Molekulide ja aatomite vastastikuse elektrostaatilise külgetõmbe tulemusena keemilised elemendid võib tekkida ioonne side. Selliste ühendite näiteid võib täheldada galvaaniliste patareide erinevates reaktsioonides, isegi tavalises lauasoolas on seda tüüpi ühend. Selles artiklis kirjeldatakse, mis on ioonside ja kuidas see erineb kovalentsest sidemest.

Lihtsad ja keerulised ioonid

Ioonsed sidemed hõlmavad nii üksikuid aatomeid kui ka nende erinevaid ühendeid. Kõigil sellises ühenduses osalejatel on elektrilaeng ja neid hoitakse ühenduses elektrostaatiliste jõudude toimel. On lihtsaid ioone, nagu Na +, K +, mis kuuluvad katioonide hulka; F - , Cl - - seotud anioonidega. On ka kompleksioone, mis koosnevad kahest või enamast aatomist. Keerulistel ioonidel põhinevate ioonsete keemiliste sidemete näideteks on anioonid OH-, NO 3-, katioon NH4+. Positiivse laenguga lihtsad ioonid moodustuvad madala ionisatsioonipotentsiaaliga aatomitest - tavaliselt on need I-II rühmade peamiste alarühmade metallid. Lihtsad negatiivse laenguga ioonid on enamikul juhtudel tüüpilised mittemetallid.

Kovalentne ja ioonne side

Kahest vastandliku elektrilaenguga osakesest loodud süsteemide näited näitavad, et sel juhul tekib alati elektriväli. See tähendab, et elektriliselt aktiivsed ioonid võivad teisi ioone endasse meelitada erinevaid suundi. Elektrilise külgetõmbejõu tõttu eksisteerib ioonne side. Selliste ühendite näited näitavad kahte põhimõttelist erinevust ioonsete ja kovalentsete sidemete vahel.

1. Iooni elektriväli väheneb kaugusega mis tahes suunas. Seetõttu ei sõltu ioonide vastastikmõju aste sellest, kuidas need ioonid ruumis paiknevad. Nendest vaatlustest võime järeldada, et ioonside on skalaarne, see tähendab, et sellel puudub suund.
2. Kaks erineva laenguga iooni ei tõmba mitte ainult teineteist, vaid ka naaberlaenguga ioone – teatud iooniga võib liituda erinev arv vastupidise märgiga laetud osakesi. See on veel üks erinevus kovalentsete ja ioonsete sidemete vahel: viimasel puudub küllastus. Kinnitunud ioonide arvu määravad nii laetud osakeste lineaarsed mõõtmed kui ka põhimõte, et vastaslaenguga ioonide tõmbejõud peavad domineerima võrdselt laetud osakeste vahel mõjuvate tõukejõudude üle.

Ühendused

Kuna ioonidel puudub küllastus ja suund, kipuvad nad omavahel kombineerima erinevates kombinatsioonides. Teadlased nimetasid seda kinnisvaraühendust. Kõrgel temperatuuril on assotsiatsioon väike: molekulide ja ioonide kineetiline energia on küllaltki suur ning gaasilises olekus on ioonilist tüüpi sidemega ained eraldi molekulide kujul. Kuid keskmine ja madal temperatuur võimaldavad moodustada mitmesuguseid struktuurseid ühendeid, mille moodustumise eest vastutab ioonse sideme tüüp. Näited ainete struktuuri kohta vedelas ja tahkes olekus on toodud joonistel.

Nagu näete, loob iooniline side kristallvõre, milles iga elementi ümbritsevad vastupidise laengumärgiga ioonid. Pealegi on sellisel ainel eri suundades samad omadused.

Polarisatsioon

Nagu teate, vabaneb elektroni kinnitumisel mittemetalli aatomiga teatud kogus energiat. Teise elektroni lisamine nõuab aga juba energiat, mistõttu muutub lihtsate mitmekordse laenguga anioonide moodustumine energeetiliselt kahjumlikuks. Samal ajal näitavad sellised elemendid nagu SO 4 2-, CO 3 2-, et komplekssed mitmekordse laenguga negatiivsed ioonid võivad olla energeetiliselt stabiilsed, kuna elektronid on ühendis jaotunud nii, et iga aatomi laeng ei ole suurem. kui elektroni enda laeng. Sellised reeglid dikteerib standardne ioonside.

Igal etapil esinevate tüüpiliste elementide näited (NaCl, CsF) ei näita positiivsete ja negatiivsete laengute täielikku eraldamist. Näiteks soolakristallides on efektiivne negatiivne laeng vaid umbes 93% elektronide kogulaengust. Seda efekti täheldatakse ka teiste ühendite puhul. Seda laengute mittetäielikku eraldumist nimetatakse polarisatsiooniks.

Polariseerumise põhjused

Polarisatsiooni põhjustab alati elektriväli. Elektronide välimine kiht kogeb polarisatsiooni ajal suurimat nihkumist. Samas tuleb tähele panna, et erinevatel ioonidel on erinev polariseeritavus: mida nõrgem on side välise elektroni ja tuuma vahel, seda kergemini polariseerub kogu ioon ja seda rohkem deformeerub elektronpilv.

Ioonide polariseerumisel on teadaolev mõju ioonseid sidemeid moodustavatele ühenditele. Näited keemilised reaktsioonid näitavad, et vesinikuioonil H + on suurim polariseeriv toime, kuna sellel on väikseimad mõõtmed ja elektronpilve täielik puudumine.

Iooniline side- keemiline side, mis moodustub vastupidiselt laetud ioonide vastastikuse elektrostaatilise külgetõmbe tulemusena, milles stabiilne olek saavutatakse elektronide kogutiheduse täieliku üleminekuga elektronegatiivsema elemendi aatomile.

Puhtalt ioonne side on piirjuhtum kovalentne side.

Praktikas ei toimu elektronide täielikku üleminekut ühelt aatomilt teisele aatomile sideme kaudu, kuna igal elemendil on suurem või väiksem (kuid mitte null) EO ja mis tahes keemiline side on mingil määral kovalentne.

Selline side tekib siis, kui aatomite ER-s on suur erinevus, näiteks katioonide vahel s- esimese ja teise rühma metallid perioodiline süsteem ja VIA ja VIA rühmade mittemetallide anioonid (LiF, NaCl, CsF jne).

Erinevalt kovalentsest sidemest, ioonsel sidemel pole suunda . Seda seletatakse sellega, et iooni elektriväli on sfäärilise sümmeetriaga, s.t. väheneb kaugusega sama seaduse järgi igas suunas. Seetõttu on ioonide vastastikmõju suunast sõltumatu.

Kahe vastupidise märgiga iooni vastastikmõju ei saa viia nende jõuväljade täieliku vastastikuse kompenseerimiseni. Seetõttu säilitavad nad võime meelitada vastasmärgiga ioone teistes suundades. Seetõttu, erinevalt kovalentsest sidemest, ioonseid sidemeid iseloomustab ka küllastumatus .

Ioonse sideme orientatsiooni ja küllastumise puudumine põhjustab ioonsete molekulide kalduvuse assotsieeruda. Kõigil tahkes olekus ioonsetel ühenditel on ioonkristallvõre, milles iga ioon on ümbritsetud mitme vastupidise märgiga iooniga. Sel juhul on kõik antud iooni sidemed naaberioonidega samaväärsed.

metallist ühendus

Metalle iseloomustab arv erilised omadused: elektri- ja soojusjuhtivus, iseloomulik metalliline läige, plastilisus, kõrge elastsus, kõrge tugevus. Neid metallide spetsiifilisi omadusi saab seletada spetsiaalse keemilise sidemega, mida nimetatakse metallist .

Metalliline side on metalli kristallvõres üksteisele lähenevate aatomite delokaliseeritud orbitaalide kattumise tulemus.

Enamikul metallidel on välisel elektroonilisel tasandil märkimisväärne hulk vabu orbitaale ja väike arv elektrone.

Seetõttu on energeetiliselt soodsam, et elektronid pole lokaliseeritud, vaid kuuluvad kogu metalliaatomi hulka. Metalli võrekohtades on positiivselt laetud ioonid, mis on sukeldatud elektronide "gaasi", mis on jaotatud kogu metallis:

Mina ↔ Me n + + n .

Positiivselt laetud metalliioonide (Me n +) ja lokaliseerimata elektronide (n) vahel toimub elektrostaatiline vastastikmõju, mis tagab aine stabiilsuse. Selle interaktsiooni energia on kovalentsete ja molekulaarsete kristallide energiate vahepealne. Seetõttu on puhtalt metallilise sidemega elemendid ( s-, Ja lk-elemendid) iseloomustab suhteliselt kõrge sulamistemperatuur ja kõvadus.

Elektronide olemasolu, mis võivad vabalt liikuda ümber kristalli mahu ja pakkuda metalli spetsiifilisi omadusi

vesinikside

vesinikside – molekulidevahelise interaktsiooni eritüüp. Vesinikuaatomid, mis on kovalentselt seotud elemendi aatomiga, millel on kõrge elektronegatiivsuse väärtus (enamasti F, O, N, aga ka Cl, S ja C), kannavad suhteliselt suurt efektiivset laengut. Selle tulemusena võivad sellised vesinikuaatomid elektrostaatiliselt suhelda nende elementide aatomitega.

Niisiis, ühe veemolekuli H d + aatom on orienteeritud ja interakteerub vastavalt (nagu on näidatud kolme punktiga) O d aatomiga - teise veemolekuliga:

Kahe elektronegatiivse elemendi aatomi vahel asuva H-aatomi poolt moodustatud sidemeid nimetatakse vesiniksidemeteks:

d- d+ d-

A − H × × × B

Vesiniksideme energia on palju väiksem kui tavalise kovalentse sideme energia (150–400 kJ / mol), kuid see energia on piisav, et põhjustada vastavate ühendite molekulide agregatsiooni vedelas olekus, näiteks vedel vesinikfluoriid HF (joonis 2.14). Fluoriühendite puhul ulatub see umbes 40 kJ/mol.

Riis. 2.14. HF molekulide agregatsioon vesiniksidemete tõttu

Vesiniksideme pikkus on samuti väiksem kui kovalentse sideme pikkus. Seega on polümeeris (HF) n F−H sideme pikkus 0,092 nm ja F∙∙∙H side 0,14 nm. Vee puhul on O−H sideme pikkus 0,096 nm ja O∙∙∙H sideme pikkus 0,177 nm.

Molekulidevaheliste vesiniksidemete moodustumine toob kaasa olulise muutuse ainete omadustes: viskoossuse, dielektrilise konstandi, keemis- ja sulamispunktide suurenemise.

Iooniline side ilmneb siis, kui elektronegatiivsus erineb üksteisest järsult (vastavalt Paulingi skaalale Δχ\u003e 1,7) ja see toimub oluliselt erinevate keemiliste omadustega elementidest moodustunud ioonide interaktsiooni ajal.

Ioonside on elektrostaatiline külgetõmme vastupidiselt laetud ioonide vahel, mis tekivad ühise elektronpaari täielikul nihkumisel ühe elemendi aatomist teise elemendi aatomisse.

Sõltuvalt individuaalsetest omadustest kipuvad mõne elemendi aatomid kaotama elektrone, muutudes positiivselt laetud ioonideks (katioonideks), samas kui teiste elementide aatomid, vastupidi, omandavad elektrone, muutudes negatiivselt laetud ioonideks (anioonideks), nagu juhtub tavalise naatriumi ja tüüpilise mittemetallilise kloori aatomitega.

Na + ja Cl ioonide moodustumise tingimuslik mudel - valentselektroni täieliku ülekandmisega naatriumi aatomilt klooriaatomile

Elementide võime moodustada lihtsaid ioone (st pärit ühest aatomist) tuleneb nende eraldatud aatomite elektroonilisest konfiguratsioonist, samuti elektronegatiivsuse, ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsuse suurustest (minimaalne, mis on vajalik elektroni eemaldamiseks). vastavast negatiivsest ioonist lõpmatu kauguseni). On selge, et katioone moodustavad kergemini madala ionisatsioonienergiaga elementide aatomid - leelis- ja leelismuldmetallid (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr jne). Teiste elementide lihtsate katioonide moodustumine on vähem tõenäoline, kuna see on tingitud suure energia tarbimisest aatomi ioniseerimiseks.

Lihtsaid anioone moodustavad kergemini seitsmenda rühma p-elemendid (Cl, Br, I) nende kõrge elektronafiinsuse tõttu. Ühe elektroni kinnitumisega aatomitele O, S, N kaasneb energia vabanemine. Ja teiste elektronide lisamine mitmekordse laenguga lihtanioonide moodustumisega on energeetiliselt ebasoodne.

Seetõttu ei ole lihtsatest ioonidest koosnevaid ühendeid palju. Need tekivad kergemini leelis- ja leelismuldmetallide koosmõjul halogeenidega.

Ioonse sideme omadused

1. Suunamatu. Ioonide elektrilaengud määravad nende külgetõmbe- ja tõukejõu ning määravad üldiselt ühendi stöhhiomeetrilise koostise. Ioone võib käsitleda kui laetud kuule, mille jõuväljad on ruumis kõikides suundades ühtlaselt jaotunud. Seetõttu võivad näiteks NaCl ühendis naatriumioonid Na+ interakteeruda kloriidioonidega Cl- mis tahes suunas, meelitades ligi teatud arvu neid.

Suunamatus on ioonse sideme omadus, mis tuleneb iga iooni võimest meelitada enda poole vastupidise märgiga ioone mis tahes suunas.

Seega on mittesuunalisus seletatav asjaoluga, et iooni elektriväljal on sfääriline sümmeetria ja see väheneb kaugusega kõigis suundades, nii et ioonide vaheline interaktsioon toimub sõltumata suunast.

2. Küllastus. On selge, et kahe vastupidise märgiga iooni vastastikmõju ei saa viia nende jõuväljade täieliku vastastikuse kompenseerimiseni. Seetõttu säilitab teatud laenguga ioon võime meelitada igas suunas teisi vastupidise märgiga ioone. Selliste "meelitatud" ioonide arvu piiravad ainult nende geomeetrilised mõõtmed ja vastastikused tõukejõud.

Küllastus on ioonse sideme omadus, mis väljendub teatud laenguga iooni võimes siduda suvalise arvu vastasmärgiga ioone.

3. Ioonide polarisatsioon. Ioonsidemetes on iga ioon, olles elektrilaengu kandja, jõuallikaks elektriväli, mistõttu ioonide vahelisel lähedasel kaugusel mõjutavad nad üksteist vastastikku.

Iooni polarisatsioon on selle elektronkihi deformatsioon elektri mõjul jõuväli teine ​​ioon.

4. Ioonide polariseeritavus ja polariseerimisvõime. Polarisatsiooni käigus toimuvad väliskihi elektronid kõige tugevama nihkega. Kuid sama elektrivälja mõjul deformeeruvad erinevad ioonid ebavõrdsel määral. Mida nõrgemalt on välised elektronid tuumaga seotud, seda lihtsam on polarisatsioon.

Polariseeritavus on tuuma ja elektronkihi suhteline nihkumine ioonis, kui nad puutuvad kokku teise iooni jõulise elektriväljaga. Ioonide polariseerimisvõime on nende omadus avaldada teistele ioonidele deformeerivat toimet.

Polariseerimisvõimsus sõltub iooni laengust ja suurusest. Mida suurem on iooni laeng, seda tugevam on selle väli, st mitmekordselt laetud ioonidel on suurim polariseerimisvõime.

Ioonsete ühendite omadused

Kell normaalsetes tingimustes ioonsed ühendid eksisteerivad kristalsete tahkete ainetena, millel on kõrge sulamis- ja keemistemperatuur ja mida seetõttu peetakse mittelenduvaks. Näiteks NaCl sulamis- ja keemistemperatuurid on vastavalt 801 0 C ja 1413 0 C, CaF 2 - 1418 0 C ja 2533 0 C. Tahkes olekus ioonsed ühendid ei juhi elektrit. Need lahustuvad hästi mittepolaarsetes lahustites (petrooleum, bensiin) ja lahustuvad vähe või üldse mitte. Polaarsetes lahustites ioonsed ühendid dissotsieeruvad (lagunevad) ioonideks. Seda seetõttu, et ioonidel on rohkem kõrged energiad solvatatsioon, mis on võimelised kompenseerima gaasifaasis ioonideks dissotsiatsioonienergiat.

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

(kasutati veebilehe http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm materjale)

Iooniline side toimub elektrostaatilise külgetõmbe abil vastupidiselt laetud ioonide vahel. Need ioonid tekivad elektronide üleminekul ühelt aatomilt teisele. Iooniline side moodustub aatomite vahel, mille elektronegatiivsuses on suured erinevused (tavaliselt suurem kui 1,7 Paulingi skaalal), näiteks aatomite vahel leelismetallid ja halogeenid.

Vaatleme ioonse sideme tekkimist NaCl moodustumise näitel.

Aatomite elektroonilistest valemitest

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ja

Kl 1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5

On näha, et välise nivoo lõpuleviimiseks on naatriumiaatomil lihtsam loobuda ühest elektronist kui lisada seitse ja klooriaatomil on lihtsam lisada üks kui seitsmest. Keemilistes reaktsioonides loovutab naatriumi aatom ühe elektroni ja klooriaatom võtab selle vastu. Selle tulemusena muudetakse naatriumi- ja klooriaatomite elektronkestad väärisgaaside stabiilseteks elektronkihtideks (naatriumkatiooni elektrooniline konfiguratsioon

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

ja kloorianiooni elektrooniline konfiguratsioon

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Ioonide elektrostaatiline interaktsioon viib NaCl molekuli moodustumiseni.

Keemilise sideme olemus peegeldub sageli agregatsiooni olek ja aine füüsikalised omadused. Ioonsed ühendid, nagu naatriumkloriid NaCl, on tahked ja tulekindlad, kuna nende "+" ja "-" ioonide laengute vahel on võimas elektrostaatiline külgetõmbejõud.

Negatiivse laenguga kloriidioon tõmbab ligi mitte ainult "oma" Na + iooni, vaid ka teisi enda ümber olevaid naatriumioone. See toob kaasa asjaolu, et ühegi iooni lähedal pole mitte ühte vastupidise märgiga iooni, vaid mitu.

Naatriumkloriidi NaCl kristalli struktuur.

Tegelikult on iga kloriidiooni ümber 6 naatriumiooni ja iga naatriumiooni ümber 6 kloriidiooni. Sellist järjestatud ioonide pakkimist nimetatakse ioonkristalliks. Kui kristallis isoleeritakse eraldiseisev klooriaatom, siis ümbritsevate naatriumiaatomite hulgast ei ole enam võimalik leida seda, millega kloor reageeris.

Elektrostaatiliste jõududega üksteise poole tõmbudes on ioonid välisjõu või temperatuuri tõusu mõjul äärmiselt vastumeelsed oma asukohta muutma. Kui aga naatriumkloriid sulatatakse ja kuumutamist jätkatakse vaakumis, siis see aurustub, moodustades kaheaatomilised NaCl molekulid. See viitab sellele, et kovalentsed sidemejõud ei ole kunagi täielikult välja lülitatud.

Ioonse sideme peamised omadused ja ioonsete ühendite omadused

1. Iooniline side on tugev keemiline side. Selle sideme energia on umbes 300–700 kJ/mol.

2. Erinevalt kovalentsest sidemest on ioonside mittesuunaline, kuna ioon võib vastupidise märgiga ioone enda külge tõmmata igas suunas.

3. Erinevalt kovalentsest sidemest on iooniline side küllastumata, kuna vastasmärgiga ioonide vastastikmõju ei too kaasa nende jõuväljade täielikku vastastikust kompenseerimist.

4. Ioonse sidemega molekulide moodustumise protsessis ei toimu elektronide täielikku ülekannet, mistõttu 100% ioonset sidet looduses ei eksisteeri. NaCl molekulis on keemiline side vaid 80% iooniline.

5. Ioonsed ühendid on kõrge sulamis- ja keemistemperatuuriga kristalsed tahked ained.

6. Enamik ioonseid ühendeid lahustub vees. Ioonsete ühendite lahused ja sulamid juhivad elektrivoolu.

metallist ühendus

Metallkristallid on paigutatud erinevalt. Kui kaalute metallilist naatriumi tükki, avastate, et see erineb väliselt väga lauasoolast. Naatrium on pehme metall, noaga kergesti lõigatav, haamriga lapik, seda saab kergesti sulatada piirituslambil topsis (sulamistemperatuur 97,8 o C). Naatriumkristallides on iga aatom ümbritsetud kaheksa teise sarnase aatomiga.

Metallilise Na kristalli struktuur.

Jooniselt on näha, et kuubi keskel asuval Na aatomil on 8 lähimat naabrit. Kuid sama võib öelda ka kõigi teiste kristalli aatomite kohta, kuna need on kõik ühesugused. Kristall koosneb sellel pildil näidatud "lõpmatult" korduvatest fragmentidest.

Välise energiataseme metalliaatomid sisaldavad väikest arvu valentselektrone. Kuna metalliaatomite ionisatsioonienergia on madal, on valentselektronid nendes aatomites nõrgalt kinni. Selle tulemusena tekivad metallide kristallvõres positiivselt laetud ioonid ja vabad elektronid. Sel juhul asuvad metalli katioonid kristallvõre sõlmedes ja elektronid liiguvad vabalt positiivsete tsentrite väljas, moodustades nn "elektrongaasi".

Negatiivse laenguga elektroni olemasolu kahe katiooni vahel viib selleni, et iga katioon interakteerub selle elektroniga.

Seega metalliline side on metallikristallides leiduvate positiivsete ioonide vaheline side, mis toimub kristallis vabalt liikuvate elektronide külgetõmbamisel.

Kuna metallis olevad valentselektronid on kristallis ühtlaselt jaotunud, on metalliline side, nagu ioonne, suunamata side. Erinevalt kovalentsest sidemest on metalliside küllastumata side. Metallside erineb kovalentsest sidemest ka tugevuse poolest. Energia metalliline side umbes kolm kuni neli korda vähem kui kovalentse sideme energia.

Tänu elektrongaasi suurele liikuvusele iseloomustab metalle kõrge elektri- ja soojusjuhtivus.

Metallkristall näeb välja piisavalt lihtne, kuid selle elektrooniline struktuur on tegelikult keerulisem kui ioonsoola kristallide oma. Metallelementide välisel elektronkihil ei ole piisavalt elektrone, et moodustada täisväärtuslik kovalentne või ioonne side. Seetõttu koosneb enamik metalle gaasilises olekus üheaatomilistest molekulidest (st üksikutest, mitteseotud aatomitest). Tüüpiline näide on elavhõbedaaur. Seega tekib metalliline side metalliaatomite vahel ainult vedelas ja tahkes agregatsiooni olekus.

Metallist sidet saab kirjeldada järgmiselt: osa metalliaatomeid tekkivas kristallis loovutavad oma valentselektronid aatomitevahelisele ruumile (naatriumis on see ... 3s1), muutudes ioonideks. Kuna kõik metalliaatomid kristallis on ühesugused, on igaühel neist võrdne võimalus kaotada valentselektron.

Teisisõnu, elektronide üleminek neutraalsete ja ioniseeritud metalliaatomite vahel toimub ilma energiatarbimiseta. Sel juhul satub osa elektronidest alati aatomitevahelisse ruumi "elektrongaasina".

Need vabad elektronid hoiavad esiteks metalliaatomeid üksteisest teatud tasakaalukaugusel.

Teiseks annavad need metallidele iseloomuliku "metallilise läike" (vabad elektronid võivad interakteeruda valguskvantidega).

Kolmandaks tagavad vabad elektronid metallidele hea elektrijuhtivusega. Metallide kõrge soojusjuhtivus on seletatav ka vabade elektronide olemasoluga aatomitevahelises ruumis – need "reageeruvad" kergesti energia muutustele ja aitavad kaasa selle kiirele ülekandumisele kristallis.

Lihtsustatud mudel elektrooniline struktuur metallist kristall.

******** Naatriummetalli näitel vaatleme metallilise sideme olemust ideede vaatenurgast aatomi orbitaalid. Naatriumi aatomil, nagu paljudel teistel metallidel, puuduvad valentselektronid, kuid on olemas vabad valentsorbitaalid. Ainus 3s naatriumi elektron on võimeline liikuma mis tahes vabale ja lähedasele energiaga naaberorbitaalile. Kui kristallis olevad aatomid lähenevad üksteisele, kattuvad naaberaatomite välisorbitaalid, mille tõttu loovutatud elektronid liiguvad vabalt läbi kristalli.

Kuid "elektrongaas" ei ole üldse segane, nagu võib tunduda. Metallkristalli vabad elektronid asuvad kattuvatel orbitaalidel ja on teatud määral sotsialiseerunud, moodustades omamoodi kovalentseid sidemeid. Naatriumil, kaaliumil, rubiidiumil ja teistel metallilistel s-elementidel on lihtsalt vähe jagatud elektrone, mistõttu nende kristallid on haprad ja sulavad. Valentselektronide arvu suurenemisega metallide tugevus reeglina suureneb.

Seega kipuvad elemendid moodustama metallilise sideme, mille väliskestadel olevatel aatomitel on vähe valentselektrone. Need valentselektronid, mis teostavad metallilist sidet, on sotsialiseerunud sellisel määral, et nad võivad liikuda läbi kogu metallikristalli ja tagada metalli kõrge elektrijuhtivuse.

NaCl kristall ei juhi elektrit, kuna ioonidevahelises ruumis pole vabu elektrone. Kõik naatriumi aatomite poolt loovutatud elektronid hoiavad kindlalt enda ümber kloriidioone. See on üks olulisi erinevusi ioonkristallide ja metalliliste kristallide vahel.

See, mida te nüüd metallilise sideme kohta teate, selgitab ka enamiku metallide suurt vormitavust (plastilisust). Metalli saab tasandada õhukeseks leheks, tõmmata traadiks. Fakt on see, et metallkristalli aatomite eraldi kihid võivad suhteliselt kergesti üksteise peale libiseda: liikuv "elektrongaas" pehmendab pidevalt üksikute positiivsete ioonide liikumist, varjates neid üksteise eest.

Loomulikult ei saa sellega midagi sellist teha lauasool, kuigi sool on samuti kristalne aine. Ioonkristallides on valentselektronid kindlalt seotud aatomi tuumaga. Ühe ioonikihi nihkumine teise suhtes viib sama laenguga ioonide koondumiseni ja põhjustab nende vahel tugeva tõuke, mille tulemusena kristall hävib (NaCl on habras aine).

Ioonkristalli kihtide nihkumine põhjustab suurte tõukejõudude ilmnemise sarnaste ioonide vahel ja kristalli hävimise.

Navigeerimine

• Kombineeritud ülesannete lahendamine aine kvantitatiivsete omaduste põhjal
• Probleemi lahendamine. Ainete koostise püsivuse seadus. Arvutused, kasutades aine mõisteid "moolmass" ja "keemiline kogus".