Ionenverbindung
Eine rein ionische Bindung ist ein chemisch gebundener Zustand von Atomen, in dem eine stabile elektronische Umgebung durch einen vollständigen Übergang der Gesamtelektronendichte zu einem Atom eines elektronegativeren Elements erreicht wird.
In der Praxis wird die vollständige Übertragung eines Elektrons von einem Atom auf einen anderen Atom-Bindungspartner nicht realisiert, da jedes Element eine mehr oder weniger starke Elektronegativität aufweist und jede chemische Bindung in gewissem Maße kovalent ist. Wenn der Grad der kovalenten Bindung ausreichend hoch ist, handelt es sich bei einer solchen chemischen Bindung um eine polare kovalente Bindung mit unterschiedlichem Ionizitätsgrad. Wenn der Kovalenzgrad der Bindung im Vergleich zum Grad ihrer Ionizität gering ist, wird eine solche Bindung als ionisch betrachtet.
Eine Ionenbindung ist nur zwischen Atomen elektropositiver und elektronegativer Elemente möglich, die sich im Zustand entgegengesetzt geladener Ionen befinden. Der Prozess der Bildung einer Ionenbindung ermöglicht die Erklärung des elektrostatischen Modells, d.h. Berücksichtigung der chemischen Wechselwirkung zwischen negativ und positiv geladenen Ionen.
Ionen - Dabei handelt es sich um elektrisch geladene Teilchen, die aus neutralen Atomen oder Molekülen durch Abgabe oder Aufnahme von Elektronen entstehen.
Wenn Elektronen von Molekülen abgegeben oder aufgenommen werden, entstehen molekulare oder mehratomige Ionen, beispielsweise ein Disauerstoffion, ein Nitrition.
Einatomige positive Ionen oder einatomige negative Ionen oder einatomige Anionen entstehen während einer chemischen Reaktion zwischen neutralen Atomen durch gegenseitige Übertragung von Elektronen, während ein Atom, ein elektropositives Element mit einer geringen Anzahl externer Elektronen, in einen stabileren Zustand übergeht ein einatomiges Kation durch Verringerung der Anzahl dieser Elektronen. Im Gegenteil, ein Atom eines elektronegativen Elements, das über eine große Anzahl externer Elektronen verfügt, geht durch Erhöhung der Elektronenzahl in den für es stabileren Zustand eines einatomigen Ions über. Einatomige Kationen werden in der Regel von Metallen und einatomige Anionen von Nichtmetallen gebildet.
Wenn Elektronen übertragen werden, neigen Atome metallischer und nichtmetallischer Elemente dazu, eine stabile Konfiguration der Elektronenhülle um ihre Kerne herum zu bilden. Ein Atom eines nichtmetallischen Elements bildet um seinen Kern eine äußere Hülle des späteren Edelgases. Während das Atom eines metallischen Elements nach der Rückkehr externer Elektronen eine stabile Oktettkonfiguration des vorherigen Edelgases erhält.
Ionenkristalle
Bei der Wechselwirkung metallischer und nichtmetallischer Einfachstoffe unter Rück- und Aufnahme von Elektronen entstehen Salze. Beispiel:
2Na + Cl2 = 2NaCl,
2Al + 3F2 = 2AlF3
Die Ionenbindung ist nicht nur für Salze von Derivaten sauerstofffreier und sauerstoffhaltiger Säuren [wie NaCl, AlF3, NaNO3, Al(SO4)3] charakteristisch, sondern auch für andere Klassen anorganischer Substanzen – basische Oxide und Hydroxide [ wie Na2O und NaOH], binäre Verbindungen [wie Li3N und CaC2]. Zwischen Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen treten elektrostatische Anziehungskräfte auf. Solche Anziehungskräfte sind isotrop, d. h. Wir verhalten uns in alle Richtungen gleich. Dadurch wird die Anordnung der Ionen in festen Salzen im Raum auf eine bestimmte Weise geordnet. Ein System aus geordneten Kationen und Anionen wird als Ionenkristallgitter bezeichnet, und die Feststoffe selbst (Salze, basische Oxide und Hydroxide) werden als Ionenkristalle bezeichnet.
Alle Ionenkristalle sind salzartiger Natur. Unter einem salzartigen Charakter versteht man eine Reihe von Eigenschaften, die Ionenkristalle von kristallinen Stoffen mit anderen Gittertypen unterscheiden. Natürlich zeichnen sich nicht alle Ionengitter durch eine solche Anordnung der Ionen im Raum aus, die Anzahl der Ionen – Nachbarn mit entgegengesetzter Ladung – kann unterschiedlich sein, allerdings ist für Kristalle der Wechsel von Kationen und Anionen im Raum zwingend.
Aufgrund der Tatsache, dass sich die Coulomb-Anziehungskräfte in alle Richtungen gleichmäßig ausbreiten, sind die Ionen an den Knotenpunkten des Kristallgitters relativ fest gebunden, obwohl jedes der Ionen nicht bewegungslos fixiert ist, sondern kontinuierlich thermische Schwingungen um seine Position im Kristallgitter ausführt Gitter. Es gibt keine translatorische Bewegung von Ionen entlang des Gitters, daher sind alle Stoffe mit ionischen Bindungen bei Raumtemperatur fest (kristallin). Die Amplitude thermischer Schwingungen kann durch Erhitzen des Ionenkristalls erhöht werden, was schließlich zur Zerstörung des Gitters und zum Übergang vom festen in den flüssigen Zustand (bei Schmelztemperatur) führt. Der Schmelzpunkt von Ionenkristallen ist relativ hoch und der Siedepunkt, bei dem die flüssige Substanz in den ungeordnetsten, gasförmigen Zustand übergeht, ist sehr hoch. Beispiel:
Viele Salze, insbesondere Mehrelementkomplexsalze sowie Salze organischer Säuren, können sich bei Temperaturen unter dem Siedepunkt und sogar dem Schmelzpunkt zersetzen.
Eine typische Eigenschaft vieler ionisch gebundener Verbindungen (die nicht mit Wasser reagieren oder sich vor dem Schmelzen zersetzen) ist ihre Fähigkeit, in ihre Ionenbestandteile zu dissoziieren; Aufgrund der Beweglichkeit von Ionen leiten wässrige Lösungen oder Schmelzen von Ionenkristallen einen elektrischen Strom.
In Ionenkristallen gibt es keine Bindungen zwischen einzelnen Ionenpaaren; Genauer gesagt sollte man sagen, dass alle in der Probe der ionischen Verbindung enthaltenen Kationen und Anionen gebunden sind.
In Ionenkristallen, die aus Kationen und Anionen aufgebaut sind, gibt es keine Moleküle.
Die chemischen Formeln ionischer Stoffe geben lediglich das Verhältnis von Kationen und Anionen im Kristallgitter wieder; Im Allgemeinen ist eine Probe einer ionischen Substanz elektrisch neutral. Gemäß der Formel des Al2O3-Ionenkristalls beträgt das Verhältnis von Al3+-Kationen und O2--Anionen im Gitter beispielsweise 2:3; Der Stoff ist elektrisch neutral – sechs positive Ladungen (2 Al3+) werden durch sechs negative Ladungen (3 O2-) neutralisiert.
Obwohl echte Moleküle in Ionenkristallen nicht existieren, ist es aus Gründen der Einheitlichkeit mit kovalenten Substanzen üblich, die Zusammensetzung bedingter Moleküle mithilfe von Formeln wie NaCl und Al2O3 zu vermitteln und daher ionische Substanzen durch bestimmte Werte des relativen Molekulargewichts zu charakterisieren. Dies ist umso berechtigter, als der Übergang von einer kovalenten Bindung zu einer ionischen Bindung allmählich erfolgt und nur eine bedingte Grenze mit x = 1,7 hat.
Die relative Molekülmasse von Stoffen mit einer Ionenbindung ergibt sich aus der Addition der relativen Atommassen der entsprechenden Elemente unter Berücksichtigung der Anzahl der Atome jedes Elements.
Beispiel: Das relative Molekulargewicht von Al2O3 beträgt:
Struktur und Form von Kristallen sind Gegenstand der Kristallographie, und der Zusammenhang zwischen den Eigenschaften von Kristallen und ihrer Struktur wird in der Kristallchemie untersucht.
Es ist zu beachten, dass es praktisch keine Verbindungen gibt, in denen nur ionische Bindungen vorliegen. Kovalente Bindungen treten immer zwischen benachbarten Atomen in einem Kristall auf.
Eine chemische Bindung entsteht durch die Wechselwirkung elektrischer Felder, die von Elektronen und Atomkernen erzeugt werden, d.h. Die chemische Bindung ist elektrischer Natur.
Unter chemische Bindung das Ergebnis der Wechselwirkung von zwei oder mehr Atomen verstehen, die zur Bildung eines stabilen mehratomigen Systems führt. Voraussetzung für die Bildung einer chemischen Bindung ist eine Abnahme der Energie der wechselwirkenden Atome, d.h. Der molekulare Zustand der Materie ist energetisch günstiger als der atomare Zustand. Bei der Bildung einer chemischen Bindung neigen Atome dazu, eine vollständige Elektronenhülle zu bilden.
Es gibt: kovalent, ionisch, metallisch, Wasserstoff und intermolekular.
kovalente Bindung- die allgemeinste Art der chemischen Bindung, die durch die Vergesellschaftung eines Elektronenpaares entsteht Austauschmechanismus -, wenn jedes der wechselwirkenden Atome ein Elektron liefert, oder Donor-Akzeptor-Mechanismus, wenn ein Elektronenpaar zur gemeinsamen Nutzung von einem Atom (Donor – N, O, Cl, F) auf ein anderes Atom (Akzeptor – Atome der d-Elemente) übertragen wird.
Eigenschaften der chemischen Bindung.
1 – Vielzahl von Bindungen – zwischen zwei Atomen ist nur 1 Sigma-Bindung möglich, daneben können aber auch Pi- und Delta-Bindungen zwischen denselben Atomen bestehen, was zur Bildung von Mehrfachbindungen führt. Die Multiplizität wird durch die Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare bestimmt.
2 – Bindungslänge – der Kernabstand im Molekül, je größer die Multiplizität, desto kleiner seine Länge.
3 – Bindungsstärke – das ist die Energiemenge, die erforderlich ist, um sie zu brechen
4 - Die Sättigung der kovalenten Bindung äußert sich darin, dass ein Atomorbital an der Bildung nur eines c.s beteiligt sein kann. Diese Eigenschaft bestimmt die Stöchiometrie molekularer Verbindungen.
5 - Richtwirkung des c.s. Je nachdem, welche Form und welche Richtung Elektronenwolken im Raum haben, können bei ihrer Überlappung Verbindungen mit linearer und eckiger Form von Molekülen entstehen.
Ionenverbindung – entsteht zwischen Atomen, die sich in der Elektronegativität stark unterscheiden. Dabei handelt es sich um Verbindungen der Hauptuntergruppen der Gruppen 1 und 2 mit Elementen der Hauptuntergruppen der Gruppen 6 und 7. Ionisch ist eine chemische Bindung, die durch gegenseitige elektrostatische Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen entsteht.
Der Mechanismus der Bildung einer Ionenbindung: a) die Bildung von Ionen wechselwirkender Atome; b) die Bildung eines Moleküls aufgrund der Anziehung von Ionen.
Ungerichtetheit und Ungesättigtheit der Ionenbindung
Die Kraftfelder der Ionen sind in alle Richtungen gleichmäßig verteilt, sodass jedes Ion Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen in jede Richtung anziehen kann. Dies ist die Ungerichtetheit der Ionenbindung. Die Wechselwirkung zweier Ionen entgegengesetzten Vorzeichens führt nicht zu einer vollständigen gegenseitigen Kompensation ihrer Kraftfelder. Daher behalten sie die Fähigkeit, Ionen auch in andere Richtungen anzuziehen, d. h. Eine Ionenbindung zeichnet sich durch Ungesättigtheit aus. Daher zieht jedes Ion in einer ionischen Verbindung so viele Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen an, dass ein Kristallgitter vom ionischen Typ entsteht. In einem Ionenkristall gibt es keine Moleküle. Jedes Ion ist von einer bestimmten Anzahl Ionen mit unterschiedlichem Vorzeichen (Koordinationszahl des Ions) umgeben.
Metallverbindung- chem. Kommunikation in Metallen. Metalle haben einen Überschuss an Valenzorbitalen und einen Mangel an Elektronen. Wenn sich Atome einander nähern, überlappen sich ihre Valenzorbitale, wodurch sich Elektronen frei von einem Orbital zum anderen bewegen und eine Verbindung zwischen allen Metallatomen hergestellt wird. Die Bindung, die durch relativ freie Elektronen zwischen Metallionen in einem Kristallgitter hergestellt wird, wird Metallbindung genannt. Die Verbindung ist stark delokalisiert und weist keine Direktionalität und Sättigung auf, weil Valenzelektronen sind gleichmäßig im Kristall verteilt. Das Vorhandensein freier Elektronen bestimmt das Vorhandensein gemeinsamer Eigenschaften von Metallen: Opazität, metallischer Glanz, hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, Formbarkeit und Plastizität.
Wasserstoffverbindung– Bindung zwischen dem H-Atom und einem stark negativen Element (F, Cl, N, O, S). Wasserstoffbrückenbindungen können intra- und intermolekular sein. BC ist schwächer als eine kovalente Bindung. Die Entstehung von VS wird durch die Wirkung elektrostatischer Kräfte erklärt. Das H-Atom hat einen kleinen Radius und wenn ein einzelnes Elektron H verdrängt oder abgegeben wird, erhält es eine starke positive Ladung, die sich auf die Elektronegativität auswirkt.
Ionenverbindung
(Es wurden Materialien der Website http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm verwendet)
Die Ionenbindung erfolgt durch elektrostatische Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen. Diese Ionen entstehen durch die Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes. Eine Ionenbindung wird zwischen Atomen gebildet, die große Unterschiede in der Elektronegativität aufweisen (normalerweise größer als 1,7 auf der Pauling-Skala), beispielsweise zwischen Alkalimetallen und Halogenen.
Betrachten wir das Auftreten einer Ionenbindung am Beispiel der Bildung von NaCl.
Aus den elektronischen Formeln der Atome
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 und
Klasse 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Es ist ersichtlich, dass es für das Natriumatom zur Vervollständigung der äußeren Ebene einfacher ist, ein Elektron abzugeben, als sieben hinzuzufügen, und dass es für das Chloratom einfacher ist, eins hinzuzufügen, als sieben abzugeben. Bei chemischen Reaktionen gibt das Natriumatom ein Elektron ab und das Chloratom nimmt es auf. Dadurch werden die Elektronenhüllen von Natrium- und Chloratomen in stabile Elektronenhüllen von Edelgasen (die elektronische Konfiguration des Natriumkations) umgewandelt
Na + 1s 2 2s 2 2p 6 ,
und die elektronische Konfiguration des Chloranions
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Die elektrostatische Wechselwirkung von Ionen führt zur Bildung des NaCl-Moleküls.
Die Art der chemischen Bindung spiegelt sich oft im Aggregatzustand und den physikalischen Eigenschaften des Stoffes wider. Ionische Verbindungen wie Natriumchlorid NaCl sind fest und feuerfest, da zwischen den Ladungen ihrer „+“- und „-“-Ionen starke elektrostatische Anziehungskräfte bestehen.
Ein negativ geladenes Chloridion zieht nicht nur „sein eigenes“ Na+-Ion an, sondern auch andere Natriumionen in seiner Umgebung. Dies führt dazu, dass sich in der Nähe eines der Ionen nicht ein Ion mit umgekehrtem Vorzeichen befindet, sondern mehrere.
Die Struktur des Natriumchlorid-NaCl-Kristalls.
Tatsächlich gibt es um jedes Chloridion 6 Natriumionen und um jedes Natriumion 6 Chloridionen. Eine solche geordnete Ionenpackung wird als Ionenkristall bezeichnet. Wenn in einem Kristall ein einzelnes Chloratom isoliert wird, kann unter den umgebenden Natriumatomen nicht mehr dasjenige gefunden werden, mit dem Chlor reagiert hat.
Da die Ionen durch elektrostatische Kräfte voneinander angezogen werden, ändern sie ihren Standort unter dem Einfluss äußerer Kräfte oder einem Temperaturanstieg äußerst ungern. Wird jedoch Natriumchlorid geschmolzen und im Vakuum weiter erhitzt, verdampft es und es bilden sich zweiatomige NaCl-Moleküle. Dies deutet darauf hin, dass kovalente Bindungskräfte nie vollständig ausgeschaltet werden.
Hauptmerkmale der Ionenbindung und Eigenschaften ionischer Verbindungen
1. Eine Ionenbindung ist eine starke chemische Bindung. Die Energie dieser Bindung beträgt etwa 300 – 700 kJ/mol.
2. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist eine Ionenbindung ungerichtet, da ein Ion in jede Richtung Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen anziehen kann.
3. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist eine Ionenbindung ungesättigt, da die Wechselwirkung von Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen nicht zu einer vollständigen gegenseitigen Kompensation ihrer Kraftfelder führt.
4. Bei der Bildung von Molekülen mit einer Ionenbindung findet kein vollständiger Elektronentransfer statt, daher gibt es in der Natur keine hundertprozentige Ionenbindung. Im NaCl-Molekül ist die chemische Bindung nur zu 80 % ionisch.
5. Ionische Verbindungen sind kristalline Feststoffe mit hohen Schmelz- und Siedepunkten.
6. Die meisten ionischen Verbindungen lösen sich in Wasser. Lösungen und Schmelzen ionischer Verbindungen leiten elektrischen Strom.
Metallverbindung
Metallkristalle sind unterschiedlich angeordnet. Wenn Sie sich ein Stück metallisches Natrium ansehen, werden Sie feststellen, dass es sich äußerlich stark von Speisesalz unterscheidet. Natrium ist ein weiches Metall, das sich leicht mit einem Messer schneiden und mit einem Hammer plattdrücken lässt. Es lässt sich leicht in einem Becher auf einer Spirituslampe schmelzen (Schmelzpunkt 97,8 °C). In einem Natriumkristall ist jedes Atom von acht anderen ähnlichen Atomen umgeben.
Die Struktur des Kristalls von metallischem Na.
Aus der Abbildung ist ersichtlich, dass das Na-Atom in der Würfelmitte 8 nächste Nachbarn hat. Das Gleiche gilt jedoch auch für jedes andere Atom in einem Kristall, da sie alle gleich sind. Der Kristall besteht aus „unendlich“ sich wiederholenden Fragmenten, wie in diesem Bild gezeigt.
Metallatome enthalten auf dem äußeren Energieniveau eine kleine Anzahl von Valenzelektronen. Da die Ionisierungsenergie von Metallatomen niedrig ist, werden Valenzelektronen in diesen Atomen nur schwach zurückgehalten. Dadurch entstehen im Kristallgitter von Metallen positiv geladene Ionen und freie Elektronen. Dabei befinden sich die Metallkationen in den Knotenpunkten des Kristallgitters und die Elektronen bewegen sich frei im Feld der positiven Zentren und bilden das sogenannte „Elektronengas“.
Das Vorhandensein eines negativ geladenen Elektrons zwischen zwei Kationen führt dazu, dass jedes Kation mit diesem Elektron wechselwirkt.
Auf diese Weise, Eine Metallbindung ist eine Bindung zwischen positiven Ionen in Metallkristallen, die durch die Anziehung von Elektronen erfolgt, die sich frei im Kristall bewegen.
Da die Valenzelektronen im Metall gleichmäßig im Kristall verteilt sind, handelt es sich bei der metallischen Bindung ebenso wie bei der ionischen um eine ungerichtete Bindung. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist eine Metallbindung eine ungesättigte Bindung. Eine metallische Bindung unterscheidet sich von einer kovalenten Bindung auch in der Stärke. Die Energie einer metallischen Bindung ist etwa drei- bis viermal geringer als die Energie einer kovalenten Bindung.
Aufgrund der hohen Beweglichkeit des Elektronengases zeichnen sich Metalle durch eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit aus.
Ein Metallkristall sieht einfach aus, aber seine elektronische Struktur ist tatsächlich komplexer als die von ionischen Salzkristallen. Auf der äußeren Elektronenhülle von Metallelementen sind nicht genügend Elektronen vorhanden, um eine vollwertige kovalente oder ionische Bindung „Oktett“ zu bilden. Daher bestehen die meisten Metalle im gasförmigen Zustand aus einatomigen Molekülen (d. h. einzelnen, voneinander unabhängigen Atomen). Ein typisches Beispiel ist Quecksilberdampf. Somit kommt es nur im flüssigen und festen Aggregatzustand zu einer metallischen Bindung zwischen Metallatomen.
Eine metallische Bindung kann wie folgt beschrieben werden: Einige der Metallatome im resultierenden Kristall geben ihre Valenzelektronen an den Raum zwischen den Atomen ab (in Natrium sind es ... 3s1) und verwandeln sich in Ionen. Da alle Metallatome in einem Kristall gleich sind, hat jedes von ihnen die gleiche Chance, ein Valenzelektron zu verlieren.
Mit anderen Worten: Der Elektronenübergang zwischen neutralen und ionisierten Metallatomen erfolgt ohne Energieverbrauch. Dabei befindet sich immer ein Teil der Elektronen in Form eines „Elektronengases“ im Raum zwischen den Atomen.
Diese freien Elektronen halten zum einen die Metallatome in einem bestimmten Gleichgewichtsabstand voneinander.
Zweitens verleihen sie Metallen einen charakteristischen „metallischen Glanz“ (freie Elektronen können mit Lichtquanten interagieren).
Drittens sorgen freie Elektronen für eine gute elektrische Leitfähigkeit von Metallen. Die hohe Wärmeleitfähigkeit von Metallen erklärt sich auch durch das Vorhandensein freier Elektronen im interatomaren Raum – sie „reagieren“ leicht auf Energieänderungen und tragen zu deren schneller Übertragung im Kristall bei.
Ein vereinfachtes Modell der elektronischen Struktur eines Metallkristalls.
******** Betrachten wir am Beispiel des Natriummetalls die Natur der Metallbindung aus der Sicht der Vorstellungen über Atomorbitale. Dem Natriumatom fehlen, wie vielen anderen Metallen auch, Valenzelektronen, dafür aber freie Valenzorbitale. Das einzige 3s-Elektron von Natrium ist in der Lage, sich zu jedem der freien und energienah benachbarten Orbitale zu bewegen. Wenn sich Atome in einem Kristall einander nähern, überlappen sich die äußeren Orbitale benachbarter Atome, wodurch sich die abgegebenen Elektronen frei durch den Kristall bewegen.
Allerdings ist das „Elektronengas“ keineswegs ungeordnet, wie es den Anschein haben könnte. Freie Elektronen in einem Metallkristall befinden sich in überlappenden Orbitalen und sind gewissermaßen vergesellschaftet, wodurch eine Art kovalente Bindungen gebildet werden. Natrium, Kalium, Rubidium und andere metallische S-Elemente haben einfach nur wenige gemeinsame Elektronen, sodass ihre Kristalle zerbrechlich und schmelzbar sind. Mit zunehmender Zahl der Valenzelektronen nimmt in der Regel die Festigkeit von Metallen zu.
Daher neigen Elemente dazu, eine metallische Bindung einzugehen, deren Atome auf den Außenschalen über wenige Valenzelektronen verfügen. Diese Valenzelektronen, die die metallische Bindung bewirken, sind so sozialisiert, dass sie sich durch den gesamten Metallkristall bewegen können und für eine hohe elektrische Leitfähigkeit des Metalls sorgen.
Der NaCl-Kristall leitet keinen Strom, da sich im Raum zwischen den Ionen keine freien Elektronen befinden. Alle von Natriumatomen abgegebenen Elektronen halten Chloridionen fest um sich herum. Dies ist einer der wesentlichen Unterschiede zwischen ionischen und metallischen Kristallen.
Was Sie jetzt über die metallische Bindung wissen, erklärt auch die hohe Formbarkeit (Duktilität) der meisten Metalle. Metall kann zu einem dünnen Blech flachgedrückt und zu einem Draht gezogen werden. Tatsache ist, dass einzelne Atomschichten in einem Metallkristall relativ leicht übereinander gleiten können: Das bewegliche „Elektronengas“ mildert ständig die Bewegung einzelner positiver Ionen und schirmt sie voneinander ab.
Mit Speisesalz ist das natürlich nicht möglich, obwohl es sich bei Salz ebenfalls um einen kristallinen Stoff handelt. In Ionenkristallen sind Valenzelektronen fest an den Atomkern gebunden. Die Verschiebung einer Ionenschicht relativ zu einer anderen führt zur Konvergenz von Ionen gleicher Ladung und verursacht eine starke Abstoßung zwischen ihnen, was zur Zerstörung des Kristalls führt (NaCl ist eine spröde Substanz).
Die Verschiebung der Schichten des Ionenkristalls führt zum Auftreten großer Abstoßungskräfte zwischen gleichartigen Ionen und zur Zerstörung des Kristalls.
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Die Art der metallischen Bindung. Die Struktur von Metallkristallen.
1. Mit. 71–73; 2. Mit. 143–147; 4. Mit. 90–93; 8. Mit. 138–144; 3. Mit. 130–132.
Ionische chemische Bindung bezeichnet die Bindung, die zwischen Kationen und Anionen aufgrund ihrer elektrostatischen Wechselwirkung entsteht. Eine Ionenbindung kann als Grenzfall einer kovalenten polaren Bindung angesehen werden, die von Atomen mit sehr unterschiedlichen Elektronegativitätswerten gebildet wird.
Bei der Bildung einer Ionenbindung kommt es zu einer deutlichen Verschiebung des gemeinsamen Elektronenpaares zu einem elektronegativeren Atom, das dadurch eine negative Ladung erhält und sich in ein Anion verwandelt. Ein anderes Atom, das sein Elektron verloren hat, bildet ein Kation. Eine Ionenbindung entsteht nur zwischen Atomteilchen solcher Elemente, die sich in ihrer Elektronegativität stark unterscheiden (Δχ ≥ 1,9).
Ionenbindung ist charakterisiert Ungerichtetheit im Raum und Unersättlichkeit. Die elektrischen Ladungen der Ionen bestimmen deren Anziehung und Abstoßung und bestimmen die stöchiometrische Zusammensetzung der Verbindung.
Im Allgemeinen ist eine ionische Verbindung ein riesiger Verbund von Ionen mit entgegengesetzten Ladungen. Daher spiegeln die chemischen Formeln ionischer Verbindungen nur das einfachste Verhältnis zwischen der Anzahl der Atomteilchen wider, die solche Assoziationen bilden.
Metallverbindung -VWechselwirkung, die atomare Teilchen von Metallen in Kristallen hält.
Die Natur einer metallischen Bindung ähnelt einer kovalenten Bindung: Beide Bindungsarten basieren auf der Vergesellschaftung von Valenzelektronen. Bei einer kovalenten Bindung werden jedoch nur die Valenzelektronen zweier benachbarter Atome gemeinsam genutzt, während bei der Bildung einer metallischen Bindung alle Atome gleichzeitig an der gemeinsamen Nutzung dieser Elektronen beteiligt sind. Aufgrund der niedrigen Ionisierungsenergien von Metallen können sich Valenzelektronen leicht von Atomen lösen und durch das gesamte Kristallvolumen bewegen. Aufgrund der freien Elektronenbewegung weisen Metalle eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit auf.
Somit sorgt eine relativ kleine Anzahl von Elektronen für die Bindung aller Atome in einem Metallkristall. Eine solche Bindung ist im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung nicht lokalisiert Und Nichtrichtungs.
7. Intermolekulare Interaktion . Orientierung, Induktion und Dispersionswechselwirkung von Molekülen. Abhängigkeit der Energie der intermolekularen Wechselwirkung vom Wert des Dipolmoments, der Polarisierbarkeit und der Größe der Moleküle. Energie der intermolekularen Wechselwirkung und Aggregatzustand von Stoffen. Die Art der Änderung der Siede- und Schmelzpunkte einfacher Stoffe und molekularer Verbindungen von p-Elementen der Gruppen IV-VII.
1. Mit. 73–75; 2. Mit. 149–151; 4. Mit. 93–95; 8. Mit. 144–146; 11. Mit. 139–140.
Obwohl die Moleküle als Ganzes elektrisch neutral sind, finden zwischen ihnen intermolekulare Wechselwirkungen statt.
Man nennt die Kohäsionskräfte, die zwischen einzelnen Molekülen wirken und zunächst zur Bildung einer molekularen Flüssigkeit und dann molekularer Kristalle führenintermolekularen Kräfte , oder Van-der-Waals-Kräfte .
Intermolekulare Wechselwirkungen, wie eine chemische Bindung, haben elektrostatischer Natur, ist aber im Gegensatz zu letzterem sehr schwach; manifestiert sich in viel größeren Entfernungen und ist durch das Fehlen von gekennzeichnet Sättigung.
Es gibt drei Arten intermolekularer Wechselwirkungen. Der erste Typ ist orientierendInteraktion polare Moleküle. Bei Annäherung orientieren sich die polaren Moleküle relativ zueinander entsprechend den Vorzeichen der Ladungen an den Enden der Dipole. Je polarer die Moleküle, desto stärker ist die Orientierungswechselwirkung. Seine Energie wird hauptsächlich durch die Größe der elektrischen Momente der Dipole der Moleküle (dh ihre Polarität) bestimmt.
Induktive Interaktion – es handelt sich um eine elektrostatische Wechselwirkung zwischen polaren und unpolaren Molekülen.
In einem unpolaren Molekül entsteht unter dem Einfluss des elektrischen Feldes eines polaren Moleküls ein „induzierter“ (induzierter) Dipol, der vom konstanten Dipol des polaren Moleküls angezogen wird. Die Energie der induktiven Wechselwirkung wird durch das elektrische Moment des Dipols des polaren Moleküls und der Polarisierbarkeit des unpolaren Moleküls bestimmt.
Dispersionsinteraktion entsteht durch gegenseitige Anziehung der sogenannten momentane Dipole. Dipole dieser Art entstehen in unpolaren Molekülen jederzeit aufgrund der Fehlanpassung der elektrischen Schwerpunkte von Elektronenwolke und Kernen, verursacht durch deren unabhängige Schwingungen.
Der relative Wert des Beitrags einzelner Komponenten zur Gesamtenergie der intermolekularen Wechselwirkung hängt von zwei elektrostatischen Haupteigenschaften des Moleküls ab – seiner Polarität und Polarisierbarkeit, die wiederum durch die Größe und Struktur des Moleküls bestimmt werden.
8. Wasserstoffverbindung . Mechanismus der Bildung und Natur der Wasserstoffbindung. Vergleich der Wasserstoffbindungsenergie mit der chemischen Bindungsenergie und der intermolekularen Wechselwirkungsenergie. Intermolekulare und intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen. Die Art der Änderung der Schmelz- und Siedepunkte von Hydriden von p-Elementen der Gruppen IV-VII. Bedeutung von Wasserstoffbrückenbindungen für natürliche Objekte. Anomale Eigenschaften von Wasser.
1. Mit. 75–77; 2. Mit. 147–149; 4. Mit. 95–96; 11. Mit. 140–143.
Eine der Arten der intermolekularen Wechselwirkung ist Wasserstoffverbindung . Es wird zwischen dem positiv polarisierten Wasserstoffatom eines Moleküls und dem negativ polarisierten X-Atom eines anderen Moleküls durchgeführt:
Å δ- ─Ý δ+ Å δ- ─Ý δ+ ,
wobei X ein Atom eines der elektronegativsten Elemente ist – F, O oder N – und das Symbol ein Symbol für eine Wasserstoffbindung ist.
Die Bildung einer Wasserstoffbindung ist in erster Linie darauf zurückzuführen, dass das Wasserstoffatom nur ein Elektron besitzt, das bei der Bildung einer polaren kovalenten Bindung mit dem X-Atom zu diesem hin verschoben wird. Am Wasserstoffatom entsteht eine hohe positive Ladung, die es einem anderen Atom in Kombination mit dem Fehlen innerer Elektronenschichten im Wasserstoffatom ermöglicht, sich ihm bis zu einer Entfernung zu nähern, die der Länge kovalenter Bindungen entspricht.
Durch die Wechselwirkung von Dipolen entsteht somit eine Wasserstoffbrücke. Im Gegensatz zur üblichen Dipol-Dipol-Wechselwirkung beruht der Mechanismus der Wasserstoffbrückenbindung jedoch auch auf der Donor-Akzeptor-Wechselwirkung, bei der der Donor eines Elektronenpaars das X-Atom eines Moleküls und der Akzeptor das Wasserstoffatom eines anderen Moleküls ist.
Die Wasserstoffbindung hat die Eigenschaften der Direktionalität und Sättigung. Das Vorhandensein einer Wasserstoffbrücke beeinflusst die physikalischen Eigenschaften von Stoffen erheblich. Beispielsweise sind die Schmelz- und Siedepunkte von HF, H 2 O und NH 3 höher als die von Hydriden anderer Elemente derselben Gruppe. Der Grund für das anomale Verhalten ist das Vorhandensein von Wasserstoffbrückenbindungen, deren Aufbrechen zusätzliche Energie erfordert.
Die erste davon ist die Bildung einer Ionenbindung. (Der zweite Punkt ist die Bildung, die weiter unten besprochen wird). Wenn eine Ionenbindung gebildet wird, verliert ein Metallatom Elektronen und ein Nichtmetallatom gewinnt. Betrachten Sie beispielsweise die elektronische Struktur von Natrium- und Chloratomen:
Na 1s 2 2s 2 2 S. 6 3 S 1 - ein Elektron in der äußeren Ebene
Klasse 1s 2 2s 2 2 S. 6 3 s2 3 S. 5 – sieben Elektronen in der äußeren Ebene
Wenn das Natriumatom sein einzelnes 3s-Elektron an das Chloratom abgibt, gilt die Oktettregel für beide Atome. Das Chloratom wird acht Elektronen in der äußeren dritten Schicht haben, und das Natriumatom wird auch acht Elektronen in der zweiten Schicht haben, die jetzt außen geworden ist:
Na + 1s 2 2s 2 2 P 6
Cl - 1s 2 2s 2 2 S. 6 3 s2 3 S. 6 - acht Elektronen in der äußeren Ebene
Gleichzeitig enthält der Kern des Natriumatoms noch 11 Protonen, die Gesamtzahl der Elektronen ist jedoch auf 10 gesunken. Das bedeutet, dass die Zahl der positiv geladenen Teilchen um eins mehr ist als die Zahl der negativ geladenen, also die Gesamtzahl Die Ladung des „Atoms“ Natrium beträgt +1.
Ein „Atom“ Chlor enthält nun 17 Protonen und 18 Elektronen und hat eine Ladung von -1.
Geladene Atome, die durch den Verlust oder Gewinn eines oder mehrerer Elektronen entstehen, werden als geladene Atome bezeichnet Ionen. Positiv geladene Ionen werden genannt Kationen, und die negativ geladenen heißen Anionen.
Kationen und Anionen mit entgegengesetzter Ladung werden durch elektrostatische Kräfte zueinander angezogen. Diese Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen wird als Ionenbindung bezeichnet.
. Es kommt vor in Verbindungen, die aus einem Metall und einem oder mehreren Nichtmetallen bestehen.
Die folgenden Verbindungen erfüllen dieses Kriterium und sind ionischer Natur: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.
Es gibt eine andere Möglichkeit, ionische Verbindungen darzustellen:
In diesen Formeln zeigen Punkte nur die Elektronen an, die sich auf den äußeren Schalen befinden ( Valenzelektronen ). Solche Formeln werden zu Ehren des amerikanischen Chemikers G. N. Lewis, einem der Begründer (neben L. Pauling) der Theorie der chemischen Bindung, Lewis-Formeln genannt.
Die Übertragung von Elektronen von einem Metallatom auf ein Nichtmetallatom und die Bildung von Ionen sind möglich, da Nichtmetalle eine hohe Elektronegativität und Metalle eine niedrige haben.
Aufgrund der starken Anziehung der Ionen zueinander sind ionische Verbindungen meist fest und haben einen relativ hohen Schmelzpunkt.
Eine Ionenbindung entsteht durch die Übertragung von Elektronen von einem Metallatom auf ein Nichtmetallatom. Die entstehenden Ionen werden durch elektrostatische Kräfte zueinander angezogen.
