พันธะไอออนิก พันธะไอออนิกเกิดขึ้นได้อย่างไร: ตัวอย่าง ตัวอย่างพันธะเคมีประเภทไอออนิก

พันธะไอออนิก

ทฤษฎีพันธะเคมีใช้เวลา สถานที่สำคัญที่สุดในวิชาเคมีสมัยใหม่. เธอ อธิบายว่าทำไมอะตอมจึงรวมกันเป็นอนุภาคเคมี, และ ช่วยให้คุณสามารถเปรียบเทียบความเสถียรของอนุภาคเหล่านี้ได้. โดยใช้ ทฤษฎีพันธะเคมี, สามารถ ทำนายองค์ประกอบและโครงสร้างของสารประกอบต่างๆ. แนวความคิดของ การแตกพันธะเคมีบางส่วนและการก่อตัวของพันธะเคมีอื่นๆ เป็นพื้นฐานของแนวคิดสมัยใหม่ เกี่ยวกับการเปลี่ยนแปลงของสารระหว่างปฏิกิริยาเคมี .

พันธะเคมี- นี้ ปฏิสัมพันธ์ของอะตอม , กำหนดความเสถียรของอนุภาคเคมีหรือ คริสตัลโดยรวม . พันธะเคมีเกิดขึ้นเนื่องจาก ปฏิสัมพันธ์ทางไฟฟ้าสถิตระหว่าง อนุภาคที่มีประจุ : แคตไอออนและแอนไอออน นิวเคลียสและอิเล็กตรอน. เมื่ออะตอมมารวมกัน แรงดึงดูดจะเริ่มกระทำระหว่างนิวเคลียสของอะตอมหนึ่งกับอิเล็กตรอนของอีกอะตอมหนึ่ง เช่นเดียวกับแรงผลักระหว่างนิวเคลียสและระหว่างอิเล็กตรอน บน ระยะห่างบ้าง เหล่านี้ กองกำลังสมดุลซึ่งกันและกัน, และ เกิดอนุภาคเคมีที่เสถียร .

เมื่อพันธะเคมีเกิดขึ้น การกระจายตัวใหม่ของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนของอะตอมในสารประกอบสามารถเกิดขึ้นได้เมื่อเปรียบเทียบกับอะตอมอิสระ

ในกรณีที่รุนแรงสิ่งนี้นำไปสู่การก่อตัวของอนุภาคที่มีประจุ - ไอออน (จากภาษากรีก "ไอออน" - ไป)

1 ปฏิกิริยาของไอออน

ถ้า อะตอม สูญเสียหนึ่งหรือ อิเล็กตรอนหลายตัวแล้วเขา กลายเป็นไอออนบวก - แคตไอออน(แปลจากภาษากรีก - “ กำลังลงไป") นี่คือวิธีที่พวกมันถูกสร้างขึ้น ไพเพอร์ ไฮโดรเจน H + , ลิเธียม Li + , แบเรียม Ba 2+ . เมื่อได้รับอิเล็กตรอน อะตอมจะกลายเป็นไอออนลบ - แอนไอออน(จากภาษากรีก "ไอออน" - กำลังขึ้นไป). ตัวอย่างของแอนไอออนได้แก่ ฟลูออไรด์ไอออน F−, ซัลไฟด์ไอออน S 2− .

แคตไอออนและ แอนไอออนสามารถ ดึงดูดกันและกัน. ในกรณีนี้ก็มีเกิดขึ้น พันธะเคมี, และ สารประกอบเคมีเกิดขึ้น. พันธะเคมีชนิดนี้เรียกว่า พันธะไอออนิก :

2 คำจำกัดความของพันธะไอออนิก

พันธะไอออนิกเป็นพันธะเคมี มีการศึกษาเนื่องจาก แรงดึงดูดของไฟฟ้าสถิตระหว่างแคตไอออนและ แอนไอออน .

กลไกของการเกิดพันธะไอออนิกสามารถพิจารณาได้โดยใช้ตัวอย่างปฏิกิริยาระหว่าง โซเดียมและคลอรีน . อะตอมของโลหะอัลคาไลจะสูญเสียอิเล็กตรอนได้ง่าย, ก อะตอมฮาโลเจน - ได้มา. ด้วยเหตุนี้จึงมี โซเดียมไอออนบวกและ คลอไรด์ไอออน. พวกเขาสร้างการเชื่อมต่อเนื่องจาก แรงดึงดูดของไฟฟ้าสถิตระหว่างพวกเขา .

ปฏิสัมพันธ์ระหว่าง ไพเพอร์และ แอนไอออน เป็นอิสระจากทิศทางนั่นเป็นเหตุผลว่าทำไม เกี่ยวกับพันธะไอออนิกพวกเขาพูดเหมือน ไม่ใช่ทิศทาง. ทั้งหมด ไอออนบวกอาจจะ ดึงดูดแอนไอออนจำนวนเท่าใดก็ได้, และ ในทางกลับกัน. นั่นเป็นเหตุผล พันธะไอออนิกเป็น ไม่อิ่มตัว. ตัวเลข ปฏิกิริยาระหว่างไอออนในสถานะของแข็งจะถูกจำกัดด้วยขนาดของคริสตัลเท่านั้น. นั่นเป็นเหตุผลว่าทำไม” โมเลกุล " สารประกอบไอออนิกควรได้รับการพิจารณาให้เป็นผลึกทั้งหมด .

สำหรับการเกิดขึ้น พันธะไอออนิก จำเป็น, ถึง ผลรวมของค่าพลังงานไอออไนเซชัน อีฉัน(เพื่อสร้างไอออนบวก)และ ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน เอ(สำหรับการสร้างประจุลบ)จะต้องเป็น มีพลังที่ดี. นี้ จำกัดการก่อตัวของพันธะไอออนิกโดยอะตอมของโลหะที่ใช้งานอยู่(องค์ประกอบของกลุ่ม IA และ IIA องค์ประกอบบางส่วนของกลุ่ม IIIA และองค์ประกอบการเปลี่ยนแปลงบางส่วน) และ อโลหะที่ใช้งานอยู่(ฮาโลเจน, ชาลโคเจน, ไนโตรเจน)

ในทางปฏิบัติแล้วไม่มีพันธะไอออนิกในอุดมคติเลย. แม้แต่ในสารประกอบเหล่านั้นที่ปกติจะจัดเป็น อิออน , ไม่มีการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากอะตอมหนึ่งไปยังอีกอะตอมหนึ่งโดยสมบูรณ์ ; อิเล็กตรอนยังคงมีการใช้งานทั่วไปบางส่วน. ใช่แล้ว การเชื่อมต่อก็คือ ลิเธียมฟลูออไรด์ 80% อิออนและ 20% - โควาเลนต์. ดังนั้นจึงเป็นการถูกต้องมากกว่าที่จะพูดถึง ระดับของไอออนิก (ขั้ว) พันธะเคมีโควาเลนต์. เชื่อกันว่ามีความแตกต่างกัน อิเลคโตรเนกาติวิตีองค์ประกอบ 2.1 การสื่อสารเปิดอยู่ ไอออนิก 50%. ที่ ความแตกต่างที่มากขึ้นสารประกอบ ถือได้ว่าเป็นไอออนิก .

แบบจำลองพันธะเคมีแบบไอออนิกถูกนำมาใช้กันอย่างแพร่หลายในการอธิบายคุณสมบัติของสารหลายชนิดก่อนอื่นเลย การเชื่อมต่อ อัลคาไลน์และ โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธกับอโลหะ. นี้เป็นเพราะ ความเรียบง่ายของการอธิบายการเชื่อมต่อดังกล่าว: เชื่อกันว่าสร้างขึ้นจาก ทรงกลมที่มีประจุอัดไม่ได้, กำลังตอบ แคตไอออนและแอนไอออน. ในกรณีนี้ ไอออนมีแนวโน้มที่จะจัดเรียงตัวเองในลักษณะที่มีแรงดึงดูดระหว่างไอออนมีสูงสุดและแรงผลักมีน้อยที่สุด

พันธะไอออนิก- พันธะเคมีที่รุนแรงเกิดขึ้นระหว่างอะตอมด้วย ความแตกต่างอย่างมาก (> 1.7 ในระดับ Pauling) อิเลคโตรเนกาติวีตี้ซึ่งด้วย คู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันจะถูกถ่ายโอนไปยังอะตอมโดยสมบูรณ์ด้วยอิเล็กโทรเนกาติวีตี้ที่สูงกว่านี่คือแรงดึงดูดของไอออนที่เป็นวัตถุที่มีประจุตรงข้ามกัน ตัวอย่างคือสารประกอบ CsF ซึ่งมี "ระดับความเป็นไอออน" คือ 97%

พันธะไอออนิก- กรณีที่รุนแรง โพลาไรเซชันของพันธะโควาเลนต์. เกิดขึ้นระหว่าง โลหะทั่วไปและอโลหะ. ในกรณีนี้อิเล็กตรอนในโลหะ เปลี่ยนไปใช้อโลหะโดยสมบูรณ์ . ไอออนจะเกิดขึ้น

หากมีพันธะเคมีเกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่มี ความแตกต่างของอิเลคโตรเนกาติวีตี้ที่มีขนาดใหญ่มาก (EO > 1.7 ตามข้อมูลของ Pauling)แล้วคู่อิเล็กตรอนทั้งหมดจะสมบูรณ์ เคลื่อนที่ไปยังอะตอมที่มี EO มากกว่า. ผลที่ได้คือการก่อตัวของสารประกอบ ไอออนที่มีประจุตรงข้ามกัน :

ระหว่างไอออนที่ก่อตัวเกิดขึ้น แรงดึงดูดของไฟฟ้าสถิตซึ่งถูกเรียกว่า พันธะไอออนิก. หรือค่อนข้างรูปลักษณ์นี้ สะดวก. ในทางปฏิบัติ พันธะไอออนิกระหว่างอะตอมใน ในรูปแบบที่บริสุทธิ์นั้นไม่ได้เกิดขึ้นที่ไหนเลยหรือแทบไม่มีที่ไหนเลยโดยปกติแล้วในความเป็นจริงแล้วการเชื่อมต่อคือ อิออนบางส่วน , และมีโควาเลนต์บางส่วนในธรรมชาติ. ขณะเดียวกันก็มีการสื่อสาร ไอออนโมเลกุลเชิงซ้อน มักจะถูกพิจารณาว่าเป็นไอออนิกล้วนๆ. ความแตกต่างที่สำคัญที่สุดระหว่างพันธะไอออนิกกับพันธะเคมีประเภทอื่นคือ ขาดทิศทางและความอิ่มตัว. นั่นคือสาเหตุที่ผลึกก่อตัวขึ้นเนื่องจากพันธะไอออนิกจะไหลเข้าหาการอัดตัวหนาแน่นต่างๆ ของไอออนที่เกี่ยวข้อง

3 รัศมีไอออนิก

ในความเรียบง่าย แบบจำลองไฟฟ้าสถิตของพันธะไอออนิกมีการใช้แนวคิด รัศมีไอออนิก . ผลรวมของรัศมีของไอออนบวกและไอออนที่อยู่ใกล้เคียงจะต้องเท่ากับระยะห่างระหว่างนิวเคลียร์ที่สอดคล้องกัน :

ร 0 = ร + + ร −

ในขณะเดียวกันก็ยังคงอยู่ ไม่ชัดเจนใช้จ่ายที่ไหน ขอบเขตระหว่างแคตไอออนและแอนไอออน . วันนี้ก็รู้แล้ว , ว่าไม่มีพันธะไอออนิกล้วนๆ, เหมือนเคย มีเมฆอิเล็กตรอนทับซ้อนกันอยู่บ้าง. สำหรับ การคำนวณรัศมีไอออนใช้วิธีการวิจัย, ที่ ช่วยให้คุณสามารถกำหนดความหนาแน่นของอิเล็กตรอนระหว่างสองอะตอมได้ . ระยะห่างระหว่างนิวเคลียร์จะถูกแบ่ง ณ จุดนั้น, ที่ไหน ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนมีน้อยมาก .

ขนาดไอออนขึ้นอยู่กับหลายปัจจัย. ที่ ประจุไอออนคงที่โดยมีเลขอะตอมเพิ่มขึ้น(และด้วยเหตุนี้ ค่าใช้จ่ายหลัก) รัศมีไอออนิกลดลง. สิ่งนี้สังเกตได้ชัดเจนเป็นพิเศษ ในชุดแลนทาไนด์, ที่ไหน รัศมีไอออนิกแปรผันอย่างน่าเบื่อตั้งแต่ 23.00 น. สำหรับ (La 3+) ถึง 22.00 น. (Lu 3+) โดยมีหมายเลขประสานงานเป็น 6. เอฟเฟกต์นี้เรียกว่า การบีบอัดแลนทาไนด์ .

ใน กลุ่มขององค์ประกอบ โดยทั่วไปรัศมีไอออนิกจะเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้น. อย่างไรก็ตาม สำหรับ ง- องค์ประกอบของช่วงที่สี่และห้าเนื่องจากการบีบอัดแลนทาไนด์ แม้ว่ารัศมีไอออนิกจะลดลงก็ตาม(เช่น ตั้งแต่ 19.00 น. สำหรับ Zr 4+ ถึง 19.00 น. สำหรับ Hf 4+ โดยมีหมายเลขประสานงานเป็น 4)

ในช่วงเวลาดังกล่าวรัศมีไอออนิกจะลดลงอย่างเห็นได้ชัดเกี่ยวข้องกับ เพิ่มแรงดึงดูดของอิเล็กตรอนสู่นิวเคลียสพร้อมกับเพิ่มประจุของนิวเคลียสและประจุของไอออนพร้อมกัน: 236 น. สำหรับ Na +, 206 น. สำหรับ Mg 2+, 68 น. สำหรับ Al 3+ (หมายเลขประสานงาน 6) ด้วยเหตุผลเดียวกัน ประจุที่เพิ่มขึ้นของไอออนส่งผลให้รัศมีไอออนิกของธาตุหนึ่งลดลง: Fe 2+ 19.00 น. Fe 3+ 63 น. Fe 6+ 39 น. (หมายเลขประสานงาน 4)

การเปรียบเทียบ รัศมีไอออนิกสามารถ ดำเนินการด้วยหมายเลขประสานงานเดียวกันเท่านั้น, เพราะว่า มันส่งผลต่อขนาดของไอออนเนื่องจากแรงผลักระหว่างประจุ. เห็นได้ชัดเจนในตัวอย่างนี้ เอจี+ ไอออน; รัศมีไอออนิกของมันคือ 81, 114 และ 129 นสำหรับ หมายเลขประสานงาน 2, 4 และ 6 , ตามลำดับ .

โครงสร้าง สารประกอบไอออนิกในอุดมคติ,ปรับอากาศ แรงดึงดูดสูงสุดระหว่างไอออนที่ต่างกันและแรงผลักระหว่างไอออนที่เหมือนกันน้อยที่สุดในหลาย ๆ ด้าน กำหนดโดยอัตราส่วนของรัศมีไอออนิกของแคตไอออนและแอนไอออน. สิ่งนี้สามารถแสดงได้ โครงสร้างทางเรขาคณิตอย่างง่าย

4 พลังงานพันธะไอออนิก

การสื่อสารพลังงานและ สำหรับสารประกอบไอออนิก- นี้ พลังงานซึ่งอยู่ใน ปล่อยออกมาในระหว่างการก่อตัวจากการตอบโต้ของก๊าซซึ่งอยู่ห่างจากกันอย่างไม่สิ้นสุด . เมื่อพิจารณาเฉพาะแรงไฟฟ้าสถิตเท่านั้นที่สอดคล้องกับประมาณ 90% ของพลังงานอันตรกิริยาทั้งหมด, ที่ ยังรวมถึงการมีส่วนร่วมของแรงที่ไม่ใช่ไฟฟ้าสถิตด้วย(ตัวอย่างเช่น, การผลักกันของเปลือกอิเล็กตรอน).

เมื่อไหร่ก็ได้ พันธะไอออนิกระหว่างสอง พลังงานไอออนอิสระของพวกเขา แรงดึงดูดถูกกำหนดโดยกฎของคูลอมบ์ :

E(adv.) = q+ q− / (4π r ε),

ที่ไหน คิว+และ คิว-- ค่าธรรมเนียม ไอออนที่มีปฏิสัมพันธ์ , ร - ระยะห่างระหว่างพวกเขา , ε - ค่าคงที่ไดอิเล็กทริกของตัวกลาง .

เนื่องจากข้อกล่าวหาประการหนึ่ง เชิงลบ, ที่ มูลค่าพลังงานอีกด้วย จะเป็นลบ .

ตาม กฎของคูลอมบ์, บน ในระยะทางที่สั้นมาก พลังงานแห่งแรงดึงดูดจะต้องมีขนาดใหญ่อย่างไม่สิ้นสุด. อย่างไรก็ตามสิ่งนี้ ไม่ได้เกิดขึ้น, เพราะ ไอออนไม่ใช่ประจุแบบจุด. ที่ นำไอออนเข้ามาใกล้กันมากขึ้น พลังที่น่ารังเกียจเกิดขึ้นระหว่างพวกเขา,ปรับอากาศ ปฏิสัมพันธ์ของคลาวด์อิเล็กทรอนิกส์ . พลังงานผลักไอออนอธิบายไว้ สมการที่เกิด :

E(อต.) = B / rn,

ที่ไหน ใน - ค่าคงที่บางอย่าง , nอาจจะ รับค่าตั้งแต่ 5 ถึง 12(ขึ้นอยู่กับ ขนาดไอออน). พลังงานทั้งหมดถูกกำหนดโดยผลรวมของพลังงานของแรงดึงดูดและแรงผลัก :

E = E(นิ้ว) + E(ออก)

ความหมายของมันผ่านไป ขั้นต่ำ . พิกัดของจุดต่ำสุดสอดคล้องกับระยะทางสมดุล ร 0 และ พลังงานสมดุลของปฏิสัมพันธ์ระหว่างไอออน อี 0 :

E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 ε)

ใน ตาข่ายคริสตัลเสมอ มีการโต้ตอบกันมากขึ้น, ยังไง ระหว่างไอออนคู่หนึ่ง. เบอร์นี้ พิจารณาจากประเภทของโครงตาข่ายคริสตัลเป็นหลัก. สำหรับ การบัญชีสำหรับการโต้ตอบทั้งหมด(อ่อนลงตามระยะทางที่เพิ่มขึ้น) เข้าสู่สำนวนสำหรับ พลังงานไอออนิก ตาข่ายคริสตัลแนะนำสิ่งที่เรียกว่าค่าคงที่ มาเดลุงกา เอ :

E(adv.) = A q+ q− / (4π r ε)

ค่าคงที่ มาเดลุงกากำหนดไว้เท่านั้น เรขาคณิตขัดแตะและไม่ ขึ้นอยู่กับรัศมีและประจุของไอออน. ตัวอย่างเช่นสำหรับ เกลือแกงมันเท่าเทียมกัน 1,74756 .

5 โพลาไรซ์ไอออน

นอกจาก ขนาดการชาร์จและ รัศมี ลักษณะสำคัญ และเธอเป็นของเขา คุณสมบัติโพลาไรซ์. ลองพิจารณาปัญหานี้โดยละเอียดอีกหน่อย ยู อนุภาคไม่มีขั้ว (อะตอม ไอออน โมเลกุล) ซึ่งมีจุดศูนย์ถ่วงของประจุบวกและประจุลบเกิดขึ้นพร้อมกัน. ในสนามไฟฟ้า เปลือกอิเล็กตรอนจะเลื่อนไปในทิศทางของแผ่นที่มีประจุบวก และ นิวเคลียส - ไปทางแผ่นที่มีประจุลบ. เนื่องจาก การเสียรูปของอนุภาคเกิดขึ้นในนั้น ไดโพลเธอจะกลายเป็น ขั้วโลก .

แหล่งที่มา สนามไฟฟ้าในสารประกอบที่มีพันธะไอออนิกคือตัวไอออนเอง. ดังนั้นจะพูดถึง คุณสมบัติโพลาไรเซชันของไอออน , จำเป็นแยกแยะ ผลโพลาไรซ์ของไอออนที่กำหนดและ ความสามารถของตัวเองในการโพลาไรซ์ในสนามไฟฟ้า .

ผลโพลาไรซ์ของไอออนจะเป็นหนึ่ง ใหญ่, ยังไง สนามพลังของเขามากขึ้นนั่นคือมากกว่า มีประจุมากขึ้นและมีรัศมีของไอออนน้อยลง. ดังนั้นใน ภายในกลุ่มย่อยในตารางธาตุ ผลโพลาไรซ์ของไอออนจะลดลงจากบนลงล่างตั้งแต่ใน กลุ่มย่อยที่มีประจุไอออนคงที่ รัศมีของมันจะเพิ่มขึ้นจากบนลงล่าง .

นั่นเป็นเหตุผล ตัวอย่างเช่น ผลโพลาไรซ์ของไอออนโลหะอัลคาไลเพิ่มขึ้นจากซีเซียมไปเป็นลิเธียมและในแถวนั้น เฮไลด์ไอออน - จาก I ถึง F. ในช่วงเวลา ผลโพลาไรซ์ของไอออนจะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวาร่วมกับ เพิ่มประจุไอออนและ ลดรัศมีของมัน .

ความสามารถในการโพลาไรซ์ของไอออนความสามารถของเขาในการ การเสียรูปจะเพิ่มขึ้นตามสนามแรงที่ลดลงเช่นกับ การลดจำนวนค่าธรรมเนียมและ รัศมีที่เพิ่มขึ้น . ความสามารถในการโพลาไรซ์ของแอนไอออนโดยปกติ สูงกว่า, ยังไง ไพเพอร์และติดต่อกัน เฮไลด์ เพิ่มขึ้นจาก F เป็น I .

บน คุณสมบัติโพลาไรเซชันของแคตไอออนจัดเตรียมให้ อิทธิพลของธรรมชาติของเปลือกอิเล็กตรอนชั้นนอก . คุณสมบัติโพลาไรเซชันของแคตไอออนเป็นยังไงบ้าง คล่องแคล่ว, และใน ความรู้สึกเฉื่อยที่ ค่าใช้จ่ายเดียวกันและรัศมีปิดจะเพิ่มขึ้นเมื่อเปลี่ยนจากแคตไอออนที่มีเปลือกเต็มไปเป็นแคตไอออนที่มีเปลือกนอกที่ไม่สมบูรณ์ จากนั้นไปเป็นแคตไอออนที่มีเปลือก 18 อิเล็กตรอน

ตัวอย่างเช่นในชุดคุณสมบัติโพลาไรเซชันของแคตไอออน Mg 2+, Ni 2+, Zn 2+ กำลังทวีความรุนแรงมากขึ้น. รูปแบบนี้สอดคล้องกับการเปลี่ยนแปลงรัศมีของไอออนและโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนที่ระบุในชุด:

สำหรับแอนไอออน คุณสมบัติโพลาไรเซชันเสื่อมลงในลำดับนี้:

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

ผลลัพธ์ ปฏิกิริยาโพลาไรเซชันของไอออนเป็น การเสียรูปของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์และด้วยเหตุนี้ การลดระยะห่างระหว่างไอออนและ การแยกเชิงลบที่ไม่สมบูรณ์และ ประจุบวกระหว่างไอออน

ตัวอย่างเช่นในคริสตัล เกลือแกงจำนวนเงินที่เรียกเก็บ โซเดียมไอออนจำนวน +0,9 และต่อไป คลอรีนไอออน - 0.9แทน หน่วยที่คาดหวัง. ในโมเลกุล เคซีแอลตั้งอยู่ที่ สถานะไอ, ค่า ประจุโพแทสเซียมไอออนและ คลอรีนเท่ากับ 0.83 หน่วยประจุและในโมเลกุล ไฮโดรเจนคลอไรด์- เท่านั้น 0,17 หน่วยค่าใช้จ่าย

โพลาไรเซชันของไอออนจัดเตรียมให้ ผลที่เห็นได้ชัดเจนต่อคุณสมบัติของสารประกอบที่มีพันธะไอออนิก , ลดจุดหลอมเหลวและจุดเดือด , ลดการแยกตัวด้วยไฟฟ้าในสารละลายและการหลอมละลาย ฯลฯ .

สารประกอบไอออนิกเกิดขึ้นเมื่อ ปฏิสัมพันธ์ขององค์ประกอบ , แตกต่างกันอย่างมากในคุณสมบัติทางเคมี. ยิ่ง ธาตุที่แยกออกจากกันในตารางธาตุผู้ที่อยู่ใน พันธะไอออนิกจะเด่นชัดกว่าในสารประกอบของมัน . ขัดต่อในโมเลกุล เกิดจากอะตอมที่เหมือนกันหรืออะตอมของธาตุที่มีคุณสมบัติทางเคมีคล้ายคลึงกัน, ลุกขึ้น การสื่อสารประเภทอื่น. นั่นเป็นเหตุผล ทฤษฎีพันธะไอออนิกมันมี การใช้งานที่จำกัด .

6 อิทธิพลของโพลาไรเซชันของไอออนต่อคุณสมบัติของสารและคุณสมบัติของพันธะไอออนิกและสารประกอบไอออนิก

ไอเดียเกี่ยวกับ โพลาไรเซชันของไอออนช่วยอธิบายความแตกต่างในคุณสมบัติของสารที่คล้ายคลึงกันหลายชนิด. เช่น การเปรียบเทียบ โซเดียมคลอไรด์และ โพแทสเซียมกับซิลเวอร์คลอไรด์แสดงว่าเมื่อไร ปิดรัศมีไอออนิก

ความสามารถในการโพลาไรซ์ของ Ag+ แคตไอออนมี เปลือกนอก 18 อิเล็กตรอน , สูงกว่า, อะไร ส่งผลให้พันธะโลหะ-คลอรีนมีความแข็งแรงเพิ่มขึ้นและ ความสามารถในการละลายของซิลเวอร์คลอไรด์ในน้ำน้อยลง .

ซึ่งกันและกัน โพลาไรเซชันของไอออนช่วยในการทำลายผลึกนั่นนำไปสู่ ลดจุดหลอมเหลวของสาร. สำหรับเหตุผลนี้ อุณหภูมิหลอมละลาย TlF (327 oС) ต่ำกว่าอย่างเห็นได้ชัดมากกว่า RbF (798 oC) อุณหภูมิการสลายตัวของสารจะลดลงตามการเพิ่มโพลาไรเซชันของไอออนซึ่งกันและกัน. นั่นเป็นเหตุผล ไอโอไดด์มักจะสลายตัวที่อุณหภูมิต่ำกว่า, ยังไง เฮไลด์อื่น ๆ, ก สารประกอบลิเธียม - มีเสถียรภาพทางความร้อนน้อยลง , กว่าสารประกอบของธาตุอัลคาไลน์อื่นๆ .

ความผิดปกติของเปลือกอิเล็กตรอน ยังส่งผลต่อคุณสมบัติทางแสงของสารด้วย. ยังไง อนุภาคมีขั้วมากขึ้น , พลังงานของการเปลี่ยนผ่านทางอิเล็กทรอนิกส์ก็จะยิ่งต่ำลงเท่านั้น. ถ้า โพลาไรเซชันต่ำ , การกระตุ้นของอิเล็กตรอนต้องใช้พลังงานสูงกว่าคำตอบอะไร ส่วนอัลตราไวโอเลตของสเปกตรัม. สารดังกล่าวมักจะเป็น ไม่มีสี. ในกรณีของโพลาไรเซชันที่รุนแรงของไอออน อิเล็กตรอนจะถูกกระตุ้นโดยการดูดซับรังสีแม่เหล็กไฟฟ้าในบริเวณที่มองเห็นได้ของสเปกตรัม นั่นเป็นเหตุผล สารบางชนิดมีการศึกษา ไอออนไม่มีสี, มีสี .

ลักษณะเฉพาะ สารประกอบไอออนิกทำหน้าที่ ละลายได้ดี ในตัวทำละลายที่มีขั้ว (น้ำ กรด ฯลฯ). ทั้งนี้ก็เนื่องมาจาก ประจุของส่วนต่างๆ ของโมเลกุล. โดยที่ ไดโพลตัวทำละลายจะถูกดึงดูดไปที่ปลายที่มีประจุของโมเลกุลและผลที่ตามมาก็คือ การเคลื่อนไหวแบบบราวเนียน , « กำลังถูกนำออกไป» โมเลกุล สารออกเป็นชิ้นๆ และล้อมรอบไว้ , ไม่อนุญาตให้เราเชื่อมต่ออีกครั้ง. ผลที่ได้คือไอออนที่ล้อมรอบ ไดโพลตัวทำละลาย .

เมื่อละลายสารประกอบดังกล่าวตามกฎแล้ว พลังงานถูกปล่อยออกมาเนื่องจากพลังงานทั้งหมดของพันธะที่เกิดขึ้น ตัวทำละลาย-ไอออนมีค่ามากกว่าพลังงานพันธะแอนไอออน-แคตไอออน. มีข้อยกเว้นมากมาย เกลือของกรดไนตริก (ไนเตรต), ที่ ดูดซับความร้อนเมื่อละลาย (สารละลายจะถูกทำให้เย็นลง). ข้อเท็จจริงประการหลังนี้อธิบายได้ตามกฎหมายว่า พิจารณาในวิชาเคมีฟิสิกส์ .

7 ตารางผลึก

สารประกอบไอออนิก(เช่น โซเดียมคลอไรด์ NaCl) - แข็งและ วัสดุทนไฟเพราะว่า ระหว่างประจุของไอออน(“+” และ “–”) มีอยู่ แรงดึงดูดอันทรงพลังของไฟฟ้าสถิต .

ไอออนคลอรีนที่มีประจุลบจะดึงดูดไม่เพียงแค่ " ของฉัน " นา+ ไอออนแต่ยัง โซเดียมไอออนอื่นๆ รอบตัวคุณ. นี้ นำไปสู่, อะไร ใกล้ไอออนใดๆ จะมีไอออนมากกว่าหนึ่งตัวที่มีเครื่องหมายตรงกันข้าม , และอีกบางส่วน(รูปที่ 1)

ข้าว. 1. โครงสร้างคริสตัล เกลือแกง NaCl .

ในความเป็นจริงเกี่ยวกับทุกๆ คลอรีนไอออนประกอบด้วยโซเดียมไอออน 6 ตัวและเกี่ยวกับ โซเดียมไอออนแต่ละตัว - ไอออนคลอรีน 6 ตัว .

การบรรจุไอออนตามลำดับนี้เรียกว่า คริสตัลไอออนิก. หากจะแยกออกไปต่างหาก อะตอมของคลอรีนแล้วในหมู่ อะตอมโซเดียมที่อยู่รอบๆเรียบร้อยแล้ว เป็นไปไม่ได้ที่จะหามัน, ที่ คลอรีนทำปฏิกิริยา. ดึงดูดใจซึ่งกันและกัน แรงไฟฟ้าสถิต , ไอออนไม่เต็มใจอย่างยิ่งที่จะเปลี่ยนตำแหน่งภายใต้อิทธิพลของแรงภายนอกหรือ อุณหภูมิสูงขึ้น. แต่ถ้า อุณหภูมิสูงมาก (ประมาณ 1,500°C), ที่ โซเดียมคลอไรด์ ระเหย, ขึ้นรูป โมเลกุลไดอะตอมมิก. นี่แสดงให้เห็นว่า แรงพันธะโควาเลนต์ ไม่เคยปิดอย่างสมบูรณ์ .

ผลึกไอออนิกแตกต่าง อุณหภูมิหลอมละลายสูง, โดยปกติ ช่องว่างวงดนตรีที่สำคัญ, มี การนำไอออนิกที่ อุณหภูมิสูงและ คุณสมบัติทางแสงจำเพาะจำนวนหนึ่ง(ตัวอย่างเช่น, ความโปร่งใสในสเปกตรัมใกล้ IR). สามารถสร้างได้จากทั้งสองอย่าง โมเลกุลเดี่ยวและจาก ไอออนโพลีอะตอมมิก. ตัวอย่าง ผลึกไอออนิกประเภทแรก - ผลึกอัลคาไลเฮไลด์และ โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ ; แอนไอออนจะถูกจัดเรียงตามกฎการบรรจุทรงกลมที่ใกล้ที่สุดหรือ การก่ออิฐลูกบอลหนาแน่น , ไพเพอร์จะครอบครองช่องว่างที่สอดคล้องกัน. ที่สุด ลักษณะเฉพาะโครงสร้างประเภทนี้ ได้แก่ NaCl, CsCl, CaF2 ผลึกไอออนิกประเภทที่สองสร้างขึ้นจาก ไอออนบวกเชิงเดี่ยวของโลหะชนิดเดียวกันและชิ้นส่วนประจุลบที่มีขอบเขตหรือไม่มีที่สิ้นสุด . แอนไอออนสุดท้าย(กรดตกค้าง) - NO3-, SO42-, СО32- ฯลฯ . สารตกค้างที่เป็นกรดสามารถก่อตัวเป็นโซ่ไม่มีที่สิ้นสุด , ชั้นหรือ สร้างกรอบสามมิติในช่องนั้น ไพเพอร์ตั้งอยู่เช่นใน โครงสร้างผลึกของซิลิเกต. สำหรับ ผลึกไอออนิก คุณสามารถคำนวณพลังงานของโครงสร้างผลึกได้ ยู(ดูตาราง) มีค่าเท่ากันโดยประมาณ เอนทัลปีของการระเหิด; ผลลัพธ์ สอดคล้องกับข้อมูลการทดลองเป็นอย่างดี. ตามสมการ บอร์น-ไมเออร์, สำหรับ คริสตัล, ซึ่งประกอบด้วย ไอออนที่มีประจุเดี่ยวอย่างเป็นทางการ :

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

(ร - ระยะห่างระหว่างไอออนที่สั้นที่สุด , ก - ค่าคงที่มาดาลุง , ขึ้นอยู่กับจาก เรขาคณิตโครงสร้าง , ในและ ร - ตัวเลือก , อธิบายแรงผลักระหว่างอนุภาค , ซี/R6และ ดี/อาร์8ระบุลักษณะที่เกี่ยวข้อง ปฏิสัมพันธ์ระหว่างไดโพล-ไดโพลและไดโพล-ควอดรูโพลของไอออน , อี 0 - พลังงานจุดศูนย์ , จ - ประจุอิเล็กตรอน). กับ เมื่อไอออนบวกมีขนาดใหญ่ขึ้น การมีส่วนร่วมของปฏิกิริยาระหว่างไดโพล-ไดโพลก็จะเพิ่มขึ้น .

สารประกอบเคมีทั้งหมดเกิดขึ้นจากการก่อตัวของพันธะเคมี และขึ้นอยู่กับประเภทของอนุภาคที่เชื่อมต่อนั้นมีหลายประเภท ขั้นพื้นฐานที่สุด– ได้แก่ ขั้วโควาเลนต์, ไม่มีขั้วโควาเลนต์, โลหะและไอออนิก วันนี้เราจะมาพูดถึงไอออนิก

ติดต่อกับ

ไอออนคืออะไร

มันถูกสร้างขึ้นระหว่างสองอะตอม - ตามกฎแล้วโดยมีเงื่อนไขว่าความแตกต่างของอิเลคโตรเนกาติวีตี้ระหว่างพวกมันจะมีขนาดใหญ่มาก อิเลคโตรเนกาติวีตี้ของอะตอมและไอออนได้รับการประเมินโดยใช้สเกลพอลลิง

ดังนั้น เพื่อพิจารณาคุณลักษณะของสารประกอบได้อย่างถูกต้อง จึงได้นำแนวคิดเรื่องความเป็นไอออนิกมาใช้ คุณลักษณะนี้ช่วยให้คุณกำหนดเปอร์เซ็นต์ของพันธะเฉพาะที่เป็นไอออนิกได้

สารประกอบที่มีไอออนิกสูงที่สุดคือซีเซียมฟลูออไรด์ ซึ่งมีประมาณ 97% พันธะไอออนิกเป็นลักษณะเฉพาะสำหรับสารที่เกิดจากอะตอมของโลหะที่อยู่ในกลุ่มที่หนึ่งและสองของตาราง D.I. Mendeleev และอะตอมของอโลหะที่อยู่ในกลุ่มที่หกและเจ็ดของตารางเดียวกัน

บันทึก!เป็นที่น่าสังเกตว่าไม่มีสารประกอบใดที่ความสัมพันธ์เป็นแบบไอออนิกเพียงอย่างเดียว สำหรับองค์ประกอบที่ค้นพบในปัจจุบัน ไม่สามารถบรรลุผลต่างของอิเลคโตรเนกาติวีตี้มากขนาดนี้เพื่อให้ได้สารประกอบไอออนิก 100% ดังนั้น คำจำกัดความของพันธะไอออนิกจึงไม่ถูกต้องทั้งหมด เนื่องจากในความเป็นจริงสารประกอบที่มีอันตรกิริยาไอออนิกบางส่วนจะถูกพิจารณา

เหตุใดคำนี้จึงถูกนำมาใช้หากปรากฏการณ์ดังกล่าวไม่มีอยู่จริง? ความจริงก็คือวิธีการนี้ช่วยอธิบายความแตกต่างหลายประการในคุณสมบัติของเกลือ ออกไซด์ และสารอื่นๆ ตัวอย่างเช่น เหตุใดจึงสามารถละลายน้ำได้สูง และเหตุใดจึงละลายได้ สารละลายสามารถนำกระแสไฟฟ้าได้. สิ่งนี้ไม่สามารถอธิบายได้จากมุมมองอื่น

กลไกการศึกษา

การก่อตัวของพันธะไอออนิกจะเกิดขึ้นได้ก็ต่อเมื่อตรงตามเงื่อนไขสองประการ: หากอะตอมของโลหะที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาสามารถให้อิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานสุดท้ายได้อย่างง่ายดายและอะตอมที่ไม่ใช่โลหะสามารถรับอิเล็กตรอนเหล่านี้ได้ อะตอมของโลหะโดยธรรมชาติแล้วเป็นตัวรีดิวซ์นั่นคือสามารถทำได้ การบริจาคอิเล็กตรอน.

นี่เป็นเพราะความจริงที่ว่าระดับพลังงานสุดท้ายในโลหะสามารถมีอิเล็กตรอนได้ตั้งแต่หนึ่งถึงสามตัวและรัศมีของอนุภาคนั้นค่อนข้างใหญ่ ดังนั้นแรงปฏิสัมพันธ์ระหว่างนิวเคลียสและอิเล็กตรอนในระดับสุดท้ายจึงมีน้อยมากจนสามารถปล่อยทิ้งไว้ได้ง่าย สถานการณ์ของอโลหะแตกต่างไปจากเดิมอย่างสิ้นเชิง พวกเขามี รัศมีเล็กและจำนวนอิเล็กตรอนของตัวเองในระดับสุดท้ายสามารถมีได้ตั้งแต่สามถึงเจ็ด

และปฏิสัมพันธ์ระหว่างพวกมันกับนิวเคลียสเชิงบวกนั้นค่อนข้างแข็งแกร่ง แต่อะตอมใด ๆ พยายามที่จะทำให้ระดับพลังงานสมบูรณ์ ดังนั้นอะตอมที่ไม่ใช่โลหะจึงพยายามเพื่อให้ได้อิเล็กตรอนที่หายไป

และเมื่ออะตอมสองอะตอม - โลหะและอโลหะมาพบกัน อิเล็กตรอนจะถ่ายโอนจากอะตอมของโลหะไปยังอะตอมที่ไม่ใช่โลหะ และปฏิกิริยาทางเคมีจะเกิดขึ้น

แผนภาพการเชื่อมต่อ

รูปนี้แสดงให้เห็นชัดเจนว่าการก่อตัวของพันธะไอออนิกเกิดขึ้นได้อย่างไร เริ่มแรกจะมีอะตอมของโซเดียมและคลอรีนที่มีประจุเป็นกลาง

ตัวแรกมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวที่ระดับพลังงานสุดท้าย และเจ็ดตัวที่สอง ต่อไป อิเล็กตรอนจะถ่ายโอนจากโซเดียมไปเป็นคลอรีน และเกิดเป็นไอออน 2 ตัว ซึ่งรวมตัวกันเป็นสาร ไอออนคืออะไร? ไอออนเป็นอนุภาคที่มีประจุซึ่ง จำนวนโปรตอนไม่เท่ากับจำนวนอิเล็กตรอน.

ความแตกต่างจากประเภทโควาเลนต์

เนื่องจากความจำเพาะของมัน พันธะไอออนิกจึงไม่มีทิศทาง นี่เป็นเพราะความจริงที่ว่าสนามไฟฟ้าของไอออนนั้นเป็นทรงกลมและลดลงหรือเพิ่มขึ้นในทิศทางเดียวอย่างสม่ำเสมอโดยปฏิบัติตามกฎเดียวกัน

ต่างจากโควาเลนต์ที่เกิดจากการทับซ้อนกันของเมฆอิเล็กตรอน

ข้อแตกต่างประการที่สองก็คือ พันธะโควาเลนต์อิ่มตัว. มันหมายความว่าอะไร? จำนวนคลาวด์อิเล็กทรอนิกส์ที่สามารถมีส่วนร่วมในการโต้ตอบนั้นมีจำกัด

และในอิออนเนื่องจากสนามไฟฟ้ามีรูปร่างเป็นทรงกลมจึงสามารถเชื่อมต่อกับไอออนได้ไม่จำกัดจำนวน ซึ่งหมายความว่าเราสามารถพูดได้ว่ามันไม่อิ่มตัว

นอกจากนี้ยังสามารถระบุได้ด้วยคุณสมบัติอื่นๆ หลายประการ:

1. พลังงานพันธะเป็นคุณลักษณะเชิงปริมาณ และขึ้นอยู่กับปริมาณพลังงานที่ต้องใช้เพื่อทำลายพันธะ ขึ้นอยู่กับเกณฑ์สองประการ - ความยาวพันธะและประจุไอออนมีส่วนร่วมในการศึกษา ยิ่งพันธะแข็งแกร่งเท่าใด ความยาวก็จะสั้นลงและประจุของไอออนที่ก่อตัวก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น
2. ความยาว - เกณฑ์นี้ได้ถูกกล่าวถึงแล้วในย่อหน้าก่อนหน้า ขึ้นอยู่กับรัศมีของอนุภาคที่เกี่ยวข้องกับการก่อตัวของสารประกอบเท่านั้น รัศมีของอะตอมเปลี่ยนแปลงดังนี้: ลดลงในช่วงเวลาหนึ่งโดยมีจำนวนอะตอมเพิ่มขึ้นและเพิ่มขึ้นในกลุ่ม

สารที่มีพันธะไอออนิก

เป็นลักษณะของสารประกอบเคมีจำนวนมาก นี่เป็นส่วนใหญ่ของเกลือทั้งหมด รวมถึงเกลือแกงที่รู้จักกันดีด้วย มันเกิดขึ้นในทุกการเชื่อมต่อที่มีทางตรง การสัมผัสระหว่างโลหะกับอโลหะ. นี่คือตัวอย่างบางส่วนของสารที่มีพันธะไอออนิก:

• โซเดียมและโพแทสเซียมคลอไรด์
• ซีเซียมฟลูออไรด์,
• แมกนีเซียมออกไซด์

นอกจากนี้ยังสามารถปรากฏอยู่ในสารประกอบเชิงซ้อนได้อีกด้วย

ตัวอย่างเช่น แมกนีเซียมซัลเฟต

นี่คือสูตรของสารที่มีพันธะไอออนิกและโควาเลนต์:

พันธะไอออนิกจะเกิดขึ้นระหว่างออกซิเจนกับแมกนีเซียมไอออน แต่ซัลเฟอร์เชื่อมต่อกันโดยใช้พันธะโควาเลนต์มีขั้ว

ซึ่งเราสามารถสรุปได้ว่าพันธะไอออนิกเป็นลักษณะของสารประกอบเคมีเชิงซ้อน

พันธะไอออนิกในวิชาเคมีคืออะไร

ประเภทของพันธะเคมี - ไอออนิก, โควาเลนต์, โลหะ

บทสรุป

คุณสมบัติขึ้นอยู่กับอุปกรณ์โดยตรง ตาข่ายคริสตัล. ดังนั้นสารประกอบทั้งหมดที่มีพันธะไอออนิกจึงละลายได้สูงในน้ำและตัวทำละลายที่มีขั้วอื่นๆ ตัวนำและเป็นไดอิเล็กทริก ในขณะเดียวกันก็ค่อนข้างทนไฟและเปราะบาง คุณสมบัติของสารเหล่านี้มักถูกนำมาใช้ในการออกแบบอุปกรณ์ไฟฟ้า

ไอออนคืออะตอมที่สูญเสียหรือได้รับอิเล็กตรอน และส่งผลให้มีประจุบางส่วน ก่อนอื่น ฉันอยากจะเตือนคุณว่าไอออนมีสองประเภท: ไพเพอร์(ประจุบวกของนิวเคลียสมากกว่าจำนวนอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ) และ แอนไอออน(ประจุของนิวเคลียสน้อยกว่าจำนวนอิเล็กตรอน) พันธะไอออนิกเกิดขึ้นจากอันตรกิริยาของไอออนสองตัวที่มีประจุตรงกันข้าม

พันธะไอออนิกและโควาเลนต์

พันธะประเภทนี้เป็นกรณีพิเศษของพันธะโควาเลนต์ ความแตกต่างของอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ในกรณีนี้มีขนาดใหญ่มาก (มากกว่า 1.7 ตามข้อมูลของพอลลิง) จนทำให้คู่อิเล็กตรอนทั่วไปไม่ได้ถูกแทนที่บางส่วน แต่ถูกถ่ายโอนไปยังอะตอมโดยสมบูรณ์ด้วยอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ที่สูงกว่า ดังนั้นการก่อตัวของพันธะไอออนิกจึงเป็นผลมาจากการเกิดปฏิกิริยาระหว่างไฟฟ้าสถิตที่รุนแรงระหว่างไอออน สิ่งสำคัญคือต้องเข้าใจว่าไม่มีพันธะไอออนิก 100% คำนี้ใช้ถ้า "คุณลักษณะไอออนิก" เด่นชัดกว่า (กล่าวคือ คู่อิเล็กตรอนมีความเอนเอียงอย่างมากต่ออะตอมที่มีอิเล็กโตรเนกาติตีมากกว่า)

กลไกพันธะไอออนิก

อะตอมที่มีวาเลนซ์ (เปลือกนอก) เกือบสมบูรณ์หรือเกือบว่างเปล่าจะเข้าสู่ปฏิกิริยาเคมีได้ง่ายที่สุด ยิ่งวงโคจรว่างในเปลือกวาเลนซ์น้อยลง โอกาสที่อะตอมจะได้รับอิเล็กตรอนจากภายนอกก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น และในทางกลับกัน ยิ่งมีอิเล็กตรอนอยู่บนเปลือกนอกน้อยเท่าใด อะตอมก็จะยิ่งปล่อยอิเล็กตรอนออกไปมากขึ้นเท่านั้น

นี่คือความสามารถของอะตอมในการดึงดูดอิเล็กตรอนเข้าสู่ตัวมันเอง ดังนั้นอะตอมที่มีเปลือกเวเลนซ์เต็มมากที่สุดจึงมีประจุไฟฟ้ามากกว่า

โลหะทั่วไปเต็มใจที่จะสละอิเล็กตรอนมากกว่า ในขณะที่โลหะที่ไม่ใช่โลหะทั่วไปจะเต็มใจที่จะกำจัดพวกมันออกไปมากกว่า ดังนั้นพันธะไอออนิกจึงมักเกิดจากโลหะและอโลหะ ควรกล่าวถึงพันธะไอออนิกประเภทอื่นแยกกัน - โมเลกุล. ลักษณะเฉพาะของมันคือบทบาทของไอออนไม่ใช่อะตอมเดี่ยว แต่เป็นโมเลกุลทั้งหมด

แผนภาพพันธะไอออนิก

แผนภาพแสดงการก่อตัวของโซเดียมฟลูออไรด์ โซเดียมมีอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ต่ำและมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวในเปลือกเวเลนซ์ (VO) ฟลูออรีนมีอิเล็กโตรเนกาติวีตี้สูงกว่ามากและต้องการเพียงอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวในการเติม BO อิเล็กตรอนจากโซเดียม BO ไปที่ฟลูออรีน BO ซึ่งเติมเต็มวงโคจรซึ่งเป็นผลมาจากการที่อะตอมทั้งสองมีประจุตรงกันข้ามและดึงดูดซึ่งกันและกัน

คุณสมบัติของพันธะไอออนิก

พันธะไอออนิกค่อนข้างแรง - เป็นการยากมากที่จะทำลายมันด้วยความช่วยเหลือของพลังงานความร้อนดังนั้นสารที่มีพันธะไอออนิกจึงมี จุดหลอมเหลวสูง. ในขณะเดียวกันรัศมีปฏิสัมพันธ์ของไอออนก็ค่อนข้างต่ำซึ่งเป็นตัวกำหนด ความเปราะบางการเชื่อมต่อที่คล้ายกัน คุณสมบัติที่สำคัญที่สุดคือ ขาดทิศทางและความอิ่มตัว. การไม่มีทิศทางนั้นมาจากรูปร่างของสนามไฟฟ้าของไอออนซึ่งเป็นทรงกลมและสามารถโต้ตอบกับแคตไอออนหรือแอนไอออนในทุกทิศทาง ในกรณีนี้สนามของไอออนทั้งสองไม่ได้รับการชดเชยอย่างสมบูรณ์ซึ่งเป็นผลมาจากการที่พวกมันถูกบังคับให้ดึงดูดไอออนเพิ่มเติมให้กับตัวเองจนกลายเป็นผลึก - นี่คือปรากฏการณ์ที่เรียกว่าความไม่อิ่มตัว ในผลึกไอออนิกไม่มีโมเลกุลและไอออนบวกและแอนไอออนแต่ละตัวถูกล้อมรอบด้วยไอออนจำนวนมากที่มีเครื่องหมายตรงข้ามซึ่งจำนวนนั้นขึ้นอยู่กับตำแหน่งของอะตอมในอวกาศเป็นหลัก

ผลึกเกลือแกง (NaCl) เป็นตัวอย่างทั่วไปของพันธะไอออนิก

พันธะไอออนิก

(ใช้วัสดุจากเว็บไซต์ http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

พันธะไอออนิกเกิดขึ้นผ่านแรงดึงดูดไฟฟ้าสถิตระหว่างไอออนที่มีประจุตรงข้ามกัน ไอออนเหล่านี้เกิดขึ้นจากการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากอะตอมหนึ่งไปยังอีกอะตอมหนึ่ง พันธะไอออนิกเกิดขึ้นระหว่างอะตอมที่มีค่าอิเล็กโตรเนกาติวีตี้แตกต่างกันมาก (โดยปกติจะมากกว่า 1.7 ในระดับพอลลิง) เช่น ระหว่างโลหะอัลคาไลกับอะตอมฮาโลเจน

ให้เราพิจารณาการเกิดขึ้นของพันธะไอออนิกโดยใช้ตัวอย่างการก่อตัวของ NaCl

จากสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

นา 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 และ

คลาส 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

จะเห็นได้ว่าในการทำให้ระดับภายนอกสมบูรณ์นั้น อะตอมโซเดียมจะยอมให้อิเล็กตรอนหนึ่งตัวได้ง่ายกว่าที่จะได้เจ็ดตัว และสำหรับอะตอมของคลอรีนนั้น การได้รับอิเล็กตรอนหนึ่งตัวนั้นง่ายกว่าการได้รับเจ็ดตัว ในปฏิกิริยาเคมี อะตอมโซเดียมจะให้อิเล็กตรอนหนึ่งตัว และอะตอมของคลอรีนจะรับอิเล็กตรอนไป เป็นผลให้เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมโซเดียมและคลอรีนถูกเปลี่ยนเป็นเปลือกอิเล็กตรอนที่เสถียรของก๊าซมีตระกูล (การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของโซเดียมไอออนบวก

นา + 1s 2 2s 2 2p 6,

และการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของไอออนคลอรีนคือ

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6)

ปฏิกิริยาระหว่างไฟฟ้าสถิตของไอออนทำให้เกิดโมเลกุล NaCl

ธรรมชาติของพันธะเคมีมักสะท้อนให้เห็นในสถานะของการรวมตัวและคุณสมบัติทางกายภาพของสาร สารประกอบไอออนิก เช่น โซเดียมคลอไรด์ NaCl มีความแข็งและทนไฟได้ เนื่องจากมีแรงดึงดูดไฟฟ้าสถิตอันทรงพลังระหว่างประจุของไอออน "+" และ "–"

คลอรีนไอออนที่มีประจุลบไม่เพียงดึงดูดไอออน Na+ “ของตัวมันเอง” เท่านั้น แต่ยังดึงดูดไอออนโซเดียมอื่นๆ ที่อยู่รอบๆ ด้วย สิ่งนี้นำไปสู่ความจริงที่ว่าใกล้กับไอออนใด ๆ ไม่มีไอออนที่มีเครื่องหมายตรงข้าม แต่มีไอออนหลายตัว

โครงสร้างของผลึกโซเดียมคลอไรด์ NaCl

ในความเป็นจริง มีโซเดียม 6 ไอออนรอบๆ คลอรีนไอออนแต่ละตัว และคลอรีน 6 ไอออนรอบๆ โซเดียมไอออนแต่ละตัว การบรรจุไอออนตามลำดับนี้เรียกว่าผลึกไอออนิก หากอะตอมของคลอรีนเดี่ยวถูกแยกออกมาในผลึก ดังนั้นในบรรดาอะตอมของโซเดียมที่อยู่รอบๆ จะไม่สามารถค้นหาอะตอมที่ทำปฏิกิริยากับคลอรีนได้อีกต่อไป

เมื่อดึงดูดกันด้วยแรงไฟฟ้าสถิต ไอออนจึงไม่เต็มใจอย่างยิ่งที่จะเปลี่ยนตำแหน่งภายใต้อิทธิพลของแรงภายนอกหรืออุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น แต่ถ้าโซเดียมคลอไรด์ละลายและยังคงถูกให้ความร้อนในสุญญากาศ มันจะระเหยกลายเป็นโมเลกุล NaCl แบบไดอะตอมมิก นี่แสดงให้เห็นว่าแรงยึดเหนี่ยวโควาเลนต์ไม่เคยถูกปิดสนิท

ลักษณะพื้นฐานของพันธะไอออนิกและคุณสมบัติของสารประกอบไอออนิก

1. พันธะไอออนิกคือพันธะเคมีที่รุนแรง พลังงานของพันธะนี้อยู่ที่ประมาณ 300 – 700 kJ/mol

2. พันธะไอออนิกต่างจากพันธะโควาเลนต์ตรงที่ไม่มีทิศทาง เนื่องจากไอออนสามารถดึงดูดไอออนที่มีเครื่องหมายตรงกันข้ามเข้าหาตัวมันเองในทุกทิศทาง

3. พันธะไอออนิกไม่อิ่มตัวซึ่งแตกต่างจากพันธะโควาเลนต์เนื่องจากปฏิสัมพันธ์ของไอออนของเครื่องหมายตรงกันข้ามไม่ได้นำไปสู่การชดเชยสนามพลังร่วมกันโดยสมบูรณ์

4. ในระหว่างการก่อตัวของโมเลกุลด้วยพันธะไอออนิก การถ่ายโอนอิเล็กตรอนโดยสมบูรณ์จะไม่เกิดขึ้น ดังนั้นจึงไม่มีพันธะไอออนิกร้อยเปอร์เซ็นต์ในธรรมชาติ ในโมเลกุล NaCl พันธะเคมีจะมีไอออนิกเพียง 80% เท่านั้น

5. สารประกอบที่มีพันธะไอออนิกคือของแข็งที่เป็นผลึกซึ่งมีจุดหลอมเหลวและจุดเดือดสูง

6. สารประกอบไอออนิกส่วนใหญ่ละลายได้ในน้ำ สารละลายและการละลายของสารประกอบไอออนิกนำกระแสไฟฟ้า

การเชื่อมต่อโลหะ

ผลึกโลหะมีโครงสร้างที่แตกต่างกัน หากคุณตรวจสอบชิ้นส่วนของโลหะโซเดียม คุณจะพบว่ารูปลักษณ์ของมันแตกต่างจากเกลือแกงอย่างมาก โซเดียมเป็นโลหะเนื้ออ่อน ใช้มีดตัดง่าย แบนด้วยค้อน สามารถละลายได้ง่ายในถ้วยบนตะเกียงแอลกอฮอล์ (จุดหลอมเหลว 97.8 o C) ในผลึกโซเดียม แต่ละอะตอมจะถูกล้อมรอบด้วยอะตอมที่คล้ายกันอีกแปดอะตอม

โครงสร้างผลึกของโลหะ Na

จากรูปแสดงว่าอะตอม Na ที่อยู่ตรงกลางลูกบาศก์มีเพื่อนบ้านที่ใกล้ที่สุด 8 อะตอม แต่อาจกล่าวได้เช่นเดียวกันเกี่ยวกับอะตอมอื่นๆ ในคริสตัล เนื่องจากพวกมันทั้งหมดเหมือนกัน คริสตัลประกอบด้วยชิ้นส่วนที่ทำซ้ำ "อนันต์" ดังแสดงในรูปนี้

อะตอมของโลหะที่ระดับพลังงานภายนอกมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนจำนวนเล็กน้อย เนื่องจากพลังงานไอออไนเซชันของอะตอมโลหะต่ำ เวเลนซ์อิเล็กตรอนจึงยังคงอยู่ในอะตอมเหล่านี้ได้น้อย เป็นผลให้ไอออนที่มีประจุบวกและอิเล็กตรอนอิสระปรากฏในโครงตาข่ายคริสตัลของโลหะ ในกรณีนี้ แคตไอออนของโลหะจะอยู่ในโหนดของโครงตาข่ายคริสตัล และอิเล็กตรอนเคลื่อนที่อย่างอิสระในสนามของจุดศูนย์กลางบวก ก่อให้เกิดสิ่งที่เรียกว่า "ก๊าซอิเล็กตรอน"

การมีอยู่ของอิเล็กตรอนที่มีประจุลบระหว่างแคตไอออนสองตัวทำให้แคตไอออนแต่ละตัวมีปฏิกิริยากับอิเล็กตรอนตัวนี้

ดังนั้น, พันธะโลหะคือพันธะระหว่างไอออนบวกในผลึกโลหะที่เกิดขึ้นผ่านการดึงดูดของอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่อย่างอิสระทั่วทั้งผลึก

เนื่องจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนในโลหะมีการกระจายเท่าๆ กันทั่วทั้งคริสตัล พันธะโลหะก็เหมือนกับพันธะไอออนิก จึงเป็นพันธะไม่มีทิศทาง ต่างจากพันธะโควาเลนต์ พันธะโลหะเป็นพันธะไม่อิ่มตัว พันธะโลหะยังแตกต่างจากพันธะโควาเลนต์ในด้านความแข็งแรงอีกด้วย พลังงานของพันธะโลหะมีค่าน้อยกว่าพลังงานของพันธะโควาเลนต์ประมาณสามถึงสี่เท่า

เนื่องจากแก๊สอิเล็กตรอนมีความคล่องตัวสูง โลหะจึงมีคุณลักษณะการนำไฟฟ้าและความร้อนสูง

ผลึกโลหะดูค่อนข้างเรียบง่าย แต่จริงๆ แล้วโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของมันซับซ้อนกว่าผลึกเกลือไอออนิก มีอิเล็กตรอนไม่เพียงพอในเปลือกอิเล็กตรอนด้านนอกขององค์ประกอบโลหะที่จะสร้างพันธะโควาเลนต์หรือไอออนิก "ออคเต็ต" ที่เต็มเปี่ยม ดังนั้นในสถานะก๊าซ โลหะส่วนใหญ่จึงประกอบด้วยโมเลกุลที่มีอะตอมเดี่ยว (กล่าวคือ อะตอมแต่ละอะตอมไม่ได้เชื่อมต่อถึงกัน) ตัวอย่างทั่วไปคือไอปรอท ดังนั้นพันธะโลหะระหว่างอะตอมของโลหะจึงเกิดขึ้นในสถานะการรวมตัวของของเหลวและของแข็งเท่านั้น

พันธะโลหะสามารถอธิบายได้ดังต่อไปนี้: อะตอมของโลหะบางส่วนในคริสตัลที่เกิดขึ้นจะปล่อยเวเลนซ์อิเล็กตรอนไปยังช่องว่างระหว่างอะตอม (สำหรับโซเดียมคือ...3s1) และกลายเป็นไอออน เนื่องจากอะตอมของโลหะทั้งหมดในคริสตัลเท่ากัน แต่ละอะตอมจึงมีโอกาสสูญเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน

กล่าวอีกนัยหนึ่ง การถ่ายโอนอิเล็กตรอนระหว่างอะตอมของโลหะที่เป็นกลางและไอออนไนซ์เกิดขึ้นโดยไม่มีการใช้พลังงาน ในกรณีนี้ อิเล็กตรอนบางตัวมักจะไปอยู่ในช่องว่างระหว่างอะตอมในรูปของ "แก๊สอิเล็กตรอน"

ประการแรก อิเล็กตรอนอิสระเหล่านี้จะยึดอะตอมของโลหะไว้ที่ระยะห่างสมดุลจากกัน

ประการที่สอง พวกมันทำให้โลหะมีคุณลักษณะ “ความแวววาวของโลหะ” (อิเล็กตรอนอิสระสามารถโต้ตอบกับควอนตัมแสงได้)

ประการที่สาม อิเล็กตรอนอิสระจะทำให้โลหะมีค่าการนำไฟฟ้าที่ดี การนำความร้อนสูงของโลหะยังอธิบายได้จากการมีอิเล็กตรอนอิสระอยู่ในอวกาศระหว่างอะตอม - พวกมัน "ตอบสนอง" ต่อการเปลี่ยนแปลงของพลังงานได้อย่างง่ายดายและมีส่วนทำให้การถ่ายโอนในคริสตัลรวดเร็ว

แบบจำลองอย่างง่ายของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของคริสตัลโลหะ

******** ใช้โซเดียมของโลหะเป็นตัวอย่าง ขอให้เราพิจารณาธรรมชาติของพันธะโลหะจากมุมมองของแนวคิดเกี่ยวกับออร์บิทัลของอะตอม อะตอมโซเดียมก็เหมือนกับโลหะอื่นๆ ตรงที่มีเวเลนซ์อิเล็กตรอนขาด แต่มีวงโคจรเวเลนซ์อิสระ โซเดียมอิเล็กตรอน 3 วินาทีตัวเดียวสามารถเคลื่อนที่ไปยังออร์บิทัลที่อยู่ใกล้เคียงที่มีพลังงานใกล้เคียงอย่างอิสระได้ เมื่ออะตอมในคริสตัลเข้ามาใกล้กันมากขึ้น วงโคจรด้านนอกของอะตอมข้างเคียงจะทับซ้อนกัน ทำให้อิเล็กตรอนที่ปล่อยออกมาสามารถเคลื่อนที่ได้อย่างอิสระทั่วทั้งคริสตัล

อย่างไรก็ตาม "ก๊าซอิเล็กตรอน" ไม่ได้เป็นระเบียบเท่าที่ควร อิเล็กตรอนอิสระในผลึกโลหะอยู่ในวงโคจรที่ทับซ้อนกันและมีการใช้ร่วมกันในระดับหนึ่ง ก่อตัวเป็นพันธะโควาเลนต์ โซเดียม โพแทสเซียม รูบิเดียม และธาตุโลหะอื่น ๆ มีอิเล็กตรอนร่วมกันเพียงไม่กี่ตัว ดังนั้นผลึกของพวกมันจึงเปราะบางและหลอมละลายได้ เมื่อจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น โดยทั่วไปความแข็งแรงของโลหะก็จะเพิ่มขึ้น

ดังนั้นพันธะโลหะจึงมีแนวโน้มที่จะเกิดจากองค์ประกอบที่อะตอมมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนน้อยในเปลือกนอก เวเลนซ์อิเล็กตรอนเหล่านี้ซึ่งทำหน้าที่เป็นตัวเชื่อมพันธะโลหะ มีการใช้ร่วมกันมากจนสามารถเคลื่อนที่ไปทั่วผลึกโลหะและให้ค่าการนำไฟฟ้าสูงของโลหะ

ผลึก NaCl ไม่นำไฟฟ้าเนื่องจากไม่มีอิเล็กตรอนอิสระในช่องว่างระหว่างไอออน อิเล็กตรอนทั้งหมดที่ได้รับบริจาคจากอะตอมโซเดียมจะถูกยึดไว้อย่างแน่นหนาโดยไอออนของคลอรีน นี่เป็นหนึ่งในความแตกต่างที่สำคัญระหว่างผลึกไอออนิกกับโลหะ

สิ่งที่คุณรู้เกี่ยวกับการยึดเหนี่ยวของโลหะในตอนนี้จะช่วยอธิบายความอ่อนตัวสูง (ความเหนียว) ของโลหะส่วนใหญ่ได้ โลหะสามารถรีดเป็นแผ่นบางๆ แล้วดึงเป็นลวดได้ ความจริงก็คือแต่ละชั้นของอะตอมในผลึกโลหะสามารถเลื่อนเข้าหากันได้ค่อนข้างง่าย: "ก๊าซอิเล็กตรอน" ที่เคลื่อนที่ได้จะทำให้การเคลื่อนที่ของไอออนบวกแต่ละตัวอ่อนลงอย่างต่อเนื่อง โดยปกป้องพวกมันจากกันและกัน

แน่นอนว่าเกลือแกงไม่สามารถทำอะไรแบบนี้ได้ แม้ว่าเกลือจะเป็นสารที่เป็นผลึกก็ตาม ในผลึกไอออนิก เวเลนซ์อิเล็กตรอนจะเกาะติดกับนิวเคลียสของอะตอมอย่างแน่นหนา การเปลี่ยนแปลงของไอออนชั้นหนึ่งเมื่อเทียบกับอีกชั้นหนึ่งจะทำให้ไอออนที่มีประจุเดียวกันอยู่ใกล้กันมากขึ้น และทำให้เกิดการผลักกันอย่างรุนแรงระหว่างไอออนทั้งสอง ส่งผลให้เกิดการทำลายคริสตัล (NaCl เป็นสารที่เปราะบาง)

การเลื่อนชั้นของคริสตัลไอออนิกทำให้เกิดแรงผลักขนาดใหญ่ระหว่างไอออนที่คล้ายคลึงกันและการทำลายคริสตัล

การนำทาง

• การแก้ปัญหารวมกันตามลักษณะเชิงปริมาณของสาร
• การแก้ปัญหา. กฎความคงตัวขององค์ประกอบของสาร การคำนวณโดยใช้แนวคิดเรื่อง "มวลโมลาร์" และ "ปริมาณสารเคมี" ของสาร

มูลนิธิวิกิมีเดีย 2010.

ดูว่า "พันธะเคมีไอออนิก" ในพจนานุกรมอื่น ๆ คืออะไร:

พันธะระหว่างอะตอมในโมเลกุลหรือโมล การเชื่อมต่อ เกิดขึ้นจากการถ่ายโอนเอลีนจากอะตอมหนึ่งไปยังอีกอะตอมหนึ่ง หรือการแบ่งปันเอลีนโดยคู่ (หรือกลุ่ม) ของอะตอม แรงที่นำไปสู่ ​​X.s. คือคูลอมบ์ อย่างไรก็ตาม X.s. บรรยายภายใน... สารานุกรมทางกายภาพ

พันธะเคมี- ปฏิสัมพันธ์ของอะตอมซึ่งอิเล็กตรอนที่เป็นของอะตอม (กลุ่ม) สองอะตอมที่แตกต่างกันกลายเป็นเรื่องปกติ (เข้าสังคม) สำหรับทั้งสองอะตอม (กลุ่ม) ทำให้เกิดการรวมตัวกันเป็นโมเลกุลและผลึก X.s. มีสองประเภทหลัก: อิออน... ... สารานุกรมโพลีเทคนิคขนาดใหญ่

พันธะเคมี กลไกที่อะตอมมารวมตัวกันจนเกิดเป็นโมเลกุล พันธะดังกล่าวมีหลายประเภท ขึ้นอยู่กับแรงดึงดูดของประจุตรงข้าม หรือขึ้นอยู่กับการก่อตัวของโครงสร้างที่เสถียรผ่านการแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอน.... ... พจนานุกรมสารานุกรมวิทยาศาสตร์และเทคนิค

พันธะเคมี- พันธะเคมี ปฏิกิริยาระหว่างอะตอมทำให้เกิดการรวมกันเป็นโมเลกุลและผลึก แรงที่กระทำระหว่างการก่อตัวของพันธะเคมีโดยส่วนใหญ่จะมีลักษณะทางไฟฟ้า การก่อตัวของพันธะเคมีจะมาพร้อมกับการปรับโครงสร้างใหม่... ... พจนานุกรมสารานุกรมภาพประกอบ

- ... วิกิพีเดีย

การดึงดูดกันของอะตอมทำให้เกิดการก่อตัวของโมเลกุลและผลึก เป็นเรื่องปกติที่จะบอกว่าในโมเลกุลหรือในคริสตัลมีโครงสร้างทางเคมีระหว่างอะตอมข้างเคียง ความจุของอะตอม (ซึ่งจะกล่าวถึงในรายละเอียดเพิ่มเติมด้านล่าง) แสดงจำนวนพันธะ... สารานุกรมผู้ยิ่งใหญ่แห่งสหภาพโซเวียต

พันธะเคมี- การดึงดูดกันของอะตอมทำให้เกิดการก่อตัวของโมเลกุลและผลึก ความจุของอะตอมแสดงจำนวนพันธะที่เกิดจากอะตอมที่กำหนดกับพันธะที่อยู่ใกล้เคียง คำว่า "โครงสร้างทางเคมี" ได้รับการแนะนำโดยนักวิชาการ A. M. Butlerov ใน... ... พจนานุกรมสารานุกรมโลหะวิทยา

อันตรกิริยาของอะตอมทำให้เกิดการรวมกันเป็นโมเลกุลและผลึก ปฏิกิริยานี้ทำให้พลังงานรวมของโมเลกุลหรือคริสตัลที่เกิดขึ้นลดลงเมื่อเปรียบเทียบกับพลังงานของอะตอมที่ไม่มีปฏิกิริยากัน และขึ้นอยู่กับ... ... พจนานุกรมโพลีเทคนิคสารานุกรมขนาดใหญ่

พันธะโควาเลนต์โดยใช้ตัวอย่างโมเลกุลมีเทน: ระดับพลังงานภายนอกที่สมบูรณ์ของไฮโดรเจน (H) มี 2 อิเล็กตรอน และคาร์บอน (C) มี 8 อิเล็กตรอน พันธะโควาเลนต์เป็นพันธะที่เกิดจากเมฆอิเล็กตรอนวาเลนซ์โดยตรง เป็นกลาง... ... วิกิพีเดีย

พันธะเคมีเป็นปรากฏการณ์ปฏิสัมพันธ์ของอะตอมที่เกิดจากการทับซ้อนกันของเมฆอิเล็กตรอนของอนุภาคพันธะซึ่งมาพร้อมกับพลังงานทั้งหมดของระบบที่ลดลง คำว่า "โครงสร้างทางเคมี" ถูกนำมาใช้ครั้งแรกโดย A. M. Butlerov ในปี พ.ศ. 2404... ... Wikipedia