Supstanca nastala ionskom hemijskom vezom. Apstrakt: Jonska veza

Definicija 1

Kada se proučava struktura molekula, postavlja se pitanje o prirodi sila koje osiguravaju vezu između neutralnih atoma koji čine njihov sastav. Takve veze između atoma u molekulu nazivaju se hemijska veza.

Klasificiraju se u dvije vrste:

• jonska veza;
• kovalentna veza.

Podjela se vrši uslovno. Većinu slučajeva karakterizira prisustvo karakteristika obje vrste veza. Uz pomoć detaljnih i empirijskih studija moguće je u svakom slučaju utvrditi odnos između stepena “joničnosti” i “kovalentnosti” veze.

Eksperimentalno je dokazano da kada se molekula razdvoji na sastavne atome, rad mora biti obavljen. Odnosno, proces njegovog formiranja mora biti praćen oslobađanjem energije. Ako su dva atoma vodika u slobodnom stanju, oni imaju veću energiju u odnosu na atome u dvoatomskom H 2 molekulu. Energija oslobođena tokom formiranja molekula smatra se mjerom rada sila interakcije koje vezuju atome u molekulu.

Eksperimenti dokazuju da je pojava sile interakcije između atoma posljedica prisustva vanjskih valentnih elektrona atoma. To je moguće zbog nagle promjene u optičkom spektru atoma koji ulaze u kemijske reakcije uz održavanje rendgenskog karakterističnog spektra atoma bez promjene, bez obzira na vrstu kemijskog spoja.

Linijski optički spektri određuju se stanjem valentnih elektrona, a karakteristično rendgensko zračenje se određuje pomoću unutrašnjih elektrona, odnosno njihovog stanja. Hemijske interakcije uključuju elektrone, koji zahtijevaju malo energije da bi se podvrgli njihovim promjenama. Vanjski elektroni imaju ovu funkciju. Imaju niži potencijal ionizacije u odnosu na elektrone u unutrašnjim ljuskama.

Jonska veza

Postoji pretpostavka o prirodi kemijske veze atoma u molekuli, što ukazuje na pojavu interakcijske sile električne prirode između vanjskih elektrona. Da bi se ispunio uslov stabilnosti, moraju postojati dva atoma u interakciji s električnim nabojem suprotnih predznaka. Tip hemijske veze može se realizovati samo u nekim molekulima. Nakon interakcije atoma dolazi do transformacije u jone. Kada atom dobije jedan ili više elektrona tada postaje negativan ion, a drugi postaje pozitivan ion.

Jonska veza je slična silama privlačenja između naboja suprotnih predznaka. Ako se pozitivno nabijeni natrijev ion N a + privuče negativnim klorom C l -, tada dobijamo molekul N a Cl, koji služi kao jasan primjer ionske veze.

Definicija 2

Drugim riječima, jonska hemijska veza naziva se heteropolarnim (hetero - različito). Molekuli i tipovi ionskih veza - jonski ili heteropolarni molekuli.

Koncept ionske veze ne omogućava objašnjenje strukture i strukture svih molekula. Neobjašnjivo je zašto se molekul može formirati od dva neutralna atoma vodika. Zbog identičnog polariteta atoma vodika, neprihvatljivo je pretpostaviti da jedan od vodikovih jona ima pozitivan, a drugi negativan naboj. Veza koju imaju atomi vodika (između neutralnih atoma) može se objasniti samo kvantnom mehanikom. Zove se kovalentna.

Kovalentna veza

Hemijska veza između neutralnih atoma u molekuli naziva se kovalentne ili homeopolarne(homeo – isto). Molekule nastale na bazi takvih veza nazivaju se homeopolarnim ili atomskim.

Klasična fizika razmatra samo jednu vrstu interakcije gdje je moguća njena implementacija između dva tijela - gravitaciju. Budući da su gravitacijske sile male, teško je uz njihovu pomoć objasniti interakciju u homeopolarnom molekulu.

Kovalentna veza se sastoji od toga da je u određenom kvantnom stanju sa određenom energijom elektrona u polju jezgra. Ako se razmaci između jezgara mijenjaju, to se odražava na stanje kretanja elektrona i njegovu energiju. Kako se energija između atoma smanjuje, energija interakcije između jezgara raste, što se objašnjava djelovanjem odbojne sile.

Kada energija elektrona opada sa smanjenjem udaljenosti brže nego što energija nuklearne interakcije raste, tada se vrijednost ukupne energije sistema značajno smanjuje. Ovo se objašnjava djelovanjem sila koje teže smanjenju udaljenosti između jezgara u sistemu sastavljenom od dva odbijajuća jezgra i elektrona. Postojeće privlačne sile su uključene u stvaranje kovalentne veze molekula. Njihova pojava je izazvana prisustvom zajedničkog elektrona, drugim riječima, zbog elektronske izmjene između atoma, što znači da se smatraju razmjenskim kvantnim silama.

Kovalentna veza ima svojstvo zasićenja. Njegova manifestacija je moguća zbog određene valencije atoma. To jest, atom vodika se veže s jednim atomom vodika, a atom ugljika s najviše 4 atoma vodika.

Predložena veza doprinosi objašnjenju valencije atoma, što nije dobijeno u klasičnoj fizici. Odnosno, svojstvo zasićenja nije jasno sa stanovišta prirode interakcije u klasičnoj teoriji.

Prisustvo kovalentnih veza uočeno je ne samo u dvoatomskim molekulima. Karakterističan je za veliki broj molekula neorganskih jedinjenja (dušikov oksid, amonijak i dr.).

Godine 1927. W. Heitler i F. London su stvorili kvantitativnu teoriju kovalentne veze za molekul vodonika, zasnovanu na konceptima kvantne mehanike. Oni su dokazali razlog koji uzrokuje pojavu molekula s kovalentnom vezom, a to je: kvantno-mehanički efekat povezan s nerazlučivosti elektrona. Određivanje glavne energije vezivanja se dešava u prisustvu razmenskog integrala. Ukupni spin molekule vodonika je 0, nema orbitalni moment, pa je dijamagnetna. Kada se dva atoma vodika sudare, molekul se pojavljuje samo kada su spinovi oba elektrona paralelni. Ovo stanje potiče odbijanje atoma vodika, što znači da se molekuli neće moći formirati.

Kada su dva identična atoma povezana kovalentnom vezom, raspored elektronskog oblaka u molekulu postaje simetričan. Ako veza spaja dva različita atoma, tada se elektronski oblak nalazi asimetrično. Molekul sa asimetričnom distribucijom elektronskog oblaka ima trajni dipolni moment, odnosno polarni je. Kada vjerovatnoća lokalizacije elektrona u blizini jednog od atoma prevlada nad vjerovatnoćom da se ovaj elektron nađe u blizini drugog atoma, dolazi do prijelaza iz kovalentne veze u ionsku vezu. Ne postoji jasna granica između jonske i kovalentne veze.

Primjer 1

Opišite stanje kada se dva atoma približavaju jedan drugom.

Rješenje

Kada se razmak između dva atoma smanji, može se pojaviti nekoliko situacija:

1. Jedan par ili više elektrona dijeli se između dotičnih atoma. Mogu se kretati između atoma i tamo ostati duže nego na drugim mjestima. Ovo pomaže u stvaranju sile privlačnosti.
2. Pojava jonskih veza. Jedan ili više elektrona su sposobni da pređu u drugi. Odnosno, to doprinosi pojavi atraktivnih pozitivnih i negativnih jona.
3. Nema veze. Elektronske strukture dva atoma se preklapaju i čine jedan sistem. Prema Paulijevom principu, takav sistem je neprikladan samo za kvantno stanje dva elektrona. Prilikom prelaska na viši energetski nivo, sistem će dobiti više energije, što će dovesti do nestabilnosti. Čak i ako je Paulijev princip zadovoljen, bez povećanja energije sistema, između različitih elektrona će se pojaviti sila električnog odbijanja. Prema uslovu, mnogo je manji uticaj na stvaranje veze nego kod Paulijevog principa.

Primjer 2

Energija ionizacije (jonizacijski potencijal) elementa je energija potrebna za uklanjanje elektrona iz jednog atoma. Smatra se mjerom snage vezivanja vanjskog elektrona ili elektrona. Objasnite zašto je energija jonizacije litijuma veća od natrijuma, natrijuma veća od kalijuma, a kalijuma veća od rubidijuma.

Rješenje

Svi navedeni elementi imaju svojstva alkalnih metala i pripadaju prvoj grupi. Svaki od njihovih atoma ima jedan vanjski elektron u s stanju. Elektroni unutrašnjih omotača djelomično štite vanjski elektron od nuklearnog naboja + Z q e kao posljedica efektivnog naboja koji drži vanjski elektron jednak + q e . Da bi se uklonio vanjski elektron iz takvog atoma, mora se obaviti rad na transformaciji atoma alkalnih metala u pozitivne ione. Što je veća veličina atoma, veća je udaljenost valentnog elektrona od jezgre, ali je manja sila njegovog privlačenja. Ovu grupu karakterizira smanjenje energije ionizacije od vrha do dna prema periodnoj tablici Mendeljejeva. Njegov rast u svakom periodu s lijeva na desno povezan je s povećanjem naboja i konstantnim brojem elektrona unutrašnjeg skriniranja.

Ako primijetite grešku u tekstu, označite je i pritisnite Ctrl+Enter

Karakteristike hemijskih veza

Doktrina o hemijskom vezivanju čini osnovu sve teorijske hemije. Hemijska veza se podrazumijeva kao interakcija atoma koja ih veže u molekule, ione, radikale i kristale. Postoje četiri vrste hemijskih veza: jonski, kovalentni, metalni i vodonik. U istim supstancama mogu se naći različite vrste veza.

1. U bazama: između atoma kiseonika i vodonika u hidrokso grupama veza je polarna kovalentna, a između metala i hidrokso grupe je jonska.

2. U solima kiselina koje sadrže kiseonik: između atoma nemetala i kiseonika kiselog ostatka - kovalentno polarni, a između metala i kiselog ostatka - jonski.

3. U solima amonijuma, metilamonijuma itd., između atoma azota i vodonika nalazi se polarni kovalentni, a između amonijum ili metilamonijum jona i kiselinskog ostatka - jonski.

4. Kod metalnih peroksida (npr. Na 2 O 2) veza između atoma kiseonika je kovalentna, nepolarna, a između metala i kiseonika je jonska itd.

Razlog jedinstva svih vrsta i tipova hemijskih veza je njihova identična hemijska priroda - elektron-nuklearna interakcija. Formiranje hemijske veze u svakom slučaju je rezultat elektronsko-nuklearne interakcije atoma, praćene oslobađanjem energije.

Metode za formiranje kovalentne veze

Kovalentna hemijska veza je veza koja nastaje između atoma zbog formiranja zajedničkih elektronskih parova.

Kovalentna jedinjenja su obično gasovi, tečnosti ili relativno nisko topljive čvrste materije. Jedan od rijetkih izuzetaka je dijamant, koji se topi iznad 3.500 °C. Ovo se objašnjava strukturom dijamanta, koji je kontinuirana rešetka kovalentno vezanih atoma ugljika, a ne skup pojedinačnih molekula. U stvari, svaki kristal dijamanta, bez obzira na njegovu veličinu, jedan je ogroman molekul.

Kovalentna veza nastaje kada se spoje elektroni dva atoma nemetala. Rezultirajuća struktura naziva se molekula.

Mehanizam nastanka takve veze može biti razmjenski ili donor-akceptor.

U većini slučajeva, dva kovalentno vezana atoma imaju različitu elektronegativnost i zajednički elektroni ne pripadaju ta dva atoma podjednako. Većinu vremena su bliže jednom atomu nego drugom. U molekuli klorida vodonika, na primjer, elektroni koji formiraju kovalentnu vezu nalaze se bliže atomu hlora jer je njegova elektronegativnost veća od elektronegativnosti vodonika. Međutim, razlika u sposobnosti privlačenja elektrona nije dovoljno velika da bi se dogodio potpuni prijenos elektrona s atoma vodika na atom klora. Stoga se veza između atoma vodika i hlora može smatrati križanjem jonske veze (potpuni prijenos elektrona) i nepolarne kovalentne veze (simetričan raspored para elektrona između dva atoma). Djelomični naboj atoma označen je grčkim slovom δ. Takva veza se naziva polarna kovalentna veza, a za molekulu klorovodika se kaže da je polarna, odnosno da ima pozitivno nabijen kraj (atom vodika) i negativno nabijen kraj (atom klora).

1. Mehanizam razmene funkcioniše kada atomi formiraju zajedničke elektronske parove kombinovanjem nesparenih elektrona.

1) H 2 - vodonik.

Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para od strane s-elektrona atoma vodika (preklapajuće s-orbitale).

2) HCl - hlorovodonik.

Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para s- i p-elektrona (preklapajuće s-p orbitale).

3) Cl 2: U molekulu hlora, kovalentna veza se formira zbog nesparenih p-elektrona (preklapajućih p-p orbitala).

4) N ​​2: U molekuli dušika između atoma se formiraju tri zajednička elektronska para.

Donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

Donator ima elektronski par akceptor- slobodna orbitala koju ovaj par može zauzeti. U amonijum jonu, sve četiri veze sa atomima vodonika su kovalentne: tri su nastale stvaranjem zajedničkih elektronskih parova atomom azota i atoma vodonika prema mehanizmu razmene, jedna - putem mehanizma donor-akceptor. Kovalentne veze se klasifikuju prema načinu preklapanja orbitala elektrona, kao i po njihovom pomeranju prema jednom od vezanih atoma. Hemijske veze nastale kao rezultat preklapanja elektronskih orbitala duž linije veze nazivaju se σ - veze(sigma obveznice). Sigma veza je veoma jaka.

P orbitale se mogu preklapati u dva regiona, formirajući kovalentnu vezu kroz bočno preklapanje.

Hemijske veze nastale kao rezultat "bočnog" preklapanja elektronskih orbitala izvan linije veze, odnosno u dva područja, nazivaju se pi veze.

Prema stepenu pomaka uobičajenih elektronskih parova na jedan od atoma koje povezuju, kovalentna veza može biti polarna ili nepolarna. Kovalentna hemijska veza nastala između atoma sa istom elektronegativnošću naziva se nepolarna. Elektronski parovi nisu pomjereni ni prema jednom od atoma, budući da atomi imaju istu elektronegativnost – svojstvo privlačenja valentnih elektrona iz drugih atoma. Na primjer,

odnosno molekule jednostavnih nemetalnih supstanci nastaju kroz kovalentnu nepolarnu vezu. Kovalentna hemijska veza između atoma elemenata čija se elektronegativnost razlikuje naziva se polarna.

Na primjer, NH 3 je amonijak. Dušik je elektronegativniji element od vodonika, tako da su zajednički parovi elektrona pomaknuti prema njegovom atomu.

Karakteristike kovalentne veze: dužina veze i energija

Karakteristična svojstva kovalentne veze su njena dužina i energija. Dužina veze je udaljenost između atomskih jezgara. Što je kraća dužina hemijske veze, to je ona jača. Međutim, mjera snage veze je energija veze, koja je određena količinom energije koja je potrebna za prekid veze. Obično se mjeri u kJ/mol. Tako, prema eksperimentalnim podacima, dužine veze molekula H 2, Cl 2 i N 2 su 0,074, 0,198 i 0,109 nm, a energije veze 436, 242 i 946 kJ/mol.

Joni. Jonska veza

Postoje dvije glavne mogućnosti da se atom povinuje pravilu okteta. Prva od njih je stvaranje jonskih veza. (Drugo je formiranje kovalentne veze, o čemu će biti reči u nastavku). Kada se formira jonska veza, atom metala gubi elektrone, a nemetalni atom dobija elektrone.

Zamislimo da se dva atoma „sreću“: atom metala grupe I i atom nemetala VII grupe. Atom metala ima jedan elektron na svom vanjskom energetskom nivou, dok atomu nemetala nedostaje samo jedan elektron da bi njegov vanjski nivo bio potpun. Prvi atom će drugom lako dati svoj elektron, koji je udaljen od jezgra i slabo vezan za njega, a drugi će mu dati slobodno mjesto na njegovom vanjskom elektronskom nivou. Tada će atom, lišen jednog od svojih negativnih naboja, postati pozitivno nabijena čestica, a druga će se zbog nastalog elektrona pretvoriti u negativno nabijenu česticu. Takve čestice nazivaju se joni.

Ovo je hemijska veza koja se javlja između jona. Brojevi koji pokazuju broj atoma ili molekula nazivaju se koeficijenti, a brojevi koji pokazuju broj atoma ili jona u molekulu nazivaju se indeksi.

Metalni priključak

Metali imaju specifična svojstva koja se razlikuju od svojstava drugih supstanci. Takva svojstva su relativno visoke temperature topljenja, sposobnost reflektiranja svjetlosti i visoka toplinska i električna provodljivost. Ove karakteristike su posljedica postojanja posebne vrste veze u metalima - metalne veze.

Metalna veza je veza između pozitivnih jona u metalnim kristalima, koja se ostvaruje zbog privlačenja elektrona koji se slobodno kreću kroz kristal. Atomi većine metala na vanjskom nivou sadrže mali broj elektrona - 1, 2, 3. Ovi elektroni lako skinuti, a atomi se pretvaraju u pozitivne ione. Odvojeni elektroni se kreću od jednog jona do drugog, vezujući ih u jednu cjelinu. Povezujući se sa jonima, ovi elektroni privremeno formiraju atome, zatim se ponovo odvajaju i spajaju sa drugim jonom, itd. Proces se odvija beskonačno, što se može shematski prikazati na sledeći način:

Posljedično, u volumenu metala atomi se kontinuirano pretvaraju u ione i obrnuto. Veza u metalima između jona preko zajedničkih elektrona naziva se metalna. Metalna veza ima neke sličnosti sa kovalentnom vezom, jer se zasniva na dijeljenju vanjskih elektrona. Međutim, kod kovalentne veze dijele se vanjski nespareni elektroni samo dva susjedna atoma, dok kod metalne veze svi atomi učestvuju u dijeljenju ovih elektrona. Zato su kristali s kovalentnom vezom krhki, ali s metalnom vezom su u pravilu duktilni, električno provodljivi i imaju metalni sjaj.

Metalno vezivanje je karakteristično kako za čiste metale tako i za mješavine različitih metala - legura u čvrstom i tekućem stanju. Međutim, u stanju pare, atomi metala su međusobno povezani kovalentnom vezom (na primjer, natrijeva para ispunjava žute svjetiljke kako bi osvijetlile ulice velikih gradova). Metalni parovi se sastoje od pojedinačnih molekula (monatomskih i dvoatomnih).

Metalna veza se također razlikuje od kovalentne veze po snazi: njena energija je 3-4 puta manja od energije kovalentne veze.

Energija veze je energija potrebna za prekid hemijske veze u svim molekulima koji čine jedan mol supstance. Energije kovalentnih i jonskih veza su obično visoke i iznose vrijednosti reda 100-800 kJ/mol.

Vodikova veza

Hemijska veza između pozitivno polarizirani atomi vodika jedne molekule(ili njihovi dijelovi) i negativno polarizirani atomi visoko elektronegativnih elemenata koji imaju zajedničke elektronske parove (F, O, N i rjeđe S i Cl), drugi molekul (ili njegovi dijelovi) se naziva vodonik. Mehanizam stvaranja vodonične veze je dijelom elektrostatički, dijelom d počasti-prihvatljivog karaktera.

Primjeri međumolekularne vodikove veze:

U prisustvu takve veze, čak i niskomolekularne supstance mogu, u normalnim uslovima, biti tečnosti (alkohol, voda) ili lako tečni gasovi (amonijak, fluorovodonik). U biopolimerima - proteinima (sekundarna struktura) - postoji intramolekularna vodikova veza između karbonilnog kiseonika i vodika amino grupe:

Molekuli polinukleotida - DNK (deoksiribonukleinska kiselina) - su dvostruke spirale u kojima su dva lanca nukleotida međusobno povezana vodoničnim vezama. U ovom slučaju djeluje princip komplementarnosti, tj. te veze nastaju između određenih parova koji se sastoje od purinskih i pirimidinskih baza: timin (T) se nalazi nasuprot adenin nukleotida (A), a citozin (C) se nalazi nasuprot gvanin (G).

Supstance sa vodoničnim vezama imaju molekularne kristalne rešetke.

7.1. Šta su hemijske veze

U prethodnim poglavljima ste se upoznali sa sastavom i strukturom izolovanih atoma različitih elemenata i proučavali njihove energetske karakteristike. Ali u prirodi oko nas, izolirani atomi su izuzetno rijetki. Atomi skoro svih elemenata "teže" da se kombinuju u molekule ili druge složenije hemijske čestice. Obično se kaže da u ovom slučaju nastaju hemijske veze između atoma.

Elektroni su uključeni u formiranje hemijskih veza. Naučit ćete kako se to događa proučavajući ovo poglavlje. Ali prvo moramo odgovoriti na pitanje zašto atomi formiraju kemijske veze. Na ovo pitanje možemo odgovoriti čak i bez da znamo ništa o prirodi ovih veza: „Zato što je energetski korisno!“ Ali, odgovarajući na pitanje odakle dolazi dobit u energiji kada se formiraju veze, pokušaćemo da shvatimo kako i zašto nastaju hemijske veze.

Baš kao i elektronska struktura atoma, kvantna hemija proučava hemijske veze detaljno i strogo naučno, a vi i ja možemo samo da iskoristimo neke od najvažnijih zaključaka naučnika. U ovom slučaju, za opisivanje hemijskih veza koristićemo jedan od najjednostavnijih modela, koji predviđa postojanje tri vrste hemijskih veza (jonske, kovalentne i metalne).

Zapamtite - bilo koji model možete koristiti kompetentno samo ako poznajete granice primjenjivosti ovog modela. Model koji ćemo koristiti također ima svoje granice primjenjivosti. Na primjer, u okviru ovog modela nemoguće je opisati kemijske veze u molekulima kisika, većine borohidrida i nekih drugih tvari. Za opisivanje hemijskih veza u ovim supstancama koriste se složeniji modeli.

1. Ako su atomi koji se vezuju veoma različite veličine, tada će mali atomi (skloni da prihvate elektrone) uzeti elektrone od većih atoma (skloni davati elektrone), i formira se jonska veza. Energija ionskog kristala je manja od energije izolovanih atoma, tako da se ionska veza javlja čak i kada atom ne uspije u potpunosti dovršiti svoju elektronsku ljusku doniranjem elektrona (može ostati nekompletan d- ili f-podnivo). Pogledajmo primjere.

2. Ako su vezani atomi mali ( r o<1), то все они склонны принимать электроны, а отдавать их не склонны; поэтому отобрать друг у друга электроны такие атомы не могут. В этом случае связь между ними возникает за счет попарного обобществления неспаренных валентных электронов: один электрон одного атома и один электрон другого атома с разными спинами образуют пару электронов, принадлежащую обоим атомам и связывающую их. Так образуется kovalentna veza.
Formiranje kovalentne veze u svemiru može se smatrati preklapanjem elektronskih oblaka nesparenih valentnih elektrona različitih atoma. U ovom slučaju, par elektrona formira zajednički elektronski oblak koji veže atome. Što je veća gustina elektrona u području preklapanja, to se više energije oslobađa kada se takva veza formira.
Prije razmatranja najjednostavnijih primjera formiranja kovalentne veze, slažemo se da valentne elektrone atoma označimo tačkama oko simbola ovog atoma, s parom tačaka koje predstavljaju usamljene elektronske parove i parove elektrona kovalentne veze, i pojedinačne tačke koje predstavljaju nesparene elektrone. Sa ovom oznakom, valentna elektronska konfiguracija atoma, na primjer, fluora, bit će predstavljena simbolom, a atoma kisika - . Formule konstruirane od takvih simbola se nazivaju elektronske formule ili Lewisove formule (američki hemičar Gilbert Newton Lewis ih je predložio 1916.). Po količini informacija koje se prenose, elektronske formule spadaju u grupu strukturnih formula. Primjeri stvaranja kovalentnih veza od strane atoma:

3. Ako su vezani atomi veliki ( r o > 1A), tada su svi manje-više skloni da se odreknu svojih elektrona, a njihova sklonost da prihvate tuđe elektrone je beznačajna. Stoga, ovi veliki atomi također ne mogu formirati ionsku vezu jedni s drugima. Kovalentna veza između njih se također pokazuje nepovoljnom, budući da je gustina elektrona u velikim vanjskim elektronskim oblacima beznačajna. U ovom slučaju, kada se od takvih atoma formira hemijska tvar, dijele se valentni elektroni svih vezanih atoma (valentni elektroni postaju zajednički za sve atome) i formira se metalni kristal (ili tekućina) u kojem su atomi povezani pomoću metalna veza.

Kako odrediti koja vrsta veza formira atome elemenata u određenoj tvari?
Prema položaju elemenata u prirodnom sistemu hemijskih elemenata, na primer:
1. Cezijum hlorid CsCl. Atom cezijuma (grupa IA) je velik i lako predaje elektron, a atom hlora (grupa VIIA) je mali i lako ga prihvata, pa je veza u cezijum hloridu jonska.
2. Ugljični dioksid CO 2 . Atomi ugljika (grupa IVA) i kiseonik (grupa VIA) se ne razlikuju mnogo po veličini - oba su mala. Oni se neznatno razlikuju po svojoj sklonosti prihvatanju elektrona, pa je veza u molekulu CO 2 kovalentna.
3. Azot N 2. Jednostavna supstanca. Vezani atomi su identični i mali, stoga je veza u molekulu dušika kovalentna.
4. Kalcijum Ca. Jednostavna supstanca. Vezani atomi su identični i prilično veliki, stoga je veza u kristalu kalcija metalna.
5. Barijum-tetraaluminijum BaAl 4 . Atomi oba elementa su prilično veliki, posebno atomi barija, tako da oba elementa imaju tendenciju da odustaju samo od elektrona, pa je veza u ovom spoju metalna.

JONSKA VEZA, KOVALENTNA VEZA, METALNA VEZA, USLOVI NJIHOVOG NASTANKA.
1. Koji je razlog povezivanja atoma i stvaranja hemijskih veza između njih?
2.Zašto se plemeniti gasovi ne sastoje od molekula, već od atoma?
3. Odrediti vrstu hemijske veze u binarnim jedinjenjima: a) KF, K 2 S, SF 4 ; b) MgO, Mg 2 Ba, OF 2; c) Cu 2 O, CaSe, SeO 2. 4. Odrediti vrstu hemijske veze u jednostavnim supstancama: a) Na, P, Fe; b) S 8, F 2, P 4; c) Mg, Pb, Ar.

7.Z. Joni. Jonska veza

U prethodnom pasusu upoznali smo se sa jonima, koji nastaju kada pojedinačni atomi prihvate ili doniraju elektrone. U tom slučaju, broj protona u atomskom jezgru prestaje biti jednak broju elektrona u elektronskom omotaču, a kemijska čestica dobiva električni naboj.
Ali ion također može sadržavati više od jednog jezgra, kao u molekulu. Takav jon je jedinstven sistem koji se sastoji od nekoliko atomskih jezgara i elektronske ljuske. Za razliku od molekula, ukupan broj protona u jezgrima nije jednak ukupnom broju elektrona u elektronskom omotaču, pa stoga i električni naboj jona.

Koje vrste jona postoje? Odnosno, kako se mogu razlikovati?
Na osnovu broja atomskih jezgara, joni se dijele na jednostavno(ili jednoatomski), odnosno koji sadrži jedno jezgro (na primjer: K, O 2), i kompleks(ili poliatomski), odnosno sadrži nekoliko jezgara (na primjer: CO 3 2, 3). Jednostavni ioni su nabijeni analozi atoma, a složeni ioni su nabijeni analozi molekula.
Na osnovu predznaka njihovog naboja, joni se dijele na katjone I anjoni.

Primeri kationa: K (jon kalijuma), Fe 2 (jon gvožđa), NH 4 (jon amonijuma), 2 (jon tetraamin bakra). Primjeri anjona: Cl (hloridni jon), N 3 (nitridni jon), PO 4 3 (fosfatni jon), 4 (heksacijanoferatni jon).

Prema vrijednosti naboja, joni se dijele na single-shot(K, Cl, NH 4, NO 3, itd.), dvostruko napunjen(Ca 2, O 2, SO 4 2, itd.) tri punjača(Al 3, PO 4 3, itd.) i tako dalje.

Tako ćemo ion PO 4 3 nazvati trostruko nabijenim kompleksnim anjonom, a ion Ca 2 dvostruko nabijenim jednostavnim kationom.

Osim toga, joni se razlikuju i po veličini. Veličina jednostavnog jona određena je radijusom tog jona ili jonski radijus. Veličinu kompleksnih jona je teže okarakterisati. Poluprečnik jona, kao i radijus atoma, ne može se izmeriti direktno (kao što razumete, jon nema jasne granice). Stoga se koriste za karakterizaciju izoliranih jona orbitalni jonski radijusi(primjeri su u tabeli 17).

Tabela 17. Orbitalni radijusi nekih jednostavnih jona

Nastaje između atoma sa velikom razlikom (>1,5 na Paulingovoj skali) elektronegativnosti, u kojoj zajednički elektronski par prelazi prvenstveno na atom sa višom elektronegativnošću. To je privlačenje jona kao suprotno nabijenih tijela. Primjer je jedinjenje CsF, u kojem je “stepen ionnosti” 97%. Jonska veza je ekstremni slučaj polarizacije polarne kovalentne veze. Formira se između tipičnog metala i nemetala. U ovom slučaju, elektroni iz metala se potpuno prenose na nemetal i nastaju ioni.

$\backslash mathsf\; A\backslash cdot\; +\; \backslash cdot\; \backslash mathsf\; B\; \backslash to\; \backslash mathsf\; A^+\; [:\; \backslash mathsf\; B^-]$

Između nastalih jona dolazi do elektrostatičkog privlačenja, što se naziva ionsko vezanje. Ili bolje rečeno, ovaj izgled je zgodan. Zapravo, ionska veza između atoma u svom čistom obliku se ne ostvaruje nigdje ili gotovo nigdje; obično je zapravo veza dijelom ionske, a dijelom kovalentne prirode. U isto vrijeme, veza složenih molekularnih jona često se može smatrati čisto ionskom. Najvažnije razlike između ionskih veza i drugih vrsta hemijskih veza su neusmjerenost i nezasićenost. Zbog toga kristali nastali zbog jonskih veza gravitiraju različitim gustim pakiranjima odgovarajućih jona.

Karakteristike Ovakva jedinjenja imaju dobru rastvorljivost u polarnim rastvaračima (voda, kiseline, itd.). To se događa zbog nabijenih dijelova molekula. U ovom slučaju, dipoli otapala privlače se nabijenim krajevima molekula, te, kao rezultat Brownovog kretanja, "razdvajaju" molekulu tvari na komade i okružuju ih, sprječavajući ih da se ponovo povežu. Rezultat su joni okruženi dipolima rastvarača.

Kada se takvi spojevi otapaju, energija se obično oslobađa, jer je ukupna energija formiranih veza otapalo-jon veća od energije anjonsko-kjonske veze. Izuzetak su mnoge soli dušične kiseline (nitrati), koje apsorbiraju toplinu kada se rastvaraju (rastvori se hlade). Ova posljednja činjenica se objašnjava na osnovu zakona koji se razmatraju u fizičkoj hemiji.

Primjer formiranja jonske veze

Razmotrimo metodu formiranja na primjeru natrijevog klorida NaCl. Elektronska konfiguracija atoma natrijuma i hlora može se predstaviti na sljedeći način: $\backslash mathsf(Na^(11)\; 1s^22s^22p^63s^1)$ I $\backslash mathsf(Cl^(17)\; 1s^22s^22p^63s^23p^5)$. To su atomi sa nepotpunim energetskim nivoima. Očigledno, da bi ih dovršio, atomu natrija je lakše da odustane od jednog elektrona nego da dobije sedam, a atomu hlora lakše je dobiti jedan elektron nego sedam. Tokom hemijske interakcije, atom natrijuma potpuno odustaje od jednog elektrona, a atom hlora ga prihvata.

Šematski, ovo se može napisati ovako:

$\backslash mathsf(Na-e\; \backslash rightarrow\; Na^+)$- natrijum jon, stabilna ljuska od osam elektrona ( $\backslash mathsf(Na^(+)\; 1s^22s^22p^6)$) zbog drugog energetskog nivoa. $\backslash mathsf(Cl+e\; \backslash rightarrow\; Cl^-)$- jon hlora, stabilna ljuska od osam elektrona.

Između jona $\backslash mathsf(Na^+)$ I $\backslash mathsf(Cl^-)$ Javljaju se elektrostatičke privlačne sile koje rezultiraju stvaranjem veze.

vidi takođe

Napišite recenziju o članku "Jonsko vezivanje"

Linkovi

Izvod koji karakteriše ionsku vezu

Obišavši cijelu liniju trupa s desnog na lijevo krilo, knez Andrej se popeo do baterije iz koje se, prema riječima oficira štaba, vidjelo cijelo polje. Ovdje je sjahao s konja i zaustavio se na krajnjoj strani od četiri topa koja su bila skinuta s udova. Ispred pušaka je išao stražar artiljerac, koji je bio ispružen ispred oficira, ali na znak koji mu je dao, nastavio je svoju uniformu, dosadnu šetnju. Iza topova nalazila su se udova, a dalje je bila priveznica i artiljerijska vatra. S lijeve strane, nedaleko od krajnjeg topa, nalazila se nova pletena koliba iz koje su se čuli živahni oficirski glasovi.
Zaista, iz baterije se pružao pogled na gotovo cijelu lokaciju ruskih trupa i veći dio neprijatelja. Neposredno nasuprot baterije, na horizontu suprotnog brda, vidjelo se selo Shengraben; lijevo i desno su se na tri mjesta, u dimu njihovih vatri, razaznavale mase francuskih trupa, kojih je, očito, najviše bilo u samom selu i iza planine. S lijeve strane sela, u dimu, izgledalo je nešto slično bateriji, ali to se golim okom nije moglo dobro pogledati. Naš desni bok se nalazio na prilično strmom brdu, koje je dominiralo francuskim položajem. Uz njega je bila postavljena naša pješadija, a na samoj ivici su se vidjeli zmajevi. U centru, gde se nalazila Tušinska baterija, sa koje je knez Andrej posmatrao položaj, bio je najblaži i najravniji spust i uspon do potoka koji nas je delio od Šengrabena. Sa lijeve strane, naše trupe su se graničile sa šumom, gdje su se dimile vatre naše pješadije koja je cijepala drva. Francuska linija bila je šira od naše i bilo je jasno da nas Francuzi lako mogu zaobići s obje strane. Iza našeg položaja bila je strma i duboka jaruga, po kojoj se artiljeriji i konjici bilo teško povući. Knez Andrej, oslanjajući se na top i vadeći novčanik, nacrtao je sebi plan rasporeda trupa. Olovkom je pisao bilješke na dva mjesta, s namjerom da ih prenese Bagrationu. Namjeravao je, prvo, da koncentriše svu artiljeriju u centru i, drugo, da prebaci konjicu nazad na drugu stranu jaruge. Knez Andrej, koji je stalno bio uz vrhovnog komandanta, nadgledao kretanje masa i opštih naredbi i stalno se bavio istorijskim opisima bitaka, i u ovoj nadolazećoj stvari nehotice je razmišljao o budućem toku vojnih operacija samo u opštim crtama. Zamišljao je samo sljedeću vrstu velikih nesreća: „Ako neprijatelj krene u napad na desni bok“, rekao je u sebi, „kijevski grenadir i podoljski jeger će morati zadržati svoje položaje dok im se ne približe rezerve centra. U tom slučaju, zmajevi mogu pogoditi bok i zbaciti ih. U slučaju napada na centar, na ovo brdo postavljamo centralnu bateriju i pod njenim zaklonom spajamo lijevi bok i povlačimo se u jarugu u ešalonima”, razmišljao je sam sa sobom...

Jonska kemijska veza je veza koja nastaje između atoma kemijskih elemenata (pozitivno ili negativno nabijenih jona). Dakle, šta je jonska veza i kako nastaje?

Opće karakteristike ionskih hemijskih veza

Joni su čestice koje imaju naboj u koji se atomi pretvaraju u procesu davanja ili prihvatanja elektrona. Oni se međusobno privlače prilično snažno, zbog čega tvari s ovom vrstom veze imaju visoke točke ključanja i topljenja.

Rice. 1. Joni.

Jonska veza je kemijska veza između za razliku od jona zbog njihove elektrostatičke privlačnosti. Može se smatrati graničnim slučajem kovalentne veze, kada je razlika u elektronegativnosti vezanih atoma toliko velika da dolazi do potpunog razdvajanja naboja.

Rice. 2. Jonska hemijska veza.

Općenito se vjeruje da obveznica postaje elektronska ako je EO >1,7.

Razlika u vrijednosti elektronegativnosti je veća što su elementi udaljeniji jedan od drugog u periodnom sistemu po periodu. Ova veza je karakteristična za metale i nemetale, posebno one koji se nalaze u najudaljenijim grupama, na primjer, I i VII.

Primjer: kuhinjska so, natrijum hlorid NaCl:

Rice. 3. Dijagram ionske hemijske veze natrijum hlorida.

Jonska veza postoji u kristalima, jaka je i duga, ali nije zasićena i nije usmjerena. Jonska veza je karakteristična samo za složene tvari, kao što su soli, alkalije i neki metalni oksidi. U plinovitom stanju takve tvari postoje u obliku jonskih molekula.

Jonske hemijske veze formiraju se između tipičnih metala i nemetala. Elektroni se nužno prenose sa metala na nemetal, formirajući ione. Rezultat je elektrostatička privlačnost koja se naziva jonska veza.

U stvari, potpuno jonska veza ne nastaje. Takozvana ionska veza je djelomično ionske, a dijelom kovalentne prirode. Međutim, veza složenih molekularnih jona može se smatrati ionskom.

Primjeri formiranja ionskih veza

Postoji nekoliko primjera formiranja ionskih veza:

• interakcija između kalcijuma i fluorida

Ca 0 (atom) -2e=Ca 2 + (jon)

– kalcijumu je lakše da oda dva elektrona nego da dobije elektrona koji nedostaju.

F 0 (atom)+1e= F- (jon)

– fluor je, naprotiv, lakše prihvatiti jedan elektron nego odreći sedam elektrona.

Nađimo najmanji zajednički umnožak između naboja rezultirajućih jona. Jednako je 2. Odredimo broj atoma fluora koji će prihvatiti dva elektrona iz atoma kalcijuma: 2: 1 = 2. 4.

Kreirajmo formulu za ionsku hemijsku vezu:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• interakcija natrijuma i kiseonika