Wie eine Ionenbindung entsteht: Beispiele. Chemische Bindung. Wasserionische Bindung

Ionenverbindung

Theorie der chemischen Bindung dauert der wichtigste Ort in der modernen Chemie. Sie erklärt, warum sich Atome zu chemischen Teilchen verbinden, Und ermöglicht es Ihnen, die Stabilität dieser Partikel zu vergleichen. Benutzen Theorie der chemischen Bindung, Dürfen die Zusammensetzung und Struktur verschiedener Verbindungen vorhersagen. Konzept von Das Aufbrechen einiger chemischer Bindungen und die Bildung anderer ist die Grundlage moderner Ideen über die Umwandlungen von Stoffen bei chemischen Reaktionen .

Chemische Bindung- Das Wechselwirkung von Atomen , Bestimmung der Stabilität eines chemischen Partikels oder Kristall als Ganzes . Chemische Bindung entsteht durch Elektrostatische Interaktion zwischen geladene Partikel : Kationen und Anionen, Kerne und Elektronen. Wenn Atome zusammenkommen, beginnen anziehende Kräfte zwischen dem Kern eines Atoms und den Elektronen eines anderen sowie abstoßende Kräfte zwischen Kernen und zwischen Elektronen zu wirken. An etwas Abstand diese Kräfte gleichen sich gegenseitig aus, Und Es entsteht ein stabiles chemisches Teilchen .

Bei der Bildung einer chemischen Bindung kann es zu einer deutlichen Umverteilung der Elektronendichte der Atome in der Verbindung im Vergleich zu freien Atomen kommen.

Dies führt im Extremfall zur Bildung geladener Teilchen – Ionen (von griech. „ion“ – gehen).

1 Ionenwechselwirkung

Wenn Atom verliert einen oder mehrere Elektronen, dann er verwandelt sich in ein positives Ion - Kation(übersetzt aus dem Griechischen – „ untergehen"). So entstehen sie Kationen Wasserstoff H + , Lithium Li + , Barium Ba 2+ . Durch die Aufnahme von Elektronen verwandeln sich Atome in negative Ionen – Anionen(vom griechischen „Anion“ – geht nach oben). Beispiele für Anionen sind Fluoridion F−, Sulfidion S 2− .

Kationen Und Anionen fähig ziehen sich gegenseitig an. In diesem Fall entsteht chemische Bindung, Und Es entstehen chemische Verbindungen. Diese Art der chemischen Bindung nennt man Ionenverbindung :

2 Definition der Ionenbindung

Ionenverbindung ist eine chemische Bindung gebildet auf Kosten der elektrostatische Anziehung zwischen Kationen Und Anionen .

Der Mechanismus der Ionenbindungsbildung kann am Beispiel einer Reaktion zwischen betrachtet werden Natrium und Chlor . Ein Alkalimetallatom verliert leicht ein Elektron, A Halogenatom - erwirbt. Infolgedessen gibt es Natriumkation Und Chlorid-Ion. Sie bilden eine Verbindung aufgrund zwischen ihnen herrscht elektrostatische Anziehung .

Interaktion zwischen Kationen Und Anionen unabhängig von der Richtung, Deshalb über Ionenbindung Sie reden wie Nichtrichtungs. Jeden Kation Vielleicht ziehen beliebig viele Anionen an, Und und umgekehrt. Deshalb Ionenverbindung Ist ungesättigt. Nummer Wechselwirkungen zwischen Ionen im Festkörper werden nur durch die Größe des Kristalls begrenzt. Deshalb " Molekül " Die ionische Verbindung sollte als gesamter Kristall betrachtet werden .

Für das Vorkommnis Ionenverbindung notwendig, Zu Summe der Ionisierungsenergiewerte E i(um ein Kation zu bilden) Und Elektronenaffinität Ein e(zur Anionenbildung) muss sein energetisch günstig. Das begrenzt die Bildung ionischer Bindungen durch aktive Metallatome(Elemente der IA- und IIA-Gruppen, einige Elemente der IIIA-Gruppe und einige Übergangselemente) und aktive Nichtmetalle(Halogene, Chalkogene, Stickstoff).

Eine ideale Ionenbindung gibt es praktisch nicht. Auch in den Verbindungen, die normalerweise als klassifiziert werden ionisch , Es gibt keine vollständige Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes ; Elektronen bleiben teilweise weiterhin im allgemeinen Gebrauch. Ja, der Zusammenhang besteht Lithiumfluorid um 80 % ionisch, und um 20 % - kovalent. Daher ist es richtiger, darüber zu sprechen Grad der Ionizität (Polarität) kovalente chemische Bindung. Es wird angenommen, dass es einen Unterschied gibt Elektronegativitäten Elemente 2.1 Kommunikation ist eingeschaltet 50 % ionisch. Bei größerer Unterschied Verbindung kann als ionisch betrachtet werden .

Das Ionenmodell der chemischen Bindung wird häufig zur Beschreibung der Eigenschaften vieler Substanzen verwendet., vor allem Verbindungen alkalisch Und Erdalkalimetalle mit Nichtmetallen. Das ist fällig Einfachheit der Beschreibung solcher Verbindungen: vermutlich aus gebaut inkompressible geladene Kugeln, antwortend Kationen und Anionen. In diesem Fall neigen die Ionen dazu, sich so anzuordnen, dass die Anziehungskräfte zwischen ihnen maximal und die Abstoßungskräfte minimal sind.

Ionenverbindung- eine starke chemische Bindung zwischen Atomen mit großer Unterschied (>1,7 auf der Pauling-Skala) Elektronegativität, mit welchem Das gemeinsame Elektronenpaar wird vollständig auf das Atom mit höherer Elektronegativität übertragen. Dies ist die Anziehung von Ionen als entgegengesetzt geladene Körper. Ein Beispiel ist die Verbindung CsF, bei der der „Ionizitätsgrad“ 97 % beträgt.

Ionenverbindung- Extremfall Polarisation der kovalenten polaren Bindung. Gebildet zwischen typisches Metall und Nichtmetall. In diesem Fall die Elektronen im Metall komplett auf Nichtmetall umstellen . Es entstehen Ionen.

Wenn zwischen Atomen eine chemische Bindung entsteht sehr großer Elektronegativitätsunterschied (EO > 1,7 nach Pauling), dann ist das gesamte Elektronenpaar vollständig bewegt sich zu einem Atom mit größerem EO. Das Ergebnis ist die Bildung einer Verbindung entgegengesetzt geladene Ionen :

Zwischen den gebildeten Ionen entsteht elektrostatische Anziehung Was heisst Ionenverbindung. Oder besser gesagt, dieser Look komfortabel. In der Praxis Ionenverbindung zwischen Atomen in in seiner reinen Form wird es nirgends oder fast nirgends verwirklicht, normalerweise besteht in der Realität der Zusammenhang teilweise ionisch , und teilweise kovalenter Natur. Gleichzeitig Kommunikation komplexe Molekülionen kann oft als rein ionisch betrachtet werden. Die wichtigsten Unterschiede zwischen Ionenbindungen und anderen Arten chemischer Bindungen sind: Mangel an Richtung und Sättigung. Aus diesem Grund neigen Kristalle, die durch Ionenbindungen entstehen, zu verschiedenen dichten Packungen der entsprechenden Ionen.

3 Ionenradien

Im Einfachen Elektrostatisches Modell der Ionenbindung Das Konzept wird verwendet Ionenradien . Die Summe der Radien benachbarter Kationen und Anionen muss gleich dem entsprechenden Kernabstand sein :

R 0 = R + + R −

Gleichzeitig bleibt es bestehen unklar wo man ausgeben kann Grenze zwischen Kation und Anion . Heute ist es bekannt , dass es keine rein ionische Bindung gibt, wie immer Es gibt eine gewisse Überlappung von Elektronenwolken. Für Berechnungen von Ionenradien nutzen Forschungsmethoden, welche ermöglichen die Bestimmung der Elektronendichte zwischen zwei Atomen . Der Kernabstand wird an der Stelle geteilt, Wo Die Elektronendichte ist minimal .

Die Ionengröße hängt von vielen Faktoren ab. Bei konstante Ladung des Ions mit zunehmender Ordnungszahl(und folglich, Kernladung) Der Ionenradius nimmt ab. Dies fällt besonders auf in der Lanthanoidenreihe, Wo Ionenradien variieren monoton von 117 Uhr für (La 3+) bis 100 Uhr (Lu 3+) mit einer Koordinationszahl von 6. Dieser Effekt wird aufgerufen Lanthanoidkompression .

IN Gruppen von Elementen Ionenradien nehmen im Allgemeinen mit zunehmender Ordnungszahl zu. Jedoch Für D-Elemente der vierten und fünften Periode aufgrund der Lanthanoidkompression sogar eine Verringerung des Ionenradius kann auftreten(zum Beispiel von 73 Uhr für Zr 4+ bis 72 Uhr für Hf 4+ mit einer Koordinationszahl von 4).

Während des Zeitraums kommt es zu einer merklichen Abnahme des Ionenradius bezüglich erhöhte Anziehung von Elektronen zum Kern bei gleichzeitiger Erhöhung der Ladung des Kerns und der Ladung des Ions selbst: 116 Uhr für Na +, 86 Uhr für Mg 2+, 68 Uhr für Al 3+ (Koordinationszahl 6). Aus dem gleichen Grunde Eine Erhöhung der Ladung eines Ions führt zu einer Verringerung des Ionenradius für ein Element: Fe 2+ 77 Uhr, Fe 3+ 63 Uhr, Fe 6+ 39 Uhr (Koordinationsnummer 4).

Vergleich Ionenradien Kann nur mit gleicher Koordinationsnummer durchführen, weil das Es beeinflusst die Größe des Ions aufgrund der Abstoßungskräfte zwischen den Gegenionen. Dies ist im Beispiel deutlich zu erkennen Ag+-Ion; sein Ionenradius beträgt 81, 114 und 129 Uhr Für Koordinationsnummern 2, 4 und 6 , jeweils .

Struktur ideale ionische Verbindung, konditioniert maximale Anziehung zwischen ungleichen Ionen und minimale Abstoßung zwischen gleichen Ionen, in vielen bestimmt durch das Verhältnis der Ionenradien von Kationen und Anionen. Das lässt sich zeigen einfache geometrische Konstruktionen.

4 Ionenbindungsenergie

Energiekommunikation Und für ionische Verbindung- Das Energie, welches ist in wird bei seiner Bildung aus gasförmigen Gegenionen freigesetzt, die unendlich weit voneinander entfernt sind . Die alleinige Berücksichtigung elektrostatischer Kräfte entspricht etwa 90 % der gesamten Wechselwirkungsenergie, welche umfasst auch den Beitrag nichtelektrostatischer Kräfte(Zum Beispiel, Abstoßung der Elektronenhülle).

Ionen sind Atome, die Elektronen und damit eine gewisse Ladung verloren oder gewonnen haben. Zunächst möchte ich Sie daran erinnern, dass es zwei Arten von Ionen gibt: Kationen(die positive Ladung des Kerns ist größer als die Anzahl der negativ geladenen Elektronen) und Anionen(Die Ladung des Kerns ist kleiner als die Anzahl der Elektronen). Eine Ionenbindung entsteht durch die Wechselwirkung zweier Ionen mit entgegengesetzter Ladung.

Ionische und kovalente Bindung

Diese Bindungsart ist ein Sonderfall der kovalenten Bindung. Der Unterschied in der Elektronegativität ist in diesem Fall so groß (mehr als 1,7 nach Pauling), dass das gemeinsame Elektronenpaar nicht teilweise verdrängt, sondern vollständig auf das Atom mit höherer Elektronegativität übertragen wird. Daher ist die Bildung einer Ionenbindung das Ergebnis des Auftretens starker elektrostatischer Wechselwirkungen zwischen Ionen. Es ist wichtig zu verstehen, dass es keine hundertprozentige Ionenbindung gibt. Dieser Begriff wird verwendet, wenn die „ionischen Merkmale“ stärker ausgeprägt sind (d. h. das Elektronenpaar ist stark auf ein elektronegativeres Atom ausgerichtet).

Ionenbindungsmechanismus

Atome mit einer fast vollständigen oder fast leeren Valenzschale (äußere Schale) gehen am leichtesten chemische Reaktionen ein. Je weniger leere Orbitale in der Valenzschale vorhanden sind, desto höher ist die Chance, dass das Atom Elektronen von außen erhält. Und umgekehrt: Je weniger Elektronen sich auf der Außenhülle befinden, desto wahrscheinlicher ist es, dass das Atom ein Elektron abgibt.

Elektronegativität

Dies ist die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen an sich zu ziehen, sodass Atome mit den am stärksten gefüllten Valenzschalen elektronegativer sind.

Ein typisches Metall ist eher bereit, Elektronen abzugeben, während ein typisches Nichtmetall eher bereit ist, sie abzugeben. Daher werden Ionenbindungen am häufigsten von Metallen und Nichtmetallen gebildet. Getrennt davon sollte eine andere Art von Ionenbindung erwähnt werden – molekular. Seine Besonderheit besteht darin, dass die Rolle von Ionen nicht einzelne Atome, sondern ganze Moleküle sind.

Ionenbindungsdiagramm

Die Abbildung zeigt schematisch die Bildung von Natriumfluorid. Natrium hat eine niedrige Elektronegativität und nur ein Elektron in seiner Valenzschale (VO). Fluor hat eine deutlich höhere Elektronegativität und benötigt nur ein Elektron, um das BO aufzufüllen. Ein Elektron von Natrium BO geht zu Fluor BO und füllt das Orbital, wodurch beide Atome entgegengesetzte Ladungen erhalten und voneinander angezogen werden.

Eigenschaften der Ionenbindung

Die ionische Bindung ist ziemlich stark – es ist äußerst schwierig, sie mit Hilfe von Wärmeenergie zu zerstören, und daher haben Substanzen mit ionischen Bindungen dies hoher Schmelzpunkt. Gleichzeitig ist der Radius der Wechselwirkung von Ionen recht gering, was entscheidend ist Zerbrechlichkeitähnliche Verbindungen. Seine wichtigsten Eigenschaften sind Mangel an Richtung und Sättigung. Die Ungerichtetheit ergibt sich aus der Form des elektrischen Feldes des Ions, das eine Kugelform hat und in alle Richtungen mit Kationen oder Anionen interagieren kann. In diesem Fall werden die Felder der beiden Ionen nicht vollständig kompensiert, wodurch sie gezwungen sind, zusätzliche Ionen an sich zu ziehen und einen Kristall zu bilden – ein Phänomen, das als Ungesättigtheit bezeichnet wird. In Ionenkristallen gibt es keine Moleküle, und einzelne Kationen und Anionen sind von vielen Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen umgeben, deren Anzahl hauptsächlich von der Position der Atome im Raum abhängt.

Ein typisches Beispiel für eine Ionenbindung sind Kochsalzkristalle (NaCl).

Eine Ionenbindung entsteht, wenn sich die Elektronegativität stark voneinander unterscheidet (auf der Pauling-Skala Δχ > 1,7), und dies geschieht bei der Wechselwirkung von Ionen, die aus Elementen gebildet werden, die sich durch deutlich unterschiedliche chemische Eigenschaften auszeichnen.

Eine Ionenbindung ist eine elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen, die durch die vollständige Verschiebung eines gemeinsamen Elektronenpaars von einem Atom eines Elements zu einem Atom eines anderen Elements entsteht.

Abhängig von den individuellen Eigenschaften der Atome einiger Elemente besteht die vorherrschende Tendenz darin, Elektronen zu verlieren und sich in positiv geladene Ionen (Kationen) umzuwandeln, während die Atome anderer Elemente im Gegenteil dazu neigen, Elektronen zu gewinnen und dadurch negativ geladen zu werden Ionen (Anionen), wie es bei Atomen des gewöhnlichen Natriums und des typischen Nichtmetalls Chlor der Fall ist.

Bedingtes Modell der Bildung von Na+- und Cl-Ionen – durch vollständige Übertragung eines Valenzelektrons von einem Natriumatom auf ein Chloratom

Die Fähigkeit von Elementen, einfache Ionen zu bilden (d. h. aus einem einzelnen Atom stammend), wird durch die elektronische Konfiguration ihrer isolierten Atome sowie durch die Werte der Elektronegativität, der Ionisierungsenergien und der Elektronenaffinitäten (das erforderliche Minimum) bestimmt dem entsprechenden negativen Ion über eine unendliche Distanz ein Elektron entziehen). Es ist klar, dass Kationen leichter von Atomen von Elementen mit niedriger Ionisierungsenergie gebildet werden – Alkali- und Erdalkalimetalle (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr usw.). Die Bildung einfacher Kationen anderer Elemente ist weniger wahrscheinlich, da dies mit dem Aufwand großer Energie für die Ionisierung des Atoms verbunden ist.

Einfache Anionen werden aufgrund ihrer hohen Elektronenaffinität leichter von p-Elementen der siebten Gruppe (Cl, Br, I) gebildet. Die Zugabe eines Elektrons zu den O-, S- und N-Atomen geht mit der Freisetzung von Energie einher. Und die Hinzufügung anderer Elektronen zur Bildung mehrfach geladener einfacher Anionen ist energetisch ungünstig.

Daher gibt es nur wenige Verbindungen, die aus einfachen Ionen bestehen. Sie entstehen leichter durch die Wechselwirkung von Alkali- und Erdalkalimetallen mit Halogenen.

Eigenschaften der Ionenbindung

1. Nicht-Direktionalität. Die elektrischen Ladungen von Ionen bestimmen deren Anziehung und Abstoßung und bestimmen im Allgemeinen die stöchiometrische Zusammensetzung der Verbindung. Man kann sich Ionen als geladene Kugeln vorstellen, deren Kraftfelder gleichmäßig in alle Raumrichtungen verteilt sind. Daher können beispielsweise in der NaCl-Verbindung die Natriumionen Na+ mit den Chloridionen Cl- in jede Richtung interagieren und eine bestimmte Anzahl von ihnen anziehen.

Nichtdirektionalität ist eine Eigenschaft der Ionenbindung, die auf der Fähigkeit jedes Ions beruht, Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen in jede Richtung anzuziehen.

Die Nichtdirektionalität wird also durch die Tatsache erklärt, dass das elektrische Feld des Ions sphärische Symmetrie aufweist und mit der Entfernung in alle Richtungen abnimmt, sodass die Wechselwirkung zwischen den Ionen unabhängig von der Richtung erfolgt.

2. Ungesättigtheit. Es ist klar, dass die Wechselwirkung zweier Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen nicht zu einer vollständigen gegenseitigen Kompensation ihrer Kraftfelder führen kann. Daher behält ein Ion mit einer bestimmten Ladung die Fähigkeit, andere Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen in alle Richtungen anzuziehen. Die Anzahl solcher „angezogener“ Ionen wird nur durch ihre geometrische Größe und die gegenseitigen Abstoßungskräfte begrenzt.

Ungesättigtheit ist eine Eigenschaft der Ionenbindung, die sich in der Fähigkeit eines Ions mit einer bestimmten Ladung äußert, eine beliebige Anzahl von Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen zu binden.

3. Polarisation von Ionen. In einer Ionenbindung ist jedes Ion als Träger einer elektrischen Ladung eine Quelle eines elektrischen Kraftfeldes, daher beeinflussen sie sich in einem geringen Abstand zwischen den Ionen gegenseitig.

Die Polarisation eines Ions ist die Verformung seiner Elektronenhülle unter dem Einfluss des elektrischen Kraftfeldes eines anderen Ions.

4. Polarisierbarkeit und Polarisationsfähigkeit von Ionen. Bei der Polarisation unterliegen die Elektronen in der äußeren Schicht der stärksten Verschiebung. Aber unter der Wirkung desselben elektrischen Feldes werden verschiedene Ionen unterschiedlich stark verformt. Je schwächer die äußeren Elektronen an den Kern gebunden sind, desto leichter erfolgt die Polarisation.

Polarisierbarkeit ist die relative Verschiebung des Kerns und der Elektronenhülle in einem Ion, wenn es dem elektrischen Feld eines anderen Ions ausgesetzt wird. Die Polarisationsfähigkeit von Ionen ist ihre Fähigkeit, eine deformierende Wirkung auf andere Ionen auszuüben.

Die Polarisationskraft hängt von der Ladung und Größe des Ions ab. Je größer die Ladung eines Ions ist, desto stärker ist sein Feld, d. h. mehrfach geladene Ionen haben die größte Polarisationsfähigkeit.

Eigenschaften ionischer Verbindungen

Unter normalen Bedingungen liegen ionische Verbindungen als kristalline Feststoffe vor, die einen hohen Schmelz- und Siedepunkt haben und daher als nichtflüchtig gelten. Beispielsweise liegen die Schmelz- und Siedepunkte von NaCl bei 801 0 C bzw. 1413 0 C, CaF 2 bei 1418 0 C bzw. 2533 0 C. Im festen Zustand leiten ionische Verbindungen keinen elektrischen Strom. Sie sind in unpolaren Lösungsmitteln (Kerosin, Benzin) gut löslich und in unpolaren Lösungsmitteln nur schwach oder gar nicht löslich. In polaren Lösungsmitteln dissoziieren (zerfallen) ionische Verbindungen in Ionen. Dies wird durch die Tatsache erklärt, dass Ionen höhere Solvatationsenergien haben, die in der Lage sind, die Energie der Dissoziation in Ionen in der Gasphase zu kompensieren.

Die Atome der meisten Elemente existieren nicht separat, da sie miteinander interagieren können. Durch diese Wechselwirkung entstehen komplexere Partikel.

Die Natur einer chemischen Bindung ist die Wirkung elektrostatischer Kräfte, bei denen es sich um Wechselwirkungskräfte zwischen elektrischen Ladungen handelt. Elektronen und Atomkerne tragen solche Ladungen.

Elektronen, die sich auf den äußeren elektronischen Ebenen (Valenzelektronen) befinden und am weitesten vom Kern entfernt sind, interagieren am schwächsten mit ihm und können sich daher vom Kern lösen. Sie sind dafür verantwortlich, Atome miteinander zu verbinden.

Arten von Wechselwirkungen in der Chemie

Arten chemischer Bindungen können in der folgenden Tabelle dargestellt werden:

Eigenschaften der Ionenbindung

Chemische Reaktion, die aufgrund von auftritt Ionenanziehung unterschiedliche Ladungen haben, nennt man ionisch. Dies geschieht, wenn die zu verbindenden Atome einen erheblichen Unterschied in der Elektronegativität (d. h. der Fähigkeit, Elektronen anzuziehen) aufweisen und das Elektronenpaar zum elektronegativeren Element wechselt. Das Ergebnis dieser Elektronenübertragung von einem Atom zum anderen ist die Bildung geladener Teilchen – Ionen. Zwischen ihnen entsteht eine Anziehung.

Sie haben die niedrigsten Elektronegativitätsindizes typische Metalle, und die größten sind typische Nichtmetalle. Ionen entstehen also durch die Wechselwirkung zwischen typischen Metallen und typischen Nichtmetallen.

Metallatome werden zu positiv geladenen Ionen (Kationen), die Elektronen an ihre äußeren Elektronenebenen abgeben, und Nichtmetalle nehmen Elektronen auf und verwandeln sich so in negativ geladen Ionen (Anionen).

Atome gehen in einen stabileren Energiezustand über und vervollständigen ihre elektronischen Konfigurationen.

Die Ionenbindung ist ungerichtet und nicht sättigbar, da die elektrostatische Wechselwirkung in alle Richtungen erfolgt; dementsprechend kann das Ion Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen in alle Richtungen anziehen.

Die Anordnung der Ionen ist so, dass sich um jedes herum eine bestimmte Anzahl entgegengesetzt geladener Ionen befindet. Der Begriff „Molekül“ für ionische Verbindungen macht keinen Sinn.

Beispiele für Bildung

Die Bildung einer Bindung in Natriumchlorid (Nacl) beruht auf der Übertragung eines Elektrons vom Na-Atom auf das Cl-Atom, um die entsprechenden Ionen zu bilden:

Na 0 - 1 e = Na + (Kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (Anion)

In Natriumchlorid gibt es sechs Chloridanionen um die Natriumkationen und sechs Natriumionen um jedes Chloridion.

Wenn es zu Wechselwirkungen zwischen Atomen in Bariumsulfid kommt, laufen folgende Prozesse ab:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba gibt seine beiden Elektronen an Schwefel ab, was zur Bildung von Schwefelanionen S 2- und Bariumkationen Ba 2+ führt.

Chemische Metallbindung

Die Anzahl der Elektronen in den äußeren Energieniveaus von Metallen ist gering; sie lassen sich leicht vom Kern trennen. Durch diese Ablösung entstehen Metallionen und freie Elektronen. Diese Elektronen werden „Elektronengas“ genannt. Elektronen bewegen sich frei im Volumen des Metalls und sind ständig an Atome gebunden und von ihnen getrennt.

Die Struktur der Metallsubstanz ist wie folgt: Das Kristallgitter ist das Skelett der Substanz, und zwischen seinen Knoten können sich Elektronen frei bewegen.

Als Beispiele können genannt werden:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalent: polar und unpolar

Die häufigste Art der chemischen Wechselwirkung ist eine kovalente Bindung. Die Elektronegativitätswerte der wechselwirkenden Elemente unterscheiden sich nicht stark, daher kommt es nur zu einer Verschiebung des gemeinsamen Elektronenpaares zu einem elektronegativeren Atom.

Kovalente Wechselwirkungen können durch einen Austauschmechanismus oder einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden.

Der Austauschmechanismus wird realisiert, wenn jedes der Atome ungepaarte Elektronen auf den äußeren Elektronenebenen besitzt und die Überlappung der Atomorbitale zum Auftreten eines Elektronenpaares führt, das bereits zu beiden Atomen gehört. Wenn eines der Atome ein Elektronenpaar auf der äußeren elektronischen Ebene und das andere ein freies Orbital hat, wird das Elektronenpaar bei Überlappung der Atomorbitale gemeinsam genutzt und interagiert gemäß dem Donor-Akzeptor-Mechanismus.

Kovalente werden nach Multiplizität unterteilt in:

einfach oder einzeln;
doppelt;
verdreifacht.

Doppelte sorgen für die gleichzeitige gemeinsame Nutzung von zwei Elektronenpaaren und dreifache für die gemeinsame Nutzung von drei.

Entsprechend der Verteilung der Elektronendichte (Polarität) zwischen gebundenen Atomen wird eine kovalente Bindung unterteilt in:

unpolar;
Polar.

Eine unpolare Bindung entsteht durch identische Atome, eine polare Bindung entsteht durch unterschiedliche Elektronegativität.

Die Wechselwirkung von Atomen mit ähnlicher Elektronegativität wird als unpolare Bindung bezeichnet. Das gemeinsame Elektronenpaar in einem solchen Molekül wird nicht von einem der beiden Atome angezogen, sondern gehört zu beiden gleichermaßen.

Die Wechselwirkung von Elementen unterschiedlicher Elektronegativität führt zur Bildung polarer Bindungen. Bei dieser Art der Wechselwirkung werden gemeinsame Elektronenpaare vom elektronegativeren Element angezogen, aber nicht vollständig auf dieses übertragen (d. h. es findet keine Ionenbildung statt). Durch diese Verschiebung der Elektronendichte entstehen an den Atomen Teilladungen: Das elektronegativere Atom hat eine negative Ladung, das weniger elektronegative Atom eine positive Ladung.

Eigenschaften und Merkmale der Kovalenz

Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung:

Die Länge wird durch den Abstand zwischen den Kernen wechselwirkender Atome bestimmt.
Die Polarität wird durch die Verschiebung der Elektronenwolke zu einem der Atome bestimmt.
Direktionalität ist die Eigenschaft, im Raum ausgerichtete Bindungen und dementsprechend Moleküle mit bestimmten geometrischen Formen zu bilden.
Die Sättigung wird durch die Fähigkeit bestimmt, eine begrenzte Anzahl von Bindungen zu bilden.
Die Polarisierbarkeit wird durch die Fähigkeit bestimmt, die Polarität unter dem Einfluss eines externen elektrischen Feldes zu ändern.
Die zum Aufbrechen einer Bindung erforderliche Energie bestimmt deren Stärke.

Ein Beispiel für eine kovalente unpolare Wechselwirkung können die Moleküle Wasserstoff (H2), Chlor (Cl2), Sauerstoff (O2), Stickstoff (N2) und viele andere sein.

H· + ·H → H-H-Molekül hat eine einzelne unpolare Bindung,

O: + :O → O=O-Molekül hat ein doppelt unpolares,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N das Molekül ist dreifach unpolar.

Beispiele für kovalente Bindungen chemischer Elemente sind Moleküle von Kohlendioxid (CO2) und Kohlenmonoxid (CO), Schwefelwasserstoff (H2S), Salzsäure (HCL), Wasser (H2O), Methan (CH4), Schwefeloxid (SO2) und viele andere .

Im CO2-Molekül ist die Beziehung zwischen Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen kovalent polar, da der elektronegativere Wasserstoff Elektronendichte anzieht. Sauerstoff verfügt über zwei ungepaarte Elektronen in seiner Außenhülle, während Kohlenstoff vier Valenzelektronen zur Bildung der Wechselwirkung bereitstellen kann. Dadurch entstehen Doppelbindungen und das Molekül sieht folgendermaßen aus: O=C=O.

Um die Art der Bindung in einem bestimmten Molekül zu bestimmen, reicht es aus, die Atome, aus denen es besteht, zu betrachten. Einfache Metallsubstanzen bilden eine metallische Bindung, Metalle mit Nichtmetallen bilden eine Ionenbindung, einfache Nichtmetallsubstanzen bilden eine kovalente unpolare Bindung und Moleküle, die aus verschiedenen Nichtmetallen bestehen, bilden sich über eine polare kovalente Bindung.

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Lernziele:

Bilden Sie am Beispiel einer Ionenbindung ein Konzept für chemische Bindungen. Ziel ist es, die Bildung ionischer Bindungen als Extremfall polarer Bindungen zu verstehen.
Stellen Sie während des Unterrichts sicher, dass Sie die folgenden Grundkonzepte beherrschen: Ionen (Kation, Anion), Ionenbindung.
Entwicklung der geistigen Aktivität der Schüler durch Schaffung einer Problemsituation beim Erlernen neuer Materialien.

Aufgaben:

lehren, Arten chemischer Bindungen zu erkennen;
die Struktur eines Atoms wiederholen;
den Mechanismus der Bildung ionischer chemischer Bindungen erforschen;
lehren, wie man Bildungsschemata und elektronische Formeln ionischer Verbindungen sowie Reaktionsgleichungen mit der Bezeichnung von Elektronenübergängen erstellt.

Ausrüstung: Computer, Projektor, Multimedia-Ressource, Periodensystem der chemischen Elemente D.I. Mendelejew, Tabelle „Ionische Bindung“.

Unterrichtsart: Bildung neuen Wissens.

Unterrichtsart: Multimedialektion.

X Lektion od

ICH.Zeit organisieren.

II . Hausaufgaben überprüfen.

Lehrer: Wie können Atome stabile elektronische Konfigurationen annehmen? Welche Möglichkeiten gibt es, eine kovalente Bindung zu bilden?

Student: Polare und unpolare kovalente Bindungen werden durch einen Austauschmechanismus gebildet. Der Austauschmechanismus umfasst Fälle, in denen ein Elektron von jedem Atom an der Bildung eines Elektronenpaares beteiligt ist. Zum Beispiel Wasserstoff: (Folie 2)

Die Bindung erfolgt durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares durch Kombination ungepaarter Elektronen. Jedes Atom hat ein Elektron. Die H-Atome sind äquivalent und die Paare gehören gleichermaßen zu beiden Atomen. Daher tritt das gleiche Prinzip auf, wenn während der Bildung des F 2 -Moleküls gemeinsame Elektronenpaare (überlappende p-Elektronenwolken) gebildet werden. (Folie 3)

Rekord H · bedeutet, dass ein Wasserstoffatom 1 Elektron in seiner äußeren Elektronenschicht hat. Die Aufnahme zeigt, dass sich auf der äußeren Elektronenschicht des Fluoratoms 7 Elektronen befinden.

Wenn das N 2 -Molekül entsteht. Es entstehen 3 gemeinsame Elektronenpaare. Die p-Orbitale überlappen. (Folie 4)

Die Bindung wird als unpolar bezeichnet.

Lehrer: Wir haben uns nun Fälle angesehen, in denen Moleküle einer einfachen Substanz gebildet werden. Aber um uns herum gibt es viele Substanzen mit komplexen Strukturen. Nehmen wir ein Fluorwasserstoffmolekül. Wie entsteht in diesem Fall die Verbindung?

Student: Wenn ein Fluorwasserstoffmolekül gebildet wird, überlappen sich das Orbital des s-Elektrons von Wasserstoff und das Orbital des p-Elektrons von Fluor H-F. (Folie 5)

Das bindende Elektronenpaar wird zum Fluoratom verschoben, wodurch es zur Bildung kommt Dipol. Verbindung Polar genannt.

III. Wissen aktualisieren.

Lehrer: Eine chemische Bindung entsteht durch Veränderungen, die an den äußeren Elektronenhüllen der verbindenden Atome auftreten. Dies ist möglich, weil die äußeren Elektronenschichten in anderen Elementen als Edelgasen nicht vollständig sind. Die chemische Bindung wird durch den Wunsch der Atome erklärt, eine stabile elektronische Konfiguration anzunehmen, die der Konfiguration des ihnen „nächsten“ Inertgases ähnelt.

Lehrer: Schreiben Sie das Diagramm der elektronischen Struktur des Natriumatoms auf (an der Tafel). (Folie 6)

Student: Um die Stabilität der Elektronenhülle zu erreichen, muss das Natriumatom entweder ein Elektron abgeben oder sieben aufnehmen. Natrium gibt leicht sein Elektron ab, das weit vom Kern entfernt und schwach an ihn gebunden ist.

Lehrer: Erstellen Sie ein Diagramm der Elektronenfreisetzung.

Na° - 1ē → Na+ = Ne

Lehrer: Schreiben Sie das Diagramm der elektronischen Struktur des Fluoratoms auf (an der Tafel).

Lehrer: Wie vervollständigt man das Füllen der elektronischen Schicht?

Student: Um die Stabilität der Elektronenhülle zu erreichen, muss das Fluoratom entweder sieben Elektronen abgeben oder eines aufnehmen. Für Fluor ist es energetisch günstiger, ein Elektron aufzunehmen.

Lehrer: Erstellen Sie ein Diagramm zum Empfang eines Elektrons.

F° + 1ē → F- = Ne

IV. Neues Material lernen.

Der Lehrer stellt der Klasse eine Frage, in der die Unterrichtsaufgabe gestellt wird:

Gibt es andere Möglichkeiten, wie Atome stabile elektronische Konfigurationen annehmen können? Welche Möglichkeiten gibt es, solche Verbindungen herzustellen?

Heute werden wir uns eine Art von Bindung ansehen – eine Ionenbindung. Vergleichen wir den Aufbau der Elektronenhüllen der bereits erwähnten Atome und Edelgase.

Gespräch mit der Klasse.

Lehrer: Welche Ladung hatten die Natrium- und Fluoratome vor der Reaktion?

Student: Die Natrium- und Fluoratome sind elektrisch neutral, weil Die Ladungen ihrer Kerne werden durch die um den Kern rotierenden Elektronen ausgeglichen.

Lehrer: Was passiert zwischen Atomen, wenn sie Elektronen abgeben und aufnehmen?

Student: Atome erhalten Ladungen.

Der Lehrer gibt Erklärungen: In der Formel eines Ions wird zusätzlich seine Ladung angegeben. Verwenden Sie dazu das hochgestellte Zeichen. Es gibt die Höhe der Ladung mit einer Zahl (sie schreiben keine) und dann einem Vorzeichen (Plus oder Minus) an. Beispielsweise hat ein Natriumion mit einer Ladung von +1 die Formel Na + (sprich „Natrium-plus“), ein Fluoridion mit einer Ladung von -1 – F – („Fluor-minus“), ein Hydroxidion mit eine Ladung von -1 – OH - („o-Asche-Minus“), ein Carbonation mit einer Ladung -2 – CO 3 2- („tse-o-drei-zwei-minus“).

In den Formeln ionischer Verbindungen werden zunächst positiv geladene Ionen ohne Angabe von Ladungen und dann negativ geladene Ionen geschrieben. Wenn die Formel korrekt ist, ist die Summe der Ladungen aller darin enthaltenen Ionen Null.

Positiv geladenes Ion ein Kation genannt und ein negativ geladenes Ion ist ein Anion.

Lehrer: Wir schreiben die Definition in unsere Arbeitsbücher:

Und er ist ein geladenes Teilchen, in das sich ein Atom durch die Aufnahme oder Abgabe von Elektronen verwandelt.

Lehrer: Wie bestimmt man den Ladungswert des Calciumions Ca 2+?

Student: Ein Ion ist ein elektrisch geladenes Teilchen, das durch den Verlust oder die Aufnahme eines oder mehrerer Elektronen durch ein Atom entsteht. Calcium hat in seiner letzten Elektronenebene zwei Elektronen; die Ionisierung eines Calciumatoms erfolgt, wenn zwei Elektronen verloren gehen. Ca 2+ ist ein doppelt geladenes Kation.

Lehrer: Was passiert mit den Radien dieser Ionen?

Während des Übergangs Wenn ein elektrisch neutrales Atom in einen ionischen Zustand überführt wird, ändert sich die Partikelgröße stark. Das Atom gibt seine Valenzelektronen ab und verwandelt sich in ein kompakteres Teilchen – ein Kation. Wenn sich beispielsweise ein Natriumatom in ein Na+-Kation umwandelt, das, wie oben erwähnt, die Struktur von Neon hat, verringert sich der Radius des Teilchens stark. Der Radius eines Anions ist immer größer als der Radius des entsprechenden elektrisch neutralen Atoms.

Lehrer: Was passiert mit unterschiedlich geladenen Teilchen?

Student: Gegensätzlich geladene Natrium- und Fluorionen, die durch die Übertragung eines Elektrons von einem Natriumatom auf ein Fluoratom entstehen, werden gegenseitig angezogen und bilden Natriumfluorid. (Folie 7)

Na + + F - = NaF

Das von uns betrachtete Schema der Ionenbildung zeigt, wie zwischen einem Natriumatom und einem Fluoratom eine chemische Bindung entsteht, die als Ionenbindung bezeichnet wird.

Ionenverbindung– eine chemische Bindung, die durch die elektrostatische Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen zueinander entsteht.

Die dabei entstehenden Verbindungen nennt man ionische Verbindungen.

V. Konsolidierung von neuem Material.

Aufgaben zur Festigung von Wissen und Fähigkeiten

1. Vergleichen Sie den Aufbau der elektronischen Hüllen eines Calciumatoms und eines Calciumkations, eines Chloratoms und eines Chloridanions:

Kommentar zur Bildung ionischer Bindungen in Calciumchlorid:

2. Um diese Aufgabe zu erledigen, müssen Sie sich in Gruppen von 3-4 Personen aufteilen. Jedes Gruppenmitglied betrachtet ein Beispiel und präsentiert die Ergebnisse der gesamten Gruppe.

Antwort der Studierenden:

1. Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe II, ein Metall. Für sein Atom ist es einfacher, zwei Außenelektronen abzugeben, als die fehlenden sechs aufzunehmen:

2. Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe VII, ein Nichtmetall. Für sein Atom ist es einfacher, ein Elektron aufzunehmen, das ihm zur Vervollständigung der äußeren Ebene fehlt, als sieben Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben:

3. Finden wir zunächst das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der resultierenden Ionen, es ist gleich 2 (2x1). Dann ermitteln wir, wie viele Calciumatome entnommen werden müssen, damit sie zwei Elektronen abgeben, also ein Ca-Atom und zwei CI-Atome.

4. Schematisch lässt sich die Bildung einer Ionenbindung zwischen Calcium- und Chloratomen schreiben: (Folie 8)

Ca 2+ + 2CI - → CaCI 2