Մոլեկուլների և ատոմների փոխադարձ էլեկտրաստատիկ ձգողության արդյունքում քիմիական տարրերկարող է առաջանալ իոնային կապ. Նման միացությունների օրինակներ կարելի է տեսնել գալվանական մարտկոցների տարբեր ռեակցիաներում, նույնիսկ սովորական կերակրի աղն ունի այս տեսակի միացություն: Այն մասին, թե ինչ է իոնային կապը, ինչպես է այն տարբերվում կովալենտային կապից, նկարագրված է այս հոդվածում։

Պարզ և բարդ իոններ

Իոնային կապերը ներառում են ինչպես առանձին ատոմներ, այնպես էլ դրանց տարբեր միացություններ: Նման միացման բոլոր մասնակիցներն ունեն էլեկտրական լիցք և միացված են էլեկտրաստատիկ ուժերի պատճառով: Կան պարզ իոններ, ինչպիսիք են Na + , K + , որոնք պատկանում են կատիոններին; F -, Cl - - կապված անիոնների հետ: Կան նաև բարդ իոններ՝ բաղկացած երկու կամ ավելի ատոմներից։ Կոմպլեքս իոնների վրա հիմնված իոնային քիմիական կապերի օրինակներ են անիոնները OH - , NO 3 - , կատիոն NH 4 + ։ Դրական լիցքով պարզ իոնները ձևավորվում են ցածր իոնացման ներուժ ունեցող ատոմներից. սովորաբար դրանք I-II խմբերի հիմնական ենթախմբերի մետաղներ են: Բացասական լիցք ունեցող պարզ իոնները շատ դեպքերում բնորոշ ոչ մետաղներ են։

Կովալենտային և իոնային կապ

Հակառակ էլեկտրական լիցքերով երկու մասնիկներից ստեղծված համակարգերի օրինակները ցույց են տալիս, որ այս դեպքում միշտ էլեկտրական դաշտ է առաջանում։ Սա նշանակում է, որ էլեկտրական ակտիվ իոնները կարող են ներգրավել այլ իոններ տարբեր ուղղություններ. Էլեկտրական ձգողականության ուժերի շնորհիվ գոյություն ունի իոնային կապ: Նման միացությունների օրինակները ցույց են տալիս երկու հիմնարար տարբերություն իոնային և կովալենտային կապերի միջև։

1. Իոնի էլեկտրական դաշտը նվազում է ցանկացած ուղղությամբ հեռավորության հետ: Հետևաբար, իոնների միջև փոխազդեցության աստիճանը կախված չէ նրանից, թե ինչպես են այդ իոնները տեղակայված տիեզերքում։ Այս դիտարկումներից կարելի է եզրակացնել, որ իոնային կապը սկալյար է, այսինքն՝ չունի ուղղորդվածություն։
2. Տարբեր լիցքերով երկու իոններ գրավում են ոչ միայն միմյանց, այլև հարևան լիցքավորված իոնները՝ հակառակ նշանի լիցքավորված մասնիկների տարբեր քանակություն կարող է միանալ որոշակի իոնի։ Սա կովալենտային և իոնային կապերի ևս մեկ տարբերություն է՝ վերջինս հագեցվածություն չունի։ Կցված իոնների թիվը որոշվում է լիցքավորված մասնիկների գծային չափսերով, ինչպես նաև այն սկզբունքով, որ հակառակ լիցքերի իոնների գրավիչ ուժերը պետք է գերակշռեն հավասարապես լիցքավորված մասնիկների միջև գործող վանող ուժերին։

Ասոցիացիաներ

Քանի որ իոնները չունեն հագեցվածություն և ուղղորդվածություն, նրանք հակված են միմյանց հետ համակցվել տարբեր համակցություններով: Գիտնականներն այս սեփականության ասոցիացիան են անվանել: Բարձր ջերմաստիճաններում ասոցիացիան փոքր է՝ մոլեկուլների և իոնների կինետիկ էներգիան բավականին բարձր է, իսկ գազային վիճակում իոնային կապով նյութերը առանձին մոլեկուլների տեսքով են։ Բայց միջին և ցածր ջերմաստիճանները հնարավորություն են տալիս ձևավորել տարբեր կառուցվածքային միացություններ, որոնց առաջացման համար պատասխանատու է կապի իոնային տեսակը։ Հեղուկ և պինդ վիճակում նյութերի կառուցվածքի օրինակները ներկայացված են նկարներում:

Ինչպես տեսնում եք, իոնային կապը ստեղծում է բյուրեղյա վանդակ, որում յուրաքանչյուր տարր շրջապատված է լիցքի հակառակ նշանով իոններով: Ընդ որում, նման նյութը տարբեր ուղղություններով ունի նույն հատկանիշները։

Բևեռացում

Ինչպես գիտեք, երբ էլեկտրոնը կցվում է ոչ մետաղական ատոմին, որոշակի քանակությամբ էներգիա է ազատվում: Այնուամենայնիվ, երկրորդ էլեկտրոնի ավելացումն արդեն պահանջում է էներգիա, ուստի պարզ բազմապատկված լիցքավորված անիոնների առաջացումը դառնում է էներգետիկ անշահավետ: Միևնույն ժամանակ, այնպիսի տարրեր, ինչպիսիք են SO 4 2-, CO 3 2-, ցույց են տալիս, որ բարդ բազմակի լիցքավորված բացասական իոնները կարող են էներգետիկ կայուն լինել, քանի որ միացության էլեկտրոնները բաշխված են այնպես, որ յուրաքանչյուր ատոմի լիցքը ավելի մեծ չէ: քան բուն էլեկտրոնի լիցքը։ Նման կանոնները թելադրված են ստանդարտ իոնային կապով:

Տիպիկ տարրերի օրինակները, որոնք առաջանում են ամեն քայլափոխի (NaCl, CsF) չեն ցույց տալիս դրական և բացասական լիցքերի ամբողջական տարանջատում: Օրինակ, աղի բյուրեղում արդյունավետ բացասական լիցքը կկազմի ընդհանուր էլեկտրոնի լիցքի միայն մոտ 93%-ը: Այս ազդեցությունը նկատվում է նաև այլ միացությունների դեպքում։ Լիցքերի այս ոչ լրիվ տարանջատումը կոչվում է բևեռացում։

Բևեռացման պատճառները

Բևեռացումը միշտ պայմանավորված է էլեկտրական դաշտով: Էլեկտրոնների արտաքին շերտը բևեռացման ժամանակ ամենամեծ տեղաշարժն է զգում: Այնուամենայնիվ, պետք է նշել, որ տարբեր իոններ ունեն տարբեր բևեռացման հնարավորություն. որքան թույլ է կապը արտաքին էլեկտրոնի և միջուկի միջև, այնքան ավելի հեշտ է բևեռացվում ամբողջ իոնը և այնքան ավելի է դեֆորմացվում էլեկտրոնային ամպը:

Իոնների բևեռացումը հայտնի ազդեցություն ունի իոնային կապեր ձևավորող միացությունների վրա։ Օրինակներ քիմիական ռեակցիաներցույց տալ, որ ջրածնի իոն H +-ն ունի ամենամեծ բևեռացման ազդեցությունը, քանի որ այն ունի ամենափոքր չափերը և էլեկտրոնային ամպի լիակատար բացակայությունը:

Իոնային կապ- հակադիր լիցքավորված իոնների փոխադարձ էլեկտրաստատիկ ներգրավման արդյունքում առաջացած քիմիական կապ, որում կայուն վիճակ է ձեռք բերվում ընդհանուր էլեկտրոնային խտության ամբողջական անցումով դեպի ավելի էլեկտրաբացասական տարրի ատոմ:

Զուտ իոնային կապը սահմանափակող դեպքն է կովալենտային կապ.

Գործնականում կապի միջոցով էլեկտրոնների ամբողջական անցումը մի ատոմից մյուս ատոմ չի իրականացվում, քանի որ յուրաքանչյուր տարր ունի ավելի կամ փոքր (բայց ոչ զրո) EO, և ցանկացած քիմիական կապ որոշ չափով կովալենտ կլինի:

Նման կապ առաջանում է ատոմների ER-ի մեծ տարբերության դեպքում, օրինակ՝ կատիոնների միջև. ս- առաջին և երկրորդ խմբերի մետաղներ պարբերական համակարգև VIA և VIA խմբերի ոչ մետաղների անիոնները (LiF, NaCl, CsF և այլն):

Ի տարբերություն կովալենտային կապի, Իոնային կապն ուղղություն չունի . Սա բացատրվում է նրանով, որ իոնի էլեկտրական դաշտն ունի գնդաձև համաչափություն, այսինքն. նույն օրենքի համաձայն հեռավորության հետ նվազում է ցանկացած ուղղությամբ: Հետևաբար, իոնների միջև փոխազդեցությունը անկախ է ուղղությունից:

Հակառակ նշանի երկու իոնների փոխազդեցությունը չի կարող հանգեցնել նրանց ուժային դաշտերի ամբողջական փոխադարձ փոխհատուցմանը: Դրա պատճառով նրանք պահպանում են հակառակ նշանի իոնները այլ ուղղություններով գրավելու ունակությունը։ Հետևաբար, ի տարբերություն կովալենտային կապի, Իոնային կապը նույնպես բնութագրվում է չհագեցվածությամբ .

Իոնային կապի կողմնորոշման և հագեցվածության բացակայությունը առաջացնում է իոնային մոլեկուլների ասոցացման միտում։ Պինդ վիճակում գտնվող բոլոր իոնային միացություններն ունեն իոնային բյուրեղյա վանդակ, որում յուրաքանչյուր իոն շրջապատված է հակառակ նշանի մի քանի իոններով։ Այս դեպքում տրված իոնի բոլոր կապերը հարեւան իոնների հետ համարժեք են։

մետաղական միացում

Մետաղները բնութագրվում են մի շարքով հատուկ հատկություններԷլեկտրական և ջերմային հաղորդունակություն, բնորոշ մետաղական փայլ, ճկունություն, բարձր ճկունություն, բարձր ամրություն: Մետաղների այս հատուկ հատկությունները կարելի է բացատրել քիմիական կապի հատուկ տեսակով, որը կոչվում է մետաղական .

Մետաղական կապը մետաղի բյուրեղային ցանցում միմյանց մոտեցող ատոմների ապատեղայնացված ուղեծրերի համընկնման արդյունք է:

Մետաղներից շատերն ունեն զգալի թվով դատարկ ուղեծրեր և փոքր թվով էլեկտրոններ արտաքին էլեկտրոնային մակարդակում։

Ուստի էներգետիկ առումով ավելի բարենպաստ է, որ էլեկտրոնները տեղայնացված չլինեն, այլ պատկանեն ամբողջ մետաղի ատոմին։ Մետաղների վանդակավոր տեղերում կան դրական լիցքավորված իոններ, որոնք ընկղմված են մետաղի վրա բաշխված էլեկտրոնային «գազի» մեջ.

Me ↔ Me n + + n .

Դրական լիցքավորված մետաղական իոնների (Me n +) և ոչ տեղայնացված էլեկտրոնների (n) միջև կա էլեկտրաստատիկ փոխազդեցություն, որն ապահովում է նյութի կայունությունը։ Այս փոխազդեցության էներգիան միջանկյալ է կովալենտային և մոլեկուլային բյուրեղների էներգիաների միջև։ Հետևաբար, զուտ մետաղական կապով տարրեր ( ս-, Եվ էջ-տարրեր) բնութագրվում են համեմատաբար բարձր հալման կետերով և կարծրությամբ:

Էլեկտրոնների առկայությունը, որոնք կարող են ազատորեն շարժվել բյուրեղի ծավալով և ապահովել մետաղի հատուկ հատկություններ

ջրածնային կապ

ջրածնային կապ – միջմոլեկուլային փոխազդեցության հատուկ տեսակ։ Ջրածնի ատոմները, որոնք կովալենտորեն կապված են բարձր էլեկտրաբացասական արժեք ունեցող տարրի ատոմի հետ (առավել հաճախ՝ F, O, N, բայց նաև Cl, S և C), կրում են համեմատաբար բարձր արդյունավետ լիցք։ Արդյունքում ջրածնի նման ատոմները կարող են էլեկտրաստատիկ կերպով փոխազդել այս տարրերի ատոմների հետ։

Այսպիսով, մեկ ջրի մոլեկուլի H d + ատոմը կողմնորոշված ​​է և համապատասխանաբար փոխազդում է (ինչպես ցույց է տրված երեք կետով) O d ատոմի հետ՝ մեկ այլ ջրի մոլեկուլ.

Էլեկտրբացասական տարրերի երկու ատոմների միջև տեղակայված H ատոմի ձևավորված կապերը կոչվում են ջրածնային կապեր.

դ-դ+ դ-

A − H × × × B

Ջրածնային կապի էներգիան շատ ավելի քիչ է, քան սովորական կովալենտային կապի էներգիան (150–400 կՋ/մոլ), սակայն այդ էներգիան բավարար է հեղուկ վիճակում համապատասխան միացությունների մոլեկուլների ագրեգացման համար, օրինակ՝ հեղուկ ջրածնի ֆտոր HF (նկ. 2.14): Ֆտորային միացությունների դեպքում այն ​​հասնում է մոտ 40 կՋ/մոլի։

Բրինձ. 2.14. Ջրածնային կապերի պատճառով HF մոլեկուլների ագրեգացումը

Ջրածնային կապի երկարությունը նույնպես փոքր է կովալենտային կապի երկարությունից։ Այսպիսով, պոլիմերում (HF) n F−H կապի երկարությունը 0,092 նմ է, իսկ F∙∙∙H կապը՝ 0,14 նմ։ Ջրի համար O−H կապի երկարությունը 0,096 նմ է, իսկ O∙∙∙H կապի երկարությունը՝ 0,177 նմ։

Ջրածնային միջմոլեկուլային կապերի առաջացումը հանգեցնում է նյութերի հատկությունների զգալի փոփոխության՝ մածուցիկության, դիէլեկտրական հաստատունի, եռման և հալման կետերի բարձրացում։

Իոնային կապը հայտնվում է, երբ էլեկտրաբացասականությունը կտրուկ տարբերվում է միմյանցից (ըստ Պաուլինգի սանդղակի Δχ\u003e 1.7), և դա տեղի է ունենում զգալիորեն տարբեր քիմիական հատկություններով բնութագրվող տարրերից ձևավորված իոնների փոխազդեցության ժամանակ:

Իոնային կապը էլեկտրաստատիկ ձգում է հակառակ լիցքավորված իոնների միջև, որոնք առաջանում են ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի ամբողջական տեղաշարժի արդյունքում մի տարրի ատոմից մյուս տարրի ատոմ:

Կախված առանձին հատկություններից՝ որոշ տարրերի ատոմները հակված են կորցնելու էլեկտրոնները՝ փոխակերպվելով դրական լիցքավորված իոնների (կատիոնների), իսկ մյուս տարրերի ատոմները, ընդհակառակը, հակված են ձեռք բերելու էլեկտրոններ՝ վերածվելով բացասական լիցքավորված իոնների (անիոնների): ինչպես դա տեղի է ունենում սովորական նատրիումի և բնորոշ ոչ մետաղական քլորի ատոմների հետ:

Na + և Cl իոնների ձևավորման պայմանական մոդել - վալենտային էլեկտրոնի ամբողջական տեղափոխում նատրիումի ատոմից քլորի ատոմ

Պարզ իոններ ձևավորելու (այսինքն՝ մեկ ատոմից) տարրերի կարողությունը պայմանավորված է նրանց մեկուսացված ատոմների էլեկտրոնային կազմաձևով, ինչպես նաև էլեկտրաբացասականության մեծությամբ, իոնացման էներգիաներով և էլեկտրոնների մերձեցմամբ (էլեկտրոնը հեռացնելու համար անհրաժեշտ նվազագույնը): համապատասխան բացասական իոնից մինչև անսահման հեռավորություն): Հասկանալի է, որ կատիոններն ավելի հեշտ են ձևավորվում ցածր իոնացման էներգիա ունեցող տարրերի՝ ալկալային և հողալկալիական մետաղների ատոմներով (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr և այլն)։ Այլ տարրերի պարզ կատիոնների ձևավորումն ավելի քիչ հավանական է, քանի որ դա պայմանավորված է ատոմի իոնացման համար մեծ էներգիայի սպառմամբ:

Պարզ անիոններն ավելի հեշտ են ձևավորվում յոթերորդ խմբի p-տարրերով (Cl, Br, I)՝ շնորհիվ էլեկտրոնների բարձր մերձեցման։ Մեկ էլեկտրոնի կցումը O, S, N ատոմներին ուղեկցվում է էներգիայի արտազատմամբ։ Իսկ այլ էլեկտրոնների ավելացումը բազմակի լիցքավորված պարզ անիոնների առաջացմամբ էներգետիկ առումով անբարենպաստ է։

Ուստի պարզ իոններից բաղկացած միացությունները շատ չեն։ Դրանք ավելի հեշտությամբ առաջանում են ալկալային և հողալկալիական մետաղների հալոգենների փոխազդեցությամբ։

Իոնային կապի բնութագրերը

1. Ոչ ուղղորդված. Իոնների էլեկտրական լիցքերը որոշում են նրանց ձգողությունը և վանողությունը և, ընդհանուր առմամբ, որոշում են միացության ստոյխիոմետրիկ բաղադրությունը։ Իոնները կարելի է համարել որպես լիցքավորված գնդիկներ, որոնց ուժային դաշտերը հավասարաչափ բաշխված են տարածության բոլոր ուղղություններով։ Ուստի, օրինակ, NaCl միացության մեջ Na+ նատրիումի իոնները կարող են ցանկացած ուղղությամբ փոխազդել Cl-ի քլորիդ իոնների հետ՝ ձգելով դրանց որոշակի քանակ։

Ոչ ուղղորդվածությունը իոնային կապի հատկություն է, որը պայմանավորված է յուրաքանչյուր իոնի ցանկացած ուղղությամբ դեպի իրեն հակառակ նշանի իոններ ներգրավելու ունակությամբ:

Այսպիսով, ոչ ուղղորդվածությունը բացատրվում է նրանով, որ իոնի էլեկտրական դաշտն ունի գնդաձև համաչափություն և հեռավորության հետ նվազում է բոլոր ուղղություններով, ուստի իոնների միջև փոխազդեցությունն իրականացվում է անկախ ուղղությունից։

2. Չհագեցվածություն.Հասկանալի է, որ հակառակ նշանի երկու իոնների փոխազդեցությունը չի կարող հանգեցնել նրանց ուժային դաշտերի ամբողջական փոխադարձ փոխհատուցման։ Հետեւաբար, որոշակի լիցք ունեցող իոնը պահպանում է հակառակ նշանի այլ իոններ բոլոր ուղղություններով գրավելու ունակությունը։ Նման «ներգրավված» իոնների թիվը սահմանափակվում է միայն նրանց երկրաչափական չափերով և փոխադարձ վանող ուժերով։

Անհագեցվածությունը իոնային կապի հատկություն է, որն արտահայտվում է որոշակի լիցք ունեցող իոնի ունակությամբ՝ կցելու հակառակ նշանի ցանկացած թվով իոններ։

3. Իոնների բեւեռացում.Իոնային կապում յուրաքանչյուր իոն, լինելով էլեկտրական լիցքի կրող, ուժի աղբյուր է էլեկտրական դաշտ, հետևաբար, իոնների միջև մոտ հեռավորության վրա նրանք փոխադարձաբար ազդում են միմյանց վրա:

Իոնի բևեռացումը նրա էլեկտրոնային թաղանթի դեֆորմացիան է էլեկտրականի ազդեցության տակ ուժային դաշտմեկ այլ իոն:

4. Իոնների բևեռացման և բևեռացման ունակությունը:Բևեռացման ժամանակ արտաքին շերտի էլեկտրոնները ենթարկվում են ամենաուժեղ տեղաշարժին։ Բայց նույն էլեկտրական դաշտի ազդեցության տակ տարբեր իոններ անհավասար աստիճանի դեֆորմացվում են։ Որքան թույլ են արտաքին էլեկտրոնները կապված միջուկի հետ, այնքան ավելի հեշտ է բևեռացումը:

Բևեռացումը միջուկի և էլեկտրոնային թաղանթի հարաբերական տեղաշարժն է իոնում, երբ ենթարկվում է մեկ այլ իոնի ուժային էլեկտրական դաշտին: Իոնների բևեռացման ունակությունը նրանց հատկությունն է՝ այլ իոնների վրա դեֆորմացնող ազդեցություն գործադրելու։

Բևեռացման հզորությունը կախված է իոնի լիցքից և չափից: Որքան մեծ է իոնի լիցքը, այնքան ավելի ուժեղ է նրա դաշտը, այսինքն՝ բազմապատկված լիցքավորված իոններն ունեն բևեռացման ամենամեծ ունակությունը։

Իոնային միացությունների հատկությունները

ժամը նորմալ պայմաններԻոնային միացությունները գոյություն ունեն որպես բյուրեղային պինդ նյութեր, որոնք ունեն բարձր հալման և եռման կետեր և, հետևաբար, համարվում են ոչ ցնդող: Օրինակ, NaCl-ի հալման և եռման կետերը համապատասխանաբար 801 0 C և 1413 0 C են, CaF 2 - 1418 0 C և 2533 0 C: Պինդ վիճակում իոնային միացությունները չեն անցկացնում: էլեկտրաէներգիա. Նրանք շատ լուծելի են և թեթևակի կամ ընդհանրապես չեն լուծվում ոչ բևեռային լուծիչներում (կերոսին, բենզին): Բևեռային լուծիչներում իոնային միացությունները տարանջատվում են (քայքայվում) իոնների։ Դա պայմանավորված է նրանով, որ իոնները ավելի շատ են բարձր էներգիաներլուծույթ, որոնք կարողանում են փոխհատուցել գազային փուլում իոնների տարանջատման էներգիան։

7.1. Ինչ են քիմիական կապերը

Նախորդ գլուխներում դուք ծանոթացաք տարբեր տարրերի մեկուսացված ատոմների կազմին և կառուցվածքին, ուսումնասիրեցիք դրանց էներգետիկ բնութագրերը։ Բայց մեզ շրջապատող բնության մեջ մեկուսացված ատոմները չափազանց հազվադեպ են: Գրեթե բոլոր տարրերի ատոմները «հակված են» միանալու՝ առաջացնելով մոլեկուլներ կամ այլ ավելի բարդ քիմիական մասնիկներ։ Ընդունված է ասել, որ այս դեպքում ատոմների միջև առաջանում են քիմիական կապեր։

Էլեկտրոնները մասնակցում են քիմիական կապերի ձևավորմանը: Ինչպես է դա տեղի ունենում, դուք կսովորեք՝ ուսումնասիրելով այս գլուխը: Բայց նախ պետք է պատասխանել այն հարցին, թե ինչու են ատոմները քիմիական կապեր ստեղծում։ Մենք կարող ենք պատասխանել այս հարցին՝ նույնիսկ ոչինչ չիմանալով այդ կապերի բնույթի մասին. «Որովհետև դա էներգետիկորեն օգտակար է»։ Բայց, պատասխանելով այն հարցին, թե որտեղ է առաջանում էներգիայի ստացումը կապերի ձևավորման ժամանակ, մենք կփորձենք հասկանալ, թե ինչպես և ինչու են առաջանում քիմիական կապերը։

Ինչպես ատոմների էլեկտրոնային կառուցվածքը, քվանտային քիմիան մանրամասն և խիստ գիտականորեն ուսումնասիրում է քիմիական կապերը, և մենք կարող ենք օգտագործել միայն գիտնականների կողմից արված ամենակարևոր եզրակացությունները: Այս դեպքում քիմիական կապերը նկարագրելու համար կօգտագործենք ամենապարզ մոդելներից մեկը, որը նախատեսում է երեք տեսակի քիմիական կապերի (իոնային, կովալենտային և մետաղական) գոյություն։

Հիշեք. ցանկացած մոդել կարող եք գրագետ օգտագործել միայն այն դեպքում, եթե գիտեք այս մոդելի կիրառելիության սահմանները: Մոդելը, որը մենք կօգտագործենք, նույնպես ունի իր կիրառելիության սահմանները: Օրինակ, այս մոդելի շրջանակներում անհնար է նկարագրել թթվածնի, բորոհիդրիդների մեծ մասի և որոշ այլ նյութերի մոլեկուլների քիմիական կապերը։ Այս նյութերի քիմիական կապերը նկարագրելու համար օգտագործվում են ավելի բարդ մոդելներ:

1. Եթե կապող ատոմները չափերով շատ տարբեր են, ապա փոքր ատոմները (էլեկտրոններ ընդունելու հակված) էլեկտրոններ կվերցնեն մեծ ատոմներից (էլեկտրոններ նվիրելու հակվածություն), և ձևավորվում է իոնային կապ։ Իոնային բյուրեղի էներգիան ավելի քիչ է, քան մեկուսացված ատոմների էներգիան, ուստի իոնային կապը տեղի է ունենում նույնիսկ այն ժամանակ, երբ ատոմը չի կարողանում ամբողջությամբ լրացնել իր էլեկտրոնային թաղանթը էլեկտրոններ նվիրաբերելով (այն կարող է թերի մնալ դ- կամ զ- ենթամակարդակ): Նկատի առ օրինակներ։

2. Եթե կապակցված ատոմները փոքր են ( 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 կովալենտային կապ.
Տիեզերքում կովալենտային կապի ձևավորումը կարելի է պատկերացնել որպես տարբեր ատոմների չզույգված վալենտային էլեկտրոնների էլեկտրոնային ամպերի համընկնումը։ Այս դեպքում էլեկտրոնների զույգը կազմում է ընդհանուր էլեկտրոնային ամպ, որը կապում է ատոմները։ Որքան մեծ է էլեկտրոնի խտությունը համընկնման շրջանում, այնքան ավելի շատ էներգիա է արտազատվում նման կապի ձևավորման ժամանակ։
Նախքան կովալենտային կապի ձևավորման ամենապարզ օրինակները դիտարկելը, մենք համաձայնում ենք ատոմի վալենտային էլեկտրոնները նշել այս ատոմի խորհրդանիշի շուրջ կետերով, զույգ կետերով, որոնք ներկայացնում են չկիսված էլեկտրոնային զույգերը և կովալենտային կապի էլեկտրոնների զույգերը, և առանձին կետեր չզույգված էլեկտրոնների համար: Այս նշանակմամբ ատոմի վալենտային էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան, օրինակ, ֆտորը կներկայացվի խորհրդանիշով, իսկ թթվածնի ատոմը`: Նման նշաններից կառուցված բանաձևերը կոչվում են էլեկտրոնային բանաձևերկամ Լյուիսի բանաձեւերը (ամերիկացի քիմիկոս Գիլբերտ Նյուտոն Լյուիսն առաջարկել է դրանք 1916 թվականին)։ Ըստ փոխանցվող տեղեկատվության քանակի՝ էլեկտրոնային բանաձևերը պատկանում են կառուցվածքային բանաձևերի խմբին։ Ատոմների կողմից կովալենտային կապերի ձևավորման օրինակներ.

3. Եթե կապակցված ատոմները մեծ են ( r o > 1A), ապա նրանք բոլորն էլ քիչ թե շատ հակված են նվիրաբերելու իրենց էլեկտրոնները, իսկ օտար էլեկտրոններ ընդունելու նրանց միտումը աննշան է։ Ուստի այս խոշոր ատոմները նույնպես չեն կարող իոնային կապ ստեղծել միմյանց հետ։ Նրանց միջև կովալենտային կապը նույնպես անբարենպաստ է ստացվում, քանի որ մեծ արտաքին էլեկտրոնային ամպերում էլեկտրոնային խտությունը աննշան է: Այս դեպքում, երբ նման ատոմներից ձևավորվում է քիմիական նյութ, բոլոր կապակցված ատոմների վալենտային էլեկտրոնները սոցիալականացվում են (վալենտային էլեկտրոնները դառնում են ընդհանուր բոլոր ատոմների համար), և ձևավորվում է մետաղական բյուրեղ (կամ հեղուկ), որտեղ ատոմները միացված են մետաղական կապ.

Ինչպե՞ս որոշել, թե ինչ տեսակի կապեր են կազմում որոշակի նյութի տարրերի ատոմները:
Քիմիական տարրերի բնական համակարգում տարրերի դիրքով, օրինակ.
1. Ցեզիումի քլորիդ CsCl. Ցեզիումի ատոմը (IA խումբ) մեծ է, հեշտությամբ զիջում է էլեկտրոնը, իսկ քլորի ատոմը (VIIA խումբ) փոքր է և հեշտությամբ ընդունում է այն, հետևաբար, ցեզիումի քլորիդի կապը իոնային է։
2. Ածխածնի երկօքսիդ CO 2: Ածխածնի (IVA խումբ) և թթվածնի (VIA խումբ) ատոմները չափերով առանձնապես չեն տարբերվում՝ երկուսն էլ փոքր են։ Էլեկտրոններ ընդունելու հակումով դրանք մի փոքր տարբերվում են, հետևաբար CO 2 մոլեկուլում կապը կովալենտ է։
3. Ազոտ N 2: Պարզ նյութ. Կապող ատոմները նույնն են, բայց փոքր են, հետևաբար, ազոտի մոլեկուլում կապը կովալենտ է:
4. Կալցիում Ca. Պարզ նյութ. Կապող ատոմները նույնն են և բավականին մեծ, հետևաբար կալցիումի բյուրեղի կապը մետաղական է:
5. Բարիում-տետրալյումին BaAl 4: Երկու տարրերի ատոմները բավականին մեծ են, հատկապես բարիումի ատոմները, ուստի երկու տարրերն էլ հակված են միայն էլեկտրոններ նվիրել, հետևաբար այս միացության կապը մետաղական է:

ԻՈՆԱԿԱՆ ԿԱՊ, ԿՈՎԱԼԵՆՏԱՅԻՆ ԿԱՊ, ՄԵՏԱՂԱԿԱՆ ԿԱՊ, ԴՐԱՆՑ ԿԱԶՄԱՎՈՐՄԱՆ ՊԱՅՄԱՆՆԵՐԸ։
1. Ինչո՞վ է պայմանավորված ատոմների կապը և դրանց միջև քիմիական կապերի առաջացումը:
2. Ինչու՞ ազնիվ գազերը բաղկացած են ոչ թե մոլեկուլներից, այլ ատոմներից:
3. Որոշե՛ք քիմիական կապի տեսակը երկուական միացություններում՝ ա) KF, K 2 S, SF 4; բ) MgO, Mg 2 Ba, OF 2; գ) Cu 2 O, CaSe, SeO 2: 4. Որոշի՛ր պարզ նյութերում քիմիական կապի տեսակը՝ ա) Na, P, Fe; բ) S 8, F 2, P 4; գ) Mg, Pb, Ar.

7.Զ. Իոններ. Իոնային կապ

Նախորդ պարբերությունում ձեզ ծանոթացրին իոնների հետ, որոնք ձևավորվում են առանձին ատոմների կողմից էլեկտրոններ նվիրաբերելու կամ ընդունելու ժամանակ: Այս դեպքում ատոմային միջուկում պրոտոնների թիվը դադարում է լինել թվին հավասարէլեկտրոնները էլեկտրոնային թաղանթում, և քիմիական մասնիկը ձեռք է բերում էլեկտրական լիցք:
Բայց իոնը կարող է նաև պարունակել մեկից ավելի միջուկ, ինչպես մոլեկուլում: Նման իոնը մի քանի համակարգից բաղկացած միասնական համակարգ է ատոմային միջուկներև էլեկտրոնային կեղև: Ի տարբերություն մոլեկուլի՝ միջուկներում պրոտոնների ընդհանուր թիվը հավասար չէ էլեկտրոնային թաղանթի էլեկտրոնների ընդհանուր թվին, հետևաբար՝ իոնի էլեկտրական լիցքը։

Ի՞նչ են իոնները: Այսինքն՝ ինչո՞վ կարող են տարբերվել։
Ըստ ատոմային միջուկների քանակի՝ իոնները բաժանվում են պարզ(կամ միատոմային), այսինքն՝ պարունակում է մեկ միջուկ (օրինակ՝ K, O 2 ), և համալիր(կամ բազմատոմային), այսինքն՝ պարունակում է մի քանի միջուկներ (օրինակ՝ CO 3 2 , 3 )։ Պարզ իոնները ատոմների լիցքավորված անալոգներ են, իսկ բարդ իոնները՝ մոլեկուլների լիցքավորված անալոգներ։
Իոնները բաժանվում են կատիոնների՝ ելնելով իրենց լիցքի նշանից։ Եվ անիոններ.

Կատիոնների օրինակներ՝ K (կալիումի իոն), Fe 2 (երկաթի իոն), NH 4 (ամոնիումի իոն), 2 (տետրամին պղնձի իոն)։ Անիոնների օրինակներ՝ Cl (քլորիդ իոն), N 3 (նիտրիդ իոն), PO 4 3 (ֆոսֆատ իոն), 4 (հեքսացիանոֆերատ իոն)։

Ըստ իրենց լիցքի՝ իոնները բաժանվում են մեկ կրակոց(K, Cl, NH 4, NO 3 և այլն), երկու կրակոց(Ca 2, O 2, SO 4 2 և այլն) երեք կրակոց(Al 3, RO 4 3, եւ այլն) եւ այլն:

Այսպիսով, մենք PO 4 3 իոնը կանվանենք երեք լիցքավորված բարդ անիոն, իսկ Ca 2 իոնը՝ կրկնակի լիցքավորված պարզ կատիոն։

Բացի այդ, իոնները տարբերվում են նաև իրենց չափսերով։ Պարզ իոնի չափը որոշվում է այս իոնի շառավղով կամ իոնային շառավիղ. Բարդ իոնների չափերն ավելի դժվար է բնութագրել։ Իոնի շառավիղը, ինչպես ատոմի շառավիղը, հնարավոր չէ ուղղակիորեն չափել (ինչպես հասկանում եք, իոնը չունի հստակ սահմաններ)։ Հետեւաբար, մեկուսացված իոնները բնութագրելու համար մենք օգտագործում ենք ուղեծրային իոնային շառավիղներ(օրինակները ներկայացված են աղյուսակ 17-ում):

Աղյուսակ 17. Որոշ պարզ իոնների ուղեծրային շառավիղներ

		Ուղեծրային շառավիղ, Ա			Ուղեծրային շառավիղ, Ա
Լի			Ֆ		0,400
Նա			Cl		0,742
Կ			Եղբ		0,869
Ռբ			Ի		1,065
Cs			O2		0,46
լինել 2			S2		0,83
Mg2

Իոնային կապ

(օգտագործվել են http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm կայքի նյութերը)

Իոնային կապն իրականացվում է հակառակ լիցքավորված իոնների միջև էլեկտրաստատիկ ներգրավմամբ: Այս իոնները առաջանում են էլեկտրոնների մի ատոմից մյուսը տեղափոխելու արդյունքում։ Իոնային կապ է ձևավորվում ատոմների միջև, որոնք ունեն մեծ տարբերություններ էլեկտրաբացասականության մեջ (սովորաբար ավելի քան 1,7 Փոլինգի սանդղակով), օրինակ՝ ատոմների միջև։ ալկալիական մետաղներև հալոգեններ:

Դիտարկենք իոնային կապի տեսքը՝ օգտագործելով NaCl-ի առաջացման օրինակը:

Ատոմների էլեկտրոնային բանաձևերից

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 and

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

Տեսանելի է, որ արտաքին մակարդակը ավարտելու համար նատրիումի ատոմի համար ավելի հեշտ է հրաժարվել մեկ էլեկտրոնից, քան ավելացնել յոթը, իսկ քլորի ատոմի համար ավելի հեշտ է ավելացնել մեկ, քան հրաժարվել յոթից: Քիմիական ռեակցիաներում նատրիումի ատոմը տալիս է մեկ էլեկտրոն, իսկ քլորի ատոմն ընդունում է այն։ Արդյունքում, նատրիումի և քլորի ատոմների էլեկտրոնային թաղանթները վերածվում են ազնիվ գազերի կայուն էլեկտրոնային թաղանթների (նատրիումի կատիոնի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան

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

և քլորի անիոնի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Իոնների էլեկտրաստատիկ փոխազդեցությունը հանգեցնում է NaCl մոլեկուլի առաջացմանը։

Քիմիական կապի բնույթը հաճախ արտացոլվում է ագրեգացման վիճակև նյութի ֆիզիկական հատկությունները։ Իոնային միացությունները, ինչպիսիք են նատրիումի քլորիդը NaCl-ը, պինդ և հրակայուն են, քանի որ դրանց «+» և «-» իոնների լիցքերի միջև առկա են էլեկտրաստատիկ ձգողականության հզոր ուժեր։

Բացասական լիցքավորված քլորիդ իոնը ձգում է ոչ միայն «իր սեփական» Na + իոնը, այլև իր շուրջը գտնվող նատրիումի այլ իոններ։ Սա հանգեցնում է նրան, որ իոններից որևէ մեկի մոտ հակառակ նշանով ոչ թե մեկ իոն կա, այլ մի քանի:

Նատրիումի քլորիդի NaCl բյուրեղի կառուցվածքը:

Փաստորեն, յուրաքանչյուր քլորիդ իոնի շուրջ կա 6 նատրիումի իոն, իսկ յուրաքանչյուր նատրիումի իոնի շուրջ 6 քլորիդ իոն: Իոնների նման կարգավորված փաթեթավորումը կոչվում է իոնային բյուրեղ։ Եթե ​​բյուրեղի մեջ առանձնացված է քլորի առանձին ատոմ, ապա շրջակա նատրիումի ատոմներից այլևս հնարավոր չէ գտնել այն, որի հետ քլորը արձագանքել է։

Էլեկտրաստատիկ ուժերով միմյանց ձգվող իոնները չափազանց դժկամությամբ են փոխում իրենց տեղը արտաքին ուժի կամ ջերմաստիճանի բարձրացման ազդեցության տակ։ Բայց եթե նատրիումի քլորիդը հալեցնում են և շարունակում են տաքացնել վակուումում, ապա այն գոլորշիանում է՝ ձևավորելով երկատոմային NaCl մոլեկուլներ։ Սա ենթադրում է, որ կովալենտային կապի ուժերը երբեք ամբողջությամբ չեն անջատվում:

Իոնային կապի հիմնական բնութագրերը և իոնային միացությունների հատկությունները

1. Իոնային կապն ամուր է քիմիական կապ. Այս կապի էներգիան կազմում է մոտ 300 – 700 կՋ/մոլ:

2. Ի տարբերություն կովալենտային կապի, իոնային կապն ուղղորդված չէ, քանի որ իոնը կարող է դեպի իրեն հակառակ նշանի իոններ ձգել ցանկացած ուղղությամբ։

3. Ի տարբերություն կովալենտային կապի, իոնային կապը չհագեցած է, քանի որ հակառակ նշանի իոնների փոխազդեցությունը չի հանգեցնում նրանց ուժային դաշտերի ամբողջական փոխադարձ փոխհատուցման։

4. Իոնային կապով մոլեկուլների առաջացման գործընթացում էլեկտրոնների ամբողջական փոխանցում չի կատարվում, հետեւաբար բնության մեջ 100% իոնային կապ գոյություն չունի։ NaCl մոլեկուլում քիմիական կապը միայն 80% է իոնային։

5. Իոնային միացությունները բյուրեղային պինդ նյութեր են՝ հալման և եռման բարձր ջերմաստիճաններով:

6. Իոնային միացությունների մեծ մասը լուծվում է ջրում: Իոնային միացությունների լուծույթները և հալոցքը վարում են էլեկտրական հոսանք։

մետաղական միացում

Մետաղական բյուրեղները դասավորված են տարբեր կերպ: Եթե ​​հաշվի առնեք մետաղական նատրիումի մի կտոր, ապա կտեսնեք, որ արտաքուստ այն շատ է տարբերվում կերակրի աղից: Նատրիումը փափուկ մետաղ է, դանակով հեշտությամբ կտրված, մուրճով հարթեցված, այն կարելի է հեշտությամբ հալեցնել բաժակի մեջ սպիրտ լամպի վրա (հալման ջերմաստիճանը 97,8 o C): Նատրիումի բյուրեղում յուրաքանչյուր ատոմ շրջապատված է ութ այլ նմանատիպ ատոմներով:

Մետաղական Na-ի բյուրեղի կառուցվածքը.

Նկարից երևում է, որ խորանարդի կենտրոնում գտնվող Na ատոմն ունի 8 մոտակա հարևան: Բայց նույնը կարելի է ասել բյուրեղի ցանկացած այլ ատոմի մասին, քանի որ դրանք բոլորը նույնն են։ Բյուրեղը բաղկացած է այս նկարում ցուցադրված «անսահման» կրկնվող բեկորներից։

Արտաքին էներգիայի մակարդակում գտնվող մետաղների ատոմները պարունակում են փոքր թվով վալենտային էլեկտրոններ։ Քանի որ մետաղի ատոմների իոնացման էներգիան ցածր է, վալենտային էլեկտրոնները թույլ են պահպանվում այդ ատոմներում: Արդյունքում մետաղների բյուրեղային ցանցում հայտնվում են դրական լիցքավորված իոններ և ազատ էլեկտրոններ։ Այս դեպքում մետաղական կատիոնները գտնվում են բյուրեղային ցանցի հանգույցներում, իսկ էլեկտրոններն ազատորեն շարժվում են դրական կենտրոնների դաշտում՝ առաջացնելով այսպես կոչված «էլեկտրոն գազ»։

Երկու կատիոնների միջև բացասաբար լիցքավորված էլեկտրոնի առկայությունը հանգեցնում է նրան, որ յուրաքանչյուր կատիոն փոխազդում է այս էլեկտրոնի հետ։

Այսպիսով, Մետաղական կապը մետաղական բյուրեղներում դրական իոնների միջև կապն է, որն իրականացվում է էլեկտրոնների ներգրավման միջոցով, որոնք ազատորեն շարժվում են բյուրեղով մեկ:

Քանի որ մետաղի վալենտային էլեկտրոնները հավասարաչափ բաշխված են բյուրեղի վրա, մետաղական կապը, ինչպես իոնայինը, անուղղորդված կապ է: Ի տարբերություն կովալենտային կապի՝ մետաղական կապը չհագեցած կապ է։ Մետաղական կապը կովալենտային կապից տարբերվում է նաև ուժով: Էներգիա մետաղական կապմոտ երեքից չորս անգամ պակաս, քան կովալենտային կապի էներգիան:

Էլեկտրոնային գազի բարձր շարժունակության շնորհիվ մետաղները բնութագրվում են բարձր էլեկտրական և ջերմային հաղորդունակությամբ։

Մետաղական բյուրեղը բավականին պարզ տեսք ունի, բայց դրա էլեկտրոնային կառուցվածքն իրականում ավելի բարդ է, քան իոնային աղի բյուրեղները: Մետաղական տարրերի արտաքին էլեկտրոնային թաղանթի վրա բավականաչափ էլեկտրոններ չկան՝ լիարժեք «օկտետ» կովալենտային կամ իոնային կապ ստեղծելու համար։ Հետևաբար, գազային վիճակում մետաղների մեծ մասը բաղկացած է միատոմ մոլեկուլներից (այսինքն՝ առանձին, անկապ ատոմներից): Տիպիկ օրինակ է սնդիկի գոլորշին: Այսպիսով, մետաղի ատոմների միջև մետաղական կապը տեղի է ունենում միայն ագրեգացման հեղուկ և պինդ վիճակում:

Մետաղական կապը կարելի է նկարագրել հետևյալ կերպ. ստացված բյուրեղի մետաղի որոշ ատոմներ զիջում են իրենց վալենտային էլեկտրոնները ատոմների միջև ընկած տարածությանը (նատրիումում այն ​​... 3s1 է)՝ վերածվելով իոնների։ Քանի որ բյուրեղի բոլոր մետաղների ատոմները նույնն են, նրանցից յուրաքանչյուրն ունի վալենտային էլեկտրոն կորցնելու հավասար հնարավորություն:

Այլ կերպ ասած, էլեկտրոնների անցումը չեզոք և իոնացված մետաղի ատոմների միջև տեղի է ունենում առանց էներգիայի սպառման: Այս դեպքում էլեկտրոնների մի մասը միշտ հայտնվում է ատոմների միջև ընկած տարածությունում՝ «էլեկտրոն գազի» տեսքով։

Այս ազատ էլեկտրոնները, առաջին հերթին, պահում են մետաղի ատոմները միմյանցից որոշակի հավասարակշռության հեռավորության վրա:

Երկրորդ, նրանք մետաղներին տալիս են բնորոշ «մետաղական փայլ» (ազատ էլեկտրոնները կարող են փոխազդել լույսի քվանտների հետ):

Երրորդ, ազատ էլեկտրոնները մետաղներին ապահովում են լավ էլեկտրական հաղորդունակությամբ: Մետաղների բարձր ջերմահաղորդականությունը բացատրվում է նաև միջատոմային տարածությունում ազատ էլեկտրոնների առկայությամբ՝ նրանք հեշտությամբ «արձագանքում են» էներգիայի փոփոխություններին և նպաստում դրա արագ փոխանցմանը բյուրեղում։

Պարզեցված մոդել էլեկտրոնային կառուցվածքըմետաղական բյուրեղյա:

******** Նատրիումի մետաղի օրինակով դիտարկենք մետաղական կապի բնույթը գաղափարների տեսակետից. ատոմային ուղեծրեր. Նատրիումի ատոմը, ինչպես շատ այլ մետաղներ, ունի վալենտային էլեկտրոնների պակաս, սակայն կան ազատ վալենտային ուղեծրեր։ Նատրիումի միակ 3 վ էլեկտրոնն ի վիճակի է շարժվել դեպի ցանկացած ազատ և մոտ էներգիայի հարևան ուղեծրեր: Երբ բյուրեղի ատոմները մոտենում են միմյանց, հարևան ատոմների արտաքին ուղեծրերը համընկնում են, ինչի պատճառով նվիրաբերված էլեկտրոնները ազատորեն շարժվում են բյուրեղով մեկ:

Սակայն «էլեկտրոնային գազը» ամենևին էլ անկարգ չէ, ինչպես կարող է թվալ։ Մետաղական բյուրեղներում ազատ էլեկտրոնները գտնվում են համընկնող ուղեծրերում և որոշ չափով սոցիալականացվում են՝ ձևավորելով մի տեսակ կովալենտային կապեր։ Նատրիումը, կալիումը, ռուբիդիումը և այլ մետաղական s-տարրերը պարզապես քիչ ընդհանուր էլեկտրոններ ունեն, ուստի դրանց բյուրեղները փխրուն են և դյուրահալ: Վալենտային էլեկտրոնների քանակի ավելացմամբ մետաղների ուժը, որպես կանոն, մեծանում է։

Այսպիսով, տարրերը հակված են ձևավորելու մետաղական կապ, որի ատոմները արտաքին թաղանթների վրա ունեն քիչ վալենտային էլեկտրոններ։ Այս վալենտային էլեկտրոնները, որոնք իրականացնում են մետաղական կապը, սոցիալականացված են այնքանով, որ նրանք կարող են շարժվել ամբողջ մետաղական բյուրեղով և ապահովել մետաղի բարձր էլեկտրական հաղորդունակություն:

NaCl բյուրեղը էլեկտրականություն չի փոխանցում, քանի որ իոնների միջև ազատ էլեկտրոններ չկան: Նատրիումի ատոմների կողմից նվիրաբերված բոլոր էլեկտրոնները ամուր պահում են քլորիդ իոնները իրենց շուրջը: Սա իոնային բյուրեղների և մետաղական բյուրեղների էական տարբերություններից մեկն է:

Այն, ինչ դուք այժմ գիտեք մետաղական կապի մասին, բացատրում է նաև մետաղների մեծ մասի բարձր ճկունությունը (ճկունությունը): Մետաղը կարելի է հարթեցնել բարակ թերթիկի մեջ, քաշել մետաղալարով: Փաստն այն է, որ մետաղական բյուրեղի ատոմների առանձին շերտերը համեմատաբար հեշտությամբ կարող են սահել մեկը մյուսի վրայով. շարժական «էլեկտրոն գազը» մշտապես մեղմացնում է առանձին դրական իոնների շարժումը՝ պաշտպանելով դրանք միմյանցից:

Իհարկե, նման ոչինչ հնարավոր չէ անել սեղանի աղ, չնայած աղը նույնպես բյուրեղային նյութ է։ Իոնային բյուրեղներում վալենտային էլեկտրոնները ամուր կապված են ատոմի միջուկի հետ։ Իոնների մի շերտի տեղաշարժը մյուսի նկատմամբ հանգեցնում է նույն լիցքի իոնների կոնվերգենցիայի և առաջացնում նրանց միջև ուժեղ վանում, որի արդյունքում բյուրեղը քայքայվում է (NaCl-ը փխրուն նյութ է)։

Իոնային բյուրեղի շերտերի տեղաշարժը հանգեցնում է նման իոնների միջև մեծ վանող ուժերի առաջացմանը և բյուրեղի ոչնչացմանը:

Նավիգացիա

• Համակցված խնդիրների լուծում՝ հիմնված նյութի քանակական բնութագրերի վրա
• Խնդրի լուծում. Նյութերի բաղադրության հաստատունության օրենքը. Հաշվարկներ՝ օգտագործելով նյութի «մոլային զանգված» և «քիմիական քանակություն» հասկացությունները