A kémiai kötés elmélete nagyon fontos helyet foglal el a modern kémiában. Megmagyarázza, hogy az atomok miért egyesülnek kémiai részecskévé, és lehetővé teszi e részecskék stabilitásának összehasonlítását. A kémiai kötés elméletének segítségével megjósolható a különböző vegyületek összetétele és szerkezete. Az egyes kémiai kötések megszakításának és mások kialakításának koncepciója az anyagok kémiai reakciók során történő átalakulásáról szóló modern elképzelések alapja.
A kémiai kötés az atomok kölcsönhatása, amely meghatározza egy kémiai részecske vagy kristály egészének stabilitását. A töltött részecskék – kationok és anionok, atommagok és elektronok – közötti elektrosztatikus kölcsönhatás következtében kémiai kötés jön létre. Amikor az atomok összeérnek, vonzó erők kezdenek hatni az egyik atom magja és a másik elektronjai között, valamint taszító erők az atommagok és az elektronok között. Bizonyos távolságban ezek az erők kiegyenlítik egymást, és stabil kémiai részecske képződik.
Kémiai kötés kialakulásakor a vegyületben lévő atomok elektronsűrűsége jelentős mértékben újraeloszlik a szabad atomokhoz képest. Szélsőséges esetben ez töltött részecskék - ionok (a görög "ion" szóból - megy) képződéséhez vezet.
Ionkölcsönhatás
Ha egy atom egy vagy több elektront veszít, akkor pozitív ionná - kationná (görögül lefordítva - "lefelé") - alakul, így keletkeznek a hidrogén H +, lítium Li +, bárium Ba 2+ kationjai. Az elektronok megszerzésével az atomok negatív ionokká alakulnak - anionok (a görög "anion" szóból - felfelé haladva) Az anionok például a fluoridion F -, szulfidion S 2-.
A kationok és az anionok képesek vonzani egymást. Ebben az esetben kémiai kötés jön létre, és kémiai vegyületek képződnek. Az ilyen típusú kémiai kötéseket ionos kötésnek nevezik:
Ionos kötés egy kémiai kötés, amely kationok és anionok között elektrosztatikus vonzással jön létre.
Az ionos kötések kialakulásának mechanizmusát a nátrium és a klór közötti reakció példáján keresztül tekinthetjük meg. Egy alkálifém atom könnyen elveszít egy elektront, míg a halogénatom veszít egyet. Ennek eredményeként nátrium-kation és kloridion képződik. A köztük lévő elektrosztatikus vonzás miatt kapcsolatot alkotnak.
A kationok és anionok közötti kölcsönhatás nem függ az iránytól, ezért az ionos kötést nem irányítottnak mondják. Minden kation tetszőleges számú aniont képes magához vonzani, és fordítva. Emiatt az ionos kötés telítetlen. A szilárd állapotú ionok közötti kölcsönhatások számát csak a kristály mérete korlátozza. Ezért az egész kristályt egy ionos vegyület „molekulájának” kell tekinteni.
Az ionos kötés létrejöttéhez szükséges, hogy az ionizációs energiaértékek összege legyen E én(kationképzésre) és elektronaffinitásra A e(anionképzéshez) energetikailag kedvezőnek kell lennie. Ez korlátozza az aktív fémek (IA és IIA csoportok elemei, a IIIA csoport egyes elemei és néhány átmeneti elem) és az aktív nemfémek (halogének, kalkogének, nitrogén) atomjai által ionos kötések kialakulását.
Ideális ionkötés gyakorlatilag nem létezik. Még azokban a vegyületekben sem, amelyeket általában ionosnak minősítenek, az elektronok egyik atomról a másikra történő teljes átvitele nem megy végbe; az elektronok részben általános használatban maradnak. Így a lítium-fluoridban lévő kötés 80%-ban ionos és 20%-ban kovalens. Ezért helyesebb arról beszélni ionossági fok kovalens kémiai kötés (polaritása). Úgy gondolják, hogy a 2,1-es elemek elektronegativitásának különbségével a kötés 50%-ban ionos. Ha a különbség nagyobb, a vegyületet ionosnak tekinthetjük.
A kémiai kötés ionos modelljét széles körben használják számos anyag tulajdonságainak leírására, elsősorban az alkáli- és alkáliföldfémek nemfémekkel alkotott vegyületei. Ennek oka az ilyen vegyületek leírásának egyszerűsége: úgy gondolják, hogy összenyomhatatlan töltött gömbökből épülnek fel, amelyek kationoknak és anionoknak felelnek meg. Ebben az esetben az ionok hajlamosak úgy elrendezni magukat, hogy a köztük lévő vonzó erők maximálisak, a taszító erők pedig minimálisak.
Ionos sugarak
Az ionos kötés egyszerű elektrosztatikus modellje az ionos sugarak fogalmát használja. A szomszédos kation és anion sugarának összegének meg kell egyeznie a megfelelő magközi távolsággal:
r 0 = r + + r −
Továbbra sem világos azonban, hogy hol kell meghúzni a határt a kation és az anion között. Ma már ismert, hogy tisztán ionos kötés nem létezik, mivel az elektronfelhők között mindig van némi átfedés. Az ionok sugarának kiszámításához olyan kutatási módszereket használnak, amelyek lehetővé teszik két atom közötti elektronsűrűség meghatározását. Az atommagok közötti távolság azon a ponton oszlik meg, ahol az elektronsűrűség minimális.
Egy ion mérete sok tényezőtől függ. Az ion állandó töltése mellett, ahogy a rendszám (és ennek következtében az atommag töltése) nő, az ionsugár csökken. Ez különösen észrevehető a lantanid sorozatban, ahol az ionos sugarak monoton 117 pm-ről (La 3+) 100 pm-re (Lu 3+) változnak 6-os koordinációs szám mellett. Ezt a hatást ún. lantanid tömörítés.
Az elemcsoportokban az ionsugár általában az atomszám növekedésével növekszik. Azonban azért d-negyedik és ötödik periódus elemei, a lantanid kompresszió miatt akár az ionsugár csökkenése is előfordulhat (pl. 73 pm-től Zr 4+-nál 72 pm-ig Hf 4+-nál 4-es koordinációs számmal).
Az időszak alatt az ionsugár észrevehető csökkenése következik be, ami az elektronok atommaghoz való vonzódásának növekedésével jár együtt, miközben az atommag töltése és magának az ionnak a töltése egyidejűleg nő: 116 pm Na + esetén, 86 óra Mg 2+, 68 óra Al 3+ (6-os koordinációs szám). Ugyanezen okból az ion töltésének növekedése az ionsugár csökkenéséhez vezet egy elem esetében: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (4-es koordinációs szám).
Az ionsugarak összehasonlítása csak akkor lehetséges, ha a koordinációs szám megegyezik, mivel ez az ellenionok közötti taszító erők miatt befolyásolja az ion méretét. Ez jól látható az Ag + ion példáján; ionsugara 81, 114 és 129 pm a 2-es, 4-es és 6-os koordinációs számoknál.
Az ideális ionos vegyület szerkezetét, amelyet az eltérő ionok közötti maximális vonzás és a hasonló ionok minimális taszítása határoz meg, nagymértékben meghatározza a kationok és anionok ionsugárzásának aránya. Ez egyszerű geometriai konstrukciókkal kimutatható.
| Hozzáállás r + : r − | A kation koordinációs száma | Környezet | Példa |
| 0,225−0,414 | 4 | Tetraéder | ZnS |
| 0,414−0,732 | 6 | Oktaéder | NaCl |
| 0,732−1,000 | 8 | Kocka alakú | CsCl |
| >1,000 | 12 | Dodekaéder | Nem található ionos kristályokban |
Ionos kötés energiája
Egy ionos vegyület kötési energiája az az energia, amely az egymástól végtelen távolságban lévő gáznemű ellenionokból képződése során szabadul fel. Ha csak az elektrosztatikus erőket vesszük figyelembe, az a teljes kölcsönhatási energia körülbelül 90%-ának felel meg, amely magában foglalja a nem elektrosztatikus erők hozzájárulását is (például az elektronhéjak taszítása).
Ha két szabad ion között ionos kötés jön létre, akkor a vonzás energiája meghatározásra kerül Coulomb törvénye:
E(adv.) = q + q− / (4π r ε),
Ahol q+ és q- - kölcsönható ionok töltései, r a köztük lévő távolság, ε a közeg dielektromos állandója.
Mivel az egyik töltés negatív, az energiaérték is negatív lesz.
A Coulomb-törvény szerint végtelenül kicsi távolságban a vonzó energiának végtelenül nagyra kell válnia. Ez azonban nem történik meg, mivel az ionok nem ponttöltések. Amikor az ionok közelednek egymáshoz, az elektronfelhők kölcsönhatása miatt taszító erők lépnek fel közöttük. Az ionok taszítási energiáját a Born-egyenlet írja le:
E(ott.) = BAN BEN / r n,
Ahol BAN BEN- néhány állandó, nértéke 5 és 12 között lehet (az ionok méretétől függően). A teljes energiát a vonzás és a taszítás energiáinak összege határozza meg:
E = E(adv.) + E(t.)
Értéke átmegy egy minimumon. A minimumpont koordinátái megfelelnek az egyensúlyi távolságnak r 0 és az ionok közötti kölcsönhatás egyensúlyi energiája E 0:
E 0 = q + q − (1 - 1 / n) / (4π r 0 ε)
A kristályrácsban mindig több kölcsönhatás van, mint egy ionpár között. Ezt a számot elsősorban a kristályrács típusa határozza meg. Az összes kölcsönhatás (a távolság növekedésével gyengülés) figyelembe vétele érdekében az ionkristályrács energiájának kifejezésébe bekerül az úgynevezett Madelung-állandó. A:
E(adv.) = A q + q− / (4π r ε)
A Madelung-állandó értékét csak a rács geometriája határozza meg, és nem függ az ionok sugarától és töltésétől. Például a nátrium-klorid esetében ez 1,74756.
1. számú feladat
A megadott listából válasszon ki két olyan vegyületet, amelyek ionos kémiai kötést tartalmaznak.
- 1. Ca(ClO 2) 2
- 2. HClO 3
- 3.NH4Cl
- 4. HClO 4
- 5.Cl2O7
Válasz: 13
Az esetek túlnyomó többségében egy ionos típusú kötés jelenléte egy vegyületben úgy határozható meg, hogy szerkezeti egységei egyszerre tartalmaznak egy tipikus fém atomjait és egy nemfém atomjait.
Ezen jellemző alapján megállapítjuk, hogy az 1-es számú vegyületben ionos kötés van - Ca(ClO 2) 2, mert képletében a tipikus fém kalcium atomjai és a nemfémek - oxigén és klór - atomjai láthatók.
Ebben a listában azonban nincs több olyan vegyület, amely fém- és nemfém atomokat is tartalmazna.
A feladatban megjelölt vegyületek között szerepel az ammónium-klorid, amelyben az ionos kötés az NH 4 + ammóniumkation és a Cl − kloridion között valósul meg.
2. feladat
A megadott listából válasszon ki két olyan vegyületet, amelyekben a kémiai kötés típusa megegyezik a fluormolekuláéval.
1) oxigén
2) nitrogén-monoxid (II)
3) hidrogén-bromid
4) nátrium-jodid
A válaszmezőbe írja be a kiválasztott kapcsolatok számát!
Válasz: 15
A fluormolekula (F2) egy nemfém kémiai elem két atomjából áll, ezért ebben a molekulában a kémiai kötés kovalens, nem poláris.
Kovalens nempoláris kötés csak ugyanazon nemfém kémiai elem atomjai között jöhet létre.
A javasolt lehetőségek közül csak az oxigénnek és a gyémántnak van kovalens nempoláris típusú kötése. Az oxigénmolekula kétatomos, egy nemfém kémiai elem atomjaiból áll. A gyémánt atomi szerkezetű, és szerkezetében minden szénatom, amely nem fém, 4 másik szénatomhoz kapcsolódik.
A nitrogén-monoxid (II) olyan anyag, amely két különböző nemfém atomjaiból álló molekulákból áll. Mivel a különböző atomok elektronegativitása mindig eltérő, a molekulában lévő megosztott elektronpár az elektronegatívabb elem, jelen esetben az oxigén felé torzul. Így a NO-molekulában lévő kötés poláris kovalens.
A hidrogén-bromid kétatomos molekulákból is áll, amelyek hidrogén- és brómatomokból állnak. A H-Br kötést alkotó megosztott elektronpár az elektronegatívabb brómatom felé tolódik el. A HBr molekulában lévő kémiai kötés szintén poláris kovalens.
A nátrium-jodid egy ionos szerkezetű anyag, amelyet egy fémkation és egy jodid-anion alkot. A NaI molekulában a kötés a 3-ból egy elektron átvitele következtében jön létre s-a nátriumatom pályái (a nátriumatom kationná alakul) alultöltött 5 p-a jódatom pályája (a jódatom anionná alakul). Ezt a kémiai kötést ionos kötésnek nevezik.
3. feladat
A megadott listából válasszon ki két olyan anyagot, amelyek molekulái hidrogénkötést képeznek.
- 1. C 2 H 6
- 2. C 2 H 5OH
- 3.H2O
- 4. CH 3 OCH 3
- 5. CH 3 COCH 3
A válaszmezőbe írja be a kiválasztott kapcsolatok számát!
Válasz: 23
Magyarázat:
A hidrogénkötések olyan molekulaszerkezetű anyagokban fordulnak elő, amelyek H-O, H-N, H-F kovalens kötéseket tartalmaznak. Azok. egy hidrogénatom kovalens kötései három legnagyobb elektronegativitású kémiai elem atomjaival.
Így nyilvánvalóan hidrogénkötések vannak a molekulák között:
2) alkoholok
3) fenolok
4) karbonsavak
5) ammónia
6) primer és szekunder aminok
7) fluorsav
4. feladat
Válasszon ki két ionos kémiai kötést tartalmazó vegyületet a listából.
- 1.PCl 3
- 2.CO2
- 3. NaCl
- 4.H2S
- 5. MgO
A válaszmezőbe írja be a kiválasztott kapcsolatok számát!
Válasz: 35
Magyarázat:
Az esetek túlnyomó többségében egy ionos típusú kötés jelenlétére egy vegyületben következtetés vonható le abból, hogy az anyag szerkezeti egységei egyszerre tartalmaznak egy tipikus fém atomjait és egy nemfém atomjait.
Ezen jellemző alapján megállapítjuk, hogy a 3-as (NaCl) és az 5-ös (MgO) számú vegyületekben ionos kötés van.
Jegyzet*
A fenti jellemzőn kívül ionos kötés jelenléte egy vegyületben akkor mondható el, ha szerkezeti egysége ammónium kationt (NH 4 +) vagy szerves analógjait - alkil-ammónium kationokat RNH 3 +, dialkilammónium R 2 NH 2 +, trialkilammónium kationok R 3 NH + vagy tetraalkilammónium R 4 N +, ahol R valamilyen szénhidrogén gyök. Például az ionos típusú kötés a (CH 3) 4 NCl vegyületben fordul elő a (CH 3) 4 + kation és a Cl − kloridion között.
5. feladat
A megadott listából válasszon ki két azonos szerkezetű anyagot.
4) konyhasó
A válaszmezőbe írja be a kiválasztott kapcsolatok számát!
Válasz: 23
8. feladat
A javasolt listából válasszon ki két nem molekuláris szerkezetű anyagot.
2) oxigén
3) fehér foszfor
5) szilícium
A válaszmezőbe írja be a kiválasztott kapcsolatok számát!
Válasz: 45
11. számú feladat
A javasolt listából válasszon ki két olyan anyagot, amelyek molekulái kettős kötést tartalmaznak szén- és oxigénatomok között.
3) formaldehid
4) ecetsav
5) glicerin
A válaszmezőbe írja be a kiválasztott kapcsolatok számát!
Válasz: 34
14. számú feladat
Válasszon ki két ionos kötést tartalmazó anyagot a listából.
1) oxigén
3) szén-monoxid (IV)
4) nátrium-klorid
5) kalcium-oxid
A válaszmezőbe írja be a kiválasztott kapcsolatok számát!
Válasz: 45
15. számú feladat
A javasolt listából válasszon ki két olyan anyagot, amelyek kristályrácsa megegyezik a gyémánttal.
1) szilícium-dioxid SiO 2
2) nátrium-oxid Na 2 O
3) szén-monoxid CO
4) fehér foszfor P 4
5) szilícium Si
A válaszmezőbe írja be a kiválasztott kapcsolatok számát!
Válasz: 15
20. számú feladat
A megadott listából válasszon ki két olyan anyagot, amelyek molekulái egy hármas kötést tartalmaznak.
- 1. HCOOH
- 2.HCOH
- 3. C 2 H 4
- 4. N 2
- 5. C 2 H 2
A válaszmezőbe írja be a kiválasztott kapcsolatok számát!
Válasz: 45
Magyarázat:
A helyes válasz megtalálásához rajzoljuk le a felsorolt vegyületek szerkezeti képleteit:
Így azt látjuk, hogy van egy hármas kötés a nitrogén- és acetilénmolekulákban. Azok. helyes válaszok 45
21. számú feladat
A javasolt listából válasszon ki két olyan anyagot, amelyek molekulái kovalens nempoláris kötést tartalmaznak.
Minden kémiai vegyület kémiai kötések képződésével jön létre. És az összekötő részecskék típusától függően többféle típust különböztetnek meg. A legalapvetőbb– ezek kovalens poláris, kovalens nempoláris, fémes és ionos. Ma az ionokról fogunk beszélni.
Kapcsolatban áll
Mik azok az ionok
Két atom között képződik - általában, feltéve, hogy a köztük lévő elektronegativitás különbsége nagyon nagy. Az atomok és ionok elektronegativitását a Paulling-skála segítségével értékeljük.
Ezért a vegyületek jellemzőinek helyes figyelembevétele érdekében bevezették az ionosság fogalmát. Ez a jellemző lehetővé teszi annak meghatározását, hogy egy adott kötés hány százaléka ionos.
A legnagyobb ionosságú vegyület a cézium-fluorid, amelyben ez körülbelül 97%. Jellemző az ionos kötés a D.I. táblázat első és második csoportjában található fématomok által alkotott anyagokra. Mengyelejev, valamint az ugyanazon táblázat hatodik és hetedik csoportjában található nemfémek atomjai.
Jegyzet!Érdemes megjegyezni, hogy nincs olyan vegyület, amelyben a kapcsolat kizárólag ionos lenne. A jelenleg felfedezett elemek esetében nem lehet akkora elektronegativitásbeli különbséget elérni, hogy 100%-os ionos vegyületet kapjunk. Ezért az ionos kötés meghatározása nem teljesen helyes, mivel a valóságban részleges ionos kölcsönhatású vegyületeket vesszük figyelembe.
Miért vezették be ezt a kifejezést, ha ilyen jelenség valójában nem létezik? A tény az, hogy ez a megközelítés segített megmagyarázni a sók, oxidok és más anyagok tulajdonságainak számos árnyalatát. Például miért jól oldódnak vízben, és miért megoldások képesek elektromos áramot vezetni. Ez más szemszögből nem magyarázható.
Oktatási mechanizmus
Ionos kötés létrejötte csak két feltétel teljesülése esetén lehetséges: ha a reakcióban részt vevő fématom könnyen fel tudja adni az utolsó energiaszinten elhelyezkedő elektronokat, és a nemfém atom képes ezeket az elektronokat befogadni. A fématomok természetüknél fogva redukálószerek, vagyis képesek rá elektron adományozás.
Ez annak a ténynek köszönhető, hogy a fém utolsó energiaszintje egy-három elektront tartalmazhat, és magának a részecske sugara meglehetősen nagy. Ezért az atommag és az elektronok közötti kölcsönhatás ereje az utolsó szinten olyan kicsi, hogy könnyen elhagyhatják azt. A nemfémekkel teljesen más a helyzet. Van nekik kis sugarú, és a saját elektronok száma az utolsó szinten háromtól hétig terjedhet.
A kölcsönhatás közöttük és a pozitív mag között pedig elég erős, de bármelyik atom törekszik az energiaszint teljessé tételére, így a nemfém atomok a hiányzó elektronok beszerzésére törekszenek.
És amikor két atom - egy fém és egy nemfém - találkozik, az elektronok a fématomról átjutnak a nemfém atomra, és kémiai kölcsönhatás jön létre.
Csatlakozási diagram
Az ábrán jól látható, hogyan történik pontosan az ionos kötés kialakulása. Kezdetben semleges töltésű nátrium- és klóratomok vannak.
Az elsőnek egy elektronja van az utolsó energiaszinten, a másodiknak hét. Ezután egy elektron a nátriumból klórba megy át, és két ion képződik. Amelyek egymással egyesülve egy anyagot alkotnak. Mi az ion? Az ion egy töltött részecske, amelyben a protonok száma nem egyenlő az elektronok számával.
Különbségek a kovalens típustól
Specifikussága miatt az ionos kötésnek nincs irányultsága. Ez abból adódik, hogy az ion elektromos tere gömb alakú, és egy irányban egyenletesen csökken vagy nő, ugyanannak a törvénynek engedelmeskedve.
Ellentétben a kovalenssel, amely az elektronfelhők átfedése miatt képződik.
A második különbség az kovalens kötés telített. Mit jelent? Az interakcióban részt vevő elektronikus felhők száma korlátozott.
Az ionosban pedig, mivel az elektromos mező gömb alakú, korlátlan számú ionnal tud kapcsolódni. Ez azt jelenti, hogy azt mondhatjuk, hogy nem telített.
Számos egyéb tulajdonsággal is jellemezhető:
- A kötés energiája mennyiségi jellemző, és attól függ, hogy mennyi energiát kell fordítani a megszakítására. Ez két kritériumtól függ: kötéshossz és iontöltés oktatásában vesz részt. Minél erősebb a kötés, annál rövidebb a hossza és annál nagyobbak az azt alkotó ionok töltései.
- Hosszúság - ezt a kritériumot már említettük az előző bekezdésben. Ez kizárólag a vegyület képződésében részt vevő részecskék sugarától függ. Az atomok sugara a következőképpen változik: az atomszám növekedésével párhuzamosan csökken, a csoportban pedig növekszik.
Ionos kötésekkel rendelkező anyagok
Jelentős számú kémiai vegyületre jellemző. Ez az összes só nagy része, beleértve a jól ismert konyhasót is. Minden olyan kapcsolatnál előfordul, ahol van közvetlen érintkezés fém és nem fém között. Íme néhány példa az ionos kötésekkel rendelkező anyagokra:
- nátrium- és kálium-klorid,
- cézium-fluorid,
- magnézium-oxid.
Komplex vegyületekben is megnyilvánulhat.
Például magnézium-szulfát.
Íme egy ionos és kovalens kötéssel rendelkező anyag képlete:
Az oxigén- és magnéziumionok között ionos kötés jön létre, de a kén poláris kovalens kötés segítségével kapcsolódik egymáshoz.
Ebből arra következtethetünk, hogy az ionos kötések jellemzőek az összetett kémiai vegyületekre.
Mi az ionos kötés a kémiában
A kémiai kötések típusai - ionos, kovalens, fémes
Következtetés
A tulajdonságok közvetlenül az eszköztől függenek kristályrács. Ezért minden ionos kötést tartalmazó vegyület jól oldódik vízben és más poláris oldószerekben, vezet és dielektrikum. Ugyanakkor meglehetősen tűzállóak és törékenyek. Ezeknek az anyagoknak a tulajdonságait gyakran használják az elektromos készülékek tervezése során.
Nagy különbségű (Pauling-skálán >1,5) elektronegativitású atomok között képződik, amelyben a megosztott elektronpár előnyösen a nagyobb elektronegativitású atomhoz jut át. Ez az ionok, mint ellentétes töltésű testek vonzása. Példa erre a CsF vegyület, amelynek „ionossági foka” 97%. Az ionos kötés a poláris kovalens kötés polarizációjának szélsőséges esete. Egy tipikus fém és nemfém között alakul ki. Ebben az esetben a fémből az elektronok teljesen átkerülnek a nemfémbe, és ionok képződnek.
A keletkező ionok között elektrosztatikus vonzás lép fel, amit ionos kötésnek nevezünk. Illetve ez a megjelenés kényelmes. Valójában az atomok közötti ionos kötés tiszta formájában sehol vagy szinte sehol nem valósul meg, általában a kötés részben ionos, részben kovalens jellegű. Ugyanakkor az összetett molekulaionok kötése gyakran tisztán ionosnak tekinthető. Az ionos kötések és más típusú kémiai kötések közötti legfontosabb különbségek az irányítatlanság és a telítetlenség. Ezért az ionos kötések hatására kialakuló kristályok a megfelelő ionok különféle sűrű pakolásai felé gravitálnak.
Jellemzők Az ilyen vegyületek jól oldódnak poláris oldószerekben (víz, savak stb.). Ez a molekula töltött részei miatt következik be. Ebben az esetben az oldószer dipólusok a molekula töltött végeihez vonzódnak, és a Brown-mozgás hatására az anyag molekuláját darabokra „tépik”, körülveszik, megakadályozva, hogy újból összekapcsolódjanak. Az eredmény oldószerdipólokkal körülvett ionok.
Az ilyen vegyületek feloldásakor általában energia szabadul fel, mivel a kialakuló oldószer-ion kötések összenergiája nagyobb, mint az anion-kation kötés energiája. Ez alól kivételt képez a salétromsav sok sója (nitrát), amelyek feloldódáskor hőt vesznek fel (az oldatok lehűlnek). Ez utóbbi tényt a fizikai kémiában figyelembe vett törvények alapján magyarázzák.
Példa ionos kötés kialakulására
Tekintsük az előállítás módját a nátrium-klorid példáján NaCl. A nátrium- és klóratomok elektronikus konfigurációja a következőképpen ábrázolható: És . Ezek nem teljes energiaszintű atomok. Nyilvánvaló, hogy ezek befejezéséhez egy nátriumatom könnyebben ad fel egy elektront, mint egy hetet, a klóratomnál pedig könnyebb egy elektront, mint hetet. Kémiai kölcsönhatás során a nátriumatom egy elektront teljesen felad, a klóratom pedig elfogadja azt.
Sematikusan ezt így írhatjuk fel:
- nátriumion, stabil nyolc elektron héj ( ) a második energiaszint miatt. - klórion, stabil nyolc elektron héj.
Ionok között És Elektrosztatikus vonzó erők lépnek fel, ami egy kapcsolat kialakulását eredményezi.
Lásd még
Írjon véleményt az "Ionos kötés" című cikkről
Linkek
|
||||||||||||||||||
|
||||||||||||||||
Az ionos kötést jellemző részlet
„Kénytelen leszel táncolni, ahogyan Szuvorov alatt táncoltál (a vous fera danser [kénytelen leszel táncolni])” – mondta Dolokhov.– Qu"est ce qu"il chante? [Mit énekel ott?] - mondta egy francia.
„De l"histoire ancienne, [Ókori történelem]" – mondta a másik, és azt sejtette, hogy az előző háborúkról van szó. „L"Empereur va lui faire voir a votre Souvara, comme aux autres... [A császár megmutatja a Suvarádat , mint mások…]
– Bonaparte... – kezdte Dolokhov, de a francia félbeszakította.
- Nem Bonaparte. Van egy császár! Sacre nom... [A fenébe is...] - kiáltotta dühösen.
- A fenébe a császárod!
Dolokhov pedig oroszul káromkodott, durván, mint egy katona, és fegyverét felemelve elment.
– Menjünk, Ivan Lukics – mondta a századparancsnoknak.
„Így van ez franciául” – beszélték a katonák a láncban. - És te, Sidorov!
Sidorov kacsintott, és a franciákhoz fordulva gyakran, gyakran érthetetlen szavakat kezdett kiabálni:
„Kari, mala, tafa, szafi, muter, caska” – motyogta, és próbált kifejező intonációt adni a hangjának.
- Menj menj menj! ha ha, ha, ha! Azta! Azta! - olyan egészséges és vidám nevetés harsant fel a katonák között, amelyek önkéntelenül is a láncon keresztül közölték a franciákkal, hogy ezek után úgy tűnt, ki kell rakni a fegyvereket, fel kell robbantani a tölteteket, és mindenki gyorsan menjen haza.
De a fegyverek töltve maradtak, a házakban és az erődítményekben lévő kiskapuk ugyanolyan fenyegetően néztek előre, és ugyanúgy, mint azelőtt, az egymás felé fordított lövegek, eltávolítva a fegyverekről, megmaradtak.
Miután bejárta a teljes csapatsort a jobbról a bal szárnyra, Andrej herceg felmászott az üteghez, ahonnan a főparancsnokság tisztje szerint az egész mező látható volt. Itt leszállt a lováról, és megállt a négy ágyú közül a legkülsőnél, amelyeket a végtagokról eltávolítottak. A fegyverek előtt az őrtüzér haladt, aki a tiszt előtt elnyúlt, de a neki adott jelzésre folytatta egyenruhás, unalmas sétáját. A lövegek mögött heverészők, hátrébb pedig vonórúd és tüzérségi tüzek voltak. Balra, nem messze a legkülső ágyútól egy új fonott kunyhó volt, ahonnan élénk tiszti hangok hallatszottak.
Valójában az ütegből kilátás nyílt az orosz csapatok és az ellenség nagy részének szinte teljes helyére. Közvetlenül az üteggel szemben, a szemközti domb horizontján Shengraben falu látszott; balra és jobbra három helyen, tüzeik füstje között lehetett észrevenni francia csapatok tömegeit, amelyek többsége nyilvánvalóan magában a faluban és a hegy mögött volt. A falutól balra, a füstben úgy tűnt, hogy valami akkumulátorhoz hasonló volt, de szabad szemmel nem lehetett jól megnézni. A jobb szárnyunk egy meglehetősen meredek dombon helyezkedett el, amely uralta a francia pozíciót. A gyalogságunk ennek mentén helyezkedett el, és a dragonyosok a legszélén látszottak. A központban, ahol a Tushin akkumulátor volt, ahonnan Andrei herceg látta a helyzetet, volt a leggyengédebb és legegyenesebb ereszkedés és emelkedés a patakhoz, amely elválasztott minket Shengrabentől. Balra csapataink az erdőhöz csatlakoztak, ahol a gyalogságunk fát aprító tüze füstölgött. A franciák vonala szélesebb volt, mint a miénk, és jól látszott, hogy a franciák mindkét oldalon könnyen megkerülhetnek minket. Álláspontunk mögött egy meredek és mély szakadék húzódott, mely mentén a tüzérség és a lovasság nehezen tudott visszavonulni. Andrej herceg az ágyúra támaszkodva, és elővette pénztárcáját, tervet készített magának a csapatok elhelyezésére. Két helyre ceruzával jegyzeteket írt, azokat Bagrationnak szándékozott közölni. Először is az összes tüzérséget a középpontba kívánta koncentrálni, másodszor pedig a lovasságot a szakadék másik oldalára helyezte vissza. Andrei herceg, aki folyamatosan a főparancsnokkal volt, figyelemmel kísérte a tömegek és az általános parancsok mozgását, és állandóan részt vett a csaták történeti leírásában, és ebben a közelgő kérdésben önkéntelenül csak általánosságban gondolt a katonai műveletek jövőbeli menetére. Csak a következő típusú súlyos baleseteket képzelte el: „Ha az ellenség a jobb szárnyon indít támadást – mondta magában –, a kijevi gránátosnak és a Podolszki Jaegernek meg kell tartania pozícióját, amíg a központ tartalékai meg nem közelítik őket. Ebben az esetben a dragonyosok eltalálhatják a szárnyat és megdönthetik őket. Ha a központot megtámadják, erre a dombra helyezünk egy központi üteget, és ennek fedezete alatt összehúzzuk a bal szárnyat, és lépcsőzetesen visszavonulunk a szakadékba” – okoskodott magában...
A kémiai kötések jellemzői
A kémiai kötés tana minden elméleti kémia alapját képezi. Kémiai kötés alatt az atomok kölcsönhatását értjük, amelyek molekulákká, ionokká, gyökökké és kristályokká kötik őket. A kémiai kötéseknek négy típusa van: ionos, kovalens, fémes és hidrogén. Ugyanazon anyagokban különböző típusú kötések találhatók.
1. Bázisokban: a hidroxocsoportok oxigén- és hidrogénatomja között a kötés poláris kovalens, a fém és a hidroxocsoport között ionos.
2. Oxigéntartalmú savak sóiban: a nemfém atom és a savas maradék oxigénje között - kovalens poláris, valamint a fém és a savas maradék között - ionos.
3. Az ammónium-, metil-ammónium- stb. sókban a nitrogén- és hidrogénatom között poláris kovalens, az ammónium- vagy metil-ammóniumionok és a savmaradék között pedig ionos.
4. A fém-peroxidokban (például Na 2 O 2) az oxigénatomok közötti kötés kovalens, nem poláris, a fém és az oxigén között ionos, stb.
A kémiai kötések minden típusának és típusának egységének oka azonos kémiai természetük - az elektron-nukleáris kölcsönhatás. A kémiai kötés kialakulása mindenesetre az atomok elektron-nukleáris kölcsönhatásának eredménye, amelyet energiafelszabadulás kísér.
Módszerek kovalens kötés kialakítására
Kovalens kémiai kötés egy kötés, amely az atomok között közös elektronpárok képződése miatt jön létre.
A kovalens vegyületek általában gázok, folyadékok vagy viszonylag alacsony olvadáspontú szilárd anyagok. A ritka kivételek egyike a gyémánt, amely 3500 °C felett olvad. Ezt a gyémánt szerkezete magyarázza, amely kovalens kötésű szénatomok folytonos rácsa, nem pedig egyedi molekulák gyűjteménye. Valójában minden gyémántkristály, méretétől függetlenül, egy hatalmas molekula.
Kovalens kötés akkor jön létre, ha két nemfémes atom elektronja egyesül. Az így létrejövő szerkezetet molekulának nevezzük.
Az ilyen kötés kialakulásának mechanizmusa lehet csere vagy donor-akceptor.
A legtöbb esetben két kovalens kötésű atom eltérő elektronegativitással rendelkezik, és a megosztott elektronok nem egyformán tartoznak a két atomhoz. Legtöbbször közelebb vannak az egyik atomhoz, mint a másikhoz. A hidrogén-klorid molekulában például a kovalens kötést alkotó elektronok közelebb helyezkednek el a klóratomhoz, mert elektronegativitása nagyobb, mint a hidrogéné. Az elektronvonzó képesség különbsége azonban nem elég nagy ahhoz, hogy a hidrogénatomról a klóratomra való teljes elektronátvitel megtörténjen. Ezért a hidrogén- és klóratomok közötti kötés egy ionos kötés (teljes elektrontranszfer) és egy nem poláris kovalens kötés (egy elektronpár szimmetrikus elrendezése két atom között) keresztezésének tekinthető. Az atomok részleges töltését a görög δ betűvel jelöljük. Az ilyen kötést poláris kovalens kötésnek nevezzük, a hidrogén-klorid molekulát pedig polárisnak, vagyis van egy pozitív töltésű vége (hidrogénatom) és egy negatív töltésű vége (klóratom).
1. A cseremechanizmus akkor működik, amikor az atomok párosítatlan elektronok kombinálásával közös elektronpárokat alkotnak.
1) H2 - hidrogén.
A kötés annak köszönhető, hogy a hidrogénatomok s-elektronjai (átfedő s-pályák) közös elektronpárt hoznak létre.
2) HCl - hidrogén-klorid.
A kötés az s- és p-elektronokból álló közös elektronpár képződése miatt jön létre (átfedő s-p pályák).
3) Cl 2: A klórmolekulában a párosítatlan p-elektronok (átfedő p-p pályák) miatt kovalens kötés jön létre.
4) N2: A nitrogénmolekulában három közös elektronpár képződik az atomok között.
A kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa
Donor van egy elektronpárja elfogadó- szabad pálya, amelyet ez a pár el tud foglalni. Az ammóniumionban mind a négy hidrogénatomos kötés kovalens: három a nitrogénatom és a hidrogénatom közös elektronpárok létrehozása miatt jött létre a cseremechanizmus szerint, egy - a donor-akceptor mechanizmuson keresztül. A kovalens kötéseket az elektronpályák átfedésének módja, valamint az egyik kötött atom felé való elmozdulásuk alapján osztályozzák. A kötésvonal mentén átfedő elektronpályák eredményeként létrejövő kémiai kötéseket ún. σ - kapcsolatok(szigma kötvények). A szigma kötés nagyon erős.
A p pályák két régióban átfedhetik egymást, oldalsó átfedés révén kovalens kötést képezve.
Az elektronpályák kötésvonalon kívüli, azaz két tartományban „oldalsó” átfedése következtében létrejött kémiai kötéseket pi-kötéseknek nevezzük.
A közös elektronpárok eltolódásának mértékétől függően az általuk összekapcsolt atomok egyikéhez a kovalens kötés lehet poláris vagy nem poláris. Az azonos elektronegativitású atomok között létrejövő kovalens kémiai kötést nem polárisnak nevezzük. Az elektronpárok nem tolódnak el egyik atom felé sem, mivel az atomok elektronegativitása megegyezik - az a tulajdonsága, hogy vonzza a vegyértékelektronokat más atomoktól. Például,
azaz egyszerű nemfémes anyagok molekulái kovalens nem poláris kötésen keresztül jönnek létre. Az eltérő elektronegativitással rendelkező elemek atomjai közötti kovalens kémiai kötést polárisnak nevezzük.
Például az NH3 ammónia. A nitrogén elektronegatívabb elem, mint a hidrogén, ezért a megosztott elektronpárok az atomja felé tolódnak el.
A kovalens kötés jellemzői: kötéshossz és energia
A kovalens kötés jellemző tulajdonságai a hossza és az energiája. A kötés hossza az atommagok közötti távolság. Minél rövidebb a kémiai kötés hossza, annál erősebb. A kötés erősségének mértéke azonban a kötési energia, amelyet a kötés megszakításához szükséges energia mennyisége határoz meg. Általában kJ/mol-ban mérik. Így a kísérleti adatok szerint a H 2, Cl 2 és N 2 molekulák kötéshossza 0,074, 0,198 és 0,109 nm, a kötési energiák pedig 436, 242 és 946 kJ/mol.
Ionok. Ionos kötés
Két fő lehetőség van arra, hogy egy atom engedelmeskedjen az oktettszabálynak. Ezek közül az első az ionos kötések kialakulása. (A második a kovalens kötés kialakítása, amelyről az alábbiakban lesz szó). Ha ionos kötés jön létre, egy fématom elektronokat veszít, a nemfém atomok pedig elektronokat kapnak.
Képzeljük el, hogy két atom „találkozik”: egy I. csoportba tartozó fém atomja és egy VII. csoportba tartozó nemfém atom. Egy fématomnak egyetlen elektronja van a külső energiaszintjén, míg egy nemfém atomnak csak egy elektronja hiányzik ahhoz, hogy a külső szintje teljes legyen. Az első atom könnyen átadja a másodiknak az atommagtól távol eső, hozzá gyengén kötődő elektronját, a második pedig szabad helyet biztosít a külső elektronszintjén. Ekkor az egyik negatív töltésétől megfosztott atom pozitív töltésű részecske lesz, a második pedig a keletkező elektron miatt negatív töltésű részvé válik. Az ilyen részecskéket ionoknak nevezzük.
Ez egy kémiai kötés, amely az ionok között jön létre. Az atomok vagy molekulák számát mutató számokat együtthatónak, a molekulában lévő atomok vagy ionok számát mutató számokat indexeknek nevezzük.
Fém csatlakozás
A fémek sajátos tulajdonságokkal rendelkeznek, amelyek eltérnek más anyagok tulajdonságaitól. Ilyen tulajdonságok a viszonylag magas olvadási hőmérséklet, a fényvisszaverő képesség, valamint a magas hő- és elektromos vezetőképesség. Ezek a tulajdonságok a fémekben található speciális kötésnek – a fémes kötésnek – köszönhetőek.
A fémes kötés a fémkristályokban lévő pozitív ionok közötti kötés, amely a kristályban szabadon mozgó elektronok vonzása miatt jön létre. A legtöbb fém atomja a külső szinten kis számú elektront tartalmaz - 1, 2, 3. Ezek az elektronok könnyen lejön, és az atomok pozitív ionokká alakulnak. A leszakadt elektronok egyik ionról a másikra mozognak, egyetlen egésszé kötve őket. Az ionokhoz kapcsolódva ezek az elektronok átmenetileg atomokat képeznek, majd ismét leszakadnak és egy másik ionnal egyesülnek, stb. Végtelenül megy végbe egy folyamat, amely sematikusan a következőképpen ábrázolható:
Következésképpen a fém térfogatában az atomok folyamatosan ionokká alakulnak és fordítva. A fémekben az ionok között megosztott elektronokon keresztül létrejövő kötést fémesnek nevezzük. A fémes kötésnek van némi hasonlósága a kovalens kötéssel, mivel a külső elektronok megosztásán alapul. Kovalens kötés esetén azonban csak két szomszédos atom külső párosítatlan elektronja osztozik, míg fémes kötésnél az összes atom részt vesz ezen elektronok megosztásában. Ezért a kovalens kötéssel rendelkező kristályok törékenyek, de fémkötéssel általában képlékenyek, elektromosan vezetőképesek és fémes fényűek.
A fémes kötés jellemző mind a tiszta fémekre, mind a különféle fémek keverékeire - szilárd és folyékony halmazállapotú ötvözetekre. Gőzállapotban azonban a fématomok kovalens kötéssel kapcsolódnak egymáshoz (például a nátriumgőz sárga fényű lámpákat tölt meg, hogy megvilágítsa a nagyvárosok utcáit). A fémpárok egyedi (egyatomos és kétatomos) molekulákból állnak.
A fémkötés erősségében is különbözik a kovalens kötéstől: energiája 3-4-szer kisebb, mint a kovalens kötésé.
A kötés energiája az az energia, amely egy kémiai kötés felszakításához szükséges minden olyan molekulában, amely egy mól anyagot alkot. A kovalens és ionos kötések energiái általában magasak, és 100-800 kJ/mol nagyságrendűek.
Hidrogén kötés
Kémiai kötés között egy molekula pozitívan polarizált hidrogénatomjai(vagy azok részei) és erősen elektronegatív elemek negatívan polarizált atomjai A közös elektronpárok (F, O, N és ritkábban S és Cl) egy másik molekulát (vagy annak egy részét) hidrogénnek nevezik. A hidrogénkötés kialakulásának mechanizmusa részben elektrosztatikus, részben d kitüntető-elfogadó karakter.
Példák az intermolekuláris hidrogénkötésekre:
Ilyen kapcsolat jelenlétében még kis molekulatömegű anyagok is lehetnek normál körülmények között folyadékok (alkohol, víz) vagy könnyen cseppfolyósítható gázok (ammónia, hidrogén-fluorid). A biopolimerekben - fehérjékben (másodlagos szerkezet) - intramolekuláris hidrogénkötés van a karbonil-oxigén és az aminocsoport hidrogéne között:
A polinukleotid molekulák - DNS (dezoxiribonukleinsav) - kettős hélixek, amelyekben két nukleotidlánc kapcsolódik egymáshoz hidrogénkötésekkel. Ebben az esetben a komplementaritás elve működik, vagyis ezek a kötések bizonyos purin és pirimidin bázispárok között jönnek létre: a timin (T) az adenin nukleotiddal (A) szemben, a citozin (C) pedig szemben helyezkedik el. a guanin (G).
A hidrogénkötéssel rendelkező anyagok molekuláris kristályrácsokkal rendelkeznek.
