Страница полузащищенная
Из Википедии, бесплатной энциклопедии
  (Перенаправлен с ионной связи )
Перейти к навигации Перейти к поиску
Атомы натрия и фтора подвергаются окислительно-восстановительной реакции с образованием ионов натрия и фторид-ионов. Натрий теряет внешний электрон, чтобы придать ему стабильную электронную конфигурацию , и этот электрон экзотермически входит в атом фтора . Противоположно заряженные ионы - обычно их очень много - затем притягиваются друг к другу с образованием твердого фторида натрия .

Ионная связь представляет собой тип химической связи , которая включает в себя электростатическое притяжение между противоположно заряженными ионами , или между двумя атомами с резко различной электроотрицательностью , [1] и является первичным взаимодействие происходит в ионных соединениях . Это один из основных видов связи наряду с ковалентной связью и металлической связью . Ионы - это атомы (или группы атомов) с электростатическим зарядом. Атомы, которые получают электроны, образуют отрицательно заряженные ионы (называемые анионами ). Атомы, теряющие электроны, образуют положительно заряженные ионы (называемые катионами).). Этот перенос электронов известен как электровалентность в отличие от ковалентности . В простейшем случае катион представляет собой атом металла, а анион - атом неметалла , но эти ионы могут иметь более сложную природу, например, молекулярные ионы, такие как NH+
4или ТАК2-
4. Проще говоря, ионная связь возникает в результате переноса электронов от металла к неметаллу с целью получения полной валентной оболочки для обоих атомов.

Важно понимать, что чистая ионная связь, при которой один атом или молекула полностью передает электрон другому, не может существовать: все ионные соединения имеют некоторую степень ковалентной связи или совместного использования электронов. Таким образом, термин «ионная связь» дается, когда ионный характер больше, чем ковалентный, то есть связь, в которой существует большая разница электроотрицательностей между двумя атомами, в результате чего связь становится более полярной (ионной), чем в ковалентная связь, при которой электроны распределяются более равномерно. Связи с частично ионным и частично ковалентным характером называются полярными ковалентными связями .

Ионные соединения проводят электричество в расплавленном состоянии или в растворе, обычно не в твердом состоянии. Ионные соединения обычно имеют высокую температуру плавления в зависимости от заряда ионов, из которых они состоят. Чем выше заряд, тем сильнее силы сцепления и выше температура плавления. Они также обычно растворимы в воде; чем сильнее силы сцепления, тем ниже растворимость. [2]

Обзор

Атомы с почти полной или почти пустой валентной оболочкой, как правило, очень реактивны . Сильно электроотрицательные атомы (как в случае с галогенами ) часто имеют только одну или две пустые орбитали в своей валентной оболочке и часто связываются с другими молекулами или получают электроны с образованием анионов . Слабо электроотрицательные атомы (например, щелочные металлы ) имеют относительно мало валентных электронов, которые легко могут использоваться совместно с атомами, которые являются сильно электроотрицательными. В результате слабо электроотрицательные атомы имеют тенденцию искажать свое электронное облако и образовывать катионы .

Формирование

Ионная связь может быть результатом окислительно-восстановительной реакции, когда атомы элемента (обычно металла ), энергия ионизации которого мала, отдают часть своих электронов для достижения стабильной электронной конфигурации. При этом образуются катионы. Атом другого элемента (обычно неметалла) с большим сродством к электрону принимает один или несколько электронов для достижения стабильной электронной конфигурации, и после принятия электронов атом становится анионом. Как правило, стабильная электронная конфигурация представляет собой один из благородных газов для элементов в s-блоке и p-блоке , и особые стабильные электронные конфигурации для d-блока иf-блочные элементы. Электростатическое притяжение между анионами и катионами приводит к образованию твердого тела с кристаллографической решеткой, в которой ионы уложены друг на друга чередующимся образом. В такой решетке обычно невозможно различить дискретные молекулярные единицы, так что образующиеся соединения немолекулярны по природе. Однако сами ионы могут быть комплексными и образовывать молекулярные ионы, такие как анион ацетата или катион аммония.

Например, поваренная соль поваренная - это хлорид натрия . Когда натрий (Na) и хлор (Cl) объединяются, каждый из атомов натрия теряет электрон , образуя катионы (Na + ), а атомы хлора получают каждый электрон с образованием анионов (Cl - ). Затем эти ионы притягиваются друг к другу в соотношении 1: 1 с образованием хлорида натрия (NaCl).

Na + Cl → Na + + Cl - → NaCl

Однако для поддержания нейтральности заряда соблюдаются строгие соотношения между анионами и катионами, так что ионные соединения, как правило, подчиняются правилам стехиометрии, несмотря на то, что они не являются молекулярными соединениями. Для соединений, которые являются переходными по отношению к сплавам и обладают смешанной ионной и металлической связью, это может быть уже не так. Многие сульфиды, например, действительно образуют нестехиометрические соединения.

Многие ионные соединения называются солями, поскольку они также могут быть образованы реакцией нейтрализации основания Аррениуса, такого как NaOH, с кислотой Аррениуса, такой как HCl.

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

В таком случае говорят, что соль NaCl состоит из остатка кислоты Cl - и остатка основания Na + .

Представление ионной связи между литием и фтором с образованием фторида лития . Литий имеет низкую энергию ионизации и легко отдает свой одинокий валентный электрон атому фтора, который имеет положительное сродство к электрону и принимает электрон, подаренный атомом лития. Конечный результат является то , что литий изоэлектронный с гелием и фтор изоэлектронный с неоном . Электростатическое взаимодействие происходит между двумя образующимися ионами, но обычно агрегация не ограничивается двумя из них. Вместо этого результатом является агрегация в целую решетку, удерживаемую ионной связью.

Удаление электронов с образованием катиона является эндотермическим, что увеличивает общую энергию системы. Также могут быть изменения энергии, связанные с разрывом существующих связей или добавлением более одного электрона с образованием анионов. Однако действие аниона, принимающего валентные электроны катиона, и последующее притяжение ионов друг к другу высвобождает (решеточную) энергию и, таким образом, снижает общую энергию системы.

Ионная связь будет происходить только в том случае, если общее изменение энергии реакции будет благоприятным. Обычно реакция является экзотермической, но, например, образование оксида ртути (HgO) является эндотермическим. Заряд образующихся ионов является основным фактором силы ионной связи, например, соль C + A - удерживается вместе электростатическими силами примерно в четыре раза слабее, чем C 2+ A 2-, согласно закону Кулона, где C и A представляют собой общий катион и анион соответственно. В этом довольно упрощенном аргументе не учитываются размеры ионов и конкретная упаковка решетки.

Структуры

Основная статья: Ионное соединение

Ионные соединения в твердом состоянии образуют решетчатые структуры. Двумя основными факторами, определяющими форму решетки, являются относительные заряды ионов и их относительные размеры. Некоторые структуры приняты рядом соединений; например, структура каменной соли хлорида натрия также принимается многими галогенидами щелочных металлов и бинарными оксидами, такими как оксид магния . Правила Полинга содержат рекомендации по предсказанию и рационализации кристаллических структур ионных кристаллов.

Прочность склеивания

Основная статья: Энергия решетки

Для твердого кристаллического ионного соединения изменение энтальпии при образовании твердого вещества из газообразных ионов называется энергией решетки . Экспериментальное значение энергии решетки можно определить с помощью цикла Борна – Габера . Его также можно рассчитать (спрогнозировать) с помощью уравнения Борна – Ланде как суммы электростатической потенциальной энергии , рассчитанной путем суммирования взаимодействий между катионами и анионами, и члена короткодействующей потенциальной энергии отталкивания. Электростатический потенциал может быть выражен через межионное разделение и константу ( постоянная Маделунга) с учетом геометрии кристалла. Чем дальше от ядра, тем слабее щит. Уравнение Борна-Ланде дает разумное соответствие энергии решетки, например, хлорида натрия, где расчетное (прогнозируемое) значение составляет -756 кДж / моль, что сравнивается с -787 кДж / моль с использованием цикла Борна-Габера . [3] [4] В водном растворе сила связи может быть описана уравнением Бьеррама или Фуосса как функция зарядов ионов, причем независимо от природы ионов, таких как поляризуемость или размер. [5] Сила солевых мостиков равна чаще всего оценивается путем измерения равновесия между молекулами, содержащими катионные и анионные центры, чаще всего в растворе.[6] Константы равновесия в воде указывают на дополнительный вклад свободной энергии для каждого солевого мостика. Другим методом идентификации водородных связей также в сложных молекулах является кристаллография , иногда также ЯМР-спектроскопия.

Силы притяжения, определяющие силу ионной связи, можно смоделировать с помощью закона Кулона . Прочность ионной связи обычно составляет (указанные диапазоны варьируются) от 170 до 1500 кДж / моль. [7] [8]

Эффекты поляризации

Ионы в кристаллических решетках чисто ионных соединений имеют сферическую форму ; однако, если положительный ион мал и / или сильно заряжен, он исказит электронное облако отрицательного иона, эффект, обобщенный в правилах Фаянса . Эта поляризация отрицательного иона приводит к нарастанию плотности дополнительного заряда между двумя ядрами , то есть к частичной ковалентности. Отрицательные ионы большего размера поляризованы легче, но этот эффект обычно важен только тогда, когда задействованы положительные ионы с зарядом 3+ (например, Al 3+ ). Однако ионы 2+ (Be 2+ ) или даже 1+ (Li +) демонстрируют некоторую поляризационную способность, поскольку их размеры настолько малы (например, LiI является ионным, но имеет некоторую ковалентную связь). Обратите внимание, что это не эффект ионной поляризации, который относится к смещению ионов в решетке из-за приложения электрического поля.

Сравнение с ковалентным связыванием

При ионной связи атомы связаны притяжением противоположно заряженных ионов, тогда как при ковалентной связи атомы связываются за счет обмена электронами для достижения стабильных электронных конфигураций. При ковалентной связи геометрия молекулы вокруг каждого атома определяется правилами VSEPR отталкивания электронных пар валентной оболочки , тогда как в ионных материалах геометрия следует правилам максимальной упаковки . Можно сказать, что ковалентное связывание более направленное.в том смысле, что штраф за несоблюдение оптимальных валентных углов велик, тогда как ионная связь не имеет такого штрафа. Нет общих электронных пар, которые бы отталкивали друг друга, ионы должны быть просто упакованы как можно эффективнее. Это часто приводит к гораздо более высоким координационным числам . В NaCl каждый ион имеет 6 связей, а все валентные углы равны 90 °. В CsCl координационное число равно 8. Для сравнения углерод обычно имеет максимум четыре связи.

Чисто ионная связь не может существовать, поскольку близость сущностей, участвующих в связывании, позволяет в некоторой степени разделять электронную плотность между ними. Следовательно, вся ионная связь носит ковалентный характер. Таким образом, связывание считается ионным, если ионный характер больше, чем ковалентный. Чем больше разница в электроотрицательности между двумя типами атомов, участвующих в связывании, тем более ионной (полярной) она является. Связи с частично ионным и частично ковалентным характером называются полярными ковалентными связями . Например, взаимодействия Na – Cl и Mg – O обладают ковалентностью в несколько процентов, в то время как связи Si – O обычно составляют ~ 50% ионных и ~ 50% ковалентных. Полинг оценил, что разница электроотрицательности составляет 1,7 (наШкала Полинга ) соответствует 50% ионному характеру, так что разница более 1,7 соответствует преимущественно ионной связи. [9]

Ионный характер ковалентных связей можно непосредственно измерить для атомов с квадрупольными ядрами ( 2 H, 14 N, 81,79 Br, 35,37 Cl или 127 I). Эти ядра обычно являются объектами исследований ядерного квадрупольного резонанса ЯМР и ядерного магнитного резонанса ЯМР . Взаимодействия между ядерными квадрупольными моментами Q и градиентами электрического поля (ГЭП) характеризуются через константы ядерной квадрупольной связи

QCC = е 2 q zz Q/час

где член eq zz соответствует главной компоненте тензора ГЭП, а e - элементарный заряд. В свою очередь, градиент электрического поля открывает путь к описанию мод связывания в молекулах, когда значения QCC точно определены методами ЯМР или ЯКР.

В общем, когда ионная связь происходит в твердом (или жидком) состоянии, невозможно говорить об одной «ионной связи» между двумя отдельными атомами, потому что силы сцепления, удерживающие решетку вместе, имеют более коллективный характер. Это совсем другое дело в случае ковалентной связи, где мы часто можем говорить об отдельной связи, локализованной между двумя конкретными атомами. Однако даже если ионная связь сочетается с некоторой ковалентностью, результат необязательно дискретные связи локализованного характера. В таких случаях результирующая связь часто требует описания в терминах зонной структуры, состоящей из гигантских молекулярных орбиталей, охватывающих весь кристалл. Таким образом, связь в твердом теле часто сохраняет свой коллективный, а не локализованный характер. Когда разница в электроотрицательности уменьшается, соединение может привести к полупроводнику, полуметаллу или, в конечном итоге, к металлическому проводнику с металлическим соединением.

Смотрите также

  • Закон Кулона
  • Солевой мостик (белковый и супрамолекулярный)
  • Ионный потенциал
  • Линейная комбинация атомных орбиталей
  • Гибридизация
  • Химическая полярность
  • Иолиомика
  • Электронная конфигурация
  • Принцип Ауфбау
  • Квантовые числа
    • Азимутальное квантовое число
    • Главное квантовое число
    • Магнитное квантовое число
    • Спиновое квантовое число

Рекомендации

  1. ^ "Ионная связь" . Сборник химической терминологии ИЮПАК . 2009. DOI : 10,1351 / goldbook.IT07058 . ISBN 978-0-9678550-9-7.
  2. Перейти ↑ Schneider, Hans-Jörg (2012). «Ионные взаимодействия в супрамолекулярных комплексах». Ионные взаимодействия в природных и синтетических макромолекулах . С. 35–47. DOI : 10.1002 / 9781118165850.ch2 . ISBN 9781118165850.
  3. ^ Дэвид Артур Джонсон, Металлы и химические изменения , Открытый университет, Королевское химическое общество, 2002, ISBN 0-85404-665-8 
  4. ^ Линус Полинг, Природа химической связи и структура молекул и кристаллов: Введение в современную структурную химию , Cornell University Press, 1960 ISBN 0-801-40333-2 doi : 10.1021 / ja01355a027 
  5. ^ Шнайдер, Х.-Дж .; Яцимирский, А. (2000) Принципы и методы супрамолекулярной химии . Wiley ISBN 9780471972532 
  6. Перейти ↑ Biedermann F, Schneider HJ (май 2016 г.). «Экспериментальные энергии связи в супрамолекулярных комплексах». Химические обзоры . 116 (9): 5216–300. DOI : 10.1021 / acs.chemrev.5b00583 . PMID 27136957 . 
  7. ^ Soboyejo, WO (2003). Механические свойства конструкционных материалов. Марсель Деккер. С. 16–17. ISBN 0-203-91039-7 . OCLC 54091550 .  
  8. ^ Askeland, Donald R. (январь 2015). Материаловедение и инженерия материалов. Райт, Венделин Дж. (Седьмое изд.). Бостон, Массачусетс. С. 38. ISBN 978-1-305-07676-1 . OCLC 903959750 .  
  9. ^ Л. Полинг Природа химической связи (3-е изд., Oxford University Press, 1960), стр.98-100.

внешняя ссылка

  • Учебник по ионному связыванию
  • Видео по ионной связи