Ион бонд. Метода формирања и својства

Ин хемијске реакције електрони из једног атома могу у потпуности ићи у други. Оваква редистрибуција набоја доводи до формирања позитивно и негативно набијених јона (катиона и аниона). Између њих се јавља посебан тип интеракције - ионска веза. Размотримо детаљније метод његовог формирања, структуру и својства супстанци.

Електронегативност

Атоми се разликују у електронегативности (ЕО) - способност да привуку електроне из валентних љуски других честица. За квантитативно одређивање користи се скала релативне електронегативности коју је предложио Л. Поллинг (бездимензионална величина). Снажнији од других елемената, изражена је способност привлачења електрона из атома флуора, његов ЕО је 4. У скале за испитивање, кисеоник, азот и хлор одмах прате флуор. Вредности ЕО водоника и других типичних неметала су једнаке или близу 2. Од метала, већина има електронегативност од 0.7 (Фр) до 1.7. Постоји зависност јонске везе везе од разлике између ЕО хемијских елемената. Што је већа, већа је вјероватноћа да ће настати ионска веза. Овај тип интеракције је чешћи када је разлика ЕО = 1.7 и више. Ако је вредност мања, онда су једињења поларна ковалентна.

Ионизациона енергија

За одвајање спољних електрона слабо везаних за нуклеус неопходна је енергија јонизације (ЕИ). Јединица промене ове физичке величине је 1 електрон волт. Постоје законитости у промени ЕИ у редовима и колонама периодног система, у зависности од повећања нуклеарног набоја. У периодима са лева на десно, енергија јонизације се повећава и добија највише вредности за неметале. У групама се смањује од врха до дна. Главни разлог је повећање радијуса атома и удаљеност од нуклеуса до спољних електрона, који се лако одвајају. Настаје позитивно набијена честица - одговарајући катион. Величина ЕИ се може проценити на основу тога да ли се јавља јонска веза. Својства такође зависе од енергије јонизације. На пример алкални метали и земноалкални метали имају мале ЕИ вредности. Имају изражене ресторативне (металне) особине. Инертни гасови су хемијски неактивни због високе енергије јонизације.

Електронски афинитет

Код хемијских интеракција, атоми могу везати електроне да формирају негативну честицу, анион, процес је праћен отпуштањем енергије. Одговарајућа физичка величина је афинитет за електрон. Јединица за мерење је иста као енергија јонизације (1 електрон волт). Али његове тачне вредности нису познате за све елементе. Халогени имају највећи електронски афинитет. На спољном нивоу атома елемената - 7 електрона, којима недостаје само један октет. Електронски афинитет за халогене је висок, они имају јака оксидативна (неметална) својства.

Интеракција атома у формирању ионских веза

Атоми са некомплетним спољним нивоом су у нестабилном енергетском стању. Жеља да се постигне стабилна електронска конфигурација је главни разлог који доводи до формирања хемијских једињења. Процес обично прати ослобађање енергије и може довести до молекула и кристала који се разликују по структури и својствима. Снажни метали и неметали значајно се међусобно разликују по броју индикатора (ЕО, ЕИ и афинитет електрона). За њих је погоднија врста интеракције, као што је ионска хемијска веза, у којој се мења обједињена молекуларна орбита (уобичајени електронски пар). Сматра се да када се формирају иони, метали потпуно преносе електроне у неметале. Снага везе која је настала зависи од посла који је потребан да би се уништили молекули који чине 1 мол испитиване супстанце. Ова физичка количина је позната као енергија везивања. За јонска једињења, његове вредности се крећу од неколико десетина до стотина кЈ / мол.

Ион форматион

Атом који донира своје електроне током хемијских интеракција претвара се у катион (+). Честица домаћина је анион (-). Да би се утврдило како ће се атоми понашати, да ли ће се јављати јони, потребно је утврдити разлику између њиховог ЕО. Најлакши начин да се изврше такви прорачуни је за спој два елемента, на пример, натријум хлорид.

• ЕО (Цл) = 3,16;
• ЕО (На) = 0,99;
• 3,16 - 0,99 = 2,17.
• 2.17 више од 1.7, јавља се ионска веза.

Натријум има укупно 11 електрона, конфигурација спољног слоја је 3с ¹ . Да би се довршио, атом је лакше одвојити 1 електрон него везати 7. Структура валентног слоја хлора описана је формулом 3с ² 3п ⁵ . Атом има укупно 17 електрона, 7 - спољашњи. Један није довољан да се постигне октет и стабилна структура. Хемијска својства потврђују претпоставку да натријумов атом даје, а хлор прихвата електроне. Постоје јони: позитивни (натријум катион) и негативни (анион хлора).

Иониц бонд

Изгубивши електрон, натријум добија позитиван набој и стабилну љуску атома инертног гаса неона (1с ² 2с ² 2п ⁶ ). Хлор као резултат интеракције са натријумом добија додатни негативни набој, а јон понавља структуру атомске љуске племенитог гаса аргона (1с ² 2с ² 2п ⁶ 3с ² 3п ⁶ ). Добијени електрични набој се назива ионски набој. На пример, На ⁺ , Ца2 ⁺ , Цл-, Ф-. Иони могу садржати атоме неколико елемената: НХ4 ⁺ , СО4 ^2- . Унутар таквих комплексних јона, честице су везане донаторским акцептором или ковалентним механизмом. Електростатичка привлачност се јавља између супротно набијених честица. Његова вредност у случају јонске везе пропорционална је набоју, а са повећањем удаљености између атома слаби. Карактеристичне карактеристике јонске везе:

• снажни метали реагују са активним неметалним елементима;
• електрони се крећу од једног атома до другог;
• Добијени јони имају стабилну конфигурацију спољашњих љуски;
• електростатичка привлачност се јавља између супротно набијених честица.

Цристал латтицес јонских једињења

У хемијским реакцијама, метали прве, друге и треће групе периодичног система обично губе електроне. Формирање појединачних, двоструких и троструких позитивних јона. Не-метали 6. и 7. групе обично везују електроне (изузев реакције са флуором). Појављују се појединачни и двоструко набијени негативни јони. Трошкови енергије за ове процесе, по правилу, компензују се када се ствара кристал. Ионска једињења су обично у чврстом стању, формирају структуре које се састоје од супротно набијених катјона и аниона. Ове честице привлаче и формирају огромне кристалне решетке у којима су позитивни јони окружени негативним честицама (и обрнуто). Укупан набој материје је нула, јер је укупан број протона уравнотежен бројем електрона свих атома.

Својства супстанци са јонским везивањем

Јонске кристалне супстанце карактеришу високе тачке кључања и тачке топљења. Обично су ова једињења отпорна на топлоту. Следећа карактеристика се може детектовати растварањем таквих супстанци у поларном растварачу (води). Кристали се лако уништавају, а јони улазе у раствор који има електричну проводљивост. Ионска једињења се такође уништавају топљењем. Појављују се слободне набијене честице, тако да се талина проводи електрична струја. Супстанце са јонском везом су електролити - проводници друге врсте.

Оксиди и халиди алкалних и земноалкалних метала припадају групи јонских једињења. Скоро све су у широкој употреби у науци, технологији, хемијској производњи, металургији.