Іонний хімічний зв'язок виникає між. Значення словосполучення «іонний зв'язок. Іони. Іонний зв'язок

Іонний зв'язок

Теорія хімічного зв'язкузаймає найважливіше місце у сучасній хімії. Вона пояснює, чому атоми об'єднуються у хімічні частки, і дозволяє порівнювати стійкість цих частинок. Використовуючи теорію хімічного зв'язку, можна, можливо передбачити склад та будову різних сполук. Поняття про розрив одних хімічних зв'язків та утворення інших лежить в основі сучасних уявлень про перетворення речовин у ході хімічних реакцій.

Хімічний зв'язок- це взаємодія атомів, що зумовлює стійкість хімічної часткиабо кристала як цілого. Хімічний зв'язокутворюється за рахунок електростатичної взаємодіїміж зарядженими частинками: катіонами та аніонами, ядрами та електронами. При зближенні атомів починають діяти сили тяжіння між ядром одного атома та електронами іншого, а також сили відштовхування між ядрами та між електронами . на певній відстані ці сили врівноважують одна одну, і утворюється стійка хімічна частка.

При утворенні хімічного зв'язку може відбутися істотний перерозподіл електронної густини атомів у поєднанні порівняно з вільними атомами.

У граничному випадку це призводить до утворення заряджених частинок - іонів (від грецького "іон" - що йде).

1 Взаємодія іонів

Якщо атом втрачає одинабо кілька електронів, то він перетворюється на позитивний іон - катіон(у перекладі з грецької – « що йде вниз»). Так утворюються катіони водню Н + , літію Li + , барію 2+. Купуючи електрони, атоми перетворюються на негативні іони - аніони(Від грецького "аніон" - що йде вгору). Прикладами аніонів є фторид іон F − , сульфід-іон S 2−.

Катіониі аніониздатні притягуватися один до одного. При цьому виникає хімічний зв'язок, і утворюються хімічні сполуки. Такий тип хімічного зв'язку називається іонним зв'язком:

2 Визначення Іонного зв'язку

Іонний зв'язок- це хімічний зв'язок, освіченаза рахунок електростатичного тяжіння між катіонамиі аніонами.

Механізм утворення іонного зв'язку можна розглянути на прикладі реакції між натрієм та хлором. Атом лужного металу легко втрачає електрон, а атом галогену - набуває. Внаслідок цього виникає катіон натріюі хлорид-іон. Вони утворюють з'єднання за рахунок електростатичного тяжіння між ними.

Взаємодія між катіонамиі аніонами не залежить від напрямкутому про іонний зв'язокговорять як про ненаправленою. Кожен катіонможе притягувати будь-яку кількість аніонів, і навпаки. Ось чому іонний зв'язокє ненасиченою. Число взаємодій між іонами у твердому стані обмежується лише розмірами кристала. Тому " молекулою" іонної сполуки слід вважати весь кристал.

Для виникнення іонного зв'язку необхідно, щоб сума значень енергії іонізації E i(Для освіти катіона)і спорідненості до електрона A e(Для освіти аніону)повинна бути енергетично вигідною. Це обмежує утворення іонного зв'язку атомами активних металів(елементи IA- та IIA-груп, деякі елементи IIIA-групи та деякі перехідні елементи) та активних неметалів(Галогени, халькогени, азот).

Ідеального іонного зв'язку практично не існує. Навіть у тих сполуках, які зазвичай відносять до іонним, не відбувається повного переходу електронів від одного атома до іншого; електрони частково залишаються у загальному користуванні. Так, зв'язок у фториді літіюна 80% іонна, а на 20% - ковалентна. Тому правильніше говорити про ступеня іонності (полярності) ковалентного хімічного зв'язку. Вважають, що за різниці електронегативностейелементів 2,1 зв'язокє на 50% іонної. При більшої різниціз'єднання можна вважати іонним.

Іонною моделлю хімічного зв'язку широко використовують для опису властивостей багатьох речовин, в першу чергу, з'єднань лужнихі лужноземельних металів з неметалами. Це обумовлено простотою опису таких сполук: вважають, що вони побудовані з нестримних заряджених сфер, що відповідають катіони та аніони. У цьому іони прагнуть розташуватися в такий спосіб, щоб сили тяжіння з-поміж них були максимальними, а сили відштовхування - мінімальними.

Іонний зв'язок- міцний хімічний зв'язок, що утворюється між атомами с великою різницею (>1,7 за шкалою Полінга) електронегативностей, при якій загальна електронна пара повністю переходить до атома з більшою електронегативністю.Це тяжіння іонів як різноіменно заряджених тіл. Прикладом може бути з'єднання CsF, у якому «ступінь іонності» становить 97 %.

Іонний зв'язок- крайній випадок поляризації ковалентного полярного зв'язку. Утворюється між типовими металом та неметалом. При цьому електрони у металу повністю переходять до неметалу. Утворюються іони.

Якщо хімічний зв'язок утворюється між атомами, які мають дуже велику різницю електронегативностей (ЕО > 1.7 за Полінгом), то загальна електронна пара повністю переходить до атома з більшою ЕО. Результатом цього є утворення сполуки протилежно заряджених іонів:

Між іонами, що утворилися електростатичне тяжіння, Яке називається іонним зв'язком. Точніше, такий погляд зручний. На ділі іонний зв'язокміж атомами в чистому вигляді не реалізується ніде чи майже нідезазвичай насправді зв'язок носить частково іонний, та частково ковалентний характер. У той же час зв'язок складних молекулярних іонів часто може вважатися чисто іонною. Найважливіші відмінності іонного зв'язку з інших типів хімічного зв'язку полягають у неспрямованості та ненасичення. Саме тому кристали, утворені за рахунок іонного зв'язку, тяжіють до різних щільних упаковок відповідних іонів.

3 Іонні радіуси

У простій електростатичної моделі іонного зв'язкувикористовується поняття іонних радіусів. Сума радіусів сусідніх катіону та аніону повинна дорівнювати відповідній міжядерній відстані:

r 0 = r + + r −

При цьому залишається незрозумілимде слід провести кордон між катіоном та аніоном. Сьогодні відомо, що чисто іонного зв'язку не існує, оскільки завжди є деяке перекриття електронних хмар. Для обчислення радіусів іонів використовують методи дослідження, які дозволяють визначати електронну густину між двома атомами. Міжядерну відстань ділять у точці, де електронна щільність мінімальна.

Розміри іона залежать від багатьох факторів. При постійному заряді іона зі зростанням порядкового номера(а отже, заряду ядра) іонний радіус зменшується. Це особливо добре помітно у ряді лантаноїдів, де іонні радіуси монотонно змінюються від 117 пм (La 3+) до 100 пм (Lu 3+) при координаційному числі 6. Цей ефект має назву лантаноїдного стиснення.

У групах елементів іонні радіуси загалом збільшуються із зростанням порядкового номера. Однак для d-елементів четвертого та п'ятого періодів внаслідок лантаноїдного стиснення може відбутися навіть зменшення іонного радіусу(наприклад, від 73 пм Zr 4+ до 72 пм Hf 4+ при координаційному числі 4).

У період відбувається помітне зменшення іонного радіусу, пов'язане з посиленням тяжіння електронів до ядра при одночасному зростанні заряду ядра та заряду самого іона: 116 пм у Na + , 86 пм у Mg 2+ , 68 пм у Al 3+ (координаційне число 6). З цієї ж причини збільшення заряду іона призводить до зменшення іонного радіусу для одного елемента: Fe 2+ 77 пм, Fe 3+ 63 пм, Fe 6+ 39 пм (координаційне число 4).

Порівняння іонних радіусівможна, можливо проводити лише за однакового координаційного числа, оскільки воно впливає на розмір іона через сили відштовхування між протиіонами. Це добре видно на прикладі іона Ag +; його іонний радіус дорівнює 81, 114 та 129 пмдля координаційних чисел 2, 4 та 6, відповідно.

Структура ідеального іонного з'єднання, обумовлена максимальним тяжінням між різноіменними іонами та мінімальним відштовхуванням однойменних іонів, багато в чому визначається співвідношенням іонних радіусів катіонів та аніонів. Це можна показати простими геометричними побудовами.

4 Енергія іонного зв'язку

Енергія зв'язокі для іонного з'єднання- це енергія, яка в виділяється при його утворенні з нескінченно віддалених один від одного газоподібних протиіонів. Розгляд тільки електростатичних сил відповідає близько 90% загальної енергії взаємодії, яка включає також внесок неелектростатичних сил(наприклад, відштовхування електронних оболонок).

Електрони від одного атома можуть перейти до іншого. Такий перерозподіл зарядів веде до утворення позитивно та негативно заряджених іонів (катіонів та аніонів). Між ними виникає особливий тип взаємодії – іонний зв'язок. Розглянемо докладніше спосіб її утворення, будову та властивості речовин.

Електронегативність

Атоми відрізняються за електроневід'ємністю (ЕО) - здатністю притягувати до себе електрони з валентних оболонок інших частинок. Для кількісного визначення використовується запропонована Л. Поллінг шкала відносної електронегативності (безрозмірна величина). Сильніше, ніж в інших елементів, виражена здатність притягувати до себе електрони у атомів фтору, його ЕО — 4. У шкалі Поллінга відразу ж за фтором йдуть кисень, азот, хлор. Значення ЕО водню та інших типових неметалів рівні або близькі до 2. З металів більшість має електронегативність від 0,7 (Fr) до 1,7. Існує залежність іонності зв'язку від різниці ЕО хімічних елементів. Чим вона більша, тим вища ймовірність того, що виникне іонний зв'язок. Цей тип взаємодії найчастіше зустрічається при різниці ЭО=1,7 і від. Якщо значення менше, то з'єднання відносяться до полярних ковалентних.

Енергія іонізації

Для відриву слабко пов'язаних із ядром зовнішніх електронів необхідна енергія іонізації (ЕІ). Одиниця зміни цієї фізичної величини – 1 електрон-вольт. Існують закономірності зміни ЕІ у лавах та стовпцях періодичної системи, що залежать від зростання заряду ядра. У періодах зліва направо енергія іонізації збільшується і набуває найбільших значень у неметалів. У групах вона зменшується згори донизу. Основна причина – збільшення радіусу атома та відстані від ядра до зовнішніх електронів, які легко відриваються. Виникає позитивно заряджена частка - відповідний катіон. За величиною ЕІ можна будувати висновки, чи виникає іонна зв'язок. Властивості також залежить від енергії іонізації. Наприклад, метали лужні і лужноземельні мають невеликі значення ЕІ. Вони яскраво виражені відновлювальні (металеві) властивості. Інертні гази в хімічному відношенні малоактивні, що зумовлено їхньою високою енергією іонізації.

Спорідненість до електрона

У хімічних взаємодіях атоми можуть приєднувати електрони із заснуванням негативної частки — аніону, процес супроводжується виділенням енергії. Відповідна фізична величина - це спорідненість до електрона. Одиниця виміру така сама, як енергії іонізації (1 електрон-вольт). Але її точні значення не відомі для всіх елементів. Галогени мають найбільшу спорідненість до електрона. На зовнішньому рівні атомів елементів - 7 електронів, не вистачає лише одного до октету. Спорідненість до електрона у галогенів висока, вони мають сильні окислювальні (неметалеві) властивості.

Взаємодія атомів при утворенні іонного зв'язку

Атоми, що мають незавершений зовнішній рівень, знаходяться у нестійкому енергетичному стані. Прагнення досягнення стабільної електронної конфігурації — основна причина, що призводить до утворення хімічних сполук. Процес зазвичай супроводжується виділенням енергії і може призвести до молекул і кристалів, що відрізняються за будовою та властивостями. Сильні метали та неметали значно різняться між собою за рядом показників (ЕО, ЕІ та спорідненості до електрона). Для них більше підходить такий тип взаємодії, як іонний хімічний зв'язок, при якому переміщається молекулярна орбіталь, що об'єднує (загальна електронна пара). Вважається, що з утворенні іонів метали повністю передають електрони неметаллам. Міцність зв'язку залежить від роботи, необхідної для руйнування молекул, що становлять 1 моль досліджуваної речовини. Ця фізична величина відома як енергія зв'язку. Для іонних сполук її значення становлять від кількох десятків до сотень кДж/моль.

Освіта іонів

Атом, що віддає свої електрони за хімічних взаємодій, перетворюється на катіон (+). Частка, що приймає, - це аніон (-). Щоб з'ясувати, як будуть поводитися атоми, чи виникнуть іони, потрібно встановити різницю їх ЕО. Найпростіше провести такі розрахунки для з'єднання двох елементів, наприклад, хлориду натрію.

Натрій має лише 11 електронів, конфігурація зовнішнього шару - 3s 1 . Для завершення атому легше віддати 1 електрон, ніж приєднати 7. Будова валентного шару хлору описує формула 3s 2 3p 5 . Усього в атома 17 електронів, 7 — зовнішніх. Бракує одного для досягнення октету та стабільної структури. Хімічні властивості підтверджують припущення, що атом натрію віддає, а хлор приймає електрони. Виникають іони: позитивний (катіон натрію) та негативний (аніон хлору).

Іонний зв'язок

Втрачаючи електрон, натрій набуває позитивного заряду і стійкої оболонки атома інертного газу неону (1s 2 2s 2 2p 6). Хлор внаслідок взаємодії з натрієм отримує додатковий негативний заряд, а іон повторює будову атомної оболонки благородного газу аргону (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Отриманий електричний заряд називається зарядом іона. Наприклад, Na +, Ca 2+, Cl-, F-. У складі іонів можуть бути атоми кількох елементів: NH 4 + , SO 4 2- . Усередині таких складних іонів частинки пов'язані за донорно-акцепторним або ковалентним механізмом. Між різноіменно зарядженими частинками виникає електростатичне тяжіння. Його величина у разі іонного зв'язку пропорційна зарядам, і зі збільшенням відстані між атомами воно слабшає. Характерні ознаки іонного зв'язку:

• сильні метали реагують з активними неметалевими елементами;
• електрони переходять від одного атома до іншого;
• виниклі іони мають стабільну конфігурацію зовнішніх оболонок;
• між протилежно зарядженими частинками виникає електростатичне тяжіння.

Кристалічні грати іонних сполук

У хімічних реакціях метали 1-ї, 2-ї та 3-ї груп періодичної системи зазвичай втрачають електрони. Утворюються одно-, дво- та тризарядні позитивні іони. Неметали 6-ї та 7-ї груп зазвичай приєднують електрони (виняток - реакції з фтором). Виникають одно-і двозарядні негативні іони. Витрати енергії на ці процеси, як правило, компенсуються при створенні кристала речовини. Іонні сполуки зазвичай перебувають у твердому стані, утворюють структури, що складаються з протилежно заряджених катіонів та аніонів. Ці частинки притягуються та утворюють гігантські кристалічні грати, у яких позитивні іони оточені негативними частинками (і навпаки). Сумарний заряд речовини дорівнює нулю, адже загальна кількість протонів урівноважується кількістю електронів усіх атомів.

Властивості речовин з іонним зв'язком

Для іонних кристалічних речовин характерні високі температури кипіння та плавлення. Зазвичай ці сполуки є термостійкими. Наступну особливість можна знайти при розчиненні таких речовин у полярному розчиннику (воді). Кристали легко руйнуються, а іони переходять у розчин, який має електричну провідність. Іонні сполуки також руйнуються під час розплавлення. З'являються вільні заряджені частинки, отже розплав проводить електричний струм. Речовини з іонним зв'язком є ​​електролітами - провідниками другого роду.

Належать до групи іонних сполук оксиди та галогеніди лужних та лужноземельних металів. Майже всі вони знаходять широке застосування у науці, техніці, хімічному виробництві, металургії.

Визначення 1

При вивченні будови молекули постає питання про природу сил, які забезпечують зв'язок між нейтральними атомами, що входять до їх складу. Такі зв'язки між атомами в молекулі отримали назву хімічного зв'язку.

Класифікують на два типи:

• іонний зв'язок;
• ковалентний зв'язок.

Розподіл проводиться умовно. Більшість випадків характеризується наявністю характеристик обох типів зв'язків. За допомогою детальних та емпіричних досліджень можна встановити в кожному випадку співвідношення між ступенем «іонності» та «ковалентністю» зв'язку.

Досвідченим шляхом довели, що при роз'єднанні молекули на складові (атоми) необхідно здійснити роботу. Тобто процес її утворення має супроводжуватись виділенням енергії. Якщо два атоми водню перебувають у вільному стані, мають велику енергію в порівнянні з атомами в двоатомній молекулі H 2 . Енергія, що виділяється при утворенні молекули, вважається мірою роботи сил взаємодії, що зв'язують атоми в молекулу.

Досліди доводять, що поява сили взаємодії між атомами відбувається внаслідок наявності зовнішніх валентних електронів атомів. Це можливо завдяки різкій зміні оптичного спектру атомів, що вступають у хімічні реакції при збереженні без зміни рентгенівського характеристичного спектру атомів незалежно від типу хімічної сполуки.

Лінійчасті оптичні спектри визначені станом валентних електронів, а характеристичне рентгенівське випромінювання визначено з допомогою внутрішніх електронів, тобто їх стану. Хімічні взаємодії включають участь електронів, що вимагають невелику енергію для проходження їх змін. Цю функцію мають зовнішні електрони. Вони відрізняються меншим потенціалом іонізації проти електронами внутрішніх оболонок.

Іонний зв'язок

Існує припущення про природу хімічного зв'язку атомів у молекулі, що свідчить про появу сили взаємодії електричної природи між зовнішніми електронами. Для виконання умови стійкості повинні існувати два атоми, що взаємодіють, з електричними зарядами протилежного знака. Тип хімічного зв'язку може бути реалізований лише у частині молекул. Після взаємодії атомів відбувається перетворення на іони. Коли атом приєднує чи кілька електронів, тоді стає негативним іоном, а інший – позитивним іоном.

Іонний зв'язок схожий на сили тяжіння між зарядами із протилежними знаками. Якщо позитивно заряджений іон натрію N a + буде притягнутий до негативного хлору C l - то отримаємо молекулу N a C l , яка служить явним прикладом іонного зв'язку.

Визначення 2

Інакше кажучи, іонний хімічний зв'язокназивається гетерополярною (гетеро – різний). Молекули та іонні типи зв'язку – іонні або гетерополярні молекули.

Поняття іонного зв'язку не дає змоги роз'яснити будови та структури всіх молекул. Незрозуміло, чому може утворитися молекула із двох нейтральних атомів водню. Через однакову полярність атомів водню неприпустимо вважати, що з іонів водню з позитивним зарядом, інший – з негативним. Зв'язок, що є у атомів водню (між нейтральними атомами), пояснюється лише квантовою механікою. Вона одержала назву ковалентної.

Ковалентний зв'язок

Визначення 3

Хімічний зв'язок, що здійснюється між нейтральними атомами в молекулі, називається ковалентної чи гомеополярної(Гомео - однаковий). Утворені виходячи з таких зв'язків молекули називають гомеополярними чи атомними.

Класична фізика розглядає лише один тип взаємодії, де можлива її реалізація між двома тілами – гравітація. Оскільки гравітаційні сили малі, то з їхньою допомогою важко пояснити взаємодію в гомеополярній молекулі.

Ковалентний зв'язок полягає у перебування у певному квантовому стані з певною енергією електрона у полі ядра. Якщо відстані між ядрами змінюються, це відбивається на стані руху електрона та її енергії. При зменшенні енергії між атомами відбувається збільшення енергії взаємодії між ядрами, що пояснюється дією відштовхування сили.

Коли відбувається зменшення енергії електрона за зменшення відстані швидше, ніж зростання енергії взаємодії ядер, тоді значення сукупної енергії системи значно зменшується. Це пояснюється дією сил, які прагнуть зменшити відстань між ядрами, в системі, що складається з двох ядер, що відштовхуються, і електрона. Наявні сили тяжіння беруть участь у породженні ковалентного зв'язку молекули. Їхня поява спровокована наявністю загального електрона, інакше кажучи, завдяки електронному обміну між атомами, отже, вважаються обмінними квантовими силами.

Ковалентний зв'язок має властивість насичення. Його прояв можливий завдяки певній валентності атомів. Тобто атом водню зв'язується з одним атомом водню, а атом вуглецю з кількістю трохи більше 4 атомів водню.

Запропонований зв'язок сприяє поясненню валентності атомів, яке отримала його у класичній фізиці. Тобто властивість насичення незрозуміла з погляду природи взаємодії у класичній теорії.

Присутність ковалентного зв'язку спостерігається у двоатомних молекулах. Вона властива велику кількість молекул неорганічних сполук (окис азоту, аміак та інші).

У 1927 році була створена кількісна теорія ковалентного зв'язку для молекули водню В. Гайтлером і Ф. Лондоном, ґрунтуючись на поняттях квантової механіки. Вони довели причину, що викликає появу молекули з ковалентним зв'язком, а саме: квантовомеханічний ефект, пов'язаний з нерозрізненістю електронів. Визначення основної енергії зв'язку відбувається за наявності обмінного інтегралу. Сумарний спин молекули водню дорівнює 0 в ній відсутня орбітальний момент, тому вона діамагнітна. При зіткненні двох атомів водню молекула з'являється лише за паралельності спинів обох електронів. Ця умова сприяє відштовхуванню атомів водню, тобто молекули не зможуть утворитися.

При поєднанні двох однакових атомів ковалентним зв'язком розташування електронної хмари в молекулі стає симетричним. Якщо зв'язок поєднує два різних атоми, то електронна хмара розташовується асиметрично. Молекула з асиметричним розподілом електронної хмари має постійний дипольний момент, тобто полярну. Коли ймовірність локалізації електрона біля одного з атомів переважає ймовірність знаходження цього електрона близько іншого атома, відбувається перехід від ковалентного зв'язку до іонної. Чіткої межі між іонним та ковалентним зв'язком немає.

Приклад 1

Зробити опис стану при зближенні двох атомів.

Рішення

Коли відстань між двома атомами зменшують, то можлива поява кількох ситуацій:

1. Одна пара електронів або більше стають загальними для атомів, що розглядаються. Вони можуть переміщатися між атомами і знаходяться довше, ніж в інших місцях. Це сприяє створенню сили тяжіння.
2. Виникнення іонного зв'язку. Один або більше електронів здатні переходити до іншого. Тобто це сприяє появі позитивного і негативного іонів, що притягуються.
3. Відсутність виникнення зв'язку. Електронні структури двох атомів перекриваються та становлять єдину систему. За принципом Паулі така система є невідповідною лише квантового стану двох електронів. При переході на високий енергорівень система отримає більше енергії, що призведе до нестабільності. Навіть за принципом Паулі без збільшення енергії системи з'явиться електрична сила відштовхування між різними електронами. За умовою виявляється набагато менше впливу створення зв'язку, ніж із принципом Паулі.

Приклад 2

Енергія іонізації (потенціал іонізації) елемента – це енергія, необхідна виривання електрона з одного атома. Її вважають мірою сили зв'язку зовнішнього електрона чи електронів. Поясніть, чому енергія іонізації літію більша, ніж натрію, натрію більше, ніж калію, калію більше, ніж рубідія.

Рішення

Всі вище перелічені елементи мають властивості лужних металів і відносяться до першої групи. Будь-який їх атом володіє єдиним зовнішнім електроном у стані s. Електрони внутрішніх оболонок частково екранують зовнішній електрон від ядерного заряду + Z q e як наслідок ефективного заряду, що утримує зовнішній електрон, дорівнює + q e . Щоб вирвати з такого атома зовнішній електрон, слід здійснити роботу з перетворенням атомів лужних металів на позитивні іони. Чим більший розмір атома, тим більша відстань валентного електрона від ядра, але менша сила його притягування. Ця група характеризується зменшенням енергії іонізації зверху донизу за періодичною системою Менделєєва. Її зростання в кожному періоді зліва направо пов'язане зі збільшенням заряду і постійною кількістю внутрішніх електронів, що екранують.

Якщо ви помітили помилку в тексті, будь ласка, виділіть її та натисніть Ctrl+Enter

Перша з них – утворення іонного зв'язку. (Друга - освіта, про неї йтиметься нижче). При утворенні іонного зв'язку атом металу втрачає електрони, а атом неметала набуває. Для прикладу розглянемо електронну будову атомів натрію та хлору:

Na 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 1 - один електрон на зовнішньому рівні

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 - сім електронів на зовнішньому рівні

Якщо атом натрію передасть свій єдиний Зs-електрон атому хлору, правило октету буде виконано обох атомів. У атома хлору виявиться вісім електронів на зовнішньому третьому шарі, а у атома натрію - теж вісім електронів на другому шарі, який тепер став зовнішнім:

Na + 1s 2 2s 2 2 p 6

Cl - 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 - вісім електронів на зовнішньому рівні

При цьому ядро ​​атома натрію, як і раніше, містить 11 протонів, але загальна кількість електронів зменшилася до 10. Це означає, що кількість позитивно заряджених частинок на одну перевищує кількість негативно заряджених, тому загальний заряд „атома” натрію дорівнює +1.
„Атом” хлору тепер містить 17 протонів та 18 електронів та його заряд дорівнює -1.
Заряджені атоми, що утворилися внаслідок втрати або придбання одного або кількох електронів, називаються іонами. Позитивно заряджені іони отримали назву катіонів, а негативно заряджені називаються аніонами.
Катіони та аніони, маючи протилежні заряди, притягуються один до одного електростатичними силами. Це тяжіння протилежно заряджених іонів і називається іонним зв'язком . Вона виникає в з'єднаннях, утворених металом та одним або більше неметалами. Нижченаведені сполуки задовольняють цьому критерію і мають іонну природу: MgCl 2 , Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4 , Zn(C 2 H 3 0 2) 2.

Є й інший спосіб зображення іонних з'єднань:

У цих формулах точками показують лише електрони, що знаходяться на зовнішніх оболонках ( валентні електрони ). Такі формули називають формулами Льюїса на честь американського хіміка Г. Н. Льюїса, одного з основоположників (поряд із Л. Полінгом) теорії хімічного зв'язку.

Перенесення електронів від атома металу до атома неметалу та утворення іонів можливі завдяки тому, що неметали мають високу електронегативність, а метали – низьку.

Через сильне тяжіння іонів один до одного іонні з'єднання здебільшого тверді і мають досить високу температуру плавлення.

Іонний зв'язок утворюється при перенесенні електронів від атома металу до атома неметалу. Іони, що утворилися при цьому, притягуються один до одного електростатичними силами.

Іонний зв'язок

Теорія хімічного зв'язкузаймає найважливіше місце у сучасній хімії. Вона пояснює, чому атоми об'єднуються у хімічні частки, і дозволяє порівнювати стійкість цих частинок. Використовуючи теорію хімічного зв'язку, можна, можливо передбачити склад та будову різних сполук. Поняття про розрив одних хімічних зв'язків та утворення інших лежить в основі сучасних уявлень про перетворення речовин у ході хімічних реакцій .

Хімічний зв'язок- це взаємодія атомів , що зумовлює стійкість хімічної часткиабо кристала як цілого . Хімічний зв'язокутворюється за рахунок електростатичної взаємодіїміж зарядженими частинками : катіонами та аніонами, ядрами та електронами. При зближенні атомів починають діяти сили тяжіння між ядром одного атома та електронами іншого, а також сили відштовхування між ядрами та між електронами . на певній відстані ці сили врівноважують одна одну, і утворюється стійка хімічна частка .

При утворенні хімічного зв'язку може відбутися істотний перерозподіл електронної густини атомів у поєднанні порівняно з вільними атомами.

У граничному випадку це призводить до утворення заряджених частинок - іонів (від грецького "іон" - що йде).

1 Взаємодія іонів

Якщо атом втрачає одинабо кілька електронів, то він перетворюється на позитивний іон - катіон(у перекладі з грецької – « що йде вниз»). Так утворюються катіони водню Н + , літію Li + , барію 2+ . Купуючи електрони, атоми перетворюються на негативні іони - аніони(Від грецького "аніон" - що йде вгору). Прикладами аніонів є фторид іон F − , сульфід-іон S 2− .

Катіониі аніониздатні притягуватися один до одного. При цьому виникає хімічний зв'язок, і утворюються хімічні сполуки. Такий тип хімічного зв'язку називається іонним зв'язком :

2 Визначення Іонного зв'язку

Іонний зв'язок- це хімічний зв'язок, освіченаза рахунок електростатичного тяжіння між катіонамиі аніонами .

Механізм утворення іонного зв'язку можна розглянути на прикладі реакції між натрієм та хлором . Атом лужного металу легко втрачає електрон, а атом галогену - набуває. Внаслідок цього виникає катіон натріюі хлорид-іон. Вони утворюють з'єднання за рахунок електростатичного тяжіння між ними .

Взаємодія між катіонамиі аніонами не залежить від напрямкутому про іонний зв'язокговорять як про ненаправленою. Кожен катіонможе притягувати будь-яку кількість аніонів, і навпаки. Ось чому іонний зв'язокє ненасиченою. Число взаємодій між іонами у твердому стані обмежується лише розмірами кристала. Тому " молекулою " іонної сполуки слід вважати весь кристал .

Для виникнення іонного зв'язку необхідно, щоб сума значень енергії іонізації E i(Для освіти катіона)і спорідненості до електрона A e(Для освіти аніону)повинна бути енергетично вигідною. Це обмежує утворення іонного зв'язку атомами активних металів(елементи IA- та IIA-груп, деякі елементи IIIA-групи та деякі перехідні елементи) та активних неметалів(Галогени, халькогени, азот).

Ідеального іонного зв'язку практично не існує. Навіть у тих сполуках, які зазвичай відносять до іонним , не відбувається повного переходу електронів від одного атома до іншого ; електрони частково залишаються у загальному користуванні. Так, зв'язок у фториді літіюна 80% іонна, а на 20% - ковалентна. Тому правильніше говорити про ступеня іонності (полярності) ковалентного хімічного зв'язку. Вважають, що за різниці електронегативностейелементів 2,1 зв'язокє на 50% іонної. При більшої різниціз'єднання можна вважати іонним .

Іонною моделлю хімічного зв'язку широко використовують для опису властивостей багатьох речовин, в першу чергу, з'єднань лужнихі лужноземельних металів з неметалами. Це обумовлено простотою опису таких сполук: вважають, що вони побудовані з нестримних заряджених сфер, що відповідають катіони та аніони. У цьому іони прагнуть розташуватися в такий спосіб, щоб сили тяжіння з-поміж них були максимальними, а сили відштовхування - мінімальними.

Іонний зв'язок- міцний хімічний зв'язок, що утворюється між атомами с великою різницею (>1,7 за шкалою Полінга) електронегативностей, при якій загальна електронна пара повністю переходить до атома з більшою електронегативністю.Це тяжіння іонів як різноіменно заряджених тіл. Прикладом може бути з'єднання CsF, у якому «ступінь іонності» становить 97 %.

Іонний зв'язок- крайній випадок поляризації ковалентного полярного зв'язку. Утворюється між типовими металом та неметалом. При цьому електрони у металу повністю переходять до неметалу . Утворюються іони.

Якщо хімічний зв'язок утворюється між атомами, які мають дуже велику різницю електронегативностей (ЕО > 1.7 за Полінгом), то загальна електронна пара повністю переходить до атома з більшою ЕО. Результатом цього є утворення сполуки протилежно заряджених іонів :

Між іонами, що утворилися електростатичне тяжіння, Яке називається іонним зв'язком. Точніше, такий погляд зручний. На ділі іонний зв'язокміж атомами в чистому вигляді не реалізується ніде чи майже нідезазвичай насправді зв'язок носить частково іонний , та частково ковалентний характер. У той же час зв'язок складних молекулярних іонів часто може вважатися чисто іонною. Найважливіші відмінності іонного зв'язку з інших типів хімічного зв'язку полягають у неспрямованості та ненасичення. Саме тому кристали, утворені за рахунок іонного зв'язку, тяжіють до різних щільних упаковок відповідних іонів.

3 Іонні радіуси

У простій електростатичної моделі іонного зв'язкувикористовується поняття іонних радіусів . Сума радіусів сусідніх катіону та аніону повинна дорівнювати відповідній міжядерній відстані :

r 0 = r + + r −

При цьому залишається незрозумілимде слід провести кордон між катіоном та аніоном . Сьогодні відомо , що чисто іонного зв'язку не існує, оскільки завжди є деяке перекриття електронних хмар. Для обчислення радіусів іонів використовують методи дослідження, які дозволяють визначати електронну густину між двома атомами . Міжядерну відстань ділять у точці, де електронна щільність мінімальна .

Розміри іона залежать від багатьох факторів. При постійному заряді іона зі зростанням порядкового номера(а отже, заряду ядра) іонний радіус зменшується. Це особливо добре помітно у ряді лантаноїдів, де іонні радіуси монотонно змінюються від 117 пм (La 3+) до 100 пм (Lu 3+) при координаційному числі 6. Цей ефект має назву лантаноїдного стиснення .

У групах елементів іонні радіуси загалом збільшуються із зростанням порядкового номера. Однак для d-елементів четвертого та п'ятого періодів внаслідок лантаноїдного стиснення може відбутися навіть зменшення іонного радіусу(наприклад, від 73 пм Zr 4+ до 72 пм Hf 4+ при координаційному числі 4).

У період відбувається помітне зменшення іонного радіусу, пов'язане з посиленням тяжіння електронів до ядра при одночасному зростанні заряду ядра та заряду самого іона: 116 пм у Na + , 86 пм у Mg 2+ , 68 пм у Al 3+ (координаційне число 6). З цієї ж причини збільшення заряду іона призводить до зменшення іонного радіусу для одного елемента: Fe 2+ 77 пм, Fe 3+ 63 пм, Fe 6+ 39 пм (координаційне число 4).

Порівняння іонних радіусівможна, можливо проводити лише за однакового координаційного числа, оскільки воно впливає на розмір іона через сили відштовхування між протиіонами. Це добре видно на прикладі іона Ag +; його іонний радіус дорівнює 81, 114 та 129 пмдля координаційних чисел 2, 4 та 6 , відповідно .

Структура ідеального іонного з'єднання, обумовлена максимальним тяжінням між різноіменними іонами та мінімальним відштовхуванням однойменних іонів, багато в чому визначається співвідношенням іонних радіусів катіонів та аніонів. Це можна показати простими геометричними побудовами.

4 Енергія іонного зв'язку

Енергія зв'язокі для іонного з'єднання- це енергія, яка в виділяється при його утворенні з нескінченно віддалених один від одного газоподібних протиіонів . Розгляд тільки електростатичних сил відповідає близько 90% загальної енергії взаємодії, яка включає також внесок неелектростатичних сил(наприклад, відштовхування електронних оболонок).

У разі виникнення іонного зв'язкуміж двома вільними іонами енергіяїх тяжіння визначається законом Кулону :

E(прип.) = q+ q− / (4π r ε),

де q+і q−- заряди взаємодіючих іонів , r - відстань між ними , ε - діелектрична проникність середовища .

Оскільки один із зарядів від'ємний, то значення енергіїтакож буде негативним .

Згідно закону Кулону, на нескінченно малих відстанях енергія тяжіння має стати нескінченно великою. Однак цього не відбувається, так як іони не є точковими зарядами. При зближенні іонів між ними виникають сили відштовхування, обумовлені взаємодією електронних хмар . Енергія відштовхування іонівописується рівнянням Борна :

Е(відт.) = В/rn,

де У - деяка константа , nможе приймати значення від 5 до 12(залежить від розміру іонів). Загальна енергія визначається сумою енергій тяжіння та відштовхування :

Е = Е(прит.) + Е(відт.)

Її значення проходить через мінімум . Координати точки мінімуму відповідають рівноважній відстані r 0 і рівноважної енергії взаємодії між іонами E 0 :

E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 ε)

У кристалічні гратизавжди має місце більша кількість взаємодійчим між парою іонів. Це число визначається в першу чергу типом кристалічних ґрат. Для обліку всіх взаємодій(що слабшають зі збільшенням відстані) у вираз для енергії іонної кристалічних ґратвводять так звану константу Маделунга А :

E(прип.) = A q+ q− / (4π r ε)

Значення константи Маделунгавизначається тільки геометрією решіткиі не залежить від радіусу та заряду іонів. Наприклад, для хлориду натріювона дорівнює 1,74756 .

5 поляризація іонів

Крім величини зарядуі радіусу важливою характеристикою і вонає його поляризаційні властивості. Розглянемо це питання дещо докладніше. У неполярних частинок (атомів, іонів, молекул) центри тяжкості позитивних та негативних зарядів збігаються. В електричному полі відбувається зміщення електронних оболонок у напрямку позитивно зарядженої пластини, а ядер - у напрямку негативно зарядженої пластини. Внаслідок деформації часткиу ній виникає диполь, вона стає полярний .

Джерелом електричного поля в з'єднаннях з іонним типом зв'язку є самі іони. Тому, говорячи про поляризаційних властивостях іона , необхіднорозрізняти поляризуюча дія даного іонаі здатність його самого поляризуватися в електричному полі .

Поляризуюча дія іонабуде тим великимчим більше його силове поле, тобто чим більший заряд і менший радіус іона. Тому в межах підгрупу Періодичній системі елементів поляризуюча дія іонів знижується зверху вниз, так як у підгрупах при постійній величині заряду іона зверху вниз збільшується його радіус .

Тому поляризуюча дія іонів лужних металів, наприклад, зростає від цезію до літію., а в ряду галогенід-іонів - від I до F. У періодах поляризуюча дія іонів зростає зліва направоразом з збільшенням заряду іонаі зменшенням його радіусу .

Поляризованість іона, здатність його до деформації зростають із зменшенням силового поля, Т. е. з зменшенням величини зарядуі збільшенням радіусу . Поляризованість аніонівзазвичай вищечим катіоніві в ряді галогенідів зростає від F до I .

на поляризаційні властивості катіонівнадає вплив характер їхньої зовнішньої електронної оболонки . Поляризаційні властивості катіонівяк в активному, так і в пасивному сенсіпри однаковому зарядіі близькому радіусі ростуть при переході від катіонів із заповненою оболонкою до катіонів з незакінченою зовнішньою оболонкою і далі до катіонів з 18-електронною оболонкою.

Наприклад, у ряді катіонів Mg 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ поляризаційні властивості посилюються. Ця закономірність узгоджується зі зміною у наведеному у ряді радіуса іона та будови його електронної оболонки:

Для аніонів поляризаційні властивості погіршуютьсяу такій послідовності:

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

Результатом поляризаційної взаємодії іонівє деформація їх електронних оболонокі, як наслідок цього, скорочення міжіонних відстанейі неповний поділ негативногоі позитивного заряду між іонами.

Наприклад, у кристалі хлориду натріювеличина заряду на іоні натріюскладає +0,9 , а на іоні хлору - 0,9замість очікуваної одиниці. У молекулі KCl, що знаходиться в пароподібному стані, величина зарядів на іонах каліюі хлору становить 0,83 одиниці заряду, а в молекулі хлороводню- Лише 0,17 одиниці заряду.

Поляризація іонівнадає помітний вплив на властивості сполук з іонним зв'язком , знижуючи їх температури плавлення та кипіння , зменшуючи електролітичну дисоціацію в розчинах і розплавах та ін. .

Іонні сполукиутворюються при взаємодії елементів , що значно розрізняються за хімічними властивостями. Чим більше віддалені один від одного елементи в періодичній системі, тим у більшою мірою проявляється в їх з'єднаннях іонний зв'язок . Навпаки, у молекулах, утворених однаковими атомами або атомами елементів, близьких за хімічними властивостями, виникають інші типи зв'язку. Тому теорія іонного зв'язкумає обмежене застосування .

6 Вплив поляризації іонів на властивості речовин та властивості Іонного зв'язку та іонних сполук

Уявлення про поляризації іонів допомагають пояснити відмінності у властивостях багатьох однотипних речовин. Наприклад, порівняння хлоридів натріюі калію з хлоридом сріблапоказує, що при близьких іонних радіусах

поляризуемість катіону Ag+, що має 18-електронну зовнішню оболонку , вище, що призводить до збільшення міцності зв'язку метал-хлорі меншої розчинності хлориду срібла у воді .

Взаємна поляризація іонів полегшує руйнування кристалів, що приводить до зниження температур плавлення речовин. З цієї причини Температура плавлення TlF (327 oС) істотно нижченіж RbF (798 oC). Температура розкладання речовин також знижуватиметься з посиленням взаємної поляризації іонів. Тому іодиди зазвичай розкладаються при нижчих температурахчим інші галогеніди, а з'єднання літію - термічно менш стійкі , ніж з'єднання інших лужних елементів .

Деформованість електронних оболонок позначається і на оптичних властивостях речовин. Чим більш поляризована частка , тим нижче енергія електронних переходів. Якщо поляризація мала , збудження електронів вимагає вищої енергії, що відповідає ультрафіолетової частини спектру. Такі речовини зазвичай безбарвні. У разі сильної поляризації іонів збудження електронів відбувається при поглинанні електромагнітного випромінювання видимої області спектра. Тому деякі речовини, освічені безбарвними іонами, пофарбовані .

Характеристика іонних з'єднаньслужить хороша розчинність у полярних розчинниках (вода, кислоти тощо). Це відбувається через зарядженості частин молекули. При цьому диполі розчинника притягуються до заряджених кінців молекули, і, в результаті Броунівського руху , « розтягують» молекулу речовини на частини та оточують їх , не даючи з'єднатися знову. У результаті виходять іони оточені диполями розчинника .

При розчиненні подібних сполук, як правило, виділяється енергія, оскільки сумарна енергія утворених зв'язків розчинник-іон більше енергії зв'язку аніон-катіон. Винятки становлять багато солі азотної кислоти (нітрати), які при розчиненні поглинають тепло (розчини охолоджуються). Останній факт пояснюється на основі законів, які розглядаються у фізичній хімії .

7 Кристалічні грати

Іонні сполуки(наприклад, хлорид натрію NaCl) - твердіі тугоплавківід того, що між зарядами їхніх іонів("+" та "–") існують потужні сили електростатичного тяжіння .

Негативно заряджений іон хлору притягуєне тільки " свій " іон Na+, але і інші іони натрію навколо себе. Це призводить до того, що у кожного з іонів знаходиться не один іон з протилежним знаком , а кілька(Рис. 1).

Мал. 1. Будова кристала кухонної солі NaCl .

Фактично, біля кожного іону хлору розташовується 6 іонів натрію, а близько кожного іону натрію - 6 іонів хлору .

Така впорядкована упаковка іонів називається іонним кристалом. Якщо у кристалі виділити окремий атом хлору, то серед навколишніх атомів натріювже неможливо знайти той, з яким хлор вступав у реакцію. Притягнуті один до одного електростатичними силами , іони вкрай неохоче змінюють своє місце під впливом зовнішнього зусилляабо підвищення температури. Але якщо температура дуже велика (приблизно 1500°C), то NaCl випаровується, утворюючи двоатомні молекули. Це говорить про те що сили ковалентного зв'язування ніколи не вимикаються повністю .

Іонні кристаливідрізняються високими температурами плавленнязазвичай значною шириною забороненої зони, мають іонною провідністюпри високих температурахі рядом специфічних оптичних властивостей(наприклад, прозорістю у ближній області ІЧ спектру). Вони можуть бути побудовані як з одноатомних, так і з багатоатомних іонів. приклад іонних кристалів першого типу - кристали галогенідів лужнихі лужноземельних металів ; аніони розташовуються за законом щільної кульової упаковкиабо щільної кульової кладки , катіони займають відповідні порожнечі. Найбільш характерніструктури такого типу – NaCl, CsCl, CaF2. Іонні кристали другого типупобудовані з одноатомних катіонів тих же металів та кінцевих або нескінченних аніонних фрагментів . Кінцеві аніони(кислотні залишки) - NO3-, SO42-, СО32- та ін . Кислотні залишки можуть з'єднуватися в нескінченні ланцюги , шариабо утворювати тривимірний каркас, у порожнинах якого розташовуються катіони, як, наприклад, в кристалічних структурах силікатів. Для іонних кристалів можна розрахувати енергію кристалічної структури U(див. табл.), приблизно рівну ентальпії сублімації; результати добре узгоджуються з експериментальними даними. Відповідно до рівняння Борна-Майєра, для кристала, що складається з формально однозарядних іонів :

U = -A/R + Ве-R/r - C/R6 - D/R8 + E0

(R - найкоротша міжіонна відстань , А - константа Маделунга , залежнавід геометрії структури , Уі r - параметри , описують відштовхування між частинками , C/R6і D/R8характеризують відповідні диполь-дипольна та диполь-квадрупольна взаємодія іонів , E 0 - енергія нульових коливань , е - Заряд електрона). З укрупненням катіону зростає внесок диполь-дипольних взаємодій .