Viela, ko veido jonu ķīmiskā saite. Abstrakts: jonu saite

1. definīcija

Pētot molekulas uzbūvi, rodas jautājums par to spēku būtību, kas nodrošina savienojumu starp neitrālajiem atomiem, kas veido to sastāvu. Šādas saites starp atomiem molekulā sauc ķīmiskā saite.

Sadalīts divos veidos:

• jonu saite;
• kovalentā saite.

Sadalījums tiek veikts nosacīti. Lielākajai daļai gadījumu ir raksturīga abu savienojumu veidu pazīmju klātbūtne. Ar detalizētu un empīrisku pētījumu palīdzību katrā gadījumā ir iespējams noteikt attiecības starp saites “joniskuma” un “kovalences” pakāpi.

Eksperimentāli ir pierādīts, ka tad, kad molekula tiek sadalīta tās sastāvā esošajos atomos, ir jāveic darbs. Tas ir, tā veidošanās process ir jāpapildina ar enerģijas atbrīvošanu. Ja divi ūdeņraža atomi atrodas brīvā stāvoklī, tiem ir lielāka enerģija, salīdzinot ar atomiem divatomiskajā H 2 molekulā. Enerģija, kas izdalās molekulas veidošanās laikā, tiek uzskatīta par to mijiedarbības spēku darba mēru, kas savieno atomus molekulā.

Eksperimenti pierāda, ka mijiedarbības spēka parādīšanās starp atomiem ir saistīta ar atomu ārējo valences elektronu klātbūtni. Tas ir iespējams, krasām izmaiņām to atomu optiskajā spektrā, kas nonāk ķīmiskās reakcijās, vienlaikus saglabājot atomu rentgenstaru raksturīgo spektru, nemainot neatkarīgi no ķīmiskā savienojuma veida.

Līniju optiskos spektrus nosaka valences elektronu stāvoklis, un raksturīgo rentgena starojumu nosaka, izmantojot iekšējos elektronus, tas ir, to stāvokli. Ķīmiskā mijiedarbība ietver elektronus, kuru izmaiņu veikšanai ir nepieciešams maz enerģijas. Ārējiem elektroniem ir šī funkcija. Viņiem ir zemāks jonizācijas potenciāls, salīdzinot ar elektroniem iekšējos apvalkos.

Jonu saite

Pastāv pieņēmums par atomu ķīmiskās saites raksturu molekulā, kas norāda uz elektriska rakstura mijiedarbības spēka rašanos starp ārējiem elektroniem. Lai izpildītu stabilitātes nosacījumu, ir jābūt diviem mijiedarbīgiem atomiem ar pretēju zīmju elektriskajiem lādiņiem. Ķīmiskās saites veidu var realizēt tikai dažās molekulās. Pēc atomu mijiedarbības notiek pārvēršanās jonos. Kad atoms iegūst vienu vai vairākus elektronus, tas kļūst par negatīvu jonu, bet otrs kļūst par pozitīvu jonu.

Jonu saite ir līdzīga pievilkšanās spēkiem starp pretēju zīmju lādiņiem. Ja pozitīvi lādēto nātrija jonu N a + piesaista negatīvais hlors C l -, tad iegūstam molekulu N a Cl, kas kalpo kā uzskatāms jonu saites piemērs.

2. definīcija

Citiem vārdiem sakot, jonu ķīmiskā saite sauc par heteropolāru (hetero - atšķirīgs). Molekulas un jonu saišu veidi - jonu vai heteropolāras molekulas.

Jonu saites jēdziens neļauj izskaidrot visu molekulu struktūras un struktūras. Ir neizskaidrojams, kāpēc molekulu var izveidot no diviem neitrāliem ūdeņraža atomiem. Ūdeņraža atomu identiskās polaritātes dēļ ir nepieņemami pieņemt, ka vienam no ūdeņraža joniem ir pozitīvs lādiņš, bet otram – negatīvs. Ūdeņraža atomu saiti (starp neitrāliem atomiem) var izskaidrot tikai ar kvantu mehāniku. To sauc par kovalentu.

Kovalentā saite

Tiek saukta ķīmiskā saite starp neitrāliem atomiem molekulā kovalentais vai homeopolārs(homeo – tas pats). Molekulas, kas veidojas uz šādu saišu pamata, sauc par homeopolārajām vai atomu.

Klasiskā fizika uzskata tikai vienu mijiedarbības veidu, kurā ir iespējama tās īstenošana starp diviem ķermeņiem - gravitāciju. Tā kā gravitācijas spēki ir mazi, ar to palīdzību ir grūti izskaidrot mijiedarbību homeopolārā molekulā.

Kovalentā saite sastāv no atrašanās noteiktā kvantu stāvoklī ar noteiktu elektrona enerģiju kodola laukā. Ja attālumi starp kodoliem mainās, tas atspoguļojas elektrona kustības stāvoklī un tā enerģijā. Samazinoties enerģijai starp atomiem, palielinās mijiedarbības enerģija starp kodoliem, kas izskaidrojams ar atgrūdošā spēka darbību.

Kad elektronu enerģija samazinās, samazinoties attālumam ātrāk nekā palielinās kodolenerģijas mijiedarbības enerģija, tad sistēmas kopējās enerģijas vērtība ievērojami samazinās. Tas izskaidrojams ar spēku darbību, kas tiecas samazināt attālumu starp kodoliem sistēmā, kas sastāv no diviem atgrūdošiem kodoliem un elektrona. Esošie pievilcīgie spēki ir iesaistīti molekulas kovalentās saites veidošanā. To parādīšanos provocē kopīga elektrona klātbūtne, citiem vārdiem sakot, elektroniskās apmaiņas dēļ starp atomiem, kas nozīmē, ka tie tiek uzskatīti par apmaiņas kvantu spēkiem.

Kovalentajai saitei ir piesātinājuma īpašība. Tās izpausme ir iespējama, pateicoties noteiktai atomu valencei. Tas ir, ūdeņraža atoms saistās ar vienu ūdeņraža atomu, bet oglekļa atoms - ar ne vairāk kā 4 ūdeņraža atomiem.

Piedāvātais savienojums veicina atomu valences skaidrojumu, kas klasiskajā fizikā netika saņemts. Tas ir, piesātinājuma īpašība nav skaidra no klasiskās teorijas mijiedarbības rakstura viedokļa.

Kovalento saišu klātbūtne tiek novērota ne tikai divatomu molekulās. Tas ir raksturīgs lielam skaitam neorganisko savienojumu molekulu (slāpekļa oksīds, amonjaks un citi).

1927. gadā V. Heitlers un F. Londons izveidoja ūdeņraža molekulas kovalentās saites kvantitatīvo teoriju, pamatojoties uz kvantu mehānikas koncepcijām. Viņi pierādīja iemeslu, kas izraisa molekulas ar kovalento saiti parādīšanos, proti: kvantu mehānisko efektu, kas saistīts ar elektronu neatšķiramību. Galvenās saistīšanas enerģijas noteikšana notiek apmaiņas integrāļa klātbūtnē. Ūdeņraža molekulas kopējais spins ir 0, tai nav orbītas impulsa, tāpēc tā ir diamagnētiska. Kad saduras divi ūdeņraža atomi, molekula parādās tikai tad, ja abu elektronu spini ir paralēli. Šis stāvoklis veicina ūdeņraža atomu atgrūšanu, kas nozīmē, ka molekulas nevarēs veidoties.

Kad divus identiskus atomus savieno kovalentā saite, elektronu mākoņa izvietojums molekulā kļūst simetrisks. Ja saite apvieno divus dažādus atomus, tad elektronu mākonis atrodas asimetriski. Molekulai ar asimetrisku elektronu mākoņa sadalījumu ir pastāvīgs dipola moments, tas ir, tā ir polāra. Ja varbūtība lokalizēt elektronu pie viena no atomiem gūst virsroku pār varbūtību atrast šo elektronu cita atoma tuvumā, notiek pāreja no kovalentās saites uz jonu saiti. Starp jonu un kovalentajām saitēm nav skaidras robežas.

1. piemērs

Aprakstiet stāvokli, kad divi atomi tuvojas viens otram.

Risinājums

Samazinoties attālumam starp diviem atomiem, var rasties vairākas situācijas:

1. Viens vai vairāk elektronu pāris tiek sadalīts starp attiecīgajiem atomiem. Tie var pārvietoties starp atomiem un palikt tur ilgāk nekā citās vietās. Tas palīdz radīt pievilcības spēku.
2. Jonu saišu rašanās. Viens vai vairāki elektroni spēj pāriet uz otru. Tas ir, tas veicina pievilcīgu pozitīvo un negatīvo jonu parādīšanos.
3. Savienojums nenotiek. Abu atomu elektroniskās struktūras pārklājas un veido vienotu sistēmu. Saskaņā ar Pauli principu šāda sistēma nav piemērota tikai divu elektronu kvantu stāvoklim. Pārejot uz augstāku enerģijas līmeni, sistēma saņems vairāk enerģijas, kas novedīs pie nestabilitātes. Pat ja Pauli princips ir izpildīts, nepalielinot sistēmas enerģiju, starp dažādiem elektroniem parādīsies elektriskā atgrūšanās spēks. Saskaņā ar nosacījumu, ir daudz mazāka ietekme uz savienojuma izveidi nekā ar Pauli principu.

2. piemērs

Elementa jonizācijas enerģija (jonizācijas potenciāls) ir enerģija, kas nepieciešama elektrona noņemšanai no viena atoma. To uzskata par ārējā elektrona vai elektronu saistīšanās spēka mēru. Paskaidrojiet, kāpēc litija jonizācijas enerģija ir lielāka nekā nātrija, nātrija ir lielāka par kāliju un kālija ir lielāka par rubīdiju.

Risinājums

Visiem iepriekšminētajiem elementiem ir sārmu metālu īpašības un tie pieder pie pirmās grupas. Jebkuram no to atomiem ir viens ārējais elektrons s stāvoklī. Iekšējo apvalku elektroni daļēji aizsargā ārējo elektronu no kodola lādiņa + Z q e efektīvā lādiņa rezultātā, kas tur ārējo elektronu vienāds ar + q e . Lai noņemtu ārējo elektronu no šāda atoma, ir jāstrādā, lai sārmu metālu atomi pārveidotu pozitīvos jonos. Jo lielāks ir atoma izmērs, jo lielāks valences elektrona attālums no kodola, bet mazāks tā pievilkšanas spēks. Šai grupai raksturīgs jonizācijas enerģijas samazinājums no augšas uz leju saskaņā ar Mendeļejeva periodisko tabulu. Tās pieaugums katrā periodā no kreisās puses uz labo ir saistīts ar lādiņa palielināšanos un nemainīgu iekšējo skrīninga elektronu skaitu.

Ja pamanāt tekstā kļūdu, lūdzu, iezīmējiet to un nospiediet Ctrl+Enter

Ķīmisko saišu raksturojums

Ķīmiskās saites doktrīna veido visas teorētiskās ķīmijas pamatu. Ķīmiskā saite tiek saprasta kā atomu mijiedarbība, kas tos saista molekulās, jonos, radikāļos un kristālos. Ir četri ķīmisko saišu veidi: jonu, kovalento, metālisko un ūdeņradi. Tajās pašās vielās var atrast dažādu veidu saites.

1. Bāzēs: starp skābekļa un ūdeņraža atomiem hidroksogrupās saite ir polāra kovalenta, bet starp metālu un hidroksogrupu tā ir jonu.

2. Skābekli saturošu skābju sāļos: starp nemetāla atomu un skābā atlikuma skābekli - kovalento polāro, un starp metālu un skābo atlikumu - jonu.

3. Amonija, metilamonija uc sāļos starp slāpekļa un ūdeņraža atomiem ir polārais kovalents, bet starp amonija vai metilamonija joniem un skābes atlikumu - jonu.

4. Metālu peroksīdos (piemēram, Na 2 O 2) saite starp skābekļa atomiem ir kovalenta, nepolāra, bet starp metālu un skābekli – jonu utt.

Visu veidu un veidu ķīmisko saišu vienotības iemesls ir to identisks ķīmiskais raksturs - elektronu un kodolu mijiedarbība. Ķīmiskās saites veidošanās jebkurā gadījumā ir atomu elektronu un kodola mijiedarbības rezultāts, ko papildina enerģijas izdalīšanās.

Kovalentās saites veidošanas metodes

Kovalentā ķīmiskā saite ir saite, kas rodas starp atomiem kopīgu elektronu pāru veidošanās dēļ.

Kovalentie savienojumi parasti ir gāzes, šķidrumi vai relatīvi zemas kušanas cietas vielas. Viens no retajiem izņēmumiem ir dimants, kas kūst virs 3500 °C. Tas izskaidrojams ar dimanta struktūru, kas ir nepārtraukts kovalenti saistītu oglekļa atomu režģis, nevis atsevišķu molekulu kopums. Faktiski jebkurš dimanta kristāls, neatkarīgi no tā izmēra, ir viena milzīga molekula.

Kovalentā saite rodas, apvienojoties divu nemetālu atomu elektroniem. Iegūto struktūru sauc par molekulu.

Šādas saites veidošanās mehānisms var būt apmaiņas vai donora-akceptors.

Vairumā gadījumu diviem kovalenti saistītiem atomiem ir atšķirīga elektronegativitāte, un kopīgie elektroni nepieder pie diviem atomiem vienādi. Lielāko daļu laika tie ir tuvāk vienam atomam nekā citam. Piemēram, ūdeņraža hlorīda molekulā elektroni, kas veido kovalento saiti, atrodas tuvāk hlora atomam, jo ​​tā elektronegativitāte ir augstāka nekā ūdeņraža elektronegativitāte. Tomēr atšķirība elektronu piesaistes spējā nav pietiekami liela, lai notiktu pilnīga elektronu pāreja no ūdeņraža atoma uz hlora atomu. Tāpēc saiti starp ūdeņraža un hlora atomiem var uzskatīt par krustojumu starp jonu saiti (pilnīga elektronu pārnese) un nepolāru kovalento saiti (simetrisks elektronu pāra izvietojums starp diviem atomiem). Atomu daļējais lādiņš ir apzīmēts ar grieķu burtu δ. Šādu saiti sauc par polāro kovalento saiti, un ūdeņraža hlorīda molekulu sauc par polāru, tas ir, tai ir pozitīvi lādēts gals (ūdeņraža atoms) un negatīvi lādēts gals (hlora atoms).

1. Apmaiņas mehānisms darbojas, kad atomi veido kopīgus elektronu pārus, apvienojot nepāra elektronus.

1) H 2 - ūdeņradis.

Saite rodas, jo ūdeņraža atomu s-elektroni (pārklājas s-orbitāles) veido kopīgu elektronu pāri.

2) HCl - hlorūdeņradis.

Saite rodas, veidojoties kopējam s- un p-elektronu elektronu pārim (pārklājas s-p orbitāles).

3) Cl 2: hlora molekulā veidojas kovalentā saite nesapārotu p-elektronu dēļ (pārklājas p-p orbitāles).

4) N2: Slāpekļa molekulā starp atomiem veidojas trīs kopīgi elektronu pāri.

Kovalentās saites veidošanās donora-akceptora mehānisms

Donors ir elektronu pāris akceptētājs- brīva orbitāle, ko šis pāris var aizņemt. Amonija jonā visas četras saites ar ūdeņraža atomiem ir kovalentas: trīs tika izveidotas, pateicoties slāpekļa atoma un ūdeņraža atomu kopīgu elektronu pāru radīšanai saskaņā ar apmaiņas mehānismu, viena - caur donora-akceptora mehānismu. Kovalentās saites tiek klasificētas pēc tā, kā elektronu orbitāles pārklājas, kā arī pēc to pārvietošanās uz vienu no saistītajiem atomiem. Ķīmiskās saites, kas veidojas elektronu orbitāļu pārklāšanās rezultātā gar saites līniju, sauc σ - savienojumi(sigma obligācijas). Sigma saite ir ļoti spēcīga.

p orbitāles var pārklāties divos reģionos, veidojot kovalento saiti sānu pārklāšanās dēļ.

Ķīmiskās saites, kas veidojas elektronu orbitāļu “sānu” pārklāšanās rezultātā ārpus saites līnijas, t.i., divos reģionos, sauc par pi saitēm.

Atbilstoši kopējo elektronu pāru pārvietošanās pakāpei uz kādu no atomiem, ko tie savieno, kovalentā saite var būt polāra vai nepolāra. Kovalento ķīmisko saiti, kas veidojas starp atomiem ar vienādu elektronegativitāti, sauc par nepolāru. Elektronu pāri netiek pārvietoti uz kādu no atomiem, jo ​​atomiem ir tāda pati elektronegativitāte - īpašība piesaistīt valences elektronus no citiem atomiem. Piemēram,

tas ir, vienkāršu nemetālu vielu molekulas veidojas caur kovalentu nepolāru saiti. Kovalento ķīmisko saiti starp elementu atomiem, kuru elektronegativitāte atšķiras, sauc par polāru.

Piemēram, NH 3 ir amonjaks. Slāpeklis ir elektronnegatīvāks elements nekā ūdeņradis, tāpēc kopīgie elektronu pāri tiek novirzīti uz tā atomu.

Kovalentās saites raksturojums: saites garums un enerģija

Kovalentās saites raksturīgās īpašības ir tās garums un enerģija. Saites garums ir attālums starp atomu kodoliem. Jo īsāks ir ķīmiskās saites garums, jo spēcīgāka tā ir. Tomēr saites stiprības mērs ir saites enerģija, ko nosaka enerģijas daudzums, kas nepieciešams saites pārraušanai. To parasti mēra kJ/mol. Tādējādi saskaņā ar eksperimentālajiem datiem H 2, Cl 2 un N 2 molekulu saišu garumi ir attiecīgi 0,074, 0,198 un 0,109 nm, un saišu enerģijas attiecīgi ir 436, 242 un 946 kJ/mol.

Joni. Jonu saite

Ir divas galvenās iespējas atomam pakļauties okteta likumam. Pirmais no tiem ir jonu saišu veidošanās. (Otrais ir kovalentās saites veidošanās, kas tiks apspriesta turpmāk). Kad veidojas jonu saite, metāla atoms zaudē elektronus, bet nemetāla atoms iegūst elektronus.

Iedomāsimies, ka “satiekas” divi atomi: I grupas metāla atoms un VII grupas nemetāla atoms. Metāla atomam ārējā enerģijas līmenī ir viens elektrons, savukārt nemetāla atomam vienkārši trūkst viena elektrona, lai tā ārējais līmenis būtu pilnīgs. Pirmais atoms viegli atdos otrajam savu elektronu, kas atrodas tālu no kodola un ar to vāji saistīts, bet otrais nodrošinās tam brīvu vietu ārējā elektroniskā līmenī. Tad atoms, kuram ir atņemts viens no tā negatīvajiem lādiņiem, kļūs par pozitīvi lādētu daļiņu, bet otrais, pateicoties iegūtajam elektronam, pārvērtīsies par negatīvi lādētu daļiņu. Šādas daļiņas sauc par joniem.

Šī ir ķīmiskā saite, kas rodas starp joniem. Skaitļus, kas parāda atomu vai molekulu skaitu, sauc par koeficientiem, un skaitļus, kas parāda atomu vai jonu skaitu molekulā, sauc par indeksiem.

Metāla savienojums

Metāliem ir specifiskas īpašības, kas atšķiras no citu vielu īpašībām. Šādas īpašības ir salīdzinoši augsta kušanas temperatūra, spēja atstarot gaismu, kā arī augsta siltuma un elektriskā vadītspēja. Šīs pazīmes ir saistītas ar īpaša veida saišu esamību metālos - metāliskā saite.

Metāla saite ir saite starp pozitīvajiem joniem metāla kristālos, kas tiek veikta elektronu piesaistes dēļ, kas brīvi pārvietojas pa visu kristālu. Lielākās daļas metālu atomi ārējā līmenī satur nelielu skaitu elektronu - 1, 2, 3. Šie elektroni viegli nokāpt, un atomi pārvēršas pozitīvos jonos. Atdalītie elektroni pārvietojas no viena jona uz otru, savienojot tos vienotā veselumā. Savienojoties ar joniem, šie elektroni īslaicīgi veido atomus, pēc tam atkal atdalās un savienojas ar citu jonu utt. Process notiek bezgalīgi, ko shematiski var attēlot šādi:

Līdz ar to metāla tilpumā atomi nepārtraukti pārvēršas jonos un otrādi. Saikni metālos starp joniem caur kopīgiem elektroniem sauc par metālisku. Metāla saitei ir dažas līdzības ar kovalento saiti, jo tās pamatā ir ārējo elektronu koplietošana. Tomēr ar kovalento saiti tiek dalīti tikai divu blakus esošo atomu ārējie nepāra elektroni, savukārt ar metālisku saiti visi atomi piedalās šo elektronu koplietošanā. Tāpēc kristāli ar kovalento saiti ir trausli, bet ar metāla saiti, kā likums, tie ir plastiski, elektriski vadoši un ar metālisku spīdumu.

Metāliskā saite ir raksturīga gan tīriem metāliem, gan dažādu metālu maisījumiem – sakausējumiem cietā un šķidrā stāvoklī. Taču tvaika stāvoklī metāla atomi savā starpā ir savienoti ar kovalento saiti (piemēram, nātrija tvaiki piepilda dzeltenās gaismas lampas, lai apgaismotu lielo pilsētu ielas). Metālu pāri sastāv no atsevišķām molekulām (monatomiskām un diatomiskām).

Metāla saite no kovalentās saites atšķiras arī pēc stiprības: tās enerģija ir 3-4 reizes mazāka nekā kovalentās saites enerģija.

Saites enerģija ir enerģija, kas nepieciešama, lai pārrautu ķīmisko saiti visās molekulās, kas veido vienu vielas molu. Kovalento un jonu saišu enerģijas parasti ir augstas un sasniedz 100-800 kJ/mol vērtības.

Ūdeņraža saite

Ķīmiskā saite starp vienas molekulas pozitīvi polarizēti ūdeņraža atomi(vai to daļas) un negatīvi polarizēti ļoti elektronnegatīvu elementu atomi kam ir kopīgi elektronu pāri (F, O, N un retāk S un Cl), citu molekulu (vai tās daļas) sauc par ūdeņradi. Ūdeņraža saites veidošanās mehānisms ir daļēji elektrostatisks, daļēji d godinātāja-pieņēmēja raksturs.

Starpmolekulārās ūdeņraža saites piemēri:

Šāda savienojuma klātbūtnē pat mazmolekulāras vielas normālos apstākļos var būt šķidrumi (spirts, ūdens) vai viegli sašķidrinātas gāzes (amonjaks, fluorūdeņradis). Biopolimēros - olbaltumvielās (sekundārā struktūra) - starp karbonilskābekli un aminogrupas ūdeņradi ir intramolekulāra ūdeņraža saite:

Polinukleotīdu molekulas – DNS (dezoksiribonukleīnskābe) – ir dubultspirāles, kurās divas nukleotīdu ķēdes ir savstarpēji saistītas ar ūdeņraža saitēm. Šajā gadījumā darbojas komplementaritātes princips, t.i., šīs saites veidojas starp noteiktiem pāriem, kas sastāv no purīna un pirimidīna bāzēm: timīns (T) atrodas pretī adenīna nukleotīdam (A), bet citozīns (C) atrodas pretī. guanīns (G).

Vielām ar ūdeņraža saitēm ir molekulāri kristālu režģi.

7.1. Kas ir ķīmiskās saites

Iepriekšējās nodaļās jūs iepazināties ar dažādu elementu izolētu atomu sastāvu un uzbūvi un pētījāt to enerģētiskās īpašības. Bet dabā mums apkārt izolēti atomi ir ārkārtīgi reti. Gandrīz visu elementu atomi "tiecas" apvienoties, veidojot molekulas vai citas sarežģītākas ķīmiskās daļiņas. Parasti saka, ka šajā gadījumā starp atomiem rodas ķīmiskās saites.

Elektroni ir iesaistīti ķīmisko saišu veidošanā. Jūs uzzināsit, kā tas notiek, izpētot šo nodaļu. Bet vispirms mums ir jāatbild uz jautājumu, kāpēc atomi veido ķīmiskās saites. Uz šo jautājumu varam atbildēt pat neko nezinot par šo savienojumu būtību: “Tāpēc, ka tas ir enerģētiski izdevīgi!” Bet, atbildot uz jautājumu, no kurienes rodas enerģijas ieguvums, kad veidojas saites, mēs mēģināsim saprast, kā un kāpēc veidojas ķīmiskās saites.

Tāpat kā atomu elektroniskā struktūra, kvantu ķīmija ķīmiskās saites pēta detalizēti un stingri zinātniski, un jūs un es varam izmantot tikai dažus no vissvarīgākajiem zinātnieku secinājumiem. Šajā gadījumā ķīmisko saišu aprakstīšanai izmantosim vienu no vienkāršākajiem modeļiem, kas paredz trīs veidu ķīmisko saišu esamību (jonu, kovalento un metālisko).

Atcerieties – jebkuru modeli var izmantot kompetenti, tikai zinot šī modeļa pielietojuma robežas. Arī modelim, ko izmantosim, ir savas pielietojamības robežas. Piemēram, šī modeļa ietvaros nav iespējams aprakstīt ķīmiskās saites skābekļa molekulās, lielākajā daļā borhidrīdu un dažu citu vielu. Lai aprakstītu ķīmiskās saites šajās vielās, tiek izmantoti sarežģītāki modeļi.

1. Ja savienojamie atomi ir ļoti dažāda izmēra, tad mazie atomi (kuriem ir tendence pieņemt elektronus) paņems elektronus no lielākajiem atomiem (tiek pakļauti elektronu nodošanai), un veidojas jonu saite. Jonu kristāla enerģija ir mazāka par izolētu atomu enerģiju, tāpēc jonu saite rodas pat tad, ja atomam neizdodas pilnībā pabeigt savu elektronu apvalku, ziedojot elektronus (tā var palikt nepilnīga d- vai f-apakšlīmenis). Apskatīsim piemērus.

2. Ja saistītie atomi ir mazi ( 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 kovalentā saite.
Kovalentās saites veidošanos kosmosā var uzskatīt par dažādu atomu nepāra valences elektronu elektronu mākoņu pārklāšanos. Šajā gadījumā elektronu pāris veido kopīgu elektronu mākoni, kas saista atomus. Jo lielāks ir elektronu blīvums pārklāšanās reģionā, jo vairāk enerģijas atbrīvojas, veidojoties šādai saitei.
Pirms aplūkot vienkāršākos kovalentās saites veidošanās piemērus, mēs piekrītam apzīmēt atoma valences elektronus ar punktiem ap šī atoma simbolu, ar punktu pāri, kas apzīmē vientuļus elektronu pārus un kovalentās saites elektronu pārus, un atsevišķi punkti, kas attēlo nepāra elektronus. Ar šo apzīmējumu atoma, piemēram, fluora, valences elektroniskā konfigurācija tiks attēlota ar simbolu, bet skābekļa atoma - . Formulas, kas veidotas no šādiem simboliem, sauc elektroniskās formulas vai Lūisa formulas (amerikāņu ķīmiķis Gilberts Ņūtons Lūiss tās ierosināja 1916. gadā). Pārraidāmās informācijas apjoma ziņā elektroniskās formulas pieder strukturālo formulu grupai. Kovalento saišu veidošanās piemēri ar atomiem:

3. Ja saistītie atomi ir lieli ( r o > 1A), tad viņi visi vairāk vai mazāk tiecas atdot savus elektronus, un viņu tieksme pieņemt citu cilvēku elektronus ir nenozīmīga. Tāpēc šie lielie atomi arī nevar izveidot jonu saiti savā starpā. Arī kovalentā saite starp tām izrādās nelabvēlīga, jo elektronu blīvums lielos ārējos elektronu mākoņos ir nenozīmīgs. Šajā gadījumā, kad no šādiem atomiem veidojas ķīmiska viela, visu saistīto atomu valences elektroni tiek dalīti (valences elektroni kļūst kopīgi visiem atomiem), un veidojas metāla kristāls (vai šķidrums), kurā atomus savieno ar metāla saite.

Kā noteikt, kāda veida saites veido elementu atomus noteiktā vielā?
Saskaņā ar elementu stāvokli dabiskajā ķīmisko elementu sistēmā, piemēram:
1. Cēzija hlorīds CsCl. Cēzija atoms (IA grupa) ir liels un viegli atdod elektronu, un hlora atoms (VIIA grupa) ir mazs un viegli to uzņem, tāpēc saite cēzija hlorīda sastāvā ir jonu.
2. Oglekļa dioksīds CO 2 . Oglekļa atomi (grupa IVA) un skābeklis (grupa VIA) nav ļoti atšķirīgi pēc izmēra - abi ir mazi. Tie nedaudz atšķiras pēc tendences pieņemt elektronus, tāpēc saite CO 2 molekulā ir kovalenta.
3. Slāpeklis N 2. Vienkārša viela. Saistītie atomi ir identiski un mazi, tāpēc saite slāpekļa molekulā ir kovalenta.
4. Kalcijs Ca. Vienkārša viela. Saistītie atomi ir identiski un diezgan lieli, tāpēc saite kalcija kristālā ir metāliska.
5. Bārija-tetraalumīnija BaAl 4 . Abu elementu atomi ir diezgan lieli, īpaši bārija atomi, tāpēc abi elementi mēdz atdot tikai elektronus, līdz ar to saite šajā savienojumā ir metāliska.

JONU SAITE, KOVALENTĀ SAITE, METĀLA SAITE, TO VEIDOŠANĀS NOSACĪJUMI.
1.Kāds iemesls ir atomu savienošanās un ķīmisko saišu veidošanās starp tiem?
2.Kāpēc cēlgāzes nesastāv no molekulām, bet no atomiem?
3. Noteikt ķīmiskās saites veidu bināros savienojumos: a) KF, K 2 S, SF 4 ; b) MgO, Mg2Ba, OF 2; c) Cu 2 O, CaSe, SeO 2. 4. Noteikt ķīmiskās saites veidu vienkāršās vielās: a) Na, P, Fe; b) S8, F2, P4; c) Mg, Pb, Ar.

7.Z. Joni. Jonu saite

Iepriekšējā rindkopā jūs iepazīstinājāt ar joniem, kas veidojas, atsevišķiem atomiem pieņemot vai nododot elektronus. Šajā gadījumā protonu skaits atoma kodolā pārstāj būt vienāds ar elektronu skaitu elektronu apvalkā, un ķīmiskā daļiņa iegūst elektrisko lādiņu.
Bet jons var saturēt arī vairāk nekā vienu kodolu, tāpat kā molekulā. Šāds jons ir vienota sistēma, kas sastāv no vairākiem atomu kodoliem un elektronu apvalka. Atšķirībā no molekulas kopējais protonu skaits kodolos nav vienāds ar kopējo elektronu skaitu elektronu apvalkā, tātad jona elektriskais lādiņš.

Kādi jonu veidi pastāv? Tas ir, kā viņi var atšķirties?
Pamatojoties uz atomu kodolu skaitu, joni tiek sadalīti vienkārši(vai monatomisks), tas ir, kas satur vienu kodolu (piemēram, K, O 2), un komplekss(vai poliatomisks), tas ir, satur vairākus kodolus (piemēram, CO 3 2, 3). Vienkārši joni ir lādēti atomu analogi, un sarežģītie joni ir lādēti molekulu analogi.
Pamatojoties uz to lādiņa zīmi, joni tiek sadalīti katjonos Un anjoni.

Katjonu piemēri: K (kālija jons), Fe 2 (dzelzs jons), NH 4 (amonija jons), 2 (tetraamīna vara jons). Anjonu piemēri: Cl (hlorīda jons), N 3 (nitrīdjons), PO 4 3 (fosfāta jons), 4 (heksacianoferāta jons).

Pēc lādiņa vērtības joni tiek sadalīti viens šāviens(K, Cl, NH4, NO 3 utt.), divreiz uzlādēts(Ca 2, O 2, SO 4 2 utt.) trīs lādētāji(Al 3, PO 4 3 utt.) un tā tālāk.

Tātad, mēs sauksim PO 4 3 jonu par trīskārši lādētu kompleksu anjonu un Ca 2 jonu par divkārši lādētu vienkāršo katjonu.

Turklāt joni atšķiras arī pēc izmēriem. Vienkārša jona izmēru nosaka šī jona rādiuss vai jonu rādiuss. Sarežģīto jonu lielumu ir grūtāk raksturot. Jona rādiusu, tāpat kā atoma rādiusu, nevar izmērīt tieši (kā jūs saprotat, jonam nav skaidru robežu). Tāpēc, lai raksturotu izolētos jonus, tie tiek izmantoti orbītas jonu rādiusi(piemēri ir 17. tabulā).

17. tabula. Dažu vienkāršu jonu orbītas rādiusi

Veidojas starp atomiem ar lielu elektronegativitātes starpību (> 1,5 pēc Polinga skalas), kurā kopīgais elektronu pāris dod priekšroku atomam ar lielāku elektronegativitāti. Tā ir jonu kā pretēji lādētu ķermeņu pievilkšanās. Piemērs ir savienojums CsF, kurā “joniskuma pakāpe” ir 97%. Jonu saite ir ārkārtējs polārās kovalentās saites polarizācijas gadījums. Veidojas starp tipisku metālu un nemetālu. Šajā gadījumā elektroni no metāla tiek pilnībā pārnesti uz nemetālu, un veidojas joni.

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

Starp iegūtajiem joniem notiek elektrostatiskā pievilcība, ko sauc par jonu saiti. Pareizāk sakot, šis izskats ir ērts. Faktiski jonu saite starp atomiem tīrā veidā netiek realizēta nekur vai gandrīz nekur, patiesībā, saite ir daļēji jonu un daļēji kovalenta. Tajā pašā laikā sarežģītu molekulāro jonu saiti bieži var uzskatīt par tīri jonu. Būtiskākās atšķirības starp jonu saitēm un cita veida ķīmiskajām saitēm ir nevirziena un nepiesātinājums. Tāpēc kristāli, kas veidojas jonu saišu dēļ, gravitējas uz dažādiem blīviem atbilstošo jonu iepakojumiem.

RaksturlielumiŠādiem savienojumiem ir laba šķīdība polāros šķīdinātājos (ūdenī, skābēs utt.). Tas notiek lādēto molekulas daļu dēļ. Šajā gadījumā šķīdinātāja dipoli tiek piesaistīti lādētajiem molekulas galiem un Brauna kustības rezultātā vielas molekulu “saplīsa” gabalos un ieskauj, neļaujot tiem atkal savienoties. Rezultāts ir joni, ko ieskauj šķīdinātāja dipoli.

Kad šādi savienojumi tiek izšķīdināti, parasti izdalās enerģija, jo izveidoto šķīdinātāja-jonu saišu kopējā enerģija ir lielāka par anjonu-katjonu saites enerģiju. Izņēmums ir daudzi slāpekļskābes sāļi (nitrāti), kas izšķīdinot absorbē siltumu (šķīdumi atdziest). Pēdējais fakts ir izskaidrots, pamatojoties uz likumiem, kas tiek aplūkoti fizikālajā ķīmijā.

Jonu saišu veidošanās piemērs

Apskatīsim veidošanas metodi, izmantojot nātrija hlorīda piemēru NaCl. Nātrija un hlora atomu elektronisko konfigurāciju var attēlot šādi: $\backslash mathsf(Na^(11)\; 1s^22s^22p^63s^1)$ Un $\backslash mathsf(Cl^(17)\; 1s^22s^22p^63s^23p^5)$. Tie ir atomi ar nepilnīgu enerģijas līmeni. Acīmredzot, lai tos pabeigtu, nātrija atomam ir vieglāk atdot vienu elektronu nekā iegūt septiņus, un hlora atomam ir vieglāk iegūt vienu elektronu nekā septiņus. Ķīmiskās mijiedarbības laikā nātrija atoms pilnībā atsakās no viena elektrona, un hlora atoms to pieņem.

Shematiski to var uzrakstīt šādi:

$\backslash mathsf(Na-e\; \backslash rightarrow\; Na^+)$- nātrija jonu, stabils astoņu elektronu apvalks ( $\backslash mathsf(Na^(+)\; 1s^22s^22p^6)$) otrā enerģijas līmeņa dēļ. $\backslash mathsf(Cl+e\; \backslash rightarrow\; Cl^-)$- hlora jons, stabils astoņu elektronu apvalks.

Starp joniem $\backslash mathsf(Na^+)$ Un $\backslash mathsf(Cl^-)$ Rodas elektrostatiskie pievilcības spēki, kā rezultātā veidojas savienojums.

Skatīt arī

Uzrakstiet atsauksmi par rakstu "Jonu savienošana"

Saites

Fragments, kas raksturo jonu saiti

Apceļojis visu karaspēka līniju no labās puses uz kreiso flangu, princis Andrejs uzkāpa pie baterijas, no kuras, pēc štāba virsnieka teiktā, bija redzams viss lauks. Šeit viņš nokāpa no zirga un apstājās pie visattālākā no četriem lielgabaliem, kas bija izņemti no limberiem. Ieroču priekšā gāja sardzes artilērists, kurš bija izstiepts virsnieka priekšā, bet pēc tam, kad viņam bija izlikta zīme, viņš atsāka savu vienveidīgo, garlaicīgo pastaigu. Aiz ieročiem bija limberi, bet tālāk aizmugurē bija sakabes stabs un artilērijas uguns. Pa kreisi, netālu no visattālākā lielgabala, atradās jauna pītā būda, no kuras bija dzirdamas animētas virsnieku balsis.
Patiešām, no akumulatora pavērās skats uz gandrīz visu Krievijas karaspēka atrašanās vietu un lielāko daļu ienaidnieka. Tieši pretī baterijai, pretējā paugura horizontā, bija redzams Šengrabenas ciems; pa kreisi un pa labi trīs vietās starp ugunskuru dūmiem varēja saskatīt franču karaspēka masas, no kurām, acīmredzot, lielākā daļa atradās pašā ciematā un aiz kalna. Pa kreisi no ciema dūmos šķita, ka ir kaut kas līdzīgs akumulatoram, taču ar neapbruņotu aci to nebija iespējams labi apskatīt. Mūsu labais flangs atradās diezgan stāvā kalnā, kas dominēja franču pozīcijā. Mūsu kājnieki bija novietoti gar to, un dragūni bija redzami pašā malā. Centrā, kur atradās Tušina akumulators, no kura pozīciju skatījās princis Andrejs, bija vismaigākā un taisnākā nolaišanās un kāpšana uz straumi, kas mūs šķīra no Šengrabena. Pa kreisi mūsu karaspēks pievienojās mežam, kur kūpēja mūsu kājnieku uguns, skaldot malku. Franču līnija bija platāka par mūsējo, un bija skaidrs, ka francūži var viegli apiet mūs no abām pusēm. Aiz mūsu pozīcijas bija stāva un dziļa grava, pa kuru artilērijai un jātniekiem bija grūti atkāpties. Princis Andrejs, atspiedies uz lielgabala un izvilcis maku, sastādīja sev karaspēka izvietojuma plānu. Viņš rakstīja piezīmes ar zīmuli divās vietās, plānojot tās paziņot Bagrationam. Viņš, pirmkārt, bija iecerējis centrā koncentrēt visu artilēriju un, otrkārt, pārvietot kavalēriju atpakaļ gravas otrā pusē. Princis Andrejs, pastāvīgi būdams kopā ar virspavēlnieku, uzraugot masu kustības un vispārējos pavēles un pastāvīgi iesaistījies kauju vēsturiskajos aprakstos, un šajā gaidāmajā jautājumā par turpmāko militāro operāciju gaitu neviļus domāja tikai vispārīgi. Viņš iztēlojās tikai šāda veida lielas avārijas: "Ja ienaidnieks sāks uzbrukumu labajā flangā," viņš pie sevis sacīja, "Kijevas grenadieram un Podoļskas jēgeram būs jāsaglabā sava pozīcija, līdz centra rezerves tiem pietuvosies. Šajā gadījumā dragūni var atsisties pret flangu un tos apgāzt. Gadījumā, ja notiek uzbrukums centram, šajā kalnā novietojam centrālo bateriju un zem tā aizsega savelkam kopā kreiso flangu un pa ešeloniem atkāpjamies gravā,” viņš pie sevis sprieda...

Jonu ķīmiskā saite ir saite, kas veidojas starp ķīmisko elementu atomiem (pozitīvi vai negatīvi lādētiem joniem). Tātad, kas ir jonu saite un kā tā veidojas?

Jonu ķīmisko saišu vispārīgie raksturlielumi

Joni ir daļiņas, kurām ir lādiņš, kurā atomi pārvēršas elektronu došanas vai pieņemšanas procesā. Tie ir diezgan spēcīgi piesaistīti viens otram, tāpēc vielām ar šāda veida saiti ir augsta viršanas un kušanas temperatūra.

Rīsi. 1. Joni.

Jonu saite ir ķīmiska saite starp atšķirībā no joniem to elektrostatiskās pievilcības dēļ. To var uzskatīt par kovalentās saites ierobežojošo gadījumu, kad saistīto atomu elektronegativitātes atšķirība ir tik liela, ka notiek pilnīga lādiņu atdalīšanās.

Rīsi. 2. Jonu ķīmiskā saite.

Parasti tiek uzskatīts, ka saite kļūst elektroniska, ja EO ir > 1,7.

Elektronegativitātes vērtības atšķirība ir lielāka, jo tālāk elementi atrodas viens no otra periodiskajā tabulā pa periodiem. Šī saite ir raksturīga metāliem un nemetāliem, īpaši tiem, kas atrodas visattālākajās grupās, piemēram, I un VII.

Piemērs: galda sāls, nātrija hlorīds NaCl:

Rīsi. 3. Nātrija hlorīda jonu ķīmiskās saites diagramma.

Kristālos pastāv jonu saite, tā ir spēcīga un gara, bet nav piesātināta un nav virzīta. Jonu saite ir raksturīga tikai sarežģītām vielām, piemēram, sāļiem, sārmiem un dažiem metālu oksīdiem. Gāzveida stāvoklī šādas vielas pastāv jonu molekulu veidā.

Starp tipiskiem metāliem un nemetāliem veidojas jonu ķīmiskās saites. Elektroni obligāti tiek pārnesti no metāla uz nemetālu, veidojot jonus. Rezultāts ir elektrostatiskā pievilcība, ko sauc par jonu saiti.

Patiesībā pilnīgi jonu saite nenotiek. Tā sauktā jonu saite pēc būtības ir daļēji jonu un daļēji kovalenta. Tomēr sarežģītu molekulāro jonu saiti var uzskatīt par jonu.

Jonu saišu veidošanās piemēri

Ir vairāki jonu saišu veidošanās piemēri:

• kalcija un fluora mijiedarbība

Ca 0 (atoms) -2e = Ca 2 + (jons)

– kalcijam ir vieglāk atdot divus elektronus, nekā iegūt trūkstošos.

F0 (atoms)+1е= F- (jons)

– fluoram, gluži pretēji, ir vieglāk pieņemt vienu elektronu, nekā atteikties no septiņiem elektroniem.

Atradīsim iegūto jonu lādiņu mazāko kopējo daudzkārtni. Tas ir vienāds ar 2. Noteiksim fluora atomu skaitu, kas no kalcija atoma pieņems divus elektronus: 2: 1 = 2. 4.

Izveidosim formulu jonu ķīmiskajai saitei:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• nātrija un skābekļa mijiedarbība