พันธะไอออนิกระหว่างอะตอม พันธะไอออนิกเกิดขึ้นได้อย่างไร: ตัวอย่าง ลักษณะของพันธะไอออนิก

7.1. พันธะเคมีคืออะไร

ในบทที่แล้ว คุณได้คุ้นเคยกับองค์ประกอบและโครงสร้างของอะตอมที่แยกได้ของธาตุต่างๆ และศึกษาลักษณะพลังงานของธาตุต่างๆ แต่ในธรรมชาติรอบตัวเรา อะตอมที่อยู่โดดเดี่ยวนั้นหายากมาก อะตอมของธาตุเกือบทั้งหมด "มีแนวโน้มที่จะ" รวมกันเป็นโมเลกุลหรืออนุภาคทางเคมีที่ซับซ้อนกว่าอื่นๆ โดยทั่วไปกล่าวกันว่าในกรณีนี้พันธะเคมีเกิดขึ้นระหว่างอะตอม

อิเล็กตรอนมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี คุณจะได้เรียนรู้ว่าสิ่งนี้เกิดขึ้นได้อย่างไรโดยการศึกษาบทนี้ แต่ก่อนอื่น เราต้องตอบคำถามว่าทำไมอะตอมจึงสร้างพันธะเคมี เราสามารถตอบคำถามนี้ได้โดยไม่ต้องรู้อะไรเกี่ยวกับธรรมชาติของการเชื่อมโยงเหล่านี้: “เพราะมันมีประโยชน์อย่างแข็งขัน!” แต่เมื่อตอบคำถามว่าพลังงานที่ได้รับนั้นมาจากไหนเมื่อมีพันธะเกิดขึ้น เราจะพยายามทำความเข้าใจว่าพันธะเคมีเกิดขึ้นได้อย่างไรและทำไม

เช่นเดียวกับโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม เคมีควอนตัมศึกษาพันธะเคมีในรายละเอียดและเป็นวิทยาศาสตร์อย่างเคร่งครัด คุณและฉันสามารถใช้ประโยชน์จากข้อสรุปที่สำคัญที่สุดบางข้อที่จัดทำโดยนักวิทยาศาสตร์เท่านั้น ในกรณีนี้ เพื่ออธิบายพันธะเคมี เราจะใช้แบบจำลองที่ง่ายที่สุดรูปแบบหนึ่ง ซึ่งจัดให้มีพันธะเคมีสามประเภท (ไอออนิก โควาเลนต์ และโลหะ)

ข้อควรจำ - คุณสามารถใช้โมเดลใดก็ได้อย่างเชี่ยวชาญโดยทราบขีดจำกัดของการบังคับใช้ของโมเดลนี้เท่านั้น โมเดลที่เราจะใช้ก็มีข้อจำกัดในการบังคับใช้เช่นกัน ตัวอย่างเช่น ภายในกรอบของแบบจำลองนี้ ไม่สามารถอธิบายพันธะเคมีในโมเลกุลของออกซิเจน โบโรไฮไดรด์ส่วนใหญ่ และสารอื่นๆ บางชนิดได้ แบบจำลองที่ซับซ้อนมากขึ้นใช้เพื่ออธิบายพันธะเคมีในสารเหล่านี้

1. หากอะตอมที่ถูกพันธะมีขนาดแตกต่างกันมาก อะตอมขนาดเล็ก (มีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอน) จะดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมขนาดใหญ่ (มีแนวโน้มที่จะบริจาคอิเล็กตรอน) และ พันธะไอออนิก- พลังงานของผลึกไอออนิกน้อยกว่าพลังงานของอะตอมที่แยกได้ ดังนั้นพันธะไอออนิกจึงเกิดขึ้นแม้ว่าอะตอมจะไม่สามารถสร้างเปลือกอิเล็กตรอนให้สมบูรณ์ได้โดยการบริจาคอิเล็กตรอน (พันธะไอออนิกอาจยังไม่สมบูรณ์อยู่ ง- หรือ ฉ-ระดับย่อย) ลองดูตัวอย่าง

2. ถ้าอะตอมที่ถูกพันธะมีขนาดเล็ก ( รโอ<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 พันธะโควาเลนต์.
การก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ในอวกาศถือได้ว่าเป็นการทับซ้อนกัน เมฆอิเล็กตรอนเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ของอะตอมต่างกัน ในกรณีนี้อิเล็กตรอนคู่หนึ่งจะก่อตัวเป็นเมฆอิเล็กตรอนทั่วไปที่ยึดอะตอมไว้ ยิ่งความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในบริเวณทับซ้อนกันมากเท่าไร พลังงานจะถูกปล่อยออกมามากขึ้นเมื่อเกิดพันธะดังกล่าว
ก่อนที่จะพิจารณาตัวอย่างที่ง่ายที่สุดของการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์ เราตกลงที่จะแสดงเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมโดยมีจุดรอบๆ สัญลักษณ์ของอะตอมนี้ โดยมีจุดคู่หนึ่งแทนคู่อิเล็กตรอนเดี่ยวและคู่อิเล็กตรอนของพันธะโควาเลนต์ และแต่ละจุดแสดงถึงอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ ด้วยการกำหนดนี้ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม เช่น ฟลูออรีน จะแสดงด้วยสัญลักษณ์ และสัญลักษณ์ของอะตอมออกซิเจน - สูตรที่สร้างจากสัญลักษณ์ดังกล่าวเรียกว่า สูตรอิเล็กทรอนิกส์หรือสูตรของ Lewis (นักเคมีชาวอเมริกัน Gilbert Newton Lewis เสนอไว้ในปี 1916) ในแง่ของปริมาณข้อมูลที่ส่ง สูตรอิเล็กทรอนิกส์จัดอยู่ในกลุ่มสูตรโครงสร้าง ตัวอย่างการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์โดยอะตอม:

3. ถ้าอะตอมที่ถูกพันธะมีขนาดใหญ่ ( ร o > 1A) จากนั้นพวกมันทั้งหมดก็มีแนวโน้มที่จะสละอิเล็กตรอนไม่มากก็น้อย และแนวโน้มที่จะยอมรับอิเล็กตรอนของผู้อื่นนั้นไม่มีนัยสำคัญ ดังนั้นอะตอมขนาดใหญ่เหล่านี้จึงไม่สามารถสร้างพันธะไอออนิกซึ่งกันและกันได้ พันธะโควาเลนต์ระหว่างพวกมันก็กลายเป็นสิ่งที่ไม่เอื้ออำนวยเช่นกัน เนื่องจากความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในเมฆอิเล็กตรอนภายนอกขนาดใหญ่ไม่มีนัยสำคัญ ในกรณีนี้ เมื่อสารเคมีถูกสร้างขึ้นจากอะตอมดังกล่าว เวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่ถูกพันธะทั้งหมดจะถูกแบ่งใช้ร่วมกัน (เวเลนซ์อิเล็กตรอนกลายเป็นเรื่องธรรมดาสำหรับอะตอมทั้งหมด) และเกิดผลึกโลหะ (หรือของเหลว) ซึ่งอะตอมเชื่อมต่อกันด้วย พันธะโลหะ

จะทราบได้อย่างไรว่าพันธะประเภทใดก่อให้เกิดอะตอมของธาตุในสารบางชนิด?
ตามตำแหน่งของธาตุในระบบธรรมชาติของธาตุเคมี เช่น
1. ซีเซียมคลอไรด์ CsCl. อะตอมซีเซียม (กลุ่ม IA) มีขนาดใหญ่และปล่อยอิเล็กตรอนได้ง่าย และอะตอมของคลอรีน (กลุ่ม VIIA) มีขนาดเล็กและยอมรับได้ง่าย ดังนั้นพันธะในซีเซียมคลอไรด์จึงเป็นไอออนิก
2. คาร์บอนไดออกไซด์ CO2 . อะตอมของคาร์บอน (กลุ่ม IVA) และออกซิเจน (กลุ่ม VI) มีขนาดไม่แตกต่างกันมาก - ทั้งสองมีขนาดเล็ก มีแนวโน้มที่จะรับอิเล็กตรอนแตกต่างกันเล็กน้อย ดังนั้นพันธะในโมเลกุล CO 2 จึงเป็นโควาเลนต์
3. ไนโตรเจน เอ็น 2 สารง่ายๆ. อะตอมที่ถูกพันธะจะเท่ากันและมีขนาดเล็ก ดังนั้นพันธะในโมเลกุลไนโตรเจนจึงเป็นโควาเลนต์
4. แคลเซียม แคลเซียม สารง่ายๆ. อะตอมที่ถูกพันธะจะเหมือนกันและมีขนาดค่อนข้างใหญ่ ดังนั้นพันธะในผลึกแคลเซียมจึงเป็นโลหะ
5. แบเรียม-tetraaluminum BaAl 4 . อะตอมของธาตุทั้งสองมีขนาดค่อนข้างใหญ่ โดยเฉพาะอะตอมของแบเรียม ดังนั้นธาตุทั้งสองจึงมีแนวโน้มที่จะให้อิเล็กตรอนเพียงอย่างเดียว ดังนั้นพันธะในสารประกอบนี้จึงเป็นโลหะ

พันธะไอออนิก พันธะโควาเลนต์ พันธะโลหะ สภาพของการก่อตัว
1.อะไรคือสาเหตุของการเชื่อมโยงระหว่างอะตอมและการก่อตัวของพันธะเคมีระหว่างกัน?
2.เหตุใดก๊าซมีตระกูลจึงไม่ได้ประกอบด้วยโมเลกุล แต่เป็นอะตอม
3. กำหนดประเภทของพันธะเคมีในสารประกอบไบนารี: a) KF, K 2 S, SF 4 ; b) MgO, Mg 2 Ba, จาก 2; c) Cu 2 O, CaSe, SeO 2 4. กำหนดชนิดของพันธะเคมีใน สารง่ายๆ: ก) นา, พี, เฟ; ข) ส 8, เอฟ 2, พี 4; ค) Mg, Pb, Ar

7.ซ. ไอออน พันธะไอออนิก

ในย่อหน้าก่อนหน้านี้ คุณได้รู้จักกับไอออน ซึ่งเกิดขึ้นเมื่ออะตอมแต่ละอะตอมยอมรับหรือบริจาคอิเล็กตรอน ในกรณีนี้ จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสของอะตอมจะสิ้นสุดลง เท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนในเปลือกอิเล็กตรอน และอนุภาคเคมีได้รับประจุไฟฟ้า
แต่ไอออนก็สามารถมีนิวเคลียสได้มากกว่าหนึ่งนิวเคลียสเช่นเดียวกับในโมเลกุล ไอออนดังกล่าวเป็นระบบเดียวที่ประกอบด้วยนิวเคลียสของอะตอมหลายตัวและเปลือกอิเล็กตรอน ต่างจากโมเลกุลตรงที่จำนวนโปรตอนทั้งหมดในนิวเคลียสไม่เท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในเปลือกอิเล็กตรอน ดังนั้นประจุไฟฟ้าของไอออน

มีไอออนประเภทใดบ้าง? นั่นคือจะแตกต่างกันอย่างไร?
ขึ้นอยู่กับจำนวนนิวเคลียสของอะตอม ไอออนจะถูกแบ่งออกเป็น เรียบง่าย(หรือ โมเลกุลเดี่ยว) นั่นคือประกอบด้วยหนึ่งนิวเคลียส (เช่น K, O 2) และ ซับซ้อน(หรือ โพลีอะตอมมิก) นั่นคือประกอบด้วยนิวเคลียสหลายตัว (เช่น CO 3 2, 3) ไอออนเชิงเดี่ยวมีประจุแบบอะนาล็อกของอะตอม และไอออนเชิงซ้อนมีประจุแบบอะนาล็อกของโมเลกุล
ตามสัญลักษณ์ของประจุ ไอออนจะถูกแบ่งออกเป็นแคตไอออน และ แอนไอออน.

ตัวอย่างของแคตไอออน: K (โพแทสเซียมไอออน), Fe 2 (ไอออนของเหล็ก), NH 4 (แอมโมเนียมไอออน), 2 (ไอออนทองแดงเตตระแอมมีน) ตัวอย่างของแอนไอออน: Cl (คลอไรด์ไอออน), N 3 (ไนไตรด์ไอออน), PO 4 3 (ฟอสเฟตไอออน), 4 (ไอออนเฮกซาไซยาโนเฟอร์เรต)

ตามค่าประจุ ไอออนจะถูกแบ่งออกเป็น นัดเดียว(K, Cl, NH 4, NO 3 เป็นต้น) ชาร์จสองครั้ง(Ca 2, O 2, SO 4 2 ฯลฯ) ที่ชาร์จสามอัน(อัล 3, ปอ 4 3 เป็นต้น) เป็นต้น

ดังนั้น เราจะเรียกไอออน PO 4 3 ว่าเป็นไอออนเชิงซ้อนที่มีประจุสามเท่า และไอออน Ca 2 เป็นไอออนบวกเชิงซ้อนที่มีประจุสองเท่า

นอกจากนี้ไอออนยังมีขนาดแตกต่างกันอีกด้วย ขนาดของไอออนเชิงเดี่ยวถูกกำหนดโดยรัศมีของไอออนนั้นหรือ รัศมีไอออนิก- ขนาดของไอออนเชิงซ้อนนั้นจำแนกลักษณะได้ยากกว่า รัศมีของไอออนไม่สามารถวัดได้โดยตรง เช่นเดียวกับรัศมีของอะตอม (ตามที่คุณเข้าใจ ไอออนไม่มีขอบเขตที่ชัดเจน) ดังนั้นเพื่อระบุลักษณะเฉพาะของไอออนที่แยกได้ที่พวกเขาใช้ รัศมีไอออนิกของวงโคจร(ตัวอย่างอยู่ในตารางที่ 17)

ตารางที่ 17. รัศมีวงโคจรของไอออนเชิงเดี่ยวบางชนิด

		วงโคจร รัศมี, ก			วงโคจร รัศมี, ก
หลี่			เอฟ		0,400
นา			Cl		0,742
เค			บ		0,869
รบี			ฉัน		1,065
คส			O2		0,46
เป็น 2			เอส 2		0,83
มก. 2

พันธะไอออนิก

(ใช้วัสดุจากเว็บไซต์ http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

พันธะไอออนิกเกิดขึ้นผ่านแรงดึงดูดไฟฟ้าสถิตระหว่างไอออนที่มีประจุตรงข้ามกัน ไอออนเหล่านี้เกิดขึ้นจากการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากอะตอมหนึ่งไปยังอีกอะตอมหนึ่ง พันธะไอออนิกเกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่มีความต่างของอิเล็กโตรเนกาติวีตี้สูง (โดยปกติจะมากกว่า 1.7 ในระดับพอลลิง) เช่น ระหว่างโลหะอัลคาไลกับอะตอมของฮาโลเจน

ให้เราพิจารณาการเกิดขึ้นของพันธะไอออนิกโดยใช้ตัวอย่างการก่อตัวของ NaCl

จากสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

นา 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 และ

คลาส 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

ชัดเจนว่าจะต้องทำให้เสร็จ ระดับภายนอกอะตอมโซเดียมจะยอมสละอิเล็กตรอนหนึ่งตัวได้ง่ายกว่าได้เจ็ดตัว และอะตอมของคลอรีนจะได้รับอิเล็กตรอนหนึ่งตัวยังง่ายกว่าได้เจ็ดตัวอีกด้วย ในปฏิกิริยาเคมี อะตอมโซเดียมจะให้อิเล็กตรอนหนึ่งตัว และอะตอมของคลอรีนจะรับอิเล็กตรอนไป ส่งผลให้ เปลือกอิเล็กทรอนิกส์อะตอมของโซเดียมและคลอรีนจะถูกแปลงเป็นเปลือกอิเล็กตรอนที่เสถียรของก๊าซมีตระกูล (การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของโซเดียมไอออนบวก

นา + 1s 2 2s 2 2p 6,

และการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของไอออนคลอรีนคือ

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6)

ปฏิกิริยาระหว่างไฟฟ้าสถิตของไอออนทำให้เกิดโมเลกุล NaCl

ลักษณะของพันธะเคมีมักจะสะท้อนให้เห็น สถานะของการรวมตัวและคุณสมบัติทางกายภาพของสสาร สารประกอบไอออนิก เช่น โซเดียมคลอไรด์ NaCl มีความแข็งและทนไฟได้ เนื่องจากมีแรงดึงดูดไฟฟ้าสถิตอันทรงพลังระหว่างประจุของไอออน "+" และ "–"

คลอรีนไอออนที่มีประจุลบไม่เพียงดึงดูดไอออน Na+ “ของตัวมันเอง” เท่านั้น แต่ยังดึงดูดไอออนโซเดียมอื่นๆ ที่อยู่รอบๆ ด้วย สิ่งนี้นำไปสู่ความจริงที่ว่าใกล้กับไอออนใด ๆ ไม่มีไอออนที่มีเครื่องหมายตรงกันข้าม แต่มีไอออนหลายตัว

โครงสร้างของผลึกโซเดียมคลอไรด์ NaCl

ในความเป็นจริง มีโซเดียม 6 ไอออนรอบๆ คลอรีนไอออนแต่ละตัว และคลอไรด์ 6 ไอออนรอบๆ โซเดียมไอออนแต่ละตัว การบรรจุไอออนตามลำดับนี้เรียกว่าผลึกไอออนิก หากอะตอมของคลอรีนเดี่ยวถูกแยกออกมาในผลึก ดังนั้นในบรรดาอะตอมของโซเดียมที่อยู่รอบๆ จะไม่สามารถค้นหาอะตอมที่ทำปฏิกิริยากับคลอรีนได้อีกต่อไป

เมื่อดึงดูดกันด้วยแรงไฟฟ้าสถิต ไอออนจึงไม่เต็มใจอย่างยิ่งที่จะเปลี่ยนตำแหน่งภายใต้อิทธิพลของแรงภายนอกหรืออุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น แต่ถ้าโซเดียมคลอไรด์ละลายและยังคงถูกให้ความร้อนในสุญญากาศ มันจะระเหยกลายเป็นโมเลกุล NaCl แบบไดอะตอมมิก นี่แสดงให้เห็นว่าแรงยึดเหนี่ยวโควาเลนต์ไม่เคยถูกปิดสนิท

ลักษณะพื้นฐานของพันธะไอออนิกและคุณสมบัติของสารประกอบไอออนิก

1. พันธะไอออนิกคือพันธะเคมีที่รุนแรง พลังงานของพันธะนี้อยู่ที่ประมาณ 300 – 700 kJ/mol

2. พันธะไอออนิกต่างจากพันธะโควาเลนต์ตรงที่ไม่มีทิศทาง เนื่องจากไอออนสามารถดึงดูดไอออนที่มีเครื่องหมายตรงกันข้ามเข้าหาตัวมันเองในทุกทิศทาง

3. พันธะไอออนิกไม่อิ่มตัวซึ่งแตกต่างจากพันธะโควาเลนต์เนื่องจากปฏิสัมพันธ์ของไอออนของเครื่องหมายตรงกันข้ามไม่ได้นำไปสู่การชดเชยสนามพลังร่วมกันโดยสมบูรณ์

4. ในระหว่างการก่อตัวของโมเลกุลด้วยพันธะไอออนิก การถ่ายโอนอิเล็กตรอนโดยสมบูรณ์จะไม่เกิดขึ้น ดังนั้นจึงไม่มีพันธะไอออนิกร้อยเปอร์เซ็นต์ในธรรมชาติ ในโมเลกุล NaCl พันธะเคมีจะมีไอออนิกเพียง 80% เท่านั้น

5. สารประกอบที่มีพันธะไอออนิกจะเป็นของแข็ง สารที่เป็นผลึกมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง

6. สารประกอบไอออนิกส่วนใหญ่ละลายได้ในน้ำ ดำเนินการแก้ปัญหาและการละลายของสารประกอบไอออนิก กระแสไฟฟ้า.

การเชื่อมต่อโลหะ

ผลึกโลหะมีโครงสร้างที่แตกต่างกัน หากคุณตรวจสอบชิ้นส่วนของโลหะโซเดียม คุณจะพบว่ารูปลักษณ์ของมันแตกต่างจากเกลือแกงอย่างมาก โซเดียมเป็นโลหะเนื้ออ่อน ใช้มีดตัดง่าย แบนด้วยค้อน สามารถละลายได้ง่ายในถ้วยบนตะเกียงแอลกอฮอล์ (จุดหลอมเหลว 97.8 o C) ในผลึกโซเดียม แต่ละอะตอมจะถูกล้อมรอบด้วยอะตอมที่คล้ายกันอีกแปดอะตอม

โครงสร้างผลึกของโลหะ Na

จากรูปแสดงว่าอะตอม Na ที่อยู่ตรงกลางลูกบาศก์มีเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุด 8 อะตอม แต่อาจกล่าวได้เช่นเดียวกันเกี่ยวกับอะตอมอื่นๆ ในคริสตัล เนื่องจากพวกมันทั้งหมดเหมือนกัน คริสตัลประกอบด้วยชิ้นส่วนที่ทำซ้ำ "อนันต์" ดังแสดงในรูปนี้

อะตอมของโลหะที่ระดับพลังงานภายนอกมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนจำนวนเล็กน้อย เนื่องจากพลังงานไอออไนเซชันของอะตอมโลหะต่ำ เวเลนซ์อิเล็กตรอนจึงยังคงอยู่ในอะตอมเหล่านี้ได้น้อย เป็นผลให้ไอออนที่มีประจุบวกและอิเล็กตรอนอิสระปรากฏในโครงตาข่ายคริสตัลของโลหะ ในกรณีนี้ แคตไอออนของโลหะจะอยู่ที่โหนดของโครงตาข่ายคริสตัล และอิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่อย่างอิสระในสนามของจุดศูนย์กลางบวกซึ่งก่อให้เกิดสิ่งที่เรียกว่า "ก๊าซอิเล็กตรอน"

การมีอยู่ของอิเล็กตรอนที่มีประจุลบระหว่างแคตไอออนสองตัวทำให้แคตไอออนแต่ละตัวมีปฏิกิริยากับอิเล็กตรอนตัวนี้

ดังนั้น, พันธะโลหะคือพันธะระหว่างไอออนบวกในผลึกโลหะที่เกิดขึ้นผ่านการดึงดูดของอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่อย่างอิสระทั่วทั้งผลึก

เนื่องจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนในโลหะมีการกระจายเท่าๆ กันทั่วทั้งคริสตัล พันธะโลหะก็เหมือนกับพันธะไอออนิก จึงเป็นพันธะไม่มีทิศทาง พันธะโลหะเป็นพันธะไม่อิ่มตัวซึ่งแตกต่างจากพันธะโควาเลนต์ พันธะโลหะยังแตกต่างจากพันธะโควาเลนต์ในด้านความแข็งแรงอีกด้วย พลังงาน การเชื่อมต่อโลหะน้อยกว่าพลังงานของพันธะโควาเลนต์ประมาณสามถึงสี่เท่า

เนื่องจากแก๊สอิเล็กตรอนมีความคล่องตัวสูง โลหะจึงมีคุณลักษณะการนำไฟฟ้าและความร้อนสูง

ผลึกโลหะดูค่อนข้างเรียบง่าย แต่จริงๆ แล้วโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของมันซับซ้อนกว่าผลึกเกลือไอออนิก มีอิเล็กตรอนไม่เพียงพอในเปลือกอิเล็กตรอนด้านนอกขององค์ประกอบโลหะที่จะสร้างพันธะโควาเลนต์หรือไอออนิก "ออคเต็ต" ที่สมบูรณ์ ดังนั้นในสถานะก๊าซ โลหะส่วนใหญ่จึงประกอบด้วยโมเลกุลที่มีอะตอมเดี่ยว (กล่าวคือ อะตอมแต่ละอะตอมไม่ได้เชื่อมต่อถึงกัน) ตัวอย่างทั่วไปคือไอปรอท ดังนั้นพันธะโลหะระหว่างอะตอมของโลหะจึงเกิดขึ้นในสถานะการรวมตัวของของเหลวและของแข็งเท่านั้น

พันธะโลหะสามารถอธิบายได้ดังต่อไปนี้: อะตอมของโลหะบางส่วนในคริสตัลที่เกิดขึ้นจะปล่อยเวเลนซ์อิเล็กตรอนไปยังช่องว่างระหว่างอะตอม (สำหรับโซเดียมคือ...3s1) และกลายเป็นไอออน เนื่องจากอะตอมของโลหะทั้งหมดในคริสตัลเท่ากัน แต่ละอะตอมจึงมีโอกาสสูญเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน

กล่าวอีกนัยหนึ่ง การถ่ายโอนอิเล็กตรอนระหว่างอะตอมของโลหะที่เป็นกลางและไอออนไนซ์เกิดขึ้นโดยไม่มีการใช้พลังงาน อิเล็กตรอนบางตัวมักไปอยู่ในช่องว่างระหว่างอะตอมในรูปของ "ก๊าซอิเล็กตรอน"

ประการแรก อิเล็กตรอนอิสระเหล่านี้จะยึดอะตอมของโลหะไว้ที่ระยะห่างสมดุลจากกัน

ประการที่สอง พวกมันทำให้โลหะมีคุณลักษณะ “ความแวววาวของโลหะ” (อิเล็กตรอนอิสระสามารถโต้ตอบกับควอนตัมแสงได้)

ประการที่สาม อิเล็กตรอนอิสระจะทำให้โลหะมีค่าการนำไฟฟ้าที่ดี การนำความร้อนสูงของโลหะยังอธิบายได้จากการมีอิเล็กตรอนอิสระอยู่ในอวกาศระหว่างอะตอม - พวกมัน "ตอบสนอง" ต่อการเปลี่ยนแปลงของพลังงานได้อย่างง่ายดายและมีส่วนทำให้การถ่ายโอนในคริสตัลรวดเร็ว

แบบจำลองอย่างง่ายของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของคริสตัลโลหะ

******** ใช้โซเดียมของโลหะเป็นตัวอย่าง ขอให้เราพิจารณาธรรมชาติของพันธะโลหะจากมุมมองของแนวคิดเกี่ยวกับออร์บิทัลของอะตอม อะตอมโซเดียมก็เหมือนกับโลหะอื่นๆ ตรงที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนขาด แต่มีวงโคจรเวเลนซ์อิสระ โซเดียมอิเล็กตรอน 3 วินาทีตัวเดียวสามารถเคลื่อนที่ไปยังออร์บิทัลที่อยู่ใกล้เคียงที่มีพลังงานใกล้เคียงอย่างอิสระได้ เมื่ออะตอมในคริสตัลเข้ามาใกล้กันมากขึ้น วงโคจรด้านนอกของอะตอมข้างเคียงจะทับซ้อนกัน ทำให้อิเล็กตรอนที่ปล่อยออกมาสามารถเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระทั่วทั้งคริสตัล

อย่างไรก็ตาม "ก๊าซอิเล็กตรอน" ไม่ได้เป็นระเบียบเท่าที่ควร อิเล็กตรอนอิสระในผลึกโลหะอยู่ในวงโคจรที่ทับซ้อนกันและมีการใช้ร่วมกันในระดับหนึ่ง ก่อตัวเป็นพันธะโควาเลนต์ โซเดียม โพแทสเซียม รูบิเดียม และธาตุโลหะอื่น ๆ มีอิเล็กตรอนร่วมกันเพียงไม่กี่ตัว ดังนั้นผลึกของพวกมันจึงเปราะบางและหลอมละลายได้ เมื่อจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น โดยทั่วไปความแข็งแรงของโลหะก็จะเพิ่มขึ้น

ดังนั้นพันธะโลหะจึงมีแนวโน้มที่จะเกิดจากองค์ประกอบที่อะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนน้อยในเปลือกนอก เวเลนซ์อิเล็กตรอนเหล่านี้ซึ่งทำหน้าที่เป็นพันธะโลหะ มีการใช้ร่วมกันมากจนสามารถเคลื่อนที่ไปทั่วผลึกโลหะและให้ค่าการนำไฟฟ้าสูงของโลหะ

ผลึก NaCl ไม่นำไฟฟ้าเนื่องจากไม่มีอิเล็กตรอนอิสระในช่องว่างระหว่างไอออน อิเล็กตรอนทั้งหมดที่ได้รับบริจาคจากอะตอมโซเดียมจะถูกยึดไว้อย่างแน่นหนาโดยไอออนของคลอรีน นี่เป็นหนึ่งในความแตกต่างที่สำคัญระหว่างผลึกไอออนิกกับโลหะ

สิ่งที่คุณรู้เกี่ยวกับการยึดเหนี่ยวของโลหะในตอนนี้จะช่วยอธิบายความอ่อนตัวสูง (ความเหนียว) ของโลหะส่วนใหญ่ได้ โลหะสามารถรีดเป็นแผ่นบางๆ แล้วดึงเป็นลวดได้ ความจริงก็คือแต่ละชั้นของอะตอมในผลึกโลหะสามารถเลื่อนเข้าหากันได้ค่อนข้างง่าย: "ก๊าซอิเล็กตรอน" ที่เคลื่อนที่ได้จะทำให้การเคลื่อนที่ของไอออนบวกแต่ละตัวอ่อนลงอย่างต่อเนื่อง โดยปกป้องพวกมันจากกันและกัน

แน่นอนว่าเกลือแกงไม่สามารถทำอะไรแบบนี้ได้ แม้ว่าเกลือจะเป็นสารที่เป็นผลึกก็ตาม ในผลึกไอออนิก เวเลนซ์อิเล็กตรอนจะเกาะติดกับนิวเคลียสของอะตอมอย่างแน่นหนา การเปลี่ยนแปลงของไอออนชั้นหนึ่งเมื่อเทียบกับอีกชั้นหนึ่งจะทำให้ไอออนที่มีประจุเดียวกันอยู่ใกล้กันมากขึ้น และทำให้เกิดการผลักกันอย่างรุนแรงระหว่างไอออนทั้งสอง ส่งผลให้เกิดการทำลายคริสตัล (NaCl เป็นสารที่เปราะบาง)

การเลื่อนชั้นของคริสตัลไอออนิกทำให้เกิดแรงผลักขนาดใหญ่ระหว่างไอออนที่คล้ายคลึงกันและการทำลายคริสตัล

การนำทาง

• การแก้ปัญหารวมกันตามลักษณะเชิงปริมาณของสาร
• การแก้ปัญหา กฎความคงตัวขององค์ประกอบของสาร การคำนวณโดยใช้แนวคิดเรื่อง "มวลโมลาร์" และ "ปริมาณสารเคมี" ของสาร

ไอออนคืออะตอมที่สูญเสียหรือได้รับอิเล็กตรอน และส่งผลให้มีประจุบางส่วน ก่อนอื่น ฉันอยากจะเตือนคุณว่าไอออนมีสองประเภท: ไพเพอร์(ประจุบวกของนิวเคลียสมากกว่าจำนวนอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ) และ แอนไอออน(ประจุของนิวเคลียสน้อยกว่าจำนวนอิเล็กตรอน) พันธะไอออนิกเกิดขึ้นจากอันตรกิริยาของไอออนสองตัวที่มีประจุตรงกันข้าม

พันธะไอออนิกและโควาเลนต์

พันธะประเภทนี้เป็นกรณีพิเศษของพันธะโควาเลนต์ ความแตกต่างของอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ในกรณีนี้มีขนาดใหญ่มาก (มากกว่า 1.7 ตามข้อมูลของพอลลิง) จนทำให้คู่อิเล็กตรอนทั่วไปไม่ได้ถูกแทนที่บางส่วน แต่ถูกถ่ายโอนไปยังอะตอมโดยสมบูรณ์ด้วยอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ที่สูงกว่า ดังนั้นการก่อตัวของพันธะไอออนิกจึงเป็นผลมาจากการเกิดปฏิกิริยาระหว่างไฟฟ้าสถิตที่รุนแรงระหว่างไอออน สิ่งสำคัญคือต้องเข้าใจว่าไม่มีพันธะไอออนิก 100% คำนี้ใช้ถ้า "คุณลักษณะไอออนิก" เด่นชัดกว่า (กล่าวคือ คู่อิเล็กตรอนมีความเอนเอียงอย่างมากต่ออะตอมที่มีอิเล็กโตรเนกาติตีมากกว่า)

กลไกพันธะไอออนิก

อะตอมที่มีวาเลนซ์ (เปลือกนอก) เกือบเต็มหรือเกือบว่างเปล่าจะเข้าไปได้ง่ายที่สุด ปฏิกิริยาเคมี- ยิ่งวงโคจรว่างในเปลือกวาเลนซ์น้อยลง โอกาสที่อะตอมจะได้รับอิเล็กตรอนจากภายนอกก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น และในทางกลับกัน ยิ่งมีอิเล็กตรอนอยู่บนเปลือกนอกน้อยเท่าไร อะตอมก็จะยิ่งปล่อยอิเล็กตรอนออกไปมากขึ้นเท่านั้น

อิเล็กโทรเนกาติวีตี้

นี่คือความสามารถของอะตอมในการดึงดูดอิเล็กตรอนเข้าสู่ตัวมันเอง ดังนั้นอะตอมที่มีเปลือกเวเลนซ์เต็มมากที่สุดจึงมีประจุไฟฟ้ามากกว่า

โลหะทั่วไปเต็มใจที่จะสละอิเล็กตรอนมากกว่า ในขณะที่โลหะที่ไม่ใช่โลหะทั่วไปจะเต็มใจที่จะกำจัดพวกมันออกไปมากกว่า ดังนั้นพันธะไอออนิกจึงมักเกิดจากโลหะและอโลหะ ควรกล่าวถึงพันธะไอออนิกประเภทอื่นแยกกัน - โมเลกุล- ลักษณะเฉพาะของมันคือบทบาทของไอออนไม่ใช่อะตอมเดี่ยว แต่เป็นโมเลกุลทั้งหมด

แผนภาพพันธะไอออนิก

แผนภาพแสดงการก่อตัวของโซเดียมฟลูออไรด์ โซเดียมมีอิเล็กโทรเนกาติวีตี้ต่ำและมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวในเปลือกเวเลนซ์ (VO) ฟลูออรีนมีอิเล็กโตรเนกาติวีตี้สูงกว่ามากและต้องการเพียงอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวในการเติม BO อิเล็กตรอนจากโซเดียม BO ไปที่ฟลูออรีน BO ซึ่งเติมเต็มวงโคจรซึ่งเป็นผลมาจากการที่อะตอมทั้งสองมีประจุตรงกันข้ามและดึงดูดซึ่งกันและกัน

คุณสมบัติของพันธะไอออนิก

พันธะไอออนิกค่อนข้างแรง - เป็นการยากมากที่จะทำลายมันด้วยความช่วยเหลือของพลังงานความร้อนดังนั้นสารที่มีพันธะไอออนิกจึงมี อุณหภูมิสูงละลาย- ในขณะเดียวกันรัศมีปฏิสัมพันธ์ของไอออนก็ค่อนข้างต่ำซึ่งเป็นตัวกำหนด ความเปราะบางการเชื่อมต่อที่คล้ายกัน คุณสมบัติที่สำคัญที่สุดคือ ขาดทิศทางและความอิ่มตัว- การไม่มีทิศทางมาจากรูปแบบ สนามไฟฟ้าไอออนซึ่งเป็นทรงกลมและมีความสามารถในการโต้ตอบกับแคตไอออนหรือแอนไอออนในทุกทิศทาง ในกรณีนี้สนามของไอออนทั้งสองไม่ได้รับการชดเชยอย่างสมบูรณ์ซึ่งเป็นผลมาจากการที่พวกมันถูกบังคับให้ดึงดูดไอออนเพิ่มเติมให้กับตัวเองจนกลายเป็นผลึก - นี่คือปรากฏการณ์ที่เรียกว่าความไม่อิ่มตัว ในผลึกไอออนิกไม่มีโมเลกุลและไอออนบวกและแอนไอออนแต่ละตัวถูกล้อมรอบด้วยไอออนจำนวนมากที่มีเครื่องหมายตรงข้ามซึ่งจำนวนนั้นขึ้นอยู่กับตำแหน่งของอะตอมในอวกาศเป็นหลัก

ผลึกเกลือแกง (NaCl) เป็นตัวอย่างทั่วไปของพันธะไอออนิก

ทฤษฎีพันธะเคมีมีบทบาทสำคัญในเคมีสมัยใหม่ อธิบายว่าเหตุใดอะตอมจึงรวมกันก่อตัวเป็นอนุภาคเคมี และช่วยให้สามารถเปรียบเทียบความเสถียรของอนุภาคเหล่านี้ได้ การใช้ทฤษฎีพันธะเคมีสามารถทำนายองค์ประกอบและโครงสร้างของสารประกอบต่างๆ ได้ แนวคิดในการทำลายพันธะเคมีบางส่วนและก่อรูปพันธะเคมีขึ้นเป็นรากฐานของแนวคิดสมัยใหม่เกี่ยวกับการเปลี่ยนแปลงของสารในระหว่างปฏิกิริยาเคมี

พันธะเคมี- นี่คือปฏิสัมพันธ์ของอะตอมซึ่งกำหนดความเสถียรของอนุภาคเคมีหรือคริสตัลโดยรวม พันธะเคมีเกิดขึ้นเนื่องจากปฏิกิริยาระหว่างไฟฟ้าสถิตระหว่างอนุภาคที่มีประจุ ได้แก่ แคตไอออนและแอนไอออน นิวเคลียสและอิเล็กตรอน เมื่ออะตอมมารวมกัน แรงดึงดูดจะเริ่มกระทำระหว่างนิวเคลียสของอะตอมหนึ่งกับอิเล็กตรอนของอีกอะตอมหนึ่ง เช่นเดียวกับแรงผลักระหว่างนิวเคลียสและระหว่างอิเล็กตรอน ในระยะหนึ่ง กองกำลังเหล่านี้จะสมดุลซึ่งกันและกัน และเกิดอนุภาคเคมีที่เสถียรขึ้น

เมื่อพันธะเคมีเกิดขึ้น การกระจายตัวใหม่ของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนของอะตอมในสารประกอบสามารถเกิดขึ้นได้เมื่อเปรียบเทียบกับอะตอมอิสระ ในกรณีที่รุนแรงสิ่งนี้นำไปสู่การก่อตัวของอนุภาคที่มีประจุ - ไอออน (จาก "ไอออน" ของกรีก - กำลังไป)

ปฏิกิริยาของไอออน

หากอะตอมสูญเสียอิเล็กตรอนตั้งแต่หนึ่งตัวขึ้นไปมันจะกลายเป็นไอออนบวก - ไอออนบวก (แปลจากภาษากรีก - "ลงไป") นี่คือวิธีที่ไอออนบวกของไฮโดรเจน H +, ลิเธียม Li +, แบเรียม Ba 2+ . เมื่อได้รับอิเล็กตรอน อะตอมจะกลายเป็นไอออนลบ - แอนไอออน (จากภาษากรีก "แอนไอออน" - ขึ้นไป) ตัวอย่างของแอนไอออน ได้แก่ ฟลูออไรด์ไอออน F −, ซัลไฟด์ไอออน S 2−

แคตไอออนและแอนไอออนสามารถดึงดูดซึ่งกันและกันได้ ในกรณีนี้จะเกิดพันธะเคมีและสารประกอบทางเคมีเกิดขึ้น พันธะเคมีประเภทนี้เรียกว่าพันธะไอออนิก:

พันธะไอออนิกเป็นพันธะเคมีที่เกิดจากแรงดึงดูดไฟฟ้าสถิตระหว่างแคตไอออนและแอนไอออน

กลไกของการเกิดพันธะไอออนิกสามารถพิจารณาได้โดยใช้ตัวอย่างปฏิกิริยาระหว่างโซเดียมกับคลอรีน อะตอมของโลหะอัลคาไลจะสูญเสียอิเล็กตรอนอย่างง่ายดาย ในขณะที่อะตอมของฮาโลเจนจะได้รับหนึ่งตัว เป็นผลให้เกิดโซเดียมไอออนบวกและคลอไรด์ไอออน พวกมันสร้างการเชื่อมต่อเนื่องจากแรงดึงดูดของไฟฟ้าสถิตระหว่างพวกมัน

ปฏิกิริยาระหว่างแคตไอออนและแอนไอออนไม่ได้ขึ้นอยู่กับทิศทาง ดังนั้นพันธะไอออนิกจึงกล่าวได้ว่าไม่มีทิศทาง ไอออนบวกแต่ละตัวสามารถดึงดูดไอออนลบจำนวนเท่าใดก็ได้ และในทางกลับกัน นี่คือสาเหตุที่พันธะไอออนิกไม่อิ่มตัว จำนวนอันตรกิริยาระหว่างไอออนในสถานะของแข็งจะถูกจำกัดด้วยขนาดของคริสตัลเท่านั้น ดังนั้นคริสตัลทั้งหมดจึงควรถือเป็น "โมเลกุล" ของสารประกอบไอออนิก

เพื่อให้พันธะไอออนิกเกิดขึ้น จำเป็นต้องมีผลรวมของค่าพลังงานไอออไนเซชัน อี ฉัน(สำหรับการเกิดแคตไอออน) และความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน ก จ(สำหรับการสร้างประจุลบ) จะต้องมีความกระฉับกระเฉง สิ่งนี้จำกัดการก่อตัวของพันธะไอออนิกระหว่างอะตอม โลหะที่ใช้งานอยู่(องค์ประกอบของหมู่ IA และ IIA องค์ประกอบของหมู่ IIIA และธาตุทรานซิชันบางส่วน) และอโลหะที่มีฤทธิ์ (ฮาโลเจน ชาลโคเจน ไนโตรเจน)

ในทางปฏิบัติแล้วไม่มีพันธะไอออนิกในอุดมคติเลย แม้แต่ในสารประกอบเหล่านั้นที่มักจัดอยู่ในประเภทไอออนิก ก็ยังไม่มีการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากอะตอมหนึ่งไปยังอีกอะตอมหนึ่งโดยสมบูรณ์ อิเล็กตรอนยังคงมีการใช้งานทั่วไปบางส่วน ดังนั้นพันธะในลิเธียมฟลูออไรด์จึงเป็นไอออนิก 80% และโควาเลนต์ 20% ดังนั้นจึงเป็นการถูกต้องมากกว่าที่จะพูดถึง ระดับของไอออนิก(ขั้ว) ของพันธะเคมีโควาเลนต์ เชื่อกันว่าด้วยค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ขององค์ประกอบ 2.1 พันธะจะมีไอออนิก 50% หากความแตกต่างมากขึ้น สารประกอบนั้นก็ถือเป็นไอออนิกได้

แบบจำลองไอออนิกของพันธะเคมีถูกนำมาใช้กันอย่างแพร่หลายเพื่ออธิบายคุณสมบัติของสารหลายชนิด โดยหลักแล้วเป็นสารประกอบของโลหะอัลคาไลและอัลคาไลน์เอิร์ทที่มีอโลหะ นี่เป็นเพราะความเรียบง่ายในการอธิบายสารประกอบดังกล่าว: เชื่อกันว่าพวกมันถูกสร้างขึ้นจากทรงกลมประจุที่ไม่สามารถอัดตัวได้ซึ่งสอดคล้องกับแคตไอออนและแอนไอออน ในกรณีนี้ ไอออนมีแนวโน้มที่จะจัดเรียงตัวเองในลักษณะที่มีแรงดึงดูดระหว่างไอออนมีสูงสุดและแรงผลักมีน้อยที่สุด

รัศมีไอออนิก

แบบจำลองไฟฟ้าสถิตอย่างง่ายของพันธะไอออนิกใช้แนวคิดนี้ รัศมีไอออนิก- ผลรวมของรัศมีของไอออนบวกและไอออนที่อยู่ใกล้เคียงจะต้องเท่ากับระยะห่างระหว่างนิวเคลียร์ที่สอดคล้องกัน:

ร 0 = ร + + ร −

อย่างไรก็ตาม ยังไม่มีความชัดเจนว่าควรวาดขอบเขตระหว่างไอออนบวกกับไอออนที่ใด ปัจจุบันเป็นที่ทราบกันดีว่าพันธะไอออนิกไม่มีอยู่จริง เนื่องจากมีเมฆอิเล็กตรอนทับซ้อนกันอยู่เสมอ ในการคำนวณรัศมีของไอออน จะใช้วิธีการวิจัยที่ช่วยให้สามารถระบุความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างสองอะตอมได้ ระยะห่างระหว่างนิวเคลียร์จะถูกแบ่ง ณ จุดที่ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนน้อยที่สุด

ขนาดของไอออนขึ้นอยู่กับหลายปัจจัย เมื่อมีประจุไอออนคงที่ เมื่อเลขอะตอม (และประจุนิวเคลียสด้วย) เพิ่มขึ้น รัศมีไอออนก็จะลดลง สิ่งนี้สังเกตได้ชัดเจนเป็นพิเศษในชุดแลนทาไนด์ โดยรัศมีไอออนิกเปลี่ยนจาก 117 น. สำหรับ (La 3+) เป็น 220 น. (Lu 3+) ที่หมายเลขประสานงาน 6 เอฟเฟกต์นี้เรียกว่า การบีบอัดแลนทาไนด์.

ในกลุ่มของธาตุ โดยทั่วไปรัศมีไอออนจะเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้น อย่างไรก็ตามสำหรับ ง- องค์ประกอบของช่วงเวลาที่สี่และห้า เนื่องจากการบีบอัดแลนทาไนด์ แม้แต่รัศมีไอออนิกที่ลดลงก็สามารถเกิดขึ้นได้ (เช่น จาก 193.00 น. สำหรับ Zr 4+ ถึง 19.00 น. สำหรับ Hf 4+ โดยมีหมายเลขประสานงานเป็น 4)

ในช่วงเวลาดังกล่าวรัศมีไอออนิกลดลงอย่างเห็นได้ชัดซึ่งสัมพันธ์กับการเพิ่มขึ้นของแรงดึงดูดของอิเล็กตรอนต่อนิวเคลียสพร้อมกับการเพิ่มขึ้นพร้อมกันในประจุของนิวเคลียสและประจุของไอออนเอง: 116 น. สำหรับ Na +, 20.00 น. สำหรับ Mg 2+, 18.00 น. สำหรับ Al 3+ (หมายเลขประสานงาน 6) ด้วยเหตุผลเดียวกัน การเพิ่มขึ้นของประจุไอออนทำให้รัศมีไอออนิกลดลงสำหรับองค์ประกอบหนึ่ง: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (หมายเลขประสานงาน 4)

การเปรียบเทียบรัศมีไอออนิกสามารถทำได้เมื่อเลขโคออร์ดิออนเท่ากันเท่านั้น เนื่องจากจะส่งผลต่อขนาดของไอออนเนื่องจากแรงผลักกันระหว่างประจุ เห็นได้ชัดเจนในตัวอย่างของ Ag + ไอออน รัศมีไอออนิกคือ 81, 114 และ 129 น. สำหรับหมายเลขประสานงาน 2, 4 และ 6 ตามลำดับ

โครงสร้างของสารประกอบไอออนิกในอุดมคติ ซึ่งกำหนดโดยการดึงดูดสูงสุดระหว่างไอออนที่ต่างกันกับแรงผลักขั้นต่ำของไอออนที่คล้ายกัน ส่วนใหญ่ถูกกำหนดโดยอัตราส่วนของรัศมีไอออนิกของแคตไอออนและแอนไอออน ซึ่งสามารถแสดงได้ด้วยโครงสร้างทางเรขาคณิตอย่างง่าย

ทัศนคติ ร + : ร −	หมายเลขประสานงานของแคตไอออน	สิ่งแวดล้อม	ตัวอย่าง
0,225−0,414	4	จัตุรมุข	สังกะสี
0,414−0,732	6	แปดด้าน	โซเดียมคลอไรด์
0,732−1,000	8	คิวบิก	ซีเอสซีแอล
>1,000	12	สิบสองหน้า	ไม่พบในผลึกไอออนิก

พลังงานพันธะไอออนิก

พลังงานยึดเหนี่ยวของสารประกอบไอออนิกคือพลังงานที่ปล่อยออกมาระหว่างการก่อตัวจากการรวมตัวกันของก๊าซซึ่งอยู่ห่างจากกันอย่างไม่มีที่สิ้นสุด เมื่อพิจารณาเฉพาะแรงไฟฟ้าสถิตเท่านั้นที่สอดคล้องกับประมาณ 90% ของพลังงานปฏิสัมพันธ์ทั้งหมด ซึ่งรวมถึงการมีส่วนร่วมของแรงที่ไม่เป็นไฟฟ้าสถิตด้วย (เช่น การผลักกันของเปลือกอิเล็กตรอน)

เมื่อพันธะไอออนิกเกิดขึ้นระหว่างไอออนอิสระสองตัว พลังงานของแรงดึงดูดของพวกมันจะถูกกำหนด กฎของคูลอมบ์:

อี(คำวิเศษณ์) = ถาม + ถาม− / (4π ร ε),

ที่ไหน ถาม+ และ ถาม− - ประจุของไอออนที่มีปฏิสัมพันธ์ รคือระยะห่างระหว่างพวกมัน ε คือค่าคงที่ไดอิเล็กทริกของตัวกลาง

เนื่องจากประจุใดประจุหนึ่งเป็นลบ ค่าพลังงานก็จะเป็นลบด้วย

ตามกฎของคูลอมบ์ ที่ระยะทางอันสั้น พลังงานดึงดูดจะต้องมีขนาดใหญ่อย่างไม่สิ้นสุด อย่างไรก็ตาม สิ่งนี้จะไม่เกิดขึ้น เนื่องจากไอออนไม่ใช่ประจุแบบจุด เมื่อไอออนเข้าใกล้กัน แรงผลักจะเกิดขึ้นระหว่างไอออนทั้งสองอันเนื่องมาจากปฏิสัมพันธ์ของเมฆอิเล็กตรอน พลังงานของการขับไล่ไอออนอธิบายไว้ในสมการที่เกิด:

อี(อต.) = ใน / ร,

ที่ไหน ใน- ค่าคงที่บางส่วน nสามารถรับค่าได้ตั้งแต่ 5 ถึง 12 (ขึ้นอยู่กับขนาดของไอออน) พลังงานทั้งหมดถูกกำหนดโดยผลรวมของพลังงานของแรงดึงดูดและแรงผลัก:

อี = อี(adv.) + อี(อื่น ๆ)

ค่าของมันผ่านจุดต่ำสุด พิกัดของจุดต่ำสุดสอดคล้องกับระยะทางสมดุล ร 0 และพลังงานสมดุลของปฏิสัมพันธ์ระหว่างไอออน อี 0:

อี 0 = ถาม + ถาม − (1 - 1 / n) / (4π ร 0 ε)

ในตาข่ายคริสตัลจะมีอยู่เสมอ จำนวนที่มากขึ้นอันตรกิริยามากกว่าระหว่างไอออนคู่หนึ่ง ตัวเลขนี้พิจารณาจากประเภทของโครงตาข่ายคริสตัลเป็นหลัก เพื่อคำนึงถึงปฏิกิริยาทั้งหมด (ลดลงตามระยะทางที่เพิ่มขึ้น) สิ่งที่เรียกว่าค่าคงที่ Madelung ถูกนำมาใช้ในการแสดงออกของพลังงานของโครงผลึกไอออนิก ก:

อี(คำวิเศษณ์) = ก ถาม + ถาม− / (4π ร ε)

ค่าของค่าคงที่ Madelung จะถูกกำหนดโดยเรขาคณิตของโครงตาข่ายเท่านั้น และไม่ขึ้นอยู่กับรัศมีและประจุของไอออน ตัวอย่างเช่น สำหรับโซเดียมคลอไรด์คือ 1.74756

สารประกอบเคมีทั้งหมดเกิดขึ้นจากการก่อตัวของพันธะเคมี และขึ้นอยู่กับประเภทของอนุภาคที่เชื่อมต่อนั้นมีหลายประเภท ขั้นพื้นฐานที่สุด– เหล่านี้ได้แก่ ขั้วโควาเลนต์, โควาเลนต์ไม่มีขั้ว, โลหะและไอออนิก วันนี้ เราจะคุยกันเกี่ยวกับไอออนิก

ไอออนคืออะไร

มันถูกสร้างขึ้นระหว่างสองอะตอม - ตามกฎแล้วโดยมีเงื่อนไขว่าความแตกต่างของอิเลคโตรเนกาติวีตี้ระหว่างพวกมันจะมีขนาดใหญ่มาก อิเลคโตรเนกาติวีตี้ของอะตอมและไอออนได้รับการประเมินโดยใช้สเกลพอลลิง

ดังนั้น เพื่อพิจารณาคุณลักษณะของสารประกอบได้อย่างถูกต้อง จึงได้นำแนวคิดเรื่องความเป็นไอออนิกมาใช้ คุณลักษณะนี้ช่วยให้คุณกำหนดเปอร์เซ็นต์ของพันธะเฉพาะที่เป็นไอออนิกได้

สารประกอบที่มีไอออนิกสูงที่สุดคือซีเซียมฟลูออไรด์ ซึ่งมีประมาณ 97% พันธะไอออนิกเป็นลักษณะเฉพาะสำหรับสารที่เกิดจากอะตอมของโลหะที่อยู่ในกลุ่มที่ 1 และ 2 ของตาราง D.I. Mendeleev และอะตอมของอโลหะที่อยู่ในกลุ่มที่หกและเจ็ดของตารางเดียวกัน

ใส่ใจ!เป็นที่น่าสังเกตว่าไม่มีสารประกอบใดที่ความสัมพันธ์เป็นแบบไอออนิกเพียงอย่างเดียว สำหรับการเปิดบน ในขณะนี้องค์ประกอบต่างๆ เป็นไปไม่ได้เลยที่จะบรรลุผลต่างอย่างมากของอิเล็กโตรเนกาติวีตี้เพื่อให้ได้สารประกอบไอออนิก 100% ดังนั้น คำจำกัดความของพันธะไอออนิกจึงไม่ถูกต้องทั้งหมด เนื่องจากจริงๆ แล้วมีการพิจารณาสารประกอบที่มีอันตรกิริยาไอออนิกบางส่วน

เหตุใดคำนี้จึงถูกนำมาใช้หากปรากฏการณ์ดังกล่าวไม่มีอยู่จริง? ความจริงก็คือวิธีการนี้ช่วยอธิบายความแตกต่างหลายประการในคุณสมบัติของเกลือ ออกไซด์ และสารอื่นๆ ตัวอย่างเช่น เหตุใดจึงสามารถละลายน้ำได้สูง และเหตุใดจึงละลายได้ สารละลายสามารถนำกระแสไฟฟ้าได้- สิ่งนี้ไม่สามารถอธิบายได้จากมุมมองอื่น

กลไกการศึกษา

การก่อตัวของพันธะไอออนิกจะเกิดขึ้นได้ก็ต่อเมื่อตรงตามเงื่อนไขสองประการ: หากอะตอมของโลหะที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาสามารถให้อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานสุดท้ายได้อย่างง่ายดายและอะตอมที่ไม่ใช่โลหะสามารถรับอิเล็กตรอนเหล่านี้ได้ อะตอมของโลหะโดยธรรมชาติแล้วเป็นตัวรีดิวซ์นั่นคือสามารถทำได้ การบริจาคอิเล็กตรอน.

นี่เป็นเพราะความจริงที่ว่าระดับพลังงานสุดท้ายในโลหะสามารถมีอิเล็กตรอนได้ตั้งแต่หนึ่งถึงสามตัวและรัศมีของอนุภาคนั้นค่อนข้างใหญ่ ดังนั้นแรงปฏิสัมพันธ์ระหว่างนิวเคลียสและอิเล็กตรอนในระดับสุดท้ายจึงมีน้อยมากจนสามารถปล่อยทิ้งไว้ได้ง่าย สถานการณ์ของอโลหะแตกต่างไปจากเดิมอย่างสิ้นเชิง พวกเขามี รัศมีเล็กและจำนวนอิเล็กตรอนของตัวเองในระดับสุดท้ายสามารถมีได้ตั้งแต่สามถึงเจ็ด

และปฏิสัมพันธ์ระหว่างพวกมันกับนิวเคลียสเชิงบวกนั้นค่อนข้างแข็งแกร่ง แต่อะตอมใด ๆ พยายามที่จะทำให้ระดับพลังงานสมบูรณ์ ดังนั้นอะตอมที่ไม่ใช่โลหะจึงพยายามเพื่อให้ได้อิเล็กตรอนที่หายไป

และเมื่ออะตอมสองอะตอม - โลหะและอโลหะมาพบกัน อิเล็กตรอนจะถ่ายโอนจากอะตอมของโลหะไปยังอะตอมที่ไม่ใช่โลหะ และปฏิกิริยาทางเคมีจะเกิดขึ้น

แผนภาพการเชื่อมต่อ

รูปนี้แสดงให้เห็นชัดเจนว่าการก่อตัวของพันธะไอออนิกเกิดขึ้นได้อย่างไร เริ่มแรกจะมีอะตอมของโซเดียมและคลอรีนที่มีประจุเป็นกลาง

ตัวแรกมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวที่ระดับพลังงานสุดท้าย และเจ็ดตัวที่สอง ต่อไป อิเล็กตรอนจะถ่ายโอนจากโซเดียมไปเป็นคลอรีน และเกิดเป็นไอออน 2 ตัว ซึ่งรวมตัวกันเป็นสาร ไอออนคืออะไร? ไอออนเป็นอนุภาคที่มีประจุซึ่ง จำนวนโปรตอนไม่เท่ากับจำนวนอิเล็กตรอน.

ความแตกต่างจากประเภทโควาเลนต์

เนื่องจากความจำเพาะของมัน พันธะไอออนิกจึงไม่มีทิศทาง นี่เป็นเพราะความจริงที่ว่าสนามไฟฟ้าของไอออนนั้นเป็นทรงกลมและลดลงหรือเพิ่มขึ้นในทิศทางเดียวอย่างสม่ำเสมอโดยปฏิบัติตามกฎเดียวกัน

ต่างจากโควาเลนต์ที่เกิดจากการทับซ้อนกันของเมฆอิเล็กตรอน

ข้อแตกต่างประการที่สองก็คือ พันธะโควาเลนต์อิ่มตัว- มันหมายความว่าอะไร? จำนวนคลาวด์อิเล็กทรอนิกส์ที่สามารถมีส่วนร่วมในการโต้ตอบนั้นมีจำกัด

และในอิออนเนื่องจากสนามไฟฟ้ามีรูปร่างเป็นทรงกลมจึงสามารถเชื่อมต่อกับไอออนได้ไม่จำกัดจำนวน ซึ่งหมายความว่าเราสามารถพูดได้ว่ามันไม่อิ่มตัว

นอกจากนี้ยังสามารถระบุได้ด้วยคุณสมบัติอื่นๆ หลายประการ:

1. พลังงานการสื่อสารคือ ลักษณะเชิงปริมาณและขึ้นอยู่กับปริมาณพลังงานที่ต้องใช้เพื่อทำลายมัน ขึ้นอยู่กับเกณฑ์สองประการ - ความยาวพันธะและประจุไอออนมีส่วนร่วมในการศึกษา ยิ่งพันธะแข็งแกร่งเท่าใด ความยาวก็จะสั้นลงและประจุของไอออนที่ก่อตัวก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น
2. ความยาว - เกณฑ์นี้ได้ถูกกล่าวถึงแล้วในย่อหน้าก่อนหน้า ขึ้นอยู่กับรัศมีของอนุภาคที่เกี่ยวข้องกับการก่อตัวของสารประกอบเท่านั้น รัศมีของอะตอมเปลี่ยนแปลงดังนี้: ลดลงในช่วงเวลาหนึ่งโดยมีจำนวนอะตอมเพิ่มขึ้นและเพิ่มขึ้นในกลุ่ม

สารที่มีพันธะไอออนิก

เป็นเรื่องปกติสำหรับจำนวนที่มีนัยสำคัญ สารประกอบเคมี- นี่เป็นส่วนใหญ่ของเกลือทั้งหมด รวมถึงเกลือแกงที่รู้จักกันดีด้วย มันเกิดขึ้นในทุกการเชื่อมต่อที่มีทางตรง การสัมผัสระหว่างโลหะกับอโลหะ- นี่คือตัวอย่างบางส่วนของสารที่มีพันธะไอออนิก:

• โซเดียมและโพแทสเซียมคลอไรด์
• ซีเซียมฟลูออไรด์,
• แมกนีเซียมออกไซด์

นอกจากนี้ยังสามารถปรากฏอยู่ในสารประกอบเชิงซ้อนได้อีกด้วย

ตัวอย่างเช่น แมกนีเซียมซัลเฟต

นี่คือสูตรของสารที่มีพันธะไอออนิกและโควาเลนต์:

พันธะไอออนิกจะเกิดขึ้นระหว่างออกซิเจนกับแมกนีเซียมไอออน แต่ซัลเฟอร์เชื่อมต่อถึงกันผ่านพันธะโควาเลนต์มีขั้ว

ซึ่งเราสามารถสรุปได้ว่าพันธะไอออนิกเป็นลักษณะของสารประกอบเคมีเชิงซ้อน

พันธะไอออนิกในวิชาเคมีคืออะไร

ประเภทของพันธะเคมี - ไอออนิก, โควาเลนต์, โลหะ

บทสรุป

คุณสมบัติขึ้นอยู่กับอุปกรณ์โดยตรง ตาข่ายคริสตัล- ดังนั้นสารประกอบทั้งหมดที่มีพันธะไอออนิกจึงสามารถละลายได้สูงในน้ำและตัวทำละลายที่มีขั้วอื่นๆ ตัวนำและเป็นไดอิเล็กทริก ในขณะเดียวกันก็ค่อนข้างทนไฟและเปราะบาง คุณสมบัติของสารเหล่านี้มักถูกนำมาใช้ในการออกแบบอุปกรณ์ไฟฟ้า