Ιωνικός δεσμός c και s. Ιοντικός δεσμός

Τα ηλεκτρόνια από ένα άτομο μπορούν να μεταφερθούν πλήρως σε ένα άλλο. Αυτή η ανακατανομή των φορτίων οδηγεί στο σχηματισμό θετικά και αρνητικά φορτισμένων ιόντων (κατιόντα και ανιόντα). Ένας ειδικός τύπος αλληλεπίδρασης προκύπτει μεταξύ τους - ένας ιοντικός δεσμός. Ας εξετάσουμε λεπτομερέστερα τη μέθοδο σχηματισμού του, τη δομή και τις ιδιότητες των ουσιών.

Ηλεκτραρνητικότητα

Τα άτομα διαφέρουν ως προς την ηλεκτραρνητικότητα (EO) - την ικανότητα να προσελκύουν ηλεκτρόνια από τα κελύφη σθένους άλλων σωματιδίων. Για ποσοτικό προσδιορισμό, χρησιμοποιείται η κλίμακα σχετικής ηλεκτραρνητικότητας (αδιάστατη τιμή) που προτείνει ο L. Polling. Η ικανότητα προσέλκυσης ηλεκτρονίων από άτομα φθορίου είναι πιο έντονη από άλλα στοιχεία Η ΕΟ του είναι 4. Στην κλίμακα Pauling, το φθόριο ακολουθείται αμέσως από το οξυγόνο, το άζωτο και το χλώριο. Οι τιμές EO του υδρογόνου και άλλων τυπικών μη μετάλλων είναι ίσες ή κοντά στο 2. Από τα μέταλλα, τα περισσότερα έχουν ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ 0,7 (Fr) και 1,7. Υπάρχει μια εξάρτηση της ιονικότητας του δεσμού από τη διαφορά EO χημικά στοιχεία. Όσο μεγαλύτερο είναι, τόσο μεγαλύτερη είναι η πιθανότητα εμφάνισης ιοντικού δεσμού. Αυτός ο τύπος αλληλεπίδρασης είναι πιο συνηθισμένος όταν η διαφορά είναι EO = 1,7 και υψηλότερη. Εάν η τιμή είναι μικρότερη, τότε οι ενώσεις είναι πολικές ομοιοπολικές.

Ενέργεια ιοντισμού

Για να αφαιρεθούν εξωτερικά ηλεκτρόνια που είναι ασθενώς συνδεδεμένα με τον πυρήνα, απαιτείται ενέργεια ιονισμού (IE). Η μονάδα μεταβολής αυτού του φυσικού μεγέθους είναι 1 ηλεκτρονιοβολτ. Υπάρχουν μοτίβα αλλαγών ΕΙ σε γραμμές και στήλες Περιοδικός Πίνακας, ανάλογα με την αύξηση του πυρηνικού φορτίου. Σε περιόδους από αριστερά προς τα δεξιά, η ενέργεια ιονισμού αυξάνεται και αποκτά υψηλότερες αξίεςσε αμέταλλα. Σε ομάδες μειώνεται από πάνω προς τα κάτω. Ο κύριος λόγος είναι η αύξηση της ακτίνας του ατόμου και η απόσταση από τον πυρήνα στα εξωτερικά ηλεκτρόνια, τα οποία αποσπώνται εύκολα. Εμφανίζεται ένα θετικά φορτισμένο σωματίδιο - το αντίστοιχο κατιόν. Η τιμή του EI μπορεί να χρησιμοποιηθεί για να προσδιοριστεί εάν εμφανίζεται ένας ιοντικός δεσμός. Οι ιδιότητες εξαρτώνται επίσης από την ενέργεια ιονισμού. Για παράδειγμα, τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών έχουν μικρές αξίες EI. Έχουν έντονες αποκαταστατικές (μεταλλικές) ιδιότητες. Τα αδρανή αέρια είναι χημικά ανενεργά, γεγονός που οφείλεται στην υψηλή ενέργεια ιονισμού τους.

Συγγένεια ηλεκτρονίων

Στις χημικές αλληλεπιδράσεις, τα άτομα μπορούν να προσθέσουν ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν ένα αρνητικό σωματίδιο - ένα ανιόν η διαδικασία συνοδεύεται από την απελευθέρωση ενέργειας. Αντίστοιχος φυσική ποσότηταείναι η συγγένεια ηλεκτρονίων. Η μονάδα μέτρησης είναι ίδια με την ενέργεια ιοντισμού (1 ηλεκτρονιοβολτ). Αλλά οι ακριβείς τιμές του δεν είναι γνωστές για όλα τα στοιχεία. Τα αλογόνα έχουν την υψηλότερη συγγένεια ηλεκτρονίων. Στο εξωτερικό επίπεδο των ατόμων των στοιχείων υπάρχουν 7 ηλεκτρόνια, μόνο ένα λείπει για να φτάσει στην οκτάδα. Η συγγένεια ηλεκτρονίων των αλογόνων είναι υψηλή και έχουν ισχυρές οξειδωτικές (μη μεταλλικές) ιδιότητες.

Αλληλεπιδράσεις ατόμων κατά το σχηματισμό ιοντικών δεσμών

Τα άτομα που έχουν ατελές εξωτερικό επίπεδο βρίσκονται σε ασταθή ενεργειακή κατάσταση. Η επιθυμία επίτευξης σταθερής ηλεκτρονικής διαμόρφωσης είναι ο κύριος λόγος που οδηγεί στον σχηματισμό χημικών ενώσεων. Η διαδικασία συνήθως συνοδεύεται από την απελευθέρωση ενέργειας και μπορεί να οδηγήσει σε μόρια και κρυστάλλους που διαφέρουν ως προς τη δομή και τις ιδιότητες. Τα ισχυρά μέταλλα και τα αμέταλλα διαφέρουν σημαντικά μεταξύ τους σε έναν αριθμό δεικτών (EO, EI και συγγένεια ηλεκτρονίων). Ένας τύπος αλληλεπίδρασης πιο κατάλληλος για αυτούς είναι ένας ιοντικός χημικός δεσμός, στον οποίο κινείται το ενοποιητικό μοριακό τροχιακό (κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων). Πιστεύεται ότι όταν τα μέταλλα σχηματίζουν ιόντα, μεταφέρουν εντελώς ηλεκτρόνια σε αμέταλλα. Η ισχύς του δεσμού που προκύπτει εξαρτάται από το έργο που απαιτείται για την καταστροφή των μορίων που αποτελούν 1 mole της υπό μελέτη ουσίας. Αυτή η φυσική ποσότητα είναι γνωστή ως δεσμευτική ενέργεια. Για τις ιοντικές ενώσεις, οι τιμές του κυμαίνονται από αρκετές δεκάδες έως εκατοντάδες kJ/mol.

Σχηματισμός ιόντων

Ένα άτομο που δίνει τα ηλεκτρόνια του κατά τη διάρκεια χημικών αλληλεπιδράσεων γίνεται κατιόν (+). Το σωματίδιο λήψης είναι ένα ανιόν (-). Για να μάθετε πώς θα συμπεριφέρονται τα άτομα και εάν θα εμφανιστούν ιόντα, είναι απαραίτητο να διαπιστωθεί η διαφορά μεταξύ των EO τους. Ο ευκολότερος τρόπος για να πραγματοποιηθούν τέτοιοι υπολογισμοί είναι για μια ένωση δύο στοιχείων, για παράδειγμα, χλωριούχο νάτριο.

Το νάτριο έχει μόνο 11 ηλεκτρόνια, η διαμόρφωση του εξωτερικού στρώματος είναι 3s 1. Για να ολοκληρωθεί, είναι ευκολότερο για ένα άτομο να δώσει 1 ηλεκτρόνιο παρά να προσθέσει 7. Η δομή του στρώματος σθένους του χλωρίου περιγράφεται από τον τύπο 3s 2 3p 5. Συνολικά, ένα άτομο έχει 17 ηλεκτρόνια, 7 εξωτερικά. Ένα πράγμα λείπει για να πετύχουμε μια οκτάδα και μια σταθερή δομή. Χημικές ιδιότητεςεπιβεβαιώνουν την υπόθεση ότι το άτομο νατρίου δίνει και το χλώριο δέχεται ηλεκτρόνια. Εμφανίζονται ιόντα: θετικά (κατιόν νατρίου) και αρνητικά (ανιόν χλωρίου).

Ιοντικός δεσμός

Χάνοντας ένα ηλεκτρόνιο, το νάτριο αποκτά ένα θετικό φορτίο και ένα σταθερό κέλυφος του ατόμου αδρανούς αερίου νέον (1s 2 2s 2 2p 6). Ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης με το νάτριο, το χλώριο λαμβάνει ένα επιπλέον αρνητικό φορτίο και το ιόν επαναλαμβάνει τη δομή του ατομικού κελύφους του ευγενούς αερίου αργού (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Το επίκτητο ηλεκτρικό φορτίο ονομάζεται φορτίο του ιόντος. Για παράδειγμα, Na +, Ca2+, Cl-, F-. Τα ιόντα μπορεί να περιέχουν άτομα πολλών στοιχείων: NH 4 +, SO 4 2-. Μέσα σε τέτοια σύμπλοκα ιόντα, τα σωματίδια δεσμεύονται από έναν δότη-δέκτη ή έναν ομοιοπολικό μηχανισμό. Η ηλεκτροστατική έλξη εμφανίζεται ανάμεσα σε διαφορετικά φορτισμένα σωματίδια. Η τιμή του στην περίπτωση ενός ιοντικού δεσμού είναι ανάλογη με τα φορτία και με την αύξηση της απόστασης μεταξύ των ατόμων εξασθενεί. Χαρακτηριστικά γνωρίσματα ενός ιοντικού δεσμού:

• τα ισχυρά μέταλλα αντιδρούν με ενεργά μη μεταλλικά στοιχεία.
• Τα ηλεκτρόνια μετακινούνται από το ένα άτομο στο άλλο.
• τα προκύπτοντα ιόντα έχουν σταθερή διαμόρφωση εξωτερικών κελυφών.
• Η ηλεκτροστατική έλξη εμφανίζεται μεταξύ αντίθετα φορτισμένων σωματιδίων.

Κρυσταλλικά πλέγματα ιοντικών ενώσεων

Στις χημικές αντιδράσεις, τα μέταλλα των ομάδων 1, 2 και 3 του περιοδικού πίνακα χάνουν συνήθως ηλεκτρόνια. Σχηματίζονται θετικά ιόντα με ένα, διπλό και τριπλό φορτίο. Τα αμέταλλα των ομάδων 6 και 7 συνήθως αποκτούν ηλεκτρόνια (με εξαίρεση τις αντιδράσεις με φθόριο). Εμφανίζονται απλά και διπλά φορτισμένα αρνητικά ιόντα. Το ενεργειακό κόστος για αυτές τις διεργασίες, κατά κανόνα, αντισταθμίζεται όταν δημιουργείται ένας κρύσταλλος της ουσίας. Οι ιοντικές ενώσεις είναι συνήθως σε στερεά κατάσταση, σχηματίζοντας δομές που αποτελούνται από αντίθετα φορτισμένα κατιόντα και ανιόντα. Αυτά τα σωματίδια έλκονται και σχηματίζουν γιγάντια κρυσταλλικά πλέγματα στα οποία περιβάλλονται θετικά ιόντα αρνητικά σωματίδια(και αντίστροφα). Ολική επιβάρυνση της ύλης ίσο με μηδέν, επειδή ο συνολικός αριθμός των πρωτονίων εξισορροπείται από τον αριθμό των ηλεκτρονίων όλων των ατόμων.

Ιδιότητες ουσιών με ιονικούς δεσμούς

Για ιοντικό κρυσταλλικές ουσίεςχαρακτηρίζεται από υψηλά σημεία βρασμού και τήξης. Συνήθως αυτές οι συνδέσεις είναι ανθεκτικές στη θερμότητα. Το ακόλουθο χαρακτηριστικό μπορεί να ανιχνευθεί όταν τέτοιες ουσίες διαλύονται σε έναν πολικό διαλύτη (νερό). Οι κρύσταλλοι καταστρέφονται εύκολα και τα ιόντα περνούν στο διάλυμα, το οποίο είναι ηλεκτρικά αγώγιμο. Οι ιοντικές ενώσεις καταστρέφονται επίσης όταν τήκονται. Εμφανίζονται ελεύθερα φορτισμένα σωματίδια, πράγμα που σημαίνει ότι το τήγμα άγει ηλεκτρικό ρεύμα. Οι ουσίες με ιοντικούς δεσμούς είναι ηλεκτρολύτες - αγωγοί δεύτερου είδους.

Τα οξείδια και τα αλογονίδια των μετάλλων των αλκαλίων και των αλκαλικών γαιών ανήκουν στην ομάδα των ιοντικών ενώσεων. Σχεδόν όλα βρίσκουν ευρεία εφαρμογή στην επιστήμη, την τεχνολογία, χημική παραγωγή, μεταλλουργία.

Δομική χημεία
Χημικός δεσμός:	Αρωματικότητα | Ομοιοπολικός δεσμός | Ιοντικός δεσμός| Μεταλλική σύνδεση | Δεσμός υδρογόνου | Ομόλογος δωρητή-αποδέκτη | Ταυτομερισμός
Εμφάνιση δομής:	Λειτουργική ομάδα | Δομικός τύπος | Χημικός τύπος | Ligand
Ηλεκτρονικές ιδιότητες:	Ηλεκτραρνητικότητα | Συγγένεια ηλεκτρονίων | Ενέργεια ιονισμού | Δίπολο | Κανόνας οκτάδας
Στερεοχημεία:	Ασύμμετρο άτομο | Ισομέρεια | Διαμόρφωση | Χειρικότητα | Διαμόρφωση

Ίδρυμα Wikimedia. 2010.

Δείτε τι είναι ο "Ionic chemical bond" σε άλλα λεξικά:

Ο δεσμός μεταξύ ατόμων σε ένα μόριο ή mol. σύνδεση, που προκύπτει είτε ως αποτέλεσμα της μεταφοράς του ελενίου από το ένα άτομο στο άλλο, είτε της κοινής χρήσης των ελενίων από ένα ζεύγος (ή ομάδα) ατόμων. Οι δυνάμεις που οδηγούν στο X. s είναι Coulomb, ωστόσο, X. s. περιγράψτε μέσα... Φυσική εγκυκλοπαίδεια

ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ- αλληλεπίδραση ατόμων, κατά την οποία τα ηλεκτρόνια που ανήκουν σε δύο διαφορετικά άτομα (ομάδες) γίνονται κοινά (κοινωνικοποιούνται) και για τα δύο άτομα (ομάδες), προκαλώντας τον συνδυασμό τους σε μόρια και κρυστάλλους. Υπάρχουν δύο κύριοι τύποι X. s.: ιοντικό... ... Μεγάλη Πολυτεχνική Εγκυκλοπαίδεια

ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ, ο μηχανισμός με τον οποίο τα άτομα ενώνονται για να σχηματίσουν μόρια. Υπάρχουν διάφοροι τύποι τέτοιων δεσμών, που βασίζονται είτε στην έλξη αντίθετων φορτίων, είτε στο σχηματισμό σταθερών διαμορφώσεων μέσω της ανταλλαγής ηλεκτρονίων... ... Επιστημονικό και τεχνικό εγκυκλοπαιδικό λεξικό

Χημικός δεσμός- ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ, η αλληλεπίδραση ατόμων, που προκαλεί το συνδυασμό τους σε μόρια και κρυστάλλους. Οι δυνάμεις που δρουν κατά το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού είναι κυρίως ηλεκτρικού χαρακτήρα. Ο σχηματισμός χημικού δεσμού συνοδεύεται από αναδιάρθρωση... ... Εικονογραφημένο Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό

- ... Βικιπαίδεια

Η αμοιβαία έλξη των ατόμων, που οδηγεί στο σχηματισμό μορίων και κρυστάλλων. Συνηθίζεται να λέμε ότι σε ένα μόριο ή σε έναν κρύσταλλο υπάρχουν χημικές δομές μεταξύ γειτονικών ατόμων. Το σθένος ενός ατόμου (το οποίο αναλύεται λεπτομερέστερα παρακάτω) δείχνει τον αριθμό των δεσμών... Μεγάλη Σοβιετική Εγκυκλοπαίδεια

χημικός δεσμός- αμοιβαία έλξη ατόμων, που οδηγεί στο σχηματισμό μορίων και κρυστάλλων. Το σθένος ενός ατόμου δείχνει τον αριθμό των δεσμών που σχηματίζονται από ένα δεδομένο άτομο με γειτονικούς. Ο όρος «χημική δομή» εισήχθη από τον Ακαδημαϊκό A. M. Butlerov στο... ... εγκυκλοπαιδικό λεξικόστη μεταλλουργία

Η αλληλεπίδραση των ατόμων, που προκαλεί το συνδυασμό τους σε μόρια και κρυστάλλους. Αυτή η αλληλεπίδραση οδηγεί σε μείωση της συνολικής ενέργειας του μορίου ή του κρυστάλλου που προκύπτει σε σύγκριση με την ενέργεια των ατόμων που δεν αλληλεπιδρούν και βασίζεται σε... ... Μεγάλο Εγκυκλοπαιδικό Πολυτεχνικό Λεξικό

Ομοιοπολικός δεσμός χρησιμοποιώντας το παράδειγμα ενός μορίου μεθανίου: το ολοκληρωμένο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας του υδρογόνου (Η) έχει 2 ηλεκτρόνια και ο άνθρακας (C) έχει 8 ηλεκτρόνια. Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας δεσμός που σχηματίζεται από κατευθυνόμενα νέφη ηλεκτρονίων σθένους. Ουδέτερο... ... Wikipedia

Ο χημικός δεσμός είναι ένα φαινόμενο αλληλεπίδρασης ατόμων που προκαλείται από την επικάλυψη ηλεκτρονιακών νεφών σωματιδίων δεσμού, το οποίο συνοδεύεται από μείωση της συνολικής ενέργειας του συστήματος. Ο όρος «χημική δομή» εισήχθη για πρώτη φορά από τον A. M. Butlerov το 1861... ... Wikipedia

Ιονικός (ηλεκτροσθενής) χημικός δεσμός- ένας δεσμός που προκαλείται από το σχηματισμό ζευγών ηλεκτρονίων λόγω της μεταφοράς ηλεκτρονίων σθένους από το ένα άτομο στο άλλο. Χαρακτηριστικό για ενώσεις μετάλλων με τα πιο τυπικά αμέταλλα, για παράδειγμα:

Na + + Cl - = Na + Cl

Ο μηχανισμός σχηματισμού ιοντικού δεσμού μπορεί να εξεταστεί χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αντίδρασης μεταξύ νατρίου και χλωρίου. Ένα άτομο αλκαλιμετάλλου χάνει εύκολα ένα ηλεκτρόνιο, ενώ ένα άτομο αλογόνου κερδίζει ένα. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζεται ένα κατιόν νατρίου και ένα ιόν χλωρίου. Δημιουργούν μια σύνδεση λόγω της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ τους.

Η αλληλεπίδραση μεταξύ κατιόντων και ανιόντων δεν εξαρτάται από την κατεύθυνση, επομένως ο ιοντικός δεσμός λέγεται ότι είναι μη κατευθυντικός. Κάθε κατιόν μπορεί να προσελκύσει οποιοδήποτε αριθμό ανιόντων και αντίστροφα. Αυτός είναι ο λόγος που ο ιονικός δεσμός είναι ακόρεστος. Ο αριθμός των αλληλεπιδράσεων μεταξύ ιόντων στη στερεή κατάσταση περιορίζεται μόνο από το μέγεθος του κρυστάλλου. Επομένως, ολόκληρος ο κρύσταλλος θα πρέπει να θεωρείται «μόριο» μιας ιοντικής ένωσης.

Πρακτικά δεν υπάρχει ιδανικός ιοντικός δεσμός. Ακόμη και σε εκείνες τις ενώσεις που συνήθως ταξινομούνται ως ιοντικές, δεν υπάρχει πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο. τα ηλεκτρόνια παραμένουν εν μέρει σε κοινή χρήση. Έτσι, ο δεσμός στο φθοριούχο λίθιο είναι 80% ιοντικός και 20% ομοιοπολικός. Επομένως, είναι πιο σωστό να μιλάμε βαθμός ιονισμού(πολικότητα) ενός ομοιοπολικού χημικού δεσμού. Πιστεύεται ότι με διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των στοιχείων 2,1, ο δεσμός είναι 50% ιοντικός. Εάν η διαφορά είναι μεγαλύτερη, η ένωση μπορεί να θεωρηθεί ιοντική.

Το ιοντικό μοντέλο χημικών δεσμών χρησιμοποιείται ευρέως για να περιγράψει τις ιδιότητες πολλών ουσιών, κυρίως ενώσεων αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών με αμέταλλα. Αυτό οφείλεται στην απλότητα της περιγραφής τέτοιων ενώσεων: πιστεύεται ότι κατασκευάζονται από ασυμπίεστες φορτισμένες σφαίρες που αντιστοιχούν σε κατιόντα και ανιόντα. Σε αυτή την περίπτωση, τα ιόντα τείνουν να διατάσσονται με τέτοιο τρόπο ώστε οι ελκτικές δυνάμεις μεταξύ τους να είναι μέγιστες και οι απωστικές δυνάμεις ελάχιστες.

Δεσμός υδρογόνου

Ο δεσμός υδρογόνου είναι ένας ειδικός τύπος χημικού δεσμού. Είναι γνωστό ότι οι ενώσεις υδρογόνου με εξαιρετικά ηλεκτραρνητικά αμέταλλα, όπως τα F, O, N, έχουν ασυνήθιστα υψηλά σημεία βρασμού. Εάν στη σειρά H 2 Te–H 2 Se–H 2 S το σημείο βρασμού μειώνεται φυσικά, τότε κατά τη μετακίνηση από H 2 Sc σε H 2 O υπάρχει ένα απότομο άλμα σε μια αύξηση αυτής της θερμοκρασίας. Η ίδια εικόνα παρατηρείται και στη σειρά των υδραλογονικών οξέων. Αυτό υποδηλώνει την παρουσία μιας ειδικής αλληλεπίδρασης μεταξύ των μορίων H 2 O και των μορίων HF. Μια τέτοια αλληλεπίδραση θα πρέπει να καθιστά δύσκολο για τα μόρια να διαχωριστούν το ένα από το άλλο, δηλ. μειώνουν την πτητικότητά τους και, κατά συνέπεια, αυξάνουν το σημείο βρασμού των αντίστοιχων ουσιών. Λόγω της μεγάλης διαφοράς στην EO, οι χημικοί δεσμοί H–F, H–O, H–N είναι πολύ πολωμένοι. Επομένως, το άτομο υδρογόνου έχει θετικό ενεργό φορτίο (δ +), και τα άτομα F, O και N έχουν περίσσεια πυκνότητας ηλεκτρονίων και είναι αρνητικά φορτισμένα ( -). Λόγω της έλξης Coulomb, το θετικά φορτισμένο άτομο υδρογόνου ενός μορίου αλληλεπιδρά με το ηλεκτραρνητικό άτομο ενός άλλου μορίου. Χάρη σε αυτό, τα μόρια έλκονται μεταξύ τους (οι παχιές κουκκίδες δείχνουν δεσμούς υδρογόνου).

Υδρογόνοείναι ένας δεσμός που σχηματίζεται μέσω ενός ατόμου υδρογόνου που είναι μέρος ενός από δύο συνδεδεμένα σωματίδια (μόρια ή ιόντα). Ενέργεια δεσμού υδρογόνου ( 21–29 kJ/mol ή 5–7 kcal/mol) περίπου 10 φορές λιγότεροενέργεια ενός συνηθισμένου χημικού δεσμού. Ωστόσο, ο δεσμός υδρογόνου καθορίζει την ύπαρξη διμερών μορίων (H 2 O) 2, (HF) 2 και μυρμηκικού οξέος σε ζεύγη.

Σε μια σειρά από συνδυασμούς ατόμων HF, HO, HN, HCl, HS, η ενέργεια του δεσμού υδρογόνου μειώνεται. Επίσης μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας, έτσι οι ουσίες σε κατάσταση ατμού εμφανίζουν δεσμούς υδρογόνου μόνο σε μικρό βαθμό. είναι χαρακτηριστικό των ουσιών σε υγρή και στερεή κατάσταση. Ουσίες όπως το νερό, ο πάγος, η υγρή αμμωνία, τα οργανικά οξέα, οι αλκοόλες και οι φαινόλες συνδέονται σε διμερή, τριμερή και πολυμερή. Στην υγρή κατάσταση, τα διμερή είναι τα πιο σταθερά.

Τα άτομα των περισσότερων στοιχείων δεν υπάρχουν χωριστά, καθώς μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους. Αυτή η αλληλεπίδραση παράγει πιο πολύπλοκα σωματίδια.

Η φύση ενός χημικού δεσμού είναι η δράση ηλεκτροστατικών δυνάμεων, οι οποίες είναι οι δυνάμεις αλληλεπίδρασης μεταξύ ηλεκτρικών φορτίων. Τα ηλεκτρόνια και οι ατομικοί πυρήνες έχουν τέτοια φορτία.

Τα ηλεκτρόνια που βρίσκονται στα εξωτερικά ηλεκτρονικά επίπεδα (ηλεκτρόνια σθένους), όντας πιο μακριά από τον πυρήνα, αλληλεπιδρούν μαζί του πιο αδύναμα και επομένως είναι σε θέση να απομακρυνθούν από τον πυρήνα. Είναι υπεύθυνοι για τη σύνδεση των ατόμων μεταξύ τους.

Τύποι αλληλεπιδράσεων στη χημεία

Οι τύποι χημικών δεσμών μπορούν να παρουσιαστούν στον ακόλουθο πίνακα:

Χαρακτηριστικά του ιοντικού δεσμού

Χημική αντίδραση που συμβαίνει λόγω έλξη ιόντωνπου έχει διαφορετικά φορτία ονομάζεται ιοντικό. Αυτό συμβαίνει εάν τα άτομα που συνδέονται έχουν σημαντική διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα (δηλαδή την ικανότητα να προσελκύουν ηλεκτρόνια) και το ζεύγος ηλεκτρονίων πηγαίνει στο πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο. Αποτέλεσμα αυτής της μεταφοράς ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο είναι ο σχηματισμός φορτισμένων σωματιδίων – ιόντων. Ανάμεσά τους προκύπτει μια έλξη.

Έχουν τους χαμηλότερους δείκτες ηλεκτραρνητικότητας τυπικά μέταλλα, και τα μεγαλύτερα είναι τυπικά αμέταλλα. Τα ιόντα σχηματίζονται έτσι από την αλληλεπίδραση μεταξύ τυπικών μετάλλων και τυπικών αμετάλλων.

Τα άτομα μετάλλων γίνονται θετικά φορτισμένα ιόντα (κατιόντα), δίνοντας ηλεκτρόνια στα εξωτερικά επίπεδα ηλεκτρονίων τους και τα αμέταλλα δέχονται ηλεκτρόνια, μετατρέποντας έτσι σε αρνητικά φορτισμένοιόντα (ανιόντα).

Τα άτομα κινούνται σε μια πιο σταθερή ενεργειακή κατάσταση, ολοκληρώνοντας τις ηλεκτρονικές τους διαμορφώσεις.

Ο ιοντικός δεσμός είναι μη-κατευθυντικός και μη κορεσμένος, καθώς η ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση συμβαίνει σε όλες τις κατευθύνσεις, το ιόν μπορεί να προσελκύσει ιόντα του αντίθετου σημείου προς όλες τις κατευθύνσεις.

Η διάταξη των ιόντων είναι τέτοια ώστε γύρω από το καθένα υπάρχει ένας ορισμένος αριθμός αντίθετα φορτισμένων ιόντων. Η έννοια του «μορίου» για ιοντικές ενώσεις δεν έχει νόημα.

Παραδείγματα εκπαίδευσης

Ο σχηματισμός δεσμού στο χλωριούχο νάτριο (nacl) οφείλεται στη μεταφορά ηλεκτρονίου από το άτομο Na στο άτομο Cl για να σχηματιστούν τα αντίστοιχα ιόντα:

Na 0 - 1 e = Na + (κατιόν)

Cl 0 + 1 e = Cl - (ανιόν)

Στο χλωριούχο νάτριο, υπάρχουν έξι ανιόντα χλωρίου γύρω από τα κατιόντα νατρίου και έξι ιόντα νατρίου γύρω από κάθε ιόν χλωρίου.

Όταν σχηματίζεται αλληλεπίδραση μεταξύ ατόμων στο θειούχο βάριο, συμβαίνουν οι ακόλουθες διεργασίες:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ο Ba δωρίζει τα δύο του ηλεκτρόνια στο θείο, με αποτέλεσμα τον σχηματισμό ανιόντων θείου S 2- και κατιόντων βαρίου Ba 2+.

Χημικός δεσμός μετάλλων

Ο αριθμός των ηλεκτρονίων στα εξωτερικά ενεργειακά επίπεδα των μετάλλων είναι μικρός και διαχωρίζονται εύκολα από τον πυρήνα. Ως αποτέλεσμα αυτής της αποκόλλησης, σχηματίζονται μεταλλικά ιόντα και ελεύθερα ηλεκτρόνια. Αυτά τα ηλεκτρόνια ονομάζονται «αέριο ηλεκτρονίων». Τα ηλεκτρόνια κινούνται ελεύθερα σε όλο τον όγκο του μετάλλου και συνδέονται συνεχώς και διαχωρίζονται από τα άτομα.

Η δομή της μεταλλικής ουσίας έχει ως εξής: κρυσταλλικό κύτταροείναι ο σκελετός της ύλης, και μεταξύ των κόμβων της τα ηλεκτρόνια μπορούν να κινούνται ελεύθερα.

Μπορούν να δοθούν τα ακόλουθα παραδείγματα:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Ομοιοπολική: πολική και μη πολική

Ο πιο συνηθισμένος τύπος χημική αλληλεπίδρασηείναι ομοιοπολικός δεσμός. Οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας των στοιχείων που αλληλεπιδρούν δεν διαφέρουν έντονα, επομένως, συμβαίνει μόνο μια μετατόπιση του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων σε ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο.

Οι ομοιοπολικές αλληλεπιδράσεις μπορούν να σχηματιστούν από έναν μηχανισμό ανταλλαγής ή έναν μηχανισμό δότη-δέκτη.

Ο μηχανισμός ανταλλαγής πραγματοποιείται εάν καθένα από τα άτομα έχει ασύζευκτα ηλεκτρόνια στα εξωτερικά ηλεκτρονικά επίπεδα και η επικάλυψη των ατομικών τροχιακών οδηγεί στην εμφάνιση ενός ζεύγους ηλεκτρονίων που ήδη ανήκει και στα δύο άτομα. Όταν ένα από τα άτομα έχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο και το άλλο έχει ένα ελεύθερο τροχιακό, τότε όταν τα ατομικά τροχιακά επικαλύπτονται, το ζεύγος ηλεκτρονίων μοιράζεται και αλληλεπιδρά σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη.

Τα ομοιοπολικά χωρίζονται κατά πολλαπλότητα σε:

• απλό ή μονό?
• διπλό;
• τριπλάσια.

Τα διπλά εξασφαλίζουν την κοινή χρήση δύο ζευγών ηλεκτρονίων ταυτόχρονα και τα τριπλά - τρία.

Σύμφωνα με την κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων (πολικότητα) μεταξύ συνδεδεμένων ατόμων, ένας ομοιοπολικός δεσμός χωρίζεται σε:

• μη πολικό?
• πολικός.

Ένας μη πολικός δεσμός σχηματίζεται από πανομοιότυπα άτομα και ένας πολικός δεσμός σχηματίζεται από διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα.

Η αλληλεπίδραση ατόμων με παρόμοια ηλεκτραρνητικότητα ονομάζεται μη πολικός δεσμός. Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων σε ένα τέτοιο μόριο δεν έλκεται από κανένα άτομο, αλλά ανήκει εξίσου και στα δύο.

Η αλληλεπίδραση στοιχείων που διαφέρουν σε ηλεκτραρνητικότητα οδηγεί στο σχηματισμό πολικών δεσμών. Σε αυτόν τον τύπο αλληλεπίδρασης, τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων έλκονται από το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, αλλά δεν μεταφέρονται πλήρως σε αυτό (δηλαδή, ο σχηματισμός ιόντων δεν συμβαίνει). Ως αποτέλεσμα αυτής της μετατόπισης στην πυκνότητα των ηλεκτρονίων, εμφανίζονται μερικά φορτία στα άτομα: όσο πιο ηλεκτραρνητικό έχει αρνητικό φορτίο και τόσο λιγότερο ηλεκτραρνητικό έχει θετικό φορτίο.

Ιδιότητες και χαρακτηριστικά της ομοιοπολικότητας

Τα κύρια χαρακτηριστικά ομοιοπολικό δεσμό:

• Το μήκος καθορίζεται από την απόσταση μεταξύ των πυρήνων των ατόμων που αλληλεπιδρούν.
• Η πολικότητα καθορίζεται από τη μετατόπιση του νέφους ηλεκτρονίων προς ένα από τα άτομα.
• Η κατευθυντικότητα είναι η ιδιότητα του σχηματισμού δεσμών προσανατολισμένων στο χώρο και, κατά συνέπεια, μορίων που έχουν ορισμένα γεωμετρικά σχήματα.
• Ο κορεσμός καθορίζεται από την ικανότητα σχηματισμού περιορισμένου αριθμού δεσμών.
• Η πολικότητα καθορίζεται από την ικανότητα αλλαγής της πολικότητας υπό την επίδραση εξωτερικών ηλεκτρικό πεδίο.
• Η ενέργεια που απαιτείται για να σπάσει ένας δεσμός καθορίζει τη δύναμή του.

Ένα παράδειγμα ομοιοπολικής μη πολικής αλληλεπίδρασης μπορεί να είναι τα μόρια του υδρογόνου (H2), του χλωρίου (Cl2), του οξυγόνου (O2), του αζώτου (N2) και πολλών άλλων.

H· + ·H → μόριο H-Hέχει έναν ενιαίο μη πολικό δεσμό,

O: + :O → O=O μόριο έχει διπλό μη πολικό,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N το μόριο είναι τριπλά μη πολικό.

Παραδείγματα ομοιοπολικών δεσμών χημικών στοιχείων περιλαμβάνουν μόρια διοξειδίου του άνθρακα (CO2) και μονοξειδίου του άνθρακα (CO), υδρόθειο (H2S), υδροχλωρικό οξύ (HCL), νερό (H2O), μεθάνιο (CH4), οξείδιο του θείου (SO2) και πολλοι αλλοι .

Στο μόριο CO2, η σχέση μεταξύ των ατόμων άνθρακα και οξυγόνου είναι ομοιοπολική πολική, αφού το πιο ηλεκτραρνητικό υδρογόνο έλκει την πυκνότητα ηλεκτρονίων. Το οξυγόνο έχει δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια στο εξωτερικό του περίβλημα, ενώ ο άνθρακας μπορεί να παρέχει τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους για να σχηματίσουν την αλληλεπίδραση. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζονται διπλοί δεσμοί και το μόριο μοιάζει με αυτό: O=C=O.

Προκειμένου να προσδιοριστεί ο τύπος του δεσμού σε ένα συγκεκριμένο μόριο, αρκεί να ληφθούν υπόψη τα συστατικά του άτομα. Οι απλές μεταλλικές ουσίες σχηματίζουν μεταλλικό δεσμό, τα μέταλλα με τα αμέταλλα σχηματίζουν έναν ιοντικό δεσμό, οι απλές μη μεταλλικές ουσίες σχηματίζουν έναν ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό και τα μόρια που αποτελούνται από διαφορετικά αμέταλλα σχηματίζονται μέσω ενός πολικού ομοιοπολικού δεσμού.

Τα ιόντα είναι άτομα που έχουν χάσει ή αποκτήσει ηλεκτρόνια και, ως αποτέλεσμα, κάποιο φορτίο. Αρχικά, θα ήθελα να σας υπενθυμίσω ότι υπάρχουν δύο τύποι ιόντων: κατιόντα(το θετικό φορτίο του πυρήνα είναι μεγαλύτερο από τον αριθμό των ηλεκτρονίων που φέρουν αρνητικό φορτίο) και ανιόντα(το φορτίο του πυρήνα είναι μικρότερο από τον αριθμό των ηλεκτρονίων). Ένας ιοντικός δεσμός σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης δύο ιόντων με αντίθετα φορτία.

Ιωνικός και ομοιοπολικός δεσμός

Αυτός ο τύπος δεσμού είναι μια ειδική περίπτωση ομοιοπολικού δεσμού. Η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα σε αυτή την περίπτωση είναι τόσο μεγάλη (πάνω από 1,7 σύμφωνα με τον Pauling) που το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων δεν μετατοπίζεται μερικώς, αλλά μεταφέρεται πλήρως στο άτομο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα. Επομένως, ο σχηματισμός ενός ιοντικού δεσμού είναι το αποτέλεσμα της εμφάνισης ισχυρών ηλεκτροστατικών αλληλεπιδράσεων μεταξύ ιόντων. Είναι σημαντικό να καταλάβουμε ότι δεν υπάρχει 100% ιοντικός δεσμός. Αυτός ο όρος χρησιμοποιείται εάν τα «ιονικά χαρακτηριστικά» είναι πιο έντονα (δηλαδή, το ζεύγος ηλεκτρονίων είναι έντονα πολωμένο προς ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο).

Μηχανισμός ιοντικών δεσμών

Τα άτομα που έχουν σχεδόν πλήρες ή σχεδόν κενό σθένος (εξωτερικό) κέλυφος εισέρχονται πιο εύκολα χημικές αντιδράσεις. Όσο λιγότερα κενά τροχιακά στο κέλυφος σθένους, τόσο μεγαλύτερη είναι η πιθανότητα το άτομο να λάβει ηλεκτρόνια από το εξωτερικό. Και το αντίστροφο - όσο λιγότερα ηλεκτρόνια υπάρχουν στο εξωτερικό περίβλημα, τόσο πιο πιθανό είναι το άτομο να εγκαταλείψει ένα ηλεκτρόνιο.

Ηλεκτραρνητικότητα

Αυτή είναι η ικανότητα ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του, επομένως τα άτομα με τα πιο γεμάτα κελύφη σθένους είναι πιο ηλεκτραρνητικά.

Ένα τυπικό μέταλλο είναι πιο πρόθυμο να δώσει ηλεκτρόνια, ενώ ένα τυπικό μη μέταλλο είναι πιο πρόθυμο να τα αφαιρέσει. Επομένως, οι ιοντικοί δεσμοί σχηματίζονται συχνότερα από μέταλλα και αμέταλλα. Ξεχωριστά, θα πρέπει να αναφερθεί ένας άλλος τύπος ιοντικού δεσμού - μοριακός. Η ιδιαιτερότητά του είναι ότι ο ρόλος των ιόντων δεν είναι μεμονωμένα άτομα, αλλά ολόκληρα μόρια.

Διάγραμμα ιοντικού δεσμού

Το σχήμα δείχνει σχηματικά τον σχηματισμό φθοριούχου νατρίου. Το νάτριο έχει χαμηλή ηλεκτραρνητικότητα και μόνο ένα ηλεκτρόνιο στη στιβάδα σθένους (VO). Το φθόριο έχει σημαντικά υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα και χρειάζεται μόνο ένα ηλεκτρόνιο για να γεμίσει το BO. Ένα ηλεκτρόνιο από το νάτριο BO πηγαίνει στο φθόριο BO, γεμίζοντας το τροχιακό, με αποτέλεσμα και τα δύο άτομα να αποκτούν αντίθετα φορτία και να έλκονται μεταξύ τους.

Ιδιότητες του ιοντικού δεσμού

Ο ιοντικός δεσμός είναι αρκετά ισχυρός - είναι εξαιρετικά δύσκολο να καταστραφεί με τη βοήθεια θερμικής ενέργειας, και ως εκ τούτου ουσίες με ιονικούς δεσμούς έχουν υψηλό σημείο τήξης. Ταυτόχρονα, η ακτίνα αλληλεπίδρασης των ιόντων είναι αρκετά χαμηλή, γεγονός που καθορίζει εύθραυστοπαρόμοιες συνδέσεις. Οι σημαντικότερες ιδιότητες του είναι έλλειψη κατεύθυνσης και ακόρεστος. Η μη κατευθυντικότητα προέρχεται από το σχήμα του ηλεκτρικού πεδίου του ιόντος, το οποίο είναι μια σφαίρα και είναι ικανό να αλληλεπιδρά με κατιόντα ή ανιόντα προς όλες τις κατευθύνσεις. Σε αυτή την περίπτωση, τα πεδία των δύο ιόντων δεν αντισταθμίζονται πλήρως, με αποτέλεσμα να αναγκάζονται να προσελκύουν πρόσθετα ιόντα προς τον εαυτό τους, σχηματίζοντας έναν κρύσταλλο - αυτό είναι ένα φαινόμενο που ονομάζεται ακόρεστος. Στους ιοντικούς κρυστάλλους δεν υπάρχουν μόρια και τα μεμονωμένα κατιόντα και ανιόντα περιβάλλονται από πολλά ιόντα αντίθετου πρόσημου, ο αριθμός των οποίων εξαρτάται κυρίως από τη θέση των ατόμων στο διάστημα.

Κρύσταλλοι επιτραπέζιο αλάτιΤο (NaCl) είναι χαρακτηριστικό παράδειγμα ιοντικού δεσμού.