A kémiai kötés az atomok kölcsönhatása , amely meghatározza a molekula vagy a kristály egészének stabilitását. A kémiai kötést a töltött részecskék ( atommagok és elektronok ) közötti kölcsönhatás határozza meg . A kémiai kötés modern leírása a kvantummechanika alapján történik [1] . A kémiai kötések fő jellemzői a szilárdság , hosszúság , polaritás , stabilitás.
Csak 6 típusú kapcsolat létezik:
A legegyszerűbb egyelektronos kémiai kötést egyetlen vegyértékelektron hozza létre . Kiderült, hogy egy elektron képes két pozitív töltésű iont egyetlen egészben tartani . Egyelektronos kötésben a pozitív töltésű részecskék Coulomb-taszító erejét a részecskék negatív töltésű elektronhoz való vonzódásának Coulomb-ereje kompenzálja. A vegyértékelektron közössé válik két atomban.
Ilyen kémiai vegyületek például a molekulaionok: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + [2] :
| Elem | H | Li | Na | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Elektronikus konfiguráció | 1S 1 | [Ő] 2S 1 | [Ne]3S 1 | [Ar]4S 1 | [Kr]5S 1 | [Xe]6S 1 |
| A magok közötti távolság
molekulaionban x z + , Å |
1.06 | 3.14 | 3.43 | 4.18 | 4.44 | 4.70 |
| Egy atom pályasugara, Å | 0,53 | 1.57 | 1.715 | 2.09 | 2.22 | 2.35 |
A hidrogén és alkálifém molekuláris ionjainak létezése , amelyekben egyetlen vegyértékelektron kémiai kötést hoz létre , kiterjeszti és kiegészíti a kémiai kötés fogalmát. A felsorolt ionokban nem lehet beszélni az elektron spinek kölcsönhatásáról és az elektronfelhők átfedéséről . Az egyetlen kötő elektron az atommagok közötti térben lokalizálódik, és egyben tartja őket, stabil kémiai rendszert alkotva (1. ábra).
Egyetlen kovalens kémiai kötést egy kötő elektronpár hoz létre . Az összes létező elméletben ( a vegyértékkötések elmélete , a molekuláris pályák elmélete , a vegyértékelektronpárok taszításának elmélete , a kémiai kötés Bohr-modellje ) a kötő elektronpár a molekula atomjai közötti térben található . Tegyen különbséget poláris és nem poláris kovalens kötések között.
Vannak olyan kémiai elemek , mint például: He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn , amelyek nem képesek kémiai kötést kialakítani maguk és más atomok között, mert nincs szükségük más atomokból származó elektronokra, az utolsót már befejezték. réteg.
Nempoláris kovalens kötés jön létre homonukleáris kétatomos molekulákban , amelyekben a kötő elektronpár egyenlő távolságra van a molekularendszer mindkét magjától (2. ábra). Az atommagok közötti d távolságot a megfelelő atomok kovalens sugarainak összegének tekinthetjük .
Az atommagok közötti távolság egyetlen kételektronos kovalens kötésben rövidebb, mint a legegyszerűbb egyelektronos kémiai kötés azonos távolsága.
| Molekula | H2_ _ | Li 2 | Na 2 | K2_ _ | Rb 2 | cs 2 |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Atommagok közötti távolság, Å [3] | 0,74 | 2.67 | 3.08 | 3.92 | 4.10 | 4.30 |
| Kovalens sugár, Å | 0,37 | 1.335 | 1.54 | 1.96 | 2.05 | 2.15 |
| Pályasugár, Å | 0,53 | 1.57 | 1.715 | 2.09 | 2.22 | 2.35 |
| Kötési elektronpár sugara, Å | 0,379 | 0,826 | 0,755 | 0,726 | 0,852 | 0,949 |
| Kötéstörési energia, kJ/mol [3] | 436 | 102 | 73 | 57 | 49 | 42 |
A pálya- és a kovalens sugár közötti különbség a kémiai kötést alkotó atomok atomi pályáinak átfedésének mértékét jellemzi, és az atomok elektronhéjának deformációját tükrözi .
Heteronukleáris kétatomos molekulákban poláris kovalens kötés lép fel (3. ábra). A poláris kémiai kötésben a kötő elektronpár közel van a magasabb első ionizációs potenciállal rendelkező atomhoz . [négy]
Az atommagok közötti d távolság, amely a poláris molekulák térszerkezetét jellemzi, megközelítőleg a megfelelő atomok kovalens sugarainak összegének tekinthető. [5]
Néhány poláris anyag jellemzői [3]| Molekula | LiH | Nem | KH | RbH | CSH |
|---|---|---|---|---|---|
| A magok közötti távolság, Å | 1.60 | 1.89 | 2.24 | 2.37 | 2.49 |
| Kötéstörési energia, kJ/mol | 236 | 200 | 182 | 165 | 176 |
A kötő elektronpárnak a poláris molekula egyik magjához való eltolódása elektromos dipólus megjelenéséhez vezet (elektrodinamika) (4. ábra).
A pozitív és negatív töltések súlypontjai közötti távolságot a dipólus hosszának nevezzük. A molekula polaritását, valamint a kötés polaritását a μ dipólusmomentum értékével becsüljük meg , amely az l dipólus hosszának és az elektrontöltés értékének a szorzata :
μ = lq
A többszörös kovalens kötéseket kettős és hármas kémiai kötéseket tartalmazó telítetlen szerves vegyületek képviselik . A telítetlen vegyületek természetének leírására L. Pauling bevezeti a szigma és π kötés fogalmát , az atompályák hibridizációját .
Pauling hibridizációja két S- és két p-elektronra lehetővé tette a kémiai kötések irányultságának magyarázatát, különösen a metán tetraéderes konfigurációját . Az etilén szerkezetének magyarázatához el kell különíteni egy p-elektront a szénatom négy egyenértékű Sp 3 - elektronjából, hogy további kötést hozzunk létre, amelyet π-kötésnek neveznek. Ebben az esetben a fennmaradó három Sp 2 -hibrid pálya a síkban 120°-os szögben helyezkedik el, és a fő kötéseket alkotja, például egy lapos etilénmolekulát (5. ábra).
Az acetilénmolekula esetében csak egy S- és egy p-pálya vesz részt a hibridizációban (Pauling szerint), és két Sp-pálya jön létre, amelyek 180°-os szöget zárnak be, és ellentétes irányban vannak. Két „tiszta” szénatom p-pálya egymásra merőleges síkban páronként átfedi egymást, és egy lineáris acetilénmolekula két π-kötését alkotja (6. ábra).
L. Pauling nézeteit tükrözte "The Nature of the Chemical Bond" [6] című könyve, amely sok éven át a kémikus referenciakönyve lett. 1954-ben L. Pauling megkapta a kémiai Nobel-díjat "A kémiai kötés természetének tanulmányozásáért és komplex vegyületek szerkezetének meghatározására való alkalmazásáért".
Az atomi pályák szelektív hibridizációjának fizikai jelentése azonban tisztázatlan maradt, a hibridizáció olyan algebrai átalakulás volt, amelynek a fizikai valóságot nem lehetett tulajdonítani.
Linus Pauling kísérletet tett a kémiai kötés leírásának javítására azáltal, hogy megszüntette a telítetlen vegyületek molekuláiban lévő orbitálok hibridizációjának szelektivitását, és megalkotta a hajlított kémiai kötés elméletét . L. Pauling a Kekule emlékének szentelt elméleti szerves kémiai szimpóziumon ( London , 1958. szeptember) egy új módszert javasolt a kettős kötés leírására, mint két azonos hajlított kémiai kötés és egy hármas kötés kombinációja. három hajlított kémiai kötés [7] . Ezen a szimpóziumon L. Pauling határozottan kijelentette:
Lehetnek kémikusok, akik szerint rendkívül fontos újítás... a σ, π- leírás leírása volt a kettős vagy hármas kötésekre és a konjugált rendszerekre a hajlított kötések leírása helyett. Fenntartom, hogy a σ,π leírás kevésbé kielégítő, mint a görbe hivatkozás leírása, hogy ez az újítás csak átmeneti és hamarosan kihal. [7]
Pauling új elméletében az összes kötőelektron egyenlő és egyenlő távolságra vált a molekula magjait összekötő vonaltól. Pauling görbe kémiai kötéselmélete figyelembe vette M. Born hullámfüggvényének , az elektronok Coulomb-taszításának statisztikai értelmezését. Megjelent egy fizikai jelentés - a kémiai kötés természetét teljesen meghatározza az atommagok és az elektronok elektromos kölcsönhatása. Minél több a kötő elektron, annál kisebb a magok közötti távolság, és annál erősebb a kémiai kötés a szénatomok között.
| Kommunikációs sokféleség | Kommunikációs szerkezet | A magok közötti távolság, Å | Kötési energia, kJ/mol |
|---|---|---|---|
| Egyetlen (CC) | Kételektronos kétközpontú | 1.54 | 348 |
| Dupla (C=C) | Négyelektronos kétközpontú | 1.34 | 614 |
| Háromszoros (C ≡ C) | Hatelektronos kétközpontú | 1.20 | 839 |
A kémiai kötéssel kapcsolatos ötletek továbbfejlesztését William Lipscomb amerikai fizikai kémikus adta , aki kidolgozta a kételektronos háromcentrumú kötések elméletét és egy topológiai elméletet, amely lehetővé teszi néhány további bór-hidrid (bór-hidrid) szerkezetének előrejelzését .
Egy háromközpontú kémiai kötésben lévő elektronpár három atommagban válik közössé. A háromközpontú kémiai kötés legegyszerűbb képviselőjében - a H 3 + molekuláris hidrogénionban - egy elektronpár három protont tart egyetlen egészben .
A diborán molekulában négy egyszerű BH kovalens kötés és két kételektronos háromcentrumú kötés található (7. ábra). Egyetlen BH kovalens kötésben az atommagok közötti távolság 1,19 Å, míg a hasonló távolság egy háromközpontú BHB kötésben 1,31 Å. A háromközéppontú BHB kötés (φ) szöge 83 0 . A diborán molekulában két háromcentrikus kötés kombinációja lehetővé teszi, hogy a bóratomok magjai d B-B = 2 1,31 sin φ/2 = 1,736 Å távolságban maradjanak. A kötő hidrogénatomok magjai h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å távolságra helyezkednek el attól a síktól, amelyben négy kovalens BH kötés található.
A háromközpontú kötések nemcsak két bóratomból és egy hidrogénatomból álló háromszögben, hanem három bóratom között is megvalósíthatók, például keretbórhidridekben ( pentaborán - B 5 H 9 , dekaborán - B 10 H 4 stb. .). Ezek a szerkezetek közönséges (terminális) és háromközpontú kötés (híd) hidrogénatomokat és bóratomok háromszögeit tartalmazzák. [nyolc]
A boránok létezése a kételektronos háromközpontú kötéseikkel a "híd" hidrogénatomokkal megsértette a vegyérték kanonikus doktrínáját . A korábban szabványos egyértékű elemnek tekintett hidrogénatomról kiderült, hogy két bóratommal azonos kötések kötik, és formálisan kétértékű elemmé vált. W. Lipscomb munkája a boránok szerkezetének megfejtésében kibővítette a kémiai kötés megértését. A Nobel-bizottság 1976 -ban odaítélte a William Nunn Lipscomb kémiai díjat a következő szöveggel: „A boránok (bórhidritok) szerkezetével kapcsolatos tanulmányaiért, amelyek megvilágítják a kémiai kötések problémáit”.
1951 -ben T. Keely és P. Pawson váratlanul egy teljesen új szerves vasvegyületet kaptak a diciklopentadienil szintézise során. Egy eddig ismeretlen, rendkívül stabil sárgás-narancssárga kristályos vasvegyület előállítása azonnal felkeltette a figyelmet.
E. Fisher és D. Wilkinson egymástól függetlenül meghatározta egy új vegyület szerkezetét - két ciklopentadienilgyűrű párhuzamosan, rétegesen vagy „szendvics” formájában helyezkedik el, amelyek között egy vasatom található a középpontban (8. ábra). ). A "ferrocén" nevet R. Woodward (vagy inkább D. Whiting, csoportjának egyik alkalmazottja) javasolta. Egy vasatom és tíz szénatom (zehn - tíz) jelenlétét tükrözi a vegyületben. [nyolc]
A ferrocénmolekulában mind a tíz kötés (C-Fe) egyenértékű, a Fe-C magok közötti távolság 2,04 Å. A ferrocénmolekulában minden szénatom szerkezetileg és kémiailag egyenértékű, mindegyik CC kötés hossza 1,40 - 1,41 Å (összehasonlításképpen a benzolban a CC kötés hossza 1,39 Å). A vasatom körül egy 36 elektronból álló héj jelenik meg . [nyolc]
1973- ban Ernst Otto Fischer és Jeffrey Wilkinson kémiai Nobel-díjat kapott a fémorganikus, úgynevezett szendvicsvegyületek területén végzett úttörő, önálló munkájukért . Ingvar Lindqvist, a Svéd Királyi Tudományos Akadémia tagja a díjazottak bemutatóján elmondott beszédében kijelentette, hogy „a szendvicsvegyületekben található kötések és szerkezetek új elveinek felfedezése és bizonyítása jelentős eredmény, a gyakorlati amelynek jelentősége jelenleg még nem jósolható meg ."
Jelenleg számos fém diciklopentadienil-származékát állítják elő . Az átmenetifém-származékok szerkezete és kötési jellege megegyezik a ferrocénéval. A lantanidok nem szendvicsszerkezetet alkotnak, hanem háromnyalábú csillagra emlékeztető szerkezetet [8] . Az La, Ce, Pr, Nd atomok tehát tizenöt központos kémiai kötést hoznak létre.
Nem sokkal a ferrocén után dibenzolkrómot kaptunk (9. ábra). A dibenzol-molibdént és a dibenzol-vanádiumot ugyanazon séma szerint kaptuk [8] . Ennek az osztálynak az összes vegyületében a fématomok két hattagú gyűrűt tartanak össze. Ezekben a vegyületekben mind a 12 fém-szén kötés azonos.
Uranocént [bisz(ciklooktatetraén)urán] is előállítottak, amelyben az uránatom két nyolctagú gyűrűt tartalmaz (10. ábra). Az uranocénben mind a 16 urán-szén kötés azonos. Uranocént az UCl 4 ciklooktatetraén és kálium tetrahidrofuránban lévő keverékének kölcsönhatásával nyernek mínusz 30 0 C -on. [9]
A kémiai kötés meglehetősen dinamikus. Így a fémes kötés a fém elpárolgása során a fázisátalakulás során kovalens kötéssé alakul. A fém szilárd halmazállapotából gőz állapotba való átmenetéhez nagy mennyiségű energia szükséges. [tíz]
| Fém | Li | Na | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|
| Szublimációs hő (kcal/g-atom) | 36 | 26 | 22 | 21 | 19 |
Gőzökben ezek a fémek gyakorlatilag homonukleáris kétatomos molekulákból és szabad atomokból állnak. Amikor a fémgőz lecsapódik, a kovalens kötés fémmé alakul.
A tipikus ionos kötéssel rendelkező sók, például az alkálifém-fluoridok elpárologtatása az ionos kötés tönkremeneteléhez és poláris kovalens kötéssel rendelkező heteronukleáris kétatomos molekulák kialakulásához vezet. Ebben az esetben áthidaló kötésekkel rendelkező dimer molekulák képződnek.
Az alkálifém-fluoridok és dimerjeik molekuláiban lévő kémiai kötés jellemzése. [3] [11]
| EF | d EF , Å | μ, D | E 2 F 2 | d EF , Å | <F-E-F |
|---|---|---|---|---|---|
| LiF | 1.56 | 6.60 | Li 2 F 2 | 1.75 | 105° |
| NaF | 1.93 | - | Na 2 F 2 | 2.08 | 95° |
| KF | 2.17 | 7.37 | K 2 F 2 | 2.35 | 88° |
| RbF | 2.27 | - | Rb 2 F 2 | 2.45 | 84° |
| CsF | 2.35 | 7.88 | Cs 2 F 2 | 2.56 | 79° |
Az alkálifém-fluoridok gőzeinek kondenzációja során a poláris kovalens kötés ionossá alakul a megfelelő só kristályrácsának kialakulásával.
A diszperz vonzás (londoni erők) interatomikus kölcsönhatást és homonukleáris kétatomos molekulák képződését okozza alkálifém atomokból.
A fém-fém kovalens kötés kialakulása a kölcsönhatásban lévő atomok elektronhéjának deformációjával jár - a vegyértékelektronok kötő elektronpárt hoznak létre, amelynek elektronsűrűsége a kapott molekula atommagjai közötti térben koncentrálódik. Az alkálifémek homonukleáris kétatomos molekuláira jellemző a kovalens kötés hosszúsága (a hidrogénmolekulában lévő kötéshossz 3,6-5,8-szorosa) és a szakadási energiája alacsony.
Az elektronpárok taszításának elméletében az r e elektronpár pályasugarának és a d kovalens kémiai kötés hosszának arányát tartják fontosnak (11. ábra). D. I. Mengyelejev táblázatának minden periódusának elemeihez van egy bizonyos sugara az elektronpárnak (Å):
- 0,6 neonig terjedő elemek esetén;
— 0,75 argonig terjedő elemekre;
— 0,75 xenonig [12]
A megadott re és d arány határozza meg az elektromos töltések egyenetlen eloszlását a molekulában - a kötő elektronpár negatív elektromos töltése a molekula középső részében koncentrálódik, két atommag pozitív elektromos töltése pedig a molekulában koncentrálódik. a molekula végei.
Az elektromos töltések egyenetlen eloszlása megteremti a molekulák kölcsönhatásának feltételeit az orientációs erők hatására ( van der Waals erők ). Az alkálifémek molekulái hajlamosak úgy tájékozódni, hogy a szomszédságban ellentétes elektromos töltések jelennek meg. Ennek eredményeként vonzó erők hatnak a molekulák között. Ez utóbbi jelenléte miatt az alkálifém-molekulák közelednek egymáshoz, és többé-kevésbé szilárdan összehúzódnak. Ugyanakkor mindegyikük valamilyen deformációja következik be a szomszédos molekulák közelebbi pólusainak hatására (12. ábra).
Valójában az eredeti kétatomos molekula kötőelektronjai, amelyek az alkálifém-molekulák négy pozitív töltésű atommagjának elektromos mezőjébe esnek, kiszakadnak az atom pályasugarából, és szabaddá válnak.
Ebben az esetben a kötő elektronpár még hat kationos rendszerben is általánossá válik. A fém kristályrácsának felépítése a klaszter szakaszában kezdődik . Az alkálifémek kristályrácsában az összekötő lánc szerkezete egyértelműen kifejeződik, torzított lapított oktaéder alakú - négyzetes bipiramis, amelynek magassága és az alap szélei megegyeznek az állandó transzlációs értékével. rács a w (13. ábra).
Egy alkálifém kristály a w transzlációs rácsállandójának értéke jelentősen meghaladja az alkálifém molekula kovalens kötésének hosszát , ezért általánosan elfogadott, hogy a fémben lévő elektronok szabad állapotban vannak:
| alkálifém | Li | Na | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|
| Az a w ,Å konstans rács [13] | 3,5021 | 4.2820 | 5.247 | 5.69 | 6.084 |
| Kovalens kötés hossza, Me 2 , Å [14] | 2.67 | 3.08 | 3.92 | 4.10 | 4.30 |
A fémben lévő szabad elektronok tulajdonságaihoz kapcsolódó matematikai konstrukciót általában a „ Fermi -felülettel ” azonosítják, amelyet egy geometriai helynek kell tekinteni, ahol elektronok tartózkodnak, és ez biztosítja a fém fő tulajdonságát - az elektromos áram vezetését [15]. .
Ha összehasonlítjuk az alkálifémek gőzeinek kondenzációs folyamatát a gázok, például a hidrogén kondenzációs folyamatával, a fém tulajdonságaiban jellegzetes vonás jelenik meg. Tehát, ha a hidrogén kondenzációja során gyenge intermolekuláris kölcsönhatások lépnek fel, akkor a fémgőzök kondenzációja során kémiai reakciókra jellemző folyamatok mennek végbe. Maga a fémgőz kondenzációja több lépcsőben megy végbe, és a következő folyamattal írható le: szabad atom → kovalens kötéssel rendelkező kétatomos molekula → fémklaszter → tömör fém fémkötéssel.
1935-ben Eugene Wigner és Hillard Huntington megjósolta a fémes hidrogén létezésének lehetőségét. Valójában a molekuláris hidrogénben rejlő kovalens kötés fémes kötéssé alakul. Ez az átmenet szilárd hidrogénnél figyelhető meg nagy nyomáson (14. ábra).
A kovalens kötés ionos kötéssé való átalakulása poláris kovalens kötéssel rendelkező heteronukleáris kétatomos molekuláknál figyelhető meg, például alkálifém-halogenideknél a gáz halmazállapotból szilárd állapotba való átmenet során.
Az alkálifém atomok a megfelelő halogenid képződése során egyetlen külső elektronjukat költik el, és egyértelműen meghatározott pozitív elektromos töltést kapnak. A halogénatomon negatív elektromos töltés rögzül. Az alkálifém-halogenid molekulák valójában elektromos dipólusok.
Kémiai kötéshossz alkálifém-halogenid molekulákban (gázfázis). [3]| VOLT | Kémiai kötés hossza, Å | |||
|---|---|---|---|---|
| EF | ECl | EBr | EI | |
| LiX | 1.56 | 2.02 | 2.17 | 2.39 |
| NaX | 1.93 | 2.36 | 2.50 | 2.71 |
| KX | 2.17 | 2.67 | 2.82 | 3.05 |
| Rbx | 2.27 | 2.79 | 2.95 | 3.18 |
| csx | 2.35 | 2.91 | 3.07 | 3.32 |
A poláris kovalens kötés elektromos dipólusának térvonalainak eloszlását a 4. ábra mutatja. Megfelelően közeli távolságban az erővonalak kölcsönösen orientálják a poláris molekulákat - dipólusaik hasonló töltésű végei (pólusai) taszítják egymást, az ellentétes töltésű végek pedig vonzzák egymást. Ennek eredményeként vonzó erők hatnak a molekulák között, állandó dipólusaik és az úgynevezett orientációs erők kölcsönhatása miatt .
Az alkálifém-halogenid molekulák kölcsönhatását dimerizálódásuk kíséri. A dimer molekulát elektromos kvadrupólnak tekinthetjük (15. ábra). Jelenleg az alkálifém-halogenid dimerek fő jellemzői ( kémiai kötéshosszak és kötési szögek) ismertek. [tizenegy]
Kémiai kötéshossz és kötési szögek alkálifém-halogenid dimerekben (E 2 X 2 ) (gázfázis). [tizenegy]| E 2 x 2 | X=F | X=Cl | X = Br | X=I | ||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| d EF , Å | <F-E-F,° | d ECl , Å | <Cl-E-Cl,° | d EBr , Å | <Br-E-Br, ° | d EI , Å | <I-E-I, ° | |
| Li 2x2 _ _ | 1.75 | 105 | 2.23 | 108 | 2.35 | 110 | 2.54 | 116 |
| Na 2 x 2 | 2.08 | 95 | 2.54 | 105 | 2.69 | 108 | 2.91 | 111 |
| K2X2 _ _ _ | 2.35 | 88 | 2.86 | 98 | 3.02 | 101 | 3.26 | 104 |
| Cs 2x2 _ _ | 2.56 | 79 | 3.11 | 91 | 3.29 | 94 | 3.54 | 94 |
A kondenzáció folyamatában az orientációs erők hatása fokozódik, az intermolekuláris kölcsönhatás klaszterek, majd szilárd anyag képződésével jár. Az alkálifém-halogenidek egyszerű köbös és testközpontú köbös ráccsal alkotnak kristályokat.
Rácstípus és transzlációs rácsállandó alkálifém-halogenideknél. [13]
| A kristályrács vegyületei és típusa | Rácsállandó, Å | ||||
|---|---|---|---|---|---|
| Li | Na | K | Rb | Cs | |
| fluoridok (köbös) | 4,0279 | 4.628 | 5.344 | 5.64 | 6.020 |
| kloridok (kölyök) | 5.1399 | 5.639 | 6.21 | - | - |
| kloridok (BCC) | - | - | - | 3.749 | 4.10 |
| bromidok (kölyök) | 5.501 | 5,973 | 6.599 | 6.868 | 7.23 |
| bromidok (titkos másolat) | - | - | - | - | 4.296 |
| jodidok (kocka) | 6.012 | 6.475 | 7.066 | 7.340 | 7.66 |
| jodidok (titkos másolat) | - | - | - | - | 4.567 |
A kristályosodás során az atomközi távolság további növekedése következik be, ami egy elektron eltávolításához vezet az alkálifém atom pályasugaráról, és egy elektron halogénatomra való átviteléhez vezet a megfelelő ionok képződésével. Az ionok erőterei a tér minden irányában egyenletesen oszlanak el. E tekintetben az alkálifém kristályokban az egyes ionok erőtere semmiképpen sem egy ellentétes előjelű iont koordinál, mivel az ionos kötést (Na + Cl - ) szokás minőségileg ábrázolni.
Az ionos vegyületek kristályaiban az egyszerű kétionos molekulák, mint például a Na + Cl - és Cs + Cl - fogalma elveszti értelmét, mivel az alkálifémion hat klórionnal társul ( koordinált ) (egy nátrium-klorid kristályban). és nyolc klórionnal (cézium-klorid kristályban) . Ebben az esetben a kristályokban lévő összes ionközi távolság egyenlő távolságra van. Az egész kristály egy óriási molekula.
| Szerkezeti kémia | |
|---|---|
| kémiai kötés | |
| Struktúra megjelenítése | |
| Elektronikus tulajdonságok | |
| Sztereokémia | |