Ionisidos. Miten ionisidos muodostuu: esimerkkejä Ionisen tyyppisen kemiallisen sidoksen esimerkkejä

Ionisidos

Kemiallisen sidoksen teoria kestää tärkein paikka modernissa kemiassa. Hän selittää, miksi atomit yhdistyvät muodostaen kemiallisia hiukkasia, Ja voit verrata näiden hiukkasten stabiilisuutta. Käyttämällä kemiallinen sidosteoria, Voi ennustaa eri yhdisteiden koostumusta ja rakennetta. Käsite joidenkin kemiallisten sidosten katkeaminen ja toisten muodostuminen on nykyaikaisten ideoiden perusta aineiden muuttumisesta kemiallisten reaktioiden aikana .

Kemiallinen sidos- Tämä atomien vuorovaikutus , kemiallisen hiukkasen stabiilisuuden määrittäminen tai kristalli kokonaisuutena . Kemiallinen sidos muodostuu johtuen sähköstaattinen vuorovaikutus välillä varautuneita hiukkasia : kationit ja anionit, ytimet ja elektronit. Kun atomit yhdistyvät, yhden atomin ytimen ja toisen elektronien välillä alkavat toimia vetovoimat, samoin kuin hylkivät voimat ytimien ja elektronien välillä. Päällä jonkin verran etäisyyttä nämä voimat tasapainottavat toisiaan, Ja muodostuu stabiili kemiallinen hiukkanen .

Kun muodostuu kemiallinen sidos, yhdisteessä voi tapahtua merkittävä atomien elektronitiheyden uudelleenjakauma verrattuna vapaisiin atomeihin.

Äärimmäisessä tapauksessa tämä johtaa varautuneiden hiukkasten - ionien - muodostumiseen (kreikkalaisesta "ionista" - menossa).

1 Ionivuorovaikutus

Jos atomi menettää yhden tai useita elektroneja, Sitten hän muuttuu positiiviseksi ioni-kationiksi(käännetty kreikasta - " menee alas"). Näin ne muodostuvat kationeja vety H+, litium Li+, barium Ba2+ . Elektroneja hankkimalla atomit muuttuvat negatiivisiksi ioneiksi - anioneiksi(kreikan sanasta "anion" - menossa ylös). Esimerkkejä anioneista ovat fluoridi-ioni F−, sulfidi-ioni S 2− .

Kationit Ja anionit pystyy houkuttelevat toisiaan. Tässä tapauksessa syntyy kemiallinen sidos, Ja muodostuu kemiallisia yhdisteitä. Tämän tyyppistä kemiallista sidosta kutsutaan ionisidos :

2 Ionisidoksen määritelmä

Ionisidos on kemiallinen sidos koulutettuja johdosta kationien välinen sähköstaattinen vetovoima Ja anionit .

Ionisidoksen muodostumismekanismia voidaan tarkastella käyttämällä esimerkkiä välisestä reaktiosta natriumia ja klooria . Alkalimetalliatomi menettää helposti elektronin, A halogeeniatomi - hankkii. Tämän seurauksena on natriumkationi Ja kloridi-ioni. Ne muodostavat yhteyden johtuen sähköstaattinen vetovoima niiden välillä .

Vuorovaikutus välillä kationeja Ja anionit suunnasta riippumaton, Siksi ionisidoksesta he puhuvat kuin suuntaamaton. Joka kationi Voi olla houkutella minkä tahansa määrän anioneja, Ja päinvastoin. Siksi ionisidos On tyydyttymätön. Määrä ionien välisiä vuorovaikutuksia kiinteässä tilassa rajoittaa vain kiteen koko. Siksi " molekyyli " ioniyhdistettä on pidettävä koko kidenä .

Tapahtuman vuoksi ionisidos tarpeellista, kohteeseen ionisaatioenergian arvojen summa Ei(muodostamaan kationin) Ja elektronien affiniteetti Ae(anionin muodostusta varten) täytyy olla energeettisesti suotuisa. Tämä rajoittaa aktiivisten metalliatomien ionisidosten muodostumista(IA- ja IIA-ryhmien elementit, jotkin IIIA-ryhmän elementit ja jotkut siirtymävaiheet) ja aktiiviset epämetallit(halogeenit, kalkogeenit, typpi).

Ihanteellista ionisidosta ei käytännössä ole olemassa. Jopa niissä yhdisteissä, jotka yleensä luokitellaan ioninen , Ei ole olemassa täydellistä elektronien siirtoa atomista toiseen ; elektronit jäävät osittain yleiseen käyttöön. Kyllä, yhteys litiumfluoridi 80 % ioninen ja 20 % - kovalenttinen. Siksi on oikeampaa puhua ionisuusaste (vastakkaisuus) kovalenttinen kemiallinen sidos. Uskotaan, että erolla elektronegatiivisuudet elementtejä 2.1 viestintä on päällä 50 % ioninen. klo suurempi ero yhdiste voidaan pitää ionisena .

Kemiallisen sidoksen ionimallia käytetään laajalti kuvaamaan monien aineiden ominaisuuksia., ensinnäkin yhteydet emäksinen Ja maa-alkalimetalleja ei-metallien kanssa. Tämän eräpäivä on tällaisten yhteyksien kuvauksen yksinkertaisuus: uskotaan rakennetun kokoonpuristumattomia varattuja palloja, vastaava kationeja ja anioneja. Tällöin ionit pyrkivät järjestäytymään siten, että niiden väliset vetovoimat ovat maksimissaan ja hylkivät voimat minimaaliset.

Ionisidos- vahva kemiallinen sidos, joka muodostuu atomien välille suuri ero (>1,7 Paulingin asteikolla) elektronegatiivisuus, joiden kanssa jaettu elektronipari siirtyy kokonaan atomiin, jolla on korkeampi elektronegatiivisuus. Tämä on ionien vetovoima vastakkaisesti varautuneina kappaleina. Esimerkkinä on yhdiste CsF, jonka "ionisuusaste" on 97%.

Ionisidos- ääritapaus kovalenttisen polaarisen sidoksen polarisaatio. Muodostunut välillä tyypillinen metalli ja ei-metallinen. Tässä tapauksessa metallissa olevat elektronit vaihtaa kokonaan ei-metalliseen . Ioneja muodostuu.

Jos atomien välille muodostuu kemiallinen sidos erittäin suuri elektronegatiivisuusero (EO > 1,7 Paulingin mukaan), silloin kokonaiselektronipari on täydellinen siirtyy atomiin, jossa on suurempi EO. Tämän seurauksena muodostuu yhdiste vastakkaisesti varautuneita ioneja :

Muodostuneiden ionien väliin syntyy sähköstaattinen vetovoima jota kutsutaan ionisidos. Tai pikemminkin tämä ilme kätevä. Käytännössä ionisidos atomien välissä puhtaassa muodossaan ei realisoitu missään tai lähes missään, yleensä todellisuudessa yhteys on osittain ioninen , ja luonteeltaan osittain kovalenttinen. Samalla viestintää monimutkaiset molekyyli-ionit voidaan usein pitää puhtaasti ionisena. Tärkeimmät erot ionisidosten ja muun tyyppisten kemiallisten sidosten välillä ovat suunnan ja kylläisyyden puute. Tästä syystä ionisen sidoksen seurauksena muodostuneet kiteet gravitoituvat vastaavien ionien erilaisia ​​läheisiä pakkauksia kohti.

3 ionisäteitä

Yksinkertaisesti ionisen sidoksen sähköstaattinen malli käsitettä käytetään ionisäteet . Viereisen kationin ja anionin säteiden summan on oltava yhtä suuri kuin vastaava ytimien välinen etäisyys :

r 0 = r + + r −

Samalla se jää epäselvä missä viettää kationin ja anionin välinen raja . Nykyään se tiedetään , että puhtaasti ionista sidosta ei ole olemassa, kuten aina elektronipilvet ovat osittain päällekkäisiä. varten ionisäteiden laskennassa käytetään tutkimusmenetelmiä, mikä voit määrittää kahden atomin välisen elektronitiheyden . Ydinvälineiden välinen etäisyys jaetaan pisteessä, Missä elektronitiheys on minimaalinen .

Ionien koot riippuvat monista tekijöistä. klo ionin jatkuva varaus kasvavalla atomiluvulla(ja näin ollen, ydin lataus) ionisäde pienenee. Tämä on erityisen havaittavissa lantanidisarjassa, Missä ionisäteet muuttuvat monotonisesti 117 pm:stä (La 3+) arvoon 100 pm (Lu 3+) koordinaatioluvulla 6. Tätä vaikutusta kutsutaan lantanidipuristus .

SISÄÄN elementtiryhmiä ionisäteet kasvavat yleensä atomiluvun kasvaessa. kuitenkin varten d-neljännen ja viidennen jakson elementtejä lantanidipuristuksen vuoksi jopa ionisäde voi pienentyä(esimerkiksi klo 73 Zr 4+ - 72 pm Hf 4+ koordinaationumerolla 4).

Jakson aikana ionisäde pienenee huomattavasti liittyen elektronien vetovoiman lisääntyminen ytimeen samalla kun ytimen varaus ja itse ionin varaus kasvavat: 116 pm Na+:lle, 86 pm Mg 2+:lle, 68 pm Al 3+:lle (koordinaationumero 6). Samasta syystä ionin varauksen kasvu johtaa yhden alkuaineen ionisäteen pienenemiseen: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (koordinaationumero 4).

Vertailu ionisäteet Voi suorittaa vain samalla koordinointinumerolla, koska se vaikuttaa ionin kokoon vastaionien välisten hylkimisvoimien vuoksi. Tämä näkyy selvästi esimerkissä Ag+-ioni; sen ionisäde on 81, 114 ja 129 pm varten koordinaationumerot 2, 4 ja 6 , vastaavasti .

Rakenne ihanteellinen ioniyhdiste, ehdollinen Suurin vetovoima erilaisten ionien välillä ja minimaalinen repulsio samankaltaisten ionien välillä, monin tavoin määräytyy kationien ja anionien ionisäteiden suhteena. Tämä voidaan näyttää yksinkertaiset geometriset rakenteet.

4 Ionisidosenergia

Energiaviestintä Ja ioniselle yhdisteelle- Tämä energiaa, joka on sisällä vapautuu muodostumisensa aikana äärettömän kaukana toisistaan ​​olevista kaasumaisista vastaioneista . Vain sähköstaattiset voimat huomioon ottaen vastaa noin 90 % kokonaisvuorovaikutusenergiasta, mikä sisältää myös ei-sähköstaattisten voimien vaikutuksen(Esimerkiksi, elektronikuoren hylkiminen).

Milloin tahansa ionisidos kahden välillä vapaa ionienergia heidän vetovoima määräytyy Coulombin lain mukaan :

E(adv.) = q+ q− / (4π r ε),

Missä q+ Ja q−- maksut vuorovaikutuksessa olevia ioneja , r - etäisyys niiden välillä , ε - väliaineen dielektrisyysvakio .

Yhdestä syytteestä lähtien negatiivinen, Tuo energia-arvo Myös tulee olemaan negatiivinen .

Mukaan Coulombin laki, päällä Äärettömän pienillä etäisyyksillä vetovoiman tulee kasvaa äärettömän suureksi. Kuitenkin tämä ei tapahdu, koska ionit eivät ole pistevarauksia. klo tuo ioneja lähemmäs toisiaan niiden välille syntyy hylkiviä voimia, ehdollinen elektronisten pilvien vuorovaikutus . Ionien hylkimisenergia kuvattu Syntymäyhtälö :

E(ott.) = B / rn,

Missä SISÄÄN - jokin vakio , n Voi olla ota arvot välillä 5-12(riippuu ionin koko). Kokonaisenergia määräytyy veto- ja hylkäysenergioiden summalla :

E = E (sisään) + E (ulos)

Sen merkitys kulkee läpi minimi . Minimipisteen koordinaatit vastaavat tasapainoetäisyyttä r 0 Ja ionien välisen vuorovaikutuksen tasapainoenergia E 0 :

E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 ε)

SISÄÄN kristallihila Aina vuorovaikutuksia on enemmän, Miten ioniparin välillä. Tämä numero määräytyy ensisijaisesti kidehilan tyypin mukaan. varten ottaa huomioon kaikki vuorovaikutukset(heikkenee etäisyyden kasvaessa) lausekkeeksi for ionista energiaa kristallihila ottaa käyttöön niin sanotun vakion Madelunga A :

E(adv.) = A q+ q− / (4π r ε)

Vakioarvo Madelunga vain määrätty hilan geometria ja ei riippuu ionien säteestä ja varauksesta. Esimerkiksi varten natriumkloridia se on tasa-arvoinen 1,74756 .

5 ionin polarisaatio

sitä paitsi latauksen suuruus Ja säde tärkeä ominaisuus ja hän ovat hänen polarisaatioominaisuudet. Tarkastellaan tätä asiaa hieman yksityiskohtaisemmin. U ei-polaariset hiukkaset (atomit, ionit, molekyylit) positiivisten ja negatiivisten varausten painopisteet ovat samat. Sähkökentässä elektronikuoret siirtyvät positiivisesti varautuneen levyn suuntaan ja ytimet - kohti negatiivisesti varautunutta levyä. Johdosta hiukkasten muodonmuutos syntyy siinä dipoli, hänestä tulee napainen .

lähde Sähkökenttä yhdisteissä, joissa on ionityyppinen sidos, ovat ionit itse. Siksi puheen ollen ionin polarisaatioominaisuudet , tarpeellista erottaa tietyn ionin polarisoiva vaikutus Ja itsensä kyky polarisoitua sähkökentässä .

Ionin polarisoiva vaikutus tulee olemaan se yksi iso, Miten enemmän hänen voimakenttään, eli kuin suurempi varaus ja pienempi ionin säde. Siksi sisään alaryhmien sisällä elementtien jaksollisessa taulukossa ionien polarisoiva vaikutus vähenee ylhäältä alas, koska sisään alaryhmissä, ionin jatkuvalla varauksella, sen säde kasvaa ylhäältä alas .

Siksi esimerkiksi alkalimetalli-ionien polarisoiva vaikutus lisääntyy cesiumista litiumiin, ja peräkkäin halogenidi-ionit - I:stä F:ään. Ajanjaksoissa ionien polarisoiva vaikutus kasvaa vasemmalta oikealle yhdessä ionin varauksen kasvu Ja pienentämällä sen sädettä .

Ionien polarisoituvuus, sen kyky muodonmuutokset kasvavat voimakentän pienentyessä, eli kanssa alentaa maksun määrää Ja säteen kasvu . Anionien polarisoituvuus yleensä korkeampi, Miten kationeja ja peräkkäin halogenidit kasvaa F:stä I:hen .

Päällä kationien polarisaatioominaisuudet tekee niiden ulkoisen elektronikuoren luonteen vaikutus . Kationien polarisaatioominaisuudet miten sisään aktiivinen, ja sisään passiivinen tunne klo sama maksu ja lähisäteet kasvavat siirtyessä kationeista, joissa on täytetty kuori, kationeihin, joissa on epätäydellinen ulkokuori ja sitten kationeihin, joissa on 18 elektronin kuori.

Esimerkiksi kationien sarjassa Mg 2+, Ni 2+, Zn 2+ polarisaatioominaisuudet tehostuvat. Tämä kuvio on yhdenmukainen sarjassa esitetyn ionin säteen ja sen elektronikuoren rakenteen muutoksen kanssa:

Anioneille polarisaatioominaisuudet heikkenevät tässä järjestyksessä:

I-, Br-, Cl-, CN-, OH-, NO3-, F-, Cl04-.

Lopputulos ionien polarisaatiovuorovaikutus On elektronisten kuorien muodonmuutoksia ja tämän seurauksena ionien välisten etäisyyksien pienentäminen Ja negatiivisen epätäydellinen erottaminen Ja positiivisia varauksia ionien välillä.

Esimerkiksi kristallissa natriumkloridia maksun määrä päällä natrium-ioni määrä +0,9 , ja edelleen kloori-ioni - 0,9 sijasta odotettu yksikkö. Molekyylissä KCl sijaitsee höyryn tila, arvo kaliumionien varauksia Ja Kloori on 0,83 latausyksikköä, ja molekyylissä vetykloridi- vain 0,17 maksuyksiköitä.

Ionipolarisaatio tekee huomattava vaikutus ionisidoksia sisältävien yhdisteiden ominaisuuksiin , alentaa niiden sulamis- ja kiehumispisteitä , vähentää elektrolyyttistä dissosiaatiota liuoksissa ja sulaissa jne. .

Ioniset yhdisteet muodostuvat, kun elementtien vuorovaikutusta , eroavat merkittävästi kemiallisilta ominaisuuksiltaan. Sitä enemmän jaksollisessa taulukossa toisistaan ​​poistettuja elementtejä, ne sisällä ionisidos on selvempi niiden yhdisteissä . Vastaan, molekyyleissä, muodostuu identtisistä atomeista tai kemiallisilta ominaisuuksiltaan samankaltaisten alkuaineiden atomeista, nousta muita viestintämuotoja. Siksi ionisidosteoria Sillä on rajoitettu käyttö .

6 Ionipolarisaation vaikutus aineiden ominaisuuksiin sekä ionisidosten ja ioniyhdisteiden ominaisuuksiin

Ideoita aiheesta Ionipolarisaatiot auttavat selittämään eroja monien samankaltaisten aineiden ominaisuuksissa. Esimerkiksi vertailu natriumkloridia Ja kalium hopeakloridin kanssa osoittaa, että milloin läheiset ionisäteet

Ag+-kationin polarisoituvuus joilla on 18-elektroninen ulkokuori , korkeampi, Mitä johtaa metalli-kloori-sidoksen lujuuden kasvuun Ja hopeakloridin liukeneminen veteen on huonompi .

Keskinäinen ionien polarisaatio helpottaa kiteiden tuhoutumista, joka johtaa alentaa aineiden sulamispistettä. Tästä syystä Sulamislämpötila TlF (327 oС) merkittävästi alhaisempi kuin RbF (798 oC). Myös aineiden hajoamislämpötila laskee ionien keskinäisen polarisaation lisääntyessä. Siksi jodidit hajoavat yleensä alemmissa lämpötiloissa, Miten muut halogenidit, A litiumyhdisteitä - vähemmän lämpöstabiili , kuin muiden alkalisten alkuaineiden yhdisteet .

Elektronikuorten muodonmuuttuvuus vaikuttaa myös aineiden optisiin ominaisuuksiin. Miten hiukkanen on enemmän polarisoitunut , sitä pienempi elektronisten siirtymien energia. Jos polarisaatio on alhainen , elektronien viritys vaatii suurempaa energiaa mitä vastauksia spektrin ultraviolettiosa. Tällaiset aineet ovat yleensä väritön. Ionien voimakkaan polarisaation tapauksessa elektronit virittyvät absorptioimalla sähkömagneettista säteilyä spektrin näkyvällä alueella. Siksi joitain aineita, koulutettuja värittömiä ioneja, värillisiä .

Ominaisuudet ioniset yhdisteet palvelee hyvä liukoisuus polaarisissa liuottimissa (vesi, hapot jne.). Tämä johtuu siitä, että molekyylin osien varaus. Jossa liuotindipolit houkuttelevat molekyylin varautuneita päitä, ja sen seurauksena Brownin liike , « viedään pois» molekyyli aineet osiin ja ympäröi ne , ei anna meidän muodostaa yhteyttä uudelleen. Tuloksena on ympäröityjä ioneja liuotindipolit .

Kun liuotetaan tällaisia ​​yhdisteitä, yleensä energiaa vapautuu, koska muodostuneiden sidosten kokonaisenergia liuotin-ioni on suurempi kuin anioni-kationisidoksen energia. Poikkeuksia on monia typpihapon suolat (nitraatit), mikä imevät lämpöä liuenneena (liuokset jäähdytetään). Jälkimmäinen tosiasia on selitetty lakien perusteella huomioidaan fysikaalisessa kemiassa .

7 Kristallihila

Ioniset yhdisteet(esimerkiksi natriumkloridi NaCl) - kovaa Ja tulenkestävä koska ionien varausten välillä("+" ja "-") ovat olemassa voimakkaat sähköstaattisen vetovoiman voimat .

Negatiivisesti varautunut kloori-ioni vetää puoleensa Ei vain " Kaivos " Na+-ioni, mutta myös muita natriumioneja ympärilläsi. Tämä johtaa, Mitä minkä tahansa ionin lähellä on useampi kuin yksi ioni, jolla on päinvastainen etumerkki , ja muutama(Kuva 1).

Riisi. 1. Kristallirakenne tavallinen suola NaCl .

Itse asiassa noin jokaisesta kloori-ioni sisältää 6 natriumionia, ja noin jokainen natriumioni - 6 kloori-ionia .

Tätä järjestettyä ionien pakkausta kutsutaan ioninen kristalli. Jos eristät erillisen klooriatomi, sitten joukossa ympäröivät natriumatomit jo mahdotonta löytää sellaista, mikä kloori reagoi. Vetoivat toisiinsa sähköstaattiset voimat , ionit ovat erittäin haluttomia vaihtamaan sijaintiaan ulkoisen voiman vaikutuksesta tai lämpötilan nousu. Mutta jos lämpötila on erittäin korkea (noin 1500°C), Se NaCl haihtuu, muodostavat kaksiatomisia molekyylejä. Tämä viittaa siihen kovalenttiset sidosvoimat koskaan sammuta kokonaan .

Ioniset kiteet erota korkeat sulamislämpötilat, yleensä merkittävä kaistaväli, omistaa ionijohtavuus klo korkeita lämpötiloja Ja useita erityisiä optisia ominaisuuksia(Esimerkiksi, läpinäkyvyys lähi-IR-spektrissä). Ne voidaan rakentaa kummasta tahansa monatominen, ja alkaen polyatomiset ionit. Esimerkki ensimmäisen tyypin ionikiteet - alkalihalogenidikiteet Ja maa-alkalimetallit ; anionit on järjestetty lähimmän pallomaisen pakkauksen lain mukaan tai tiheä pallomuuraus , kationit täyttävät vastaavat tyhjät tilat. Suurin osa ominaisuus tämän tyyppisiä rakenteita ovat NaCl, CsCl, CaF2. Toisen tyypin ionikiteet rakennettu alkaen samojen metallien yksiatomiset kationit ja äärelliset tai äärettömät anioniset fragmentit . Lopulliset anionit(happojäämät) - NO3-, SO42-, СО32- jne. . Happamat jäämät voivat muodostaa loputtomia ketjuja , kerroksia tai muodostavat kolmiulotteisen kehyksen, jonka onteloissa kationit sijaitsevat, kuten esimerkiksi sisään silikaattien kiderakenteet. varten ioniset kiteet voit laskea kiderakenteen energian U(katso taulukko), suunnilleen yhtä suuri sublimaatioentalpia; tuloksia ovat hyvin sopusoinnussa kokeellisten tietojen kanssa. Yhtälön mukaan Syntynyt-Maier, Sillä kristalli, joka koostuu muodollisesti yksinkertaisesti varautuneita ioneja :

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

(R - lyhin interioninen etäisyys , A - Madelung vakio , riippuvainen alkaen rakenteen geometria , SISÄÄN Ja r - vaihtoehtoja , kuvaavat hiukkasten välistä vastenmielisyyttä , C/R6 Ja D/R8 luonnehtia asiaankuuluvaa Ionien dipoli-dipoli ja dipoli-kvadrupoli vuorovaikutus , E 0 - nollapisteen energia , e - elektronivaraus). KANSSA Kun kationi kasvaa, dipoli-dipoli-vuorovaikutusten osuus kasvaa .

Kaikki kemialliset yhdisteet muodostuvat kemiallisen sidoksen muodostumisen kautta. Ja liitoshiukkasten tyypistä riippuen erotetaan useita tyyppejä. Kaikkein alkeellisinta– nämä ovat kovalenttisia polaarisia, kovalenttisia ei-polaarisia, metallisia ja ionisia. Tänään puhumme ionista.

Yhteydessä

Mitä ovat ionit

Se muodostuu kahden atomin välille - yleensä edellyttäen, että elektronegatiivisuuden ero niiden välillä on erittäin suuri. Atomien ja ionien elektronegatiivisuutta arvioidaan Paullingin asteikolla.

Siksi yhdisteiden ominaisuuksien oikein huomioon ottamiseksi otettiin käyttöön ionisuuden käsite. Tämän ominaisuuden avulla voit määrittää, kuinka suuri prosenttiosuus tietystä sidoksesta on ionista.

Yhdiste, jolla on suurin ionisuus, on cesiumfluoridi, jossa sitä on noin 97 %. Ionisidos on ominaista D.I.-taulukon ensimmäisessä ja toisessa ryhmässä olevien metalliatomien muodostamille aineille. Mendelejev ja epämetallien atomit, jotka sijaitsevat saman taulukon kuudennessa ja seitsemännessä ryhmässä.

Huomautus! On syytä huomata, että ei ole olemassa yhdistettä, jossa suhde olisi yksinomaan ioninen. Tällä hetkellä löydetyillä alkuaineilla ei ole mahdollista saavuttaa niin suurta elektronegatiivisuuden eroa 100-prosenttisen ionisen yhdisteen saamiseksi. Siksi ionisidoksen määritelmä ei ole täysin oikea, koska todellisuudessa tarkastellaan yhdisteitä, joilla on osittainen ioninen vuorovaikutus.

Miksi tämä termi otettiin käyttöön, jos tällaista ilmiötä ei todellakaan ole olemassa? Tosiasia on, että tämä lähestymistapa auttoi selittämään monia suolojen, oksidien ja muiden aineiden ominaisuuksien vivahteita. Esimerkiksi miksi ne liukenevat hyvin veteen ja miksi ne ovat ratkaisut pystyvät johtamaan sähkövirtaa. Tätä ei voi selittää mistään muusta näkökulmasta.

Koulutusmekanismi

Ionisidoksen muodostuminen on mahdollista vain, jos kaksi ehtoa täyttyvät: jos reaktioon osallistuva metalliatomi pystyy helposti luopumaan viimeisellä energiatasolla sijaitsevista elektroneista ja ei-metalliatomi pystyy hyväksymään nämä elektronit. Metalliatomit ovat luonteeltaan pelkistäviä aineita, eli ne pystyvät elektronien luovutus.

Tämä johtuu siitä, että metallin viimeinen energiataso voi sisältää yhdestä kolmeen elektronia, ja itse hiukkasen säde on melko suuri. Siksi ytimen ja elektronien välinen vuorovaikutusvoima viimeisellä tasolla on niin pieni, että ne voivat helposti poistua siitä. Epämetallien kanssa tilanne on täysin toinen. Heillä on pieni säde, ja omien elektronien lukumäärä viimeisellä tasolla voi olla kolmesta seitsemään.

Ja niiden ja positiivisen ytimen välinen vuorovaikutus on melko vahva, mutta mikä tahansa atomi pyrkii täydentämään energiatason, joten ei-metalliatomit pyrkivät saamaan puuttuvia elektroneja.

Ja kun kaksi atomia - metalli ja ei-metalli - kohtaavat, elektronit siirtyvät metalliatomista ei-metalliatomiin ja muodostuu kemiallinen vuorovaikutus.

Kytkentäkaavio

Kuvassa näkyy selvästi, kuinka ionisidoksen muodostuminen tarkalleen tapahtuu. Aluksi siinä on neutraalisti varautuneita natrium- ja klooriatomeja.

Ensimmäisellä on yksi elektroni viimeisellä energiatasolla, toisella seitsemän. Seuraavaksi elektroni siirtyy natriumista klooriksi ja muodostuu kaksi ionia. Jotka yhdistyvät keskenään muodostaen aineen. Mikä on ioni? Ioni on varautunut hiukkanen, jossa protonien määrä ei ole yhtä suuri kuin elektronien lukumäärä.

Erot kovalenttisesta tyypistä

Spesifisyydestään johtuen ionisidoksella ei ole suuntaavuutta. Tämä johtuu siitä, että ionin sähkökenttä on pallo, ja se pienenee tai kasvaa yhteen suuntaan tasaisesti noudattaen samaa lakia.

Toisin kuin kovalenttinen, joka muodostuu elektronipilvien päällekkäisyyden vuoksi.

Toinen ero on se kovalenttinen sidos on kyllästynyt. Mitä se tarkoittaa? Vuorovaikutukseen osallistuvien elektronisten pilvien määrä on rajallinen.

Ja ionisessa, koska sähkökentällä on pallomainen muoto, se voi liittyä rajoittamattomaan määrään ioneja. Tämä tarkoittaa, että voimme sanoa, että se ei ole kyllästynyt.

Sitä voidaan luonnehtia myös useilla muilla ominaisuuksilla:

1. Sidosenergia on kvantitatiivinen ominaisuus, ja se riippuu energiamäärästä, joka täytyy kuluttaa sen katkaisemiseen. Se riippuu kahdesta kriteeristä - sidoksen pituus ja ionivaraus mukana sen koulutuksessa. Mitä vahvempi sidos, sitä lyhyempi sen pituus ja sitä suuremmat sen muodostavien ionien varaukset.
2. Pituus - tämä kriteeri on jo mainittu edellisessä kappaleessa. Se riippuu yksinomaan yhdisteen muodostumiseen osallistuvien hiukkasten säteestä. Atomien säde muuttuu seuraavasti: pienenee jaksossa sarjanumeron kasvaessa ja kasvaa ryhmässä.

Aineet, joissa on ionisia sidoksia

Se on ominaista huomattavalle määrälle kemiallisia yhdisteitä. Tämä on suuri osa kaikista suoloista, mukaan lukien hyvin tunnettu ruokasuola. Sitä esiintyy kaikissa yhteyksissä, joissa on suora metallin ja ei-metallin välinen kosketus. Tässä on esimerkkejä aineista, joissa on ionisidoksia:

• natrium- ja kaliumkloridit,
• cesiumfluoridi,
• magnesiumoksidi.

Se voi myös ilmetä monimutkaisina yhdisteinä.

Esimerkiksi magnesiumsulfaatti.

Tässä on ioni- ja kovalenttisia sidoksia sisältävän aineen kaava:

Happi- ja magnesiumionien välille muodostuu ionisidos, mutta rikki-ionit ja ovat yhteydessä toisiinsa jo kovalenttisen polaarisen avulla.

Mistä voimme päätellä, että ionisidos on ominaista monimutkaisille kemiallisille yhdisteille.

Mikä on ionisidos kemiassa

Kemiallisten sidosten tyypit - ioniset, kovalenttiset, metalliset

Johtopäätös

Ominaisuudet riippuvat suoraan laitteesta kristallihila. Siksi kaikki yhdisteet, joissa on ionisidos, liukenevat hyvin veteen ja muihin polaarisiin liuottimiin, johtavat ja ovat dielektrisiä. Samalla ne ovat melko tulenkestäviä ja hauraita. Näiden aineiden ominaisuuksia käytetään usein sähkölaitteiden valmistuksessa.

Ionit ovat atomeja, jotka ovat menettäneet tai saaneet elektroneja ja sen seurauksena jonkin verran varausta. Aluksi haluaisin muistuttaa, että ioneja on kahdenlaisia: kationeja(ytimen positiivinen varaus on suurempi kuin negatiivista varausta kantavien elektronien lukumäärä) ja anionit(ytimen varaus on pienempi kuin elektronien lukumäärä). Ionisidos muodostuu kahden vastakkaisen varauksen omaavan ionin vuorovaikutuksen seurauksena.

Ioninen ja kovalenttinen sidos

Tämäntyyppinen sidos on kovalenttisen sidoksen erikoistapaus. Elektronegatiivisuuden ero on tässä tapauksessa niin suuri (yli 1,7 Paulingin mukaan), että yhteinen elektronipari ei ole osittain siirtynyt, vaan siirtyy kokonaan korkeamman elektronegatiivisuuden omaavaan atomiin. Siksi ionisidoksen muodostuminen on seurausta voimakkaiden sähköstaattisten vuorovaikutusten esiintymisestä ionien välillä. On tärkeää ymmärtää, että 100-prosenttista ionisidosta ei ole olemassa. Tätä termiä käytetään, jos "ioniominaisuudet" ovat selvempiä (eli elektronipari on voimakkaasti vinoutunut kohti elektronegatiivisempaa atomia).

Ionisidosmekanismi

Atomit, joilla on lähes täydellinen tai lähes tyhjä valenssikuori (ulkokuori), tulevat helpoimmin kemiallisiin reaktioihin. Mitä vähemmän tyhjiä orbitaaleja valenssikuoressa on, sitä suurempi on mahdollisuus, että atomi vastaanottaa elektroneja ulkopuolelta. Ja päinvastoin - mitä vähemmän elektroneja ulkokuoressa on, sitä todennäköisemmin atomi luovuttaa elektronin.

Tämä on atomin kyky houkutella elektroneja itseensä, joten atomit, joilla on eniten täytetty valenssikuori, ovat elektronegatiivisempia.

Tyypillinen metalli on halukkaampi luopumaan elektroneista, kun taas tyypillinen ei-metalli on halukkaampi ottamaan ne pois. Siksi ionisidoksia muodostavat useimmiten metallit ja ei-metallit. Erikseen on mainittava toisen tyyppinen ionisidos - molekyylinen. Sen erikoisuus on, että ionien rooli ei ole yksittäisiä atomeja, vaan kokonaisia ​​molekyylejä.

Ionisidoskaavio

Kuvassa on kaavamaisesti esitetty natriumfluoridin muodostuminen. Natriumilla on alhainen elektronegatiivisuus ja vain yksi elektroni sen valenssikuoressa (VO). Fluorilla on huomattavasti korkeampi elektronegatiivisuus ja se tarvitsee vain yhden elektronin täyttääkseen BO:n. Natrium-BO:n elektroni menee fluori-BO:ksi täyttäen kiertoradan, minkä seurauksena molemmat atomit saavat vastakkaiset varaukset ja vetäytyvät toisiinsa.

Ionisidoksen ominaisuudet

Ionisidos on melko vahva - sitä on äärimmäisen vaikea tuhota lämpöenergian avulla, ja siksi aineilla, joissa on ionisia sidoksia, on korkea sulamispiste. Samaan aikaan ionien vuorovaikutuksen säde on melko pieni, mikä määrää hauraus vastaavia yhteyksiä. Sen tärkeimmät ominaisuudet ovat suunnan ja kylläisyyden puute. Suuntamattomuus tulee ionin sähkökentän muodosta, joka on pallo ja pystyy vuorovaikutuksessa kationien tai anionien kanssa kaikkiin suuntiin. Tässä tapauksessa kahden ionin kenttiä ei kompensoida täysin, minkä seurauksena ne pakotetaan houkuttelemaan lisää ioneja itseensä muodostaen kiteen - tätä ilmiötä kutsutaan tyydyttymättömyydeksi. Ionikiteissä ei ole molekyylejä, ja yksittäisiä kationeja ja anioneja ympäröivät monet vastakkaisen merkin ionit, joiden lukumäärä riippuu pääasiassa atomien sijainnista avaruudessa.

Pöytäsuolan (NaCl) kiteet ovat tyypillinen esimerkki ionisidoksesta.

Ionisidos

(käytettiin materiaalia sivustolta http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

Ionisidos tapahtuu sähköstaattisen vetovoiman kautta vastakkaisesti varautuneiden ionien välillä. Nämä ionit muodostuvat elektronien siirtymisen seurauksena atomista toiseen. Ionisidos muodostuu atomien välille, joiden elektronegatiivisuudessa on suuria eroja (yleensä suurempi kuin 1,7 Paulingin asteikolla), esimerkiksi alkalimetalli- ja halogeeniatomien välille.

Tarkastellaan ionisidoksen esiintymistä käyttämällä esimerkkiä NaCl:n muodostumisesta.

Atomien elektronisista kaavoista

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ja

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

Voidaan nähdä, että ulomman tason täydentämiseksi natriumatomin on helpompi luovuttaa yksi elektroni kuin saada seitsemän, ja klooriatomin on helpompi saada yksi elektroni kuin seitsemän. Kemiallisissa reaktioissa natriumatomi luovuttaa yhden elektronin ja klooriatomi ottaa sen. Tämän seurauksena natrium- ja klooriatomien elektronikuoret muuttuvat stabiileiksi jalokaasujen elektronikuoriksi (natriumkationin elektroninen konfiguraatio

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

ja kloorianionin elektroninen konfiguraatio on

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Ionien sähköstaattinen vuorovaikutus johtaa NaCl-molekyylin muodostumiseen.

Kemiallisen sidoksen luonne heijastuu usein aggregaatiotilaan ja aineen fysikaalisiin ominaisuuksiin. Ioniyhdisteet, kuten natriumkloridi NaCl, ovat kovia ja tulenkestäviä, koska niiden "+"- ja "-"-ionien varausten välillä on voimakkaita sähköstaattisia vetovoimia.

Negatiivisesti varautunut kloridi-ioni houkuttelee "omaa" Na + -ioninsa lisäksi myös muita ympärillään olevia natriumioneja. Tämä johtaa siihen, että minkä tahansa ionin lähellä ei ole yhtä ionia, jolla on vastakkainen merkki, vaan useita.

Natriumkloridin NaCl-kiteen rakenne.

Itse asiassa jokaisen kloori-ionin ympärillä on 6 natriumionia ja kunkin natriumionin ympärillä 6 kloori-ionia. Tätä järjestettyä ionien pakkausta kutsutaan ionikiteeksi. Jos kiteessä eristetään yksittäinen klooriatomi, sitä ympäröivien natriumatomien joukosta ei ole enää mahdollista löytää sitä, jonka kanssa kloori reagoi.

Sähköstaattisten voimien vetämänä toisiinsa ionit ovat erittäin haluttomia vaihtamaan sijaintiaan ulkoisen voiman tai lämpötilan nousun vaikutuksesta. Mutta jos natriumkloridi sulatetaan ja kuumennetaan edelleen tyhjiössä, se haihtuu muodostaen kaksiatomisia NaCl-molekyylejä. Tämä viittaa siihen, että kovalenttiset sidosvoimat eivät koskaan sammu kokonaan.

Ionisidoksen pääominaisuudet ja ioniyhdisteiden ominaisuudet

1. Ionisidos on vahva kemiallinen sidos. Tämän sidoksen energia on noin 300 – 700 kJ/mol.

2. Toisin kuin kovalenttinen sidos, ionisidos on suuntaamaton, koska ioni voi vetää puoleensa vastakkaisen merkin ioneja mihin tahansa suuntaan.

3. Toisin kuin kovalenttinen sidos, ionisidos on tyydyttymätön, koska vastakkaisen merkin ionien vuorovaikutus ei johda niiden voimakenttien täydelliseen keskinäiseen kompensointiin.

4. Ionisidoksella varustettujen molekyylien muodostumisen aikana ei tapahdu täydellistä elektronien siirtoa, joten luonnossa ei ole sataprosenttisia ionisidoksia. NaCl-molekyylissä kemiallinen sidos on vain 80 % ionista.

5. Yhdisteet, joissa on ionisia sidoksia, ovat kiteisiä kiinteitä aineita, joilla on korkea sulamis- ja kiehumispiste.

6. Useimmat ioniset yhdisteet ovat vesiliukoisia. Ioniyhdisteiden liuokset ja sulat johtavat sähkövirtaa.

Metalliliitäntä

Metallikiteet rakentuvat eri tavalla. Jos tutkit palaa natriummetallia, huomaat, että sen ulkonäkö on hyvin erilainen kuin ruokasuola. Natrium on pehmeä metalli, helposti leikattu veitsellä, litistetty vasaralla, se voidaan sulattaa helposti kupissa alkoholilampulla (sulamispiste 97,8 o C). Natriumkiteessä jokaista atomia ympäröi kahdeksan muuta samanlaista atomia.

Metallisen Na:n kiderakenne.

Kuvasta näkyy, että kuution keskellä olevalla Na-atomilla on 8 lähintä naapuria. Mutta sama voidaan sanoa mistä tahansa muusta kiteen atomista, koska ne ovat kaikki samanlaisia. Kide koostuu tässä kuvassa esitetyistä "lopetta" toistuvista fragmenteista.

Metalliatomit uloimmalla energiatasolla sisältävät pienen määrän valenssielektroneja. Koska metalliatomien ionisaatioenergia on alhainen, valenssielektronit säilyvät heikosti näissä atomeissa. Tämän seurauksena metallien kidehilassa ilmaantuu positiivisesti varautuneita ioneja ja vapaita elektroneja. Tässä tapauksessa metallikationit sijaitsevat kidehilan solmuissa, ja elektronit liikkuvat vapaasti positiivisten keskusten kentässä muodostaen niin sanotun "elektronikaasun".

Negatiivisesti varautuneen elektronin läsnäolo kahden kationin välillä saa jokaisen kationin olemaan vuorovaikutuksessa tämän elektronin kanssa.

Täten, Metallisidos on metallikiteissä olevien positiivisten ionien välinen sidos, joka tapahtuu kiteessä vapaasti liikkuvien elektronien vetovoiman kautta.

Koska metallin valenssielektronit ovat jakautuneet tasaisesti kaikkialle kiteeseen, metallisidos, kuten ionisidos, on suuntaamaton sidos. Toisin kuin kovalenttinen sidos, metallisidos on tyydyttymätön sidos. Metallisidos eroaa kovalenttisesta sidoksesta myös lujuudella. Metallisidoksen energia on noin kolme-neljä kertaa pienempi kuin kovalenttisen sidoksen energia.

Elektronikaasun suuresta liikkuvuudesta johtuen metalleille on ominaista korkea sähkön- ja lämmönjohtavuus.

Metallikide näyttää melko yksinkertaiselta, mutta itse asiassa sen elektroninen rakenne on monimutkaisempi kuin ionisten suolakiteiden. Metallielementtien ulkoelektronikuoressa ei ole tarpeeksi elektroneja muodostamaan täysimittaista "oktetti" kovalenttista tai ionista sidosta. Siksi useimmat metallit koostuvat kaasumaisessa tilassa monoatomisista molekyyleistä (eli yksittäisistä atomeista, jotka eivät ole yhteydessä toisiinsa). Tyypillinen esimerkki on elohopeahöyry. Siten metallisidos metalliatomien välillä esiintyy vain aggregoituneena nestemäisessä ja kiinteässä tilassa.

Metallisidosta voidaan kuvata seuraavasti: osa muodostuvan kiteen metalliatomeista luovuttaa valenssielektroninsa atomien väliseen tilaan (natriumilla tämä on...3s1) muuttuen ioneiksi. Koska kaikki kiteen metalliatomit ovat samoja, kullakin on yhtä suuri mahdollisuus menettää valenssielektroni.

Toisin sanoen elektronien siirto neutraalien ja ionisoitujen metalliatomien välillä tapahtuu ilman energiankulutusta. Tässä tapauksessa jotkut elektronit päätyvät aina atomien väliseen tilaan "elektronikaasun" muodossa.

Nämä vapaat elektronit pitävät ensinnäkin metalliatomit tietyllä tasapainoetäisyydellä toisistaan.

Toiseksi ne antavat metalleille tyypillisen "metallisen kiillon" (vapaat elektronit voivat olla vuorovaikutuksessa valokvanttien kanssa).

Kolmanneksi vapaat elektronit tarjoavat metalleille hyvän sähkönjohtavuuden. Metallien korkea lämmönjohtavuus selittyy myös vapaiden elektronien läsnäololla atomien välisessä tilassa - ne "reagoivat" helposti energian muutoksiin ja edistävät sen nopeaa siirtoa kiteessä.

Yksinkertaistettu malli metallikiteen elektronisesta rakenteesta.

******** Tarkastellaanpa metallin natriumia esimerkkinä metallisidoksen luonnetta atomikiertoa koskevien käsitysten näkökulmasta. Natriumatomilla, kuten monilla muillakin metalleilla, ei ole valenssielektroneja, mutta vapaita valenssiorbitaaleja on. Natriumin yksittäinen 3s-elektroni pystyy liikkumaan mille tahansa vapaalle ja lähienergialle naapurikiertoradalle. Kun kiteen atomit tulevat lähemmäksi toisiaan, viereisten atomien ulommat kiertoradat menevät päällekkäin, jolloin luovutetut elektronit voivat liikkua vapaasti kiteessä.

"Elektronikaasu" ei kuitenkaan ole niin sekava kuin miltä se saattaa näyttää. Vapaat elektronit metallikiteessä ovat päällekkäisillä kiertoradoilla ja ovat jossain määrin yhteisiä muodostaen jotain kovalenttisten sidosten kaltaisia. Natriumilla, kaliumilla, rubidiumilla ja muilla metallisilla s-alkuaineilla on vain vähän yhteisiä elektroneja, joten niiden kiteet ovat hauraita ja sulavia. Kun valenssielektronien lukumäärä kasvaa, metallien lujuus yleensä kasvaa.

Siten metallisidokset muodostuvat yleensä elementeistä, joiden atomien ulkokuorissa on vähän valenssielektroneja. Näitä valenssielektroneja, jotka suorittavat metallisidoksen, jaetaan niin paljon, että ne voivat liikkua metallikiteessä ja tarjota metallin korkean sähkönjohtavuuden.

NaCl-kide ei johda sähköä, koska ionien välisessä tilassa ei ole vapaita elektroneja. Kaikki natriumatomien luovuttamat elektronit ovat tiukasti kloori-ioneissa. Tämä on yksi merkittävistä eroista ionikiteiden ja metallikiteiden välillä.

Se, mitä tiedät metallisidoksesta, auttaa selittämään useimpien metallien suuren muokattavuuden (muovuttavuuden). Metalli voidaan litistää ohueksi levyksi, vetää langaksi. Tosiasia on, että metallikiteen yksittäiset atomikerrokset voivat liukua toisiaan suhteellisen helposti: liikkuva "elektronikaasu" pehmentää jatkuvasti yksittäisten positiivisten ionien liikettä suojaten niitä toisiltaan.

Mitään tällaista ei tietenkään voida tehdä ruokasuolan kanssa, vaikka suola on myös kiteinen aine. Ionikiteissä valenssielektronit ovat tiukasti sidottu atomin ytimeen. Yhden ionikerroksen siirtyminen toiseen lähentää saman varauksen omaavia ioneja ja aiheuttaa niiden välillä voimakasta hylkimistä, mikä johtaa kiteen tuhoutumiseen (NaCl on hauras aine).

Ionikiteen kerrosten siirtyminen aiheuttaa suurten hylkimisvoimien ilmaantumisen samankaltaisten ionien välillä ja kiteen tuhoutumisen.

Navigointi

• Yhdistelmäongelmien ratkaiseminen aineen määrällisten ominaisuuksien perusteella
• Ongelmanratkaisu. Aineiden koostumuksen pysyvyyden laki. Laskelmat, joissa käytetään aineen "moolimassan" ja "kemiallisen määrän" käsitteitä

Wikimedia Foundation. 2010.

Katso, mitä "ioninen kemiallinen sidos" on muissa sanakirjoissa:

Sidos atomien välillä molekyylissä tai moolissa. yhteys, joka syntyy joko eleenin siirtymisestä atomista toiseen tai eleenien jakamisesta atomiparin (tai ryhmän) kesken. X. s.:iin johtavat voimat ovat Coulomb, mutta X. s. kuvaile sisällä... Fyysinen tietosanakirja

KEMIALLINEN SIDOS- atomien vuorovaikutus, jossa kahteen eri atomiin (ryhmiin) kuuluvat elektronit tulevat yhteisiksi (sosialisoituvat) molemmille atomeille (ryhmille), jolloin ne yhdistyvät molekyyleiksi ja kiteiksi. On olemassa kahta päätyyppiä X. s .: ioninen ... ... Suuri ammattikorkeakoulun tietosanakirja

KEMIALLINEN SIDOS Mekanismi, jolla atomit yhdistyvät muodostaen molekyylejä. Tällaista sidosta on useita tyyppejä, jotka perustuvat joko vastakkaisten varausten vetovoimaan tai stabiilien konfiguraatioiden muodostumiseen elektronien vaihdon kautta. Tieteellinen ja tekninen tietosanakirja

Kemiallinen sidos- KEMIALLINEN SIDOS, atomien vuorovaikutus, joka aiheuttaa niiden liittymisen molekyyleiksi ja kiteiksi. Kemiallisen sidoksen muodostumisen aikana vaikuttavat voimat ovat luonteeltaan pääasiassa sähköisiä. Kemiallisen sidoksen muodostumiseen liittyy uudelleenjärjestely... ... Kuvitettu tietosanakirja

- ... Wikipedia

Atomien keskinäinen vetovoima, joka johtaa molekyylien ja kiteiden muodostumiseen. On tapana sanoa, että molekyylissä tai kiteessä vierekkäisten atomien välillä on ch. Atomin valenssi (jota käsitellään tarkemmin alla) näyttää sidosten lukumäärän... Suuri Neuvostoliiton tietosanakirja

kemiallinen sidos- atomien keskinäinen vetovoima, mikä johtaa molekyylien ja kiteiden muodostumiseen. Atomin valenssi osoittaa tietyn atomin ja viereisten sidosten määrän. Termin "kemiallinen rakenne" otti käyttöön akateemikko A. M. Butlerov vuonna... ... Ensyklopedinen metallurgian sanakirja

Atomien vuorovaikutus, mikä aiheuttaa niiden yhdistymisen molekyyleiksi ja kiteiksi. Tämä vuorovaikutus johtaa tuloksena olevan molekyylin tai kiteen kokonaisenergian vähenemiseen verrattuna ei-vuorovaikutteisten atomien energiaan ja perustuu ... ... Suuri tietosanakirja polytekninen sanakirja

Kovalenttinen sidos metaanimolekyylin esimerkissä: täydellinen ulkoinen energiataso vedylle (H) 2 elektronille ja hiilelle (C) 8 elektronille. Suunnattujen valenssielektronipilvien muodostama kovalenttinen sidos. Neutraali... ... Wikipedia

Kemiallinen sidos on ilmiö atomien vuorovaikutuksesta, joka johtuu elektronipilvien päällekkäisyydestä, sitovista hiukkasista, johon liittyy järjestelmän kokonaisenergian väheneminen. Termin "kemiallinen rakenne" esitti ensimmäisen kerran A. M. Butlerov vuonna 1861... ... Wikipedia