Elektroni no viena atoma var pilnībā pāriet uz otru. Šī lādiņu pārdale noved pie pozitīvi un negatīvi lādētu jonu (katjonu un anjonu) veidošanās. Starp tiem rodas īpašs mijiedarbības veids - jonu saite. Ļaujiet mums sīkāk apsvērt tā veidošanās metodi, vielu struktūru un īpašības.

Elektronegativitāte

Atomi atšķiras ar elektronegativitāti (EO) – spēju piesaistīt sev elektronus no citu daļiņu valences apvalkiem. Kvantitatīvai noteikšanai tiek izmantota L. Pollinga piedāvātā relatīvās elektronegativitātes skala (bezdimensiju vērtība). Spēja piesaistīt elektronus no fluora atomiem ir izteiktāka nekā citiem elementiem, tā EO ir 4. Aptaujas skalā skābeklis, slāpeklis un hlors uzreiz seko fluoram. Ūdeņraža un citu tipisku nemetālu EO vērtības ir vienādas ar 2 vai tuvu tām. Lielākajai daļai metālu elektronegativitāte ir no 0,7 (Fr) līdz 1,7. Saites jonitāte ir atkarīga no EO starpības ķīmiskie elementi. Jo lielāks tas ir, jo lielāka iespējamība, ka izveidosies jonu saite. Šāda veida mijiedarbība ir biežāka, ja atšķirība EO = 1,7 un vairāk. Ja vērtība ir mazāka, tad savienojumi ir polāri kovalenti.

Jonizācijas enerģija

Jonizācijas enerģija (EI) ir nepieciešama ārējo elektronu atdalīšanai, kas vāji saistīti ar kodolu. Šī fiziskā lieluma izmaiņu vienība ir 1 elektronvolts. Periodiskās sistēmas rindās un kolonnās ir EI izmaiņu modeļi atkarībā no kodola lādiņa pieauguma. Periodos no kreisās puses uz labo jonizācijas enerģija palielinās un iegūst augstākās vērtības nemetālos. Grupās tas samazinās no augšas uz leju. Galvenais iemesls ir atoma rādiusa palielināšanās un attālums no kodola līdz ārējiem elektroniem, kas ir viegli atdalāmi. Parādās pozitīvi lādēta daļiņa - atbilstošais katjons. EI vērtību var izmantot, lai spriestu, vai rodas jonu saite. Īpašības ir atkarīgas arī no jonizācijas enerģijas. Piemēram, sārmu un sārmzemju metāliem ir zemas EI vērtības. Tiem ir izteiktas reducējošas (metāliskas) īpašības. Inertās gāzes ir ķīmiski neaktīvas to augstās jonizācijas enerģijas dēļ.

elektronu afinitāte

Ķīmiskajā mijiedarbībā atomi var piesaistīt elektronus, veidojot negatīvu daļiņu – anjonu, procesu pavada enerģijas izdalīšanās. Attiecīgi fiziskais daudzums ir elektronu afinitāte. Mērvienība ir tāda pati kā jonizācijas enerģija (1 elektronvolts). Bet tā precīzās vērtības nav zināmas visiem elementiem. Halogēniem ir visaugstākā elektronu afinitāte. Elementu atomu ārējā līmenī - 7 elektroni, tikai viena pietrūkst līdz oktetam. Halogēnu elektronu afinitāte ir augsta, tiem piemīt spēcīgas oksidējošas (nemetālas) īpašības.

Atomu mijiedarbība jonu saites veidošanā

Atomi, kuriem ir nepilnīgs ārējais līmenis, atrodas nestabilā enerģijas stāvoklī. Vēlme panākt stabilu elektronisko konfigurāciju ir galvenais iemesls, kas noved pie veidošanās ķīmiskie savienojumi. Procesu parasti pavada enerģijas izdalīšanās, un tā rezultātā var veidoties molekulas un kristāli, kas atšķiras pēc struktūras un īpašībām. Spēcīgi metāli un nemetāli būtiski atšķiras viens no otra pēc vairākiem rādītājiem (EO, EI un elektronu afinitāte). Viņiem šāda veida mijiedarbība ir piemērotāka, piemēram, jonu ķīmiskā saite, kurā tiek apvienots molekulārā orbitāle(kopējais elektronu pāris). Tiek uzskatīts, ka jonu veidošanās laikā metāli pilnībā pārnes elektronus uz nemetāliem. Iegūtās saites stiprums ir atkarīgs no darba, kas nepieciešams, lai iznīcinātu molekulas, kas veido 1 molu pētāmās vielas. Šo fizisko daudzumu sauc par saistošo enerģiju. Jonu savienojumiem tā vērtības svārstās no vairākiem desmitiem līdz simtiem kJ/mol.

Jonu veidošanās

Atoms, kas ķīmiskās mijiedarbības laikā atsakās no elektroniem, pārvēršas par katjonu (+). Uztvērēja daļiņa ir anjons (-). Lai uzzinātu, kā atomi izturēsies, vai parādīsies joni, ir jānosaka atšķirība starp to EK. Vienkāršākais veids, kā veikt šādus aprēķinus, ir divu elementu savienojums, piemēram, nātrija hlorīds.

Nātrijam ir tikai 11 elektroni, ārējā slāņa konfigurācija ir 3s 1. Lai to pabeigtu, atomam ir vieglāk atdot 1 elektronu nekā piesaistīt 7. Hlora valences slāņa struktūru apraksta ar formulu 3s 2 3p 5. Kopumā atomam ir 17 elektroni, no kuriem 7 ir ārēji. Trūkst viena, lai panāktu oktetu un stabilu struktūru. Ķīmiskās īpašības apstiprina pieņēmumu, ka nātrija atoms ziedo un hlors pieņem elektronus. Ir joni: pozitīvie (nātrija katjoni) un negatīvie (hlora anjoni).

Jonu saite

Zaudējot elektronu, nātrijs iegūst pozitīvu lādiņu un stabilu inertās gāzes neona atoma apvalku (1s 2 2s 2 2p 6). Hlors mijiedarbības rezultātā ar nātriju saņem papildu negatīvu lādiņu, un jons atkārto argona cēlgāzes atoma apvalka struktūru (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Iegūto elektrisko lādiņu sauc par jona lādiņu. Piemēram, Na + , Ca 2+ , Cl - , F - . Jonos var būt vairāku elementu atomi: NH 4 + , SO 4 2- . Šādos kompleksos jonos daļiņas ir saistītas donorakceptorā vai kovalentais mehānisms. Starp pretēji lādētām daļiņām notiek elektrostatiskā pievilcība. Tā vērtība jonu saites gadījumā ir proporcionāla lādiņiem, un, palielinoties attālumam starp atomiem, tā vājinās. Raksturīgās iezīmes jonu saite:

• spēcīgi metāli reaģē ar aktīviem nemetāliskiem elementiem;
• elektroni pārvietojas no viena atoma uz otru;
• iegūtajiem joniem ir stabila ārējo apvalku konfigurācija;
• Starp pretēji lādētām daļiņām ir elektrostatiskā pievilcība.

Jonu savienojumu kristālu režģi

IN ķīmiskās reakcijas periodiskās sistēmas 1., 2. un 3. grupas metāli parasti zaudē elektronus. Veidojas viena, divu un trīs lādiņu pozitīvie joni. 6. un 7. grupas nemetāli parasti pievieno elektronus (izņemot reakcijas ar fluoru). Ir atsevišķi un divkārši lādēti negatīvie joni. Šo procesu enerģijas izmaksas, kā likums, tiek kompensētas, kad tiek izveidots vielas kristāls. Jonu savienojumi parasti ir cietā stāvoklī, veidojot struktūras, kas sastāv no pretēji lādētiem katjoniem un anjoniem. Šīs daļiņas tiek piesaistītas un veido milzīgus kristāla režģus, kuros pozitīvos jonus ieskauj negatīvas daļiņas (un otrādi). Vielas kopējā maksa ir nulle, jo kopējais skaits protonus līdzsvaro visu atomu elektronu skaits.

Vielu ar jonu saiti īpašības

Jonu kristāliskām vielām ir raksturīga augsta viršanas un kušanas temperatūra. Parasti šie savienojumi ir karstumizturīgi. Ja šādas vielas izšķīdina polārā šķīdinātājā (ūdenī), var atrast šādu pazīmi. Kristāli ir viegli iznīcināmi, un joni nonāk šķīdumā, kam ir elektrovadītspēja. Jonu savienojumi tiek iznīcināti arī kausējot. Parādās brīvi uzlādētas daļiņas, kas nozīmē, ka kausējums vada elektrisko strāvu. Vielas ar jonu saiti ir elektrolīti - otrā veida vadītāji.

Sārmu oksīdi un halogenīdi pieder pie jonu savienojumu grupas. sārmzemju metāli. Gandrīz visi no tiem tiek plaši izmantoti zinātnē, tehnoloģijā, ķīmiskā ražošana, metalurģija.

Pirmais no tiem ir jonu saites veidošanās. (Otrais ir izglītība, kas tiks apspriesta turpmāk). Kad veidojas jonu saite, metāla atoms zaudē elektronus, bet nemetāla atoms iegūst. Piemēram, apsveriet elektroniskā struktūra nātrija un hlora atomi:

Na 1s 2 2s 2 2 6. lpp 3 s 1 - viens elektrons ārējā līmenī

Cl 1s 2 2s 2 2 6. lpp 3 s2 3 5. lpp — septiņi elektroni ārējā līmenī

Ja nātrija atoms ziedo savu vienu 3s elektronu hlora atomam, okteta noteikums būs spēkā abiem atomiem. Hlora atomam būs astoņi elektroni ārējā trešajā slānī, un nātrija atomam būs arī astoņi elektroni otrajā slānī, kas tagad ir kļuvis ārējais:

Na + 1s 2 2s 2 2 lpp 6

Cl - 1s 2 2s 2 2 6. lpp 3 s2 3 6. lpp - astoņi elektroni ārējā līmenī

Tajā pašā laikā nātrija atoma kodolā joprojām ir 11 protoni, bet kopējais elektronu skaits ir samazinājies līdz 10. Tas nozīmē, ka pozitīvi lādēto daļiņu skaits ir par vienu vairāk nekā negatīvi lādēto, tātad kopā nātrija "atoma" lādiņš ir +1.
Hlora "atoms" tagad satur 17 protonus un 18 elektronus, un tā lādiņš ir -1.
Tiek saukti lādēti atomi, kas veidojas viena vai vairāku elektronu zuduma vai pieauguma rezultātā joni. Pozitīvi lādētos jonus sauc katjoni, un tiek saukti negatīvi lādētie anjoni.
Katjoni un anjoni ar pretēju lādiņu tiek piesaistīti viens otram ar elektrostatisko spēku palīdzību. Šo pretēji lādētu jonu piesaisti sauc par jonu saiti. . Tas notiek gadā savienojumi, ko veido metāls un viens vai vairāki nemetāli. Šim kritērijam atbilst un pēc būtības ir jonu savienojumi: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.

Ir vēl viens veids, kā attēlot jonu savienojumus:

Šajās formulās punkti parāda tikai elektronus, kas atrodas uz ārējiem apvalkiem ( valences elektroni ). Šādas formulas sauc par Lūisa formulām par godu amerikāņu ķīmiķim G. N. Lūisam, vienam no ķīmiskās saites teorijas pamatlicējiem (kopā ar L. Polingu).

Elektronu pārnešana no metāla atoma uz nemetālu atomu un jonu veidošanās ir iespējama tādēļ, ka nemetāliem ir augsta elektronegativitāte, bet metāliem – zema.

Sakarā ar spēcīgu jonu pievilcību viens otram, jonu savienojumi lielākoties ir cieti un tiem ir diezgan augsta kušanas temperatūra.

Jonu saite veidojas elektroniem pārejot no metāla atoma uz nemetālu atomu. Iegūtie joni tiek piesaistīti viens otram ar elektrostatisko spēku palīdzību.

7.1. Kas ir ķīmiskās saites

Iepriekšējās nodaļās jūs iepazināties ar dažādu elementu izolētu atomu sastāvu un uzbūvi, pētījāt to enerģētiskās īpašības. Bet dabā mums apkārt izolēti atomi ir ārkārtīgi reti. Gandrīz visu elementu atomi "tiecas" savienoties, veidojot molekulas vai citas sarežģītākas ķīmiskās daļiņas. Ir pieņemts teikt, ka šajā gadījumā starp atomiem rodas ķīmiskās saites.

Elektroni ir iesaistīti ķīmisko saišu veidošanā. Kā tas notiek, jūs uzzināsit, izpētot šo nodaļu. Bet vispirms mums ir jāatbild uz jautājumu, kāpēc atomi veido ķīmiskās saites. Uz šo jautājumu varam atbildēt, pat neko nezinot par šo saišu būtību: "Jo tas ir enerģētiski izdevīgi!" Bet, atbildot uz jautājumu, kur rodas enerģijas ieguvums saišu veidošanās laikā, mēģināsim saprast, kā un kāpēc veidojas ķīmiskās saites.

Tāpat kā atomu elektroniskā struktūra, kvantu ķīmija ķīmiskās saites pēta detalizēti un stingri zinātniski, un mēs varam izmantot tikai dažus no svarīgākajiem zinātnieku secinājumiem. Šajā gadījumā ķīmisko saišu raksturošanai izmantosim vienu no vienkāršākajiem modeļiem, kas paredz trīs veidu ķīmisko saišu esamību (jonu, kovalento un metālisko).

Atcerieties - jebkuru modeli varat izmantot kompetenti tikai tad, ja zināt šī modeļa pielietojuma robežas. Arī modelim, ko izmantosim, ir savas pielietojamības robežas. Piemēram, šī modeļa ietvaros nav iespējams aprakstīt ķīmiskās saites skābekļa molekulās, lielākajā daļā borhidrīdu un dažu citu vielu. Lai aprakstītu ķīmiskās saites šajās vielās, tiek izmantoti sarežģītāki modeļi.

1. Ja savienojošie atomi ir ļoti dažāda izmēra, tad mazie atomi (tiek pakļauti elektronu pieņemšanai) paņems elektronus no lielajiem atomiem (tiek pakļauti elektronu nodošanai), un veidojas jonu saite. Jonu kristāla enerģija ir mazāka par izolētu atomu enerģiju, tāpēc jonu saite rodas pat tad, ja atomam neizdodas pilnībā pabeigt savu elektronu apvalku, ziedojot elektronus (tā var palikt nepilnīga d- vai f-apakšlīmenis). Apsveriet piemērus.

2. Ja saistītie atomi ir mazi ( 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 kovalentā saite.
Kovalentās saites veidošanos kosmosā var iedomāties kā dažādu atomu nepāra valences elektronu elektronu mākoņu pārklāšanos. Šajā gadījumā elektronu pāris veido kopīgu elektronu mākoni, kas saista atomus. Jo lielāks elektronu blīvums pārklāšanās reģionā, jo vairāk enerģijas atbrīvojas šādas saites veidošanās laikā.
Pirms aplūkot vienkāršākos kovalentās saites veidošanās piemērus, mēs piekrītam apzīmēt atoma valences elektronus ar punktiem ap šī atoma simbolu, ar punktu pāri, kas apzīmē nedalītus elektronu pārus un kovalentās saites elektronu pārus, un atsevišķi punkti nepāra elektroniem. Ar šo apzīmējumu atoma valences elektroniskā konfigurācija, piemēram, fluors tiks attēlots ar simbolu, bet skābekļa atoms -. Formulas, kas veidotas no šādiem simboliem, sauc elektroniskās formulas vai Lūisa formulas (amerikāņu ķīmiķis Gilberts Ņūtons Lūiss tās ierosināja 1916. gadā). Pēc pārraidītās informācijas apjoma elektroniskās formulas pieder struktūrformulu grupai. Kovalento saišu veidošanās piemēri ar atomiem:

3. Ja saistītie atomi ir lieli ( r o > 1A), tad tie visi vairāk vai mazāk tiecas ziedot savus elektronus, un viņu tieksme pieņemt svešus elektronus ir nenozīmīga. Tāpēc arī šie lielie atomi nevar izveidot jonu saiti savā starpā. Arī kovalentā saite starp tām izrādās nelabvēlīga, jo elektronu blīvums lielos ārējos elektronu mākoņos ir niecīgs. Šajā gadījumā, kad no šādiem atomiem veidojas ķīmiska viela, visu saistīto atomu valences elektroni tiek socializēti (valences elektroni kļūst kopīgi visiem atomiem), un veidojas metāla kristāls (vai šķidrums), kurā atomus savieno ar metāla saite.

Kā noteikt, kāda veida saites veido elementu atomus noteiktā vielā?
Pēc elementu stāvokļa ķīmisko elementu dabiskajā sistēmā, piemēram:
1. Cēzija hlorīds CsCl. Cēzija atoms (IA grupa) ir liels, viegli atdod elektronu, un hlora atoms (VIIA grupa) ir mazs un viegli to uzņem, tāpēc saite cēzija hlorīdā ir jonu.
2. Oglekļa dioksīds CO 2 . Oglekļa (IVA grupa) un skābekļa (VIA grupa) atomi pēc izmēra īpaši neatšķiras – abi ir mazi. Pēc tendences pieņemt elektronus tie nedaudz atšķiras, tāpēc CO 2 molekulā esošā saite ir kovalenta.
3. Slāpeklis N 2 . Vienkārša viela. Saistošie atomi ir vienādi un tomēr mazi, tāpēc saite slāpekļa molekulā ir kovalenta.
4. Kalcijs Ca. Vienkārša viela. Saistošie atomi ir vienādi un diezgan lieli, tāpēc saite kalcija kristālā ir metāliska.
5. Bārija-tetraalumīnija BaAl 4 . Abu elementu atomi ir diezgan lieli, īpaši bārija atomi, tāpēc abi elementi mēdz ziedot tikai elektronus, tāpēc saite šajā savienojumā ir metāliska.

JONU SAITE, KOVALENTĀ SAITE, METĀLiskā SAITE, TO VEIDOŠANĀS NOSACĪJUMI.
1. Kāds ir atomu savienojuma cēlonis un ķīmisko saišu veidošanās starp tiem?
2. Kāpēc cēlgāzes nesastāv no molekulām, bet gan no atomiem?
3. Noteikt ķīmiskās saites veidu bināros savienojumos: a) KF, K 2 S, SF 4; b) MgO, Mg2Ba, OF 2; c) Cu 2 O, CaSe, SeO 2. 4. Noteikt ķīmiskās saites veidu vienkāršās vielās: a) Na, P, Fe; b) S8, F2, P4; c) Mg, Pb, Ar.

7.Z. Joni. Jonu saite

Iepriekšējā rindkopā jūs iepazīstinājāt ar joniem, kas veidojas, atsevišķiem atomiem nododot vai pieņemot elektronus. Šajā gadījumā protonu skaits atoma kodolā pārstāj būt vienāds ar skaitli elektroni elektronu apvalkā, un ķīmiskā daļiņa iegūst elektrisko lādiņu.
Bet jons var saturēt arī vairāk nekā vienu kodolu, tāpat kā molekulā. Šāds jons ir viena sistēma, kas sastāv no vairākiem atomu kodoli un elektroniskais apvalks. Atšķirībā no molekulas kopējais protonu skaits kodolos nav vienāds ar kopējo elektronu skaitu elektronu apvalkā, tātad jona elektriskais lādiņš.

Kas ir joni? Tas ir, kā viņi var atšķirties?
Atbilstoši atomu kodolu skaitam jonus iedala vienkārši(vai monatomisks), tas ir, satur vienu kodolu (piemēram, K, O 2 ), un komplekss(vai poliatomisks), tas ir, satur vairākus kodolus (piemēram, CO 3 2 , 3 ). Vienkārši joni ir lādēti atomu analogi, un sarežģītie joni ir lādēti molekulu analogi.
Jonus iedala katjonos, pamatojoties uz to lādiņa zīmi. Un anjoni.

Katjonu piemēri: K (kālija jons), Fe 2 (dzelzs jons), NH 4 (amonija jons), 2 (tetraamīna vara jons). Anjonu piemēri: Cl (hlorīda jons), N 3 (nitrīdjons), PO 4 3 (fosfāta jons), 4 (heksacianoferāta jons).

Atbilstoši to lādiņam joni tiek sadalīti viens šāviens(K, Cl, NH4, NO 3 utt.), divu šāvienu(Ca 2, O 2, SO 4 2 utt.) trīs šāvienu(Al 3, RO 4 3 utt.) un tā tālāk.

Tātad, mēs sauksim PO 4 3 jonu par trīs lādētu kompleksu anjonu, un Ca 2 jonu par divkārši lādētu vienkāršo katjonu.

Turklāt joni atšķiras arī pēc izmēra. Vienkārša jona izmēru nosaka šī jona rādiuss vai jonu rādiuss. Sarežģīto jonu lielumu ir grūtāk raksturot. Jona rādiusu, tāpat kā atoma rādiusu, nevar tieši izmērīt (kā jūs saprotat, jonam nav skaidru robežu). Tāpēc, lai raksturotu izolētus jonus, mēs izmantojam orbītas jonu rādiusi(piemēri ir 17. tabulā).

17. tabula. Dažu vienkāršu jonu orbītas rādiusi

		Orbitāls rādiuss, A			Orbitāls rādiuss, A
Li			F		0,400
Na			Cl		0,742
K			Br		0,869
Rb			es		1,065
Cs			O2		0,46
Esi 2			S2		0,83
Mg2

Jonu saite

Ķīmiskās saites teorijaņem nozīmīga vieta mūsdienu ķīmijā. Viņa izskaidro, kāpēc atomi apvienojas, veidojot ķīmiskās daļiņas, Un ļauj salīdzināt šo daļiņu stabilitāti. Izmantojot ķīmisko saišu teorija, Var prognozēt dažādu savienojumu sastāvu un struktūru. Jēdziens par dažu ķīmisko saišu pārraušana un citu veidošanās ir pamats mūsdienu idejas par vielu pārvērtībām ķīmisko reakciju gaitā .

ķīmiskā saite-Šo atomu mijiedarbība , ķīmiskās daļiņas stabilitātes noteikšana vai kristāls kopumā . ķīmiskā saite veidojas cauri elektrostatiskā mijiedarbība starp lādētas daļiņas : katjoni un anjoni, kodoli un elektroni. Kad atomi tuvojas viens otram, starp viena atoma kodolu un cita elektroniem sāk darboties pievilcīgi spēki, kā arī atgrūšanas spēki starp kodoliem un starp elektroniem. Ieslēgts kādu attālumu šie spēki līdzsvaro viens otru, Un veidojas stabila ķīmiskā daļiņa .

Veidojot ķīmisko saiti, savienojumā var notikt ievērojama atomu elektronu blīvuma pārdale, salīdzinot ar brīvajiem atomiem.

Ierobežotā gadījumā tas noved pie lādētu daļiņu - jonu veidošanās (no grieķu "jons" - iet).

1 Jonu mijiedarbība

Ja atoms zaudē vienu vai maz elektronu, tad viņš pārvēršas par pozitīvu jonu – katjonu(tulkojumā no grieķu valodas - " iet lejā"). Lūk, kā katjoni ūdeņradis H +, litijs Li +, bārijs Ba 2+ . Iegūstot elektronus, atomi pārvēršas negatīvos jonos – anjonos(no grieķu "anion" - Doties augšup). Anjonu piemēri ir fluora jons F − , sulfīda jons S 2− .

Katjoni Un anjoni spēj piesaistīt viens otru. Tas rada ķīmiskā saite, Un veidojas ķīmiskie savienojumi. Šo ķīmiskās saites veidu sauc jonu saite :

2 Jonu saites definīcija

Jonu saite ir ķīmiskā saite izglītots uz rēķina elektrostatiskā pievilcība starp katjoniem Un anjoni .

Jonu saites veidošanās mehānismu var aplūkot, piemēram, reakcijas starp nātrijs un hlors . Sārmu metālu atoms viegli zaudē elektronu, A halogēna atoms - iegūst. Tā rezultātā tur nātrija katjons Un hlorīda jons. Tie veido savienojumu caur elektrostatiskā pievilcība starp tām .

Mijiedarbība starp katjoni Un anjoni nav atkarīgs no virziena, Tāpēc par jonu saiti viņi runā par bez virziena. Katrs katjonu Var būt piesaistīt jebkādu skaitu anjonu, Un pretēji. Tāpēc jonu saite ir nepiesātināts. Numurs mijiedarbību starp joniem cietā stāvoklī ierobežo tikai kristāla izmērs. Tāpēc " molekula " jonu savienojums jāuzskata par visu kristālu .

Par rašanos jonu saite nepieciešams, uz jonizācijas enerģiju summa Ei(lai izveidotu katjonu) Un elektronu afinitāte A e(anjonu veidošanai) jābūt enerģētiski izdevīgi. Šis ierobežo jonu saišu veidošanos ar aktīvo metālu atomiem(IA un IIA grupas elementi, daži IIIA grupas elementi un daži pārejas elementi) un aktīvie nemetāli(halogēni, halkogēni, slāpeklis).

Ideāla jonu saite praktiski nepastāv. Pat tajos savienojumos, kurus parasti dēvē par jonu , nenotiek pilnīga elektronu pārnešana no viena atoma uz otru ; elektroni daļēji paliek koplietošanā. Jā, savienojums litija fluorīds par 80% jonu, un par 20% - kovalents. Tāpēc pareizāk ir runāt par joniskuma pakāpe (polaritāte) kovalentā ķīmiskā saite. Tiek uzskatīts, ka ar atšķirību elektronegativitāte elementi 2.1 komunikācija ir ieslēgts 50% jonu. Plkst lielāka atšķirība savienojums var uzskatīt par jonu .

Ķīmiskās saites jonu modelis tiek plaši izmantots, lai aprakstītu daudzu vielu īpašības., pirmkārt, savienojumi sārmains Un sārmzemju metāli ar nemetāliem. Tas ir saistīts šādu savienojumu apraksta vienkāršība: uzskatu, ka tie ir veidoti no nesaspiežamas lādētas sfēras, atbilstošs katjoni un anjoni. Šajā gadījumā joni mēdz sakārtoties tā, ka pievilcības spēki starp tiem ir maksimāli, bet atgrūšanas spēki ir minimāli.

Jonu saite- spēcīga ķīmiskā saite, kas veidojas starp atomiem ar liela elektronegativitātes atšķirība (>1,7 pēc Polinga skalas)., ar kuru kopīgais elektronu pāris pilnībā nonāk atomā ar lielāku elektronegativitāti. Tā ir jonu kā pretēji lādētu ķermeņu pievilkšanās. Piemērs ir savienojums CsF, kurā "joniskuma pakāpe" ir 97%.

Jonu saite- ekstrēms gadījums kovalentā polarizācija polārā saite . Veidojas starp tipisks metāls un nemetāls. Šajā gadījumā metālā esošie elektroni pilnībā pārnests uz nemetālu . Veidojas joni.

Ja ķīmiskā saite veidojas starp atomiem, kuriem ir ļoti liela elektronegativitātes atšķirība (EO > 1,7 pēc Paulinga), tad kopīgais elektronu pāris ir pilnībā iet uz atomu ar augstāku EK. Tā rezultātā veidojas savienojums pretēji lādēti joni :

Starp izveidotajiem joniem ir elektrostatiskā pievilcība, ko sauc jonu saite. Drīzāk šis skats ērti. Praksē jonu saite starp atomiem iekšā tīrā veidā nekur vai gandrīz nekur netiek realizēts, parasti patiesībā savienojums ir daļēji jonu , un daļēji kovalentais raksturs. Tajā pašā laikā komunikācija kompleksie molekulārie joni bieži vien var uzskatīt par tīri jonu. Svarīgākās atšķirības starp jonu saitēm un cita veida ķīmiskajām saitēm ir nevirziena un nepiesātinājuma. Tāpēc kristāli, kas veidojas jonu savienojuma rezultātā, gravitējas uz dažādiem ciešiem atbilstošo jonu iepakojumiem.

3 jonu rādiusi

Dīkstāvē jonu saites elektrostatiskais modelis tiek izmantota koncepcija jonu rādiusi . Blakus esošā katjona un anjona rādiusu summai jābūt vienādai ar atbilstošo starpkodolu attālumu :

r 0 = r + + r −

Tajā pašā laikā tas paliek neskaidrs kur ņemt Robeža starp katjonu un anjonu . Zināms šodien , ka tīri jonu saite nepastāv, kā vienmēr ir daži elektronu mākoņu pārklājumi. Priekš jonu rādiusu aprēķinos izmanto pētījumu metodes, kas ļauj noteikt elektronu blīvumu starp diviem atomiem . Starpkodolu attālums ir sadalīts punktā, Kur elektronu blīvums ir minimāls .

Jonu lielums ir atkarīgs no daudziem faktoriem. Plkst pastāvīgs jona lādiņš ar pieaugošu sērijas numuru(un līdz ar to, kodollādiņš) jonu rādiuss samazinās. Tas ir īpaši pamanāms lantanīda sērijā, Kur jonu rādiuss monotoni mainās no 117 pm (La 3+) līdz 100 pm (Lu 3+) pie koordinācijas numura 6. Šo efektu sauc lantanīda kompresija .

IN elementu grupas jonu rādiuss parasti palielinās, palielinoties atomu skaitam. Tomēr Priekš d-ceturtā un piektā perioda elementi lantanīda saspiešanas dēļ var rasties pat jonu rādiusa samazināšanās(piemēram, no plkst. 73 par Zr 4+ līdz plkst. 72 par Hf 4+ ar saskaņošanas numuru 4).

Periodā ir manāms jonu rādiusa samazinājums saistīts ar elektronu piesaistes palielināšanās kodolam, vienlaikus palielinoties kodola lādiņam un paša jona lādiņam: 116 pm Na+, 86 pm Mg 2+, 68 pm Al 3+ (koordinācijas numurs 6). Tā paša iemesla dēļ jona lādiņa palielināšanās noved pie viena elementa jonu rādiusa samazināšanās: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (koordinācijas numurs 4).

Salīdzinājums jonu rādiusi Var veikta tikai ar to pašu koordinācijas numuru, tāpēc ka tas ietekmē jona lielumu, pateicoties atgrūdošajiem spēkiem starp pretjoniem. Tas ir skaidri redzams piemērā Ag+ jons; tā jonu rādiuss ir 81, 114 un 129 pm Priekš koordinācijas numuri 2, 4 un 6 , attiecīgi .

Struktūra ideāls jonu savienojums, līdz maksimālā pievilcība starp atšķirīgiem joniem un minimālā atgrūšanās starp līdzīgiem joniem, daudzos veidos ko nosaka katjonu un anjonu jonu rādiusu attiecība. To var parādīt vienkāršas ģeometriskas konstrukcijas.

4 Jonu saites enerģija

Saiknes enerģija Un jonu savienojumam-Šo enerģiju, kas iekšā veidošanās laikā izdalās no gāzveida pretjoniem, kas atrodas bezgalīgi tālu viens no otra . Ņemot vērā tikai elektrostatiskos spēkus, tas atbilst aptuveni 90% no kopējās mijiedarbības enerģijas, kas ietver arī neelektrostatisko spēku ieguldījumu(Piemēram, elektronu čaulu atgrūšana).

Kad jonu saite starp diviem brīvā jonu enerģija viņu pievilcību nosaka Kulona likums :

E(pielāgot.) = q+ q− / (4π r ε),

Kur q+ Un q−- maksas mijiedarbojošie joni , r - attālums starp tiem , ε - vidēja caurlaidība .

Kopš vienas no apsūdzībām negatīvs, Tas enerģētiskā vērtība Arī būs negatīvs .

Saskaņā ar Kulona likums, ieslēgts Bezgalīgi mazos attālumos pievilkšanās enerģijai jākļūst bezgalīgi lielai. Tomēr šis nenotiek, jo joni nav punktveida lādiņi. Plkst jonu pieeja starp viņiem ir atgrūdošs spēks, līdz elektronu mākoņu mijiedarbība . Jonu atgrūšanas enerģija aprakstīts Dzimšanas vienādojums :

E (ott.) \u003d B / rn,

Kur IN - daži konstanti , n Var būt ņem vērtības no 5 līdz 12(atkarīgs no jonu lielums). Kopējo enerģiju nosaka pievilkšanas un atgrūšanas enerģiju summa :

E \u003d E (papild.) + E (att.)

Tās nozīme iet cauri minimums . Minimālā punkta koordinātas atbilst līdzsvara attālumam r 0 Un jonu mijiedarbības līdzsvara enerģija E 0 :

E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 ε)

IN kristāla režģis Vienmēr rodas vairāk mijiedarbības, kā starp jonu pāri. Šis numurs galvenokārt nosaka kristāliskā režģa veids. Priekš ņemot vērā visas mijiedarbības(vājinās, palielinoties attālumam) izteiksmē par jonu enerģija kristāla režģis ieviest tā saukto konstanti Madelunga A :

E(kor.) = A q+ q− / (4π r ε)

Pastāvīga vērtība Madelunga nosaka tikai režģa ģeometrija un nē atkarīgs no jonu rādiusa un lādiņa. Piemēram, priekš nātrija hlorīds tas ir vienāds ar 1,74756 .

5 jonu polarizācija

Neatkarīgi no lādiņa lielums Un rādiuss svarīga īpašība un viņa ir viņa polarizācijas īpašības. Apskatīsim šo jautājumu sīkāk. Plkst nepolārās daļiņas (atomi, joni, molekulas) pozitīvo un negatīvo lādiņu smaguma centri sakrīt. Elektriskā laukā elektronu apvalki tiek pārvietoti pozitīvi lādētas plāksnes virzienā, un kodoli - negatīvi lādētas plāksnes virzienā. Līdz daļiņu deformācija rodas tajā dipols, viņa kļūst polārais .

avots elektriskais lauks savienojumos ar jonu veida saiti paši joni ir. Tāpēc, runājot par jonu polarizācijas īpašības , nepieciešams atšķirt dotā jona polarizējošais efekts Un paša spēja polarizēties elektriskā laukā .

Jona polarizējošā iedarbība būs tas viens liels, kā vairāk viņa spēka lauka, t.i., nekā lielāks lādiņš un mazāks jonu rādiuss. Tāpēc iekšā apakšgrupu ietvaros elementu periodiskajā tabulā jonu polarizējošā iedarbība samazinās no augšas uz leju, jo iekš apakšgrupām ar nemainīgu jona lādiņa vērtību no augšas uz leju, tā rādiuss palielinās .

Tāpēc jonu polarizējošā iedarbība sārmu metāli piemēram, aug no cēzija līdz litijam, un pēc kārtas halogenīdu joni - no I līdz F. Periodos jonu polarizējošā iedarbība palielinās no kreisās puses uz labo kopā ar jonu lādiņa palielināšanās Un samazinot tā rādiusu .

Jonu polarizējamība, tā spēja deformācijas palielinās, samazinoties spēka lauks , t.i., ar maksas apmēra samazinājums Un rādiusa palielināšanās . Anjonu polarizējamība parasti augstāks, kā katjoni un pēc kārtas halogenīdi aug no F līdz I .

Ieslēgts katjonu polarizācijas īpašības renderē ietekmē to ārējā elektronu apvalka raksturu . Katjonu polarizācijas īpašības kā iekšā aktīvs, kā arī iekšā pasīvā sajūta plkst tāda pati maksa un tuvs rādiusa pieaugums, pārejot no katjoniem ar piepildītu apvalku uz katjoniem ar nepabeigtu ārējo apvalku un tālāk uz katjoniem ar 18 elektronu apvalku.

Piemēram, katjonu sērijā Mg 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ polarizācijas īpašības pastiprināt. Šis modelis atbilst jonu rādiusa izmaiņām un tā elektronu apvalka struktūrai, kas norādīta sērijā:

anjoniem polarizācijas īpašības pasliktināsšādā secībā:

I - , Br - , Cl - , CN - , OH - , NO 3 - , F - , ClO 4 - .

rezultāts jonu polarizācijas mijiedarbība ir to elektronu apvalku deformācija un tā rezultātā starpjonu attālumu saīsināšana Un nepilnīga negatīvā atdalīšana Un pozitīvi lādiņi starp joniem.

Piemēram, kristālā nātrija hlorīds maksas summa nātrija jons ir +0,9 , un tālāk hlora jons - 0,9 tā vietā paredzamā vienība. Molekulā KCl atrodas tvaika stāvoklis, vērtība lādiņi uz kālija joniem Un hlors ir 0,83 uzlādes vienības, un molekulā ūdeņraža hlorīds- tikai 0,17 maksas vienības.

Jonu polarizācija renderē ievērojama ietekme uz savienojumu ar jonu saiti īpašībām , pazeminot to kušanas un viršanas punktus , elektrolītiskās disociācijas samazināšana šķīdumos un kausējumos utt. .

Jonu savienojumi veidojas, kad elementu mijiedarbība , ievērojami atšķiras ķīmiskās īpašības . Vairāk elementi ir noņemti viens no otra periodiska sistēma , tēmas jonu saite ir izteiktāka to savienojumos . Pret, molekulās, ko veido tie paši atomi vai elementu atomi, kuriem ir līdzīgas ķīmiskās īpašības, rodas citi komunikācijas veidi. Tāpēc jonu saišu teorija Tā ir ierobežota izmantošana .

6 Jonu polarizācijas ietekme uz vielu īpašībām un jonu saišu un jonu savienojumu īpašībām

Idejas par jonu polarizācijas palīdz izskaidrot daudzu līdzīgu vielu īpašību atšķirības. Piemēram, salīdzināšana nātrija hlorīds Un kālijs ar sudraba hlorīdu parāda, ka kad tuvu jonu rādiusi

Ag+ katjona polarizējamība kam 18 elektronu ārējais apvalks , augstāks, Kas noved pie metāla-hlora saites stiprības palielināšanās Un zemāka sudraba hlorīda šķīdība ūdenī .

Savstarpēja jonu polarizācija veicina kristālu iznīcināšanu, kas noved pie vielu kušanas temperatūras pazemināšana. Šī iemesla dēļ kušanas temperatūra TlF (327 oС) ievērojami zemāks nekā RbF (798 oC). Palielinoties jonu savstarpējai polarizācijai, samazināsies arī vielu sadalīšanās temperatūra. Tāpēc jodīdi parasti sadalās zemākā temperatūrā, kā citi halogenīdi, A litija savienojumi - termiski mazāk stabils , nekā citu sārmu elementu savienojumi .

Elektronu čaulu deformējamība ietekmē vielu optiskās īpašības. Kā polarizētāka daļiņa , jo mazāka ir elektronisko pāreju enerģija. Ja polarizācija ir zema , elektronu ierosināšanai nepieciešams vairāk augsta enerģija , kas atbild ultravioletā spektra daļa. Šādas vielas parasti ir bezkrāsains. Spēcīgas jonu polarizācijas gadījumā elektronu ierosme notiek, absorbējot elektromagnētisko starojumu redzamajā spektra apgabalā. Tāpēc dažas vielas, veidojas bezkrāsaini joni, krāsaini .

raksturīga jonu savienojumi kalpo laba šķīdība polāros šķīdinātājos (ūdenī, skābēs utt.). Tas ir saistīts ar molekulas daļu lādiņš. Kurā šķīdinātāja dipoli tiek piesaistīti lādētajiem molekulas galiem, un rezultātā brūna kustība , « atņemt» molekula vielas daļās un ieskauj tās , novēršot atkārtotu savienojumu. Rezultāts ir joni, ko ieskauj šķīdinātāju dipoli .

Kad šādi savienojumi tiek izšķīdināti, parasti enerģija tiek atbrīvota, kopš kopējās enerģijas izglītoti savienojumi šķīdinātāja-jonam ir lielāka anjonu-katjonu saites enerģija. Izņēmumi ir daudz sāls slāpekļskābe(nitrāti), kas absorbē siltumu izšķīdinot (šķīdumi tiek atdzesēti). Pēdējais fakts tiek skaidrots, pamatojoties uz likumiem, kas tiek uzskatīts fizikālajā ķīmijā .

7 Kristāla režģis

Jonu savienojumi(piemēram, nātrija hlorīds NaCl) - ciets Un ugunsizturīgs tāpēc ka starp to jonu lādiņiem("+" un "-") pastāv spēcīgi elektrostatiskās pievilkšanās spēki .

Negatīvi lādētais hlorīda jons piesaista Ne tikai " mans " Na+ jons, bet arī citi nātrija joni apkārt. Šis noved pie, Kas pie jebkura no joniem ir vairāk nekā viens jons ar pretēju zīmi , bet daži(1. att.).

Rīsi. 1. Kristāla struktūra parastā sāls NaCl .

Patiesībā apmēram katru hlorīda jonu atrodas 6 nātrija joni, un apmēram katrs nātrija jons - 6 hlorīda joni .

Šo sakārtoto jonu iesaiņojumu sauc jonu kristāls. Ja izceļam atsevišķu hlora atoms, tad starp apkārtējie nātrija atomi jau nav iespējams tādu atrast, kas hlors reaģēja.. Pievelkas viens pie otra elektrostatiskie spēki , joni ļoti nelabprāt maina savu atrašanās vietu ārēja spēka ietekmē vai temperatūras paaugstināšanās. Bet ja temperatūra ir ļoti augsta (aptuveni 1500°C), Tas NaCl iztvaiko, Formēšana divatomiskās molekulas. Tas liek domāt, ka kovalentās saites spēki nekad neizslēdziet pilnībā .

Jonu kristāli savādāk augsti kušanas punkti, parasti ievērojama joslas atstarpe, pieder jonu vadītspēja plkst augstas temperatūras Un vairākas īpašas optiskās īpašības(Piemēram, caurspīdīgums tuvajā IR spektrā). Tos var uzbūvēt no monatomisks, un no poliatomiskie joni. Piemērs pirmā tipa jonu kristāli - sārmu halogenīdu kristāli Un sārmzemju metāli ; anjoni ir sakārtoti saskaņā ar tuvākās sfēriskās iepakojuma likumu vai blīvs lodīšu mūris , katjoni aizņem atbilstošos tukšumus. Lielākā daļa raksturīgašāda veida struktūras ir NaCl, CsCl, CaF2. Otrā tipa jonu kristāli celta no to pašu metālu monatomiskie katjoni un galīgi vai bezgalīgi anjonu fragmenti . Termināla anjoni(skābes atlikumi) - NO3-, SO42-, CO32- un citi . Skābes atlikumi var veidot bezgalīgas ķēdes , slāņi vai veido trīsdimensiju rāmi, kuras dobumos katjoni atrodas, kā, piemēram, in silikātu kristāliskās struktūras. Priekš jonu kristāli ir iespējams aprēķināt kristāla struktūras enerģiju U(skatīt tabulu), aptuveni vienāds ar sublimācijas entalpija; rezultātus labi saskan ar eksperimentālajiem datiem. Saskaņā ar vienādojumu Dzimis-Meijers, Priekš kristāls, kas sastāv no formāli atsevišķi lādēti joni :

U \u003d -A / R + Be-R / r - C / R6 - D / R8 + E0

(R - īsākais starpjonu attālums , A - Madelung konstante , atkarīgi no struktūras ģeometrija , IN Un r - iespējas , aprakstot atgrūšanos starp daļiņām , C/R6 Un D/R8 raksturo attiecīgo jonu dipola-dipola un dipola-kvadrupola mijiedarbība , E 0 - nulles punkta enerģija , e - elektronu lādiņš). AR katjonam augot lielākam, palielinās dipola-dipola mijiedarbības devums .

Visi ķīmiskie savienojumi veidojas, veidojot ķīmisko saiti. Un atkarībā no savienojošo daļiņu veida izšķir vairākus veidus. Visvienkāršākā- tie ir kovalenti polāri, kovalenti nepolāri, metāliski un joni. Šodien mēs runāsim par jonu.

Saskarsmē ar

Kas ir joni

Tas veidojas starp diviem atomiem - kā likums, ar nosacījumu, ka elektronegativitātes atšķirība starp tiem ir ļoti liela. Atomu un jonu elektronegativitāte tiek novērtēta pēc Aptaujas skalas.

Tāpēc, lai pareizi ņemtu vērā savienojumu īpašības, tika ieviests joniskuma jēdziens. Šis raksturlielums ļauj noteikt, cik procentu konkrētā saite ir jonu.

Savienojums ar vislielāko jonitāti ir cēzija fluorīds, kurā tas ir aptuveni 97%. Raksturīga ir jonu saite vielām, ko veido metāla atomi, kas atrodas tabulas pirmajā un otrajā grupā D.I. Mendeļejevs un nemetālu atomi vienas tabulas sestajā un septītajā grupā.

Piezīme! Ir vērts atzīmēt, ka nav savienojuma, kurā attiecības būtu tikai jonu. Pašlaik atklātajiem elementiem nav iespējams sasniegt tik lielu elektronegativitātes atšķirību, lai iegūtu 100% jonu savienojumu. Tāpēc jonu saites definīcija nav pilnīgi pareiza, jo faktiski tiek ņemti vērā savienojumi ar daļēju jonu mijiedarbību.

Kāpēc tika ieviests šis termins, ja tāda parādība patiesībā nepastāv? Fakts ir tāds, ka šī pieeja palīdzēja izskaidrot daudzas nianses sāļu, oksīdu un citu vielu īpašībās. Piemēram, kāpēc tie labi šķīst ūdenī, un to risinājumus spēj vadīt elektrība . To nevar izskaidrot no citas pozīcijas.

Izglītības mehānisms

Jonu saites veidošanās iespējama tikai tad, ja ir izpildīti divi nosacījumi: ja metāla atoms, kas piedalās reakcijā, spēj viegli nodot elektronus, kas atrodas pēdējā enerģijas līmenī, un nemetāla atoms spēj pieņemt šos elektronus. Metāla atomi pēc būtības ir reducējoši aģenti, tas ir, tie spēj elektronu atsitiens.

Tas ir saistīts ar faktu, ka pēdējā enerģijas līmenī metālā var būt no viena līdz trim elektroniem, un pašas daļiņas rādiuss ir diezgan liels. Tāpēc kodola mijiedarbības spēks ar elektroniem pēdējā līmenī ir tik mazs, ka tie var viegli to atstāt. Ar nemetāliem situācija ir pilnīgi atšķirīga. Viņiem ir mazs rādiuss, un pašu elektronu skaits pēdējā līmenī var būt no trīs līdz septiņiem.

Un mijiedarbība starp tiem un pozitīvo kodolu ir diezgan spēcīga, taču jebkuram atomam ir tendence pabeigt enerģijas līmeni, tāpēc nemetālu atomi mēdz iegūt trūkstošos elektronus.

Un, kad satiekas divi atomi - metāls un nemetāls, notiek elektronu pāreja no metāla atoma uz nemetāla atomu, un veidojas ķīmiska mijiedarbība.

Savienojuma shēma

Attēlā skaidri parādīts, kā tiek veikta jonu saites veidošanās. Sākotnēji ir neitrāli lādēti nātrija un hlora atomi.

Pirmajā ir viens elektrons pēdējā enerģijas līmenī, otrajam ir septiņi. Tālāk elektrons pāriet no nātrija uz hloru un veidojas divi joni. Kas savienojas savā starpā, veidojot vielu. Kas ir jons? Jons ir uzlādēta daļiņa, kas protonu skaits nav vienāds ar elektronu skaitu.

Atšķirības no kovalentā tipa

Jonu saitei tās specifikas dēļ nav virziena. Tas ir saistīts ar faktu, ka jona elektriskais lauks ir sfēra, kamēr tas vienā virzienā samazinās vai palielinās, ievērojot vienu un to pašu likumu.

Atšķirībā no kovalentā, kas veidojas elektronu mākoņu pārklāšanās dēļ.

Otrā atšķirība ir tā kovalentā saite ir piesātināta. Ko tas nozīmē? Elektronisko mākoņu skaits, kas var piedalīties mijiedarbībā, ir ierobežots.

Un jonu gadījumā, pateicoties tam, ka elektriskajam laukam ir sfēriska forma, tas var apvienoties ar neierobežotu skaitu jonu. Tātad, mēs varam teikt, ka tas nav piesātināts.

To var raksturot arī ar vairākām īpašībām:

1. Savienojuma enerģija ir kvantitatīvā īpašība, un tas ir atkarīgs no enerģijas daudzuma, kas jāiztērē, lai to izjauktu. Tas ir atkarīgs no diviem kritērijiem - saites garums un jonu lādiņš iesaistīti tās veidošanā. Saite ir stiprāka, jo īsāks ir tās garums un jo lielāki ir to veidojošo jonu lādiņi.
2. Garums - šis kritērijs jau tika minēts iepriekšējā punktā. Tas ir atkarīgs tikai no savienojuma veidošanā iesaistīto daļiņu rādiusa. Atomu rādiuss mainās šādi: samazinās periodā, palielinoties sērijas numuram, un palielinās grupā.

Vielas ar jonu saiti

Tas ir raksturīgs ievērojamam skaitam ķīmisko savienojumu. Tā ir liela daļa no visiem sāļiem, arī labi zināmajiem sāls. Tas notiek visos savienojumos, kur ir tieša kontakts starp metālu un nemetālu. Šeit ir daži piemēri vielām ar jonu saiti:

• nātrija un kālija hlorīdi,
• cēzija fluorīds,
• magnija oksīds.

Tas var parādīties arī sarežģītos savienojumos.

Piemēram, magnija sulfāts.

Šeit ir vielas ar jonu un kovalentām saitēm formula:

Starp skābekļa un magnija joniem veidosies jonu saite, bet sēra joni ir savstarpēji saistīti jau ar kovalentās polārās palīdzību.

No kā varam secināt, ka jonu saite ir raksturīga sarežģītiem ķīmiskiem savienojumiem.

Kas ir jonu saite ķīmijā

Ķīmiskās saites veidi - jonu, kovalentā, metāliskā

Secinājums

Īpašības ir tieši atkarīgas no ierīces kristāla režģis. Tāpēc visi savienojumi ar jonu saiti labi šķīst ūdenī un citos polāros šķīdinātājos, vada un ir dielektriķi. Tajā pašā laikā tie ir diezgan ugunsizturīgi un trausli. Šo vielu īpašības bieži izmanto elektroierīču būvē.