Enlace químico iónico (electrovalente)- un enlace provocado por la formación de pares de electrones debido a la transferencia de electrones de valencia de un átomo a otro. Característica para compuestos de metales con los no metales más típicos, por ejemplo:
Na + + Cl - = Na + Cl
El mecanismo de formación de enlaces iónicos se puede considerar utilizando el ejemplo de la reacción entre sodio y cloro. Un átomo de metal alcalino pierde fácilmente un electrón, mientras que un átomo de halógeno gana uno. Como resultado, se forman un catión sodio y un ion cloruro. Forman una conexión debido a la atracción electrostática entre ellos.
La interacción entre cationes y aniones no depende de la dirección, por lo que se dice que el enlace iónico no es direccional. Cada catión puede atraer cualquier número de aniones y viceversa. Por eso el enlace iónico está insaturado. El número de interacciones entre iones en estado sólido está limitado únicamente por el tamaño del cristal. Por tanto, el cristal completo debe considerarse una “molécula” de un compuesto iónico.
Prácticamente no existe un enlace iónico ideal. Incluso en aquellos compuestos que habitualmente se clasifican como iónicos, no existe una transferencia completa de electrones de un átomo a otro; Los electrones siguen siendo parcialmente de uso común. Por tanto, el enlace del fluoruro de litio es 80% iónico y 20% covalente. Por tanto, es más correcto hablar de grado de ionicidad(polaridad) de un enlace químico covalente. Se cree que con una diferencia de electronegatividad de los elementos de 2,1, el enlace es 50% iónico. Si la diferencia es mayor, el compuesto puede considerarse iónico.
El modelo iónico de enlace químico se utiliza ampliamente para describir las propiedades de muchas sustancias, principalmente compuestos de metales alcalinos y alcalinotérreos con no metales. Esto se debe a la simplicidad de la descripción de tales compuestos: se cree que están formados por esferas cargadas incompresibles correspondientes a cationes y aniones. En este caso, los iones tienden a disponerse de tal forma que las fuerzas de atracción entre ellos sean máximas y las fuerzas de repulsión mínimas.
Enlace de hidrógeno
Un enlace de hidrógeno es un tipo especial de enlace químico. Se sabe que los compuestos de hidrógeno con no metales altamente electronegativos, como F, O, N, tienen puntos de ebullición anormalmente altos. Si en la serie H 2 Te–H 2 Se–H 2 S el punto de ebullición disminuye naturalmente, entonces al pasar de H 2 Sc a H 2 O hay un salto brusco hacia un aumento de esta temperatura. La misma imagen se observa en la serie de ácidos hidrohálicos. Esto indica la presencia de una interacción específica entre las moléculas de H 2 O y las moléculas de HF. Tal interacción debería dificultar que las moléculas se separen entre sí, es decir. reducir su volatilidad y, en consecuencia, aumentar el punto de ebullición de las sustancias correspondientes. Debido a la gran diferencia en EO, los enlaces químicos H – F, H – O, H – N están altamente polarizados. Por tanto, el átomo de hidrógeno tiene carga efectiva positiva (δ +), y los átomos de F, O y N tienen un exceso de densidad electrónica, y están cargados negativamente ( -). Debido a la atracción de Coulomb, el átomo de hidrógeno cargado positivamente de una molécula interactúa con el átomo electronegativo de otra molécula. Debido a esto, las moléculas se atraen entre sí (los puntos gruesos indican enlaces de hidrógeno).
Hidrógeno es un enlace que se forma a través de un átomo de hidrógeno que forma parte de una de dos partículas conectadas (moléculas o iones). Energía del enlace de hidrógeno ( 21–29 kJ/mol o 5–7 kcal/mol) aproximadamente 10 veces menos energía de un enlace químico ordinario. Sin embargo, el enlace de hidrógeno determina la existencia de moléculas diméricas (H 2 O) 2, (HF) 2 y ácido fórmico en pares.
En una serie de combinaciones de átomos HF, HO, HN, HCl, HS, la energía del enlace de hidrógeno disminuye. También disminuye al aumentar la temperatura, por lo que las sustancias en estado de vapor presentan enlaces de hidrógeno sólo en pequeña medida; es característico de sustancias en estado líquido y sólido. Sustancias como agua, hielo, amoníaco líquido, ácidos orgánicos, alcoholes y fenoles se combinan para formar dímeros, trímeros y polímeros. En estado líquido, los dímeros son los más estables.
Enlace iónico
Teoría del enlace químico acepta el lugar más importante de la química moderna. Ella Explica por qué los átomos se combinan para formar partículas químicas., Y le permite comparar la estabilidad de estas partículas. Usando teoría del enlace químico, Poder predecir la composición y estructura de varios compuestos. Concepto de la ruptura de algunos enlaces químicos y la formación de otros es la base ideas modernas sobre las transformaciones de sustancias durante reacciones químicas .
Enlace químico- Este interacción de átomos , determinar la estabilidad de una partícula química o cristal en su conjunto . Enlace químico se forma debido a interacción electrostática entre partículas cargadas : cationes y aniones, núcleos y electrones. Cuando los átomos se juntan, comienzan a actuar fuerzas de atracción entre el núcleo de un átomo y los electrones de otro, así como fuerzas de repulsión entre núcleos y entre electrones. En cierta distancia estos las fuerzas se equilibran entre sí, Y se forma una partícula química estable .
Cuando se forma un enlace químico, puede producirse una redistribución significativa de la densidad electrónica de los átomos del compuesto en comparación con los átomos libres.
En el caso extremo, esto conduce a la formación de partículas cargadas: iones (del griego "ion" - ir).
1 interacción de iones
Si átomo pierde uno o varios electrones, luego él se convierte en un ion positivo - catión(traducido del griego - “ bajando"). Así se forman cationes hidrógeno H + , litio Li + , bario Ba 2+ . Al adquirir electrones, los átomos se convierten en iones negativos: aniones.(del griego "anión" - subiendo). Ejemplos de aniones son ion fluoruro F−, ion sulfuro S 2− .
cationes Y aniones capaz atraerse unos a otros. En este caso surge enlace químico, Y se forman compuestos químicos. Este tipo de enlace químico se llama enlace iónico :
2 Definición de enlace iónico
Enlace iónico es un enlace químico educado debido a atracción electrostática entre cationes Y aniones .
El mecanismo de formación de enlaces iónicos se puede considerar usando el ejemplo de una reacción entre sodio y cloro . Un átomo de metal alcalino pierde fácilmente un electrón., A átomo de halógeno - adquiere. Como resultado de esto hay catión de sodio Y ion cloruro. Forman una conexión debido a atracción electrostática entre ellos .
Interacción entre cationes Y aniones independiente de la dirección, Es por eso sobre el enlace iónico ellos hablan como no direccional. Cada catión Tal vez atraer cualquier cantidad de aniones, Y viceversa. Es por eso enlace iónico es insaturado. Número Las interacciones entre iones en estado sólido están limitadas sólo por el tamaño del cristal.. Es por eso " molécula " El compuesto iónico debe considerarse el cristal completo. .
por la ocurrencia enlace iónico necesario, a suma de valores de energía de ionización yo(formar un catión) Y afinidad electronica una e(para la formación de aniones) debe ser energéticamente favorable. Este Limita la formación de enlaces iónicos por átomos metálicos activos.(elementos de los grupos IA y IIA, algunos elementos del grupo IIIA y algunos elementos de transición) y no metales activos(halógenos, calcógenos, nitrógeno).
Prácticamente no existe un enlace iónico ideal.. Incluso en aquellos compuestos que habitualmente se clasifican como iónico , No hay transferencia completa de electrones de un átomo a otro. ; Los electrones siguen siendo parcialmente de uso común.. Sí, la conexión es fluoruro de litio en un 80% iónico, y en un 20% - covalente. Por tanto, es más correcto hablar de grado de ionicidad (polaridad) enlace químico covalente. Se cree que con la diferencia electronegatividades elementos 2.1 comunicación Está encendido 50% iónico. En mayor diferencia compuesto puede considerarse iónico .
El modelo iónico de enlace químico se utiliza ampliamente para describir las propiedades de muchas sustancias., en primer lugar, conexiones alcalino Y metales alcalinotérreos con no metales. Esto es debido simplicidad de descripción de tales conexiones: se cree que fue construido a partir de esferas cargadas incompresibles, respondiendo cationes y aniones. En este caso, los iones tienden a disponerse de tal manera que las fuerzas de atracción entre ellos sean máximas y las fuerzas de repulsión mínimas.
Enlace iónico- un fuerte enlace químico formado entre átomos con gran diferencia (>1,7 en la escala de Pauling) electronegatividad, con la cual el par de electrones compartido se transfiere completamente al átomo con mayor electronegatividad.Ésta es la atracción de los iones como cuerpos con cargas opuestas. Un ejemplo es el compuesto CsF, cuyo “grado de ionicidad” es del 97%.
Enlace iónico - caso extremo polarización del enlace polar covalente. Formado entre metal y no metal típicos. En este caso, los electrones del metal. cambiar completamente a no metal . Se forman iones.
Si se forma un enlace químico entre átomos que tienen diferencia de electronegatividad muy grande (EO > 1,7 según Pauling), entonces el par de electrones total es completamente se mueve hacia un átomo con mayor EO. El resultado de esto es la formación de un compuesto. iones con carga opuesta :
Entre los iones formados surge atracción electrostática Lo que es llamado enlace iónico. O mejor dicho, esta mirada conveniente. En la práctica enlace iónico entre átomos en en su forma pura no se realiza en ninguna parte o casi en ninguna parte, normalmente en realidad la conexión es parcialmente iónico , y de naturaleza parcialmente covalente. Al mismo tiempo la comunicación iones moleculares complejos A menudo se puede considerar puramente iónico.. Las diferencias más importantes entre los enlaces iónicos y otros tipos de enlaces químicos son falta de dirección y saturación. Es por eso que los cristales formados debido a enlaces iónicos gravitan hacia diferentes empaquetamientos densos de los iones correspondientes.
3 radios iónicos
en sencillo modelo electrostático de enlace iónico se utiliza el concepto radios iónicos . La suma de los radios del catión y del anión vecinos debe ser igual a la distancia internuclear correspondiente. :
r 0 = r + + r −
Al mismo tiempo queda poco claro donde gastar límite entre catión y anión . Hoy se sabe , que no existe un enlace puramente iónico, como siempre hay cierta superposición de nubes de electrones. Para Los cálculos de los radios de iones utilizan métodos de investigación., cual Le permite determinar la densidad electrónica entre dos átomos. . La distancia internuclear se divide en el punto., Dónde la densidad electrónica es mínima .
Los tamaños de los iones dependen de muchos factores.. En carga constante del ion con número atómico creciente(y consecuentemente, Depósito) El radio iónico disminuye. Esto se nota especialmente en la serie de los lantánidos, Dónde Los radios iónicos varían monótonamente desde 117 pm para (La 3+) hasta 100 pm (Lu 3+) con un número de coordinación de 6.. Este efecto se llama compresión de lantánidos .
EN grupos de elementos Los radios iónicos generalmente aumentan al aumentar el número atómico.. Sin embargo Para d-elementos del cuarto y quinto periodo debido a la compresión de los lantánidos incluso puede producirse una disminución del radio iónico(por ejemplo, desde las 73 h para Zr 4+ hasta las 72 h para Hf 4+ con un número de coordinación 4).
Durante el período hay una disminución notable en el radio iónico. relacionado con mayor atracción de electrones hacia el núcleo con un aumento simultáneo en la carga del núcleo y la carga del ion mismo: 116 pm para Na+, 86 pm para Mg 2+, 68 pm para Al 3+ (coordinación número 6). Por la misma razón un aumento en la carga de un ion da como resultado una disminución en el radio iónico de un elemento: Fe 2+ 77 hs, Fe 3+ 63 hs, Fe 6+ 39 hs (coordinación número 4).
Comparación radios iónicos Poder realizar únicamente con el mismo número de coordinación, porque el Afecta el tamaño del ion debido a las fuerzas de repulsión entre los contraiones.. Esto se ve claramente en el ejemplo. ion Ag+; su radio iónico es 81, 114 y 129 pm Para números de coordinación 2, 4 y 6 , respectivamente .
Estructura compuesto iónico ideal, condicionado Atracción máxima entre iones diferentes y repulsión mínima entre iones similares., de muchas maneras determinado por la relación de los radios iónicos de cationes y aniones. Esto se puede mostrar construcciones geométricas simples.
4 energía de enlace iónico
Comunicaciones energéticas Y para compuesto iónico- Este energía, Qué esta en liberado durante su formación a partir de contraiones gaseosos infinitamente distantes entre sí . Considerando solo las fuerzas electrostáticas, corresponde aproximadamente el 90% de la energía total de interacción., cual También incluye la contribución de fuerzas no electrostáticas.(Por ejemplo, repulsión de la capa de electrones).
Se mueve preferentemente hacia el átomo con mayor electronegatividad. Ésta es la atracción de los iones como cuerpos con cargas opuestas. Un ejemplo es el compuesto CsF, cuyo “grado de ionicidad” es del 97%. El enlace iónico es un caso extremo de polarización del enlace covalente. Formado entre un metal típico y un no metal. En este caso, los electrones del metal se transfieren completamente al no metal y se forman iones.
A ⋅ + ⋅ B → A + [ : B − ] (\displaystyle (\mathsf (A))\cdot +\cdot (\mathsf (B))\to (\mathsf (A))^(+)[: (\mathsf (B))^(-)])Entre los iones resultantes se produce una atracción electrostática, lo que se denomina enlace iónico. O mejor dicho, este look es conveniente. De hecho, el enlace iónico entre átomos en su forma pura no se realiza en ninguna parte o casi en ninguna parte; de hecho, por lo general, el enlace es en parte iónico y en parte covalente por naturaleza. Al mismo tiempo, el enlace de iones moleculares complejos a menudo puede considerarse puramente iónico. Las diferencias más importantes entre los enlaces iónicos y otros tipos de enlaces químicos son su no direccionalidad y su no saturación. Es por eso que los cristales formados debido a enlaces iónicos gravitan hacia diferentes empaquetamientos densos de los iones correspondientes.
Características Estos compuestos tienen buena solubilidad en disolventes polares (agua, ácidos, etc.). Esto ocurre debido a las partes cargadas de la molécula. En este caso, los dipolos del disolvente son atraídos por los extremos cargados de la molécula y, como resultado del movimiento browniano, "rompen" la molécula de la sustancia en pedazos y la rodean, impidiendo que se conecten nuevamente. El resultado son iones rodeados por dipolos de disolvente.
Cuando tales compuestos se disuelven, generalmente se libera energía, ya que la energía total de los enlaces ion-solvente formados es mayor que la energía del enlace anión-catión. Las excepciones son muchas sales de ácido nítrico (nitratos), que absorben calor cuando se disuelven (las soluciones se enfrían). Este último hecho se explica sobre la base de leyes que se consideran en química física. Interacción iónica
Si un átomo pierde uno o más electrones, se convierte en un ion positivo, un catión (traducido del griego, "descendiendo"). Así se forman los cationes de hidrógeno H+, litio Li+ y bario Ba2+. Al adquirir electrones, los átomos se convierten en iones negativos: aniones (del griego "anión", subiendo). Ejemplos de aniones son el ion fluoruro F−, el ion sulfuro S2−.
Los cationes y aniones pueden atraerse entre sí. En este caso, se produce un enlace químico y se forman compuestos químicos. Este tipo de enlace químico se llama enlace iónico:
Un enlace iónico es un enlace químico formado por atracción electrostática entre cationes y aniones.
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Ejemplo de formación de enlaces iónicos
Consideremos el método de formación usando el ejemplo del "cloruro de sodio". NaCl. La configuración electrónica de los átomos de sodio y cloro se puede representar de la siguiente manera: N a 11 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 (\displaystyle (\mathsf (Na^(11)1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)))) Y C l 17 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 (\displaystyle (\mathsf (Cl^(17)1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2) 3p^(5)))). Estos son átomos con niveles de energía incompletos. Evidentemente, para completarlos, a un átomo de sodio le resulta más fácil ceder un electrón que ganar siete, y a un átomo de cloro le resulta más fácil ganar un electrón que ceder siete. Durante una interacción química, el átomo de sodio cede completamente un electrón y el átomo de cloro lo acepta.
Esquemáticamente, esto se puede escribir así:
N a − e → N a + (\displaystyle (\mathsf (Na-e\rightarrow Na^(+))))- ion sodio, capa estable de ocho electrones ( N a + 1 s 2 2 s 2 2 p 6 (\displaystyle (\mathsf (Na^(+)1s^(2)2s^(2)2p^(6))))) debido al segundo nivel de energía. C l + mi → C l − (\displaystyle (\mathsf (Cl+e\rightarrow Cl^(-))))- ion cloro, capa estable de ocho electrones.Entre iones N a + (\displaystyle (\mathsf (Na^(+)))) Y C l − (\displaystyle (\mathsf (Cl^(-)))) Surgen fuerzas de atracción electrostáticas que dan como resultado la formación de una conexión.
Enlace iónico
(Se utilizaron materiales del sitio http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)
El enlace iónico se produce mediante atracción electrostática entre iones con cargas opuestas. Estos iones se forman como resultado de la transferencia de electrones de un átomo a otro. Un enlace iónico se forma entre átomos que tienen grandes diferencias en electronegatividad (generalmente mayores que 1,7 en la escala de Pauling), por ejemplo, entre átomos de metales alcalinos y halógenos.
Consideremos la aparición de un enlace iónico usando el ejemplo de la formación de NaCl.
De fórmulas electrónicas de átomos.
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 y
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Se puede observar que para completar el nivel exterior, es más fácil para un átomo de sodio ceder un electrón que ganar siete, y para un átomo de cloro es más fácil ganar un electrón que ganar siete. En las reacciones químicas, el átomo de sodio cede un electrón y el átomo de cloro lo toma. Como resultado, las capas electrónicas de los átomos de sodio y cloro se transforman en capas electrónicas estables de gases nobles (configuración electrónica del catión sodio
Na + 1s 2 2s 2 2p 6,
y la configuración electrónica del anión cloro es
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
La interacción electrostática de iones conduce a la formación de una molécula de NaCl.
La naturaleza del enlace químico a menudo se refleja en el estado de agregación y las propiedades físicas de la sustancia. Los compuestos iónicos como el cloruro de sodio NaCl son duros y refractarios porque existen poderosas fuerzas de atracción electrostática entre las cargas de sus iones “+” y “-”.
El ion cloro cargado negativamente atrae no sólo “su” ion Na+, sino también otros iones de sodio a su alrededor. Esto lleva al hecho de que cerca de cualquiera de los iones no hay un ion con el signo opuesto, sino varios.
La estructura de un cristal de cloruro de sodio NaCl.
De hecho, hay 6 iones de sodio alrededor de cada ion de cloro y 6 iones de cloro alrededor de cada ion de sodio. Este empaquetamiento ordenado de iones se llama cristal iónico. Si se aísla un solo átomo de cloro en un cristal, entre los átomos de sodio que lo rodean ya no es posible encontrar aquel con el que reaccionó el cloro.
Atraídos entre sí por fuerzas electrostáticas, los iones son extremadamente reacios a cambiar de ubicación bajo la influencia de fuerzas externas o un aumento de temperatura. Pero si el cloruro de sodio se funde y se continúa calentando al vacío, se evapora y forma moléculas diatómicas de NaCl. Esto sugiere que las fuerzas de enlace covalente nunca se desactivan por completo.
Características básicas de los enlaces iónicos y propiedades de los compuestos iónicos.
1. Un enlace iónico es un enlace químico fuerte. La energía de este enlace es del orden de 300 – 700 kJ/mol.
2. A diferencia de un enlace covalente, un enlace iónico no es direccional porque un ion puede atraer hacia sí mismo iones de signo opuesto en cualquier dirección.
3. A diferencia de un enlace covalente, un enlace iónico está insaturado, ya que la interacción de iones de signo opuesto no conduce a una compensación mutua completa de sus campos de fuerza.
4. Durante la formación de moléculas con un enlace iónico, no se produce una transferencia completa de electrones, por lo que no existen enlaces cien por cien iónicos en la naturaleza. En la molécula de NaCl, el enlace químico es sólo un 80% iónico.
5. Los compuestos con enlaces iónicos son sólidos cristalinos que tienen altos puntos de fusión y ebullición.
6. La mayoría de los compuestos iónicos son solubles en agua. Las soluciones y masas fundidas de compuestos iónicos conducen corriente eléctrica.
Conexión metálica
Los cristales metálicos están estructurados de manera diferente. Si examina un trozo de sodio metálico, encontrará que su apariencia es muy diferente a la de la sal de mesa. El sodio es un metal blando, se corta fácilmente con un cuchillo, se aplana con un martillo y se puede derretir fácilmente en una taza sobre una lámpara de alcohol (punto de fusión 97,8 o C). En un cristal de sodio, cada átomo está rodeado por otros ocho átomos similares.
Estructura cristalina del Na metálico.
La figura muestra que el átomo de Na en el centro del cubo tiene 8 vecinos más cercanos. Pero lo mismo puede decirse de cualquier otro átomo de un cristal, ya que todos son iguales. El cristal consta de fragmentos que se repiten "infinitamente" como se muestra en esta figura.
Los átomos de metal en el nivel de energía exterior contienen una pequeña cantidad de electrones de valencia. Dado que la energía de ionización de los átomos metálicos es baja, los electrones de valencia se retienen débilmente en estos átomos. Como resultado, aparecen iones cargados positivamente y electrones libres en la red cristalina de los metales. En este caso, los cationes metálicos se encuentran en los nodos. red cristalina, y los electrones se mueven libremente en el campo de los centros positivos formando el llamado "gas de electrones".
La presencia de un electrón cargado negativamente entre dos cationes hace que cada catión interactúe con este electrón.
De este modo, El enlace metálico es el enlace entre iones positivos en cristales metálicos que se produce mediante la atracción de electrones que se mueven libremente por todo el cristal.
Dado que los electrones de valencia de un metal están distribuidos uniformemente por todo el cristal, un enlace metálico, como un enlace iónico, es un enlace no direccional. A diferencia de un enlace covalente, un enlace metálico es un enlace insaturado. Un enlace metálico también se diferencia de un enlace covalente en su fuerza. La energía de un enlace metálico es aproximadamente de tres a cuatro veces menor que la energía de un enlace covalente.
Debido a la alta movilidad del gas de electrones, los metales se caracterizan por una alta conductividad eléctrica y térmica.
El cristal metálico parece bastante simple, pero en realidad su estructura electrónica es más compleja que la de los cristales de sal iónica. No hay suficientes electrones en la capa electrónica externa de los elementos metálicos para formar un enlace iónico o covalente de “octeto” completo. Por lo tanto, en estado gaseoso, la mayoría de los metales están formados por moléculas monoatómicas (es decir, átomos individuales no conectados entre sí). Un ejemplo típico es el vapor de mercurio. Por tanto, el enlace metálico entre átomos metálicos se produce sólo en el estado de agregación líquido y sólido.
Un enlace metálico se puede describir de la siguiente manera: algunos de los átomos metálicos en el cristal resultante ceden sus electrones de valencia al espacio entre los átomos (para el sodio esto es...3s1), convirtiéndose en iones. Dado que todos los átomos metálicos de un cristal son iguales, cada uno tiene la misma probabilidad de perder un electrón de valencia.
En otras palabras, la transferencia de electrones entre átomos metálicos neutros e ionizados se produce sin consumo de energía. En este caso, algunos electrones siempre acaban en el espacio entre los átomos en forma de “gas de electrones”.
Estos electrones libres, en primer lugar, mantienen los átomos metálicos a una cierta distancia de equilibrio entre sí.
En segundo lugar, dan a los metales un "brillo metálico" característico (los electrones libres pueden interactuar con los cuantos de luz).
En tercer lugar, los electrones libres proporcionan a los metales una buena conductividad eléctrica. La alta conductividad térmica de los metales también se explica por la presencia de electrones libres en el espacio interatómico: "responden" fácilmente a los cambios de energía y contribuyen a su rápida transferencia en el cristal.
Un modelo simplificado de la estructura electrónica de un cristal metálico.
******** Usando el metal sodio como ejemplo, consideremos la naturaleza del enlace metálico desde el punto de vista de las ideas sobre los orbitales atómicos. El átomo de sodio, como muchos otros metales, carece de electrones de valencia, pero tiene orbitales de valencia libres. El único electrón 3s del sodio es capaz de moverse a cualquiera de los orbitales vecinos libres y de energía cercana. A medida que los átomos de un cristal se acercan, los orbitales externos de los átomos vecinos se superponen, lo que permite que los electrones cedidos se muevan libremente por todo el cristal.
Sin embargo, el "gas de electrones" no es tan desordenado como podría parecer. Los electrones libres en un cristal metálico se encuentran en orbitales superpuestos y, hasta cierto punto, están compartidos, formando algo así como enlaces covalentes. En sodio, potasio, rubidio y otros. elementos s metálicos Simplemente hay pocos electrones socializados, por lo que sus cristales son frágiles y fusibles. A medida que aumenta el número de electrones de valencia, generalmente aumenta la resistencia de los metales.
Por tanto, los enlaces metálicos tienden a formarse por elementos cuyos átomos tienen pocos electrones de valencia en sus capas exteriores. Estos electrones de valencia, que realizan el enlace metálico, se comparten tanto que pueden moverse por todo el cristal del metal y proporcionar una alta conductividad eléctrica del metal.
Un cristal de NaCl no conduce electricidad porque no hay electrones libres en el espacio entre los iones. Todos los electrones donados por los átomos de sodio están firmemente retenidos por los iones de cloro. Ésta es una de las diferencias significativas entre los cristales iónicos y los metálicos.
Lo que ahora sabes sobre los enlaces metálicos ayuda a explicar la alta maleabilidad (ductilidad) de la mayoría de los metales. El metal se puede aplanar hasta formar una lámina delgada y transformarlo en alambre. El hecho es que las capas individuales de átomos en un cristal metálico pueden deslizarse unas sobre otras con relativa facilidad: el “gas electrónico” móvil suaviza constantemente el movimiento de los iones positivos individuales, protegiéndolos unos de otros.
Por supuesto, nada parecido se puede hacer con la sal de mesa, aunque la sal también es una sustancia cristalina. En los cristales iónicos, los electrones de valencia están estrechamente unidos al núcleo del átomo. El desplazamiento de una capa de iones con respecto a otra acerca los iones de la misma carga y provoca una fuerte repulsión entre ellos, como resultado de lo cual se destruye el cristal (el NaCl es una sustancia frágil).
El desplazamiento de las capas de un cristal iónico provoca la aparición de grandes fuerzas repulsivas entre iones similares y la destrucción del cristal.
Navegación
- Resolver problemas combinados basados en características cuantitativas de una sustancia.
- Resolución de problemas. La ley de constancia de la composición de sustancias. Cálculos utilizando los conceptos de “masa molar” y “cantidad química” de una sustancia.
7.1. ¿Qué son los enlaces químicos?
En capítulos anteriores, se familiarizó con la composición y estructura de átomos aislados de varios elementos y estudió sus características energéticas. Pero en la naturaleza que nos rodea, los átomos aislados son extremadamente raros. Los átomos de casi todos los elementos "tienden" a combinarse para formar moléculas u otras partículas químicas más complejas. Comúnmente se dice que en este caso surgen enlaces químicos entre átomos.
Los electrones participan en la formación de enlaces químicos. Aprenderá cómo sucede esto estudiando este capítulo. Pero primero debemos responder a la pregunta de por qué los átomos forman enlaces químicos. Podemos responder a esta pregunta incluso sin saber nada sobre la naturaleza de estas conexiones: “¡Porque es energéticamente beneficioso!” Pero, respondiendo a la pregunta de dónde proviene la ganancia de energía cuando se forman los enlaces, intentaremos comprender cómo y por qué se forman los enlaces químicos.
Al igual que la estructura electrónica de los átomos, la química cuántica estudia los enlaces químicos en detalle y de forma estrictamente científica, y usted y yo sólo podemos aprovechar algunas de las conclusiones más importantes de los científicos. En este caso, para describir los enlaces químicos utilizaremos uno de los modelos más simples, que prevé la existencia de tres tipos de enlaces químicos (iónicos, covalentes y metálicos).
Recuerde: puede utilizar cualquier modelo de forma competente sólo si conoce los límites de aplicabilidad de este modelo. El modelo que utilizaremos también tiene sus límites de aplicabilidad. Por ejemplo, en el marco de este modelo es imposible describir los enlaces químicos en las moléculas de oxígeno, la mayoría de los borohidruros y algunas otras sustancias. Se utilizan modelos más complejos para describir los enlaces químicos en estas sustancias.
1. Si los átomos que se unen son de tamaño muy diferente, entonces los átomos pequeños (propensos a aceptar electrones) tomarán electrones de los átomos más grandes (propensos a donar electrones) y se forma un enlace iónico. La energía de un cristal iónico es menor que la energía de los átomos aislados, por lo que se produce un enlace iónico incluso cuando el átomo no logra completar completamente su capa electrónica mediante la donación de electrones (puede permanecer incompleta). d- o F-subnivel). Veamos ejemplos.
2. Si los átomos unidos son pequeños ( r oh<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 enlace covalente.
La formación de un enlace covalente en el espacio puede considerarse como la superposición de nubes de electrones de electrones de valencia desapareados de diferentes átomos. En este caso, un par de electrones forma una nube de electrones común que une los átomos. Cuanto mayor es la densidad de electrones en la región de superposición, más energía se libera cuando se forma dicho enlace.
Antes de considerar los ejemplos más simples de formación de un enlace covalente, acordamos denotar los electrones de valencia de un átomo con puntos alrededor del símbolo de este átomo, donde un par de puntos representan pares de electrones solitarios y pares de electrones de un enlace covalente. y puntos individuales que representan electrones desapareados. Con esta designación, la configuración electrónica de valencia de un átomo, por ejemplo, el flúor, quedará representada por el símbolo, y la de un átomo de oxígeno -. Las fórmulas construidas a partir de tales símbolos se llaman fórmulas electrónicas o fórmulas de Lewis (las propuso el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis en 1916). En cuanto a la cantidad de información transmitida, las fórmulas electrónicas pertenecen al grupo de fórmulas estructurales. Ejemplos de formación de enlaces covalentes por átomos:
3. Si los átomos enlazados son grandes ( r o > 1A), entonces todos están más o menos inclinados a ceder sus electrones, y su tendencia a aceptar los electrones de otras personas es insignificante. Por lo tanto, estos átomos grandes tampoco pueden formar un enlace iónico entre sí. El enlace covalente entre ellos también resulta desfavorable, ya que la densidad electrónica en las grandes nubes de electrones externas es insignificante. En este caso, cuando se forma una sustancia química a partir de tales átomos, los electrones de valencia de todos los átomos enlazados se comparten (los electrones de valencia se vuelven comunes a todos los átomos) y se forma un cristal metálico (o líquido) en el que los átomos están conectados por un enlace metálico.
¿Cómo determinar qué tipo de enlaces forman los átomos de los elementos de una determinada sustancia?
Según la posición de los elementos en el sistema natural de elementos químicos, por ejemplo:
1. Cloruro de cesio CsCl. El átomo de cesio (grupo IA) es grande y cede fácilmente un electrón, y el átomo de cloro (grupo VIIA) es pequeño y lo acepta fácilmente, por lo que el enlace en el cloruro de cesio es iónico.
2. Dióxido de carbono CO 2 . Los átomos de carbono (grupo IVA) y los de oxígeno (grupo VIA) no difieren mucho en tamaño: ambos son pequeños. Se diferencian ligeramente en su tendencia a aceptar electrones, por lo que el enlace en la molécula de CO 2 es covalente.
3. Nitrógeno N 2. Sustancia simple. Los átomos unidos son idénticos y pequeños, por lo tanto, el enlace en la molécula de nitrógeno es covalente.
4. Calcio Ca. Sustancia simple. Los átomos unidos son idénticos y bastante grandes, por lo que el enlace en el cristal de calcio es metálico.
5. Bario-tetraaluminio BaAl 4. Los átomos de ambos elementos son bastante grandes, especialmente los átomos de bario, por lo que ambos elementos tienden a ceder únicamente electrones, de ahí que el enlace en este compuesto sea metálico.
ENLACE IÓNICO, ENLACE COVALENTE, ENLACE METÁLICO, CONDICIONES DE SU FORMACIÓN.
1. ¿Cuál es el motivo de la conexión de los átomos y la formación de enlaces químicos entre ellos?
2. ¿Por qué los gases nobles no están formados por moléculas, sino por átomos?
3. Determinar el tipo de enlace químico en compuestos binarios: a) KF, K 2 S, SF 4 ; b) MgO, Mg2Ba, OF2; c) Cu 2 O, CaSe, SeO 2. 4. Determinar el tipo de enlace químico en sustancias simples: a) Na, P, Fe; b) S8, F2, P4; c) Mg, Pb, Ar.
7.Z. Iones. Enlace iónico
En el párrafo anterior, conociste los iones, que se forman cuando átomos individuales aceptan o donan electrones. En este caso, el número de protones en el núcleo atómico deja de ser igual al numero electrones en la capa electrónica y la partícula química adquiere una carga eléctrica.
Pero un ion también puede contener más de un núcleo, como en una molécula. Tal ion es un sistema único que consta de varios núcleos atómicos y una capa de electrones. A diferencia de una molécula, el número total de protones en el núcleo no es igual al número total de electrones en la capa electrónica, de ahí la carga eléctrica del ion.
¿Qué tipos de iones existen? Es decir, ¿en qué pueden diferir?
Según el número de núcleos atómicos, los iones se dividen en simple(o monoatómico), es decir, que contiene un núcleo (por ejemplo: K, O 2), y complejo(o poliatómico), es decir, que contiene varios núcleos (por ejemplo: CO 3 2, 3). Los iones simples son análogos cargados de átomos y los iones complejos son análogos cargados de moléculas.
Según el signo de su carga, los iones se dividen en cationes.
Y aniones.
Ejemplos de cationes: K (ion potasio), Fe 2 (ion hierro), NH 4 (ion amonio), 2 (ion tetraamina cobre). Ejemplos de aniones: Cl (ion cloruro), N 3 (ion nitruro), PO 4 3 (ion fosfato), 4 (ion hexacianoferrato).
Según el valor de carga, los iones se dividen en un solo tiro(K, Cl, NH 4, NO 3, etc.), doble carga(Ca 2, O 2, SO 4 2, etc.) tres cargadores(Al 3, PO 4 3, etc.) y así sucesivamente.
Entonces, llamaremos al ion PO 4 3 un anión complejo triplemente cargado y al ion Ca 2 un catión simple doblemente cargado.
Además, los iones también difieren en su tamaño. El tamaño de un ion simple está determinado por el radio de ese ion o radio iónico. El tamaño de los iones complejos es más difícil de caracterizar. El radio de un ion, como el radio de un átomo, no se puede medir directamente (como comprenderá, el ion no tiene límites claros). Por tanto, para caracterizar iones aislados utilizan radios iónicos orbitales(Hay ejemplos en la tabla 17).
Tabla 17. Radios orbitales de algunos iones simples
Orbital radio, A |
Orbital radio, A |
||||
| li | F | 0,400 | |||
| N / A | CL | 0,742 | |||
| k | hermano | 0,869 | |||
| Rb | I | 1,065 | |||
| cs | O2 | 0,46 | |||
| ser 2 | S 2 | 0,83 | |||
| magnesio 2 |
