Joninės pavyzdžiai. Cheminių ryšių tipai: joniniai, kovalentiniai, metalai

Atgal

DĖMESIO! Peržiūros skaidrės yra naudojamos tik informaciniais tikslais ir negali suteikti idėjų apie visus pristatymo galimybes. Jei jus domina šis darbas, atsisiųskite visą versiją.

Tikslai Pamoka:

• Suformuoti cheminių obligacijų sąvoką jonų ryšio pavyzdžiu. Siekiant suprasti Joninės komunikacijos švietimą kaip ypatingą poliarinio atvejį.
• Pateikia šių pagrindinių sąvokų pamokos asimiliaciją: jonai (katijonas, anijonas), jonų ryšys.
• Plėtoti psichikos veikla Studentai kuriant probleminę situaciją studijuojant naują medžiagą.

Užduotys:

• mokyti atpažinti cheminių medžiagų tipus;
• pakartokite atomo struktūrą;
• naršykite jonų cheminės jungties formavimo mechanizmą;
• mokyti jonų junginių formavimo ir elektroninių formulių diagramas, reakcijų lygtis su elektronų perėjimo pavadinimu.

Įranga. \\ T: Kompiuteris, projektorius, multimedijos ištekliai, periodinė cheminių elementų sistema D.I. Mendeleev, stalas " Jonų komunikacija».

Pamokos tipas:Naujų žinių formavimas.

Pamokos tipas:Multimedijos pamoka.

H.oD pamoka

I. Organizuoti laiką.

Ii. . Tikrinti namų darbus.

Mokytojas: Kaip atomai daro tvarias elektronines konfigūracijas? Kokia yra kovalentinio ryšio formavimas?

Studentas: Poliariniai ir ne poliariniai kovalentiniai ryšiai suformuoja mainų mechanizmą. Biržos mechanizmas apima atvejus, kai vienas elektronas dalyvauja elektroninės poros formavimosi iš kiekvieno atomo. Pavyzdžiui, vandenilis: (2 slydimas)

Bendravimas atsiranda dėl bendros elektroninės poros formavimo derinant nesusijusius elektronus. Kiekvienas atomas turi vieną s-elektroną. Atomai H yra lygiaverčiai ir poros vienodai priklauso abiem atomai. Todėl principas yra bendrųjų elektroninių porų (sutampančių P-elektronų debesų) formavimas f2 molekulės formavimu. (3 stiklelis)

H. Įrašymas. \\ T · Tai reiškia, kad vandenilio atomui ant išorinio elektroninio sluoksnio yra 1 elektronas. Įrašas rodo, kad yra 7 elektronai ant išorinio elektroninio fluoro atomo sluoksnio.

Kai molekulė yra suformuota N 2. Suformuojamos 3 bendrosios elektroninės poros. Sutampa su "P-Orbitals". (4 slydimas)

Bendravimas vadinamas ne poliariniu.

Mokytojas: dabar peržiūrėjome atvejus, kai formuojamos paprastos medžiagos molekulės. Tačiau aplink mus yra daug medžiagų, sudėtingos struktūros. Paimkite fluoro molekulę. Kaip šiuo atveju komunikacijos formavimas?

Mokinys: kai susidaro fluoro molekulė, vandenilio s-elektronų orbitinis orbitinis yra sutapimas fluoro n-f. (5 stiklelis)

Įrišimo elektronų pora yra perkelta į fluoro atomą, dėl kurių jis yra suformuotas dipolio. \\ T. Komunikatas. \\ T vadinamas Polar..

III. Žinių aktualizavimas.

Mokytojas: cheminiai ryšiai atsiranda dėl pokyčių, atsirandančių su išoriniais elektroniniais korpusais, jungiančiais atomus. Tai įmanoma, nes išoriniai elektroniniai sluoksniai nėra baigti su kitais nei inertinių dujų elementais. Cheminė jungtis paaiškinama atomų noru įsigyti stabilią elektroninę konfigūraciją, tokią "artimiausio" inertinių dujų konfigūraciją.

Mokytojas: įrašykite natrio atomo elektroninės struktūros schemą (lentoje). (6 stiklelis)

Mokinys: natrio atomas norint pasiekti elektroninio korpuso stabilumą, būtina duoti vieną elektroną arba imtis septynių. Natris lengvai suteiks savo toli nuo branduolio ir su elektroniniu būdu susijusį elektroną.

Mokytojas: atlikite elektronų atkūrimo schemą.

Na ° - 1ē → na + \u003d ne

Mokytojas: parašykite fluoro atomo elektroninės struktūros schemą (lentoje).

Mokytojas: Kaip pasiekti elektroninio sluoksnio užpildymo užbaigimą?

Mokinys: fluoro atomas, kad būtų pasiektas elektroninio korpuso stabilumas, būtina duoti septynis elektronus arba priimti vieną. Energingai labiau pelningesnis fektūrai priimti elektroną.

Mokytojas: padaryti elektronų priėmimo schemą.

F ° + 1ē → f- \u003d ne

IV. Studijuojant naują medžiagą.

Mokytojas sprendžia klausimą, kuriame yra pamokos užduotis:

Yra kitos galimybės, kurioms atomai gali priimti tvarias elektronines konfigūracijas? Kokie yra tokių ryšių švietimo būdai?

Šiandien pažvelgsime į vieną iš jungčių tipų. Palyginimas elektroninių kriauklių struktūrą jau nurodytų atomų ir inertinių dujų struktūrą.

Pokalbis su klase.

Mokytojas: kokio mokesčio buvo natrio ir fluoro atomų prieš reakciją?

Mokinys: natrio ir fluoro atomai yra elektrofetral, nes Jų šerdys yra paremtos elektronų, besisukančių aplink branduolį.

Mokytojas: Kas atsitinka tarp atomų grąžinant ir priėmus elektronų?

Mokinys: atomai įsigyja mokesčius.

Mokytojas pateikia paaiškinimą: jonų formulėje papildomai parašykite savo mokestį. Norėdami tai padaryti, naudokite viršutinį indeksą. Jame numeris nurodo įkrovimo vertę (įrenginys nerodo), tada - ženklas (plius arba minus). Pavyzdžiui, natrio jonų su mokesčiu +1 turi NA + formulę (skaityti "Natrio-Plus"), fluoro jonų su mokesčiu -1 - f - ("fluoras-minus"), hidroksido jonų su mokesčiu -1 - tai yra ( "O-ash-minus"), karbonato-jonų su mokesčiu -2 - CO 3 2- ("CE-O-trijų dujų minus").

Ioninių jungčių formulėse, pirmuoju įrašu, be nurodymų, teigiamai apmokestinami jonai ir tada neigiamai įkrauta. Jei formulė yra teisinga, visų jonų jonų kaltinimų suma yra nulis.

Teigiamai apmokestinta jona vadinamas katijonu, Atentally įkrauta jonų anionas.

Mokytojas: įrašo apibrėžimas darbo užrašuose:

Ir jis- Tai yra įkrauta dalelė, kuri yra konvertuojama atomu dėl priėmimo arba recoil elektronų.

Mokytojas: kaip nustatyti CA 2+ kalcio jonų mokesčio vertę?

Mokinys: jonų yra elektra įkrauta dalelė, sudaryta dėl nuostolių ar vieno ar daugiau elektronų atomo. Kalcise Paskutiniame elektronų lygyje yra du elektronai, kalcio atomo jonizacija atsiranda dėl dviejų elektronų. CA 2+ - Dviejų įvykių katijonas.

Mokytojas: Kas atsitinka su šių jonų spinduliais?

Per perėjimo metu elektroninis atomas joninėje būsenoje dalelių dydis labai pasikeičia. Atom, suteikiant jo valencijos elektronus, virsta labiau kompaktiškesne dalelėmis - katijonu. Pavyzdžiui, perjungus natrio atomą į NA + katijoną, kaip nurodyta pirmiau, neono struktūra, dalelės spindulys yra labai sumažintas. Anijon spindulys visada yra didesnis už atitinkamo elektrofetrinio atomo spindulį.

Mokytojas: Kas atsitinka su daugialypėmis dalelėmis?

Studentas: MoniaMame įkrautas natrio ir fluoro jonai, atsirandantys dėl elektronų perėjimo nuo natrio atomo iki fluoro atomo, abipusiškai pritraukia natrio fluorido. (7 skaidrė)

Na + + f - \u003d NOF

Mums schema rodo, kaip cheminė jungtis susidaro tarp natrio atomo ir fluorido atomo, vadinamo joniniu.

Jonų komunikacija - cheminė jungtis, sudaryta pagal elektrostatinį trauką vieni kitiems skirtingai įkrautoms jonams.

Junginiai, kurie yra suformuoti yra vadinami jonų jungtys.

V. NAUJOS MEDŽIAGOS Tvirtinimas.

Konsoliduoti žinias ir įgūdžius užduotys

1. Palyginkite kalcio kalcio atomo elektronų korpusų struktūrą ir kalcio katijoną, chloro atomą ir chloridą - anijoną:

Komentuoti Joninės komunikacijos formavimo schemą kalcio chlorido:

2. Norėdami atlikti šią užduotį, būtina padalinti į 3-4 žmonių grupes. Kiekvienas grupės narys mano, kad vienas pavyzdys ir rezultatai atspindi visą grupę.

Studentų atsakymas:

1. Kalcis yra pagrindinis grupės pagrindinės grupės II pogrupio elementas. Lengviau duoti dviem išorinį elektroną, nei imtis trūkstamų šešių:

2. Chloras yra pagrindinio VII grupės pogrupio elementas, nonmetall. Tai lengviau priimti vieną elektroną, kurio jam trūksta tol, kol bus baigtas išorinio lygio, nei duoti septynis elektronus iš išorės:

3. Pirmiausia surasime mažiausius bendrus kelis tarp suformuotų jonų mokesčių, tai yra 2 (2x1). Tada mes nustatome, kiek kalcio atomų reikia imtis, kad jie duoda du elektronų, tai yra, būtina vartoti vieną atomą ir du CI atomų.

4. Schematiškai galima parašyti jonų ryšio tarp kalcio ir chloro atomų susidarymą: (8 skaidrę)

CA 2+ + 2CI - → SASI 2

Savikontrolės užduotys

1. Remiantis cheminės junginio formavimo schema, atlikite cheminės reakcijos lygtį: (skaidrė 9)

2. Remiantis cheminės junginio formavimo schema, atlikite cheminės reakcijos lygtį: (SLIDE 10)

3. Dana yra cheminio junginio susidarymas: (skaidrė 11)

Pasirinkite porą cheminių elementų, kurių atomai gali sąveikauti pagal šią schemą:

bet) Na. ir. \\ T O.;
b) b) Li. ir. \\ T F.;
ne) K. ir. \\ T O.;
d) Na. ir. \\ T F.

Visi cheminiai junginiai yra suformuoti pagal cheminės jungties formavimą. Ir priklausomai nuo jungiamųjų dalelių tipo, išskiriami keli tipai. Labiausiai pagrindinis - tai yra kovalentinis poliaras, kovalentinis ne poliaras, metalas ir joninis. Šiandien kalbėsime apie joną.

Susisiekite su

Kas yra jonai

Jis susidaro tarp dviejų atomų - kaip taisyklė, su sąlyga, kad tarp jų tarp jų skirtumas yra labai didelis. Apskaičiuota nuo atomų ir jonų elektros energijos.

Todėl, siekiant teisingai apsvarstyti junginių charakteristikas, buvo įvesta jonizmo sąvoka. Ši charakteristika leidžia nustatyti, kiek procentų yra joninis ryšys.

Junginys su didžiausiu joniškumu yra cezio fluoridas, kuriame jis yra maždaug 97%. Jonų ryšys yra būdingas Medžiams, sudarytoms metalų atomų, esančių pirmoje ir antroje lentelės grupėje D.I. Mendeleev ir nemetaliniai atomai, esantys šeštoje ir septintose tos pačios lentelės grupėse.

Pastaba!Verta pažymėti, kad nėra junginio, kuriame santykiai yra išimtinai jonų. Dėl daiktų atidaryti šiuo metu, neįmanoma pasiekti tokį didelį skirtumą elektroniniu būdu gauti 100% jonų ryšį. Todėl jonų komunikacijos apibrėžimas nėra visiškai teisingas, nes faktiškai apsvarstytos junginiai su daliniu jonų sąveika.

Kodėl šis terminas buvo įvestas, jei nėra tokio reiškinio? Faktas yra tai, kad šis požiūris padėjo paaiškinti daug niuansų druskų, oksidų ir kitų medžiagų savybių. Pavyzdžiui, kodėl jie yra gerai tirpūs vandenyje ir jų sprendimai gali atlikti elektros srovę. Neįmanoma paaiškinti iš kitų pozicijų.

Švietimo mechanizmas

Joninės komunikacijos formavimas yra įmanoma tik pagal dvi sąlygas: jei reakcijoje dalyvaujančio metalo atomas gali lengvai suteikti elektronus, kurie yra paskutiniame energijos lygyje, o ne metaloše atomas gali priimti šiuos elektronus . Metaliniai atomai yra jų gamtos mažinimo agentai, kurie yra, galintys vairavimo elektronai.

Taip yra dėl to, kad paskutiniame metalo energijos lygyje gali būti nuo vieno iki trijų elektronų, o pati dalelės spindulys yra pakankamai didelis. Todėl branduolio sąveikos su elektronų sąveika paskutiniu lygiu yra toks mažas, kad jie gali lengvai jį palikti. Su nemetaliais situacija yra visiškai kitokia. Jie turi mažas spindulysIr Eigenvo elektronų skaičius paskutiniu lygiu gali būti nuo trijų iki septynių.

Ir tarp jų sąveika ir teigiamas branduolys yra gana stiprus, tačiau bet koks atomas yra įsipareigojęs užbaigti energijos lygį, todėl Nemmetal atomai siekia gauti trūkstamus elektronus.

Ir kai yra du atomai - metalo ir ne metalo, yra elektronų perėjimas nuo metalo atomo į Nemetal Atom, ir cheminė sąveika yra suformuota.

Ryšio schema

Šis skaičius rodo, kad būtent jonų ryšys yra formavimas. Iš pradžių yra neutraliai įkrautas natrio ir chloro atomų.

Pirmasis turi vieną elektroną paskutiniame energijos lygyje, antra septyni. Toliau įvyksta elektronų perėjimas nuo natrio iki chloro ir dviejų jonų susidarymo. Kurie yra sujungti vienas su kitu su medžiagos formavimu. Kas yra jonas? Jonų yra įkrauta dalelė, kurioje protonų skaičius nėra lygus elektronų skaičiui.

Skirtumai nuo kovalentinio tipo

Jonų ryšys dėl jo specifiškumo neturi teisės. Taip yra dėl to, kad jonų elektrinis laukas yra sfera, o ji tolygiai sumažėja arba didėja tolygiai, paklusdama tą patį įstatymą.

Skirtingai nuo kovalentinio, kuris yra suformuotas persidengia elektroninius debesis.

Antrasis skirtumas yra toks kovalentinis ryšys prisotintas. Ką tai reiškia? Elektroninių debesų, kurie gali dalyvauti sąveikoje, skaičius.

Ir joninėje dėl to, kad elektrinis laukas turi sferinę formą, jis gali būti prijungtas prie neriboto jonų skaičiaus. Taigi, mes galime pasakyti, kad jis nėra prisotintas.

Jis taip pat gali būti pasižymi keliomis savybėmis:

1. Ryšių energija yra kiekybinė charakteristika, ir tai priklauso nuo energijos kiekio, kuris turi būti išleistas jo spraga. Tai priklauso nuo dviejų kriterijų - ryšių trukmė ir jonų mokesčiaiDalyvavo savo švietime. Ryšys yra stipresnis už trumpesnį jos ilgio ir daugiau jonų mokesčių.
2. Ilgis - šis kriterijus jau buvo paminėtas ankstesnėje pastraipoje. Tai priklauso vien tik nuo junginio formavimo dalelių spinduliu. Atomų spindulys pakeičiamas taip: per laikotarpį sumažėja su sekos numeriu ir padidėja grupėje.

Joninės prijungimo medžiagos

Tai būdinga reikšmingam skaičiui. cheminiai junginiai. \\ T. Tai yra didelė visų druskų dalis, įskaitant gerai žinomą sūdingą druską. Ji randama visose jungtyse, kuriose yra tiesioginis kontaktai tarp metalo ir Nemetal. Štai keletas medžiagų su jonų ryšiu:

• natrio ir kalio chloridų,
• cesium fluoridas
• magnio oksidas.

Jis taip pat gali pasireikšti sudėtinguose ryšiuose.

Pavyzdžiui, magnio sulfatas.

Prieš jus, medžiagų formulė su jonų ir kovalentiniu ryšiu:

Jonų ryšys bus suformuotas tarp deguonies ir magnio jonų, bet sieros ir sujungtos tarpusavyje su kovalentiniu poliariniu.

Iš kurio galima daryti išvadą, kad jonų komunikacija būdinga sudėtingiems cheminiams junginiams.

Kas yra jonų ryšys chemijoje

Cheminės jungties tipai - joniniai, kovalentiniai, metalai

Produkcija

Savybės tiesiogiai priklauso nuo prietaiso cRYSTAL Laice.. Todėl visi junginiai su joniniais ryšiais yra gerai tirpūs vandenyje, o kiti poliariniai tirpikliai atliekami ir yra dielektrikos. Tuo pačiu metu, gana ugniai ir trapi. Šių medžiagų savybės dažnai naudojamos elektros prietaise.

Elektronai iš vieno atomo gali visiškai eiti į kitą. Toks mokesčius perskirstymas sukelia teigiamų ir neigiamai įkrautų jonų (katijonų ir anijonų) formavimą. Tarp jų atsiranda specialios sąveikos tipas. Apsvarstykite išsamų jo formavimo, struktūros ir savybių metodą.

Elektra. \\ T

Atomai skiriasi elektronų monitavimu (EO) - gebėjimas pritraukti elektronų iš kitų dalelių valentinių kriauklių. Dėl kiekybinio nustatymo L. L. POLYINY SALAINĖS ĮRENGINIO SKAIČIAVIMAS (DIMENSLANDĖLĖ) naudojamas. Jis yra stipresnis už kitus elementus, gebėjimas pritraukti elektronų iš fluoro atomų, jo EO yra 4. grindų skalėje, deguonies, azoto, chloro, seka fluoro. Vandenilio EO ir kitų tipinių nemetalų vertės yra lygios arba arti 2 metalų, dauguma jų turi elektronifikuoti nuo 0,7 (FR) iki 1,7. Yra joninės komunikacijos priklausomybė nuo EO cheminių elementų skirtumo. Kas tai yra daugiau, tuo didesnė tikimybė, kad atsiras jonų ryšys. Šis sąveikos tipas yra labiau paplitęs su EO \u003d 1,7 ir didesniu skirtumu. Jei mažiau, junginiai yra susiję su poliariniu kovalentu.

Jonizacijos energija

Dėl silpnai susijusių su išorinių elektronų šerdies atskyrimo reikia jonizacijos energijos (EI). Šio fizinio dydžio pokyčių vienetas yra 1 elektronas. Periodinės sistemos gretas ir stulpeliuose yra eilės ir stulpelių, priklausomai nuo branduolio mokesčio padidėjimo. Laikotarpiais, kurie liko į dešinę, jonizacijos energija padidėja ir įgyja didžiausias ne metalo vertes. Grupėse jis sumažėja nuo viršaus iki apačios. Pagrindinė priežastis yra atomo spindulio padidėjimas ir atstumas nuo branduolio iki išorinių elektronų, kurie yra lengvai atskirti. Atsiranda teigiamai įkrauta dalelė - atitinkama katijonas. Ei verte galima nuspręsti, ar atsiranda jonų ryšiai. Ypatybės taip pat priklauso nuo jonizacijos energijos. Pavyzdžiui, šarminiai metalo ir šarminės žemės metalai turi mažas EI vertybes. Jie yra ryškūs mažinimo (metalinių) savybių. Inertiniai dujos cheminiame ryšyje yra mažai aktyvi, dėl didelės jonizacijos energijos.

Klaidų afinitetas

Cheminės sąveikos, atomai gali pritvirtinti elektronus, kad susidarytų neigiamą dalelių - anijoną, procesą lydi energijos išleidimo. Atitinkamas fizinis dydis yra elektronų afinitetas. Matavimo vienetas yra tas pats, kaip jonizacijos energija (1 elektronas). Tačiau jos tikslios vertės nėra žinomos visiems elementams. Halogenai turi didžiausią afinitetą elektronai. Išoriniu elementų atomų lygiu - 7 elektronų, nėra pakankamai į Octet. Elektroninio halogenų afinitetas yra didelis, jie turi stiprių oksidacinių (nemetalinių) savybių.

Atominės sąveikos su jonų komunikacijos formavimu

Atomai, kurie turi neišsamius išorinį lygį, yra nestabilios energijos būklės. Noras pasiekti stabilią elektroninę konfigūraciją yra pagrindinė priežastis, kuri sukelia cheminių junginių susidarymą. Paprastai procesas yra susijęs su energijos išleidimu ir gali sukelti molekules ir kristalus, kurie skiriasi struktūroje ir savybėmis. Stiprus metalai ir neetalai labai skiriasi tarpusavyje dėl daugelio rodiklių (EO, EB ir elektronų afiniteto). Už juos tokį sąveiką kaip joninę cheminę jungtį, kurioje suvienijimas molekulinė orbitinė. (Bendra elektroninė pora). Manoma, kad jonų susidarymo metu metalai visiškai perduodami ne metalams. Įrišimo stiprumas priklauso nuo darbo, reikalingo molekulių sunaikinimui, sudarančiam 1 mol iš studijuojamos medžiagos. Ši fizinė vertė yra žinoma kaip ryšių energija. Joniniams junginiams jo vertės svyruoja nuo kelių dešimčių iki šimtų KJ / mol.

Švietimo jonai

Atom, gaunant savo elektronus cheminės sąveikos, virsta katijonu (+). Priėmimo dalelė yra anijonas (-). Norėdami sužinoti, kaip atomai elgsis, ar jonai atsiras, jums reikia nustatyti skirtumą tarp jų EO. Lengviausia atlikti tokius skaičiavimus dėl dviejų elementų junginio, pavyzdžiui, natrio chlorido.

Natrio yra tik 11 elektronų, išorinis sluoksnio konfigūracija yra 3S 1. Norėdami jį užbaigti, atomas yra lengviau duoti 1 elektroną nei pridėti 7. Chloro valence sluoksnio struktūra aprašo formulę 3s 2 3P 5. Iš viso 17 elektronų atomo, 7 - išorinis. Trūksta, kad pasiektų oktetą ir stabilią struktūrą. Cheminės savybės Patvirtinkite prielaidas, kad natrio atomas suteikia, o chloras priima elektronus. IJOS kyla: teigiamas (natrio katijonas) ir neigiamas (chloro anijonas).

Jonų komunikacija

Prarasti elektroną, natrio įgyja teigiamą įkrovą ir stabilų inertinio neono dujų atomo apvalkalą (1S 2 2 2 2 2.). Chloro dėl sąveikos su natrio gauna papildomą neigiamą mokestį, o jonas pakartoja branduolinių argono dujų struktūrą (1s 2 22 22 2P 6 3S 2 3P 6). Įsigytas elektros krūvis vadinamas jonų mokesčiu. Pavyzdžiui, NA +, CA 2+, CL -, F -. Jonų kompozicijoje gali būti kelių elementų atomai: NH 4 +, SO 4 2-. Tokių sudėtingų jonų viduje dalelės yra susijusios su donoro ir kovalentiniu mechanizmu. Yra elektrostatinis pritraukimas tarp variemlessly įkrautų dalelių. Jos vertė jonų komunikacijos atveju yra proporcingas mokesčiams, o atstumas tarp atomų jis susilpnina. Būdingi ženklai jonų ryšys:

• stiprus metalai reaguoja su aktyviais ne metaliniais elementais;
• elektronai eina iš vieno atomo į kitą;
• Įvykusios jonai turi stabilią išorinių kriauklių konfigūraciją;
• yra elektrostatinis pritraukimas tarp priešingiausiai įkrautų dalelių.

Jonų jungčių kristalų grotelės

AT cheminės reakcijos Metalai 1-oji ir 3-osios periodinės sistemos grupės paprastai praranda elektronus. Suformuotos viena, dvi ir trijų grandinės teigiamos jonai. 6-osios ir 7-osios grupės ne metalai paprastai pritvirtinami elektronai (išimtis - reakcija su fluoru). Atsiranda vienos ir dviejų grandinių neigiamų jonų. Šių procesų energijos sąnaudos paprastai kompensuojamos kuriant cheminės medžiagos kristalą. Joniniai junginiai paprastai yra kietos būklės, formos struktūros, susidedančios iš priešingiausiai apmokestinamų katijonų ir anijonų. Šios dalelės pritraukia ir sudaro milžiniškus kristalinius groteles, kuriuose teigiami jonai yra apsupti neigiamų dalelių (ir atvirkščiai). Bendras cheminės medžiagos mokestis yra nulis, nes bendras protonų skaičius yra išlyginamas visų atomų elektronų skaičiumi.

Medžiagų savybės su jonų ryšiu

Joninėms kristalinėms medžiagoms būdingos aukštos virimo ir lydymo temperatūros. Paprastai šie junginiai yra atsparūs karščiui. Tokia funkcija gali būti aptinkama tokių medžiagų ištirpinimui į poliarinį tirpiklį (vandenį). Kristalai yra lengvai sunaikinami, o jonai juda į elektrinį laidumą. Joniniai junginiai taip pat sunaikina, kai lydosi. Nemokamos įkrautos dalelės atsiranda, tai reiškia, kad lydalas atlieka elektros srovę. Medžiagos su jonų ryšiu yra elektrolitų - antrojo tipo laidai.

Manoma, kad šarminių ir šarminių žemės metalų oksidų ir halogenų junginių grupė. Beveik visi jie yra plačiai naudojami mokslo, techniko, chemijos gamyboje, metalurgijoje.

Jonų cheminė jungtis yra obligacija, sudaryta tarp cheminių elementų atomų (teigiamai arba neigiamai įkraunami jonai). Taigi, kas yra jonų ryšys, ir kaip yra jos mokymas?

Bendra jonų cheminė medžiaga

Jonai yra dalelės, kurios turi mokestį, kai atomai į recoil arba elektronų priėmimo procesą. Jie labai stipriai traukia vieni kitus, būtent dėl \u200b\u200bšios priežasties medžiagos su tokiu ryšio tipu yra didelės virimo ir lydymosi temperatūros.

Fig. 1. IONS.

Jonų ryšys yra cheminė jungtis tarp variuepete jonų, atsiradusių dėl jų elektrostatinio traukos. Tai gali būti laikoma ekstremaliu atveju kovalentinės obligacijos, kai ribotų atomų elektrinio negatyvumo skirtumas yra toks didelis, o tai yra visiškas mokesčių atskyrimas.

Fig. 2. ION cheminė jungtis.

Paprastai manoma, kad santykiai įgyja elektroninį simbolį, jei EO\u003e 1.7.

Elektronegumo prasmės skirtumas yra didesnis, tolesni elementai yra vienas nuo kito periodinė sistema Laikotarpiu. Šie santykiai būdingi metalams ir nemetalams, ypač esančiuose atokiausiuose grupėse, pavyzdžiui, I ir VII.

Pavyzdys: druskos druska, natrio chloridas NaCl:

Fig. 3. Joninės cheminės jungties natrio chlorido schema.

Jonų ryšys egzistuoja kristaluose, jis turi ilgaamžiškumą, ilgai, bet ne prisotintas ir nėra nukreiptas. Joninė jungtis yra būdinga tik sudėtingoms medžiagoms, pvz., Druskos, šarmai, kai kurie metalų oksidai. Dujinėje būsenoje tokios medžiagos yra jonų molekulių pavidalu.

Jonų cheminė jungtis susidaro tarp tipiškų metalų ir nemetalų. Elektronai yra privalomi nuo metalo, judančių į neetalinius, formuojant jonus. Dėl to susidaro elektrostatinis atrakcija, kuri vadinama jonų ryšiu.

Tiesą sakant, visiškai jonų komunikacija nerasta. Vadinamoji joninė jungtis yra iš dalies joninė, iš dalies kovalentinė. Tačiau sudėtingų molekulinių jonų prijungimas gali būti laikomas jonu.

Joninės komunikacijos pavyzdžiai

Galima pateikti keletą jonų komunikacijos formavimo pavyzdžių:

• kalcio ir fluoro sąveika

Ca 0 (atom) -2e \u003d ca 2 + (jonas)

- Kalcis lengviau duoti du elektronus, nei gauti trūkstamą.

F 0 (atom) + 1e \u003d f- (jon)

- Priešingai, lengviau paimti vieną elektroną nei septyni elektronai.

Raskite mažiausią bendrą daugelį tarp gautų jonų mokesčių. Jis yra lygus 2. 2. Apibrėžiame fluoro atomų skaičių, o tai užtruks du elektronai nuo kalcio atomo: 2: 1 \u003d 2. 4.

Leiskite mums sudaryti jonų cheminės jungties formulę:

CA 0 + 2F 0 → CA 2 + F-2.

• natrio ir deguonies sąveika

4.3. Iš viso įvertinimų gauti: 262.

Labai retos cheminės medžiagos susideda iš atskirų, nereikalingų atomų cheminių elementų. Tokiame pastate, tik nedidelis skaičius dujų, vadinamų kilpa: helio, neon, argono, krypton, ksenonas ir radonas turi tokią struktūrą. Dažniau cheminės medžiagos nėra sudarytos iš skirtingų atomų, bet iš jų asociacijų į įvairias grupes. Toks atomų suvienijimas gali turėti keletą vienetų, šimtų, tūkstančių ar net daugiau atomų. Jėga, kuri saugo šiuos atomus kaip dalį tokių grupių yra vadinamas cheminiai ryšiai.

Kitaip tariant, galima teigti, kad cheminė jungtis vadinama sąveika, kuri suteikia atskirų atomų santykį su sudėtingesnėmis struktūromis (molekulėmis, jonais, radikalais, kristalais ir kt.).

Cheminės jungties formavimo priežastis yra ta, kad sudėtingesnių struktūrų energija yra mažesnė už bendrą individo energijos energiją, formuojant IT atomus.

Taigi, ypač, jei XY molekulė yra suformuota X ir Y atomų sąveika, tai reiškia, kad šios medžiagos molekulių vidaus energija yra mažesnė už atskirų atomų vidaus energiją, iš kurių ji buvo suformuota:

E (xy)< E(X) + E(Y)

Dėl šios priežasties formuojant cheminiai ryšiai. \\ T Energija skirs atskirų atomų.

Įgyvendinant chemines obligacijas, išorinio elektroninio sluoksnio elektronai su mažiausia ryšio energija su branduoliu dalyvauja, vadinami valentino. Pavyzdžiui, Bora turi elektronų 2 energijos lygio - 2 elektronų į 2 s-orbita ir 1 2 p.-Theliti:

Formuojant cheminę jungtį, kiekvienas atomas siekia gauti elektroninę kilnių dujų atomų konfigūraciją, t.y. Taigi, kad jo išorinis elektronų sluoksnis yra 8 elektronai (2 pirmojo laikotarpio elementams). Šis reiškinys gavo okteto taisyklės pavadinimą.

Galima, kad kilniųjų dujų elektroninių konfigūravimo atomų pasiekimas yra įmanomas, jei iš pradžių vieninteliai atomai taps jų valantinių elektronų dalimi. Tuo pačiu metu suformuojamos bendros elektroninės poros.

Priklausomai nuo elektronų prievartos, kovalentinių, jonų ir metalinių ryšių laipsnio gali būti išskiriami.

Kovalentinis ryšys

Kovalentinė obligacija dažniausiai pasireiškia tarp ne metalo elementų atomų. Jei ne metaliniai atomai, sudarantys kovalentinę ryšį, priklauso skirtingiems cheminiams elementams, toks ryšys vadinamas kovalentiniu poliariniu. Tokio pavadinimo priežastis yra tai, kad įvairių elementų atomai turi skirtingą gebėjimą pritraukti bendrą elektroninę porą sau. Akivaizdu, kad tai lemia bendros elektronų poros link vienos iš atomų, dėl kurio susidaro dalinis neigiamas mokestis. Savo ruožtu dalinis teigiamas įkrovimas yra suformuotas kitu atomu. Pavyzdžiui, chloro gamybos molekulėje elektroniniu būdu perkeliama nuo vandenilio atomo į chloro atomą:

Medžiagų pavyzdžiai su kovalentiniu poliariniu ryšiu:

CCL 4, H 2 S, CO2, NH 3, SIO 2 ir kt.

Kovalentinis ne polilinis ryšys suformuotas tarp vienos ne metalo atomų cheminis elementas. Kadangi atomai yra identiški, vienodi ir jų gebėjimas atidėti bendrąsias elektronus. Šiuo atžvilgiu nėra stebimos elektroninės poros poslinkis:

Pirmiau aprašyta kovalentinio obligacijų formavimo mechanizmas, kai abu atomai teikia elektronus bendrųjų elektroninių porų formavimui, vadinama valiutos keitimo kursu.

Taip pat yra donoro priimtojo mechanizmas.

Sudarant kovalentinę obligaciją donoro priėmimo mechanizmui, generalinis elektronų pora yra suformuota dėl vieno atomo orbitos (su dviem elektronais) ir tuščiu kito atomo orbitatu. Atomas, suteikiantis vandeningos elektroninės poros, vadinama donoru ir atomu su laisvu orbita - ACCEOR. Atomai yra suporuoti elektronai, pavyzdžiui, N, O, P, S.

Pavyzdžiui, pagal donoro priimtojo mechanizmą, ketvirtą kovą n-H komunikacija Amonio katijonui NH 4 +:

Be poliškumo, kovalentines obligacijas taip pat būdingas energija. Ryšio energija vadinama minimalia energija, būtina nuimti ryšį tarp atomų.

Ryšio energija mažėja didinant ritius privalomų atomų. Taigi, kaip žinome, atominiai spinduliai padidina pogrupius, galima, pavyzdžiui, galima daryti išvadą, kad halogeninio vandenilio obligacijų stiprumas padidėja eilėje:

Hi.< HBr < HCl < HF

Be to, privaloma energija priklauso nuo jo įvairovės - kuo didesnis komunikacijos daugialypis, tuo didesnė jos energija. Pagal bendravimo įvairovę suprantama kaip bendrųjų elektroninių porų skaičius tarp dviejų atomų.

Jonų komunikacija

Joninis ryšys gali būti vertinamas kaip ekstremalus kovalentinio poliarinio ryšio atvejis. Jei bendras elektronų pora yra perkelta į kovalentiniame ir polinį ryšį su vienu iš atomų pora, tada joninėje yra beveik visiškai "vienas iš atomų. Atomas, kuris davė elektroną (-us) įgyja teigiamą mokestį ir tampa katijonasir atomas, kuris pakilo į savo elektronus, įgyja neigiamą mokestį ir tampa anijonas.

Taigi jonų ryšys yra ryšys, sudarytas iš elektrostatinio katijonų pritraukimo į anijas.

Šio tipo komunikacijos formavimas būdingas tipiškų metalų ir tipinių nemetalų sąveikai.

Pavyzdžiui, kalio fluoridas. Kalio katijonas gaunamas kaip atskyrimas nuo vieno elektrono neutralaus atomo, o fluoro jonas susidaro, kai fluoras yra prijungtas prie vieno elektrono atomo:

Elektrostatinio traukos galia atsiranda tarp gautų jonų, dėl kurių susidaro joninis ryšys.

Į cheminių obligacijų formavimu, elektronai iš natrio atomo persikėlė į chloro atomą ir buvo suformuotos priešingos įkrovos jonai, kurie turi visišką išorinį energijos lygį.

Nustatyta, kad metalo atomo elektronai visiškai nepalaiko, bet tik pereina prie chloro atomo, kaip ir kovalentinėje jungtyje.

Dauguma dvejetainių junginių, kuriuose yra metalo atomų yra joniniai. Pavyzdžiui, oksidai, halogenidai, sulfidai, nitridai.

Jonų ryšys taip pat atsiranda tarp paprastų katijonų ir paprastų anijonų (F -, Cl -, S 2-), taip pat tarp paprastų katijonų ir sudėtingų anijonų (Nr. 3 -, SO 4 2, PO 4 3-, OH - ). Todėl jonų junginiai yra druskos ir bazės (NA 2 SO 4, CU (NH 4) 2, 4), CA (OH) 2, NaOH).

Metalo komunikacija

Šis ryšio tipas susidaro metaluose.

Visų metalų atomuose ant išorinio elektrono sluoksnio yra elektronų, turinčių mažos jungties energiją su atomine šerdimi. Daugumai metalų, išorinių elektronų praradimo procesas yra energiškai naudingas.

Atsižvelgiant į tokį silpną sąveiką su branduoliu, šie metalų elektronai yra labai mobilūs ir kiekviename metalo kristale nuolat vyksta toks procesas:

M 0 - ne - M N +, kur M 0 yra neutralus metalo atomas ir m n + to paties metalo katijonas. Toliau pateiktame paveikslėlyje parodyta procesų iliustracija.

Tai reiškia, kad elektronai yra "naudojami" metalo kristalų, atjungus nuo vieno metalo atomo, formuojant katijoną iš jo, jungiantis su kita katijonu, formuojant neutralų atomą. Toks fenomenas buvo vadinamas "elektroniniu vėju", o laisvųjų elektronų derinys Nemmetall atomo kristalėje buvo vadinamas "elektroninėmis dujomis". Panašus metalų atomų sąveikos tipas buvo vadinamas metaliniu kaklaraiščiu.

Vandenilio ryšiai. \\ T

Jei vandenilio atomas bet kurioje medžiagoje yra susijęs su dideliu elektrono elementu (azoto, deguonies ar fluoro), toks fenomenas yra apibūdinamas kaip vandenilio jungtis.

Kadangi vandenilio atomas yra susijęs su elektroniniu atomu, ant vandenilio atomo susidaro dalinis teigiamas įkrovimas, ir elektroninio elemento atomo - dalinis neigiamas. Atsižvelgiant į tai, tai tampa įmanoma elektrostatiniu traukos tarp iš dalies teigiamai įkrautas vandenilio atomo vienos molekulės ir elektro neigiamo atomo. Pavyzdžiui, vandenilio jungtis stebima vandens molekulių:

Tai yra vandenilio jungtis, kuri paaiškina neįprastai Šiluma Lydymosi vanduo. Be vandens, taip pat patvarios vandenilio obligacijos yra suformuotos tokiose medžiagose kaip fluorido vandenilis, amoniakas, deguonies, kurių sudėtyje yra rūgščių, fenolių, alkoholių, aminų.