Savstarpējas elektrostatiskās pievilkšanās rezultātā starp molekulām un atomiem ķīmiskie elementi var rasties jonu saite. Šādu savienojumu piemērus var novērot dažādās galvanisko bateriju reakcijās, pat parastajā galda sālī ir šāda veida savienojums. Par to, kas ir jonu saite, kā tā atšķiras no kovalentās saites, ir aprakstīts šajā rakstā.

Vienkārši un sarežģīti joni

Jonu saites ietver gan atsevišķus atomus, gan dažādus to savienojumus. Visiem šāda savienojuma dalībniekiem ir elektriskais lādiņš un tie tiek turēti savienojumā elektrostatisko spēku ietekmē. Ir vienkārši joni, piemēram, Na + , K + , kas pieder pie katjoniem; F - , Cl - - saistīti ar anjoniem. Ir arī sarežģīti joni, kas sastāv no diviem vai vairākiem atomiem. Jonu ķīmisko saišu piemēri, kuru pamatā ir sarežģīti joni, ir anjoni OH-, NO 3-, katjoni NH4+. Vienkārši joni ar pozitīvu lādiņu veidojas no atomiem ar zemu jonizācijas potenciālu - parasti tie ir I-II grupu galveno apakšgrupu metāli. Vienkārši joni ar negatīvu lādiņu vairumā gadījumu ir tipiski nemetāli.

Kovalentā un jonu saite

Sistēmu piemēri, kas izveidoti no divām daļiņām ar pretēju elektrisko lādiņu, parāda, ka šajā gadījumā vienmēr rodas elektriskais lauks. Tas nozīmē, ka elektriski aktīvie joni var piesaistīt citus jonus dažādi virzieni. Elektriskās pievilkšanās spēku dēļ pastāv jonu saite. Šādu savienojumu piemēri parāda divas būtiskas atšķirības starp jonu un kovalentajām saitēm.

1. Jona elektriskais lauks samazinās līdz ar attālumu jebkurā virzienā. Tāpēc jonu mijiedarbības pakāpe nav atkarīga no tā, kā šie joni atrodas telpā. No šiem novērojumiem mēs varam secināt, ka jonu saite ir skalāra, tas ir, tai nav virziena.
2. Divi joni ar atšķirīgu lādiņu piesaista ne tikai viens otru, bet arī blakus esošus lādētus jonus - noteiktam jonam var pievienoties dažāds skaits lādētu pretējās zīmes daļiņu. Šī ir vēl viena atšķirība starp kovalentajām un jonu saitēm: pēdējai nav piesātinājuma. Piesaistīto jonu skaitu nosaka lādētu daļiņu lineārie izmēri, kā arī princips, ka pretēju lādiņu jonu pievilcības spēkiem ir jādominē pār atgrūdošajiem spēkiem, kas darbojas starp vienādi lādētām daļiņām.

Asociācijas

Tā kā joniem nav piesātinājuma un virziena, tie mēdz apvienoties savā starpā dažādās kombinācijās. Zinātnieki šo īpašumu asociāciju sauca. Augstās temperatūrās asociācija ir neliela: molekulu un jonu kinētiskā enerģija ir diezgan augsta, un gāzes stāvoklī vielas ar jonu saiti ir atsevišķu molekulu formā. Bet vidēja un zema temperatūra ļauj veidot dažādus strukturālus savienojumus, par kuru veidošanos ir atbildīgs jonu saišu veids. Vielu struktūras piemēri šķidrā un cietā stāvoklī ir parādīti attēlos.

Kā redzat, jonu saite rada kristāla režģi, kurā katru elementu ieskauj joni ar pretēju lādiņa zīmi. Turklāt šādai vielai dažādos virzienos ir vienādas īpašības.

Polarizācija

Kā zināms, kad elektrons ir pievienots nemetāla atomam, tiek atbrīvots noteikts enerģijas daudzums. Taču jau otra elektrona pievienošanai ir nepieciešama enerģija, tāpēc vienkāršu daudzkārt lādētu anjonu veidošanās kļūst enerģētiski neizdevīga. Tajā pašā laikā tādi elementi kā SO 4 2-, CO 3 2- parāda, ka kompleksi daudzkārt lādēti negatīvie joni var būt enerģētiski stabili, jo elektroni savienojumā ir sadalīti tā, ka katra atoma lādiņš nav lielāks. nekā paša elektrona lādiņš. Šādus noteikumus nosaka standarta jonu saite.

Tipisku elementu piemēri, kas rodas katrā solī (NaCl, CsF), neuzrāda pilnīgu pozitīvo un negatīvo lādiņu atdalīšanu. Piemēram, sāls kristālā efektīvais negatīvais lādiņš būs tikai aptuveni 93% no kopējā elektronu lādiņa. Šis efekts ir novērojams arī citos savienojumos. Šo nepilnīgo lādiņu atdalīšanu sauc par polarizāciju.

Polarizācijas iemesli

Polarizāciju vienmēr izraisa elektriskais lauks. Ārējais elektronu slānis polarizācijas laikā piedzīvo vislielāko nobīdi. Taču jāņem vērā, ka dažādiem joniem ir atšķirīga polarizējamība: jo vājāka ir ārējā elektrona un kodola saikne, jo vieglāk tiek polarizēts viss jons un vairāk deformējas elektronu mākonis.

Jonu polarizācijai ir zināma ietekme uz savienojumiem, kas veido jonu saites. Piemēri ķīmiskās reakcijas parādīt, ka ūdeņraža jonam H + ir vislielākā polarizējošā iedarbība, jo tam ir vismazākie izmēri un elektronu mākoņa pilnīga neesamība.

Jonu saite- ķīmiska saite, kas veidojas pretēji lādētu jonu savstarpējas elektrostatiskās pievilkšanās rezultātā, kurā stabils stāvoklis tiek sasniegts, pilnībā pārejot no kopējā elektronu blīvuma uz vairāk elektronegatīva elementa atomu.

Tīri jonu saite ir ierobežojošais gadījums kovalentā saite.

Praksē pilnīga elektronu pāreja no viena atoma uz otru atomu caur saiti netiek realizēta, jo katram elementam ir lielāks vai mazāks (bet ne nulle) EO, un jebkura ķīmiskā saite zināmā mērā būs kovalenta.

Šāda saite rodas, ja ir liela atomu ER atšķirība, piemēram, starp katjoniem s- pirmās un otrās grupas metāli periodiska sistēma un VIA un VIA grupu nemetālu anjoni (LiF, NaCl, CsF utt.).

Atšķirībā no kovalentās saites, jonu saitei nav virziena . Tas izskaidrojams ar to, ka jona elektriskajam laukam ir sfēriska simetrija, t.i. samazinās līdz ar attālumu saskaņā ar to pašu likumu jebkurā virzienā. Tāpēc jonu mijiedarbība nav atkarīga no virziena.

Divu pretējās zīmes jonu mijiedarbība nevar novest pie pilnīgas savstarpējas to spēka lauku kompensācijas. Šī iemesla dēļ tie saglabā spēju piesaistīt pretējās zīmes jonus citos virzienos. Tāpēc atšķirībā no kovalentās saites, jonu saitei ir raksturīga arī nepiesātināmība .

Jonu saites orientācijas un piesātinājuma trūkums izraisa jonu molekulu tendenci asociēties. Visiem jonu savienojumiem cietā stāvoklī ir jonu kristāliskais režģis, kurā katru jonu ieskauj vairāki pretējās zīmes joni. Šajā gadījumā visas dotā jona saites ar blakus esošiem joniem ir līdzvērtīgas.

metāla savienojums

Metālus raksturo skaitlis īpašas īpašības: elektriskā un siltuma vadītspēja, raksturīgs metālisks spīdums, kaļamība, augsta lokanība, augsta izturība. Šīs specifiskās metālu īpašības var izskaidrot ar īpašu ķīmiskās saites veidu, ko sauc metālisks .

Metāla saite rodas, pārklājoties delokalizētām atomu orbitālēm, kas metāla kristāliskajā režģī tuvojas viena otrai.

Lielākajai daļai metālu ir ievērojams skaits brīvu orbitāļu un neliels skaits elektronu ārējā elektroniskā līmenī.

Tāpēc enerģētiski labvēlīgāk ir tas, ka elektroni nav lokalizēti, bet pieder visam metāla atomam. Metāla režģa vietās ir pozitīvi lādēti joni, kas ir iegremdēti elektronu "gāzē", kas sadalīta pa visu metālu:

Es ↔ Es n + + n .

Starp pozitīvi lādētiem metālu joniem (Me n +) un nelokalizētiem elektroniem (n) notiek elektrostatiskā mijiedarbība, kas nodrošina vielas stabilitāti. Šīs mijiedarbības enerģija ir starpposms starp kovalento un molekulāro kristālu enerģiju. Tāpēc elementi ar tīri metālisku saiti ( s-, Un lpp-elementi) raksturo salīdzinoši augsts kušanas punkts un cietība.

Elektronu klātbūtne, kas var brīvi pārvietoties pa kristāla tilpumu un nodrošināt īpašas metāla īpašības

ūdeņraža saite

ūdeņraža saite – īpašs starpmolekulārās mijiedarbības veids. Ūdeņraža atomiem, kas ir kovalenti saistīti ar tāda elementa atomu, kuram ir augsta elektronegativitātes vērtība (visbiežāk F, O, N, bet arī Cl, S un C), ir salīdzinoši augsts efektīvais lādiņš. Rezultātā šādi ūdeņraža atomi var elektrostatiski mijiedarboties ar šo elementu atomiem.

Tātad vienas ūdens molekulas H d + atoms ir orientēts un attiecīgi mijiedarbojas (kā parādīts ar trim punktiem) ar O d atomu - citu ūdens molekulu:

Saites, ko veido H atoms, kas atrodas starp diviem elektronnegatīvu elementu atomiem, sauc par ūdeņraža saitēm:

d-d+d-

A – H × × × B

Ūdeņraža saites enerģija ir daudz mazāka nekā parastās kovalentās saites enerģija (150–400 kJ / mol), taču šī enerģija ir pietiekama, lai izraisītu atbilstošo savienojumu molekulu agregāciju šķidrā stāvoklī, piemēram, šķidrais fluorūdeņradis HF (2.14. att.). Fluora savienojumiem tas sasniedz aptuveni 40 kJ/mol.

Rīsi. 2.14. HF molekulu agregācija ūdeņraža saišu dēļ

Ūdeņraža saites garums ir arī mazāks par kovalentās saites garumu. Tādējādi polimērā (HF) n F−H saites garums ir 0,092 nm, bet F∙∙∙H saite ir 0,14 nm. Ūdenim O-H saites garums ir 0,096 nm, bet O∙∙∙H saites garums ir 0,177 nm.

Starpmolekulāro ūdeņraža saišu veidošanās noved pie būtiskām vielu īpašību izmaiņām: palielinās viskozitāte, dielektriskā konstante, viršanas un kušanas temperatūra.

Jonu saite parādās, kad elektronegativitāte krasi atšķiras viena no otras (saskaņā ar Polinga skalu Δχ\u003e 1,7), un tas notiek jonu mijiedarbības laikā, kas veidojas no elementiem, kam raksturīgas ievērojami atšķirīgas ķīmiskās īpašības.

Jonu saite ir elektrostatiska pievilcība starp pretēji lādētiem joniem, kas veidojas kopējā elektronu pāra pilnīgas pārvietošanās rezultātā no viena elementa atoma uz cita elementa atomu.

Atkarībā no individuālajām īpašībām dažu elementu atomi mēdz zaudēt elektronus, pārvēršoties pozitīvi lādētos jonos (katjonos), savukārt citu elementu atomi, gluži pretēji, iegūst elektronus, pārvēršoties negatīvi lādētos jonos (anjonos). kā tas notiek ar parastā nātrija un tipiskā nemetāla hlora atomiem.

Nosacīts Na + un Cl jonu veidošanās modelis - pilnībā pārnesot valences elektronu no nātrija atoma uz hlora atomu

Elementu spēja veidot vienkāršus jonus (t.i., nāk no viena atoma) ir saistīta ar to izolēto atomu elektronisko konfigurāciju, kā arī elektronegativitātes, jonizācijas enerģijas un elektronu afinitātes lielumu (minimums, kas nepieciešams elektrona noņemšanai). no atbilstošā negatīvā jona līdz bezgalīgam attālumam). Skaidrs, ka katjonus vieglāk veido elementu atomi ar zemu jonizācijas enerģiju - sārmu un sārmzemju metāli (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr u.c.). Citu elementu vienkāršu katjonu veidošanās ir mazāk iespējama, jo tas ir saistīts ar lielas enerģijas patēriņu atoma jonizācijai.

Vienkāršus anjonus vieglāk veido septītās grupas p-elementi (Cl, Br, I) to augstās elektronu afinitātes dēļ. Viena elektrona piesaisti atomiem O, S, N pavada enerģijas izdalīšanās. Un citu elektronu pievienošana, veidojot daudzkārt lādētus vienkāršus anjonus, ir enerģētiski nelabvēlīga.

Tāpēc savienojumu, kas sastāv no vienkāršiem joniem, nav daudz. Tos vieglāk veido sārmu un sārmzemju metālu mijiedarbība ar halogēniem.

Jonu saites raksturojums

1. Nevirziena. Jonu elektriskie lādiņi nosaka to pievilkšanos un atgrūšanu un kopumā nosaka savienojuma stehiometrisko sastāvu. Jonus var uzskatīt par lādētām bumbiņām, kuru spēka lauki telpā ir vienmērīgi sadalīti visos virzienos. Tāpēc, piemēram, NaCl savienojumā nātrija joni Na+ var mijiedarboties ar hlorīda joniem Cl- jebkurā virzienā, piesaistot noteiktu skaitu no tiem.

Nevirziena ir jonu saites īpašība, kas saistīta ar katra jona spēju jebkurā virzienā piesaistīt pretējās zīmes jonus.

Tātad nevirzienība ir izskaidrojama ar to, ka jona elektriskajam laukam ir sfēriska simetrija un tas samazinās līdz ar attālumu visos virzienos, tāpēc jonu mijiedarbība notiek neatkarīgi no virziena.

2. Nepiesātinājums. Ir skaidrs, ka divu pretējās zīmes jonu mijiedarbība nevar novest pie pilnīgas savstarpējas to spēka lauku kompensācijas. Tāpēc jons ar noteiktu lādiņu saglabā spēju piesaistīt citus pretējās zīmes jonus visos virzienos. Šādu "pievilkto" jonu skaitu ierobežo tikai to ģeometriskie izmēri un savstarpējie atgrūšanas spēki.

Nepiesātinātība ir jonu saites īpašība, kas izpaužas kā jona, kuram ir noteikts lādiņš, spējā piesaistīt jebkādu skaitu pretējās zīmes jonu.

3. Jonu polarizācija. Jonu saitē katrs jons, kas ir elektriskā lādiņa nesējs, ir spēka avots elektriskais lauks, tāpēc tiešā attālumā starp joniem tie savstarpēji ietekmē viens otru.

Jona polarizācija ir tā elektronu apvalka deformācija elektriskās strāvas ietekmē spēka lauks cits jons.

4. Jonu polarizējamība un polarizācijas spēja. Polarizācijas laikā ārējā slāņa elektroni tiek pakļauti spēcīgākajam pārvietojumam. Bet viena un tā paša elektriskā lauka iedarbībā dažādi joni tiek deformēti nevienādā mērā. Jo vājāk ārējie elektroni ir saistīti ar kodolu, jo vieglāk notiek polarizācija.

Polarizējamība ir kodola un elektronu apvalka relatīvais pārvietojums jonā, kad tas ir pakļauts cita jona spēka elektriskajam laukam. Jonu polarizācijas spēja ir to īpašība radīt deformējošu iedarbību uz citiem joniem.

Polarizācijas jauda ir atkarīga no jona lādiņa un lieluma. Jo lielāks ir jona lādiņš, jo spēcīgāks ir tā lauks, tas ir, daudzkārt lādētiem joniem ir vislielākā polarizācijas spēja.

Jonu savienojumu īpašības

Plkst normāli apstākļi jonu savienojumi pastāv kā kristāliskas cietas vielas, kurām ir augsta kušanas un viršanas temperatūra, un tāpēc tās tiek uzskatītas par negaistošām. Piemēram, NaCl kušanas un viršanas temperatūra ir attiecīgi 801 0 C un 1413 0 C, CaF 2 - 1418 0 C un 2533 0 C. Cietā stāvoklī jonu savienojumi nevada elektrība. Tie labi šķīst nepolāros šķīdinātājos (petroleja, benzīns) un nedaudz vai nemaz nešķīst tajos. Polārajos šķīdinātājos jonu savienojumi sadalās (sadalās) jonos. Tas ir tāpēc, ka jonos ir vairāk augstas enerģijas solvācija, kas spēj kompensēt disociācijas enerģiju jonos gāzes fāzē.

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, METĀLA 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, kas 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
būt 2			S2		0,83
Mg2

Jonu saite

(izmantoti vietnes http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm materiāli)

Jonu savienojumu veic ar elektrostatisko pievilcību starp pretēji lādētiem joniem. Šie joni veidojas elektronu pārnešanas rezultātā no viena atoma uz otru. Jonu saite veidojas starp atomiem, kuriem ir lielas elektronegativitātes atšķirības (parasti lielāka par 1,7 pēc Polinga skalas), piemēram, starp atomiem sārmu metāli un halogēni.

Apskatīsim jonu saites parādīšanos, izmantojot NaCl veidošanās piemēru.

No atomu elektroniskajām formulām

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 un

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

Redzams, ka, lai pabeigtu ārējo līmeni, nātrija atomam ir vieglāk atteikties no viena elektrona nekā pievienot septiņus, un hlora atomam ir vieglāk pievienot vienu, nekā atteikties no septiņiem. Ķīmiskajās reakcijās nātrija atoms nodod vienu elektronu, un hlora atoms to pieņem. Rezultātā nātrija un hlora atomu elektronu apvalki tiek pārveidoti par stabiliem cēlgāzu elektronu apvalkiem (nātrija katjona elektroniskā konfigurācija

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

un hlora anjona elektroniskā konfigurācija

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Jonu elektrostatiskā mijiedarbība noved pie NaCl molekulas veidošanās.

Ķīmiskās saites būtība bieži tiek atspoguļota agregācijas stāvoklis un matērijas fizikālās īpašības. Jonu savienojumi, piemēram, nātrija hlorīds NaCl, ir cieti un ugunsizturīgi, jo starp to "+" un "-" jonu lādiņiem pastāv spēcīgi elektrostatiskās pievilkšanās spēki.

Negatīvi lādēts hlorīda jons piesaista ne tikai "savu" Na + jonu, bet arī citus nātrija jonus sev apkārt. Tas noved pie tā, ka pie jebkura no joniem nav viens jons ar pretēju zīmi, bet vairāki.

Nātrija hlorīda NaCl kristāla struktūra.

Faktiski ap katru hlorīda jonu ir 6 nātrija joni, un ap katru nātrija jonu ir 6 hlorīda joni. Šādu sakārtotu jonu iesaiņojumu sauc par jonu kristālu. Ja kristālā ir izolēts atsevišķs hlora atoms, tad starp apkārtējiem nātrija atomiem vairs nav iespējams atrast to, ar kuru hlors reaģējis.

Pievelkot viens otru ar elektrostatiskiem spēkiem, joni ļoti nelabprāt maina savu atrašanās vietu ārēja spēka vai temperatūras paaugstināšanās ietekmē. Bet, ja nātrija hlorīdu izkausē un turpina karsēt vakuumā, tad tas iztvaiko, veidojot diatomiskas NaCl molekulas. Tas liek domāt, ka kovalentās saites spēki nekad netiek pilnībā izslēgti.

Jonu saites galvenie raksturlielumi un jonu savienojumu īpašības

1. Jonu saite ir spēcīga ķīmiskā saite. Šīs saites enerģija ir aptuveni 300 – 700 kJ/mol.

2. Atšķirībā no kovalentās saites, jonu saite nav virziena, jo jons var piesaistīt pretējās zīmes jonus jebkurā virzienā.

3. Atšķirībā no kovalentās saites, jonu saite ir nepiesātināta, jo pretējās zīmes jonu mijiedarbība nenoved pie pilnīgas to spēka lauku savstarpējas kompensācijas.

4. Molekulu ar jonu saiti veidošanās procesā nenotiek pilnīga elektronu pārnese, līdz ar to simtprocentīga jonu saite dabā nepastāv. NaCl molekulā ķīmiskā saite ir tikai 80% jonu.

5. Jonu savienojumi ir kristāliskas cietas vielas ar augstu kušanas un viršanas temperatūru.

6. Lielākā daļa jonu savienojumu izšķīst ūdenī. Jonu savienojumu šķīdumi un kausējumi vada elektrisko strāvu.

metāla savienojums

Metāla kristāli ir sakārtoti atšķirīgi. Ja ņemat vērā metāliskā nātrija gabalu, jūs atklāsit, ka ārēji tas ļoti atšķiras no galda sāls. Nātrijs ir mīksts metāls, viegli griežams ar nazi, saplacināts ar āmuru, viegli kausējams tasītē uz spirta lampas (kušanas temperatūra 97,8 o C). Nātrija kristālā katru atomu ieskauj astoņi citi līdzīgi atomi.

Metāliskā Na kristāla struktūra.

No attēla var redzēt, ka Na atomam kuba centrā ir 8 tuvākie kaimiņi. Bet to pašu var teikt par jebkuru citu kristāla atomu, jo tie visi ir vienādi. Kristāls sastāv no "bezgalīgi" atkārtojošiem fragmentiem, kas redzami šajā attēlā.

Metāla atomi ārējā enerģijas līmenī satur nelielu skaitu valences elektronu. Tā kā metālu atomu jonizācijas enerģija ir zema, valences elektroni šajos atomos ir vāji saglabāti. Tā rezultātā metālu kristāliskajā režģī parādās pozitīvi lādēti joni un brīvie elektroni. Šajā gadījumā metāla katjoni atrodas kristāla režģa mezglos, un elektroni brīvi pārvietojas pozitīvo centru laukā, veidojot tā saukto "elektronu gāzi".

Negatīvi lādēta elektrona klātbūtne starp diviem katjoniem noved pie tā, ka katrs katjons mijiedarbojas ar šo elektronu.

Tādējādi metāliskā saite ir saite starp pozitīvajiem joniem metāla kristālos, ko veic, piesaistot elektronus, kas brīvi pārvietojas pa kristālu.

Tā kā valences elektroni metālā ir vienmērīgi sadalīti pa visu kristālu, metāliskā saite, tāpat kā jonu saite, ir nevirzīta saite. Atšķirībā no kovalentās saites, metāliskā saite ir nepiesātināta saite. Metāla saite atšķiras no kovalentās saites arī stiprības ziņā. Enerģija metāliska saite apmēram trīs līdz četras reizes mazāka par kovalentās saites enerģiju.

Pateicoties elektronu gāzes augstajai mobilitātei, metāliem ir raksturīga augsta elektriskā un siltuma vadītspēja.

Metāla kristāls izskatās pietiekami vienkāršs, taču tā elektroniskā struktūra patiesībā ir sarežģītāka nekā jonu sāls kristāliem. Metāla elementu ārējā elektronu apvalkā nav pietiekami daudz elektronu, lai izveidotu pilnvērtīgu "okteta" kovalento vai jonu saiti. Tāpēc gāzveida stāvoklī lielākā daļa metālu sastāv no monatomiskām molekulām (t.i., atsevišķiem, nesaistītiem atomiem). Tipisks piemērs ir dzīvsudraba tvaiki. Tādējādi metāliskā saite starp metāla atomiem rodas tikai šķidrā un cietā agregācijas stāvoklī.

Metāla saiti var raksturot šādi: daži metāla atomi iegūtajā kristālā atdod savus valences elektronus telpai starp atomiem (nātrijs tas ir ... 3s1), pārvēršoties jonos. Tā kā visi kristāla metāla atomi ir vienādi, katram no tiem ir vienāda iespēja zaudēt valences elektronu.

Citiem vārdiem sakot, elektronu pāreja starp neitrāliem un jonizētiem metāla atomiem notiek bez enerģijas patēriņa. Šajā gadījumā daļa elektronu vienmēr atrodas telpā starp atomiem "elektronu gāzes" formā.

Šie brīvie elektroni, pirmkārt, notur metāla atomus noteiktā līdzsvara attālumā viens no otra.

Otrkārt, tie piešķir metāliem raksturīgu "metāla spīdumu" (brīvie elektroni var mijiedarboties ar gaismas kvantiem).

Treškārt, brīvie elektroni nodrošina metāliem labu elektrovadītspēju. Metālu augstā siltumvadītspēja skaidrojama arī ar brīvo elektronu klātbūtni starpatomiskajā telpā – tie viegli "reaģē" uz enerģijas izmaiņām un veicina tās ātru pārnesi kristālā.

Vienkāršots modelis elektroniskā struktūra metāla kristāls.

******** Nātrija metāla piemērā aplūkosim metāliskās saites raksturu no ideju viedokļa par atomu orbitāles. Nātrija atomam, tāpat kā daudziem citiem metāliem, trūkst valences elektronu, bet ir brīvas valences orbitāles. Vienīgais nātrija 3s elektrons spēj pārvietoties uz jebkuru no enerģētikā brīvajām un tuvu kaimiņu orbitālēm. Kad atomi kristālā tuvojas viens otram, blakus esošo atomu ārējās orbitāles pārklājas, kā rezultātā ziedotie elektroni brīvi pārvietojas pa visu kristālu.

Tomēr "elektronu gāze" nemaz nav nesakārtota, kā varētu šķist. Brīvie elektroni metāla kristālā atrodas pārklājošās orbitālēs un zināmā mērā tiek socializēti, veidojot sava veida kovalentās saites. Nātrijam, kālijam, rubīdijam un citiem metāliskiem s-elementiem vienkārši ir maz kopīgu elektronu, tāpēc to kristāli ir trausli un kausējami. Palielinoties valences elektronu skaitam, metālu stiprums, kā likums, palielinās.

Tādējādi elementi mēdz veidot metālisku saiti, kuras atomiem uz ārējiem apvalkiem ir maz valences elektronu. Šie valences elektroni, kas veic metālisko saiti, ir tik socializēti, ka var pārvietoties pa visu metāla kristālu un nodrošināt augstu metāla elektrisko vadītspēju.

NaCl kristāls nevada elektrību, jo telpā starp joniem nav brīvu elektronu. Visi nātrija atomu ziedotie elektroni stingri notur hlorīda jonus ap sevi. Šī ir viena no būtiskajām atšķirībām starp jonu kristāliem un metāliskajiem kristāliem.

Tas, ko jūs tagad zināt par metālisko saiti, arī izskaidro vairuma metālu augsto kaļamību (elastību). Metālu var saplacināt plānā loksnē, ievilkt stieplē. Fakts ir tāds, ka atsevišķi atomu slāņi metāla kristālā var salīdzinoši viegli slīdēt viens pāri citam: mobilā "elektronu gāze" pastāvīgi mīkstina atsevišķu pozitīvo jonu kustību, pasargājot tos vienu no otra.

Protams, ar to neko tādu nevar izdarīt galda sāls, lai gan arī sāls ir kristāliska viela. Jonu kristālos valences elektroni ir cieši saistīti ar atoma kodolu. Viena jonu slāņa nobīde attiecībā pret otru noved pie viena un tā paša lādiņa jonu konverģences un izraisa spēcīgu atgrūšanos starp tiem, kā rezultātā kristāls iznīcina (NaCl ir trausla viela).

Jonu kristāla slāņu nobīde izraisa lielu atgrūšanas spēku parādīšanos starp līdzīgiem joniem un kristāla iznīcināšanu.

Navigācija

• Kombinētu problēmu risināšana, pamatojoties uz vielas kvantitatīvajām īpašībām
• Problēmu risināšana. Vielu sastāva noturības likums. Aprēķini, izmantojot vielas "molmasas" un "ķīmiskā daudzuma" jēdzienus