Ιοντικός δεσμός
Ένας καθαρά ιοντικός δεσμός είναι μια χημικά συνδεδεμένη κατάσταση ατόμων στην οποία επιτυγχάνεται ένα σταθερό ηλεκτρονικό περιβάλλον μεταφέροντας πλήρως τη συνολική πυκνότητα ηλεκτρονίων σε ένα άτομο ενός πιο ηλεκτραρνητικού στοιχείου.
Στην πράξη, δεν πραγματοποιείται πλήρης μεταφορά ενός ηλεκτρονίου από ένα άτομο σε ένα άλλο άτομο - έναν συνεργάτη δεσμού, καθώς κάθε στοιχείο έχει μεγαλύτερη ή μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα και οποιοσδήποτε χημικός δεσμός θα είναι ομοιοπολικός σε κάποιο βαθμό. Εάν ο βαθμός του ομοιοπολικού δεσμού είναι αρκετά υψηλός, τότε ένας τέτοιος χημικός δεσμός είναι ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός με ποικίλο βαθμό ιονισμού. Εάν ο βαθμός ομοιοπολικότητας των δεσμών είναι μικρός σε σύγκριση με τον βαθμό ιονότητάς του, τότε ένας τέτοιος δεσμός θεωρείται ιοντικός.
Ο ιοντικός δεσμός είναι δυνατός μόνο μεταξύ ατόμων ηλεκτροθετικών και ηλεκτραρνητικών στοιχείων που βρίσκονται σε κατάσταση αντίθετα φορτισμένων ιόντων. Η διαδικασία σχηματισμού ενός ιοντικού δεσμού μπορεί να εξηγηθεί από το ηλεκτροστατικό μοντέλο, δηλ. εξέταση των χημικών αλληλεπιδράσεων μεταξύ αρνητικά και θετικά φορτισμένων ιόντων.
Ιόντα - Αυτά είναι ηλεκτρικά φορτισμένα σωματίδια που σχηματίζονται από ουδέτερα άτομα ή μόρια δίνοντας ή λαμβάνοντας ηλεκτρόνια.
Όταν τα μόρια εγκαταλείπουν ή λαμβάνουν ηλεκτρόνια, σχηματίζονται μοριακά ή πολυατομικά ιόντα, για παράδειγμα, - ιόν διοξυγόνου, - ιόν νιτρώδους άλατος.
Τα μονοατομικά θετικά ιόντα ή τα μονοατομικά αρνητικά ιόντα ή τα μονοατομικά ανιόντα προκύπτουν από μια χημική αντίδραση μεταξύ ουδέτερων ατόμων μέσω της αμοιβαίας μεταφοράς ηλεκτρονίων, ενώ ένα άτομο ενός ηλεκτροθετικού στοιχείου με μικρό αριθμό εξωτερικών ηλεκτρονίων περνά σε μια πιο σταθερή κατάσταση μονοατομικό κατιόν μειώνοντας τον αριθμό αυτών των ηλεκτρονίων. Αντίθετα, ένα άτομο ενός ηλεκτραρνητικού στοιχείου, που έχει μεγάλο αριθμό εξωτερικών ηλεκτρονίων, μετατρέπεται σε μια πιο σταθερή κατάσταση ενός μονοατομικού ιόντος αυξάνοντας τον αριθμό των ηλεκτρονίων. Τα μονοατομικά κατιόντα σχηματίζονται, κατά κανόνα, από μέταλλα και τα μονοατομικά ανιόντα σχηματίζονται από μη μέταλλα.
Κατά τη μεταφορά ηλεκτρονίων, τα άτομα μεταλλικών και μη μεταλλικών στοιχείων τείνουν να σχηματίζουν μια σταθερή διαμόρφωση του κελύφους ηλεκτρονίων γύρω από τους πυρήνες τους. Ένα άτομο ενός μη μεταλλικού στοιχείου δημιουργεί ένα εξωτερικό κέλυφος ενός επόμενου ευγενούς αερίου γύρω από τον πυρήνα του. Ενώ ένα άτομο ενός μεταλλικού στοιχείου, αφού χάσει εξωτερικά ηλεκτρόνια, λαμβάνει μια σταθερή οκτάδα του προηγούμενου ευγενούς αερίου.
Ιονικοί κρύσταλλοι
Όταν αλληλεπιδρούν μεταλλικές και μη μεταλλικές απλές ουσίες, συνοδευόμενες από τη λήψη και τη λήψη ηλεκτρονίων, σχηματίζονται άλατα. Παράδειγμα:
2Na + Cl2 = 2NaCl,
2Al + 3F2 = 2AlF3
Ο ιονικός δεσμός είναι τυπικός όχι μόνο για άλατα παραγώγων οξέων χωρίς οξυγόνο και οξυγόνο [όπως NaCl, AlF3, NaNO3, Al(SO4)3], αλλά και για άλλες κατηγορίες ανόργανων ουσιών - βασικά οξείδια και υδροξείδια [όπως ως Na2O και NaOH], δυαδικές ενώσεις [όπως Li3N και CaC2]. Ηλεκτροστατικές δυνάμεις έλξης εμφανίζονται μεταξύ ιόντων με φορτία αντίθετων πρόσημων. Τέτοιες ελκτικές δυνάμεις είναι ισότροπες, δηλ. ενεργούν ισότιμα προς όλες τις κατευθύνσεις. Ως αποτέλεσμα, η διάταξη των ιόντων σε στερεά άλατα είναι διατεταγμένη στο διάστημα με έναν συγκεκριμένο τρόπο. Ένα σύστημα διατεταγμένων κατιόντων και ανιόντων ονομάζεται ιοντικό κρυσταλλικό πλέγμα και τα ίδια τα στερεά (άλατα, βασικά οξείδια και υδροξείδια) ονομάζονται ιοντικοί κρύσταλλοι.
Όλοι οι ιοντικοί κρύσταλλοι έχουν χαρακτήρα που μοιάζει με αλάτι. Ο χαρακτήρας που μοιάζει με αλάτι αναφέρεται σε ένα ορισμένο σύνολο ιδιοτήτων που διακρίνει τους ιοντικούς κρυστάλλους από τις κρυσταλλικές ουσίες με άλλους τύπους δικτυωμάτων. Φυσικά, δεν χαρακτηρίζονται όλα τα ιοντικά πλέγματα από μια τέτοια διάταξη ιόντων στο χώρο· ο αριθμός των γειτονικών ιόντων με αντίθετα φορτία μπορεί να είναι διαφορετικός, αλλά η εναλλαγή κατιόντων και ανιόντων στο χώρο είναι υποχρεωτική για τους κρυστάλλους.
Λόγω του γεγονότος ότι οι ελκτικές δυνάμεις Coulomb κατανέμονται εξίσου προς όλες τις κατευθύνσεις, τα ιόντα στις θέσεις του κρυσταλλικού πλέγματος είναι συνδεδεμένα σχετικά σφιχτά, αν και καθένα από τα ιόντα δεν είναι σταθερό ακίνητο, αλλά εκτελεί συνεχώς θερμικές δονήσεις γύρω από τη θέση του στο πλέγμα . Δεν υπάρχει μεταφορική κίνηση ιόντων κατά μήκος του πλέγματος, επομένως όλες οι ουσίες με ιοντικούς δεσμούς σε θερμοκρασία δωματίου είναι στερεές (κρυσταλλικές). Το πλάτος των θερμικών δονήσεων μπορεί να αυξηθεί με τη θέρμανση του ιοντικού κρυστάλλου, γεγονός που οδηγεί τελικά στην καταστροφή του πλέγματος και στη μετάβαση του στερεού στην υγρή κατάσταση (στο σημείο τήξης). Το σημείο τήξης των ιοντικών κρυστάλλων είναι σχετικά υψηλό και το σημείο βρασμού στο οποίο συμβαίνει η μετάβαση μιας υγρής ουσίας στην πιο διαταραγμένη, αέρια κατάσταση είναι πολύ υψηλό. Παράδειγμα:
Πολλά άλατα, ειδικά σύνθετα άλατα πολλαπλών στοιχείων, καθώς και άλατα οργανικών οξέων, μπορούν να αποσυντεθούν σε θερμοκρασίες χαμηλότερες από το σημείο βρασμού και ακόμη και από το σημείο τήξης.
Μια τυπική ιδιότητα πολλών ενώσεων με ιοντικούς δεσμούς (αυτές που δεν αντιδρούν με το νερό ή αποσυντίθενται πριν από την τήξη) είναι η ικανότητά τους να διασπώνται στα συστατικά τους ιόντα. Λόγω της κινητικότητας των ιόντων, υδατικά διαλύματα ή τήγματα ιοντικών κρυστάλλων άγουν ηλεκτρικό ρεύμα.
Στους ιοντικούς κρυστάλλους δεν υπάρχουν δεσμοί μεταξύ μεμονωμένων ζευγών ιόντων. Πιο συγκεκριμένα, θα πρέπει να ειπωθεί ότι όλα τα κατιόντα και τα ανιόντα που περιέχονται σε ένα δείγμα μιας ιοντικής ένωσης είναι συνδεδεμένα.
Στους ιοντικούς κρυστάλλους, κατασκευασμένους από κατιόντα και ανιόντα, δεν υπάρχουν μόρια.
Οι χημικοί τύποι ιοντικών ουσιών μεταφέρουν μόνο την αναλογία κατιόντων και ανιόντων στο κρυσταλλικό πλέγμα. Γενικά, ένα δείγμα μιας ιοντικής ουσίας είναι ηλεκτρικά ουδέτερο. Για παράδειγμα, σύμφωνα με τον τύπο του ιοντικού κρυστάλλου Al2O3, η αναλογία των κατιόντων Al3+ και των ανιόντων O2- στο πλέγμα είναι 2:3. η ουσία είναι ηλεκτρικά ουδέτερη - έξι θετικά φορτία (2 Al3+) εξουδετερώνονται από έξι αρνητικά φορτία (3 O2-).
Αν και δεν υπάρχουν πραγματικά μόρια σε ιοντικούς κρυστάλλους, για ομοιομορφία με ομοιοπολικές ουσίες, είναι σύνηθες να μεταφέρεται η σύνθεση συμβατικών μορίων χρησιμοποιώντας τύπους όπως NaCl και Al2O3 και επομένως να χαρακτηρίζονται ιοντικές ουσίες με ορισμένες τιμές σχετικής μοριακής μάζας. Αυτό δικαιολογείται ακόμη περισσότερο από τη στιγμή που η μετάβαση από έναν ομοιοπολικό δεσμό σε έναν ιοντικό δεσμό συμβαίνει σταδιακά και έχει μόνο ένα όριο υπό όρους με x = 1,7.
Η σχετική μοριακή μάζα των ουσιών με ιοντικούς δεσμούς βρίσκεται προσθέτοντας τις σχετικές ατομικές μάζες των αντίστοιχων στοιχείων, λαμβάνοντας υπόψη τον αριθμό των ατόμων κάθε στοιχείου.
Παράδειγμα: Το σχετικό μοριακό βάρος του Al2O3 είναι:
Η δομή και το σχήμα των κρυστάλλων είναι το αντικείμενο της κρυσταλλογραφίας και η σχέση μεταξύ των ιδιοτήτων των κρυστάλλων και της δομής τους μελετάται από την κρυσταλλοχημεία.
Πρέπει να σημειωθεί ότι πρακτικά δεν υπάρχουν ενώσεις στις οποίες υπάρχουν μόνο ιοντικοί δεσμοί. Ομοιοπολικοί δεσμοί προκύπτουν πάντα μεταξύ γειτονικών ατόμων σε έναν κρύσταλλο.
Ένας χημικός δεσμός προκύπτει λόγω της αλληλεπίδρασης των ηλεκτρικών πεδίων που δημιουργούνται από ηλεκτρόνια και ατομικούς πυρήνες, δηλ. ένας χημικός δεσμός είναι ηλεκτρικής φύσης.
Κάτω από χημικός δεσμόςκατανοούν το αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης 2 ή περισσότερων ατόμων που οδηγεί στο σχηματισμό ενός σταθερού πολυατομικού συστήματος. Η προϋπόθεση για το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού είναι η μείωση της ενέργειας των αλληλεπιδρώντων ατόμων, δηλ. η μοριακή κατάσταση μιας ουσίας είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκή από την ατομική κατάσταση. Όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, τα άτομα προσπαθούν να αποκτήσουν ένα πλήρες κέλυφος ηλεκτρονίων.
Διακρίνονται: ομοιοπολικά, ιοντικά, μεταλλικά, υδρογόνα και διαμοριακά.
Ομοιοπολικό δεσμό– ο πιο γενικός τύπος χημικού δεσμού που προκύπτει λόγω της κοινωνικοποίησης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μέσω μεταβολικός μηχανισμός -, όταν καθένα από τα αλληλεπιδρώντα άτομα παρέχει ένα ηλεκτρόνιο, ή μηχανισμός δότη-δέκτη, εάν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μεταφερθεί για κοινή χρήση από ένα άτομο (δότης - N, O, Cl, F) σε άλλο άτομο (δέκτης - άτομα d-στοιχείων).
Χαρακτηριστικά των χημικών δεσμών.
1 - πολλαπλότητα δεσμών - μόνο 1 δεσμός σίγμα είναι δυνατός μεταξύ 2 ατόμων, αλλά μαζί με αυτό μπορεί να υπάρχει δεσμός pi και δέλτα μεταξύ των ίδιων ατόμων, που οδηγεί στο σχηματισμό πολλαπλών δεσμών. Η πολλαπλότητα καθορίζεται από τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων.
2 – μήκος δεσμού – διαπυρηνική απόσταση σε ένα μόριο, όσο μεγαλύτερη είναι η πολλαπλότητα, τόσο μικρότερο είναι το μήκος του.
3 – Η ισχύς του δεσμού είναι η ποσότητα ενέργειας που απαιτείται για να σπάσει
4 – η κορεστικότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού εκδηλώνεται στο γεγονός ότι ένα ατομικό τροχιακό μπορεί να συμμετάσχει στο σχηματισμό μόνο ενός ομοιοπολικού δεσμού. Αυτή η ιδιότητα καθορίζει τη στοιχειομετρία των μοριακών ενώσεων.
5 – κατευθυντικότητα του γ.σ. ανάλογα με το σχήμα και ποια κατεύθυνση έχουν τα ηλεκτρονιακά νέφη στο διάστημα, όταν επικαλύπτονται μεταξύ τους, μπορούν να σχηματιστούν ενώσεις με γραμμικά και γωνιακά σχήματα μορίων.
Ιοντικός δεσμός – σχηματίζεται μεταξύ ατόμων που διαφέρουν πολύ σε ηλεκτραρνητικότητα. Πρόκειται για ενώσεις των κύριων υποομάδων των ομάδων 1 και 2 με στοιχεία των κύριων υποομάδων των ομάδων 6 και 7. Ο ιονικός είναι ένας χημικός δεσμός που προκύπτει ως αποτέλεσμα της αμοιβαίας ηλεκτροστατικής έλξης αντίθετα φορτισμένων ιόντων.
Ο μηχανισμός σχηματισμού ενός ιοντικού δεσμού: α) ο σχηματισμός ιόντων ατόμων που αλληλεπιδρούν. β) ο σχηματισμός μορίου λόγω της έλξης ιόντων.
Μη κατευθυντικότητα και ακόρεστος των ιοντικών δεσμών
Τα πεδία δύναμης των ιόντων είναι ομοιόμορφα κατανεμημένα προς όλες τις κατευθύνσεις, έτσι κάθε ιόν μπορεί να προσελκύει ιόντα του αντίθετου πρόσημου προς οποιαδήποτε κατεύθυνση. Αυτή είναι η μη κατευθυντική φύση του ιοντικού δεσμού. Η αλληλεπίδραση 2 ιόντων αντίθετου πρόσημου δεν οδηγεί σε πλήρη αμοιβαία αντιστάθμιση των δυναμικών τους πεδίων. Επομένως, διατηρούν την ικανότητα να προσελκύουν ιόντα προς άλλες κατευθύνσεις, δηλ. Ο ιονικός δεσμός χαρακτηρίζεται από ακόρεστο. Επομένως, κάθε ιόν σε μια ιοντική ένωση έλκει έναν τέτοιο αριθμό ιόντων αντίθετου πρόσημου ώστε να σχηματίζεται ένα κρυσταλλικό πλέγμα ιοντικού τύπου. Δεν υπάρχουν μόρια σε έναν ιοντικό κρύσταλλο. Κάθε ιόν περιβάλλεται από έναν ορισμένο αριθμό ιόντων διαφορετικού πρόσημου (ο αριθμός συντονισμού του ιόντος).
Μεταλλική σύνδεση– χημ. Επικοινωνία στα μέταλλα. Τα μέταλλα έχουν περίσσεια τροχιακών σθένους και ανεπάρκεια ηλεκτρονίων. Όταν τα άτομα πλησιάζουν το ένα το άλλο, τα τροχιακά σθένους τους επικαλύπτονται λόγω των οποίων τα ηλεκτρόνια κινούνται ελεύθερα από το ένα τροχιακό στο άλλο και δημιουργείται ένας δεσμός μεταξύ όλων των ατόμων μετάλλου. Ο δεσμός που πραγματοποιείται από σχετικά ελεύθερα ηλεκτρόνια μεταξύ μεταλλικών ιόντων σε ένα κρυσταλλικό πλέγμα ονομάζεται μεταλλικός δεσμός. Η σύνδεση είναι πολύ μετατοπισμένη και στερείται κατευθυντικότητας και κορεσμού, επειδή Τα ηλεκτρόνια σθένους κατανέμονται ομοιόμορφα σε όλο τον κρύσταλλο. Η παρουσία ελεύθερων ηλεκτρονίων καθορίζει την ύπαρξη των γενικών ιδιοτήτων των μετάλλων: αδιαφάνεια, μεταλλική λάμψη, υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα, ελατότητα και πλαστικότητα.
Δεσμός υδρογόνου– δεσμός μεταξύ του ατόμου Η και ενός έντονα αρνητικού στοιχείου (F, Cl, N, O, S). Οι δεσμοί υδρογόνου μπορεί να είναι ενδο- και διαμοριακούς. Το BC είναι πιο αδύναμο από έναν ομοιοπολικό δεσμό. Η εμφάνιση ηλιακού εγκαύματος εξηγείται από τη δράση ηλεκτροστατικών δυνάμεων. Το άτομο Η έχει μικρή ακτίνα και όταν μετατοπίζει ή χάνει ένα μόνο ηλεκτρόνιο, το Η αποκτά ισχυρό θετικό φορτίο, το οποίο επηρεάζει την ηλεκτραρνητικότητα.
Ιοντικός δεσμός
(χρησιμοποιήθηκαν υλικά από τον ιστότοπο http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)
Ο ιονικός δεσμός συμβαίνει μέσω ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντίθετα φορτισμένων ιόντων. Αυτά τα ιόντα σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της μεταφοράς ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο. Ένας ιοντικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων που έχουν μεγάλες διαφορές στην ηλεκτραρνητικότητα (συνήθως μεγαλύτερες από 1,7 στην κλίμακα Pauling), για παράδειγμα, μεταξύ ατόμων αλκαλιμετάλλου και αλογόνου.
Ας εξετάσουμε την εμφάνιση ενός ιοντικού δεσμού χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του σχηματισμού NaCl.
Από ηλεκτρονικούς τύπους ατόμων
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 και
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Μπορεί να φανεί ότι για να ολοκληρωθεί το εξωτερικό επίπεδο, είναι ευκολότερο για ένα άτομο νατρίου να δώσει ένα ηλεκτρόνιο παρά να κερδίσει επτά, και για ένα άτομο χλωρίου είναι ευκολότερο να αποκτήσει ένα ηλεκτρόνιο παρά να κερδίσει επτά. Στις χημικές αντιδράσεις, το άτομο νατρίου δίνει ένα ηλεκτρόνιο και το άτομο χλωρίου το παίρνει. Ως αποτέλεσμα, τα κελύφη ηλεκτρονίων των ατόμων νατρίου και χλωρίου μετατρέπονται σε σταθερά κελύφη ηλεκτρονίων ευγενών αερίων (ηλεκτρονική διαμόρφωση του κατιόντος νατρίου
Na + 1s 2 2s 2 2p 6,
και η ηλεκτρονική διαμόρφωση του ανιόντος χλωρίου είναι
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Η ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση των ιόντων οδηγεί στο σχηματισμό ενός μορίου NaCl.
Η φύση του χημικού δεσμού αντανακλάται συχνά στην κατάσταση συσσωμάτωσης και στις φυσικές ιδιότητες της ουσίας. Οι ιοντικές ενώσεις όπως το χλωριούχο νάτριο NaCl είναι σκληρές και πυρίμαχες επειδή υπάρχουν ισχυρές δυνάμεις ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ των φορτίων των ιόντων «+» και «–».
Το αρνητικά φορτισμένο ιόν χλωρίου δεν προσελκύει μόνο το «του» ιόν Na+, αλλά και άλλα ιόντα νατρίου γύρω του. Αυτό οδηγεί στο γεγονός ότι κοντά σε οποιοδήποτε από τα ιόντα δεν υπάρχει ένα ιόν με το αντίθετο πρόσημο, αλλά πολλά.
Η δομή ενός κρυστάλλου χλωριούχου νατρίου NaCl.
Στην πραγματικότητα, υπάρχουν 6 ιόντα νατρίου γύρω από κάθε ιόν χλωρίου και 6 ιόντα χλωρίου γύρω από κάθε ιόν νατρίου. Αυτή η διατεταγμένη συσκευασία ιόντων ονομάζεται ιονικός κρύσταλλος. Εάν ένα μεμονωμένο άτομο χλωρίου απομονωθεί σε έναν κρύσταλλο, τότε μεταξύ των ατόμων νατρίου που το περιβάλλουν δεν είναι πλέον δυνατό να βρεθεί αυτό με το οποίο αντέδρασε το χλώριο.
Ελκόμενα μεταξύ τους από ηλεκτροστατικές δυνάμεις, τα ιόντα είναι εξαιρετικά απρόθυμα να αλλάξουν τη θέση τους υπό την επίδραση εξωτερικής δύναμης ή αύξησης της θερμοκρασίας. Αλλά εάν το χλωριούχο νάτριο λιώσει και συνεχίσει να θερμαίνεται σε κενό, εξατμίζεται, σχηματίζοντας διατομικά μόρια NaCl. Αυτό υποδηλώνει ότι οι δυνάμεις ομοιοπολικού δεσμού δεν απενεργοποιούνται ποτέ εντελώς.
Βασικά χαρακτηριστικά ιοντικών δεσμών και ιδιότητες ιοντικών ενώσεων
1. Ένας ιονικός δεσμός είναι ένας ισχυρός χημικός δεσμός. Η ενέργεια αυτού του δεσμού είναι της τάξης των 300 – 700 kJ/mol.
2. Σε αντίθεση με έναν ομοιοπολικό δεσμό, ένας ιοντικός δεσμός είναι μη κατευθυντικός επειδή ένα ιόν μπορεί να προσελκύσει ιόντα του αντίθετου πρόσημου προς τον εαυτό του προς οποιαδήποτε κατεύθυνση.
3. Σε αντίθεση με έναν ομοιοπολικό δεσμό, ένας ιοντικός δεσμός είναι ακόρεστος, αφού η αλληλεπίδραση ιόντων του αντίθετου πρόσημου δεν οδηγεί σε πλήρη αμοιβαία αντιστάθμιση των δυναμικών τους πεδίων.
4. Κατά το σχηματισμό μορίων με ιοντικό δεσμό, δεν πραγματοποιείται πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων, επομένως, εκατό τοις εκατό ιοντικοί δεσμοί δεν υπάρχουν στη φύση. Στο μόριο NaCl, ο χημικός δεσμός είναι μόνο 80% ιοντικός.
5. Οι ενώσεις με ιοντικούς δεσμούς είναι κρυσταλλικά στερεά που έχουν υψηλά σημεία τήξης και βρασμού.
6. Οι περισσότερες ιοντικές ενώσεις είναι διαλυτές στο νερό. Διαλύματα και τήγματα ιοντικών ενώσεων άγουν ηλεκτρικό ρεύμα.
Μεταλλική σύνδεση
Οι μεταλλικοί κρύσταλλοι έχουν διαφορετική δομή. Αν εξετάσετε ένα κομμάτι μετάλλου νατρίου, θα διαπιστώσετε ότι η εμφάνισή του είναι πολύ διαφορετική από το επιτραπέζιο αλάτι. Το νάτριο είναι μαλακό μέταλλο, κόβεται εύκολα με μαχαίρι, ισιώνεται με σφυρί, μπορεί εύκολα να λιώσει σε φλιτζάνι σε λάμπα αλκοόλης (σημείο τήξης 97,8 o C). Σε έναν κρύσταλλο νατρίου, κάθε άτομο περιβάλλεται από οκτώ άλλα παρόμοια άτομα.
Κρυσταλλική δομή μεταλλικού Na.
Το σχήμα δείχνει ότι το άτομο Na στο κέντρο του κύβου έχει 8 πλησιέστερους γείτονες. Αλλά το ίδιο μπορεί να ειπωθεί για οποιοδήποτε άλλο άτομο σε έναν κρύσταλλο, αφού είναι όλα τα ίδια. Ο κρύσταλλος αποτελείται από «άπειρα» επαναλαμβανόμενα θραύσματα που φαίνονται σε αυτό το σχήμα.
Τα άτομα μετάλλου στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας περιέχουν μικρό αριθμό ηλεκτρονίων σθένους. Δεδομένου ότι η ενέργεια ιοντισμού των ατόμων μετάλλου είναι χαμηλή, τα ηλεκτρόνια σθένους διατηρούνται ασθενώς σε αυτά τα άτομα. Ως αποτέλεσμα, θετικά φορτισμένα ιόντα και ελεύθερα ηλεκτρόνια εμφανίζονται στο κρυσταλλικό πλέγμα των μετάλλων. Σε αυτή την περίπτωση, τα μεταλλικά κατιόντα βρίσκονται στους κόμβους του κρυσταλλικού πλέγματος και τα ηλεκτρόνια κινούνται ελεύθερα στο πεδίο των θετικών κέντρων, σχηματίζοντας το λεγόμενο «αέριο ηλεκτρονίων».
Η παρουσία ενός αρνητικά φορτισμένου ηλεκτρονίου μεταξύ δύο κατιόντων αναγκάζει κάθε κατιόν να αλληλεπιδράσει με αυτό το ηλεκτρόνιο.
Ετσι, Μεταλλικός δεσμός είναι ο δεσμός μεταξύ θετικών ιόντων σε μεταλλικούς κρυστάλλους που συμβαίνει μέσω της έλξης ηλεκτρονίων που κινούνται ελεύθερα σε όλο τον κρύσταλλο.
Δεδομένου ότι τα ηλεκτρόνια σθένους σε ένα μέταλλο είναι ομοιόμορφα κατανεμημένα σε όλο τον κρύσταλλο, ένας μεταλλικός δεσμός, όπως ένας ιονικός δεσμός, είναι ένας μη κατευθυντικός δεσμός. Σε αντίθεση με έναν ομοιοπολικό δεσμό, ένας μεταλλικός δεσμός είναι ένας ακόρεστος δεσμός. Ένας μεταλλικός δεσμός διαφέρει επίσης από έναν ομοιοπολικό δεσμό σε αντοχή. Η ενέργεια ενός μεταλλικού δεσμού είναι περίπου τρεις έως τέσσερις φορές μικρότερη από την ενέργεια ενός ομοιοπολικού δεσμού.
Λόγω της υψηλής κινητικότητας του αερίου ηλεκτρονίων, τα μέταλλα χαρακτηρίζονται από υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα.
Ο μεταλλικός κρύσταλλος φαίνεται αρκετά απλός, αλλά στην πραγματικότητα η ηλεκτρονική του δομή είναι πιο περίπλοκη από αυτή των κρυστάλλων ιοντικού άλατος. Δεν υπάρχουν αρκετά ηλεκτρόνια στο εξωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων των μεταλλικών στοιχείων για να σχηματίσουν έναν πλήρη ομοιοπολικό ή ιοντικό δεσμό «οκτάδας». Επομένως, στην αέρια κατάσταση, τα περισσότερα μέταλλα αποτελούνται από μονοατομικά μόρια (δηλαδή, μεμονωμένα άτομα που δεν συνδέονται μεταξύ τους). Χαρακτηριστικό παράδειγμα είναι οι ατμοί υδραργύρου. Έτσι, ο μεταλλικός δεσμός μεταξύ των ατόμων μετάλλου εμφανίζεται μόνο στην υγρή και στη στερεή κατάσταση συσσωμάτωσης.
Ένας μεταλλικός δεσμός μπορεί να περιγραφεί ως εξής: μερικά από τα άτομα μετάλλου στον προκύπτοντα κρύσταλλο δίνουν τα ηλεκτρόνια σθένους τους στο χώρο μεταξύ των ατόμων (για το νάτριο αυτό είναι...3s1), μετατρέπονται σε ιόντα. Δεδομένου ότι όλα τα άτομα μετάλλου σε έναν κρύσταλλο είναι τα ίδια, το καθένα έχει ίσες πιθανότητες να χάσει ένα ηλεκτρόνιο σθένους.
Με άλλα λόγια, η μεταφορά ηλεκτρονίων μεταξύ ουδέτερου και ιονισμένου μετάλλου ατόμων γίνεται χωρίς κατανάλωση ενέργειας. Σε αυτή την περίπτωση, ορισμένα ηλεκτρόνια καταλήγουν πάντα στο χώρο μεταξύ των ατόμων με τη μορφή «αερίου ηλεκτρονίων».
Αυτά τα ελεύθερα ηλεκτρόνια, πρώτον, συγκρατούν τα άτομα μετάλλου σε μια ορισμένη απόσταση ισορροπίας το ένα από το άλλο.
Δεύτερον, δίνουν στα μέταλλα μια χαρακτηριστική «μεταλλική λάμψη» (τα ελεύθερα ηλεκτρόνια μπορούν να αλληλεπιδράσουν με κβάντα φωτός).
Τρίτον, τα ελεύθερα ηλεκτρόνια παρέχουν στα μέταλλα καλή ηλεκτρική αγωγιμότητα. Η υψηλή θερμική αγωγιμότητα των μετάλλων εξηγείται επίσης από την παρουσία ελεύθερων ηλεκτρονίων στον διατομικό χώρο - «ανταποκρίνονται» εύκολα στις αλλαγές της ενέργειας και συμβάλλουν στην ταχεία μεταφορά της στον κρύσταλλο.
Ένα απλοποιημένο μοντέλο της ηλεκτρονικής δομής ενός μεταλλικού κρυστάλλου.
******** Χρησιμοποιώντας το μεταλλικό νάτριο ως παράδειγμα, ας εξετάσουμε τη φύση του μεταλλικού δεσμού από την άποψη των ιδεών για τα ατομικά τροχιακά. Το άτομο νατρίου, όπως και πολλά άλλα μέταλλα, έχει έλλειψη ηλεκτρονίων σθένους, αλλά υπάρχουν τροχιακά ελεύθερου σθένους. Το απλό ηλεκτρόνιο 3s του νατρίου είναι ικανό να κινηθεί σε οποιοδήποτε από τα ελεύθερα και κοντινά σε ενέργεια γειτονικά τροχιακά. Καθώς τα άτομα σε έναν κρύσταλλο έρχονται πιο κοντά μεταξύ τους, τα εξωτερικά τροχιακά των γειτονικών ατόμων επικαλύπτονται, επιτρέποντας στα ηλεκτρόνια να κινούνται ελεύθερα σε όλο τον κρύσταλλο.
Ωστόσο, το «αέριο ηλεκτρονίων» δεν είναι τόσο άτακτο όσο μπορεί να φαίνεται. Τα ελεύθερα ηλεκτρόνια σε έναν μεταλλικό κρύσταλλο βρίσκονται σε επικαλυπτόμενα τροχιακά και σε κάποιο βαθμό μοιράζονται, σχηματίζοντας κάτι σαν ομοιοπολικούς δεσμούς. Το νάτριο, το κάλιο, το ρουβίδιο και άλλα μεταλλικά στοιχεία-s έχουν απλώς λίγα κοινά ηλεκτρόνια, επομένως οι κρύσταλλοι τους είναι εύθραυστοι και εύτηκτοι. Καθώς ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους αυξάνεται, η αντοχή των μετάλλων γενικά αυξάνεται.
Έτσι, οι μεταλλικοί δεσμοί τείνουν να σχηματίζονται από στοιχεία των οποίων τα άτομα έχουν λίγα ηλεκτρόνια σθένους στο εξωτερικό τους περίβλημα. Αυτά τα ηλεκτρόνια σθένους, που πραγματοποιούν τον μεταλλικό δεσμό, μοιράζονται τόσο πολύ που μπορούν να κινηθούν σε όλο τον μεταλλικό κρύσταλλο και να παρέχουν υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα του μετάλλου.
Ένας κρύσταλλος NaCl δεν άγει ηλεκτρισμό επειδή δεν υπάρχουν ελεύθερα ηλεκτρόνια στο χώρο μεταξύ των ιόντων. Όλα τα ηλεκτρόνια που δωρίζονται από άτομα νατρίου συγκρατούνται σταθερά από ιόντα χλωρίου. Αυτή είναι μια από τις σημαντικές διαφορές μεταξύ των ιοντικών κρυστάλλων και των μεταλλικών κρυστάλλων.
Αυτό που γνωρίζετε τώρα για τη μεταλλική συγκόλληση εξηγεί την υψηλή ελαττότητα (ολκιμότητα) των περισσότερων μετάλλων. Το μέταλλο μπορεί να ισοπεδωθεί σε ένα λεπτό φύλλο και να συρθεί σε σύρμα. Το γεγονός είναι ότι μεμονωμένα στρώματα ατόμων σε έναν μεταλλικό κρύσταλλο μπορούν να γλιστρήσουν το ένα στο άλλο σχετικά εύκολα: το κινητό «αέριο ηλεκτρονίων» μαλακώνει συνεχώς την κίνηση των μεμονωμένων θετικών ιόντων, προστατεύοντάς τα το ένα από το άλλο.
Φυσικά, τίποτα τέτοιο δεν μπορεί να γίνει με το επιτραπέζιο αλάτι, αν και το αλάτι είναι επίσης μια κρυσταλλική ουσία. Στους ιοντικούς κρυστάλλους, τα ηλεκτρόνια σθένους είναι στενά συνδεδεμένα με τον πυρήνα του ατόμου. Η μετατόπιση ενός στρώματος ιόντων σε σχέση με ένα άλλο φέρνει ιόντα του ίδιου φορτίου πιο κοντά μεταξύ τους και προκαλεί ισχυρή απώθηση μεταξύ τους, με αποτέλεσμα την καταστροφή του κρυστάλλου (το NaCl είναι μια εύθραυστη ουσία).
Η μετατόπιση των στρωμάτων ενός ιοντικού κρυστάλλου προκαλεί την εμφάνιση μεγάλων απωστικών δυνάμεων μεταξύ όμοιων ιόντων και την καταστροφή του κρυστάλλου.
Πλοήγηση
- Επίλυση συνδυασμένων προβλημάτων με βάση τα ποσοτικά χαρακτηριστικά μιας ουσίας
- Επίλυση προβλήματος. Ο νόμος της σταθερότητας της σύνθεσης των ουσιών. Υπολογισμοί χρησιμοποιώντας τις έννοιες «μοριακή μάζα» και «χημική ποσότητα» μιας ουσίας
Η φύση του μεταλλικού δεσμού. Δομή μεταλλικών κρυστάλλων.
1. Με. 71–73; 2. Με. 143–147; 4. Με. 90–93; 8. Με. 138–144; 3. Με. 130–132.
Ιωνικός χημικός δεσμός είναι ο δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ κατιόντων και ανιόντων ως αποτέλεσμα της ηλεκτροστατικής τους αλληλεπίδρασης.Ένας ιονικός δεσμός μπορεί να θεωρηθεί ως μια ακραία περίπτωση ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού που σχηματίζεται από άτομα με πολύ διαφορετικές τιμές ηλεκτραρνητικότητας.
Όταν σχηματίζεται ένας ιονικός δεσμός, υπάρχει μια σημαντική μετατόπιση του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο, το οποίο έτσι αποκτά αρνητικό φορτίο και μετατρέπεται σε ανιόν. Ένα άλλο άτομο, έχοντας χάσει το ηλεκτρόνιό του, σχηματίζει ένα κατιόν. Ένας ιοντικός δεσμός σχηματίζεται μόνο μεταξύ ατομικών σωματιδίων στοιχείων που διαφέρουν πολύ στην ηλεκτραρνητικότητα τους (Δχ ≥ 1,9).
Ο ιονικός δεσμός χαρακτηρίζεται έλλειψη κατεύθυνσηςστο διάστημα και ακόρεστος. Τα ηλεκτρικά φορτία των ιόντων καθορίζουν την έλξη και την απώθησή τους και καθορίζουν τη στοιχειομετρική σύσταση της ένωσης.
Γενικά, μια ιοντική ένωση είναι μια γιγαντιαία ένωση ιόντων με αντίθετα φορτία. Επομένως, οι χημικοί τύποι των ιοντικών ενώσεων αντικατοπτρίζουν μόνο την απλούστερη σχέση μεταξύ του αριθμού των ατομικών σωματιδίων που σχηματίζουν τέτοιους συσχετισμούς.
Μεταλλική σύνδεση -Vαλληλεπίδραση που συγκρατεί ατομικά σωματίδια μετάλλων στους κρυστάλλους.
Η φύση ενός μεταλλικού δεσμού είναι παρόμοια με έναν ομοιοπολικό δεσμό: και οι δύο τύποι δεσμών βασίζονται στην κοινή χρήση ηλεκτρονίων σθένους. Ωστόσο, στην περίπτωση ενός ομοιοπολικού δεσμού, τα ηλεκτρόνια σθένους μόνο δύο γειτονικών ατόμων μοιράζονται, ενώ στο σχηματισμό ενός μεταλλικού δεσμού, όλα τα άτομα συμμετέχουν στην κοινή χρήση αυτών των ηλεκτρονίων. Οι χαμηλές ενέργειες ιονισμού των μετάλλων διευκολύνουν την απομάκρυνση των ηλεκτρονίων σθένους από τα άτομα και την κίνηση σε ολόκληρο τον όγκο του κρυστάλλου. Λόγω της ελεύθερης κίνησης των ηλεκτρονίων, τα μέταλλα έχουν υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα.
Έτσι, ένας σχετικά μικρός αριθμός ηλεκτρονίων εξασφαλίζει τη σύνδεση όλων των ατόμων σε έναν μεταλλικό κρύσταλλο. Ένας δεσμός αυτού του τύπου, σε αντίθεση με έναν ομοιοπολικό, είναι μη εντοπισμένοΚαι μη κατευθυντικό.
7. Διαμοριακή αλληλεπίδραση . Αλληλεπιδράσεις προσανατολισμού, επαγωγής και διασποράς μορίων. Εξάρτηση της ενέργειας της διαμοριακής αλληλεπίδρασης από το μέγεθος της διπολικής ροπής, την ικανότητα πόλωσης και το μέγεθος των μορίων. Ενέργεια διαμοριακής αλληλεπίδρασης και κατάσταση συσσωμάτωσης ουσιών. Η φύση των αλλαγών στις θερμοκρασίες βρασμού και τήξης απλών ουσιών και μοριακών ενώσεων p-στοιχείων των ομάδων IV-VII.
1. Με. 73–75; 2. Με. 149–151; 4. Με. 93–95; 8. Με. 144–146; 11. Με. 139–140.
Αν και τα μόρια είναι γενικά ηλεκτρικά ουδέτερα, συμβαίνουν διαμοριακές αλληλεπιδράσεις μεταξύ τους.
Οι δυνάμεις συνοχής που δρουν μεταξύ μεμονωμένων μορίων και οδηγούν πρώτα στο σχηματισμό ενός μοριακού υγρού και στη συνέχεια των μοριακών κρυστάλλων ονομάζονταιδιαμοριακές δυνάμεις , ή Δυνάμεις Van der Waals .
Η διαμοριακή αλληλεπίδραση, όπως και ο χημικός δεσμός, έχει ηλεκτροστατική φύση, αλλά, σε αντίθεση με το τελευταίο, είναι πολύ αδύναμο. εκδηλώνεται σε σημαντικά μεγαλύτερες αποστάσεις και χαρακτηρίζεται από την απουσία κορεσμός.
Υπάρχουν τρεις τύποι διαμοριακών αλληλεπιδράσεων. Ο πρώτος τύπος περιλαμβάνει προσανατολιστικήΑΛΛΗΛΕΠΙΔΡΑΣΗπολικά μόρια. Όταν πλησιάζουν, τα πολικά μόρια προσανατολίζονται μεταξύ τους σύμφωνα με τα σημάδια των φορτίων στα άκρα των διπόλων. Όσο πιο πολικά είναι τα μόρια, τόσο ισχυρότερη είναι η προσανατολιστική αλληλεπίδραση. Η ενέργειά του καθορίζεται, πρώτα απ 'όλα, από το μέγεθος των ηλεκτρικών ροπών των διπόλων των μορίων (δηλαδή από την πολικότητα τους).
Επαγωγική αλληλεπίδραση – είναι η ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση μεταξύ πολικών και μη πολικών μορίων.
Σε ένα μη πολικό μόριο, υπό την επίδραση του ηλεκτρικού πεδίου ενός πολικού μορίου, εμφανίζεται ένα «επαγόμενο» δίπολο, το οποίο έλκεται από το μόνιμο δίπολο του πολικού μορίου. Η ενέργεια της επαγωγικής αλληλεπίδρασης καθορίζεται από την ηλεκτρική διπολική ροπή ενός πολικού μορίου και την ικανότητα πόλωσης ενός μη πολικού μορίου.
Αλληλεπίδραση διασποράς προκύπτει ως αποτέλεσμα της αμοιβαίας έλξης των λεγόμενων στιγμιαία δίπολα. Τα δίπολα αυτού του τύπου προκύπτουν σε μη πολικά μόρια ανά πάσα στιγμή λόγω της αναντιστοιχίας των ηλεκτρικών κέντρων βάρους του νέφους ηλεκτρονίων και των πυρήνων, που προκαλούνται από τις ανεξάρτητες δονήσεις τους.
Το σχετικό μέγεθος της συμβολής μεμονωμένων συστατικών στη συνολική ενέργεια της διαμοριακής αλληλεπίδρασης εξαρτάται από δύο κύρια ηλεκτροστατικά χαρακτηριστικά του μορίου - την πολικότητα και την πολωσιμότητά του, τα οποία, με τη σειρά τους, καθορίζονται από το μέγεθος και τη δομή του μορίου.
8. Δεσμός υδρογόνου . Ο μηχανισμός σχηματισμού και η φύση του δεσμού υδρογόνου. Σύγκριση ενέργειας δεσμού υδρογόνου με ενέργεια χημικού δεσμού και ενέργεια διαμοριακής αλληλεπίδρασης. Διαμοριακούς και ενδομοριακούς δεσμούς υδρογόνου. Η φύση των αλλαγών στα σημεία τήξης και βρασμού των υδριδίων των p-στοιχείων των ομάδων IV-VII. Η σημασία των δεσμών υδρογόνου για φυσικά αντικείμενα. Ανώμαλες ιδιότητες του νερού.
1. Με. 75–77; 2. Με. 147–149; 4. Με. 95–96; 11. Με. 140–143.
Ένας τύπος διαμοριακής αλληλεπίδρασης είναι δεσμός υδρογόνου . Εμφανίζεται μεταξύ του θετικά πολωμένου ατόμου υδρογόνου ενός μορίου και του αρνητικά πολωμένου ατόμου Χ ενός άλλου μορίου:
Х δ- ─Н δ+ Χ δ- ─Н δ+ ,
όπου το X είναι ένα άτομο ενός από τα πιο ηλεκτραρνητικά στοιχεία - F, O ή N, και το σύμβολο είναι ένα σύμβολο για έναν δεσμό υδρογόνου.
Ο σχηματισμός δεσμού υδρογόνου οφείλεται, καταρχάς, στο γεγονός ότι το άτομο υδρογόνου έχει μόνο ένα ηλεκτρόνιο, το οποίο, όταν σχηματίζεται πολικός ομοιοπολικός δεσμός με το άτομο Χ, μετατοπίζεται προς αυτό. Ένα άτομο υδρογόνου αναπτύσσει ένα υψηλό θετικό φορτίο, το οποίο, σε συνδυασμό με την απουσία εσωτερικών στρωμάτων ηλεκτρονίων στο άτομο υδρογόνου, επιτρέπει σε ένα άλλο άτομο να το πλησιάσει σε αποστάσεις κοντά στα μήκη των ομοιοπολικών δεσμών.
Έτσι, σχηματίζεται ένας δεσμός υδρογόνου ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης των διπόλων. Ωστόσο, σε αντίθεση με τη συνηθισμένη αλληλεπίδραση διπόλου-διπόλου, ο μηχανισμός για το σχηματισμό δεσμού υδρογόνου οφείλεται επίσης στην αλληλεπίδραση δότη-δέκτη, όπου ο δότης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων είναι το άτομο Χ ενός μορίου και ο δέκτης είναι το υδρογόνο. άτομο ενός άλλου.
Ένας δεσμός υδρογόνου έχει τις ιδιότητες της κατευθυντικότητας και του κορεσμού. Η παρουσία δεσμού υδρογόνου επηρεάζει σημαντικά τις φυσικές ιδιότητες των ουσιών. Για παράδειγμα, τα σημεία τήξης και βρασμού των HF, H 2 O και NH 3 είναι υψηλότερα από εκείνα των υδριδίων άλλων στοιχείων των ίδιων ομάδων. Ο λόγος για την ανώμαλη συμπεριφορά είναι η παρουσία δεσμών υδρογόνου, οι οποίοι απαιτούν πρόσθετη ενέργεια για να σπάσουν.
Το πρώτο από αυτά είναι ο σχηματισμός ιοντικών δεσμών. (Το δεύτερο είναι η εκπαίδευση, που θα συζητηθεί παρακάτω). Όταν σχηματίζεται ένας ιονικός δεσμός, ένα άτομο μετάλλου χάνει ηλεκτρόνια και ένα άτομο μη μετάλλου αποκτά ηλεκτρόνια. Για παράδειγμα, εξετάστε την ηλεκτρονική δομή των ατόμων νατρίου και χλωρίου:
Na 1s 2 2s 2 2 σελ 6 3 μικρό 1 - ένα ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό επίπεδο
Cl 1s 2 2s 2 2 σελ 6 3 s 2 3 σελ 5 — επτά ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο
Εάν ένα άτομο νατρίου δωρίσει το μόνο 3s ηλεκτρόνιό του σε ένα άτομο χλωρίου, ο κανόνας της οκτάδας θα ικανοποιηθεί και για τα δύο άτομα. Το άτομο χλωρίου θα έχει οκτώ ηλεκτρόνια στο εξωτερικό τρίτο στρώμα, και το άτομο νατρίου θα έχει επίσης οκτώ ηλεκτρόνια στο δεύτερο στρώμα, το οποίο έχει γίνει τώρα το εξωτερικό στρώμα:
Na+1s2 2s 2 2 Π 6
Cl - 1s 2 2s 2 2 σελ 6 3 s 2 3 σελ 6 - οκτώ ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο
Στην περίπτωση αυτή, ο πυρήνας του ατόμου νατρίου εξακολουθεί να περιέχει 11 πρωτόνια, αλλά ο συνολικός αριθμός των ηλεκτρονίων έχει μειωθεί σε 10. Αυτό σημαίνει ότι ο αριθμός των θετικά φορτισμένων σωματιδίων είναι ένα περισσότερο από τον αριθμό των αρνητικά φορτισμένων, άρα το συνολικό φορτίο του «ατόμου» νατρίου είναι +1.
Το «άτομο» χλωρίου περιέχει τώρα 17 πρωτόνια και 18 ηλεκτρόνια και έχει φορτίο -1.
Τα φορτισμένα άτομα που σχηματίζονται από την απώλεια ή κέρδος ενός ή περισσότερων ηλεκτρονίων ονομάζονται ιόντων. Τα θετικά φορτισμένα ιόντα ονομάζονται κατιόντα, και λέγονται τα αρνητικά φορτισμένα ανιόντα.
Τα κατιόντα και τα ανιόντα, με αντίθετα φορτία, έλκονται μεταξύ τους με ηλεκτροστατικές δυνάμεις. Αυτή η έλξη των αντίθετα φορτισμένων ιόντων ονομάζεται ιοντικός δεσμός.
. Εμφανίζεται σε ενώσεις που σχηματίζονται από ένα μέταλλο και ένα ή περισσότερα αμέταλλα.
Οι ακόλουθες ενώσεις ικανοποιούν αυτό το κριτήριο και είναι ιοντικής φύσης: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.
Υπάρχει ένας άλλος τρόπος απεικόνισης ιοντικών ενώσεων:
Σε αυτούς τους τύπους, οι τελείες δείχνουν μόνο ηλεκτρόνια που βρίσκονται στα εξωτερικά κελύφη ( ηλεκτρόνια σθένους ). Τέτοιοι τύποι ονομάζονται τύποι Lewis προς τιμήν του Αμερικανού χημικού G. N. Lewis, ενός από τους ιδρυτές (μαζί με τον L. Pauling) της θεωρίας των χημικών δεσμών.
Η μεταφορά ηλεκτρονίων από ένα άτομο μετάλλου σε ένα άτομο μη μετάλλου και ο σχηματισμός ιόντων είναι δυνατή λόγω του γεγονότος ότι τα αμέταλλα έχουν υψηλή ηλεκτραρνητικότητα και τα μέταλλα έχουν χαμηλή ηλεκτραρνητικότητα.
Λόγω της ισχυρής έλξης των ιόντων μεταξύ τους, οι ιοντικές ενώσεις είναι ως επί το πλείστον στερεές και έχουν αρκετά υψηλό σημείο τήξης.
Ένας ιονικός δεσμός σχηματίζεται από τη μεταφορά ηλεκτρονίων από ένα άτομο μετάλλου σε ένα άτομο μη μετάλλου. Τα ιόντα που προκύπτουν έλκονται μεταξύ τους με ηλεκτροστατικές δυνάμεις.
