Kako snimiti jonsku vezu. Z
Svaki se jon u jonskom kristalu okružuje na bliskoj udaljenosti s tolikim brojem protujona koje može geometrijski smjestiti.
Koncept molekule za jonski spoj: zbog nezasićenosti i neusmjerenosti molekuli jonske veze su uvjetni.
Formula u molekuli jonskog jedinjenja pokazuje samo najjednostavnije omjere između količina kationa i aniona u makrokristalu supstance.
Struktura
1. Joni u kristalu pakirani su tako da su istoimeni što dalje (mine se odbijaju), a različiti što je moguće bliže (maksimalna privlačnost).
Iz tog razloga jonski kristali karakterizirani su najbližim principom pakiranja.
Ograničeni broj protujona može biti lociran oko svakog jona.
Poziva se ovaj broj fokusna tačka (c.p.) f (r kation / r anion).
2. U jonskom kristalu nemoguće je razlikovati stvarno postojeću strukturnu jedinicu (molekul). Molekul za jonsku supstancu je konvencionalna formula. Prikazuje samo odnos broja kationa i aniona u makrokristalu supstance. NaCl AlCl 3
Osobine supstanci sa jonskim vezama
1) jak i čvrst, E sv \u003d 500 ÷ 1000 kJ / mol;
2) krhki - ne podnose uticaje koji vode pomeranju jonskih slojeva;
3) Nemojte provoditi električnu energiju i toplotu (u čvrstom stanju), jer nema slobodnih elektrona
Primjeri supstanci s jonskim vezama.
Supstance sa jonskom vezom uključuju sve soli nastale organski i neorgansko,
veze između najaktivnijih Me i HeMe,
Ako je HeMe aktivniji od Me \u003d\u003e između njih postoji jonska veza.
10. Metalna veza i njena svojstva. Struktura i svojstva supstanci s metalnom vezom.
Metalna veza - Vezivanje metala i legura uslijed elektroničke interakcije slobodnih e - i pozitivno nabijenih kationova metala.
Posebna svojstva : Metalna veza, poput jonske, nezasićen i neusmjeren, jer je ovo interakcija kationa i elektrona.
Svojstva supstance sa mnom. link:
čvrstoća, tvrdoća, agregacijsko stanje, tačka ključanja, talište ovise o broju valentnih elektrona.
Osobine supstanci sa metalnim vezama
Metalisu supstance sa visokom električnom i toplotnom provodljivošću, podatnošću, duktilnošću i metalnim sjajem. Ova karakteristična svojstva nastaju zbog prisustva elektrona koji se slobodno kreću u kristalnoj rešetki .
Jonska veza
Teorija hemijskih veza uzima presudno mjesto u moderna hemija ... To objašnjava zašto se atomi kombiniraju u hemijske čestice i omogućava vam upoređivanje stabilnosti ovih čestica ... Korišćenje teorija hemijskih veza , može predvidjeti sastav i strukturu različitih jedinjenja ... Koncept prekid nekih hemijskih veza i stvaranje drugih predstavlja srž modernih koncepata o transformaciji supstanci u toku hemijskih reakcija .
Hemijska veza - ovo interakcija atoma , hemijska stabilnost čestica ili kristal u cjelini . Hemijska veza formirao elektrostatička interakcija između nabijene čestice : kationi i anioni, jezgra i elektroni ... Kada se atomi približe jedni drugima, sile privlačenja počinju djelovati između jezgre jednog atoma i elektrona drugog, kao i sile odbijanja između jezgara i između elektrona. Uključeno neku udaljenost ove sile međusobno se uravnotežuju i nastaje stabilna hemijska čestica .
Kada se formira hemijska veza, može se dogoditi značajna preraspodjela elektronske gustine atoma u spoju u poređenju sa slobodnim atomima.
U krajnjem slučaju, to dovodi do stvaranja nabijenih čestica - jona (od grčkog "ion" - ide).
1 Interakcija jona
Ako atom izgubi jedan ili nekoliko elektrona onda je pretvara se u pozitivni jon - kation (prevedeno s grčkog - “ ide dole "). Evo kako kationi vodonik N +, litijum Li +, barijum Va 2+ . Sticanjem elektrona atomi se pretvaraju u negativne ione - anione (od grčkog "anion" - idem gore). Primjeri aniona su fluoridni jon F -, sulfidni jon S 2− .
Kationi i anioni sposoban biti privučeni jedni drugima ... Kada se to dogodi hemijska veza i formirana hemijska jedinjenja ... Ova vrsta hemijske veze se naziva jonska veza :
2 Definicija jonske veze
Jonska veza je hemijska veza, obrazovan o trošku elektrostatička privlačnost između kationa i anioni .
Mehanizam nastanka jonske veze može se razmotriti na primjeru reakcije između natrijum i hlor . Atom alkalijskog metala može lako izgubiti elektron , i atom halogena - stječe ... Ovo rezultira natrijum kation i hloridni jon ... Oni čine vezu zbog elektrostatička privlačnost između njih .
Interakcija između kationi i anioni ne ovisi o smjeru , tako o jonskoj vezi pričaj kao neusmjereno ... Svi kation mogu privući bilo koji broj aniona i naprotiv ... Zbog toga jonska veza je nezasićen ... Broj interakcije između jona u čvrstom stanju ograničene su samo veličinom kristala ... Stoga " molekula " jonskim spojem treba smatrati cijeli kristal .
Za pojavu jonska veza potrebno tako da zbroj energija jonizacije E i (da se formira kation) i afinitet prema elektronu A e (za stvaranje aniona) mora biti energetski korisno ... to ograničava stvaranje jonskih veza atomima aktivnih metala (elementi IA- i IIA-grupa, neki elementi IIIA-grupe i neki prijelazni elementi) i aktivni nemetali (halogeni, halkogeni, azot).
Idealna jonska veza praktično ne postoji ... Čak i u onim jedinjenjima koja se obično nazivaju jonski , ne postoji potpuni prijelaz elektrona s jednog atoma na drugi ; elektroni dijelom ostaju u uobičajenoj upotrebi ... Dakle, veza u litijum fluorid za 80% jonski , i za 20% - kovalentni ... Stoga je ispravnije govoriti o tome stepen jonizma (polaritet) kovalentna hemijska veza ... Vjeruje se da za razliku elektronegativnosti elementi 2.1 komunikacija je uključeno 50% jonski ... Kada veća razlika spoj može se smatrati jonskim .
Model jonske hemijske veze široko se koristi za opis svojstava mnogih supstanci. , prije svega, veze alkalna i zemnoalkalijski metali sa nemetalima ... Ovo je zbog jednostavnost opisa takvih jedinjenja : vjerujte da su izgrađeni od nekompresibilne nabijene sfere odgovarajući kationi i anioni ... U ovom slučaju, joni se obično nalaze na takav način da su sile privlačenja između njih maksimalne, a sile odbijanja minimalne.
Jonska veza - jaka hemijska veza nastala između atoma sa velika razlika (\u003e 1,7 na Paulingovoj skali) elektronegativnosti , s kojim ukupni elektronski par se u potpunosti prenosi na atom sa većom elektronegativnošću. To je privlačnost jona kao suprotno nabijenih tijela. Primjer je spoj CsF, u kojem je "stepen jonske moći" 97%.
Jonska veza - ekstremni slučaj polarizacija kovalentne polarne veze ... Formirano između tipični metal i nemetal ... U ovom slučaju, elektroni u metalu potpuno prebaciti na nemetalne . Nastaju joni.
Ako se hemijska veza formira između atoma koji imaju vrlo velika razlika elektronegativnosti (EO\u003e 1,7 prema Paulingu) , tada je ukupan elektronski par u potpunosti ide na atom sa višim EO ... To rezultira stvaranjem spoja suprotno nabijeni joni :
Između formiranih jona, elektrostatička privlačnost koji se zove jonska veza ... Dapače, takav izgled ugodno ... U praksi jonska veza između atoma u njegova čista forma se ne ostvaruje nigdje ili gotovo nigdje , obično je zapravo veza djelomično jonski , a djelomično kovalentna ... Istovremeno, komunikacija složeni molekularni joni često se mogu smatrati čisto jonskim ... Najvažnije razlike između jonskih veza i drugih vrsta hemijskih veza su neusmjerenost i nezasićenost ... Zbog toga kristali nastali jonskom vezom teže različitom najgušćem pakovanju odgovarajućih jona.
3 jonski radijus
Jednostavno model elektrostatske jonske veze koristi se koncept jonski radijusi . Zbir polumjera susjednih kationova i aniona trebao bi biti jednak odgovarajućoj međunuklearnoj udaljenosti :
r 0 = r + + r −
U isto vrijeme ostaje nejasno gdje potrošiti granica između kationa i aniona . Danas se to zna , da ne postoji čista jonska veza Kao uvjek postoji neko preklapanje elektronskih oblaka ... Za izračunavanje radijusa jona koristi se istraživačkim metodama koji omogućavaju vam da odredite gustinu elektrona između dva atoma . Internuklearna udaljenost podijeljena je u točki gdje elektronska gustina je minimalna .
Veličina jona ovisi o mnogim čimbenicima ... Kada konstantno punjenje jona sa povećanjem serijskog broja (i shodno tome, nuklearni naboj) jonski radijus se smanjuje ... To je posebno uočljivo među lantanidima gdje jonski radijusi se monotono mijenjaju od 117 pm za (La 3+) do 100 pm (Lu 3+) s koordinacijskim brojem 6 ... Taj se efekat naziva kompresija lantanoida .
IN grupe elemenata jonski radijusi se uglavnom povećavaju sa povećanjem serijskog broja ... ali for d - elementi četvrtog i petog perioda zbog kompresije lantanida može doći i do smanjenja jonskog radijusa (na primjer, od 73 sata za Zr 4+ do 72 sata za Hf 4+ s koordinacijskim brojem 4).
U periodu je primjetan pad jonskog radijusa povezano sa povećanje privlačenja elektrona u jezgru uz istovremeno povećanje naboja jezgra i naboja samog jona : 116 sati za Na +, 86 sati za Mg 2+, 68 sati za Al 3+ (koordinacijski broj 6). Iz istog razloga povećanje jonskog naboja dovodi do smanjenja jonskog radijusa za jedan element : Fe 2+ 77 sati, Fe 3+ 63 sata, Fe 18+ 39 sati (koordinacijski broj 4).
Usporedba jonski radijusi mogu provoditi samo s istim koordinacijskim brojem , zbog utječe na veličinu jona zbog odbojnih sila između protioiona ... To se jasno vidi na primjeru ion Ag + ; njegov jonski radijus je 81, 114 i 129 pm for koordinacijski brojevi 2, 4 i 6 , respektivno .
Struktura idealan jonski spoj zahvaljujući maksimalna privlačnost između različitih jona i minimalna odbojnost sličnih jona , na mnogo načina određuje se odnosom jonskih radijusa kationa i aniona ... Može se prikazati jednostavne geometrijske konstrukcije.
4 Energija jonske veze
Energija veze i za jonski spoj - ovo energije koji u oslobođena tokom svog nastanka iz plinovitih kontioniona beskrajno udaljenih jedan od drugog . Uzimajući u obzir samo elektrostatičke sile, odgovara oko 90% ukupne energije interakcije koji takođe uključuje doprinos neelektrostatičkih sila (npr. odbijanje elektroničkih školjki).
Hemijska veza nastaje uslijed interakcije električnih polja koja stvaraju elektroni i jezgra atoma, tj. hemijska veza je električne prirode.
Under hemijska veza razumjeti rezultat interakcije 2 ili više atoma što dovodi do stvaranja stabilnog polatomskog sistema. Uvjet za nastanak hemijske veze je smanjenje energije interakcija atoma, tj. molekularno stanje materije je energetski povoljnije od atomskog. Kada se formira hemijska veza, atomi teže da dobiju potpunu elektronsku ljusku.
Razlikuju: kovalentni, jonski, metalni, vodonik i intermolekularni.
Kovalentna veza - najopštija vrsta hemijske veze koja nastaje socijalizacijom elektronskog para razmjenski mehanizam -, kada svaki od atoma koji djeluju međusobno daje jedan elektron, ili mehanizam donor-akceptorako jedan elektronski par prenese na opću upotrebu jedan atom (donor - N, O, Cl, F) na drugi atom (akceptor - atomi d-elemenata).
Karakteristike hemijske veze.
1 - višestrukost veza - između 2 atoma moguća je samo 1 sigma veza, ali zajedno s njom mogu postojati pi i delta veze između istih atoma, što dovodi do stvaranja višestrukih veza. Množnost se određuje brojem zajedničkih elektronskih parova.
2 - dužina veze - međujedrna udaljenost u molekuli, što je veća multiplikacija, to je kraća duljina.
3 - čvrstoća veze je količina energije koja je potrebna da se prekine
4 - zasićenje kovalentne veze očituje se u činjenici da jedna atomska orbitala može učestvovati u stvaranju samo jednog c.s. Ovo svojstvo određuje stehiometriju molekularnih spojeva.
5 - usmjerenost c.s. ovisno o obliku i smjeru elektronskih oblaka u prostoru, kada se preklapaju, mogu se stvoriti spojevi s linearnim i ugaonim oblikom molekula.
Jonska veza – nastali između atoma koji se vrlo razlikuju u elektronegativnosti. To su spojevi glavnih podskupina 1 i 2 grupa sa elementima glavnih podskupina 6 i 7 grupa. Jonska je hemijska veza koja nastaje kao rezultat međusobne elektrostatičke privlačnosti suprotno nabijenih jona.
Mehanizam stvaranja jonskih veza: a) stvaranje jona atoma koji međusobno djeluju; b) stvaranje molekula zbog privlačenja jona.
Neusmjernost i nezasićenost jonske veze
Polja sile jona su ravnomjerno raspoređena u svim smjerovima, tako da svaki ion može privući jone suprotnog predznaka k sebi u bilo kojem smjeru. Ovo je usmerenost jonske veze. Interakcija 2x jona suprotnog predznaka ne dovodi do potpune međusobne kompenzacije njihovih sila. Stoga zadržavaju sposobnost privlačenja jona u drugim smjerovima, tj. jonsku vezu karakterizira nezasićenost. Prema tome, svaki jon u jonskom spoju privlači toliki broj jona suprotnog predznaka da formira kristalnu rešetku jonskog tipa. U jonskom kristalu nema molekula. Svaki jon je okružen određenim brojem jona različitog predznaka (koordinacioni broj jona).
Metalna veza - hem. Lepljenje u metalima. Metali imaju višak valentnih orbitala i nedostatak elektrona. Kada se atomi približe jedni drugima, njihove valentne orbitale se preklapaju, zbog čega se elektroni slobodno kreću s jedne orbitale na drugu i uspostavlja se veza između svih atoma metala. Veza koju izvode relativno slobodni elektroni između metalnih jona u kristalnoj rešetci naziva se metalna veza. Veza je visoko delokalizirana i nedostaje joj usmjerenost i zasićenost, jer valentni elektroni su ravnomjerno raspoređeni po kristalu. Prisustvo slobodnih elektrona određuje postojanje opšta svojstva metali: neprozirnost, metalni sjaj, visoka električna i toplotna provodljivost, podatnost i duktilnost.
Vodikova veza - veza između atoma H i jako negativnog elementa (F, Cl, N, O, S). Vodikove veze mogu biti intra- i intermolekularne. BC je slabija od kovalentne veze. Izlazak sunca objašnjava se djelovanjem elektrostatičkih sila. Atom H ima mali radijus i pri premještanju ili odbijanju jednog elektrona H stječe pozitivan pozitivan naboj, koji djeluje na elektronegativnost.
Jonska veza se očituje kada se elektronegativnost oštro razlikuje jedna od druge (prema Paulingovoj skali Δχ\u003e 1,7), a to se dešava kada ioni koji nastaju od elemenata sa značajno različitim hemijskim svojstvima međusobno djeluju.
Jonska veza je elektrostatička privlačnost između suprotno nabijenih jona, koji nastaju kao rezultat potpunog pomicanja zajedničkog elektronskog para iz atoma jednog elementa u atom drugog elementa.
Ovisno o pojedinačnim svojstvima, atomi nekih elemenata teže da gube elektrone pretvarajući se u pozitivno nabijene ione (katione), a atomi drugih elemenata, naprotiv, teže prikupljanju elektrona, dok se transformišu u negativno nabijene ione (anione) , kao što je slučaj sa atomima običnog natrijuma i tipičnog nemetalnog klora.
Uslovni model stvaranja Na + i Cl - jona potpunim prenosom valentnog elektrona sa atoma natrijuma na atom hlora
Sposobnost elemenata da formiraju jednostavne ione (tj. Koji proizlaze iz jednog atoma) je posljedica elektroničke konfiguracije njihovih izoliranih atoma, kao i vrijednosti elektronegativnosti, energije jonizacije i afiniteta elektrona (minimum potreban za uklanjanje elektron iz odgovarajućeg negativnog jona na beskonačnoj udaljenosti). Jasno je da katione lakše formiraju atomi elemenata sa niskim energijama jonizacije - alkalni i zemnoalkalni metali (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr, itd.). Manje je vjerovatno da će nastati jednostavni kationi drugih elemenata, jer je to povezano s trošenjem velike energije za jonizaciju atoma.
Jednostavne anione lakše stvaraju p-elementi sedme grupe (Cl, Br, I) zbog visokog afiniteta prema elektronima. Vezivanje jednog elektrona na atome O, S, N prati oslobađanje energije. A dodavanje drugih elektrona za stvaranje višestruko nabijenih jednostavnih aniona energetski je nepovoljno.
Stoga su spojevi koji se sastoje od jednostavnih jona malobrojni. Lakše nastaju interakcijom alkalnih i zemnoalkalnih metala s halogenima.
Karakteristike jonske veze
1. Neusmjernost... Električni naboji jona određuju njihovu privlačnost i odbojnost i, općenito, određuju stehiometrijski sastav spoja. Na jone se može gledati kao na napunjene kuglice čija su polja sila u prostoru ravnomjerno raspoređena u svim smjerovima. Stoga, na primer, u jedinjenju NaCl, natrijumovi joni Na + mogu u interakciji sa jonima klora Cl- u bilo kom smeru, privlačeći određeni broj njih.
Neusmjernost je svojstvo jonske veze zbog sposobnosti svakog iona da privuče jone suprotnog predznaka sebi u bilo kojem smjeru.
Dakle, neusmjerenost se objašnjava činjenicom da električno polje jona ima sfernu simetriju i opada s udaljenošću u svim smjerovima, pa se interakcija između jona događa bez obzira na smjer.
2. Desaturacija.Jasno je da interakcija dvaju jona suprotnog predznaka ne može dovesti do potpune međusobne kompenzacije njihovih polja sila. Stoga, jon sa određenim nabojem zadržava sposobnost privlačenja drugih jona suprotnog predznaka u svim pravcima. Broj takvih „privučenih“ jona ograničen je samo njihovim geometrijskim dimenzijama i silama međusobnog odbijanja.
Nezasićenje je svojstvo jonske veze, koje se očituje u sposobnosti jona koji ima određeni naboj, da veže bilo koji broj jona suprotnog predznaka.
3. Polarizacija jona.U jonskoj vezi svaki je jon, koji je nosilac električnog naboja, izvor sile električno poljestoga na bliskoj udaljenosti između jona međusobno utječu jedni na druge.
Polarizacija jona je deformacija njegove elektronske ljuske pod uticajem polja električne sile drugog jona.
4. Polarizibilnost i polarizaciona sposobnost jona.S polarizacijom, elektroni vanjskog sloja podvrgnuti su najjačem pomicanju. Ali pod dejstvom istog električnog polja, različiti ioni se deformišu u nejednakom stepenu. Što su vanjski elektroni slabiji vezani za jezgru, polarizacija se lakše događa.
Polarizibilnost je relativno pomeranje jezgra i elektronske ljuske u ionu kada je izloženo silom električnom polju drugog jona. Sposobnost polarizacije jona je njihovo svojstvo da vrše deformišući efekat na druge ione.
Sposobnost polarizacije ovisi o naboju i veličini jona. Što je veći naboj jona, to je njegovo polje jače, odnosno najviše polarizujuće sposobnosti imaju višestruko nabijeni joni.
Svojstva jonskih jedinjenja
U normalnim uvjetima, jonski spojevi postoje u obliku čvrstih kristalnih supstanci, koje i jesu visoke temperature topljenje i ključanje, prema tome, smatraju se hlapljivima. Na primjer, tačke topljenja i ključanja NaCl su 801 0 C i 1413 0 C, CaF 2 - 1418 0 C i 2533 0 C. U čvrstom stanju jonska jedinjenja ne provode električnu struju. Oni se dobro rastvaraju u ili malo ili se uopće ne rastvaraju u nepolarnim rastvaračima (kerozin, benzin). U polarnim rastvaračima, jonska jedinjenja se disociraju (razlažu) na jone. To je zbog činjenice da joni imaju veće energije otapanja, koje su u stanju nadoknaditi energiju disocijacije na jone u gasnoj fazi.
7.1. Šta su hemijske veze
U prethodnim poglavljima upoznali ste sastav i strukturu izoliranih atoma različitih elemenata, proučavali njihove energetske karakteristike. Ali u prirodi oko nas izolirani atomi su izuzetno rijetki. Atomi gotovo svih elemenata "teže" kombinovanju, formirajući molekule ili druge složenije hemijske čestice. Uobičajeno je reći da ovo stvara hemijske veze između atoma.
Elektroni su uključeni u stvaranje hemijskih veza. Naučićete kako se to događa proučavajući ovo poglavlje. Ali prvo moramo odgovoriti na pitanje zašto atomi stvaraju hemijske veze. Na ovo pitanje možemo odgovoriti, a da ni ne znamo ništa o prirodi tih veza: "Jer je to energetski korisno!" No, odgovarajući na pitanje, odakle dolazi dobitak u energiji tokom stvaranja veza, pokušat ćemo razumjeti kako i zašto nastaju kemijske veze.
Poput elektronske strukture atoma, kvantna hemija detaljno i naučno proučava hemijske veze, a mi možemo koristiti samo neke od najvažnijih zaključaka naučnika. U ovom slučaju, za opisivanje hemijskih veza, upotrijebit ćemo jedan od najjednostavnijih modela, koji predviđa postojanje tri vrste kemijskih veza (jonske, kovalentne i metalne).
Imajte na umu - bilo koji model možete kompetentno koristiti samo ako znate ograničenja primenljivosti ovog modela. Model koji ćemo koristiti takođe ima ograničenja primenljivosti. Na primjer, u okviru ovog modela nemoguće je opisati hemijske veze u molekulima kiseonika, većini borohidrida i nekim drugim supstancama. Za opisivanje hemijskih veza u ovim supstancama koriste se složeniji modeli.
1. Ako se atomi koji se vežu uvelike razlikuju u veličini, tada će mali atomi (skloni prihvaćanju elektrona) uzeti elektrone iz velikih atoma (skloni doniranju elektrona) i nastaće jonska veza. Energija jonskog kristala manja je od energije izoliranih atoma, stoga jonska veza nastaje čak i kada atom ne uspije donirajući elektrone da u potpunosti dovrši svoju elektronsku ovojnicu (može ostati nepotpuna d- ili f-podnivo). Razmotrimo neke primjere.
2. Ako su atomi koje treba vezati mali ( 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 kovalentna veza.
Stvaranje kovalentne veze u prostoru može se smatrati preklapanjem elektronskih oblaka nesparenih valentnih elektrona različitih atoma. U ovom slučaju, par elektrona tvori zajednički elektronski oblak koji veže atome. Što je veća gustina elektrona u preklapajućem području, to se više energije oslobađa tokom stvaranja takve veze.
Prije razmatranja najjednostavnijih primjera stvaranja kovalentne veze, složimo se da valentne elektrone atoma označimo tačkama oko simbola ovog atoma, s par tačaka koji predstavljaju usamljene elektronske parove i parove elektrona kovalentne veze i pojedinačne tačke koje predstavljaju nesparene elektrone. Ovom oznakom valentna elektronička konfiguracija atoma, na primjer, fluor bit će predstavljena simbolom, a atom kisika -. Pozivaju se formule izrađene od takvih simbola elektroničke formuleili Lewisove formule (američki kemičar Gilbert Newton Lewis predložio ih je 1916.). U pogledu količine prenesenih informacija, elektroničke formule spadaju u grupu strukturnih formula. Primjeri stvaranja kovalentnih veza od atoma:
3. Ako su atomi koje treba vezati veliki ( r o\u003e 1A), tada su svi više ili manje skloni doniranju svojih elektrona, a sklonost da prihvate tuđe elektrone je beznačajna. Stoga ni ovi veliki atomi ne mogu međusobno stvoriti jonsku vezu. Kovalentna veza između njih se također pokazalo nepovoljnim, jer je gustina elektrona u velikim vanjskim oblacima elektrona zanemariva. U ovom slučaju, kada se od takvih atoma formira kemijska supstanca, valentni elektroni svih vezanih atoma se socijaliziraju (valentni elektroni postaju uobičajeni za sve atome) i nastaje metalni kristal (ili tečnost) u kojem su atomi vezani metalna veza.
Kako odrediti koji tip veza tvori atome elemenata u određenoj supstanci?
Položajem elemenata u prirodnom sistemu hemijski elementi, npr:
1. Cezijum-hlorid CsCl. Atom cezija (IA grupa) je velik, lako predaje elektron, a atom klora (VIIA grupa) je mali i lako ga prihvaća, stoga je veza u cezijevom kloridu jonska.
2. Ugljen-dioksid CO 2. Atomi ugljenika (IVA grupa) i kiseonika (VIA grupa) ne razlikuju se mnogo u veličini - oba su mala. Neznatno se razlikuju u svojoj tendenciji da prihvate elektrone, pa je veza u molekuli CO 2 kovalentna.
3. Azot N 2. Jednostavna supstanca. Vezani atomi su jednaki i mali, stoga je veza u molekulu azota kovalentna.
4. Kalcijum Ca. Jednostavna supstanca. Vezani atomi su jednaki i prilično veliki, stoga je veza u kristalu kalcijuma metalna.
5. Barij-tetraaluminum BaAl 4. Atomi oba elementa su dovoljno veliki, posebno atomi barija, pa oba elementa imaju tendenciju da doniraju samo elektrone, stoga je veza u ovom spoju metalna.
JONSKA VEZA, KOVALENTNA VEZA, METALNA VEZA, UVJETI NJIHOVE OBLIKE.
1. Koji je razlog povezivanja atoma i stvaranja hemijskih veza između njih?
2. Zašto se plemeniti gasovi ne sastoje od molekula već od atoma?
3. Odrediti vrstu hemijske veze u binarnim jedinjenjima: a) KF, K 2 S, SF 4; b) MgO, Mg 2 Ba, OF 2; c) Cu 2 O, CaSe, SeO 2. 4. Odredite vrstu hemijske veze u jednostavnim supstancama: a) Na, P, Fe; b) S 8, F 2, P 4; c) Mg, Pb, Ar.
7.Z. Jonah. Jonska veza
U prethodnom paragrafu naučili ste o ionima koji nastaju kada pojedini atomi prihvate ili doniraju elektrone. U tom slučaju, broj protona u atomskoj jezgri prestaje biti jednak broju elektrona u elektronskoj ljusci, a hemijska čestica poprima električni naboj.
Ali sastav jona može uključivati \u200b\u200bviše jezgara, kao u molekulu. Takav ion je jedinstveni sistem koji se sastoji od nekoliko atomskih jezgara i elektronske ljuske. Za razliku od molekule, ukupan broj protona u jezgri nije jednak ukupnom broju elektrona u elektronskoj ljusci, otuda i električni naboj jona.
Koji su joni? Odnosno, kako se mogu razlikovati?
Prema broju atomskih jezgara, joni se dijele na jednostavno(ili monatomski), odnosno sadrži jednu jezgru (na primjer: K, O 2) i kompleks(ili polikatom), odnosno sadrži nekoliko jezgara (na primjer: CO 3 2, 3). Jednostavni ioni su nabijeni analozi atoma, a složeni ioni nabijeni analozi molekula.
Prema predznaku naboja, joni su podijeljeni u katione
i anioni.
Primjeri kationa: K (kalij-ion), Fe 2 (ion gvožđa), NH 4 (amonijum-jon), 2 (tetraaminski bakar-ion). Primjeri aniona: Cl (hloridni jon), N 3 (nitridni jon), PO 4 3 (fosfatni jon), 4 (heksacijanoferatni jon).
Prema vrijednosti naboja, joni se dijele sa jedan hitac(K, Cl, NH 4, NO 3, itd.), dvostruko nabijen(Ca 2, O 2, SO 42, itd.) trostruko napunjen(Al 3, PO 4 3, itd.) I tako dalje.
Dakle, PO 4 3 jon nazvat ćemo trostruko nabijenim kompleksnim anionom, a Ca 2 jonom dvostruko nabijenim jednostavnim kationom.
Pored toga, joni se razlikuju i po svojoj veličini. Veličina jednostavnog jona određuje se radijusom ovog jona ili jonski radijus... Veličinu složenih jona teže je okarakterizirati. Polumjer jona, poput radijusa atoma, ne može se izravno izmjeriti (kao što razumijete, jon nema jasne granice). Stoga se za karakterizaciju izolovanih jona koristi orbitalni jonski radijusi(primjeri - u tabeli 17).
Tabela 17 Orbitalni radijusi nekih jednostavnih jona
Orbitalni radijus, A |
Orbitalni radijus, A |
||||
| Li | F | 0,400 | |||
| N / A | Kl | 0,742 | |||
| K | Br | 0,869 | |||
| Rb | Ja | 1,065 | |||
| Cs | O 2 | 0,46 | |||
| Budi 2 | S 2 | 0,83 | |||
| Mg 2 |
