Iónová väzba. Ako vzniká iónová väzba: príklady Iónový typ chemickej väzby príklady

Iónová väzba

Teória chemickej väzby berie najdôležitejšie miesto v modernej chémii. Ona vysvetľuje, prečo sa atómy spájajú a vytvárajú chemické častice, A umožňuje porovnať stabilitu týchto častíc. Použitím teória chemickej väzby, Môcť predpovedať zloženie a štruktúru rôznych zlúčenín. Koncepcia prerušenie niektorých chemických väzieb a vytvorenie iných je základom moderných myšlienok o premenách látok pri chemických reakciách .

Chemická väzba- Toto interakcia atómov , stanovenie stability chemickej častice alebo kryštál ako celok . Chemická väzba sa tvorí kvôli elektrostatická interakcia medzi nabité častice : katióny a anióny, jadrá a elektróny. Keď sa atómy spoja, medzi jadrom jedného atómu a elektrónmi druhého začnú pôsobiť príťažlivé sily, ako aj odpudivé sily medzi jadrami a medzi elektrónmi. Zapnuté nejakú vzdialenosť títo sily sa navzájom vyrovnávajú, A vzniká stabilná chemická častica .

Keď sa vytvorí chemická väzba, môže dôjsť k významnej redistribúcii elektrónovej hustoty atómov v zlúčenine v porovnaní s voľnými atómami.

V krajnom prípade to vedie k tvorbe nabitých častíc – iónov (z gréckeho „ión“ – idúce).

Interakcia 1 iónov

Ak atóm stratí jeden alebo niekoľko elektrónov, potom on sa mení na kladný ión - katión(preložené z gréčtiny - “ ísť dole"). Takto sa tvoria katiónov vodík H+, lítium Li+, bárium Ba2+ . Atómy sa získavaním elektrónov menia na negatívne ióny - anióny(z gréckeho "anion" - ísť hore). Príklady aniónov sú fluoridový ión F−, sulfidový ión S 2− .

katióny A anióny schopný navzájom priťahovať. V tomto prípade vzniká chemická väzba, A vznikajú chemické zlúčeniny. Tento typ chemickej väzby sa nazýva iónová väzba :

2 Definícia iónovej väzby

Iónová väzba je chemická väzba vzdelaný kvôli elektrostatická príťažlivosť medzi katiónmi A anióny .

Mechanizmus tvorby iónovej väzby možno zvážiť pomocou príkladu reakcie medzi sodík a chlór . Atóm alkalického kovu ľahko stratí elektrón, A atóm halogénu – získava. V dôsledku toho existuje katión sodíka A chloridový ión. Vytvárajú spojenie kvôli elektrostatická príťažlivosť medzi nimi .

Interakcia medzi katiónov A anióny nezávislý od smeru, Preto o iónovej väzbe hovoria ako nesmerové. Každý katión Možno pritiahnuť ľubovoľný počet aniónov, A naopak. Preto iónová väzba je nenasýtené. číslo interakcie medzi iónmi v pevnom stave sú obmedzené len veľkosťou kryštálu. Preto " molekula " iónová zlúčenina by sa mala považovať za celý kryštál .

Pre výskyt iónová väzba nevyhnutné, do súčet hodnôt ionizačnej energie E i(aby sa vytvoril katión) A elektrónová afinita A e(na tvorbu aniónov) musí byť energeticky priaznivé. Toto obmedzuje tvorbu iónových väzieb aktívnymi atómami kovu(prvky skupín IA a IIA, niektoré prvky skupiny IIIA a niektoré prechodné prvky) a aktívne nekovy(halogény, chalkogény, dusík).

Ideálna iónová väzba prakticky neexistuje. Dokonca aj v tých zlúčeninách, ktoré sú zvyčajne klasifikované ako iónový , Neexistuje úplný prenos elektrónov z jedného atómu na druhý ; elektróny zostávajú čiastočne bežne používané. Áno, spojenie je fluorid lítny o 80 % iónový a o 20 % - kovalentný. Preto je správnejšie hovoriť stupeň ionizácie (polarita) kovalentná chemická väzba. Verí sa, že s rozdielom elektronegativity prvkov 2.1 komunikácia je zapnutá 50 % iónov. O väčší rozdiel zlúčenina možno považovať za iónové .

Iónový model chemickej väzby je široko používaný na opis vlastností mnohých látok., v prvom rade súvislosti zásadité A kovy alkalických zemín s nekovmi. Toto je splatné jednoduchosť popisu takýchto spojení: veril byť postavený z nestlačiteľné nabité gule, odpovedanie katiónov a aniónov. V tomto prípade majú ióny tendenciu usporiadať sa tak, že príťažlivé sily medzi nimi sú maximálne a odpudivé sily minimálne.

Iónová väzba- pevná chemická väzba vytvorená medzi atómami s veľký rozdiel (>1,7 na Paulingovej stupnici) elektronegativita, s ktorou zdieľaný elektrónový pár je úplne prenesený na atóm s vyššou elektronegativitou. Ide o príťažlivosť iónov ako opačne nabitých telies. Príkladom je zlúčenina CsF, v ktorej je „stupeň ionicity“ 97 %.

Iónová väzba- extrémny prípad polarizácia kovalentnej polárnej väzby. Vznikla medzi typické kovové a nekovové. V tomto prípade elektróny v kove úplne prejsť na nekovové . Vznikajú ióny.

Ak sa vytvorí chemická väzba medzi atómami, ktoré majú veľmi veľký rozdiel elektronegativity (EO > 1,7 podľa Paulinga), potom je celkový elektrónový pár úplne sa presúva na atóm s väčším EO. Výsledkom je vytvorenie zlúčeniny opačne nabité ióny :

Medzi vzniknutými iónmi vzniká elektrostatická príťažlivosť ktorá sa volá iónová väzba. Alebo skôr tento pohľad pohodlné. V praxi iónová väzba medzi atómami v vo svojej čistej podobe sa nikde alebo takmer nikde nerealizuje, zvyčajne v skutočnosti je spojenie čiastočne iónové , a čiastočne kovalentnej povahy. Zároveň komunikácia komplexné molekulárne ióny možno často považovať za čisto iónové. Najdôležitejšie rozdiely medzi iónovými väzbami a inými typmi chemických väzieb sú nedostatok smeru a nasýtenia. To je dôvod, prečo kryštály vytvorené v dôsledku iónových väzieb gravitujú smerom k rôznym hustým baleniam zodpovedajúcich iónov.

3 iónové polomery

V jednoduchom elektrostatický model iónovej väzby používa sa koncept iónové polomery . Súčet polomerov susedného katiónu a aniónu sa musí rovnať zodpovedajúcej medzijadrovej vzdialenosti :

r 0 = r + + r −

Zároveň zostáva nejasné kde minúť hranica medzi katiónom a aniónom . Dnes je to známe , že neexistuje čisto iónová väzba, ako vždy existuje určité prekrytie elektrónových oblakov. Pre výpočty polomerov iónov využívajú výskumné metódy, ktorý umožňujú určiť hustotu elektrónov medzi dvoma atómami . Medzijadrová vzdialenosť je v bode rozdelená, Kde hustota elektrónov je minimálna .

Veľkosť iónov závisí od mnohých faktorov. O konštantný náboj iónu so zvyšujúcim sa atómovým číslom(a následne, jadrová náplň) iónový polomer klesá. Toto je obzvlášť viditeľné v rade lantanoidov, Kde iónové polomery sa menia monotónne od 117 pm pre (La 3+) do 100 pm (Lu 3+) s koordinačným číslom 6. Tento efekt sa nazýva kompresia lantanoidov .

IN skupiny prvkov iónové polomery sa vo všeobecnosti zvyšujú so zvyšujúcim sa atómovým číslom. Avšak Pre d-prvky štvrtej a piatej periódy v dôsledku kompresie lantanoidov dokonca môže dôjsť k zníženiu iónového polomeru(napr. od 73 hod. pre Zr 4+ do 72 hod. pre Hf 4+ s koordinačným číslom 4).

Počas periódy je badateľný pokles iónového polomeru súvisiaci s zvýšená príťažlivosť elektrónov k jadru pri súčasnom zvýšení náboja jadra a náboja samotného iónu: 116 hod. pre Na +, 86 hod. pre Mg 2+, 68 hod. pre Al 3+ (koordinačné číslo 6). Z rovnakého dôvodu zvýšenie náboja iónu má za následok zníženie iónového polomeru pre jeden prvok: Fe 2+ 77 hod., Fe 3+ 63 hod., Fe 6+ 39 hod. (koordinačné číslo 4).

Porovnanie iónové polomery Môcť vykonávať len s rovnakým koordinačným číslom, pretože ovplyvňuje veľkosť iónu v dôsledku odpudivých síl medzi protiiónmi. To je jasne vidieť na príklade Ag+ ión; jeho iónový polomer je 81, 114 a 129 popoludnie Pre koordinačné čísla 2, 4 a 6 , resp .

Štruktúra ideálna iónová zlúčenina, podmienené maximálna príťažlivosť medzi rozdielnymi iónmi a minimálna odpudivosť medzi podobnými iónmi, v mnohých ohľadoch určený pomerom iónových polomerov katiónov a aniónov. Toto sa dá ukázať jednoduché geometrické konštrukcie.

4 Energia iónovej väzby

Energetická komunikácia A pre iónovú zlúčeninu- Toto energie, ktorý je v uvoľnené pri jeho tvorbe z plynných protiiónov nekonečne vzdialených od seba . Ak vezmeme do úvahy iba elektrostatické sily, zodpovedá asi 90 % celkovej interakčnej energie, ktorý zahŕňa aj príspevok neelektrostatických síl(Napríklad, odpudzovanie elektrónového obalu).

Kedykoľvek iónová väzba medzi dvoma voľná iónová energia ich príťažlivosť je určená Coulombovým zákonom :

E(adv.) = q+ q− / (4π r ε),

Kde q+ A q-- poplatky interagujúce ióny , r - vzdialenosť medzi nimi , ε - dielektrická konštanta média .

Od jedného z obvinení negatívne, To energetická hodnota Tiež bude negatívny .

Podľa Coulombov zákon, na V nekonečne malých vzdialenostiach musí byť príťažlivá energia nekonečne veľká. Avšak, toto nedeje sa, pretože ióny nie sú bodové náboje. O približovanie iónov k sebe vznikajú medzi nimi odpudivé sily, podmienené interakcia elektronických cloudov . Energia odpudzovania iónov popísané Rodová rovnica :

E(ott.) = B / rn,

Kde IN - nejaká konštanta , n Možno nadobúda hodnoty od 5 do 12(záleží na veľkosť iónov). Celková energia je určená súčtom energií príťažlivosti a odpudzovania :

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

Jeho význam prechádza minimálne . Súradnice minimálneho bodu zodpovedajú rovnovážnej vzdialenosti r 0 A rovnovážna energia interakcie medzi iónmi E 0 :

E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 ε)

IN kryštálová mriežka Vždy existuje viac interakcií, ako medzi párom iónov. Toto číslo určený predovšetkým typom kryštálovej mriežky. Pre zohľadnenie všetkých interakcií(slabnutie s narastajúcou vzdialenosťou) do výrazu pre iónová energia kryštálová mriežka zaviesť konštantu tzv Madelunga A :

E(adv.) = A q+ q− / (4π r ε)

Konštantná hodnota Madelunga len určené geometria mriežky a nie závisí od polomeru a náboja iónov. Napríklad pre chlorid sodný je to rovné 1,74756 .

5 iónová polarizácia

Okrem toho veľkosť náboja A polomer dôležitá charakteristika a ona sú jeho polarizačné vlastnosti. Pozrime sa na tento problém trochu podrobnejšie. U nepolárne častice (atómy, ióny, molekuly) ťažiská kladných a záporných nábojov sa zhodujú. V elektrickom poli sa elektrónové obaly posúvajú v smere kladne nabitej platne a jadrá - smerom k záporne nabitej platni. Kvôli deformácia častíc vzniká v ňom dipól, ona sa stáva polárny .

Zdroj elektrické pole v zlúčeninách s iónovým typom väzby sú samotné ióny. Preto hovoriť o polarizačné vlastnosti iónu , nevyhnutné rozlišovať polarizačný efekt daného iónu A schopnosť samých seba polarizovať v elektrickom poli .

Polarizačný účinok iónu bude ten veľký, ako viac jeho silového poľa, t.j väčší náboj a menší polomer iónu. Preto v v rámci podskupín v periodickej tabuľke prvkov polarizačný účinok iónov zhora nadol klesá, keďže v r podskupiny, pri konštantnom náboji iónu sa jeho polomer zväčšuje zhora nadol .

Preto polarizačný účinok iónov alkalických kovov sa napríklad zvyšuje z cézia na lítium a v rade halogenidové ióny - od I do F. V obdobiach polarizačný účinok iónov sa zvyšuje zľava doprava spolu s zvýšenie iónového náboja A zmenšovaním jeho polomeru .

Polarizovateľnosť iónov, jeho schopnosť deformácie sa zväčšujú s klesajúcim silovým poľom, teda s zníženie výšky poplatku A zväčšujúci sa polomer . Polarizácia aniónov zvyčajne vyššie, ako katiónov a v rade halogenidy zvyšuje sa z F na I .

Zapnuté polarizačné vlastnosti katiónov poskytuje vplyv charakteru ich vonkajšieho elektrónového obalu . Polarizačné vlastnosti katiónov ako v aktívny, a v pasívny zmysel pri rovnaký poplatok a blízke polomery sa zväčšujú pri prechode z katiónov s naplneným obalom na katióny s neúplným vonkajším obalom a potom na katióny s 18-elektrónovým obalom.

Napríklad v rade katiónov Mg 2+, Ni 2+, Zn 2+ polarizačné vlastnosti sa zintenzívňujú. Tento vzor je v súlade so zmenou polomeru iónu a štruktúrou jeho elektrónového obalu uvedenou v sérii:

Pre anióny polarizačné vlastnosti sa zhoršujú v tomto poradí:

I-, Br-, Cl-, CN-, OH-, N03-, F-, Cl04-.

Výsledok polarizačná interakcia iónov je deformácia ich elektronických obalov a v dôsledku toho zníženie medziiónových vzdialeností A neúplné oddelenie negatívu A kladné náboje medzi iónmi.

Napríklad v kryštáli chlorid sodný výška poplatku na sodný ión rovná sa +0,9 a ďalej chlórový ión - 0,9 namiesto očakávaná jednotka. V molekule KCl nachádza sa v parnom stave, hodnota náboje na draselných iónoch A chlór je 0,83 jednotiek náplne a v molekule chlorovodík- len 0,17 jednotky náboja.

Polarizácia iónov poskytuje badateľný vplyv na vlastnosti zlúčenín s iónovými väzbami , zníženie ich teploty topenia a varu , zníženie elektrolytickej disociácie v roztokoch a taveninách atď. .

Iónové zlúčeniny sa tvoria, keď interakcia prvkov , výrazne odlišné v chemických vlastnostiach. Viac prvky navzájom odstránené v periodickej tabuľke, tí v iónová väzba je výraznejšia v ich zlúčeninách . Proti v molekulách, tvorené rovnakými atómami alebo atómami prvkov podobných chemickými vlastnosťami, vznikajú iné druhy komunikácie. Preto teória iónových väzieb Má obmedzené použitie .

6 Vplyv polarizácie iónov na vlastnosti látok a vlastnosti iónových väzieb a iónových zlúčenín

Nápady o Polarizácie iónov pomáhajú vysvetliť rozdiely vo vlastnostiach mnohých podobných látok. Napríklad porovnanie chloridov sodných A draslík s chloridom strieborným ukazuje, že kedy blízke iónové polomery

polarizovateľnosť katiónu Ag+ majúce 18-elektrónový vonkajší plášť , vyššie, Čo vedie k zvýšeniu pevnosti väzby kov-chlór A menšia rozpustnosť chloridu strieborného vo vode .

Vzájomné polarizácia iónov uľahčuje deštrukciu kryštálov, čo vedie k zníženie teploty topenia látok. Pre tento dôvod teplota topenia TIF (327 oС) výrazne nižšia ako RbF (798 oC). S rastúcou vzájomnou polarizáciou iónov klesá aj teplota rozkladu látok. Preto jodidy sa zvyčajne rozkladajú pri nižších teplotách, ako iné halogenidy, A zlúčeniny lítia - menej tepelne stabilný , ako zlúčeniny iných alkalických prvkov .

Deformovateľnosť elektrónových obalov ovplyvňuje aj optické vlastnosti látok. Ako častica je viac polarizovaná , čím nižšia je energia elektronických prechodov. Ak polarizácia je nízka , excitácia elektrónov vyžaduje vyššiu energiu aké odpovede ultrafialová časť spektra. Takéto látky sú zvyčajne bezfarebný. V prípade silnej polarizácie iónov dochádza k excitácii elektrónov absorpciou elektromagnetického žiarenia vo viditeľnej oblasti spektra. Preto niektoré látky, vzdelaný bezfarebné ióny, farebné .

Charakteristika iónové zlúčeniny slúži dobrá rozpustnosť v polárnych rozpúšťadlách (voda, kyseliny atď.). Je to spôsobené tým náboj častí molekuly. V čom dipóly rozpúšťadla sú priťahované k nabitým koncom molekuly a ako výsledok Brownov pohyb , « sú odoberaní» molekula látky na časti a obklopujú ich , nedovolí nám znova sa pripojiť. Výsledkom sú obklopené ióny rozpúšťadlové dipóly .

Pri rozpúšťaní takýchto zlúčenín spravidla uvoľňuje sa energia, keďže celková energia vytvorených väzieb rozpúšťadlo-ión je väčšia ako energia väzby anión-katión. Existuje veľa výnimiek soli kyseliny dusičnej (dusičnany), ktorý absorbovať teplo pri rozpustení (roztoky sa ochladia). Posledná skutočnosť je vysvetlená na základe zákonov, ktoré uvažované vo fyzikálnej chémii .

7 Kryštalická mriežka

Iónové zlúčeniny(napríklad chlorid sodný NaCl) - ťažké A žiaruvzdorné kvôli medzi nábojmi ich iónov(„+“ a „–“) existujú silné elektrostatické príťažlivé sily .

Záporne nabitý ión chlóru priťahuje Nie len " môj " Na+ ión, ale tiež iné sodíkové ióny okolo vás. Toto vedie k, Čo v blízkosti ktoréhokoľvek z iónov je viac ako jeden ión s opačným znamienkom , a niekoľko(obr. 1).

Ryža. 1. Kryštalická štruktúra kuchynská soľ NaCl .

Vlastne asi každý chlórový ión obsahuje 6 sodných iónov, a o každý ión sodíka - 6 iónov chlóru .

Toto usporiadané balenie iónov sa nazýva iónový kryštál. Ak izolujete samostatné atóm chlóru, potom medzi obklopujúce atómy sodíka už nemožné nájsť, ktorý chlór reagoval. Priťahovaní k sebe elektrostatické sily , ióny sa mimoriadne zdráhajú meniť svoje umiestnenie pod vplyvom vonkajšej sily alebo Nárast teploty. Ale ak teplota je veľmi vysoká (približne 1500°C), To NaCl odparuje, formovanie dvojatómové molekuly. To naznačuje kovalentné väzbové sily nikdy úplne nevypínajte .

Iónové kryštály líšiť vysoké teploty topenia, zvyčajne výrazný rozdiel v pásme, mať iónová vodivosť pri vysoké teploty A rad špecifických optických vlastností(Napríklad, transparentnosť v blízkom IČ spektre). Môžu byť postavené z oboch monatomický, a od polyatomické ióny. Príklad iónové kryštály prvého typu - alkalických halogenidových kryštálov A kovy alkalických zemín ; anióny sú usporiadané podľa zákona najbližšieho sférického balenia alebo husté guľové murivo , katióny zaberajú zodpovedajúce dutiny. Väčšina charakteristickýštruktúry tohto typu sú NaCl, CsCl, CaF2. Iónové kryštály druhého typu postavený z monoatomické katióny tých istých kovov a konečné alebo nekonečné aniónové fragmenty . Konečné anióny(zvyšky kyselín) - NO3-, SO42-, СО32- atď. . Kyslé zvyšky môžu vytvárať nekonečné reťazce , vrstvy alebo tvoria trojrozmerný rámec, v dutinách ktorého sa nachádzajú katióny, ako napríklad v kryštálové štruktúry kremičitanov. Pre iónové kryštály môžete vypočítať energiu kryštálovej štruktúry U(pozri tabuľku), približne rovnaké entalpia sublimácie; výsledky sú v dobrej zhode s experimentálnymi údajmi. Podľa rovnice Born-Maier, Pre kryštál, skladajúci sa z formálne jednotlivo nabité ióny :

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

(R - najkratšia vnútorná vzdialenosť , A - Madelungská konštanta , závislý od geometria konštrukcie , IN A r - možnosti , opisujúce odpudzovanie medzi časticami , C/R6 A D/R8 charakterizovať relevantné Dipól-dipól a dipól-kvadrupólová interakcia iónov , E 0 - energie nulového bodu , e - elektrónový náboj). S Keď sa katión zväčšuje, zvyšuje sa príspevok interakcií dipól-dipól .

Všetky chemické zlúčeniny vznikajú vytvorením chemickej väzby. A v závislosti od typu spojovacích častíc sa rozlišuje niekoľko typov. Najzákladnejšie– sú to kovalentné polárne, kovalentné nepolárne, kovové a iónové. Dnes budeme hovoriť o iónoch.

V kontakte s

Čo sú to ióny

Vytvára sa medzi dvoma atómami - spravidla za predpokladu, že rozdiel v elektronegativite medzi nimi je veľmi veľký. Elektronegativita atómov a iónov sa hodnotí pomocou Paullingovej stupnice.

Preto, aby sa správne zvážili charakteristiky zlúčenín, bol zavedený pojem ionicity. Táto charakteristika vám umožňuje určiť, aké percento konkrétnej väzby je iónové.

Zlúčeninou s najvyššou iónovou schopnosťou je fluorid cézny, v ktorom je približne 97 %. Charakteristická je iónová väzba pre látky tvorené atómami kovov nachádzajúcimi sa v prvej a druhej skupine tabuľky D.I. Mendelejev a atómy nekovov nachádzajúce sa v šiestej a siedmej skupine tej istej tabuľky.

Poznámka! Stojí za zmienku, že neexistuje žiadna zlúčenina, v ktorej by bol vzťah výlučne iónový. Pri súčasne objavených prvkoch nie je možné dosiahnuť taký veľký rozdiel v elektronegativite na získanie 100% iónovej zlúčeniny. Preto definícia iónovej väzby nie je úplne správna, pretože v skutočnosti sa berú do úvahy zlúčeniny s čiastočnou iónovou interakciou.

Prečo bol tento termín zavedený, ak takýto jav v skutočnosti neexistuje? Faktom je, že tento prístup pomohol vysvetliť mnohé nuansy vo vlastnostiach solí, oxidov a iných látok. Napríklad, prečo sú vysoko rozpustné vo vode a prečo sú roztoky sú schopné viesť elektrický prúd. To sa nedá vysvetliť z inej perspektívy.

Vzdelávací mechanizmus

Vytvorenie iónovej väzby je možné len vtedy, ak sú splnené dve podmienky: ak atóm kovu zúčastňujúci sa reakcie je schopný ľahko odovzdať elektróny nachádzajúce sa v poslednej energetickej hladine a atóm nekovu je schopný tieto elektróny prijať. Atómy kovov sú svojou povahou redukčné činidlá, to znamená, že sú schopné darovanie elektrónov.

Je to spôsobené tým, že posledná energetická hladina v kove môže obsahovať jeden až tri elektróny a polomer samotnej častice je dosť veľký. Preto je sila interakcie medzi jadrom a elektrónmi na poslednej úrovni taká malá, že ju môžu ľahko opustiť. Úplne iná je situácia s nekovmi. Oni majú malý polomer a počet vlastných elektrónov na poslednej úrovni môže byť od troch do siedmich.

A interakcia medzi nimi a kladným jadrom je dosť silná, ale každý atóm sa snaží doplniť energetickú hladinu, takže atómy nekovov sa snažia získať chýbajúce elektróny.

A keď sa stretnú dva atómy - kov a nekov, elektróny sa prenesú z atómu kovu na atóm nekovu a vznikne chemická interakcia.

Schéma zapojenia

Obrázok jasne ukazuje, ako presne dochádza k tvorbe iónovej väzby. Na začiatku sú neutrálne nabité atómy sodíka a chlóru.

Prvý má jeden elektrón na poslednej energetickej úrovni, druhý sedem. Potom sa elektrón prenesie zo sodíka na chlór a vytvoria sa dva ióny. Ktoré sa navzájom spájajú a vytvárajú hmotu. Čo je to ión? Ión je nabitá častica, v ktorej počet protónov sa nerovná počtu elektrónov.

Rozdiely od kovalentného typu

Kvôli svojej špecifickosti nemá iónová väzba žiadnu smerovosť. Je to spôsobené skutočnosťou, že elektrické pole iónu je guľaté a v jednom smere sa rovnomerne znižuje alebo zvyšuje, pričom sa riadi rovnakým zákonom.

Na rozdiel od kovalentnej, ktorá vzniká v dôsledku prekrývania elektrónových oblakov.

Druhý rozdiel je v tom kovalentná väzba je nasýtená. Čo to znamená? Počet elektronických cloudov, ktoré sa môžu zúčastniť interakcie, je obmedzený.

A v iónovej sa vďaka tomu, že elektrické pole má guľový tvar, môže spájať s neobmedzeným počtom iónov. To znamená, že môžeme povedať, že nie je nasýtený.

Môže sa tiež vyznačovať niekoľkými ďalšími vlastnosťami:

1. Energia väzby je kvantitatívna charakteristika a závisí od množstva energie, ktorá sa musí vynaložiť na jej rozbitie. Závisí to od dvoch kritérií - dĺžka väzby a iónový náboj podieľať sa na jej výchove. Čím silnejšia je väzba, tým kratšia je jej dĺžka a tým väčšie sú náboje iónov, ktoré ju tvoria.
2. Dĺžka – toto kritérium už bolo spomenuté v predchádzajúcom odseku. Závisí výlučne od polomeru častíc, ktoré sa podieľajú na tvorbe zlúčeniny. Polomer atómov sa mení nasledovne: klesá v priebehu periódy so zvyšujúcim sa atómovým číslom a zvyšuje sa v skupine.

Látky s iónovými väzbami

Je charakteristický pre značný počet chemických zlúčenín. To je veľká časť všetkých solí, vrátane známej kuchynskej soli. Vyskytuje sa vo všetkých spojeniach, kde je prím kontakt medzi kovom a nekovom. Tu je niekoľko príkladov látok s iónovými väzbami:

• chlorid sodný a draselný,
• fluorid cézny,
• oxid horečnatý.

Môže sa prejaviť aj v komplexných zlúčeninách.

Napríklad síran horečnatý.

Tu je vzorec látky s iónovými a kovalentnými väzbami:

Medzi iónmi kyslíka a horčíka sa vytvorí iónová väzba, ale síra je navzájom spojená pomocou polárnej kovalentnej väzby.

Z čoho môžeme vyvodiť záver, že iónové väzby sú charakteristické pre zložité chemické zlúčeniny.

Čo je to iónová väzba v chémii

Druhy chemických väzieb - iónové, kovalentné, kovové

Záver

Vlastnosti priamo závisia od zariadenia kryštálová mriežka. Preto sú všetky zlúčeniny s iónovými väzbami vysoko rozpustné vo vode a iných polárnych rozpúšťadlách, vedú a sú dielektrikami. Zároveň sú dosť žiaruvzdorné a krehké. Vlastnosti týchto látok sa často využívajú pri konštrukcii elektrických zariadení.

Ióny sú atómy, ktoré stratili alebo získali elektróny a v dôsledku toho aj určitý náboj. Na začiatok by som vám chcel pripomenúť, že existujú dva typy iónov: katiónov(kladný náboj jadra je väčší ako počet elektrónov nesúcich záporný náboj) a anióny(náboj jadra je menší ako počet elektrónov). Iónová väzba vzniká ako výsledok interakcie dvoch iónov s opačnými nábojmi.

Iónová a kovalentná väzba

Tento typ väzby je špeciálnym prípadom kovalentnej väzby. Rozdiel v elektronegativite je v tomto prípade taký veľký (viac ako 1,7 podľa Paulinga), že spoločný pár elektrónov nie je čiastočne vytesnený, ale je úplne prenesený na atóm s vyššou elektronegativitou. Preto je tvorba iónovej väzby výsledkom výskytu silných elektrostatických interakcií medzi iónmi. Je dôležité pochopiť, že neexistuje nič také ako 100% iónová väzba. Tento výraz sa používa, ak sú „iónové znaky“ výraznejšie (t. j. elektrónový pár je silne zaujatý smerom k elektronegatívnejšiemu atómu).

Mechanizmus iónovej väzby

Atómy s takmer úplným alebo takmer prázdnym valenčným (vonkajším) obalom najľahšie vstupujú do chemických reakcií. Čím menej prázdnych orbitálov vo valenčnom obale, tým väčšia šanca, že atóm dostane elektróny zvonku. A naopak – čím menej elektrónov je na vonkajšom obale, tým je pravdepodobnejšie, že sa atóm elektrónu vzdá.

Toto je schopnosť atómu priťahovať elektróny k sebe, takže atómy s najviac naplnenými valenčnými obalmi sú elektronegatívnejšie.

Typický kov je ochotnejší vzdať sa elektrónov, zatiaľ čo typický nekov je ochotnejší ich odobrať. Preto sú iónové väzby najčastejšie tvorené kovmi a nekovmi. Samostatne by sa mal spomenúť ďalší typ iónovej väzby - molekulárne. Jeho zvláštnosťou je, že úlohou iónov nie sú jednotlivé atómy, ale celé molekuly.

Schéma iónovej väzby

Na obrázku je schematicky znázornená tvorba fluoridu sodného. Sodík má nízku elektronegativitu a iba jeden elektrón vo svojom valenčnom obale (VO). Fluór má výrazne vyššiu elektronegativitu a na vyplnenie BO potrebuje iba jeden elektrón. Elektrón zo sodíka BO prechádza do fluóru BO a vypĺňa orbitál, v dôsledku čoho oba atómy získavajú opačné náboje a sú navzájom priťahované.

Vlastnosti iónovej väzby

Iónová väzba je pomerne silná - je mimoriadne ťažké ju zničiť pomocou tepelnej energie, a preto látky s iónovými väzbami majú vysoká teplota topenia. Zároveň je polomer interakcie iónov pomerne nízky, čo určuje krehkosť podobné spojenia. Jeho najdôležitejšie vlastnosti sú nedostatok smeru a nasýtenia. Nesmerovosť pochádza z tvaru elektrického poľa iónu, ktoré je guľovité a je schopné interagovať s katiónmi alebo aniónmi vo všetkých smeroch. V tomto prípade nie sú polia dvoch iónov úplne kompenzované, v dôsledku čoho sú nútené priťahovať ďalšie ióny k sebe, čím vytvárajú kryštál - to je jav nazývaný nenasýtenie. V iónových kryštáloch nie sú žiadne molekuly a jednotlivé katióny a anióny sú obklopené mnohými iónmi opačného znamienka, ktorých počet závisí najmä od polohy atómov v priestore.

Kryštály kuchynskej soli (NaCl) sú typickým príkladom iónovej väzby.

Iónová väzba

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

K iónovej väzbe dochádza prostredníctvom elektrostatickej príťažlivosti 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 alkalického kovu a atómami halogénu.

Uvažujme o výskyte iónovej väzby na príklade tvorby NaCl.

Z elektronických 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 získať sedem a pre atóm chlóru je ľahšie získať jeden elektrón ako získať sedem. Pri chemických reakciách sa atóm sodíka vzdá jedného elektrónu a atóm chlóru ho odoberie. V dôsledku toho sa elektrónové obaly atómov sodíka a chlóru premenia na stabilné elektrónové obaly vzácnych plynov (elektronická konfigurácia katiónu sodíka

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

a elektronická konfigurácia aniónu chlóru je

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 stave agregácie a fyzikálnych vlastnostiach látky. Iónové zlúčeniny, ako je chlorid sodný NaCl, sú tvrdé a žiaruvzdorné, pretože medzi nábojmi ich iónov „+“ a „–“ sú silné elektrostatické príťažlivé sily.

Záporne nabitý ión chlóru priťahuje nielen „svoj“ ión Na+, ale aj ďalšie sodíkové 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 iónu chlóru 6 iónov sodíka a okolo každého iónu sodíka 6 iónov chlóru. Toto usporiadané balenie iónov sa nazýva iónový kryštál. Ak je v kryštáli izolovaný jediný atóm chlóru, potom medzi atómami sodíka, ktoré ho obklopujú, 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, odparí sa a vytvorí dvojatómové molekuly NaCl. To naznačuje, že kovalentné väzbové sily nie sú nikdy úplne vypnuté.

Základná charakteristika iónových väzieb a vlastnosti iónových zlúčenín

1. Iónová väzba je silná chemická väzba. Energia tejto väzby je rádovo 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. Pri tvorbe molekúl s iónovou väzbou nedochádza k úplnému prenosu elektrónov, preto stopercentné iónové väzby v prírode neexistujú. V molekule NaCl je chemická väzba iba 80% iónová.

5. Zlúčeniny s iónovými väzbami sú kryštalické pevné látky, ktoré majú vysoké teploty topenia a varu.

6. Väčšina iónových zlúčenín je rozpustná vo vode. Roztoky a taveniny iónových zlúčenín vedú elektrický prúd.

Kovové spojenie

Kovové kryštály majú odlišnú štruktúru. Ak preskúmate kúsok kovového sodíka, zistíte, že jeho vzhľad je veľmi odlišný 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.

Kryštalická štruktúra kovového Na.

Obrázok ukazuje, 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 sú kovové katióny umiestnené v uzloch kryštálovej mriežky a elektróny sa voľne pohybujú v poli kladných centier a tvoria takzvaný „elektrónový plyn“.

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

teda Kovová väzba je väzba medzi kladnými iónmi v kovových kryštáloch, ku ktorej dochádza prostredníctvom príťažlivosti elektrónov, ktoré sa voľne pohybujú v kryštáli.

Pretože valenčné elektróny v kove sú rovnomerne rozložené v kryštáli, kovová väzba, podobne ako iónová väzba, je nesmerová väzba. Na rozdiel od kovalentnej väzby je kovová väzba nenasýtenou väzbou. Kovová väzba sa tiež líši od kovalentnej väzby v sile. Energia kovovej väzby je približne tri až štyrikrát menšia ako energia kovalentnej väzby.

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

Kovový kryštál vyzerá celkom jednoducho, ale v skutočnosti je jeho elektronická štruktúra zložitejšia ako štruktúra kryštálov iónovej soli. Vo 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 atómov, ktoré nie sú navzájom spojené). Typickým príkladom sú ortuťové výpary. Kovová väzba medzi atómami kovu sa teda vyskytuje iba v kvapalnom a pevnom stave agregácie.

Kovovú väzbu možno opísať takto: niektoré atómy kovu vo výslednom kryštáli odovzdajú svoje valenčné elektróny priestoru medzi atómami (pre sodík 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, k prenosu elektrónov medzi neutrálnymi a ionizovanými atómami kovu dochádza bez spotreby energie. V tomto prípade niektoré elektróny vždy skončia 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 elektrónovej štruktúry kovového kryštálu.

******** Na príklade kovu sodíka uvažujme o povahe kovovej väzby z hľadiska predstáv o atómových orbitáloch. 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 energeticky blízkych susedných orbitálov. Keď sa atómy v kryštáli približujú k sebe, vonkajšie orbitály susedných atómov sa prekrývajú, čo umožňuje uvoľneným elektrónom voľne sa pohybovať po kryštáli.

„Elektrónový plyn“ však nie je taký neusporiadaný, ako by sa mohlo zdať. Voľné elektróny v kovovom kryštáli sú v prekrývajúcich sa orbitáloch a sú do určitej miery zdieľané, čím vytvárajú niečo ako kovalentné väzby. Sodík, draslík, rubídium a iné kovové s-prvky majú jednoducho málo zdieľaných elektrónov, takže ich kryštály sú krehké a taviteľné. So zvyšujúcim sa počtom valenčných elektrónov sa vo všeobecnosti zvyšuje sila kovov.

Kovové väzby teda bývajú tvorené prvkami, ktorých atómy majú vo svojich vonkajších obaloch málo valenčných elektrónov. Tieto valenčné elektróny, ktoré uskutočňujú kovovú väzbu, sú zdieľané natoľko, 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 sú pevne držané iónmi chlóru. Toto je jeden z významných rozdielov medzi iónovými kryštálmi a kovovými.

To, čo teraz viete o spájaní kovov, pomáha vysvetliť vysokú kujnosť (ťažnosť) väčšiny kovov. Kov môže byť sploštený do tenkého plechu a ťahaný do drôtu. Faktom je, že jednotlivé vrstvy atómov v kovovom kryštáli sa môžu po sebe pomerne ľahko kĺzať: pohyblivý „elektrónový plyn“ neustále zmäkčuje pohyb jednotlivých kladných iónov a navzájom ich chráni.

Samozrejme, nič také sa nedá robiť s kuchynskou soľou, hoci soľ je tiež kryštalická látka. V iónových kryštáloch sú valenčné elektróny pevne viazané na jadro atómu. Posun jednej vrstvy iónov voči druhej približuje ióny rovnakého náboja k sebe a spôsobuje medzi nimi silné odpudzovanie, čo vedie k deštrukcii 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

Nadácia Wikimedia. 2010.

Pozrite sa, čo je „iónová chemická väzba“ v iných slovníkoch:

Väzba medzi atómami v molekule alebo mol. spojenie, vznikajúce buď prenosom elenu z jedného atómu na druhý, alebo zdieľaním elenov dvojicou (alebo skupinou) atómov. Sily vedúce k X. s. sú coulombovské, avšak X. s. opísať v rámci... Fyzická encyklopédia

CHEMICKÁ VÄZBA- interakcia atómov, pri ktorej sa elektróny patriace dvom rôznym atómom (skupinám) stávajú spoločnými (socializovanými) pre oba atómy (skupiny), čo spôsobuje ich spojenie do molekúl a kryštálov. Existujú dva hlavné typy X. s.: iónové... ... Veľká polytechnická encyklopédia

CHEMICKÁ VÄZBA, mechanizmus, ktorým sa atómy spájajú a vytvárajú molekuly. Existuje niekoľko typov takýchto väzieb, založených buď na priťahovaní opačných nábojov, alebo na vytváraní stabilných konfigurácií prostredníctvom výmeny elektrónov.... ... Vedecko-technický encyklopedický slovník

Chemická väzba- CHEMICKÁ VÄZBA, interakcia atómov, spôsobujúca ich spojenie do molekúl a kryštálov. Sily pôsobiace pri tvorbe chemickej väzby sú prevažne elektrického charakteru. Vznik chemickej väzby je sprevádzaný reštrukturalizáciou... ... Ilustrovaný encyklopedický slovník

- ... Wikipedia

Vzájomná príťažlivosť atómov, čo vedie k tvorbe molekúl a kryštálov. Je zvykom hovoriť, že v molekule alebo v kryštáli sú medzi susednými atómami chemické štruktúry. Valencia atómu (o ktorej sa podrobnejšie hovorí nižšie) ukazuje počet väzieb... Veľká sovietska encyklopédia

chemická väzba- vzájomná príťažlivosť atómov, vedúca k tvorbe molekúl a kryštálov. Valencia atómu ukazuje počet väzieb vytvorených daným atómom so susednými. Termín „chemická štruktúra“ zaviedol akademik A. M. Butlerov v... ... Encyklopedický slovník hutníctva

Interakcia atómov, ktorá spôsobuje ich spojenie do molekúl a kryštálov. Táto interakcia vedie k zníženiu celkovej energie výslednej molekuly alebo kryštálu v porovnaní s energiou neinteragujúcich atómov a je založená na... ... Veľký encyklopedický polytechnický slovník

Kovalentná väzba na príklade molekuly metánu: dokončená vonkajšia energetická hladina vodíka (H) má 2 elektróny a uhlík (C) má 8 elektrónov. Kovalentná väzba je väzba tvorená smerovanými valenčnými elektrónovými oblakmi. Neutrálne... ... Wikipedia

Chemická väzba je jav interakcie atómov spôsobený prekrývaním elektrónových oblakov väzbových častíc, ktorý je sprevádzaný poklesom celkovej energie systému. Termín „chemická štruktúra“ prvýkrát zaviedol A. M. Butlerov v roku 1861... ... Wikipedia