Nh3 төрлийн химийн бодис. Nh3 нь химийн бондын нэг төрөл юм. Энэ сэдвийг судалсны үр дүнд та суралцах болно

Молекул ба атомуудын харилцан цахилгаан статик таталцлын үр дүнд химийн элементүүдүүсч болно ионы холбоо. Ийм нэгдлүүдийн жишээг энгийн ч гэсэн вольт батерейны янз бүрийн урвалаас харж болно ширээний давсийм төрлийн холболттой. Энэ нийтлэлд ионы холбоо гэж юу болох, энэ нь ковалент холбооноос юугаараа ялгаатай болохыг тайлбарладаг.

Энгийн ба нарийн төвөгтэй ионууд

IN ионы холбооБие даасан атомууд болон тэдгээрийн янз бүрийн нэгдлүүд хоёулаа оролцдог. Ийм холболтын бүх оролцогчид байдаг цахилгаан цэнэгба цахилгаан статик хүчээр холбодог. Катионуудад хамаарах Na +, K + зэрэг энгийн ионууд байдаг; F - , Cl - - анионуудтай холбоотой. Хоёр ба түүнээс дээш атомаас бүрдэх нарийн төвөгтэй ионууд бас байдаг. Ионы жишээ химийн холбоонийлмэл ионууд дээр суурилсан - анионууд OH -, NO 3 -, катион NH 4 +. Эерэг цэнэгтэй энгийн ионууд нь бага иончлолын потенциалтай атомуудаас үүсдэг - ихэвчлэн эдгээр нь I-II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн металлууд юм. Сөрөг цэнэгтэй энгийн ионууд нь ихэнх тохиолдолд ердийн металл бус байдаг.

Ковалент ба ионы холбоо

Эсрэг цахилгаан цэнэгтэй хоёр бөөмсөөс үүссэн системийн жишээ нь ийм тохиолдолд цахилгаан орон үргэлж үүсдэгийг харуулж байна. Энэ нь цахилгаан идэвхтэй ионууд бусад ионуудыг өөртөө татах боломжтой гэсэн үг юм янз бүрийн чиглэлүүд. Цахилгаан татах хүчний улмаас ионы холбоо үүсдэг. Ийм холболтын жишээг хоёроор харуулав үндсэн ялгааион ба ковалент бондын хооронд.

1. Ионы цахилгаан орон зай нь аль ч чиглэлд багасдаг. Тиймээс ионуудын харилцан үйлчлэлийн зэрэг нь эдгээр ионууд орон зайд хэрхэн байрлаж байгаагаас хамаардаггүй. Эдгээр ажиглалтаас бид ионы холбоо нь скаляр, өөрөөр хэлбэл чиглэлгүй гэж дүгнэж болно.
2. Өөр өөр цэнэгтэй хоёр ион нь зөвхөн бие биенээ төдийгүй хөрш зэргэлдээ цэнэглэгдсэн ионуудыг татдаг - тодорхой ионыг эсрэг тэмдгийн өөр өөр тооны цэнэглэгдсэн хэсгүүдэд холбож болно. Энэ бол ковалент ба ионы бондын өөр нэг ялгаа юм: сүүлийнх нь ханасан биш юм. Хавсаргасан ионы тоог цэнэгтэй бөөмсийн шугаман хэмжээсээс гадна эсрэг цэнэгтэй ионуудын татах хүч нь ижил цэнэгтэй хэсгүүдийн хооронд үйлчилдэг түлхэлтийн хүчнээс давамгайлах зарчмаар тодорхойлогддог.

Холбоонууд

Ионууд нь ханасан байдал, чиглэлгүй тул өөр хоорондоо янз бүрийн хослолоор нэгдэх хандлагатай байдаг. Эрдэмтэд үүнийг өмчийн холбоо гэж нэрлэдэг. Өндөр температурт холбоо бага байна: кинетик энергимолекул ба ионууд нь нэлээд өндөр бөгөөд хийн төлөвт ионы холбоо бүхий бодисууд бие даасан молекул хэлбэрээр олддог. Гэхдээ дундаж ба бага температурхийх боломжтой боловсролянз бүрийн бүтцийн холболтууд, үүсэхэд ион төрлийн холбоо хариуцдаг. Шингэн ба хатуу төлөвт байгаа бодисын бүтцийн жишээг зурагт үзүүлэв.

Эндээс харахад ионы холбоо үүсдэг болор тор,элемент бүр нь эсрэг цэнэгийн тэмдэг бүхий ионуудаар хүрээлэгдсэн байдаг. Түүнээс гадна ийм бодис нь янз бүрийн чиглэлд ижил шинж чанартай байдаг.

Туйлшрал

Мэдэгдэж байгаагаар электрон нь металл бус атомтай холбогдох үед тодорхой хэмжээний энерги ялгардаг. Гэсэн хэдий ч хоёр дахь электроныг нэмэхэд эрчим хүчний зардал шаардагддаг тул энгийн олон тооны цэнэглэгдсэн анион үүсэх нь энергийн хувьд ашиггүй болдог. Үүний зэрэгцээ SO 4 2-, CO 3 2- гэх мэт элементүүд нь нэгдэл дэх электронууд атом бүрийн цэнэгээс ихгүй байхаар тархсан тул нийлмэл үржвэрийн цэнэгтэй сөрөг ионууд энергийн хувьд тогтвортой байж болохыг харуулж байна. электроны өөрийн цэнэгээс илүү. Ийм дүрмийг стандарт ионы холбоогоор тогтоодог.

Алхам бүрт тохиолддог ердийн элементүүдийн жишээнүүд (NaCl, CsF) эерэг ба сөрөг цэнэгийн бүрэн тусгаарлалтыг харуулдаггүй. Жишээлбэл, ширээний давсны талст дахь үр дүнтэй сөрөг цэнэг нь электроны нийт цэнэгийн ердөө 93% орчим байх болно. Энэ нөлөө нь бусад нэгдлүүдэд бас ажиглагддаг. Энэ цэнэгийг бүрэн бус тусгаарлахыг туйлшрал гэж нэрлэдэг.

Туйлшрал үүсэх шалтгаанууд

Туйлшралын шалтгаан нь үргэлж цахилгаан орон юм. Электронуудын гаднах давхарга нь туйлшралын үед хамгийн их шилжилтийг мэдэрдэг. Гэсэн хэдий ч өөр өөр ионууд нь тэгш бус туйлшралтай байдаг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй: холбоо нь сул байна гадаад электронЦөмтэй байх тусам ион бүхэлдээ туйлшрах тусам электрон үүл илүү амархан гажигтай болно.

Ионы туйлшрал нь ионы холбоо үүсгэдэг нэгдлүүдэд тодорхой нөлөө үзүүлдэг. Жишээ химийн урвалустөрөгчийн ион H + нь хамгийн бага хэмжээстэй тул хамгийн их туйлшрах нөлөөтэй болохыг харуулав бүрэн байхгүйэлектрон үүл.

Ионы (цахилгаан гүйдлийн) химийн холбоо- нэг атомаас нөгөө атом руу валентийн электрон шилжсэний улмаас электрон хос үүсэхээс үүссэн холбоо. Хамгийн ердийн металл бус металлын нэгдлүүдийн шинж чанар, жишээлбэл:

Na + + Cl - = Na + Cl

Натри ба хлорын хоорондох урвалын жишээг ашиглан ионы холбоо үүсэх механизмыг авч үзэж болно. Шүлтлэг металлын атом амархан электрон алддаг бол галоген атом нэг электрон авдаг. Үүний үр дүнд натрийн катион ба хлоридын ион үүсдэг. Тэдгээр нь тэдгээрийн хоорондох электростатик таталцлын улмаас холболт үүсгэдэг.

Катион ба анионуудын харилцан үйлчлэл нь чиглэлээс хамаардаггүй тул ионы холбоог чиглэлгүй гэж нэрлэдэг. Катион бүр нь ямар ч тооны анионыг татах чадвартай ба эсрэгээр. Ийм учраас ионы холбоо ханаагүй байна. Хатуу төлөвт байгаа ионуудын хоорондын харилцан үйлчлэлийн тоо нь зөвхөн болорын хэмжээгээр хязгаарлагддаг. Тиймээс талстыг бүхэлд нь ионы нэгдлийн "молекул" гэж үзэх хэрэгтэй.

Хамгийн тохиромжтой ионы холбоо бараг байдаггүй. Ионы гэж ангилдаг тэдгээр нэгдлүүдэд ч гэсэн нэг атомаас нөгөөд электрон бүрэн шилждэггүй; электронууд хэсэгчлэн нийтлэг хэрэглээнд үлддэг. Тиймээс литийн фтор дахь холбоо нь 80% ион, 20% ковалент юм. Тиймээс ярих нь илүү зөв юм ионжуулагчийн зэрэгковалент химийн холбоо (туйлшрал). Элементүүдийн электрон сөрөг байдлын ялгаа 2.1 бол холбоо нь 50% ионы шинж чанартай байдаг гэж үздэг. Хэрэв ялгаа их байвал нэгдлийг ион гэж үзэж болно.

Химийн холболтын ионы загварыг олон бодисын шинж чанарыг тодорхойлоход өргөн хэрэглэгддэг, ялангуяа шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлын металл бус бодисуудтай нэгдлүүд. Энэ нь ийм нэгдлүүдийг тайлбарлах энгийн байдалтай холбоотой юм: тэдгээрийг катион ба анионтой харгалзах шахагдахгүй цэнэглэгдсэн бөмбөрцөгөөс бүтээдэг гэж үздэг. Энэ тохиолдолд ионууд нь тэдгээрийн хоорондох татах хүч хамгийн их, түлхэх хүч нь хамгийн бага байхаар өөрсдийгөө зохион байгуулах хандлагатай байдаг.

Устөрөгчийн холбоо

Устөрөгчийн холбоо нь химийн тусгай төрлийн холбоо юм. F, O, N зэрэг өндөр цахилгаан сөрөг металл бус устөрөгчийн нэгдлүүд нь хэвийн бус өндөр буцлах цэгтэй байдаг нь мэдэгдэж байна. Хэрэв H 2 Te–H 2 Se–H 2 S цувралд буцлах цэг нь аяндаа буурдаг бол H 2 Sc-ээс H 2 O руу шилжих үед энэ температур нэмэгдэхэд огцом үсрэлт үүсдэг. Үүнтэй ижил зураг нь гидрохалины хүчлийн цувралд ажиглагдаж байна. Энэ нь H 2 O молекулууд ба HF молекулуудын хооронд тодорхой харилцан үйлчлэл байгааг харуулж байна. Ийм харилцан үйлчлэл нь молекулуудыг бие биенээсээ салгахад хэцүү байх ёстой, өөрөөр хэлбэл. тэдгээрийн дэгдэмхий чанарыг бууруулж, улмаар холбогдох бодисын буцалгах цэгийг нэмэгдүүлнэ. EO-ийн том ялгаанаас болж химийн холбоо H-F, H-O, H-N нь туйлшрал ихтэй байдаг. Иймээс устөрөгчийн атом нь эерэг үр дүнтэй цэнэгтэй (δ +), F, O, N атомууд нь электрон нягтын илүүдэлтэй, сөрөг цэнэгтэй ( -). Кулоны таталцлын улмаас нэг молекулын эерэг цэнэгтэй устөрөгчийн атом нь нөгөө молекулын электрон сөрөг атомтай харилцан үйлчилдэг. Үүний ачаар молекулууд бие биедээ татагддаг (зузаан цэгүүд нь устөрөгчийн холбоог илэрхийлдэг).

Устөрөгчнь хоёр холбогдсон бөөмийн (молекул эсвэл ион) нэг хэсэг болох устөрөгчийн атомаар дамжин үүсдэг холбоо юм. Эрчим хүч устөрөгчийн холбоо (21–29 кЖ/моль эсвэл 5–7 ккал/моль) ойролцоогоор 10 дахин багаэнгийн химийн бондын энерги. Гэсэн хэдий ч устөрөгчийн холбоо нь димер молекулууд (H 2 O) 2, (HF) 2 ба шоргоолжны хүчил хос хосоороо байгааг тодорхойлдог.

HF, H2O, HN, HCl, HS атомуудын цуврал хослолд устөрөгчийн холбооны энерги буурдаг. Энэ нь температур нэмэгдэх тусам буурдаг тул уурын төлөвт байгаа бодисууд нь устөрөгчийн холбоог зөвхөн бага хэмжээгээр харуулдаг; Энэ нь шингэн ба хатуу төлөвт байгаа бодисын шинж чанар юм. Ус, мөс, шингэн аммиак, органик хүчил, спирт, фенол зэрэг бодисууд нь димер, тример, полимерүүдтэй холбоотой байдаг. IN шингэн төлөвдимерүүд хамгийн тогтвортой байдаг.

Бүх химийн нэгдлүүд нь химийн холбоо үүсэх замаар үүсдэг. Мөн холбох хэсгүүдийн төрлөөс хамааран хэд хэдэн төрлийг ялгадаг. Хамгийн үндсэн– эдгээр нь ковалент туйл, ковалент туйлтгүй, металл ба ион юм. Өнөөдөр бид ярилцанаионы тухай.

Ион гэж юу вэ

Энэ нь хоёр атомын хооронд үүсдэг - дүрмээр бол тэдгээрийн хоорондох цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа маш их байдаг. Атом ба ионуудын цахилгаан сөрөг чанарыг Пауллингийн хуваарь ашиглан үнэлдэг.

Тиймээс нэгдлүүдийн шинж чанарыг зөв авч үзэхийн тулд ионы тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн. Энэ шинж чанар нь тодорхой бондын хэдэн хувь нь ион болохыг тодорхойлох боломжийг олгодог.

Хамгийн их ионжуулагчтай нэгдэл нь цезийн фторид бөгөөд ойролцоогоор 97% байдаг. Ионы холбоо нь онцлог шинж чанартай D.I хүснэгтийн эхний ба хоёрдугаар бүлэгт байрлах металлын атомуудаас үүссэн бодисын хувьд. Менделеев ба ижил хүснэгтийн зургаа, долдугаар бүлэгт байрлах металл бус атомууд.

Анхаар!Харилцаа нь зөвхөн ионтой байдаг нэгдэл байхгүй гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Нээх зориулалттай одоогоорэлементүүдийн хувьд 100% ионы нэгдлүүдийг олж авахын тулд цахилгаан сөрөг байдлын ийм том ялгааг олж авах боломжгүй юм. Тиймээс ионы бондын тодорхойлолт нь бүрэн зөв биш, учир нь хэсэгчилсэн ионы харилцан үйлчлэлтэй нэгдлүүдийг авч үздэг.

Хэрэв ийм үзэгдэл үнэхээр байхгүй бол яагаад энэ нэр томъёог нэвтрүүлсэн бэ? Баримт нь энэ арга нь давс, исэл болон бусад бодисын шинж чанарын олон нюансуудыг тайлбарлахад тусалсан явдал юм. Жишээлбэл, тэд яагаад усанд маш сайн уусдаг вэ, яагаад ийм байна шийдлүүд явуулах чадвартай цахилгаан гүйдэл . Үүнийг өөр өнцгөөс тайлбарлах боломжгүй.

Боловсролын механизм

Ионы холбоо үүсэх нь зөвхөн хоёр нөхцөл хангагдсан тохиолдолд л боломжтой: урвалд оролцож буй металлын атом нь хамгийн сүүлийн энергийн түвшинд байрлах электронуудыг хялбархан өгч, металл бус атом нь эдгээр электронуудыг хүлээн авах боломжтой. Металлын атомууд нь мөн чанараараа бууруулагч бодис, өөрөөр хэлбэл чадвартай байдаг электрон хандивлах.

Энэ нь метал дахь энергийн сүүлчийн түвшин нь нэгээс гурван электроныг агуулж болох бөгөөд бөөмийн радиус нь өөрөө нэлээд том байдагтай холбоотой юм. Тиймээс хамгийн сүүлийн түвшний цөм ба электронуудын харилцан үйлчлэлийн хүч маш бага тул тэд үүнийг амархан орхиж чадна. Төмөр бус металлын нөхцөл байдал огт өөр. Тэдэнд байгаа жижиг радиус, мөн сүүлийн түвшний өөрийн электронуудын тоо гурваас долоо хүртэл байж болно.

Мөн тэдгээрийн болон эерэг цөмийн хоорондын харилцан үйлчлэл нь нэлээд хүчтэй боловч аливаа атом энергийн түвшинг дуусгахыг хичээдэг тул металл бус атомууд алга болсон электронуудыг олж авахыг хичээдэг.

Металл ба металл бус хоёр атом уулзах үед электронууд металлын атомаас металл бус атом руу шилжиж, химийн харилцан үйлчлэл үүснэ.

Холболтын диаграм

Зураг нь ионы холбоо үүсэх нь яг хэрхэн явагддагийг тодорхой харуулж байна. Эхлээд төвийг сахисан цэнэгтэй натри, хлорын атомууд байдаг.

Эхнийх нь сүүлийн энергийн түвшинд нэг электронтой, хоёр дахь нь долоон. Дараа нь электрон нь натриас хлор руу шилжиж, хоёр ион үүсдэг. Эдгээр нь бие биетэйгээ нийлж бодис үүсгэдэг. Ион гэж юу вэ? Ион нь цэнэгтэй бөөмс юм протоны тоо электроны тоотой тэнцүү биш байна.

Ковалентын төрлөөс ялгаатай

Өвөрмөц чанараасаа шалтгаалан ионы холбоо нь чиглэлгүй байдаг. Энэ нь ионы цахилгаан орон нь бөмбөрцөг хэлбэртэй байдагтай холбоотой бөгөөд энэ нь нэг чиглэлд жигд буурч эсвэл нэмэгдэж, ижил хуулийг дагаж мөрддөг.

Ковалентаас ялгаатай нь давхцлын улмаас үүсдэг электрон үүл.

Хоёрдахь ялгаа нь энэ юм ковалент холбооханасан. Энэ нь юу гэсэн үг вэ? Харилцаанд оролцох цахим үүлний тоо хязгаарлагдмал.

Мөн ионы хувьд цахилгаан орон нь бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг тул хязгааргүй тооны ионуудтай холбогдож чаддаг. Энэ нь бид ханасан биш гэж хэлж болно гэсэн үг юм.

Үүнийг бусад хэд хэдэн шинж чанараар тодорхойлж болно:

1. Харилцааны энерги нь тоон шинж чанар, мөн үүнийг задлахад зарцуулагдах эрчим хүчний хэмжээнээс хамаарна. Энэ нь хоёр шалгуураас хамаарна - бондын урт ба ионы цэнэгтүүний боловсролд оролцдог. Бонд нь илүү хүчтэй байх тусам түүний урт богино, түүнийг үүсгэгч ионуудын цэнэг ихсэх болно.
2. Урт - энэ шалгуурыг өмнөх догол мөрөнд дурдсан болно. Энэ нь зөвхөн нэгдэл үүсэхэд оролцдог хэсгүүдийн радиусаас хамаарна. Атомын радиус дараах байдлаар өөрчлөгддөг: энэ нь атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр буурч, бүлэгт нэмэгддэг.

Ионы холбоо бүхий бодисууд

Энэ нь нэлээд тооны хувьд ердийн зүйл юм химийн нэгдлүүд. Энэ нь бүх давс, түүний дотор сайн мэддэг ширээний давсны томоохон хэсэг юм. Энэ нь шууд байгаа бүх холболтод тохиолддог металл ба металл бус хоорондын холбоо барих. Ионы холбоо бүхий бодисын зарим жишээг энд үзүүлэв.

• натри ба калийн хлорид,
• цезийн фтор,
• магнийн исэл.

Энэ нь мөн нарийн төвөгтэй нэгдлүүдэд илэрч болно.

Жишээлбэл, магнийн сульфат.

Ионы болон ковалент холбоо бүхий бодисын томъёог энд үзүүлэв.

Хүчилтөрөгч ба магнийн ионуудын хооронд ионы холбоо үүсэх боловч хүхэр нь хоорондоо туйлын ковалент холбоогоор холбогддог.

Үүнээс бид ионы холбоо нь нарийн төвөгтэй химийн нэгдлүүдийн шинж чанар юм гэж дүгнэж болно.

Химийн ионы холбоо гэж юу вэ

Химийн бондын төрлүүд - ион, ковалент, металл

Дүгнэлт

Шинж чанар нь төхөөрөмжөөс шууд хамаардаг болор тор. Тиймээс ионы холбоо бүхий бүх нэгдлүүд нь ус болон бусад туйлын уусгагчид маш сайн уусдаг, дамжуулдаг, диэлектрик байдаг. Үүний зэрэгцээ тэдгээр нь нэлээд галд тэсвэртэй, эмзэг байдаг. Эдгээр бодисын шинж чанарыг ихэвчлэн цахилгаан төхөөрөмжүүдийн дизайнд ашигладаг.

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, авч үзье цахим бүтэцНатри ба хлорын атомууд:

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 нь 11 протон агуулдаг боловч нийт тооэлектронууд 10 болж буурсан. Энэ нь эерэг цэнэгтэй бөөмсийн тоо сөрөг цэнэгтэй тооноос нэгээр их байгаа тул натрийн “атом”-ын нийт цэнэг +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 холболтууд, металлаар үүсгэгдсэнба нэг буюу хэд хэдэн металл бус. 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 бие биедээ хүчтэй татагддаг тул ионы нэгдлүүд нь ихэвчлэн хатуу бөгөөд хангалттай байдаг өндөр температурхайлах.

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