Ühest aatomist pärinevad elektronid võivad täielikult üle minna teisele. Selline laengute ümberjaotumine viib positiivselt ja negatiivselt laetud ioonide (katioonide ja anioonide) moodustumiseni. Nende vahel tekib eriline interaktsioon - ioonne side. Vaatleme üksikasjalikumalt selle moodustamise meetodit, ainete struktuuri ja omadusi.
Elektronegatiivsus
Aatomid erinevad elektronegatiivsuse (EO) poolest – võime tõmmata enda juurde elektrone teiste osakeste valentskihtidest. Kvantitatiivseks määramiseks kasutatakse L. Pollingu pakutud suhtelise elektronegatiivsuse skaalat (mõõtmeteta väärtus). Fluori aatomitest elektronide ligitõmbamise võime on tugevam kui teistel elementidel, selle EO on 4. Pollingu skaalal järgnevad fluorile kohe hapnik, lämmastik ja kloor. Vesiniku ja teiste tüüpiliste mittemetallide EO väärtused on 2 või selle lähedal. Metallidest on enamiku elektronegatiivsus vahemikus 0,7 (Fr) kuni 1,7. Sideme ioonsus sõltub EO erinevusest keemilised elemendid. Mida suurem see on, seda suurem on ioonsideme tekkimise tõenäosus. Seda tüüpi interaktsioon on tavalisem, kui erinevus EO = 1,7 ja rohkem. Kui väärtus on väiksem, siis on ühendid polaarsed kovalentsed.
Ionisatsioonienergia
Ionisatsioonienergia (EI) on vajalik tuumaga nõrgalt seotud väliste elektronide eraldumiseks. Selle füüsikalise suuruse muutumise ühik on 1 elektronvolt. Perioodilise süsteemi ridades ja veergudes on EI muutumise mustrid, mis sõltuvad tuuma laengu suurenemisest. Vasakult paremale perioodidel ionisatsioonienergia suureneb ja omandab kõrgeimad väärtused mittemetallides. Rühmades väheneb see ülalt alla. Peamine põhjus on aatomi raadiuse suurenemine ja kauguse suurenemine tuumast välimiste elektronideni, mis on kergesti eralduvad. Ilmub positiivselt laetud osake – vastav katioon. EI väärtust saab kasutada ioonse sideme olemasolu otsustamiseks. Omadused sõltuvad ka ionisatsioonienergiast. Näiteks leelis- ja leelismuldmetallidel on madalad EI väärtused. Neil on väljendunud redutseerivad (metallilised) omadused. Inertgaasid on oma suure ionisatsioonienergia tõttu keemiliselt passiivsed.
elektronide afiinsus
Keemilistes vastasmõjudes võivad aatomid siduda elektrone, moodustades negatiivse osakese – aniooni, protsessiga kaasneb energia vabanemine. Asjakohane füüsiline kogus on elektronide afiinsus. Mõõtühik on sama mis ionisatsioonienergia (1 elektronvolt). Kuid selle täpsed väärtused pole kõigi elementide jaoks teada. Halogeenidel on kõrgeim elektronafiinsus. Elementide aatomite välistasandil - 7 elektroni, ainult üks on puudu kuni oktetini. Halogeenide elektronafiinsus on kõrge, neil on tugevad oksüdeerivad (mittemetallilised) omadused.
Aatomite vastastikmõjud ioonsideme tekkimisel
Aatomid, millel on mittetäielik välistase, on ebastabiilses energiaseisundis. Soov saavutada stabiilne elektrooniline konfiguratsioon on peamine põhjus, mis viib moodustamiseni keemilised ühendid. Protsessiga kaasneb tavaliselt energia vabanemine ja see võib viia molekulide ja kristallide tekkeni, mis erinevad struktuuri ja omaduste poolest. Tugevad metallid ja mittemetallid erinevad üksteisest oluliselt mitmete näitajate poolest (EO, EI ja elektronide afiinsus). Nende jaoks on seda tüüpi interaktsioon sobivam, näiteks ioonne keemiline side, mille juures kombineeritakse molekulaarne orbitaal(ühine elektronpaar). Arvatakse, et ioonide moodustumisel kannavad metallid elektronid täielikult üle mittemetallidele. Tekkiva sideme tugevus sõltub tööst, mis on vajalik nende molekulide hävitamiseks, mis moodustavad 1 mol uuritavast ainest. Seda füüsikalist suurust nimetatakse sidumisenergiaks. Ioonsete ühendite puhul jäävad selle väärtused vahemikku mitukümmend kuni sadade kJ/mol.
Ioonide moodustumine
Aatom, mis keemiliste interaktsioonide käigus oma elektronidest loobub, muutub katiooniks (+). Vastuvõttev osake on anioon (-). Et teada saada, kuidas aatomid käituvad, kas ioonid ilmuvad, on vaja kindlaks teha nende EC erinevus. Lihtsaim viis selliste arvutuste tegemiseks on kahest elemendist koosnev ühend, näiteks naatriumkloriid.
Naatriumil on ainult 11 elektroni, väliskihi konfiguratsioon on 3s 1. Selle lõpuleviimiseks on aatomil lihtsam loobuda 1 elektronist kui kinnituda 7. Kloori valentskihi struktuuri kirjeldatakse valemiga 3s 2 3p 5. Kokku on aatomil 17 elektroni, millest 7 on välised. Üks on puudu, et saavutada oktett ja stabiilne struktuur. Keemilised omadused toetavad oletust, et naatriumi aatom loovutab ja kloor võtab vastu elektrone. On ioone: positiivsed (naatriumkatioon) ja negatiivsed (kloorianioon).
Iooniline side
Elektroni kaotades omandab naatrium inertgaasi neooni (1s 2 2s 2 2p 6) aatomi positiivse laengu ja stabiilse kesta. Kloor saab naatriumiga interaktsiooni tulemusena täiendava negatiivse laengu ja ioon kordab väärisgaasi argooni aatomi kesta struktuuri (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Omandatud elektrilaengut nimetatakse iooni laenguks. Näiteks Na + , Ca 2+ , Cl - , F - . Ioonid võivad sisaldada mitme elemendi aatomeid: NH 4 +, SO 4 2-. Selliste kompleksioonide sees on osakesed seotud doonor-aktseptoris või kovalentne mehhanism. Vastupidiselt laetud osakeste vahel tekib elektrostaatiline külgetõmme. Selle väärtus ioonse sideme korral on võrdeline laengutega ja aatomitevahelise kauguse suurenedes see nõrgeneb. Iseloomulikud tunnused iooniline side:
- tugevad metallid reageerivad aktiivsete mittemetalliliste elementidega;
- elektronid liiguvad ühest aatomist teise;
- saadud ioonidel on stabiilne väliskestade konfiguratsioon;
- Vastupidiselt laetud osakeste vahel on elektrostaatiline külgetõmme.
Ioonühendite kristallvõred
IN keemilised reaktsioonid perioodilise süsteemi 1., 2. ja 3. rühma metallid kaotavad tavaliselt elektrone. Moodustuvad ühe-, kahe- ja kolmelaengulised positiivsed ioonid. 6. ja 7. rühma mittemetallid lisavad tavaliselt elektrone (välja arvatud reaktsioonid fluoriga). Negatiivseid ioone on ühe- ja kahekordselt laetud. Nende protsesside energiakulud reeglina kompenseeritakse ainekristalli loomisega. Ioonsed ühendid on tavaliselt tahkes olekus, moodustades struktuure, mis koosnevad vastupidiselt laetud katioonidest ja anioonidest. Need osakesed tõmbavad ligi ja moodustavad hiiglaslikke kristallvõresid, milles positiivseid ioone ümbritsevad negatiivsed osakesed (ja vastupidi). Aine kogulaeng on null, sest koguarv prootoneid tasakaalustab kõigi aatomite elektronide arv.
Ioonse sidemega ainete omadused
Ioonseid kristalseid aineid iseloomustavad kõrge keemis- ja sulamistemperatuur. Tavaliselt on need ühendid kuumakindlad. Selliste ainete lahustamisel polaarses lahustis (vees) võib leida järgmise tunnuse. Kristallid hävivad kergesti ja ioonid lähevad lahusesse, mis on elektrijuhtivus. Sulamisel hävivad ka ioonühendid. Ilmuvad vabad laetud osakesed, mis tähendab, et sulatis juhib elektrivoolu. Ioonse sidemega ained on elektrolüüdid – teist tüüpi juhid.
Leelisoksiidid ja halogeniidid kuuluvad ioonühendite rühma. leelismuldmetallid. Peaaegu kõiki neid kasutatakse laialdaselt teaduses, tehnoloogias, keemiline tootmine, metallurgia.
Esimene neist on ioonsideme moodustumine. (Teine on haridus, millest tuleb juttu allpool). Ioonse sideme moodustumisel kaotab metalli aatom elektrone ja mittemetalli aatom saab juurde. Näiteks kaaluge elektrooniline struktuur naatriumi ja kloori aatomid:
Na 1s 2 2s 2 2 p6 3 s 1 - üks elektron välistasandil
Cl 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 lk 5 — seitse elektroni välistasandil
Kui naatriumi aatom loovutab oma üksiku 3s elektroni klooriaatomile, kehtib okteti reegel mõlema aatomi kohta. Klooriaatomil on kaheksa elektroni välimises kolmandas kihis ja naatriumi aatomil on samuti kaheksa elektroni teises kihis, mis on nüüdseks muutunud välimiseks:
Na + 1s 2 2s 2 2 lk 6
Cl - 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p6 - kaheksa elektroni välistasandil
Samal ajal sisaldab naatriumi aatomi tuum endiselt 11 prootonit, kuid elektronide koguarv on vähenenud 10-ni. See tähendab, et positiivselt laetud osakesi on ühe võrra rohkem kui negatiivselt laetud osakesi, seega kokku naatriumi "aatomi" laeng on +1.
Kloori "aatom" sisaldab nüüd 17 prootonit ja 18 elektroni ning selle laeng on -1.
Laetud aatomeid, mis moodustuvad ühe või mitme elektroni kadumise või võimenduse tulemusena, nimetatakse ioonid. Positiivselt laetud ioone nimetatakse katioonid, ja negatiivselt laetud nimetatakse anioonid.
Vastandlaenguga katioone ja anioone tõmbavad elektrostaatilised jõud üksteise külge. Seda vastupidiselt laetud ioonide külgetõmmet nimetatakse iooniliseks sidemeks.
. See esineb aastal metallist ja ühest või mitmest mittemetallist moodustunud ühendid.
Järgmised ühendid vastavad sellele kriteeriumile ja on olemuselt ioonsed: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.
Ioonühendite kujutamiseks on veel üks viis:
Nendes valemites näitavad punktid ainult väliskestadel asuvaid elektrone ( valentselektronid ). Selliseid valemeid nimetatakse Lewise valemiteks Ameerika keemiku G. N. Lewise auks, kes oli (koos L. Paulingiga) keemilise sideme teooria üks rajajaid.
Elektronide ülekandmine metalli aatomilt mittemetalli aatomile ja ioonide moodustumine on võimalik tänu sellele, et mittemetallidel on kõrge elektronegatiivsus ja metallidel madal.
Ioonide tugeva üksteise külgetõmbe tõttu on ioonühendid enamasti tahked ja üsna kõrge sulamistemperatuuriga.
Iooniline side moodustub elektronide üleminekul metalli aatomilt mittemetalli aatomile. Tekkivad ioonid tõmbavad teineteise poole elektrostaatiliste jõudude toimel.
7.1. Mis on keemilised sidemed
Eelmistes peatükkides tutvusite erinevate elementide isoleeritud aatomite koostise ja ehitusega, uurisite nende energiaomadusi. Kuid meid ümbritsevas looduses on isoleeritud aatomid äärmiselt haruldased. Peaaegu kõigi elementide aatomid "kipuvad" omavahel liituma, moodustades molekule või muid keerukamaid keemilisi osakesi. On tavaks öelda, et sel juhul tekivad aatomite vahel keemilised sidemed.
Elektronid osalevad keemiliste sidemete moodustamises. Kuidas see juhtub, saate teada seda peatükki uurides. Kuid kõigepealt peame vastama küsimusele, miks aatomid moodustavad keemilisi sidemeid. Sellele küsimusele võime vastata isegi nende sidemete olemusest midagi teadmata: "Sest see on energeetiliselt kasulik!" Kuid vastates küsimusele, kus sidemete moodustumise ajal energia juurdekasv tekib, püüame mõista, kuidas ja miks keemilised sidemed tekivad.
Nagu aatomite elektrooniline struktuur, uurib kvantkeemia keemilisi sidemeid üksikasjalikult ja rangelt teaduslikult ning me saame kasutada vaid mõningaid teadlaste tehtud olulisimaid järeldusi. Sel juhul kasutame keemiliste sidemete kirjeldamiseks üht lihtsaimat mudelit, mis näeb ette kolme tüüpi keemiliste sidemete olemasolu (ioonsed, kovalentsed ja metallilised).
Pidage meeles - mis tahes mudelit saate asjatundlikult kasutada ainult siis, kui teate selle mudeli kasutuspiire. Kasutataval mudelil on ka oma kohaldamispiirangud. Näiteks on selle mudeli raames võimatu kirjeldada keemilisi sidemeid hapniku, enamiku boorhüdriidide ja mõne muu aine molekulides. Nende ainete keemiliste sidemete kirjeldamiseks kasutatakse keerukamaid mudeleid.
1. Kui siduvad aatomid on väga erineva suurusega, siis väikesed aatomid (aldis elektrone vastu võtma) võtavad elektronid suurtelt aatomitelt (altid elektrone loovutama) ja tekib iooniline side. Ioonkristalli energia on väiksem kui eraldatud aatomite energia, seega tekib iooniline side isegi siis, kui aatom ei suuda elektronide loovutamisega oma elektronkihti täielikult täiendada (see võib jääda puudulikuks d- või f-alamtase). Kaaluge näiteid.
2. Kui seotud aatomid on väikesed ( r o<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 kovalentne side.
Kovalentse sideme teket ruumis võib ette kujutada kui erinevate aatomite paaritute valentselektronide elektronpilvede kattumist. Sel juhul moodustab elektronide paar ühise elektronpilve, mis seob aatomeid. Mida suurem on elektrontihedus kattumise piirkonnas, seda rohkem energiat vabaneb sellise sideme tekkimisel.
Enne kovalentse sideme moodustumise lihtsaimate näidete käsitlemist nõustume tähistama aatomi valentselektrone punktidega selle aatomi sümboli ümber, kusjuures täppide paar tähistab jagamata elektronpaare ja kovalentse sideme elektronide paare, ja eraldi punktid paaritute elektronide jaoks. Selle tähistusega tähistatakse aatomi valentselektroonilist konfiguratsiooni, näiteks fluori sümbolit ja hapnikuaatomit -. Sellistest sümbolitest koostatud valemeid nimetatakse elektroonilised valemid või Lewise valemid (Ameerika keemik Gilbert Newton Lewis pakkus need välja 1916. aastal). Edastatava teabe hulga järgi kuuluvad elektroonilised valemid struktuurvalemite rühma. Näited kovalentsete sidemete moodustumisest aatomite abil:
3. Kui seotud aatomid on suured ( r o > 1A), siis on nad kõik enam-vähem kalduvad oma elektrone loovutama ja nende kalduvus võõrelektrone vastu võtta on tühine. Seetõttu ei saa ka need suured aatomid omavahel ioonset sidet moodustada. Ka nendevaheline kovalentne side osutub ebasoodsaks, kuna elektrontihedus suurtes välistes elektronipilvedes on tühine. Sel juhul, kui sellistest aatomitest moodustub keemiline aine, sotsialiseeritakse kõigi seotud aatomite valentselektronid (valentselektronid muutuvad kõigile aatomitele ühiseks) ja moodustub metallikristall (või vedelik), milles aatomid on omavahel ühendatud. metallist side.
Kuidas teha kindlaks, mis tüüpi sidemed moodustavad teatud aines elementide aatomeid?
Elementide asukoha järgi keemiliste elementide loomulikus süsteemis, näiteks:
1. Tseesiumkloriid CsCl. Tseesiumiaatom (rühm IA) on suur, loobub kergesti elektronist ja klooriaatom (rühm VIIA) on väike ja võtab selle kergesti vastu, seetõttu on tseesiumkloriidi side ioonne.
2. Süsinikdioksiid CO 2 . Süsiniku (IVA rühm) ja hapniku (VIA rühm) aatomite suurus ei erine kuigi palju – mõlemad on väikesed. Oma elektronide vastuvõtmise kalduvuse poolest erinevad nad veidi, seetõttu on side CO 2 molekulis kovalentne.
3. Lämmastik N 2 . Lihtne aine. Siduvad aatomid on samad, kuid siiski väikesed, seetõttu on side lämmastiku molekulis kovalentne.
4. Kaltsium Ca. Lihtne aine. Siduvad aatomid on ühesugused ja üsna suured, seega on side kaltsiumkristallides metalliline.
5. Baarium-tetraalumiinium BaAl 4. Mõlema elemendi aatomid on üsna suured, eriti baariumiaatomid, seega kalduvad mõlemad elemendid loovutama ainult elektrone, seega on side selles ühendis metalliline.
IOONNE SIDE, KOVALENTSIDE, METALLILINE SIDE, NENDE TEKKE TINGIMUSED.
1. Millest on tingitud aatomite seos ja nendevaheliste keemiliste sidemete teke?
2. Miks väärisgaasid ei koosne molekulidest, vaid aatomitest?
3. Määrake keemilise sideme tüüp kahekomponentsetes ühendites: a) KF, K 2 S, SF 4; b) MgO, Mg2Ba, OF 2; c) Cu 2 O, CaSe, SeO 2. 4. Määrake keemilise sideme tüüp lihtainetes: a) Na, P, Fe; b) S8, F2, P4; c) Mg, Pb, Ar.
7.Z. Ioonid. Iooniline side
Eelmises lõigus tutvustati teile ioone, mis tekivad siis, kui üksikud aatomid loovutavad või võtavad vastu elektrone. Sel juhul prootonite arv aatomituumas lakkab olemast võrdne arvuga elektronid elektronkihis ja keemiline osake omandab elektrilaengu.
Kuid ioon võib sisaldada ka rohkem kui ühte tuuma, nagu molekulis. Selline ioon on üks süsteem, mis koosneb mitmest aatomi tuumad ja elektrooniline kest. Erinevalt molekulist ei ole prootonite koguarv tuumades võrdne elektronide koguarvuga elektronkihis, seega ka iooni elektrilaeng.
Mis on ioonid? See tähendab, kuidas need erinevad?
Aatomituumade arvu järgi jagunevad ioonid lihtne(või monatoomiline), see tähendab, mis sisaldab ühte tuuma (näiteks: K, O 2 ) ja keeruline(või polüatomiline), st mis sisaldab mitut tuuma (näiteks: CO 3 2 , 3 ). Lihtioonid on aatomite laetud analoogid ja kompleksioonid on molekulide laetud analoogid.
Ioonid jagatakse nende laengu märgi alusel katioonideks.
Ja anioonid.
Katioonide näited: K (kaaliumioon), Fe 2 (raudioon), NH 4 (ammooniumiioon), 2 (tetraamiini vase ioon). Anioonide näited: Cl (kloriidi ioon), N 3 (nitriidioon), PO 4 3 (fosfaadiioon), 4 (heksatsüanoferraadi ioon).
Laengu järgi jagunevad ioonid ühe lasuga(K, Cl, NH4, NO 3 jne), kahelasuline(Ca 2, O 2, SO 4 2 jne) kolmelasuline(Al 3, RO 4 3 jne) ja nii edasi.
Seega nimetame PO 4 3 iooni kolme laenguga kompleksaniooniks ja Ca 2 iooni kahekordse laenguga lihtsaks katiooniks.
Lisaks erinevad ioonid ka oma suuruse poolest. Lihtiooni suuruse määrab selle iooni raadius või iooniline raadius. Komplekssete ioonide suurust on raskem iseloomustada. Iooni raadiust, nagu ka aatomi raadiust, ei saa otseselt mõõta (nagu te aru saate, pole ioonil selgeid piire). Seetõttu kasutame isoleeritud ioonide iseloomustamiseks orbiidi ioonraadiused(näited on tabelis 17).
Tabel 17. Mõnede lihtioonide orbitaalraadiused
Orbitaalne raadius, A |
Orbitaalne raadius, A |
||||
| Li | F | 0,400 | |||
| Na | Cl | 0,742 | |||
| K | Br | 0,869 | |||
| Rb | I | 1,065 | |||
| Cs | O2 | 0,46 | |||
| olla 2 | S2 | 0,83 | |||
| Mg2 |
Iooniline side
Keemilise sideme teooria võtab oluline koht kaasaegses keemias. Ta selgitab, miks aatomid ühinevad ja moodustavad keemilisi osakesi, Ja võimaldab võrrelda nende osakeste stabiilsust. Kasutades keemilise sideme teooria, Kas ennustada erinevate ühendite koostist ja struktuuri. Mõiste osade keemiliste sidemete katkemine ja teiste teke on aluseks kaasaegsed ideed ainete muundumiste kohta keemiliste reaktsioonide käigus .
keemiline side- See aatomite vastastikmõju , keemilise osakese stabiilsuse määramine või kristall tervikuna . keemiline side moodustatud läbi elektrostaatiline interaktsioon vahel laetud osakesed : katioonid ja anioonid, tuumad ja elektronid. Kui aatomid lähenevad üksteisele, hakkavad ühe aatomi tuuma ja teise elektronide vahel toimima tõmbejõud, aga ka tõukejõud tuumade ja elektronide vahel. Peal mingi vahemaa need jõud tasakaalustavad üksteist, Ja moodustub stabiilne keemiline osake .
Keemilise sideme moodustumisel võib ühendis esineda aatomite elektrontiheduse oluline ümberjaotumine võrreldes vabade aatomitega.
Piiraval juhul viib see laetud osakeste - ioonide moodustumiseni (kreeka keelest "ioon" - läheb).
1 Ioonide koostoime
Kui aatom kaotab ühe või vähe elektrone, siis ta muutub positiivseks iooniks - katiooniks(kreeka keelest tõlgitud - " alla minema"). Nii katioonid vesinik H +, liitium Li +, baarium Ba 2+ . Elektrone omandades muutuvad aatomid negatiivseteks ioonideks – anioonideks(kreeka keelest "anioon" - üles minema). Anioonide näited on fluoriidioon F −, sulfiidiioon S 2− .
Katioonid Ja anioonid võimeline meelitavad üksteist. See tekitab keemiline side, Ja tekivad keemilised ühendid. Seda tüüpi keemilist sidet nimetatakse ioonne side :
2 Ioonse sideme määratlus
Iooniline side on keemiline side haritud arvelt katioonide vaheline elektrostaatiline külgetõmme Ja anioonid .
Ioonse sideme tekkemehhanismi võib vaadelda vahelise reaktsiooni näitel naatrium ja kloor . Leelismetalli aatom kaotab kergesti elektroni, A halogeeniaatom – omandab. Selle tulemusena seal naatriumkatioon Ja kloriidioon. Nad moodustavad ühenduse läbi elektrostaatiline külgetõmme nende vahel .
Omavaheline suhtlus katioonid Ja anioonid ei sõltu suunast, Sellepärast ioonse sideme kohta nad räägivad mittesuunatud. iga katioon Võib olla meelitada ligi suvalise arvu anioone, Ja vastupidi. Sellepärast ioonne side on küllastumata. Number ioonide vastastikmõju tahkes olekus piirab ainult kristalli suurus. Sellepärast " molekul " ioonühendit tuleks käsitleda kogu kristallina .
Tekkimise eest ioonne side vajalik, kuni ionisatsioonienergiate summa Ei(katiooni moodustamiseks) Ja elektronide afiinsus Ae(aniooni moodustamiseks) peab olema energeetiliselt kasumlik. See piirab ioonsidemete moodustumist aktiivsete metallide aatomite poolt(IA- ja IIA-rühmade elemendid, mõned IIIA-rühma elemendid ja mõned üleminekuelemendid) ja aktiivsed mittemetallid(halogeenid, kalkogeenid, lämmastik).
Ideaalset ioonilist sidet praktiliselt ei eksisteeri. Isegi nendes ühendites, mida tavaliselt nimetatakse iooniline , elektronide täielikku ülekandumist ühelt aatomilt teisele ei toimu ; elektronid jäävad osaliselt üldkasutatavaks. Jah, ühendus liitiumfluoriid 80% võrra iooniline ja 20% võrra - kovalentne. Seetõttu on õigem rääkida ioonsuse aste (polaarsus) kovalentne keemiline side. Arvatakse, et erinevusega elektronegatiivsus elemendid 2.1 side on sisse lülitatud 50% ioonsed. Kell suurem erinevusühend võib pidada iooniliseks .
Keemilise sideme ioonmudelit kasutatakse laialdaselt paljude ainete omaduste kirjeldamiseks., esiteks ühendused aluseline Ja leelismuldmetallid mittemetallidega. See on tingitud selliste ühendite kirjeldamise lihtsus: usu, et need on ehitatud kokkusurumatud laetud kerad, vastav katioonid ja anioonid. Sel juhul kipuvad ioonid end paigutama nii, et nendevahelised tõmbejõud on maksimaalsed ja tõukejõud minimaalsed.
Iooniline side- tugev keemiline side, mis on moodustunud aatomite vahel elektronegatiivsuse suur erinevus (>1,7 Paulingi skaalal)., millega jagatud elektronpaar läheb täielikult suurema elektronegatiivsusega aatomile. See on ioonide kui vastupidiselt laetud kehade külgetõmme. Näiteks on ühend CsF, mille "ioonsuse aste" on 97%.
Iooniline side- äärmuslik juhtum kovalentne polarisatsioon polaarne side . Moodustati vahel tüüpiline metall ja mittemetall. Sel juhul metallis olevad elektronid täielikult üle mittemetalliks . Ioonid tekivad.
Kui keemiline side moodustub aatomite vahel, millel on väga suur elektronegatiivsuse erinevus (EO > 1,7 Paulingi järgi), siis on jagatud elektronide paar täielikult olemas läheb kõrgema EC-ga aatomile. Selle tulemusena moodustub ühend vastupidiselt laetud ioonid :
Moodustunud ioonide vahel on elektrostaatiline külgetõmme, mida nimetatakse ioonne side. Pigem see vaade mugav. Praktikas ioonne side aatomite vahel puhtal kujul ei realiseeru kusagil ega peaaegu mitte kusagil, tavaliselt tegelikkuses seos on osaliselt ioonsed , ja osaliselt kovalentne iseloom. Samal ajal suhtlemine komplekssed molekulaarsed ioonid võib sageli pidada puhtalt iooniliseks. Kõige olulisemad erinevused ioonsidemete ja muud tüüpi keemiliste sidemete vahel on suunamatus ja küllastumatus. Seetõttu graviteerivad ioonse sideme tõttu tekkinud kristallid vastavate ioonide erinevate tihedate pakendite poole.
3 ioonraadiust
Tühikäigul ioonse sideme elektrostaatiline mudel mõistet kasutatakse ioonilised raadiused . Naaberkatiooni ja aniooni raadiuste summa peab olema võrdne vastava tuumadevahelise kaugusega :
r 0 = r + + r −
Samas jääb see alles ähmane kuhu võtta katiooni ja aniooni vaheline piir . Tänapäeval tuntud , et puhtalt ioonset sidet ei eksisteeri, nagu alati esineb mõningane elektronpilvede kattumine. Sest iooniraadiuste arvutamisel kasutatakse uurimismeetodeid, mis võimaldab teil määrata kahe aatomi vahelise elektrontiheduse . Tuumadevaheline kaugus jagatakse punktis, Kus elektroni tihedus on minimaalne .
Ioonide suurus sõltub paljudest teguritest. Kell iooni pidev laeng suureneva seerianumbriga(ja sellest tulenevalt tuumalaeng) ioonide raadius väheneb. See on eriti märgatav lantaniidide sarjas, Kus ioonraadiused muutuvad monotoonselt vahemikus 117 pm (La 3+) kuni 100 pm (Lu 3+) koordinatsiooninumbril 6. Seda efekti nimetatakse lantaniidi kokkusurumine .
IN elementide rühmad ioonraadiused üldiselt suurenevad koos aatomarvu suurenemisega. Kuid Sest d-neljanda ja viienda perioodi elemendid lantaniidi kokkusurumise tõttu võib esineda isegi ioonraadiuse vähenemine(näiteks kell 73 Zr 4+ kuni 72 pm Hf 4+ koordinatsiooninumbriga 4).
Perioodil on märgatav ioonraadiuse vähenemine seostatud elektronide tuuma külgetõmbe suurenemine koos tuuma laengu ja iooni enda laengu samaaegse suurenemisega: 116 pm Na + puhul, 86 pm Mg 2+ puhul, 68 pm Al 3+ puhul (koordinatsiooninumber 6). Samal põhjusel iooni laengu suurenemine toob kaasa ühe elemendi ioonraadiuse vähenemise: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (koordinatsiooni number 4).
Võrdlus ioonilised raadiused Saab teostatakse ainult sama koordineerimisnumbriga, sest see mõjutab iooni suurust vastasioonide vaheliste tõukejõudude tõttu. See on näites selgelt näha Ag+ ioon; selle ioonraadius on 81, 114 ja 129 pm Sest kooskõlastusnumbrid 2, 4 ja 6 , vastavalt .
Struktuur täiuslik ioonühend, tõttu maksimaalne külgetõmme erinevate ioonide vahel ja minimaalne tõukejõud sarnaste ioonide vahel, mitmeti määratud katioonide ja anioonide ioonraadiuste suhtega. Seda saab näidata lihtsad geomeetrilised konstruktsioonid.
4 Ioonse sideme energia
Sideme energia Ja ioonse ühendi jaoks- See energiat, mis sisse vabaneb selle moodustumise käigus üksteisest lõpmatult kaugel asuvatest gaasilistest vastasioonidest . Arvestades ainult elektrostaatilisi jõude, vastab see umbes 90% kogu interaktsioonienergiast, mis hõlmab ka mitteelektrostaatiliste jõudude panust(Näiteks, elektronkihtide tõrjumine).
Millal ioonne side kahe vahel vaba iooni energia nende külgetõmbejõud on määratud Coulombi seadusega :
E(adj.) = q+ q− / (4π r ε),
Kus q+ Ja q−- süüdistused interakteeruvad ioonid , r - nendevaheline kaugus , ε - keskmine läbitavus .
Alates ühest süüdistusest negatiivne, See energiaväärtus Samuti saab olema negatiivne .
Vastavalt Coulombi seadus, peal Lõpmatult väikestel vahemaadel peab külgetõmbeenergia muutuma lõpmatult suureks. Siiski see ei toimu, sest ioonid ei ole punktlaengud. Kell ioonide lähenemine nende vahel on tõrjuv jõud, tõttu elektronpilvede vastastikmõju . Ioonide tõrjumise energia kirjeldatud Sündinud võrrand :
E (ott.) \u003d B / rn,
Kus IN - mingi konstantne , n Võib olla võtke väärtused vahemikus 5 kuni 12(sõltub iooni suurus). Koguenergia määrab tõmbe- ja tõukeenergia summa :
E \u003d E (adv.) + E (ots.)
Selle tähendus läheb läbi miinimum . Minimaalse punkti koordinaadid vastavad tasakaalukaugusele r 0 Ja ioonide vastasmõju tasakaaluenergia E 0 :
E0 = q+ q− (1–1 / n) / (4π r0 ε)
IN kristallvõre Alati esineb rohkem interaktsioonid, kuidas ioonipaari vahel. See number määrab eelkõige kristallvõre tüüp. Sest võttes arvesse kõiki interaktsioone(nõrgenemine kauguse suurenemisega) avaldisesse for iooniline energia kristallvõre tutvustada nn konstanti Madelunga A :
E(adj.) = A q+ q− / (4π r ε)
Püsiv väärtus Madelunga ainult kindlaks määratud võre geomeetria ja mitte oleneb ioonide raadiusest ja laengust. Näiteks selleks naatriumkloriid see on võrdne 1,74756 .
5 ioonide polarisatsioon
Välja arvatud laengu suurus Ja raadius oluline omadus ja tema on tema polarisatsiooni omadused. Vaatleme seda küsimust üksikasjalikumalt. Kell mittepolaarsed osakesed (aatomid, ioonid, molekulid) positiivsete ja negatiivsete laengute raskuskeskmed langevad kokku. Elektriväljas nihkuvad elektronkihid positiivselt laetud plaadi suunas ja tuumad - negatiivselt laetud plaadi suunas. Tõttu osakeste deformatsioon tekib selles dipool, temast saab polaarne .
allikas elektriväli ioonilist tüüpi sidemega ühendites on ioonid ise. Seega, rääkides ioonide polarisatsiooniomadused , vajalik eristama antud iooni polariseeriv toime Ja enda võime elektriväljas polariseeruda .
Iooni polariseeriv toime saab olema üks suur, kuidas rohkem tema jõuväljast, st kui rohkem laengut ja vähem ioonide raadiust. Seetõttu sisse alarühmade sees elementide perioodilises tabelis ioonide polariseeriv toime väheneb ülalt alla, sest sisse alarühmad, mille iooni laengu väärtus on konstantne ülalt alla, suureneb selle raadius .
Sellepärast ioonide polariseeriv toime leelismetallid näiteks kasvab tseesiumist liitiumiks, ja järjest halogeniidioonid - I-st F-ni. Perioodidel ioonide polariseeriv toime suureneb vasakult paremale koos iooni laengu suurenemine Ja vähendades selle raadiust .
Ioonide polariseeritavus, selle võime deformatsioonid suurenevad vähenedes jõuväli , st koos tasu suuruse vähenemine Ja raadiuse suurenemine . Anioonide polariseeritavus tavaliselt kõrgemale, kuidas katioonid ja järjest halogeniidid kasvab F-st I-ni .
Peal katioonide polarisatsiooniomadused renderdab mõjutada nende välise elektronkihi olemust . Katioonide polarisatsiooniomadused kuidas sisse aktiivne, kui ka sisse passiivne tunne juures sama tasu ja raadiuse lähedane suurenemine üleminekul täidetud kestaga katioonidelt mittetäieliku väliskestaga katioonidele ja edasi 18-elektronilise kestaga katioonidele.
Näiteks katioonide reas Mg 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ polarisatsiooniomadused intensiivistada. See muster on kooskõlas ioonide raadiuse ja selle elektronkihi struktuuri muutusega, mis on antud seerias:
anioonide jaoks polarisatsiooniomadused halvenevad selles järjekorras:
I - , Br - , Cl - , CN - , OH - , NO 3 - , F - , ClO 4 - .
tulemus ioonide polarisatsiooni interaktsioon on nende elektronkihtide deformatsioon ja selle tulemusena ioonidevaheliste kauguste lühendamine Ja negatiivse mittetäielik eraldamine Ja positiivsed laengud ioonide vahel.
Näiteks kristallis naatriumkloriid tasu suurus naatriumi ioon on +0,9 , ja edasi klooriioon - 0,9 selle asemel eeldatav ühik. Molekulis KCl asub aastal auru olek, väärtus laengud kaaliumiioonidel Ja kloor on 0,83 laadimisühikut ja molekulis vesinikkloriid- ainult 0,17 laenguühikud.
Ioonide polarisatsioon renderdab märgatav mõju ioonse sidemega ühendite omadustele , alandades nende sulamis- ja keemistemperatuure , elektrolüütilise dissotsiatsiooni vähendamine lahustes ja sulatistes jne. .
Ioonilised ühendid tekkis siis, kui elementide koostoime , aastal oluliselt erinev keemilised omadused . Rohkem elemendid üksteisest eemaldatud perioodiline süsteem , teemad sisse ioonside on nende ühendites rohkem väljendunud . Vastu, molekulides, moodustatud samadest aatomitest või keemiliste omaduste poolest sarnaste elementide aatomitest, tekivad muud suhtlusviisid. Sellepärast ioonse sideme teooria Sellel on piiratud kasutamine .
6 Ioonide polarisatsiooni mõju ainete omadustele ning ioonsidemete ja ioonsete ühendite omadustele
Ideid selle kohta ioonide polarisatsioonid aitavad selgitada paljude sarnaste ainete omaduste erinevusi. Näiteks võrdlus naatriumkloriid Ja kaalium hõbekloriidiga näitab, et millal lähedased ioonraadiused
Ag+ katiooni polariseeritavus millel 18-elektroniline väliskest , kõrgemale, Mida toob kaasa metalli-kloori sideme tugevuse suurenemise Ja hõbekloriidi madalam lahustuvus vees .
Vastastikune ioonide polarisatsioon hõlbustab kristallide hävimist, mis viib selleni ainete sulamistemperatuuride alandamine. Sel põhjusel sulamistemperatuur TlF (327 oС) oluliselt madalam kui RbF (798 oC). Ainete lagunemistemperatuur langeb ka koos ioonide vastastikuse polarisatsiooni suurenemisega. Sellepärast jodiidid lagunevad üldiselt madalamatel temperatuuridel, kuidas muud halogeniidid, A liitiumiühendid - termiliselt vähem stabiilne , kui teiste leeliseliste elementide ühendid .
Elektronkestade deformeeritavus mõjutab ainete optilisi omadusi. Kuidas polariseeritum osake , seda väiksem on elektrooniliste üleminekute energia. Kui polarisatsioon on madal , elektronide ergastamine nõuab rohkem kõrge energia , mis vastab spektri ultraviolettkiirguse osa. Sellised ained on tavaliselt värvitu. Ioonide tugeva polarisatsiooni korral toimub elektronide ergastumine elektromagnetilise kiirguse neeldumisel spektri nähtavas piirkonnas. Sellepärast mõned ained, moodustatud värvitud ioonid, värvilised .
iseloomulik ioonsed ühendid teenindab hea lahustuvus polaarsetes lahustites (vesi, happed jne). See on tingitud molekuli osade laeng. Kus lahusti dipoolid tõmmatakse molekuli laetud otste poole, ja selle tulemusena pruunikas liikumine , « ära viima» molekul ained osadeks ja ümbritsema neid , taasühendamise takistamine. Tulemuseks on ioonid, mida ümbritsevad lahusti dipoolid .
Kui sellised ühendid on lahustunud, energia vabaneb, kuna koguenergia haritud sidemed lahustiioonil on rohkem aniooni-katiooni sideme energiat. Erandeid on palju soola lämmastikhape(nitraadid), mis imavad lahustamisel soojust (lahused jahutatakse). Viimast asjaolu selgitatakse seaduste alusel, mis peetakse füüsikalises keemias .
7 Kristallvõre
Ioonilised ühendid(nt naatriumkloriid NaCl) - tahke Ja tulekindlad sest nende ioonide laengute vahel("+" ja "-") on olemas võimsad elektrostaatilise külgetõmbe jõud .
Negatiivselt laetud kloriidiioon tõmbab ligi Mitte ainult " minu oma " Na+ ioon, aga ka teised naatriumioonid ümber. See viib, Mida mis tahes iooni lähedal on rohkem kui üks vastupidise märgiga ioon , aga paar(Joonis 1).
Riis. 1. Kristalli struktuur keedusool NaCl .
Tegelikult umbes iga kloriidioon paikneb 6 naatriumiooni, aga umbes iga naatriumioon - 6 kloriidiooni .
Seda ioonide järjestatud pakkimist nimetatakse iooniline kristall. Kui eraldi välja tuua kloori aatom, siis seas ümbritsevad naatriumi aatomid juba võimatu leida, mis kloor reageeris.. Üksteise külge tõmmatud elektrostaatilised jõud , ioonid ei soovi välisjõu mõjul oma asukohta muuta või temperatuuri tõus. Aga kui temperatuur on väga kõrge (umbes 1500°C), See NaCl aurustub, moodustades kaheaatomilised molekulid. See viitab sellele kovalentsed sidemejõud kunagi täielikult välja lülitada .
Ioonilised kristallid erinev kõrged sulamistemperatuurid, tavaliselt märkimisväärne ribavahe, omama ioonjuhtivus juures kõrged temperatuurid Ja mitmeid spetsiifilisi optilisi omadusi(Näiteks, läbipaistvus lähis IR spektris). Neid saab ehitada monatoomiline, ja alates polüatomilised ioonid. Näide esimest tüüpi ioonkristallid - leelishalogeniidi kristallid Ja leelismuldmetallid ; anioonid on paigutatud vastavalt lähima sfäärilise pakkimise seadusele või tihe kuulmüüritis , katioonid hõivavad vastavad tühimikud. Enamik iseloomulik seda tüüpi struktuurid on NaCl, CsCl, CaF2. Teist tüüpi ioonkristallid aastast ehitatud samade metallide monatoomilised katioonid ja lõplikud või lõpmatud anioonsed fragmendid . Terminali anioonid(happejäägid) - NO3-, SO42-, CO32- ja teised . Happejäägid võivad moodustada lõputuid ahelaid , kihid või moodustavad kolmemõõtmelise raami, mille õõnsustes katioonid asuvad, nagu näiteks sisse silikaatide kristallstruktuurid. Sest ioonsed kristallid on võimalik arvutada kristallstruktuuri energiat U(vt tabelit), ligikaudu võrdne sublimatsiooni entalpia; tulemused on katseandmetega hästi kooskõlas. Võrrandi järgi Sündinud-Meyer, Sest kristall, koosnevad formaalselt ühe laetud ioonid :
U \u003d -A / R + Be-R / r - C / R6 - D / R8 + E0
(R - lühim ioonidevaheline kaugus , A - Madelungi konstant , sõltuv alates struktuuri geomeetria , IN Ja r - valikuid , osakeste vahelise tõrjumise kirjeldamine , C/R6 Ja D/R8 iseloomustada vastavat ioonide dipool-dipool ja dipool-kvadrupool vastastikmõju , E 0 - nullpunkti energia , e - elektronide laeng). KOOS katiooni kasvades suureneb dipool-dipool interaktsioonide panus .
Kõik keemilised ühendid tekivad keemilise sideme moodustumisel. Ja sõltuvalt ühendavate osakeste tüübist eristatakse mitut tüüpi. Kõige elementaarsem- need on kovalentsed polaarsed, kovalentsed mittepolaarsed, metallilised ja ioonsed. Täna räägime ioonilisest.
Kokkupuutel
Mis on ioonid
See moodustub kahe aatomi vahel - reeglina eeldusel, et elektronegatiivsuse erinevus nende vahel on väga suur. Aatomite ja ioonide elektronegatiivsust hinnatakse Pollingi skaala järgi.
Seetõttu võeti ühendite omaduste õigeks arvestamiseks kasutusele ioonsuse mõiste. See omadus võimaldab teil määrata, mitu protsenti konkreetne side on ioonne.
Suurima ioonilisusega ühend on tseesiumfluoriid, milles seda on ligikaudu 97%. Iooniline side on iseloomulik ainete puhul, mis on moodustatud tabeli esimeses ja teises rühmas asuvatest metalliaatomitest D.I. Mendelejev ja mittemetallide aatomid sama tabeli kuuendas ja seitsmendas rühmas.
Märge! Väärib märkimist, et pole ühtegi ühendit, milles suhe oleks eranditult iooniline. Praegu avastatud elementide puhul on võimatu saavutada nii suurt elektronegatiivsuse erinevust, et saada 100% ioonset ühendit. Seetõttu ei ole ioonse sideme määratlus täiesti õige, kuna tegelikult peetakse silmas osalise ioonse interaktsiooniga ühendeid.
Miks see mõiste kasutusele võeti, kui sellist nähtust tegelikult ei eksisteeri? Fakt on see, et see lähenemine aitas selgitada paljusid nüansse soolade, oksiidide ja muude ainete omadustes. Näiteks miks on need vees hästi lahustuvad ja nende lahendused on suutelised läbi viima elektrit . Seda ei saa ühestki teisest positsioonist seletada.
Hariduse mehhanism
Ioonse sideme tekkimine on võimalik ainult siis, kui on täidetud kaks tingimust: kui reaktsioonis osalev metalliaatom suudab kergesti loovutada viimasel energiatasemel olevaid elektrone ja mittemetalli aatom on võimeline neid elektrone vastu võtma. Metalli aatomid on oma olemuselt redutseerivad ained, see tähendab, et nad on võimelised elektronide tagasilöök.
Selle põhjuseks on asjaolu, et metallis võib viimasel energiatasemel olla üks kuni kolm elektroni ja osakese enda raadius on üsna suur. Seetõttu on tuuma ja elektronide vastasmõju jõud viimasel tasemel nii väike, et nad võivad sealt kergesti lahkuda. Mittemetallide puhul on olukord hoopis teine. Neil on väike raadius, ja enda elektronide arv viimasel tasemel võib olla kolm kuni seitse.
Ja vastastikmõju nende ja positiivse tuuma vahel on üsna tugev, kuid iga aatom kipub energiataset täiendama, nii et mittemetalliaatomid kipuvad saama puuduvaid elektrone.
Ja kui kohtuvad kaks aatomit - metall ja mittemetall, siis toimub elektronide üleminek metalli aatomilt mittemetalli aatomile ja tekib keemiline vastastikmõju.
Ühendusskeem
Joonisel on selgelt näha, kuidas ioonsideme moodustamine toimub. Esialgu on neutraalselt laetud naatriumi ja kloori aatomid.
Esimesel on viimasel energiatasemel üks elektron, teisel seitse. Järgmisena läheb elektron naatriumist klooriks ja moodustub kaks iooni. Mis üksteisega ühinedes moodustavad aine. Mis on ioon? Ioon on laetud osake, mis prootonite arv ei võrdu elektronide arvuga.
Erinevused kovalentsest tüübist
Ioonsel sidemel ei ole oma spetsiifilisuse tõttu suunda. See on tingitud asjaolust, et iooni elektriväli on sfäär, samal ajal kui see väheneb või suureneb ühtlaselt ühes suunas, järgides sama seadust.
Erinevalt kovalentsest, mis tekib elektronpilvede kattumise tõttu.
Teine erinevus seisneb selles kovalentne side on küllastunud. Mida see tähendab? Elektrooniliste pilvede arv, mis võivad interaktsioonis osaleda, on piiratud.
Ja ioonides, kuna elektriväli on sfäärilise kujuga, võib see kombineerida piiramatu arvu ioonidega. Seega võime öelda, et see pole küllastunud.
Seda saab iseloomustada veel mitme omadusega:
- Sideme energia on kvantitatiivne omadus ja see sõltub energia hulgast, mis tuleb selle purustamiseks kulutada. See sõltub kahest kriteeriumist - sideme pikkus ja ioonilaeng kaasatud selle moodustamisse. Side on tugevam, seda lühem on selle pikkus ja seda suuremad on seda moodustavate ioonide laengud.
- Pikkus – seda kriteeriumi on juba eelmises lõigus mainitud. See sõltub ainult ühendi moodustumisel osalevate osakeste raadiusest. Aatomite raadius muutub järgmiselt: seerianumbri suurenemisega perioodis väheneb ja rühmas suureneb.
Ioonse sidemega ained
See on iseloomulik paljudele keemilistele ühenditele. See on suur osa kõigist sooladest, sealhulgas üldtuntud soola. See esineb kõigis ühendites, kus on otsene kokkupuude metalli ja mittemetalli vahel. Siin on mõned näited ioonse sidemega ainetest:
- naatrium- ja kaaliumkloriidid,
- tseesiumfluoriid,
- magneesiumoksiid.
See võib esineda ka kompleksühendites.
Näiteks magneesiumsulfaat.
Siin on ioonsete ja kovalentsete sidemetega aine valem:
Hapniku ja magneesiumiioonide vahel tekib ioonne side, kuid väävli ja on omavahel seotud juba kovalentse polaarse abil.
Millest võime järeldada, et ioonside on iseloomulik keerukatele keemilistele ühenditele.
Mis on ioonside keemias
Keemiliste sidemete tüübid - ioonne, kovalentne, metalliline
Järeldus
Omadused sõltuvad otseselt seadmest kristallvõre. Seetõttu on kõik ioonse sidemega ühendid vees ja teistes polaarsetes lahustites hästi lahustuvad, juhtivad ja on dielektrikud. Samal ajal on need üsna tulekindlad ja rabedad. Nende ainete omadusi kasutatakse sageli elektriseadmete ehitamisel.
