Σε ποιες ουσίες εμφανίζεται ένας ιοντικός δεσμός; Κεφάλαιο iii. χημικός δεσμός και δομή μορίων. Γενικά χαρακτηριστικά του ιοντικού χημικού δεσμού

Ιοντικός δεσμός – προκύπτει ανάμεσα σε αντίθετα φορτισμένα σωματίδια - ιόντα ως αποτέλεσμα της δράσης ηλεκτροστατικών δυνάμεων έλξης.

Ο μηχανισμός σχηματισμού ενός ιοντικού δεσμού μπορεί να εξεταστεί χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αντίδρασης μεταξύ νατρίου και χλωρίου. Ένα άτομο αλκαλιμετάλλου χάνει εύκολα ένα ηλεκτρόνιο, ενώ ένα άτομο αλογόνου κερδίζει ένα. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζεται ένα κατιόν νατρίου και ένα ιόν χλωρίου. Δημιουργούν μια σύνδεση λόγω της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ τους.

Η αλληλεπίδραση μεταξύ κατιόντων και ανιόντων δεν εξαρτάται από την κατεύθυνση, επομένως ο ιοντικός δεσμός λέγεται ότι δεν είναι κατευθυντικός. Κάθε κατιόν μπορεί να προσελκύσει οποιοδήποτε αριθμό ανιόντων και αντίστροφα. Αυτός είναι ο λόγος που ένας ιοντικός δεσμός είναι ακόρεστος. Ο αριθμός των αλληλεπιδράσεων μεταξύ ιόντων στη στερεή κατάσταση περιορίζεται μόνο από το μέγεθος του κρυστάλλου. Επομένως, το «μόριο» μιας ιοντικής ένωσης θα πρέπει να θεωρείται ολόκληρος ο κρύσταλλος.

Για την εμφάνιση ενός ιοντικού δεσμού, είναι απαραίτητο το άθροισμα των τιμών της ενέργειας ιοντισμού Ei (για το σχηματισμό κατιόντος) και της συγγένειας ηλεκτρονίων Ae (για το σχηματισμό ενός ανιόντος) να είναι ενεργειακά ευνοϊκό. Αυτό περιορίζει τον σχηματισμό ιοντικών δεσμών από άτομα ενεργών μετάλλων (στοιχεία των ομάδων ΙΑ- και ΙΙΑ, ορισμένα στοιχεία της ομάδας ΙΙΑ-ομάδας και ορισμένα στοιχεία μετάπτωσης) και ενεργών αμετάλλων (αλογόνα, χαλκογόνα, άζωτο).

Ιδανικός ιοντικός δεσμός πρακτικά δεν υπάρχει. Ακόμη και σε εκείνες τις ενώσεις που συνήθως αναφέρονται ως ιοντικές, δεν υπάρχει πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο. τα ηλεκτρόνια παραμένουν εν μέρει σε κοινή χρήση. Έτσι, ο δεσμός στο φθοριούχο λίθιο είναι 80% ιοντικός και 20% ομοιοπολικός. Επομένως, είναι πιο σωστό να μιλάμε για τον βαθμό ιονισμού (πολικότητας) του ομοιοπολικού χημικός δεσμός. Πιστεύεται ότι με διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των στοιχείων του 2,1, ο δεσμός είναι 50% ιοντικός. Εάν η διαφορά είναι μεγαλύτερη, η ένωση μπορεί να θεωρηθεί ιοντική.

Το ιοντικό μοντέλο χημικών δεσμών χρησιμοποιείται ευρέως για να περιγράψει τις ιδιότητες πολλών ουσιών, κυρίως ενώσεων αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών με αμέταλλα. Αυτό οφείλεται στην απλότητα της περιγραφής τέτοιων ενώσεων: θεωρείται ότι κατασκευάζονται από ασυμπίεστες φορτισμένες σφαίρες που αντιστοιχούν σε κατιόντα και ανιόντα. Σε αυτή την περίπτωση, τα ιόντα τείνουν να διατάσσονται με τέτοιο τρόπο ώστε οι ελκτικές δυνάμεις μεταξύ τους να είναι μέγιστες και οι απωστικές δυνάμεις ελάχιστες.

Η φύση του μεταλλικού δεσμού. Η δομή των μεταλλικών κρυστάλλων.

1. Με. 71–73; 2. Με. 143–147; 4. Με. 90–93; 8. Με. 138–144; 3. Με. 130–132.

Ιωνικός χημικός δεσμός ονομάζεται ο δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ κατιόντων και ανιόντων ως αποτέλεσμα της ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασής τους.Ένας ιονικός δεσμός μπορεί να θεωρηθεί ως η οριακή περίπτωση ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού που σχηματίζεται από άτομα με πολύ διαφορετικές τιμές ηλεκτραρνητικότητας.

Όταν σχηματίζεται ένας ιονικός δεσμός, συμβαίνει μια σημαντική μετατόπιση του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο, το οποίο έτσι αποκτά αρνητικό φορτίο και μετατρέπεται σε ανιόν. Ένα άλλο άτομο, έχοντας χάσει το ηλεκτρόνιό του, σχηματίζει ένα κατιόν. Ένας ιοντικός δεσμός σχηματίζεται μόνο μεταξύ ατομικών σωματιδίων τέτοιων στοιχείων που διαφέρουν πολύ στην ηλεκτραρνητικότητα τους (Δχ ≥ 1,9).

Χαρακτηρίζεται ο ιονικός δεσμός μη κατευθυντικότηταστο διάστημα και ακόρεστο. Τα ηλεκτρικά φορτία των ιόντων καθορίζουν την έλξη και την απώθησή τους και καθορίζουν τη στοιχειομετρική σύσταση της ένωσης.

Γενικά, μια ιοντική ένωση είναι μια γιγαντιαία ένωση ιόντων με αντίθετα φορτία. Επομένως, οι χημικοί τύποι των ιοντικών ενώσεων αντικατοπτρίζουν μόνο την απλούστερη αναλογία μεταξύ των αριθμών των ατομικών σωματιδίων που σχηματίζουν τέτοιους συσχετισμούς.

Μεταλλική σύνδεση -σεαλληλεπίδραση που συγκρατεί ατομικά σωματίδια μετάλλων στους κρυστάλλους.

Η φύση ενός μεταλλικού δεσμού είναι παρόμοια με έναν ομοιοπολικό δεσμό: και οι δύο τύποι δεσμών βασίζονται στην κοινωνικοποίηση των ηλεκτρονίων σθένους. Ωστόσο, στην περίπτωση ενός ομοιοπολικού δεσμού, τα ηλεκτρόνια σθένους μόνο δύο γειτονικών ατόμων μοιράζονται, ενώ στο σχηματισμό ενός μεταλλικού δεσμού, όλα τα άτομα συμμετέχουν στην κοινή χρήση αυτών των ηλεκτρονίων ταυτόχρονα. Οι χαμηλές ενέργειες ιονισμού των μετάλλων διευκολύνουν τα ηλεκτρόνια σθένους να αποσπαστούν από τα άτομα και να μετακινηθούν σε ολόκληρο τον όγκο του κρυστάλλου. Λόγω της ελεύθερης κίνησης των ηλεκτρονίων, τα μέταλλα έχουν υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα.

Έτσι, ένας σχετικά μικρός αριθμός ηλεκτρονίων εξασφαλίζει τη σύνδεση όλων των ατόμων σε έναν μεταλλικό κρύσταλλο. Ένας δεσμός αυτού του τύπου, σε αντίθεση με έναν ομοιοπολικό δεσμό, είναι μη εντοπισμένοκαι μη κατευθυντικό.

7. Διαμοριακή αλληλεπίδραση . Αλληλεπίδραση προσανατολισμού, επαγωγής και διασποράς των μορίων. Εξάρτηση της ενέργειας της διαμοριακής αλληλεπίδρασης από την τιμή της διπολικής ροπής, την ικανότητα πόλωσης και το μέγεθος των μορίων. Ενέργεια διαμοριακής αλληλεπίδρασης και αθροιστική κατάσταση ουσιών. Η φύση της αλλαγής στα σημεία βρασμού και τήξης απλών ουσιών και μοριακών ενώσεων των p-στοιχείων των ομάδων IV-VII.

1. Με. 73–75; 2. Με. 149–151; 4. Με. 93–95; 8. Με. 144–146; 11. Με. 139–140.

Αν και τα μόρια στο σύνολό τους είναι ηλεκτρικά ουδέτερα, λαμβάνουν χώρα διαμοριακές αλληλεπιδράσεις μεταξύ τους.

Συνεκτικές δυνάμεις που δρουν μεταξύ μεμονωμένων μορίων και οδηγούν πρώτα στον σχηματισμό μοριακό υγρό, και μετά ονομάστηκαν μοριακοί κρύσταλλοιδιαμοριακές δυνάμεις , ή δυνάμεις van der Waals .

Η διαμοριακή αλληλεπίδραση, όπως ένας χημικός δεσμός, έχει ηλεκτροστατική φύση, αλλά, σε αντίθεση με το τελευταίο, είναι πολύ αδύναμο. εκδηλώνεται σε πολύ μεγαλύτερες αποστάσεις και χαρακτηρίζεται από την απουσία κορεσμός.

Υπάρχουν τρεις τύποι διαμοριακής αλληλεπίδρασης. Ο πρώτος τύπος είναι προσανατολιστικήΑΛΛΗΛΕΠΙΔΡΑΣΗπολικά μόρια. Όταν πλησιάζουν, τα πολικά μόρια προσανατολίζονται μεταξύ τους σύμφωνα με τα σημάδια των φορτίων στα άκρα των διπόλων. Όσο πιο πολικά είναι τα μόρια, τόσο ισχυρότερη είναι η αλληλεπίδραση προσανατολισμού. Η ενέργειά του καθορίζεται κυρίως από το μέγεθος των ηλεκτρικών ροπών των διπόλων των μορίων (δηλαδή την πολικότητα τους).

Επαγωγική αλληλεπίδραση – είναι μια ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση μεταξύ πολικών και μη πολικών μορίων.

Σε ένα μη πολικό μόριο, υπό την επίδραση του ηλεκτρικού πεδίου ενός πολικού μορίου, προκύπτει ένα «επαγόμενο» (επαγόμενο) δίπολο, το οποίο έλκεται από το σταθερό δίπολο του πολικού μορίου. Η ενέργεια της επαγωγικής αλληλεπίδρασης καθορίζεται από την ηλεκτρική ροπή του διπόλου του πολικού μορίου και την πολωσιμότητα του μη πολικού μορίου.

Αλληλεπίδραση διασποράς προκύπτει ως αποτέλεσμα της αμοιβαίας έλξης των λεγόμενων στιγμιαία δίπολα. Τα δίπολα αυτού του τύπου προκύπτουν σε μη πολικά μόρια ανά πάσα στιγμή λόγω της αναντιστοιχίας μεταξύ των ηλεκτρικών κέντρων βάρους του νέφους ηλεκτρονίων και των πυρήνων, που προκαλείται από τις ανεξάρτητες δονήσεις τους.

Η σχετική τιμή της συνεισφοράς μεμονωμένων συστατικών στη συνολική ενέργεια της διαμοριακής αλληλεπίδρασης εξαρτάται από δύο κύρια ηλεκτροστατικά χαρακτηριστικά του μορίου - την πολικότητα και την πολωσιμότητά του, τα οποία, με τη σειρά τους, καθορίζονται από το μέγεθος και τη δομή του μορίου.

8. δεσμός υδρογόνου . Μηχανισμός σχηματισμού και φύση του δεσμού υδρογόνου. Σύγκριση ενέργειας δεσμού υδρογόνου με ενέργεια χημικού δεσμού και ενέργεια διαμοριακής αλληλεπίδρασης. Διαμοριακούς και ενδομοριακούς δεσμούς υδρογόνου. Η φύση της αλλαγής στα σημεία τήξης και βρασμού των υδριδίων των p-στοιχείων των ομάδων IV-VII. Σημασία των δεσμών υδρογόνου για φυσικά αντικείμενα. Ανώμαλες ιδιότητες του νερού.

1. Με. 75–77; 2. Με. 147–149; 4. Με. 95–96; 11. Με. 140–143.

Μία από τις ποικιλίες της διαμοριακής αλληλεπίδρασης είναι δεσμός υδρογόνου . Εκτελείται μεταξύ του θετικά πολωμένου ατόμου υδρογόνου ενός μορίου και του αρνητικά πολωμένου ατόμου Χ ενός άλλου μορίου:

Х δ- ─Н δ+ Χ δ- ─Н δ+ ,

όπου το X είναι ένα άτομο ενός από τα πιο ηλεκτραρνητικά στοιχεία - F, O ή N, και το σύμβολο είναι ένα σύμβολο για έναν δεσμό υδρογόνου.

Ο σχηματισμός ενός δεσμού υδρογόνου οφείλεται κυρίως στο γεγονός ότι το άτομο υδρογόνου έχει μόνο ένα ηλεκτρόνιο, το οποίο, όταν σχηματίζεται πολικός ομοιοπολικός δεσμός με το άτομο Χ, μετατοπίζεται προς αυτό. Ένα υψηλό θετικό φορτίο προκύπτει στο άτομο υδρογόνου, το οποίο, σε συνδυασμό με την απουσία εσωτερικών στρωμάτων ηλεκτρονίων στο άτομο υδρογόνου, επιτρέπει σε άλλο άτομο να το πλησιάσει σε αποστάσεις κοντά στα μήκη των ομοιοπολικών δεσμών.

Έτσι, σχηματίζεται ένας δεσμός υδρογόνου ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης των διπόλων. Ωστόσο, σε αντίθεση με τη συνήθη αλληλεπίδραση διπόλου-διπόλου, ο μηχανισμός του δεσμού υδρογόνου οφείλεται επίσης στην αλληλεπίδραση δότη-δέκτη, όπου το άτομο Χ ενός μορίου είναι ο δότης του ζεύγους ηλεκτρονίων και το άτομο υδρογόνου του άλλου είναι ο δέκτης.

Ο δεσμός υδρογόνου έχει τις ιδιότητες της κατευθυντικότητας και του κορεσμού. Η παρουσία δεσμού υδρογόνου επηρεάζει σημαντικά τις φυσικές ιδιότητες των ουσιών. Για παράδειγμα, τα σημεία τήξης και βρασμού των HF, H 2 O και NH 3 είναι υψηλότερα από εκείνα των υδριδίων άλλων στοιχείων των ίδιων ομάδων. Ο λόγος για την ανώμαλη συμπεριφορά είναι η παρουσία δεσμών υδρογόνου, το σπάσιμο των οποίων απαιτεί πρόσθετη ενέργεια.

Μόνο μερικά χημικά στοιχεία μπορούν να υπάρχουν μεμονωμένα με τη μορφή αερίων. Αυτά τα στοιχεία ονομάζονται αδρανή αέρια. Τα υπόλοιπα χημικά στοιχεία θα αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους ή με άλλα άτομα, σχηματίζοντας ενώσεις. Ο λόγος για τον σχηματισμό αυτών των χημικών ενώσεων είναι ο χημικός δεσμός. Ο χημικός δεσμός οφείλεται στην ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση των φορτισμένων μερών του ατόμου: του πυρήνα και του ηλεκτρονιακού κελύφους. Έχει αποδειχθεί ότι τα ηλεκτρόνια του εξωτερικού ηλεκτρονιακού κελύφους συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός χημικού δεσμού. Τέτοια ηλεκτρόνια ονομάζονται ηλεκτρόνια σθένους.

- Η ικανότητα ενός ατόμου να σχηματίζει χημικό δεσμό ονομάζεται σθένος.

Τα ηλεκτρόνια στα άτομα βρίσκονται σε ενεργειακά επίπεδα. Τα ηλεκτρόνια της ομάδας VIII-A - ευγενή ή αδρανή αέρια - έχουν ένα πλήρως γεμάτο ενεργειακό επίπεδο. Λαμβάνοντας υπόψη τη χημική παθητικότητα των αδρανών αερίων και τη δομή των ατόμων των αντίστοιχων στοιχείων, καταλήγουμε στο εξής συμπέρασμα: το εξωτερικό κέλυφος των 8 ηλεκτρονίων είναι ευνοϊκό και σταθερό για το άτομο. Συχνά ονομάζεται ηλεκτρονική οκτάδα. Δεδομένου ότι η ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός ευγενούς αερίου είναι πολύ σταθερή (ns2np6), άτομα άλλων στοιχείων τείνουν να το φτάσουν. Μπορούν να το κάνουν αυτό δωρίζοντας ηλεκτρόνια, αποδεχόμενοι ή μοιράζοντας τα ηλεκτρόνια τους με τα ηλεκτρόνια άλλων ατόμων.

Οι μέθοδοι σχηματισμού ενός χημικού δεσμού είναι διαφορετικές, επομένως, διακρίνονται διάφοροι τύποι χημικών δεσμών:

Ιοντικός δεσμός.

Κάθε χημικό στοιχείο έχει τη δική του ικανότητα να προσελκύει εξωτερικά, ξένα ηλεκτρόνια.

- Η ικανότητα ενός ατόμου να έλκει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του ονομάζεταιηλεκτραρνητικότητα .

Ρύζι. 3. Ιονικές ενώσεις

Ρύζι. 4. Κρυσταλλικό πλέγμα φθοριούχου ασβεστίου

Οι ουσίες που σχηματίζονται από ιόντα ονομάζονται ιοντικές ενώσεις. Εικ.3. Ενώσεις που σχηματίζονται από ιονικούς δεσμούς υπό κανονικές συνθήκες στερεάμε υψηλά σημεία τήξης και βρασμού. Αυτά είναι εύθραυστα υλικά. Σχηματίζουν ένα ιοντικό κρυσταλλικό πλέγμα. Τα ιόντα βρίσκονται στους κόμβους του κρυσταλλικού πλέγματος. Τα σχήματα δείχνουν τα κρυσταλλικά πλέγματα χλωριούχου νατρίου και φθοριούχου ασβεστίου. Ρύζι. 4.5.

Ρύζι. 5. Κρυσταλλικό πλέγμα χλωριούχου νατρίου

Έτσι, μπορούμε να συμπεράνουμε ότι οι ενώσεις δύο στοιχείων που βρίσκονται σε αντίθετα άκρα της ίδιας (ή διαφορετικών) περιόδων έχουν μια κυρίως ιοντική φύση του δεσμού, αλλά καθώς τα στοιχεία πλησιάζουν το ένα το άλλο εντός της περιόδου, η ιοντική φύση των ενώσεων τους μειώνεται . Στις περισσότερες περιπτώσεις, μια ένωση δεν μπορεί να ειπωθεί ότι είναι εξ ολοκλήρου (ή καθαρά) ιοντική ή πλήρως (ή αμιγώς) ομοιοπολική. Ωστόσο, μπορεί να υποστηριχθεί ότι ορισμένες ενώσεις είναι κυρίως ιοντικές και άλλες ενώσεις είναι κυρίως ομοιοπολικές.

Καλά παραδείγματα ιοντικών ενώσεων είναι τα χλωρίδια και τα οξείδια. Τα χλωρίδια και τα οξείδια των στοιχείων που βρίσκονται στην αριστερή πλευρά του περιοδικού πίνακα, κατά κανόνα, έχουν κυρίως ιοντικό χαρακτήρα.

Πηγές

http://www.youtube.com/watch?t=10&v=LtAgb6LDUeQ

πηγή παρουσίασης - http://ppt4web.ru/khimija/ionnaja-khimicheskaja-svjaz.html

Σύνοψη http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/9-klass

Τα ηλεκτρόνια από ένα άτομο μπορούν να μεταφερθούν πλήρως σε ένα άλλο. Αυτή η ανακατανομή των φορτίων οδηγεί στο σχηματισμό θετικά και αρνητικά φορτισμένων ιόντων (κατιόντα και ανιόντα). Ένας ειδικός τύπος αλληλεπίδρασης προκύπτει μεταξύ τους - ένας ιοντικός δεσμός. Ας εξετάσουμε λεπτομερέστερα τη μέθοδο σχηματισμού του, τη δομή και τις ιδιότητες των ουσιών.

Ηλεκτραρνητικότητα

Τα άτομα διαφέρουν ως προς την ηλεκτραρνητικότητα (EO) - την ικανότητα να προσελκύουν ηλεκτρόνια στον εαυτό τους από τα κελύφη σθένους άλλων σωματιδίων. Για ποσοτικό προσδιορισμό, χρησιμοποιείται η κλίμακα σχετικής ηλεκτραρνητικότητας που προτείνεται από το L. Polling (αδιάστατη τιμή). Η ικανότητα να προσελκύει ηλεκτρόνια από άτομα φθορίου είναι πιο έντονη από άλλα στοιχεία, το EO του είναι 4. Στην κλίμακα Polling, το οξυγόνο, το άζωτο και το χλώριο ακολουθούν αμέσως το φθόριο. Οι τιμές EO του υδρογόνου και άλλων τυπικών μη μετάλλων είναι ίσες ή κοντά στο 2. Από τα μέταλλα, τα περισσότερα έχουν ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ 0,7 (Fr) και 1,7. Υπάρχει μια εξάρτηση της ιονικότητας του δεσμού από τη διαφορά EO χημικά στοιχεία. Όσο μεγαλύτερος είναι, τόσο μεγαλύτερη είναι η πιθανότητα να εμφανιστεί ένας ιονικός δεσμός. Αυτός ο τύπος αλληλεπίδρασης είναι πιο συνηθισμένος όταν η διαφορά EO=1,7 και άνω. Εάν η τιμή είναι μικρότερη, τότε οι ενώσεις είναι πολικές ομοιοπολικές.

Ενέργεια ιονισμού

Η ενέργεια ιοντισμού (EI) απαιτείται για την αποκόλληση εξωτερικών ηλεκτρονίων που είναι ασθενώς συνδεδεμένα με τον πυρήνα. Η μονάδα μεταβολής αυτού του φυσικού μεγέθους είναι 1 ηλεκτρονιοβολτ. Υπάρχουν μοτίβα αλλαγής στο ΕΙ στις σειρές και τις στήλες του περιοδικού συστήματος, ανάλογα με την αύξηση του φορτίου του πυρήνα. Σε περιόδους από αριστερά προς τα δεξιά, η ενέργεια ιονισμού αυξάνεται και αποκτά υψηλότερες αξίεςσε αμέταλλα. Σε ομάδες μειώνεται από πάνω προς τα κάτω. Ο κύριος λόγος είναι η αύξηση της ακτίνας του ατόμου και η απόσταση από τον πυρήνα στα εξωτερικά ηλεκτρόνια, τα οποία αποσπώνται εύκολα. Εμφανίζεται ένα θετικά φορτισμένο σωματίδιο - το αντίστοιχο κατιόν. Η τιμή του EI μπορεί να χρησιμοποιηθεί για να κριθεί εάν εμφανίζεται ένας ιονικός δεσμός. Οι ιδιότητες εξαρτώνται επίσης από την ενέργεια ιονισμού. Για παράδειγμα, τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών έχουν χαμηλές τιμές ΕΙ. Έχουν έντονες αναγωγικές (μεταλλικές) ιδιότητες. Τα αδρανή αέρια είναι χημικά ανενεργά λόγω της υψηλής ενέργειας ιονισμού τους.

συγγένεια ηλεκτρονίων

Στις χημικές αλληλεπιδράσεις, τα άτομα μπορούν να προσκολλήσουν ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν ένα αρνητικό σωματίδιο - ένα ανιόν, η διαδικασία συνοδεύεται από την απελευθέρωση ενέργειας. Το αντίστοιχο φυσικό μέγεθος είναι η συγγένεια ηλεκτρονίων. Η μονάδα μέτρησης είναι ίδια με την ενέργεια ιονισμού (1 ηλεκτρονιοβολτ). Αλλά οι ακριβείς τιμές του δεν είναι γνωστές για όλα τα στοιχεία. Τα αλογόνα έχουν την υψηλότερη συγγένεια ηλεκτρονίων. Στο εξωτερικό επίπεδο των ατόμων των στοιχείων - 7 ηλεκτρόνια, μόνο ένα λείπει μέχρι μια οκτάδα. Η συγγένεια ηλεκτρονίων των αλογόνων είναι υψηλή, έχουν ισχυρές οξειδωτικές (μη μεταλλικές) ιδιότητες.

Αλληλεπιδράσεις ατόμων στο σχηματισμό ιοντικού δεσμού

Τα άτομα που έχουν ατελές εξωτερικό επίπεδο βρίσκονται σε ασταθή ενεργειακή κατάσταση. Η επιθυμία επίτευξης σταθερής ηλεκτρονικής διαμόρφωσης είναι ο κύριος λόγος που οδηγεί στον σχηματισμό χημικών ενώσεων. Η διαδικασία συνήθως συνοδεύεται από την απελευθέρωση ενέργειας και μπορεί να οδηγήσει σε μόρια και κρυστάλλους που διαφέρουν ως προς τη δομή και τις ιδιότητες. Τα ισχυρά μέταλλα και τα αμέταλλα διαφέρουν σημαντικά μεταξύ τους σε έναν αριθμό δεικτών (EO, EI και συγγένεια ηλεκτρονίων). Για αυτούς, αυτός ο τύπος αλληλεπίδρασης είναι πιο κατάλληλος, όπως ένας ιονικός χημικός δεσμός, στον οποίο η ενοποίηση μοριακό τροχιακό(κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων). Πιστεύεται ότι κατά τον σχηματισμό ιόντων, τα μέταλλα μεταφέρουν πλήρως τα ηλεκτρόνια σε αμέταλλα. Η ισχύς του δεσμού που προκύπτει εξαρτάται από το έργο που απαιτείται για την καταστροφή των μορίων που αποτελούν 1 mol της υπό μελέτη ουσίας. Αυτή η φυσική ποσότητα είναι γνωστή ως ενέργεια δέσμευσης. Για τις ιοντικές ενώσεις, οι τιμές του κυμαίνονται από αρκετές δεκάδες έως εκατοντάδες kJ/mol.

Σχηματισμός ιόντων

Ένα άτομο που δίνει τα ηλεκτρόνια του κατά τη διάρκεια χημικών αλληλεπιδράσεων μετατρέπεται σε κατιόν (+). Το σωματίδιο λήψης είναι ένα ανιόν (-). Για να μάθετε πώς θα συμπεριφέρονται τα άτομα, εάν θα εμφανιστούν ιόντα, είναι απαραίτητο να διαπιστωθεί η διαφορά μεταξύ της EC τους. Ο ευκολότερος τρόπος για να πραγματοποιηθούν τέτοιοι υπολογισμοί είναι για μια ένωση δύο στοιχείων, για παράδειγμα, χλωριούχο νάτριο.

Το νάτριο έχει μόνο 11 ηλεκτρόνια, η διαμόρφωση του εξωτερικού στρώματος είναι 3s 1 . Για να το ολοκληρώσουμε, είναι ευκολότερο για ένα άτομο να δώσει 1 ηλεκτρόνιο παρά να προσκολλήσει 7. Η δομή του στρώματος σθένους του χλωρίου περιγράφεται από τον τύπο 3s 2 3p 5. Συνολικά, ένα άτομο έχει 17 ηλεκτρόνια, 7 είναι εξωτερικά. Λείπει ένα για να επιτευχθεί μια οκτάδα και μια σταθερή δομή. Χημικές ιδιότητεςεπιβεβαιώστε την υπόθεση ότι το άτομο νατρίου δωρίζει και ότι το χλώριο δέχεται ηλεκτρόνια. Υπάρχουν ιόντα: θετικά (κατιόν νατρίου) και αρνητικά (ανιόν χλωρίου).

Ιοντικός δεσμός

Χάνοντας ένα ηλεκτρόνιο, το νάτριο αποκτά ένα θετικό φορτίο και ένα σταθερό κέλυφος ενός ατόμου του αδρανούς αερίου νέον (1s 2 2s 2 2p 6). Το χλώριο, ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης με το νάτριο, λαμβάνει ένα επιπλέον αρνητικό φορτίο και το ιόν επαναλαμβάνει τη δομή του ατομικού κελύφους του ευγενούς αερίου αργού (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Επίκτητος ηλεκτρικό φορτίοονομάζεται φορτίο του ιόντος. Για παράδειγμα, Na+, Ca2+, Cl-, F-. Τα ιόντα μπορούν να περιέχουν άτομα πολλών στοιχείων: NH 4 + , SO 4 2- . Μέσα σε τέτοια σύμπλοκα ιόντα, τα σωματίδια συνδέονται με έναν δότη-δέκτη ή έναν ομοιοπολικό μηχανισμό. Η ηλεκτροστατική έλξη εμφανίζεται μεταξύ αντίθετα φορτισμένων σωματιδίων. Η τιμή του στην περίπτωση ενός ιοντικού δεσμού είναι ανάλογη με τα φορτία και με την αύξηση της απόστασης μεταξύ των ατόμων, εξασθενεί. Ιδιαίτερα χαρακτηριστικάιοντικός δεσμός:

τα ισχυρά μέταλλα αντιδρούν με ενεργά μη μεταλλικά στοιχεία.
Τα ηλεκτρόνια μετακινούνται από το ένα άτομο στο άλλο.
τα προκύπτοντα ιόντα έχουν σταθερή διαμόρφωση εξωτερικών κελυφών.
Υπάρχει ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ των αντίθετα φορτισμένων σωματιδίων.

Κρυσταλλικά πλέγματα ιοντικών ενώσεων

Στις χημικές αντιδράσεις, τα μέταλλα της 1ης, 2ης και 3ης ομάδας του περιοδικού συστήματος συνήθως χάνουν ηλεκτρόνια. Σχηματίζονται θετικά ιόντα ενός, δύο και τριών φορτισμένων. Τα αμέταλλα της 6ης και 7ης ομάδας συνήθως προσθέτουν ηλεκτρόνια (με εξαίρεση τις αντιδράσεις με φθόριο). Υπάρχουν αρνητικά ιόντα μεμονωμένα και διπλά φορτισμένα. Το ενεργειακό κόστος για αυτές τις διεργασίες, κατά κανόνα, αντισταθμίζεται όταν δημιουργείται ένας κρύσταλλος ουσίας. Οι ιοντικές ενώσεις είναι συνήθως σε στερεά κατάσταση, σχηματίζοντας δομές που αποτελούνται από αντίθετα φορτισμένα κατιόντα και ανιόντα. Αυτά τα σωματίδια έλκονται και σχηματίζουν γιγάντια κρυσταλλικά πλέγματα στα οποία τα θετικά ιόντα περιβάλλονται από αρνητικά σωματίδια (και το αντίστροφο). Το συνολικό φορτίο μιας ουσίας είναι μηδέν, επειδή ο συνολικός αριθμός των πρωτονίων εξισορροπείται από τον αριθμό των ηλεκτρονίων όλων των ατόμων.

Ιδιότητες ουσιών με ιοντικό δεσμό

Για ιοντικά κρυσταλλικές ουσίεςχαρακτηρίζεται από υψηλά σημεία βρασμού και τήξης. Συνήθως, αυτές οι ενώσεις είναι ανθεκτικές στη θερμότητα. Το ακόλουθο χαρακτηριστικό μπορεί να βρεθεί όταν τέτοιες ουσίες διαλύονται σε έναν πολικό διαλύτη (νερό). Οι κρύσταλλοι καταστρέφονται εύκολα και τα ιόντα περνούν σε ένα διάλυμα που έχει ηλεκτρική αγωγιμότητα. Οι ιοντικές ενώσεις καταστρέφονται επίσης όταν τήκονται. Εμφανίζονται ελεύθερα φορτισμένα σωματίδια, πράγμα που σημαίνει ότι το τήγμα άγει ηλεκτρικό ρεύμα. Ουσίες με ιοντικό δεσμό είναι ηλεκτρολύτες - αγωγοί δεύτερου είδους.

Τα οξείδια και τα αλογονίδια των μετάλλων των αλκαλίων και των αλκαλικών γαιών ανήκουν στην ομάδα των ιοντικών ενώσεων. Σχεδόν όλα χρησιμοποιούνται ευρέως στην επιστήμη, την τεχνολογία, χημική παραγωγή, μεταλλουργία.

Πίσω μπροστά

Προσοχή! Η προεπισκόπηση της διαφάνειας είναι μόνο για ενημερωτικούς σκοπούς και ενδέχεται να μην αντιπροσωπεύει την πλήρη έκταση της παρουσίασης. Εάν ενδιαφέρεστε για αυτό το έργο, κατεβάστε την πλήρη έκδοση.

Στόχοι μαθήματος:

Να σχηματίσετε την έννοια των χημικών δεσμών χρησιμοποιώντας το παράδειγμα ενός ιοντικού δεσμού. Για την κατανόηση του σχηματισμού ενός ιοντικού δεσμού ως ακραίας περίπτωσης ενός πολικού.
Κατά τη διάρκεια του μαθήματος, εξασφαλίστε την αφομοίωση των παρακάτω βασικών εννοιών: ιόντα (κατιόν, ανιόν), ιονικός δεσμός.
Να αναπτύξει τη νοητική δραστηριότητα των μαθητών μέσω της δημιουργίας προβληματικής κατάστασης κατά τη μελέτη νέου υλικού.

Καθήκοντα:

μάθουν να αναγνωρίζουν τους τύπους των χημικών δεσμών.
επαναλάβετε τη δομή του ατόμου.
να διερευνήσει τον μηχανισμό σχηματισμού ιοντικού χημικού δεσμού.
διδάσκουν πώς να συντάσσουν σχήματα σχηματισμού και ηλεκτρονικούς τύπους ιοντικών ενώσεων, εξισώσεις αντίδρασης με τον προσδιορισμό της μετάπτωσης ηλεκτρονίων.

Εξοπλισμός: υπολογιστής, προβολέας, πόρος πολυμέσων, περιοδικό σύστημαχημικά στοιχεία Δ.Ι. Mendeleev, πίνακας "Ionic bond".

Τύπος μαθήματος:Διαμόρφωση νέας γνώσης.

Είδος μαθήματος:μάθημα πολυμέσων.

Χένα μάθημα

ΕΓΩ.Οργάνωση χρόνου.

II . Έλεγχος εργασιών για το σπίτι.

Δάσκαλος: Πώς μπορούν τα άτομα να λάβουν σταθερές ηλεκτρονικές διαμορφώσεις; Ποιοι είναι οι τρόποι σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού;

Μαθητής: Πολικός και μη πολικός ομοιοπολικούς δεσμούςπου σχηματίζεται από τον μηχανισμό ανταλλαγής. Ο μηχανισμός ανταλλαγής περιλαμβάνει περιπτώσεις όπου ένα ηλεκτρόνιο εμπλέκεται στο σχηματισμό ενός ζεύγους ηλεκτρονίων από κάθε άτομο. Για παράδειγμα, υδρογόνο: (διαφάνεια 2)

Ο δεσμός προκύπτει λόγω του σχηματισμού ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων λόγω της ένωσης ασύζευκτων ηλεκτρονίων. Κάθε άτομο έχει ένα ηλεκτρόνιο s. Τα άτομα Η είναι ισοδύναμα και τα ζεύγη ανήκουν εξίσου και στα δύο άτομα. Επομένως, ο σχηματισμός κοινών ζευγών ηλεκτρονίων (επικαλυπτόμενα νέφη ηλεκτρονίων p) συμβαίνει κατά τον σχηματισμό του μορίου F 2. (διαφάνεια 3)

H ρεκόρ · σημαίνει ότι το άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιο στην εξωτερική στοιβάδα ηλεκτρονίων. Το αρχείο δείχνει ότι υπάρχουν 7 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων του ατόμου φθορίου.

Κατά τον σχηματισμό του μορίου N 2. Σχηματίζονται 3 κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. Τα ρ-τροχιακά επικαλύπτονται. (διαφάνεια 4)

Ο δεσμός ονομάζεται μη πολικός.

Δάσκαλος: Εξετάσαμε τώρα τις περιπτώσεις που σχηματίζονται μόρια μια απλή ουσία. Υπάρχουν όμως πολλές ουσίες γύρω μας, μια πολύπλοκη δομή. Ας πάρουμε ένα μόριο υδροφθορίου. Πώς γίνεται ο σχηματισμός σύνδεσης σε αυτή την περίπτωση;

Μαθητής: Όταν σχηματίζεται ένα μόριο υδροφθορίου, το τροχιακό του s-ηλεκτρονίου του υδρογόνου και το τροχιακό του p-ηλεκτρονίου του φθορίου H-F επικαλύπτονται. (διαφάνεια 5)

Το ζεύγος ηλεκτρονίων σύνδεσης μετατοπίζεται στο άτομο φθορίου, με αποτέλεσμα το σχηματισμό δίπολο. Σύνδεση που ονομάζεται πολική.

III. Ενημέρωση γνώσης.

Δάσκαλος: Ένας χημικός δεσμός προκύπτει ως αποτέλεσμα αλλαγών που συμβαίνουν με τα εξωτερικά κελύφη ηλεκτρονίων των συνδετικών ατόμων. Αυτό είναι δυνατό επειδή οι εξωτερικές στοιβάδες ηλεκτρονίων δεν είναι πλήρεις σε στοιχεία εκτός από αδρανή αέρια. Ο χημικός δεσμός εξηγείται από την επιθυμία των ατόμων να αποκτήσουν μια σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση, παρόμοια με τη διαμόρφωση του «πλησιέστερου» αδρανούς αερίου σε αυτά.

Δάσκαλος: Καταγράψτε το διάγραμμα ηλεκτρονική δομήάτομο νατρίου (στον πίνακα). (διαφάνεια 6)

Μαθητής: Για να επιτευχθεί η σταθερότητα του ηλεκτρονιακού κελύφους, το άτομο νατρίου πρέπει είτε να εγκαταλείψει ένα ηλεκτρόνιο είτε να δεχτεί επτά. Το νάτριο θα εγκαταλείψει εύκολα το ηλεκτρόνιό του μακριά από τον πυρήνα και ασθενώς συνδεδεμένο με αυτόν.

Δάσκαλος: Κάντε ένα διάγραμμα της ανάκρουσης ενός ηλεκτρονίου.

Na° - 1ē → Na+ = Ne

Δάσκαλος: Γράψτε ένα διάγραμμα της ηλεκτρονικής δομής του ατόμου φθορίου (στον πίνακα).

Δάσκαλος: Πώς επιτυγχάνεται η ολοκλήρωση της πλήρωσης του ηλεκτρονικού στρώματος;

Μαθητής: Για να επιτευχθεί η σταθερότητα του ηλεκτρονιακού κελύφους, το άτομο φθορίου πρέπει είτε να εγκαταλείψει επτά ηλεκτρόνια είτε να δεχτεί ένα. Είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκό για το φθόριο να δέχεται ένα ηλεκτρόνιο.

Δάσκαλος: Κάντε ένα σχήμα για τη λήψη ενός ηλεκτρονίου.

F° + 1ē → F- = Ne

IV. Εκμάθηση νέου υλικού.

Ο δάσκαλος απευθύνει μια ερώτηση στην τάξη στην οποία τίθεται το καθήκον του μαθήματος:

Υπάρχουν άλλες επιλογές στις οποίες τα άτομα μπορούν να λάβουν σταθερές ηλεκτρονικές διαμορφώσεις; Ποιοι είναι οι τρόποι σχηματισμού τέτοιων δεσμών;

Σήμερα θα εξετάσουμε έναν από τους τύπους δεσμών - ιονικούς δεσμούς. Ας συγκρίνουμε τη δομή των φλοιών ηλεκτρονίων των ήδη ονομαζόμενων ατόμων και αδρανών αερίων.

Συζήτηση με την τάξη.

Δάσκαλος: Τι φορτίο είχαν τα άτομα νατρίου και φθορίου πριν από την αντίδραση;

Μαθητής: Τα άτομα του νατρίου και του φθορίου είναι ηλεκτρικά ουδέτερα, γιατί. τα φορτία των πυρήνων τους εξισορροπούνται από ηλεκτρόνια που περιστρέφονται γύρω από τον πυρήνα.

Δάσκαλος: Τι συμβαίνει μεταξύ των ατόμων όταν δίνουν και λαμβάνουν ηλεκτρόνια;

Μαθητής: Τα άτομα αποκτούν φορτία.

Ο δάσκαλος δίνει εξηγήσεις: Στον τύπο ενός ιόντος καταγράφεται επιπλέον το φορτίο του. Για να το κάνετε αυτό, χρησιμοποιήστε τον εκθέτη. Σε αυτό, ένας αριθμός υποδεικνύει το ποσό χρέωσης (δεν γράφουν μονάδα) και στη συνέχεια ένα σύμβολο (συν ή πλην). Για παράδειγμα, ένα ιόν νατρίου με φορτίο +1 έχει τον τύπο Na + (διαβάστε "νάτριο συν"), ένα ιόν φθορίου με φορτίο -1 - F - ("φθόριο μείον"), ένα ιόν υδροξειδίου με φορτίο του -1 - ΟΗ - ("ο-στάχ-μείον"), ένα ανθρακικό ιόν με φορτίο -2 - CO 3 2- ("tse-o-τρία-δύο-μείον").

Στους τύπους των ιοντικών ενώσεων, πρώτα σημειώστε, χωρίς να υποδεικνύετε τα φορτία, θετικά φορτισμένα ιόντα και στη συνέχεια - αρνητικά φορτισμένα. Εάν ο τύπος είναι σωστός, τότε το άθροισμα των φορτίων όλων των ιόντων σε αυτόν είναι ίσο με μηδέν.

θετικά φορτισμένο ιόν ονομάζεται κατιόνκαι ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν-ανιόν.

Δάσκαλος: Γράφουμε τον ορισμό σε βιβλία εργασίας:

Και αυτοςείναι ένα φορτισμένο σωματίδιο στο οποίο μετατρέπεται ένα άτομο ως αποτέλεσμα λήψης ή εκπομπής ηλεκτρονίων.

Δάσκαλος: Πώς να προσδιορίσετε το φορτίο του ιόντος ασβεστίου Ca 2+;

Μαθητής: Ένα ιόν είναι ένα ηλεκτρικά φορτισμένο σωματίδιο που σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της απώλειας ή κέρδους ενός ή περισσότερων ηλεκτρονίων από ένα άτομο. Το ασβέστιο έχει δύο ηλεκτρόνια στο τελευταίο ηλεκτρονικό επίπεδο, ο ιονισμός ενός ατόμου ασβεστίου συμβαίνει όταν δύο ηλεκτρόνια δίνονται μακριά. Το Ca 2+ είναι ένα διπλά φορτισμένο κατιόν.

Δάσκαλος: Τι συμβαίνει με τις ακτίνες αυτών των ιόντων;

Κατά τη μετάβαση ηλεκτρικά ουδέτερο άτομο σε ιοντική κατάσταση, το μέγεθος των σωματιδίων αλλάζει πολύ. Ένα άτομο, εγκαταλείποντας τα ηλεκτρόνια σθένους του, μετατρέπεται σε ένα πιο συμπαγές σωματίδιο - ένα κατιόν. Για παράδειγμα, κατά τη μετάβαση ενός ατόμου νατρίου στο κατιόν Na+, το οποίο, όπως αναφέρθηκε παραπάνω, έχει δομή νέον, η ακτίνα του σωματιδίου μειώνεται πολύ. Η ακτίνα ανιόντων είναι πάντα μεγαλύτερη ακτίνααντίστοιχο ηλεκτρικά ουδέτερο άτομο.

Δάσκαλος: Τι συμβαίνει με τα αντίθετα φορτισμένα σωματίδια;

Μαθητής: Τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα νατρίου και φθορίου, που προκύπτουν από τη μετάβαση ενός ηλεκτρονίου από ένα άτομο νατρίου σε ένα άτομο φθορίου, έλκονται αμοιβαία και σχηματίζουν φθοριούχο νάτριο. (διαφάνεια 7)

Na + + F - = NaF

Το σχήμα σχηματισμού ιόντων που εξετάσαμε δείχνει πώς σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός μεταξύ του ατόμου νατρίου και του ατόμου φθορίου, ο οποίος ονομάζεται ιοντικός.

Ιοντικός δεσμός- ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται από την ηλεκτροστατική έλξη αντίθετα φορτισμένων ιόντων μεταξύ τους.

Οι ενώσεις που σχηματίζονται σε αυτή την περίπτωση ονομάζονται ιοντικές ενώσεις.

V. Ενοποίηση νέου υλικού.

Καθήκοντα για την εδραίωση γνώσεων και δεξιοτήτων

1. Συγκρίνετε τη δομή των κελυφών ηλεκτρονίων του ατόμου ασβεστίου και του κατιόντος ασβεστίου, του ατόμου χλωρίου και του ανιόντος χλωρίου:

Σχολιάστε τον σχηματισμό ιοντικού δεσμού στο χλωριούχο ασβέστιο:

2. Για εκτέλεση δοθείσα εργασίαΧωριστείτε σε ομάδες των 3-4 ατόμων. Κάθε μέλος της ομάδας εξετάζει ένα παράδειγμα και παρουσιάζει τα αποτελέσματα σε όλη την ομάδα.

Απάντηση μαθητών:

1. Το ασβέστιο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας ΙΙ, ένα μέταλλο. Είναι πιο εύκολο για το άτομό του να δωρίσει δύο εξωτερικά ηλεκτρόνια παρά να δεχτεί τα έξι που λείπουν:

2. Το χλώριο είναι στοιχείο της κύριας υποομάδας της ομάδας VII, ένα αμέταλλο. Είναι ευκολότερο για το άτομό του να δεχτεί ένα ηλεκτρόνιο, το οποίο του λείπει πριν από την ολοκλήρωση του εξωτερικού επιπέδου, παρά να παραδώσει επτά ηλεκτρόνια από το εξωτερικό επίπεδο:

3. Αρχικά, βρείτε το ελάχιστο κοινό πολλαπλάσιο μεταξύ των φορτίων των σχηματισθέντων ιόντων, είναι ίσο με 2 (2x1). Στη συνέχεια προσδιορίζουμε πόσα άτομα ασβεστίου πρέπει να ληφθούν ώστε να δώσουν δύο ηλεκτρόνια, δηλαδή να ληφθούν ένα άτομο Ca και δύο άτομα CI.

4. Σχηματικά, ο σχηματισμός ενός ιοντικού δεσμού μεταξύ ατόμων ασβεστίου και χλωρίου μπορεί να γραφεί: (διαφάνεια 8)

Ca 2+ + 2CI - → CaCI 2