අයනික බන්ධනය. අයනික බන්ධනයක් සෑදෙන්නේ කෙසේද: උදාහරණ අයනික ආකාරයේ රසායනික බන්ධන උදාහරණ

අයනික බන්ධනය

රසායනික බන්ධන න්‍යායගනී නූතන රසායන විද්යාවේ වැදගත්ම ස්ථානය. ඇය පරමාණු එකතු වී රසායනික අංශු සෑදෙන්නේ මන්දැයි පැහැදිලි කරයි, සහ මෙම අංශුවල ස්ථායීතාවය සංසන්දනය කිරීමට ඔබට ඉඩ සලසයි. භාවිතා කරමින් රසායනික බන්ධන න්යාය, පුළුවන් විවිධ සංයෝගවල සංයුතිය හා ව්යුහය පුරෝකථනය කරන්න. යන සංකල්පය සමහර රසායනික බන්ධන බිඳ දැමීම සහ අනෙකුත් ඒවා ගොඩනැගීම නූතන අදහස්වල පදනම වේ රසායනික ප්රතික්රියාවලදී ද්රව්යවල පරිවර්තනයන් ගැන .

රසායනික බන්ධනය- මෙය පරමාණුවල අන්තර්ක්රියා , රසායනික අංශුවක ස්ථායීතාවය තීරණය කිරීමහෝ සමස්තයක් ලෙස ස්ඵටික . රසායනික බන්ධනයනිසා පිහිටුවා ඇත විද්යුත්ස්ථිතික අන්තර්ක්රියාඅතර ආරෝපිත අංශු : කැටායන සහ ඇනායන, න්යෂ්ටි සහ ඉලෙක්ට්රෝන. පරමාණු එකට එකතු වූ විට, එක් පරමාණුවක න්‍යෂ්ටිය සහ තවත් පරමාණුවක ඉලෙක්ට්‍රෝන අතර මෙන්ම න්‍යෂ්ටික අතර සහ ඉලෙක්ට්‍රෝන අතර විකර්ෂක බලයන් අතර ආකර්ශනීය බලවේග ක්‍රියා කිරීමට පටන් ගනී. මත යම් දුරක් මේ බලවේග එකිනෙකා සමතුලිත කරයි, සහ ස්ථාවර රසායනික අංශුවක් සෑදී ඇත .

රසායනික බන්ධනයක් සෑදූ විට, නිදහස් පරමාණු හා සැසඳීමේ දී සංයෝගයේ ඇති පරමාණුවල ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වය සැලකිය යුතු ලෙස යලි බෙදා හැරීමක් සිදු විය හැක.

ආන්තික අවස්ථාවක, මෙය ආරෝපිත අංශු සෑදීමට හේතු වේ - අයන (ග්රීක "අයන" සිට - යනවා).

1 අයන අන්තර්ක්‍රියා

නම් පරමාණුව එකක් නැති වෙනවාහෝ ඉලෙක්ට්රෝන කිහිපයක්, ඉතින් ඔහු ධන අයන - කැටායන බවට හැරේ(ග්‍රීක භාෂාවෙන් පරිවර්තනය - " පහළට යනවා") ඒවා හැදෙන්නේ මෙහෙමයි කැටායන හයිඩ්‍රජන් H + , ලිතියම් Li + , barium Ba 2+ . ඉලෙක්ට්රෝන අත්පත් කර ගැනීමෙන්, පරමාණු සෘණ අයන - ඇනායන බවට හැරේ(ග්‍රීක "ඇනායන" වලින් - ඉහළ යනවා) ඇනායන සඳහා උදාහරණ වේ ෆ්ලෝරයිඩ් අයන F−, සල්ෆයිඩ් අයන S 2− .

කැටායනසහ ඇනායනපුළුවන් එකිනෙකා ආකර්ෂණය කර ගන්න. මෙම අවස්ථාවේ දී, පැන නගී රසායනික බන්ධනය, සහ රසායනික සංයෝග සෑදේ. මෙම වර්ගයේ රසායනික බන්ධන ලෙස හැඳින්වේ අයනික බන්ධනය :

2 අයනික බන්ධන අර්ථ දැක්වීම

අයනික බන්ධනයරසායනික බන්ධනයකි උගත්නිසා කැටායන අතර විද්යුත්ස්ථිතික ආකර්ෂණයසහ ඇනායන .

අතර ප්‍රතික්‍රියාවක උදාහරණය භාවිතා කරමින් අයනික බන්ධන සෑදීමේ යාන්ත්‍රණය සලකා බැලිය හැක සෝඩියම් සහ ක්ලෝරීන් . ක්ෂාර ලෝහ පරමාණුවක් පහසුවෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් නැති කරයි, ඒ හැලජන් පරමාණුව - අත්පත් කර ගනී. මෙහි ප්රතිඵලයක් ලෙස පවතී සෝඩියම් කැටායනසහ ක්ලෝරයිඩ් අයන. ඔවුන් නිසා සම්බන්ධතාවයක් ඇති කරයි ඔවුන් අතර විද්යුත් ස්ථිතික ආකර්ෂණය .

අතර අන්තර්ක්‍රියා කැටායනසහ ඇනායන දිශාවෙන් ස්වාධීන, ඒක තමයි අයනික බන්ධනය ගැනඔවුන් කතා කරනවා වගේ දිශානුගත නොවන. සෑම කැටායනසමහර විට ඕනෑම ඇනායන ගණනක් ආකර්ෂණය කර ගන්න, සහ ප්රතිලෝම වශයෙන්. ඒක තමයි අයනික බන්ධනයවේ අසංතෘප්ත. අංකය ඝන තත්වයේ අයන අතර අන්තර්ක්‍රියා සීමා වන්නේ ස්ඵටිකයේ ප්‍රමාණයෙන් පමණි. ඒක තමයි " අණුව " අයනික සංයෝගය සම්පූර්ණ ස්ඵටිකයක් ලෙස සැලකිය යුතුය .

සිදුවීම සඳහා අයනික බන්ධනය අවශ්ය, දක්වා අයනීකරණ ශක්ති අගයන්ගේ එකතුව ඊ අයි(කැටායනයක් සෑදීමට)සහ ඉලෙක්ට්රෝන සම්බන්ධතාවය ඒ ඊ(ඇනායන සෑදීම සඳහා)විය යුතුයි ජවයෙන් හිතකරය. මෙය ක්රියාකාරී ලෝහ පරමාණු මගින් අයනික බන්ධන සෑදීම සීමා කරයි(IA සහ IIA කණ්ඩායම්වල මූලද්‍රව්‍ය, IIIA කාණ්ඩයේ සමහර මූලද්‍රව්‍ය සහ සමහර සංක්‍රාන්ති මූලද්‍රව්‍ය) සහ ක්රියාකාරී නොවන ලෝහ(හැලජන්, චාල්කොජන්, නයිට්රජන්).

ප්‍රායෝගිකව පරමාදර්ශී අයනික බන්ධනයක් නොමැත. සාමාන්යයෙන් වර්ගීකරණය කරන ලද එම සංයෝගවල පවා අයනික , එක් පරමාණුවකින් තවත් පරමාණුවකට ඉලෙක්ට්‍රෝන සම්පූර්ණයෙන් මාරු කිරීමක් සිදු නොවේ ; ඉලෙක්ට්‍රෝන අර්ධ වශයෙන් පොදු භාවිතයේ පවතී. ඔව්, සම්බන්ධතාවයයි ලිතියම් ෆ්ලෝරයිඩ් 80% කින් අයනික, සහ 20% කින් - සහසංයුජ. ඒ නිසා ඒ ගැන කතා කිරීම වඩාත් නිවැරදියි අයනිකත්ව උපාධිය (ධ්රැවීයතාව) සහසංයුජ රසායනික බන්ධනය. වෙනස සමඟ බව විශ්වාස කෙරේ විද්යුත් සෘණතාමූලද්රව්ය 2.1 සන්නිවේදනයමත වේ 50% අයනික. හිදී වැඩි වෙනසක්සංයෝගය අයනික ලෙස සැලකිය හැකිය .

බොහෝ ද්‍රව්‍යවල ගුණ විස්තර කිරීමට රසායනික බන්ධන අයනික ආකෘතිය බහුලව භාවිතා වේ., පළමුවෙන්ම, සම්බන්ධතා ක්ෂාරීයසහ ලෝහ නොවන ක්ෂාරීය පෘථිවි ලෝහ. මෙය නියමිතයි එවැනි සම්බන්ධතා විස්තර කිරීමේ සරල බව: සිට ගොඩනගා ඇති බවට විශ්වාස කෙරේ සංකෝචනය කළ නොහැකි ආරෝපිත ගෝල, පිළිතුරු දෙමින් කැටායන සහ ඇනායන. මෙහිදී අයන අතර ඇති ආකර්ශනීය බලය උපරිම වන පරිදිත් විකර්ෂණ බලය අවම වන ආකාරයටත් ඒවා සකස් වීමට නැඹුරු වේ.

අයනික බන්ධනය- සමග පරමාණු අතර පිහිටුවා ඇති ශක්තිමත් රසායනික බන්ධනයක් විශාල වෙනසක් (> පෝලිං පරිමාණයෙන් 1.7) විද්‍යුත් සෘණතාව, සමග හවුල් ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලය වැඩි විද්‍යුත් සෘණතාවයක් සහිත පරමාණුව වෙත සම්පුර්ණයෙන්ම මාරු කරනු ලැබේ.ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත ශරීර ලෙස අයන ආකර්ෂණය වීම මෙයයි. උදාහරණයක් ලෙස CsF සංයෝගය, එහි "අයනිකත්ව උපාධිය" 97% වේ.

අයනික බන්ධනය- ආන්තික නඩුව සහසංයුජ ධ්‍රැවීය බන්ධන ධ්‍රැවීකරණය. අතර පිහිටුවා ඇත සාමාන්ය ලෝහ සහ ලෝහ නොවන. මෙම අවස්ථාවේ දී, ලෝහයේ ඉලෙක්ට්රෝන සම්පූර්ණයෙන්ම ලෝහ නොවන වෙත මාරු කරන්න . අයන සෑදී ඇත.

ඇති පරමාණු අතර රසායනික බන්ධනයක් ඇති වුවහොත් ඉතා විශාල විද්‍යුත් ඍණ වෙනස (EO > 1.7 පෝලිං අනුව), එවිට සම්පූර්ණ ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලය සම්පූර්ණයෙන්ම වේ වැඩි EO සහිත පරමාණුවකට ගමන් කරයි. මෙහි ප්රතිඵලය වන්නේ සංයෝගයක් සෑදීමයි ප්රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අයන :

සාදන ලද අයන අතර එහි පැන නගී විද්යුත්ස්ථිතික ආකර්ෂණයයනුවෙන් හඳුන්වනු ලැබේ අයනික බන්ධනය. එසේත් නැතිනම්, මෙම පෙනුම පහසුයි. ප්රායෝගිකව අයනික බන්ධනයතුළ පරමාණු අතර එහි පිරිසිදු ස්වරූපයෙන් කොතැනක හෝ කොතැනකවත් පාහේ සාක්ෂාත් කර නොමැත, සාමාන්යයෙන් යථාර්ථයේ දී සම්බන්ධතාවය වේ අර්ධ වශයෙන් අයනික , සහ අර්ධ වශයෙන් සහසංයුජ ස්වභාවය. ඒ සමගම සන්නිවේදනය සංකීර්ණ අණුක අයන බොහෝ විට සම්පූර්ණයෙන්ම අයනික ලෙස සැලකිය හැක. අයනික බන්ධන සහ අනෙකුත් රසායනික බන්ධන අතර ඇති වැදගත්ම වෙනස්කම් වේ දිශාව සහ සන්තෘප්තිය නොමැතිකම. අයනික බන්ධන හේතුවෙන් සෑදෙන ස්ඵටික අනුරූප අයනවල විවිධ ඝන ඇසුරුම් දෙසට ගුරුත්වාකර්ෂණය වන්නේ එබැවිනි.

3 අයනික අරය

සරලව අයනික බන්ධන විද්යුත්ස්ථිතික ආකෘතියසංකල්පය භාවිතා වේ අයනික විකිරණ . අසල්වැසි කැටායන සහ ඇනායන වල අරයවල එකතුව අනුරූප අන්තර් න්‍යෂ්ටික දුර ප්‍රමාණයට සමාන විය යුතුය :

ආර් 0 = ආර් + + ආර් −

ඒ සමගම එය ඉතිරි වේ නොපැහැදිලිකොහෙද වියදම් කරන්නේ කියලා කැටායන සහ ඇනායන අතර මායිම . අද එය දන්නා කරුණකි , සම්පූර්ණයෙන්ම අයනික බන්ධනයක් නොමැති බව, සැමවිට මෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝන වලාකුළුවල යම් අතිච්ඡාදනයක් ඇත. සදහා අයන විකිරණ ගණනය කිරීම් පර්යේෂණ ක්‍රම භාවිතා කරයි, කුමන පරමාණු දෙකක් අතර ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය තීරණය කිරීමට ඔබට ඉඩ සලසයි . අන්තර් න්‍යෂ්ටික දුර ලක්ෂ්‍යයෙන් බෙදී ඇත, කොහෙද ඉලෙක්ට්රෝන ඝනත්වය අවම වේ .

අයන ප්‍රමාණය බොහෝ සාධක මත රඳා පවතී. හිදී වැඩිවන පරමාණුක ක්‍රමාංකය සමඟ අයනයේ නියත ආරෝපණය(සහ එහි ප්රතිඵලයක් වශයෙන්, මූලික ආරෝපණය) අයනික අරය අඩු වේ. මෙය විශේෂයෙන් කැපී පෙනේ ලැන්තනයිඩ් මාලාවේ, කොහෙද අයනික අරය (La 3+) සිට 100 pm (Lu 3+) දක්වා 6 ක සම්බන්ධීකරණ අංකයක් සමඟ ඒකාකාරී ලෙස වෙනස් වේ.. මෙම බලපෑම හැඳින්වේ ලැන්තනයිඩ් සම්පීඩනය .

තුල මූලද්රව්ය කණ්ඩායම් අයනික අරය සාමාන්‍යයෙන් පරමාණුක ක්‍රමාංකය වැඩි වීමත් සමඟ වැඩි වේ. කෙසේ වුවද සදහා ඈ- ලැන්තනයිඩ් සම්පීඩනය හේතුවෙන් සිව්වන සහ පස්වන කාල පරිච්ඡේදවල මූලද්‍රව්‍ය අයනික අරය අඩු වීමක් පවා සිදු විය හැක(උදාහරණයක් ලෙස, Zr 4+ සඳහා 73 pm සිට 72 pm දක්වා Hf 4+ සඳහා සම්බන්ධීකරණ අංකය 4 සමඟ).

කාල පරිච්ෙඡ්දය තුළ අයනික අරය තුළ සැලකිය යුතු අඩුවීමක් දක්නට ලැබේසම්බන්දව න්‍යෂ්ටියේ ආරෝපණය සහ අයනයේම ආරෝපණය එකවර වැඩි වීමත් සමඟ න්‍යෂ්ටිය වෙත ඉලෙක්ට්‍රෝන ආකර්ෂණය වැඩි වීම: Na + සඳහා 116 pm, Mg 2+ සඳහා 86 pm, Al 3+ සඳහා 68 pm (සම්බන්ධීකරණ අංක 6). එකම හේතුව නිසා අයනක ආරෝපණය වැඩි වීමෙන් එක් මූලද්‍රව්‍යයක් සඳහා අයනික අරය අඩු වේ: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (සම්බන්ධීකරණ අංක 4).

සංසන්දනය අයනික විකිරණපුළුවන් එකම සම්බන්ධීකරණ අංකය සමඟ පමණක් සිදු කරන්න, නිසා එය ප්රතිවිරෝධතා අතර ඇති විකර්ෂක බලවේග හේතුවෙන් අයන ප්රමාණයට බලපායි. මෙය උදාහරණයෙන් පැහැදිලිව දැකගත හැකිය Ag+ අයන; එහි අයනික අරය වේ 81, 114 සහ 129 ප.වසදහා සම්බන්ධීකරණ අංක 2, 4 සහ 6 , පිළිවෙලින් .

ව්යුහය කදිම අයනික සංයෝගයකි, කොන්දේසි සහිත අයන මෙන් නොව අයන අතර උපරිම ආකර්ෂණය සහ සමාන අයන අතර අවම විකර්ෂණය, ක්රම ගොඩකට කැටායන සහ ඇනායන වල අයනික රේඩියේ අනුපාතය අනුව තීරණය වේ. මෙය පෙන්විය හැක සරල ජ්යාමිතික ඉදිකිරීම්.

4 අයනික බන්ධන ශක්තිය

බලශක්ති සන්නිවේදනයසහ අයනික සංයෝග සඳහා- මෙය බලශක්ති, තුළ ඇති එකිනෙකින් අසීමිත දුරස්ථ වායුමය ප්රතිවිරෝධතා වලින් එය සෑදීමේදී නිකුත් වේ . විද්‍යුත් ස්ථිතික බලයන් පමණක් සැලකීමේදී සමස්ත අන්තර්ක්‍රියා ශක්තියෙන් 90%ක් පමණ අනුරූප වේ, කුමන විද්යුත් ස්ථිතික නොවන බලවේගවල දායකත්වය ද ඇතුළත් වේ(උදාහරණ වශයෙන්, ඉලෙක්ට්රෝන කවච විකර්ෂණය).

කවදා හරි අයනික බන්ධනයදෙකක් අතර නිදහස් අයන ශක්තියඔවුන්ගේ ආකර්ෂණය තීරණය වන්නේ Coulomb ගේ නීතිය මගිනි :

E(adv.) = q+ q− / (4π r ε),

කොහෙද q+සහ q-- ගාස්තු අන්තර් ක්රියාකාරී අයන , ආර් - ඔවුන් අතර දුර , ε - මාධ්‍යයේ පාර විද්‍යුත් නියතය .

එක් චෝදනාවක් නිසා සෘණ, එම බලශක්ති අගයතවද සෘණාත්මක වනු ඇත .

අනුව කූලොම්බ්ගේ නීතිය, මත අසීමිත කුඩා දුරකදී, ආකර්ෂණයේ ශක්තිය අසීමිත ලෙස විශාල විය යුතුය. කෙසේ වෙතත්, මෙම සිදු නොවේ, නිසා අයන ලක්ෂ්ය ආරෝපණ නොවේ. හිදී අයන එකට සමීප කිරීම ඔවුන් අතර විකර්ෂක බලවේග පැන නගී, කොන්දේසි සහිත ඉලෙක්ට්රොනික වලාකුළු වල අන්තර්ක්රියා . අයන විකර්ෂණ ශක්තියවිස්තර කර ඇත උපන් සමීකරණය :

E(ott.) = B / rn,

කොහෙද තුල - සමහර නියත , nසමහර විට 5 සිට 12 දක්වා අගයන් ගන්න( මත රඳා පවතී අයන ප්රමාණය). සම්පූර්ණ ශක්තිය තීරණය වන්නේ ආකර්ෂණය සහ විකර්ෂණය යන ශක්තීන්ගේ එකතුවෙනි :

E = E(in.) + E(out.)

එහි අර්ථය හරහා ගමන් කරයි අවම . අවම ලක්ෂ්යයේ ඛණ්ඩාංක සමතුලිතතා දුර ප්රමාණයට අනුරූප වේ ආර් 0 සහ අයන අතර අන්තර්ක්‍රියා වල සමතුලිත ශක්තිය ඊ 0 :

E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 ε)

තුල ස්ඵටික දැලිස්සැමවිටම තවත් අන්තර්ක්‍රියා ඇත, කෙසේද අයන යුගලයක් අතර. මෙම අංකය ස්ඵටික දැලිස් වර්ගය අනුව මූලික වශයෙන් තීරණය වේ. සදහා සියලුම අන්තර්ක්‍රියා සඳහා ගිණුම්කරණය(වැඩිවෙන දුර සමග දුර්වල වීම) සඳහා ප්‍රකාශනයට අයනික ශක්තිය ස්ඵටික දැලිස්ඊනියා නියතය හඳුන්වා දෙන්න මැඩලුංග ඒ :

E(adv.) = A q+ q− / (4π r ε)

ස්ථාවර අගය මඩෙලුංගපමණක් තීරණය කර ඇත දැලිස් ජ්යාමිතියසහ නොවේ අයනවල අරය සහ ආරෝපණය මත රඳා පවතී. උදාහරණයක් ලෙස, සඳහා සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ්එය සමාන වේ 1,74756 .

5 අයන ධ්‍රැවීකරණය

ඊට අමතරව ආරෝපණ විශාලත්වයසහ අරය වැදගත් ලක්ෂණය සහ ඇයඔහුගේ වේ ධ්රැවීකරණ ගුණාංග. මෙම ගැටළුව තව ටිකක් විස්තරාත්මකව සලකා බලමු. යූ ධ්‍රැවීය නොවන අංශු (පරමාණු, අයන, අණු) ධන හා සෘණ ආරෝපණවල ගුරුත්වාකර්ෂණ මධ්‍යස්ථාන සමපාත වේ. විද්‍යුත් ක්ෂේත්‍රයකදී ඉලෙක්ට්‍රෝන කවච ධන ආරෝපිත තහඩුවක දිශාවට මාරු වේ, සහ න්යෂ්ටි - සෘණ ආරෝපිත තහඩුව දෙසට. නිසා අංශු විරූපණයඑය තුළ හට ගනී dipole, ඇය බවට පත් වේ ධ්රැවීය .

මූලාශ්රය අයනික ආකාරයේ බන්ධනයක් සහිත සංයෝගවල විද්‍යුත් ක්ෂේත්‍රය අයන වේ. ඒ නිසා, ගැන කතා කරනවා අයනයේ ධ්‍රැවීකරණ ගුණාංග , අවශ්යවෙන්කර හඳුනාගන්න දී ඇති අයනයක ධ්‍රැවීකරණ බලපෑමසහ විද්‍යුත් ක්ෂේත්‍රයක ධ්‍රැවීකරණය වීමේ හැකියාව .

අයනයේ ධ්‍රැවීකරණ බලපෑමඑකක් වනු ඇත මහා, කෙසේද ඔහුගේ බල ක්ෂේත්‍රයේ වැඩි ප්‍රමාණයක්, එනම් වඩා අයනයේ වැඩි ආරෝපණය සහ කුඩා අරය. එබැවින් තුළ උප කණ්ඩායම් තුළමූලද්‍රව්‍ය ආවර්තිතා වගුවේ අයනවල ධ්‍රැවීකරණ බලපෑම ඉහළ සිට පහළට අඩු වේ, සිට උප කණ්ඩායම්, අයනයේ නියත ආරෝපණයක් සහිතව, එහි අරය ඉහළ සිට පහළට වැඩි වේ .

ඒක තමයි ක්ෂාර ලෝහ අයනවල ධ්‍රැවීකරණ බලපෑම, උදාහරණයක් ලෙස, සීසියම් සිට ලිතියම් දක්වා වැඩි වේ, සහ පේළියේ හේලයිඩ අයන - I සිට F දක්වා. කාල පරිච්ඡේද වල අයනවල ධ්‍රැවීකරණ බලපෑම වමේ සිට දකුණට වැඩි වේසමග එක්ව අයන ආරෝපණය වැඩි කිරීමසහ එහි අරය අඩු කිරීම .

අයන ධ්රැවීකරණය, ඔහුගේ හැකියාව බල ක්ෂේත්‍රය අඩු වීමත් සමඟ විරූපණයන් වැඩි වේ, එනම් සමග ගාස්තු ප්රමාණය අඩු කිරීමසහ වැඩිවන අරය . ඇනායනවල ධ්‍රැවීකරණයසාමාන්යයෙන් ඉහළ, කෙසේද කැටායනසහ පේළියක හේලයිඩ F සිට I දක්වා වැඩි වේ .

මත කැටායන වල ධ්‍රැවීකරණ ගුණාංගසපයයි ඒවායේ බාහිර ඉලෙක්ට්‍රෝන කවචයේ ස්වභාවයේ බලපෑම . කැටායන වල ධ්‍රැවීකරණ ගුණාංගකොහොමද ඇතුලට ක්රියාකාරී, සහ in උදාසීන හැඟීමහිදී එකම අයකිරීමසහ පුරවන ලද කවචයක් සහිත කැටායනවල සිට අසම්පූර්ණ බාහිර කවචයක් සහිත කැටායනවලට සහ පසුව 18-ඉලෙක්ට්‍රෝන කවචයක් සහිත කැටායනවලට සංක්‍රමණය වීමේදී සමීප අරය වැඩි වේ.

උදාහරණයක් ලෙස, කැටායන මාලාවේ Mg 2+, Ni 2+, Zn 2+ ධ්‍රැවීකරණ ගුණාංග උත්සන්න වෙමින් පවතී. මෙම රටාව ශ්‍රේණියේ දක්වා ඇති අයනයේ අරය සහ එහි ඉලෙක්ට්‍රෝන කවචයේ ව්‍යුහයේ වෙනස්වීම් සමඟ අනුකූල වේ:

ඇනායන සඳහා ධ්‍රැවීකරණ ගුණාංග පිරිහී යයිමෙම අනුපිළිවෙලෙහි:

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

ප්රතිඵලය අයනවල ධ්රැවීකරණ අන්තර්ක්රියාවේ ඔවුන්ගේ ඉලෙක්ට්රොනික කවචවල විරූපණයසහ, මෙහි ප්රතිවිපාකයක් ලෙස, අන්තර්ගෝලීය දුර අඩු කිරීමසහ සෘණාත්මකව අසම්පූර්ණව වෙන් කිරීමසහ අයන අතර ධන ආරෝපණ.

උදාහරණයක් ලෙස, ස්ඵටිකයක් තුළ සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ්මත ගාස්තු ප්රමාණය සෝඩියම් අයනප්රමාණය +0,9 , සහ මත ක්ලෝරීන් අයන - 0.9වෙනුවට අපේක්ෂිත ඒකකය. අණුවක KClපිහිටා ඇත්තේ වාෂ්ප තත්ත්වය, අගය පොටෑසියම් අයන මත ගාස්තුසහ ක්ලෝරීන් ආරෝපණ ඒකක 0.83 කි, සහ අණුවේ හයිඩ්රජන් ක්ලෝරයිඩ්- එකම 0,17 ආරෝපණ ඒකක.

අයන ධ්රැවීකරණයසපයයි අයනික බන්ධන සහිත සංයෝගවල ගුණ කෙරෙහි සැලකිය යුතු බලපෑමක් , ඔවුන්ගේ ද්රවාංක හා තාපාංකය අඩු කිරීම , ද්රාවණ සහ දියවීම ආදියෙහි විද්යුත් විච්ඡේදනය අඩු කිරීම. .

අයනික සංයෝගවිට පිහිටුවා ඇත මූලද්රව්යවල අන්තර්ක්රියා , රසායනික ගුණාංග වලින් සැලකිය යුතු ලෙස වෙනස් වේ. වැඩි වැඩියෙන් ආවර්තිතා වගුවේ එකිනෙකින් ඉවත් කරන ලද මූලද්රව්ය, ඇතුලේ ඉන්න අය අයනික බන්ධනය ඔවුන්ගේ සංයෝගවල වඩාත් කැපී පෙනේ . එරෙහි, අණු වල, රසායනික ගුණවලට සමාන මූලද්‍රව්‍යවල සමාන පරමාණු හෝ පරමාණු මගින් සෑදී ඇත, නැගිටින්න වෙනත් ආකාරයේ සන්නිවේදනයන්. ඒක තමයි අයනික බන්ධන සිද්ධාන්තයඑයට තිබෙනවා සීමිත භාවිතය .

6 ද්‍රව්‍යවල ගුණ සහ අයනික බන්ධන සහ අයනික සංයෝගවල ගුණ මත අයන ධ්‍රැවීකරණයේ බලපෑම

ගැන අදහස් අයන ධ්‍රැවීකරණය බොහෝ සමාන ද්‍රව්‍යවල ගුණවල වෙනස්කම් පැහැදිලි කිරීමට උපකාරී වේ. උදාහරණයක් ලෙස, සංසන්දනය සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ්සහ රිදී ක්ලෝරයිඩ් සමග පොටෑසියම්කවදාද යන්න පෙන්වයි සමීප අයනික විකිරණ

Ag+ කැටායනයේ ධ්‍රැවීකරණයතිබීම 18-ඉලෙක්ට්‍රෝන පිටත කවචය , ඉහළ, කුමක් ද ලෝහ-ක්ලෝරීන් බන්ධනයේ ශක්තිය වැඩි වීමට හේතු වේසහ ජලයේ රිදී ක්ලෝරයිඩ් අඩු ද්‍රාව්‍යතාව .

අන්යෝන්ය අයන ධ්‍රැවීකරණය ස්ඵටික විනාශයට පහසුකම් සපයයි, එය තුඩු දෙයි ද්රව්ය ද්රවාංකය අඩු කිරීම. මේ හේතුව නිසා දියවන උෂ්ණත්වය TlF (327 oС) සැලකිය යුතු ලෙස අඩු RbF (798 oC) ට වඩා. අයනවල අන්‍යෝන්‍ය ධ්‍රැවීකරණය වැඩිවීමත් සමඟ ද්‍රව්‍යවල වියෝජන උෂ්ණත්වය ද අඩු වේ. ඒක තමයි අයඩයිඩ් සාමාන්යයෙන් අඩු උෂ්ණත්වවලදී දිරාපත් වේ, කෙසේද අනෙකුත් හේලයිඩ, ඒ ලිතියම් සංයෝග - අඩු තාප ස්ථායී , අනෙකුත් ක්ෂාරීය මූලද්රව්යවල සංයෝගවලට වඩා .

ඉලෙක්ට්රෝන කවචවල විරූපණය ද්‍රව්‍යවල දෘශ්‍ය ගුණ කෙරෙහි ද බලපායි. කෙසේද අංශුව වඩාත් ධ්‍රැවීකරණය වී ඇත , ඉලෙක්ට්රොනික සංක්රාන්ති ශක්තිය අඩු වේ. නම් ධ්‍රැවීකරණය අඩුයි , ඉලෙක්ට්‍රෝන උද්දීපනය කිරීමට වැඩි ශක්තියක් අවශ්‍ය වේමොනවද උත්තර වර්ණාවලියේ පාරජම්බුල කොටස. එවැනි ද්රව්ය සාමාන්යයෙන් වේ අවර්ණ. අයනවල ශක්තිමත් ධ්‍රැවීකරණයකදී, වර්ණාවලියේ දෘශ්‍ය කලාපයේ විද්‍යුත් චුම්භක විකිරණ අවශෝෂණය කිරීමෙන් ඉලෙක්ට්‍රෝන උද්වේගකරයි. ඒක තමයි සමහර ද්රව්ය, උගත් අවර්ණ අයන, වර්ණ .

ලක්ෂණ අයනික සංයෝගසේවය කරයි හොඳ ද්රාව්යතාව ධ්‍රැවීය ද්‍රාවකවල (ජලය, අම්ල, ආදිය). මෙම හේතුවෙන් වන අණුවේ කොටස් ආරෝපණය කිරීම. එහි ද්‍රාව්‍ය ඩයිපෝල් අණුවේ ආරෝපිත කෙළවරට ආකර්ෂණය වේ, සහ එහි ප්රතිඵලයක් ලෙස බ්රවුන් චලිතය , « රැගෙන යනවා»අණුව ද්රව්ය කොටස් බවට පත් කර ඒවා වට කර ඇත , අපට නැවත සම්බන්ධ වීමට ඉඩ නොදේ. එහි ප්‍රතිඵලය වන්නේ වට වූ අයන ය ද්රාවණ ඩයිපෝල් .

එවැනි සංයෝග විසුරුවා හරින විට, රීතියක් ලෙස, ශක්තිය නිදහස් වේ, පිහිටුවන ලද බන්ධනවල මුළු ශක්තියෙන් ද්‍රාවක-අයන ඇනායන-කැටායන බන්ධන ශක්තියට වඩා වැඩිය. බොහෝ ව්යතිරේක පවතී නයිට්‍රික් අම්ල ලවණ (නයිට්‍රේට්), කුමන විසුරුවා හරින විට තාපය අවශෝෂණය කරන්න (විසඳුම් සිසිල් කරනු ලැබේ) අවසාන කරුණ පැහැදිලි කරනු ලබන්නේ නීති පදනම් කරගෙන ය භෞතික රසායන විද්‍යාවේදී සැලකේ .

7 ස්ඵටික ජාලකය

අයනික සංයෝග(උදාහරණයක් ලෙස, සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ් NaCl) - අමාරුයිසහ පරාවර්තකනිසා ඔවුන්ගේ අයනවල ආරෝපණ අතර("+" සහ "-") පවතී විද්යුත් ස්ථිතික ආකර්ෂණයේ බලවත් බලවේග .

සෘණ ආරෝපිත ක්ලෝරීන් අයන ආකර්ෂණය කරයිපමණක් නොවේ" මගේ " Na+ අයන, නමුත් ඒවගේම ඔබ වටා ඇති අනෙකුත් සෝඩියම් අයන. මෙය වෙත යොමු කරයි, කුමක් ද ඕනෑම අයනයක් අසල ප්‍රතිවිරුද්ධ ලකුණ සහිත අයන එකකට වඩා ඇත , සහ කිහිපයක්(රූපය 1).

සහල්. 1. ස්ඵටික ව්යුහය මේස ලුණු NaCl .

ඇත්ත වශයෙන්ම, සෑම එකක් ගැනම ක්ලෝරීන් අයන සෝඩියම් අයන 6 ක් අඩංගු වේ, සහ ගැන එක් එක් සෝඩියම් අයන - 6 ක්ලෝරීන් අයන .

මෙම ඇණවුම් කළ අයන ඇසුරුම් ලෙස හැඳින්වේ අයනික ස්ඵටික. ඔබ වෙනම හුදකලා නම් ක්ලෝරීන් පරමාණුව, පසුව අතර අවට සෝඩියම් පරමාණුදැනටමත් එකක් සොයා ගැනීමට නොහැක, කුමන ක්ලෝරීන් ප්රතික්රියා කර ඇත. එකිනෙකාට ආකර්ෂණය වේ විද්යුත්ස්ථිතික බලවේග , අයන බාහිර බලයේ බලපෑම යටතේ ඔවුන්ගේ ස්ථානය වෙනස් කිරීමට අතිශයින් මැලි වේහෝ උෂ්ණත්වය ඉහළ යාම. නමුත් නම් උෂ්ණත්වය ඉතා ඉහළ ය (ආසන්න වශයෙන් 1500 ° C), එම NaCl වාෂ්ප වී යයි, පිහිටුවීම ද්වි පරමාණුක අණු. මෙය යෝජනා කරයි සහසංයුජ බන්ධන බලවේග කිසි විටෙකත් සම්පූර්ණයෙන්ම අක්‍රිය නොකරන්න .

අයනික ස්ඵටිකවෙනස් ඉහළ ද්රවාංක උෂ්ණත්වයන්, සාමාන්යයෙන් සැලකිය යුතු කලාප පරතරය, ඇති අයනික සන්නායකතාවහිදී ඉහළ උෂ්ණත්වයන්සහ විශේෂිත දෘශ්‍ය ගුණාංග ගණනාවක්(උදාහරණ වශයෙන්, ආසන්න IR වර්ණාවලියේ විනිවිදභාවය) ඒවා ඕනෑම එකකින් ගොඩනගා ගත හැකිය මොනාටොමික්, සහ සිට බහු පරමාණුක අයන. උදාහරණයක් පළමු වර්ගයේ අයනික ස්ඵටික - ක්ෂාරීය හේලයිඩ් ස්ඵටිකසහ ක්ෂාරීය පෘථිවි ලෝහ ; ඇනායන සමීපතම ගෝලාකාර ඇසුරුම් නියමය අනුව සකස් කර ඇතහෝ ඝන බෝල පෙදරේරු , කැටායන අනුරූප හිස් තැන් අල්ලා ගනී. බොහෝ ලක්ෂණයමෙම වර්ගයේ ව්යුහයන් NaCl, CsCl, CaF2 වේ. දෙවන වර්ගයේ අයනික ස්ඵටිකසිට ඉදි කර ඇත එකම ලෝහවල ඒකපරමාණුක කැටායන සහ පරිමිත හෝ අනන්ත ඇනෝනික කොටස් . අවසාන ඇනායන(අම්ල අපද්‍රව්‍ය) - NO3-, SO42-, СО32-, ආදිය. . ආම්ලික අපද්‍රව්‍ය නිමක් නැති දාම සෑදිය හැකිය , ස්ථරහෝ ත්රිමාණ රාමුවක් සාදයි, එහි කුහරවල කැටායන පිහිටා ඇත, ලෙස, උදාහරණයක් ලෙස, in සිලිකේටවල ස්ඵටික ව්යුහයන්. සදහා අයනික ස්ඵටික ඔබට ස්ඵටික ව්යුහයේ ශක්තිය ගණනය කළ හැකිය යූ(වගුව බලන්න), ආසන්න වශයෙන් සමාන වේ sublimation එන්තැල්පිය; ප්රතිපල පර්යේෂණාත්මක දත්ත සමඟ හොඳ එකඟතාවයක් ඇත. සමීකරණයට අනුව උපන්-මේයර්, සදහා ස්ඵටික, සමන්විත වේ විධිමත් ලෙස තනි ආරෝපිත අයන :

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

(ආර් - කෙටිම අන්තර් දුර , ඒ - මැඩලුං නියතය , යැපෙනසිට ව්යුහය ජ්යාමිතිය , තුලසහ ආර් - විකල්ප , අංශු අතර විකර්ෂණය විස්තර කිරීම , C/R6සහ D/R8අදාළ ලක්ෂණ අයනවල ඩයිපෝල්-ඩිපෝල් සහ ඩයිපෝල්-චතුර්ධ්‍රැව අන්තර්ක්‍රියා , ඊ 0 - ශුන්ය ලක්ෂ්ය ශක්තිය , ඊ - ඉලෙක්ට්රෝන ආරෝපණය) සමග කැටායනය විශාල වන විට, ඩයිපෝල්-ඩිපෝල් අන්තර්ක්‍රියා වල දායකත්වය වැඩි වේ .

සියලුම රසායනික සංයෝග සෑදී ඇත්තේ රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමෙනි. සම්බන්ධක අංශු වර්ගය අනුව, වර්ග කිහිපයක් වෙන්කර හඳුනාගත හැකිය. වඩාත්ම මූලික- මේවා සහසංයුජ ධ්‍රැවීය, සහසංයුජ ධ්‍රැවීය නොවන, ලෝහමය සහ අයනික වේ. අද අපි අයනික ගැන කතා කරමු.

සමඟ සම්බන්ධ වේ

අයන මොනවාද

එය පරමාණු දෙකක් අතර පිහිටුවා ඇත - රීතියක් ලෙස, ඒවා අතර විද්යුත් සෘණතාවයේ වෙනස ඉතා විශාල වේ. පරමාණුවල සහ අයනවල විද්‍යුත් සෘණතාව Polling පරිමාණය භාවිතයෙන් තක්සේරු කෙරේ.

එබැවින්, සංයෝගවල ලක්ෂණ නිවැරදිව සලකා බැලීම සඳහා, අයනිකත්වය පිළිබඳ සංකල්පය හඳුන්වා දෙන ලදී. මෙම ලක්ෂණය මඟින් යම් බන්ධනයක අයනික ප්‍රතිශතය තීරණය කිරීමට ඔබට ඉඩ සලසයි.

ඉහළම අයනීකරණය සහිත සංයෝගය සීසියම් ෆ්ලෝරයිඩ් වන අතර එය ආසන්න වශයෙන් 97% කි. අයනික බන්ධනය ලක්ෂණයකිඩීඅයි වගුවේ පළමු සහ දෙවන කාණ්ඩවල පිහිටා ඇති ලෝහ පරමාණු මගින් සාදන ලද ද්රව්ය සඳහා. මෙන්ඩලීව්, සහ එකම වගුවේ හයවන සහ හත්වන කාණ්ඩවල පිහිටා ඇති ලෝහ නොවන පරමාණු.

සටහන!සම්බන්ධතාවය තනිකරම අයනික වන සංයෝගයක් නොමැති බව සඳහන් කිරීම වටී. දැනට සොයාගෙන ඇති මූලද්‍රව්‍ය සඳහා, 100% අයනික සංයෝගයක් ලබා ගැනීම සඳහා විද්‍යුත් සෘණතාවයේ මෙතරම් විශාල වෙනසක් ලබා ගත නොහැක. එබැවින්, යථාර්ථයේ දී අර්ධ අයනික අන්තර්ක්‍රියා සහිත සංයෝග සලකා බලන බැවින් අයනික බන්ධනයක නිර්වචනය සම්පූර්ණයෙන්ම නිවැරදි නොවේ.

එවැනි සංසිද්ධියක් ඇත්ත වශයෙන්ම නොපවතී නම් මෙම යෙදුම හඳුන්වා දුන්නේ ඇයි? කාරණය නම් ලවණ, ඔක්සයිඩ් සහ අනෙකුත් ද්‍රව්‍යවල ගුණාංගවල බොහෝ සූක්ෂ්මතා පැහැදිලි කිරීමට මෙම ප්‍රවේශය උපකාරී වීමයි. උදාහරණයක් ලෙස, ඒවා ජලයේ අධික ලෙස ද්‍රාව්‍ය වන්නේ ඇයි සහ ඒවා වන්නේ ඇයි? විසඳුම් විදුලි ධාරාවක් සන්නයනය කිරීමේ හැකියාව ඇත. මෙය වෙනත් දෘෂ්ටිකෝණයකින් පැහැදිලි කළ නොහැක.

අධ්යාපන යාන්ත්රණය

අයනික බන්ධනයක් ඇති විය හැක්කේ කොන්දේසි දෙකක් සපුරා ඇත්නම් පමණි: ප්‍රතික්‍රියාවට සහභාගී වන ලෝහ පරමාණුවට අවසාන ශක්ති මට්ටමේ පිහිටි ඉලෙක්ට්‍රෝන පහසුවෙන් අත්හැරීමට හැකි නම් සහ ලෝහ නොවන පරමාණුවට මෙම ඉලෙක්ට්‍රෝන පිළිගැනීමට හැකි වේ. ලෝහ පරමාණු ඒවායේ ස්වභාවය අනුව අඩු කිරීමේ කාරක වේ, එනම් ඒවාට හැකියාව ඇත ඉලෙක්ට්රෝන පරිත්යාග කිරීම.

මෙයට හේතුව ලෝහයක අවසාන ශක්ති මට්ටම ඉලෙක්ට්‍රෝන එක සිට තුන දක්වා අඩංගු විය හැකි අතර අංශුවේ අරය තරමක් විශාල වීමයි. එබැවින් අවසාන මට්ටමේ න්‍යෂ්ටිය සහ ඉලෙක්ට්‍රෝන අතර අන්තර්ක්‍රියා බලය ඉතා කුඩා බැවින් ඔවුන්ට පහසුවෙන් එය අත්හැරිය හැක. ලෝහ නොවන ද්රව්ය සමඟ තත්වය සම්පූර්ණයෙන්ම වෙනස් වේ. ඔවුන්ට තියෙනවා කුඩා අරය, සහ අවසාන මට්ටමේ ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන තුනේ සිට හත දක්වා විය හැකිය.

ඒවා සහ ධනාත්මක න්‍යෂ්ටිය අතර අන්තර්ක්‍රියා තරමක් ප්‍රබල වේ, නමුත් ඕනෑම පරමාණුවක් ශක්ති මට්ටම සම්පූර්ණ කිරීමට උත්සාහ කරයි, එබැවින් ලෝහ නොවන පරමාණු අතුරුදහන් වූ ඉලෙක්ට්‍රෝන ලබා ගැනීමට උත්සාහ කරයි.

තවද පරමාණු දෙකක් - ලෝහයක් සහ ලෝහ නොවන - හමු වූ විට, ඉලෙක්ට්‍රෝන ලෝහ පරමාණුවේ සිට ලෝහ නොවන පරමාණුවට මාරු වන අතර රසායනික අන්තර්ක්‍රියාකාරිත්වයක් ඇති වේ.

සම්බන්ධතා රූප සටහන

අයනික බන්ධනයක් සෑදීම හරියටම සිදුවන්නේ කෙසේද යන්න රූපයේ පැහැදිලිව පෙන්වයි. මුලදී, උදාසීන ලෙස ආරෝපිත සෝඩියම් සහ ක්ලෝරීන් පරමාණු ඇත.

පළමුවැන්න අවසාන ශක්ති මට්ටමේ එක් ඉලෙක්ට්රෝනයක් ඇත, දෙවන හත. ඊළඟට, ඉලෙක්ට්රෝනයක් සෝඩියම් සිට ක්ලෝරීන් දක්වා මාරු වන අතර අයන දෙකක් සෑදීම. ද්‍රව්‍යයක් සෑදීමට එකිනෙක හා සම්බන්ධ වේ. අයනයක් යනු කුමක්ද? අයනයක් යනු ආරෝපිත අංශුවකි ප්‍රෝටෝන ගණන ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණනට සමාන නොවේ.

සහසංයුජ වර්ගයෙන් වෙනස්කම්

එහි විශේෂත්වය නිසා අයනික බන්ධනයකට දිශානතියක් නොමැත. මෙයට හේතුව අයනයේ විද්‍යුත් ක්ෂේත්‍රය ගෝලයක් වන අතර එය එකම නීතියට අවනත වෙමින් එක් දිශාවකට ඒකාකාරව අඩුවීම හෝ වැඩි වීම නිසාය.

ඉලෙක්ට්‍රෝන වලාකුළු අතිච්ඡාදනය වීම නිසා සෑදෙන සහසංයුජ මෙන් නොව.

දෙවන වෙනස එයයි සහසංයුජ බන්ධන සංතෘප්ත වේ. එයින් අදහස් කරන්නේ කුමක් ද? අන්තර්ක්‍රියා වලට සහභාගී විය හැකි ඉලෙක්ට්‍රොනික වලාකුළු ගණන සීමිතය.

අයනික එකක, විද්‍යුත් ක්ෂේත්‍රයට ගෝලාකාර හැඩයක් ඇති නිසා, එයට අසීමිත අයන සංඛ්‍යාවක් සමඟ සම්බන්ධ විය හැකිය. මෙයින් අදහස් කරන්නේ එය සංතෘප්ත නොවන බව අපට පැවසිය හැකි බවයි.

එය වෙනත් ගුණාංග කිහිපයකින් ද සංලක්ෂිත විය හැකිය:

1. බන්ධන ශක්තිය ප්‍රමාණාත්මක ලක්ෂණයක් වන අතර, එය බිඳීමට වැය කළ යුතු ශක්ති ප්‍රමාණය මත රඳා පවතී. එය නිර්ණායක දෙකක් මත රඳා පවතී - බන්ධන දිග සහ අයන ආරෝපණයඑහි අධ්‍යාපනයට සම්බන්ධයි. බන්ධනය ශක්තිමත් වන තරමට එහි දිග කෙටි වන අතර එය සාදන අයනවල ආරෝපණ වැඩි වේ.
2. දිග - මෙම නිර්ණායකය කලින් ඡේදයේ දැනටමත් සඳහන් කර ඇත. එය සංයෝගය සෑදීමට සම්බන්ධ අංශුවල අරය මත පමණක් රඳා පවතී. පරමාණු වල අරය පහත පරිදි වෙනස් වේ: එය වැඩිවන පරමාණුක ක්‍රමාංකය සමඟ කාලයත් සමඟ අඩු වන අතර කාණ්ඩයේ වැඩි වේ.

අයනික බන්ධන සහිත ද්රව්ය

එය සැලකිය යුතු රසායනික සංයෝග ගණනක ලක්ෂණයකි. මෙය සුප්‍රසිද්ධ මේස ලුණු ඇතුළු සියලුම ලවණ වලින් විශාල කොටසකි. එය සෘජුව ඇති සියලුම සම්බන්ධතා වල සිදු වේ ලෝහ හා ලෝහ නොවන අතර සම්බන්ධතා. අයනික බන්ධන සහිත ද්රව්ය සඳහා උදාහරණ කිහිපයක් මෙන්න:

• සෝඩියම් සහ පොටෑසියම් ක්ලෝරයිඩ්,
• සීසියම් ෆ්ලෝරයිඩ්,
• මැග්නීසියම් ඔක්සයිඩ්.

එය සංකීර්ණ සංයෝගවල ද විදහා දැක්විය හැක.

උදාහරණයක් ලෙස, මැග්නීසියම් සල්ෆේට්.

අයනික සහ සහසංයුජ බන්ධන සහිත ද්‍රව්‍යයක සූත්‍රය මෙන්න:

ඔක්සිජන් සහ මැග්නීසියම් අයන අතර අයනික බන්ධනයක් සාදනු ඇත, නමුත් සල්ෆර් එකිනෙක සම්බන්ධ වන්නේ ධ්‍රැවීය සහසංයුජ බන්ධනයක් භාවිතා කරමිනි.

අයනික බන්ධන සංකීර්ණ රසායනික සංයෝගවල ලක්ෂණයක් බව අපට නිගමනය කළ හැකිය.

රසායන විද්‍යාවේ අයනික බන්ධනයක් යනු කුමක්ද?

රසායනික බන්ධන වර්ග - අයනික, සහසංයුජ, ලෝහමය

නිගමනය

ගුණාංග කෙලින්ම උපාංගය මත රඳා පවතී ස්ඵටික දැලිස්. එබැවින් අයනික බන්ධන සහිත සියලුම සංයෝග ජලයේ සහ අනෙකුත් ධ්‍රැවීය ද්‍රාවකවල අධික ලෙස ද්‍රාව්‍ය වේ, සන්නයනය සහ පාර විද්‍යුත් වේ. ඒ අතරම, ඒවා තරමක් වර්තන හා බිඳෙන සුළු ය. මෙම ද්රව්යවල ගුණාංග බොහෝ විට විද්යුත් උපාංග සැලසුම් කිරීමේදී භාවිතා වේ.

අයන යනු ඉලෙක්ට්‍රෝන නැති වූ හෝ ලබා ගත් පරමාණු වන අතර එහි ප්‍රතිඵලයක් ලෙස යම් ආරෝපණයක් සිදු වේ. ආරම්භ කිරීම සඳහා, අයන වර්ග දෙකක් ඇති බව මම ඔබට මතක් කිරීමට කැමැත්තෙමි: කැටායන(න්‍යෂ්ටියේ ධන ආරෝපණය සෘණ ආරෝපණයක් ගෙන යන ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණනට වඩා වැඩිය) සහ ඇනායන(න්‍යෂ්ටියේ ආරෝපණය ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණනට වඩා අඩුය). අයනික බන්ධනයක් සෑදී ඇත්තේ ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපණ සහිත අයන දෙකක අන්තර් ක්‍රියාකාරිත්වයේ ප්‍රතිඵලයක් වශයෙනි.

අයනික සහ සහසංයුජ බන්ධන

මෙම ආකාරයේ බන්ධන සහසංයුජ බන්ධනවල විශේෂ අවස්ථාවකි. මෙම නඩුවේ ඉලෙක්ට්‍රෝන සෘණතාවයේ වෙනස කෙතරම් විශාලද යත් (Pauling ට අනුව 1.7 ට වඩා වැඩි) ඉලෙක්ට්‍රෝන පොදු යුගලය අර්ධ වශයෙන් විස්ථාපනය නොවන නමුත් ඉහළ විද්‍යුත් සෘණතාවක් සහිත පරමාණුව වෙත සම්පූර්ණයෙන්ම මාරු කරනු ලැබේ. එබැවින් අයනික බන්ධනයක් සෑදීම අයන අතර ප්රබල විද්යුත් ස්ථිතික අන්තර්ක්රියා ඇතිවීමේ ප්රතිඵලයකි. 100% අයනික බන්ධනයක් වැනි දෙයක් නොමැති බව තේරුම් ගැනීම වැදගත්ය. මෙම පදය "අයන ලක්ෂණ" වඩාත් ප්‍රකාශිත නම් (එනම් ඉලෙක්ට්‍රෝන යුගලය වඩාත් විද්‍යුත් ඍණාත්මක පරමාණුවක් දෙසට දැඩි ලෙස පක්ෂග්‍රාහී වේ) භාවිතා වේ.

අයනික බන්ධන යාන්ත්රණය

සම්පූර්ණ හෝ පාහේ හිස් සංයුජතා (පිටත) කවචයක් සහිත පරමාණු ඉතා පහසුවෙන් රසායනික ප්‍රතික්‍රියා වලට ඇතුල් වේ. සංයුජතා කවචයේ ඇති හිස් කාක්ෂික ප්‍රමාණය අඩු වන තරමට පරමාණුවට පිටතින් ඉලෙක්ට්‍රෝන ලැබීමේ සම්භාවිතාව වැඩි වේ. සහ අනෙක් අතට - පිටත කවචයේ ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන ප්‍රමාණය අඩු වන තරමට පරමාණුව ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් අත්හැරීමට ඉඩ ඇත.

මෙය පරමාණුවකට ඉලෙක්ට්‍රෝන ආකර්ශනය කර ගැනීමේ හැකියාවයි, එබැවින් වඩාත්ම පිරවූ සංයුජතා කවච සහිත පරමාණු වඩා විද්‍යුත් ඍණාත්මක වේ.

සාමාන්‍ය ලෝහයක් ඉලෙක්ට්‍රෝන අත්හැරීමට වැඩි කැමැත්තක් දක්වන අතර සාමාන්‍ය ලෝහ නොවන ලෝහයක් ඒවා රැගෙන යාමට වැඩි කැමැත්තක් දක්වයි. එබැවින් අයනික බන්ධන බොහෝ විට සෑදී ඇත්තේ ලෝහ සහ ලෝහ නොවන ද්‍රව්‍ය මගිනි. වෙනමම, තවත් අයනික බන්ධන වර්ගයක් සඳහන් කළ යුතුය - අණුක. එහි විශේෂත්වය වන්නේ අයනවල කාර්යභාරය තනි තනි පරමාණු නොව සමස්ත අණු වීමයි.

අයනික බන්ධන රූප සටහන

රූපයේ දැක්වෙන්නේ සෝඩියම් ෆ්ලෝරයිඩ් සෑදීම ක්‍රමානුකූලව ය. සෝඩියම් සතුව අඩු විද්‍යුත් සෘණතාවයක් ඇති අතර එහි සංයුජතා කවචයේ (VO) ඇත්තේ එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් පමණි. ෆ්ලෝරීන් සැලකිය යුතු ලෙස ඉහළ විද්‍යුත් සෘණතාවයක් ඇති අතර BO පිරවීම සඳහා අවශ්‍ය වන්නේ එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් පමණි. සෝඩියම් BO වෙතින් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ෆ්ලෝරීන් BO වෙත ගොස් කක්ෂය පුරවයි, එහි ප්‍රතිඵලයක් ලෙස පරමාණු දෙකම ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපණ ලබාගෙන එකිනෙකාට ආකර්ෂණය වේ.

අයනික බන්ධනවල ගුණ

අයනික බන්ධනය තරමක් ශක්තිමත් - තාප ශක්තියේ ආධාරයෙන් එය විනාශ කිරීම අතිශයින් දුෂ්කර වන අතර එබැවින් අයනික බන්ධන සහිත ද්රව්ය තිබේ. ඉහළ ද්රවාංකය. ඒ අතරම, අයනවල අන්තර්ක්‍රියා අරය තරමක් අඩු වන අතර එය තීරණය කරයි බිඳෙනසුලු බවසමාන සම්බන්ධතා. එහි වැදගත්ම ගුණාංග වන්නේ දිශාව සහ සන්තෘප්තිය නොමැතිකම. දිශානුගත නොවන බව පැමිණෙන්නේ අයන විද්‍යුත් ක්ෂේත්‍රයේ හැඩයෙන් වන අතර එය ගෝලයක් වන අතර සෑම දිශාවකටම කැටායන හෝ ඇනායන සමඟ අන්තර්ක්‍රියා කිරීමේ හැකියාව ඇත. මෙම අවස්ථාවේ දී, අයන දෙකේ ක්ෂේත්‍ර සම්පූර්ණයෙන්ම වන්දි ලබා නොදෙන අතර, එහි ප්‍රති result ලයක් ලෙස අමතර අයන තමන් වෙත ආකර්ෂණය කර ගැනීමට බල කෙරෙයි, ස්ඵටිකයක් සාදයි - මෙය අසංතෘප්ත ලෙස හැඳින්වෙන සංසිද්ධියකි. අයනික ස්ඵටිකවල අණු නොමැති අතර, තනි කැටායන සහ ඇනායන ප්රතිවිරුද්ධ ලකුණේ බොහෝ අයන වලින් වටවී ඇත, ඒවායේ සංඛ්යාව ප්රධාන වශයෙන් අවකාශයේ පරමාණුවල පිහිටීම මත රඳා පවතී.

මේස ලුණු (NaCl) ස්ඵටික අයනික බන්ධනයක සාමාන්‍ය උදාහරණයකි.

අයනික බන්ධනය

(http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm වෙබ් අඩවියෙන් ද්‍රව්‍ය භාවිතා කරන ලදී)

අයනික බන්ධනය සිදු වන්නේ ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපිත අයන අතර විද්‍යුත් ස්ථිතික ආකර්ෂණය මගිනි. මෙම අයන සෑදී ඇත්තේ එක් පරමාණුවක සිට තවත් පරමාණුවකට ඉලෙක්ට්‍රෝන මාරු කිරීමේ ප්‍රතිඵලයක් වශයෙනි. විද්‍යුත් සෘණතාවයේ විශාල වෙනස්කම් ඇති පරමාණු අතර අයනික බන්ධනයක් සෑදී ඇත (සාමාන්‍යයෙන් පෝලිං පරිමාණයෙන් 1.7 ට වඩා වැඩි), උදාහරණයක් ලෙස, ක්ෂාර ලෝහ සහ හැලජන් පරමාණු අතර.

NaCl සෑදීමේ උදාහරණය භාවිතා කරමින් අයනික බන්ධනයක් ඇතිවීම සලකා බලමු.

පරමාණු වල ඉලෙක්ට්‍රොනික සූත්‍ර වලින්

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 සහ

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

බාහිර මට්ටම සම්පූර්ණ කිරීම සඳහා සෝඩියම් පරමාණුවකට හතක් ලබා ගැනීමට වඩා එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් අත්හැරීම පහසු වන අතර ක්ලෝරීන් පරමාණුවක් සඳහා හතක් ලබා ගැනීමට වඩා එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ලබා ගැනීම පහසු බව පෙනේ. රසායනික ප්‍රතික්‍රියා වලදී සෝඩියම් පරමාණුව එක් ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් ලබා දෙන අතර ක්ලෝරීන් පරමාණුව එය ලබා ගනී. එහි ප්‍රතිඵලයක් වශයෙන්, සෝඩියම් සහ ක්ලෝරීන් පරමාණුවල ඉලෙක්ට්‍රෝන කවච උච්ච වායුවල ස්ථායී ඉලෙක්ට්‍රෝන කවච බවට පරිවර්තනය වේ (සෝඩියම් කැටායන ඉලෙක්ට්‍රොනික වින්‍යාසය

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

සහ ක්ලෝරීන් ඇනායනයෙහි ඉලෙක්ට්‍රොනික වින්‍යාසය වේ

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

අයනවල විද්‍යුත් ස්ථිතික අන්තර්ක්‍රියා NaCl අණුවක් සෑදීමට හේතු වේ.

රසායනික බන්ධනයේ ස්වභාවය බොහෝ විට ද්‍රව්‍යයේ එකතු කිරීමේ තත්වය සහ භෞතික ගුණාංග වලින් පිළිබිඹු වේ. සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ් NaCl වැනි අයනික සංයෝග දෘඩ හා පරාවර්තක වේ, මන්ද ඒවායේ "+" සහ "-" අයනවල ආරෝපණ අතර බලවත් විද්‍යුත් ස්ථිතික ආකර්ෂණ බලයන් පවතින බැවිනි.

සෘණ ආරෝපිත ක්ලෝරීන් අයනය "එහි" Na + අයන පමණක් නොව, එය වටා ඇති අනෙකුත් සෝඩියම් අයන ද ආකර්ෂණය කරයි. මෙය ඕනෑම අයනයක් අසල ප්‍රතිවිරුද්ධ ලකුණක් සහිත එක් අයනයක් නොව කිහිපයක් ඇති බවට හේතු වේ.

සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ් NaCl ස්ඵටිකයක ව්‍යුහය.

ඇත්ත වශයෙන්ම, සෑම ක්ලෝරීන් අයනයක් වටා සෝඩියම් අයන 6 ක් සහ එක් එක් සෝඩියම් අයන වටා ක්ලෝරීන් අයන 6 ක් ඇත. මෙසේ ඇණවුම් කරන ලද අයන ඇසුරුම් අයනික ස්ඵටිකයක් ලෙස හැඳින්වේ. තනි ක්ලෝරීන් පරමාණුවක් ස්ඵටිකයක් තුළ හුදකලා වී ඇත්නම්, එය වටා ඇති සෝඩියම් පරමාණු අතර ක්ලෝරීන් ප්රතික්රියා කළ එක සොයා ගැනීමට තවදුරටත් නොහැකි වේ.

විද්‍යුත් ස්ථිතික බලවේග මගින් එකිනෙකාට ආකර්ෂණය වන අයන බාහිර බලයේ බලපෑම යටතේ හෝ උෂ්ණත්වය වැඩිවීම යටතේ ඔවුන්ගේ ස්ථානය වෙනස් කිරීමට අතිශයින් මැලි වේ. නමුත් සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ් උණු කර රික්තකයක් තුළ රත් කළහොත් එය වාෂ්ප වී ද්වි පරමාණුක NaCl අණු සාදයි. මෙයින් ඇඟවෙන්නේ සහසංයුජ බන්ධන බලවේග කිසි විටෙකත් සම්පූර්ණයෙන්ම අක්‍රිය නොවන බවයි.

අයනික බන්ධනවල මූලික ලක්ෂණ සහ අයනික සංයෝගවල ගුණ

1. අයනික බන්ධනයක් යනු ශක්තිමත් රසායනික බන්ධනයකි. මෙම බන්ධනයේ ශක්තිය 300 - 700 kJ / mol අනුපිළිවෙල මත වේ.

2. සහසංයුජ බන්ධනයක් මෙන් නොව අයනික බන්ධනයක් දිශානුගත නොවන බැවින් අයනකට ඕනෑම දිශාවකට ප්‍රතිවිරුද්ධ ලකුණේ අයන ආකර්ෂණය කර ගත හැකිය.

3. සහසංයුජ බන්ධනයක් මෙන් නොව, අයනික බන්ධනයක් අසංතෘප්ත වේ, ප්‍රතිවිරුද්ධ ලකුණේ අයන අන්තර්ක්‍රියා නිසා ඒවායේ බල ක්ෂේත්‍රවල සම්පූර්ණ අන්‍යෝන්‍ය වන්දි ගෙවීමට හේතු නොවේ.

4. අයනික බන්ධනයක් සහිත අණු සෑදීමේදී ඉලෙක්ට්‍රෝන සම්පූර්ණ මාරුවීමක් සිදු නොවේ, එබැවින් සියයට සියයක් අයනික බන්ධන ස්වභාවධර්මයේ නොපවතී. NaCl අණුවේ, රසායනික බන්ධනය 80% අයනික වේ.

5. අයනික බන්ධන සහිත සංයෝග ඉහළ ද්රවාංක සහ තාපාංක ඇති ස්ඵටිකරූපී ඝන ද්රව්ය වේ.

6. බොහෝ අයනික සංයෝග ජලයේ ද්‍රාව්‍ය වේ. අයනික සංයෝගවල විසඳුම් සහ දියවීම විදුලි ධාරාවක් සන්නයනය කරයි.

ලෝහ සම්බන්ධතාවය

ලෝහ ස්ඵටික විවිධ ආකාරවලින් සකස් කර ඇත. ඔබ සෝඩියම් ලෝහ කැබැල්ලක් පරීක්ෂා කළහොත්, එහි පෙනුම මේස ලුණු වලට වඩා බෙහෙවින් වෙනස් බව ඔබට පෙනී යනු ඇත. සෝඩියම් යනු මෘදු ලෝහයකි, පිහියකින් පහසුවෙන් කපා, මිටියකින් සමතලා කර, එය ඇල්කොහොල් ලාම්පුවක් මත කෝප්පයක පහසුවෙන් උණු කළ හැකිය (ද්රවාංකය 97.8 o C). සෝඩියම් ස්ඵටිකයක, සෑම පරමාණුවක්ම තවත් සමාන පරමාණු අටකින් වට වී ඇත.

ලෝහමය Na හි ස්ඵටික ව්යුහය.

රූපයේ දැක්වෙන්නේ ඝනකයේ මධ්‍යයේ ඇති Na පරමාණුවේ ආසන්නතම අසල්වැසියන් 8 දෙනෙකු සිටින බවයි. නමුත් ස්ඵටිකයක ඇති වෙනත් ඕනෑම පරමාණුවක් ගැන කිව හැක්කේ ඒවා සියල්ලම එක හා සමාන බැවිනි. ස්ඵටිකය මෙම රූපයේ දැක්වෙන "අසීමිත" පුනරාවර්තන කොටස් වලින් සමන්විත වේ.

බාහිර ශක්ති මට්ටමේ ඇති ලෝහ පරමාණු වල සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන කුඩා සංඛ්‍යාවක් අඩංගු වේ. ලෝහ පරමාණුවල අයනීකරණ ශක්තිය අඩු බැවින්, සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන මෙම පරමාණුවල දුර්වල ලෙස රඳවා තබා ගනී. එහි ප්‍රතිඵලයක් ලෙස ධන ආරෝපිත අයන සහ නිදහස් ඉලෙක්ට්‍රෝන ලෝහවල ස්ඵටික දැලිස්වල දිස්වේ. මෙම අවස්ථාවේ දී, ලෝහ කැටායන ස්ඵටික දැලිස් වල නෝඩ් වල පිහිටා ඇති අතර, ඉලෙක්ට්රෝන ධනාත්මක මධ්යස්ථාන ක්ෂේත්රයේ නිදහසේ චලනය වන අතර, ඊනියා "ඉලෙක්ට්රෝන වායුව" සාදයි.

කැටායන දෙකක් අතර සෘණ ආරෝපිත ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් පැවතීම එක් එක් කැටායන මෙම ඉලෙක්ට්‍රෝනය සමඟ අන්තර්ක්‍රියා කිරීමට හේතු වේ.

මේ අනුව, ලෝහමය බන්ධනය යනු ස්ඵටිකය පුරා නිදහසේ චලනය වන ඉලෙක්ට්‍රෝන ආකර්ෂණය වීම හරහා සිදුවන ලෝහ ස්ඵටිකවල ධනාත්මක අයන අතර බන්ධනයයි.

ලෝහයක සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන ස්ඵටිකය පුරා ඒකාකාරව බෙදී ඇති බැවින් අයනික බන්ධනයක් වැනි ලෝහමය බන්ධනයක් දිශානුගත නොවන බන්ධනයකි. සහසංයුජ බන්ධනයක් මෙන් නොව, ලෝහමය බන්ධනයක් යනු අසංතෘප්ත බන්ධනයකි. ලෝහ බන්ධනයක් ශක්තියෙන් සහසංයුජ බන්ධනයකින් ද වෙනස් වේ. ලෝහමය බන්ධනයක ශක්තිය සහසංයුජ බන්ධනයක ශක්තියට වඩා දළ වශයෙන් තුන් හතර ගුණයකින් අඩුය.

ඉලෙක්ට්රෝන වායුවේ ඉහළ සංචලනය හේතුවෙන් ලෝහ ඉහළ විද්යුත් හා තාප සන්නායකතාවයකින් සංලක්ෂිත වේ.

ලෝහ ස්ඵටික පෙනුම තරමක් සරල ය, නමුත් ඇත්ත වශයෙන්ම එහි ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහය අයනික ලුණු ස්ඵටික වලට වඩා සංකීර්ණ වේ. ලෝහ මූලද්‍රව්‍යවල බාහිර ඉලෙක්ට්‍රෝන කවචයේ සම්පූර්ණ “අෂ්ටක” සහසංයුජ හෝ අයනික බන්ධනයක් සෑදීමට ප්‍රමාණවත් ඉලෙක්ට්‍රෝන නොමැත. එබැවින්, වායුමය තත්වයේ දී, බොහෝ ලෝහ සමන්විත වන්නේ මොනාටොමික් අණු වලින්ය (එනම්, එකිනෙකට සම්බන්ධ නොවන තනි පරමාණු). සාමාන්‍ය උදාහරණයක් වන්නේ රසදිය වාෂ්ප ය. මේ අනුව, ලෝහ පරමාණු අතර ලෝහමය බන්ධනය සිදු වන්නේ එකතු කිරීමේ ද්රව සහ ඝන තත්වයේ පමණි.

ලෝහමය බන්ධනයක් පහත පරිදි විස්තර කළ හැක: එහි ප්‍රතිඵලයක් ලෙස ස්ඵටිකයේ ඇති සමහර ලෝහ පරමාණු පරමාණු අතර අවකාශයට සිය සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන ලබා දෙයි (සෝඩියම් සඳහා මෙය...3s1), අයන බවට හැරේ. ස්ඵටිකයක ඇති සියලුම ලෝහ පරමාණු සමාන බැවින්, එක් එක් සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් අහිමි වීමට සමාන අවස්ථාවක් ඇත.

වෙනත් වචන වලින් කිවහොත්, උදාසීන සහ අයනීකෘත ලෝහ පරමාණු අතර ඉලෙක්ට්රෝන මාරු කිරීම බලශක්ති පරිභෝජනයකින් තොරව සිදු වේ. මෙම අවස්ථාවේ දී, සමහර ඉලෙක්ට්රෝන සෑම විටම "ඉලෙක්ට්රෝන වායුව" ආකාරයෙන් පරමාණු අතර අවකාශයේ අවසන් වේ.

මෙම නිදහස් ඉලෙක්ට්‍රෝන, පළමුව, ලෝහ පරමාණු එකිනෙකින් යම් සමතුලිත දුරකින් රඳවා තබා ගනී.

දෙවනුව, ඔවුන් ලෝහවලට ලාක්ෂණික “ලෝහමය බැබළීමක්” ලබා දෙයි (නිදහස් ඉලෙක්ට්‍රෝන සැහැල්ලු ක්වොන්ටා සමඟ අන්තර් ක්‍රියා කළ හැකිය).

තෙවනුව, නිදහස් ඉලෙක්ට්රෝන හොඳ විද්යුත් සන්නායකතාවක් සහිත ලෝහ සපයයි. ලෝහවල ඉහළ තාප සන්නායකතාවය අන්තර් පරමාණුක අවකාශයේ නිදහස් ඉලෙක්ට්‍රෝන පැවතීම මගින් ද පැහැදිලි කෙරේ - ඒවා ශක්තියේ වෙනස්වීම් වලට පහසුවෙන් “ප්‍රතිචාර” දක්වන අතර ස්ඵටිකයේ එය වේගවත් මාරු කිරීමට දායක වේ.

ලෝහ ස්ඵටිකයක ඉලෙක්ට්රොනික ව්යුහයේ සරල ආකෘතියක්.

******** උදාහරණයක් ලෙස ලෝහ සෝඩියම් භාවිතා කරමින්, පරමාණුක කාක්ෂික පිළිබඳ අදහස්වල දෘෂ්ටි කෝණයෙන් ලෝහ බන්ධනයේ ස්වභාවය සලකා බලමු. සෝඩියම් පරමාණුව, අනෙකුත් බොහෝ ලෝහ මෙන්, සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන හිඟයක් ඇත, නමුත් නිදහස් සංයුජතා කාක්ෂික ඇත. සෝඩියම් හි තනි 3s ඉලෙක්ට්‍රෝනයට ඕනෑම නිදහස් හා සමීප ශක්ති අසල්වැසි කක්ෂයකට ගමන් කිරීමේ හැකියාව ඇත. ස්ඵටිකයක ඇති පරමාණු එකට සමීප වන විට, අසල්වැසි පරමාණුවල බාහිර කක්ෂය අතිච්ඡාදනය වන අතර, අත්හැර දැමූ ඉලෙක්ට්‍රෝනවලට ස්ඵටිකය පුරා නිදහසේ චලනය වීමට ඉඩ සලසයි.

කෙසේ වෙතත්, "ඉලෙක්ට්‍රෝන වායුව" පෙනෙන තරම් අක්‍රමවත් නොවේ. ලෝහ ස්ඵටිකයක ඇති නිදහස් ඉලෙක්ට්‍රෝන අතිච්ඡාදනය වන කාක්ෂිකවල පවතින අතර යම් දුරකට බෙදාගෙන, සහසංයුජ බන්ධන වැනි දෙයක් සාදයි. සෝඩියම්, පොටෑසියම්, රුබීඩියම් සහ අනෙකුත් ලෝහමය s-මූලද්‍රව්‍යවල ඇත්තේ බෙදාගත් ඉලෙක්ට්‍රෝන ස්වල්පයකි, එබැවින් ඒවායේ ස්ඵටික බිඳෙනසුලු හා විලයනය වේ. සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණන වැඩි වන විට ලෝහවල ප්‍රබලතාව සාමාන්‍යයෙන් වැඩි වේ.

මේ අනුව, පරමාණුවල බාහිර කවචවල සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන කිහිපයක් ඇති මූලද්‍රව්‍ය මගින් ලෝහ බන්ධන සෑදේ. ලෝහමය බන්ධනය සිදු කරන මෙම සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන, ලෝහ ස්ඵටිකය පුරා චලනය වන අතර ලෝහයේ ඉහළ විද්‍යුත් සන්නායකතාවක් සැපයිය හැකි තරම් බෙදා ඇත.

අයන අතර අවකාශයේ නිදහස් ඉලෙක්ට්‍රෝන නොමැති නිසා NaCl ස්ඵටිකයක් විදුලිය සන්නයනය නොකරයි. සෝඩියම් පරමාණු මගින් පරිත්‍යාග කරන ලද සියලුම ඉලෙක්ට්‍රෝන ක්ලෝරීන් අයන මගින් තදින් රඳවා තබා ගනී. මෙය අයනික ස්ඵටික සහ ලෝහ අතර සැලකිය යුතු වෙනස්කම් වලින් එකකි.

ලෝහ බන්ධන ගැන ඔබ දැන් දන්නා දේ බොහෝ ලෝහවල ඉහළ සුමට බව (ප්‍රත්‍යාවර්තතාව) පැහැදිලි කිරීමට උපකාරී වේ. ලෝහ තුනී පත්රයකට සමතලා කර කම්බි වලට ඇද ගත හැකිය. කාරණය නම් ලෝහ ස්ඵටිකයක ඇති පරමාණුවල තනි ස්ථර එකිනෙකට සාපේක්ෂව පහසුවෙන් ලිස්සා යා හැකි බවයි: ජංගම "ඉලෙක්ට්‍රෝන වායුව" නිරන්තරයෙන් තනි ධනාත්මක අයනවල චලනය මෘදු කරයි, ඒවා එකිනෙකින් ආරක්ෂා කරයි.

ඇත්ත වශයෙන්ම, ලුණු ද ස්ඵටික ද්රව්යයක් වුවද, මේස ලුණු සමඟ මෙවැනි කිසිවක් කළ නොහැකිය. අයනික ස්ඵටික වලදී, සංයුජතා ඉලෙක්ට්රෝන පරමාණුවේ න්යෂ්ටියට තදින් බැඳී ඇත. එක් අයන ස්ථරයක් තවත් එකකට සාපේක්ෂව මාරුවීම එකම ආරෝපණ අයන එකිනෙකට සමීප වන අතර ඒවා අතර දැඩි විකර්ෂණයක් ඇති කරයි, එහි ප්‍රතිඵලයක් ලෙස ස්ඵටික විනාශ වේ (NaCl යනු බිඳෙන සුළු ද්‍රව්‍යයකි).

අයනික ස්ඵටිකයක ස්තර මාරු වීම වැනි අයන අතර විශාල විකර්ෂක බලවේග පෙනුම හා ස්ඵටික විනාශයට හේතු වේ.

සංචලනය

• ද්රව්යයක ප්රමාණාත්මක ලක්ෂණ මත පදනම් වූ ඒකාබද්ධ ගැටළු විසඳීම
• ගැටළු විසඳීම. ද්රව්යවල සංයුතියේ ස්ථාවරත්වය පිළිබඳ නීතිය. ද්රව්යයක "මෝලර් ස්කන්ධය" සහ "රසායනික ප්රමාණය" යන සංකල්ප භාවිතා කරන ගණනය කිරීම්

විකිමීඩියා පදනම. 2010.

වෙනත් ශබ්ද කෝෂවල “අයන රසායනික බන්ධනය” යනු කුමක්දැයි බලන්න:

අණුවක හෝ මෝල්හි පරමාණු අතර බන්ධනය. සම්බන්ධතාවය, එක් පරමාණුවකින් තවත් පරමාණුවකට elene මාරු කිරීම හෝ පරමාණු යුගලයක් (හෝ කණ්ඩායමක්) මගින් elenes බෙදාගැනීමේ ප්‍රතිඵලයක් ලෙස පැන නගී. X. s වෙත ගෙන යන බලවේග වන්නේ Coulomb, කෙසේ වෙතත්, X. s. ඇතුළත විස්තර කරන්න... භෞතික විශ්වකෝෂය

රසායනික බන්ධන- විවිධ පරමාණු (කණ්ඩායම්) දෙකකට අයත් ඉලෙක්ට්‍රෝන පරමාණු (කණ්ඩායම්) දෙකටම පොදු (සමාජගත) බවට පත්වන පරමාණු වල අන්තර්ක්‍රියා, ඒවායේ සංයෝජනය අණු සහ ස්ඵටික බවට පත් කරයි. X. s හි ප්‍රධාන වර්ග දෙකක් තිබේ: අයනික... ... විශාල පොලිටෙක්නික් විශ්වකෝෂය

රසායනික බන්ධන, පරමාණු එකට එකතු වී අණු සෑදීමේ යාන්ත්‍රණය. ප්‍රතිවිරුද්ධ ආරෝපණ ආකර්ශනය මත හෝ ඉලෙක්ට්‍රෝන හුවමාරුව හරහා ස්ථායී වින්‍යාස සෑදීම මත පදනම්ව එවැනි බන්ධන වර්ග කිහිපයක් තිබේ.... ​​... විද්යාත්මක හා තාක්ෂණික විශ්වකෝෂ ශබ්දකෝෂය

රසායනික බන්ධනය- රසායනික බන්ධන, පරමාණුවල අන්තර්ක්‍රියා, ඒවායේ සංයෝගය අණු සහ ස්ඵටික බවට පත් කරයි. රසායනික බන්ධනයක් සෑදීමේදී ක්‍රියා කරන බලවේග ප්‍රධාන වශයෙන් විද්‍යුත් ස්වභාවයයි. රසායනික බන්ධනයක් ගොඩනැගීම ප්‍රතිව්‍යුහගත කිරීමක් සමඟින් සිදු වේ... ... නිදර්ශන විශ්වකෝෂ ශබ්දකෝෂය

- ... විකිපීඩියා

පරමාණුවල අන්‍යෝන්‍ය ආකර්ෂණය, අණු සහ ස්ඵටික සෑදීමට මග පාදයි. අණුවක හෝ ස්ඵටිකයක අසල්වැසි පරමාණු අතර රසායනික ව්‍යුහයන් පවතින බව පැවසීම සිරිතකි. පරමාණුවක සංයුජතාව (එය වඩාත් විස්තරාත්මකව පහත සාකච්ඡා කෙරේ) බන්ධන ගණන පෙන්වයි... මහා සෝවියට් විශ්වකෝෂය

රසායනික බන්ධනය- පරමාණුවල අන්‍යෝන්‍ය ආකර්ෂණය, අණු සහ ස්ඵටික සෑදීමට තුඩු දෙයි. පරමාණුවක සංයුජතාව පෙන්නුම් කරන්නේ දී ඇති පරමාණුවකින් අසල්වැසි ඒවා සමඟ සාදන ලද බන්ධන ගණනයි. "රසායනික ව්‍යුහය" යන යෙදුම හඳුන්වා දුන්නේ ශාස්ත්‍රඥ A. M. Butlerov විසින් ... ... ලෝහ විද්‍යාව පිළිබඳ විශ්වකෝෂ ශබ්දකෝෂය

පරමාණුවල අන්තර්ක්‍රියා, ඒවායේ සංයෝජනය අණු සහ ස්ඵටික බවට පත් කරයි. මෙම අන්තර්ක්‍රියාව අන්තර්ක්‍රියා නොකරන පරමාණු වල ශක්තියට සාපේක්ෂව ලැබෙන අණුවේ හෝ ස්ඵටිකයේ සම්පූර්ණ ශක්තිය අඩුවීමට හේතු වන අතර එය පදනම් වන්නේ... ... Big Encyclopedic Polytechnic ශබ්දකෝෂය

මීතේන් අණුවක උදාහරණය භාවිතා කරමින් සහසංයුජ බන්ධනය: සම්පූර්ණ කරන ලද හයිඩ්‍රජන් (H) බාහිර ශක්ති මට්ටමට ඉලෙක්ට්‍රෝන 2ක් ඇති අතර කාබන් (C) හි ඉලෙක්ට්‍රෝන 8ක් ඇත. සහසංයුජ බන්ධනය යනු සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන වලාකුළු මගින් සාදන ලද බන්ධනයකි. මධ්‍යස්ථ... ... විකිපීඩියාව

රසායනික බන්ධනය යනු බන්ධන අංශුවල ඉලෙක්ට්‍රෝන වලාකුළු අතිච්ඡාදනය වීම නිසා ඇතිවන පරමාණුවල අන්තර්ක්‍රියාකාරිත්වයේ සංසිද්ධියකි, එය පද්ධතියේ සම්පූර්ණ ශක්තියේ අඩුවීමක් සමඟ ඇත. "රසායනික ව්යුහය" යන යෙදුම මුලින්ම හඳුන්වා දුන්නේ 1861 දී A. M. Butlerov විසිනි... ... විකිපීඩියා