Hogyan lehet azonosítani az ionos kötésekkel rendelkező anyagokat. Kémiai kötés

Ionos (elektrovalens) kémiai kötés- egy kötés, amelyet a vegyértékelektronok egyik atomról a másikra való átvitele következtében kialakuló elektronpárok okoznak. Jellemző fémek vegyületeire a legjellemzőbb nemfémekkel, például:

Na + + Cl - = Na + Cl

Az ionos kötések kialakulásának mechanizmusát a nátrium és a klór közötti reakció példáján keresztül tekinthetjük meg. Egy alkálifém atom könnyen elveszít egy elektront, míg a halogénatom veszít egyet. Ennek eredményeként nátrium-kation és kloridion képződik. A köztük lévő elektrosztatikus vonzás miatt kapcsolatot alkotnak.

A kationok és anionok közötti kölcsönhatás nem függ az iránytól, ezért az ionos kötést nem irányítottnak mondják. Minden kation tetszőleges számú aniont képes magához vonzani, és fordítva. Emiatt az ionos kötés telítetlen. A szilárd állapotú ionok közötti kölcsönhatások számát csak a kristály mérete korlátozza. Ezért az egész kristályt egy ionos vegyület „molekulájának” kell tekinteni.

Ideális ionkötés gyakorlatilag nem létezik. Még azokban a vegyületekben sem, amelyeket általában ionosnak minősítenek, az elektronok egyik atomról a másikra történő teljes átvitele nem megy végbe; az elektronok részben általános használatban maradnak. Így a lítium-fluoridban lévő kötés 80%-ban ionos és 20%-ban kovalens. Ezért helyesebb arról beszélni ionosság foka kovalens kémiai kötés (polaritása). Úgy gondolják, hogy a 2,1-es elemek elektronegativitásának különbségével a kötés 50%-ban ionos. Ha a különbség nagyobb, a vegyületet ionosnak tekinthetjük.

A kémiai kötés ionos modelljét széles körben használják számos anyag tulajdonságainak leírására, elsősorban az alkáli- és alkáliföldfémek nemfémekkel alkotott vegyületei. Ennek oka az ilyen vegyületek leírásának egyszerűsége: úgy gondolják, hogy összenyomhatatlan töltött gömbökből épülnek fel, amelyek kationoknak és anionoknak felelnek meg. Ebben az esetben az ionok hajlamosak úgy elrendezni magukat, hogy a köztük lévő vonzó erők maximálisak, a taszító erők pedig minimálisak.

Hidrogén kötés

A hidrogénkötés a kémiai kötések speciális típusa. Ismeretes, hogy az erősen elektronegatív nemfémekkel, például F, O, N, hidrogénvegyületek abnormálisan magas forrásponttal rendelkeznek. Ha a H 2 Te–H 2 Se–H 2 S sorozatban a forráspont természetesen csökken, akkor a H 2 Sc-ről H 2 O-ra való áttéréskor ez a hőmérséklet élesen megnövekszik. Ugyanez a kép figyelhető meg a hidrogén-halogenidek sorozatában is. Ez specifikus kölcsönhatás jelenlétét jelzi a H 2 O molekulák és a HF molekulák között. Az ilyen kölcsönhatásnak meg kell nehezítenie a molekulák egymástól való elválasztását, pl. csökkentik illékonyságukat, és ennek következtében növelik a megfelelő anyagok forráspontját. Az EO nagy különbsége miatt a H–F, H–O, H–N kémiai kötések erősen polarizáltak. Ezért a hidrogénatom pozitív effektív töltésű (δ +), az F, O és N atomok elektronsűrűsége többlet, és negatív töltésűek ( -). A Coulomb-vonzás következtében az egyik molekula pozitív töltésű hidrogénatomja kölcsönhatásba lép egy másik molekula elektronegatív atomjával. Ennek köszönhetően a molekulák vonzzák egymást (a vastag pontok hidrogénkötéseket jeleznek).

Hidrogén egy kötés, amely egy hidrogénatomon keresztül jön létre, amely két összekapcsolt részecske (molekula vagy ion) egyikének része. Hidrogénkötés energiája ( 21–29 kJ/mol ill 5–7 kcal/mol) megközelítőleg 10-szer kevesebb egy közönséges kémiai kötés energiája. Ennek ellenére a hidrogénkötés meghatározza a dimer molekulák (H 2 O) 2, (HF) 2 és a hangyasav páros létezését.

A HF, HO, HN, HCl, HS atomok kombinációinak sorozatában a hidrogénkötés energiája csökken. A hőmérséklet emelkedésével ez is csökken, így a gőzállapotú anyagok csak kis mértékben mutatnak hidrogénkötést; folyékony és szilárd halmazállapotú anyagokra jellemző. Az olyan anyagok, mint a víz, jég, folyékony ammónia, szerves savak, alkoholok és fenolok dimerekké, trimerekké és polimerekké társulnak. Folyékony állapotban a dimerek a legstabilabbak.

Ionos kötés

Kémiai kötés elmélet veszi a legfontosabb hely a modern kémiában. Ő megmagyarázza, hogy az atomok miért egyesülnek kémiai részecskévé, És lehetővé teszi ezen részecskék stabilitásának összehasonlítását. Használata kémiai kötéselmélet, Tud megjósolni a különböző vegyületek összetételét és szerkezetét. Koncepciója egyes kémiai kötések megszakadása, mások kialakulása az alapja modern ötletek az anyagok kémiai reakciók során történő átalakulásáról .

Kémiai kötés- Ezt atomok kölcsönhatása , a kémiai részecske stabilitásának meghatározása vagy kristály egésze . Kémiai kötés miatt alakul ki elektrosztatikus kölcsönhatás között töltött részecskék : kationok és anionok, atommagok és elektronok. Amikor az atomok összeérnek, vonzó erők kezdenek hatni az egyik atom magja és a másik elektronjai között, valamint taszító erők az atommagok és az elektronok között. Tovább némi távolságot ezek az erők kiegyenlítik egymást, És stabil kémiai részecske képződik .

Kémiai kötés kialakulásakor a vegyületben lévő atomok elektronsűrűsége jelentős mértékben újraeloszlik a szabad atomokhoz képest.

Szélsőséges esetben ez töltött részecskék - ionok (a görög "ion" szóból - megy) képződéséhez vezet.

1 Ionkölcsönhatás

Ha atom elveszít egyet vagy több elektron, aztán ő pozitív ionná - kationná alakul(görögről fordítva - " lemenni"). Így keletkeznek kationok hidrogén H +, lítium Li +, bárium Ba 2+ . Az elektronok megszerzésével az atomok negatív ionokká - anionokká - alakulnak(a görög "anion" szóból - megy fel). Az anionok példái fluoridion F−, szulfidion S 2− .

KationokÉs anionok képes vonzzák egymást. Ebben az esetben felmerül kémiai kötés, És kémiai vegyületek keletkeznek. Az ilyen típusú kémiai kötéseket ún ionos kötés :

2 Az ionos kötés meghatározása

Ionos kötés egy kémiai kötés művelt következtében kationok közötti elektrosztatikus vonzásÉs anionok .

Az ionos kötés képződésének mechanizmusát a közötti reakció példáján tekinthetjük át nátrium és klór . Egy alkálifém atom könnyen elveszít egy elektront, A halogénatom – megszerzi. Ennek eredményeként van nátrium-kationÉs kloridion. Kapcsolatot alakítanak ki miatt elektrosztatikus vonzás közöttük .

Kölcsönhatás között kationokÉs anionok iránytól független, Ezért az ionos kötésrőlúgy beszélnek nem irányított. Minden kation Talán tetszőleges számú aniont vonzanak, És oda-vissza. Ezért ionos kötés van telítetlen. Szám A szilárd állapotú ionok közötti kölcsönhatásokat csak a kristály mérete korlátozza. Ezért " molekula " ionos vegyületet a teljes kristálynak kell tekinteni .

Az előfordulásért ionos kötés szükséges, nak nek ionizációs energia értékek összege E i(kationt képezni)És elektronaffinitás A e(anionképzéshez) kell, hogy legyen energetikailag kedvező. Ez korlátozza az aktív fématomok ionos kötéseinek kialakulását(IA és IIA csoport elemei, IIIA csoport egyes elemei és néhány átmeneti elem) ill aktív nemfémek(halogének, kalkogének, nitrogén).

Ideális ionkötés gyakorlatilag nem létezik. Még azokban a vegyületekben is, amelyeket általában besorolnak ión , Nincs teljes elektronátvitel egyik atomról a másikra ; az elektronok részben általános használatban maradnak. Igen, az összefüggés lítium-fluorid 80%-kal iónés 20%-kal - kovalens. Ezért helyesebb arról beszélni ionosság foka (polaritás) kovalens kémiai kötés. Úgy tartják, hogy azzal a különbséggel elektronegativitások elemeket 2.1 kommunikáció be van kapcsolva 50% ionos. Nál nél nagyobb különbségösszetett ionosnak tekinthető .

A kémiai kötés ionos modelljét széles körben használják számos anyag tulajdonságainak leírására., mindenekelőtt kapcsolatokat lúgosÉs alkáliföldfémek nemfémekkel. Ez esedékes az ilyen kapcsolatok leírásának egyszerűsége: úgy vélik, hogy abból épült összenyomhatatlan töltött gömbök, válaszol kationok és anionok. Ebben az esetben az ionok hajlamosak úgy elrendezni magukat, hogy a köztük lévő vonzó erők maximálisak, a taszító erők pedig minimálisak.

Ionos kötés- erős kémiai kötés jön létre az atomok között nagy különbség (>1,7 a Pauling-skálán) elektronegativitás, amellyel a megosztott elektronpár teljesen átkerül a nagyobb elektronegativitású atomra. Ez az ionok, mint ellentétes töltésű testek vonzása. Példa erre a CsF vegyület, amelynek „ionossági foka” 97%.

Ionos kötés - extrém eset kovalens poláris kötés polarizációja. között alakult ki tipikus fém és nem fém. Ebben az esetben a fémben lévő elektronok teljesen átvált a nem fémre . Ionok keletkeznek.

Ha kémiai kötés jön létre olyan atomok között, amelyeknek nagyon nagy elektronegativitás-különbség (EO > 1,7 Pauling szerint), akkor a teljes elektronpár teljesen nagyobb EO-val rendelkező atomra lép. Ennek eredménye egy vegyület képződése ellentétes töltésű ionok :

A képződött ionok között keletkezik elektrosztatikus vonzás amelyet úgy hívnak ionos kötés. Vagy inkább ez a megjelenés kényelmes. Gyakorlatban ionos kötés az atomok között tiszta formájában sehol vagy szinte sehol nem valósul meg, általában a valóságban a kapcsolat az részben ionos , és részben kovalens természetű. Ugyanakkor kommunikáció komplex molekuláris ionok gyakran tisztán ionosnak tekinthető. Az ionos kötések és más típusú kémiai kötések közötti legfontosabb különbségek a következők irány és telítettség hiánya. Ezért az ionos kötések hatására kialakuló kristályok a megfelelő ionok különféle sűrű pakolásai felé gravitálnak.

3 ionos sugár

Egyszerűen ionos kötés elektrosztatikus modellje a fogalmat használják ionos sugarak . A szomszédos kation és anion sugarának összegének meg kell egyeznie a megfelelő magközi távolsággal :

r 0 = r + + r −

Ugyanakkor megmarad homályos hol kell költeni határ a kation és az anion között . Ma már ismert , hogy nincs tisztán ionos kötés, mint mindig van némi átfedés az elektronfelhők között. Mert az ionsugár számítása kutatási módszereket használ, melyik lehetővé teszi két atom közötti elektronsűrűség meghatározását . Az atommagok közötti távolság a ponton fel van osztva, Ahol az elektronsűrűség minimális .

Az ionok mérete számos tényezőtől függ. Nál nél az ion állandó töltése növekvő atomszámmal(és ennek következtében magtöltés) az ionsugár csökken. Ez különösen észrevehető a lantanid sorozatban, Ahol az ionos sugarak monoton 117 pm-től (La 3+) és 100 pm-ig (Lu 3+) változnak, a koordinációs szám 6. Ezt a hatást ún lantanid tömörítés .

BAN BEN elemcsoportok Az ionsugár általában az atomszám növekedésével nő. azonban Mert d-a negyedik és ötödik periódus elemei a lantanid kompresszió miatt akár az ionsugár csökkenése is előfordulhat(például 73 órától Zr 4+ esetén 72 óráig Hf 4+ 4-es koordinációs számmal).

Ebben az időszakban az ionsugár észrevehető csökkenése következik be kapcsolatos az elektronok fokozott vonzása az atommaghoz az atommag töltésének és magának az ionnak a töltésének egyidejű növekedésével: 116 óra Na +, 86 óra Mg 2+, 68 óra Al 3+ (6-os koordinációs szám). Ugyan azért az okért egy ion töltésének növekedése egy elem ionsugár csökkenését eredményezi: Fe 2+ 77 óra, Fe 3+ 63 óra, Fe 6+ 39 óra (4-es koordinációs szám).

Összehasonlítás ionos sugarak Tud csak ugyanazzal a koordinációs számmal végezze el, mert a az ellenionok közötti taszító erők miatt befolyásolja az ion méretét. Ez jól látszik a példán Ag+ ion; ionsugara az 81., 114. és 129 délután Mert koordinációs számok 2, 4 és 6 , illetőleg .

Szerkezet ideális ionos vegyület, kondicionált Maximális vonzás az eltérő ionok között és minimális taszítás a hasonló ionok között, sok tekintetben a kationok és anionok ionsugarának aránya határozza meg. Ezt meg lehet mutatni egyszerű geometriai konstrukciók.

4 Ionos kötés energiája

Energetikai kommunikációÉs ionos vegyülethez- Ezt energia, ami benne van keletkezése során az egymástól végtelenül távol eső gáznemű ellenionokból szabadulnak fel . Ha csak az elektrosztatikus erőket vesszük figyelembe, ez a teljes kölcsönhatási energia körülbelül 90%-ának felel meg, melyik magában foglalja a nem elektrosztatikus erők hozzájárulását is(Például, elektronhéj taszítás).

Előnyösen a nagyobb elektronegativitású atomhoz mozog. Ez az ionok, mint ellentétes töltésű testek vonzása. Példa erre a CsF vegyület, amelynek „ionossági foka” 97%. Az ionos kötés a kovalens poláris  kötés polarizációjának szélsőséges esete. Egy tipikus fém és nemfém között alakul ki. Ebben az esetben a fémből az elektronok teljesen átkerülnek a nemfémbe, és ionok képződnek.

A ⋅ + ⋅ B → A + [ : B − ] (\displaystyle (\mathsf (A))\cdot +\cdot (\mathsf (B))\to (\mathsf (A))^(+)[: (\mathsf (B))^(-)])

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

Jellemzők Az ilyen vegyületek jól oldódnak poláris oldószerekben (víz, savak stb.). Ez a molekula töltött részei miatt következik be. Ilyenkor az oldószer dipólusai a molekula töltéssel rendelkező végeihez vonzódnak, és a Brown-mozgás hatására darabokra „tépik” az anyag molekuláját, körülveszik azokat, megakadályozva az újbóli összekapcsolódást. Az eredmény oldószerdipólokkal körülvett ionok.

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

Ha egy atom egy vagy több elektront veszít, akkor pozitív ionná - kationná alakul (görögül lefordítva - "lefelé"). Így keletkeznek a hidrogén kationjai H+, lítium Li+, bárium Ba2+. Elektronok megszerzésével, atomok negatív ionokká alakulnak - anionok (a görög "anion" szóból - felfelé haladva) Az anionok például az F− fluoridion, az S2− szulfidion.

A kationok és az anionok képesek vonzani egymást. Ebben az esetben kémiai kötés jön létre, és kémiai vegyületek képződnek. Az ilyen típusú kémiai kötéseket ionos kötésnek nevezik:

Az ionos kötés egy kémiai kötés, amely kationok és anionok között elektrosztatikus vonzással jön létre.

Enciklopédiai YouTube

1 / 3

✪ Ionos kötés. Kémia 8. osztály

✪ Ionos, kovalens és fémes kötések

✪ Ionos kémiai kötés | Kémia 11. évfolyam #3 | Információs lecke

Feliratok

Példa ionos kötés kialakulására

Tekintsük a képződés módszerét a „nátrium-klorid” példáján NaCl. A nátrium- és klóratomok elektronikus konfigurációja a következőképpen ábrázolható: 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))))És 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)))). Ezek nem teljes energiaszintű atomok. Nyilvánvaló, hogy ezek befejezéséhez egy nátriumatom könnyebben ad fel egy elektront, mint egy hetet, a klóratomnál pedig könnyebb egy elektront, mint hetet. Kémiai kölcsönhatás során a nátriumatom egy elektront teljesen felad, a klóratom pedig elfogadja azt.

Sematikusan ezt így írhatjuk fel:

N a − e → N a + (\displaystyle (\mathsf (Na-e\rightarrow Na^(+))))- nátriumion, stabil nyolc elektron héj ( N a + 1 s 2 2 s 2 2 p 6 (\displaystyle (\mathsf (Na^(+)1s^(2)2s^(2)2p^(6))))) a második energiaszint miatt. C l + e → C l − (\displaystyle (\mathsf (Cl+e\jobbra Cl^(-))))- klórion, stabil nyolc elektron héj.

Ionok között N a + (\displaystyle (\mathsf (Na^(+))))És C l − (\displaystyle (\mathsf (Cl^(-)))) Elektrosztatikus vonzó erők lépnek fel, ami egy kapcsolat kialakulását eredményezi.

Ionos kötés

(a http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm webhelyről származó anyagokat használtuk)

Az ionkötés az ellentétes töltésű ionok elektrosztatikus vonzása révén jön létre. Ezek az ionok az elektronok egyik atomról a másikra való átvitelének eredményeként jönnek létre. Ionos kötés jön létre olyan atomok között, amelyek elektronegativitásában nagy különbségek vannak (általában nagyobb, mint 1,7 a Pauling-skálán), például az alkálifém- és a halogénatomok között.

Tekintsük az ionos kötés létrejöttét a NaCl képződésének példáján.

Az atomok elektronikus képleteiből

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 és

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Látható, hogy a külső szint teljesítéséhez egy nátriumatomnak könnyebb egy elektront feladnia, mint hetet nyerni, a klóratomnak pedig könnyebb egy elektront, mint hetet. A kémiai reakciókban a nátriumatom egy elektront ad fel, a klóratom pedig felveszi azt. Ennek eredményeként a nátrium- és klóratomok elektronhéjai nemesgázokból álló stabil elektronhéjakká alakulnak (a nátriumkation elektronikus konfigurációja)

Na + 1s 2 2s 2 2p 6,

és a klóranion elektronikus konfigurációja az

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Az ionok elektrosztatikus kölcsönhatása NaCl molekula kialakulásához vezet.

A kémiai kötés természete gyakran tükröződik az anyag aggregációs állapotában és fizikai tulajdonságaiban. Az ionos vegyületek, például a nátrium-klorid NaCl kemények és tűzállóak, mivel a „+” és „–” ionjaik töltései között erős elektrosztatikus vonzási erők lépnek fel.

A negatív töltésű klórion nemcsak „a” Na+ ionját vonzza magához, hanem a többi nátriumiont is magához. Ez oda vezet, hogy bármelyik ion közelében nem egy ellentétes előjelű ion van, hanem több.

A nátrium-klorid NaCl kristályának szerkezete.

Valójában minden klórion körül 6 nátriumion van, minden nátriumion körül pedig 6 klórion. Ezt a rendezett ioncsomagolást ionkristálynak nevezzük. Ha egy kristályban egyetlen klóratomot izolálunk, akkor az azt körülvevő nátriumatomok között már nem lehet megtalálni azt, amellyel a klór reagált.

Az elektrosztatikus erők által egymáshoz vonzódva az ionok rendkívül nem szívesen változtatják helyüket külső erő vagy hőmérséklet-emelkedés hatására. De ha a nátrium-kloridot megolvasztják és vákuumban tovább hevítik, az elpárolog, és kétatomos NaCl-molekulákat képez. Ez arra utal, hogy a kovalens kötési erők soha nem kapcsolódnak ki teljesen.

Az ionos kötések alapvető jellemzői és az ionos vegyületek tulajdonságai

1. Az ionos kötés erős kémiai kötés. Ennek a kötésnek az energiája 300-700 kJ/mol nagyságrendű.

2. A kovalens kötéstől eltérően az ionos kötés nem irányú, mert az ion bármilyen irányban képes magához vonzani az ellenkező előjelű ionokat.

3. A kovalens kötéstől eltérően az ionos kötés telítetlen, mivel az ellenkező előjelű ionok kölcsönhatása nem vezet az erőtereik teljes kölcsönös kompenzálásához.

4. Az ionos kötéssel rendelkező molekulák kialakulása során nem megy végbe az elektronok teljes átadása, ezért száz százalékos ionkötések nem léteznek a természetben. A NaCl molekulában a kémiai kötés csak 80%-ban ionos.

5. Az ionos kötésekkel rendelkező vegyületek magas olvadáspontú és forráspontú kristályos szilárd anyagok.

6. A legtöbb ionos vegyület vízben oldódik. Az ionos vegyületek oldatai és olvadékai elektromos áramot vezetnek.

Fém csatlakozás

A fémkristályok eltérő szerkezetűek. Ha megvizsgál egy darab nátrium-fémet, azt tapasztalja, hogy megjelenése nagyon különbözik a konyhasóétól. A nátrium puha fém, késsel könnyen vágható, kalapáccsal lapítjuk, alkohollámpán csészében könnyen megolvasztható (olvadáspont 97,8 o C). A nátriumkristályban minden atomot nyolc másik hasonló atom vesz körül.

A fémes Na kristályszerkezete.

Az ábrán látható, hogy a kocka közepén lévő Na atomnak 8 legközelebbi szomszédja van. De ugyanez elmondható a kristály bármely más atomjáról is, mivel ezek mind egyformák. A kristály az ábrán látható "végtelenül" ismétlődő töredékekből áll.

A külső energiaszinten lévő fématomok kis számú vegyértékelektront tartalmaznak. Mivel a fématomok ionizációs energiája alacsony, a vegyértékelektronok gyengén megmaradnak ezekben az atomokban. Ennek eredményeként a fémek kristályrácsában pozitív töltésű ionok és szabad elektronok jelennek meg. Ebben az esetben a fémkationok a csomópontokban helyezkednek el kristályrács, és az elektronok szabadon mozognak az úgynevezett „elektrongázt” alkotó pozitív centrumok terén.

Egy negatív töltésű elektron jelenléte két kation között azt okozza, hogy mindegyik kation kölcsönhatásba lép ezzel az elektronnal.

És így, A fémes kötés a fémkristályokban lévő pozitív ionok közötti kötés, amely a kristályban szabadon mozgó elektronok vonzása révén jön létre.

Mivel a fémben lévő vegyértékelektronok egyenletesen oszlanak el a kristályban, a fémes kötés, akárcsak az ionos kötés, nem irányított kötés. A kovalens kötéstől eltérően a fémes kötés telítetlen kötés. A fémkötés erősségében is különbözik a kovalens kötéstől. A fémes kötés energiája körülbelül három-négyszer kisebb, mint a kovalens kötés energiája.

Az elektrongáz nagy mobilitása miatt a fémeket nagy elektromos és hővezető képesség jellemzi.

A fémkristály meglehetősen egyszerűnek tűnik, de valójában az elektronikus szerkezete összetettebb, mint az ionos sókristályoké. A fémelemek külső elektronhéjában nincs elég elektron ahhoz, hogy teljes értékű „oktett” kovalens vagy ionos kötést hozzon létre. Ezért gázhalmazállapotban a legtöbb fém egyatomos molekulákból áll (azaz egyedi atomokból, amelyek nem kapcsolódnak egymáshoz). Tipikus példa a higanygőz. Így a fématomok közötti fémkötés csak folyékony és szilárd halmazállapotban jön létre.

A fémes kötés a következőképpen írható le: a létrejövő kristályban a fématomok egy része átadja vegyértékelektronjait az atomok közötti térnek (nátriumnál ez...3s1), ionokká alakulva. Mivel egy kristályban minden fématom azonos, mindegyiknek egyenlő esélye van egy vegyértékelektron elvesztésére.

Más szóval, az elektronok átvitele semleges és ionizált fématomok között energiafelhasználás nélkül megy végbe. Ebben az esetben néhány elektron mindig az atomok közötti térbe kerül „elektrongáz” formájában.

Ezek a szabad elektronok először is bizonyos egyensúlyi távolságra tartják egymástól a fématomokat.

Másodszor, jellegzetes „fémes fényt” adnak a fémeknek (a szabad elektronok kölcsönhatásba léphetnek a fénykvantumokkal).

Harmadszor, a szabad elektronok jó elektromos vezetőképességű fémeket biztosítanak. A fémek magas hővezető képességét a szabad elektronok jelenléte is magyarázza az atomközi térben - könnyen „reagálnak” az energiaváltozásokra, és hozzájárulnak annak gyors átviteléhez a kristályban.

Egy fémkristály elektronszerkezetének egyszerűsített modellje.

******** Példaként a fém-nátriumot használva vizsgáljuk meg a fémes kötés természetét az atompályákra vonatkozó elképzelések szempontjából. A nátriumatomban, mint sok más fémben, hiányoznak a vegyértékelektronok, de vannak szabad vegyértékpályák. A nátrium egyetlen 3s elektronja képes a szabad és közeli energiájú szomszédos pályák bármelyikére mozogni. Ahogy a kristály atomjai közelebb kerülnek egymáshoz, a szomszédos atomok külső pályái átfedik egymást, lehetővé téve az átadott elektronok szabad mozgását a kristályban.

Az „elektrongáz” azonban nem olyan rendetlen, mint amilyennek látszik. A fémkristályban lévő szabad elektronok átfedő pályákon vannak, és bizonyos mértékig megoszlanak, így kovalens kötésekhez hasonlókat alkotnak. Nátriumban, káliumban, rubídiumban és másokban fém s-elemek Egyszerűen kevés a szocializált elektron, ezért kristályaik törékenyek és olvaszthatóak. A vegyértékelektronok számának növekedésével a fémek szilárdsága általában nő.

Így a fémes kötéseket általában olyan elemek alkotják, amelyek atomjainak külső héjában kevés vegyértékelektron található. Ezek a vegyértékelektronok, amelyek a fémes kötést végzik, annyira megoszlanak, hogy képesek mozogni a fémkristályban, és magas elektromos vezetőképességet biztosítanak a fémnek.

A NaCl kristály nem vezet elektromosságot, mert az ionok közötti térben nincsenek szabad elektronok. A nátriumatomok által adományozott összes elektront szilárdan tartják a klórionok. Ez az egyik jelentős különbség az ionos kristályok és a fémkristályok között.

A fémes kötésről jelenleg ismert ismeretei megmagyarázzák a legtöbb fém nagy alakíthatóságát (hajlékonyságát). A fémből vékony lemezt lehet lapítani és huzalba húzni. A helyzet az, hogy egy fémkristályban az egyes atomrétegek viszonylag könnyen elcsúszhatnak egymáson: a mozgó „elektrongáz” folyamatosan lágyítja az egyes pozitív ionok mozgását, védve őket egymástól.

A konyhasóval persze ilyesmit nem lehet csinálni, pedig a só is kristályos anyag. Az ionos kristályokban a vegyértékelektronok szorosan kötődnek az atommaghoz. Az egyik ionréteg eltolódása a másikhoz képest az azonos töltésű ionokat közelebb hozza egymáshoz, és erős taszítást vált ki közöttük, ami a kristály tönkremeneteléhez vezet (a NaCl törékeny anyag).

Az ionos kristály rétegeinek eltolódása a hasonló ionok között nagy taszító erők megjelenését és a kristály pusztulását okozza.

Navigáció

• Kombinált feladatok megoldása egy anyag mennyiségi jellemzői alapján
• Problémamegoldás. Az anyagok összetételének állandóságának törvénye. Számítások egy anyag „móltömege” és „kémiai mennyisége” fogalmát használva

7.1. Mik azok a kémiai kötések

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

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

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

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

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

2. Ha a kötött atomok kicsik ( r o<1), то все они склонны принимать электроны, а отдавать их не склонны; поэтому отобрать друг у друга электроны такие атомы не могут. В этом случае связь между ними возникает за счет попарного обобществления неспаренных валентных электронов: один электрон одного атома и один электрон другого атома с разными спинами образуют пару электронов, принадлежащую обоим атомам и связывающую их. Так образуется kovalens kötés.
A kovalens kötés kialakulása a térben úgy is felfogható, mint a különböző atomok párosítatlan vegyértékelektronjaiból álló elektronfelhők átfedése. Ebben az esetben egy elektronpár közös elektronfelhőt alkot, amely megköti az atomokat. Minél nagyobb az elektronsűrűség az átfedési tartományban, annál több energia szabadul fel ilyen kötés kialakulásakor.
Mielőtt megvizsgálnánk a kovalens kötés kialakulásának legegyszerűbb példáit, megállapodunk abban, hogy egy atom vegyértékelektronjait pontokkal jelöljük ennek az atomnak a szimbóluma körül, egy pontpárral, amely magányos elektronpárokat és egy kovalens kötés elektronpárjait jelöli, és a párosítatlan elektronokat képviselő egyedi pontok. Ezzel a megjelöléssel egy atom, például a fluor vegyértékelektronikus konfigurációját a szimbólum, az oxigénatomét pedig - jelöli. Az ilyen szimbólumokból összeállított képleteket ún elektronikus képletek vagy Lewis-képletek (Gilbert Newton Lewis amerikai kémikus javasolta őket 1916-ban). Az elektronikus képletek a továbbított információ mennyiségét tekintve a szerkezeti képletek csoportjába tartoznak. Példák kovalens kötések atomok általi létrehozására:

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

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

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

7.Z. Ionok. Ionos kötés

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

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

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

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

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

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

17. táblázat Néhány egyszerű ion pályasugarai

		Orbitális sugár, A			Orbitális sugár, A
Li			F		0,400
Na			Cl		0,742
K			Br		0,869
Rb			én		1,065
Cs			O2		0,46
Legyen 2			S 2		0,83
Mg 2