үйл явдлын хувьд ионы холбоо шаардлагатай, руу иончлолын энергийн утгын нийлбэр Э би(катион үүсгэх)Тэгээд электрон хамаарал А э(анион үүсгэх)байх ёстой эрч хүчтэй. Энэ идэвхтэй металлын атомуудаар ионы холбоо үүсэхийг хязгаарладаг(IA ба IIA бүлгийн элементүүд, IIIA бүлгийн зарим элементүүд болон зарим шилжилтийн элементүүд) ба идэвхтэй металл бус(галоген, халькоген, азот).

Хамгийн тохиромжтой ионы холбоо бараг байдаггүй. Тэр ч байтугай эдгээр нэгдлүүдийг ихэвчлэн гэж ангилдаг ион, Нэг атомаас нөгөө атом руу электрон бүрэн шилждэггүй; электронууд хэсэгчлэн нийтлэг хэрэглээнд үлддэг. Тийм ээ, холболт байна литийн фтор 80% -иар ион, мөн 20% -иар - ковалент. Тиймээс ярих нь илүү зөв юм ионжуулагчийн зэрэг (туйлшрал) ковалент химийн холбоо. Энэ нь зөрүүтэй гэж үздэг электрон сөрөг байдалэлементүүд 2.1 харилцаа холбооасаалттай байна 50% ион. At илүү их ялгаанэгдэл ион гэж үзэж болно.

Химийн холболтын ионы загвар нь олон бодисын шинж чанарыг тодорхойлоход өргөн хэрэглэгддэг., юуны түрүүнд холболтууд шүлтлэгТэгээд металл бустай шүлтлэг шороон металлууд. Энэ нь учиртай ийм холболтыг тайлбарлах энгийн байдал: -аас барьсан гэж үздэг шахагдахгүй цэнэглэгдсэн бөмбөрцөг, хариулж байна катион ба анионууд. Энэ тохиолдолд ионууд нь тэдгээрийн хоорондох татах хүч хамгийн их, түлхэх хүч нь хамгийн бага байхаар өөрсдийгөө зохион байгуулах хандлагатай байдаг.

Ионы холбоо- бүхий атомуудын хооронд үүссэн химийн хүчтэй холбоо том ялгаа (>1.7 Полингийн хуваарь) цахилгаан сөрөг, аль үед хуваалцсан электрон хос нь илүү өндөр цахилгаан сөрөг шинж чанартай атом руу бүрэн шилждэг.Энэ бол ионуудын эсрэг цэнэгтэй биетүүдийн таталцал юм. Жишээ нь CsF нэгдэл бөгөөд "ионы зэрэг" нь 97% байна.

Ионы холбоо- онцгой тохиолдол ковалент туйлын бондын туйлшрал. хооронд үүссэн ердийн металл ба металл бус. Энэ тохиолдолд металл дахь электронууд металл бус руу бүрэн шилжих. Ионууд үүсдэг.

Хэрэв байгаа атомуудын хооронд химийн холбоо үүссэн бол маш том цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа (Павлингын дагуу EO > 1.7), тэгвэл нийт электрон хос бүрэн байна илүү их ЭО-той атом руу шилждэг. Үүний үр дүнд нэгдэл үүсдэг эсрэг цэнэгтэй ионууд:

Үүссэн ионуудын хооронд үүсдэг электростатик таталцалгэж нэрлэдэг ионы холбоо. Өөрөөр хэлбэл, энэ дүр төрх тохиромжтой. Үнэндээ ионы холбоодахь атомуудын хооронд цэвэр хэлбэрээр нь хаана ч, бараг хаана ч хэрэгждэггүй, ихэвчлэн бодит байдал дээр холболт байдаг хэсэгчилсэн ион, мөн хэсэгчлэн ковалент шинж чанартай. Үүний зэрэгцээ харилцаа холбоо нарийн төвөгтэй молекул ионууд ихэвчлэн цэвэр ион гэж үзэж болно. Ионы холбоо болон бусад төрлийн химийн бондын хоорондох хамгийн чухал ялгаа нь чиглэл, ханасан дутагдал. Ийм учраас ионы бондын улмаас үүссэн талстууд нь харгалзах ионуудын янз бүрийн нягт савлагаа руу таталцдаг.

3 Ионы радиус

Энгийнээр ионы холболтын электростатик загваройлголтыг ашиглаж байна ионы радиус. Хөрш зэргэлдээх катион ба анионы радиусын нийлбэр нь цөмийн хоорондын зайтай тэнцүү байх ёстой.:

r 0 = r + + r −

Үүний зэрэгцээ энэ нь хэвээр байна тодорхойгүйхаана зарцуулах вэ катион ба анионы хоорондох хил хязгаар. Өнөөдөр энэ нь мэдэгдэж байна, цэвэр ионы холбоо байхгүй, урьдын адил электрон үүлс давхцаж байна. Учир нь ионы радиусыг тооцоолохдоо судалгааны аргуудыг ашигладаг, аль Хоёр атомын хоорондох электрон нягтыг тодорхойлох боломжийг танд олгоно. Цөм хоорондын зай нь цэг дээр хуваагдана, Хаана электрон нягтрал хамгийн бага байна.

Ионы хэмжээ нь олон хүчин зүйлээс хамаардаг. At атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр ионы тогтмол цэнэг(тиймээс үндсэн цэнэг) ионы радиус багасна. Энэ нь ялангуяа мэдэгдэхүйц юм лантанидын цувралд, Хаана ионы радиус нь 117 цагаас (La 3+) 100 цаг хүртэл (Lu 3+) нэг хэвийн хэлбэлзэлтэй бөгөөд зохицуулалтын тоо 6 байна.. Энэ эффект гэж нэрлэгддэг лантанидын шахалт.

IN элементүүдийн бүлгүүд Атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр ионы радиус ихэвчлэн нэмэгддэг. Гэсэн хэдий ч Учир нь г-лантанидын шахалтын улмаас дөрөв, тавдугаар үеийн элементүүд ионы радиусын бууралт ч тохиолдож болно(жишээ нь, Zr 4+-ийн хувьд 73-аас 4-ийн зохицуулалтын дугаартай Hf 4+-ийн хувьд 72 цаг хүртэл).

Энэ хугацаанд ионы радиус мэдэгдэхүйц буурч байнахолбоотой цөмийн цэнэг ба ионы цэнэгийг нэгэн зэрэг нэмэгдүүлэхийн хамт цөмд электронуудын таталцлыг нэмэгдүүлэх: Na + 116 цаг, Mg 2+ 86 цаг, Al 3+ 68 цаг (зохицуулалтын дугаар 6). Үүнтэй ижил шалтгаанаар Ионы цэнэгийн өсөлт нь нэг элементийн ионы радиус буурахад хүргэдэг: Fe 2+ 77 цаг, Fe 3+ 63 цаг, Fe 6+ 39 цаг (зохицуулалтын дугаар 4).

Харьцуулалт ионы радиусЧадах зөвхөн ижил зохицуулалтын дугаараар гүйцэтгэнэ, учир нь Энэ нь эсрэг ионуудын хоорондох түлхэлтийн хүчний улмаас ионы хэмжээд нөлөөлдөг. Энэ нь жишээн дээр тодорхой харагдаж байна Ag+ ион; түүний ионы радиус нь 81, 114, 129 pmУчир нь зохицуулалтын дугаар 2, 4, 6, тус тус.

Бүтэц хамгийн тохиромжтой ионы нэгдэл, болзолт ялгаатай ионуудын хоорондох хамгийн их таталт ба ионуудын хоорондох хамгийн бага түлхэлт, олон талаараа катион ба анионуудын ионы радиусуудын харьцаагаар тодорхойлогддог. Үүнийг харуулж болно энгийн геометрийн байгууламжууд.

4 Ионы бондын энерги

Эрчим хүчний харилцаа холбооТэгээд ионы нэгдлийн хувьд- Энэ эрчим хүч, дотор байгаа үүсэх явцад бие биенээсээ хязгааргүй алслагдсан хийн эсрэг ионуудаас ялгардаг. Зөвхөн цахилгаан статик хүчийг авч үзвэл харилцан үйлчлэлийн нийт энергийн 90 орчим хувийг эзэлдэг, аль мөн цахилгаан статик бус хүчний хувь нэмэр орно(Жишээ нь, электрон бүрхүүлийн түлхэлт).

Нэг атомаас электронууд нөгөөд бүрэн шилжиж чаддаг. Энэхүү цэнэгийн дахин хуваарилалт нь эерэг ба сөрөг цэнэгтэй ионууд (катион ба анион) үүсэхэд хүргэдэг. Тэдний хооронд тусгай төрлийн харилцан үйлчлэл үүсдэг - ионы холбоо. Түүний үүсэх арга, бодисын бүтэц, шинж чанарыг илүү нарийвчлан авч үзье.

Цахилгаан сөрөг чанар

Атомууд нь электрон сөрөг чанараараа (EO) ялгаатай байдаг - бусад бөөмсийн валентын бүрхүүлээс электронуудыг татах чадвар. Тоон тодорхойлохдоо Л.Поллингын санал болгосон харьцангуй цахилгаан сөрөг байдлын хуваарийг (хэмжээгүй утга) ашигладаг. Фторын атомуудаас электрон татах чадвар нь бусад элементүүдээс илүү тод илэрдэг. Устөрөгч болон бусад ердийн металл бусуудын EO утга нь 2-той тэнцүү буюу ойролцоо байна. Металуудын ихэнх нь 0.7 (Fr) ба 1.7 хооронд цахилгаан сөрөг байдаг. Бондын ион чанар нь химийн элементүүдийн EO-ийн ялгаанаас хамаардаг. Энэ нь том байх тусам ионы холбоо үүсэх магадлал өндөр болно. Энэ төрлийн харилцан үйлчлэл нь EO = 1.7 ба түүнээс дээш зөрүүтэй үед илүү түгээмэл байдаг. Хэрэв утга нь бага бол нэгдлүүд нь туйлын ковалент болно.

Ионжуулалтын энерги

Цөмд сул холбогдсон гадаад электронуудыг арилгахын тулд иончлолын энерги (IE) шаардлагатай. Энэ физик хэмжигдэхүүний өөрчлөлтийн нэгж нь 1 электрон вольт юм. Цөмийн цэнэгийн өсөлтөөс хамааран үечилсэн системийн мөр, баганад ОҮ-ийн өөрчлөлтийн хэв маяг байдаг. Зүүнээс баруун тийш иончлолын энерги нэмэгдэж, металл бус бодисын хувьд хамгийн их утгыг олж авдаг. Бүлэгт энэ нь дээрээс доошоо буурдаг. Гол шалтгаан нь атомын радиус болон цөмөөс гадаад электрон хүртэлх зай ихсэх, амархан салдаг. Эерэг цэнэглэгдсэн бөөмс гарч ирнэ - харгалзах катион. Ионы холбоо үүсэх эсэхийг тодорхойлохын тулд EI-ийн утгыг ашиглаж болно. Шинж чанар нь иончлолын энергиээс хамаарна. Жишээлбэл, шүлтлэг болон шүлтлэг шороон металлууд нь EI багатай байдаг. Тэд нөхөн сэргээх (металл) шинж чанартай байдаг. Инерцийн хий нь химийн идэвхгүй бөгөөд энэ нь иончлолын энерги ихтэй холбоотой юм.

Электрон хамаарал

Химийн харилцан үйлчлэлд атомууд сөрөг тоосонцор үүсгэхийн тулд электрон нэмэх боломжтой - анионы процесс нь энерги ялгарах замаар явагддаг; Харгалзах физик хэмжигдэхүүн нь электрон хамаарал юм. Хэмжих нэгж нь иончлолын энергитэй (1 электрон вольт) ижил байна. Гэхдээ түүний тодорхой утгууд нь бүх элементүүдэд мэдэгддэггүй. Галогенууд нь хамгийн их электрон харьцаатай байдаг. Элементүүдийн атомын гадна түвшинд 7 электрон байдаг бөгөөд октетт хүрэхийн тулд зөвхөн нэг нь дутуу байдаг. Галогенүүдийн электрон хамаарал өндөр бөгөөд тэдгээр нь хүчтэй исэлдүүлэх (металл бус) шинж чанартай байдаг.

Ионы холбоо үүсэх үед атомуудын харилцан үйлчлэл

Бүрэн бус гадаад түвшинтэй атомууд тогтворгүй энергийн төлөвт байдаг. Тогтвортой электрон тохиргоонд хүрэх хүсэл нь химийн нэгдлүүдийг бий болгоход хүргэдэг гол шалтгаан юм. Уг процесс нь ихэвчлэн энерги ялгарах дагалддаг бөгөөд бүтэц, шинж чанараараа ялгаатай молекулууд, талстууд үүсэхэд хүргэдэг. Хүчтэй металл ба металл бус нь хэд хэдэн үзүүлэлтээр (EO, EI ба электроны хамаарал) бие биенээсээ эрс ялгаатай байдаг. Тэдэнд илүү тохиромжтой харилцан үйлчлэлийн төрөл бол нэгдмэл молекулын тойрог зам (хуваалцсан электрон хос) хөдөлдөг ион химийн холбоо юм. Металууд ион үүсгэх үед электроныг металл бус руу бүрэн шилжүүлдэг гэж үздэг. Үүссэн холбоосын бат бөх байдал нь судалж буй бодисын 1 мольийг бүрдүүлдэг молекулуудыг устгахад шаардагдах ажлаас хамаарна. Энэ физик хэмжигдэхүүнийг холбох энерги гэж нэрлэдэг. Ионы нэгдлүүдийн хувьд түүний утга нь хэдэн арван кЖ/моль хооронд хэлбэлздэг.

Ион үүсэх

Химийн харилцан үйлчлэлийн үед электроноо өгсөн атом нь катион (+) болдог. Хүлээн авах бөөмс нь анион (-) юм. Атомууд хэрхэн ажиллах, ионууд гарч ирэх эсэхийг мэдэхийн тулд тэдгээрийн ЭО-ын ялгааг тогтоох шаардлагатай. Ийм тооцоог хийх хамгийн хялбар арга бол хоёр элементийн нэгдэл, жишээлбэл, натрийн хлорид юм.

Натри нь ердөө 11 электронтой, гаднах давхаргын тохиргоо нь 3s 1 байна. Үүнийг дуусгахын тулд атом 1 электроныг өгөх нь 7 нэмэхээс илүү хялбар байдаг.Хлорын валентийн давхаргын бүтцийг 3s 2 3p 5 томъёогоор тайлбарлав. Нийтдээ атом нь 17 электронтой, 7 гадаад электронтой. Октет, тогтвортой бүтэцтэй болоход нэг зүйл дутагдаж байна. Химийн шинж чанар нь натрийн атом өгч, хлор нь электрон хүлээн авдаг гэсэн таамаглалыг баталж байна. Ионууд гарч ирдэг: эерэг (натрийн катион) ба сөрөг (хлор анион).

Ионы холбоо

Электроноо алдсанаар натри нь эерэг цэнэгтэй болж, инертийн хийн атомын неон (1s 2 2s 2 2p 6) тогтвортой бүрхүүлийг олж авдаг. Натритай харилцан үйлчлэлийн үр дүнд хлор нь нэмэлт сөрөг цэнэгийг хүлээн авдаг бөгөөд ион нь аргоны хийн атомын бүрхүүлийн бүтцийг давтдаг (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Олж авсан цахилгаан цэнэгийг ионы цэнэг гэж нэрлэдэг. Жишээлбэл, Na +, Ca 2+, Cl -, F -. Ионууд нь хэд хэдэн элементийн атомуудыг агуулж болно: NH 4 +, SO 4 2-. Ийм нарийн төвөгтэй ионуудын дотор бөөмс нь донор хүлээн авагч эсвэл ковалент механизмаар холбогддог. Эсрэг цэнэгтэй хэсгүүдийн хооронд электростатик таталцал үүсдэг. Ионы бондын хувьд түүний үнэ цэнэ нь цэнэгтэй пропорциональ бөгөөд атомуудын хоорондох зай нэмэгдэх тусам сулардаг. Ионы бондын онцлог шинж чанарууд:

• хүчтэй металлууд идэвхтэй металл бус элементүүдтэй урвалд ордог;
• электронууд нэг атомаас нөгөөд шилжих;
• үүссэн ионууд нь гаднах бүрхүүлийн тогтвортой тохиргоотой;
• Эсрэг цэнэгтэй хэсгүүдийн хооронд электростатик таталцал үүсдэг.

Ионы нэгдлүүдийн талст торууд

Химийн урвалын үед үелэх системийн 1, 2, 3-р бүлгийн металлууд ихэвчлэн электроноо алддаг. Нэг, хоёр, гурав дахин цэнэгтэй эерэг ионууд үүсдэг. 6 ба 7-р бүлгийн металл бусууд ихэвчлэн электрон авдаг (фтортой урвалаас бусад). Нэг ба давхар цэнэгтэй сөрөг ионууд гарч ирдэг. Эдгээр үйл явцын эрчим хүчний зардлыг дүрмээр бол бодисын талст үүсгэх үед нөхөн төлдөг. Ионы нэгдлүүд нь ихэвчлэн хатуу төлөвт байдаг бөгөөд эсрэгээр цэнэглэгдсэн катион ба анионуудаас бүрдсэн бүтцийг үүсгэдэг. Эдгээр бөөмс нь эерэг ионууд сөрөг хэсгүүдээр хүрээлэгдсэн (мөн эсрэгээр) асар том болор торыг татаж, үүсгэдэг. Бодисын нийт цэнэг тэг байна, учир нь протоны нийт тоо нь бүх атомын электронуудын тоогоор тэнцвэрждэг.

Ионы холбоо бүхий бодисын шинж чанар

Ионы талст бодисууд нь буцалгах, хайлах өндөр цэгүүдээр тодорхойлогддог. Ихэвчлэн эдгээр холболтууд нь халуунд тэсвэртэй байдаг. Ийм бодисыг туйлын уусгагч (ус) -д уусгахад дараах шинж чанарыг илрүүлж болно. Кристалууд амархан устдаг бөгөөд ионууд нь цахилгаан дамжуулагч уусмал руу ордог. Ионы нэгдлүүдийг хайлуулах үед мөн устгадаг. Чөлөөт цэнэглэгдсэн хэсгүүд гарч ирдэг бөгөөд энэ нь хайлмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг гэсэн үг юм. Ионы холбоо бүхий бодисууд нь электролитууд - хоёр дахь төрлийн дамжуулагч юм.

Шүлт ба шүлтлэг шороон металлын исэл ба галогенид нь ионы нэгдлүүдийн бүлэгт хамаарна. Бараг бүгдээрээ шинжлэх ухаан, технологи, химийн үйлдвэрлэл, металлургийн салбарт өргөн хэрэглээг олж авдаг.

Тодорхойлолт 1

Молекулын бүтцийг судлахдаа тэдгээрийн найрлагыг бүрдүүлдэг төвийг сахисан атомуудын хоорондын холбоог хангах хүчний мөн чанарын тухай асуулт гарч ирдэг. Молекул дахь атомуудын хоорондох ийм холбоог нэрлэдэг химийн холбоо.

Хоёр төрөлд ангилдаг:

• ионы холбоо;
• ковалент холбоо.

Хуваалтыг болзолтоор хийдэг. Ихэнх тохиолдолд хоёр төрлийн холболтын онцлог шинж чанарууд байдаг. Нарийвчилсан болон эмпирик судалгааны тусламжтайгаар тухайн тохиолдол бүрт бондын "ион чанар" ба "ковалентын" зэрэг хоорондын хамаарлыг тогтоох боломжтой.

Молекулыг бүрдүүлэгч атомуудад нь салгахад ажил хийгдэх ёстой гэдэг нь туршилтаар батлагдсан. Өөрөөр хэлбэл, түүний үүсэх үйл явц нь энерги ялгарахтай хамт байх ёстой. Хэрэв хоёр устөрөгчийн атом нь чөлөөт төлөвт байгаа бол тэдгээр нь хоёр атомт H 2 молекул дахь атомуудтай харьцуулахад илүү их энергитэй байдаг. Молекул үүсэх явцад ялгардаг энерги нь атомыг молекулд холбодог харилцан үйлчлэлийн хүчний ажлын хэмжүүр гэж тооцогддог.

Атомуудын хоорондын харилцан үйлчлэлийн хүч нь атомуудын гадаад валентын электронууд байгаатай холбоотой болохыг туршилтууд баталж байна. Энэ нь химийн нэгдлүүдийн төрлөөс үл хамааран атомуудын рентген туяаны спектрийг өөрчлөхгүйгээр химийн урвалд орж буй атомуудын оптик спектрийн огцом өөрчлөлтийн улмаас боломжтой юм.

Шугамын оптик спектрийг валентийн электронуудын төлөвөөр тодорхойлдог бөгөөд рентген цацрагийн шинж чанарыг дотоод электронууд, өөрөөр хэлбэл тэдгээрийн төлөвийг ашиглан тодорхойлно. Химийн харилцан үйлчлэлд электронууд оролцдог бөгөөд тэдгээрийн өөрчлөлтөд бага энерги шаардагддаг. Гадаад электронууд ийм үүрэгтэй. Тэд дотоод бүрхүүл дэх электронуудтай харьцуулахад иончлох чадвар багатай байдаг.

Ионы холбоо

Молекул дахь атомуудын химийн бондын мөн чанарын тухай таамаглал байдаг бөгөөд энэ нь гадаад электронуудын хооронд цахилгаан шинж чанартай харилцан үйлчлэлийн хүч гарч ирснийг харуулж байна. Тогтвортой байдлын нөхцлийг биелүүлэхийн тулд эсрэг тэмдэгттэй цахилгаан цэнэгтэй харилцан үйлчлэгч хоёр атом байх ёстой. Химийн бондын төрлийг зөвхөн зарим молекулуудад л хийж болно. Атомуудын харилцан үйлчлэлийн дараа ион болж хувирдаг. Атом нэг буюу хэд хэдэн электрон авах үед сөрөг ион, нөгөө нь эерэг ион болж хувирдаг.

Ионы холбоо нь эсрэг тэмдэгтүүдийн цэнэгийн хоорондох таталцлын хүчтэй төстэй юм. Хэрэв эерэг цэнэгтэй натрийн ион N a + сөрөг хлор C l - -д татагддаг бол бид ионы бондын тод жишээ болох N a Cl молекулыг авна.

Тодорхойлолт 2

Өөрөөр хэлбэл, ион химийн холбоогетерополяр (гетеро - өөр) гэж нэрлэдэг. Молекулууд ба ионы бондын төрлүүд - ион эсвэл гетерополяр молекулууд.

Ионы бондын тухай ойлголт нь бүх молекулын бүтэц, бүтцийг тайлбарлах боломжийг олгодоггүй. Хоёр төвийг сахисан устөрөгчийн атомаас молекул яагаад үүсдэг нь ойлгомжгүй юм. Устөрөгчийн атомуудын ижил туйлшралаас шалтгаалан устөрөгчийн ионуудын нэг нь эерэг цэнэгтэй, нөгөө нь сөрөг цэнэгтэй гэж үзэх нь хүлээн зөвшөөрөгдөхгүй. Устөрөгчийн атомуудын (төвийг сахисан атомуудын хоорондох) холбоог зөвхөн квант механикаар тайлбарлаж болно. Үүнийг ковалент гэж нэрлэдэг.

Ковалент холбоо

Тодорхойлолт 3

Молекул дахь саармаг атомуудын хоорондох химийн холбоог нэрлэдэг ковалент эсвэл гомеополяр(homeo - ижил). Ийм бондын үндсэн дээр үүссэн молекулуудыг гомеополяр эсвэл атом гэж нэрлэдэг.

Сонгодог физик нь хоёр биетийн хооронд хэрэгжүүлэх боломжтой харилцан үйлчлэлийн зөвхөн нэг хэлбэрийг авч үздэг - таталцал. Таталцлын хүч бага байдаг тул тэдгээрийн тусламжтайгаар гомеополяр молекул дахь харилцан үйлчлэлийг тайлбарлахад хэцүү байдаг.

Ковалентын холбоо нь цөмийн талбарт электрон тодорхой энергитэй тодорхой квант төлөвт байхаас бүрдэнэ. Хэрэв бөөм хоорондын зай өөрчлөгдвөл энэ нь электроны хөдөлгөөний төлөв байдал болон түүний энергид тусгагдана. Атом хоорондын энерги багасах тусам цөм хоорондын харилцан үйлчлэлийн энерги нэмэгддэг бөгөөд үүнийг түлхэлтийн хүчний үйлчлэлээр тайлбарладаг.

Цөмийн харилцан үйлчлэлийн энерги нэмэгдэхээс илүү хурдан зай багасч электрон энерги багасах үед системийн нийт энергийн утга мэдэгдэхүйц буурдаг. Энэ нь хоёр түлхэгч цөм ба электроноос бүрдэх системийн цөм хоорондын зайг багасгах хандлагатай хүчний үйлчлэлээр тайлбарлагддаг. Одоо байгаа татах хүч нь молекулын ковалент холбоо үүсэхэд оролцдог. Тэдний гадаад төрх нь нийтлэг электрон байгаа, өөрөөр хэлбэл атомуудын хоорондох электрон солилцооны улмаас өдөөгддөг бөгөөд энэ нь тэдгээрийг солилцооны квант хүч гэж үздэг.

Ковалент холбоо нь ханалтын шинж чанартай байдаг. Түүний илрэл нь атомын тодорхой валентын улмаас боломжтой юм. Өөрөөр хэлбэл, устөрөгчийн атом нь нэг устөрөгчийн атомтай, нүүрстөрөгчийн атом нь 4-өөс илүүгүй устөрөгчийн атомтай холбогддог.

Санал болгож буй холболт нь сонгодог физикт хүлээн аваагүй атомын валентыг тайлбарлахад хувь нэмэр оруулдаг. Өөрөөр хэлбэл, ханалтын шинж чанар нь сонгодог онол дахь харилцан үйлчлэлийн мөн чанарын үүднээс тодорхойгүй байна.

Ковалентын холбоо байгаа нь зөвхөн диатомын молекулуудад ажиглагддаггүй. Энэ нь органик бус нэгдлүүдийн (азотын исэл, аммиак болон бусад) олон тооны молекулуудын онцлог шинж юм.

1927 онд квант механикийн үзэл баримтлалд тулгуурлан устөрөгчийн молекулын ковалент холболтын тоон онолыг В.Хейтлер, Ф.Лондон нар бүтээжээ. Тэд ковалент холбоо бүхий молекул үүсэх шалтгааныг нотолсон, тухайлбал: электронуудын ялгах чадваргүйтэй холбоотой квант механик нөлөө. Үндсэн холболтын энергийг тодорхойлох нь солилцооны интеграл байгаа тохиолдолд явагддаг. Устөрөгчийн молекулын нийт спин нь 0, тойрог замын импульсгүй тул диамагнит юм. Хоёр устөрөгчийн атом мөргөлдөх үед хоёр электроны спин параллель байх үед л молекул гарч ирнэ. Энэ нөхцөл нь устөрөгчийн атомын түлхэлтийг дэмждэг тул молекулууд үүсэх боломжгүй болно.

Хоёр ижил атомыг ковалент холбоогоор холбоход молекул дахь электрон үүлний зохион байгуулалт тэгш хэмтэй болно. Хэрэв холбоо нь хоёр өөр атомыг нэгтгэдэг бол электрон үүл нь тэгш хэмтэй бус байрладаг. Электрон үүлний тэгш бус тархалттай молекул нь байнгын диполь моменттэй, өөрөөр хэлбэл туйлтай байдаг. Нэг атомын ойролцоо электроныг локалчлах магадлал нь нөгөө атомын ойролцоо энэ электроныг олох магадлалаас давсан тохиолдолд ковалент холбооноос ионы холбоо руу шилжинэ. Ионы болон ковалент бондын хооронд тодорхой зааг байдаггүй.

Жишээ 1

Хоёр атом бие биедээ ойртох үеийн төлөвийг дүрсэл.

Шийдэл

Хоёр атомын хоорондох зай багасах үед хэд хэдэн нөхцөл байдал үүсч болно.

1. Нэг буюу түүнээс дээш хос электрон атомуудын хооронд хуваагдана. Тэд атомуудын хооронд шилжиж, тэнд бусад газраас илүү удаан байж чаддаг. Энэ нь таталцлын хүчийг бий болгоход тусалдаг.
2. Ионы холбоо үүсэх. Нэг буюу хэд хэдэн электронууд нөгөө рүү шилжих чадвартай. Өөрөөр хэлбэл, энэ нь сэтгэл татам эерэг ба сөрөг ионуудын харагдах байдалд хувь нэмэр оруулдаг.
3. Холболт үүсэхгүй. Хоёр атомын электрон бүтэц нь давхцаж, нэг системийг бүрдүүлдэг. Паули зарчмын дагуу ийм систем нь зөвхөн хоёр электроны квант төлөвт тохиромжгүй байдаг. Эрчим хүчний өндөр түвшинд шилжих үед систем илүү их энерги авах бөгөөд энэ нь тогтворгүй байдалд хүргэдэг. Паули зарчим хангагдсан ч системийн энергийг нэмэгдүүлэхгүйгээр өөр өөр электронуудын хооронд цахилгаан түлхэх хүч гарч ирнэ. Нөхцөл байдлын дагуу холболтыг бий болгоход Паули зарчмаас хамаагүй бага нөлөө үзүүлдэг.

Жишээ 2

Элементийн иончлолын энерги (иончлолын потенциал) нь нэг атомаас электроныг зайлуулахад шаардагдах энерги юм. Энэ нь гаднах электрон эсвэл электронуудын холболтын хүчийг хэмжих хэмжүүр гэж үздэг. Литийн иончлох энерги яагаад натриас, натри нь калиас, кали нь рубидиас их байдгийг тайлбарла.

Шийдэл

Дээрх бүх элементүүд нь шүлтлэг металлын шинж чанартай бөгөөд эхний бүлэгт багтдаг. Тэдний аль нэг атом нь s төлөвт байгаа ганц гадаад электронтой. Дотор бүрхүүлийн электронууд нь гадаад электроныг + q e -тэй тэнцүү байлгах үр дүнтэй цэнэгийн үр дүнд гаднах электроныг цөмийн цэнэгээс + Z q e -ээс хэсэгчлэн хамгаалдаг. Ийм атомаас гаднах электроныг зайлуулахын тулд шүлтлэг металлын атомыг эерэг ион болгон хувиргах ажлыг хийх шаардлагатай. Атомын хэмжээ том байх тусам валентийн электрон цөмөөс хол байх тусам түүний таталцлын хүч бага байх болно. Энэ бүлэг нь Менделеевийн үелэх системийн дагуу иончлолын энергийг дээрээс доошлуулснаар тодорхойлогддог. Зүүнээс баруун тийш үе бүрт түүний өсөлт нь цэнэгийн өсөлт, дотоод скрининг электронуудын тогтмол тоотой холбоотой юм.

Хэрэв та текстэнд алдаа байгааг анзаарсан бол үүнийг тодруулаад Ctrl+Enter дарна уу

Эдгээрийн эхнийх нь ионы холбоо үүсэх явдал юм. (Хоёр дахь нь боловсрол бөгөөд үүнийг доор авч үзэх болно). Ионы холбоо үүсэхэд металлын атом электроноо алдаж, металл бус атом электрон авдаг. Жишээлбэл, натри ба хлорын атомын электрон бүтцийг авч үзье.

Na 1s 2 2s 2 2 х 6 3 с 1 - гадаад түвшинд нэг электрон

Cl 1s 2 2s 2 2 х 6 3 с 2 3 х 5 - гадаад түвшинд долоон электрон

Хэрэв натрийн атом зөвхөн 3s электроноо хлорын атомд өгвөл октетийн дүрэм хоёр атомын хувьд хангагдана. Хлорын атом нь гаднах гурав дахь давхаргад найман электронтой байх ба натрийн атом нь хоёр дахь давхарга дээр найман электронтой байх бөгөөд энэ нь одоо гаднах давхарга болсон.

Na+1s2 2с 2 2 х 6

Cl - 1s 2 2s 2 2 х 6 3 с 2 3 х 6 - гадна түвшинд найман электрон

Энэ тохиолдолд натрийн атомын цөм 11 протонтой хэвээр байгаа боловч нийт электроны тоо 10 болж буурчээ. Энэ нь эерэг цэнэгтэй бөөмсийн тоо сөрөг цэнэгтэй хэсгүүдийн тооноос нэгээр их байгаа тул нийт цэнэг натрийн "атом" нь +1 байна.
Хлор "атом" нь одоо 17 протон, 18 электрон агуулдаг ба -1 цэнэгтэй.
Нэг буюу хэд хэдэн электроны алдагдал эсвэл олзоор үүссэн цэнэгтэй атомуудыг гэнэ ионууд. Эерэг цэнэгтэй ионуудыг нэрлэдэг катионууд, мөн сөрөг цэнэгтэй гэж нэрлэдэг анионууд.
Эсрэг цэнэгтэй катион ба анионууд бие биедээ электростатик хүчээр татагддаг. Эсрэг цэнэгтэй ионуудын энэхүү таталцлыг ионы холбоо гэж нэрлэдэг. . -д тохиолддог металл ба нэг буюу хэд хэдэн металл бусаар үүсгэгдсэн нэгдлүүд. Дараах нэгдлүүд нь энэ шалгуурыг хангасан бөгөөд ион шинж чанартай: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn (C 2 H 3 0 2) 2.

Ионы нэгдлүүдийг дүрслэх өөр нэг арга бий:

Эдгээр томьёоны цэгүүд нь зөвхөн гаднах бүрхүүлд байрлах электронуудыг харуулдаг. валентын электронууд ). Ийм томъёог Америкийн химич Г.Н.Льюисийн нэрэмжит, химийн бондын онолыг үндэслэгчдийн нэг (Л.Полингтэй хамт) хүндэтгэн Льюисийн томъёо гэж нэрлэдэг.

Металлын атомаас металл бус атом руу электрон шилжих, ион үүсэх нь металл бус нь цахилгаан сөрөг чанар өндөртэй, металууд нь цахилгаан сөрөг чанар багатай байдаг тул боломжтой байдаг.

Ионы нэгдлүүд нь бие биедээ хүчтэй татагддаг тул ионы нэгдлүүд нь ихэвчлэн хатуу байдаг бөгөөд хайлах цэг нь нэлээд өндөр байдаг.

Металлын атомаас металл бус атом руу электрон шилжсэнээр ионы холбоо үүсдэг. Үүссэн ионууд нь цахилгаан статик хүчээр бие биедээ татагддаг.

Ионы холбоо

Химийн бондын онолавдаг орчин үеийн химийн хамгийн чухал газар. Тэр атомууд яагаад нэгдэж химийн бөөмс үүсгэдэгийг тайлбарлав, Мөн Эдгээр хэсгүүдийн тогтвортой байдлыг харьцуулах боломжийг танд олгоно. Ашиглаж байна химийн бондын онол, Can төрөл бүрийн нэгдлүүдийн найрлага, бүтцийг урьдчилан таамаглах. тухай ойлголт Зарим химийн холбоо тасарч, бусад нь үүсэх нь орчин үеийн санааны үндэс юм химийн урвалын үед бодисын хувирлын тухай .

Химийн холбоо- Энэ атомуудын харилцан үйлчлэл , химийн бөөмийн тогтвортой байдлыг тодорхойлохэсвэл болор бүхэлдээ . Химийн холбооулмаас үүсдэг электростатик харилцан үйлчлэлхооронд цэнэглэгдсэн хэсгүүд : катион ба анион, цөм ба электрон. Атомууд нэгдэх үед нэг атомын цөм болон нөгөө атомын электронуудын хооронд татах хүч, мөн цөм хоорондын болон электронуудын хооронд түлхэх хүч үйлчилж эхэлдэг. Асаалттай зарим зай эдгээр хүчнүүд бие биенээ тэнцвэржүүлдэг, Мөн тогтвортой химийн тоосонцор үүсдэг .

Химийн холбоо үүсэх үед чөлөөт атомуудтай харьцуулахад нэгдэл дэх атомуудын электрон нягтын мэдэгдэхүйц дахин хуваарилалт үүсч болно.

Хэт их тохиолдолд энэ нь цэнэглэгдсэн тоосонцор үүсэхэд хүргэдэг - ионууд (Грек хэлнээс "ион" - явах).

1 Ионы харилцан үйлчлэл

Хэрэв атом нэгийг нь алддагэсвэл хэд хэдэн электрон, дараа нь тэр эерэг ион-катион болж хувирдаг(Грек хэлнээс орчуулсан - " доошоо явж байна"). Тэд ингэж бүрэлдэн тогтдог катионууд устөрөгч H +, литийн Li +, барий Ba 2+ . Электроныг олж авснаар атомууд сөрөг ион - анион болж хувирдаг(Грек хэлнээс "анион" - дээшээ явж байна). Анионуудын жишээ юм фторын ион F−, сульфидын ион S 2− .

КатионуудТэгээд анионуудчадвартай бие биенээ татах. Энэ тохиолдолд үүсдэг химийн холбоо, Мөн химийн нэгдлүүд үүсдэг. Энэ төрлийн химийн холбоог нэрлэдэг ионы холбоо :

2 Ионы бондын тодорхойлолт

Ионы холбоохимийн холбоо юм боловсролтойулмаас катионуудын хоорондох электростатик таталцалТэгээд анионууд .

Ионы холбоо үүсэх механизмыг хоорондын урвалын жишээн дээр авч үзэж болно натри ба хлор . Шүлтлэг металлын атом нь электроноо амархан алддаг, А галоген атом - олж авдаг. Үүний үр дүнд бий болсон натрийн катионТэгээд хлоридын ион. Тэд улмаас холболт үүсгэдэг тэдгээрийн хоорондох электростатик таталцал .

хоорондын харилцан үйлчлэл катионуудТэгээд анионууд чиглэлээс хамааралгүй, Тийм учраас Ионы холболтын тухайшиг ярьдаг чиглэлгүй. Бүр катионМагадгүй дурын тооны анионуудыг татах, Мөн эсрэгээр. Тийм ч учраас ионы холбообайна ханаагүй. Тоо Хатуу төлөвт байгаа ионуудын хоорондын харилцан үйлчлэл нь зөвхөн болорын хэмжээгээр хязгаарлагддаг. Тийм учраас" молекул " ионы нэгдлүүдийг талстыг бүхэлд нь авч үзэх хэрэгтэй .

Үйл явдлын хувьд ионы холбоо шаардлагатай, руу иончлолын энергийн утгын нийлбэр Э би(катион үүсгэх)Тэгээд электрон хамаарал А э(анион үүсгэх)байх ёстой эрч хүчтэй. Энэ идэвхтэй металлын атомуудаар ионы холбоо үүсэхийг хязгаарладаг(IA ба IIA бүлгийн элементүүд, IIIA бүлгийн зарим элементүүд болон зарим шилжилтийн элементүүд) ба идэвхтэй металл бус(галоген, халькоген, азот).

Хамгийн тохиромжтой ионы холбоо бараг байдаггүй. Тэр ч байтугай эдгээр нэгдлүүдийг ихэвчлэн гэж ангилдаг ион , Нэг атомаас нөгөө атом руу электрон бүрэн шилждэггүй ; электронууд хэсэгчлэн нийтлэг хэрэглээнд үлддэг. Тийм ээ, холболт байна литийн фтор 80% -иар ион, мөн 20% -иар - ковалент. Тиймээс ярих нь илүү зөв юм ионжуулагчийн зэрэг (туйлшрал) ковалент химийн холбоо. Энэ нь зөрүүтэй гэж үздэг электрон сөрөг байдалэлементүүд 2.1 харилцаа холбооасаалттай байна 50% ион. At илүү их ялгаанэгдэл ион гэж үзэж болно .

Химийн холболтын ионы загвар нь олон бодисын шинж чанарыг тодорхойлоход өргөн хэрэглэгддэг., юуны түрүүнд холболтууд шүлтлэгТэгээд металл бустай шүлтлэг шороон металлууд. Энэ нь учиртай ийм холболтыг тайлбарлах энгийн байдал: -аас барьсан гэж үздэг шахагдахгүй цэнэглэгдсэн бөмбөрцөг, хариулж байна катион ба анионууд. Энэ тохиолдолд ионууд нь тэдгээрийн хоорондох татах хүч хамгийн их, түлхэх хүч нь хамгийн бага байхаар өөрсдийгөө зохион байгуулах хандлагатай байдаг.

Ионы холбоо- бүхий атомуудын хооронд үүссэн химийн хүчтэй холбоо том ялгаа (>1.7 Полингийн хуваарь) цахилгаан сөрөг, аль үед хуваалцсан электрон хос нь илүү өндөр цахилгаан сөрөг шинж чанартай атом руу бүрэн шилждэг.Энэ бол ионуудын эсрэг цэнэгтэй биетүүдийн таталцал юм. Жишээ нь CsF нэгдэл бөгөөд "ионы зэрэг" нь 97% байна.

Ионы холбоо- онцгой тохиолдол ковалент туйлын бондын туйлшрал. хооронд үүссэн ердийн металл ба металл бус. Энэ тохиолдолд металл дахь электронууд металл бус руу бүрэн шилжих . Ионууд үүсдэг.

Хэрэв байгаа атомуудын хооронд химийн холбоо үүссэн бол маш том цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа (Павлингын дагуу EO > 1.7), тэгвэл нийт электрон хос бүрэн байна илүү их ЭО-той атом руу шилждэг. Үүний үр дүнд нэгдэл үүсдэг эсрэг цэнэгтэй ионууд :

Үүссэн ионуудын хооронд үүсдэг электростатик таталцалгэж нэрлэдэг ионы холбоо. Өөрөөр хэлбэл, энэ дүр төрх тохиромжтой. Үнэндээ ионы холбоодахь атомуудын хооронд цэвэр хэлбэрээр нь хаана ч, бараг хаана ч хэрэгждэггүй, ихэвчлэн бодит байдал дээр холболт байдаг хэсэгчилсэн ион , мөн хэсэгчлэн ковалент шинж чанартай. Үүний зэрэгцээ харилцаа холбоо нарийн төвөгтэй молекул ионууд ихэвчлэн цэвэр ион гэж үзэж болно. Ионы холбоо болон бусад төрлийн химийн бондын хоорондох хамгийн чухал ялгаа нь чиглэл, ханасан дутагдал. Ийм учраас ионы бондын улмаас үүссэн талстууд нь харгалзах ионуудын янз бүрийн нягт савлагаа руу таталцдаг.

3 Ионы радиус

Энгийнээр ионы холболтын электростатик загваройлголтыг ашиглаж байна ионы радиус . Хөрш зэргэлдээх катион ба анионы радиусын нийлбэр нь цөмийн хоорондын зайтай тэнцүү байх ёстой. :

r 0 = r + + r −

Үүний зэрэгцээ энэ нь хэвээр байна тодорхойгүйхаана зарцуулах вэ катион ба анионы хоорондох хил хязгаар . Өнөөдөр энэ нь мэдэгдэж байна , цэвэр ионы холбоо байхгүй, урьдын адил электрон үүлс давхцаж байна. Учир нь ионы радиусыг тооцоолохдоо судалгааны аргуудыг ашигладаг, аль Хоёр атомын хоорондох электрон нягтыг тодорхойлох боломжийг танд олгоно . Цөм хоорондын зай нь цэг дээр хуваагдана, Хаана электрон нягтрал хамгийн бага байна .

Ионы хэмжээ нь олон хүчин зүйлээс хамаардаг. At атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр ионы тогтмол цэнэг(тиймээс үндсэн цэнэг) ионы радиус багасна. Энэ нь ялангуяа мэдэгдэхүйц юм лантанидын цувралд, Хаана ионы радиус нь 117 цагаас (La 3+) 100 цаг хүртэл (Lu 3+) нэг хэвийн хэлбэлзэлтэй бөгөөд зохицуулалтын тоо 6 байна.. Энэ эффект гэж нэрлэгддэг лантанидын шахалт .

IN элементүүдийн бүлгүүд Атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр ионы радиус ихэвчлэн нэмэгддэг. Гэсэн хэдий ч Учир нь г-лантанидын шахалтын улмаас дөрөв, тавдугаар үеийн элементүүд ионы радиусын бууралт ч тохиолдож болно(жишээ нь, Zr 4+-ийн хувьд 73-аас 4-ийн зохицуулалтын дугаартай Hf 4+-ийн хувьд 72 цаг хүртэл).

Энэ хугацаанд ионы радиус мэдэгдэхүйц буурч байнахолбоотой цөмийн цэнэг ба ионы цэнэгийг нэгэн зэрэг нэмэгдүүлэхийн хамт цөмд электронуудын таталцлыг нэмэгдүүлэх: Na + 116 цаг, Mg 2+ 86 цаг, Al 3+ 68 цаг (зохицуулалтын дугаар 6). Үүнтэй ижил шалтгаанаар Ионы цэнэгийн өсөлт нь нэг элементийн ионы радиус буурахад хүргэдэг: Fe 2+ 77 цаг, Fe 3+ 63 цаг, Fe 6+ 39 цаг (зохицуулалтын дугаар 4).

Харьцуулалт ионы радиусЧадах зөвхөн ижил зохицуулалтын дугаараар гүйцэтгэнэ, учир нь Энэ нь эсрэг ионуудын хоорондох түлхэлтийн хүчний улмаас ионы хэмжээд нөлөөлдөг. Энэ нь жишээн дээр тодорхой харагдаж байна Ag+ ион; түүний ионы радиус нь 81, 114, 129 pmУчир нь зохицуулалтын дугаар 2, 4, 6 , тус тус .

Бүтэц хамгийн тохиромжтой ионы нэгдэл, болзолт ялгаатай ионуудын хоорондох хамгийн их таталт ба ионуудын хоорондох хамгийн бага түлхэлт, олон талаараа катион ба анионуудын ионы радиусуудын харьцаагаар тодорхойлогддог. Үүнийг харуулж болно энгийн геометрийн байгууламжууд.

4 Ионы бондын энерги

Эрчим хүчний харилцаа холбооТэгээд ионы нэгдлийн хувьд- Энэ эрчим хүч, дотор байгаа үүсэх явцад бие биенээсээ хязгааргүй алслагдсан хийн эсрэг ионуудаас ялгардаг . Зөвхөн цахилгаан статик хүчийг авч үзвэл харилцан үйлчлэлийн нийт энергийн 90 орчим хувийг эзэлдэг, аль мөн цахилгаан статик бус хүчний хувь нэмэр орно(Жишээ нь, электрон бүрхүүлийн түлхэлт).

Хэзээ ч ионы холбоохоёрын хооронд чөлөөт ионы энергитэдний таталцлыг Кулоны хуулиар тодорхойлно :

E(adv.) = q+ q− / (4π r ε),

Хаана q+Тэгээд q−- төлбөр харилцан үйлчлэх ионууд , r - тэдгээрийн хоорондох зай , ε - орчны диэлектрик тогтмол .

Нэгэнт ял тулгаснаас хойш сөрөг, Тэр эрчим хүчний үнэ цэнэМөн сөрөг байх болно .

дагуу Кулоны хууль, дээр Хязгааргүй бага зайд таталцлын энерги нь хязгааргүй их байх ёстой. Гэсэн хэдий ч энэ тохиолддоггүй, учир нь ионууд нь цэгийн цэнэг биш юм. At ионуудыг ойртуулдаг Тэдний хооронд түлхэх хүч үүсдэг, болзолт электрон үүлний харилцан үйлчлэл . Ионы түлхэлтийн энергитодорхойлсон Төрсөн тэгшитгэл :

E(ott.) = B / rn,

Хаана IN - зарим тогтмол , nМагадгүй 5-аас 12 хүртэлх утгыг авна(шаардлагатай ионы хэмжээ). Нийт энерги нь таталцлын болон түлхэлтийн энергийн нийлбэрээр тодорхойлогддог :

E = E(дотор) + E(гадагш)

Үүний утга нь дамждаг хамгийн бага . Хамгийн бага цэгийн координатууд нь тэнцвэрийн зайтай тохирч байна r 0 Тэгээд ионуудын харилцан үйлчлэлийн тэнцвэрт энерги Э 0 :

E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 ε)

IN болор торҮргэлж илүү олон харилцан үйлчлэл байдаг, яаж хос ионы хооронд. Энэ тоо үндсэндээ болор торны төрлөөр тодорхойлогддог. Учир нь бүх харилцан үйлчлэлийн тооцоо(зай ихсэх тусам сулрах) илэрхийлэл рүү ионы энерги болор тортогтмол гэгдэх зүйлийг танилцуулна Маделунга А :

E(adv.) = A q+ q− / (4π r ε)

Тогтмол үнэ цэнэ Маделунгазөвхөн тодорхойлсон торны геометрбас үгүй ионуудын радиус ба цэнэгээс хамаарна. Жишээ нь, төлөө натрийн хлоридтэнцүү байна 1,74756 .

5 ионы туйлшрал

Түүнээс гадна цэнэгийн хэмжээТэгээд радиус чухал шинж чанар Ионатүүнийх туйлшралын шинж чанарууд. Энэ асуудлыг арай илүү нарийвчлан авч үзье. У туйл биш бөөмс (атом, ион, молекул) эерэг ба сөрөг цэнэгийн хүндийн төвүүд давхцдаг.. Цахилгаан талбарт электрон бүрхүүлүүд эерэг цэнэгтэй хавтангийн чиглэлд шилжиж, ба цөм - сөрөг цэнэгтэй хавтан руу. улмаас бөөмийн деформацидотор нь үүсдэг диполь, тэр болдог туйл .

Эх сурвалж Ионы төрлийн холбоо бүхий нэгдлүүдийн цахилгаан орон нь ионууд юм. Тиймээс, тухай ярьж байна Ионы туйлшралын шинж чанар , шаардлагатайялгах өгөгдсөн ионы туйлшрах нөлөөТэгээд цахилгаан талбарт туйлшрах чадвар .

Ионы туйлшрах нөлөөнэг байх болно том, яаж түүний хүчний талбараас илүү, өөрөөр хэлбэл илүү илүү их цэнэг, ионы радиус бага. Тиймээс in дэд бүлгүүдийн доторЭлементүүдийн үечилсэн системд ионуудын туйлшрах нөлөө нь дээрээс доошоо буурдаг, оноос хойш дэд бүлгүүд, ионы тогтмол цэнэгтэй, түүний радиус нь дээрээс доошоо нэмэгддэг .

Тийм ч учраас шүлтлэг металлын ионуудын туйлшралын нөлөө, жишээлбэл, цезийээс лити хүртэл нэмэгддэг, мөн эгнээнд галидын ионууд - I-ээс F хүртэл. Хугацаагаар ионуудын туйлшрах нөлөө зүүнээс баруун тийш нэмэгддэгхамт ионы цэнэгийг нэмэгдүүлэхТэгээд түүний радиусыг багасгах .

Ионы туйлшрал, түүний чадвар хүчний талбайн бууралтаар деформаци нэмэгддэг, өөрөөр хэлбэл хамт төлбөрийн хэмжээг бууруулахТэгээд нэмэгдэж буй радиус . Анионуудын туйлшралихэвчлэн илүү өндөр, яаж катионуудба дараалан галогенид F-ээс I хүртэл нэмэгддэг .

Асаалттай катионуудын туйлшралын шинж чанаруудхангадаг тэдгээрийн гадаад электрон бүрхүүлийн шинж чанарын нөлөө . Катионуудын туйлшралын шинж чанаруудшиг идэвхтэй, болон дотор идэвхгүй мэдрэмжцагт ижил төлбөрмөн дүүрсэн бүрхүүлтэй катионоос гадна дутуу бүрхүүлтэй катион руу, дараа нь 18 электрон бүрхүүлтэй катион руу шилжих үед ойрын радиус нэмэгддэг.

Жишээлбэл, Mg 2+, Ni 2+, Zn 2+ катионуудын цувралд туйлшрах шинж чанарууд эрчимжиж байна. Энэ загвар нь цувралд өгөгдсөн ионы радиус ба түүний электрон бүрхүүлийн бүтцийн өөрчлөлттэй нийцэж байна.

Анионуудын хувьд туйлшралын шинж чанар муудаж байнаэнэ дарааллаар:

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

Үр дүн ионуудын туйлшралын харилцан үйлчлэлбайна тэдгээрийн электрон бүрхүүлийн хэв гажилтмөн үүний үр дүнд ион хоорондын зайг багасгахТэгээд сөрөг талыг бүрэн бус тусгаарлахТэгээд ионуудын хоорондох эерэг цэнэг.

Жишээлбэл, болор хэлбэрээр натрийн хлоридтөлбөрийн хэмжээ натрийн ионхэмжээтэй байна +0,9 , мөн дээр хлорын ион - 0.9оронд нь хүлээгдэж буй нэгж. Молекул дотор KCl-д байрладаг уурын төлөв, хэмжээ калийн ионуудын цэнэгТэгээд хлор нь 0.83 цэнэгийн нэгж юм, мөн молекулд устөрөгчийн хлорид- зөвхөн 0,17 цэнэгийн нэгж.

Ионы туйлшралхангадаг ионы холбоо бүхий нэгдлүүдийн шинж чанарт мэдэгдэхүйц нөлөө үзүүлдэг , тэдгээрийн хайлах болон буцлах цэгийг бууруулах , уусмал, хайлмал дахь электролитийн диссоциацийг багасгах гэх мэт. .

Ионы нэгдлүүдхэзээ үүсдэг элементүүдийн харилцан үйлчлэл , химийн шинж чанараараа эрс ялгаатай. Илүү их үелэх системд бие биенээсээ хасагдсан элементүүд, доторх хүмүүс ионы холбоо нь тэдгээрийн нэгдлүүдэд илүү тод илэрдэг . Эсрэг, молекулуудад, ижил атомууд эсвэл химийн шинж чанараараа ижил төстэй элементийн атомуудаас үүссэн, босох бусад төрлийн харилцаа холбоо. Тийм ч учраас Ионы бондын онолбайна хязгаарлагдмал хэрэглээ .

6 Бодисын шинж чанар, ионы холбоо ба ионы нэгдлүүдийн шинж чанарт ионы туйлшралын нөлөө

тухай санаанууд Ионы туйлшрал нь ижил төстэй олон бодисын шинж чанарын ялгааг тайлбарлахад тусалдаг. Жишээлбэл, харьцуулалт натрийн хлоридуудТэгээд мөнгөн хлорид бүхий калихэзээ гэдгийг харуулж байна ойрын ионы радиус

Ag+ катионын туйлшралбайх 18 электрон гадаад бүрхүүл , илүү өндөр, Юу металл-хлорын холболтын бат бэхийг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэгТэгээд мөнгөн хлоридын усанд уусах чадвар бага .

Харилцан ионуудын туйлшрал нь талстыг устгахад тусалдаг, энэ нь хүргэдэг бодисын хайлах цэгийг бууруулах. Энэ шалтгааны улмаас хайлах цэг TLF (327 oС) мэдэгдэхүйц бага RbF-ээс (798 oC). Ионуудын харилцан туйлшрал ихсэх тусам бодисын задралын температур буурдаг. Тийм ч учраас иодид нь ихэвчлэн бага температурт задардаг, яаж бусад галогенид, А литийн нэгдлүүд - дулааны тогтвортой байдал бага , бусад шүлтлэг элементүүдийн нэгдлүүдээс илүү .

Электрон бүрхүүлийн хэв гажилт Мөн бодисын оптик шинж чанарт нөлөөлдөг. Яаж бөөмс нь илүү туйлширсан байдаг , электрон шилжилтийн энерги бага байх тусам. Хэрэв туйлшрал бага байна , электронуудыг өдөөхөд илүү их энерги шаардагдана, аль нь хариулдаг спектрийн хэт ягаан туяаны хэсэг. Ийм бодисууд нь ихэвчлэн байдаг өнгөгүй. Ионуудын хүчтэй туйлшралын үед электронууд нь спектрийн харагдах хэсэгт цахилгаан соронзон цацрагийг шингээх замаар өдөөгддөг. Тийм ч учраас зарим бодис, боловсролтой өнгөгүй ионууд, өнгөтэй .

Онцлог шинж чанарууд ионы нэгдлүүдүйлчилдэг сайн уусах чадвартай туйлын уусгагчид (ус, хүчил гэх мэт). Үүний улмаас энэ нь тохиолддог молекулын хэсгүүдийн цэнэг. Үүний зэрэгцээ уусгагч диполууд молекулын цэнэгтэй төгсгөлд татагддаг, үр дүнд нь Брауны хөдөлгөөн , « авч явж байна» молекул бодисыг хэсэг болгон хувааж, тэдгээрийг хүрээлнэ , дахин холбогдохыг зөвшөөрөхгүй байна. Үр дүн нь хүрээлэгдсэн ионууд юм уусгагч диполь .

Ийм нэгдлүүдийг уусгахдаа дүрмээр бол энерги ялгардаг, үүссэн бондын нийт энерги оноос хойш уусгагч-ион нь анионы катионыг холбох энергиээс их байна. Олон үл хамаарах зүйлүүд байдаг азотын хүчлийн давс (нитрат), аль ууссан үед дулааныг шингээдэг (уусмалуудыг хөргөнө). Сүүлчийн баримтыг хуулийн үндсэн дээр тайлбарлав физик химийн чиглэлээр авч үздэг .

7 Кристалл сүлжээ

Ионы нэгдлүүд(жишээлбэл, натрийн хлорид NaCl) - хэцүүТэгээд галд тэсвэртэйучир нь тэдгээрийн ионуудын цэнэгийн хооронд(“+” ба “–”) байдаг цахилгаан статик таталцлын хүчтэй хүч .

Сөрөг цэнэгтэй хлорын ион нь татдагзөвхөн биш" минийх " Na+ ион, гэхдээ бас Таны эргэн тойронд байгаа бусад натрийн ионууд. Энэ хүргэдэг, Юу аль нэг ионы ойролцоо эсрэг тэмдэгтэй нэгээс олон ион байдаг , мөн цөөн хэдэн(Зураг 1).

Цагаан будаа. 1. Кристал бүтэц хоолны давс NaCl .

Үнэндээ, бараг бүх хлорын ион нь 6 натрийн ион агуулдаг, болон тухай натрийн ион бүр - 6 хлорын ион .

Ионы дараалсан багцыг гэж нэрлэдэг ионы болор. Хэрэв та тусдаа тусгаарлах юм бол хлорын атом, дараа нь дунд хүрээлэн буй натрийн атомуудаль хэдийн нэгийг нь олох боломжгүйхэнтэй хлор урвалд орсон. Бие биедээ татагдсан электростатик хүч , ионууд гадны хүчний нөлөөн дор байрлалаа өөрчлөхөд туйлын дургүй байдагэсвэл температурын өсөлт. Гэхдээ хэрэв температур маш өндөр байна (ойролцоогоор 1500 ° C), Тэр NaCl ууршдаг, бүрдүүлэх хоёр атомт молекулууд. Энэ нь үүнийг харуулж байна ковалент холболтын хүч хэзээ ч бүрэн унтраа .

Ионы талстуудялгаатай хайлах өндөр температур, ихэвчлэн мэдэгдэхүйц зурвасын зөрүү, байна ионы дамжуулалтцагт өндөр температурТэгээд хэд хэдэн тодорхой оптик шинж чанарууд(Жишээ нь, ойрын IR спектрийн ил тод байдал). Тэдгээрийг аль нэгээс нь барьж болно монотом, ба -аас олон атомт ионууд. Жишээ Эхний төрлийн ионы талстууд - шүлтлэг галидын талстуудТэгээд шүлтлэг шороон металлууд ; анионууд нь хамгийн ойрын бөмбөрцөг савлагааны хуулийн дагуу байрладагэсвэл өтгөн бөмбөгөр өрлөг , катионууд харгалзах хоосон зайг эзэлдэг. Ихэнх онцлогЭнэ төрлийн бүтэц нь NaCl, CsCl, CaF2 юм. Хоёр дахь төрлийн ионы талстууд-аас барьсан ижил металлын нэг атомт катионууд ба төгсгөлтэй эсвэл хязгааргүй анион хэлтэрхийнүүд . Эцсийн анионууд(хүчиллэг үлдэгдэл) - NO3-, SO42-, СО32- гэх мэт. . Хүчиллэг үлдэгдэл нь төгсгөлгүй гинж үүсгэж болно , давхаргуудэсвэл гурван хэмжээст хүрээ үүсгэнэ, түүний хөндийд катионууд байрладаг, жишээ нь, in силикатуудын болор бүтэц. Учир нь ионы талстууд та болор бүтцийн энергийг тооцоолж болно У(хүснэгтийг үз), ойролцоогоор тэнцүү сублимацын энтальпи; үр дүн туршилтын өгөгдөлтэй сайн тохирч байна. Тэгшитгэлийн дагуу Төрсөн Майер, Учир нь болор, бүрдэнэ албан ёсоор дан цэнэгтэй ионууд :

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

(Р - хамгийн богино ион хоорондын зай , А - Маделунг тогтмол , хамааралтай-аас бүтцийн геометр , INТэгээд r - параметрүүд , бөөмс хоорондын түлхэлтийг дүрсэлсэн , C/R6Тэгээд D/R8холбогдохыг тодорхойлох Ионуудын диполь-диполь ба диполь-квадруполь харилцан үйлчлэл , Э 0 - тэг цэгийн энерги , д - электрон цэнэг). ХАМТ Катион томрох тусам диполь-диполь харилцан үйлчлэлийн хувь нэмэр нэмэгддэг .