A molekulák és atomok közötti kölcsönös elektrosztatikus vonzás eredményeként kémiai elemek megeshet ionos kötés. Ilyen vegyületek példái a galvánelemek különféle reakcióiban figyelhetők meg, még a konyhasóban is van ilyen típusú vegyület. Arról, hogy mi az ionos kötés, hogyan különbözik a kovalens kötéstől, ebben a cikkben ismertetjük.
Egyszerű és összetett ionok
Az ionos kötések magukban foglalják az egyes atomokat és azok különféle vegyületeit. Az ilyen kapcsolat minden résztvevője elektromos töltéssel rendelkezik, és elektrosztatikus erők tartják kapcsolatban. Vannak egyszerű ionok, mint például a Na +, K +, amelyek a kationokhoz tartoznak; F - , Cl - - anionokkal kapcsolatos. Vannak összetett ionok is, amelyek két vagy több atomból állnak. A komplex ionokon alapuló ionos kémiai kötésekre példák az OH - , NO 3 - anionok , az NH 4 + kationok . Pozitív töltésű egyszerű ionok alacsony ionizációs potenciállal rendelkező atomokból képződnek - általában ezek az I-II csoportok fő alcsoportjainak fémei. A negatív töltésű egyszerű ionok a legtöbb esetben tipikus nemfémek.
Kovalens és ionos kötés
Két ellentétes elektromos töltésű részecskéből létrehozott rendszerek példái azt mutatják, hogy ebben az esetben mindig elektromos tér keletkezik. Ez azt jelenti, hogy az elektromosan aktív ionok más ionokat vonzanak be különféle irányokba. Az elektromos vonzás erejének köszönhetően ionos kötés jön létre. Az ilyen vegyületek példái két alapvető különbséget mutatnak az ionos és kovalens kötések között.
- Egy ion elektromos tere bármely irányban csökken a távolsággal. Ezért az ionok közötti kölcsönhatás mértéke nem függ attól, hogy ezek az ionok hogyan helyezkednek el a térben. Ezekből a megfigyelésekből arra következtethetünk, hogy az ionos kötés skaláris, vagyis nincs irányultsága.
- Két különböző töltésű ion nemcsak egymást, hanem a szomszédos töltött ionokat is vonzza - egy bizonyos ionhoz különböző számú, ellentétes előjelű töltött részecske csatlakozhat. Ez egy másik különbség a kovalens és ionos kötések között: az utóbbinak nincs telítettsége. A kötődő ionok számát a töltött részecskék lineáris mérete határozza meg, valamint az az elv, hogy az ellentétes töltésű ionok vonzóerőinek érvényesülniük kell az egyenlő töltésű részecskék között ható taszító erőkkel szemben.
Egyesületek
Mivel az ionoknak nincs telítettsége és irányultsága, hajlamosak különféle kombinációkban kombinálódni egymással. A tudósok ezt az ingatlanszövetséget nevezték el. Magas hőmérsékleten az asszociáció kicsi: a molekulák és ionok kinetikai energiája meglehetősen nagy, gázállapotban pedig az ionos típusú kötésű anyagok külön molekulák formájában vannak. De a közepes és alacsony hőmérséklet lehetővé teszi különféle szerkezeti vegyületek kialakulását, amelyek kialakulásáért az ionos típusú kötés felelős. A folyékony és szilárd halmazállapotú anyagok szerkezetére példákat mutatunk be az ábrákon.
Mint látható, az ionos kötés kristályrácsot hoz létre, amelyben minden elemet ellentétes töltésjelű ionok vesznek körül. Ezenkívül egy ilyen anyag különböző irányokban ugyanazokkal a jellemzőkkel rendelkezik.
Polarizáció
Mint tudják, ha egy elektron nem fém atomhoz kapcsolódik, akkor bizonyos mennyiségű energia szabadul fel. Egy második elektron hozzáadása azonban már energiát igényel, így az egyszerű többszörösen töltött anionok képzése energetikailag veszteségessé válik. Ugyanakkor az olyan elemek, mint az SO 4 2-, CO 3 2- azt mutatják, hogy az összetett többszörösen töltött negatív ionok energetikailag stabilak lehetnek, mivel a vegyületben az elektronok úgy oszlanak el, hogy az egyes atomok töltése nem nagyobb. mint magának az elektronnak a töltése. Az ilyen szabályokat a standard ionkötés határozza meg.
A minden lépésben előforduló tipikus elemek (NaCl, CsF) példái nem mutatják a pozitív és negatív töltések teljes szétválását. Például egy sókristályban az effektív negatív töltés a teljes elektrontöltésnek csak körülbelül 93%-a. Ez a hatás más vegyületeknél is megfigyelhető. Ezt a töltések nem teljes szétválását polarizációnak nevezzük.
A polarizáció okai
A polarizációt mindig elektromos tér okozza. A polarizáció során az elektronok külső rétege tapasztalja a legnagyobb elmozdulást. Megjegyzendő azonban, hogy a különböző ionok polarizálhatósága eltérő: minél gyengébb a kötés a külső elektron és az atommag között, annál könnyebben polarizálódik az egész ion, és annál jobban deformálódik az elektronfelhő.
Az ionok polarizációja ismert hatással van az ionos kötéseket alkotó vegyületekre. Példák kémiai reakciók Mutassuk meg, hogy a H + hidrogénionnak van a legnagyobb polarizáló hatása, mivel ennek a legkisebb a mérete, és teljesen hiányzik az elektronfelhő.
Ionos kötés- ellentétes töltésű ionok kölcsönös elektrosztatikus vonzása eredményeként létrejövő kémiai kötés, amelyben a stabil állapot a teljes elektronsűrűség teljes átalakulásával egy elektronegatívabb elem atomjára jön létre.
A tisztán ionos kötés a határeset kovalens kötés.
A gyakorlatban az elektronok teljes átmenete egyik atomról a másikra egy kötésen keresztül nem valósul meg, mivel minden elemnek kisebb vagy nagyobb (de nem nulla) EO-ja van, és bármely kémiai kötés bizonyos mértékig kovalens lesz.
Ilyen kötés akkor jön létre, ha az atomok ER-ében nagy különbség van, például kationok között s- az első és a második csoport fémei periodikus rendszer valamint a VIA és VIA csoportba tartozó nemfémek anionjai (LiF, NaCl, CsF stb.).
A kovalens kötéstől eltérően az ionos kötésnek nincs iránya . Ez azzal magyarázható, hogy az ion elektromos tere gömbszimmetriájú, azaz. a távolsággal csökken ugyanazon törvény szerint bármely irányban. Ezért az ionok közötti kölcsönhatás iránytól független.
Két ellentétes előjelű ion kölcsönhatása nem vezethet erőtereik teljes kölcsönös kompenzálásához. Emiatt megtartják azt a képességüket, hogy az ellenkező előjelű ionokat más irányba vonzzák. Ezért a kovalens kötéstől eltérően ionos kötésre is jellemző a telítetlenség .
Az ionos kötés orientációjának és telítettségének hiánya az ionos molekulák asszociációs hajlamát okozza. Minden szilárd halmazállapotú ionos vegyületnek van egy ionos kristályrácsa, amelyben minden iont több ellentétes előjelű ion vesz körül. Ebben az esetben egy adott ion minden kötése a szomszédos ionokkal egyenértékű.
fém csatlakozás
A fémeket egy szám jellemzi speciális tulajdonságok: elektromos és hővezető képesség, jellegzetes fémes csillogás, alakíthatóság, nagy képlékenység, nagy szilárdság. A fémek ezen sajátos tulajdonságai a kémiai kötések speciális típusával magyarázhatók, az ún fémes .
A fémes kötés a fém kristályrácsában egymáshoz közeledő atomok átfedő, delokalizált pályáinak eredménye.
A legtöbb fémnek jelentős számú üres pályája van, és kis számú elektronja van a külső elektronszinten.
Ezért energetikailag kedvezőbb, ha az elektronok nem lokalizáltak, hanem a teljes fématomhoz tartoznak. A fém rácshelyein pozitív töltésű ionok vannak, amelyek a fémben eloszló elektron "gázba" merülnek:
Én ↔ Én n + + n .
A pozitív töltésű fémionok (Me n +) és a nem lokalizált elektronok (n) között elektrosztatikus kölcsönhatás lép fel, amely biztosítja az anyag stabilitását. Ennek a kölcsönhatásnak az energiája köztes a kovalens és molekuláris kristályok energiája között. Ezért a tisztán fémes kötéssel rendelkező elemek ( s-, És p-elemek) viszonylag magas olvadáspont és keménység jellemzi.
Az elektronok jelenléte, amelyek szabadon mozoghatnak a kristály térfogata körül, és a fém sajátos tulajdonságait biztosítják
hidrogén kötés
hidrogén kötés – az intermolekuláris kölcsönhatás speciális típusa. Azok a hidrogénatomok, amelyek kovalensen kötődnek valamely elem atomjához, amelynek nagy elektronegativitása van (leggyakrabban F, O, N, de Cl, S és C is), viszonylag nagy effektív töltést hordoznak. Ennek eredményeként az ilyen hidrogénatomok elektrosztatikus kölcsönhatásba léphetnek ezen elemek atomjaival.
Tehát az egyik vízmolekula H d + atomja orientált, és ennek megfelelően kölcsönhatásba lép (amint azt három pont mutatja) az O d atommal - egy másik vízmolekulával:
Az elektronegatív elemek két atomja között elhelyezkedő H atom által létrehozott kötéseket hidrogénkötéseknek nevezzük:
d- d+ d-
A − H × × × B
A hidrogénkötés energiája jóval kisebb, mint egy közönséges kovalens kötésé (150-400 kJ/mol), de ez az energia elegendő ahhoz, hogy a megfelelő vegyületek molekulái folyékony halmazállapotban aggregálódjanak, pl. folyékony hidrogén-fluorid HF (2.14. ábra). A fluorvegyületek esetében ez eléri a 40 kJ/mol értéket.
Rizs. 2.14. HF molekulák aggregációja hidrogénkötések következtében
A hidrogénkötés hossza is kisebb, mint a kovalens kötés hossza. Tehát a polimerben (HF) n az F−H kötés hossza 0,092 nm, az F∙∙∙H kötés pedig 0,14 nm. Víz esetében az O−H kötés hossza 0,096 nm, az O∙∙∙H kötés hossza pedig 0,177 nm.
Az intermolekuláris hidrogénkötések kialakulása az anyagok tulajdonságainak jelentős változásához vezet: a viszkozitás, a dielektromos állandó, a forráspont és az olvadáspont növekedése.
Az ionos kötés akkor jelenik meg, ha az elektronegativitás élesen eltér egymástól (a Pauling-skála szerint Δχ\u003e 1,7), és ez a jelentősen eltérő kémiai tulajdonságokkal jellemezhető elemekből képződött ionok kölcsönhatása során következik be.
Az ionos kötés egy elektrosztatikus vonzás ellentétes töltésű ionok között, amelyek egy közös elektronpárnak az egyik elem atomjáról egy másik elem atomjára történő teljes elmozdulása következtében jönnek létre.
Az egyes elemek atomjai az egyedi tulajdonságoktól függően hajlamosak elektronvesztésre, amikor pozitív töltésű ionokká (kationok) alakulnak át, míg más elemek atomjai éppen ellenkezőleg, elektronokat vesznek fel, negatív töltésű ionokká (anionok) alakulva. mint a közönséges nátrium és a tipikus nemfémes klór atomjainál történik.
A Na + és Cl ionok képződésének feltételes modellje - a vegyértékelektron teljes átvitelével a nátriumatomról a klóratomra
Az elemek azon képessége, hogy egyszerű ionokat képezzenek (azaz egyetlen atomból származnak), az izolált atomjaik elektronikus konfigurációjának, valamint az elektronegativitás, az ionizációs energiák és az elektronaffinitás (az elektron eltávolításához szükséges minimum) nagyságának köszönhető. a megfelelő negatív iontól végtelen távolságra). Nyilvánvaló, hogy a kationokat könnyebben képezik az alacsony ionizációs energiájú elemek atomjai - alkáli- és alkáliföldfémek (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr stb.). Más elemek egyszerű kationjainak képződése kevésbé valószínű, mivel ennek oka az atom ionizációjához szükséges nagy energiafogyasztás.
Az egyszerű anionokat könnyebben képezik a hetedik csoportba tartozó p-elemek (Cl, Br, I), nagy elektronaffinitásuk miatt. Egy elektronnak az O, S, N atomokhoz való kapcsolódása energia felszabadulásával jár. Más elektronok hozzáadása pedig többszörösen töltött egyszerű anionok képződésével energetikailag kedvezőtlen.
Ezért az egyszerű ionokból álló vegyületek nem sokak. Könnyebben keletkeznek alkáli- és alkáliföldfémek halogénekkel való kölcsönhatása révén.
Az ionos kötés jellemzői
1. Nem irányított. Az ionok elektromos töltései meghatározzák vonzásukat és taszításukat, és általában meghatározzák a vegyület sztöchiometrikus összetételét. Az ionokat töltött golyóknak tekinthetjük, amelyek erőterei a térben minden irányban egyenletesen oszlanak el. Ezért például a NaCl vegyületben a Na+ nátriumionok bármilyen irányban kölcsönhatásba léphetnek a Cl- kloridionokkal, amelyekből bizonyos számút vonzanak.
Az iránytalanság az ionos kötés sajátossága, amely annak köszönhető, hogy az egyes ionok képesek az ellenkező előjelű ionokat bármilyen irányban magukhoz vonzani.
Tehát a nem irányítottság azzal magyarázható, hogy az ion elektromos tere gömbszimmetriájú és a távolsággal minden irányban csökken, így az ionok közötti kölcsönhatás iránytól függetlenül megy végbe.
2. Telítetlenség. Nyilvánvaló, hogy két ellentétes előjelű ion kölcsönhatása nem vezethet erőtereik teljes kölcsönös kompenzálásához. Ezért egy bizonyos töltésű ion megtartja azt a képességét, hogy minden irányban vonzza az ellenkező előjelű ionokat. Az ilyen "vonzott" ionok számát csak geometriai méreteik és kölcsönös taszító erőik korlátozzák.
A telítetlenség az ionos kötés olyan tulajdonsága, amely egy bizonyos töltéssel rendelkező ion azon képességében nyilvánul meg, hogy tetszőleges számú ellentétes előjelű iont tud kötni.
3. Ionpolarizáció. Az ionos kötésben minden ion elektromos töltés hordozójaként erőforrás elektromos mező, ezért az ionok közötti közeli távolságban kölcsönösen befolyásolják egymást.
Egy ion polarizációja az elektronhéj deformációja elektromosság hatására erőtér másik ion.
4. Ionok polarizálhatósága és polarizálhatósága. A polarizáció során a külső réteg elektronjai mennek át a legerősebb elmozduláson. De ugyanazon elektromos tér hatására a különböző ionok egyenlőtlen mértékben deformálódnak. Minél gyengébb a külső elektronok az atommaghoz kötve, annál könnyebben megy végbe a polarizáció.
A polarizálhatóság az atommag és az elektronhéj relatív elmozdulása az ionban, amikor egy másik ion elektromos erőterének vannak kitéve. Az ionok polarizáló képessége az a tulajdonságuk, hogy deformáló hatást fejtenek ki más ionokra.
A polarizációs teljesítmény az ion töltésétől és méretétől függ. Minél nagyobb az ion töltése, annál erősebb a tere, vagyis a többszörösen töltött ionok a legnagyobb polarizációs képességgel rendelkeznek.
Az ionos vegyületek tulajdonságai
Nál nél normál körülmények között Az ionos vegyületek kristályos szilárd anyagként léteznek, amelyek olvadáspontja és forráspontja magas, ezért nem illékonynak tekinthetők. Például a NaCl olvadáspontja 801 0 C, forráspontja 1413 0 C, CaF 2 - 1418 0 C és 2533 0 C. Szilárd állapotban az ionos vegyületek nem vezetnek elektromosság. Nem poláris oldószerekben (kerozin, benzin) jól oldódnak, és kis mértékben vagy egyáltalán nem oldódnak. Poláris oldószerekben az ionos vegyületek ionokká disszociálnak (lebomlanak). Ez azért van, mert az ionokban több van magas energiák szolvatáció, amelyek a gázfázisban képesek kompenzálni az ionokká történő disszociáció energiáját.
7.1. Mik azok a kémiai kötések
Az előző fejezetekben megismerkedett a különböző elemek izolált atomjainak összetételével és szerkezetével, tanulmányozta energetikai jellemzőit. De a minket körülvevő természetben az elszigetelt atomok rendkívül ritkák. Szinte minden elem atomja "hajlamos" összekapcsolódni, molekulákat vagy más összetettebb kémiai részecskéket képezve. Szokás azt mondani, hogy ebben az esetben kémiai kötések jönnek létre az atomok között.
Az elektronok részt vesznek a kémiai kötések kialakításában. Hogy ez hogyan történik, megtudhatja, ha tanulmányozza ezt a fejezetet. De először meg kell válaszolnunk azt a kérdést, hogy az atomok miért alkotnak kémiai kötéseket. Erre a kérdésre anélkül is válaszolhatunk, hogy bármit is tudnánk ezeknek a kötéseknek a természetéről: "Mert energetikailag előnyös!" De válaszolva arra a kérdésre, hogy hol történik az energianyereség a kötések kialakulása során, megpróbáljuk megérteni, hogyan és miért képződnek kémiai kötések.
Az atomok elektronszerkezetéhez hasonlóan a kvantumkémia is részletesen és szigorúan tudományosan vizsgálja a kémiai kötéseket, és csak a tudósok által levont legfontosabb következtetések egy részét tudjuk felhasználni. Ebben az esetben a kémiai kötések leírására az egyik legegyszerűbb modellt használjuk, amely háromféle kémiai kötés létezését írja elő (ionos, kovalens és fémes).
Ne feledje - csak akkor használhat bármilyen modellt hozzáértően, ha ismeri ennek a modellnek a korlátait. Az általunk használt modellnek is megvannak a maga alkalmazhatósági határai. Például ennek a modellnek a keretein belül lehetetlen leírni az oxigén, a legtöbb bórhidrid és néhány más anyag molekulájában lévő kémiai kötéseket. Az ezekben az anyagokban lévő kémiai kötések leírására bonyolultabb modelleket használnak.
1. Ha a kötő atomok nagyon eltérő méretűek, akkor a kis atomok (hajlamosak az elektronok befogadására) elveszik az elektronokat a nagy atomoktól (hajlamosak elektronokat adni), és ionos kötés jön létre. Az ionos kristály energiája kisebb, mint az izolált atomok energiája, így ionos kötés akkor is létrejön, ha egy atom nem tudja teljesen kitölteni az elektronhéját az elektronok adományozásával (hiányos maradhat d- vagy f-alszint). Vegye figyelembe a példákat.
2. Ha a kötött atomok kicsik ( 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 kovalens kötés.
A kovalens kötés kialakulása a térben úgy képzelhető el, mint a különböző atomok párosítatlan vegyértékelektronjaiból álló elektronfelhők átfedése. Ebben az esetben egy elektronpár közös elektronfelhőt alkot, amely megköti az atomokat. Minél nagyobb az elektronsűrűség az átfedési tartományban, annál több energia szabadul fel egy ilyen kötés kialakulása során.
Mielőtt megvizsgálnánk a kovalens kötés kialakulásának legegyszerűbb példáit, megállapodunk abban, hogy egy atom vegyértékelektronjait az atom szimbóluma körüli pontokkal jelöljük, egy pontpárral, amely nem megosztott elektronpárokat és egy kovalens kötés elektronpárjait jelöli. és külön pontok a párosítatlan elektronokhoz. Ezzel a megjelöléssel egy atom vegyértékelektronikus konfigurációját, például a fluort a szimbólum, az oxigénatomot pedig - jelöli. Az ilyen szimbólumokból összeállított képleteket ún elektronikus képletek vagy Lewis-képletek (Gilbert Newton Lewis amerikai kémikus javasolta őket 1916-ban). A továbbított információ mennyisége szerint az elektronikus képletek a szerkezeti képletek csoportjába tartoznak. Példák kovalens kötések atomok általi létrehozására:
3. Ha a kötött atomok nagyok ( r o > 1A), akkor mindegyik többé-kevésbé hajlamos az elektronok adományozására, és az idegen elektronok befogadására való hajlamuk elenyésző. Ezért ezek a nagy atomok egymással sem tudnak ionos kötést kialakítani. A köztük lévő kovalens kötés is kedvezőtlennek bizonyul, mivel a nagy külső elektronfelhőkben az elektronsűrűség elhanyagolható. Ebben az esetben, amikor az ilyen atomokból kémiai anyag keletkezik, az összes kötött atom vegyértékelektronja szocializálódik (a vegyértékelektronok minden atomra közösek lesznek), és fémkristály (vagy folyadék) keletkezik, amelyben az atomok összekapcsolódnak fém kötés.
Hogyan határozható meg, hogy egy adott anyagban milyen típusú kötések alkotnak elematomokat?
Az elemek helyzete alapján a kémiai elemek természetes rendszerében, például:
1. Cézium-klorid CsCl. A céziumatom (IA csoport) nagy, könnyen felad egy elektront, a klóratom (VIIA csoport) kicsi és könnyen befogadja, ezért a cézium-kloridban lévő kötés ionos.
2. Szén-dioxid CO 2 . A szén (IVA csoport) és az oxigén (VIA csoport) atomjai nem nagyon különböznek egymástól – mindkettő kicsi. Elektronbefogadási hajlamukat tekintve kis mértékben különböznek egymástól, ezért a CO 2 molekulában a kötés kovalens.
3. Nitrogén N 2 . Egyszerű anyag. A kötőatomok azonosak, de kicsik, ezért a nitrogénmolekulában a kötés kovalens.
4. Kalcium Ca. Egyszerű anyag. A kötőatomok azonosak és meglehetősen nagyok, ezért a kalciumkristályban a kötés fémes.
5. Bárium-tetraalumínium BaAl 4 . Mindkét elem atomjai meglehetősen nagyok, különösen a báriumatomok, így mindkét elem hajlamos csak elektronokat adni, ezért a kötés ebben a vegyületben fémes.
IONOS KÖTÉS, KOVALENTS KÖTÉS, FÉMKÖTÉS, KIALAKULÁSUK FELTÉTELEI.
1. Mi az oka az atomok kapcsolódásának és a köztük lévő kémiai kötések kialakulásának?
2. Miért nem molekulákból állnak a nemesgázok, hanem atomokból?
3. Határozza meg a kémiai kötés típusát bináris vegyületekben: a) KF, K 2 S, SF 4; b) MgO, Mg2Ba, OF 2; c) Cu 2 O, CaSe, SeO 2. 4. Határozza meg a kémiai kötés típusát egyszerű anyagokban: a) Na, P, Fe; b) S8, F2, P4; c) Mg, Pb, Ar.
7.Z. Ionok. Ionos kötés
Az előző bekezdésben megismerkedtél az ionokkal, amelyek akkor keletkeznek, amikor az egyes atomok elektronokat adnak vagy fogadnak. Ebben az esetben az atommagban lévő protonok száma megszűnik számával egyenlő elektronok az elektronhéjban, és a kémiai részecske elektromos töltést kap.
De egy ion egynél több atommagot is tartalmazhat, mint egy molekulában. Egy ilyen ion egyetlen rendszer, amely többből áll atommagokés elektronikus héj. A molekulákkal ellentétben az atommagokban lévő protonok teljes száma nem egyenlő az elektronhéjban lévő elektronok teljes számával, ezért az ion elektromos töltése.
Mik azok az ionok? Vagyis miben különbözhetnek egymástól?
Az atommagok száma szerint az ionokat felosztják egyszerű(vagy monatomikus), azaz egy magot tartalmaz (például: K, O 2 ), és összetett(vagy többatomos), azaz több magot tartalmaz (például: CO 3 2 , 3 ). Az egyszerű ionok az atomok töltött analógjai, a komplex ionok pedig a molekulák töltött analógjai.
Az ionokat töltésük előjele alapján kationokra osztják.
És anionok.
Példák kationokra: K (káliumion), Fe 2 (vasion), NH 4 (ammóniumion), 2 (tetraamin rézion). Példák anionokra: Cl (kloridion), N 3 (nitrid-ion), PO 4 3 (foszfátion), 4 (hexaciano-ferrát-ion).
Töltésük szerint az ionokat felosztják egyetlen lövés(K, Cl, NH 4, NO 3 stb.), kétlövésű(Ca 2, O 2, SO 4 2 stb.) háromlövésű(Al 3, RO 4 3 stb.) és így tovább.
Tehát a PO 4 3 iont három töltésű komplex anionnak, a Ca 2 iont pedig kétszeresen töltött egyszerű kationnak nevezzük.
Ezenkívül az ionok méretükben is különböznek. Egy egyszerű ion méretét ennek az ionnak a sugara határozza meg ill ionos sugár. A komplex ionok mérete nehezebben jellemezhető. Az ion sugara, akárcsak az atom sugara, nem mérhető közvetlenül (amint érti, az ionnak nincsenek egyértelmű határai). Ezért az izolált ionok jellemzésére használjuk pálya ionos sugarai(példák a 17. táblázatban találhatók).
17. táblázat Néhány egyszerű ion pályasugarai
Orbitális sugár, A |
Orbitális sugár, A |
||||
| Li | F | 0,400 | |||
| Na | Cl | 0,742 | |||
| K | Br | 0,869 | |||
| Rb | én | 1,065 | |||
| Cs | O2 | 0,46 | |||
| legyen 2 | S2 | 0,83 | |||
| Mg2 |
Ionos kötés
(a http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm weboldal anyagait használtuk fel)
Az ionos kötés az ellentétes töltésű ionok elektrosztatikus vonzásával jön létre. Ezek az ionok az elektronok egyik atomról a másikra való átvitelének eredményeként jönnek létre. Ionos kötés jön létre olyan atomok között, amelyek elektronegativitásában nagy különbségek vannak (általában nagyobb, mint 1,7 a Pauling-skálán), például az atomok között alkálifémekés halogének.
Tekintsük az ionos kötés megjelenését a NaCl képződésének példáján.
Az atomok elektronikus képleteiből
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 és
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Látható, hogy a külső szint teljesítéséhez egy nátriumatom könnyebben ad fel egy elektront, mint hetet, a klóratom pedig egyet, mint hetet. A kémiai reakciókban a nátriumatom egy elektront ad át, a klóratom pedig elfogadja azt. Ennek eredményeként a nátrium- és klóratomok elektronhéjai nemesgázokból álló stabil elektronhéjakká alakulnak (a nátriumkation elektronikus konfigurációja
Na + 1s 2 2s 2 2p 6,
és a klóranion elektronikus konfigurációja
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Az ionok elektrosztatikus kölcsönhatása NaCl molekula kialakulásához vezet.
A kémiai kötés természete gyakran tükröződik az összesítés állapotaés az anyag fizikai tulajdonságai. Az ionos vegyületek, mint például a nátrium-klorid NaCl, szilárdak és tűzállóak, mivel a "+" és "-" ionjaik töltései között erős elektrosztatikus vonzási erők lépnek fel.
A negatív töltésű kloridion nemcsak "saját" Na + ionját vonzza magához, hanem a körülötte lévő többi nátriumiont is. Ez oda vezet, hogy bármelyik ion közelében nem egy ellentétes előjelű ion van, hanem több.
A nátrium-klorid NaCl kristály szerkezete.
Valójában minden kloridion körül 6 nátriumion, minden nátriumion körül pedig 6 kloridion található. Az ilyen rendezett ioncsomagolást ionkristálynak nevezzük. Ha egy kristályban külön klóratomot izolálunk, akkor a környező nátriumatomok között már nem lehet megtalálni azt, amellyel a klór reagált.
Az elektrosztatikus erők által egymáshoz vonzódva az ionok rendkívül nem szívesen változtatják helyüket külső erő vagy hőmérséklet-emelkedés hatására. De ha a nátrium-kloridot megolvasztják és vákuumban tovább melegítik, akkor elpárolog, és kétatomos NaCl-molekulákat képez. Ez arra utal, hogy a kovalens kötési erők soha nem kapcsolódnak ki teljesen.
Az ionos kötés főbb jellemzői és az ionos vegyületek tulajdonságai
1. Az ionos kötés erős kémiai kötés. Ennek a kötésnek az energiája körülbelül 300-700 kJ/mol.
2. A kovalens kötéstől eltérően az ionos kötés nem irányú, mivel az ion bármilyen irányban képes magához vonzani az ellenkező előjelű ionokat.
3. A kovalens kötéstől eltérően az ionos kötés telítetlen, mivel az ellenkező előjelű ionok kölcsönhatása nem vezet az erőtereik teljes kölcsönös kompenzálásához.
4. Az ionos kötéssel rendelkező molekulák képződése során nem megy végbe az elektronok teljes átvitele, ezért a természetben nem létezik 100%-os ionos kötés. A NaCl molekulában a kémiai kötés csak 80%-ban ionos.
5. Az ionos vegyületek magas olvadáspontú és forráspontú kristályos szilárd anyagok.
6. A legtöbb ionos vegyület vízben oldódik. Az ionos vegyületek oldatai és olvadékai elektromos áramot vezetnek.
fém csatlakozás
A fémkristályok eltérően vannak elrendezve. Ha figyelembe vesz egy darab fémes nátriumot, azt fogja tapasztalni, hogy külsőleg nagyon különbözik az asztali sótól. A nátrium puha fém, késsel könnyen vágható, kalapáccsal lapítjuk, szellemlámpán csészében könnyen megolvasztható (olvadáspont 97,8 o C). A nátriumkristályban minden atomot nyolc másik hasonló atom vesz körül.
A fémes Na kristályának szerkezete.
Az ábrán látható, hogy a kocka közepén lévő Na atomnak 8 legközelebbi szomszédja van. De ugyanez elmondható a kristály bármely más atomjáról is, mivel ezek mind egyformák. A kristály a képen látható "végtelenül" ismétlődő töredékekből áll.
A külső energiaszinten lévő fématomok kis számú vegyértékelektront tartalmaznak. Mivel a fématomok ionizációs energiája alacsony, a vegyértékelektronok gyengén megmaradnak ezekben az atomokban. Ennek eredményeként a fémek kristályrácsában pozitív töltésű ionok és szabad elektronok jelennek meg. Ebben az esetben a fémkationok a kristályrács csomópontjaiban helyezkednek el, és az elektronok szabadon mozognak a pozitív centrumok mezőjében, létrehozva az úgynevezett "elektrongázt".
A negatív töltésű elektron jelenléte két kation között ahhoz a tényhez vezet, hogy mindegyik kation kölcsönhatásba lép ezzel az elektronnal.
És így, a fémes kötés a fémkristályokban lévő pozitív ionok közötti kötés, amely a kristályban szabadon mozgó elektronok vonzása révén jön létre.
Mivel a fémben lévő vegyértékelektronok egyenletesen oszlanak el a kristályban, a fémes kötés, akárcsak az ionos, irányítatlan kötés. A kovalens kötéstől eltérően a fémes kötés telítetlen kötés. A fémes kötés erősségében is különbözik a kovalens kötéstől. Energia fémes kötés körülbelül három-négyszer kisebb, mint a kovalens kötés energiája.
Az elektrongáz nagy mobilitása miatt a fémeket nagy elektromos és hővezető képesség jellemzi.
Egy fémkristály elég egyszerűnek tűnik, de az elektronikus szerkezete valójában összetettebb, mint az ionos sókristályoké. A fémelemek külső elektronhéján nincs elég elektron ahhoz, hogy teljes értékű "oktett" kovalens vagy ionos kötést hozzon létre. Ezért gáz halmazállapotban a legtöbb fém egyatomos molekulákból (azaz egyedi, nem rokon atomokból) áll. Tipikus példa a higanygőz. Így fémes kötés a fématomok között csak folyékony és szilárd halmazállapotban jön létre.
A fémes kötést a következőképpen írhatjuk le: a keletkező kristály fématomjainak egy része átadja vegyértékelektronjait az atomok közötti térnek (nátriumban ez ... 3s1), ionokká alakulva. Mivel egy kristályban minden fématom azonos, mindegyiküknek egyenlő esélye van egy vegyértékelektron elvesztésére.
Más szóval, az elektronok átmenete semleges és ionizált fématomok között energiafelhasználás nélkül megy végbe. Ilyenkor az elektronok egy része mindig az atomok közötti térbe kerül "elektrongáz" formájában.
Ezek a szabad elektronok először is bizonyos egyensúlyi távolságra tartják egymástól a fématomokat.
Másodszor, jellegzetes "fémes fényt" adnak a fémeknek (a szabad elektronok kölcsönhatásba léphetnek a fénykvantumokkal).
Harmadszor, a szabad elektronok jó elektromos vezetőképességű fémeket biztosítanak. A fémek magas hővezető képességét a szabad elektronok jelenléte is magyarázza az atomközi térben - könnyen "reagálnak" az energiaváltozásokra, és hozzájárulnak annak gyors átviteléhez a kristályban.
Egyszerűsített modell elektronikus szerkezet fém kristály.
******** A nátrium-fém példáján nézzük meg a fémes kötés természetét az elképzelések szempontjából. atomi pályák. A nátriumatomban, mint sok más fémben, hiányoznak a vegyértékelektronok, de vannak szabad vegyértékpályák. A nátrium egyetlen 3s elektronja képes a szabad és közeli energiájú szomszédos pályák bármelyikére mozogni. Amikor egy kristály atomjai közelednek egymáshoz, a szomszédos atomok külső pályái átfedik egymást, aminek következtében az adományozott elektronok szabadon mozognak a kristályban.
Az "elektrongáz" azonban egyáltalán nem rendezetlen, mint amilyennek látszik. A fémkristályban lévő szabad elektronok átfedő pályákon vannak, és bizonyos mértékig szocializálódnak, egyfajta kovalens kötést képezve. A nátriumnak, káliumnak, rubídiumnak és más fémes s-elemeknek egyszerűen kevés megosztott elektronja van, így kristályaik törékenyek és olvadékonyak. A vegyértékelektronok számának növekedésével a fémek erőssége általában növekszik.
Így az elemek hajlamosak fémes kötés kialakítására, amelynek a külső héján lévő atomjai kevés vegyértékelektronnal rendelkeznek. Ezek a vegyértékelektronok, amelyek a fémes kötést végzik, olyan mértékben szocializálódnak, hogy az egész fémkristályon át tudnak mozogni, és a fém magas elektromos vezetőképességét biztosítják.
A NaCl kristály nem vezet elektromosságot, mert az ionok közötti térben nincsenek szabad elektronok. A nátriumatomok által adományozott összes elektron szilárdan tartja körül a kloridionokat. Ez az egyik lényeges különbség az ionos kristályok és a fémes kristályok között.
Amit most a fémes kötésről tudsz, az megmagyarázza a legtöbb fém nagy alakíthatóságát (hajlékonyságát). A fém vékony lappá simítható, huzalba húzható. A helyzet az, hogy egy fémkristályban az atomok különálló rétegei viszonylag könnyen átcsúszhatnak egymáson: a mobil "elektrongáz" folyamatosan lágyítja az egyes pozitív ionok mozgását, védve őket egymástól.
Természetesen semmi ilyesmit nem lehet csinálni asztali só, bár a só is kristályos anyag. Az ionos kristályokban a vegyértékelektronok szilárdan kötődnek az atommaghoz. Az egyik ionréteg eltolódása a másikhoz képest az azonos töltésű ionok konvergenciájához vezet, és erős taszítást okoz közöttük, ami a kristály tönkremeneteléhez vezet (a NaCl rideg anyag).
Az ionkristály rétegeinek eltolódása a hasonló ionok között nagy taszító erők megjelenését és a kristály pusztulását okozza.
Navigáció
- Kombinált feladatok megoldása egy anyag mennyiségi jellemzői alapján
- Problémamegoldás. Az anyagok összetételének állandóságának törvénye. Számítások az anyag "móltömeg" és "kémiai mennyisége" fogalmát használva
