Iooniline side
Puhtalt ioonne side on aatomite keemiliselt seotud olek, milles stabiilne elektrooniline keskkond saavutatakse elektronide kogutiheduse täieliku ülekandmisega elektronegatiivsema elemendi aatomile.
Praktikas ei toimu elektroni täielikku ülekandmist ühelt aatomilt teisele - sidepartnerile -, kuna igal elemendil on suurem või väiksem elektronegatiivsus ja mis tahes keemiline side on teatud määral kovalentne. Kui kovalentse sideme aste on piisavalt kõrge, siis on selline keemiline side erineva ioonsusastmega polaarne kovalentne side. Kui sidemete kovalentsuse aste on selle ioonsuse astmega võrreldes väike, siis loetakse selline side ioonseks.
Iooniline side on võimalik ainult elektropositiivsete ja elektronegatiivsete elementide aatomite vahel, mis on vastupidiselt laetud ioonide olekus. Ioonse sideme tekkeprotsess on seletatav elektrostaatilise mudeliga, s.o. negatiivselt ja positiivselt laetud ioonide keemiliste vastasmõjude arvestamine.
Ioonid - Need on elektriliselt laetud osakesed, mis moodustuvad neutraalsetest aatomitest või molekulidest elektrone andes või vastu võttes.
Kui molekulid loobuvad või võtavad vastu elektrone, tekivad molekulaarsed või polüaatomilised ioonid, näiteks - dihapniku ioon, - nitritiioon.
Üheaatomilised positiivsed ioonid ehk monoaatomilised negatiivsed ioonid ehk monoaatomilised anioonid tekivad neutraalsete aatomite vahelisest keemilisest reaktsioonist elektronide vastastikuse ülekande kaudu, samas kui väikese arvu väliselektronidega elektropositiivse elemendi aatom läheb stabiilsemasse olekusse. monoatomiline katioon, vähendades nende elektronide arvu. Vastupidi, elektronegatiivse elemendi aatom, millel on suur hulk väliseid elektrone, muundub elektronide arvu suurendamise teel monoatomilise iooni stabiilsemasse olekusse. Üheaatomilisi katioone moodustavad reeglina metallid ja üheaatomilisi anioone mittemetallid.
Elektronide ülekandmisel kipuvad metalliliste ja mittemetalliliste elementide aatomid moodustama oma tuumade ümber stabiilse elektronkihi konfiguratsiooni. Mittemetallilise elemendi aatom loob oma tuuma ümber järgneva väärisgaasi väliskesta. Kui metallilise elemendi aatom saab pärast väliste elektronide kaotamist eelmise väärisgaasi stabiilse okteti konfiguratsiooni.
Ioonilised kristallid
Kui metallilised ja mittemetallilised lihtained interakteeruvad, millega kaasneb elektronide andmine ja vastuvõtmine, tekivad soolad. Näide:
2Na + Cl2 = 2NaCl,
2Al + 3F2 = 2AlF3
Ioonside on tüüpiline mitte ainult hapnikuvabade ja hapnikku sisaldavate hapete derivaatide sooladele [nagu NaCl, AlF3, NaNO3, Al(SO4)3], vaid ka teistele anorgaaniliste ainete klassidele – aluselistele oksiididele ja hüdroksiididele [nagu nagu Na2O ja NaOH], binaarsed ühendid [nagu Li3N ja CaC2]. Vastandmärgiliste laengutega ioonide vahele tekivad elektrostaatilised tõmbejõud. Sellised tõmbejõud on isotroopsed, s.t. tegutseda kõigis suundades võrdselt. Selle tulemusena on ioonide paigutus tahketes soolades ruumis teatud viisil järjestatud. Järjestatud katioonide ja anioonide süsteemi nimetatakse ioonkristallvõreks ning tahkeid aineid (soolasid, aluselisi oksiide ja hüdroksiide) nimetatakse ioonkristallideks.
Kõigil ioonkristallidel on soolataoline iseloom. Soolasarnane iseloom viitab teatud omaduste komplektile, mis eristab ioonseid kristalle teist tüüpi võretega kristalsetest ainetest. Loomulikult ei iseloomusta kõiki ioonvõresid selline ioonide paigutus ruumis, vastaslaengutega naaberioonide arv võib olla erinev, kuid katioonide ja anioonide vaheldumine ruumis on kristallide puhul kohustuslik.
Kuna Coulombi külgetõmbejõud jagunevad kõigis suundades võrdselt, on ioonid kristallvõre kohtades suhteliselt tihedalt seotud, kuigi igaüks ioonidest ei ole liikumatult fikseeritud, vaid teostab pidevalt soojusvibratsioone ümber oma asukoha võres. . Ioonide translatsioonilist liikumist mööda võret ei toimu, seetõttu on kõik toatemperatuuril ioonsete sidemetega ained tahked (kristallilised). Soojusvibratsiooni amplituudi saab suurendada ioonkristalli kuumutamisega, mis lõppkokkuvõttes viib võre hävimiseni ja tahke aine üleminekuni vedelasse olekusse (sulamistemperatuuril). Ioonsete kristallide sulamistemperatuur on suhteliselt kõrge ja keemistemperatuur, mille juures toimub vedela aine üleminek kõige ebakorrapärasemasse gaasilisemasse olekusse, on väga kõrge. Näide:
Paljud soolad, eriti mitmeelemendilised komplekssoolad, aga ka orgaaniliste hapete soolad, võivad laguneda temperatuuril, mis on madalam kui keemistemperatuur ja isegi sulamistemperatuur.
Paljude ioonsidemetega ühendite (need, mis ei reageeri veega ega lagune enne sulamist) tüüpiline omadus on nende võime dissotsieeruda oma komponentioonideks; Ioonide liikuvuse tõttu juhivad ioonkristallide vesilahused või sulamid elektrivoolu.
Ioonkristallides pole üksikute ioonipaaride vahel sidemeid; Täpsemalt tuleks öelda, et kõik ioonse ühendi proovis sisalduvad katioonid ja anioonid on seotud.
Ioonkristallides, mis on ehitatud katioonidest ja anioonidest, pole molekule.
Ioonsete ainete keemilised valemid annavad edasi ainult katioonide ja anioonide vahekorda kristallvõres; Üldiselt on ioonse aine proov elektriliselt neutraalne. Näiteks Al2O3 ioonkristalli valemi kohaselt on Al3+ katioonide ja O2- anioonide suhe võres 2:3; aine on elektriliselt neutraalne - kuus positiivset laengut (2 Al3+) neutraliseeritakse kuue negatiivse laenguga (3 O2-).
Ehkki ioonkristallides pole tõelisi molekule, on kovalentsete ainetega ühtluse tagamiseks tavaks edastada tavapäraste molekulide koostist selliste valemitega nagu NaCl ja Al2O3 ning seetõttu iseloomustada ioonseid aineid teatud suhtelise molekulmassiga. See on seda enam õigustatud, et üleminek kovalentselt sidemelt ioonsidemele toimub järk-järgult ja sellel on ainult tingimuslik piir, mille x = 1,7.
Ioonse sidemega ainete suhteline molekulmass leitakse vastavate elementide suhteliste aatommasside liitmisel, võttes arvesse iga elemendi aatomite arvu.
Näide: Al2O3 suhteline molekulmass on:
Kristallide struktuur ja kuju on kristallograafia teema, kristallide omaduste ja nende struktuuri seost uurib kristallide keemia.
Tuleb märkida, et praktiliselt pole ühtegi ühendit, milles eksisteeriksid ainult ioonsed sidemed. Kovalentsed sidemed tekivad alati kristallis naaberaatomite vahel.
Keemiline side tekib elektronide ja aatomituumade poolt tekitatud elektriväljade vastasmõjul, s.t. keemiline side on oma olemuselt elektriline.
Under keemiline side mõista 2 või enama aatomi interaktsiooni tulemust, mis viib stabiilse polüaatomilise süsteemi moodustumiseni. Keemilise sideme tekkimise tingimuseks on interakteeruvate aatomite energia vähenemine, s.o. aine molekulaarne olek on energeetiliselt soodsam kui aatomi olek. Keemilise sideme moodustumisel kipuvad aatomid saama tervikliku elektronkihi.
Neid eristatakse: kovalentne, ioonne, metalliline, vesinik ja molekulidevaheline.
Kovalentne side- kõige üldisem keemilise sideme tüüp, mis tekib elektronpaari sotsialiseerumise tõttu metaboolne mehhanism -, kui iga interakteeruv aatom varustab ühte elektroni või doonor-aktseptor mehhanism, kui elektronpaar kantakse ühiseks kasutamiseks ühe aatomi (doonor - N, O, Cl, F) poolt üle teisele aatomile (aktseptor - d-elementide aatomid).
Keemiliste sidemete omadused.
1 - sidemete paljusus - 2 aatomi vahel on võimalik ainult 1 sigma side, kuid koos sellega võivad samade aatomite vahel tekkida pi- ja delta-sidemed, mis viib mitme sideme moodustumiseni. Paljusus määratakse ühiste elektronpaaride arvu järgi.
2 - sideme pikkus - tuumadevaheline kaugus molekulis, mida suurem on paljusus, seda väiksem on selle pikkus.
3 – sideme tugevus on selle purustamiseks kuluv energia hulk
4 - kovalentse sideme küllastumine avaldub selles, et üks aatomiorbitaal võib osaleda ainult ühe c.s moodustamises. See omadus määrab molekulaarsete ühendite stöhhiomeetria.
5 – suunalisus c.s. olenevalt sellest, mis kuju ja suunaga elektronpilved on ruumis, võivad nende kattumisel tekkida lineaarse ja nurgakujulise molekulikujuga ühendid.
Iooniline side – moodustub elektronegatiivsuselt väga erinevate aatomite vahel. Need on rühmade 1 ja 2 põhialarühmade ühendid rühmade 6 ja 7 peamiste alarühmade elementidega. Ioonne on keemiline side, mis tekib vastupidiselt laetud ioonide vastastikuse elektrostaatilise külgetõmbe tulemusena.
Ioonse sideme tekkemehhanism: a) interakteeruvate aatomite ioonide teke; b) molekuli tekkimine ioonide külgetõmbe tõttu.
Ioonsete sidemete suunamatus ja küllastumatus
Ioonide jõuväljad on jaotunud kõikides suundades ühtlaselt, mistõttu iga ioon võib vastasmärgiga ioone ligi tõmmata mis tahes suunas. See on ioonse sideme mittesuunaline olemus. Kahe vastupidise märgiga iooni vastastikmõju ei too kaasa nende jõuväljade täielikku vastastikust kompenseerimist. Seetõttu säilib neil võime meelitada ioone teistes suundades, s.t. ioonsidemeid iseloomustab küllastumatus. Seetõttu tõmbab iga ioon ioonühendis nii palju vastupidise märgiga ioone, et moodustub ioonilist tüüpi kristallvõre. Ioonkristallides pole molekule. Iga iooni ümbritseb teatud arv erineva märgiga ioone (iooni koordinatsiooniarv).
metallist ühendus- keemia. Suhtlemine metallides. Metallidel on valentsorbitaalide liig ja elektronide puudus. Kui aatomid lähenevad üksteisele, kattuvad nende valentsorbitaalid, mille tõttu elektronid liiguvad vabalt ühelt orbitaalilt teisele ja kõigi metalliaatomite vahel tekib side. Metalliliseks sidemeks nimetatakse sidet, mille moodustavad suhteliselt vabad elektronid metalliioonide vahel kristallvõres. Ühendus on tugevalt delokaliseeritud ning sellel puudub suund ja küllastus, sest valentselektronid on kristallis ühtlaselt jaotunud. Vabade elektronide olemasolu määrab metallide üldiste omaduste olemasolu: läbipaistmatus, metalliline läige, kõrge elektri- ja soojusjuhtivus, vormitavus ja plastilisus.
vesinikside– side H-aatomi ja tugevalt negatiivse elemendi (F, Cl, N, O, S) vahel. Vesiniksidemed võivad olla intra- ja molekulidevahelised. BC on nõrgem kui kovalentne side. Päikesepõletuse tekkimist seletatakse elektrostaatiliste jõudude toimega. H-aatomil on väike raadius ja kui ta tõrjub välja või kaotab ühe elektroni, omandab H tugeva positiivse laengu, mis mõjutab elektronegatiivsust.
Iooniline side
(kasutati saidi http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm materjale)
Iooniline side tekib elektrostaatilise külgetõmbe kaudu vastupidiselt laetud ioonide vahel. Need ioonid tekivad elektronide üleminekul ühelt aatomilt teisele. Iooniline side moodustub aatomite vahel, mille elektronegatiivsuse erinevused on suured (tavaliselt suurem kui 1,7 Paulingi skaalal), näiteks leelismetallide ja halogeeni aatomite vahel.
Vaatleme ioonse sideme tekkimist NaCl moodustumise näitel.
Aatomite elektroonilistest valemitest
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ja
Kl 1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5
Näha on, et välimise tasandi lõpetamiseks on naatriumi aatomil lihtsam loobuda ühest elektronist kui saada seitse ja klooriaatomil on lihtsam saada üks elektron kui saada seitse. Keemilistes reaktsioonides loovutab naatriumi aatom ühe elektroni ja klooriaatom võtab selle. Selle tulemusena muudetakse naatriumi- ja klooriaatomite elektronkestad väärisgaaside stabiilseteks elektronkihtideks (naatriumkatiooni elektrooniline konfiguratsioon
Na + 1s 2 2s 2 2p 6,
ja kloorianiooni elektrooniline konfiguratsioon on
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Ioonide elektrostaatiline interaktsioon viib NaCl molekuli moodustumiseni.
Keemilise sideme olemus peegeldub sageli aine agregatsiooni olekus ja füüsikalistes omadustes. Ioonsed ühendid, nagu naatriumkloriid NaCl, on kõvad ja tulekindlad, kuna nende "+" ja "-" ioonide laengute vahel on võimas elektrostaatiline külgetõmbejõud.
Negatiivselt laetud klooriioon tõmbab ligi mitte ainult "oma" Na+ iooni, vaid ka teisi enda ümber olevaid naatriumioone. See toob kaasa asjaolu, et ühegi iooni lähedal pole mitte ühte vastupidise märgiga iooni, vaid mitu.
Naatriumkloriidi NaCl kristalli struktuur.
Tegelikult on iga klooriiooni ümber 6 naatriumiooni ja iga naatriumiooni ümber 6 klooriiooni. Seda ioonide järjestatud pakkimist nimetatakse ioonkristalliks. Kui kristallis on isoleeritud üksik klooriaatom, siis seda ümbritsevate naatriumiaatomite hulgast ei ole enam võimalik leida seda, millega kloor reageeris.
Elektrostaatiliste jõududega üksteise külge tõmmatud ioonid on välisjõu või temperatuuri tõusu mõjul äärmiselt vastumeelsed oma asukohta muutma. Kui aga naatriumkloriid sulatatakse ja jätkatakse vaakumis kuumutamist, aurustub see, moodustades kaheaatomilised NaCl molekulid. See viitab sellele, et kovalentsed sidemejõud ei ole kunagi täielikult välja lülitatud.
Ioonsete sidemete põhiomadused ja ioonsete ühendite omadused
1. Ioonne side on tugev keemiline side. Selle sideme energia on suurusjärgus 300 – 700 kJ/mol.
2. Erinevalt kovalentsest sidemest on iooniline side mittesuunaline, kuna ioon võib vastupidise märgiga ioone enda külge tõmmata igas suunas.
3. Erinevalt kovalentsest sidemest on iooniline side küllastumata, kuna vastasmärgiga ioonide vastastikmõju ei too kaasa nende jõuväljade täielikku vastastikust kompenseerimist.
4. Ioonse sidemega molekulide tekkimisel ei toimu elektronide täielikku ülekannet, mistõttu sajaprotsendilisi ioonseid sidemeid looduses ei eksisteeri. NaCl molekulis on keemiline side vaid 80% iooniline.
5. Ioonsete sidemetega ühendid on kristalsed tahked ained, millel on kõrge sulamis- ja keemistemperatuur.
6. Enamik ioonseid ühendeid lahustuvad vees. Ioonsete ühendite lahused ja sulamid juhivad elektrivoolu.
metallist ühendus
Metallkristallid on erineva struktuuriga. Naatriummetalli tükki uurides avastate, et selle välimus on lauasoolast väga erinev. Naatrium on pehme metall, noaga kergesti lõigatav, haamriga lapik, seda saab alkoholilambil topsis kergesti sulatada (sulamistemperatuur 97,8 o C). Naatriumkristallides on iga aatom ümbritsetud kaheksa teise sarnase aatomiga.
Metallilise Na kristallstruktuur.
Jooniselt on näha, et kuubi keskel asuval Na-aatomil on 8 lähimat naabrit. Kuid sama võib öelda ka kõigi teiste kristalli aatomite kohta, kuna need on kõik ühesugused. Kristall koosneb sellel joonisel näidatud "lõpmatult" korduvatest fragmentidest.
Välise energiataseme metalliaatomid sisaldavad väikest arvu valentselektrone. Kuna metalliaatomite ionisatsioonienergia on madal, on valentselektronid nendes aatomites nõrgalt kinni. Selle tulemusena tekivad metallide kristallvõres positiivselt laetud ioonid ja vabad elektronid. Sel juhul asuvad metalli katioonid kristallvõre sõlmedes ja elektronid liiguvad vabalt positiivsete tsentrite väljas, moodustades nn "elektrongaasi".
Negatiivse laenguga elektroni olemasolu kahe katiooni vahel põhjustab iga katiooni interaktsiooni selle elektroniga.
Seega Metalliline side on metallikristallides olevate positiivsete ioonide vaheline side, mis tekib kristallis vabalt liikuvate elektronide külgetõmbe kaudu.
Kuna metalli valentselektronid on kristallis ühtlaselt jaotunud, on metalliside, nagu ioonside, mittesuunaline side. Erinevalt kovalentsest sidemest on metalliside küllastumata side. Metallside erineb kovalentsest sidemest ka tugevuse poolest. Metallilise sideme energia on ligikaudu kolm kuni neli korda väiksem kovalentse sideme energiast.
Tänu elektrongaasi suurele liikuvusele iseloomustab metalle kõrge elektri- ja soojusjuhtivus.
Metallkristall näeb välja üsna lihtne, kuid tegelikult on selle elektrooniline struktuur keerulisem kui ioonsoolakristallidel. Metallelementide välises elektronkihis ei ole piisavalt elektrone, et moodustada täisväärtuslik kovalentne või ioonne oktett. Seetõttu koosneb enamik metalle gaasilises olekus monoatomilistest molekulidest (st üksikutest aatomitest, mis ei ole omavahel seotud). Tüüpiline näide on elavhõbedaaur. Seega tekib metalliline side metalliaatomite vahel ainult vedelas ja tahkes agregatsiooni olekus.
Metallist sidet saab kirjeldada järgmiselt: osa metalli aatomeid tekkivas kristallis loovutavad oma valentselektronid aatomitevahelisele ruumile (naatriumi puhul on see...3s1), muutudes ioonideks. Kuna kõik metalliaatomid kristallis on ühesugused, on igaühel võrdne võimalus kaotada valentselektron.
Teisisõnu, elektronide ülekanne neutraalsete ja ioniseeritud metalliaatomite vahel toimub ilma energiatarbimiseta. Sel juhul satuvad mõned elektronid alati aatomitevahelisse ruumi "elektrongaasina".
Need vabad elektronid hoiavad esiteks metalliaatomeid üksteisest teatud tasakaalukaugusel.
Teiseks annavad need metallidele iseloomuliku “metallilise sära” (vabad elektronid võivad interakteeruda valguskvantidega).
Kolmandaks tagavad vabad elektronid metallidele hea elektrijuhtivusega. Metallide kõrget soojusjuhtivust seletatakse ka vabade elektronide olemasoluga aatomitevahelises ruumis - need "reageeruvad" kergesti energiamuutustele ja aitavad kaasa selle kiirele ülekandele kristallis.
Metallkristalli elektroonilise struktuuri lihtsustatud mudel.
******** Metalli naatriumi näitel vaatleme metallilise sideme olemust aatomiorbitaalide ideede vaatenurgast. Naatriumi aatomil, nagu paljudel teistel metallidel, puuduvad valentselektronid, kuid on olemas vabad valentsorbitaalid. Ainus 3s naatriumi elektron on võimeline liikuma ükskõik millisele vabale ja energialähedasele naaberorbitaalile. Kui kristalli aatomid lähenevad üksteisele, kattuvad naaberaatomite välimised orbitaalid, võimaldades loovutatud elektronidel vabalt liikuda kogu kristallis.
Kuid "elektrongaas" ei ole nii korratu, kui võib tunduda. Metallkristalli vabad elektronid asuvad kattuvatel orbitaalidel ja on teatud määral jagatud, moodustades midagi kovalentsete sidemete sarnast. Naatriumil, kaaliumil, rubiidiumil ja teistel metallilistel s-elementidel on lihtsalt vähe jagatud elektrone, mistõttu nende kristallid on haprad ja sulavad. Kui valentselektronide arv suureneb, suureneb üldiselt metallide tugevus.
Seega kipuvad metallilisi sidemeid moodustama elemendid, mille aatomite väliskestas on vähe valentselektrone. Neid valentselektrone, mis teostavad metallilist sidet, jagatakse nii palju, et nad võivad liikuda kogu metallikristalli ulatuses ja tagada metalli kõrge elektrijuhtivuse.
NaCl kristall ei juhi elektrit, kuna ioonidevahelises ruumis pole vabu elektrone. Kõik naatriumi aatomite poolt loovutatud elektronid on kindlalt klooriioonide käes. See on üks olulisi erinevusi ioonkristallide ja metalli kristallide vahel.
See, mida te nüüd metallide sidumise kohta teate, aitab selgitada enamiku metallide suurt vormitavust (plastilisust). Metalli saab tasandada õhukeseks leheks ja tõmmata traadiks. Fakt on see, et metallkristalli üksikud aatomikihid võivad üksteisega suhteliselt kergesti libiseda: liikuv "elektrongaas" pehmendab pidevalt üksikute positiivsete ioonide liikumist, varjates neid üksteise eest.
Lauasoolaga muidugi midagi sellist teha ei saa, kuigi ka sool on kristalne aine. Ioonkristallides on valentselektronid tihedalt seotud aatomi tuumaga. Ühe ioonikihi nihkumine teise suhtes lähendab sama laenguga ioone ja põhjustab nende vahel tugevat tõukejõudu, mille tulemusena kristall hävib (NaCl on habras aine).
Ioonsete kristallide kihtide nihkumine põhjustab suurte tõukejõudude ilmnemist sarnaste ioonide vahel ja kristalli hävimist.
Navigeerimine
- Kombineeritud ülesannete lahendamine aine kvantitatiivsete omaduste põhjal
- Probleemi lahendamine. Ainete koostise püsivuse seadus. Arvutused, kasutades mõisteid "moolmass" ja "keemiline kogus".
Metallilise sideme olemus. Metallkristallide struktuur.
1. Koos. 71–73; 2. Koos. 143–147; 4. Koos. 90–93; 8. Koos. 138–144; 3. Koos. 130–132.
Iooniline keemiline side on side, mis tekib katioonide ja anioonide vahel nende elektrostaatilise vastasmõju tulemusena. Ioonset sidet võib pidada äärmuslikuks juhuks polaarsest kovalentsest sidemest, mille moodustavad väga erinevate elektronegatiivsusväärtustega aatomid.
Ioonse sideme tekkimisel toimub ühise elektronpaari oluline nihe elektronegatiivsema aatomi suunas, mis seega omandab negatiivse laengu ja muutub aniooniks. Teine aatom, olles kaotanud oma elektroni, moodustab katiooni. Iooniline side tekib ainult selliste elementide aatomosakeste vahel, mis oma elektronegatiivsuselt väga erinevad (Δχ ≥ 1,9).
Ioonset sidet iseloomustatakse suunamatus ruumis ja küllastumatus. Ioonide elektrilaengud määravad nende külgetõmbe- ja tõukejõu ning määravad ühendi stöhhiomeetrilise koostise.
Üldiselt on iooniline ühend vastandlaengutega ioonide hiiglaslik kooslus. Seetõttu peegeldavad ioonsete ühendite keemilised valemid ainult selliseid seoseid moodustavate aatomiosakeste arvu kõige lihtsamat suhet.
Metallist ühendus -Vinteraktsioon, mis hoiab metallide aatomosakesi kristallides.
Metallsideme olemus on sarnane kovalentse sidemega: mõlemat tüüpi sidemed põhinevad valentselektronide sotsialiseerumisel. Kovalentse sideme puhul on aga jagatud vaid kahe naaberaatomi valentselektronid, samas kui metallilise sideme moodustumisel osalevad kõik aatomid nende elektronide jagamises korraga. Metallide madala ionisatsioonienergia tõttu on valentselektronidel lihtne aatomitest eralduda ja liikuda kogu kristalli mahu ulatuses. Tänu elektronide vabale liikumisele on metallidel kõrge elektri- ja soojusjuhtivus.
Seega suhteliselt väike elektronide arv tagab metallikristalli kõigi aatomite sidumise. Seda tüüpi side, erinevalt kovalentsest sidemest, on lokaliseerimata Ja mittesuunatud.
7. Molekulidevaheline interaktsioon . Molekulide orientatsioon, induktsioon ja dispersioon interaktsioon. Molekulidevahelise interaktsiooni energia sõltuvus dipoolmomendi suurusest, polariseeritavusest ja molekulide suurusest. Molekulidevahelise interaktsiooni energia ja ainete agregaatolek. IV-VII rühma p-elementide lihtainete ja molekulaarsete ühendite keemis- ja sulamistemperatuuride muutuste olemus.
1. Koos. 73–75; 2. Koos. 149–151; 4. Koos. 93–95; 8. Koos. 144–146; 11. Koos. 139–140.
Kuigi molekulid on üldiselt elektriliselt neutraalsed, tekivad nende vahel molekulidevahelised vastasmõjud.
Ühtekuuluvusjõude, mis toimivad üksikute molekulide vahel ja viivad esmalt molekulaarse vedeliku ja seejärel molekulaarsete kristallide moodustumiseni, nimetataksemolekulidevahelised jõud , või Van der Waalsi väed .
Molekulidevaheline interaktsioon, nagu ka keemiline side, on olemas elektrostaatiline iseloom, kuid erinevalt viimasest on väga nõrk; avaldub oluliselt suurematel vahemaadel ja seda iseloomustab puudumine küllastus.
Molekulidevahelisi interaktsioone on kolme tüüpi. Esimene tüüp sisaldab orienteerivinteraktsiooni polaarsed molekulid. Lähenemisel orienteeruvad polaarsed molekulid üksteise suhtes vastavalt dipoolide otstes olevate laengute tunnustele. Mida polaarsemad on molekulid, seda tugevam on orientatsiooniline vastastikmõju. Selle energia määrab ennekõike molekulide dipoolide elektrimomentide suurus (st nende polaarsus).
Induktiivne interaktsioon – on elektrostaatiline interaktsioon polaarsete ja mittepolaarsete molekulide vahel.
Mittepolaarses molekulis tekib polaarse molekuli elektrivälja mõjul "indutseeritud" dipool, mis tõmbub polaarse molekuli püsiva dipooli poole. Induktiivse interaktsiooni energia määrab polaarse molekuli elektriline dipoolmoment ja mittepolaarse molekuli polariseeritavus.
Dispersiooni interaktsioon tekib vastastikuse külgetõmbe tulemusena nn hetkelised dipoolid. Seda tüüpi dipoolid tekivad mittepolaarsetes molekulides igal ajal elektronpilve ja tuumade elektriliste raskuskeskmete mittevastavuse tõttu, mis on põhjustatud nende sõltumatust vibratsioonist.
Üksikute komponentide panuse suhteline suurus molekulidevahelise interaktsiooni koguenergiasse sõltub molekuli kahest peamisest elektrostaatilisest omadusest - selle polaarsusest ja polariseeritavusest, mis omakorda on määratud molekuli suuruse ja struktuuriga.
8. vesinikside . Vesiniksideme tekkemehhanism ja olemus. Vesiniksideme energia võrdlus keemilise sideme energia ja molekulidevahelise interaktsiooni energiaga. Molekulidevahelised ja molekulisisesed vesiniksidemed. IV-VII rühma p-elementide hüdriidide sulamis- ja keemistemperatuuride muutuste olemus. Vesiniksidemete tähtsus loodusobjektide jaoks. Vee anomaalsed omadused.
1. Koos. 75–77; 2. Koos. 147–149; 4. Koos. 95–96; 11. Koos. 140–143.
Üks molekulidevahelise interaktsiooni tüüp on vesinikside . See toimub ühe molekuli positiivselt polariseeritud vesinikuaatomi ja teise molekuli negatiivselt polariseeritud X-aatomi vahel:
Х δ- ─Н δ+ Х δ- ─Н δ+ ,
kus X on ühe elektronegatiivseima elemendi - F, O või N - aatom ja sümbol on vesiniksideme sümbol.
Vesiniksideme teke on tingitud ennekõike sellest, et vesinikuaatomil on ainult üks elektron, mis polaarse kovalentse sideme tekkimisel X-aatomiga nihkub selle poole. Vesinikuaatomil tekib kõrge positiivne laeng, mis koos sisemiste elektronkihtide puudumisega vesinikuaatomis võimaldab teisel aatomil läheneda sellele kaugustele, mis on lähedal kovalentsete sidemete pikkustele.
Seega tekib dipoolide vastasmõju tulemusena vesinikside. Kuid erinevalt tavalisest dipool-dipool interaktsioonist on vesiniksideme tekkemehhanism tingitud ka doonori-aktseptori interaktsioonist, kus elektronpaari doonoriks on ühe molekuli X-aatom ja aktseptoriks vesinik. teise aatom.
Vesiniksidemel on suunatavuse ja küllastumise omadused. Vesiniksideme olemasolu mõjutab oluliselt ainete füüsikalisi omadusi. Näiteks HF, H 2 O ja NH 3 sulamis- ja keemistemperatuurid on kõrgemad kui samade rühmade teiste elementide hüdriididel. Anomaalse käitumise põhjuseks on vesiniksidemete olemasolu, mille purunemiseks on vaja lisaenergiat.
Esimene neist on ioonsideme moodustumine. (Teine on haridus, millest tuleb juttu allpool). Ioonse sideme moodustumisel kaotab metalliaatom elektrone ja mittemetalli aatom saab elektrone juurde. Näiteks kaaluge naatriumi ja kloori aatomite elektroonilist struktuuri:
Na 1s 2 2s 2 2 lk 6 3 s 1 - üks elektron välistasandil
Cl 1s 2 2s 2 2 lk 6 3 s 2 3 lk 5 — seitse elektroni välistasandil
Kui naatriumi aatom loovutab oma ainsa 3s elektroni klooriaatomile, on okteti reegel täidetud mõlema aatomi puhul. Klooriaatomil on kaheksa elektroni välimisel kolmandal kihil ja naatriumi aatomil samuti kaheksa elektroni teisel kihil, millest on nüüd saanud välimine kiht:
Na+1s2 2s 2 2 lk 6
Cl - 1s 2 2s 2 2 lk 6 3 s 2 3 lk 6 - kaheksa elektroni välistasandil
Sel juhul sisaldab naatriumi aatomi tuum endiselt 11 prootonit, kuid elektronide koguarv on vähenenud 10-ni. See tähendab, et positiivselt laetud osakesi on ühe võrra rohkem kui negatiivselt laetud osakesi, seega kogulaeng naatriumi "aatomi" osa on +1.
Kloori aatom sisaldab nüüd 17 prootonit ja 18 elektroni ning selle laeng on -1.
Laetud aatomeid, mis moodustuvad ühe või mitme elektroni kao või võimenduse tulemusena, nimetatakse ioonid. Positiivselt laetud ioone nimetatakse katioonid, ja nimetatakse negatiivselt laetud anioonid.
Vastandlaenguga katioone ja anioone tõmbavad elektrostaatilised jõud üksteise külge. Seda vastupidiselt laetud ioonide külgetõmmet nimetatakse iooniliseks sidemeks.
. See esineb aastal metallist ja ühest või mitmest mittemetallist moodustunud ühendid.
Järgmised ühendid vastavad sellele kriteeriumile ja on olemuselt ioonsed: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.
Ioonsete ühendite kujutamiseks on veel üks viis:
Nendes valemites näitavad punktid ainult väliskestades asuvaid elektrone ( valentselektronid ). Selliseid valemeid nimetatakse Lewise valemiteks Ameerika keemiku G. N. Lewise auks, kes oli (koos L. Paulingiga) keemilise sideme teooria üks rajajaid.
Elektronide ülekandmine metalli aatomilt mittemetalli aatomile ja ioonide moodustumine on võimalik tänu sellele, et mittemetallidel on kõrge elektronegatiivsus ja metallidel madal elektronegatiivsus.
Ioonide tugeva üksteise külgetõmbe tõttu on ioonühendid enamasti tahked ja üsna kõrge sulamistemperatuuriga.
Ioonne side tekib elektronide üleminekul metalli aatomilt mittemetalli aatomile. Tekkivad ioonid tõmbavad teineteise poole elektrostaatiliste jõudude toimel.
