Kaip įrašyti joninį ryšį. Z
Kiekvienas jonų kristale esantis jonas yra apsuptas iš arti atstumo su tokiu antijonų skaičiumi, kurį gali geometriškai išdėstyti.
Joninio junginio molekulės samprata: dėl nesočiosios ir netiesinės krypties joninių jungčių molekulės yra sąlyginės.
Joninio junginio molekulėje esanti formulė rodo tik paprasčiausius katijonų ir anijonų kiekio santykius medžiagos makrokristale.
Struktūra
1. Kristalai yra supakuoti taip, kad to paties pavadinimo būtų kuo toliau (minos būtų atmuštos), o skirtingos būtų kuo arčiau (maksimali trauka).
Dėl šios priežasties joniniams kristalams būdingas artimiausias pakavimo principas.
Aplink kiekvieną joną gali būti ribotas skaičius antijonų.
Šis numeris vadinamas židinio taškas (cp) f (r katijonas / r anijonas).
2. Joniniame kristale neįmanoma atskirti tikrai egzistuojančio struktūrinio vieneto (molekulės). Joninės medžiagos molekulė yra įprastas formulės vienetas. Tai rodo tik katijonų ir anijonų skaičiaus santykį medžiagos makrokristalyje. NaCl AlCl 3
Medžiagų, turinčių joninius ryšius, savybės
1) stiprus ir kietas, E sv \u003d 500 ÷ 1000 kJ / mol;
2) Trapi - neatlaiko įtakos, lemiančios joninių sluoksnių pasislinkimą;
3) nevadykite elektros ir šilumos (kietojo kūno), nes nėra laisvų elektronų
Medžiagų su joninėmis jungtimis pavyzdžiai.
Medžiagos, turinčios joninį ryšį, apima visas organiškai ir neorganiškai susidariusias druskas,
ryšiai tarp aktyviausio Aš ir HeMe,
Jei HeMe yra aktyvesnis už Me \u003d\u003e tarp jų yra joninis ryšys.
10. Metalinis ryšys ir jo savybės. Medžiagų, turinčių metalinį ryšį, struktūra ir savybės.
Metalinis ryšys - metalų ir lydinių sujungimas dėl elektroninės laisvųjų elektroninių ir teigiamai įkrautų metalų katijonų sąveikos.
Ypatingos savybės : Metalinis ryšys, kaip joninis, nesotieji ir nesurežisuoti, nes tai yra katijonų ir elektronų sąveika.
Savybės medžiagų su manimi. nuoroda:
stiprumas, kietumas, agregacijos būsena, virimo temperatūra, lydymosi temperatūra priklauso nuo valentinių elektronų skaičiaus.
Medžiagų, turinčių metalinį ryšį, savybės
Metalai- tai medžiagos, pasižyminčios dideliu elektriniu ir šilumos laidumu, plastiškumu, plastiškumu ir metaliniu blizgesiu. Šias charakteringas savybes lemia tai, kad kristalų gardelėje yra laisvai judančių elektronų .
Joninis ryšys
Cheminių ryšių teorija ima svarbiausia vieta šiuolaikinė chemija ... Ji paaiškina, kodėl atomai susijungia ir susidaro cheminės dalelės ir leidžia palyginti šių dalelių stabilumą ... Naudojant cheminių ryšių teorija , gali numatyti įvairių junginių sudėtį ir struktūrą ... Koncepcija vienų cheminių ryšių nutraukimas ir kitų susidarymas yra šiuolaikinių koncepcijų šerdis apie medžiagų virsmą vykstant cheminėms reakcijoms .
Cheminis ryšys - tai atomų sąveika , cheminis dalelių stabilumas arba kristalas kaip visuma . Cheminis ryšys suformuotas elektrostatinė sąveika tarp įkrautos dalelės : katijonai ir anijonai, branduoliai ir elektronai ... Atomams artėjant vienas prie kito, traukos jėgos pradeda veikti tarp vieno atomo branduolio ir kito elektronų, taip pat atstūmimo jėgų tarp branduolių ir tarp elektronų. Įjungta tam tikras atstumas šie verčia atsverti vienas kitą ir susidaro stabili cheminė dalelė .
Kai susidaro cheminis ryšys, gali įvykti reikšmingas junginių atomų elektronų tankio pasiskirstymas, palyginti su laisvaisiais atomais.
Kraštutiniu atveju tai lemia įkrautų dalelių - jonų (iš graikų „jono“ - eigą) susidarymą.
1 Jonų sąveika
Jei atomas praranda vieną arba keli elektronai tada jis virsta teigiamu jonu - katijonu (išvertus iš graikų kalbos - „ žemyn "). Štai taip katijonai vandenilis Н +, ličio Li +, bario Ва 2+ . Įgydami elektronus, atomai virsta neigiamais jonais - anijonais (iš graikų „anion“ - kyla aukštyn). Anijonų pavyzdžiai yra fluoro jonas F -, sulfido jonas S 2− .
Katijonai ir anijonai sugeba būti traukiami vienas kito ... Kai tai įvyksta cheminis ryšys ir susiformavo cheminiai junginiai ... Šis cheminis ryšys vadinamas joninis ryšys :
2 Joninio ryšio apibrėžimas
Joninis ryšys yra cheminis ryšys, išsilavinęs kaina elektrostatinė trauka tarp katijonų ir anijonai .
Joninės jungties susidarymo mechanizmas gali būti svarstomas reakcijos tarp natris ir chloras . Šarminio metalo atomas gali lengvai prarasti elektroną , a halogeno atomas - įgyja ... Tai lemia natrio katijonas ir chlorido jonas ... Jie sukuria ryšį dėl elektrostatinė trauka tarp jų .
Sąveika tarp katijonai ir anijonai nepriklauso nuo krypties , taigi apie joninį ryšį kalbėti kaip nesurežisuotas ... Kiekvienas katijonas gali pritraukti bet kokį anijonų skaičių ir kita vertus ... Štai kodėl joninis ryšys yra nesočiųjų ... Skaičius kietųjų būsenų jonų sąveiką riboja tik kristalo dydis ... Todėl " molekulė " joninis junginys turėtų būti laikomas visu kristalu .
Dėl atsiradimo joninis ryšys būtina taip kad jonizacijos energijos suma E i (suformuoti katijoną) ir elektronų giminingumas A e (anijonų susidarymui) privalo būti energetiškai naudinga ... tai riboja joninių ryšių susidarymą aktyviųjų metalų atomais (IA ir IIA grupių elementai, kai kurie IIIA grupės elementai ir kai kurie perėjimo elementai) ir aktyvūs nemetalai (halogenai, chalkogenai, azotas).
Idealaus joninio ryšio praktiškai nėra ... Net tuose junginiuose, kurie paprastai vadinami joninis , nėra visiško elektronų perėjimo iš vieno atomo į kitą ; elektronai iš dalies lieka bendro naudojimo ... Taigi, ryšys ličio fluoridas 80% joninis ir 20% - kovalentinis ... Todėl teisingiau kalbėti joniškumo laipsnis (poliškumas) kovalentinis cheminis ryšys ... Manoma, kad dėl skirtumo elektronegatyvumai elementai 2.1 bendravimas yra įjungtas 50% joninis ... Kada didesnis skirtumas junginys galima laikyti jonine .
Joninių cheminių jungčių modelis plačiai naudojamas daugelio medžiagų savybėms apibūdinti. , pirmiausia, jungtys šarminis ir šarminių žemių metalai su nemetalais ... Tai priklauso tokių junginių aprašymo paprastumas : tiki, kad jie pastatyti iš nesuspaustos įkrautos sferos atsakydamas katijonai ir anijonai ... Šiuo atveju jonai yra linkę išsidėstyti taip, kad traukos jėgos tarp jų būtų maksimalios, o atstūmimo jėgos - minimalios.
Joninis ryšys - stiprus cheminis ryšys, susidaręs tarp atomų su didelis skirtumas (\u003e 1,7 pagal Paulingo skalę) elektronegatyvumai , su kuria bendra elektronų pora yra visiškai perkelta į atomą su didesniu elektronegatyvumu. Tai traukia jonus kaip priešingai įkrautus kūnus. Pavyzdys yra CsF junginys, kurio „joniškumo laipsnis“ yra 97%.
Joninis ryšys - kraštutinis atvejis kovalentinio polinio ryšio poliarizacija ... Susiformavo tarp tipiškas metalas ir nemetalas ... Šiuo atveju metalai yra elektronai visiškai pereiti prie nemetalinio . Susidaro jonai.
Jei tarp atomų, kurie turi, susidaro cheminis ryšys labai didelis elektronegatyvumų skirtumas (EO\u003e 1,7 pagal Paulingą) , tada bendra elektronų pora yra visiškai eina į atomą su didesniu EO ... Dėl to susidaro junginys priešingai įkrauti jonai :
Tarp susidariusių jonų elektrostatinė trauka kuris vadinamas joninis ryšys ... Greičiau toks žvilgsnis patogu ... Praktikoje joninis ryšys tarp atomų jo gryna forma nėra realizuota niekur ar beveik niekur , paprastai iš tikrųjų ryšys yra iš dalies joninis , ir iš dalies kovalentinis ... Tuo pačiu ir bendravimas kompleksiniai molekuliniai jonai dažnai gali būti laikomas grynai joniniu ... Svarbiausi joninių ryšių ir kitų rūšių cheminių ryšių skirtumai yra netiesiogumas ir nesotumas ... Štai kodėl dėl joninių jungčių susidarę kristalai linkę skirtingai tankinti atitinkamus jonus.
3 joniniai spinduliai
Paprasčiau elektrostatinio joninio ryšio modelis vartojama sąvoka joniniai spinduliai . Kaimyninių katijonų ir anijonų spindulių suma turėtų būti lygi atitinkamam tarpbranduoliniam atstumui :
r 0 = r + + r −
Kartu tai išlieka neaišku kur išleisti riba tarp katijono ir anijono . Šiandien tai žinoma , kad nėra gryno joninio ryšio kaip visada yra tam tikras elektronų debesų sutapimas ... Dėl skaičiuojant jonų spindulius, naudojami tyrimo metodai kuri leidžia nustatyti elektronų tankį tarp dviejų atomų . Tarpbranduolinis atstumas yra padalintas taške kur elektronų tankis yra minimalus .
Jono dydis priklauso nuo daugelio veiksnių. ... Kada pastovus jonų krūvis didėjant serijos numeriui (taigi, branduolinis užtaisas) joninis spindulys mažėja ... Tai ypač pastebima tarp lantanidų kur joniniai spinduliai monotoniškai kinta nuo 117 val. (La 3+) iki 100 val. (Lu 3+), koordinavimo skaičius 6 ... Šis efektas vadinamas lantanoidinis suspaudimas .
IN elementų grupės joniniai spinduliai paprastai didėja didėjant serijos numeriui ... Tačiau dėl d - ketvirtojo ir penktojo periodų elementai dėl lantanido suspaudimo gali sumažėti net joninis spindulys (pvz., nuo 73 val., jei Zr 4+, iki 72 val., jei Hf 4+, koordinavimo numeris 4).
Laikotarpiu pastebimai sumažėja joninis spindulys susijęs su elektronų pritraukimo į branduolį padidėjimas tuo pačiu metu padidinant branduolio krūvį ir paties jono krūvį : 116 val. Na +, 86 val. Mg 2+, 68 val. Al 3+ (koordinavimo numeris 6). Dėl tos pačios priežasties padidėjus jonų krūviui, sumažėja vieno elemento joninis spindulys : Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (koordinavimo numeris 4).
Palyginimas joniniai spinduliai gali vykdyti tik tuo pačiu koordinavimo numeriu , nes jis veikia jonų dydį dėl atstumiančių jėgų tarp priešionų ... Tai aiškiai matoma pavyzdyje jonų Ag + ; jo joninis spindulys yra 81, 114 ir 129 pm dėl koordinavimo numeriai 2, 4 ir 6 , atitinkamai .
Struktūra idealus joninis junginys dėl maksimalus potraukis tarp skirtingų jonų ir minimalus panašių jonų atstūmimas , daugiausia nustatomas pagal katijonų ir anijonų joninių spindulių santykį ... Tai galima parodyti paprastos geometrinės konstrukcijos.
4 Joninių jungčių energija
Obligacijų energija ir joniniam junginiui - tai energijos kuris į išsiskiria jo susidarymo metu be galo nutolusiems vienas nuo kito dujiniams kontrionams . Atsižvelgiant tik į elektrostatines jėgas, tai atitinka apie 90% visos sąveikos energijos kuri taip pat apima neelektrostatinių jėgų indėlį (pvz., elektroninių kriauklių atstūmimas).
Cheminis ryšys atsiranda dėl elektronų ir atomų branduolių sukurtų elektrinių laukų sąveikos, t. cheminis ryšys yra elektrinio pobūdžio.
Pagal cheminis ryšys suprasti 2 ar daugiau atomų sąveikos, lemiančios stabilios polatominės sistemos susidarymą, rezultatą. Cheminio ryšio susidarymo sąlyga yra sąveikaujančių atomų energijos sumažėjimas, t. molekulinė materijos būsena yra energetiškai palankesnė už atominę. Kai susidaro cheminis ryšys, atomai linkę gauti pilną elektronų apvalkalą.
Skirti: kovalentiniai, joniniai, metaliniai, vandeniliniai ir tarpmolekuliniai.
Kovalentinis ryšys - bendriausias cheminių ryšių tipas, atsirandantis dėl elektronų poros socializacijos per mainų mechanizmas -, kai kiekvienas sąveikaujantis atomas tiekia vieną elektroną, arba donoro ir akceptoriaus mechanizmasjei elektronų pora yra perduodama bendram naudojimui vieno atomo (donoras - N, O, Cl, F) kitam atomui (akceptorius - d-elementų atomai).
Cheminio ryšio charakteristikos.
1 - ryšių daugybė - tarp 2 atomų galimas tik 1 sigmos ryšys, tačiau kartu su juo tarp tų pačių atomų gali būti pi ir delta ryšiai, dėl kurių susidaro daugybė ryšių. Daugybiškumą lemia bendrų elektronų porų skaičius.
2 - jungties ilgis - tarpbranduolinis atstumas molekulėje, kuo didesnis daugybė, tuo trumpesnis jos ilgis.
3 - jungties stiprumas yra energijos kiekis, reikalingas jai nutraukti
4 - kovalentinio ryšio prisotinimas pasireiškia tuo, kad viena atominė orbita gali dalyvauti formuojant tik vieną c.s. Ši savybė lemia molekulinių junginių stechiometriją.
5 - c.s kryptingumas. priklausomai nuo elektronų debesų formos ir krypties erdvėje, kai jie sutampa, gali susidaryti junginiai, turintys molekulių linijinę ir kampinę formą.
Joninis ryšys – susidaro tarp atomų, kurie labai skiriasi elektronegatyvumu. Tai yra pagrindinių 1 ir 2 pogrupių junginiai su 6 ir 7 grupių pagrindinio pogrupio elementais. Joninis yra cheminis ryšys, atsirandantis dėl abipusiai įkrautų jonų abipusės elektrostatinės traukos.
Joninių ryšių susidarymo mechanizmas: a) sąveikaujančių atomų jonų susidarymas; b) molekulės susidarymas dėl jonų traukos.
Joninės jungties kryptingumas ir nesotumas
Jonų jėgos laukai yra tolygiai pasiskirstę visomis kryptimis, todėl kiekvienas jonas gali bet kuria kryptimi pritraukti priešingo ženklo jonus. Tai yra joninio ryšio nenukrypimas. 2x priešingo ženklo jonų sąveika nevisiškai kompensuoja jų jėgos laukus. Todėl jie išlaiko galimybę pritraukti jonus kitomis kryptimis, t. joniniam ryšiui būdingas nesotumas. Todėl kiekvienas joniniame junginyje esantis jonas pritraukia tokį priešingo ženklo jonų skaičių, kad susidarytų joninio tipo kristalinę gardelę. Joniniame kristale nėra molekulių. Kiekvieną joną supa tam tikras skaičius skirtingo ženklo jonų (jonų koordinacijos skaičius).
Metalinis ryšys - chem. Metalų klijavimas. Metaluose yra valentinių orbitalių perteklius ir trūksta elektronų. Atomams artėjant vienas prie kito, jų valentinės orbitos sutampa, dėl ko elektronai laisvai juda iš vienos orbitos į kitą, o tarp visų metalinių atomų atsiranda ryšys. Ryšys, kurį santykinai laisvi elektronai atlieka tarp metalinių jonų kristalinėje gardelėje, vadinama metaline jungtimi. Ryšys yra labai delokalizuotas ir neturi kryptingumo bei sodrumo, nes valentiniai elektronai tolygiai pasiskirsto po kristalą. Laisvųjų elektronų buvimas lemia egzistavimą bendrosios savybės metalai: neskaidrumas, metalinis blizgesys, didelis elektrinis ir šiluminis laidumas, formuojamumas ir plastiškumas.
Vandenilio ryšys - ryšys tarp H atomo ir labai neigiamo elemento (F, Cl, N, O, S). Vandenilio jungtys gali būti vidinės ir tarpmolekulinės. BC yra silpnesnis už kovalentinį ryšį. Saulės atsiradimas paaiškinamas elektrostatinių jėgų veikimu. H atomo spindulys yra mažas ir, pasislinkus arba atsitraukus vienam elektronui, H įgyja stiprų teigiamą krūvį, kuris veikia elektronegatyvumą.
Joninis ryšys pasireiškia tada, kai elektronegatyvumas smarkiai skiriasi vienas nuo kito (pagal Paulingo skalę Δχ\u003e 1,7), ir tai įvyksta sąveikaujant jonams, susidarantiems iš elementų, kuriems būdingos žymiai skirtingos cheminės savybės.
Joninis ryšys yra elektrostatinė trauka tarp priešingai įkrautų jonų, kurie susidaro dėl visiško bendros elektronų poros poslinkio iš vieno elemento atomo į kito elemento atomą.
Priklausomai nuo individualių savybių, kai kurių elementų atomai linkę prarasti elektronus, virsdami teigiamai įkrautais jonais (katijonais), o kitų elementų atomai, atvirkščiai, linkę įgyti elektronus, tuo pačiu transformuodamiesi į neigiamai įkrautus jonus (anijonus), kaip yra įprasto natrio ir tipinio nemetalo chloro atomai.
Sąlyginis Na + ir Cl - jonų susidarymo modelis, visiškai perduodant valentinį elektroną iš natrio atomo į chloro atomą
Elementų gebėjimą formuoti paprastus jonus (tai yra, sklindančius iš vieno atomo) lemia jų izoliuotų atomų elektroninė konfigūracija, taip pat elektronegatyvumo, jonizacijos energijų ir elektronų afiniteto vertės (mažiausias reikalingas norint pašalinti elektroną iš atitinkamo neigiamo jono begaliniu atstumu). Akivaizdu, kad katijonus lengviau formuoja mažai jonizuojančios energijos elementų - šarminių ir šarminių žemės metalų (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr ir kt.) Atomai. Kitų elementų paprastų katijonų susidarymas yra mažiau tikėtinas, nes tai siejama su didelės energijos sąnaudomis atomo jonizacijai.
Paprastus anijonus dėl didelio elektronų afiniteto lengviau suformuoja septintos grupės p elementai (Cl, Br, I). Vieno elektrono prijungimas prie O, S, N atomų lydi energijos išsiskyrimą. Kiti elektronai, susidarantys daugkartinio krūvio paprastiems anijonams, yra energetiškai nenaudingi.
Todėl junginių, susidedančių iš paprastų jonų, yra nedaug. Jie susidaro lengviau, kai šarminiai ir šarminiai žemės metalai reaguoja su halogenais.
Joninių jungčių charakteristikos
1. Nekryptingumas... Elektriniai jonų krūviai lemia jų patrauklumą ir atstūmimą ir apskritai nustato stechiometrinę junginio sudėtį. Jonus galima laikyti įkrautais kamuoliais, kurių jėgos laukai tolygiai pasiskirsto visomis kosmoso kryptimis. Todėl, pavyzdžiui, NaCl junginyje natrio jonai Na + gali sąveikauti su chloro jonais Cl- bet kuria kryptimi, pritraukdami tam tikrą jų skaičių.
Kryptingumas yra joninio ryšio savybė, nes kiekvienas jonas gali bet kuria kryptimi pritraukti priešingo ženklo jonus.
Taigi, nekryptingumas paaiškinamas tuo, kad jono elektrinis laukas turi sferinę simetriją ir mažėja atstumu visomis kryptimis, todėl sąveika tarp jonų vyksta nepriklausomai nuo krypties.
2. Desaturacija.Akivaizdu, kad dviejų priešingo ženklo jonų sąveika negali visiškai kompensuoti jų jėgos laukų. Todėl jonas su tam tikru krūviu išlaiko galimybę pritraukti kitus priešingo ženklo jonus visomis kryptimis. Tokių „pritrauktų“ jonų skaičių riboja tik jų geometriniai matmenys ir tarpusavio atstūmimo jėgos.
Nesotumas yra joninio ryšio savybė, pasireiškianti tam tikro krūvio turinčio jono sugebėjimu prijungti bet kokį priešingo ženklo jonų skaičių.
3. Jonų poliarizacija.Jonu jungiantis, kiekvienas jonas, būdamas elektrinio krūvio nešėja, yra jėgos elektrinio lauko šaltinis, todėl, esant arti atstumo tarp jonų, jie vienas kitą veikia.
Jono poliarizacija yra jo elektrono apvalkalo deformacija veikiant kito jono elektros jėgos laukui.
4. Jonų poliarizuotumas ir poliarizacinis gebėjimas.Poliarizuojantis, išorinio sluoksnio elektronai veikiami stipriausiai. Bet veikiant tam pačiam elektriniam laukui, skirtingi jonai deformuojami nevienodai. Kuo silpnesni išoriniai elektronai yra prijungti prie branduolio, tuo lengviau įvyksta poliarizacija.
Poliarizuotumas yra santykinis branduolio ir elektronų apvalkalo poslinkis jonuose, veikiamas kito jono elektrinio lauko jėgos. Poliarizuojantis jonų gebėjimas yra jų savybė daryti deformuojantį poveikį kitiems jonams.
Poliarizacinis gebėjimas priklauso nuo jono krūvio ir dydžio. Kuo didesnis jono krūvis, tuo stipresnis jo laukas, tai yra, didžiausią poliarizacinį gebėjimą turi daugkartinio krūvio jonai.
Joninių junginių savybės
Normaliomis sąlygomis joniniai junginiai yra kietų kristalinių medžiagų, kurių lydymosi ir virimo temperatūros yra aukštos, todėl jos laikomos nelakiosiomis. Pavyzdžiui, NaCl lydymosi ir virimo temperatūros yra atitinkamai 801 0 C ir 1413 0 C, CaF 2 - 1418 0 C ir 2533 0 C. Kietoje būsenoje joniniai junginiai neveda elektros srovės. Jie gerai tirpsta ir šiek tiek arba netirpsta nepoliniuose tirpikliuose (žibale, benzine). Poliniuose tirpikliuose joniniai junginiai disocijuoja (skyla) į jonus. Taip yra dėl to, kad jonai turi didesnę tirpumo energiją, kuri sugeba kompensuoti disociacijos į jonus energiją dujų fazėje.
7.1. Kas yra cheminiai ryšiai
Ankstesniuose skyriuose susipažinote su įvairių elementų izoliuotų atomų kompozicija ir struktūra, studijavote jų energetines charakteristikas. Tačiau mus supančioje gamtoje izoliuoti atomai yra itin reti. Beveik visų elementų atomai „linkę“ jungtis, formuodami molekules ar kitas sudėtingesnes chemines daleles. Įprasta sakyti, kad tarp atomų atsiranda cheminiai ryšiai.
Elektronai dalyvauja formuojant cheminius ryšius. Kaip tai nutiks, sužinosite išstudijavę šį skyrių. Tačiau pirmiausia turime atsakyti į klausimą, kodėl atomai sudaro chemines jungtis. Mes galime atsakyti į šį klausimą net nieko nežinodami apie šių ryšių pobūdį: "Nes tai yra energetiškai naudinga!" Bet atsakydami į klausimą, iš kur atsiranda energijos prieaugis formuojantis jungtims, bandysime suprasti, kaip ir kodėl susidaro cheminiai ryšiai.
Kaip ir elektroninė atomų struktūra, kvantinė chemija išsamiai ir moksliškai tiria chemines jungtis, ir mes galime naudoti tik keletą svarbiausių mokslininkų padarytų išvadų. Šiuo atveju cheminėms jungtims apibūdinti naudosime vieną iš paprasčiausių modelių, numatantį trijų rūšių (joninių, kovalentinių ir metalinių) cheminių ryšių egzistavimą.
Atminkite - bet kurį modelį galite kompetentingai naudoti tik žinodami šio modelio taikymo ribas. Modelis, kurį naudosime, taip pat turi ribų. Pavyzdžiui, pagal šį modelį neįmanoma apibūdinti cheminių jungčių deguonies molekulėse, daugumoje borohidridų ir kai kurių kitų medžiagų. Šių medžiagų cheminiams ryšiams apibūdinti naudojami sudėtingesni modeliai.
1. Jei jungiami atomai labai skiriasi savo dydžiu, tai maži (linkę priimti elektronus) atomai atims elektronus nuo didžiųjų atomų (linkę atiduoti elektronus) ir susidaro joninis ryšys. Joninių kristalų energija yra mažesnė už izoliuotų atomų energiją, todėl joninis ryšys atsiranda net tada, kai atomas sugenda, dovanodamas elektronus, kad visiškai užbaigtų savo elektronų apvalkalą (jis gali likti neišsamus d- arba f-pakopinis). Pažvelkime į keletą pavyzdžių.
2. Jei jungiami atomai yra maži ( 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 kovalentinis ryšys.
Kovalentinio ryšio susidarymą erdvėje galima įsivaizduoti kaip skirtingų atomų neporinių valentinių elektronų elektronų debesų sutapimą. Šiuo atveju elektronų pora suformuoja bendrą elektronų debesį, kuris suriša atomus. Kuo didesnis elektronų tankis persidengiančioje srityje, tuo daugiau energijos išsiskiria susidarant tokiai jungčiai.
Prieš svarstydami paprasčiausius kovalentinės jungties susidarymo pavyzdžius, sutikime pažymėti atomo valentinius elektronus taškais aplink šio atomo simbolį, taškų pora žymėdami pavienių elektronų poras ir kovalentinės jungties elektronų poras, o atskiri taškai - neporiniai elektronai. Naudojant šį žymėjimą, pavyzdžiui, fluoro valentinė elektroninė konfigūracija bus pavaizduota simboliu, o deguonies atomas -. Vadinamos formulės, sukonstruotos iš tokių simbolių elektroninės formulėsarba Lewiso formulės (amerikiečių chemikas Gilbertas Newtonas Lewisas jas pasiūlė 1916 m.). Pagal perduodamos informacijos kiekį elektroninės formulės priklauso struktūrinių formulių grupei. Kovalentinių ryšių susidarymo atomais pavyzdžiai:
3. Jei surišami atomai yra dideli ( r o\u003e 1A), tada jie visi yra daugiau ar mažiau linkę dovanoti savo elektronus, o jų polinkis priimti kitų žmonių elektronus yra nereikšmingas. Todėl šie dideli atomai taip pat negali užmegzti joninio ryšio. Kovalentinis ryšys tarp jų taip pat pasirodo esąs nepalankus, nes elektronų tankis didžiuosiuose išoriniuose elektronų debesyse yra nereikšmingas. Šiuo atveju, kai iš tokių atomų susidaro cheminė medžiaga, visų susietų atomų valentiniai elektronai yra socializuojami (valentiniai elektronai tampa įprasti visiems atomams) ir susidaro metalinis kristalas (arba skystis), kuriame atomus jungia metalinis ryšys.
Kaip nustatyti, koks ryšių tipas sudaro tam tikros medžiagos elementų atomus?
Pagal elementų padėtį natūralioje sistemoje cheminiai elementai, pvz .:
1. Cezio chloridas CsCl. Cezio atomas (IA grupė) yra didelis, lengvai atsisako elektrono, o chloro atomas (VIIA grupė) yra mažas ir lengvai jį priima, todėl ryšys cezio chloride yra joninis.
2. Anglies dioksidas CO 2. Anglies atomai (IVA grupė) ir deguonis (VIA grupė) savo dydžiu nedaug skiriasi - abu yra maži. Jie šiek tiek skiriasi savo polinkiu priimti elektronus, todėl jungtis CO 2 molekulėje yra kovalentinė.
3. Azotas N 2. Paprasta medžiaga. Susieti atomai yra vienodi ir tuo pačiu metu maži, todėl jungtis azoto molekulėje yra kovalentinė.
4. Kalcio Ca. Paprasta medžiaga. Sujungti atomai yra vienodi ir gana dideli, todėl kalcio kristale ryšys yra metalinis.
5. Bario-tetraaliuminio BaAl 4. Abiejų elementų, ypač bario, atomai yra pakankamai dideli, todėl abu elementai linkę dovanoti tik elektronus, todėl ryšys šiame junginyje yra metalinis.
JONO BONDAS, KOVALENTINIS BONDAS, METALO BONDAS, JŲ KŪRIMO SĄLYGOS.
1. Kokia yra atomų ryšio ir cheminių ryšių tarp jų susidarymo priežastis?
2. Kodėl tauriosios dujos susideda ne iš molekulių, o iš atomų?
3. Nustatykite dvejetainių junginių cheminio ryšio tipą: a) KF, K 2 S, SF 4; b) MgO, Mg 2 Ba, OF 2; c) Cu2O, CaSe, SeO2. 4. Nustatykite paprastų medžiagų cheminio ryšio tipą: a) Na, P, Fe; b) S8, F2, P4; c) Mg, Pb, Ar.
7. Z. Jona. Joninis ryšys
Ankstesniame skyriuje sužinojote apie jonus, kurie susidaro, kai atskiri atomai priima ar dovanoja elektronus. Tokiu atveju protonų skaičius atomo branduolyje nustoja būti lygus elektronų skaičiui elektronų apvalkale, o cheminė dalelė įgyja elektrinį krūvį.
Bet jonų sudėtyje gali būti daugiau nei vienas branduolys, kaip ir molekulėje. Toks jonas yra viena sistema, susidedanti iš kelių atomo branduolių ir elektronų apvalkalo. Skirtingai nuo molekulės, bendras protonų skaičius branduoliuose nėra lygus bendram elektronų skaičiui elektronų apvalkale, taigi ir jono elektrinis krūvis.
Kas yra jonai? Tai yra, kuo jie gali skirtis?
Pagal atominių branduolių skaičių jonai skirstomi į paprastas(arba monatominis), tai yra turintis vieną šerdį (pavyzdžiui: K, O 2) ir kompleksas(arba poliaatominis), tai yra, turinti kelis branduolius (pavyzdžiui: CO 3 2, 3). Paprasti jonai yra įkrauti atomų analogai, o kompleksiniai - įelektrinti molekulių analogus.
Pagal krūvio ženklą jonai skirstomi į katijonus
ir anijonai.
Katijonų pavyzdžiai: K (kalio jonas), Fe 2 (geležies jonas), NH 4 (amonio jonas), 2 (tetraamino vario jonas). Anijonų pavyzdžiai: Cl (chlorido jonas), N3 (nitrido jonas), PO 4 3 (fosfato jonas), 4 (heksacianoferato jonas).
Pagal krūvio vertę jonai dalijami iš vieno kadro(K, Cl, NH4, NO3 ir kt.), dvigubai įkrautas(Ca 2, O 2, SO 4 2 ir kt.) trigubai įkrautas(Al 3, PO 4 3 ir kt.) Ir pan.
Taigi PO 4 3 joną vadinsime trigubai įkrautu kompleksiniu anijonu, o Ca 2 joną - dvigubai įkrautu paprastu katijonu.
Be to, jonai taip pat skiriasi savo dydžiu. Paprasto jono dydį lemia šio jono spindulys arba joninis spindulys... Kompleksinių jonų dydį apibūdinti yra sunkiau. Jono spindulio, kaip ir atomo spindulio, negalima tiesiogiai išmatuoti (kaip suprantate, jonas neturi aiškių ribų). Todėl, norint apibūdinti izoliuotų jonų naudojimą orbitos joniniai spinduliai(pavyzdžiai - 17 lentelėje).
17 lentelė Kai kurių paprastų jonų orbitos spinduliai
Orbita spindulys, A |
Orbita spindulys, A |
||||
| Li | F | 0,400 | |||
| Na | Cl | 0,742 | |||
| K. | Br | 0,869 | |||
| Rb | Aš | 1,065 | |||
| Cs | O 2 | 0,46 | |||
| Būk 2 | S 2 | 0,83 | |||
| Mg 2 |
