Ιοντικός δεσμός
(χρησιμοποιήθηκαν υλικά της ιστοσελίδας http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)
Ιοντικός δεσμόςπραγματοποιείται με ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ αντίθετα φορτισμένων ιόντων. Αυτά τα ιόντα σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της μεταφοράς ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο. Ένας ιοντικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων που έχουν μεγάλες διαφορές στην ηλεκτραρνητικότητα (συνήθως μεγαλύτερες από 1,7 στην κλίμακα Pauling), για παράδειγμα, μεταξύ αλκαλιμετάλλων και αλογόνων.
Ας εξετάσουμε την εμφάνιση ενός ιοντικού δεσμού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του σχηματισμού NaCl.
Από τους ηλεκτρονικούς τύπους των ατόμων
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 και
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
μπορεί να φανεί ότι για να συμπληρώσει το εξωτερικό επίπεδο, είναι ευκολότερο για το άτομο νατρίου να δώσει ένα ηλεκτρόνιο παρά να προσθέσει επτά, και είναι ευκολότερο για το άτομο χλωρίου να προσθέσει ένα παρά να αφήσει επτά. Στις χημικές αντιδράσεις, το άτομο νατρίου δίνει ένα ηλεκτρόνιο και το άτομο χλωρίου το δέχεται. Ως αποτέλεσμα, τα κελύφη ηλεκτρονίων των ατόμων νατρίου και χλωρίου μετατρέπονται σε σταθερά κελύφη ηλεκτρονίων ευγενών αερίων (η ηλεκτρονική διαμόρφωση του κατιόντος νατρίου
Na + 1s 2 2s 2 2p 6,
και την ηλεκτρονική διαμόρφωση του ανιόντος χλωρίου
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Η ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση των ιόντων οδηγεί στο σχηματισμό του μορίου NaCl.
Η φύση του χημικού δεσμού αντανακλάται συχνά στην κατάσταση συσσωμάτωσης και στις φυσικές ιδιότητες της ουσίας. Τέτοιες ιοντικές ενώσεις όπως το χλωριούχο νάτριο NaCl είναι στερεές και πυρίμαχες επειδή υπάρχουν ισχυρές δυνάμεις ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ των φορτίων των ιόντων «+» και «-» τους.
Ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν χλωρίου δεν έλκει μόνο το «δικό του» ιόν Na +, αλλά και άλλα ιόντα νατρίου γύρω του. Αυτό οδηγεί στο γεγονός ότι κοντά σε οποιοδήποτε από τα ιόντα δεν υπάρχει ένα ιόν με το αντίθετο πρόσημο, αλλά πολλά.
Η δομή του κρυστάλλου NaCl χλωριούχου νατρίου.
Στην πραγματικότητα, υπάρχουν 6 ιόντα νατρίου γύρω από κάθε ιόν χλωρίου και 6 ιόντα χλωρίου γύρω από κάθε ιόν νατρίου. Μια τέτοια διατεταγμένη συσκευασία ιόντων ονομάζεται ιονικός κρύσταλλος. Εάν ένα ξεχωριστό άτομο χλωρίου απομονωθεί σε έναν κρύσταλλο, τότε μεταξύ των γύρω ατόμων νατρίου δεν είναι πλέον δυνατό να βρεθεί αυτό με το οποίο αντέδρασε το χλώριο.
Ελκόμενα μεταξύ τους από ηλεκτροστατικές δυνάμεις, τα ιόντα είναι εξαιρετικά απρόθυμα να αλλάξουν τη θέση τους υπό την επίδραση μιας εξωτερικής δύναμης ή μιας αύξησης της θερμοκρασίας. Αν όμως το χλωριούχο νάτριο λιώσει και συνεχίσει να θερμαίνεται σε κενό, τότε εξατμίζεται, σχηματίζοντας διατομικά μόρια NaCl. Αυτό υποδηλώνει ότι οι δυνάμεις ομοιοπολικού δεσμού δεν απενεργοποιούνται ποτέ εντελώς.
Τα κύρια χαρακτηριστικά του ιοντικού δεσμού και οι ιδιότητες των ιοντικών ενώσεων
1. Ένας ιονικός δεσμός είναι ένας ισχυρός χημικός δεσμός. Η ενέργεια αυτού του δεσμού είναι περίπου 300 – 700 kJ/mol.
2. Αντίθετα ομοιοπολικό δεσμό, ο ιονικός δεσμός είναι μη κατευθυντικός, αφού ένα ιόν μπορεί να προσελκύει ιόντα αντίθετου πρόσημου προς τον εαυτό του προς οποιαδήποτε κατεύθυνση.
3. Σε αντίθεση με έναν ομοιοπολικό δεσμό, ένας ιοντικός δεσμός είναι ακόρεστος, αφού η αλληλεπίδραση ιόντων του αντίθετου πρόσημου δεν οδηγεί σε πλήρη αμοιβαία αντιστάθμιση των δυναμικών τους πεδίων.
4. Στη διαδικασία σχηματισμού μορίων με ιοντικό δεσμό, δεν υπάρχει πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων· επομένως, 100% ιοντικός δεσμός δεν υπάρχει στη φύση. Στο μόριο NaCl χημικός δεσμόςμόνο 80% ιοντικό.
5. Οι ιοντικές ενώσεις είναι στερεές κρυσταλλικές ουσίεςέχουν υψηλά σημεία τήξης και βρασμού.
6. Οι περισσότερες ιοντικές ενώσεις διαλύονται στο νερό. Διαλύματα και τήγματα ιοντικών ενώσεων φέρουν ηλεκτρική ενέργεια.
μεταλλική σύνδεση
Οι μεταλλικοί κρύσταλλοι είναι διατεταγμένοι διαφορετικά. Αν σκεφτείτε ένα κομμάτι μεταλλικού νατρίου, θα διαπιστώσετε ότι εξωτερικά είναι πολύ διαφορετικό από το επιτραπέζιο αλάτι. Το νάτριο είναι μαλακό μέταλλο, κόβεται εύκολα με μαχαίρι, ισιώνεται με σφυρί, μπορεί εύκολα να λιώσει σε ένα φλιτζάνι σε μια λυχνία αλκοόλης (σημείο τήξης 97,8 o C). Σε έναν κρύσταλλο νατρίου, κάθε άτομο περιβάλλεται από άλλα οκτώ παρόμοια άτομα.
Η δομή του κρυστάλλου του μεταλλικού Na.
Από το σχήμα φαίνεται ότι το άτομο Na στο κέντρο του κύβου έχει 8 πλησιέστερους γείτονες. Αλλά το ίδιο μπορεί να ειπωθεί για οποιοδήποτε άλλο άτομο σε έναν κρύσταλλο, αφού είναι όλα τα ίδια. Ο κρύσταλλος αποτελείται από "άπειρα" επαναλαμβανόμενα θραύσματα που φαίνονται σε αυτήν την εικόνα.
Τα άτομα μετάλλου στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας περιέχουν μικρό αριθμό ηλεκτρονίων σθένους. Δεδομένου ότι η ενέργεια ιοντισμού των ατόμων μετάλλου είναι χαμηλή, τα ηλεκτρόνια σθένους διατηρούνται ασθενώς σε αυτά τα άτομα. Ως αποτέλεσμα, θετικά φορτισμένα ιόντα και ελεύθερα ηλεκτρόνια εμφανίζονται στο κρυσταλλικό πλέγμα των μετάλλων. Σε αυτή την περίπτωση, τα μεταλλικά κατιόντα βρίσκονται στους κόμβους του κρυσταλλικού πλέγματος και τα ηλεκτρόνια κινούνται ελεύθερα στο πεδίο των θετικών κέντρων, σχηματίζοντας το λεγόμενο «αέριο ηλεκτρονίων».
Η παρουσία ενός αρνητικά φορτισμένου ηλεκτρονίου μεταξύ δύο κατιόντων οδηγεί στο γεγονός ότι κάθε κατιόν αλληλεπιδρά με αυτό το ηλεκτρόνιο.
Ετσι, ένας μεταλλικός δεσμός είναι ένας δεσμός μεταξύ θετικών ιόντων σε μεταλλικούς κρυστάλλους, ο οποίος πραγματοποιείται με την έλξη ηλεκτρονίων που κινούνται ελεύθερα σε όλο τον κρύσταλλο.
Δεδομένου ότι τα ηλεκτρόνια σθένους στο μέταλλο είναι ομοιόμορφα κατανεμημένα σε όλο τον κρύσταλλο, ο μεταλλικός δεσμός, όπως και ο ιονικός, είναι ένας μη κατευθυνόμενος δεσμός. Σε αντίθεση με έναν ομοιοπολικό δεσμό, ένας μεταλλικός δεσμός είναι ένας ακόρεστος δεσμός. Ένας μεταλλικός δεσμός διαφέρει από έναν ομοιοπολικό δεσμό και σε ισχύ. Η ενέργεια ενός μεταλλικού δεσμού είναι περίπου τρεις έως τέσσερις φορές μικρότερη από την ενέργεια ενός ομοιοπολικού δεσμού.
Λόγω της υψηλής κινητικότητας του αερίου ηλεκτρονίων, τα μέταλλα χαρακτηρίζονται από υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα.
Ένας μεταλλικός κρύσταλλος φαίνεται αρκετά απλός, αλλά η ηλεκτρονική του δομή είναι στην πραγματικότητα πιο περίπλοκη από αυτή των κρυστάλλων ιοντικού άλατος. Δεν υπάρχουν αρκετά ηλεκτρόνια στο εξωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων των μεταλλικών στοιχείων για να σχηματιστεί ένας πλήρης ομοιοπολικός ή ιοντικός δεσμός «οκτάδας». Επομένως, στην αέρια κατάσταση, τα περισσότερα μέταλλα αποτελούνται από μονοατομικά μόρια (δηλαδή, μεμονωμένα, άσχετα άτομα). Χαρακτηριστικό παράδειγμα είναι οι ατμοί υδραργύρου. Έτσι, ένας μεταλλικός δεσμός μεταξύ ατόμων μετάλλου εμφανίζεται μόνο σε υγρή και στερεή κατάσταση συσσωμάτωσης.
Ένας μεταλλικός δεσμός μπορεί να περιγραφεί ως εξής: μερικά από τα άτομα μετάλλου στον προκύπτον κρύσταλλο δίνουν τα ηλεκτρόνια σθένους τους στο χώρο μεταξύ των ατόμων (στο νάτριο είναι ... 3s1), μετατρέπονται σε ιόντα. Δεδομένου ότι όλα τα άτομα μετάλλου σε έναν κρύσταλλο είναι τα ίδια, καθένα από αυτά έχει ίσες πιθανότητες να χάσει ένα ηλεκτρόνιο σθένους.
Με άλλα λόγια, η μετάβαση ηλεκτρονίων μεταξύ ουδέτερου και ιονισμένου μετάλλου ατόμων γίνεται χωρίς κατανάλωση ενέργειας. Στην περίπτωση αυτή, ένα μέρος των ηλεκτρονίων καταλήγει πάντα στο χώρο μεταξύ των ατόμων με τη μορφή «αερίου ηλεκτρονίου».
Αυτά τα ελεύθερα ηλεκτρόνια, πρώτον, συγκρατούν τα άτομα μετάλλου σε μια ορισμένη απόσταση ισορροπίας το ένα από το άλλο.
Δεύτερον, δίνουν στα μέταλλα μια χαρακτηριστική «μεταλλική λάμψη» (τα ελεύθερα ηλεκτρόνια μπορούν να αλληλεπιδράσουν με τα κβάντα του φωτός).
Τρίτον, τα ελεύθερα ηλεκτρόνια παρέχουν στα μέταλλα καλή ηλεκτρική αγωγιμότητα. Η υψηλή θερμική αγωγιμότητα των μετάλλων εξηγείται επίσης από την παρουσία ελεύθερων ηλεκτρονίων στον διατομικό χώρο - «ανταποκρίνονται» εύκολα στις αλλαγές της ενέργειας και συμβάλλουν στην ταχεία μεταφορά της στον κρύσταλλο.
Απλοποιημένο μοντέλο ηλεκτρονική δομήμεταλλικό κρύσταλλο.
******** Στο παράδειγμα του μετάλλου νατρίου, ας εξετάσουμε τη φύση του μεταλλικού δεσμού από την άποψη των ιδεών για τα ατομικά τροχιακά. Το άτομο νατρίου, όπως και πολλά άλλα μέταλλα, έχει έλλειψη ηλεκτρονίων σθένους, αλλά υπάρχουν τροχιακά ελεύθερου σθένους. Το μόνο ηλεκτρόνιο 3s του νατρίου μπορεί να κινηθεί σε οποιοδήποτε από τα ελεύθερα και κλειστά σε ενέργεια γειτονικά τροχιακά. Όταν τα άτομα σε έναν κρύσταλλο πλησιάζουν το ένα το άλλο, τα εξωτερικά τροχιακά των γειτονικών ατόμων επικαλύπτονται, λόγω των οποίων τα δοθέντα ηλεκτρόνια κινούνται ελεύθερα σε όλο τον κρύσταλλο.
Ωστόσο, το «αέριο ηλεκτρονίων» δεν είναι καθόλου διαταραγμένο, όπως μπορεί να φαίνεται. Τα ελεύθερα ηλεκτρόνια σε έναν μεταλλικό κρύσταλλο βρίσκονται σε επικαλυπτόμενα τροχιακά και κοινωνικοποιούνται σε κάποιο βαθμό, σχηματίζοντας ένα είδος ομοιοπολικών δεσμών. Το νάτριο, το κάλιο, το ρουβίδιο και άλλα μεταλλικά στοιχεία-s έχουν απλά λίγα κοινά ηλεκτρόνια, επομένως οι κρύσταλλοι τους είναι εύθραυστοι και εύτηκτοι. Με την αύξηση του αριθμού των ηλεκτρονίων σθένους, η ισχύς των μετάλλων, κατά κανόνα, αυξάνεται.
Έτσι, τα στοιχεία τείνουν να σχηματίζουν έναν μεταλλικό δεσμό, τα άτομα του οποίου στα εξωτερικά κελύφη έχουν λίγα ηλεκτρόνια σθένους. Αυτά τα ηλεκτρόνια σθένους, που πραγματοποιούν τον μεταλλικό δεσμό, κοινωνικοποιούνται σε τέτοιο βαθμό που μπορούν να κινηθούν σε ολόκληρο τον μεταλλικό κρύσταλλο και να παρέχουν υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα του μετάλλου.
Ο κρύσταλλος NaCl δεν άγει ηλεκτρισμό επειδή δεν υπάρχουν ελεύθερα ηλεκτρόνια στο χώρο μεταξύ των ιόντων. Όλα τα ηλεκτρόνια που δωρίζονται από άτομα νατρίου συγκρατούν σταθερά ιόντα χλωρίου γύρω τους. Αυτή είναι μια από τις βασικές διαφορές μεταξύ των ιοντικών κρυστάλλων και των μεταλλικών.
Αυτό που γνωρίζετε τώρα για τον μεταλλικό δεσμό εξηγεί επίσης την υψηλή ελασιμότητα (ολκιμότητα) των περισσότερων μετάλλων. Το μέταλλο μπορεί να ισοπεδωθεί σε ένα λεπτό φύλλο, να τραβηχτεί σε ένα σύρμα. Το γεγονός είναι ότι μεμονωμένα στρώματα ατόμων σε έναν μεταλλικό κρύσταλλο μπορούν σχετικά εύκολα να γλιστρήσουν το ένα πάνω στο άλλο: το κινητό "αέριο ηλεκτρονίων" μαλακώνει συνεχώς την κίνηση των μεμονωμένων θετικών ιόντων, προστατεύοντάς τα το ένα από το άλλο.
Φυσικά, τίποτα τέτοιο δεν μπορεί να γίνει με το επιτραπέζιο αλάτι, αν και το αλάτι είναι επίσης μια κρυσταλλική ουσία. Στους ιοντικούς κρυστάλλους, τα ηλεκτρόνια σθένους είναι σταθερά συνδεδεμένα με τον πυρήνα ενός ατόμου. Η μετατόπιση μιας στιβάδας ιόντων σε σχέση με μια άλλη οδηγεί σε σύγκλιση ιόντων του ίδιου φορτίου και προκαλεί ισχυρή απώθηση μεταξύ τους, με αποτέλεσμα την καταστροφή του κρυστάλλου (το NaCl είναι εύθραυστη ουσία).
Η μετατόπιση των στρωμάτων του ιοντικού κρυστάλλου προκαλεί την εμφάνιση μεγάλων απωστικών δυνάμεων μεταξύ όμοιων ιόντων και την καταστροφή του κρυστάλλου.
Πλοήγηση
- Επίλυση συνδυασμένων προβλημάτων με βάση τα ποσοτικά χαρακτηριστικά μιας ουσίας
- Επίλυση προβλήματος. Ο νόμος της σταθερότητας της σύνθεσης των ουσιών. Υπολογισμοί χρησιμοποιώντας τις έννοιες «μοριακή μάζα» και «χημική ποσότητα» μιας ουσίας
Ένας ιονικός δεσμός είναι ένας δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ ατόμων. χημικά στοιχεία(θετικά ή αρνητικά φορτισμένα ιόντα). Τι είναι λοιπόν ένας ιονικός δεσμός και πώς σχηματίζεται;
Γενικά χαρακτηριστικά του ιοντικού χημικού δεσμού
Τα ιόντα είναι φορτισμένα σωματίδια που γίνονται τα άτομα όταν δωρίζουν ή δέχονται ηλεκτρόνια. Ελκύονται μεταξύ τους αρκετά έντονα, γι' αυτόν τον λόγο οι ουσίες με αυτόν τον τύπο δεσμού έχουν υψηλά σημεία βρασμού και τήξης.
Ρύζι. 1. Ιόντα.
Ένας ιονικός δεσμός είναι ένας χημικός δεσμός μεταξύ ανόμοιων ιόντων λόγω της ηλεκτροστατικής έλξης τους. Μπορεί να θεωρηθεί η περιοριστική περίπτωση ενός ομοιοπολικού δεσμού, όταν η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των δεσμευμένων ατόμων είναι τόσο μεγάλη που συμβαίνει πλήρης διαχωρισμός των φορτίων.
Ρύζι. 2. Ιονικός χημικός δεσμός.
Συνήθως πιστεύεται ότι το ομόλογο αποκτά ηλεκτρονικό χαρακτήρα εάν EC > 1,7.
Η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα είναι μεγαλύτερη όσο πιο μακριά βρίσκονται τα στοιχεία μεταξύ τους περιοδικό σύστημαανά περίοδο. Αυτή η σύνδεση είναι χαρακτηριστική των μετάλλων και των μη μετάλλων, ειδικά εκείνων που βρίσκονται στις πιο απομακρυσμένες ομάδες, για παράδειγμα, I και VII.
Παράδειγμα: επιτραπέζιο αλάτι, χλωριούχο νάτριο NaCl:
Ρύζι. 3. Σχήμα του ιοντικού χημικού δεσμού του χλωριούχου νατρίου.
Ο ιονικός δεσμός υπάρχει στους κρυστάλλους, έχει δύναμη, μήκος, αλλά δεν είναι κορεσμένος και δεν κατευθύνεται. Ο ιονικός δεσμός είναι χαρακτηριστικός μόνο για σύνθετες ουσίεςόπως άλατα, αλκάλια, ορισμένα οξείδια μετάλλων. Στην αέρια κατάσταση, τέτοιες ουσίες υπάρχουν με τη μορφή ιοντικών μορίων.
Ένας ιοντικός χημικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ τυπικών μετάλλων και μη μετάλλων. Τα ηλεκτρόνια περνούν χωρίς αποτυχία από το μέταλλο στο αμέταλλο, σχηματίζοντας ιόντα. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζεται μια ηλεκτροστατική έλξη, η οποία ονομάζεται ιονικός δεσμός.
Στην πραγματικότητα, δεν εμφανίζεται ένας εντελώς ιοντικός δεσμός. Ο λεγόμενος ιονικός δεσμός είναι εν μέρει ιοντικός, εν μέρει ομοιοπολικός. Ωστόσο, ο δεσμός πολύπλοκων μοριακών ιόντων μπορεί να θεωρηθεί ιονικός.
Παραδείγματα σχηματισμού ιοντικού δεσμού
Υπάρχουν πολλά παραδείγματα σχηματισμού ιοντικού δεσμού:
- αλληλεπίδραση ασβεστίου και φθορίου
Ca 0 (άτομο) -2e \u003d Ca 2 + (ιόν)
Είναι πιο εύκολο για το ασβέστιο να δώσει δύο ηλεκτρόνια παρά να λάβει αυτά που λείπουν.
F 0 (άτομο) + 1e \u003d F- (ιόν)
- Το φθόριο, αντίθετα, είναι πιο εύκολο να δεχτεί ένα ηλεκτρόνιο παρά να δώσει επτά ηλεκτρόνια.
Ας βρούμε το ελάχιστο κοινό πολλαπλάσιο μεταξύ των φορτίων των σχηματιζόμενων ιόντων. Είναι ίσο με 2. Ας προσδιορίσουμε τον αριθμό των ατόμων φθορίου που θα δεχτούν δύο ηλεκτρόνια από ένα άτομο ασβεστίου: 2: 1 = 2. 4.
Ας φτιάξουμε έναν τύπο για έναν ιοντικό χημικό δεσμό:
Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.
- αλληλεπίδραση νατρίου και οξυγόνου
Ένας χημικός δεσμός προκύπτει λόγω της αλληλεπίδρασης των ηλεκτρικών πεδίων που δημιουργούνται από ηλεκτρόνια και πυρήνες ατόμων, δηλ. ο χημικός δεσμός είναι ηλεκτρικής φύσης.
Κάτω από χημικός δεσμόςκατανοούν το αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης 2 ή περισσότερων ατόμων που οδηγεί στο σχηματισμό ενός σταθερού πολυατομικού συστήματος. Η προϋπόθεση για το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού είναι η μείωση της ενέργειας των αλληλεπιδρώντων ατόμων, δηλ. η μοριακή κατάσταση της ύλης είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκή από την ατομική κατάσταση. Όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, τα άτομα τείνουν να αποκτήσουν ένα πλήρες κέλυφος ηλεκτρονίων.
Υπάρχουν: ομοιοπολική, ιοντική, μεταλλική, υδρογόνο και διαμοριακή.
ομοιοπολικό δεσμό- οι περισσότεροι γενική μορφήχημικός δεσμός που προκύπτει λόγω της κοινωνικοποίησης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μέσω μηχανισμός ανταλλαγής -, όταν καθένα από τα αλληλεπιδρώντα άτομα παρέχει ένα ηλεκτρόνιο, ή μηχανισμός δότη-δέκτη, εάν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μεταφερθεί για κοινή χρήση από ένα άτομο (δότης - N, O, Cl, F) σε άλλο άτομο (δέκτης - άτομα d-στοιχείων).
Χαρακτηριστικά χημικών δεσμών.
1 - πολλαπλότητα δεσμών - μόνο 1 δεσμός σίγμα είναι δυνατός μεταξύ 2 ατόμων, αλλά μαζί με αυτό, μπορεί να υπάρχουν δεσμοί pi και δέλτα μεταξύ των ίδιων ατόμων, γεγονός που οδηγεί στο σχηματισμό πολλαπλών δεσμών. Η πολλαπλότητα καθορίζεται από τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων.
2 - μήκος δεσμού - η διαπυρηνική απόσταση στο μόριο, όσο μεγαλύτερη είναι η πολλαπλότητα, τόσο μικρότερο είναι το μήκος του.
3 - αντοχή δεσμού - αυτή είναι η ποσότητα ενέργειας που απαιτείται για να σπάσει
4 - ο κορεσμός του ομοιοπολικού δεσμού εκδηλώνεται στο γεγονός ότι ένα ατομικό τροχιακό μπορεί να λάβει μέρος στο σχηματισμό μόνο ενός c.s. Αυτή η ιδιότητα καθορίζει τη στοιχειομετρία των μοριακών ενώσεων.
5 - κατευθυντικότητα του γ.σ. Ανάλογα με το σχήμα και την κατεύθυνση των νεφών ηλεκτρονίων στο διάστημα, όταν επικαλύπτονται, μπορούν να σχηματιστούν ενώσεις με γραμμικά και γωνιακά μοριακά σχήματα.
Ιοντικός δεσμός – σχηματίζεται μεταξύ ατόμων που είναι πολύ διαφορετικά σε ηλεκτραρνητικότητα. Πρόκειται για ενώσεις των κύριων υποομάδων των ομάδων 1 και 2 με στοιχεία των κύριων υποομάδων των ομάδων 6 και 7. Ο ιοντικός είναι ένας χημικός δεσμός, ο οποίος πραγματοποιείται ως αποτέλεσμα της αμοιβαίας ηλεκτροστατικής έλξης αντίθετα φορτισμένων ιόντων.
Ο μηχανισμός σχηματισμού ιοντικών δεσμών: α) ο σχηματισμός ιόντων ατόμων που αλληλεπιδρούν. β) ο σχηματισμός μορίου λόγω της έλξης ιόντων.
Μη κατευθυντικότητα και ακόρεστος του ιοντικού δεσμού
Τα πεδία δύναμης των ιόντων είναι ομοιόμορφα κατανεμημένα προς όλες τις κατευθύνσεις, έτσι κάθε ιόν μπορεί να προσελκύει ιόντα του αντίθετου πρόσημου προς οποιαδήποτε κατεύθυνση. Αυτή είναι η μη κατευθυντικότητα του ιοντικού δεσμού. Η αλληλεπίδραση 2 ιόντων του αντίθετου πρόσημου δεν οδηγεί σε πλήρη αμοιβαία αντιστάθμιση των δυναμικών τους πεδίων. Επομένως, διατηρούν την ικανότητα να προσελκύουν ιόντα και προς άλλες κατευθύνσεις, δηλ. ένας ιονικός δεσμός χαρακτηρίζεται από ακόρεστο. Επομένως, κάθε ιόν σε μια ιοντική ένωση έλκει έναν τέτοιο αριθμό ιόντων με το αντίθετο πρόσημο ώστε να σχηματίζεται ένα κρυσταλλικό πλέγμα ιοντικού τύπου. Δεν υπάρχουν μόρια σε έναν ιοντικό κρύσταλλο. Κάθε ιόν περιβάλλεται από έναν ορισμένο αριθμό ιόντων διαφορετικού πρόσημου (αριθμός συντονισμού του ιόντος).
μεταλλική σύνδεση- χημ. Επικοινωνία στα μέταλλα. Τα μέταλλα έχουν περίσσεια τροχιακών σθένους και έλλειψη ηλεκτρονίων. Όταν τα άτομα πλησιάζουν το ένα το άλλο, τα τροχιακά σθένους τους επικαλύπτονται, λόγω των οποίων τα ηλεκτρόνια μετακινούνται ελεύθερα από το ένα τροχιακό στο άλλο και δημιουργείται μια σύνδεση μεταξύ όλων των ατόμων μετάλλου. Ο δεσμός που πραγματοποιείται από σχετικά ελεύθερα ηλεκτρόνια μεταξύ μεταλλικών ιόντων σε ένα κρυσταλλικό πλέγμα ονομάζεται μεταλλικός δεσμός. Η σύνδεση είναι έντονα μετατοπισμένη και δεν έχει κατευθυντικότητα και κορεσμό, γιατί Τα ηλεκτρόνια σθένους κατανέμονται ομοιόμορφα σε όλο τον κρύσταλλο. Η παρουσία ελεύθερων ηλεκτρονίων καθορίζει την ύπαρξη κοινές ιδιότητεςμέταλλα: αδιαφάνεια, μεταλλική λάμψη, υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα, ελατότητα και ολκιμότητα.
δεσμός υδρογόνου– δεσμός μεταξύ του ατόμου Η και ενός έντονα αρνητικού στοιχείου (F, Cl, N, O, S). Οι δεσμοί υδρογόνου μπορεί να είναι ενδο- και διαμοριακούς. Το BC είναι πιο αδύναμο από έναν ομοιοπολικό δεσμό. Η εμφάνιση του VS εξηγείται από τη δράση ηλεκτροστατικών δυνάμεων. Το άτομο Η έχει μικρή ακτίνα και, όταν ένα μόνο ηλεκτρόνιο H μετατοπίζεται ή δίνεται, αποκτά ισχυρό θετικό φορτίο, το οποίο επηρεάζει την ηλεκτραρνητικότητα.
Ένας ομοιοπολικός χημικός δεσμός εμφανίζεται συνήθως μεταξύ ατόμων μη μετάλλου με την ίδια ή όχι πολύ διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα. Εάν η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων μεταξύ των οποίων σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός είναι μεγάλη (το Δx υπερβαίνει το 1,7), τότε το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται σχεδόν πλήρως στο άτομο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζονται σωματίδια που έχουν φορτία - θετικά και αρνητικά φορτισμένα ιόντα με σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση ατόμων του πλησιέστερου ευγενούς αερίου. Τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα συγκρατούνται σταθερά από τις δυνάμεις της ηλεκτροστατικής έλξης - ένας χημικός δεσμός δημιουργείται μεταξύ τους, ο οποίος ονομάζεται ιοντικός.
Ένας ιονικός δεσμός, κατά κανόνα, εμφανίζεται μεταξύ ατόμων τυπικών μετάλλων και τυπικών μη μετάλλων. Μια χαρακτηριστική ιδιότητα των ατόμων μετάλλου είναι ότι δωρίζουν εύκολα τα ηλεκτρόνια σθένους τους, ενώ τα μη μεταλλικά άτομα μπορούν εύκολα να τα προσκολλήσουν.
Εξετάστε την εμφάνιση ενός ιοντικού δεσμού, για παράδειγμα, μεταξύ ατόμων νατρίου και ατόμων χλωρίου στο χλωριούχο νάτριο NaCl.
Η αποκόλληση ενός ηλεκτρονίου από ένα άτομο νατρίου οδηγεί στο σχηματισμό ενός θετικά φορτισμένου ιόντος - του κατιόντος νατρίου Na +.
Η προσθήκη ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο χλωρίου οδηγεί στο σχηματισμό ενός αρνητικά φορτισμένου ιόντος - του ανιόντος χλωρίου Cl-.
Μεταξύ των σχηματισμένων ιόντων Na + και Cl -, που έχουν αντίθετο φορτίο, προκύπτει ηλεκτροστατική έλξη, ως αποτέλεσμα της οποίας σχηματίζεται μια ένωση - χλωριούχο νάτριο με ιοντικό τύπο χημικού δεσμού.
Ιοντικός δεσμός- Αυτός είναι ένας χημικός δεσμός, ο οποίος πραγματοποιείται λόγω της ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης αντίθετα φορτισμένων ιόντων.
Έτσι, η διαδικασία σχηματισμού ενός ιοντικού δεσμού ανάγεται στη μετάβαση ηλεκτρονίων από άτομα νατρίου σε άτομα χλωρίου με το σχηματισμό αντίθετα φορτισμένων ιόντων με πλήρεις ηλεκτρονικές διαμορφώσεις των εξωτερικών στοιβάδων.
Έχει αποδειχθεί πειραματικά ότι, στην πραγματικότητα, τα ηλεκτρόνια δεν αποσπώνται εντελώς από το άτομο του μετάλλου, αλλά μετατοπίζονται μόνο προς το άτομο του χλωρίου. Αυτή η μετατόπιση είναι όσο πιο σημαντική, τόσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων μεταξύ των οποίων σχηματίζεται ένας ιοντικός δεσμός. Ωστόσο, ακόμη και στην περίπτωση του φθοριούχου καισίου CsF, στο οποίο η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας υπερβαίνει το 3,0, το φορτίο του ατόμου καισίου δεν είναι ίσο με 1+. Αυτό σημαίνει ότι το ηλεκτρόνιο του ατόμου καισίου δεν μεταφέρεται πλήρως στο άτομο του φθορίου. Στην περίπτωση άλλων ενώσεων, για τις οποίες η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα δεν είναι τόσο μεγάλη, η μετατόπιση των ηλεκτρονίων είναι ακόμη μικρότερη, και επομένως θα πρέπει να μιλάμε για έναν ιοντικό χημικό δεσμό με ένα ορισμένο ομοιοπολικό κλάσμα.
Οι ενώσεις στις οποίες η συμβολή του ιοντικού δεσμού είναι σημαντική ονομάζονται συνήθως ιοντικές. Οι περισσότερες δυαδικές ενώσεις που περιέχουν άτομα μετάλλου είναι ιοντικές, δηλαδή ο χημικός δεσμός σε αυτές είναι σε μεγάλο βαθμό ιοντικός. Αυτές οι ενώσεις περιλαμβάνουν αλογονίδια, οξείδια, σουλφίδια, νιτρίδια κ.λπ.
Ένας ιοντικός δεσμός δεν εμφανίζεται μόνο μεταξύ απλών κατιόντων και απλών ανιόντων του τύπου F-, Cl-, F 2-, αλλά και μεταξύ απλών κατιόντων και σύνθετων ανιόντων του τύπου NO 3 -, NO 4 2-, NO 4 3- ή ιόντα υδροξειδίου OH - . Η συντριπτική πλειοψηφία των αλάτων και των βάσεων είναι για παράδειγμα ιοντικές ενώσεις Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, Mg(OH) 2. Υπάρχουν ιοντικές ενώσεις, οι οποίες περιλαμβάνουν σύνθετα κατιόντα που δεν περιέχουν άτομα μετάλλου, για παράδειγμα, το ιόν αμμωνίου NH4+, καθώς και ενώσεις στις οποίες τόσο το κατιόν όσο και το ανιόν είναι σύμπλοκα, για παράδειγμα, θειικό αμμώνιο (NH 4) 2 SO 4.
Χρειάζεστε ενεργοποιημένη τη JavaScript για να ψηφίσετεΤα ιόντα είναι άτομα που έχουν χάσει ή αποκτήσει ηλεκτρόνια και, ως αποτέλεσμα, κάποιο φορτίο. Αρχικά, θα ήθελα να υπενθυμίσω ότι τα ιόντα είναι δύο τύπων: κατιόντα(το θετικό φορτίο του πυρήνα είναι μεγαλύτερο από τον αριθμό των ηλεκτρονίων που φέρουν το αρνητικό φορτίο) και ανιόντα(το φορτίο του πυρήνα είναι μικρότερο από τον αριθμό των ηλεκτρονίων). Ένας ιοντικός δεσμός σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης δύο ιόντων με αντίθετα φορτία.
Ιωνικός και ομοιοπολικός δεσμός
Αυτός ο τύπος δεσμού είναι μια ειδική περίπτωση ομοιοπολικού δεσμού. Η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα σε αυτή την περίπτωση είναι τόσο μεγάλη (πάνω από 1,7 σύμφωνα με τον Pauling) που το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων δεν μετατοπίζεται εν μέρει, αλλά μεταφέρεται πλήρως σε ένα άτομο με μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα. Επομένως, ο σχηματισμός ενός ιοντικού δεσμού είναι το αποτέλεσμα μιας ισχυρής ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης μεταξύ των ιόντων. Είναι σημαντικό να καταλάβουμε ότι δεν υπάρχει 100% ιοντικός δεσμός. Αυτός ο όρος χρησιμοποιείται εάν τα "ιονικά χαρακτηριστικά" είναι πιο έντονα (δηλαδή, το ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται έντονα σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο).
Μηχανισμός ιοντικού δεσμού
Τα άτομα που έχουν σχεδόν πλήρες ή σχεδόν κενό (εξωτερικό) κέλυφος σθένους εισέρχονται πιο εύκολα χημικές αντιδράσεις. Όσο λιγότερα κενά τροχιακά στο κέλυφος σθένους, τόσο μεγαλύτερη είναι η πιθανότητα το άτομο να λάβει ηλεκτρόνια από το εξωτερικό. Και το αντίστροφο - όσο λιγότερα ηλεκτρόνια βρίσκονται στο εξωτερικό περίβλημα, τόσο πιο πιθανό είναι το άτομο να εγκαταλείψει ένα ηλεκτρόνιο.
ΗλεκτραρνητικότηταΑυτή είναι η ικανότητα ενός ατόμου να έλκει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του, επομένως τα άτομα με τα πιο γεμάτα κελύφη σθένους είναι πιο ηλεκτραρνητικά.
Ένα τυπικό μέταλλο δωρίζει πρόθυμα ηλεκτρόνια, ενώ ένα τυπικό μη μέταλλο είναι πιο πρόθυμο να τα πάρει. Ως εκ τούτου, τις περισσότερες φορές οι ιοντικοί δεσμοί σχηματίζονται από μέταλλα και αμέταλλα. Ξεχωριστά, θα πρέπει να αναφερθεί ένας άλλος τύπος ιοντικού δεσμού - μοριακός. Η ιδιαιτερότητά του είναι ότι όχι μεμονωμένα άτομα, αλλά ολόκληρα μόρια δρουν ως ιόντα.
Διάγραμμα ιοντικού δεσμού
Το σχήμα δείχνει σχηματικά τον σχηματισμό φθοριούχου νατρίου. Το νάτριο έχει χαμηλή ηλεκτραρνητικότητα και μόνο ένα ηλεκτρόνιο ανά στιβάδα σθένους (VO). Το φθόριο έχει πολύ μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα, του λείπει μόνο ένα ηλεκτρόνιο για να γεμίσει το VO. Ένα ηλεκτρόνιο από το νάτριο VO περνά στο φθόριο VO, γεμίζοντας το τροχιακό, με αποτέλεσμα και τα δύο άτομα να αποκτούν αντίθετα φορτία και να έλκονται μεταξύ τους.
Ιδιότητες ιοντικού δεσμού
Ο ιονικός δεσμός είναι αρκετά ισχυρός - είναι εξαιρετικά δύσκολο να καταστραφεί με τη βοήθεια της θερμικής ενέργειας, και ως εκ τούτου ουσίες με ιοντικό δεσμό έχουν υψηλό σημείο τήξης. Ταυτόχρονα, η ακτίνα αλληλεπίδρασης ιόντων είναι αρκετά χαμηλή, γεγονός που προκαλεί εύθραυστοπαρόμοιες συνδέσεις. Οι σημαντικότερες ιδιότητες του είναι μη κατευθυντικότητα και ακορεστότητα. Η μη κατευθυντικότητα προέρχεται από τη φόρμα ηλεκτρικό πεδίοένα ιόν, το οποίο είναι μια σφαίρα και μπορεί να αλληλεπιδράσει με κατιόντα ή ανιόντα προς όλες τις κατευθύνσεις. Σε αυτή την περίπτωση, τα πεδία των δύο ιόντων δεν αντισταθμίζονται πλήρως, με αποτέλεσμα να αναγκάζονται να προσελκύουν πρόσθετα ιόντα προς τον εαυτό τους, σχηματίζοντας έναν κρύσταλλο - αυτό είναι το φαινόμενο που ονομάζεται ακόρεστος. Δεν υπάρχουν μόρια στους ιοντικούς κρυστάλλους και μεμονωμένα κατιόντα και ανιόντα περιβάλλονται από πολλά ιόντα του αντίθετου πρόσημου, ο αριθμός των οποίων εξαρτάται κυρίως από τη θέση των ατόμων στο διάστημα.
Κρύσταλλοι αλατιού (NaCl) - χαρακτηριστικό παράδειγμαιοντικός δεσμός.
