Իոնային միացությունների բանաձևերի օրինակներ. Իոնային կապ

Իոնային կապ

Զուտ իոնային կապը ատոմների քիմիապես կապակցված վիճակ է, որտեղ կայուն էլեկտրոնային միջավայր է ձեռք բերվում՝ ամբողջությամբ էլեկտրոնային խտությունը ամբողջությամբ փոխանցելով ավելի էլեկտրաբացասական տարրի ատոմին:

Գործնականում էլեկտրոնի ամբողջական փոխանցումը մի ատոմից մյուս ատոմ՝ կապող գործընկեր, չի իրականացվում, քանի որ յուրաքանչյուր տարր ունի ավելի մեծ կամ փոքր էլեկտրաբացասականություն, և ցանկացած քիմիական կապ որոշ չափով կովալենտ կլինի: Եթե ​​կովալենտային կապի աստիճանը բավականաչափ բարձր է, ապա այդպիսի քիմիական կապը բևեռային կովալենտային կապ է՝ տարբեր աստիճանի իոնականությամբ։ Եթե ​​կապերի կովալենտության աստիճանը փոքր է դրա իոնականության աստիճանի համեմատ, ապա այդպիսի կապը համարվում է իոնային։

Իոնային կապը հնարավոր է միայն էլեկտրադրական և էլեկտրաբացասական տարրերի ատոմների միջև, որոնք գտնվում են հակառակ լիցքավորված իոնների վիճակում։ Իոնային կապի ձևավորման գործընթացը կարելի է բացատրել էլեկտրաստատիկ մոդելով, այսինքն. բացասական և դրական լիցքավորված իոնների քիմիական փոխազդեցությունների դիտարկում:

Իոններ - Սրանք էլեկտրական լիցքավորված մասնիկներ են, որոնք ձևավորվել են չեզոք ատոմներից կամ մոլեկուլներից՝ տալով կամ ստանալով էլեկտրոններ:

Երբ մոլեկուլները հրաժարվում կամ ստանում են էլեկտրոններ, ձևավորվում են մոլեկուլային կամ բազմատոմ իոններ, օրինակ՝ երկթթվածնի իոն, նիտրիտ իոն։

Միատոմային դրական իոնները կամ միաատոմային բացասական իոնները կամ միաատոմային անիոնները առաջանում են չեզոք ատոմների միջև քիմիական ռեակցիայի արդյունքում՝ էլեկտրոնների փոխադարձ փոխանցման միջոցով, մինչդեռ փոքր թվով արտաքին էլեկտրոններով էլեկտրադրական տարրի ատոմն անցնում է ավելի կայուն վիճակի։ միատոմային կատիոն՝ նվազեցնելով այս էլեկտրոնների թիվը։ Ընդհակառակը, էլեկտրաբացասական տարրի ատոմը, որն ունի մեծ թվով արտաքին էլեկտրոններ, էլեկտրոնների քանակն ավելացնելով վերածվում է միատոմ իոնի ավելի կայուն վիճակի։ Միատոմ կատիոնները ձևավորվում են, որպես կանոն, մետաղներից, իսկ միատոմային անիոնները՝ ոչ մետաղներից։

Էլեկտրոններ փոխանցելիս մետաղական և ոչ մետաղական տարրերի ատոմները հակված են իրենց միջուկների շուրջ ձևավորել կայուն էլեկտրոնային թաղանթ: Ոչ մետաղական տարրի ատոմն իր միջուկի շուրջ ստեղծում է հետագա ազնիվ գազի արտաքին թաղանթ: Մինչդեռ մետաղական տարրի ատոմը, արտաքին էլեկտրոնները կորցնելուց հետո, ստանում է նախորդ ազնիվ գազի կայուն օկտետ կոնֆիգուրացիա։

Իոնային բյուրեղներ

Երբ մետաղական և ոչ մետաղական պարզ նյութերը փոխազդում են, ուղեկցվում են էլեկտրոններ տալով և ստանալով, առաջանում են աղեր։ Օրինակ:

2Na + Cl2 = 2NaCl,

2Al + 3F2 = 2AlF3

Իոնային կապը բնորոշ է ոչ միայն թթվածնազուրկ և թթվածին պարունակող թթուների ածանցյալների աղերին, ինչպիսիք են՝ NaCl, AlF3, NaNO3, Al(SO4)3], այլև անօրգանական նյութերի այլ դասերի՝ հիմնային օքսիդների և հիդրօքսիդների [օրինակ՝ որպես Na2O և NaOH], երկուական միացություններ [ինչպես Li3N և CaC2]: Հակառակ նշանների լիցքերով իոնների միջև առաջանում են ձգողականության էլեկտրաստատիկ ուժեր։ Նման գրավիչ ուժերը իզոտրոպ են, այսինքն. հավասարապես գործել բոլոր ուղղություններով. Արդյունքում, պինդ աղերում իոնների դասավորությունը որոշակի ձևով է դասավորված տիեզերքում։ Կարգավորված կատիոնների և անիոնների համակարգը կոչվում է իոնային բյուրեղային ցանց, իսկ իրենք՝ պինդ մարմինները (աղեր, հիմնական օքսիդներ և հիդրօքսիդներ)՝ իոնային բյուրեղներ։

Բոլոր իոնային բյուրեղներն ունեն աղի նմանություն։ Աղի նման նիշը վերաբերում է հատկությունների որոշակի շարքին, որը տարբերում է իոնային բյուրեղները բյուրեղային նյութերից այլ տեսակի վանդակաճաղերով: Իհարկե, ոչ բոլոր իոնային ցանցերն են բնութագրվում տարածության մեջ իոնների նման դասավորությամբ, հակառակ լիցքերով հարևան իոնների թիվը կարող է տարբեր լինել, սակայն բյուրեղների համար պարտադիր է տարածության մեջ կատիոնների և անիոնների փոփոխությունը։

Շնորհիվ այն բանի, որ Կուլոնի գրավիչ ուժերը հավասարապես բաշխված են բոլոր ուղղություններով, բյուրեղային ցանցի տեղերում իոնները կապված են համեմատաբար ամուր, թեև իոններից յուրաքանչյուրը անշարժ ամրացված չէ, բայց անընդհատ ջերմային թրթռումներ է կատարում ցանցի իր դիրքի շուրջ: . Ցանցի երկայնքով իոնների թարգմանական շարժում չկա, հետևաբար սենյակային ջերմաստիճանում իոնային կապերով բոլոր նյութերը պինդ են (բյուրեղային): Ջերմային թրթռումների ամպլիտուդը կարող է մեծանալ իոնային բյուրեղը տաքացնելով, ինչը, ի վերջո, հանգեցնում է ցանցի ոչնչացմանը և պինդ մարմնի անցմանը հեղուկ վիճակի (հալման կետում): Իոնային բյուրեղների հալման կետը համեմատաբար բարձր է, իսկ եռման կետը, որում տեղի է ունենում հեղուկ նյութի անցումը ամենաանկարգ, գազային վիճակի, շատ բարձր է։ Օրինակ:

Շատ աղեր, հատկապես բազմատարր բարդ աղերը, ինչպես նաև օրգանական թթուների աղերը, կարող են քայքայվել եռման և նույնիսկ հալման կետից ցածր ջերմաստիճանում:

Բազմաթիվ իոնային կապով միացությունների (նրանք, որոնք չեն արձագանքում ջրի հետ կամ չեն քայքայվում հալվելուց առաջ) բնորոշ հատկությունն այն է, որ դրանք տարանջատվեն իրենց բաղադրիչ իոնների մեջ. Իոնների շարժունակության շնորհիվ ջրային լուծույթները կամ իոնային բյուրեղների հալոցները էլեկտրական հոսանք են վարում։

Իոնային բյուրեղներում առանձին զույգ իոնների միջև կապեր չկան. Ավելի ճիշտ, պետք է ասել, որ իոնային միացության նմուշում պարունակվող բոլոր կատիոններն ու անիոնները կապված են։

Կատիոններից և անիոններից կառուցված իոնային բյուրեղներում մոլեկուլներ չկան։

Իոնային նյութերի քիմիական բանաձևերը փոխանցում են միայն կատիոնների և անիոնների հարաբերակցությունը բյուրեղային ցանցում. Ընդհանուր առմամբ, իոնային նյութի նմուշը էլեկտրականորեն չեզոք է: Օրինակ, Al2O3 իոնային բյուրեղի բանաձևի համաձայն, ցանցում Al3+ կատիոնների և O2- անիոնների հարաբերակցությունը 2:3 է; նյութը էլեկտրականորեն չեզոք է՝ վեց դրական լիցքեր (2 Al3+) չեզոքացվում են վեց բացասական լիցքերով (3 O2-):

Թեև իոնային բյուրեղներում իրական մոլեկուլներ գոյություն չունեն, կովալենտ նյութերի հետ միատեսակության համար ընդունված է սովորական մոլեկուլների բաղադրությունը փոխանցել այնպիսի բանաձևերով, ինչպիսիք են NaCl և Al2O3, և, հետևաբար, բնութագրել իոնային նյութերը հարաբերական մոլեկուլային զանգվածի որոշակի արժեքներով: Սա առավել եւս արդարացված է, քանի որ կովալենտային կապից իոնային կապի անցումը տեղի է ունենում աստիճանաբար և ունի միայն պայմանական սահման x = 1,7-ով:

Իոնային կապերով նյութերի հարաբերական մոլեկուլային զանգվածը հայտնաբերվում է՝ գումարելով համապատասխան տարրերի հարաբերական ատոմային զանգվածները՝ հաշվի առնելով յուրաքանչյուր տարրի ատոմների թիվը։

Օրինակ՝ Al2O3-ի հարաբերական մոլեկուլային քաշը հետևյալն է.

Բյուրեղների կառուցվածքը և ձևը բյուրեղագրության առարկա են, իսկ բյուրեղների հատկությունների և կառուցվածքի միջև կապն ուսումնասիրվում է բյուրեղների քիմիայի միջոցով։

Հարկ է նշել, որ գործնականում չկան միացություններ, որոնցում գոյություն ունեն միայն իոնային կապեր։ Կովալենտային կապերը միշտ առաջանում են բյուրեղի հարևան ատոմների միջև:

Քիմիական կապն առաջանում է էլեկտրոնների և ատոմային միջուկների կողմից ստեղծված էլեկտրական դաշտերի փոխազդեցության պատճառով, այսինքն. քիմիական կապն իր բնույթով էլեկտրական է:

Տակ քիմիական կապհասկանալ 2 կամ ավելի ատոմների փոխազդեցության արդյունքը, որը հանգեցնում է կայուն բազմատոմային համակարգի ձևավորմանը: Քիմիական կապի առաջացման պայմանը փոխազդող ատոմների էներգիայի նվազումն է, այսինքն. նյութի մոլեկուլային վիճակը էներգետիկ առումով ավելի բարենպաստ է, քան ատոմային վիճակը: Քիմիական կապ ստեղծելիս ատոմները ձգտում են ստանալ ամբողջական էլեկտրոնային թաղանթ։

Առանձնանում են՝ կովալենտային, իոնային, մետաղական, ջրածնային և միջմոլեկուլային։

Կովալենտային կապ– քիմիական կապի ամենաընդհանուր տեսակը, որն առաջանում է էլեկտրոնային զույգի սոցիալականացման շնորհիվ նյութափոխանակության մեխանիզմ -, երբ փոխազդող ատոմներից յուրաքանչյուրը մատակարարում է մեկ էլեկտրոն, կամ դոնոր-ընդունող մեխանիզմ, եթե էլեկտրոնային զույգը ընդհանուր օգտագործման համար փոխանցվում է մեկ ատոմի (դոնոր՝ N, O, Cl, F) մեկ այլ ատոմի (ընդունիչ՝ d-տարրերի ատոմներ)։

Քիմիական կապերի բնութագրերը.

1 - կապերի բազմապատկություն - 2 ատոմների միջև հնարավոր է միայն 1 սիգմա կապ, բայց դրա հետ մեկտեղ կարող է լինել պի և դելտա կապ նույն ատոմների միջև, ինչը հանգեցնում է բազմաթիվ կապերի ձևավորմանը: Բազմապատկությունը որոշվում է ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի քանակով։

2 – կապի երկարություն – միջմիջուկային հեռավորությունը մոլեկուլում, որքան մեծ է բազմապատկությունը, այնքան կարճ է նրա երկարությունը:

3 - կապի ամրությունը էներգիայի քանակն է, որն անհրաժեշտ է այն կոտրելու համար

4 – կովալենտային կապի հագեցվածությունը դրսևորվում է նրանով, որ մեկ ատոմային ուղեծրը կարող է մասնակցել միայն մեկ կովալենտային կապի ձևավորմանը: Այս հատկությունը որոշում է մոլեկուլային միացությունների ստոյքիոմետրիան:

5 – ուղղորդվածություն ք.ս. կախված նրանից, թե ինչ ձև և ուղղություն ունեն էլեկտրոնային ամպերը տարածության մեջ, երբ դրանք համընկնում են միմյանց, կարող են առաջանալ մոլեկուլների գծային և անկյունային ձևերով միացություններ։

Իոնային կապ – ձևավորվում է ատոմների միջև, որոնք մեծապես տարբերվում են էլեկտրաբացասականությամբ: Սրանք 1 և 2 խմբերի հիմնական ենթախմբերի միացություններ են 6 և 7 խմբերի հիմնական ենթախմբերի տարրերով։ Իոնային քիմիական կապ է, որն առաջանում է հակառակ լիցքավորված իոնների փոխադարձ էլեկտրաստատիկ ձգողության արդյունքում։

Իոնային կապի առաջացման մեխանիզմը՝ ա) փոխազդող ատոմների իոնների առաջացում. բ) իոնների ներգրավման պատճառով մոլեկուլի առաջացումը.

Իոնային կապերի ոչ ուղղորդվածություն և չհագեցվածություն

Իոնների ուժային դաշտերը հավասարապես բաշխված են բոլոր ուղղություններով, ուստի յուրաքանչյուր իոն կարող է հակառակ նշանի իոններ ձգել ցանկացած ուղղությամբ։ Սա իոնային կապի ոչ ուղղորդված բնույթն է: Հակառակ նշանի 2 իոնների փոխազդեցությունը չի հանգեցնում նրանց ուժային դաշտերի ամբողջական փոխադարձ փոխհատուցման։ Հետեւաբար, նրանք պահպանում են այլ ուղղություններով իոններ ներգրավելու ունակությունը, այսինքն. Իոնային կապը բնութագրվում է չհագեցվածությամբ: Հետևաբար, իոնային միացության մեջ յուրաքանչյուր իոն ձգում է հակառակ նշանի այնպիսի քանակի իոններ, որ ձևավորվում է իոնային տիպի բյուրեղային ցանց։ Իոնային բյուրեղներում մոլեկուլներ չկան: Յուրաքանչյուր իոն շրջապատված է տարբեր նշանի որոշակի թվով իոններով (իոնի կոորդինացիոն համարը):

Մետաղական միացում- քիմ. Հաղորդակցություն մետաղների մեջ. Մետաղներն ունեն վալենտային օրբիտալների ավելցուկ և էլեկտրոնների պակաս։ Երբ ատոմները մոտենում են միմյանց, նրանց վալենտային ուղեծրերը համընկնում են, ինչի պատճառով էլեկտրոնները ազատորեն շարժվում են մի ուղեծրից մյուսը, և կապ է հաստատվում բոլոր մետաղների ատոմների միջև: Այն կապը, որն իրականացվում է համեմատաբար ազատ էլեկտրոնների միջոցով մետաղական իոնների միջև բյուրեղային ցանցում, կոչվում է մետաղական կապ: Կապը խիստ տեղայնացված է և զուրկ է ուղղորդվածությունից և հագեցվածությունից, քանի որ վալենտային էլեկտրոնները հավասարաչափ բաշխված են բյուրեղի վրա: Ազատ էլեկտրոնների առկայությունը որոշում է մետաղների ընդհանուր հատկությունների առկայությունը՝ անթափանցիկություն, մետաղական փայլ, բարձր էլեկտրական և ջերմային հաղորդունակություն, ճկունություն և պլաստիկություն։

Ջրածնային կապ– կապ H ատոմի և խիստ բացասական տարրի միջև (F, Cl, N, O, S): Ջրածնային կապերը կարող են լինել ներմոլեկուլային և միջմոլեկուլային: BC-ն ավելի թույլ է, քան կովալենտային կապը: Արեւայրուկի առաջացումը բացատրվում է էլեկտրաստատիկ ուժերի ազդեցությամբ։ H ատոմն ունի փոքր շառավիղ, և երբ այն տեղափոխում կամ կորցնում է մեկ էլեկտրոն, H-ն ձեռք է բերում ուժեղ դրական լիցք, որն ազդում է էլեկտրաբացասականության վրա։

Իոնային կապ

(օգտագործվել են նյութեր http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm կայքից)

Իոնային կապը տեղի է ունենում հակառակ լիցքավորված իոնների միջև էլեկտրաստատիկ ներգրավման միջոցով: Այս իոնները առաջանում են էլեկտրոնների մի ատոմից մյուսը տեղափոխելու արդյունքում։ Իոնային կապ է ձևավորվում ատոմների միջև, որոնք ունեն էլեկտրաբացասականության մեծ տարբերություն (սովորաբար Փոլինգի սանդղակով 1,7-ից ավելի), օրինակ՝ ալկալիական մետաղի և հալոգենի ատոմների միջև։

Դիտարկենք իոնային կապի առաջացումը՝ օգտագործելով NaCl-ի առաջացման օրինակը:

Ատոմների էլեկտրոնային բանաձևերից

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 and

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Տեսանելի է, որ արտաքին մակարդակն ավարտելու համար նատրիումի ատոմի համար ավելի հեշտ է հրաժարվել մեկ էլեկտրոնից, քան ստանալ յոթ, իսկ քլորի ատոմի համար ավելի հեշտ է ստանալ մեկ էլեկտրոն, քան յոթը: Քիմիական ռեակցիաների ժամանակ նատրիումի ատոմը տալիս է մեկ էլեկտրոն, իսկ քլորի ատոմը վերցնում է այն։ Արդյունքում, նատրիումի և քլորի ատոմների էլեկտրոնային թաղանթները վերածվում են ազնիվ գազերի կայուն էլեկտրոնային թաղանթների (նատրիումի կատիոնի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա

Na + 1s 2 2s 2 2p 6,

իսկ քլորի անիոնի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան է

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Իոնների էլեկտրաստատիկ փոխազդեցությունը հանգեցնում է NaCl մոլեկուլի առաջացմանը։

Քիմիական կապի բնույթը հաճախ արտացոլվում է նյութի ագրեգացման վիճակում և ֆիզիկական հատկություններով։ Իոնային միացությունները, ինչպիսիք են նատրիումի քլորիդը NaCl-ը, կոշտ են և հրակայուն, քանի որ դրանց «+» և «–» իոնների լիցքերի միջև առկա են էլեկտրաստատիկ ձգողականության հզոր ուժեր:

Բացասական լիցքավորված քլորի իոնը ձգում է ոչ միայն «իր» Na+ իոնը, այլև իր շուրջը գտնվող նատրիումի այլ իոններ։ Սա հանգեցնում է նրան, որ իոններից որևէ մեկի մոտ հակառակ նշանով ոչ թե մեկ իոն կա, այլ մի քանի:

Նատրիումի քլորիդի NaCl բյուրեղի կառուցվածքը:

Իրականում, յուրաքանչյուր քլորի իոնի շուրջ կա 6 նատրիումի իոն, իսկ յուրաքանչյուր նատրիումի իոնի շուրջ՝ 6 քլորի իոն: Իոնների այս կարգավորված փաթեթավորումը կոչվում է իոնային բյուրեղ: Եթե ​​մեկ քլորի ատոմը մեկուսացված է բյուրեղում, ապա այն շրջապատող նատրիումի ատոմներից այլևս հնարավոր չէ գտնել այն, որի հետ քլորը արձագանքել է:

Էլեկտրաստատիկ ուժերով միմյանց ձգվող իոնները չափազանց դժկամությամբ են փոխում իրենց տեղը արտաքին ուժի կամ ջերմաստիճանի բարձրացման ազդեցության տակ։ Բայց եթե նատրիումի քլորիդը հալեցնում են և շարունակում են տաքացնել վակուումում, այն գոլորշիանում է՝ ձևավորելով երկատոմային NaCl մոլեկուլներ։ Սա ենթադրում է, որ կովալենտային կապի ուժերը երբեք ամբողջությամբ չեն անջատվում:

Իոնային կապերի հիմնական բնութագրերը և իոնային միացությունների հատկությունները

1. Իոնային կապը ուժեղ քիմիական կապ է: Այս կապի էներգիան 300 – 700 կՋ/մոլ է:

2. Ի տարբերություն կովալենտային կապի, իոնային կապն ուղղորդված չէ, քանի որ իոնը կարող է դեպի իրեն հակառակ նշանի իոններ ձգել ցանկացած ուղղությամբ։

3. Ի տարբերություն կովալենտային կապի, իոնային կապը չհագեցած է, քանի որ հակառակ նշանի իոնների փոխազդեցությունը չի հանգեցնում նրանց ուժային դաշտերի ամբողջական փոխադարձ փոխհատուցման։

4. Իոնային կապով մոլեկուլների առաջացման ժամանակ էլեկտրոնների ամբողջական փոխանցում չի լինում, հետեւաբար բնության մեջ հարյուր տոկոսանոց իոնային կապեր գոյություն չունեն։ NaCl մոլեկուլում քիմիական կապը միայն 80% է իոնային։

5. Իոնային կապերով միացությունները բյուրեղային պինդ մարմիններ են, որոնք ունեն բարձր հալման և եռման ջերմաստիճան:

6. Իոնային միացությունների մեծ մասը լուծելի է ջրում: Իոնային միացությունների լուծույթները և հալոցքը վարում են էլեկտրական հոսանք։

Մետաղական միացում

Մետաղական բյուրեղների կառուցվածքը տարբեր է: Եթե ​​դուք ուսումնասիրեք նատրիումի մետաղի մի կտոր, ապա կտեսնեք, որ դրա արտաքին տեսքը շատ է տարբերվում ճաշի աղից։ Նատրիումը փափուկ մետաղ է, հեշտությամբ կտրվում է դանակով, հարթացվում է մուրճով, այն հեշտությամբ կարելի է հալեցնել բաժակի մեջ սպիրտային լամպի վրա (հալման ջերմաստիճանը 97,8 o C): Նատրիումի բյուրեղում յուրաքանչյուր ատոմ շրջապատված է ութ այլ նմանատիպ ատոմներով:

Մետաղական Na-ի բյուրեղային կառուցվածքը.

Նկարը ցույց է տալիս, որ խորանարդի կենտրոնում գտնվող Na ատոմն ունի 8 ամենամոտ հարևան: Բայց նույնը կարելի է ասել բյուրեղի ցանկացած այլ ատոմի մասին, քանի որ դրանք բոլորը նույնն են։ Բյուրեղը բաղկացած է այս նկարում ցուցադրված «անսահման» կրկնվող բեկորներից:

Արտաքին էներգիայի մակարդակում գտնվող մետաղների ատոմները պարունակում են փոքր թվով վալենտային էլեկտրոններ։ Քանի որ մետաղի ատոմների իոնացման էներգիան ցածր է, վալենտային էլեկտրոնները թույլ են պահպանվում այդ ատոմներում: Արդյունքում մետաղների բյուրեղային ցանցում հայտնվում են դրական լիցքավորված իոններ և ազատ էլեկտրոններ։ Այս դեպքում մետաղական կատիոնները տեղակայված են բյուրեղային ցանցի հանգույցներում, իսկ էլեկտրոններն ազատորեն շարժվում են դրական կենտրոնների դաշտում՝ ձևավորելով այսպես կոչված «էլեկտրոն գազ»։

Երկու կատիոնների միջև բացասաբար լիցքավորված էլեկտրոնի առկայությունը հանգեցնում է նրան, որ յուրաքանչյուր կատիոն փոխազդում է այս էլեկտրոնի հետ:

Այսպիսով, Մետաղական կապը մետաղական բյուրեղներում դրական իոնների միջև կապն է, որը տեղի է ունենում բյուրեղում ազատ շարժվող էլեկտրոնների ներգրավման միջոցով:

Քանի որ մետաղի վալենտային էլեկտրոնները հավասարաչափ բաշխված են բյուրեղի վրա, մետաղական կապը, ինչպես իոնային կապը, ոչ ուղղորդված կապ է: Ի տարբերություն կովալենտային կապի՝ մետաղական կապը չհագեցած կապ է։ Մետաղական կապը կովալենտային կապից նույնպես տարբերվում է ամրությամբ։ Մետաղական կապի էներգիան մոտավորապես երեքից չորս անգամ պակաս է կովալենտային կապի էներգիայից:

Էլեկտրոնային գազի բարձր շարժունակության շնորհիվ մետաղները բնութագրվում են բարձր էլեկտրական և ջերմային հաղորդունակությամբ։

Մետաղական բյուրեղը բավականին պարզ տեսք ունի, բայց իրականում դրա էլեկտրոնային կառուցվածքն ավելի բարդ է, քան իոնային աղի բյուրեղները: Մետաղական տարրերի արտաքին էլեկտրոնային թաղանթում բավականաչափ էլեկտրոններ չկան՝ լիարժեք «ութնյակ» կովալենտային կամ իոնային կապ ստեղծելու համար: Հետևաբար, գազային վիճակում մետաղների մեծ մասը բաղկացած է միատոմ մոլեկուլներից (այսինքն՝ առանձին ատոմներ, որոնք կապված չեն միմյանց հետ): Տիպիկ օրինակ է սնդիկի գոլորշին: Այսպիսով, մետաղական կապը մետաղի ատոմների միջև տեղի է ունենում միայն ագրեգացման հեղուկ և պինդ վիճակում:

Մետաղական կապը կարելի է նկարագրել հետևյալ կերպ. ստացված բյուրեղի մետաղի ատոմներից մի քանիսը զիջում են իրենց վալենտային էլեկտրոնները ատոմների միջև ընկած տարածությանը (նատրիումի համար սա...3s1 է)՝ վերածվելով իոնների։ Քանի որ բյուրեղի բոլոր մետաղների ատոմները նույնն են, յուրաքանչյուրն ունի վալենտային էլեկտրոն կորցնելու հավասար հնարավորություն:

Այլ կերպ ասած, էլեկտրոնների փոխանցումը չեզոք և իոնացված մետաղի ատոմների միջև տեղի է ունենում առանց էներգիայի սպառման: Այս դեպքում որոշ էլեկտրոններ միշտ հայտնվում են ատոմների միջև ընկած տարածությունում՝ «էլեկտրոնային գազի» տեսքով։

Այս ազատ էլեկտրոնները, առաջին հերթին, պահում են մետաղի ատոմները միմյանցից որոշակի հավասարակշռության հեռավորության վրա:

Երկրորդ, նրանք մետաղներին տալիս են բնորոշ «մետաղական փայլ» (ազատ էլեկտրոնները կարող են փոխազդել լույսի քվանտների հետ):

Երրորդ, ազատ էլեկտրոնները մետաղներին ապահովում են լավ էլեկտրական հաղորդունակությամբ: Մետաղների բարձր ջերմային հաղորդունակությունը բացատրվում է նաև միջատոմային տարածության մեջ ազատ էլեկտրոնների առկայությամբ. նրանք հեշտությամբ «արձագանքում են» էներգիայի փոփոխություններին և նպաստում դրա արագ փոխանցմանը բյուրեղում:

Մետաղական բյուրեղի էլեկտրոնային կառուցվածքի պարզեցված մոդել։

******** Որպես օրինակ օգտագործելով մետաղական նատրիումը՝ եկեք դիտարկենք մետաղական կապի բնույթը՝ ատոմային ուղեծրերի մասին պատկերացումների տեսանկյունից: Նատրիումի ատոմը, ինչպես շատ այլ մետաղներ, ունի վալենտային էլեկտրոնների պակաս, սակայն կան ազատ վալենտային ուղեծրեր։ Նատրիումի միակ 3 վ էլեկտրոնն ունակ է շարժվել դեպի ազատ և մոտ էներգիայի հարևան ուղեծրից որևէ մեկը: Երբ բյուրեղի ատոմները մոտենում են միմյանց, հարևան ատոմների արտաքին ուղեծրերը համընկնում են, ինչը թույլ է տալիս արձակված էլեկտրոններին ազատորեն շարժվել բյուրեղով մեկ:

Այնուամենայնիվ, «էլեկտրոնային գազը» այնքան էլ անկարգ չէ, որքան կարող է թվալ։ Մետաղական բյուրեղներում ազատ էլեկտրոնները գտնվում են համընկնող ուղեծրերում և որոշ չափով կիսվում են՝ ձևավորելով կովալենտային կապերի պես մի բան: Նատրիումը, կալիումը, ռուբիդիումը և այլ մետաղական s-տարրերը պարզապես քիչ ընդհանուր էլեկտրոններ ունեն, ուստի դրանց բյուրեղները փխրուն են և դյուրահալ: Քանի որ վալենտային էլեկտրոնների թիվը մեծանում է, մետաղների ամրությունը հիմնականում մեծանում է։

Այսպիսով, մետաղական կապերը հակված են ձևավորվել այն տարրերի կողմից, որոնց ատոմներն իրենց արտաքին թաղանթում քիչ վալենտային էլեկտրոններ ունեն։ Այս վալենտային էլեկտրոնները, որոնք իրականացնում են մետաղական կապը, այնքան են կիսվում, որ կարող են շարժվել մետաղի բյուրեղով մեկ և ապահովել մետաղի բարձր էլեկտրական հաղորդունակություն:

NaCl բյուրեղը էլեկտրականություն չի փոխանցում, քանի որ իոնների միջև ազատ էլեկտրոններ չկան: Նատրիումի ատոմների կողմից նվիրաբերված բոլոր էլեկտրոնները ամուր պահվում են քլորի իոնների կողմից: Սա իոնային բյուրեղների և մետաղական բյուրեղների էական տարբերություններից մեկն է:

Այն, ինչ դուք այժմ գիտեք մետաղական կապի մասին, օգնում է բացատրել մետաղների մեծ մասի բարձր ճկունությունը (ճկունությունը): Մետաղը կարելի է հարթեցնել բարակ թերթիկի մեջ, քաշել մետաղալարով: Փաստն այն է, որ մետաղական բյուրեղի ատոմների առանձին շերտերը կարող են համեմատաբար հեշտությամբ սահել միմյանց. շարժական «էլեկտրոն գազը» անընդհատ մեղմացնում է առանձին դրական իոնների շարժումը՝ պաշտպանելով դրանք միմյանցից:

Իհարկե, նման բան չի կարելի անել կերակրի աղի հետ, թեեւ աղը նույնպես բյուրեղային նյութ է։ Իոնային բյուրեղներում վալենտային էլեկտրոնները ամուր կապված են ատոմի միջուկի հետ։ Իոնների մի շերտի տեղափոխումը մյուսի նկատմամբ մոտեցնում է նույն լիցքի իոնները և առաջացնում նրանց միջև ուժեղ վանում, որի արդյունքում բյուրեղը քայքայվում է (NaCl-ը փխրուն նյութ է)։

Իոնային բյուրեղի շերտերի տեղաշարժը հանգեցնում է նման իոնների միջև մեծ վանող ուժերի առաջացմանը և բյուրեղի ոչնչացմանը:

Նավիգացիա

• Համակցված խնդիրների լուծում՝ հիմնված նյութի քանակական բնութագրերի վրա
• Խնդրի լուծում. Նյութերի բաղադրության հաստատունության օրենքը. Հաշվարկներ՝ օգտագործելով նյութի «մոլային զանգված» և «քիմիական քանակություն» հասկացությունները

Մետաղական կապի բնույթը. Մետաղական բյուրեղների կառուցվածքը.

1. Հետ. 71–73; 2. Հետ. 143–147 թթ. 4. Հետ. 90–93; 8. Հետ. 138–144; 3. Հետ. 130–132 թթ.

Իոնային քիմիական կապ կապն է, որը ձևավորվում է կատիոնների և անիոնների միջև նրանց էլեկտրաստատիկ փոխազդեցության արդյունքում։Իոնային կապը կարելի է համարել որպես բևեռային կովալենտ կապի ծայրահեղ դեպք, որը ձևավորվում է էլեկտրաբացասականության տարբեր արժեքներով ատոմների կողմից:

Երբ ձևավորվում է իոնային կապ, տեղի է ունենում էլեկտրոնների ընդհանուր զույգի զգալի տեղաշարժ դեպի ավելի էլեկտրաբացասական ատոմ, որն այդպիսով ձեռք է բերում բացասական լիցք և վերածվում անիոնի։ Մեկ այլ ատոմ, կորցնելով իր էլեկտրոնը, ձևավորում է կատիոն։ Իոնային կապ է ձևավորվում միայն այն տարրերի ատոմային մասնիկների միջև, որոնք մեծապես տարբերվում են իրենց էլեկտրաբացասականությամբ (Δχ ≥ 1,9)։

Իոնային կապը բնութագրվում է ուղղության բացակայությունտիեզերքում և չհագեցվածություն. Իոնների էլեկտրական լիցքերը որոշում են դրանց ձգողականությունն ու վանողությունը և որոշում միացության ստոյխիոմետրիկ բաղադրությունը։

Ընդհանուր առմամբ, իոնային միացությունը հակադիր լիցքերով իոնների հսկա միավորումն է։ Հետևաբար, իոնային միացությունների քիմիական բանաձևերը արտացոլում են միայն ամենապարզ հարաբերությունը ատոմային մասնիկների թվերի միջև, որոնք կազմում են այդպիսի ասոցիացիաներ։

Մետաղական միացում -Վփոխազդեցություն, որը մետաղների ատոմային մասնիկները պահում է բյուրեղներում:

Մետաղական կապի բնույթը նման է կովալենտային կապի. երկու տեսակի կապերն էլ հիմնված են վալենտային էլեկտրոնների բաշխման վրա: Սակայն կովալենտային կապի դեպքում կիսվում են միայն երկու հարևան ատոմների վալենտային էլեկտրոնները, մինչդեռ մետաղական կապի ձևավորման ժամանակ բոլոր ատոմները մասնակցում են այդ էլեկտրոնների կիսմանը։ Մետաղների ցածր իոնացման էներգիան հեշտացնում է վալենտային էլեկտրոնների հեռացումը ատոմներից և շարժվում բյուրեղի ողջ ծավալով: Էլեկտրոնների ազատ շարժման շնորհիվ մետաղներն ունեն բարձր էլեկտրական և ջերմային հաղորդունակություն։

Այսպիսով, համեմատաբար փոքր թվով էլեկտրոններ ապահովում են բոլոր ատոմների կապը մետաղական բյուրեղում: Այս տեսակի կապը, ի տարբերություն կովալենտի, է ոչ տեղայնացվածԵվ ոչ ուղղորդված.

7. Միջմոլեկուլային փոխազդեցություն . Մոլեկուլների կողմնորոշում, ինդուկցիոն և ցրման փոխազդեցություն: Միջմոլեկուլային փոխազդեցության էներգիայի կախվածությունը դիպոլային պահի մեծությունից, բևեռացման և մոլեկուլների չափից: Միջմոլեկուլային փոխազդեցության էներգիան և նյութերի ագրեգատային վիճակը: IV-VII խմբերի պարզ նյութերի և p-տարրերի մոլեկուլային միացությունների եռման և հալման ջերմաստիճանների փոփոխությունների բնույթը:

1. Հետ. 73–75; 2. Հետ. 149–151 թթ. 4. Հետ. 93–95; 8. Հետ. 144–146; 11. Հետ. 139–140 թթ.

Չնայած մոլեկուլները հիմնականում էլեկտրականորեն չեզոք են, նրանց միջև տեղի են ունենում միջմոլեկուլային փոխազդեցություններ:

Համակցված ուժերը, որոնք գործում են մեկ մոլեկուլների միջև և հանգեցնում են սկզբում մոլեկուլային հեղուկի, այնուհետև մոլեկուլային բյուրեղների առաջացմանը, կոչվում են.միջմոլեկուլային ուժեր , կամ Վան դեր Վալսի ուժերը .

Միջմոլեկուլային փոխազդեցությունը, ինչպես քիմիական կապը, ունի էլեկտրաստատիկ բնույթ, բայց, ի տարբերություն վերջինիս, շատ թույլ է; դրսևորվում է զգալիորեն ավելի մեծ հեռավորությունների վրա և բնութագրվում է բացակայությամբ հագեցվածություն.

Գոյություն ունեն երեք տեսակի միջմոլեկուլային փոխազդեցություններ. Առաջին տեսակը ներառում է կողմնորոշիչփոխազդեցությունբևեռային մոլեկուլներ. Մոտենալիս բևեռային մոլեկուլները կողմնորոշվում են միմյանց նկատմամբ՝ դիպոլների ծայրերում գտնվող լիցքերի նշաններին համապատասխան։ Որքան ավելի բևեռային են մոլեկուլները, այնքան ուժեղ է կողմնորոշիչ փոխազդեցությունը: Նրա էներգիան որոշվում է, առաջին հերթին, մոլեկուլների դիպոլների էլեկտրական մոմենտների մեծությամբ (այսինքն՝ դրանց բևեռականությամբ):

Ինդուկտիվ փոխազդեցություն – բևեռային և ոչ բևեռային մոլեկուլների էլեկտրաստատիկ փոխազդեցությունն է.

Ոչ բևեռային մոլեկուլում բևեռային մոլեկուլի էլեկտրական դաշտի ազդեցությամբ առաջանում է «առաջացված» դիպոլ, որը ձգվում է դեպի բևեռային մոլեկուլի մշտական ​​դիպոլը։ Ինդուկտիվ փոխազդեցության էներգիան որոշվում է բևեռային մոլեկուլի էլեկտրական դիպոլային մոմենտով և ոչ բևեռային մոլեկուլի բևեռացմամբ։

Դիսպերսիոն փոխազդեցություն առաջանում է այսպես կոչված փոխադարձ ներգրավման արդյունքում ակնթարթային դիպոլներ. Այս տեսակի դիպոլները ցանկացած պահի առաջանում են ոչ բևեռ մոլեկուլներում՝ էլեկտրոնային ամպի և միջուկների ծանրության էլեկտրական կենտրոնների անհամապատասխանության պատճառով, որն առաջանում է նրանց անկախ թրթռումներից։

Առանձին բաղադրիչների ներդրման հարաբերական մեծությունը միջմոլեկուլային փոխազդեցության ընդհանուր էներգիայի մեջ կախված է մոլեկուլի երկու հիմնական էլեկտրաստատիկ բնութագրերից՝ բևեռականությունից և բևեռայնությունից, որոնք, իր հերթին, որոշվում են մոլեկուլի չափով և կառուցվածքով:

8. Ջրածնային կապ . Ջրածնային կապի առաջացման մեխանիզմը և բնույթը: Ջրածնային կապի էներգիայի համեմատությունը քիմիական կապի էներգիայի և միջմոլեկուլային փոխազդեցության էներգիայի հետ: Միջմոլեկուլային և ներմոլեկուլային ջրածնային կապեր: IV-VII խմբերի p-տարրերի հիդրիդների հալման և եռման կետերի փոփոխությունների բնույթը: Ջրածնային կապերի նշանակությունը բնական օբյեկտների համար. Ջրի անոմալ հատկությունները.

1. Հետ. 75–77; 2. Հետ. 147–149 թթ. 4. Հետ. 95–96; 11. Հետ. 140–143 թթ.

Միջմոլեկուլային փոխազդեցության տեսակներից մեկն է ջրածնային կապ . Այն տեղի է ունենում մի մոլեկուլի դրական բևեռացված ջրածնի և մեկ այլ մոլեկուլի բացասաբար բևեռացված X ատոմի միջև.

Х δ- ─Н δ+ Х δ- ─Н δ+,

որտեղ X-ը ամենաէլեկտրբացասական տարրերից մեկի՝ F, O կամ N ատոմն է, իսկ խորհրդանիշը ջրածնային կապի խորհրդանիշն է:

Ջրածնային կապի առաջացումը պայմանավորված է առաջին հերթին նրանով, որ ջրածնի ատոմն ունի միայն մեկ էլեկտրոն, որը X ատոմի հետ բևեռային կովալենտային կապ ստեղծելու դեպքում տեղաշարժվում է դեպի այն։ Ջրածնի ատոմը զարգացնում է բարձր դրական լիցք, որը, զուգակցված ջրածնի ատոմում ներքին էլեկտրոնային շերտերի բացակայության հետ, թույլ է տալիս մեկ այլ ատոմին մոտենալ կովալենտային կապերի երկարությանը մոտ հեռավորություններին։

Այսպիսով, դիպոլների փոխազդեցության արդյունքում առաջանում է ջրածնային կապ։ Սակայն, ի տարբերություն սովորական դիպոլ-դիպոլ փոխազդեցության, ջրածնային կապի ձևավորման մեխանիզմը պայմանավորված է նաև դոնոր-ընդունիչ փոխազդեցությամբ, որտեղ էլեկտրոնային զույգի դոնորը մեկ մոլեկուլի X ատոմն է, իսկ ընդունողը՝ ջրածինը։ ուրիշի ատոմ.

Ջրածնային կապն ունի ուղղության և հագեցվածության հատկություններ: Ջրածնային կապի առկայությունը զգալիորեն ազդում է նյութերի ֆիզիկական հատկությունների վրա։ Օրինակ, HF, H 2 O և NH 3 հալման և եռման կետերը ավելի բարձր են, քան նույն խմբերի այլ տարրերի հիդրիդները: Անոմալ վարքագծի պատճառը ջրածնային կապերի առկայությունն է, որոնք խզելու համար լրացուցիչ էներգիա են պահանջում։

Դրանցից առաջինը իոնային կապերի առաջացումն է։ (Երկրորդը կրթությունն է, որը կքննարկվի ստորև): Երբ իոնային կապ է ձևավորվում, մետաղի ատոմը կորցնում է էլեկտրոններ, իսկ ոչ մետաղական ատոմը ստանում է էլեկտրոններ: Օրինակ, հաշվի առեք նատրիումի և քլորի ատոմների էլեկտրոնային կառուցվածքը.

Na 1s 2 2s 2 2 էջ 6 3 ս 1 - մեկ էլեկտրոն արտաքին մակարդակում

Cl 1s 2 2s 2 2 էջ 6 3 s 2 3 էջ 5 — յոթ էլեկտրոն արտաքին մակարդակում

Եթե ​​նատրիումի ատոմը քլորի ատոմին նվիրաբերի իր միակ 3s էլեկտրոնը, ապա երկու ատոմների համար էլ կբավարարվի օկտետի կանոնը: Քլորի ատոմը կունենա ութ էլեկտրոն արտաքին երրորդ շերտի վրա, իսկ նատրիումի ատոմը կունենա նաև ութ էլեկտրոն երկրորդ շերտի վրա, որն այժմ դարձել է արտաքին շերտ.

Na+1s2 2s 2 2 էջ 6

Cl - 1s 2 2s 2 2 էջ 6 3 s 2 3 էջ 6 - ութ էլեկտրոն արտաքին մակարդակում

Այս դեպքում նատրիումի ատոմի միջուկը դեռ պարունակում է 11 պրոտոն, սակայն էլեկտրոնների ընդհանուր թիվը նվազել է մինչև 10-ի։ Սա նշանակում է, որ դրական լիցքավորված մասնիկների թիվը մեկով ավելի է, քան բացասական լիցքավորված մասնիկները, ուստի ընդհանուր լիցքը։ նատրիումի «ատոմը» +1 է:
Քլորի «ատոմն» այժմ պարունակում է 17 պրոտոն և 18 էլեկտրոն և ունի -1 լիցք։
Լիցքավորված ատոմները, որոնք ձևավորվել են մեկ կամ մի քանի էլեկտրոնների կորստի կամ ձեռքբերման արդյունքում, կոչվում են իոններ. Դրական լիցքավորված իոնները կոչվում են կատիոններ, իսկ բացասական լիցքավորվածները կոչվում են անիոններ.
Հակառակ լիցքեր ունեցող կատիոնները և անիոնները միմյանց ձգում են էլեկտրաստատիկ ուժերով։ Հակառակ լիցքավորված իոնների այս ձգողականությունը կոչվում է իոնային կապ: . Այն առաջանում է միացություններ, որոնք առաջանում են մետաղից և մեկ կամ մի քանի ոչ մետաղներից: Հետևյալ միացությունները բավարարում են այս չափանիշին և ունեն իոնային բնույթ՝ MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2:

Իոնային միացությունները պատկերելու ևս մեկ եղանակ կա.

Այս բանաձևերում կետերը ցույց են տալիս միայն արտաքին թաղանթներում տեղակայված էլեկտրոնները ( վալենտային էլեկտրոններ ) Նման բանաձևերը կոչվում են Լյուիսի բանաձևեր՝ ի պատիվ ամերիկացի քիմիկոս Գ. Ն. Լյուիսի՝ քիմիական կապի տեսության հիմնադիրներից մեկի (Լ. Փոլինգի հետ միասին)։

Էլեկտրոնների տեղափոխումը մետաղի ատոմից ոչ մետաղական ատոմ և իոնների առաջացումը հնարավոր է այն բանի շնորհիվ, որ ոչ մետաղներն ունեն բարձր էլեկտրաբացասականություն, իսկ մետաղները՝ ցածր էլեկտրաբացասական։

Իոնների միմյանց նկատմամբ ուժեղ ձգողականության շնորհիվ իոնային միացությունները հիմնականում պինդ են և ունեն բավականին բարձր հալման ջերմաստիճան։

Իոնային կապը ձևավորվում է էլեկտրոնների տեղափոխման արդյունքում մետաղի ատոմից ոչ մետաղական ատոմ: Ստացված իոնները միմյանց ձգում են էլեկտրաստատիկ ուժերով։