V dôsledku vzájomnej elektrostatickej príťažlivosti medzi molekulami a atómami chemické prvky môže vzniknúť iónová väzba. Príklady takýchto zlúčenín možno pozorovať pri rôznych reakciách galvanických batérií, dokonca aj bežná kuchynská soľ má tento typ zlúčenín. O tom, čo je iónová väzba, ako sa líši od kovalentnej väzby, je popísané v tomto článku.

Jednoduché a zložité ióny

Iónové väzby zahŕňajú jednotlivé atómy a ich rôzne zlúčeniny. Všetci účastníci takéhoto spojenia majú elektrický náboj a sú držaní v spojení vďaka elektrostatickým silám. Existujú jednoduché ióny, ako Na +, K +, ktoré patria medzi katióny; F - , Cl - - súvisiace s aniónmi. Existujú aj komplexné ióny pozostávajúce z dvoch alebo viacerých atómov. Príkladmi iónových chemických väzieb na báze komplexných iónov sú anióny OH - , NO 3 - , katión NH 4 + . Jednoduché ióny s kladným nábojom vznikajú z atómov s nízkym ionizačným potenciálom - zvyčajne ide o kovy hlavných podskupín skupín I-II. Jednoduché ióny so záporným nábojom sú vo väčšine prípadov typické nekovy.

Kovalentná a iónová väzba

Príklady systémov vytvorených z dvoch častíc s opačnými elektrickými nábojmi ukazujú, že v tomto prípade vždy vzniká elektrické pole. To znamená, že elektricky aktívne ióny môžu priťahovať iné ióny rôznymi smermi. Vďaka silám elektrickej príťažlivosti existuje iónová väzba. Príklady takýchto zlúčenín ukazujú dva zásadné rozdiely medzi iónovými a kovalentnými väzbami.

1. Elektrické pole iónu klesá so vzdialenosťou v akomkoľvek smere. Preto stupeň interakcie medzi iónmi nezávisí od toho, ako sa tieto ióny nachádzajú v priestore. Z týchto pozorovaní môžeme usúdiť, že iónová väzba je skalárna, to znamená, že nemá smerovosť.
2. Dva ióny s rôznym nábojom sa priťahujú nielen navzájom, ale aj susedné nabité ióny - k určitému iónu sa môže pripojiť iný počet nabitých častíc opačného znamienka. Toto je ďalší rozdiel medzi kovalentnými a iónovými väzbami: tieto nemajú saturáciu. Počet pripojených iónov je určený lineárnymi rozmermi nabitých častíc, ako aj princípom, že príťažlivé sily iónov s opačným nábojom musia prevládať nad odpudivými silami, ktoré pôsobia medzi rovnako nabitými časticami.

združenia

Keďže ióny nemajú saturáciu a smerovosť, majú tendenciu sa navzájom kombinovať v rôznych kombináciách. Vedci nazvali toto združenie majetku. Pri vysokých teplotách je asociácia malá: kinetická energia molekúl a iónov je pomerne vysoká a v plynnom stave sú látky s iónovým typom väzby vo forme samostatných molekúl. Stredné a nízke teploty však umožňujú vytvárať rôzne štruktúrne zlúčeniny, za tvorbu ktorých je zodpovedný iónový typ väzby. Príklady štruktúry látok v kvapalnom a tuhom stave sú znázornené na obrázkoch.

Ako vidíte, iónová väzba vytvára kryštálovú mriežku, v ktorej je každý prvok obklopený iónmi s opačným znamienkom náboja. Okrem toho má takáto látka rovnaké vlastnosti v rôznych smeroch.

Polarizácia

Ako viete, keď je elektrón pripojený k nekovovému atómu, uvoľní sa určité množstvo energie. Pridanie druhého elektrónu však už vyžaduje energiu, takže tvorba jednoduchých viacnásobne nabitých aniónov sa stáva energeticky nerentabilnou. Prvky ako SO 4 2-, CO 3 2- zároveň ukazujú, že komplexné viacnásobne nabité záporné ióny môžu byť energeticky stabilné, pretože elektróny v zlúčenine sú rozdelené tak, že náboj každého atómu nie je väčší. než samotný náboj elektrónu. Takéto pravidlá určuje štandardná iónová väzba.

Príklady typických prvkov, ktoré sa vyskytujú v každom kroku (NaCl, CsF), nevykazujú úplné oddelenie kladných a záporných nábojov. Napríklad v kryštáloch soli bude efektívny záporný náboj len asi 93 % celkového náboja elektrónov. Tento účinok sa pozoruje aj u iných zlúčenín. Toto neúplné oddelenie nábojov sa nazýva polarizácia.

Dôvody polarizácie

Polarizáciu vždy spôsobuje elektrické pole. Vonkajšia vrstva elektrónov zažíva počas polarizácie najväčší posun. Treba si však uvedomiť, že rôzne ióny majú rôznu polarizáciu: čím slabšia je väzba medzi vonkajším elektrónom a jadrom, tým ľahšie sa celý ión polarizuje a tým viac sa elektrónový oblak deformuje.

Polarizácia iónov má známy vplyv na zlúčeniny, ktoré tvoria iónové väzby. Príklady chemické reakcie ukazujú, že vodíkový ión H+ má najväčší polarizačný účinok, pretože má najmenšie rozmery a úplnú absenciu elektrónového oblaku.

Iónová väzba- chemická väzba vzniknutá v dôsledku vzájomnej elektrostatickej príťažlivosti opačne nabitých iónov, pri ktorej sa stabilný stav dosiahne úplným prechodom celkovej elektrónovej hustoty na atóm elektronegatívnejšieho prvku.

Čisto iónová väzba je limitujúcim prípadom kovalentná väzba.

V praxi nie je realizovaný úplný prechod elektrónov z jedného atómu na druhý cez väzbu, pretože každý prvok má väčší alebo menší (ale nie nulový) EO a akákoľvek chemická väzba bude do určitej miery kovalentná.

Takáto väzba vzniká v prípade veľkého rozdielu v ER atómov, napríklad medzi katiónmi s- kovy prvej a druhej skupiny periodický systém a anióny nekovov skupín VIA a VIA (LiF, NaCl, CsF atď.).

Na rozdiel od kovalentnej väzby, iónová väzba nemá smer . Vysvetľuje sa to tým, že elektrické pole iónu má sférickú symetriu, t.j. klesá so vzdialenosťou podľa rovnakého zákona v akomkoľvek smere. Preto je interakcia medzi iónmi nezávislá od smeru.

Interakcia dvoch iónov opačného znamienka nemôže viesť k úplnej vzájomnej kompenzácii ich silových polí. Vďaka tomu si zachovávajú schopnosť priťahovať ióny opačného znamienka v iných smeroch. Preto, na rozdiel od kovalentnej väzby, iónová väzba sa vyznačuje aj nenasýtenosťou .

Nedostatok orientácie a nasýtenia iónovej väzby spôsobuje tendenciu iónových molekúl spájať sa. Všetky iónové zlúčeniny v pevnom stave majú iónovú kryštálovú mriežku, v ktorej je každý ión obklopený niekoľkými iónmi opačného znamienka. V tomto prípade sú všetky väzby daného iónu so susednými iónmi ekvivalentné.

kovové spojenie

Kovy sa vyznačujú číslom špeciálne vlastnosti: elektrická a tepelná vodivosť, charakteristický kovový lesk, kujnosť, vysoká ťažnosť, vysoká pevnosť. Tieto špecifické vlastnosti kovov možno vysvetliť špeciálnym typom chemickej väzby tzv kovové .

Kovová väzba je výsledkom prekrývajúcich sa delokalizovaných orbitálov atómov, ktoré sa navzájom približujú v kryštálovej mriežke kovu.

Väčšina kovov má značný počet voľných orbitálov a malý počet elektrónov na vonkajšej elektronickej úrovni.

Preto je energeticky výhodnejšie, že elektróny nie sú lokalizované, ale patria celému atómu kovu. Na miestach mriežky kovu sú kladne nabité ióny, ktoré sú ponorené do elektrónového „plynu“ distribuovaného v celom kove:

Ja ↔ Me n + + n .

Medzi kladne nabitými iónmi kovov (Me n +) a nelokalizovanými elektrónmi (n) existuje elektrostatická interakcia, ktorá zabezpečuje stabilitu látky. Energia tejto interakcie je stredná medzi energiami kovalentných a molekulárnych kryštálov. Preto prvky s čisto kovovou väzbou ( s-, A p-prvky) sa vyznačujú pomerne vysokými teplotami topenia a tvrdosťou.

Prítomnosť elektrónov, ktoré sa môžu voľne pohybovať po objeme kryštálu a poskytujú špecifické vlastnosti kovu

vodíková väzba

vodíková väzba – špeciálny typ medzimolekulovej interakcie. Atómy vodíka, ktoré sú kovalentne viazané na atóm prvku, ktorý má vysokú hodnotu elektronegativity (najčastejšie F, O, N, ale aj Cl, S a C), nesú relatívne vysoký efektívny náboj. Výsledkom je, že takéto atómy vodíka môžu elektrostaticky interagovať s atómami týchto prvkov.

Takže atóm Hd + jednej molekuly vody je orientovaný a podľa toho interaguje (ako je znázornené tromi bodmi) s atómom Od - ďalšou molekulou vody:

Väzby tvorené atómom H umiestneným medzi dvoma atómami elektronegatívnych prvkov sa nazývajú vodíkové väzby:

d-d+d-

A – H × × × B

Energia vodíkovej väzby je oveľa menšia ako energia obyčajnej kovalentnej väzby (150–400 kJ / mol), ale táto energia je dostatočná na to, aby spôsobila agregáciu molekúl zodpovedajúcich zlúčenín v kvapalnom stave, napr. kvapalný fluorovodík HF (obr. 2.14). Pre zlúčeniny fluóru dosahuje asi 40 kJ/mol.

Ryža. 2.14. Agregácia molekúl HF v dôsledku vodíkových väzieb

Dĺžka vodíkovej väzby je tiež menšia ako dĺžka kovalentnej väzby. Takže v polyméri (HF) n je dĺžka väzby F-H 0,092 nm a väzba F∙∙∙H je 0,14 nm. Pre vodu je dĺžka väzby O-H 0,096 nm a dĺžka väzby O∙∙∙H je 0,177 nm.

Vznik medzimolekulových vodíkových väzieb vedie k výraznej zmene vlastností látok: zvýšenie viskozity, dielektrickej konštanty, teploty varu a teploty topenia.

Iónová väzba sa objaví, keď sa elektronegativita od seba výrazne líši (podľa Paulingovej stupnice Δχ\u003e 1,7), a to pri interakcii iónov vytvorených z prvkov charakterizovaných výrazne odlišnými chemickými vlastnosťami.

Iónová väzba je elektrostatická príťažlivosť medzi opačne nabitými iónmi, ktoré vznikajú v dôsledku úplného premiestnenia spoločného elektrónového páru z atómu jedného prvku na atóm iného prvku.

V závislosti od individuálnych vlastností majú atómy niektorých prvkov tendenciu strácať elektróny s premenou na kladne nabité ióny (katióny), zatiaľ čo atómy iných prvkov naopak získavajú elektróny a menia sa na záporne nabité ióny (anióny). ako sa to deje s atómami obyčajného sodíka a typického nekovového chlóru.

Podmienený model tvorby iónov Na + a Cl - úplným prenosom valenčného elektrónu z atómu sodíka na atóm chlóru

Schopnosť prvkov tvoriť jednoduché ióny (t. j. pochádzajúce z jedného atómu) je spôsobená elektrónovou konfiguráciou ich izolovaných atómov, ako aj veľkosťou elektronegativity, ionizačnej energie a elektrónovej afinity (minimum potrebné na odstránenie elektrónu). od zodpovedajúceho záporného iónu do nekonečnej vzdialenosti). Je zrejmé, že katióny ľahšie tvoria atómy prvkov s nízkymi ionizačnými energiami – alkalické kovy a kovy alkalických zemín (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr atď.). Tvorba jednoduchých katiónov iných prvkov je menej pravdepodobná, pretože je to spôsobené spotrebou veľkej energie na ionizáciu atómu.

Jednoduché anióny ľahšie tvoria p-prvky siedmej skupiny (Cl, Br, I) pre ich vysokú elektrónovú afinitu. Pripojenie jedného elektrónu k atómom O, S, N je sprevádzané uvoľnením energie. A pridávanie ďalších elektrónov s tvorbou viacnásobne nabitých jednoduchých aniónov je energeticky nevýhodné.

Preto zlúčeniny pozostávajúce z jednoduchých iónov nie sú početné. Ľahšie sa tvoria interakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín s halogénmi.

Charakteristika iónovej väzby

1. Nesmerové. Elektrické náboje iónov určujú ich príťažlivosť a odpudivosť a vo všeobecnosti určujú stechiometrické zloženie zlúčeniny. Ióny si možno predstaviť ako nabité guľôčky, ktorých silové polia sú rovnomerne rozložené vo všetkých smeroch v priestore. Preto napríklad v zlúčenine NaCl môžu sodné ióny Na+ interagovať s chloridovými iónmi Cl- v akomkoľvek smere a pritiahnuť ich určitý počet.

Nesmerovosť je vlastnosťou iónovej väzby v dôsledku schopnosti každého iónu priťahovať k sebe ióny opačného znamienka v akomkoľvek smere.

Nesmerovosť sa teda vysvetľuje skutočnosťou, že elektrické pole iónu má sférickú symetriu a so vzdialenosťou klesá vo všetkých smeroch, takže interakcia medzi iónmi sa uskutočňuje bez ohľadu na smer.

2. Nenasýtenosť. Je zrejmé, že interakcia dvoch iónov opačného znamienka nemôže viesť k úplnej vzájomnej kompenzácii ich silových polí. Preto si ión s určitým nábojom zachováva schopnosť priťahovať ďalšie ióny opačného znamienka vo všetkých smeroch. Počet takto „priťahovaných“ iónov je obmedzený len ich geometrickými rozmermi a vzájomnými odpudivými silami.

Nenasýtenosť je vlastnosť iónovej väzby, ktorá sa prejavuje schopnosťou iónu, ktorý má určitý náboj, pripojiť ľubovoľný počet iónov opačného znamienka.

3. Polarizácia iónov. Pri iónovej väzbe je každý ión, ktorý je nosičom elektrického náboja, zdrojom sily elektrické pole, teda v tesnej vzdialenosti medzi iónmi sa navzájom ovplyvňujú.

Polarizácia iónu je deformácia jeho elektrónového obalu pod vplyvom elektriky silové poleďalší ión.

4. Polarizácia a polarizačná schopnosť iónov. Počas polarizácie prechádzajú elektróny vonkajšej vrstvy najsilnejším posunom. Ale pri pôsobení toho istého elektrického poľa sa rôzne ióny deformujú v nerovnakej miere. Čím slabšie sú vonkajšie elektróny naviazané na jadro, tým ľahšie dochádza k polarizácii.

Polarizovateľnosť je relatívny posun jadra a elektrónového obalu v ióne pri vystavení silovému elektrickému poľu iného iónu. Polarizačná schopnosť iónov je ich vlastnosťou vyvíjať deformačný účinok na iné ióny.

Polarizačná sila závisí od náboja a veľkosti iónu. Čím väčší je náboj iónu, tým silnejšie je jeho pole, to znamená, že viacnásobne nabité ióny majú najväčšiu polarizačnú schopnosť.

Vlastnosti iónových zlúčenín

O normálnych podmienkach iónové zlúčeniny existujú ako kryštalické pevné látky, ktoré majú vysoké teploty topenia a varu, a preto sa považujú za neprchavé. Napríklad teploty topenia a varu NaCl sú 801 °C a 1413 °C, CaF2 - 1418 °C a 2533 °C. V pevnom stave iónové zlúčeniny nevedú elektriny. Sú vysoko rozpustné a mierne alebo vôbec nerozpustné v nepolárnych rozpúšťadlách (kerozín, benzín). V polárnych rozpúšťadlách sa iónové zlúčeniny disociujú (rozkladajú) na ióny. Je to preto, že ióny majú viac vysokých energií solvatácie, ktoré sú schopné kompenzovať energiu disociácie na ióny v plynnej fáze.

7.1. Čo sú chemické väzby

V predchádzajúcich kapitolách ste sa zoznámili so zložením a štruktúrou izolovaných atómov rôznych prvkov, študovali ste ich energetické charakteristiky. Ale v prírode okolo nás sú izolované atómy extrémne zriedkavé. Atómy takmer všetkých prvkov „majú tendenciu sa spájať, čím vznikajú molekuly alebo iné zložitejšie chemické častice. Zvykom sa hovorí, že v tomto prípade vznikajú chemické väzby medzi atómami.

Elektróny sa podieľajú na tvorbe chemických väzieb. Ako sa to stane, sa dozviete preštudovaním tejto kapitoly. Najprv si však musíme odpovedať na otázku, prečo atómy vytvárajú chemické väzby. Na túto otázku môžeme odpovedať bez toho, aby sme čo i len vedeli o povahe týchto väzieb: "Pretože je to energeticky prospešné!" Ale pri odpovedi na otázku, kde dochádza k energetickému zisku počas tvorby väzieb, sa pokúsime pochopiť, ako a prečo vznikajú chemické väzby.

Podobne ako elektronická štruktúra atómov, aj kvantová chémia podrobne a prísne vedecky študuje chemické väzby a môžeme použiť len niektoré z najdôležitejších záverov vedcov. V tomto prípade na popis chemických väzieb použijeme jeden z najjednoduchších modelov, ktorý počíta s existenciou troch typov chemických väzieb (iónových, kovalentných a kovových).

Pamätajte - akýkoľvek model môžete kompetentne používať iba vtedy, ak poznáte hranice použiteľnosti tohto modelu. Model, ktorý použijeme, má tiež svoje hranice použiteľnosti. Napríklad v rámci tohto modelu nie je možné opísať chemické väzby v molekulách kyslíka, väčšiny borohydridov a niektorých ďalších látok. Na opis chemických väzieb v týchto látkach sa používajú zložitejšie modely.

1. Ak sú väzbové atómy veľmi rozdielne vo veľkosti, potom malé atómy (náchylné na prijímanie elektrónov) vezmú elektróny z veľkých atómov (náchylné na darovanie elektrónov) a vytvorí sa iónová väzba. Energia iónového kryštálu je menšia ako energia izolovaných atómov, takže k iónovej väzbe dochádza aj vtedy, keď atóm úplne nedokončí svoj elektrónový obal darovaním elektrónov (môže zostať neúplný d- alebo f-podúroveň). Zvážte príklady.

2. Ak sú viazané atómy malé ( 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 kovalentná väzba.
Vznik kovalentnej väzby v priestore si možno predstaviť ako prekrývanie elektrónových oblakov nepárových valenčných elektrónov rôznych atómov. V tomto prípade pár elektrónov tvorí spoločný elektrónový oblak, ktorý viaže atómy. Čím vyššia je hustota elektrónov v oblasti prekrytia, tým viac energie sa uvoľní pri tvorbe takejto väzby.
Pred uvažovaním o najjednoduchších príkladoch tvorby kovalentnej väzby sa dohodneme na označení valenčných elektrónov atómu bodkami okolo symbolu tohto atómu, pričom pár bodiek predstavuje nezdieľané elektrónové páry a páry elektrónov kovalentnej väzby, a oddelené bodky pre nepárové elektróny. Pri tomto označení bude valenčná elektrónová konfigurácia atómu, napríklad fluóru, reprezentovaná symbolom a atóm kyslíka -. Vzorce vytvorené z takýchto symbolov sa nazývajú elektronické vzorce alebo Lewisove vzorce (americký chemik Gilbert Newton Lewis ich navrhol v roku 1916). Podľa množstva prenášaných informácií patria elektronické vzorce do skupiny štruktúrnych vzorcov. Príklady tvorby kovalentných väzieb atómami:

3. Ak sú viazané atómy veľké ( r o > 1A), potom sú všetci viac-menej naklonení darovať svoje elektróny a ich tendencia prijímať cudzie elektróny je zanedbateľná. Preto ani tieto veľké atómy nemôžu vytvárať iónovú väzbu medzi sebou. Kovalentná väzba medzi nimi sa tiež ukazuje ako nepriaznivá, pretože hustota elektrónov vo veľkých vonkajších elektrónových oblakoch je zanedbateľná. V tomto prípade, keď sa z takýchto atómov vytvorí chemická látka, valenčné elektróny všetkých viazaných atómov sa socializujú (valenčné elektróny sa stanú spoločnými pre všetky atómy) a vytvorí sa kovový kryštál (alebo kvapalina), v ktorom sú atómy spojené pomocou kovová väzba.

Ako určiť, aký typ väzieb tvoria atómy prvkov v určitej látke?
Podľa polohy prvkov v prirodzenom systéme chemických prvkov, napr.
1. Chlorid cézny CsCl. Atóm cézia (skupina IA) je veľký, ľahko sa vzdáva elektrónu a atóm chlóru (skupina VIIA) je malý a ľahko ho prijíma, preto je väzba v chloride céznom iónová.
2. Oxid uhličitý CO 2 . Atómy uhlíka (skupina IVA) a kyslíka (skupina VIA) sa veľkosťou príliš nelíšia – oba sú malé. Z hľadiska ich tendencie prijímať elektróny sa mierne líšia, preto je väzba v molekule CO 2 kovalentná.
3. Dusík N2. Jednoduchá látka. Väzbové atómy sú rovnaké a predsa malé, preto je väzba v molekule dusíka kovalentná.
4. Vápnik Ca. Jednoduchá látka. Väzbové atómy sú rovnaké a dosť veľké, preto je väzba v kryštáli vápnika kovová.
5. Bárium-tetrahliník BaAl4. Atómy oboch prvkov sú pomerne veľké, najmä atómy bária, takže oba prvky majú tendenciu darovať iba elektróny, a preto je väzba v tejto zlúčenine kovová.

IÓNOVÁ VÄZBA, KOVALENTNÁ VÄZBA, KOVOVÁ VÄZBA, PODMIENKY ICH VZNIKU.
1. Aký je dôvod spojenia atómov a vzniku chemických väzieb medzi nimi?
2. Prečo sa vzácne plyny neskladajú z molekúl, ale z atómov?
3. Určte typ chemickej väzby v binárnych zlúčeninách: a) KF, K 2 S, SF 4; b) MgO, Mg2Ba, OF2; c) Cu20, CaSe, Se02. 4. Určte typ chemickej väzby v jednoduchých látkach: a) Na, P, Fe; b) S8, F2, P4; c) Mg, Pb, Ar.

7.Z. Ióny. Iónová väzba

V predchádzajúcom odseku ste boli oboznámení s iónmi, ktoré vznikajú, keď jednotlivé atómy darujú alebo prijímajú elektróny. V tomto prípade prestáva byť počet protónov v atómovom jadre rovná sa číslu elektróny v elektrónovom obale a chemická častica získava elektrický náboj.
Ale ión môže obsahovať aj viac ako jedno jadro, ako v molekule. Takýto ión je jediný systém pozostávajúci z niekoľkých atómové jadrá a elektronický shell. Na rozdiel od molekuly sa celkový počet protónov v jadrách nerovná celkovému počtu elektrónov v elektrónovom obale, teda elektrickému náboju iónu.

Čo sú to ióny? To znamená, ako sa môžu líšiť?
Podľa počtu atómových jadier sa ióny delia na jednoduché(alebo monatomický), teda obsahujúci jedno jadro (napríklad: K, O 2 ), a komplexné(alebo polyatomický), to znamená, že obsahuje niekoľko jadier (napríklad: CO 3 2, 3 ). Jednoduché ióny sú nabité analógy atómov a komplexné ióny sú nabité analógy molekúl.
Ióny sa delia na katióny podľa znamienka ich náboja. A anióny.

Príklady katiónov: K (draslíkový ión), Fe 2 (železný ión), NH 4 (amónny ión), 2 (tetraamínový ión medi). Príklady aniónov: Cl (chloridový ión), N 3 (nitridový ión), PO 4 3 (fosfátový ión), 4 (hexakyanoželezitanový ión).

Podľa náboja sa ióny delia na Jeden výstrel(K, Cl, NH4, N03 atď.), dvojranový(Ca2, O2, SO42 atď.) trojranný(Al 3, RO 4 3 atď.) a tak ďalej.

Preto budeme ión PO 4 3 nazývať komplexným aniónom s tromi nábojmi a ión Ca2 iónom s dvojitým nábojom.

Okrem toho sa ióny líšia aj svojou veľkosťou. Veľkosť jednoduchého iónu je určená polomerom tohto iónu resp iónový polomer. Veľkosť komplexných iónov je ťažšie charakterizovať. Polomer iónu, rovnako ako polomer atómu, nemožno priamo merať (ako viete, ión nemá jasné hranice). Preto na charakterizáciu izolovaných iónov používame orbitálne iónové polomery(príklady sú v tabuľke 17).

Tabuľka 17. Orbitálne polomery niektorých jednoduchých iónov

		Orbitálny polomer, A			Orbitálny polomer, A
Li			F		0,400
Na			Cl		0,742
K			Br		0,869
Rb			ja		1,065
Čs			O2		0,46
byť 2			S2		0,83
Mg2

Iónová väzba

(boli použité materiály z webovej stránky http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

Iónová väzba sa uskutočňuje elektrostatickou príťažlivosťou medzi opačne nabitými iónmi. Tieto ióny vznikajú ako výsledok prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. Iónová väzba sa vytvára medzi atómami, ktoré majú veľké rozdiely v elektronegativite (zvyčajne väčšie ako 1,7 na Paulingovej stupnici), napríklad medzi atómami alkalických kovov a halogény.

Uvažujme o výskyte iónovej väzby na príklade tvorby NaCl.

Z elektrónových vzorcov atómov

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 a

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

je vidieť, že na dokončenie vonkajšej úrovne je pre atóm sodíka jednoduchšie vzdať sa jedného elektrónu ako pridať sedem a pre atóm chlóru je jednoduchšie pridať jeden, ako sa vzdať siedmich. Pri chemických reakciách atóm sodíka daruje jeden elektrón a atóm chlóru ho prijme. V dôsledku toho sa elektrónové obaly atómov sodíka a chlóru premenia na stabilné elektrónové obaly vzácnych plynov (elektrónová konfigurácia sodíkového katiónu

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

a elektronická konfigurácia aniónu chlóru

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Elektrostatická interakcia iónov vedie k vytvoreniu molekuly NaCl.

Povaha chemickej väzby sa často odráža v stav agregácie a fyzikálne vlastnosti hmoty. Také iónové zlúčeniny, ako je chlorid sodný NaCl, sú pevné a žiaruvzdorné, pretože medzi nábojmi ich iónov „+“ a „-“ sú silné elektrostatické príťažlivé sily.

Záporne nabitý chloridový ión priťahuje nielen „svoj“ ión Na +, ale aj iné sodné ióny okolo seba. To vedie k tomu, že v blízkosti žiadneho z iónov nie je jeden ión s opačným znamienkom, ale niekoľko.

Štruktúra kryštálu chloridu sodného NaCl.

V skutočnosti je okolo každého chloridového iónu 6 sodných iónov a okolo každého sodíkového iónu 6 chloridových iónov. Takéto usporiadané balenie iónov sa nazýva iónový kryštál. Ak je v kryštáli izolovaný samostatný atóm chlóru, potom medzi okolitými atómami sodíka už nie je možné nájsť ten, s ktorým chlór reagoval.

Ióny, ktoré sú navzájom priťahované elektrostatickými silami, sú extrémne neochotné meniť svoje umiestnenie pod vplyvom vonkajšej sily alebo zvýšenia teploty. Ak sa však chlorid sodný roztopí a pokračuje v zahrievaní vo vákuu, potom sa odparí a vytvorí dvojatómové molekuly NaCl. To naznačuje, že kovalentné väzbové sily nie sú nikdy úplne vypnuté.

Hlavné charakteristiky iónovej väzby a vlastnosti iónových zlúčenín

1. Iónová väzba je silná chemická väzba. Energia tejto väzby je asi 300 – 700 kJ/mol.

2. Na rozdiel od kovalentnej väzby je iónová väzba nesmerová, pretože ión môže priťahovať ióny opačného znamienka k sebe v akomkoľvek smere.

3. Na rozdiel od kovalentnej väzby je iónová väzba nenasýtená, keďže interakcia iónov opačného znamienka nevedie k úplnej vzájomnej kompenzácii ich silových polí.

4. V procese tvorby molekúl s iónovou väzbou nedochádza k úplnému prenosu elektrónov, preto v prírode neexistuje 100% iónová väzba. V molekule NaCl je chemická väzba iba 80% iónová.

5. Iónové zlúčeniny sú kryštalické pevné látky s vysokými teplotami topenia a varu.

6. Väčšina iónových zlúčenín sa rozpúšťa vo vode. Roztoky a taveniny iónových zlúčenín vedú elektrický prúd.

kovové spojenie

Kovové kryštály sú usporiadané inak. Ak zvážite kúsok kovového sodíka, zistíte, že sa navonok veľmi líši od kuchynskej soli. Sodík je mäkký kov, ľahko sa krája nožom, splošťuje kladivom, dá sa ľahko roztaviť v pohári na liehovej lampe (teplota topenia 97,8 o C). V kryštáli sodíka je každý atóm obklopený ôsmimi ďalšími podobnými atómami.

Štruktúra kryštálu kovového Na.

Z obrázku je vidieť, že atóm Na v strede kocky má 8 najbližších susedov. To isté sa však dá povedať o akomkoľvek inom atóme v kryštáli, pretože všetky sú rovnaké. Kryštál pozostáva z „nekonečne“ sa opakujúcich fragmentov znázornených na tomto obrázku.

Atómy kovu na vonkajšej energetickej úrovni obsahujú malý počet valenčných elektrónov. Pretože ionizačná energia atómov kovov je nízka, valenčné elektróny sú v týchto atómoch slabo zadržané. V dôsledku toho sa v kryštálovej mriežke kovov objavujú kladne nabité ióny a voľné elektróny. V tomto prípade sa katióny kovov nachádzajú v uzloch kryštálovej mriežky a elektróny sa voľne pohybujú v poli kladných centier a vytvárajú takzvaný „elektrónový plyn“.

Prítomnosť záporne nabitého elektrónu medzi dvoma katiónmi vedie k tomu, že každý katión interaguje s týmto elektrónom.

teda kovová väzba je väzba medzi kladnými iónmi v kryštáloch kovov, ktorá sa uskutočňuje priťahovaním elektrónov, ktoré sa voľne pohybujú v kryštáli.

Keďže valenčné elektróny v kove sú rovnomerne rozložené v kryštáli, kovová väzba, podobne ako iónová, je väzba neusmernená. Na rozdiel od kovalentnej väzby je kovová väzba nenasýtenou väzbou. Kovová väzba sa líši od kovalentnej väzby aj silou. Energia kovová väzba asi tri až štyrikrát menej ako energia kovalentnej väzby.

Vďaka vysokej pohyblivosti elektrónového plynu sa kovy vyznačujú vysokou elektrickou a tepelnou vodivosťou.

Kovový kryštál vyzerá dosť jednoducho, ale jeho elektronická štruktúra je v skutočnosti zložitejšia ako štruktúra kryštálov iónovej soli. Na vonkajšom elektrónovom obale kovových prvkov nie je dostatok elektrónov na vytvorenie plnohodnotnej „oktetovej“ kovalentnej alebo iónovej väzby. Preto v plynnom stave väčšina kovov pozostáva z monatomických molekúl (t. j. jednotlivých, nesúvisiacich atómov). Typickým príkladom sú ortuťové výpary. Kovová väzba medzi atómami kovu sa teda vyskytuje iba v kvapalnom a pevnom stave agregácie.

Kovovú väzbu možno opísať nasledovne: niektoré atómy kovu vo výslednom kryštáli odovzdajú svoje valenčné elektróny priestoru medzi atómami (v sodíku je to ... 3s1) a premenia sa na ióny. Pretože všetky atómy kovu v kryštáli sú rovnaké, každý z nich má rovnakú šancu stratiť valenčný elektrón.

Inými slovami, prechod elektrónov medzi neutrálnymi a ionizovanými atómami kovu prebieha bez spotreby energie. V tomto prípade časť elektrónov vždy končí v priestore medzi atómami vo forme „elektrónového plynu“.

Tieto voľné elektróny po prvé držia atómy kovu v určitej rovnovážnej vzdialenosti od seba.

Po druhé, dávajú kovom charakteristický "kovový lesk" (voľné elektróny môžu interagovať so svetelnými kvantami).

Po tretie, voľné elektróny poskytujú kovom dobrú elektrickú vodivosť. Vysoká tepelná vodivosť kovov sa vysvetľuje aj prítomnosťou voľných elektrónov v medziatómovom priestore – ľahko „reagujú“ na zmeny energie a prispievajú k jej rýchlemu prenosu v kryštáli.

Zjednodušený model elektronická štruktúra kovový kryštál.

******** Na príklade kovového sodíka uvažujme o povahe kovovej väzby z hľadiska predstáv o atómové orbitály. Atóm sodíka, rovnako ako mnoho iných kovov, má nedostatok valenčných elektrónov, ale existujú voľné valenčné orbitály. Jediný 3s elektrón sodíka je schopný presunúť sa na ktorýkoľvek z voľných a energetických susedných orbitálov. Keď sa atómy v kryštáli približujú k sebe, vonkajšie orbitály susedných atómov sa prekrývajú, vďaka čomu sa darované elektróny voľne pohybujú po kryštáli.

„Elektrónový plyn“ však vôbec nie je neusporiadaný, ako by sa mohlo zdať. Voľné elektróny v kovovom kryštáli sú v prekrývajúcich sa orbitáloch a sú do určitej miery socializované a vytvárajú akési kovalentné väzby. Sodík, draslík, rubídium a iné kovové s-prvky majú jednoducho málo zdieľaných elektrónov, takže ich kryštály sú krehké a taviteľné. S nárastom počtu valenčných elektrónov sa pevnosť kovov spravidla zvyšuje.

Prvky majú teda tendenciu vytvárať kovovú väzbu, ktorej atómy na vonkajších obaloch majú málo valenčných elektrónov. Tieto valenčné elektróny, ktoré uskutočňujú kovovú väzbu, sú socializované do takej miery, že sa môžu pohybovať celým kovovým kryštálom a poskytovať vysokú elektrickú vodivosť kovu.

Kryštál NaCl nevedie elektrinu, pretože v priestore medzi iónmi nie sú žiadne voľné elektróny. Všetky elektróny darované atómami sodíka pevne držia chloridové ióny okolo seba. Toto je jeden zo základných rozdielov medzi iónovými kryštálmi a kovovými.

To, čo teraz viete o kovovej väzbe, tiež vysvetľuje vysokú kujnosť (ťažnosť) väčšiny kovov. Kov môže byť sploštený do tenkého plechu, stiahnutý do drôtu. Faktom je, že samostatné vrstvy atómov v kovovom kryštáli sa môžu relatívne ľahko kĺzať jedna po druhej: pohyblivý „elektrónový plyn“ neustále zmäkčuje pohyb jednotlivých kladných iónov a navzájom ich chráni.

Samozrejme, nič také sa nedá robiť stolová soľ, hoci soľ je tiež kryštalická látka. V iónových kryštáloch sú valenčné elektróny pevne viazané na jadro atómu. Posun jednej vrstvy iónov voči druhej vedie ku konvergencii iónov rovnakého náboja a spôsobuje medzi nimi silné odpudzovanie, čo má za následok deštrukciu kryštálu (NaCl je krehká látka).

Posun vrstiev iónového kryštálu spôsobuje vznik veľkých odpudivých síl medzi podobnými iónmi a deštrukciu kryštálu.

Navigácia

• Riešenie kombinovaných problémov na základe kvantitatívnych charakteristík látky
• Riešenie problémov. Zákon stálosti zloženia látok. Výpočty využívajúce pojmy „molárna hmotnosť“ a „chemické množstvo“ látky