Teorien om kjemisk binding inntar en viktig plass i moderne kjemi. Den forklarer hvorfor atomer kombineres til kjemiske partikler og tillater sammenligning av stabiliteten til disse partiklene. Ved å bruke kjemisk bindingsteori kan sammensetningen og strukturen til ulike forbindelser forutsies. Konseptet med å bryte noen kjemiske bindinger og dannelsen av andre ligger til grunn for moderne ideer om transformasjoner av stoffer i løpet av kjemiske reaksjoner.
En kjemisk binding er samspillet mellom atomer som bestemmer stabiliteten til en kjemisk partikkel eller krystall som helhet. En kjemisk binding dannes på grunn av den elektrostatiske interaksjonen mellom ladede partikler: kationer og anioner, kjerner og elektroner. Når atomer nærmer seg hverandre, begynner tiltrekningskrefter å virke mellom kjernen til ett atom og elektronene til et annet, samt frastøtende krefter mellom kjerner og mellom elektroner. På et stykke avstand balanserer disse kreftene hverandre, og det dannes en stabil kjemisk partikkel.
Når en kjemisk binding dannes, kan det oppstå en betydelig omfordeling av elektrontettheten til atomer i forbindelsen sammenlignet med frie atomer. I det begrensende tilfellet fører dette til dannelsen av ladede partikler - ioner (fra det greske "ion" - går).
Interaksjon av ioner
Hvis et atom mister ett eller flere elektroner, så blir det til et positivt ion - et kation (oversatt fra gresk - "går ned) Slik dannes hydrogenkationer H +, litium Li +, barium Ba 2+. Oppsamling av elektroner , atomer blir til negative ioner - anioner (fra gresk "anion" - går opp) Eksempler på anioner er fluorion F - , sulfidion S 2 - .
Kationer og anioner er i stand til å tiltrekke hverandre. I dette tilfellet oppstår en kjemisk binding, og kjemiske forbindelser dannes. Denne typen kjemisk binding kalles en ionbinding:
Ionebinding er en kjemisk binding dannet av elektrostatisk tiltrekning mellom kationer og anioner.
Mekanismen for dannelse av en ionisk binding kan vurderes ved å bruke eksempelet på reaksjonen mellom natrium og klor. Et alkalimetallatom mister lett et elektron, mens et halogenatom får ett. Som et resultat dannes et natriumkation og et kloridion. De danner en forbindelse på grunn av den elektrostatiske tiltrekningen mellom dem.
Samspillet mellom kationer og anioner er ikke avhengig av retningen, så ionbindingen sies å være ikke-retningsbestemt. Hver kation kan tiltrekke seg et hvilket som helst antall anioner, og omvendt. Dette er grunnen til at en ionisk binding er umettet. Antallet interaksjoner mellom ioner i fast tilstand er bare begrenset av størrelsen på krystallen. Derfor bør "molekylet" til en ionisk forbindelse betraktes som hele krystallen.
For at en ionisk binding skal oppstå, er det nødvendig at summen av verdiene til ioniseringsenergien E Jeg(for kationdannelse) og elektronaffinitet EN e(for aniondannelse) bør være energetisk gunstig. Dette begrenser dannelsen av ioniske bindinger av atomer av aktive metaller (elementer i IA- og IIA-gruppene, noen elementer i IIIA-gruppen og noen overgangselementer) og aktive ikke-metaller (halogener, kalkogener, nitrogen).
En ideell ionebinding eksisterer praktisk talt ikke. Selv i de forbindelsene som vanligvis omtales som ioniske, er det ingen fullstendig overføring av elektroner fra ett atom til et annet; elektroner forblir delvis i vanlig bruk. Dermed er bindingen i litiumfluorid 80 % ionisk og 20 % kovalent. Derfor er det mer riktig å snakke om grad av ionisitet(polaritet) til en kovalent kjemisk binding. Det antas at med en forskjell i elektronegativiteten til elementene i 2.1, er bindingen 50% ionisk. Hvis forskjellen er større, kan forbindelsen betraktes som ionisk.
Den ioniske modellen for kjemisk binding er mye brukt for å beskrive egenskapene til mange stoffer, først og fremst forbindelser av alkali- og jordalkalimetaller med ikke-metaller. Dette skyldes enkelheten ved å beskrive slike forbindelser: de anses å være bygget fra inkompressible ladede kuler som tilsvarer kationer og anioner. I dette tilfellet har ionene en tendens til å ordne seg på en slik måte at tiltrekningskreftene mellom dem er maksimale, og frastøtende krefter er minimale.
Ioniske radier
En enkel elektrostatisk modell av ionisk binding bruker konseptet ioniske radier. Summen av radiene til nabokationen og anionet må være lik den tilsvarende indre nukleære avstanden:
r 0 = r + + r −
I dette tilfellet er det fortsatt uklart hvor grensen mellom kation og anion skal trekkes. I dag er det kjent at en ren ionisk binding ikke eksisterer, siden det alltid er en viss overlapping av elektronskyer. For å beregne radiene til ioner brukes forskningsmetoder som lar deg bestemme elektrontettheten mellom to atomer. Den indre nukleære avstanden deles på punktet hvor elektrontettheten er minimum.
Størrelsen på et ion avhenger av mange faktorer. Med en konstant ladning av ionet, med en økning i serienummeret (og følgelig ladningen til kjernen), reduseres den ioniske radius. Dette er spesielt merkbart i lantanidserien, hvor ioneradiene endres monotont fra 117 pm for (La 3+) til 100 pm (Lu 3+) ved et koordinasjonsnummer på 6. Denne effekten kalles lantanidkompresjon.
I grupper av grunnstoffer øker ioniske radier generelt med økende atomnummer. Imidlertid for d-elementer i den fjerde og femte perioden på grunn av lantanidkompresjon, kan til og med en reduksjon i ionisk radius forekomme (for eksempel fra 73 pm for Zr 4+ til 72 pm for Hf 4+ ved et koordinasjonsnummer på 4).
I perioden er det en merkbar reduksjon i ioneradius, assosiert med en økning i tiltrekningen av elektroner til kjernen med en samtidig økning i ladningen til kjernen og ladningen til selve ionet: 116 pm for Na +, 86 pm for Mg 2+ , 68 pm for Al 3+ (koordinasjonsnummer 6). Av samme grunn fører en økning i ioneladningen til en reduksjon i ioneradius for ett grunnstoff: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (koordinasjonsnummer 4).
Sammenligning av ioniske radier kan bare gjøres ved samme koordinasjonsnummer, siden det påvirker størrelsen på ionet på grunn av frastøtende krefter mellom motionene. Dette er tydelig sett i eksemplet med Ag + ion; dens ioniske radius er 81, 114 og 129 pm for henholdsvis koordinasjonsnummer 2, 4 og 6.
Strukturen til en ideell ionisk forbindelse, på grunn av den maksimale tiltrekningen mellom ulikte ioner og minimum frastøting av like ioner, bestemmes i stor grad av forholdet mellom de ioniske radiene til kationer og anioner. Dette kan vises ved enkle geometriske konstruksjoner.
| Holdning r + : r − | Kationkoordinasjonsnummer | Miljø | Eksempel |
| 0,225−0,414 | 4 | tetraedrisk | ZnS |
| 0,414−0,732 | 6 | Oktaedral | NaCl |
| 0,732−1,000 | 8 | kubikk | CsCl |
| >1,000 | 12 | dodekaedral | Finnes ikke i ioniske krystaller |
Ionebindingsenergi
Bindingsenergien for en ionisk forbindelse er energien som frigjøres under dannelsen fra gassformige motioner uendelig langt fra hverandre. Å vurdere bare elektrostatiske krefter tilsvarer omtrent 90% av den totale interaksjonsenergien, som også inkluderer bidraget fra ikke-elektrostatiske krefter (for eksempel frastøting av elektronskall).
Når en ionisk binding oppstår mellom to frie ioner, bestemmes energien til tiltrekningen deres av Coulombs lov:
E(adj.) = q + q− / (4π r ε),
Hvor q+ og q- ladninger av samvirkende ioner, r er avstanden mellom dem, ε er permittiviteten til mediet.
Siden en av ladningene er negativ, vil energiverdien også være negativ.
I følge Coulombs lov må tiltrekningsenergien i uendelig små avstander bli uendelig stor. Dette skjer imidlertid ikke, siden ioner ikke er punktladninger. Når ioner nærmer seg hverandre, oppstår det frastøtende krefter mellom dem, på grunn av samspillet mellom elektronskyer. Den frastøtende energien til ioner er beskrevet av Born-ligningen:
E(ott.) = I / rn,
Hvor I- noen konstante, n kan ta verdier fra 5 til 12 (avhengig av størrelsen på ionene). Den totale energien bestemmes av summen av energiene til tiltrekning og frastøting:
E = E(adv.) + E(ott.)
Verdien går gjennom et minimum. Koordinatene til minimumspunktet tilsvarer likevektsavstanden r 0 og likevektsenergi for interaksjon mellom ioner E 0:
E 0 = q + q − (1 - 1 / n) / (4π r 0 ε)
Det er alltid flere interaksjoner i et krystallgitter enn mellom et par ioner. Dette tallet bestemmes først og fremst av typen krystallgitter. For å ta hensyn til alle interaksjoner (svekkelse med økende avstand), introduseres den såkalte Madelung-konstanten i uttrykket for energien til det ioniske krystallgitteret EN:
E(adj.) = EN q + q− / (4π r ε)
Verdien av Madelung-konstanten bestemmes kun av gitterets geometri og avhenger ikke av radiusen og ladningen til ionene. For eksempel, for natriumklorid er det 1,74756.
Bare noen få kjemiske elementer kan eksistere individuelt i form av gasser. Disse elementene kalles inerte gasser. De gjenværende kjemiske elementene vil interagere med hverandre eller med andre atomer, og danner forbindelser. Årsaken til dannelsen av disse kjemiske forbindelsene er den kjemiske bindingen. Den kjemiske bindingen skyldes den elektrostatiske interaksjonen mellom de ladede delene av atomet: kjernen og elektronskallet. Det er bevist at elektroner i det ytre elektronskallet deltar i dannelsen av en kjemisk binding. Slike elektroner kalles valenselektroner.
- Et atoms evne til å danne en kjemisk binding kalles valens.
Elektroner i atomer er plassert på energinivåer. Gruppe VIII-A elektroner - edle eller inerte gasser - har et fullstendig fylt energinivå. Tatt i betraktning den kjemiske passiviteten til inerte gasser og strukturen til atomene til de tilsvarende elementene, kommer vi til følgende konklusjon: det ytre 8-elektronskallet er gunstig og stabilt for atomet. Det kalles ofte en elektronisk oktett. Siden den elektroniske konfigurasjonen til en edelgass er veldig stabil (ns2np6), har atomer av andre grunnstoffer en tendens til å nå den. De kan gjøre dette ved å donere elektroner, akseptere eller dele elektronene deres med elektronene til andre atomer.
Metodene for dannelse av en kjemisk binding er forskjellige, derfor skilles flere typer kjemiske bindinger:
Ionebinding.
Hvert kjemisk element har sin egen evne til å tiltrekke eksterne, fremmede elektroner.
- Et atoms evne til å tiltrekke elektroner til seg selv kalles elektronegativitet .
Ris. 3. Ioneforbindelser
Ris. 4. Krystallgitter av kalsiumfluorid
Stoffer dannet av ioner kalles ioniske forbindelser. Fig.3. Forbindelser dannet ved ionisk binding under normale forhold er faste stoffer med høyt smelte- og kokepunkt. Dette er skjøre materialer. De danner et ionisk krystallgitter. Ioner er lokalisert ved nodene til krystallgitteret. Figurene viser krystallgitteret av natriumklorid og kalsiumfluorid. Ris. 4.5.
Ris. 5. Krystallgitter av natriumklorid
Dermed kan vi konkludere med at forbindelsene av to grunnstoffer lokalisert i motsatte ender av samme (eller forskjellige) perioder har en overveiende ionisk natur av bindingen, men når elementene nærmer seg hverandre i løpet av perioden, avtar den ioniske naturen til forbindelsene deres. . I de fleste tilfeller kan en forbindelse ikke sies å være helt (eller rent) ionisk eller helt (eller rent) kovalent. Det kan imidlertid hevdes at noen forbindelser er overveiende ioniske og andre forbindelser er hovedsakelig kovalente.
Gode eksempler på ioniske forbindelser er klorider og oksider. Klorider og oksider av grunnstoffer som ligger på venstre side av det periodiske systemet, har som regel en overveiende ionisk karakter.
Kilder
http://www.youtube.com/watch?t=10&v=LtAgb6LDUeQ
presentasjonskilde - http://ppt4web.ru/khimija/ionnaja-khimicheskaja-svjaz.html
Synopsis http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/9-klass
Den ioniske bindingen vises når elektronegativiteten skiller seg kraftig fra hverandre (i henhold til Pauling-skalaen Δχ\u003e 1.7), og dette skjer under samspillet mellom ioner dannet fra elementer preget av betydelig forskjellige kjemiske egenskaper.
En ionisk binding er en elektrostatisk tiltrekning mellom motsatt ladede ioner, som dannes som et resultat av en fullstendig forskyvning av et felles elektronpar fra et atom i ett element til et atom i et annet element.
Avhengig av de individuelle egenskapene, har atomene til noen grunnstoffer en tendens til å miste elektroner med transformasjon til positivt ladede ioner (kationer), mens atomene til andre grunnstoffer tvert imot har en tendens til å tilegne seg elektroner og blir til negativt ladede ioner (anioner), som skjer med atomer av vanlig natrium og det typiske ikke-metalliske klor.
Betinget modell for dannelse av Na + og Cl ioner - ved fullstendig overføring av valenselektronet fra natriumatomet til kloratomet
Elementers evne til å danne enkle ioner (dvs. kommer fra et enkelt atom) skyldes den elektroniske konfigurasjonen av deres isolerte atomer, samt størrelsen på elektronegativitet, ioniseringsenergier og elektronaffinitet (minimum som kreves for å fjerne et elektron fra det tilsvarende negative ionet til en uendelig avstand). Det er klart at kationer lettere dannes av atomer av grunnstoffer med lav ioniseringsenergi - alkali- og jordalkalimetaller (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr, etc.). Dannelsen av enkle kationer av andre elementer er mindre sannsynlig, siden dette skyldes forbruket av stor energi for ionisering av atomet.
Enkle anioner dannes lettere av p-elementer i den syvende gruppen (Cl, Br, I) på grunn av deres høye elektronaffinitet. Festing av ett elektron til atomene O, S, N er ledsaget av frigjøring av energi. Og tilsetningen av andre elektroner med dannelse av flerdobbelt ladede enkle anioner er energetisk ugunstig.
Derfor er forbindelser som består av enkle ioner ikke mange. De dannes lettere ved interaksjon av alkali- og jordalkalimetaller med halogener.
Kjennetegn på en ionisk binding
1. Ikke-retningsbestemt. De elektriske ladningene til ionene bestemmer deres tiltrekning og frastøting og bestemmer generelt den støkiometriske sammensetningen av forbindelsen. Ioner kan betraktes som ladede kuler, hvis kraftfelt er jevnt fordelt i alle retninger i rommet. Derfor, for eksempel, i NaCl-forbindelsen, kan natriumioner Na+ samhandle med kloridioner Cl- i alle retninger, og tiltrekke seg et visst antall av dem.
Ikke-retningsmessighet er en egenskap ved ionisk binding, på grunn av evnen til hvert ion til å tiltrekke seg ioner med motsatt fortegn til seg selv i alle retninger.
Så ikke-direktiviteten forklares av det faktum at det elektriske feltet til ionet har sfærisk symmetri og avtar med avstanden i alle retninger, så samspillet mellom ionene utføres uavhengig av retning.
2. Umettethet. Det er klart at samspillet mellom to ioner med motsatt fortegn ikke kan føre til fullstendig gjensidig kompensasjon av deres kraftfelt. Derfor beholder et ion med en viss ladning evnen til å tiltrekke seg andre ioner med motsatt fortegn i alle retninger. Antallet slike "tiltrukket" ioner begrenses bare av deres geometriske dimensjoner og gjensidige frastøtningskrefter.
Umettethet er en egenskap ved en ionisk binding, som manifesterer seg i evnen til et ion som har en viss ladning til å feste et hvilket som helst antall ioner med motsatt fortegn.
3. Ionepolarisering. Med en ionisk binding er hvert ion, som er en bærer av en elektrisk ladning, en kilde til et elektrisk kraftfelt, derfor påvirker de hverandre i nær avstand mellom ionene.
Polarisasjonen av et ion er deformasjonen av elektronskallet under påvirkning av det elektriske kraftfeltet til et annet ion.
4. Polariserbarhet og polariserende evne til ioner. Under polarisering gjennomgår elektronene i det ytre laget den sterkeste forskyvningen. Men under påvirkning av det samme elektriske feltet deformeres forskjellige ioner i ulik grad. Jo svakere de ytre elektronene er bundet til kjernen, jo lettere oppstår polarisering.
Polariserbarhet er den relative forskyvningen av kjernen og elektronskallet i ionet når det utsettes for det elektriske kraftfeltet til et annet ion. Den polariserende evnen til ioner er deres egenskap til å utøve en deformerende effekt på andre ioner.
Polarisasjonskraften avhenger av ladningen og størrelsen på ionet. Jo større ladning ionet har, desto sterkere er dets felt, det vil si at flerladede ioner har størst polarisasjonsevne.
Egenskaper til ioniske forbindelser
Under normale forhold eksisterer ioniske forbindelser som krystallinske faste stoffer som har høye smelte- og kokepunkter og derfor anses som ikke-flyktige. For eksempel er smelte- og kokepunktene til NaCl henholdsvis 801 0 C og 1413 0 C, CaF 2 - 1418 0 C og 2533 0 C. I fast tilstand leder ikke ioniske forbindelser elektrisitet. De er svært løselige i og lite eller ikke i det hele tatt løselige i ikke-polare løsningsmidler (parafin, bensin). I polare løsningsmidler dissosieres (dekomponeres) ioniske forbindelser til ioner. Dette forklares av det faktum at ioner har høyere solvatiseringsenergier, som er i stand til å kompensere for energien til dissosiasjon til ioner i gassfasen.
Dannes mellom atomer med stor forskjell (> 1,5 på Pauling-skalaen) elektronegativitet, der et felles elektronpar overveiende går over til et atom med større elektronegativitet. Dette er tiltrekningen av ioner som motsatt ladede legemer. Et eksempel er forbindelsen CsF, hvor "ionisitetsgraden" er 97%. En ionisk binding er et ekstremt tilfelle av kovalent polar bindingspolarisering. Dannet mellom typisk metall og ikke-metall. I dette tilfellet passerer elektronene fra metallet fullstendig til ikke-metallet, ioner dannes.
Mellom de dannede ionene er det en elektrostatisk tiltrekning, som kalles ionisk binding. Snarere er en slik utsikt praktisk. Faktisk er den ioniske bindingen mellom atomer i sin rene form ikke realisert noe sted eller nesten ingen steder; vanligvis er faktisk bindingen delvis ionisk og delvis kovalent. Samtidig kan bindingen av komplekse molekylære ioner ofte betraktes som rent ioniske. De viktigste forskjellene mellom ioniske bindinger og andre typer kjemiske bindinger er ikke-retningsmessighet og umettethet. Det er grunnen til at krystaller dannet på grunn av ionisk binding graviterer mot forskjellige tette pakkinger av de tilsvarende ionene.
karakteristisk av slike forbindelser er god løselighet i polare løsningsmidler (vann, syrer, etc.). Dette skyldes de ladede delene av molekylet. I dette tilfellet blir dipolene til løsningsmidlet tiltrukket av de ladede endene av molekylet, og, som et resultat av Brownsk bevegelse, "trekker" molekylet til stoffet i stykker og omgir dem, og hindrer dem i å gjenforenes. Resultatet er ioner omgitt av løsemiddeldipoler.
Når slike forbindelser er oppløst, frigjøres som regel energi, siden den totale energien til de dannede løsningsmiddel-ionebindingene er større enn anion-kationbindingsenergien. Unntak er mange salter av salpetersyre (nitrater), som, når de er oppløst, absorberer varme (løsninger avkjøles). Sistnevnte faktum er forklart på grunnlag av lovene som vurderes i fysisk kjemi.
Et eksempel på dannelsen av en ionisk binding
Vurder dannelsesmetoden ved å bruke eksempelet med natriumklorid NaCl. Den elektroniske konfigurasjonen av natrium- og kloratomer kan representeres som: Og . Dette er atomer med ufullstendige energinivåer. For å fullføre dem er det åpenbart lettere for et natriumatom å gi fra seg ett elektron enn å legge til syv, og det er lettere for et kloratom å legge til ett elektron enn å gi fra seg syv. I en kjemisk interaksjon gir natriumatomet helt opp ett elektron, og kloratomet aksepterer det.
Skjematisk kan dette skrives som følger:
- natriumion, stabilt åtte-elektronskall ( ) på grunn av det andre energinivået. - klorion, stabilt åtte-elektronskall.
mellom ioner Og krefter av elektrostatisk tiltrekning oppstår, som et resultat av at det dannes en forbindelse.
se også
Skriv en anmeldelse om artikkelen "Ionic bond"
Linker
|
||||||||||||||||||
|
||||||||||||||||
Et utdrag som karakteriserer den ioniske bindingen
- Du vil bli tvunget til å danse, som du danset under Suvorov (på vous fera danser [du vil bli tvunget til å danse]), - sa Dolokhov.- Qu "est ce qu" il chante? [Hva synger han der?] - sa en franskmann.
- De l "histoire ancienne, [Ancient history,] - sa en annen og gjettet at det handlet om tidligere kriger. - L" Empereur va lui faire voir a votre Souvara, comme aux autres ... [Keiseren vil vise din Suvar, så vel som andre …]
"Bonaparte..." begynte Dolokhov, men franskmannen avbrøt ham.
- Nei Bonaparte. Det er en keiser! Sacre nom... [Fy helvete...] ropte han sint.
"Fordømt ham til keiseren din!"
Og Dolokhov forbannet på russisk, frekt, som en soldat, og kastet opp pistolen og gikk bort.
«La oss gå, Ivan Lukich,» sa han til kompanisjefen.
"Slik er det i vokterstilen," begynte soldatene i kjeden å snakke. - Kom igjen, Sidorov!
Sidorov blunket og vendte seg til franskmennene og begynte å pludre uforståelige ord ofte, ofte:
«Kari, mala, tafa, safi, muder, kaska,» mumlet han og prøvde å gi uttrykksfulle intonasjoner til stemmen.
- Go go go! ha ha, ha, ha! Wow! Wow! - det var et brøl av en slik sunn og munter latter mellom soldatene, ufrivillig kommunisert til franskmennene gjennom kjeden, at det etter det så ut til å være nødvendig å losse våpnene deres, sprenge ladningene og spre seg så snart som mulig til alles hjem.
Men kanonene forble ladet, smutthullene i husene og festningsverkene så like truende frem, og akkurat som før vendte kanonene seg mot hverandre, fjernet fra lemmene.
Etter å ha reist hele linjen med tropper fra høyre til venstre flanke, klatret prins Andrei opp batteriet hvorfra, ifølge offiserens hovedkvarter, hele feltet var synlig. Her gikk han av hesten og stoppet ved den siste av de fire kanonene som ble fjernet fra lemmene. En vaktskytter gikk foran våpnene, strakte seg ut foran betjenten, men ved skiltet til ham gjenopptok den jevne, kjedelige turen. Bak våpnene var lembenene, fortsatt bak tilhengerstolpen og ildene til artilleristene. Til venstre, ikke langt fra den siste pistolen, var en ny kurvhytte, hvorfra animerte offiserstemmer ble hørt.
Fra batteriet ble faktisk en visning av nesten hele disposisjonen til russiske tropper og det meste av fienden åpnet. Rett overfor batteriet, i horisonten til den motsatte bakken, kunne landsbyen Shengraben sees; til venstre og til høyre, på tre steder, blant røyken fra deres branner, kunne man skille masser av franske tropper, hvorav tydeligvis de fleste var i selve landsbyen og bak fjellet. Til venstre for landsbyen, i røyken, virket det som noe som et batteri, men med et enkelt øye var det umulig å se det godt. Vår høyre flanke lå på en ganske bratt bakke, som dominerte franskmennenes posisjon. Infanteriet vårt var stasjonert langs det, og dragoner var synlige helt i kanten. I sentrum, der Tushins batteri var plassert, hvorfra prins Andrei undersøkte posisjonen, var det den mest skånsomme og direkte nedstigningen og oppstigningen til bekken som skilte oss fra Shengraben. Til venstre grenset troppene våre til skogen, der bålene fra infanteriet vårt som hugget ved røk. Den franske linjen var bredere enn vår, og det var tydelig at franskmennene lett kunne flankere oss på begge sider. Bak vår posisjon var det en bratt og dyp kløft, langs hvilken det var vanskelig for artilleri og kavaleri å trekke seg tilbake. Prins Andrei, som støttet seg på kanonen og tok frem lommeboken, tegnet for seg selv en plan for disposisjonen av troppene. To steder gjorde han notater med blyant, og hadde til hensikt å formidle dem til Bagration. Han hadde for det første til hensikt å konsentrere alt artilleriet i sentrum og for det andre å overføre kavaleriet tilbake til den andre siden av ravinen. Prins Andrei, som konstant var sammen med den øverstkommanderende, fulgte massenes bevegelser og generelle ordrer, og konstant engasjert i historiske beskrivelser av kamper, i denne kommende virksomheten tenkte ufrivillig bare på den fremtidige fiendtlighetsforløpet i generelle termer. Han forestilte seg bare følgende type store ulykker: "Hvis fienden leder et angrep på høyre flanke," sa han til seg selv, "vil Kiev-grenaderen og Podolsk-sjasjerene holde sin posisjon til senterets reserver nærmer seg dem. I dette tilfellet kan dragene treffe flanken og velte dem. I tilfelle et angrep på sentrum setter vi opp sentralbatteriet på denne bakken, og under dekselet trekker vi venstre flanke og trekker oss tilbake til ravinen i lag,» resonnerer han for seg selv ...
Ionebinding
Kjemisk bindingsteori tar viktig plass i moderne kjemi. Hun forklarer hvorfor atomer kombineres for å danne kjemiske partikler, Og gjør det mulig å sammenligne stabiliteten til disse partiklene. Ved hjelp av kjemisk bindingsteori, Kan forutsi sammensetningen og strukturen til ulike forbindelser. Konseptet av brudd av noen kjemiske bindinger og dannelse av andre ligger til grunn for moderne ideer om transformasjoner av stoffer i løpet av kjemiske reaksjoner .
kjemisk forbindelse- Dette interaksjon av atomer , bestemme stabiliteten til en kjemisk partikkel eller krystall som helhet . kjemisk forbindelse dannet gjennom elektrostatisk interaksjon mellom ladede partikler : kationer og anioner, kjerner og elektroner. Når atomer nærmer seg hverandre, begynner tiltrekningskrefter å virke mellom kjernen til ett atom og elektronene til et annet, samt frastøtende krefter mellom kjerner og mellom elektroner. På et stykke disse krefter balanserer hverandre, Og det dannes en stabil kjemisk partikkel .
Når en kjemisk binding dannes, kan det oppstå en betydelig omfordeling av elektrontettheten til atomer i forbindelsen sammenlignet med frie atomer.
I det begrensende tilfellet fører dette til dannelsen av ladede partikler - ioner (fra det greske "ion" - går).
1 Interaksjon av ioner
Hvis atom mister en eller få elektroner, så han blir til et positivt ion - kation(oversatt fra gresk - " går ned"). Dette er hvordan kationer hydrogen H+, litium Li+, barium Ba 2+ . Ved å anskaffe elektroner blir atomer til negative ioner - anioner(fra det greske "anion" - går opp). Eksempler på anioner er fluoridion F − , sulfidion S 2− .
Kationer Og anioner i stand tiltrekke hverandre. Dette gir opphav til kjemisk forbindelse, Og kjemiske forbindelser dannes. Denne typen kjemisk binding kalles ionisk binding :
2 Ionebindingsdefinisjon
Ionebinding er en kjemisk binding utdannet på bekostning av elektrostatisk tiltrekning mellom kationer Og anioner .
Mekanismen for dannelse av en ionisk binding kan betraktes på eksemplet med reaksjonen mellom natrium og klor . Et alkalimetallatom mister lett et elektron, A halogenatom - erverver. Som et resultat av dette, der natriumkation Og kloridion. De danner en forbindelse gjennom elektrostatisk tiltrekning mellom dem .
Samspill mellom kationer Og anioner er ikke avhengig av retning, Derfor om ionebinding de snakker om ikke-retningsbestemt. Hver kation Kan være tiltrekke et hvilket som helst antall anioner, Og omvendt. Derfor ionisk binding er umettet. Antall interaksjoner mellom ioner i fast tilstand er bare begrenset av størrelsen på krystallen. Derfor " molekyl " ionisk forbindelse bør betraktes som hele krystallen .
For fremveksten ionisk binding nødvendig, til summen av ioniseringsenergier Ei(for å danne en kation) Og Elektron affinitet A e(for aniondannelse) må være energisk lønnsomt. Dette begrenser dannelsen av ioniske bindinger av atomer av aktive metaller(elementer av IA- og IIA-grupper, noen elementer av IIIA-gruppen og noen overgangselementer) og aktive ikke-metaller(halogener, kalkogener, nitrogen).
Ideell ionebinding eksisterer praktisk talt ikke. Selv i de forbindelsene som vanligvis omtales som ionisk , det er ingen fullstendig overføring av elektroner fra ett atom til et annet ; elektroner forblir delvis i vanlig bruk. Ja, forbindelsen litiumfluorid med 80 % ionisk, og med 20 % - kovalent. Derfor er det mer riktig å snakke om grad av ionisitet (polaritet) kovalent kjemisk binding. Det antas at med en forskjell elektronegativitet elementer 2.1 kommunikasjon er på 50 % ionisk. På større forskjell sammensatt kan betraktes som ionisk .
Ionemodellen av en kjemisk binding er mye brukt for å beskrive egenskapene til mange stoffer., i første omgang, forbindelser alkalisk Og jordalkalimetaller med ikke-metaller. Dette er på grunn av enkel beskrivelse av slike forbindelser: tror de er bygget av ukomprimerbare ladede kuler, tilsvarende kationer og anioner. I dette tilfellet har ionene en tendens til å ordne seg på en slik måte at tiltrekningskreftene mellom dem er maksimale, og frastøtende krefter er minimale.
Ionebinding- en sterk kjemisk binding dannet mellom atomer med en stor forskjell (>1,7 på Pauling-skalaen) av elektronegativitet, med hvilken det delte elektronparet går helt til atomet med større elektronegativitet. Dette er tiltrekningen av ioner som motsatt ladede legemer. Et eksempel er forbindelsen CsF, hvor "ionisitetsgraden" er 97%.
Ionebinding- ekstremt tilfelle polarisering av en kovalent polar binding. Dannet mellom typisk metall og ikke-metall. I dette tilfellet elektronene i metallet fullstendig overført til ikke-metall . Ioner dannes.
Hvis det dannes en kjemisk binding mellom atomer som har veldig stor elektronegativitetsforskjell (EO > 1,7 ifølge Pauling), da er det delte elektronparet fullstendig går til et atom med høyere EC. Dette resulterer i dannelsen av en forbindelse motsatt ladede ioner :
Mellom de dannede ionene er det elektrostatisk tiltrekning, som kalles ionisk binding. Snarere denne utsikten beleilig. I praksis ionisk binding mellom atomene i i sin rene form er ikke realisert noe sted eller nesten ingen steder, vanligvis i virkeligheten er forbindelsen delvis ionisk , og delvis kovalent karakter. Samtidig kommunikasjon komplekse molekylære ioner kan ofte betraktes som rent ionisk. De viktigste forskjellene mellom ioniske bindinger og andre typer kjemiske bindinger er ikke-retningsmessighet og umettethet. Det er grunnen til at krystaller dannet på grunn av ionisk binding graviterer mot forskjellige tette pakkinger av de tilsvarende ionene.
3 ioniske radier
I tomgang elektrostatisk modell av ionebinding konseptet brukes ioniske radier . Summen av radiene til nabokationen og anionet må være lik den tilsvarende indre nukleære avstanden :
r 0 = r + + r −
Samtidig gjenstår det obskur hvor du skal ta grense mellom kation og anion . Kjent i dag , at en rent ionisk binding ikke eksisterer, som alltid det er noe elektronskyoverlapping. Til ioneradiberegninger bruker forskningsmetoder, hvilken lar deg bestemme elektrontettheten mellom to atomer . Den indre nukleære avstanden er delt i et punkt, Hvor elektrontettheten er minimal .
Ionestørrelse avhenger av mange faktorer. På konstant ladning av ionet med økende serienummer(og konsekvent, atomladning) ionisk radius reduseres. Dette er spesielt merkbart i lantanid-serien, Hvor ioniske radier endres monotont fra 117 pm for (La 3+) til 100 pm (Lu 3+) ved et koordinasjonsnummer på 6. Denne effekten kalles lantanidkompresjon .
I elementgrupper ioniske radier øker generelt med økende atomnummer. derimot Til d-elementer i den fjerde og femte perioden på grunn av lantanidkompresjon til og med en reduksjon i ioneradius kan forekomme(for eksempel fra kl. 19.00 for Zr 4+ til kl. 19.00 for Hf 4+ med et koordinasjonsnummer på 4).
I perioden er det en merkbar nedgang i ioneradius assosiert med en økning i tiltrekningen av elektroner til kjernen med en samtidig økning i ladningen til kjernen og ladningen til selve ionet: 116 pm for Na+, 86 pm for Mg 2+, 68 pm for Al 3+ (koordinasjonsnummer 6). Av samme grunn en økning i ladningen til et ion fører til en reduksjon i ioneradiusen for ett grunnstoff: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (koordinasjonsnummer 4).
Sammenligning ioniske radier Kan utføres kun med samme koordineringsnummer, fordi det det påvirker størrelsen på ionet på grunn av frastøtende krefter mellom motionene. Dette sees tydelig i eksemplet Ag+ ion; dens ioniske radius er 81, 114 og 129 pm Til koordinasjonsnummer 2, 4 og 6 , hhv .
Struktur perfekt ionisk forbindelse, på grunn av maksimal tiltrekning mellom ulike ioner og minimal frastøting mellom like ioner, på mange måter bestemt av forholdet mellom ioniske radier av kationer og anioner. Det kan vises enkle geometriske konstruksjoner.
4 Ionebindingsenergi
Bond energi Og for ionisk forbindelse- Dette energi, som i frigjøres under dannelsen fra gassformige motioner uendelig langt fra hverandre . Tatt i betraktning kun elektrostatiske krefter tilsvarer ca. 90% av den totale interaksjonsenergien, hvilken inkluderer også bidrag fra ikke-elektrostatiske krefter(For eksempel, frastøting av elektronskall).
Når ionisk binding mellom to fri ioneenergi deres attraksjon bestemmes av Coulombs lov :
E(adj.) = q+ q− / (4π r ε),
Hvor q+ Og q−- avgifter samvirkende ioner , r - avstanden mellom dem , ε - middels permittivitet .
Siden en av anklagene negativ, Det energiverdi Også vil være negativ .
I følge Coulombs lov, på Ved uendelig små avstander må tiltrekningsenergien bli uendelig stor. Imidlertid dette skjer ikke, fordi ioner er ikke punktladninger. På tilnærming av ioner det er en frastøtende kraft mellom dem, på grunn av interaksjon av elektroniske skyer . Ione frastøtende energi beskrevet Born-ligning :
E (ott.) \u003d B / rn,
Hvor I - noen konstante , n Kan være ta verdier fra 5 til 12(kommer an på ionestørrelse). Den totale energien bestemmes av summen av energiene til tiltrekning og frastøting :
E \u003d E (adv.) + E (ut.)
Dens betydning går gjennom minimum . Koordinatene til minimumspunktet tilsvarer likevektsavstanden r 0 Og likevektsenergi for interaksjon mellom ioner E 0 :
E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 ε)
I krystallgitter Alltid det er flere interaksjoner, hvordan mellom et par ioner. Dette nummeret bestemmes først og fremst av typen krystallgitter. Til står for alle interaksjoner(svekkes med økende avstand) inn i uttrykket for ionisk energi krystallgitter introdusere den såkalte konstanten Madelunga A :
E(adj.) = A q+ q− / (4π r ε)
Konstant verdi Madelunga kun bestemt gittergeometri og ikke avhenger av radius og ladning til ionene. For eksempel for natriumklorid det er lik 1,74756 .
5 polarisering av ioner
Bortsett fra ladningsstørrelse Og radius viktig egenskap og hun er hans polarisasjonsegenskaper. La oss vurdere dette spørsmålet mer detaljert. På ikke-polare partikler (atomer, ioner, molekyler) tyngdepunktene til positive og negative ladninger faller sammen. I et elektrisk felt forskyves elektronskallene i retning av en positivt ladet plate, og kjerner - i retning av en negativt ladet plate. På grunn av partikkeldeformasjon oppstår i den dipol, hun blir polar .
kilde elektrisk felt i forbindelser med en ionisk type binding er ionene selv. Derfor, apropos polarisasjonsegenskaper til ion , nødvendig skille den polariserende effekten av et gitt ion Og evnen til seg selv til å polarisere i et elektrisk felt .
Ionets polariserende effekt vil være den ene stor, hvordan mer av kraftfeltet hans, dvs. enn mer ladning og mindre ioneradius. Derfor, i innenfor undergrupper i grunnstoffenes periodiske system den polariserende effekten av ioner avtar fra topp til bunn, fordi i undergrupper med en konstant verdi av ladningen til ionet fra topp til bunn, øker dens radius .
Derfor den polariserende effekten av alkalimetallioner øker for eksempel fra cesium til litium, og på rad halogenidioner - fra I til F. I perioder den polariserende effekten av ionene øker fra venstre til høyre sammen med en økning i ladningen til ionet Og redusere radiusen .
Ionepolariserbarhet, dens evne til deformasjoner øker med synkende kraftfelt, dvs. med en reduksjon i kostnadsbeløpet Og økning i radius . Anion polariserbarhet som oftest høyere, hvordan kationer og på rad halogenider vokser fra F til I .
På polarisasjonsegenskaper til kationer gjengir påvirke naturen til deres ytre elektronskall . Polarisasjonsegenskaper til kationer hvordan inn aktiv, så vel som i passiv sans på samme avgift og en tett radiusøkning ved overgang fra kationer med et fylt skall til kationer med et ufullstendig ytre skall og videre til kationer med et 18-elektronskall.
For eksempel, i serien av kationer Mg 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ polarisasjonsegenskaper intensivere. Dette mønsteret er i samsvar med endringen i ioneradius og strukturen til elektronskallet gitt i serien:
for anioner polarisasjonsegenskaper forringes i denne rekkefølgen:
I-, Br-, Cl-, CN-, OH-, NO3-, F-, ClO4-.
resultat polarisasjonsinteraksjon av ioner er deformasjon av deres elektronskall og som en konsekvens av dette, forkorting av interioniske avstander Og ufullstendig separasjon av det negative Og positive ladninger mellom ioner.
For eksempel i en krystall natriumklorid kostnadsbeløpet på natriumion er +0,9 , og på klorion - 0,9 i stedet for forventet enhet. I et molekyl KCl lokalisert i damptilstand, verdi ladninger på kaliumioner Og klor er 0,83 ladningsenheter og i molekylet hydrogenklorid- bare 0,17 ladeenheter.
Ionepolarisering gjengir merkbar effekt på egenskapene til forbindelser med ionebinding , senke deres smelte- og kokepunkt , redusere elektrolytisk dissosiasjon i løsninger og smelter, etc. .
Ioniske forbindelser dannet når interaksjon av elementer , vesentlig forskjellig i kjemiske egenskaper. Jo mer avstanden mellom grunnstoffene i det periodiske systemet, emner i ionisk binding er mer uttalt i forbindelsene deres . Imot, i molekyler, dannet av de samme atomene eller atomer av elementer som er like i kjemiske egenskaper, oppstå andre typer kommunikasjon. Derfor ionebindingsteori Det har begrenset bruk .
6 Effekt av ionepolarisering på egenskapene til stoffer og egenskapene til ioniske bindinger og ioniske forbindelser
ideer om ionepolarisasjoner bidrar til å forklare forskjeller i egenskapene til mange lignende stoffer. For eksempel sammenligning natriumklorid Og kalium med sølvklorid viser at når nære ioniske radier
polariserbarheten til Ag+-kationenå ha 18-elektrons ytre skall , høyere, Hva fører til en økning i metall-klorbindingsstyrken Og lavere løselighet av sølvklorid i vann .
Gjensidig polarisering av ioner letter ødeleggelsen av krystaller, som fører til senke smeltepunktene til stoffer. Av denne grunn smeltepunkt TlF (327 oС) betydelig lavere enn RbF (798 oC). Spaltningstemperaturen til stoffer vil også avta med en økning i den gjensidige polariseringen av ioner. Derfor jodider brytes generelt ned ved lavere temperaturer, hvordan andre halogenider, A litiumforbindelser - termisk mindre stabil , enn forbindelser av andre alkaliske grunnstoffer .
Deformerbarhet av elektronskall påvirker de optiske egenskapene til stoffer. Hvordan mer polarisert partikkel , jo lavere energi er elektroniske overganger. Hvis polarisasjonen er lav , eksitasjon av elektroner krever høyere energi, som svarer ultrafiolett del av spekteret. Slike stoffer er vanligvis fargeløs. Ved sterk polarisering av ioner skjer eksitasjonen av elektroner ved absorpsjon av elektromagnetisk stråling i det synlige området av spekteret. Derfor noen stoffer, dannet fargeløse ioner, farget .
karakteristisk ioniske forbindelser serverer god løselighet i polare løsningsmidler (vann, syrer, etc.). Dette er på grunn av ladningen til delene av molekylet. Hvori løsemiddeldipoler tiltrekkes til de ladede endene av molekylet, og som et resultat brownsk bevegelse , « ta bort» molekyl stoffer i deler og omgir dem , hindre gjentilkobling. Resultatet er ioner omgitt av løsemiddeldipoler .
Når slike forbindelser er oppløst, som regel, energi frigjøres, siden den totale energien til de dannede bindingene løsningsmiddel-ion har mer anion-kation-bindingsenergi. Unntakene er mange salter av salpetersyre (nitrater), hvilken absorberer varme når den er oppløst (løsningene avkjøles). Sistnevnte faktum er forklart på grunnlag av lovene som vurderes i fysisk kjemi .
7 Krystallgitter
Ioniske forbindelser(f.eks. natriumklorid NaCl) - fast Og ildfast på grunn av mellom ladningene til ionene deres("+" og "-") finnes kraftige elektrostatiske tiltrekningskrefter .
Det negativt ladede kloridionet tiltrekker seg Ikke bare " min " Na+ ion, men også andre natriumioner rundt. Dette fører til, Hva nær noen av ionene er det mer enn ett ion med motsatt fortegn , men noen få(Figur 1).
Ris. 1. Krystallstruktur vanlig salt NaCl .
Faktisk omtrent alle kloridion ligger 6 natriumioner, og om hvert natriumion - 6 kloridioner .
Denne ordnede pakkingen av ioner kalles ionisk krystall. Hvis vi trekker ut en separat klor atom, deretter blant omkringliggende natriumatomer allerede umulig å finne en, hvilken klor reagerte.. Dratt til hverandre elektrostatiske krefter , ioner er ekstremt motvillige til å endre plassering under påvirkning av en ekstern kraft eller temperaturøkning. Men hvis temperaturen er veldig høy (ca 1500°C), Det NaCl fordamper, å danne diatomiske molekyler. Dette tyder på det kovalente bindingskrefter aldri slå av helt .
Ioniske krystaller annerledes høye smeltepunkter, som oftest betydelig båndgap, eie ionisk ledningsevne på høye temperaturer Og en rekke spesifikke optiske egenskaper(For eksempel, åpenhet i det nære IR-spekteret). De kan bygges av monoatomisk, og fra polyatomiske ioner. Eksempel ioniske krystaller av den første typen - alkalihalogenidkrystaller Og jordalkalimetaller ; anioner er ordnet i henhold til loven om nærmeste sfæriske pakking eller tett kulemur , kationer okkuperer de tilsvarende hulrommene. Mest karakteristisk strukturer av denne typen er NaCl, CsCl, CaF2. Ioniske krystaller av den andre typen bygget av monoatomiske kationer av samme metaller og endelige eller uendelige anioniske fragmenter . Terminale anioner(syrerester) - NO3-, SO42-, CO32- og andre . Sure rester kan danne endeløse kjeder , lag eller danne en tredimensjonal ramme, i hulrommene som kationer er lokalisert, som for eksempel i krystallstrukturer av silikater. Til ioniske krystaller det er mulig å beregne energien til krystallstrukturen U(se tabell), omtrent lik entalpi av sublimering; resultater er i god overensstemmelse med eksperimentelle data. I følge ligningen Born-Meyer, For krystall, bestående av formelt enkeltladede ioner :
U \u003d -A / R + Be-R / r - C / R6 - D / R8 + E0
(R - korteste interion-avstand , EN - Madelung konstant , avhengig fra strukturgeometri , I Og r - alternativer , beskriver frastøting mellom partikler , C/R6 Og D/R8 karakterisere de respektive dipol-dipol og dipol-quadrupol interaksjon av ioner , E 0 - nullpunkts energi , e - elektronladning). MED når kationen vokser seg større, øker bidraget fra dipol-dipol-interaksjoner .