Ionos kémiai kötés által létrehozott anyag. Absztrakt: Ionos kötés

1. definíció

Egy molekula szerkezetének tanulmányozása során felmerül a kérdés, hogy milyen erők biztosítják az összetételüket alkotó semleges atomok közötti kapcsolatot. A molekulában lévő atomok közötti ilyen kötéseket ún kémiai kötés.

Két típusba sorolható:

• ionos kötés;
• kovalens kötés.

A felosztás feltételesen történik. A legtöbb esetet mindkét típusú kapcsolat jellemzői jellemzik. Részletes és empirikus vizsgálatok segítségével minden esetben megállapítható az összefüggés a kötés „ionitása” és „kovalencia” foka között.

Kísérletileg bebizonyosodott, hogy amikor egy molekulát az alkotó atomokra választanak szét, akkor munkát kell végezni. Vagyis kialakulásának folyamatát energiafelszabadulásnak kell kísérnie. Ha két hidrogénatom szabad állapotban van, akkor nagyobb energiájuk van, mint egy kétatomos H 2 molekulában lévő atomoknak. A molekula képződése során felszabaduló energiát az atomokat molekulává kötő kölcsönhatási erők munkájának mértékének tekintik.

Kísérletek igazolják, hogy az atomok közötti kölcsönhatási erő megjelenése az atomok külső vegyértékelektronjainak köszönhető. Ez a kémiai reakciókba belépő atomok optikai spektrumának éles változása miatt lehetséges, miközben az atomok röntgenre jellemző spektruma változatlan marad, függetlenül a kémiai vegyület típusától.

A vonaloptikai spektrumot a vegyértékelektronok állapota határozza meg, a karakterisztikus röntgensugárzást pedig a belső elektronok, azaz állapotuk segítségével. A kémiai kölcsönhatások elektronokat foglalnak magukban, amelyek változásaihoz kevés energia szükséges. A külső elektronok rendelkeznek ezzel a funkcióval. Alacsonyabb ionizációs potenciállal rendelkeznek a belső héj elektronjaihoz képest.

Ionos kötés

Van egy feltételezés a molekulában lévő atomok kémiai kötéseinek természetére vonatkozóan, ami azt jelzi, hogy a külső elektronok között elektromos jellegű kölcsönhatási erő keletkezik. A stabilitási feltétel teljesítéséhez két kölcsönhatásban lévő atomnak kell lennie, amelyeknek ellentétes előjelű elektromos töltése van. A kémiai kötés típusa csak egyes molekulákban valósítható meg. Az atomok kölcsönhatása után ionokká alakulnak át. Ha egy atom egy vagy több elektront nyer, akkor negatív ionná, a másik pedig pozitív ionná válik.

Az ionos kötés hasonló az ellenkező előjelű töltések közötti vonzási erőkhöz. Ha a pozitív töltésű nátriumiont N a + a negatív klór C l - vonzza, akkor N a Cl molekulát kapunk, amely az ionos kötés egyértelmű példájaként szolgál.

2. definíció

Más szavakkal, ionos kémiai kötés heteropolárisnak nevezik (hetero - különböző). Molekulák és ionos kötéstípusok - ionos vagy heteropoláris molekulák.

Az ionos kötés fogalma nem teszi lehetővé az összes molekula szerkezetének és szerkezetének megmagyarázását. Megmagyarázhatatlan, hogy miért lehet két semleges hidrogénatomból molekulát képezni. A hidrogénatomok azonos polaritása miatt elfogadhatatlan az a feltételezés, hogy az egyik hidrogénion pozitív, a másik negatív töltésű. A hidrogénatomok kötése (a semleges atomok között) csak a kvantummechanikával magyarázható. Kovalensnek hívják.

Kovalens kötés

A molekulában lévő semleges atomok közötti kémiai kötést ún kovalens vagy homeopoláris(homeo – ugyanaz). Az ilyen kötések alapján létrejövő molekulákat homeopolárisnak vagy atominak nevezzük.

A klasszikus fizika csak egyfajta kölcsönhatást vesz figyelembe, ahol lehetséges a két test közötti megvalósítás - a gravitáció. Mivel a gravitációs erők kicsik, nehéz megmagyarázni a segítségükkel a homeopoláris molekulák kölcsönhatását.

A kovalens kötés abból áll, hogy egy bizonyos kvantumállapotban van egy bizonyos energiájú elektron az atommag területén. Ha az atommagok közötti távolságok megváltoznak, ez tükröződik az elektron mozgási állapotában és energiájában. Az atomok közötti energia csökkenésével az atommagok közötti kölcsönhatás energiája növekszik, ami a taszító erő hatásával magyarázható.

Ha az elektronenergia a távolság csökkenésével gyorsabban csökken, mint a magkölcsönhatási energia növekedése, akkor a rendszer összenergiájának értéke jelentősen csökken. Ez a két taszító magból és egy elektronból álló rendszerben az atommagok közötti távolság csökkentésére törekvő erők hatásával magyarázható. A meglévő vonzó erők részt vesznek a molekula kovalens kötésének létrehozásában. Megjelenésüket egy közös elektron jelenléte váltja ki, más szóval az atomok közötti elektroncsere miatt, ami azt jelenti, hogy cserekvantumerőknek tekintik őket.

A kovalens kötésnek telítettségi tulajdonsága van. Megnyilvánulása az atomok bizonyos vegyértéke miatt lehetséges. Vagyis a hidrogénatom egy hidrogénatommal, a szénatom pedig legfeljebb 4 hidrogénatommal kötődik.

A javasolt összefüggés hozzájárul az atomok vegyértékének magyarázatához, amelyet a klasszikus fizika nem fogadott el. Vagyis a telítési tulajdonság a klasszikus elméletben a kölcsönhatás természete szempontjából nem egyértelmű.

A kovalens kötések jelenléte nemcsak a kétatomos molekulákban figyelhető meg. Jellemző a szervetlen vegyületek (nitrogén-oxid, ammónia és mások) nagyszámú molekulájára.

1927-ben W. Heitler és F. London megalkotta a hidrogénmolekula kovalens kötésének kvantitatív elméletét a kvantummechanika koncepciói alapján. Bebizonyították, hogy mi okozza a kovalens kötéssel rendelkező molekula megjelenését, nevezetesen: az elektronok megkülönböztethetetlenségével összefüggő kvantummechanikai hatást. A fő kötési energia meghatározása csereintegrál jelenlétében történik. A hidrogénmolekula teljes spinje 0, nincs pályamomentuma, tehát diamágneses. Ha két hidrogénatom ütközik, akkor egy molekula csak akkor jelenik meg, ha mindkét elektron spinje párhuzamos. Ez az állapot elősegíti a hidrogénatomok taszítását, ami azt jelenti, hogy a molekulák nem tudnak képződni.

Ha két azonos atomot kovalens kötéssel kapcsolunk össze, az elektronfelhő elrendezése a molekulában szimmetrikussá válik. Ha egy kötés két különböző atomot egyesít, akkor az elektronfelhő aszimmetrikusan helyezkedik el. Az elektronfelhő aszimmetrikus eloszlású molekulának állandó dipólusmomentuma van, azaz poláris. Ha annak valószínűsége, hogy egy elektron az egyik atom közelében lokalizálódik, nagyobb, mint annak a valószínűsége, hogy ezt az elektront egy másik atom közelében találjuk meg, a kovalens kötésből az ionos kötésbe való átmenet következik be. Az ionos és kovalens kötések között nincs egyértelmű határ.

1. példa

Írja le azt az állapotot, amikor két atom közeledik egymáshoz!

Megoldás

Ha két atom távolsága csökken, számos helyzet adódhat:

1. Egy vagy több elektronpár megoszlik a kérdéses atomok között. Az atomok között mozoghatnak, és tovább maradhatnak ott, mint más helyeken. Ez segít a vonzóerő megteremtésében.
2. Az ionos kötések kialakulása. Egy vagy több elektron képes átjutni a másikba. Vagyis ez hozzájárul a vonzó pozitív és negatív ionok megjelenéséhez.
3. Nem jön létre kapcsolat. A két atom elektronszerkezete átfedi egymást, és egyetlen rendszert alkotnak. A Pauli-elv szerint egy ilyen rendszer csak két elektron kvantumállapotára nem megfelelő. Magasabb energiaszintre lépve a rendszer több energiát kap, ami instabilitáshoz vezet. Még ha a Pauli-elv teljesül is, a rendszer energiájának növelése nélkül elektromos taszító erő jelenik meg a különböző elektronok között. A feltétel szerint sokkal kisebb befolyással van a kapcsolat létrejöttére, mint a Pauli-elv.

2. példa

Egy elem ionizációs energiája (ionizációs potenciálja) az az energia, amely egy elektron eltávolításához szükséges egy atomból. Ez a külső elektron vagy elektronok kötési erősségének mértéke. Magyarázza meg, miért nagyobb a lítium ionizációs energiája, mint a nátriumé, a nátrium nagyobb, mint a káliumé, és a kálium miért nagyobb, mint a rubídiumé.

Megoldás

A fenti elemek mindegyike alkálifém tulajdonságokkal rendelkezik, és az első csoportba tartozik. Bármely atomjuknak egyetlen külső elektronja van s állapotban. A belső héjak elektronjai részben leárnyékolják a külső elektront a + Z q e magtöltés elől, mivel a külső elektront + q e-vel egyenlő effektív töltés tartja. Ahhoz, hogy egy ilyen atomról eltávolítsunk egy külső elektront, munkát kell végezni az alkálifém atomok pozitív ionokká történő átalakítására. Minél nagyobb az atom mérete, annál nagyobb távolságra van a vegyértékelektron az atommagtól, de annál kisebb a vonzási ereje. Ezt a csoportot az ionizációs energia felülről lefelé történő csökkenése jellemzi Mengyelejev periódusos rendszere szerint. Növekedése minden periódusban balról jobbra a töltés növekedésével és a belső szűrőelektronok állandó számával jár.

Ha hibát észlel a szövegben, jelölje ki, és nyomja meg a Ctrl+Enter billentyűkombinációt

A kémiai kötések jellemzői

A kémiai kötés tana minden elméleti kémia alapját képezi. Kémiai kötés alatt az atomok kölcsönhatását értjük, amelyek molekulákká, ionokká, gyökökké és kristályokká kötik őket. A kémiai kötéseknek négy típusa van: ionos, kovalens, fémes és hidrogén. Ugyanazon anyagokban különböző típusú kötések találhatók.

1. Bázisokban: a hidroxocsoportok oxigén- és hidrogénatomja között a kötés poláris kovalens, a fém és a hidroxocsoport között ionos.

2. Oxigéntartalmú savak sóiban: a nemfém atom és a savas maradék oxigénje között - kovalens poláris, valamint a fém és a savas maradék között - ionos.

3. Az ammónium-, metil-ammónium- stb. sókban a nitrogén- és hidrogénatom között poláris kovalens, az ammónium- vagy metil-ammóniumionok és a savmaradék között pedig ionos.

4. A fém-peroxidokban (például Na 2 O 2) az oxigénatomok közötti kötés kovalens, nem poláris, a fém és az oxigén között ionos, stb.

A kémiai kötések minden típusának és típusának egységének oka azonos kémiai természetük - az elektron-nukleáris kölcsönhatás. A kémiai kötés kialakulása mindenesetre az atomok elektron-nukleáris kölcsönhatásának eredménye, amelyet energiafelszabadulás kísér.

Módszerek kovalens kötés kialakítására

Kovalens kémiai kötés egy kötés, amely az atomok között közös elektronpárok képződése miatt jön létre.

A kovalens vegyületek általában gázok, folyadékok vagy viszonylag alacsony olvadáspontú szilárd anyagok. A ritka kivételek egyike a gyémánt, amely 3500 °C felett olvad. Ezt a gyémánt szerkezete magyarázza, amely kovalens kötésű szénatomok folytonos rácsa, nem pedig egyedi molekulák gyűjteménye. Valójában minden gyémántkristály, méretétől függetlenül, egy hatalmas molekula.

Kovalens kötés akkor jön létre, ha két nemfémes atom elektronja egyesül. Az így létrejövő szerkezetet molekulának nevezzük.

Egy ilyen kötés kialakulásának mechanizmusa lehet csere vagy donor-akceptor.

A legtöbb esetben két kovalens kötésű atom eltérő elektronegativitással rendelkezik, és a megosztott elektronok nem egyformán tartoznak a két atomhoz. Legtöbbször közelebb vannak az egyik atomhoz, mint a másikhoz. A hidrogén-klorid molekulában például a kovalens kötést alkotó elektronok közelebb helyezkednek el a klóratomhoz, mert elektronegativitása nagyobb, mint a hidrogéné. Az elektronvonzó képesség különbsége azonban nem elég nagy ahhoz, hogy a hidrogénatomról a klóratomra való teljes elektronátvitel megtörténjen. Ezért a hidrogén- és klóratomok közötti kötés egy ionos kötés (teljes elektrontranszfer) és egy nem poláris kovalens kötés (egy elektronpár szimmetrikus elrendezése két atom között) keresztezésének tekinthető. Az atomok részleges töltését a görög δ betűvel jelöljük. Az ilyen kötést poláris kovalens kötésnek nevezzük, a hidrogén-klorid molekulát pedig polárisnak, vagyis van egy pozitív töltésű vége (hidrogénatom) és egy negatív töltésű vége (klóratom).

1. A cseremechanizmus akkor működik, amikor az atomok párosítatlan elektronok kombinálásával közös elektronpárokat alkotnak.

1) H2 - hidrogén.

A kötés annak köszönhető, hogy a hidrogénatomok s-elektronjai (átfedő s-pályák) közös elektronpárt hoznak létre.

2) HCl - hidrogén-klorid.

A kötés az s- és p-elektronokból álló közös elektronpár képződése miatt jön létre (átfedő s-p pályák).

3) Cl 2: A klórmolekulában a párosítatlan p-elektronok (átfedő p-p pályák) miatt kovalens kötés jön létre.

4) N2: A nitrogénmolekulában három közös elektronpár képződik az atomok között.

A kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa

Donor van egy elektronpárja elfogadó- szabad pálya, amelyet ez a pár el tud foglalni. Az ammóniumionban mind a négy hidrogénatomos kötés kovalens: három a nitrogénatom és a hidrogénatom közös elektronpárok létrehozása miatt jött létre a cseremechanizmus szerint, egy - a donor-akceptor mechanizmuson keresztül. A kovalens kötéseket az elektronpályák átfedésének módja, valamint az egyik kötött atom felé való elmozdulásuk alapján osztályozzák. A kötésvonal mentén átfedő elektronpályák eredményeként létrejövő kémiai kötéseket ún. σ - kapcsolatok(szigma kötvények). A szigma kötés nagyon erős.

A p pályák két régióban átfedhetik egymást, oldalsó átfedés révén kovalens kötést képezve.

Az elektronpályák kötésvonalon kívüli, azaz két tartományban „oldalsó” átfedése következtében létrejött kémiai kötéseket pi-kötéseknek nevezzük.

A közös elektronpárok eltolódásának mértékétől függően az általuk összekapcsolt atomok egyikéhez a kovalens kötés lehet poláris vagy nem poláris. Az azonos elektronegativitású atomok között létrejövő kovalens kémiai kötést nem polárisnak nevezzük. Az elektronpárok nem tolódnak el egyik atom felé sem, mivel az atomok elektronegativitása megegyezik - az a tulajdonsága, hogy vonzza a vegyértékelektronokat más atomoktól. Például,

azaz egyszerű nemfémes anyagok molekulái kovalens nem poláris kötésen keresztül jönnek létre. Az eltérő elektronegativitással rendelkező elemek atomjai közötti kovalens kémiai kötést polárisnak nevezzük.

Például az NH3 ammónia. A nitrogén elektronegatívabb elem, mint a hidrogén, ezért a megosztott elektronpárok az atomja felé tolódnak el.

A kovalens kötés jellemzői: kötéshossz és energia

A kovalens kötés jellemző tulajdonságai a hossza és az energiája. A kötés hossza az atommagok közötti távolság. Minél rövidebb a kémiai kötés hossza, annál erősebb. A kötés erősségének mértéke azonban a kötési energia, amelyet a kötés megszakításához szükséges energia mennyisége határoz meg. Általában kJ/mol-ban mérik. Így a kísérleti adatok szerint a H 2, Cl 2 és N 2 molekulák kötéshossza 0,074, 0,198 és 0,109 nm, a kötési energiák pedig 436, 242 és 946 kJ/mol.

Ionok. Ionos kötés

Két fő lehetőség van arra, hogy egy atom engedelmeskedjen az oktettszabálynak. Ezek közül az első az ionos kötések kialakulása. (A második a kovalens kötés kialakítása, amelyről az alábbiakban lesz szó). Ha ionos kötés jön létre, egy fématom elektronokat veszít, a nemfém atomok pedig elektronokat nyernek.

Képzeljük el, hogy két atom „találkozik”: egy I. csoportba tartozó fém atomja és egy VII. csoportba tartozó nemfém atom. Egy fématomnak egyetlen elektronja van a külső energiaszintjén, míg egy nemfém atomnak csak egy elektronja hiányzik ahhoz, hogy a külső szintje teljes legyen. Az első atom könnyen átadja a másodiknak az atommagtól távol eső, hozzá gyengén kötődő elektronját, a második pedig szabad helyet biztosít neki a külső elektronszintjén. Ekkor az egyik negatív töltésétől megfosztott atom pozitív töltésű részecske lesz, a második pedig a keletkező elektron miatt negatív töltésű részvé válik. Az ilyen részecskéket ionoknak nevezzük.

Ez egy kémiai kötés, amely ionok között jön létre. Az atomok vagy molekulák számát mutató számokat együtthatónak, a molekulában lévő atomok vagy ionok számát mutató számokat indexeknek nevezzük.

Fém csatlakozás

A fémek sajátos tulajdonságokkal rendelkeznek, amelyek eltérnek más anyagok tulajdonságaitól. Ilyen tulajdonságok a viszonylag magas olvadási hőmérséklet, a fényvisszaverő képesség, valamint a magas hő- és elektromos vezetőképesség. Ezek a tulajdonságok a fémekben található speciális kötésnek – a fémes kötésnek – köszönhetőek.

A fémes kötés a fémkristályokban lévő pozitív ionok közötti kötés, amely a kristályban szabadon mozgó elektronok vonzása miatt jön létre. A legtöbb fém atomja a külső szinten kis számú elektront tartalmaz - 1, 2, 3. Ezek az elektronok könnyen lejön, és az atomok pozitív ionokká alakulnak. A leszakadt elektronok egyik ionról a másikra mozognak, egyetlen egésszé kötve őket. Az ionokhoz kapcsolódva ezek az elektronok átmenetileg atomokat képeznek, majd ismét leszakadnak és egy másik ionnal egyesülnek, stb. Végtelenül megy végbe egy folyamat, amely sematikusan a következőképpen ábrázolható:

Következésképpen a fém térfogatában az atomok folyamatosan ionokká alakulnak és fordítva. A fémekben az ionok között megosztott elektronokon keresztül létrejövő kötést fémesnek nevezzük. A fémes kötésnek van némi hasonlósága a kovalens kötéssel, mivel a külső elektronok megosztásán alapul. Kovalens kötés esetén azonban csak két szomszédos atom külső párosítatlan elektronja osztozik, míg fémes kötésnél az összes atom részt vesz ezen elektronok megosztásában. Ezért a kovalens kötéssel rendelkező kristályok törékenyek, de fémkötéssel általában képlékenyek, elektromosan vezetőképesek és fémes fényűek.

A fémes kötés jellemző mind a tiszta fémekre, mind a különféle fémek keverékeire - szilárd és folyékony halmazállapotú ötvözetekre. Gőzállapotban azonban a fématomok kovalens kötéssel kapcsolódnak egymáshoz (például a nátriumgőz sárga fényű lámpákat tölt meg, hogy megvilágítsa a nagyvárosok utcáit). A fémpárok egyedi (egyatomos és kétatomos) molekulákból állnak.

A fémkötés erősségében is különbözik a kovalens kötéstől: energiája 3-4-szer kisebb, mint a kovalens kötésé.

A kötés energiája az az energia, amely egy kémiai kötés felszakításához szükséges minden olyan molekulában, amely egy mól anyagot alkot. A kovalens és ionos kötések energiái általában magasak, és 100-800 kJ/mol nagyságrendűek.

Hidrogén kötés

Kémiai kötés között egy molekula pozitívan polarizált hidrogénatomjai(vagy ezek részei) és erősen elektronegatív elemek negatívan polarizált atomjai A közös elektronpárok (F, O, N és ritkábban S és Cl) egy másik molekulát (vagy annak egy részét) hidrogénnek nevezik. A hidrogénkötés kialakulásának mechanizmusa részben elektrosztatikus, részben d kitüntető-elfogadó karakter.

Példák az intermolekuláris hidrogénkötésekre:

Ilyen kapcsolat jelenlétében még kis molekulatömegű anyagok is lehetnek normál körülmények között folyadékok (alkohol, víz) vagy könnyen cseppfolyósítható gázok (ammónia, hidrogén-fluorid). A biopolimerekben - fehérjékben (másodlagos szerkezet) - intramolekuláris hidrogénkötés van a karbonil-oxigén és az aminocsoport hidrogéne között:

A polinukleotid molekulák - DNS (dezoxiribonukleinsav) - kettős hélixek, amelyekben két nukleotidlánc kapcsolódik egymáshoz hidrogénkötésekkel. Ebben az esetben a komplementaritás elve működik, vagyis ezek a kötések bizonyos purin és pirimidin bázispárok között jönnek létre: a timin (T) az adenin nukleotiddal (A) szemben, a citozin (C) pedig szemben helyezkedik el. a guanin (G).

A hidrogénkötéssel rendelkező anyagok molekuláris kristályrácsokkal rendelkeznek.

7.1. Mik azok a kémiai kötések

Az előző fejezetekben megismerkedtél a különböző elemek izolált atomjainak összetételével és szerkezetével, és tanulmányoztad azok energetikai jellemzőit. De a minket körülvevő természetben az elszigetelt atomok rendkívül ritkák. Szinte minden elem atomja "hajlamos" egyesülni molekulákká vagy más összetettebb kémiai részecskékké. Általában azt mondják, hogy ebben az esetben kémiai kötések jönnek létre az atomok között.

Az elektronok részt vesznek a kémiai kötések kialakításában. Ennek a fejezetnek a tanulmányozásából megtudhatja, hogyan történik ez. De először meg kell válaszolnunk azt a kérdést, hogy az atomok miért alkotnak kémiai kötéseket. Erre a kérdésre úgy is válaszolhatunk, hogy semmit sem tudunk ezeknek az összefüggéseknek a természetéről: „Mert energetikailag hasznos!” De válaszolva arra a kérdésre, hogy honnan származik az energianyereség a kötések kialakulásakor, megpróbáljuk megérteni, hogyan és miért jönnek létre a kémiai kötések.

Csakúgy, mint az atomok elektronszerkezete, a kvantumkémia is részletesen és szigorúan tudományosan vizsgálja a kémiai kötéseket, és te és én csak a tudósok néhány legfontosabb következtetését tudjuk kihasználni. Ebben az esetben a kémiai kötések leírására az egyik legegyszerűbb modellt használjuk, amely háromféle kémiai kötés létezését írja elő (ionos, kovalens és fémes).

Ne feledje – bármely modellt csak akkor használhat kompetensen, ha ismeri ennek a modellnek az alkalmazhatósági határait. Az általunk használt modellnek is megvannak a maga alkalmazhatósági határai. Például ennek a modellnek a keretein belül lehetetlen leírni az oxigén, a legtöbb bór-hidrid és néhány más anyag molekulájában lévő kémiai kötéseket. Az ezekben az anyagokban lévő kémiai kötések leírására bonyolultabb modelleket használnak.

1. Ha a kötődő atomok nagyon eltérő méretűek, akkor a kis atomok (hajlamosak az elektronok befogadására) elveszik az elektronokat a nagyobb atomoktól (hajlamosak elektronokat adni), és ionos kötés jön létre. Az ionos kristály energiája kisebb, mint az izolált atomok energiája, így ionos kötés akkor is létrejön, ha az atom nem tudja teljesen kitölteni elektronhéját elektronok adományozásával (ez hiányos maradhat d- vagy f-alszint). Nézzünk példákat.

2. Ha a kötött atomok kicsik ( 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 kovalens kötés.
A kovalens kötés kialakulása a térben úgy is felfogható, mint a különböző atomok párosítatlan vegyértékelektronjaiból álló elektronfelhők átfedése. Ebben az esetben egy elektronpár közös elektronfelhőt alkot, amely megköti az atomokat. Minél nagyobb az elektronsűrűség az átfedési tartományban, annál több energia szabadul fel ilyen kötés kialakulásakor.
Mielőtt megvizsgálnánk a kovalens kötés kialakulásának legegyszerűbb példáit, megállapodunk abban, hogy egy atom vegyértékelektronjait pontokkal jelöljük ennek az atomnak a szimbóluma körül, egy pontpárral, amely magányos elektronpárokat és egy kovalens kötés elektronpárjait jelöli, és a párosítatlan elektronokat képviselő egyedi pontok. Ezzel a megjelöléssel egy atom, például a fluor vegyértékelektronikus konfigurációját a szimbólum, az oxigénatomét pedig - jelöli. Az ilyen szimbólumokból összeállított képleteket ún elektronikus képletek vagy Lewis-képletek (Gilbert Newton Lewis amerikai kémikus javasolta őket 1916-ban). Az elektronikus képletek a továbbított információ mennyiségét tekintve a szerkezeti képletek csoportjába tartoznak. Példák kovalens kötések atomok általi létrehozására:

3. Ha a kötött atomok nagyok ( r o > 1A), akkor többé-kevésbé mindannyian hajlamosak feladni elektronjaikat, és elhanyagolható az a hajlamuk, hogy elfogadják mások elektronjait. Ezért ezek a nagy atomok sem tudnak ionos kötést kialakítani egymással. A köztük lévő kovalens kötés is kedvezőtlennek bizonyul, mivel a nagy külső elektronfelhőkben az elektronsűrűség jelentéktelen. Ebben az esetben, amikor az ilyen atomokból kémiai anyag keletkezik, az összes kötött atom vegyértékelektronja megoszlik (a vegyértékelektronok minden atomra közösek lesznek), és fémkristály (vagy folyadék) keletkezik, amelyben az atomok összekapcsolódnak fém kötés.

Hogyan határozható meg, hogy egy adott anyagban milyen típusú kötések alkotnak elematomokat?
Az elemek helyzete szerint a kémiai elemek természetes rendszerében, például:
1. Cézium-klorid CsCl. A céziumatom (IA csoport) nagy és könnyen felad egy elektront, a klóratom (VIIA csoport) pedig kicsi és könnyen befogadja, ezért a cézium-kloridban lévő kötés ionos.
2. Szén-dioxid CO 2 . A szénatomok (IVA csoport) és az oxigénatomok (VIA csoport) nem nagyon különböznek egymástól – mindkettő kicsi. Kissé különbözik elektronfelvételi hajlamukban, ezért a CO 2 molekulában a kötés kovalens.
3. Nitrogén N 2. Egyszerű anyag. A kötött atomok azonosak és kicsik, ezért a nitrogénmolekulában a kötés kovalens.
4. Kalcium Ca. Egyszerű anyag. A kötött atomok azonosak és meglehetősen nagyok, ezért a kalciumkristályban a kötés fémes.
5. Bárium-tetraalumínium BaAl 4 . Mindkét elem atomjai meglehetősen nagyok, különösen a báriumatomok, így mindkét elem hajlamos csak elektronokat feladni, ezért ebben a vegyületben a kötés fémes.

IONOS KÖTÉS, KOVALENTS KÖTÉS, FÉMKÖTÉS, KIALAKULÁSUK FELTÉTELEI.
1.Mi az oka az atomok kapcsolódásának és a köztük lévő kémiai kötések kialakulásának?
2.Miért a nemesgázok nem molekulákból, hanem atomokból állnak?
3. Határozza meg a kémiai kötés típusát bináris vegyületekben: a) KF, K 2 S, SF 4 ; b) MgO, Mg2Ba, OF 2; c) Cu 2 O, CaSe, SeO 2. 4. Határozza meg a kémiai kötés típusát egyszerű anyagokban: a) Na, P, Fe; b) S8, F2, P4; c) Mg, Pb, Ar.

7.Z. Ionok. Ionos kötés

Az előző bekezdésben megismerkedtél az ionokkal, amelyek akkor keletkeznek, amikor az egyes atomok elektronokat fogadnak el vagy adnak át. Ebben az esetben az atommagban lévő protonok száma többé nem egyenlő az elektronhéjban lévő elektronok számával, és a kémiai részecske elektromos töltést kap.
De egy ion egynél több atommagot is tartalmazhat, mint egy molekulában. Egy ilyen ion egyetlen rendszer, amely több atommagból és egy elektronhéjból áll. A molekulákkal ellentétben az atommagokban lévő protonok teljes száma nem egyenlő az elektronhéjban lévő elektronok teljes számával, ezért az ion elektromos töltése.

Milyen típusú ionok léteznek? Vagyis miben különbözhetnek egymástól?
Az atommagok száma alapján az ionokat felosztjuk egyszerű(vagy monatomikus), azaz egy magot tartalmaz (például: K, O 2), és összetett(vagy többatomos), azaz több magot tartalmaz (például: CO 3 2, 3). Az egyszerű ionok az atomok töltött analógjai, a komplex ionok pedig a molekulák töltött analógjai.
Az ionokat töltésük előjele alapján kationokra osztják És anionok.

Példák kationokra: K (káliumion), Fe 2 (vasion), NH 4 (ammóniumion), 2 (tetraamin rézion). Példák anionokra: Cl (kloridion), N 3 (nitrid-ion), PO 4 3 (foszfátion), 4 (hexaciano-ferrát-ion).

A töltésérték szerint az ionokat felosztjuk egyetlen lövés(K, Cl, NH 4, NO 3 stb.), duplán feltöltött(Ca 2, O 2, SO 4 2 stb.) három töltő(Al 3, PO 4 3 stb.) és így tovább.

Tehát a PO 4 3 iont háromszoros töltésű komplex anionnak, a Ca 2 iont pedig kétszeresen töltött egyszerű kationnak nevezzük.

Ezenkívül az ionok méretükben is különböznek. Egy egyszerű ion méretét az adott ion sugara határozza meg ill ionos sugár. A komplex ionok mérete nehezebben jellemezhető. Az ion sugara, akárcsak az atom sugara, nem mérhető közvetlenül (amint érti, az ionnak nincsenek egyértelmű határai). Ezért az izolált ionok jellemzésére használják pálya ionos sugarai(példák a 17. táblázatban találhatók).

17. táblázat Néhány egyszerű ion pályasugarai

Nagy különbségű (Pauling-skálán > 1,5) elektronegativitású atomok között képződik, amelyben a megosztott elektronpár előnyösen a nagyobb elektronegativitású atomhoz jut át. Ez az ionok, mint ellentétes töltésű testek vonzása. Példa erre a CsF vegyület, amelynek „ionossági foka” 97%. Az ionos kötés a poláris kovalens kötés polarizációjának szélsőséges esete. Egy tipikus fém és nemfém között alakul ki. Ebben az esetben a fémből származó elektronok teljesen átkerülnek a nemfémbe, és ionok képződnek.

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

A keletkező ionok között elektrosztatikus vonzás lép fel, amit ionos kötésnek nevezünk. Illetve ez a megjelenés kényelmes. Valójában az atomok közötti ionos kötés tiszta formájában sehol vagy szinte sehol sem valósul meg, sőt, a kötés részben ionos, részben kovalens jellegű. Ugyanakkor az összetett molekulaionok kötése gyakran tisztán ionosnak tekinthető. Az ionos kötések és más típusú kémiai kötések közötti legfontosabb különbségek az irányítatlanság és a telítetlenség. Ezért az ionos kötések hatására kialakuló kristályok a megfelelő ionok különféle sűrű pakolásai felé gravitálnak.

Jellemzők Az ilyen vegyületek jól oldódnak poláris oldószerekben (víz, savak stb.). Ez a molekula töltött részei miatt következik be. Ebben az esetben az oldószer dipólusok a molekula töltött végeihez vonzódnak, és a Brown-mozgás hatására az anyag molekuláját darabokra „tépik”, körülveszik, megakadályozva, hogy újból összekapcsolódjanak. Az eredmény oldószerdipólokkal körülvett ionok.

Az ilyen vegyületek feloldásakor általában energia szabadul fel, mivel a kialakuló oldószer-ion kötések összenergiája nagyobb, mint az anion-kation kötés energiája. Ez alól kivételt képez a salétromsav sok sója (nitrát), amelyek feloldódáskor hőt vesznek fel (az oldatok lehűlnek). Ez utóbbi tényt a fizikai kémiában figyelembe vett törvények alapján magyarázzák.

Példa ionos kötés kialakulására

Tekintsük az előállítás módját a nátrium-klorid példáján NaCl. A nátrium- és klóratomok elektronikus konfigurációja a következőképpen ábrázolható: $\backslash mathsf(Na^(11)\; 1s^22s^22p^63s^1)$És $\backslash mathsf(Cl^(17)\; 1s^22s^22p^63s^23p^5)$. Ezek nem teljes energiaszintű atomok. Nyilvánvaló, hogy ezek befejezéséhez egy nátriumatom könnyebben ad fel egy elektront, mint egy hetet, a klóratomnál pedig könnyebb egy elektront, mint hetet. Kémiai kölcsönhatás során a nátriumatom egy elektront teljesen felad, a klóratom pedig elfogadja azt.

Sematikusan ezt így írhatjuk fel:

$\backslash mathsf(Na-e\; \backslash jobbra\; nyíl\; Na^+)$- nátriumion, stabil nyolc elektron héj ( $\backslash mathsf(Na^(+)\; 1s^22s^22p^6)$) a második energiaszint miatt. $\backslash mathsf(Cl+e\; \backslash jobbra\; Cl^-)$- klórion, stabil nyolc elektron héj.

Ionok között $\backslash mathsf(Na^+)$És $\backslash mathsf(Cl^-)$ Elektrosztatikus vonzó erők lépnek fel, ami egy kapcsolat kialakulását eredményezi.

Lásd még

Írjon véleményt az "Ionos kötés" című cikkről

Linkek

Az ionos kötést jellemző részlet

Miután bejárta a teljes csapatsort a jobbról a bal szárnyra, Andrej herceg felmászott az üteghez, ahonnan a főparancsnokság tisztje szerint az egész mező látható volt. Itt leszállt a lováról, és megállt a négy ágyú közül a legkülsőnél, amelyeket a végtagokról eltávolítottak. A fegyverek előtt az őrtüzér haladt, aki a tiszt előtt elnyúlt, de a neki adott jelzésre folytatta egyenruhás, unalmas sétáját. A lövegek mögött heverészek, hátrébb pedig vonórúd és tüzérségi tüzek voltak. Balra, nem messze a legkülső ágyútól, egy új fonott kunyhó volt, ahonnan élénk tiszti hangok hallatszottak.
Valójában az ütegből kilátás nyílt az orosz csapatok és az ellenség nagy részének szinte teljes helyére. Közvetlenül az üteggel szemben, a szemközti domb horizontján Shengraben falu látszott; balra és jobbra három helyen, tüzeik füstje között lehetett észrevenni francia csapatok tömegeit, amelyek többsége nyilvánvalóan magában a faluban és a hegy mögött volt. A falutól balra, a füstben úgy tűnt, hogy valami akkumulátorhoz hasonló volt, de szabad szemmel nem lehetett jól megnézni. A jobb szárnyunk egy meglehetősen meredek dombon helyezkedett el, amely uralta a francia pozíciót. A gyalogságunk ennek mentén helyezkedett el, és a dragonyosok a legszélén látszottak. A központban, ahol a Tushin akkumulátor volt, ahonnan Andrei herceg látta a helyzetet, volt a leggyengédebb és legegyenesebb ereszkedés és emelkedés ahhoz a patakhoz, amely elválasztott minket Shengrabentől. Balra csapataink az erdőhöz csatlakoztak, ahol a gyalogságunk fát aprító tüze füstölgött. A franciák vonala szélesebb volt, mint a miénk, és jól látszott, hogy a franciák mindkét oldalon könnyen megkerülhetnek minket. Álláspontunk mögött egy meredek és mély szakadék húzódott, mely mentén a tüzérség és a lovasság nehezen tudott visszavonulni. Andrej herceg az ágyúra támaszkodva, és elővette pénztárcáját, tervet készített magának a csapatok elhelyezésére. Két helyre ceruzával jegyzeteket írt, azokat Bagrationnak szándékozott közölni. Először is az összes tüzérséget a központba akarta összpontosítani, másodszor pedig a lovasságot a szakadék másik oldalára helyezte át. Andrei herceg, aki folyamatosan a főparancsnokkal volt, figyelemmel kísérte a tömegek és az általános parancsok mozgását, és állandóan részt vett a csaták történeti leírásában, és ebben a közelgő ügyben önkéntelenül csak általánosságban gondolt a katonai műveletek jövőbeli menetére. Csak a következő típusú súlyos baleseteket képzelte el: „Ha az ellenség támadást indít a jobb szárnyon – mondta magában –, a kijevi gránátosnak és a Podolszki Jaegernek meg kell tartania pozícióját, amíg a központ tartalékai meg nem közelítik őket. Ebben az esetben a dragonyosok eltalálhatják a szárnyat és megdönthetik őket. Ha a központot megtámadják, erre a dombra helyezünk el egy központi üteget, és ennek fedezete alatt összehúzzuk a bal szárnyat, és lépcsőzetesen vonulunk vissza a szakadékba” – okoskodott magában...

Az ionos kémiai kötés olyan kötés, amely kémiai elemek (pozitív vagy negatív töltésű ionok) atomjai között jön létre. Tehát mi az ionos kötés, és hogyan jön létre?

Az ionos kémiai kötések általános jellemzői

Az ionok olyan részecskék, amelyek töltéssel rendelkeznek, amelybe az atomok átalakulnak az elektronok adása vagy elfogadása során. Meglehetősen erősen vonzódnak egymáshoz, ezért az ilyen kötésű anyagok magas forráspontú és olvadáspontúak.

Rizs. 1. Ionok.

Az ionos kötés egy kémiai kötés az ionoktól eltérően az elektrosztatikus vonzásuk miatt. A kovalens kötés határesetének tekinthető, amikor a kötött atomok elektronegativitásában olyan nagy a különbség, hogy a töltések teljes szétválása következik be.

Rizs. 2. Ionos kémiai kötés.

Általában úgy gondolják, hogy a kötés elektronikussá válik, ha az EO >1,7.

Az elektronegativitás értékének különbsége annál nagyobb, minél távolabb helyezkednek el egymástól az elemek a periódusos rendszerben periódusonként. Ez a kötés fémekre és nemfémekre jellemző, különösen a legtávolabbi csoportokban, például az I. és VII.

Példa: konyhasó, nátrium-klorid NaCl:

Rizs. 3. A nátrium-klorid ionos kémiai kötésének diagramja.

A kristályokban ionos kötés létezik, amely erős és hosszú, de nem telített és nem irányított. Az ionos kötés csak összetett anyagokra jellemző, mint például sók, lúgok és egyes fém-oxidok. Gázhalmazállapotban az ilyen anyagok ionos molekulák formájában léteznek.

Ionos kémiai kötések jönnek létre a tipikus fémek és nemfémek között. Az elektronok szükségszerűen átkerülnek a fémből a nemfémbe, ionokat képezve. Az eredmény egy elektrosztatikus vonzás, az úgynevezett ionos kötés.

Valójában teljesen ionos kötés nem jön létre. Az úgynevezett ionos kötés részben ionos, részben kovalens jellegű. Az összetett molekulaionok kötése azonban ionosnak tekinthető.

Példák ionos kötések kialakítására

Számos példa van az ionos kötések kialakulására:

• kölcsönhatás a kalcium és a fluor között

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

– a kalciumnak könnyebb két elektront leadni, mint megszerezni a hiányzó elektronokat.

F 0 (atom)+1е= F- (ion)

– a fluor, éppen ellenkezőleg, könnyebb egy elektront befogadni, mint hét elektront feladni.

Keressük meg a keletkező ionok töltései között a legkisebb közös többszöröst. Ez egyenlő 2-vel. Határozzuk meg azoknak a fluoratomoknak a számát, amelyek egy kalciumatomból két elektront fogadnak el: 2: 1 = 2. 4.

Készítsük el az ionos kémiai kötés képletét:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• nátrium és oxigén kölcsönhatása