Substancja utworzona przez jonowe wiązanie chemiczne. Streszczenie: Wiązanie jonowe

Definicja 1

Badając strukturę cząsteczki, pojawia się pytanie o naturę sił zapewniających połączenie między neutralnymi atomami tworzącymi ich skład. Takie wiązania między atomami w cząsteczce nazywane są wiązanie chemiczne.

Podzielone na dwa typy:

• wiązanie jonowe;
• wiązanie kowalencyjne.

Podziału dokonuje się warunkowo. Większość przypadków charakteryzuje się obecnością cech obu typów połączeń. Za pomocą szczegółowych i empirycznych badań można w każdym przypadku ustalić zależność pomiędzy stopniem „jonowości” i „kowalencją” wiązania.

Udowodniono eksperymentalnie, że gdy cząsteczka jest rozdzielana na atomy składowe, należy wykonać pracę. Oznacza to, że procesowi jego powstawania musi towarzyszyć uwalnianie energii. Jeżeli dwa atomy wodoru są w stanie wolnym, mają one większą energię w porównaniu z atomami w dwuatomowej cząsteczce H2. Energię uwolnioną podczas tworzenia cząsteczki uważa się za miarę pracy sił interakcji, które wiążą atomy w cząsteczkę.

Eksperymenty dowodzą, że pojawienie się siły oddziaływania pomiędzy atomami wynika z obecności zewnętrznych elektronów walencyjnych atomów. Jest to możliwe dzięki gwałtownej zmianie widma optycznego atomów wchodzących w reakcje chemiczne przy zachowaniu niezmienionego widma charakterystycznego promieniowania rentgenowskiego atomów, niezależnie od rodzaju związku chemicznego.

Liniowe widma optyczne wyznaczane są na podstawie stanu elektronów walencyjnych, natomiast charakterystyczne promieniowanie rentgenowskie określane jest na podstawie elektronów wewnętrznych, czyli ich stanu. W interakcjach chemicznych biorą udział elektrony, których przemianom potrzeba niewiele energii. Elektrony zewnętrzne pełnią tę funkcję. Mają niższy potencjał jonizacji w porównaniu do elektronów na wewnętrznych powłokach.

Wiązanie jonowe

Istnieje założenie o naturze wiązania chemicznego atomów w cząsteczce, które wskazuje na pojawienie się siły oddziaływania o charakterze elektrycznym pomiędzy zewnętrznymi elektronami. Aby spełnić warunek stabilności, muszą istnieć dwa oddziałujące ze sobą atomy o ładunkach elektrycznych o przeciwnych znakach. Rodzaj wiązania chemicznego można zrealizować tylko w niektórych cząsteczkach. Po oddziaływaniu atomów następuje przemiana w jony. Kiedy atom zyskuje jeden lub więcej elektronów, staje się jonem ujemnym, a drugi jonem dodatnim.

Wiązanie jonowe jest podobne do sił przyciągania pomiędzy ładunkami o przeciwnych znakach. Jeśli dodatnio naładowany jon sodu Na a + zostanie przyciągnięty do ujemnego chloru C l -, wówczas otrzymamy cząsteczkę Na a Cl, która służy jako wyraźny przykład wiązania jonowego.

Definicja 2

Innymi słowy, jonowe wiązanie chemiczne zwany heteropolarnym (hetero - inny). Cząsteczki i rodzaje wiązań jonowych - cząsteczki jonowe lub heteropolarne.

Koncepcja wiązania jonowego nie pozwala wyjaśnić struktur i struktur wszystkich cząsteczek. Niewytłumaczalne jest, dlaczego cząsteczka może powstać z dwóch obojętnych atomów wodoru. Ze względu na identyczną polaryzację atomów wodoru niedopuszczalne jest założenie, że jeden z jonów wodoru ma ładunek dodatni, a drugi ładunek ujemny. Wiązanie, jakie mają atomy wodoru (między atomami obojętnymi) można wyjaśnić jedynie za pomocą mechaniki kwantowej. Nazywa się to kowalencyjnym.

Wiązanie kowalencyjne

Nazywa się wiązaniem chemicznym między obojętnymi atomami w cząsteczce kowalencyjny lub homeolarny(homeo – to samo). Cząsteczki powstałe na bazie takich wiązań nazywane są homeopolarnymi lub atomowymi.

Fizyka klasyczna uwzględnia tylko jeden rodzaj oddziaływania, w którym możliwa jest jego realizacja pomiędzy dwoma ciałami – grawitację. Ponieważ siły grawitacyjne są małe, trudno jest wyjaśnić za ich pomocą oddziaływanie w cząsteczce homeolarnej.

Wiązanie kowalencyjne polega na przebywaniu w określonym stanie kwantowym z określoną energią elektronu w polu jądra. Jeśli odległości między jądrami zmieniają się, znajduje to odzwierciedlenie w stanie ruchu elektronu i jego energii. Wraz ze spadkiem energii między atomami wzrasta energia oddziaływania między jądrami, co tłumaczy się działaniem siły odpychającej.

Gdy energia elektronów maleje wraz ze zmniejszaniem się odległości szybciej niż rośnie energia oddziaływania jądrowego, wówczas wartość energii całkowitej układu znacznie maleje. Wyjaśnia to działanie sił zmierzających do zmniejszenia odległości między jądrami w układzie złożonym z dwóch odpychających się jąder i elektronu. Istniejące siły przyciągania biorą udział w tworzeniu wiązania kowalencyjnego cząsteczki. Ich pojawienie się jest spowodowane obecnością wspólnego elektronu, innymi słowy wymianą elektronów między atomami, co oznacza, że ​​uważa się je za wymienne siły kwantowe.

Wiązanie kowalencyjne ma właściwość nasycenia. Jego manifestacja jest możliwa dzięki pewnej wartościowości atomów. Oznacza to, że atom wodoru wiąże się z jednym atomem wodoru, a atom węgla z nie więcej niż 4 atomami wodoru.

Zaproponowane połączenie przyczynia się do wyjaśnienia wartościowości atomów, co nie zostało przyjęte w fizyce klasycznej. Oznacza to, że właściwość nasycenia nie jest jasna z punktu widzenia natury interakcji w teorii klasycznej.

Obecność wiązań kowalencyjnych obserwuje się nie tylko w cząsteczkach dwuatomowych. Charakteryzuje się dużą liczbą cząsteczek związków nieorganicznych (tlenku azotu, amoniaku i innych).

W 1927 roku W. Heitler i F. London stworzyli ilościową teorię wiązań kowalencyjnych cząsteczki wodoru, opartą na koncepcjach mechaniki kwantowej. Udowodnili przyczynę powodującą pojawienie się cząsteczki z wiązaniem kowalencyjnym, a mianowicie: efekt mechaniki kwantowej związany z nierozróżnialnością elektronów. Wyznaczanie głównej energii wiązania następuje w obecności całki wymiennej. Całkowity spin cząsteczki wodoru wynosi 0, nie ma ona pędu orbitalnego, więc jest diamagnetyczna. Kiedy zderzają się dwa atomy wodoru, cząsteczka pojawia się tylko wtedy, gdy spiny obu elektronów są równoległe. Ten stan sprzyja odpychaniu atomów wodoru, co oznacza, że ​​cząsteczki nie będą mogły się tworzyć.

Kiedy dwa identyczne atomy są połączone wiązaniem kowalencyjnym, układ chmury elektronów w cząsteczce staje się symetryczny. Jeśli wiązanie łączy dwa różne atomy, wówczas chmura elektronów jest ułożona asymetrycznie. Cząsteczka o asymetrycznym rozkładzie chmury elektronów ma stały moment dipolowy, czyli jest polarna. Kiedy prawdopodobieństwo zlokalizowania elektronu w pobliżu jednego z atomów przeważa nad prawdopodobieństwem znalezienia tego elektronu w pobliżu innego atomu, następuje przejście z wiązania kowalencyjnego do wiązania jonowego. Nie ma wyraźnej granicy pomiędzy wiązaniami jonowymi i kowalencyjnymi.

Przykład 1

Opisz stan, w którym dwa atomy zbliżają się do siebie.

Rozwiązanie

Kiedy odległość między dwoma atomami zostanie zmniejszona, może wystąpić kilka sytuacji:

1. Jedna para elektronów lub więcej zostaje współdzielona pomiędzy danym atomem. Mogą przemieszczać się pomiędzy atomami i przebywać tam dłużej niż w innych miejscach. Pomaga to wytworzyć siłę przyciągania.
2. Pojawienie się wiązań jonowych. Jeden lub więcej elektronów może przenieść się na inny. Oznacza to, że przyczynia się to do pojawienia się atrakcyjnych jonów dodatnich i ujemnych.
3. Nie następuje żadne połączenie. Struktury elektronowe obu atomów nakładają się na siebie i tworzą jeden układ. Zgodnie z zasadą Pauliego układ taki jest nieodpowiedni jedynie dla stanu kwantowego dwóch elektronów. Przechodząc na wyższy poziom energii, system otrzyma więcej energii, co doprowadzi do niestabilności. Nawet jeśli zasada Pauliego jest spełniona, bez zwiększania energii układu, pomiędzy różnymi elektronami pojawi się elektryczna siła odpychania. Zgodnie z warunkiem wpływ na utworzenie połączenia jest znacznie mniejszy niż w przypadku zasady Pauliego.

Przykład 2

Energia jonizacji (potencjał jonizacji) pierwiastka to energia potrzebna do usunięcia elektronu z jednego atomu. Jest uważany za miarę siły wiązania zewnętrznego elektronu lub elektronów. Wyjaśnij, dlaczego energia jonizacji litu jest większa niż sodu, sodu jest większa niż potasu, a potasu jest większa niż rubidu.

Rozwiązanie

Wszystkie powyższe pierwiastki mają właściwości metali alkalicznych i należą do pierwszej grupy. Każdy z ich atomów ma pojedynczy zewnętrzny elektron w stanie s. Elektrony powłok wewnętrznych częściowo osłaniają elektron zewnętrzny przed ładunkiem jądrowym + Z q e w wyniku efektywnego ładunku utrzymującego elektron zewnętrzny na poziomie + q e . Aby usunąć zewnętrzny elektron z takiego atomu, należy wykonać pracę polegającą na przekształceniu atomów metali alkalicznych w jony dodatnie. Im większy rozmiar atomu, tym większa odległość elektronu walencyjnego od jądra, ale mniejsza siła jego przyciągania. Grupa ta charakteryzuje się spadkiem energii jonizacji od góry do dołu, zgodnie z układem okresowym Mendelejewa. Jego wzrost w każdym okresie od lewej do prawej wiąże się ze wzrostem ładunku i stałą liczbą wewnętrznych elektronów ekranujących.

Jeśli zauważysz błąd w tekście, zaznacz go i naciśnij Ctrl+Enter

Charakterystyka wiązań chemicznych

Doktryna wiązania chemicznego stanowi podstawę całej chemii teoretycznej. Wiązanie chemiczne jest rozumiane jako oddziaływanie atomów, które wiąże je w cząsteczki, jony, rodniki i kryształy. Istnieją cztery rodzaje wiązań chemicznych: jonowe, kowalencyjne, metaliczne i wodór. W tych samych substancjach można znaleźć różne typy wiązań.

1. W zasadach: pomiędzy atomami tlenu i wodoru w grupach hydroksylowych wiązanie jest polarne kowalencyjne, a pomiędzy metalem a grupą hydroksylową jonowe.

2. W solach kwasów zawierających tlen: pomiędzy atomem niemetalu a tlenem reszty kwasowej - kowalencyjna polarna i pomiędzy metalem a resztą kwasową - jonowa.

3. W solach amonowych, metyloamoniowych itp. pomiędzy atomami azotu i wodoru występuje polarny kowalencyjny, a pomiędzy jonami amonowymi lub metyloamoniowymi a resztą kwasową – jonowy.

4. W nadtlenkach metali (na przykład Na 2 O 2) wiązanie między atomami tlenu jest kowalencyjne, niepolarne, a między metalem a tlenem jest jonowe itp.

Powodem jedności wszystkich typów i typów wiązań chemicznych jest ich identyczny charakter chemiczny - oddziaływanie elektron-jądro. W każdym przypadku utworzenie wiązania chemicznego jest wynikiem oddziaływania elektronowo-jądrowego atomów, któremu towarzyszy uwolnienie energii.

Metody tworzenia wiązania kowalencyjnego

Kowalencyjne wiązanie chemiczne to wiązanie powstające pomiędzy atomami w wyniku tworzenia się wspólnych par elektronów.

Związki kowalencyjne to zwykle gazy, ciecze lub ciała stałe o stosunkowo niskiej temperaturze topnienia. Jednym z nielicznych wyjątków jest diament, który topi się w temperaturze powyżej 3500 °C. Wyjaśnia to struktura diamentu, który jest ciągłą siecią kowalencyjnie związanych atomów węgla, a nie zbiorem pojedynczych cząsteczek. Tak naprawdę każdy kryształ diamentu, niezależnie od jego wielkości, to jedna wielka cząsteczka.

Wiązanie kowalencyjne powstaje, gdy elektrony dwóch atomów niemetalu łączą się. Powstała struktura nazywana jest cząsteczką.

Mechanizmem powstawania takiego wiązania może być wymiana lub dawca-akceptor.

W większości przypadków dwa związane kowalencyjnie atomy mają różną elektroujemność, a wspólne elektrony nie należą do obu atomów w równym stopniu. W większości przypadków są bliżej jednego atomu niż drugiego. Na przykład w cząsteczce chlorowodoru elektrony tworzące wiązanie kowalencyjne znajdują się bliżej atomu chloru, ponieważ jego elektroujemność jest wyższa niż wodoru. Jednakże różnica w zdolności przyciągania elektronów nie jest na tyle duża, aby nastąpiło całkowite przeniesienie elektronów z atomu wodoru do atomu chloru. Dlatego wiązanie pomiędzy atomami wodoru i chloru można uznać za skrzyżowanie wiązania jonowego (całkowite przeniesienie elektronu) z niepolarnym wiązaniem kowalencyjnym (symetryczne ułożenie pary elektronów pomiędzy dwoma atomami). Częściowy ładunek atomów jest oznaczony grecką literą δ. Takie wiązanie nazywa się polarnym wiązaniem kowalencyjnym, a cząsteczkę chlorowodoru nazywa się polarną, to znaczy ma koniec naładowany dodatnio (atom wodoru) i koniec naładowany ujemnie (atom chloru).

1. Mechanizm wymiany działa, gdy atomy tworzą wspólne pary elektronów, łącząc niesparowane elektrony.

1) H2 - wodór.

Wiązanie zachodzi w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów przez s-elektrony atomów wodoru (nakładające się s-orbitale).

2) HCl - chlorowodór.

Wiązanie zachodzi w wyniku utworzenia wspólnej pary elektronów s- i p-elektronów (nakładające się orbitale s-p).

3) Cl 2: W cząsteczce chloru powstaje wiązanie kowalencyjne z powodu niesparowanych elektronów p (nakładające się orbitale p-p).

4) N ​​2: W cząsteczce azotu między atomami powstają trzy wspólne pary elektronów.

Mechanizm donor-akceptor tworzenia wiązań kowalencyjnych

Dawca ma parę elektronów akceptor- wolny orbital, który może zajmować ta para. W jonie amonowym wszystkie cztery wiązania z atomami wodoru są kowalencyjne: trzy powstały w wyniku utworzenia wspólnych par elektronów przez atom azotu i atomy wodoru zgodnie z mechanizmem wymiany, jedno - poprzez mechanizm donor-akceptor. Wiązania kowalencyjne klasyfikuje się ze względu na sposób nakładania się orbitali elektronów oraz ich przemieszczenie w kierunku jednego ze związanych atomów. Nazywa się wiązania chemiczne powstałe w wyniku nakładania się orbitali elektronów wzdłuż linii wiązania σ - połączenia(wiązania sigma). Wiązanie sigma jest bardzo silne.

Orbitale p mogą nakładać się na siebie w dwóch obszarach, tworząc wiązanie kowalencyjne poprzez boczne nakładanie się.

Wiązania chemiczne powstałe w wyniku „bocznego” nakładania się orbitali elektronowych poza linię wiązania, czyli w dwóch obszarach, nazywane są wiązaniami pi.

W zależności od stopnia przemieszczenia wspólnych par elektronów do jednego z połączonych atomów, wiązanie kowalencyjne może być polarne lub niepolarne. Kowalencyjne wiązanie chemiczne utworzone między atomami o tej samej elektroujemności nazywa się niepolarnym. Pary elektronów nie są przesunięte w stronę żadnego z atomów, ponieważ atomy mają tę samą elektroujemność - właściwość przyciągania elektronów walencyjnych z innych atomów. Na przykład,

to znaczy cząsteczki prostych substancji niemetalowych powstają w wyniku kowalencyjnego wiązania niepolarnego. Kowalencyjne wiązanie chemiczne pomiędzy atomami pierwiastków o różnej elektroujemności nazywa się polarnymi.

Na przykład NH3 oznacza amoniak. Azot jest pierwiastkiem bardziej elektroujemnym niż wodór, więc wspólne pary elektronów są przesunięte w stronę jego atomu.

Charakterystyka wiązania kowalencyjnego: długość i energia wiązania

Charakterystycznymi właściwościami wiązania kowalencyjnego są jego długość i energia. Długość wiązania to odległość pomiędzy jądrami atomowymi. Im krótsza długość wiązania chemicznego, tym jest ono silniejsze. Jednakże miarą siły wiązania jest energia wiązania, która jest określana na podstawie ilości energii potrzebnej do rozerwania wiązania. Zwykle mierzy się go w kJ/mol. Zatem, zgodnie z danymi doświadczalnymi, długości wiązań cząsteczek H2, Cl2 i N2 wynoszą odpowiednio 0,074, 0,198 i 0,109 nm, a energie wiązań wynoszą odpowiednio 436, 242 i 946 kJ/mol.

Jony. Wiązanie jonowe

Istnieją dwie główne możliwości, aby atom przestrzegał reguły oktetu. Pierwszym z nich jest tworzenie wiązań jonowych. (Drugie to utworzenie wiązania kowalencyjnego, które zostanie omówione poniżej). Kiedy tworzy się wiązanie jonowe, atom metalu traci elektrony, a atom niemetalu zyskuje elektrony.

Wyobraźmy sobie, że „spotykają się” dwa atomy: atom metalu z grupy I i atom niemetalu z grupy VII. Atom metalu ma pojedynczy elektron na swoim zewnętrznym poziomie energii, podczas gdy atomowi niemetalu brakuje tylko jednego elektronu, aby jego zewnętrzny poziom był kompletny. Pierwszy atom z łatwością odda drugiemu swój elektron, który jest daleko od jądra i słabo z nim związany, a drugi zapewni mu wolne miejsce na jego zewnętrznym poziomie elektronowym. Wtedy atom pozbawiony jednego ze swoich ładunków ujemnych stanie się cząstką naładowaną dodatnio, a druga cząstką naładowaną ujemnie pod wpływem powstałego elektronu. Takie cząstki nazywane są jonami.

Jest to wiązanie chemiczne występujące pomiędzy jonami. Liczby pokazujące liczbę atomów lub cząsteczek nazywane są współczynnikami, a liczby pokazujące liczbę atomów lub jonów w cząsteczce nazywane są indeksami.

Połączenie metalowe

Metale mają specyficzne właściwości, różniące się od właściwości innych substancji. Takimi właściwościami są stosunkowo wysokie temperatury topnienia, zdolność odbijania światła oraz wysoka przewodność cieplna i elektryczna. Cechy te wynikają z istnienia w metalach specjalnego rodzaju wiązania – wiązania metalicznego.

Wiązanie metaliczne to wiązanie pomiędzy jonami dodatnimi w kryształach metali, powstające w wyniku przyciągania elektronów poruszających się swobodnie po krysztale. Atomy większości metali na poziomie zewnętrznym zawierają niewielką liczbę elektronów - 1, 2, 3. Elektrony te zejść łatwo, a atomy zamieniają się w jony dodatnie. Odłączone elektrony przemieszczają się od jednego jonu do drugiego, wiążąc je w jedną całość. Łącząc się z jonami, elektrony te chwilowo tworzą atomy, po czym ponownie się rozrywają i łączą z innym jonem, itd. Proces zachodzi w nieskończoność, co można schematycznie przedstawić następująco:

W rezultacie w objętości metalu atomy ulegają ciągłej przemianie w jony i odwrotnie. Wiązanie w metalach między jonami poprzez wspólne elektrony nazywa się metalicznym. Wiązanie metaliczne ma pewne podobieństwa do wiązania kowalencyjnego, ponieważ opiera się na współdzieleniu zewnętrznych elektronów. Jednak w przypadku wiązania kowalencyjnego zewnętrzne niesparowane elektrony tylko dwóch sąsiednich atomów są wspólne, podczas gdy w przypadku wiązania metalicznego wszystkie atomy biorą udział w dzieleniu tych elektronów. Dlatego kryształy z wiązaniem kowalencyjnym są kruche, ale z wiązaniem metalowym z reguły są plastyczne, przewodzą prąd elektryczny i mają metaliczny połysk.

Wiązanie metaliczne jest charakterystyczne zarówno dla czystych metali, jak i mieszanin różnych metali - stopów w stanie stałym i ciekłym. Jednak w stanie pary atomy metali są połączone ze sobą wiązaniem kowalencyjnym (na przykład pary sodu wypełniają lampy o żółtym świetle, aby oświetlić ulice dużych miast). Pary metali składają się z pojedynczych cząsteczek (jednoatomowych i dwuatomowych).

Wiązanie metaliczne różni się także od wiązania kowalencyjnego siłą: jego energia jest 3-4 razy mniejsza niż energia wiązania kowalencyjnego.

Energia wiązania to energia potrzebna do rozerwania wiązania chemicznego we wszystkich cząsteczkach tworzących jeden mol substancji. Energie wiązań kowalencyjnych i jonowych są zwykle duże i wynoszą wartości rzędu 100-800 kJ/mol.

Wiązanie wodorowe

Wiązanie chemiczne pomiędzy dodatnio spolaryzowane atomy wodoru w jednej cząsteczce(lub jego części) i ujemnie spolaryzowane atomy pierwiastków silnie elektroujemnych mając wspólne pary elektronów (F, O, N i rzadziej S i Cl), inna cząsteczka (lub jej części) nazywana jest wodorem. Mechanizm tworzenia wiązań wodorowych jest częściowo elektrostatyczny, częściowo d charakter honorowo-akceptujący.

Przykłady międzycząsteczkowych wiązań wodorowych:

W obecności takiego połączenia nawet substancje niskocząsteczkowe mogą w normalnych warunkach być cieczami (alkohol, woda) lub łatwo skroplonymi gazami (amoniak, fluorowodór). W biopolimerach - białkach (struktura drugorzędowa) - występuje wewnątrzcząsteczkowe wiązanie wodorowe pomiędzy tlenem karbonylowym a wodorem grupy aminowej:

Cząsteczki polinukleotydowe – DNA (kwas deoksyrybonukleinowy) – to podwójne helisy, w których dwa łańcuchy nukleotydów są połączone ze sobą wiązaniami wodorowymi. W tym przypadku działa zasada komplementarności, tj. wiązania te powstają pomiędzy pewnymi parami składającymi się z zasad purynowych i pirymidynowych: tymina (T) znajduje się naprzeciwko nukleotydu adeninowego (A), a cytozyna (C) znajduje się naprzeciwko guanina (G).

Substancje posiadające wiązania wodorowe mają molekularne sieci krystaliczne.

7.1. Co to są wiązania chemiczne

W poprzednich rozdziałach zapoznałeś się ze składem i strukturą izolowanych atomów różnych pierwiastków oraz zbadałeś ich charakterystykę energetyczną. Ale w otaczającej nas naturze izolowane atomy są niezwykle rzadkie. Atomy prawie wszystkich pierwiastków „mają tendencję” do łączenia się, tworząc cząsteczki lub inne bardziej złożone cząstki chemiczne. Powszechnie mówi się, że w tym przypadku powstają wiązania chemiczne pomiędzy atomami.

Elektrony biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Dowiesz się, jak to się dzieje, studiując ten rozdział. Ale najpierw musimy odpowiedzieć na pytanie, dlaczego atomy tworzą wiązania chemiczne. Na to pytanie możemy odpowiedzieć nawet nie wiedząc nic o naturze tych połączeń: „Ponieważ jest to korzystne energetycznie!” Ale odpowiadając na pytanie, skąd bierze się przyrost energii podczas tworzenia wiązań, spróbujemy zrozumieć, jak i dlaczego powstają wiązania chemiczne.

Podobnie jak elektronowa budowa atomów, chemia kwantowa szczegółowo i ściśle naukowo bada wiązania chemiczne, a Ty i ja możemy jedynie skorzystać z niektórych najważniejszych wniosków naukowców. W tym przypadku do opisu wiązań chemicznych posłużymy się jednym z najprostszych modeli, który przewiduje istnienie trzech rodzajów wiązań chemicznych (jonowe, kowalencyjne i metaliczne).

Pamiętaj – z dowolnego modelu można kompetentnie korzystać jedynie znając granice stosowalności tego modelu. Model, którym się posłużymy, również ma swoje ograniczenia stosowalności. Przykładowo w ramach tego modelu nie da się opisać wiązań chemicznych w cząsteczkach tlenu, większości borowodorków i niektórych innych substancji. Do opisu wiązań chemicznych w tych substancjach stosuje się bardziej złożone modele.

1. Jeśli łączone atomy różnią się znacznie wielkością, wówczas małe atomy (skłonne do przyjmowania elektronów) pobiorą elektrony od większych atomów (skłonnych do oddawania elektronów) i powstaje wiązanie jonowe. Energia kryształu jonowego jest mniejsza niż energia izolowanych atomów, więc wiązanie jonowe występuje nawet wtedy, gdy atom nie uzupełni całkowicie swojej powłoki elektronowej poprzez oddanie elektronów (może pozostać niekompletny D- Lub F-podpoziom). Spójrzmy na przykłady.

2. Jeśli związane atomy są małe ( 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 wiązanie kowalencyjne.
Tworzenie wiązania kowalencyjnego w przestrzeni można traktować jako nakładanie się chmur elektronowych niesparowanych elektronów walencyjnych różnych atomów. W tym przypadku para elektronów tworzy wspólną chmurę elektronów, która wiąże atomy. Im większa gęstość elektronów w obszarze nakładania się, tym więcej energii jest uwalniane podczas tworzenia takiego wiązania.
Zanim rozważymy najprostsze przykłady tworzenia wiązania kowalencyjnego, zgadzamy się oznaczać elektrony walencyjne atomu kropkami wokół symbolu tego atomu, przy czym para kropek reprezentuje wolne pary elektronów i pary elektronów wiązania kowalencyjnego, oraz pojedyncze kropki reprezentujące niesparowane elektrony. Przy tym oznaczeniu konfiguracja elektronowa wartościowości atomu, na przykład fluoru, będzie reprezentowana przez symbol, a atomu tlenu - . Formuły zbudowane z takich symboli nazywane są formuły elektroniczne lub formuły Lewisa (amerykański chemik Gilbert Newton Lewis zaproponował je w 1916 r.). Wzory elektroniczne pod względem ilości przesyłanych informacji należą do grupy wzorów strukturalnych. Przykłady tworzenia wiązań kowalencyjnych przez atomy:

3. Jeśli związane atomy są duże ( R o > 1A), to wszystkie są mniej lub bardziej skłonne do oddawania swoich elektronów, a ich skłonność do przyjmowania elektronów od innych osób jest niewielka. Dlatego te duże atomy również nie mogą tworzyć między sobą wiązania jonowego. Wiązanie kowalencyjne między nimi również okazuje się niekorzystne, gdyż gęstość elektronów w dużych zewnętrznych obłokach elektronów jest niewielka. W tym przypadku, gdy z takich atomów powstaje substancja chemiczna, elektrony walencyjne wszystkich związanych atomów są wspólne (elektrony walencyjne stają się wspólne dla wszystkich atomów) i powstaje kryształ metalu (lub ciecz), w którym atomy są połączone poprzez wiązanie metaliczne.

Jak określić, jakiego rodzaju wiązania tworzą atomy pierwiastków w określonej substancji?
Według pozycji pierwiastków w naturalnym układzie pierwiastków chemicznych, na przykład:
1. Chlorek cezu CsCl. Atom cezu (grupa IA) jest duży i łatwo oddaje elektron, natomiast atom chloru (grupa VIIA) jest mały i łatwo go przyjmuje, dlatego wiązanie w chlorku cezu jest jonowe.
2. Dwutlenek węgla CO 2 . Atomy węgla (grupa IVA) i tlenu (grupa VIA) nie różnią się zbytnio wielkością - oba są małe. Różnią się nieznacznie tendencją do przyjmowania elektronów, dlatego wiązanie w cząsteczce CO 2 jest kowalencyjne.
3. Azot N 2. Prosta substancja. Związane atomy są identyczne i małe, dlatego wiązanie w cząsteczce azotu jest kowalencyjne.
4. Wapń Ca. Prosta substancja. Związane atomy są identyczne i dość duże, dlatego wiązanie w krysztale wapnia jest metaliczne.
5. Bar-tetraglin BaAl 4 . Atomy obu pierwiastków są dość duże, zwłaszcza atomy baru, więc oba pierwiastki mają tendencję do oddawania jedynie elektronów, stąd wiązanie w tym związku jest metaliczne.

WIĄZANIE JONOWE, WIĄZANIE KOWALENTNE, WIĄZANIE METALI, WARUNKI ICH POWSTANIA.
1. Jaki jest powód łączenia atomów i powstawania między nimi wiązań chemicznych?
2.Dlaczego gazy szlachetne składają się nie z cząsteczek, ale z atomów?
3. Określ rodzaj wiązania chemicznego w związkach binarnych: a) KF, K 2 S, SF 4 ; b) MgO, Mg2Ba, OF2; c) Cu2O, CaSe, SeO2. 4. Określić rodzaj wiązania chemicznego w substancjach prostych: a) Na, P, Fe; b) S 8, F 2, P 4; c) Mg, Pb, Ar.

7.Z. Jony. Wiązanie jonowe

W poprzednim akapicie zapoznałeś się z jonami, które powstają, gdy poszczególne atomy przyjmują lub oddają elektrony. W tym przypadku liczba protonów w jądrze atomowym przestaje być równa liczbie elektronów w powłoce elektronowej, a cząstka chemiczna zyskuje ładunek elektryczny.
Ale jon może również zawierać więcej niż jedno jądro, tak jak w cząsteczce. Taki jon jest pojedynczym układem składającym się z kilku jąder atomowych i powłoki elektronowej. W przeciwieństwie do cząsteczki całkowita liczba protonów w jądrach nie jest równa całkowitej liczbie elektronów w powłoce elektronowej, stąd ładunek elektryczny jonu.

Jakie rodzaje jonów istnieją? To znaczy, czym mogą się różnić?
W zależności od liczby jąder atomowych jony dzielą się na prosty(Lub jednoatomowy), czyli zawierający jedno jądro (na przykład: K, O 2) i złożony(Lub wieloatomowy), czyli zawierający kilka jąder (na przykład: CO 3 2, 3). Jony proste są naładowanymi analogami atomów, a jony złożone są naładowanymi analogami cząsteczek.
W zależności od znaku ładunku jony dzielimy na kationy I aniony.

Przykładowe kationy: K (jon potasu), Fe 2 (jon żelaza), NH 4 (jon amonowy), 2 (jon tetraaminy miedzi). Przykłady anionów: Cl (jon chlorkowy), N 3 (jon azotkowy), PO 4 3 (jon fosforanowy), 4 (jon heksacyjanożelazianowy).

Według wartości ładunku jony dzielą się na pojedynczy strzał(K, Cl, NH 4, NO 3 itp.), podwójnie naładowany(Ca 2, O 2, SO 4 2 itd.) trzy ładowarki(Al 3, PO 4 3 itd.) i tak dalej.

Zatem nazwiemy jon PO 4 3 potrójnie naładowanym anionem złożonym, a jon Ca 2 podwójnie naładowanym kationem prostym.

Ponadto jony różnią się także wielkością. Rozmiar prostego jonu jest określony przez promień tego jonu lub promień jonowy. Wielkość jonów złożonych jest trudniejsza do scharakteryzowania. Promień jonu, podobnie jak promień atomu, nie może być zmierzony bezpośrednio (jak rozumiesz, jon nie ma wyraźnych granic). Dlatego do scharakteryzowania izolowanych jonów używają orbitalne promienie jonowe(przykłady znajdują się w tabeli 17).

Tabela 17. Promienie orbit niektórych prostych jonów

Powstaje pomiędzy atomami o dużej różnicy (>1,5 w skali Paulinga) elektroujemności, w której wspólna para elektronów przechodzi preferencyjnie do atomu o wyższej elektroujemności. Jest to przyciąganie jonów jako ciał o przeciwnych ładunkach. Przykładem jest związek CsF, w którym „stopień jonowości” wynosi 97%. Wiązanie jonowe jest skrajnym przypadkiem polaryzacji polarnego wiązania kowalencyjnego. Powstał pomiędzy typowym metalem i niemetalem. W tym przypadku elektrony z metalu są całkowicie przenoszone na niemetal i powstają jony.

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

Pomiędzy powstałymi jonami zachodzi przyciąganie elektrostatyczne, które nazywa się wiązaniem jonowym. A raczej ten wygląd jest wygodny. W rzeczywistości wiązanie jonowe między atomami w czystej postaci nie występuje nigdzie lub prawie nigdzie; zwykle w rzeczywistości wiązanie ma charakter częściowo jonowy, a częściowo kowalencyjny. Jednocześnie wiązanie złożonych jonów molekularnych często można uznać za czysto jonowe. Najważniejsze różnice między wiązaniami jonowymi a innymi typami wiązań chemicznych to bezkierunkowość i brak nasycenia. Dlatego kryształy powstałe w wyniku wiązań jonowych grawitują w kierunku różnych gęstych upaków odpowiednich jonów.

Charakterystyka Związki takie charakteryzują się dobrą rozpuszczalnością w rozpuszczalnikach polarnych (woda, kwasy itp.). Dzieje się tak z powodu naładowanych części cząsteczki. W tym przypadku dipole rozpuszczalnika przyciągają się do naładowanych końców cząsteczki i w wyniku ruchu Browna „rozrywają” cząsteczkę substancji na kawałki i otaczają je, uniemożliwiając ich ponowne połączenie. Rezultatem są jony otoczone dipolami rozpuszczalnika.

Podczas rozpuszczania takich związków zwykle uwalniana jest energia, ponieważ całkowita energia utworzonych wiązań rozpuszczalnik-jon jest większa niż energia wiązania anion-kation. Wyjątkiem jest wiele soli kwasu azotowego (azotanów), które po rozpuszczeniu pochłaniają ciepło (roztwory schładzają się). Ten ostatni fakt wyjaśnia się na podstawie praw rozpatrywanych w chemii fizycznej.

Przykład tworzenia wiązania jonowego

Rozważmy metodę tworzenia na przykładzie chlorku sodu NaCl. Konfigurację elektronową atomów sodu i chloru można przedstawić w następujący sposób: $\backslash mathsf(Na^(11)\; 1s^22s^22p^63s^1)$ I $\backslash mathsf(Cl^(17)\; 1s^22s^22p^63s^23p^5)$. Są to atomy o niepełnym poziomie energii. Oczywiście, aby je uzupełnić, łatwiej jest atomowi sodu oddać jeden elektron niż zyskać siedem, natomiast atomowi chloru łatwiej jest zyskać jeden elektron niż oddać siedem. Podczas interakcji chemicznej atom sodu całkowicie oddaje jeden elektron, a atom chloru go przyjmuje.

Schematycznie można to zapisać w następujący sposób:

$\backslash mathsf(Na-e\; \backslash rightarrow\; Na^+)$- jon sodu, stabilna powłoka ośmioelektronowa ( $\backslash mathsf(Na^(+)\; 1s^22s^22p^6)$) ze względu na drugi poziom energii. $\backslash mathsf(Cl+e\; \backslash rightarrow\; Cl^-)$- jon chloru, stabilna powłoka ośmioelektronowa.

Między jonami $\backslash mathsf(Na^+)$ I $\backslash mathsf(Cl^-)$ Powstają elektrostatyczne siły przyciągania, w wyniku których powstaje połączenie.

Zobacz też

Napisz recenzję o artykule "Wiązanie jonowe"

Spinki do mankietów

Fragment charakteryzujący wiązanie jonowe

Po okrążeniu całej linii wojsk od prawej do lewej flanki książę Andriej wspiął się do baterii, z której według oficera dowództwa widoczne było całe pole. Tutaj zsiadł z konia i zatrzymał się przy najbardziej oddalonym z czterech dział, które zostały usunięte z gałęzi. Przed działami szedł wartowniczy artylerzysta, który leżał wyciągnięty przed oficerem, ale na dany mu znak podjął na nowo swój mundurowy, nudny spacer. Za działami znajdowały się gałęzie, a dalej z tyłu znajdował się słup zaczepowy i ostrzał artyleryjski. Na lewo, niedaleko najdalszego działa, znajdowała się nowa wiklinowa chata, z której słychać było ożywione głosy oficerów.
Rzeczywiście, z baterii był widok na prawie całą lokalizację wojsk rosyjskich i większość wroga. Naprzeciwko baterii, na horyzoncie przeciwległego pagórka, widoczna była wioska Shengraben; po lewej i prawej stronie widać było w trzech miejscach, wśród dymów ich pożarów, masy wojsk francuskich, których oczywiście większość znajdowała się w samej wiosce i za górą. Na lewo od wioski, w dymie, wydawało się, że znajduje się coś podobnego do baterii, ale nie można było mu się dokładnie przyjrzeć gołym okiem. Nasza prawa flanka znajdowała się na dość stromym wzniesieniu, które dominowało nad francuską pozycją. Wzdłuż niego ustawiono naszą piechotę, a smoki były widoczne na samym skraju. W centrum, gdzie znajdowała się bateria Tushin, z której książę Andriej oglądał tę pozycję, było najłagodniejsze i najprostsze zejście i podejście do strumienia, który oddzielał nas od Shengraben. Z lewej strony nasze oddziały przylegały do ​​lasu, gdzie dymiły ogniska naszej piechoty rąbiącej drewno. Linia francuska była szersza od naszej i było jasne, że Francuzi z łatwością mogą nas ominąć z obu stron. Za naszą pozycją znajdował się stromy i głęboki wąwóz, wzdłuż którego artylerii i kawalerii trudno było się wycofać. Książę Andriej, opierając się na armacie i wyjmując portfel, narysował dla siebie plan rozmieszczenia wojsk. Zrobił notatki ołówkiem w dwóch miejscach, zamierzając przekazać je Bagrationowi. Zamierzał po pierwsze skoncentrować całą artylerię w centrum, a po drugie przenieść kawalerię z powrotem na drugą stronę wąwozu. Książę Andriej, stale przebywając z naczelnym wodzem, monitorując ruchy mas i rozkazów generalnych oraz stale zajmując się historycznymi opisami bitew, a w tej nadchodzącej sprawie mimowolnie myślał o przyszłym przebiegu działań wojennych jedynie w kategoriach ogólnych. Wyobrażał sobie jedynie następujące poważne wypadki: „Jeśli wróg rozpocznie atak na prawą flankę” – mówił sobie – „Grenadier Kijowski i Jaeger Podolski będą musieli utrzymać swoje pozycje, dopóki nie zbliżą się do nich rezerwy centrum. W takim przypadku smoki mogą uderzyć na flankę i obalić ich. W razie ataku na centrum stawiamy na tym wzgórzu centralną baterię i pod jej osłoną ściągamy lewą flankę i wycofamy się schodami do wąwozu” – myślał sobie…

Jonowe wiązanie chemiczne to wiązanie powstające pomiędzy atomami pierwiastków chemicznych (jonami naładowanymi dodatnio lub ujemnie). Czym więc jest wiązanie jonowe i jak powstaje?

Ogólna charakterystyka jonowych wiązań chemicznych

Jony to cząstki posiadające ładunek, w który atomy zamieniają się w procesie oddawania lub przyjmowania elektronów. Przyciągają się do siebie dość mocno, dlatego substancje z tego typu wiązaniem mają wysoką temperaturę wrzenia i topnienia.

Ryż. 1. Jony.

Wiązanie jonowe to wiązanie chemiczne pomiędzy różnymi jonami ze względu na ich przyciąganie elektrostatyczne. Można to uznać za przypadek graniczny wiązania kowalencyjnego, gdy różnica elektroujemności połączonych atomów jest tak duża, że ​​następuje całkowite rozdzielenie ładunków.

Ryż. 2. Jonowe wiązanie chemiczne.

Powszechnie uważa się, że wiązanie staje się elektroniczne, jeśli EO wynosi > 1,7.

Różnica w wartości elektroujemności jest tym większa, im dalej od siebie znajdują się pierwiastki w układzie okresowym. Wiązanie to jest charakterystyczne dla metali i niemetali, zwłaszcza tych znajdujących się w najbardziej odległych grupach, na przykład I i VII.

Przykład: sól kuchenna, chlorek sodu NaCl:

Ryż. 3. Schemat jonowego wiązania chemicznego chlorku sodu.

W kryształach istnieje wiązanie jonowe, które jest mocne i długie, ale nie nasycone i nieukierunkowane. Wiązanie jonowe jest charakterystyczne tylko dla substancji złożonych, takich jak sole, zasady i niektóre tlenki metali. W stanie gazowym substancje te występują w postaci cząsteczek jonowych.

Jonowe wiązania chemiczne tworzą się pomiędzy typowymi metalami i niemetalami. Elektrony są koniecznie przenoszone z metalu na niemetal, tworząc jony. Rezultatem jest przyciąganie elektrostatyczne zwane wiązaniem jonowym.

W rzeczywistości nie występuje wiązanie całkowicie jonowe. Tak zwane wiązanie jonowe ma charakter częściowo jonowy, a częściowo kowalencyjny. Jednak wiązanie złożonych jonów molekularnych można uznać za jonowe.

Przykłady tworzenia wiązań jonowych

Istnieje kilka przykładów tworzenia wiązań jonowych:

• interakcja pomiędzy wapniem i fluorem

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

– wapniu łatwiej jest oddać dwa elektrony niż pozyskać brakujące.

F 0 (atom)+1е= F- (jon)

– fluor natomiast łatwiej przyjąć jeden elektron, niż oddać siedem elektronów.

Znajdźmy najmniejszą wspólną wielokrotność ładunków powstałych jonów. Jest ona równa 2. Wyznaczmy liczbę atomów fluoru, które przyjmą dwa elektrony z atomu wapnia: 2:1 = 2,4.

Stwórzmy wzór na jonowe wiązanie chemiczne:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• interakcja sodu i tlenu