Lidhja jonike
Një lidhje thjesht jonike është një gjendje e lidhur kimikisht e atomeve në të cilën arrihet një mjedis elektronik i qëndrueshëm duke transferuar plotësisht densitetin total të elektronit në një atom të një elementi më elektronegativ.
Në praktikë, një transferim i plotë i një elektroni nga një atom në një atom tjetër - një partner lidhës - nuk realizohet, pasi secili element ka një elektronegativitet më të madh ose më të vogël, dhe çdo lidhje kimike do të jetë kovalente në një farë mase. Nëse shkalla e lidhjes kovalente është mjaft e lartë, atëherë një lidhje e tillë kimike është një lidhje kovalente polare me një shkallë të ndryshme jonikiteti. Nëse shkalla e kovalencës së lidhjeve është e vogël në krahasim me shkallën e jonitetit të saj, atëherë një lidhje e tillë konsiderohet jonike.
Lidhja jonike është e mundur vetëm midis atomeve të elementeve elektropozitive dhe elektronegative që janë në gjendje të joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt. Procesi i formimit të një lidhjeje jonike mund të shpjegohet me modelin elektrostatik, d.m.th. shqyrtimi i ndërveprimeve kimike ndërmjet joneve të ngarkuar negativisht dhe pozitivisht.
jonet - Këto janë grimca të ngarkuara elektrike të formuara nga atome ose molekula neutrale duke dhënë ose marrë elektrone.
Kur molekulat heqin dorë ose marrin elektrone, formohen jone molekulare ose poliatomike, për shembull, - jon dioksigjen, - jon nitrit.
Jonet monoatomike pozitive, ose jonet negative monoatomike, ose anionet monoatomike, lindin nga një reaksion kimik midis atomeve neutrale përmes transferimit të ndërsjellë të elektroneve, ndërsa një atom i një elementi elektropozitiv me një numër të vogël elektronesh të jashtëm kalon në një gjendje më të qëndrueshme të një kation monoatomik duke reduktuar numrin e këtyre elektroneve. Përkundrazi, një atom i një elementi elektronegativ, i cili ka një numër të madh elektronesh të jashtme, shndërrohet në një gjendje më të qëndrueshme të një joni monoatomik duke rritur numrin e elektroneve. Kationet monoatomike formohen, si rregull, nga metalet, dhe anionet monoatomike formohen nga jometalet.
Gjatë transferimit të elektroneve, atomet e elementeve metalikë dhe jometalike priren të formojnë një konfigurim të qëndrueshëm të shtresës elektronike rreth bërthamave të tyre. Një atom i një elementi jometalik krijon një shtresë të jashtme të një gazi fisnik pasues rreth bërthamës së tij. Ndërsa një atom i një elementi metalik, pasi humbet elektronet e jashtme, merr një konfigurim të qëndrueshëm oktet të gazit fisnik të mëparshëm.
Kristalet jonike
Kur substancat e thjeshta metalike dhe jometalike ndërveprojnë, të shoqëruara me dhënien dhe marrjen e elektroneve, formohen kripëra. Shembull:
2Na + Cl2 = 2NaCl,
2Al + 3F2 = 2AlF3
Lidhja jonike është tipike jo vetëm për kripërat e derivateve të acideve pa oksigjen dhe që përmbajnë oksigjen [si NaCl, AlF3, NaNO3, Al(SO4)3], por edhe për klasat e tjera të substancave inorganike - oksidet bazë dhe hidroksidet [të tilla si Na2O dhe NaOH], komponimet binare [të tilla si Li3N dhe CaC2]. Forcat elektrostatike të tërheqjes shfaqen midis joneve me ngarkesa të shenjave të kundërta. Forca të tilla tërheqëse janë izotropike, d.m.th. veprojnë në mënyrë të barabartë në të gjitha drejtimet. Si rezultat, renditja e joneve në kripëra të ngurta është e renditur në hapësirë në një mënyrë të caktuar. Një sistem kationesh dhe anionesh të renditura quhet rrjetë kristalore jonike dhe vetë trupat e ngurtë (kripërat, oksidet bazë dhe hidroksidet) quhen kristale jonike.
Të gjithë kristalet jonike kanë një karakter të ngjashëm me kripën. Karakteri i ngjashëm me kripën i referohet një grupi të caktuar të vetive që dallojnë kristalet jonike nga substancat kristalore me lloje të tjera rrjetash. Sigurisht, jo të gjitha grilat jonike karakterizohen nga një rregullim i tillë i joneve në hapësirë; numri i joneve fqinjë me ngarkesa të kundërta mund të jetë i ndryshëm, por alternimi i kationeve dhe anioneve në hapësirë është i detyrueshëm për kristalet.
Për shkak të faktit se forcat tërheqëse të Kulombit shpërndahen në mënyrë të barabartë në të gjitha drejtimet, jonet në vendet e rrjetës kristalore janë të lidhura relativisht fort, megjithëse secili prej joneve nuk është i fiksuar pa lëvizje, por vazhdimisht kryen dridhje termike rreth pozicionit të tij në rrjetë. . Nuk ka lëvizje përkthimore të joneve përgjatë rrjetës, prandaj të gjitha substancat me lidhje jonike në temperaturën e dhomës janë të ngurta (kristalore). Amplituda e dridhjeve termike mund të rritet duke ngrohur kristalin jonik, gjë që përfundimisht çon në shkatërrimin e grilës dhe kalimin e lëndës së ngurtë në gjendje të lëngshme (në pikën e shkrirjes). Pika e shkrirjes së kristaleve jonike është relativisht e lartë dhe pika e vlimit në të cilën ndodh kalimi i një lënde të lëngshme në gjendjen më të çrregullt e të gaztë është shumë e lartë. Shembull:
Shumë kripëra, veçanërisht kripërat komplekse me shumë elementë, si dhe kripërat e acideve organike, mund të dekompozohen në temperatura më të ulëta se pika e vlimit dhe madje edhe pika e shkrirjes.
Një veti tipike e shumë përbërjeve me lidhje jonike (ato që nuk reagojnë me ujin ose nuk dekompozohen para shkrirjes) është aftësia e tyre për t'u shkëputur në jonet e tyre përbërës; Për shkak të lëvizshmërisë së joneve, tretësirat ujore ose shkrirjet e kristaleve jonike përçojnë rrymë elektrike.
Në kristalet jonike nuk ka lidhje ndërmjet çifteve individuale të joneve; Më saktësisht, duhet thënë se të gjitha kationet dhe anionet që përmbahen në një kampion të një përbërjeje jonike janë të lidhura.
Në kristalet jonike, të ndërtuara nga kationet dhe anionet, nuk ka molekula.
Formulat kimike të substancave jonike përcjellin vetëm raportin e kationeve dhe anioneve në rrjetën kristalore; Në përgjithësi, një mostër e një substance jonike është elektrikisht neutrale. Për shembull, në përputhje me formulën e kristalit jonik Al2O3, raporti i kationeve Al3+ dhe anioneve O2- në rrjetë është 2:3; substanca është elektrikisht neutrale - gjashtë ngarkesa pozitive (2 Al3+) neutralizohen nga gjashtë ngarkesa negative (3 O2-).
Megjithëse molekulat reale në kristalet jonike nuk ekzistojnë, për uniformitet me substancat kovalente, është zakon të përcillet përbërja e molekulave konvencionale duke përdorur formula të tilla si NaCl dhe Al2O3, dhe për këtë arsye të karakterizohen substanca jonike me vlera të caktuara të masës molekulare relative. Kjo është edhe më e justifikuar pasi kalimi nga një lidhje kovalente në një lidhje jonike ndodh gradualisht dhe ka vetëm një kufi të kushtëzuar me x = 1.7.
Masa molekulare relative e substancave me lidhje jonike gjendet duke shtuar masat atomike relative të elementeve përkatëse, duke marrë parasysh numrin e atomeve të secilit element.
Shembull: Pesha molekulare relative e Al2O3 është:
Struktura dhe forma e kristaleve janë objekt i kristalografisë, dhe marrëdhënia midis vetive të kristaleve dhe strukturës së tyre studiohet nga kimia kristalore.
Duhet të theksohet se praktikisht nuk ka komponime në të cilat ekzistojnë vetëm lidhje jonike. Lidhjet kovalente lindin gjithmonë midis atomeve fqinje në një kristal.
Një lidhje kimike lind për shkak të bashkëveprimit të fushave elektrike të krijuara nga elektronet dhe bërthamat atomike, d.m.th. një lidhje kimike është e natyrës elektrike.
Nën lidhje kimike të kuptojë rezultatin e bashkëveprimit të 2 ose më shumë atomeve që çon në formimin e një sistemi të qëndrueshëm poliatomik. Kushti për formimin e një lidhjeje kimike është një ulje e energjisë së atomeve që ndërveprojnë, d.m.th. gjendja molekulare e një lënde është energjikisht më e favorshme se gjendja atomike. Kur formojnë një lidhje kimike, atomet përpiqen të marrin një shtresë të plotë elektronike.
Dallohen: kovalente, jonike, metalike, hidrogjenore dhe ndërmolekulare.
Lidhja kovalente– lloji më i përgjithshëm i lidhjes kimike që lind për shkak të socializimit të një çifti elektronik përmes mekanizmi metabolik -, kur secili nga atomet që ndërveprojnë furnizon një elektron, ose mekanizmi dhurues-pranues, nëse një çift elektronik transferohet për përdorim të përbashkët nga një atom (dhurues - N, O, Cl, F) në një atom tjetër (pranues - atome të elementeve d).
Karakteristikat e lidhjeve kimike.
1 - shumëfishimi i lidhjeve - vetëm 1 lidhje sigma është e mundur midis 2 atomeve, por së bashku me të mund të ketë një lidhje pi dhe delta midis të njëjtave atome, gjë që çon në formimin e lidhjeve të shumta. Shumësia përcaktohet nga numri i çifteve të përbashkëta të elektroneve.
2 – gjatësia e lidhjes – distanca ndërbërthamore në një molekulë, sa më i madh të jetë shumëfishimi, aq më e shkurtër është gjatësia e saj.
3 – forca e lidhjes është sasia e energjisë e nevojshme për ta thyer atë
4 - ngopshmëria e një lidhje kovalente manifestohet në faktin se një orbitale atomike mund të marrë pjesë në formimin e vetëm një lidhje kovalente. Kjo veti përcakton stoikiometrinë e komponimeve molekulare.
5 – drejtimi i c.s. varësisht se çfarë forme dhe çfarë drejtimi kanë retë elektronike në hapësirë, kur ato mbivendosen me njëra-tjetrën, mund të formohen komponime me forma lineare dhe këndore të molekulave.
Lidhja jonike – formohet midis atomeve që ndryshojnë shumë në elektronegativitet. Këto janë komponime të nëngrupeve kryesore të grupeve 1 dhe 2 me elementë të nëngrupeve kryesore të grupeve 6 dhe 7. Jonike është një lidhje kimike që ndodh si rezultat i tërheqjes reciproke elektrostatike të joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt.
Mekanizmi i formimit të një lidhjeje jonike: a) formimi i joneve të atomeve që ndërveprojnë; b) formimi i një molekule për shkak të tërheqjes së joneve.
Jo-drejtimi dhe mosngopja e lidhjeve jonike
Fushat e forcës së joneve shpërndahen në mënyrë të barabartë në të gjitha drejtimet, kështu që çdo jon mund të tërheqë jone të shenjës së kundërt në çdo drejtim. Kjo është natyra jo-drejtuese e lidhjes jonike. Ndërveprimi i 2 joneve me shenjë të kundërt nuk çon në kompensimin e plotë të ndërsjellë të fushave të tyre të forcës. Prandaj, ata ruajnë aftësinë për të tërhequr jone në drejtime të tjera, d.m.th. Lidhja jonike karakterizohet nga mosngopja. Prandaj, çdo jon në një përbërje jonike tërheq një numër të tillë jonesh të shenjës së kundërt, saqë formohet një rrjetë kristalore e një lloji jonik. Nuk ka molekula në një kristal jonik. Çdo jon është i rrethuar nga një numër i caktuar jonesh të një shenje të ndryshme (numri koordinues i jonit).
Lidhje metalike– kim. Komunikimi në metale. Metalet kanë një tepricë të orbitaleve të valencës dhe një mungesë elektronesh. Kur atomet i afrohen njëri-tjetrit, orbitalet e tyre të valencës mbivendosen për shkak të së cilës elektronet lëvizin lirshëm nga një orbital në tjetrin dhe krijohet një lidhje midis të gjithë atomeve metalike. Lidhja që kryhet nga elektrone relativisht të lira midis joneve metalike në një rrjetë kristalore quhet lidhje metalike. Lidhja është shumë e delokalizuar dhe i mungon drejtimi dhe ngopja, sepse elektronet e valencës shpërndahen në mënyrë të barabartë në të gjithë kristalin. Prania e elektroneve të lira përcakton ekzistencën e vetive të përgjithshme të metaleve: errësirë, shkëlqim metalik, përçueshmëri të lartë elektrike dhe termike, lakueshmëri dhe plasticitet.
lidhje hidrogjenore– lidhja ndërmjet atomit H dhe një elementi fort negativ (F, Cl, N, O, S). Lidhjet hidrogjenore mund të jenë brenda dhe ndërmolekulare. BC është më i dobët se një lidhje kovalente. Shfaqja e djegies nga dielli shpjegohet me veprimin e forcave elektrostatike. Atomi H ka një rreze të vogël dhe kur zhvendos ose humbet një elektron të vetëm, H fiton një ngarkesë të fortë pozitive, e cila ndikon në elektronegativitetin.
Lidhja jonike
(u përdorën materiale nga faqja http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)
Lidhja jonike ndodh përmes tërheqjes elektrostatike midis joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt. Këto jone formohen si rezultat i transferimit të elektroneve nga një atom në tjetrin. Një lidhje jonike formohet midis atomeve që kanë dallime të mëdha në elektronegativitet (zakonisht më i madh se 1.7 në shkallën Pauling), për shembull, midis atomeve të metaleve alkali dhe halogjenit.
Le të shqyrtojmë shfaqjen e një lidhjeje jonike duke përdorur shembullin e formimit të NaCl.
Nga formulat elektronike të atomeve
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 dhe
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Mund të shihet se për të përfunduar nivelin e jashtëm, është më e lehtë për një atom natriumi të heqë dorë nga një elektron sesa të fitojë shtatë, dhe për një atom klori është më e lehtë të fitojë një elektron sesa të fitojë shtatë. Në reaksionet kimike, atomi i natriumit heq një elektron, dhe atomi i klorit e merr atë. Si rezultat, predha elektronike të atomeve të natriumit dhe klorit shndërrohen në predha elektronike të qëndrueshme të gazeve fisnike (konfigurimi elektronik i kationit të natriumit
Na + 1s 2 2s 2 2p 6,
dhe konfigurimi elektronik i anionit të klorit është
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Ndërveprimi elektrostatik i joneve çon në formimin e një molekule NaCl.
Natyra e lidhjes kimike shpesh reflektohet në gjendjen e grumbullimit dhe vetitë fizike të substancës. Komponimet jonike si kloruri i natriumit NaCl janë të forta dhe refraktare sepse ekzistojnë forca të fuqishme të tërheqjes elektrostatike midis ngarkesave të joneve të tyre "+" dhe "-".
Joni i klorit i ngarkuar negativisht tërheq jo vetëm jonin "e tij" Na+, por edhe jonet e tjera të natriumit rreth tij. Kjo çon në faktin se pranë ndonjërit prej joneve nuk ka një jon me shenjën e kundërt, por disa.
Struktura e një kristali të klorurit të natriumit NaCl.
Në fakt, ka 6 jone natriumi rreth secilit jon klori dhe 6 jone klori rreth secilit jon natriumi. Ky paketim i renditur i joneve quhet kristal jonik. Nëse një atom i vetëm klori është i izoluar në një kristal, atëherë midis atomeve të natriumit që e rrethojnë nuk është më e mundur të gjendet ai me të cilin reagoi klori.
Të tërhequr nga njëri-tjetri nga forcat elektrostatike, jonet janë jashtëzakonisht ngurrues për të ndryshuar vendndodhjen e tyre nën ndikimin e forcës së jashtme ose një rritje të temperaturës. Por nëse kloruri i natriumit shkrihet dhe vazhdon të nxehet në vakum, ai avullon, duke formuar molekula diatomike NaCl. Kjo sugjeron që forcat e lidhjes kovalente nuk fiken kurrë plotësisht.
Karakteristikat themelore të lidhjeve jonike dhe vetitë e përbërjeve jonike
1. Një lidhje jonike është një lidhje e fortë kimike. Energjia e kësaj lidhjeje është e rendit 300 – 700 kJ/mol.
2. Ndryshe nga një lidhje kovalente, një lidhje jonike është jo-drejtuese, sepse një jon mund të tërheqë jone të shenjës së kundërt drejt vetes në çdo drejtim.
3. Ndryshe nga një lidhje kovalente, një lidhje jonike është e pangopur, pasi bashkëveprimi i joneve të shenjës së kundërt nuk çon në kompensimin e plotë të ndërsjellë të fushave të tyre të forcës.
4. Gjatë formimit të molekulave me një lidhje jonike, transferimi i plotë i elektroneve nuk ndodh, prandaj, lidhjet jonike qind për qind nuk ekzistojnë në natyrë. Në molekulën NaCl, lidhja kimike është vetëm 80% jonike.
5. Komponimet me lidhje jonike janë lëndë të ngurta kristalore që kanë pika të larta shkrirjeje dhe vlimi.
6. Shumica e përbërjeve jonike janë të tretshme në ujë. Tretësirat dhe shkrirjet e përbërjeve jonike përçojnë rrymë elektrike.
Lidhje metalike
Kristalet metalike janë të strukturuara ndryshe. Nëse shqyrtoni një copë metali natriumi, do të zbuloni se pamja e saj është shumë e ndryshme nga kripa e tryezës. Natriumi është një metal i butë, i prerë lehtësisht me thikë, i rrafshuar me çekiç, mund të shkrihet lehtësisht në një filxhan në një llambë alkooli (pika e shkrirjes 97,8 o C). Në një kristal natriumi, çdo atom është i rrethuar nga tetë atome të tjera të ngjashme.
Struktura kristalore e Na metalike.
Figura tregon se atomi Na në qendër të kubit ka 8 fqinjët më të afërt. Por e njëjta gjë mund të thuhet për çdo atom tjetër në një kristal, pasi ata janë të gjithë të njëjtë. Kristali përbëhet nga fragmente të përsëritura "pafundësisht" të paraqitura në këtë figurë.
Atomet e metaleve në nivelin e jashtëm të energjisë përmbajnë një numër të vogël elektronesh valente. Meqenëse energjia e jonizimit të atomeve metalike është e ulët, elektronet e valencës mbahen dobët në këto atome. Si rezultat, jonet e ngarkuar pozitivisht dhe elektronet e lira shfaqen në rrjetën kristalore të metaleve. Në këtë rast, kationet metalike janë të vendosura në nyjet e rrjetës kristalore, dhe elektronet lëvizin lirshëm në fushën e qendrave pozitive, duke formuar të ashtuquajturin "gaz elektronik".
Prania e një elektroni të ngarkuar negativisht midis dy kationeve bën që secili kation të ndërveprojë me këtë elektron.
Kështu, Lidhja metalike është lidhja midis joneve pozitive në kristalet metalike që ndodh përmes tërheqjes së elektroneve që lëvizin lirshëm në të gjithë kristalin.
Meqenëse elektronet e valencës në një metal shpërndahen në mënyrë të barabartë në të gjithë kristalin, një lidhje metalike, si një lidhje jonike, është një lidhje jo-drejtuese. Ndryshe nga një lidhje kovalente, një lidhje metalike është një lidhje e pangopur. Një lidhje metalike gjithashtu ndryshon nga një lidhje kovalente në forcë. Energjia e një lidhjeje metalike është afërsisht tre deri në katër herë më e vogël se energjia e një lidhjeje kovalente.
Për shkak të lëvizshmërisë së lartë të gazit elektronik, metalet karakterizohen nga përçueshmëri e lartë elektrike dhe termike.
Kristali metalik duket mjaft i thjeshtë, por në fakt struktura e tij elektronike është më komplekse se ajo e kristaleve jonike të kripës. Nuk ka mjaft elektrone në shtresën e jashtme elektronike të elementeve metalikë për të formuar një lidhje kovalente ose jonike të plotë "oktet". Prandaj, në gjendje të gaztë, shumica e metaleve përbëhen nga molekula monoatomike (d.m.th., atome individuale që nuk lidhen me njëri-tjetrin). Një shembull tipik është avulli i merkurit. Kështu, lidhja metalike midis atomeve metalike ndodh vetëm në gjendjen e lëngshme dhe të ngurtë të grumbullimit.
Një lidhje metalike mund të përshkruhet si më poshtë: disa nga atomet e metalit në kristalin që rezulton heqin dorë nga elektronet e tyre të valencës në hapësirën midis atomeve (për natriumin kjo është...3s1), duke u kthyer në jone. Meqenëse të gjithë atomet e metaleve në një kristal janë të njëjtë, secili ka një shans të barabartë për të humbur një elektron valence.
Me fjalë të tjera, transferimi i elektroneve midis atomeve metalike neutrale dhe të jonizuara ndodh pa konsumim të energjisë. Në këtë rast, disa elektrone përfundojnë gjithmonë në hapësirën midis atomeve në formën e "gazit elektronik".
Këto elektrone të lira, së pari, mbajnë atomet metalike në një distancë të caktuar ekuilibri nga njëri-tjetri.
Së dyti, ato u japin metaleve një "shkëlqim metalik" karakteristik (elektronet e lira mund të ndërveprojnë me kuantet e dritës).
Së treti, elektronet e lira u sigurojnë metaleve përçueshmëri të mirë elektrike. Përçueshmëria e lartë termike e metaleve shpjegohet gjithashtu me praninë e elektroneve të lira në hapësirën ndëratomike - ato lehtësisht "përgjigjen" ndaj ndryshimeve të energjisë dhe kontribuojnë në transferimin e shpejtë të saj në kristal.
Një model i thjeshtuar i strukturës elektronike të një kristali metalik.
******** Duke përdorur si shembull natriumin metalik, le të shqyrtojmë natyrën e lidhjes metalike nga pikëpamja e ideve rreth orbitaleve atomike. Atomi i natriumit, si shumë metale të tjera, ka mungesë të elektroneve të valencës, por ka orbitale me valencë të lirë. I vetmi elektron 3s i natriumit është i aftë të lëvizë në ndonjë nga orbitalet fqinje të lirë dhe të afërt me energji. Ndërsa atomet në një kristal afrohen më shumë, orbitalet e jashtme të atomeve fqinje mbivendosen, duke lejuar që elektronet e lëshuara të lëvizin lirshëm nëpër kristal.
Megjithatë, "gazi elektronik" nuk është aq i çrregullt sa mund të duket. Elektronet e lira në një kristal metalik janë në orbitale të mbivendosura dhe në një farë mase janë të përbashkëta, duke formuar diçka si lidhje kovalente. Natriumi, kaliumi, rubidiumi dhe elementët e tjerë metalikë thjesht kanë pak elektrone të përbashkëta, kështu që kristalet e tyre janë të brishtë dhe të shkrirë. Me rritjen e numrit të elektroneve të valencës, forca e metaleve në përgjithësi rritet.
Kështu, lidhjet metalike priren të formohen nga elementë, atomet e të cilëve kanë pak elektrone valence në shtresën e jashtme të tyre. Këto elektrone valente, të cilat kryejnë lidhjen metalike, ndahen aq shumë sa që mund të lëvizin në të gjithë kristalin metalik dhe të sigurojnë përçueshmëri të lartë elektrike të metalit.
Një kristal NaCl nuk përçon elektricitetin sepse nuk ka elektrone të lira në hapësirën midis joneve. Të gjitha elektronet e dhuruara nga atomet e natriumit mbahen fort nga jonet e klorit. Ky është një nga ndryshimet domethënëse midis kristaleve jonike dhe atyre metalike.
Ajo që dini tani për lidhjen metalike ndihmon në shpjegimin e lakueshmërisë (duktilitetit) të lartë të shumicës së metaleve. Metali mund të rrafshohet në një fletë të hollë dhe të tërhiqet në tel. Fakti është se shtresat individuale të atomeve në një kristal metalik mund të rrëshqasin njëra-tjetrën relativisht lehtë: "gazi elektronik" i lëvizshëm zbut vazhdimisht lëvizjen e joneve individuale pozitive, duke i mbrojtur ato nga njëri-tjetri.
Sigurisht, asgjë e tillë nuk mund të bëhet me kripën e tryezës, megjithëse kripa është gjithashtu një substancë kristalore. Në kristalet jonike, elektronet e valencës janë të lidhur ngushtë me bërthamën e atomit. Zhvendosja e një shtrese jonesh në raport me një tjetër i afron jonet me të njëjtën ngarkesë dhe shkakton zmbrapsje të fortë midis tyre, duke rezultuar në shkatërrimin e kristalit (NaCl është një substancë e brishtë).
Zhvendosja e shtresave të një kristali jonik shkakton shfaqjen e forcave të mëdha refuzuese midis joneve të ngjashme dhe shkatërrimin e kristalit.
Navigimi
- Zgjidhja e problemeve të kombinuara bazuar në karakteristikat sasiore të një substance
- Zgjidhja e problemeve. Ligji i qëndrueshmërisë së përbërjes së substancave. Llogaritjet duke përdorur konceptet e "masës molare" dhe "sasia kimike" e një substance
Natyra e lidhjes metalike. Struktura e kristaleve metalike.
1. Me. 71–73; 2. Me. 143–147; 4. Me. 90–93; 8. Me. 138–144; 3. Me. 130–132.
Lidhja kimike jonike është lidhja që krijohet ndërmjet kationeve dhe anioneve si rezultat i bashkëveprimit elektrostatik të tyre. Një lidhje jonike mund të konsiderohet si një rast ekstrem i një lidhjeje kovalente polare të formuar nga atome me vlera shumë të ndryshme elektronegativiteti.
Kur formohet një lidhje jonike, ka një zhvendosje të konsiderueshme të çiftit të përbashkët të elektroneve në një atom më elektronegativ, i cili kështu fiton një ngarkesë negative dhe shndërrohet në një anion. Një atom tjetër, pasi ka humbur elektronin e tij, formon një kation. Një lidhje jonike formohet vetëm midis grimcave atomike të elementeve që ndryshojnë shumë në elektronegativitetin e tyre (Δχ ≥ 1,9).
Lidhja jonike karakterizohet mungesa e drejtimit në hapësirë dhe të pangopur. Ngarkesat elektrike të joneve përcaktojnë tërheqjen dhe zmbrapsjen e tyre dhe përcaktojnë përbërjen stoikiometrike të përbërjes.
Në përgjithësi, një përbërje jonike është një lidhje gjigante e joneve me ngarkesa të kundërta. Prandaj, formulat kimike të përbërjeve jonike pasqyrojnë vetëm marrëdhënien më të thjeshtë midis numrit të grimcave atomike që formojnë lidhje të tilla.
Lidhje metalike -Vbashkëveprim që mban grimcat atomike të metaleve në kristale.
Natyra e një lidhjeje metalike është e ngjashme me një lidhje kovalente: të dy llojet e lidhjeve bazohen në ndarjen e elektroneve të valencës. Megjithatë, në rastin e një lidhjeje kovalente, elektronet valente të vetëm dy atomeve fqinje janë të përbashkëta, ndërsa në formimin e një lidhjeje metalike, të gjithë atomet marrin pjesë në ndarjen e këtyre elektroneve. Energjitë e ulëta të jonizimit të metaleve e bëjnë të lehtë që elektronet e valencës të hiqen nga atomet dhe të lëvizin në të gjithë vëllimin e kristalit. Për shkak të lëvizjes së lirë të elektroneve, metalet kanë përçueshmëri të lartë elektrike dhe termike.
Kështu, një numër relativisht i vogël elektronesh siguron lidhjen e të gjithë atomeve në një kristal metalik. Një lidhje e këtij lloji, ndryshe nga ajo kovalente, është jo të lokalizuara Dhe jodrejtues.
7. Ndërveprimi ndërmolekular . Ndërveprimet e orientimit, induksionit dhe dispersionit të molekulave. Varësia e energjisë së bashkëveprimit ndërmolekular nga madhësia e momentit të dipolit, polarizueshmëria dhe madhësia e molekulave. Energjia e bashkëveprimit ndërmolekular dhe gjendja e grumbullimit të substancave. Natyra e ndryshimeve në temperaturat e vlimit dhe shkrirjes së substancave të thjeshta dhe të përbërjeve molekulare të p-elementeve të grupeve IV-VII.
1. Me. 73–75; 2. Me. 149–151; 4. Me. 93–95; 8. Me. 144–146; 11. Me. 139–140.
Megjithëse molekulat janë përgjithësisht neutrale elektrike, ndërveprimet ndërmolekulare ndodhin midis tyre.
Forcat kohezive që veprojnë ndërmjet molekulave të vetme dhe që çojnë fillimisht në formimin e një lëngu molekular dhe më pas të kristaleve molekulare quhenforcat ndërmolekulare , ose Forcat Van der Waals .
Ndërveprimi ndërmolekular, si lidhja kimike, ka natyra elektrostatike, por, ndryshe nga ky i fundit, është shumë i dobët; manifestohet në distanca dukshëm më të mëdha dhe karakterizohet nga mungesa ngopje.
Ekzistojnë tre lloje të ndërveprimeve ndërmolekulare. Lloji i parë përfshin orientuesendërveprim molekulat polare. Kur afrohen, molekulat polare orientohen në lidhje me njëra-tjetrën në përputhje me shenjat e ngarkesave në skajet e dipoleve. Sa më polare të jenë molekulat, aq më i fortë është ndërveprimi orientues. Energjia e saj përcaktohet, para së gjithash, nga madhësia e momenteve elektrike të dipoleve të molekulave (d.m.th., polariteti i tyre).
Ndërveprimi induktiv – është bashkëveprimi elektrostatik ndërmjet molekulave polare dhe jopolare.
Në një molekulë jopolare, nën ndikimin e fushës elektrike të një molekule polare, shfaqet një dipol "i induktuar", i cili tërhiqet nga dipoli i përhershëm i molekulës polare. Energjia e ndërveprimit induktiv përcaktohet nga momenti elektrik i dipolit të një molekule polare dhe polarizimi i një molekule jopolare.
Ndërveprimi i dispersionit lind si rezultat i tërheqjes reciproke të të ashtuquajturit dipole të menjëhershme. Dipolet e këtij lloji lindin në molekulat jopolare në çdo kohë për shkak të mospërputhjes së qendrave elektrike të gravitetit të resë elektronike dhe bërthamave, të shkaktuara nga dridhjet e tyre të pavarura.
Madhësia relative e kontributit të përbërësve individualë në energjinë totale të ndërveprimit ndërmolekular varet nga dy karakteristika kryesore elektrostatike të molekulës - polariteti dhe polarizimi i saj, të cilat, nga ana tjetër, përcaktohen nga madhësia dhe struktura e molekulës.
8. lidhje hidrogjenore . Mekanizmi i formimit dhe natyra e lidhjes hidrogjenore. Krahasimi i energjisë së lidhjes hidrogjenore me energjinë e lidhjes kimike dhe energjinë e ndërveprimit ndërmolekular. Lidhje hidrogjenore ndërmolekulare dhe intramolekulare. Natyra e ndryshimeve në pikat e shkrirjes dhe të vlimit të hidrideve të p-elementeve të grupeve IV-VII. Rëndësia e lidhjeve hidrogjenore për objektet natyrore. Vetitë anormale të ujit.
1. Me. 75–77; 2. Me. 147–149; 4. Me. 95–96; 11. Me. 140–143.
Një lloj ndërveprimi ndërmolekular është lidhje hidrogjenore . Ndodh midis atomit të hidrogjenit të polarizuar pozitivisht të një molekule dhe atomit X të polarizuar negativisht të një molekule tjetër:
Х δ- ─Н δ+ Х δ- ─Н δ+,
ku X është një atom i një prej elementeve më elektronegativë - F, O ose N, dhe simboli është një simbol për një lidhje hidrogjeni.
Formimi i një lidhjeje hidrogjeni është, para së gjithash, për shkak të faktit se atomi i hidrogjenit ka vetëm një elektron, i cili, kur formohet një lidhje kovalente polare me atomin X, zhvendoset drejt tij. Një atom hidrogjeni zhvillon një ngarkesë të lartë pozitive, e cila, e kombinuar me mungesën e shtresave të brendshme të elektroneve në atomin e hidrogjenit, lejon që një atom tjetër t'i afrohet atij në distanca afër gjatësisë së lidhjeve kovalente.
Kështu, një lidhje hidrogjeni formohet si rezultat i bashkëveprimit të dipoleve. Megjithatë, ndryshe nga ndërveprimi i zakonshëm dipol-dipol, mekanizmi për formimin e një lidhjeje hidrogjeni është gjithashtu për shkak të ndërveprimit dhurues-pranues, ku dhuruesi i një çifti elektronik është atomi X i një molekule dhe pranuesi është hidrogjeni. atomi i një tjetri.
Një lidhje hidrogjeni ka vetitë e drejtimit dhe ngopjes. Prania e një lidhjeje hidrogjeni ndikon ndjeshëm në vetitë fizike të substancave. Për shembull, pikat e shkrirjes dhe të vlimit të HF, H 2 O dhe NH 3 janë më të larta se ato të hidrideve të elementeve të tjerë të të njëjtit grup. Arsyeja e sjelljes anormale është prania e lidhjeve hidrogjenore, të cilat kërkojnë energji shtesë për t'u thyer.
E para prej tyre është formimi i lidhjeve jonike. (E dyta është arsimi, i cili do të diskutohet më poshtë). Kur formohet një lidhje jonike, një atom metalik humbet elektrone, dhe një atom jometal fiton elektrone. Për shembull, merrni parasysh strukturën elektronike të atomeve të natriumit dhe klorit:
Na 1s 2 2s 2 2 fq 6 3 s 1 - një elektron në nivelin e jashtëm
Cl 1s 2 2s 2 2 fq 6 3 s 2 3 f 5 - shtatë elektrone në nivelin e jashtëm
Nëse një atom natriumi i dhuron elektronin e tij të vetëm 3s një atomi klori, rregulli i oktetit do të jetë i kënaqur për të dy atomet. Atomi i klorit do të ketë tetë elektrone në shtresën e tretë të jashtme, dhe atomi i natriumit do të ketë gjithashtu tetë elektrone në shtresën e dytë, e cila tani është bërë shtresa e jashtme:
Na+1s2 2s 2 2 fq 6
Cl - 1s 2 2s 2 2 fq 6 3 s 2 3 fq 6 - tetë elektrone në nivelin e jashtëm
Në këtë rast, bërthama e atomit të natriumit përmban ende 11 protone, por numri i përgjithshëm i elektroneve është ulur në 10. Kjo do të thotë se numri i grimcave të ngarkuara pozitivisht është një më shumë se numri i atyre të ngarkuara negativisht, pra ngarkesa totale i “atomit” të natriumit është +1.
"Atomi" i klorit tani përmban 17 protone dhe 18 elektrone dhe ka një ngarkesë prej -1.
Atomet e ngarkuara të formuara nga humbja ose fitimi i një ose më shumë elektroneve quhen jonet. Jonet e ngarkuara pozitivisht quhen kationet, dhe quhen ato me ngarkesë negative anionet.
Kationet dhe anionet, që kanë ngarkesa të kundërta, tërhiqen nga njëri-tjetri nga forcat elektrostatike. Kjo tërheqje e joneve me ngarkesë të kundërt quhet lidhje jonike.
. Ndodh në komponimet e formuara nga një metal dhe një ose më shumë jometale.
Përbërjet e mëposhtme e plotësojnë këtë kriter dhe kanë natyrë jonike: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.
Ekziston një mënyrë tjetër për të përshkruar komponimet jonike:
Në këto formula, pikat tregojnë vetëm elektronet e vendosura në shtresën e jashtme ( elektronet e valencës ). Formula të tilla quhen formula të Lewis për nder të kimistit amerikan G. N. Lewis, një nga themeluesit (së bashku me L. Pauling) të teorisë së lidhjes kimike.
Transferimi i elektroneve nga një atom metali në një atom jometal dhe formimi i joneve është i mundur për faktin se jometalet kanë elektronegativitet të lartë, dhe metalet kanë elektronegativitet të ulët.
Për shkak të tërheqjes së fortë të joneve me njëri-tjetrin, përbërjet jonike janë kryesisht të ngurta dhe kanë një pikë shkrirjeje mjaft të lartë.
Një lidhje jonike formohet nga transferimi i elektroneve nga një atom metali në një atom jometal. Jonet që rezultojnë tërhiqen nga njëri-tjetri nga forcat elektrostatike.
