7.1. Hva er kjemiske bindinger
I de foregående kapitlene ble du kjent med sammensetningen og strukturen til isolerte atomer av forskjellige elementer, studerte deres energiegenskaper. Men i naturen rundt oss er isolerte atomer ekstremt sjeldne. Atomene til nesten alle grunnstoffer "pleier" å koble seg sammen, og danner molekyler eller andre mer komplekse kjemiske partikler. Det er vanlig å si at det i dette tilfellet oppstår kjemiske bindinger mellom atomer.
Elektroner er involvert i dannelsen av kjemiske bindinger. Hvordan dette skjer, vil du lære ved å studere dette kapittelet. Men først må vi svare på spørsmålet om hvorfor atomer danner kjemiske bindinger. Vi kan svare på dette spørsmålet uten engang å vite noe om arten av disse båndene: "Fordi det er energetisk nyttig!" Men når vi svarer på spørsmålet om hvor energigevinsten oppstår under dannelsen av bindinger, vil vi prøve å forstå hvordan og hvorfor kjemiske bindinger dannes.
I likhet med den elektroniske strukturen til atomer, studerer kvantekjemien kjemiske bindinger i detalj og strengt vitenskapelig, og vi kan bare bruke noen av de viktigste konklusjonene som er gjort av forskere. I dette tilfellet, for å beskrive kjemiske bindinger, vil vi bruke en av de enkleste modellene, som sørger for eksistensen av tre typer kjemiske bindinger (ioniske, kovalente og metalliske).
Husk - du kan bare bruke hvilken som helst modell kompetent hvis du kjenner grensene for anvendeligheten til denne modellen. Modellen vi skal bruke har også sine grenser for anvendelighet. For eksempel, innenfor rammen av denne modellen, er det umulig å beskrive de kjemiske bindingene i oksygenmolekylene, de fleste borhydrider og noen andre stoffer. Mer komplekse modeller brukes for å beskrive de kjemiske bindingene i disse stoffene.
1. Hvis bindingsatomene er svært forskjellige i størrelse, vil små atomer (tilbøyelige til å akseptere elektroner) ta elektroner fra store atomer (tilbøyelige til å donere elektroner), og det dannes en ionisk binding. Energien til en ionisk krystall er mindre enn energien til isolerte atomer, så en ionisk binding oppstår selv når et atom ikke klarer å fullføre elektronskallet fullstendig ved å donere elektroner (det kan forbli ufullstendig d- eller f-undernivå). Tenk på eksempler.
2. Hvis de bundne atomene er små( r o<1),
то все они склонны принимать электроны, а
отдавать их не склонны; поэтому отобрать друг у
друга электроны такие атомы не могут. В этом
случае связь между ними возникает за счет
попарного обобществления неспаренных валентных
электронов: один электрон одного атома и один
электрон другого атома с разными спинами
образуют пару электронов, принадлежащую обоим
атомам и связывающую их. Так образуется kovalent binding.
Dannelsen av en kovalent binding i rommet kan tenkes som overlapping av elektronskyer av uparrede valenselektroner fra forskjellige atomer. I dette tilfellet danner et elektronpar en felles elektronsky som binder atomene. Jo høyere elektrontetthet i overlappingsområdet, jo mer energi frigjøres under dannelsen av en slik binding.
Før vi vurderer de enkleste eksemplene på dannelsen av en kovalent binding, er vi enige om å betegne valenselektronene til et atom med prikker rundt symbolet til dette atomet, med et par prikker som representerer ikke-delte elektronpar og elektronpar av en kovalent binding, og separate prikker for uparrede elektroner. Med denne betegnelsen vil den elektroniske valenskonfigurasjonen til et atom, for eksempel, fluor representeres av symbolet, og oksygenatomet -. Formler konstruert fra slike symboler kalles elektroniske formler eller Lewis-formler (den amerikanske kjemikeren Gilbert Newton Lewis foreslo dem i 1916). I henhold til mengden overført informasjon tilhører elektroniske formler gruppen av strukturformler. Eksempler på dannelse av kovalente bindinger av atomer:
3. Hvis de bundne atomene er store ( r o > 1A), så er alle mer eller mindre tilbøyelige til å donere elektronene sine, og deres tendens til å akseptere fremmede elektroner er ubetydelig. Derfor kan heller ikke disse store atomene danne en ionisk binding med hverandre. Den kovalente bindingen mellom dem viser seg også å være ugunstig, siden elektrontettheten i store eksterne elektronskyer er ubetydelig. I dette tilfellet, når et kjemisk stoff dannes fra slike atomer, sosialiseres valenselektronene til alle bundne atomer (valenselektroner blir felles for alle atomer), og det dannes en metallkrystall (eller væske) der atomene er forbundet med en metallbinding.
Hvordan bestemme hvilken type bindinger som danner atomer av elementer i et bestemt stoff?
Ved plasseringen av elementene i det naturlige systemet av kjemiske elementer, for eksempel:
1. Cesiumklorid CsCl. Cesiumatomet (gruppe IA) er stort, gir lett fra seg et elektron, og kloratomet (gruppe VIIA) er lite og godtar det lett, derfor er bindingen i cesiumklorid ionisk.
2. Karbondioksid CO 2 . Atomene til karbon (IVA-gruppe) og oksygen (VIA-gruppe) skiller seg ikke så mye i størrelse - begge er små. Når det gjelder deres tendens til å akseptere elektroner, er de litt forskjellige, derfor er bindingen i CO 2 -molekylet kovalent.
3. Nitrogen N2. Enkel substans. Bindingsatomene er de samme og likevel små, derfor er bindingen i nitrogenmolekylet kovalent.
4. Kalsium Ca. Enkel substans. Bindingsatomene er de samme og ganske store, derfor er bindingen i kalsiumkrystallen metallisk.
5. Barium-tetraaluminium BaAl4. Atomene til begge grunnstoffene er ganske store, spesielt bariumatomer, så begge grunnstoffene har en tendens til å bare donere elektroner, derfor er bindingen i denne forbindelsen metallisk.
IONISK BINDING, COVALENT BOND, METALLIC BOND, BETINGELSER FOR DERES DANNING.
1. Hva er årsaken til at atomer kobles sammen og at det dannes kjemiske bindinger mellom dem?
2. Hvorfor består ikke edelgasser av molekyler, men av atomer?
3. Bestem type kjemisk binding i binære forbindelser: a) KF, K 2 S, SF 4; b) MgO, Mg2Ba, OF2; c) Cu 2 O, CaSe, SeO 2. 4. Bestem type kjemisk binding i enkle stoffer: a) Na, P, Fe; b) S8, F2, P4; c) Mg, Pb, Ar.
7.Z. Ioner. Ionebinding
I forrige avsnitt ble du introdusert for ioner, som dannes når individuelle atomer donerer eller aksepterer elektroner. I dette tilfellet slutter antallet protoner i atomkjernen å være lik antall elektroner i elektronskallet, og den kjemiske partikkelen får en elektrisk ladning.
Men et ion kan også inneholde mer enn én kjerne, som i et molekyl. Et slikt ion er et enkelt system som består av flere atomkjerner og et elektronskall. I motsetning til et molekyl er det totale antallet protoner i kjernene ikke likt det totale antallet elektroner i elektronskallet, derav den elektriske ladningen til ionet.
Hva er ioner? Det vil si, hvordan kan de være forskjellige?
I henhold til antall atomkjerner er ioner delt inn i enkel(eller monoatomisk), det vil si som inneholder én kjerne (for eksempel: K, O 2 ), og kompleks(eller polyatomisk), dvs. inneholder flere kjerner (for eksempel: CO 3 2 , 3 ). Enkle ioner er ladede analoger av atomer, og komplekse ioner er ladede analoger av molekyler.
Ioner deles inn i kationer basert på tegnet på ladningen deres.
og anioner.
Eksempler på kationer: K (kaliumion), Fe 2 (jernion), NH 4 (ammoniumion), 2 (tetraammin kobberion). Eksempler på anioner: Cl (kloridion), N 3 (nitridion), PO 4 3 (fosfation), 4 (heksacyanoferration).
I henhold til deres ladning er ioner delt inn i enkelt skudd(K, Cl, NH 4, NO 3, etc.), to-skudd(Ca 2, O 2, SO 4 2, etc.) treskudd(Al 3, RO 4 3 osv.) og så videre.
Så vi vil kalle PO 4 3-ionet et treladet kompleks anion, og Ca 2-ionet et dobbeltladet enkelt kation.
I tillegg er ioner også forskjellige i størrelse. Størrelsen på et enkelt ion bestemmes av radiusen til dette ionet eller ionisk radius. Størrelsen på komplekse ioner er vanskeligere å karakterisere. Radiusen til ionet, i likhet med atomets radius, kan ikke måles direkte (som du forstår har ionet ingen klare grenser). Derfor, for å karakterisere isolerte ioner, bruker vi orbitale ioniske radier(eksempler er i tabell 17).
Tabell 17. Orbital radier av noen enkle ioner
Orbital radius, A |
Orbital radius, A |
||||
| Li | F | 0,400 | |||
| Na | Cl | 0,742 | |||
| K | Br | 0,869 | |||
| Rb | Jeg | 1,065 | |||
| Cs | O2 | 0,46 | |||
| Vær 2 | S2 | 0,83 | |||
| Mg2 |
Elektroner fra ett atom kan overføres fullstendig til et annet. Denne omfordelingen av ladninger fører til dannelse av positivt og negativt ladede ioner (kationer og anioner). En spesiell type interaksjon oppstår mellom dem - en ionisk binding. La oss vurdere mer detaljert metoden for dannelsen, strukturen og egenskapene til stoffer.
Elektronegativitet
Atomer er forskjellige i elektronegativitet (EO) - evnen til å tiltrekke elektroner til seg selv fra valensskallene til andre partikler. For kvantitativ bestemmelse brukes skalaen for relativ elektronegativitet foreslått av L. Polling (dimensjonsløs verdi). Evnen til å tiltrekke elektroner fra fluoratomer er mer uttalt enn andre grunnstoffer, dens EO er 4. I Polling-skalaen følger oksygen, nitrogen og klor umiddelbart etter fluor. EO-verdiene for hydrogen og andre typiske ikke-metaller er lik eller nær 2. Av metallene har de fleste elektronegativitet mellom 0,7 (Fr) og 1,7. Det er en avhengighet av bindingens ionisitet på forskjellen mellom EO av kjemiske elementer. Jo større den er, jo større er sannsynligheten for at en ionisk binding oppstår. Denne typen interaksjon er mer vanlig når forskjellen EO=1,7 og over. Hvis verdien er mindre, er forbindelsene polare kovalente.
Ioniseringsenergi
Ioniseringsenergi (EI) er nødvendig for løsrivelse av eksterne elektroner som er svakt bundet til kjernen. Enheten for endring av denne fysiske størrelsen er 1 elektronvolt. Det er endringsmønstre i EI i radene og kolonnene i det periodiske systemet, avhengig av økningen i ladningen til kjernen. I perioder fra venstre til høyre øker ioniseringsenergien og får de høyeste verdiene for ikke-metaller. I grupper avtar det fra topp til bunn. Hovedårsaken er økningen i atomets radius og avstanden fra kjernen til de ytre elektronene, som lett løsnes. En positivt ladet partikkel vises - den tilsvarende kation. Verdien av EI kan brukes til å bedømme om en ionisk binding oppstår. Egenskapene avhenger også av ioniseringsenergien. For eksempel har alkali- og jordalkalimetaller lave EI-verdier. De har utpregede reduserende (metalliske) egenskaper. Inerte gasser er kjemisk inaktive på grunn av deres høye ioniseringsenergi.
Elektron affinitet
I kjemiske interaksjoner kan atomer feste elektroner for å danne en negativ partikkel - et anion, prosessen er ledsaget av frigjøring av energi. Den tilsvarende fysiske størrelsen er elektronaffinitet. Måleenheten er den samme som ioniseringsenergien (1 elektronvolt). Men dens eksakte verdier er ikke kjent for alle elementer. Halogener har den høyeste elektronaffiniteten. På det ytre nivået av atomene til elementene - 7 elektroner, mangler bare en opp til en oktett. Elektronaffiniteten til halogener er høy, de har sterke oksiderende (ikke-metalliske) egenskaper.
Interaksjoner mellom atomer i dannelsen av en ionebinding
Atomer som har et ufullstendig ytre nivå er i en ustabil energitilstand. Ønsket om å oppnå en stabil elektronisk konfigurasjon er hovedårsaken som fører til dannelse av kjemiske forbindelser. Prosessen er vanligvis ledsaget av frigjøring av energi og kan føre til molekyler og krystaller som er forskjellige i struktur og egenskaper. Sterke metaller og ikke-metaller skiller seg betydelig fra hverandre i en rekke indikatorer (EO, EI og elektronaffinitet). For dem er denne typen interaksjon mer egnet som en ionisk kjemisk binding, der den samlende molekylære orbital (vanlig elektronpar) beveger seg. Det antas at under dannelsen av ioner overfører metaller elektroner fullstendig til ikke-metaller. Styrken til den resulterende bindingen avhenger av arbeidet som kreves for å ødelegge molekylene som utgjør 1 mol av stoffet som studeres. Denne fysiske mengden er kjent som bindingsenergien. For ioniske forbindelser varierer verdiene fra flere titalls til hundrevis av kJ/mol.
Ionedannelse
Et atom som gir fra seg elektronene sine under kjemiske interaksjoner, blir til et kation (+). Mottakspartikkelen er et anion (-). For å finne ut hvordan atomer vil oppføre seg, om ioner vil vises, er det nødvendig å fastslå forskjellen mellom deres EC. Den enkleste måten å utføre slike beregninger på er for en forbindelse av to elementer, for eksempel natriumklorid.
Natrium har bare 11 elektroner, konfigurasjonen av det ytre laget er 3s 1 . For å fullføre det er det lettere for et atom å gi fra seg 1 elektron enn å feste 7. Strukturen til valenslaget av klor er beskrevet av formelen 3s 2 3p 5. Totalt har et atom 17 elektroner, 7 er eksterne. En mangler for å oppnå en oktett og en stabil struktur. De kjemiske egenskapene støtter antagelsen om at natriumatomet donerer og klor aksepterer elektroner. Det er ioner: positive (natriumkation) og negative (kloranion).
Ionebinding
Ved å miste et elektron får natrium en positiv ladning og et stabilt skall av et atom av inertgassen neon (1s 2 2s 2 2p 6). Klor, som et resultat av interaksjon med natrium, mottar en ekstra negativ ladning, og ionet gjentar strukturen til atomskallet til edelgassen argon (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Den ervervede elektriske ladningen kalles ladningen til ionet. For eksempel, Na +, Ca 2+, Cl-, F-. Ioner kan inneholde atomer av flere grunnstoffer: NH 4 + , SO 4 2- . Inne i slike komplekse ioner er partiklene forbundet med en donor-akseptor eller kovalent mekanisme. Elektrostatisk tiltrekning oppstår mellom motsatt ladede partikler. Dens verdi i tilfelle av en ionisk binding er proporsjonal med ladningene, og med økende avstand mellom atomene svekkes den. Karakteristiske trekk ved en ionebinding:
- sterke metaller reagerer med aktive ikke-metalliske elementer;
- elektroner beveger seg fra ett atom til et annet;
- de resulterende ionene har en stabil konfigurasjon av ytre skall;
- Det er en elektrostatisk tiltrekning mellom motsatt ladede partikler.
Krystallgitter av ioniske forbindelser
I kjemiske reaksjoner mister metaller fra 1., 2. og 3. gruppe i det periodiske systemet vanligvis elektroner. En-, to- og treladede positive ioner dannes. Ikke-metaller fra 6. og 7. gruppe tilfører vanligvis elektroner (med unntak av reaksjoner med fluor). Det er enkelt- og dobbeltladede negative ioner. Energikostnadene for disse prosessene kompenseres som regel når en stoffkrystall dannes. Ioniske forbindelser er vanligvis i fast tilstand, og danner strukturer som består av motsatt ladede kationer og anioner. Disse partiklene tiltrekkes og danner gigantiske krystallgitter der positive ioner er omgitt av negative partikler (og omvendt). Den totale ladningen til et stoff er null, fordi det totale antallet protoner er balansert med antall elektroner til alle atomer.
Egenskaper til stoffer med en ionisk binding
Ioniske krystallinske stoffer er preget av høye koke- og smeltepunkter. Vanligvis er disse forbindelsene varmebestandige. Følgende funksjon kan bli funnet når slike stoffer er oppløst i et polart løsningsmiddel (vann). Krystaller blir lett ødelagt, og ioner går over i en løsning som har elektrisk ledningsevne. Ioniske forbindelser blir også ødelagt når de smeltes. Det oppstår frie ladede partikler, som betyr at smelten leder elektrisk strøm. Stoffer med en ionisk binding er elektrolytter - ledere av den andre typen.
Oksider og halogenider av alkali- og jordalkalimetaller tilhører gruppen av ioniske forbindelser. Nesten alle av dem er mye brukt i vitenskap, teknologi, kjemisk produksjon, metallurgi.
En ionisk kjemisk binding er en binding som dannes mellom atomer av kjemiske elementer (positivt eller negativt ladede ioner). Så hva er en ionisk binding, og hvordan dannes den?
Generelle egenskaper ved den ioniske kjemiske bindingen
Ioner er ladede partikler som atomer blir til når de donerer eller tar imot elektroner. De er tiltrukket av hverandre ganske sterkt, det er av denne grunn at stoffer med denne typen binding har høye koke- og smeltepunkter.
Ris. 1. Ioner.
En ionisk binding er en kjemisk binding mellom forskjellige ioner på grunn av deres elektrostatiske tiltrekning. Det kan betraktes som det begrensende tilfellet av en kovalent binding, når forskjellen mellom elektronegativiteten til de bundne atomene er så stor at fullstendig separasjon av ladninger oppstår.
Ris. 2. Ionisk kjemisk binding.
Det antas vanligvis at obligasjonen får en elektronisk karakter hvis EC > 1,7.
Forskjellen i verdien av elektronegativitet er større, jo lenger elementene er plassert fra hverandre i det periodiske systemet for periode. Denne forbindelsen er karakteristisk for metaller og ikke-metaller, spesielt de som ligger i de mest avsidesliggende gruppene, for eksempel I og VII.
Eksempel: bordsalt, natriumklorid NaCl:
Ris. 3. Skjema for den ioniske kjemiske bindingen til natriumklorid.
Ionebindingen eksisterer i krystaller, den har styrke, lengde, men er ikke mettet og ikke rettet. Ionebinding er karakteristisk bare for komplekse stoffer, som salter, alkalier og noen metalloksider. I gassform eksisterer slike stoffer i form av ioniske molekyler.
En ionisk kjemisk binding dannes mellom typiske metaller og ikke-metaller. Elektroner går uten feil fra metallet til ikke-metallet, og danner ioner. Som et resultat dannes det en elektrostatisk tiltrekning, som kalles en ionisk binding.
Faktisk oppstår ikke en fullstendig ionisk binding. Den såkalte ioniske bindingen er delvis ionisk, delvis kovalent. Imidlertid kan bindingen til komplekse molekylære ioner betraktes som ionisk.
Eksempler på dannelse av ionebindinger
Det er flere eksempler på dannelsen av en ionisk binding:
- interaksjon mellom kalsium og fluor
Ca 0 (atom) -2e \u003d Ca 2 + (ion)
Det er lettere for kalsium å donere to elektroner enn å motta de som mangler.
F 0 (atom) + 1e \u003d F- (ion)
– Fluor er tvert imot lettere å akseptere ett elektron enn å gi syv elektroner.
La oss finne det minste felles multiplum mellom ladningene til de dannede ionene. Det er lik 2. La oss bestemme antall fluoratomer som vil akseptere to elektroner fra et kalsiumatom: 2: 1 = 2. 4.
La oss lage en formel for en ionisk kjemisk binding:
Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.
- interaksjon mellom natrium og oksygen
Hvert ion i en ionisk krystall omgir seg på nært hold med så mange motioner som det geometrisk kan romme.
Konseptet med et molekyl for en ionisk forbindelse: på grunn av umettethet og ikke-retningsmessighet er ioniske bindingsmolekyler betingede.
Formelen i molekylet til en ionisk forbindelse viser bare de enkleste sammenhengene mellom mengdene av kationer og anioner i en makrokrystall av et stoff.
Struktur
1. Ionene i krystallen er pakket på en slik måte at ionene med samme navn er så langt unna som mulig (min frastøtt), og de forskjellige er så nærme som mulig (maks attraksjon).
Av denne grunn er ioniske krystaller preget av tett pakkingsprinsippet.
Rundt hvert ion kan det være et begrenset antall motioner.
Dette nummeret kalles koordinasjonsnummer(c.p.) f (r kation/r anion).
2. I en ionisk krystall er det umulig å isolere en virkelig eksisterende strukturell enhet (molekyl). Et molekyl for et ionisk stoff er en betinget formelenhet. Den viser bare forholdet mellom antall kationer og anioner i makrokrystallen til et stoff. NaClAlCl 3
Egenskaper til stoffer med en ionisk binding
1) Sterk og solid, E St = 500÷1000 kJ/mol;
2) Sprø - tåler ikke støt som fører til forskyvning av ioniske lag;
3) De leder ikke elektrisitet og varme (med fast tilstand), fordi det ikke er frie elektroner
Eksempler på stoffer med ionbinding.
Ioniske stoffer inkluderer alle salter dannet organisk og uorganisk,
forbindelser mellom de mest aktive Me og HeMe,
Hvis NeMe er mer aktiv enn meg => er det et ionisk bånd mellom dem.
10. Metallbinding og dens egenskaper. Struktur og egenskaper til stoffer med en metallisk binding.
metallforbindelse - Kommunikasjon av metaller og legeringer på grunn av elektronisk interaksjon av frie e - og positivt ladede metallkationer.
Spesielle egenskaper : Metallisk binding, som ionisk, umettet og ikke-retningsbestemt, da det er samspillet mellom kationer og elektroner.
Egenskaper stoffer med en mekanisk binding:
styrke, hardhet, aggregeringstilstand, kokende t, smelting t avhenger av antall valenselektroner.
Egenskaper til stoffer med en metallisk binding
Metaller- dette er stoffer med høy elektrisk og termisk ledningsevne, formbarhet, plastisitet og metallisk glans Disse karakteristiske egenskapene skyldes tilstedeværelsen av fritt bevegelige elektroner i krystallgitteret .
En kovalent kjemisk binding oppstår vanligvis mellom ikke-metallatomer med samme eller ikke veldig forskjellig elektronegativitet. Hvis forskjellen i elektronegativiteten til atomene som det dannes en kjemisk binding mellom er stor (∆x overstiger 1,7), så blir det vanlige elektronparet nesten fullstendig forskjøvet til atomet med høyere elektronegativitet. Som et resultat dannes det partikler med ladninger - positivt og negativt ladede ioner med en stabil elektronisk konfigurasjon av atomer av nærmeste edelgass. Motsatt ladede ioner holdes fast av kreftene til elektrostatisk tiltrekning - en kjemisk binding oppstår mellom dem, som kalles ionisk.
En ionisk binding oppstår som regel mellom atomer av typiske metaller og typiske ikke-metaller. En karakteristisk egenskap ved metallatomer er at de enkelt donerer valenselektronene sine, mens ikke-metallatomer lett kan feste dem.
Tenk på forekomsten av en ionisk binding, for eksempel mellom natriumatomer og kloratomer i natriumklorid NaCl.
Løsning av et elektron fra et natriumatom fører til dannelsen av et positivt ladet ion - natriumkationen Na +.
Tilsetning av et elektron til et kloratom fører til dannelse av et negativt ladet ion - kloranionet Cl - .
Mellom de dannede Na + og Cl - ionene, som har en motsatt ladning, oppstår en elektrostatisk tiltrekning, som et resultat av at det dannes en forbindelse - natriumklorid med en ionisk type kjemisk binding.
Ionebinding– Dette er en kjemisk binding, som utføres på grunn av den elektrostatiske interaksjonen av motsatt ladede ioner.
Dermed reduseres prosessen med dannelse av en ionisk binding til overgangen av elektroner fra natriumatomer til kloratomer med dannelse av motsatt ladede ioner med komplette elektroniske konfigurasjoner av de ytre lagene.
Det er eksperimentelt fastslått at elektroner i virkeligheten ikke løsner helt fra metallatomet, men bare forskyves mot kloratomet. Dette skiftet er jo mer signifikant, jo større forskjellen er i elektronegativiteten til atomene som det dannes en ionisk binding mellom. Men selv i tilfellet med cesiumfluorid CsF, der elektronegativitetsforskjellen overstiger 3,0, er ladningen til cesiumatomet ikke lik 1+. Dette betyr at elektronet til cesiumatomet ikke blir fullstendig overført til fluoratomet. Når det gjelder andre forbindelser, hvor forskjellen i elektronegativitet ikke er så stor, er elektronforskyvningen enda mindre, og derfor bør man snakke om en ionisk kjemisk binding med en viss kovalent fraksjon.
Forbindelser hvor bidraget fra ionbindingen er betydelig kalles vanligvis ioniske. De fleste binære forbindelser som inneholder metallatomer er ioniske, det vil si at den kjemiske bindingen i dem er stort sett ionisk. Disse forbindelsene inkluderer halogenider, oksider, sulfider, nitrider, etc.
En ionisk binding oppstår ikke bare mellom enkle kationer og enkle anioner som F -, Cl -, F 2-, men også mellom enkle kationer og komplekse anioner som NO 3 -, NO 4 2-, NO 4 3- eller hydroksidioner ÅH - . De aller fleste salter og baser er for eksempel ioniske forbindelser Na2SO4, Cu(NO3)2, Mg(OH)2. Det er ioniske forbindelser, som inkluderer komplekse kationer som ikke inneholder metallatomer, for eksempel ammoniumionet NH4+, samt forbindelser hvor både kation og anion er komplekse, for eksempel ammoniumsulfat (NH 4) 2 SO 4.
Du må aktivere JavaScript for å stemme