V důsledku vzájemné elektrostatické přitažlivosti mezi molekulami a atomy chemické prvky může vzniknout iontová vazba. Příklady takových sloučenin lze pozorovat v různých reakcích galvanických baterií, tento typ sloučenin má i běžná kuchyňská sůl. O tom, co je iontová vazba, jak se liší od kovalentní vazby, je popsáno v tomto článku.

Jednoduché a složité ionty

Iontové vazby zahrnují jak jednotlivé atomy, tak jejich různé sloučeniny. Všichni účastníci takového spojení mají elektrický náboj a jsou drženi ve spojení díky elektrostatickým silám. Existují jednoduché ionty, jako Na +, K +, které patří ke kationtům; F - , Cl - - související s anionty. Existují také komplexní ionty, skládající se ze dvou nebo více atomů. Příklady iontových chemických vazeb na bázi komplexních iontů jsou anionty OH - , NO 3 - , kationt NH 4 + . Jednoduché ionty s kladným nábojem vznikají z atomů s nízkým ionizačním potenciálem - obvykle se jedná o kovy hlavních podskupin skupin I-II. Jednoduché ionty se záporným nábojem jsou ve většině případů typické nekovy.

Kovalentní a iontová vazba

Příklady systémů vytvořených ze dvou částic s opačnými elektrickými náboji ukazují, že v tomto případě vždy vzniká elektrické pole. To znamená, že elektricky aktivní ionty mohou přitahovat další ionty dovnitř různé směry. V důsledku sil elektrické přitažlivosti existuje iontová vazba. Příklady takových sloučenin ukazují dva zásadní rozdíly mezi iontovými a kovalentními vazbami.

1. Elektrické pole iontu klesá se vzdáleností v libovolném směru. Míra interakce mezi ionty proto nezávisí na tom, jak jsou tyto ionty umístěny v prostoru. Z těchto pozorování můžeme usoudit, že iontová vazba je skalární, to znamená, že nemá směrovost.
2. Dva ionty s různým nábojem se přitahují nejen navzájem, ale i sousední nabité ionty - k určitému iontu se může připojit různý počet nabitých částic opačného znaménka. To je další rozdíl mezi kovalentními a iontovými vazbami: ty druhé nemají nasycení. Počet navázaných iontů je dán lineárními rozměry nabitých částic a také zásadou, že přitažlivé síly iontů s opačným nábojem musí převažovat nad odpudivými silami, které působí mezi stejně nabitými částicemi.

Asociace

Protože ionty nemají saturaci a směrovost, mají tendenci se vzájemně kombinovat v různých kombinacích. Vědci nazvali toto sdružení majetku. Při vysokých teplotách je asociace malá: kinetická energie molekul a iontů je poměrně vysoká a v plynném stavu jsou látky s iontovým typem vazby ve formě samostatných molekul. Střední a nízké teploty však umožňují vytvářet různé strukturní sloučeniny, za jejichž vznik je zodpovědný iontový typ vazby. Příklady struktury látek v kapalném a pevném stavu jsou na obrázcích.

Jak vidíte, iontová vazba vytváří krystalovou mřížku, ve které je každý prvek obklopen ionty s opačným znaménkem náboje. Navíc má taková látka stejné vlastnosti v různých směrech.

Polarizace

Jak víte, když je elektron připojen k atomu nekovu, uvolňuje se určité množství energie. Přidání druhého elektronu však již vyžaduje energii, takže tvorba jednoduchých vícenásobně nabitých aniontů se stává energeticky nerentabilní. Zároveň prvky jako SO 4 2-, CO 3 2- ukazují, že komplexní vícenásobně nabité záporné ionty mohou být energeticky stabilní, protože elektrony ve sloučenině jsou distribuovány tak, že náboj každého atomu není větší. než náboj samotného elektronu. Taková pravidla jsou diktována standardní iontovou vazbou.

Příklady typických prvků, které se vyskytují v každém kroku (NaCl, CsF), nevykazují úplné oddělení kladných a záporných nábojů. Například v krystalu soli bude efektivní záporný náboj pouze asi 93 % celkového elektronového náboje. Tento účinek je také pozorován u jiných sloučenin. Toto neúplné oddělení nábojů se nazývá polarizace.

Důvody polarizace

Polarizaci vždy způsobuje elektrické pole. Vnější vrstva elektronů zažívá největší posun během polarizace. Je však třeba poznamenat, že různé ionty mají různou polarizovatelnost: čím slabší je vazba mezi vnějším elektronem a jádrem, tím snáze se celý ion polarizuje a tím více se deformuje elektronový mrak.

Polarizace iontů má známý vliv na sloučeniny, které tvoří iontové vazby. Příklady chemické reakce ukazují, že vodíkový iont H+ má největší polarizační účinek, protože má nejmenší rozměry a úplnou absenci elektronového mraku.

Iontová vazba- chemická vazba vzniklá v důsledku vzájemné elektrostatické přitažlivosti opačně nabitých iontů, ve které je stabilního stavu dosaženo úplným přechodem celkové elektronové hustoty na atom elektronegativnějšího prvku.

Čistě iontová vazba je limitujícím případem kovalentní vazba.

V praxi není realizován úplný přechod elektronů z jednoho atomu na druhý prostřednictvím vazby, protože každý prvek má větší nebo menší (ale ne nulový) EO a jakákoli chemická vazba bude do určité míry kovalentní.

Taková vazba vzniká v případě velkého rozdílu v ER atomů, například mezi kationty s- kovy první a druhé skupiny periodický systém a anionty nekovů skupin VIA a VIA (LiF, NaCl, CsF atd.).

Na rozdíl od kovalentní vazby, iontová vazba nemá směr . To se vysvětluje tím, že elektrické pole iontu má sférickou symetrii, tzn. klesá se vzdáleností podle stejného zákona v libovolném směru. Proto je interakce mezi ionty nezávislá na směru.

Interakce dvou iontů opačného znaménka nemůže vést k úplné vzájemné kompenzaci jejich silových polí. Díky tomu si zachovávají schopnost přitahovat ionty opačného znaménka v jiných směrech. Proto, na rozdíl od kovalentní vazby, iontová vazba se také vyznačuje nenasyceností .

Nedostatek orientace a nasycení iontové vazby způsobuje tendenci iontových molekul asociovat se. Všechny iontové sloučeniny v pevném stavu mají iontovou krystalovou mřížku, ve které je každý ion obklopen několika ionty opačného znaménka. V tomto případě jsou všechny vazby daného iontu se sousedními ionty ekvivalentní.

kovové spojení

Kovy se vyznačují číslem speciální vlastnosti: elektrická a tepelná vodivost, charakteristický kovový lesk, kujnost, vysoká tažnost, vysoká pevnost. Tyto specifické vlastnosti kovů lze vysvětlit speciálním typem chemické vazby tzv kovový .

Kovová vazba je výsledkem překrývajících se delokalizovaných orbitalů atomů, které se vzájemně přibližují v krystalové mřížce kovu.

Většina kovů má významný počet prázdných orbitalů a malý počet elektronů na vnější elektronické úrovni.

Proto je energeticky výhodnější, že elektrony nejsou lokalizovány, ale patří celému atomu kovu. V místech mřížky kovu jsou kladně nabité ionty, které jsou ponořeny do elektronového „plynu“ distribuovaného po celém kovu:

Já ↔ Me n + + n .

Mezi kladně nabitými ionty kovů (Me n +) a nelokalizovanými elektrony (n) dochází k elektrostatické interakci, která zajišťuje stabilitu látky. Energie této interakce je mezi energiemi kovalentních a molekulárních krystalů. Proto prvky s čistě kovovou vazbou ( s-, A p-prvky) se vyznačují relativně vysokými teplotami tání a tvrdostí.

Přítomnost elektronů, které se mohou volně pohybovat po objemu krystalu, a poskytují specifické vlastnosti kovu

vodíková vazba

vodíková vazba – zvláštní typ mezimolekulární interakce. Atomy vodíku, které jsou kovalentně vázány na atom prvku, který má vysokou hodnotu elektronegativity (nejčastěji F, O, N, ale také Cl, S a C), nesou relativně vysoký účinný náboj. V důsledku toho mohou takové atomy vodíku elektrostaticky interagovat s atomy těchto prvků.

Takže atom Hd + jedné molekuly vody je orientován a podle toho interaguje (jak je znázorněno třemi body) s atomem Od - další molekulou vody:

Vazby tvořené atomem H umístěným mezi dvěma atomy elektronegativních prvků se nazývají vodíkové vazby:

d-d+d-

A – H × × × B

Energie vodíkové vazby je mnohem menší než energie běžné kovalentní vazby (150–400 kJ/mol), ale tato energie je dostatečná k tomu, aby způsobila agregaci molekul odpovídajících sloučenin v kapalném stavu, např. kapalný fluorovodík HF (obr. 2.14). U sloučenin fluoru dosahuje asi 40 kJ/mol.

Rýže. 2.14. Agregace molekul HF v důsledku vodíkových vazeb

Délka vodíkové vazby je také menší než délka kovalentní vazby. Takže v polymeru (HF) n je délka vazby F−H 0,092 nm a vazba F∙∙∙H je 0,14 nm. Pro vodu je délka vazby O−H 0,096 nm a délka vazby O∙∙∙H je 0,177 nm.

Vznik mezimolekulárních vodíkových vazeb vede k výrazné změně vlastností látek: zvýšení viskozity, dielektrické konstanty, bodů varu a tání.

Iontová vazba se objevuje, když se elektronegativita od sebe výrazně liší (podle Paulingovy stupnice Δχ\u003e 1,7), a k tomu dochází při interakci iontů vytvořených z prvků vyznačujících se výrazně odlišnými chemickými vlastnostmi.

Iontová vazba je elektrostatická přitažlivost mezi opačně nabitými ionty, které vznikají v důsledku úplného vytěsnění společného elektronového páru z atomu jednoho prvku na atom jiného prvku.

V závislosti na jednotlivých vlastnostech mají atomy některých prvků tendenci ztrácet elektrony s přeměnou na kladně nabité ionty (kationty), zatímco atomy jiných prvků mají naopak tendenci získávat elektrony a přeměňovat se na záporně nabité ionty (anionty), jako je tomu u atomů běžného sodíku a typického nekovového chlóru.

Podmíněný model vzniku iontů Na + a Cl - úplným přenosem valenčního elektronu z atomu sodíku na atom chloru

Schopnost prvků tvořit jednoduché ionty (tj. pocházející z jednoho atomu) je způsobena elektronovou konfigurací jejich izolovaných atomů, stejně jako velikostí elektronegativity, ionizační energie a elektronové afinity (minimum potřebné k odstranění elektronu). od odpovídajícího záporného iontu na nekonečnou vzdálenost). Je zřejmé, že kationty snáze tvoří atomy prvků s nízkou ionizační energií – alkalické kovy a kovy alkalických zemin (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr atd.). Tvorba jednoduchých kationtů jiných prvků je méně pravděpodobná, protože je to způsobeno spotřebou velké energie na ionizaci atomu.

Jednoduché anionty jsou snadněji tvořeny p-prvky sedmé skupiny (Cl, Br, I) díky jejich vysoké elektronové afinitě. Připojení jednoho elektronu k atomům O, S, N je doprovázeno uvolněním energie. A přidávání dalších elektronů za vzniku vícenásobně nabitých jednoduchých aniontů je energeticky nevýhodné.

Sloučeniny skládající se z jednoduchých iontů proto nejsou četné. Snadněji se tvoří interakcí alkalických kovů a kovů alkalických zemin s halogeny.

Charakteristika iontové vazby

1. Nesměrové. Elektrické náboje iontů určují jejich přitažlivost a odpuzování a obecně určují stechiometrické složení sloučeniny. Ionty si lze představit jako nabité kuličky, jejichž silová pole jsou rovnoměrně rozložena do všech směrů v prostoru. Proto například ve sloučenině NaCl mohou sodné ionty Na+ interagovat s chloridovými ionty Cl- v libovolném směru a přitahovat jich určitý počet.

Nesměrovost je vlastnost iontové vazby díky schopnosti každého iontu přitahovat k sobě ionty opačného znaménka v libovolném směru.

Nesměrovost je tedy vysvětlena skutečností, že elektrické pole iontu má sférickou symetrii a se vzdáleností klesá ve všech směrech, takže interakce mezi ionty probíhá bez ohledu na směr.

2. Nesaturace. Je jasné, že interakce dvou iontů opačného znaménka nemůže vést k úplné vzájemné kompenzaci jejich silových polí. Proto si iont s určitým nábojem zachovává schopnost přitahovat další ionty opačného znaménka ve všech směrech. Počet takto „přitahovaných“ iontů je omezen pouze jejich geometrickými rozměry a vzájemnými odpudivými silami.

Nenasycenost je vlastnost iontové vazby, která se projevuje schopností iontu, který má určitý náboj, připojit libovolný počet iontů opačného znaménka.

3. Iontová polarizace. Při iontové vazbě je každý iont, který je nositelem elektrického náboje, zdrojem síly elektrické pole, proto se v těsné vzdálenosti mezi ionty vzájemně ovlivňují.

Polarizace iontu je deformace jeho elektronového obalu pod vlivem elektriky silové pole další iont.

4. Polarizace a polarizační schopnost iontů. Během polarizace dochází k nejsilnějšímu posunu elektronů vnější vrstvy. Ale působením stejného elektrického pole se různé ionty deformují v nestejné míře. Čím slabší jsou vnější elektrony vázány k jádru, tím snadnější polarizace nastává.

Polarizovatelnost je relativní posunutí jádra a elektronového obalu v iontu při vystavení silovému elektrickému poli jiného iontu. Polarizační schopnost iontů je jejich vlastností vyvíjet deformační účinek na jiné ionty.

Polarizační síla závisí na náboji a velikosti iontu. Čím větší je náboj iontu, tím silnější je jeho pole, to znamená, že více nabité ionty mají největší polarizační schopnost.

Vlastnosti iontových sloučenin

Na normální podmínky iontové sloučeniny existují jako krystalické pevné látky, které mají vysoké teploty tání a varu, a proto jsou považovány za netěkavé. Například teploty tání a varu NaCl jsou 801 °C a 1413 °C, CaF2 - 1418 °C a 2533 °C. V pevném stavu iontové sloučeniny nevedou elektřina. Jsou vysoce rozpustné a mírně nebo vůbec nerozpustné v nepolárních rozpouštědlech (petrolej, benzín). V polárních rozpouštědlech se iontové sloučeniny disociují (rozkládají) na ionty. Je to proto, že ionty mají více vysoké energie solvataci, které jsou schopny kompenzovat energii disociace na ionty v plynné fázi.

7.1. Co jsou chemické vazby

V předchozích kapitolách jste se seznámili se složením a stavbou izolovaných atomů různých prvků, studovali jste jejich energetické charakteristiky. Ale v přírodě kolem nás jsou izolované atomy extrémně vzácné. Atomy téměř všech prvků „mají tendenci“ se spojovat, čímž vznikají molekuly nebo jiné složitější chemické částice. Je obvyklé říkat, že v tomto případě vznikají chemické vazby mezi atomy.

Elektrony se podílejí na tvorbě chemických vazeb. Jak se to stane, se dozvíte při studiu této kapitoly. Nejprve si ale musíme odpovědět na otázku, proč atomy tvoří chemické vazby. Na tuto otázku můžeme odpovědět, aniž bychom vůbec věděli cokoli o povaze těchto vazeb: "Protože je to energeticky prospěšné!" Ale při zodpovězení otázky, kde dochází k energetickému zisku během tvorby vazeb, se pokusíme pochopit, jak a proč vznikají chemické vazby.

Stejně jako elektronová struktura atomů i kvantová chemie podrobně a přísně vědecky studuje chemické vazby a my můžeme použít jen některé z nejdůležitějších závěrů vědců. V tomto případě k popisu chemických vazeb použijeme jeden z nejjednodušších modelů, který počítá s existencí tří typů chemických vazeb (iontové, kovalentní a kovové).

Pamatujte - jakýkoli model můžete kvalifikovaně používat pouze tehdy, znáte-li hranice použitelnosti tohoto modelu. Model, který budeme používat, má také své limity použitelnosti. Například v rámci tohoto modelu je nemožné popsat chemické vazby v molekulách kyslíku, většiny borohydridů a některých dalších látek. K popisu chemických vazeb v těchto látkách se používají složitější modely.

1. Pokud jsou vazebné atomy velmi rozdílné velikosti, pak malé atomy (náchylné k přijímání elektronů) vezmou elektrony z velkých atomů (náchylné k darování elektronů) a vytvoří se iontová vazba. Energie iontového krystalu je menší než energie izolovaných atomů, takže k iontové vazbě dochází i tehdy, když atom zcela nedokončí svůj elektronový obal darováním elektronů (může zůstat neúplný d- nebo F-podúroveň). Zvažte příklady.

2. Pokud jsou vázané atomy malé ( rÓ<1), то все они склонны принимать электроны, а отдавать их не склонны; поэтому отобрать друг у друга электроны такие атомы не могут. В этом случае связь между ними возникает за счет попарного обобществления неспаренных валентных электронов: один электрон одного атома и один электрон другого атома с разными спинами образуют пару электронов, принадлежащую обоим атомам и связывающую их. Так образуется kovalentní vazba.
Vznik kovalentní vazby v prostoru si lze představit jako překrývání elektronových oblaků nepárových valenčních elektronů různých atomů. V tomto případě pár elektronů tvoří společný elektronový mrak, který váže atomy. Čím vyšší je hustota elektronů v oblasti překrytí, tím více energie se uvolní při tvorbě takové vazby.
Než se budeme zabývat nejjednoduššími příklady vzniku kovalentní vazby, dohodneme se na označení valenčních elektronů atomu tečkami kolem symbolu tohoto atomu, přičemž dvojice teček představuje nesdílené elektronové páry a páry elektronů kovalentní vazby, a samostatné tečky pro nepárové elektrony. S tímto označením bude valenční elektronová konfigurace atomu, například fluoru, reprezentována symbolem a atom kyslíku -. Vzorce vytvořené z takových symbolů se nazývají elektronické vzorce nebo Lewisovy vzorce (americký chemik Gilbert Newton Lewis je navrhl v roce 1916). Podle množství přenášených informací patří elektronické vzorce do skupiny strukturních vzorců. Příklady tvorby kovalentních vazeb atomy:

3. Pokud jsou vázané atomy velké ( r o > 1A), pak jsou všichni více či méně nakloněni darovat své elektrony a jejich tendence přijímat cizí elektrony je nevýznamná. Proto ani tyto velké atomy mezi sebou nemohou vytvořit iontovou vazbu. Kovalentní vazba mezi nimi se také ukazuje jako nepříznivá, protože elektronová hustota ve velkých vnějších elektronových oblacích je zanedbatelná. V tomto případě, když se z takových atomů vytvoří chemická látka, valenční elektrony všech vázaných atomů se socializují (valenční elektrony se stanou společnými všem atomům) a vytvoří se kovový krystal (nebo kapalina), ve kterém jsou atomy spojeny kovová vazba.

Jak určit, jaký typ vazeb tvoří atomy prvků v určité látce?
Podle polohy prvků v přirozeném systému chemických prvků, například:
1. Chlorid cesný CsCl. Atom cesia (skupina IA) je velký, snadno se vzdává elektronu a atom chloru (skupina VIIA) je malý a snadno jej přijímá, proto je vazba v chloridu česném iontová.
2. Oxid uhličitý CO 2 . Atomy uhlíku (skupina IVA) a kyslíku (skupina VIA) se velikostí příliš neliší – oba jsou malé. Z hlediska sklonu k přijímání elektronů se mírně liší, proto je vazba v molekule CO 2 kovalentní.
3. Dusík N2. Jednoduchá hmota. Vazebné atomy jsou stejné a přesto malé, proto je vazba v molekule dusíku kovalentní.
4. Vápník Ca. Jednoduchá hmota. Vazebné atomy jsou stejné a poměrně velké, proto je vazba v krystalu vápníku kovová.
5. Baryum-tetrahliník BaAl 4 . Atomy obou prvků jsou poměrně velké, zejména atomy barya, takže oba prvky mají tendenci pouze darovat elektrony, a proto je vazba v této sloučenině kovová.

IONTOVÁ VAZBA, KOVALENTNÍ VAZBA, KOVOVÁ VAZBA, PODMÍNKY PRO JEJICH VZNIK.
1. Jaký je důvod spojení atomů a vzniku chemických vazeb mezi nimi?
2. Proč se vzácné plyny neskládají z molekul, ale z atomů?
3. Určete typ chemické vazby v binárních sloučeninách: a) KF, K 2 S, SF 4; b) MgO, Mg2Ba, OF2; c) Cu20, CaSe, Se02. 4. Určete typ chemické vazby v jednoduchých látkách: a) Na, P, Fe; b) S8, F2, P4; c) Mg, Pb, Ar.

7.Z. Ionty. Iontová vazba

V předchozím odstavci jste byli seznámeni s ionty, které vznikají, když jednotlivé atomy darují nebo přijímají elektrony. V tomto případě přestává být počet protonů v atomovém jádru rovnající se číslu elektrony v elektronovém obalu a chemická částice získá elektrický náboj.
Ale iont může také obsahovat více než jedno jádro, jako v molekule. Takový iont je jediný systém skládající se z několika atomová jádra a elektronický shell. Na rozdíl od molekuly se celkový počet protonů v jádrech nerovná celkovému počtu elektronů v elektronovém obalu, tedy elektrickému náboji iontu.

Co jsou ionty? To znamená, jak se mohou lišit?
Podle počtu atomových jader se ionty dělí na jednoduchý(nebo monatomický), tedy obsahující jedno jádro (například: K, O 2 ), a komplex(nebo víceatomový), to znamená, že obsahuje několik jader (například: CO 3 2 , 3 ). Jednoduché ionty jsou nabité analogy atomů a komplexní ionty jsou nabité analogy molekul.
Ionty se dělí na kationty podle znaménka jejich náboje. A anionty.

Příklady kationtů: K (draselný iont), Fe 2 (iont železa), NH 4 (amonný iont), 2 (iont tetraamminové mědi). Příklady aniontů: Cl (chloridový iont), N 3 (nitridový iont), PO 4 3 (fosfátový iont), 4 (hexakyanoželezitanový iont).

Podle náboje se ionty dělí na jediný výstřel(K, Cl, NH4, N03 atd.), dvouranný(Ca 2, O 2, SO 4 2 atd.) tříranný(Al 3, RO 4 3 atd.) a tak dále.

Takže iont PO 4 3 budeme nazývat třínabitým komplexním aniontem a iont Ca 2 dvojitě nabitým jednoduchým kationtem.

Kromě toho se ionty liší také svou velikostí. Velikost jednoduchého iontu je určena poloměrem tohoto iontu resp iontový poloměr. Velikost komplexních iontů je obtížnější charakterizovat. Poloměr iontu, stejně jako poloměr atomu, nelze přímo změřit (jak jste pochopili, iont nemá jasné hranice). Proto k charakterizaci izolovaných iontů používáme orbitální iontové poloměry(příklady jsou v tabulce 17).

Tabulka 17. Orbitální poloměry některých jednoduchých iontů

		Orbitální poloměr, A			Orbitální poloměr, A
Li			F		0,400
Na			Cl		0,742
K			Br		0,869
Rb			já		1,065
Čs			O2		0,46
být 2			S2		0,83
Mg2

Iontová vazba

(byly použity materiály z webu http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

Iontová vazba se provádí elektrostatickou přitažlivostí mezi opačně nabitými ionty. Tyto ionty vznikají jako výsledek přenosu elektronů z jednoho atomu na druhý. Iontová vazba se vytváří mezi atomy, které mají velké rozdíly v elektronegativitě (obvykle větší než 1,7 na Paulingově stupnici), například mezi atomy alkalických kovů a halogeny.

Uvažujme vzhled iontové vazby na příkladu tvorby NaCl.

Z elektronových vzorců atomů

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 a

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

je vidět, že pro dokončení vnější úrovně je pro atom sodíku snazší vzdát se jednoho elektronu, než přidat sedm, a pro atom chloru je snazší přidat jeden než vzdát se sedmi. Při chemických reakcích daruje atom sodíku jeden elektron a atom chloru jej přijímá. V důsledku toho se elektronové obaly atomů sodíku a chloru přemění na stabilní elektronové obaly vzácných plynů (elektronická konfigurace kationtu sodíku

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

a elektronickou konfiguraci aniontu chloru

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Elektrostatická interakce iontů vede ke vzniku molekuly NaCl.

Povaha chemické vazby se často odráží v skupenství a fyzikální vlastnosti hmoty. Takové iontové sloučeniny jako chlorid sodný NaCl jsou pevné a žáruvzdorné, protože mezi náboji jejich "+" a "-" iontů jsou silné elektrostatické přitažlivé síly.

Záporně nabitý chloridový iont přitahuje nejen „svůj“ iont Na +, ale také další sodíkové ionty kolem sebe. To vede k tomu, že v blízkosti žádného z iontů není jeden ion s opačným znaménkem, ale několik.

Struktura krystalu chloridu sodného NaCl.

Ve skutečnosti je kolem každého chloridového iontu 6 sodných iontů a kolem každého sodíkového iontu 6 chloridových iontů. Takové uspořádané balení iontů se nazývá iontový krystal. Pokud je v krystalu izolován samostatný atom chloru, pak mezi okolními atomy sodíku již nelze najít ten, se kterým chlor reagoval.

Ionty, které jsou k sobě přitahovány elektrostatickými silami, jsou extrémně neochotné měnit své umístění vlivem vnější síly nebo zvýšení teploty. Ale pokud se chlorid sodný roztaví a pokračuje v zahřívání ve vakuu, pak se odpaří a vytvoří dvouatomové molekuly NaCl. To naznačuje, že kovalentní vazebné síly nejsou nikdy zcela vypnuty.

Hlavní charakteristiky iontové vazby a vlastnosti iontových sloučenin

1. Iontová vazba je silná chemická vazba. Energie této vazby je asi 300 – 700 kJ/mol.

2. Na rozdíl od kovalentní vazby je iontová vazba nesměrová, protože iont může přitahovat ionty opačného znaménka k sobě v jakémkoli směru.

3. Na rozdíl od kovalentní vazby je iontová vazba nenasycená, neboť interakce iontů opačného znaménka nevede k úplné vzájemné kompenzaci jejich silových polí.

4. V procesu tvorby molekul s iontovou vazbou nedochází k úplnému přenosu elektronů, proto v přírodě neexistuje 100% iontová vazba. V molekule NaCl je chemická vazba pouze z 80 % iontová.

5. Iontové sloučeniny jsou krystalické pevné látky s vysokými teplotami tání a varu.

6. Většina iontových sloučenin se rozpouští ve vodě. Roztoky a taveniny iontových sloučenin vedou elektrický proud.

kovové spojení

Kovové krystaly jsou uspořádány jinak. Pokud se zamyslíte nad kouskem kovového sodíku, zjistíte, že se navenek velmi liší od kuchyňské soli. Sodík je měkký kov, snadno se řeže nožem, zplošťuje kladivem, lze jej snadno roztavit v šálku na lihové lampě (bod tání 97,8 o C). V krystalu sodíku je každý atom obklopen osmi dalšími podobnými atomy.

Struktura krystalu kovového Na.

Z obrázku je vidět, že atom Na ve středu krychle má 8 nejbližších sousedů. Ale totéž lze říci o jakémkoli jiném atomu v krystalu, protože jsou všechny stejné. Krystal se skládá z "nekonečně" se opakujících fragmentů zobrazených na tomto obrázku.

Atomy kovů na vnější energetické úrovni obsahují malý počet valenčních elektronů. Vzhledem k tomu, že ionizační energie atomů kovů je nízká, valenční elektrony jsou v těchto atomech slabě zadržovány. V důsledku toho se v krystalové mřížce kovů objevují kladně nabité ionty a volné elektrony. V tomto případě jsou kationty kovů umístěny v uzlech krystalové mřížky a elektrony se volně pohybují v poli kladných center a tvoří tzv. „elektronový plyn“.

Přítomnost záporně nabitého elektronu mezi dvěma kationty vede ke skutečnosti, že každý kationt interaguje s tímto elektronem.

Tím pádem, kovová vazba je vazba mezi kladnými ionty v kovových krystalech, která se provádí přitahováním elektronů, které se volně pohybují po krystalu.

Protože valenční elektrony v kovu jsou rovnoměrně rozmístěny v krystalu, je kovová vazba, stejně jako ta iontová, vazbou neorientovanou. Na rozdíl od kovalentní vazby je kovová vazba nenasycenou vazbou. Kovová vazba se od kovalentní vazby liší také silou. Energie kovová vazba asi třikrát až čtyřikrát menší než energie kovalentní vazby.

Díky vysoké pohyblivosti elektronového plynu se kovy vyznačují vysokou elektrickou a tepelnou vodivostí.

Kovový krystal vypadá dostatečně jednoduše, ale jeho elektronická struktura je ve skutečnosti složitější než u krystalů iontové soli. Na vnějším elektronovém obalu kovových prvků není dostatek elektronů k vytvoření plnohodnotné „oktetové“ kovalentní nebo iontové vazby. V plynném stavu se proto většina kovů skládá z monoatomických molekul (tj. jednotlivých, nepříbuzných atomů). Typickým příkladem jsou rtuťové páry. Kovová vazba mezi atomy kovu se tedy vyskytuje pouze v kapalném a pevném stavu agregace.

Kovovou vazbu lze popsat následovně: některé atomy kovu ve výsledném krystalu odevzdají své valenční elektrony do prostoru mezi atomy (v sodíku je to ... 3s1) a přemění se na ionty. Protože všechny atomy kovu v krystalu jsou stejné, má každý z nich stejnou šanci, že ztratí valenční elektron.

Jinými slovy, přechod elektronů mezi neutrálními a ionizovanými atomy kovu probíhá bez spotřeby energie. V tomto případě vždy část elektronů skončí v prostoru mezi atomy ve formě „elektronového plynu“.

Tyto volné elektrony za prvé drží atomy kovu v určité rovnovážné vzdálenosti od sebe.

Za druhé dodávají kovům charakteristický „kovový lesk“ (volné elektrony mohou interagovat se světelnými kvanty).

Za třetí, volné elektrony poskytují kovům dobrou elektrickou vodivost. Vysoká tepelná vodivost kovů se vysvětluje také přítomností volných elektronů v meziatomovém prostoru – snadno „reagují“ na změny energie a přispívají k jejímu rychlému přenosu v krystalu.

Zjednodušený model elektronická struktura kovový krystal.

******** Na příkladu kovového sodíku uvažujme o povaze kovové vazby z hlediska představ o atomové orbitaly. Atom sodíku, stejně jako mnoho jiných kovů, má nedostatek valenčních elektronů, ale existují volné valenční orbitaly. Jediný 3s elektron sodíku je schopen se přesunout na kterýkoli z volných a energetických sousedních orbitalů. Když se atomy v krystalu přiblíží k sobě, vnější orbitaly sousedních atomů se překrývají, díky čemuž se darované elektrony volně pohybují po krystalu.

„Elektronový plyn“ však není vůbec neuspořádaný, jak by se mohlo zdát. Volné elektrony v kovovém krystalu jsou v překrývajících se orbitalech a jsou do určité míry socializovány a tvoří jakési kovalentní vazby. Sodík, draslík, rubidium a další kovové s-prvky mají prostě málo sdílených elektronů, takže jejich krystaly jsou křehké a tavitelné. S nárůstem počtu valenčních elektronů se síla kovů zpravidla zvyšuje.

Prvky tak mají tendenci vytvářet kovovou vazbu, jejíž atomy na vnějších obalech mají málo valenčních elektronů. Tyto valenční elektrony, které provádějí kovovou vazbu, jsou socializovány do takové míry, že se mohou pohybovat po celém kovovém krystalu a poskytovat vysokou elektrickou vodivost kovu.

Krystal NaCl nevede elektřinu, protože v prostoru mezi ionty nejsou žádné volné elektrony. Všechny elektrony darované atomy sodíku kolem sebe pevně drží chloridové ionty. To je jeden ze zásadních rozdílů mezi iontovými krystaly a kovovými.

To, co nyní víte o kovové vazbě, také vysvětluje vysokou kujnost (tažnost) většiny kovů. Kov lze srovnat do tenkého plechu, stáhnout do drátu. Faktem je, že oddělené vrstvy atomů v kovovém krystalu mohou relativně snadno klouzat jedna po druhé: pohyblivý „elektronový plyn“ neustále změkčuje pohyb jednotlivých kladných iontů a vzájemně je stíní.

S tím se samozřejmě nic takového dělat nedá stolní sůl, ačkoli sůl je také krystalická látka. V iontových krystalech jsou valenční elektrony pevně vázány k jádru atomu. Posun jedné vrstvy iontů vůči druhé vede ke konvergenci iontů stejného náboje a způsobuje mezi nimi silné odpuzování, což má za následek destrukci krystalu (NaCl je křehká látka).

Posun vrstev iontového krystalu způsobuje vznik velkých odpudivých sil mezi podobnými ionty a destrukci krystalu.

Navigace

• Řešení kombinovaných úloh na základě kvantitativních charakteristik látky
• Řešení problému. Zákon stálosti složení látek. Výpočty využívající pojmy „molární hmotnost“ a „chemické množství“ látky