Атомуудын хоорондох ионы холбоо. Ионы холбоо хэрхэн үүсдэг: жишээ. Ионы холболтын шинж чанарууд

7.1. Химийн холбоо гэж юу вэ

Өмнөх бүлгүүдэд та янз бүрийн элементийн тусгаарлагдсан атомуудын бүтэц, бүтэцтэй танилцаж, тэдгээрийн энергийн шинж чанарыг судалж үзсэн. Гэвч бидний эргэн тойрон дахь байгальд тусгаарлагдсан атомууд маш ховор байдаг. Бараг бүх элементийн атомууд нэгдэж молекул эсвэл бусад нарийн төвөгтэй химийн хэсгүүдийг үүсгэх хандлагатай байдаг. Энэ тохиолдолд атомуудын хооронд химийн холбоо үүсдэг гэж ихэвчлэн ярьдаг.

Химийн холбоо үүсэхэд электронууд оролцдог. Та энэ бүлгийг судалснаар энэ нь хэрхэн болдогийг мэдэх болно. Гэхдээ эхлээд атомууд яагаад химийн холбоо үүсгэдэг вэ гэсэн асуултад хариулах хэрэгтэй. Бид эдгээр холболтын мөн чанарын талаар юу ч мэдэхгүй ч гэсэн энэ асуултад хариулж чадна: "Учир нь энэ нь эрч хүчтэй ашигтай юм!" Гэхдээ бонд үүсэх үед энергийн ашиг хаанаас ирдэг вэ гэсэн асуултанд хариулахдаа бид химийн холбоо хэрхэн, яагаад үүсдэгийг ойлгохыг хичээх болно.

Атомын электрон бүтэцтэй адил квант хими нь химийн холбоог нарийн, нарийн шинжлэх ухааны үүднээс судалдаг бөгөөд та бид хоёр эрдэмтдийн хийсэн хамгийн чухал дүгнэлтүүдийн заримыг л ашиглаж чадна. Энэ тохиолдолд химийн холбоог тайлбарлахын тулд бид гурван төрлийн химийн холбоо (ион, ковалент, металл) байхаар заасан хамгийн энгийн загваруудын нэгийг ашиглана.

Санаж байна уу - та энэ загварын хэрэглээний хязгаарыг мэдсэнээр л ямар ч загварыг чадварлаг ашиглаж болно. Бидний ашиглах загвар нь бас хэрэглэх хязгаартай. Жишээлбэл, энэ загварын хүрээнд хүчилтөрөгч, ихэнх боргидрид болон бусад зарим бодисын молекул дахь химийн холбоог тайлбарлах боломжгүй юм. Эдгээр бодис дахь химийн холбоог тодорхойлоход илүү төвөгтэй загваруудыг ашигладаг.

1. Хэрэв холбогдож буй атомууд хэмжээ нь маш өөр бол жижиг атомууд (электроныг хүлээн авах хандлагатай) том атомуудаас (электрон өгөх хандлагатай) электронуудыг салгаж авна. ионы холбоо. Ионы болорын энерги нь тусгаарлагдсан атомуудын энергиээс бага байдаг тул атом электрон өгснөөр электрон бүрхүүлээ бүрэн гүйцэд хийж чадаагүй үед ч ионы холбоо үүсдэг (бүрэн бус хэвээр байж болно). г- эсвэл е- дэд түвшин). Жишээнүүдийг харцгаая.

2. Хэрэв холбогдсон атомууд жижиг бол( rо<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 ковалент холбоо.
Сансарт ковалент холбоо үүсэх нь давхцал гэж үзэж болно электрон үүлөөр өөр атомуудын хосгүй валентын электронууд. Энэ тохиолдолд хос электрон нь атомуудыг холбодог нийтлэг электрон үүл үүсгэдэг. Давхардсан бүсэд электрон нягтрал их байх тусам ийм холбоо үүсэхэд илүү их энерги ялгардаг.
Ковалентын холбоо үүсэх хамгийн энгийн жишээнүүдийг авч үзэхийн өмнө бид атомын валентийн электронуудыг энэ атомын тэмдгийн эргэн тойронд цэгүүдээр, дан электрон хос болон ковалент бондын хос электроныг илэрхийлсэн хос цэгүүдээр тэмдэглэхийг зөвшөөрч байна. болон хосгүй электронуудыг төлөөлдөг бие даасан цэгүүд. Энэ тэмдэглэгээгээр атомын валентын электрон тохиргоог, жишээлбэл, фторыг, хүчилтөрөгчийн атомыг - тэмдгээр илэрхийлнэ. Ийм тэмдэгтүүдээс бүтсэн томъёог нэрлэдэг электрон томъёоэсвэл Льюисийн томьёо (Америкийн химич Гилберт Ньютон Льюис 1916 онд санал болгосон). Дамжуулж буй мэдээллийн хэмжээгээр цахим томьёо нь бүтцийн томьёоны бүлэгт хамаарна. Атомоор ковалент холбоо үүсэх жишээ:

3. Хэрэв холбогдсон атомууд том бол ( r o > 1A), тэгвэл тэд бүгд электроноо өгөх хандлагатай байдаг ба бусад хүмүүсийн электроныг хүлээн авах хандлага нь ач холбогдолгүй юм. Иймээс эдгээр том атомууд хоорондоо ионы холбоо үүсгэж чадахгүй. Гадаад том электрон үүл дэх электрон нягтрал нь ач холбогдолгүй тул тэдгээрийн хоорондох ковалент холбоо нь тааламжгүй болж хувирдаг. Энэ тохиолдолд ийм атомуудаас химийн бодис үүсэх үед бүх холбогдсон атомуудын валентийн электронууд хуваагддаг (валент электронууд бүх атомуудад нийтлэг болдог), атомууд хоорондоо холбогддог металл болор (эсвэл шингэн) үүсдэг. металлын холбоо.

Тодорхой бодис дахь элементийн атомыг ямар төрлийн холбоо үүсгэдэг болохыг хэрхэн тодорхойлох вэ?
Химийн элементүүдийн байгалийн систем дэх элементүүдийн байршлын дагуу, жишээлбэл:
1. Цезийн хлорид CsCl. Цезийн атом (IA бүлэг) нь том бөгөөд электроныг амархан өгдөг, хлорын атом (VIIA бүлэг) нь жижиг бөгөөд үүнийг амархан хүлээн авдаг тул цезийн хлорид дахь холбоо нь ион юм.
2. Нүүрстөрөгчийн давхар исэл CO 2 . Нүүрстөрөгчийн атомууд (IVA бүлэг) ба хүчилтөрөгч (VI бүлэг) хэмжээ нь тийм ч их ялгаатай биш - хоёулаа жижиг хэмжээтэй. Тэд электрон хүлээн авах хандлагаараа бага зэрэг ялгаатай тул CO 2 молекул дахь холбоо нь ковалент юм.
3. Азот N 2. Энгийн бодис. Холбоотой атомууд нь ижил бөгөөд жижиг байдаг тул азотын молекул дахь холбоо нь ковалент юм.
4. Кальци Ca. Энгийн бодис. Холбогдсон атомууд нь ижил бөгөөд нэлээд том тул кальцийн талст дахь холбоо нь металл юм.
5. Барий-тетра хөнгөн цагаан BaAl 4 . Хоёр элементийн атомууд нь нэлээд том, ялангуяа барийн атомууд байдаг тул хоёр элемент нь зөвхөн электроноо өгөх хандлагатай байдаг тул энэ нэгдэл дэх холбоо нь металл юм.

ИОНЫ БОНД, КОВАЛЕНТИЙН БОНД, МЕТАЛЛЫН БОНД, ТЭДНИЙ БҮРДЭХ НӨХЦӨЛ.
1.Атомуудын холбоо, тэдгээрийн хооронд химийн холбоо үүсэх шалтгаан юу вэ?
2.Яагаад язгуур хий нь молекулаас биш атомаас тогтдог вэ?
3. Хоёртын нэгдлүүдийн химийн бондын төрлийг тодорхойлно уу: a) KF, K 2 S, SF 4; b) MgO, Mg 2 Ba, OF 2; в) Cu 2 O, CaSe, SeO 2. 4. Химийн бондын төрлийг тодорхойлох энгийн бодисууд: a) Na, P, Fe; b) S 8, F 2, P 4; в) Mg, Pb, Ar.

7.З. Ионууд. Ионы холбоо

Өмнөх догол мөрөнд бие даасан атомууд электрон хүлээн авах эсвэл өгөх үед үүсдэг ионуудтай танилцсан. Энэ тохиолдолд атомын цөм дэх протоны тоо байхаа болино тоотой тэнцүү байнаэлектрон бүрхүүлд электронууд байх ба химийн бөөмс нь цахилгаан цэнэгийг олж авдаг.
Гэхдээ ион нь молекул шиг нэгээс олон цөм агуулж болно. Ийм ион нь хэд хэдэн атомын цөм, электрон бүрхүүлээс бүрдсэн нэг систем юм. Молекулаас ялгаатай нь цөм дэх протоны нийт тоо нь электрон бүрхүүл дэх электронуудын нийт тоотой тэнцүү биш тул ионы цахилгаан цэнэг үүсдэг.

Ямар төрлийн ионууд байдаг вэ? Өөрөөр хэлбэл, тэд хэрхэн ялгаатай байж болох вэ?
Атомын цөмийн тооноос хамааран ионуудыг хуваана энгийн(эсвэл монотом), өөрөөр хэлбэл нэг цөм агуулсан (жишээлбэл: K, O 2), ба цогцолбор(эсвэл олон атомт), өөрөөр хэлбэл хэд хэдэн цөм агуулсан (жишээлбэл: CO 3 2, 3). Энгийн ионууд нь атомын цэнэгтэй аналогууд, нарийн төвөгтэй ионууд нь молекулуудын цэнэгтэй аналогууд юм.
Тэдний цэнэгийн тэмдэг дээр үндэслэн ионуудыг катион болгон хуваадаг Тэгээд анионууд.

Катионуудын жишээ: K (калийн ион), Fe 2 (төмрийн ион), NH 4 (аммонийн ион), 2 (тетрамины зэсийн ион). Анионуудын жишээ: Cl (хлоридын ион), N 3 (нитридын ион), PO 4 3 (фосфатын ион), 4 (гексацианоферрат ион).

Цэнэгийн утгын дагуу ионуудыг хуваана нэг удаагийн(K, Cl, NH 4, NO 3 гэх мэт), давхар цэнэглэгдсэн(Ca 2, O 2, SO 4 2 гэх мэт) гурван цэнэглэгч(Al 3, PO 4 3 гэх мэт) гэх мэт.

Тиймээс бид PO 4 3 ионыг гурвалсан цэнэгтэй комплекс анион, Ca 2 ионыг хоёр дахин цэнэглэгдсэн энгийн катион гэж нэрлэх болно.

Үүнээс гадна ионууд нь хэмжээнээсээ ялгаатай байдаг. Энгийн ионы хэмжээг тухайн ионы радиусаар тодорхойлно ионы радиус. Нарийн төвөгтэй ионуудын хэмжээг тодорхойлоход илүү хэцүү байдаг. Атомын радиус шиг ионы радиусыг шууд хэмжих боломжгүй (таны ойлгосноор ион нь тодорхой хил хязгааргүй). Тиймээс тусгаарлагдсан ионуудыг тодорхойлохын тулд ашигладаг тойрог замын ионы радиус(жишээг 17-р хүснэгтэд үзүүлэв).

Хүснэгт 17. Зарим энгийн ионуудын тойрог замын радиус

		Орбитал радиус, А			Орбитал радиус, А
Ли			Ф		0,400
На			Cl		0,742
К			Br		0,869
Rb			I		1,065
Cs			O2		0,46
2 байх			S 2		0,83
Mg 2

Ионы холбоо

(http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm сайтын материалыг ашигласан)

Эсрэг цэнэгтэй ионуудын хоорондох электростатик таталцлаар ионы холбоо үүсдэг. Эдгээр ионууд нь нэг атомаас нөгөөд электрон шилжсэний үр дүнд үүсдэг. Ионы холбоо нь электрон сөрөг чанарын хувьд их ялгаатай атомуудын хооронд (ихэвчлэн Полингийн масштабаар 1.7-оос их), жишээлбэл, шүлтлэг металл ба галоген атомуудын хооронд үүсдэг.

NaCl үүсэх жишээг ашиглан ионы холбоо үүсэхийг авч үзье.

Атомын электрон томъёоноос

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ба

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

дуусгах нь ойлгомжтой гадаад түвшинНатрийн атом нэг электроноо өгөх нь долоо авахаас амархан, хлорын атом нэг электрон авах нь долоо авахаас хялбар байдаг. Химийн урвалын үед натрийн атом нэг электроныг өгч, хлорын атом авдаг. Үүний үр дүнд электрон бүрхүүлүүднатри ба хлорын атомууд нь үнэт хийн тогтвортой электрон бүрхүүлд хувирдаг (натрийн катионын электрон тохиргоо).

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

мөн хлорын анионы электрон тохиргоо нь

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Ионуудын электростатик харилцан үйлчлэл нь NaCl молекул үүсэхэд хүргэдэг.

Химийн бондын шинж чанар нь ихэвчлэн тусгагдсан байдаг нэгтгэх байдалболон бодисын физик шинж чанар. Натрийн хлорид NaCl зэрэг ионы нэгдлүүд нь "+" ба "-" ионуудын цэнэгийн хооронд цахилгаан статик таталцлын хүчтэй хүч байдаг тул хатуу бөгөөд галд тэсвэртэй байдаг.

Сөрөг цэнэгтэй хлорын ион нь зөвхөн "түүний" Na + ионыг төдийгүй бусад натрийн ионуудыг өөртөө татдаг. Энэ нь аль нэг ионы ойролцоо эсрэг тэмдэгтэй нэг ион биш, харин хэд хэдэн ион байдаг гэдгийг харуулж байна.

NaCl натрийн хлоридын талст бүтэц.

Үнэн хэрэгтээ хлорын ион бүрийн эргэн тойронд 6 натрийн ион, натрийн ион тус бүрийн эргэн тойронд 6 хлорын ион байдаг. Ионы дараалсан багцыг ионы талст гэж нэрлэдэг. Хэрэв нэг хлорын атомыг болор хэлбэрээр тусгаарласан бол түүнийг хүрээлж буй натрийн атомуудын дунд хлорын урвалд орсон атомыг олох боломжгүй болно.

Цахилгаан статик хүчээр бие биендээ татагддаг ионууд нь гадны хүч эсвэл температурын өсөлтийн нөлөөн дор байрлалаа өөрчлөхөд туйлын дургүй байдаг. Гэвч хэрэв натрийн хлорид хайлж, вакуумд халааж байвал ууршиж, хоёр атомт NaCl молекулыг үүсгэдэг. Энэ нь ковалент холбох хүчийг хэзээ ч бүрэн унтраадаггүй болохыг харуулж байна.

Ионы холбооны үндсэн шинж чанар, ионы нэгдлүүдийн шинж чанарууд

1. Ионы холбоо нь химийн хүчтэй холбоо юм. Энэ холболтын энерги нь 300-700 кЖ / моль хооронд хэлбэлздэг.

2. Ионы холбоо нь ковалент холбооноос ялгаатай нь ион нь ямар ч чиглэлд эсрэг тэмдэгтэй ионуудыг өөртөө татаж чаддаг тул чиглэлгүй байдаг.

3. Эсрэг тэмдгийн ионуудын харилцан үйлчлэл нь тэдгээрийн хүчний талбарыг бүрэн харилцан нөхөхөд хүргэдэггүй тул ковалент холбооноос ялгаатай нь ионы холбоо нь ханаагүй байна.

4. Ионы холбоо бүхий молекул үүсэх үед электронууд бүрэн шилжинэгүй тул зуун хувийн ионы холбоо байгальд байдаггүй. NaCl молекул дахь химийн холбоо нь зөвхөн 80% ионы шинж чанартай байдаг.

5. Ионы холбоо бүхий нэгдлүүд нь хатуу талст бодисууд, хайлах болон буцлах температур өндөртэй.

6. Ихэнх ионы нэгдлүүд усанд уусдаг. Ионы нэгдлүүдийн уусмал, хайлалтыг гүйцэтгэдэг цахилгаан гүйдэл.

Металл холболт

Металл талстууд өөр өөр бүтэцтэй байдаг. Хэрэв та натрийн металлын хэсгийг шалгаж үзвэл түүний гадаад төрх нь хоолны давснаас эрс ялгаатай болохыг олж мэдэх болно. Натри нь зөөлөн металл бөгөөд хутгаар амархан тайрч, алхаар хавтгайруулж, архины чийдэн дээр аяганд амархан хайлуулж болно (хайлах цэг 97.8 o C). Натрийн талст дахь атом бүр өөр найман ижил атомаар хүрээлэгдсэн байдаг.

Металл Na-ийн болор бүтэц.

Зурагт кубын төвд байрлах Na атом нь хамгийн ойрын 8 хөрштэй болохыг харуулж байна. Гэхдээ талст дахь бусад атомын талаар ижил зүйлийг хэлж болно, учир нь тэдгээр нь бүгд адилхан. Кристал нь энэ зурагт үзүүлсэн "хязгааргүй" давтагдах хэсгүүдээс бүрдэнэ.

Гаднах энергийн түвшний металл атомууд нь цөөн тооны валентийн электрон агуулдаг. Металлын атомуудын иончлох энерги бага байдаг тул эдгээр атомуудад валентийн электронууд сул хадгалагддаг. Үүний үр дүнд эерэг цэнэгтэй ионууд болон чөлөөт электронууд металлын болор торонд гарч ирдэг. Энэ тохиолдолд металлын катионууд нь болор торны зангилаанд байрладаг бөгөөд электронууд "электрон хий" гэж нэрлэгддэг эерэг төвийн талбарт чөлөөтэй хөдөлдөг.

Хоёр катионы хооронд сөрөг цэнэгтэй электрон байгаа нь катион бүрийг энэ электронтой харьцахад хүргэдэг.

Тиймээс, Металл холбоо гэдэг нь болор даяар чөлөөтэй хөдөлж буй электронуудын таталцлаар үүсдэг металл талст дахь эерэг ионуудын хоорондын холбоо юм.

Метал дахь валентийн электронууд талст даяар жигд тархсан байдаг тул ионы холбоо шиг металлын холбоо нь чиглэлгүй холбоо юм. Ковалент холбооноос ялгаатай нь металлын холбоо нь ханаагүй холбоо юм. Металлын холбоо нь ковалент холбооноос бат бөх чанараараа ялгаатай. Эрчим хүч металл холболтковалент холболтын энергиэс ойролцоогоор 3-4 дахин бага.

Электрон хийн хөдөлгөөн ихтэй тул металууд нь өндөр цахилгаан болон дулаан дамжуулалтаар тодорхойлогддог.

Металл болор нь маш энгийн харагддаг боловч үнэн хэрэгтээ түүний электрон бүтэц нь ионы давсны талстуудаас илүү төвөгтэй байдаг. Металл элементүүдийн гаднах электрон бүрхүүлд бүрэн хэмжээний "октет" ковалент эсвэл ионы холбоо үүсгэх хангалттай электронууд байдаггүй. Тиймээс хийн төлөвт ихэнх металлууд нь нэг атомын молекулуудаас бүрддэг (өөрөөр хэлбэл бие биетэйгээ холбоогүй бие даасан атомууд). Ердийн жишээ бол мөнгөн усны уур юм. Тиймээс металлын атомуудын хоорондох металлын холбоо нь зөвхөн шингэн ба хатуу төлөвт хуримтлагддаг.

Металл холбоог дараах байдлаар тодорхойлж болно: үүссэн талст дахь зарим металлын атомууд атомуудын хоорондох зайд валентийн электронуудаа өгч (натрийн хувьд энэ нь ... 3s1) ион болж хувирдаг. Кристал дахь бүх металлын атомууд ижил байдаг тул валентийн электроноо алдах магадлалтай.

Өөрөөр хэлбэл, төвийг сахисан ба ионжсон металлын атомуудын хооронд электрон дамжуулалт нь эрчим хүчний хэрэглээгүйгээр явагддаг. Энэ тохиолдолд зарим электронууд атомуудын хоорондох зайд "электрон хий" хэлбэрээр үргэлжилдэг.

Эдгээр чөлөөт электронууд нь нэгдүгээрт, металлын атомуудыг бие биенээсээ тодорхой тэнцвэрийн зайд байлгадаг.

Хоёрдугаарт, тэдгээр нь металуудад "металл гялалзах" шинж чанарыг өгдөг (чөлөөт электронууд гэрлийн квантуудтай харьцаж чаддаг).

Гуравдугаарт, чөлөөт электронууд нь металыг сайн цахилгаан дамжуулах чадвартай болгодог. Металлын өндөр дулаан дамжилтын чанарыг атом хоорондын орон зайд чөлөөт электронууд байгаатай холбон тайлбарладаг - тэдгээр нь энергийн өөрчлөлтөд амархан хариу үйлдэл үзүүлж, болор дотор хурдан шилжихэд хувь нэмэр оруулдаг.

Металл болорын электрон бүтцийн хялбаршуулсан загвар.

******** Металл натрийг жишээ болгон ашиглаад атомын орбиталуудын талаархи үзэл бодлын үүднээс металлын холбооны мөн чанарыг авч үзье. Натрийн атом нь бусад олон металлын нэгэн адил валентийн электрон дутагдалтай боловч чөлөөт валентын орбиталууд байдаг. Натрийн ганц 3s электрон нь ойр орбиталууд руу шилжих чадвартай. Кристал дахь атомууд ойртох тусам хөрш атомуудын гаднах орбиталууд давхцаж, электронууд нь талст дотор чөлөөтэй хөдөлдөг.

Гэсэн хэдий ч "электрон хий" нь санагдах шиг эмх замбараагүй биш юм. Металл талст дахь чөлөөт электронууд нь тойрог замд давхцаж, тодорхой хэмжээгээр хуваалцаж, ковалент холбоо мэт зүйлийг үүсгэдэг. Натри, кали, рубиди болон бусад металлын s-элементүүд нь энгийн электронууд багатай байдаг тул талстууд нь эмзэг, хайлдаг. Валентийн электронуудын тоо нэмэгдэхийн хэрээр металлын бат бэх ерөнхийдөө нэмэгддэг.

Тиймээс металлын холбоог атомууд нь гаднах бүрхүүлд валентийн электронууд цөөн байдаг элементүүдээр үүсгэдэг. Металлын холбоог гүйцэтгэдэг эдгээр валентийн электронууд нь маш их хуваагддаг тул металлын талстыг бүхэлд нь хөдөлгөж, металлын өндөр цахилгаан дамжуулалтыг хангаж чаддаг.

NaCl талст нь ионуудын хоорондын зайд чөлөөт электрон байхгүй тул цахилгаан гүйдэлд ордоггүй. Натрийн атомын өгсөн бүх электронууд хлорын ионуудад бат бөх байдаг. Энэ бол ионы талст ба металлын хоорондох чухал ялгаануудын нэг юм.

Металл холболтын талаар та одоо мэдэж байгаа зүйл нь ихэнх металлын өндөр уян хатан чанарыг тайлбарлахад тусалдаг. Металлыг нимгэн хуудас болгон тэгшлээд утсаар зурж болно. Баримт нь метал болор дахь атомын бие даасан давхаргууд бие биенээ харьцангуй амархан гулсуулж чаддаг: хөдөлгөөнт "электрон хий" нь эерэг ионуудын хөдөлгөөнийг байнга зөөлрүүлж, бие биенээсээ хамгаалдаг.

Мэдээжийн хэрэг, давс нь мөн талст бодис боловч хоолны давстай ийм зүйл хийх боломжгүй юм. Ионы талстуудад валентийн электронууд атомын цөмтэй нягт холбоотой байдаг. Ионы нэг давхаргын нөгөөтэй харьцуулахад шилжих нь ижил цэнэгийн ионуудыг ойртуулж, тэдгээрийн хооронд хүчтэй түлхэлт үүсгэж, талстыг устгахад хүргэдэг (NaCl нь эмзэг бодис юм).

Ионы талстуудын давхаргын шилжилт нь ижил төстэй ионуудын хооронд их хэмжээний түлхэлтийн хүч үүсэх ба болорыг устгахад хүргэдэг.

Навигац

• Бодисын тоон шинж чанарт үндэслэн хосолсон асуудлыг шийдвэрлэх
• Асуудлыг шийдвэрлэх. Бодисын найрлагын тогтмол байдлын хууль. Бодисын "молийн масс" ба "химийн хэмжээ" гэсэн ойлголтыг ашиглан тооцоо хийх

Ионууд нь электроноо алдсан эсвэл авсан атомууд бөгөөд үүний үр дүнд зарим цэнэгтэй байдаг. Эхлээд хоёр төрлийн ион байдгийг сануулмаар байна. катионууд(цөмийн эерэг цэнэг нь сөрөг цэнэгтэй электронуудын тооноос их) ба анионууд(цөмийн цэнэг электронуудын тооноос бага). Эсрэг цэнэгтэй хоёр ионы харилцан үйлчлэлийн үр дүнд ионы холбоо үүсдэг.

Ион ба ковалент холбоо

Энэ төрлийн холбоо нь ковалент бондын онцгой тохиолдол юм. Энэ тохиолдолд электрон сөрөг байдлын ялгаа нь маш том (Полингын дагуу 1.7-оос их) тул нийтлэг хос электронууд хэсэгчлэн шилждэггүй, харин илүү өндөр электрон сөрөг хүчин чадалтай атом руу бүрэн шилждэг. Тиймээс ионы холбоо үүсэх нь ионуудын хооронд хүчтэй электростатик харилцан үйлчлэлийн үр дүн юм. 100% ионы холбоо гэж байдаггүй гэдгийг ойлгох нь чухал. Энэ нэр томъёог "ионы шинж чанарууд" илүү тод илэрхийлэгддэг (өөрөөр хэлбэл электрон хос нь илүү электрон сөрөг атом руу хүчтэй хазайсан) тохиолдолд ашиглагддаг.

Ионы холболтын механизм

Бараг бүрэн эсвэл хоосон валенттай (гадна) бүрхүүлтэй атомууд амархан ордог. химийн урвал. Валентын бүрхүүл дэх хоосон орбитал цөөхөн байх тусам атом гаднаас электрон хүлээн авах магадлал өндөр болно. Мөн эсрэгээр - гаднах бүрхүүл дээр цөөн электрон байх тусам атом электроноо өгөх магадлал өндөр байдаг.

Цахилгаан сөрөг чанар

Энэ нь атомын электроныг өөртөө татах чадвар тул хамгийн их дүүргэсэн валентын бүрхүүлтэй атомууд илүү электрон сөрөг байдаг.

Ердийн металл электроныг өгөхөд илүү бэлэн байдаг бол ердийн металл бус нь электроныг авахыг хүсдэг. Тиймээс ионы холбоог ихэвчлэн металл ба металл бусаар үүсгэдэг. Өөр нэг төрлийн ионы холбоог тусад нь дурдах хэрэгтэй - молекул. Үүний онцлог нь ионуудын үүрэг нь бие даасан атомууд биш, харин бүхэл бүтэн молекулууд юм.

Ионы бондын диаграм

Зурагт натрийн фтор үүсэхийг бүдүүвчээр харуулав. Натри нь цахилгаан сөрөг чанар багатай бөгөөд валентын бүрхүүлд (VO) зөвхөн нэг электрон байдаг. Фтор нь цахилгаан сөрөг нөлөөтэй бөгөөд BO-г дүүргэхийн тулд зөвхөн нэг электрон хэрэгтэй. Натрийн BO-аас электрон нь фторын BO руу очиж, тойрог замыг дүүргэж, үүний үр дүнд хоёр атом нь эсрэг цэнэг авч, бие биедээ татагддаг.

Ионы бондын шинж чанарууд

Ионы холбоо нь нэлээд хүчтэй - дулааны энергийн тусламжтайгаар түүнийг устгахад маш хэцүү байдаг тул ионы холбоо бүхий бодисууд өндөр температурхайлах. Үүний зэрэгцээ ионуудын харилцан үйлчлэлийн радиус нэлээд бага байгаа нь үүнийг тодорхойлдог эмзэг байдалижил төстэй холболтууд. Түүний хамгийн чухал шинж чанарууд нь чиглэлийн дутагдал, ханаагүй байдал. Чиглэлгүй байдал нь хэлбэрээс үүсдэг цахилгаан оронБөмбөрцөг хэлбэртэй, катион эсвэл анионуудтай бүх чиглэлд харилцан үйлчлэх чадвартай ион. Энэ тохиолдолд хоёр ионы талбайнууд бүрэн нөхөгдөөгүй бөгөөд үүний үр дүнд тэд нэмэлт ионуудыг өөртөө татаж, болор үүсгэдэг - энэ нь ханаагүй байдал гэж нэрлэгддэг үзэгдэл юм. Ионы талстуудад молекулууд байдаггүй бөгөөд бие даасан катионууд ба анионууд нь эсрэг тэмдгийн олон ионоор хүрээлэгдсэн байдаг бөгөөд тэдгээрийн тоо нь орон зай дахь атомуудын байрлалаас ихээхэн хамаардаг.

Хүснэгтийн давс (NaCl) талстууд нь ионы бондын ердийн жишээ юм.

Химийн холболтын онол нь орчин үеийн химийн шинжлэх ухаанд маш чухал байр суурь эзэлдэг. Энэ нь атомууд яагаад нэгдэж химийн бөөмс үүсгэдэгийг тайлбарлаж, эдгээр хэсгүүдийн тогтвортой байдлыг харьцуулах боломжийг олгодог. Химийн холболтын онолыг ашиглан янз бүрийн нэгдлүүдийн найрлага, бүтцийг урьдчилан таамаглах боломжтой. Зарим химийн холбоог таслах, бусдыг бий болгох тухай ойлголт нь химийн урвалын үед бодисын хувирлын талаархи орчин үеийн санаануудын үндэс юм.

Химийн холбоо- энэ бол химийн бөөмс эсвэл талстуудын тогтвортой байдлыг тодорхойлдог атомуудын харилцан үйлчлэл юм. Цэнэглэгдсэн бөөмс: катион ба анион, цөм ба электронуудын электростатик харилцан үйлчлэлийн улмаас химийн холбоо үүсдэг. Атомууд нэгдэх үед нэг атомын цөм болон нөгөө атомын электронуудын хооронд татах хүч, мөн цөм хоорондын болон электронуудын хооронд түлхэх хүч үйлчилж эхэлдэг. Зарим зайд эдгээр хүчнүүд бие биенээ тэнцвэржүүлж, 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).

Ионы харилцан үйлчлэл

Хэрэв атом нэг буюу хэд хэдэн электроноо алдвал эерэг ион - катион болж хувирна (Грек хэлнээс "доошоо" гэж орчуулсан) устөрөгчийн H +, литийн Li +, барийн Ba 2+ катионууд үүсдэг. Электроныг олж авснаар атомууд сөрөг ионууд болж хувирдаг (грек хэлнээс "анион" - дээшлэх) анионуудын жишээ бол фторын ион F -, сульфидын ион S 2− юм.

Катион ба анионууд бие биенээ татах чадвартай. Энэ тохиолдолд химийн холбоо үүсч, химийн нэгдлүүд үүсдэг. Энэ төрлийн химийн холбоог ионы холбоо гэж нэрлэдэг.

Ионы холбоокатион ба анионуудын хоорондох электростатик таталцлын улмаас үүссэн химийн холбоо юм.

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.

Ионы холбоо үүсэхийн тулд иончлолын энергийн утгуудын нийлбэр байх шаардлагатай Э би(катион үүсэх) ба электроны хамаарал А д(анион үүсэх) энергийн хувьд таатай байх ёстой. Энэ нь атомуудын хооронд ионы холбоо үүсэхийг хязгаарладаг идэвхтэй металлууд(IA ба IIA бүлгийн элементүүд, IIIA бүлгийн зарим элементүүд болон зарим шилжилтийн элементүүд) болон идэвхтэй металл бус (галоген, халькоген, азот).

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.

Ионы радиус

Ионы холболтын энгийн электростатик загвар нь уг ойлголтыг ашигладаг ионы радиус. Хөрш зэргэлдээх катион ба анионы радиусуудын нийлбэр нь цөмийн хоорондын зайтай тэнцүү байх ёстой.

r 0 = r + + r −

Гэсэн хэдий ч катион ба анионы хоорондох хил хязгаарыг хаана зурах нь тодорхойгүй хэвээр байна. Өнөөдөр электрон үүлний давхцал үргэлж байдаг тул цэвэр ионы холбоо байдаггүй нь мэдэгдэж байна. Ионы радиусыг тооцоолохын тулд хоёр атомын хоорондох электрон нягтыг тодорхойлох боломжийг олгодог судалгааны аргыг ашигладаг. Цөм хоорондын зай нь электрон нягтрал хамгийн бага байх цэг дээр хуваагдана.

Ионы хэмжээ нь олон хүчин зүйлээс хамаардаг. Ионы тогтмол цэнэгтэй бол атомын дугаар (мөн үүний улмаас цөмийн цэнэг) нэмэгдэх тусам ионы радиус буурдаг. Энэ нь ялангуяа лантанидын цувралд мэдэгдэхүйц бөгөөд ионы радиус нь (La 3+) 117 pm-ээс 100 pm (Lu 3+) хүртэл 6 координацын тоогоор нэг хэвийн өөрчлөгддөг. Энэ нөлөөг гэж нэрлэдэг. лантанидын шахалт.

Элементүүдийн бүлгүүдэд атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр ионы радиус ихэвчлэн нэмэгддэг. Гэсэн хэдий ч төлөө г-4 ба тав дахь үеийн элементүүд, лантанидын шахалтын улмаас ионы радиус хүртэл буурч болно (жишээлбэл, Zr 4+ хувьд 73 цагаас Hf 4+ хувьд 72 цаг хүртэл 4 зохицуулалттай).

Энэ хугацаанд ионы радиусын мэдэгдэхүйц бууралт ажиглагдаж байгаа бөгөөд энэ нь цөмд электронуудын таталцал нэмэгдэж, цөмийн цэнэг ба ионы өөрөө цэнэг нэгэн зэрэг нэмэгдэхтэй холбоотой: Na + -ийн хувьд 116 pm, 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 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (зохицуулалтын дугаар 4).

Эсрэг ионуудын хоорондох түлхэлтийн хүчний улмаас ионы хэмжээнд нөлөөлдөг тул ионы радиусуудын харьцуулалтыг зөвхөн координатын тоо ижил байх үед хийж болно. Энэ нь Ag + ионы жишээн дээр тодорхой харагдаж байна; түүний ионы радиус нь зохицуулалтын дугаар 2, 4, 6-д тус тус 81, 114, 129 pm байна.

Ионы нэгдлийн бүтэц нь ялгаатай ионуудын хоорондох хамгийн их таталцал ба ижил төстэй ионуудын хамгийн бага түлхэлтээр тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь катион ба анионуудын ионы радиусуудын харьцаагаар тодорхойлогддог. Үүнийг энгийн геометрийн байгууламжуудаар харуулж болно.

Хандлага r + : r −	Катионы зохицуулалтын дугаар	Байгаль орчин	Жишээ
0,225−0,414	4	Тетраэдр	ZnS
0,414−0,732	6	Октаэдр	NaCl
0,732−1,000	8	Куб	CsCl
>1,000	12	Додекаэдр	Ионы талстуудад байдаггүй

Ионы бондын энерги

Ионы нэгдлүүдийг холбох энерги нь бие биенээсээ хязгааргүй алслагдсан хийн эсрэг ионуудаас үүсэх үед ялгардаг энерги юм. Зөвхөн цахилгаан статик хүчийг авч үзвэл харилцан үйлчлэлийн нийт энергийн 90 орчим хувийг эзэлдэг бөгөөд үүнд цахилгаан статик бус хүчний хувь нэмэр (жишээлбэл, электрон бүрхүүлийн түлхэлт) орно.

Хоёр чөлөөт ионы хооронд ионы холбоо үүсэх үед тэдгээрийн таталцлын энерги тодорхойлогдоно Кулоны хууль:

Э(adv.) = q + q− / (4π r ε),

Хаана q+ ба q− - харилцан үйлчлэх ионуудын цэнэг; rтэдгээрийн хоорондох зай, ε нь орчны диэлектрик тогтмол юм.

Цэнэгүүдийн нэг нь сөрөг тул энергийн үнэ цэнэ нь мөн сөрөг байх болно.

Кулоны хуулийн дагуу хязгааргүй бага зайд татах энерги нь хязгааргүй их байх ёстой. Гэсэн хэдий ч ионууд цэгийн цэнэг биш тул ийм зүйл болохгүй. Ионууд бие биедээ ойртох үед электрон үүлний харилцан үйлчлэлийн улмаас тэдгээрийн хооронд түлхэх хүч үүсдэг. Ионы түлхэлтийн энергийг Борн тэгшитгэлээр тодорхойлно.

Э(отт.) = IN / r n,

Хаана IN- зарим тогтмол, n 5-аас 12 хүртэлх утгыг авч болно (ионуудын хэмжээнээс хамаарч). Нийт энергийг таталцлын болон түлхэлтийн энергийн нийлбэрээр тодорхойлно.

Э = Э(adv.) + Э(от.)

Түүний үнэ цэнэ нь хамгийн багадаа дамждаг. Хамгийн бага цэгийн координатууд нь тэнцвэрийн зайтай тохирч байна r 0 ба ионуудын харилцан үйлчлэлийн тэнцвэрт энерги Э 0:

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

Кристал торонд үргэлж байдаг илүү их тоохос ионуудын хоорондын харилцан үйлчлэлээс илүү. Энэ тоо нь үндсэндээ болор торны төрлөөр тодорхойлогддог. Бүх харилцан үйлчлэлийг (зай нэмэгдэх тусам сулардаг) харгалзан үзэхийн тулд ионы болор торны энергийн илэрхийлэлд Маделунгийн тогтмол гэгддэг. А:

Э(adv.) = А q + q− / (4π r ε)

Маделунгийн тогтмолын утга нь зөвхөн торны геометрээр тодорхойлогддог бөгөөд ионуудын радиус ба цэнэгээс хамаардаггүй. Жишээлбэл, натрийн хлоридын хувьд 1.74756 байна.

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 шийдэл нь цахилгаан гүйдэл дамжуулах чадвартай. 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 электрон үүлний давхцлын улмаас үүсдэг.

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.