Ionos kötés

Az oldal jelenlegi verzióját még nem ellenőrizték tapasztalt közreműködők, és jelentősen eltérhet a 2022. május 23-án felülvizsgált verziótól ; az ellenőrzéshez 1 szerkesztés szükséges .

Az ionos kötés egy erős kémiai kötés , amely kationok és anionok elektrosztatikus vonzásából ered [1] . Olyan atomok között fordul elő, amelyek elektronegativitása nagy (> 1,7 a Pauling-skálán) , amelynél a közös elektronpár túlnyomórészt egy nagyobb elektronegativitású atomhoz megy át . Ez az ionok , mint ellentétes töltésű testek vonzása. Példa erre a CsF vegyület , amelyben az "ionossági fok" 97%. Az ionos kötés a kovalens poláris kötés polarizációjának szélsőséges esete . Tipikus fém és nemfém között képződik . Ebben az esetben az elektronok a fémből teljesen átmennek a nemfémbe, ionok keletkeznek .

Kémiai kötés

Ha kémiai kötés jön létre olyan atomok között, amelyek elektronegativitáskülönbsége nagyon nagy (EO > 1,7 Pauling szerint), akkor a megosztott elektronpár teljesen átmegy a nagyobb EO-val rendelkező atomhoz. Ennek eredményeként ellentétes töltésű ionokból álló vegyület képződik :

{\mathsf A}\cdot +\cdot {\mathsf B}\ to {\mathsf A}^{+}[:{\mathsf B}^{-}]

A kialakult ionok között elektrosztatikus vonzás lép fel, amit ionkötésnek nevezünk. Inkább egy ilyen kilátás kényelmes. Valójában az atomok közötti ionos kötés tiszta formájában sehol vagy szinte sehol nem valósul meg, általában a kötés részben ionos, részben kovalens. Ugyanakkor az összetett molekulaionok kötése gyakran tisztán ionosnak tekinthető. Az ionos kötések és más típusú kémiai kötések közötti legfontosabb különbségek az irányítatlanság és a telítetlenség. Emiatt az ionos kötés következtében kialakuló kristályok a megfelelő ionok különböző, egymáshoz közeli tömítései felé gravitálnak.

Az ilyen vegyületek jellemzője, hogy jól oldódnak poláris oldószerekben (víz, savak stb.). Ennek oka a molekula töltött részei. Ebben az esetben az oldószer dipólusai a molekula töltött végeihez vonzódnak, és a Brown-mozgás hatására az anyag molekuláját darabokra "rángatják", körülveszik, megakadályozva azok újraegyesítését. Az eredmény oldószerdipólokkal körülvett ionok.

Az ilyen vegyületek feloldásakor általában energia szabadul fel, mivel a képződött oldószer-ion kötések összenergiája nagyobb, mint az anion-kation kötés energiája. Kivételt képez a salétromsav sok sója ( nitrátok ), amelyek feloldódásukkor hőt vesznek fel (az oldatok lehűlnek). Ez utóbbi tényt a fizikai kémiában figyelembe vett törvények alapján magyarázzák . Ionok kölcsönhatása

Ha egy atom egy vagy több elektront veszít, akkor pozitív ionná - kationná (görögül fordítva - "lefelé") - alakul át. Így keletkeznek a hidrogénkationok H +, lítium Li +, bárium Ba2 +. Elektronok beszerzése, az atomok negatív ionokká alakulnak - anionok (a görög "anion" szóból - felfelé haladva.) Az anionok például az F− fluoridion, az S2− szulfidion. 50

Példa ionos kötés kialakulására

Tekintsük a képződés módszerét a „nátrium-klorid” NaCl példájával . A nátrium- és klóratomok elektronikus konfigurációja a következőképpen ábrázolható: és . Ezek nem teljes energiaszintű atomok. Nyilvánvaló, hogy ezek kiegészítéseképpen egy nátriumatom könnyebben ad fel egy elektront, mint hetet, és egy klóratomnak könnyebb egy elektront, mint hetet. Kémiai kölcsönhatásban a nátriumatom egy elektront teljesen felad, a klóratom pedig elfogadja azt. ${\mathsf {Na^{{11}}1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}}}$ ${\mathsf {Cl^{{17}}1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}}}$

Sematikusan ez a következőképpen írható fel:

{\mathsf {Na-e\rightarrow Na^{+))}

- nátriumion, stabil nyolcelektronos héj ( ) a második energiaszint miatt.

{\mathsf {Na^{{+}}1s^{2}2s^{2}2p^{6}}}

{\mathsf {Cl+e\rightarrow Cl^{-}}}

- klórion, stabil nyolc elektron héj.

Az ionok és az ionok között elektrosztatikus vonzási erők lépnek fel, ami összeköttetést eredményez. ${\mathsf {Na^{+))}$ ${\mathsf {Cl^{-}}}$

Az ideális kristálymodell

A "nátrium-klorid" ( NaCl ) köbös kristályánál minden Na -atomot 6 Cl -atom vesz körül , így a megfelelő potenciális energia ott van, ahol r az atomok közötti távolság, e az elektrontöltés, k a Coulomb-állandó. A kloridionok mögött elhelyezkedő pozitív töltésű nátriumionok (szám szerint 12) kiszorulnak a központi ionból, és így tovább. Általában a vonzó potenciált így írhatjuk le [2] $-6ke^{2}/r\,,$

U_{attr}=-\alpha k{\frac {e^{2}}{r}}\,,

ahol α a Madelung állandó . Nátrium-klorid esetén α=1,7476. A Pauli-kizárási elv miatt az ionok között további taszítás lép fel, és a teljes potenciált így írhatjuk fel [2]

U_{t}=-\alpha k{\frac {e^{2}}{r}}+{\frac {B}{r^{m}}}\,,

ahol B és m ≈10 az ionok típusától függő állandók [2] . Egy ilyen potenciálnak van egy minimuma, amelynek abszolút értékét a kohézió ionenergiájának nevezik - vagyis az ionok végtelenben történő elválasztásához szükséges energiának. A nátrium-klorid esetében ez iononként 7,84 eV, vagyis 760 kJ/mol. A kohéziós atomenergiánál figyelembe kell venni az ionok semlegesítését [3] .

Jegyzetek

↑ Serway, Moses & Moyer, 2005 , p. 405.
↑ 1 2 3 Serway, Moses & Moyer, 2005 , p. 406.
↑ Serway, Moses & Moyer, 2005 , p. 407.

Irodalom

Serway, R.; Moses, C.; Moyer , C. Modern fizika . - 3. kiadás .. - Thomson Brooks Cole, 2005. - 682 p. — ISBN 0534493394 .

kémiai kötés

Intramolekuláris
kölcsönhatás

kovalens kötés

egyszeres kötés	Poláris nem poláris
Többszörös kötés	σ kötés π kötés δ kötvény φ-kötés Kettős kötés hármas kötés Négyszeres kötvény Öt link Fogaskerék csatlakozás
Koordináló link	Donor-akceptor interakció Szemipoláris csatlakozás
Egyéb	Egyetlen elektronkötés 3c-2e Aromás

Egyéb

Ionos kötés
fém csatlakozás
Merőleges paramágneses csatolás

Intermolekuláris
kölcsönhatás