Jonu (elektrovalentā) ķīmiskā saite- saite, kas rodas elektronu pāru veidošanās dēļ valences elektronu pārejas dēļ no viena atoma uz otru. Tas ir raksturīgs metālu savienojumiem ar tipiskākajiem nemetāliem, piemēram:
Na + + Cl - = Na + Cl
Jonu saites veidošanās mehānismu var aplūkot, izmantojot nātrija un hlora reakcijas piemēru. Sārmu metālu atoms viegli zaudē elektronu, bet halogēna atoms iegūst vienu. Tā rezultātā veidojas nātrija katjons un hlorīda jons. Tie veido savienojumu starp tiem esošās elektrostatiskās pievilcības dēļ.
Mijiedarbība starp katjoniem un anjoniem nav atkarīga no virziena, tāpēc tiek uzskatīts, ka jonu saite nav virziena. Katrs katjons var piesaistīt jebkādu skaitu anjonu un otrādi. Tāpēc jonu saite ir nepiesātināta. Mijiedarbības skaitu starp joniem cietā stāvoklī ierobežo tikai kristāla izmērs. Tāpēc par jonu savienojuma "molekulu" jāuzskata viss kristāls.
Ideāla jonu saite praktiski nepastāv. Pat tajos savienojumos, kurus parasti dēvē par jonu, nenotiek pilnīga elektronu pārnešana no viena atoma uz otru; elektroni daļēji paliek koplietošanā. Tādējādi saite litija fluorīdā ir 80% jonu un 20% kovalenta. Tāpēc pareizāk ir runāt par joniskuma pakāpe kovalentās ķīmiskās saites (polaritāte). Tiek uzskatīts, ka ar atšķirību 2.1 elementu elektronegativitātē saite ir 50% jonu. Ja atšķirība ir lielāka, savienojumu var uzskatīt par jonu.
Ķīmiskās saites jonu modelis tiek plaši izmantots, lai aprakstītu daudzu vielu īpašības, galvenokārt sārmu un sārmzemju metālu savienojumus ar nemetāliem. Tas ir saistīts ar šādu savienojumu apraksta vienkāršību: tiek uzskatīts, ka tie ir veidoti no nesaspiežamām lādētām sfērām, kas atbilst katjoniem un anjoniem. Šajā gadījumā joni mēdz sakārtoties tā, ka pievilcības spēki starp tiem ir maksimāli, bet atgrūšanas spēki ir minimāli.
ūdeņraža saite
Ūdeņraža saite ir īpašs ķīmiskās saites veids. Ir zināms, ka ūdeņraža savienojumiem ar ļoti elektronnegatīviem nemetāliem, piemēram, F, O, N, ir neparasti augsta viršanas temperatūra. Ja virknē Н 2 Тe–H 2 Se–H 2 S viršanas temperatūra dabiski samazinās, tad, pārejot no H 2 S uz Н 2 О, tiek novērots straujš šīs temperatūras paaugstināšanās. Tāda pati aina ir novērojama halogenūdeņražskābju sērijā. Tas norāda uz specifisku mijiedarbību starp H 2 O molekulām un HF molekulām. Šādai mijiedarbībai vajadzētu kavēt molekulu atdalīšanu vienai no otras, t.i. samazina to nepastāvību un līdz ar to paaugstina attiecīgo vielu viršanas temperatūru. ER lielo atšķirību dēļ ķīmiskās saites H-F, H-O, H-N ir stipri polarizētas. Tāpēc ūdeņraža atomam ir pozitīvs efektīvais lādiņš (δ +), un F, O un N atomiem ir pārmērīgs elektronu blīvums, un tie ir negatīvi lādēti ( -). Kulona pievilcības dēļ vienas molekulas pozitīvi uzlādēts ūdeņraža atoms mijiedarbojas ar citas molekulas elektronnegatīvo atomu. Sakarā ar to molekulas tiek piesaistītas viena otrai (trekni punkti norāda uz ūdeņraža saitēm).
Ūdeņradis sauc par tādu saiti, kas veidojas ar ūdeņraža atoma palīdzību, kas ir daļa no vienas no divām savienotajām daļiņām (molekulām vai joniem). Ūdeņraža saites enerģija ( 21–29 kJ/mol vai 5–7 kcal/mol) aptuveni 10 reizes mazāk parastās ķīmiskās saites enerģija. Un tomēr ūdeņraža saite izraisa dimēru molekulu (H 2 O) 2, (HF) 2 un skudrskābes esamību pāros.
Atomu HF, HO, HN, HCl, HS kombināciju sērijā ūdeņraža saites enerģija samazinās. Tas arī samazinās, palielinoties temperatūrai, tāpēc tvaiku stāvoklī esošās vielas uzrāda ūdeņraža saiti tikai nelielā mērā; tas ir raksturīgs vielām šķidrā un cietā stāvoklī. Vielas, piemēram, ūdens, ledus, šķidrais amonjaks, organiskās skābes, spirti un fenoli, tiek savienotas dimēros, trimeros un polimēros. Šķidrā stāvoklī dimēri ir visstabilākie.
Jonu saite
Ķīmiskās saites teorijaņem nozīmīga vieta mūsdienu ķīmijā. Viņa ir izskaidro, kāpēc atomi apvienojas, veidojot ķīmiskās daļiņas, un ļauj salīdzināt šo daļiņu stabilitāti. Izmantojot ķīmisko saišu teorija, var prognozēt dažādu savienojumu sastāvu un struktūru. Jēdziens par dažu ķīmisko saišu pārraušana un citu veidošanās ir mūsdienu ideju pamatā par vielu pārvērtībām ķīmisko reakciju gaitā .
ķīmiskā saite- tas ir atomu mijiedarbība , ķīmiskās daļiņas stabilitātes noteikšana vai kristāls kopumā . ķīmiskā saite veidojas cauri elektrostatiskā mijiedarbība starp lādētas daļiņas : katjoni un anjoni, kodoli un elektroni. Kad atomi tuvojas viens otram, starp viena atoma kodolu un cita elektroniem sāk darboties pievilcīgi spēki, kā arī atgrūšanas spēki starp kodoliem un starp elektroniem. Uz kādu attālumu šie spēki līdzsvaro viens otru, un veidojas stabila ķīmiskā daļiņa .
Veidojot ķīmisko saiti, savienojumā var notikt ievērojama atomu elektronu blīvuma pārdale, salīdzinot ar brīvajiem atomiem.
Ierobežotā gadījumā tas noved pie lādētu daļiņu - jonu veidošanās (no grieķu "jons" - iet).
1 Jonu mijiedarbība
Ja atoms zaudē vienu vai maz elektronu, tad viņš pārvēršas par pozitīvu jonu – katjonu(tulkojumā no grieķu valodas - " iet lejā"). Lūk, kā katjoni ūdeņradis H +, litijs Li +, bārijs Ba 2+ . Iegūstot elektronus, atomi pārvēršas negatīvos jonos – anjonos(no grieķu "anion" - Doties augšup). Anjonu piemēri ir fluora jons F − , sulfīda jons S 2− .
Katjoni un anjoni spēj piesaistīt viens otru. Tas rada ķīmiskā saite, un veidojas ķīmiskie savienojumi. Šo ķīmiskās saites veidu sauc jonu saite :
2 Jonu saites definīcija
Jonu saite ir ķīmiskā saite izglītots uz rēķina elektrostatiskā pievilcība starp katjoniem un anjoni .
Jonu saites veidošanās mehānismu var aplūkot, piemēram, reakcijas starp nātrijs un hlors . Sārmu metālu atoms viegli zaudē elektronu, a halogēna atoms - iegūst. Tā rezultātā tur nātrija katjons un hlorīda jons. Tie veido savienojumu caur elektrostatiskā pievilcība starp tām .
Mijiedarbība starp katjoni un anjoni nav atkarīgs no virziena, tāpēc par jonu saiti viņi runā par bez virziena. Katrs katjonu var būt piesaistīt jebkādu skaitu anjonu, un pretēji. Tāpēc jonu saite ir nepiesātināts. Numurs mijiedarbību starp joniem cietā stāvoklī ierobežo tikai kristāla izmērs. Tāpēc " molekula " jonu savienojums jāuzskata par visu kristālu .
Par rašanos jonu saite nepieciešams, uz jonizācijas enerģiju summa Ei(lai izveidotu katjonu) un elektronu afinitāte Ae(anjonu veidošanai) jābūt enerģētiski izdevīgi. to ierobežo jonu saišu veidošanos ar aktīvo metālu atomiem(IA un IIA grupas elementi, daži IIIA grupas elementi un daži pārejas elementi) un aktīvie nemetāli(halogēni, halkogēni, slāpeklis).
Ideāla jonu saite praktiski nepastāv. Pat tajos savienojumos, kurus parasti dēvē par jonu , nenotiek pilnīga elektronu pārnešana no viena atoma uz otru ; elektroni daļēji paliek koplietošanā. Jā, savienojums litija fluorīds par 80% jonu, un par 20% - kovalents. Tāpēc pareizāk ir runāt par joniskuma pakāpe (polaritāte) kovalentā ķīmiskā saite. Tiek uzskatīts, ka ar atšķirību elektronegativitāte elementi 2.1 komunikācija ir ieslēgts 50% jonu. Plkst lielāka atšķirība savienojums var uzskatīt par jonu .
Ķīmiskās saites jonu modelis tiek plaši izmantots, lai aprakstītu daudzu vielu īpašības., pirmkārt, savienojumi sārmains un sārmzemju metāli ar nemetāliem. Tas ir saistīts šādu savienojumu apraksta vienkāršība: uzskatu, ka tie ir veidoti no nesaspiežamas lādētas sfēras, atbilstošs katjoni un anjoni. Šajā gadījumā joni mēdz sakārtoties tā, ka pievilcības spēki starp tiem ir maksimāli, bet atgrūšanas spēki ir minimāli.
Jonu saite- spēcīga ķīmiskā saite, kas veidojas starp atomiem ar liela elektronegativitātes atšķirība (>1,7 pēc Polinga skalas)., ar kuru kopīgais elektronu pāris pilnībā nonāk atomā ar lielāku elektronegativitāti. Tā ir jonu kā pretēji lādētu ķermeņu pievilkšanās. Piemērs ir savienojums CsF, kurā "joniskuma pakāpe" ir 97%.
Jonu saite- ārkārtējs gadījums kovalentās polārās saites polarizācija. Veidojas starp tipisks metāls un nemetāls. Šajā gadījumā metālā esošie elektroni pilnībā pārnests uz nemetālu . Veidojas joni.
Ja ķīmiskā saite veidojas starp atomiem, kuriem ir ļoti liela elektronegativitātes atšķirība (EO > 1,7 pēc Paulinga), tad kopīgais elektronu pāris ir pilnībā iet uz atomu ar augstāku EK. Tā rezultātā veidojas savienojums pretēji lādēti joni :
Starp izveidotajiem joniem ir elektrostatiskā pievilcība, ko sauc jonu saite. Drīzāk šis skats ērti. Praksē jonu saite starp atomiem iekšā tīrā veidā nekur vai gandrīz nekur netiek realizēts, parasti patiesībā savienojums ir daļēji jonu , un daļēji kovalentais raksturs. Tajā pašā laikā komunikācija kompleksie molekulārie joni bieži vien var uzskatīt par tīri jonu. Svarīgākās atšķirības starp jonu saitēm un cita veida ķīmiskajām saitēm ir nevirziena un nepiesātinājuma. Tāpēc kristāli, kas veidojas jonu savienojuma rezultātā, gravitējas uz dažādiem ciešiem atbilstošo jonu iepakojumiem.
3 jonu rādiusi
Dīkstāvē jonu saites elektrostatiskais modelis tiek izmantota koncepcija jonu rādiusi . Blakus esošā katjona un anjona rādiusu summai jābūt vienādai ar atbilstošo starpkodolu attālumu :
r 0 = r + + r −
Tajā pašā laikā tas paliek neskaidrs kur ņemt Robeža starp katjonu un anjonu . Zināms šodien , ka tīri jonu saite nepastāv, kā vienmēr ir daži elektronu mākoņu pārklājumi. Priekš jonu rādiusu aprēķinos tiek izmantotas pētniecības metodes, kas ļauj noteikt elektronu blīvumu starp diviem atomiem . Starpkodolu attālums ir sadalīts punktā, kur elektronu blīvums ir minimāls .
Jonu lielums ir atkarīgs no daudziem faktoriem. Plkst pastāvīgs jona lādiņš ar pieaugošu sērijas numuru(un līdz ar to, kodollādiņš) jonu rādiuss samazinās. Tas ir īpaši pamanāms lantanīda sērijā, kur jonu rādiuss monotoni mainās no 117 pm (La 3+) līdz 100 pm (Lu 3+) pie koordinācijas numura 6. Šo efektu sauc lantanīda kompresija .
AT elementu grupas jonu rādiuss parasti palielinās, palielinoties atomu skaitam. Tomēr priekš d-ceturtā un piektā perioda elementi lantanīda saspiešanas dēļ var rasties pat jonu rādiusa samazināšanās(piemēram, no plkst. 73 par Zr 4+ līdz plkst. 72 par Hf 4+ ar saskaņošanas numuru 4).
Periodā ir manāms jonu rādiusa samazinājums saistīts ar elektronu piesaistes palielināšanās kodolam, vienlaikus palielinoties kodola lādiņam un paša jona lādiņam: 116 pm Na+, 86 pm Mg 2+, 68 pm Al 3+ (koordinācijas numurs 6). Tā paša iemesla dēļ jona lādiņa palielināšanās noved pie viena elementa jonu rādiusa samazināšanās: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (koordinācijas numurs 4).
Salīdzinājums jonu rādiusi var veikta tikai ar to pašu koordinācijas numuru, tāpēc ka tas ietekmē jona lielumu, pateicoties atgrūdošajiem spēkiem starp pretjoniem. Tas ir skaidri redzams piemērā Ag+ jons; tā jonu rādiuss ir 81, 114 un 129 pm priekš koordinācijas numuri 2, 4 un 6 , attiecīgi .
Struktūra ideāls jonu savienojums, līdz maksimālā pievilcība starp atšķirīgiem joniem un minimālā atgrūšanās starp līdzīgiem joniem, daudzos veidos ko nosaka katjonu un anjonu jonu rādiusu attiecība. To var parādīt vienkāršas ģeometriskas konstrukcijas.
4 Jonu saites enerģija
Saiknes enerģija un jonu savienojumam- tas ir enerģiju, kas iekšā veidošanās laikā izdalās no gāzveida pretjoniem, kas atrodas bezgalīgi tālu viens no otra . Ņemot vērā tikai elektrostatiskos spēkus, tas atbilst aptuveni 90% no kopējās mijiedarbības enerģijas, kas ietver arī neelektrostatisko spēku ieguldījumu(piemēram, elektronu čaulu atgrūšana).
Pārsvarā iet uz atomu ar augstāku elektronegativitāti. Tā ir jonu kā pretēji lādētu ķermeņu pievilkšanās. Piemērs ir savienojums CsF, kurā "joniskuma pakāpe" ir 97%. Jonu saite ir ārkārtējs kovalentās polārās saites polarizācijas gadījums. Veidojas starp tipisku metālu un nemetālu. Šajā gadījumā elektroni no metāla pilnībā pāriet uz nemetālu, veidojas joni.
A ⋅ + ⋅ B → A + [ : B − ] (\displaystyle (\mathsf (A))\cdot +\cdot (\mathsf (B))\to (\mathsf (A))^(+)[: (\mathsf (B))^(-)])Starp izveidotajiem joniem notiek elektrostatiskā pievilcība, ko sauc par jonu saiti. Drīzāk šāds skats ir ērts. Faktiski jonu saite starp atomiem tīrā veidā netiek realizēta nekur vai gandrīz nekur; parasti patiesībā saite ir daļēji jonu un daļēji kovalenta. Tajā pašā laikā sarežģītu molekulāro jonu saiti bieži var uzskatīt par tīri jonu. Būtiskākās atšķirības starp jonu saitēm un cita veida ķīmiskajām saitēm ir nevirziena un nepiesātinātība. Tāpēc kristāli, kas veidojas jonu savienojuma rezultātā, gravitējas uz dažādiem ciešiem atbilstošo jonu iepakojumiem.
raksturīgsŠādiem savienojumiem ir laba šķīdība polāros šķīdinātājos (ūdenī, skābēs utt.). Tas ir saistīts ar uzlādētajām molekulas daļām. Šajā gadījumā šķīdinātāja dipoli tiek piesaistīti lādētajiem molekulas galiem un Brauna kustības rezultātā vielas molekulu “savelk” daļās un ieskauj, neļaujot tām atkal apvienoties. Rezultāts ir joni, ko ieskauj šķīdinātāja dipoli.
Kad šādi savienojumi tiek izšķīdināti, parasti tiek atbrīvota enerģija, jo izveidoto šķīdinātāja-jonu saišu kopējā enerģija ir lielāka par anjonu-katjonu saites enerģiju. Izņēmums ir daudzi slāpekļskābes sāļi (nitrāti), kas, izšķīdinot, absorbē siltumu (šķīdumi atdziest). Pēdējais fakts ir izskaidrots, pamatojoties uz likumiem, kas tiek aplūkoti fizikālajā ķīmijā. Jonu mijiedarbība
Ja atoms zaudē vienu vai vairākus elektronus, tad tas pārvēršas par pozitīvo jonu - katjonu (tulkojumā no grieķu valodas - "iet uz leju").Tā veidojas ūdeņraža katjoni H +, litijs Li +, bārijs Ba2 + Elektronu iegūšana , atomi pārvēršas par negatīviem joniem - anjoniem (no grieķu "anjons" - iet uz augšu) Anjonu piemēri ir fluora jons F−, sulfīda jons S2−.
Katjoni un anjoni spēj piesaistīt viens otru. Šajā gadījumā rodas ķīmiskā saite un veidojas ķīmiskie savienojumi. Šāda veida ķīmiskās saites sauc par jonu saiti:
Jonu saite ir ķīmiska saite, ko veido elektrostatiskā pievilcība starp katjoniem un anjoniem.
Enciklopēdisks YouTube
1 / 3
✪ Jonu saite. Ķīmija 8. klase
✪ Jonu, kovalentās un metāliskās saites
✪ Jonu ķīmiskā saite | Ķīmija 11. klase #3 | info nodarbība
Subtitri
Jonu saites veidošanās piemērs
Apsveriet veidošanās metodi, izmantojot "nātrija hlorīda" piemēru NaCl. Nātrija un hlora atomu elektronisko konfigurāciju var attēlot šādi: 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))) un Cl 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)))). Tie ir atomi ar nepilnīgu enerģijas līmeni. Acīmredzot, lai tos pabeigtu, nātrija atomam ir vieglāk atteikties no viena elektrona nekā pievienot septiņus, un hlora atomam ir vieglāk pievienot vienu elektronu, nekā atteikties no septiņiem. Ķīmiskajā mijiedarbībā nātrija atoms pilnībā atsakās no viena elektrona, un hlora atoms to pieņem.
Shematiski to var uzrakstīt šādi:
N a − e → N a + (\displaystyle (\mathsf (Na-e\rightarrow Na^(+))))- nātrija jonu, stabils astoņu elektronu apvalks ( N a + 1 s 2 2 s 2 2 p 6 (\displaystyle (\mathsf (Na^(+)1s^(2)2s^(2)2p^(6))))) otrā enerģijas līmeņa dēļ. C l + e → C l − (\displaystyle (\mathsf (Cl+e\rightarrow Cl^(-))))- hlora jons, stabils astoņu elektronu apvalks.starp joniem N a + (\displaystyle (\mathsf (Na^(+)))) un C l − (\displaystyle (\mathsf (Cl^(-)))) rodas elektrostatiskās pievilkšanās spēki, kā rezultātā veidojas savienojums.
Jonu saite
(izmantoti vietnes http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm materiāli)
Jonu savienojumu veic ar elektrostatisko pievilcību starp pretēji lādētiem joniem. Šie joni veidojas elektronu pārnešanas rezultātā no viena atoma uz otru. Jonu saite veidojas starp atomiem, kuriem ir lielas elektronegativitātes atšķirības (parasti lielāka par 1,7 pēc Polinga skalas), piemēram, starp sārmu metāliem un halogēniem.
Apskatīsim jonu saites rašanos, izmantojot NaCl veidošanās piemēru.
No atomu elektroniskajām formulām
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 un
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
var redzēt, ka, lai pabeigtu ārējo līmeni, nātrija atomam ir vieglāk atdot vienu elektronu nekā pievienot septiņus, un hlora atomam ir vieglāk pievienot vienu, nekā atteikties no septiņiem. Ķīmiskajās reakcijās nātrija atoms nodod vienu elektronu, un hlora atoms to pieņem. Rezultātā nātrija un hlora atomu elektronu apvalki tiek pārveidoti par stabiliem cēlgāzu elektronu apvalkiem (nātrija katjona elektroniskā konfigurācija
Na + 1s 2 2s 2 2p 6,
un hlora anjona elektroniskā konfigurācija
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Jonu elektrostatiskā mijiedarbība noved pie NaCl molekulas veidošanās.
Ķīmiskās saites raksturu bieži atspoguļo agregācijas stāvoklis un vielas fizikālās īpašības. Tādi jonu savienojumi kā nātrija hlorīds NaCl ir cieti un ugunsizturīgi, jo starp to "+" un "-" jonu lādiņiem pastāv spēcīgi elektrostatiskās pievilkšanās spēki.
Negatīvi lādēts hlorīda jons piesaista ne tikai "savu" Na + jonu, bet arī citus nātrija jonus sev apkārt. Tas noved pie tā, ka pie jebkura no joniem nav viens jons ar pretēju zīmi, bet vairāki.
Nātrija hlorīda NaCl kristāla struktūra.
Faktiski ap katru hlorīda jonu ir 6 nātrija joni, un ap katru nātrija jonu ir 6 hlorīda joni. Šo sakārtoto jonu iesaiņojumu sauc par jonu kristālu. Ja kristālā ir izolēts atsevišķs hlora atoms, tad starp apkārtējiem nātrija atomiem vairs nav iespējams atrast to, ar kuru hlors reaģējis.
Pievelkot viens otru ar elektrostatiskiem spēkiem, joni ļoti nelabprāt maina savu atrašanās vietu ārēja spēka vai temperatūras paaugstināšanās ietekmē. Bet, ja nātrija hlorīdu izkausē un turpina karsēt vakuumā, tad tas iztvaiko, veidojot diatomiskas NaCl molekulas. Tas liek domāt, ka kovalentās saites spēki nekad netiek pilnībā izslēgti.
Jonu saites galvenie raksturlielumi un jonu savienojumu īpašības
1. Jonu saite ir spēcīga ķīmiskā saite. Šīs saites enerģija ir aptuveni 300 – 700 kJ/mol.
2. Atšķirībā no kovalentās saites, jonu saite nav virziena, jo jons var piesaistīt pretējās zīmes jonus jebkurā virzienā.
3. Atšķirībā no kovalentās saites, jonu saite ir nepiesātināta, jo pretējās zīmes jonu mijiedarbība nenoved pie pilnīgas to spēka lauku savstarpējas kompensācijas.
4. Molekulu ar jonu saiti veidošanās procesā nenotiek pilnīga elektronu pārnese, līdz ar to dabā neeksistē 100% jonu saite. NaCl molekulā ķīmiskā saite ir tikai 80% jonu.
5. Jonu savienojumi ir kristāliskas cietas vielas ar augstu kušanas un viršanas temperatūru.
6. Lielākā daļa jonu savienojumu izšķīst ūdenī. Jonu savienojumu šķīdumi un kausējumi vada elektrisko strāvu.
metāla savienojums
Metāla kristāli ir sakārtoti atšķirīgi. Ja ņemat vērā metāliskā nātrija gabalu, jūs atklāsit, ka ārēji tas ļoti atšķiras no galda sāls. Nātrijs ir mīksts metāls, viegli griežams ar nazi, saplacināts ar āmuru, viegli kausējams tasītē uz spirta lampas (kušanas temperatūra 97,8 o C). Nātrija kristālā katru atomu ieskauj astoņi citi līdzīgi atomi.
Metāliskā Na kristāla struktūra.
No attēla var redzēt, ka Na atomam kuba centrā ir 8 tuvākie kaimiņi. Bet to pašu var teikt par jebkuru citu kristāla atomu, jo tie visi ir vienādi. Kristāls sastāv no "bezgalīgi" atkārtojošiem fragmentiem, kas redzami šajā attēlā.
Metāla atomi ārējā enerģijas līmenī satur nelielu skaitu valences elektronu. Tā kā metālu atomu jonizācijas enerģija ir zema, valences elektroni šajos atomos ir vāji saglabāti. Tā rezultātā metālu kristāliskajā režģī parādās pozitīvi lādēti joni un brīvie elektroni. Šajā gadījumā metālu katjoni atrodas kristāla režģa mezglos, un elektroni brīvi pārvietojas pozitīvo centru laukā, veidojot tā saukto "elektronu gāzi".
Negatīvi lādēta elektrona klātbūtne starp diviem katjoniem noved pie tā, ka katrs katjons mijiedarbojas ar šo elektronu.
Pa šo ceļu, metāliskā saite ir saite starp pozitīvajiem joniem metāla kristālos, ko veic, piesaistot elektronus, kas brīvi pārvietojas pa kristālu.
Tā kā valences elektroni metālā ir vienmērīgi sadalīti pa visu kristālu, metāliskā saite, tāpat kā jonu saite, ir nevirzīta saite. Atšķirībā no kovalentās saites, metāliskā saite ir nepiesātināta saite. Metāla saite arī atšķiras no kovalentās saites stiprības ziņā. Metāla saites enerģija ir aptuveni trīs līdz četras reizes mazāka nekā kovalentās saites enerģija.
Pateicoties elektronu gāzes augstajai mobilitātei, metāliem ir raksturīga augsta elektriskā un siltuma vadītspēja.
Metāla kristāls izskatās pietiekami vienkāršs, taču tā elektroniskā struktūra patiesībā ir sarežģītāka nekā jonu sāls kristāliem. Metāla elementu ārējā elektronu apvalkā nav pietiekami daudz elektronu, lai izveidotu pilnvērtīgu "okteta" kovalento vai jonu saiti. Tāpēc gāzveida stāvoklī lielākā daļa metālu sastāv no monatomiskām molekulām (t.i., atsevišķiem, nesaistītiem atomiem). Tipisks piemērs ir dzīvsudraba tvaiki. Tādējādi metāliskā saite starp metāla atomiem rodas tikai šķidrā un cietā agregācijas stāvoklī.
Metāla saiti var raksturot šādi: daži metāla atomi iegūtajā kristālā atdod savus valences elektronus telpai starp atomiem (nātrijs tas ir ... 3s1), pārvēršoties jonos. Tā kā visi kristāla metāla atomi ir vienādi, katram no tiem ir vienāda iespēja zaudēt valences elektronu.
Citiem vārdiem sakot, elektronu pāreja starp neitrāliem un jonizētiem metāla atomiem notiek bez enerģijas patēriņa. Šajā gadījumā daļa elektronu vienmēr nonāk telpā starp atomiem "elektronu gāzes" formā.
Šie brīvie elektroni, pirmkārt, notur metāla atomus noteiktā līdzsvara attālumā viens no otra.
Otrkārt, tie piešķir metāliem raksturīgu "metāla spīdumu" (brīvie elektroni var mijiedarboties ar gaismas kvantiem).
Treškārt, brīvie elektroni nodrošina metāliem labu elektrovadītspēju. Metālu augstā siltumvadītspēja ir izskaidrojama arī ar brīvo elektronu klātbūtni starpatomiskajā telpā - tie viegli "reaģē" uz enerģijas izmaiņām un veicina tās ātru pārnesi kristālā.
Metāla kristāla elektroniskās struktūras vienkāršots modelis.
******** Nātrija metāla piemērā aplūkosim metāliskās saites raksturu no ideju viedokļa par atomu orbitālēm. Nātrija atomam, tāpat kā daudziem citiem metāliem, trūkst valences elektronu, bet ir brīvas valences orbitāles. Vienīgais nātrija 3s elektrons spēj pārvietoties uz jebkuru no enerģētikā brīvajām un tuvu kaimiņu orbitālēm. Kad atomi kristālā tuvojas viens otram, blakus esošo atomu ārējās orbitāles pārklājas, kā rezultātā ziedotie elektroni brīvi pārvietojas pa visu kristālu.
Tomēr "elektronu gāze" nemaz nav nesakārtota, kā varētu šķist. Brīvie elektroni metāla kristālā atrodas pārklājošās orbitālēs un zināmā mērā tiek socializēti, veidojot sava veida kovalentās saites. Nātrijam, kālijam, rubīdijam un citiem metāliskiem s-elementiem vienkārši ir maz kopīgu elektronu, tāpēc to kristāli ir trausli un kausējami. Palielinoties valences elektronu skaitam, metālu stiprums, kā likums, palielinās.
Tādējādi elementi mēdz veidot metālisku saiti, kuras atomiem uz ārējiem apvalkiem ir maz valences elektronu. Šie valences elektroni, kas veic metālisko saiti, ir tik socializēti, ka var pārvietoties pa visu metāla kristālu un nodrošināt augstu metāla elektrisko vadītspēju.
NaCl kristāls nevada elektrību, jo telpā starp joniem nav brīvu elektronu. Visi nātrija atomu ziedotie elektroni stingri notur hlorīda jonus ap sevi. Šī ir viena no būtiskajām atšķirībām starp jonu kristāliem un metāliskajiem kristāliem.
Tas, ko jūs tagad zināt par metālisko saiti, arī izskaidro vairuma metālu augsto kaļamību (elastību). Metālu var saplacināt plānā loksnē, ievilkt stieplē. Fakts ir tāds, ka atsevišķi atomu slāņi metāla kristālā var salīdzinoši viegli slīdēt viens pāri otram: mobilā "elektronu gāze" pastāvīgi mīkstina atsevišķu pozitīvo jonu kustību, izsijājot tos vienu no otra.
Protams, ar galda sāli neko tādu nevar izdarīt, lai gan sāls ir arī kristāliska viela. Jonu kristālos valences elektroni ir cieši saistīti ar atoma kodolu. Viena jonu slāņa nobīde attiecībā pret otru noved pie viena un tā paša lādiņa jonu konverģences un izraisa spēcīgu atgrūšanos starp tiem, kā rezultātā kristāls iznīcina (NaCl ir trausla viela).
Jonu kristāla slāņu nobīde izraisa lielu atgrūšanas spēku parādīšanos starp līdzīgiem joniem un kristāla iznīcināšanu.
Navigācija
- Kombinētu problēmu risināšana, pamatojoties uz vielas kvantitatīvajām īpašībām
- Problēmu risināšana. Vielu sastāva noturības likums. Aprēķini, izmantojot vielas "molmasas" un "ķīmiskā daudzuma" jēdzienus
7.1. Kas ir ķīmiskās saites
Iepriekšējās nodaļās jūs iepazināties ar dažādu elementu izolētu atomu sastāvu un uzbūvi, pētījāt to enerģētiskās īpašības. Bet dabā mums apkārt izolēti atomi ir ārkārtīgi reti. Gandrīz visu elementu atomi "tiecas" savienoties, veidojot molekulas vai citas sarežģītākas ķīmiskās daļiņas. Ir pieņemts teikt, ka šajā gadījumā starp atomiem rodas ķīmiskās saites.
Elektroni ir iesaistīti ķīmisko saišu veidošanā. Kā tas notiek, jūs uzzināsit, izpētot šo nodaļu. Bet vispirms mums ir jāatbild uz jautājumu, kāpēc atomi veido ķīmiskās saites. Uz šo jautājumu varam atbildēt, pat neko nezinot par šo saišu būtību: "Jo tas ir enerģētiski izdevīgi!" Bet, atbildot uz jautājumu, kur rodas enerģijas ieguvums saišu veidošanās laikā, mēģināsim saprast, kā un kāpēc veidojas ķīmiskās saites.
Tāpat kā atomu elektroniskā struktūra, kvantu ķīmija ķīmiskās saites pēta detalizēti un stingri zinātniski, un mēs varam izmantot tikai dažus no svarīgākajiem zinātnieku secinājumiem. Šajā gadījumā ķīmisko saišu raksturošanai izmantosim vienu no vienkāršākajiem modeļiem, kas paredz trīs veidu ķīmisko saišu esamību (jonu, kovalento un metālisko).
Atcerieties - jebkuru modeli varat izmantot kompetenti tikai tad, ja zināt šī modeļa pielietojuma robežas. Arī modelim, ko izmantosim, ir savas pielietojamības robežas. Piemēram, šī modeļa ietvaros nav iespējams aprakstīt ķīmiskās saites skābekļa molekulās, lielākajā daļā borhidrīdu un dažu citu vielu. Lai aprakstītu ķīmiskās saites šajās vielās, tiek izmantoti sarežģītāki modeļi.
1. Ja savienojamie atomi ir ļoti dažāda izmēra, tad mazie atomi (tiek pakļauti elektronu pieņemšanai) paņems elektronus no lielajiem atomiem (tiek pakļauti elektronu nodošanai), un veidojas jonu saite. Jonu kristāla enerģija ir mazāka par izolētu atomu enerģiju, tāpēc jonu saite rodas pat tad, ja atomam neizdodas pilnībā pabeigt savu elektronu apvalku, ziedojot elektronus (tā var palikt nepilnīga d- vai f-apakšlīmenis). Apsveriet piemērus.
2. Ja saistītie atomi ir mazi ( r o<1),
то все они склонны принимать электроны, а
отдавать их не склонны; поэтому отобрать друг у
друга электроны такие атомы не могут. В этом
случае связь между ними возникает за счет
попарного обобществления неспаренных валентных
электронов: один электрон одного атома и один
электрон другого атома с разными спинами
образуют пару электронов, принадлежащую обоим
атомам и связывающую их. Так образуется kovalentā saite.
Kovalentās saites veidošanos kosmosā var iedomāties kā dažādu atomu nepāra valences elektronu elektronu mākoņu pārklāšanos. Šajā gadījumā elektronu pāris veido kopīgu elektronu mākoni, kas saista atomus. Jo lielāks elektronu blīvums pārklāšanās reģionā, jo vairāk enerģijas atbrīvojas šādas saites veidošanās laikā.
Pirms aplūkot vienkāršākos kovalentās saites veidošanās piemērus, mēs piekrītam apzīmēt atoma valences elektronus ar punktiem ap šī atoma simbolu, ar punktu pāri, kas apzīmē nedalītus elektronu pārus un kovalentās saites elektronu pārus, un atsevišķi punkti nepāra elektroniem. Ar šo apzīmējumu atoma valences elektroniskā konfigurācija, piemēram, fluors tiks attēlots ar simbolu, bet skābekļa atoms -. Formulas, kas veidotas no šādiem simboliem, sauc elektroniskās formulas vai Lūisa formulas (amerikāņu ķīmiķis Gilberts Ņūtons Lūiss tās ierosināja 1916. gadā). Pēc pārraidītās informācijas apjoma elektroniskās formulas pieder struktūrformulu grupai. Kovalento saišu veidošanās piemēri ar atomiem:
3. Ja saistītie atomi ir lieli ( r o > 1A), tad visi vairāk vai mazāk tiecas ziedot savus elektronus, un viņu tieksme pieņemt svešus elektronus ir nenozīmīga. Tāpēc arī šie lielie atomi nevar izveidot jonu saiti savā starpā. Arī kovalentā saite starp tām izrādās nelabvēlīga, jo elektronu blīvums lielos ārējos elektronu mākoņos ir niecīgs. Šajā gadījumā, kad no šādiem atomiem veidojas ķīmiska viela, visu saistīto atomu valences elektroni tiek socializēti (valences elektroni kļūst kopīgi visiem atomiem), un veidojas metāla kristāls (vai šķidrums), kurā atomus savieno ar metāla saite.
Kā noteikt, kāda veida saites veido elementu atomus noteiktā vielā?
Pēc elementu stāvokļa ķīmisko elementu dabiskajā sistēmā, piemēram:
1. Cēzija hlorīds CsCl. Cēzija atoms (IA grupa) ir liels, viegli atdod elektronu, un hlora atoms (VIA grupa) ir mazs un viegli to uzņem, tāpēc saite cēzija hlorīdā ir jonu.
2. Oglekļa dioksīds CO 2 . Oglekļa (IVA grupa) un skābekļa (VIA grupa) atomi pēc izmēra īpaši neatšķiras – abi ir mazi. Pēc tendences pieņemt elektronus tie nedaudz atšķiras, tāpēc CO 2 molekulā esošā saite ir kovalenta.
3. Slāpeklis N 2 . Vienkārša viela. Saistošie atomi ir vienādi un tomēr mazi, tāpēc saite slāpekļa molekulā ir kovalenta.
4. Kalcijs Ca. Vienkārša viela. Saistošie atomi ir vienādi un diezgan lieli, tāpēc saite kalcija kristālā ir metāliska.
5. Bārija-tetraalumīnija BaAl 4 . Abu elementu atomi ir diezgan lieli, īpaši bārija atomi, tāpēc abi elementi mēdz ziedot tikai elektronus, tāpēc saite šajā savienojumā ir metāliska.
JONU SAITE, KOVALENTĀ SAITE, METĀLiskā SAITE, TO VEIDOŠANĀS NOSACĪJUMI.
1. Kāds ir atomu savienojuma cēlonis un ķīmisko saišu veidošanās starp tiem?
2. Kāpēc cēlgāzes nesastāv no molekulām, bet gan no atomiem?
3. Noteikt ķīmiskās saites veidu bināros savienojumos: a) KF, K 2 S, SF 4; b) MgO, Mg2Ba, OF 2; c) Cu 2 O, CaSe, SeO 2. 4. Noteikt ķīmiskās saites veidu vienkāršās vielās: a) Na, P, Fe; b) S8, F2, P4; c) Mg, Pb, Ar.
7.Z. Joni. Jonu saite
Iepriekšējā rindkopā jūs iepazīstinājāt ar joniem, kas veidojas, atsevišķiem atomiem nododot vai pieņemot elektronus. Šajā gadījumā protonu skaits atoma kodolā pārstāj būt vienāds ar elektronu skaitu elektronu apvalkā, un ķīmiskā daļiņa iegūst elektrisko lādiņu.
Bet jons var saturēt arī vairāk nekā vienu kodolu, tāpat kā molekulā. Šāds jons ir vienota sistēma, kas sastāv no vairākiem atomu kodoliem un elektronu apvalka. Atšķirībā no molekulas kopējais protonu skaits kodolos nav vienāds ar kopējo elektronu skaitu elektronu apvalkā, tātad arī jona elektriskais lādiņš.
Kas ir joni? Tas ir, kā viņi var atšķirties?
Atbilstoši atomu kodolu skaitam jonus iedala vienkārši(vai monatomisks), tas ir, satur vienu kodolu (piemēram, K, O 2 ), un komplekss(vai poliatomisks), tas ir, satur vairākus kodolus (piemēram, CO 3 2 , 3 ). Vienkārši joni ir lādēti atomu analogi, un sarežģītie joni ir lādēti molekulu analogi.
Jonus iedala katjonos, pamatojoties uz to lādiņa zīmi.
un anjoni.
Katjonu piemēri: K (kālija jons), Fe 2 (dzelzs jons), NH 4 (amonija jons), 2 (tetraamīna vara jons). Anjonu piemēri: Cl (hlorīda jons), N 3 (nitrīdjons), PO 4 3 (fosfāta jons), 4 (heksacianoferāta jons).
Atbilstoši to lādiņam joni tiek sadalīti viens šāviens(K, Cl, NH4, NO 3 utt.), divu šāvienu(Ca 2, O 2, SO 4 2 utt.) trīs šāvienu(Al 3, RO 4 3 utt.) un tā tālāk.
Tātad, mēs sauksim PO 4 3 jonu par trīs lādētu kompleksu anjonu, un Ca 2 jonu par divkārši lādētu vienkāršo katjonu.
Turklāt joni atšķiras arī pēc izmēra. Vienkārša jona izmēru nosaka šī jona rādiuss vai jonu rādiuss. Sarežģīto jonu lielumu ir grūtāk raksturot. Jona rādiusu, tāpat kā atoma rādiusu, nevar tieši izmērīt (kā jūs saprotat, jonam nav skaidru robežu). Tāpēc, lai raksturotu izolētus jonus, mēs izmantojam orbītas jonu rādiusi(piemēri ir 17. tabulā).
17. tabula. Dažu vienkāršu jonu orbītas rādiusi
Orbitāls rādiuss, A |
Orbitāls rādiuss, A |
||||
| Li | F | 0,400 | |||
| Na | Cl | 0,742 | |||
| K | Br | 0,869 | |||
| Rb | es | 1,065 | |||
| Cs | O2 | 0,46 | |||
| Esi 2 | S2 | 0,83 | |||
| Mg2 |
