Ionenverbindung

Theorie der chemischen Bindung nimmt wichtiger Platz in der modernen Chemie. Sie ist erklärt, warum sich Atome zu chemischen Teilchen verbinden, und ermöglicht einen Vergleich der Stabilität dieser Partikel. Verwenden chemische Bindungstheorie, kann die Zusammensetzung und Struktur verschiedener Verbindungen vorherzusagen. Das Konzept von Das Aufbrechen einiger chemischer Bindungen und die Bildung anderer liegen modernen Ideen zugrunde über Stoffumwandlungen bei chemischen Reaktionen .

chemische Bindung- Das Wechselwirkung von Atomen , Bestimmung der Stabilität eines chemischen Partikels oder Kristall als Ganzes . chemische Bindung durch gebildet Elektrostatische Interaktion zwischen geladene Partikel : Kationen und Anionen, Kerne und Elektronen. Wenn sich Atome einander nähern, beginnen Anziehungskräfte zwischen dem Kern eines Atoms und den Elektronen eines anderen zu wirken, sowie Abstoßungskräfte zwischen Kernen und zwischen Elektronen. Auf der etwas Abstand diese Kräfte gleichen sich aus, und es entsteht ein stabiles chemisches Teilchen .

Wenn eine chemische Bindung gebildet wird, kann es zu einer erheblichen Umverteilung der Elektronendichte von Atomen in der Verbindung im Vergleich zu freien Atomen kommen.

Im Grenzfall führt dies zur Bildung geladener Teilchen – Ionen (von griechisch „Ion“ – hin).

1 Wechselwirkung von Ionen

Wenn ein Atom verliert einen oder wenige Elektronen, dann er wird ein positives Ion - Kation(übersetzt aus dem Griechischen - " untergehen"). Das ist wie Kationen Wasserstoff H +, Lithium Li +, Barium Ba 2+ . Beim Erwerb von Elektronen verwandeln sich Atome in negative Ionen - Anionen(vom griechischen "anion" - aufsteigen). Beispiele für Anionen sind Fluoridion F − , Sulfidion S 2− .

Kationen und Anionen sind in der Lage ziehen sich gegenseitig an. Daraus ergibt sich chemische Bindung, und chemische Verbindungen entstehen. Diese Art der chemischen Bindung wird als Ionenverbindung :

2 Definition der Ionenbindung

Ionenverbindung ist eine chemische Bindung gebildet auf Kosten der elektrostatische Anziehung zwischen Kationen und Anionen .

Der Mechanismus der Bildung einer ionischen Bindung kann am Beispiel der Reaktion zwischen betrachtet werden Natrium und Chlor . Ein Alkalimetallatom verliert leicht ein Elektron, a Halogenatom - erwirbt. Infolgedessen gibt es Natriumkation und Chlorid-Ion. Sie bilden eine Verbindung durch elektrostatische Anziehung zwischen ihnen .

Interaktion zwischen Kationen und Anionen ist nicht richtungsabhängig, Deshalb über Ionenbindung Sie reden über Nichtrichtungs. Jedermann Kation kann sein ziehen beliebig viele Anionen an, und und umgekehrt. Deshalb Ionenverbindung ist ein ungesättigt. Anzahl Wechselwirkungen zwischen Ionen im Festkörper ist nur durch die Größe des Kristalls begrenzt. So " Molekül " ionische Verbindung sollte als der gesamte Kristall betrachtet werden .

Für die Entstehung Ionenverbindung notwendig, zu Summe der Ionisationsenergien Ei(um ein Kation zu bilden) und Elektronenaffinität Ä(zur Anionenbildung) muss sein energetisch profitabel. Das begrenzt die Bildung ionischer Bindungen durch Atome aktiver Metalle(Elemente der IA- und IIA-Gruppen, einige Elemente der IIIA-Gruppe und einige Übergangselemente) und aktive Nichtmetalle(Halogene, Chalkogene, Stickstoff).

Eine ideale ionische Bindung existiert praktisch nicht. Auch in solchen Verbindungen, die üblicherweise als bezeichnet werden ionisch , Es gibt keinen vollständigen Elektronentransfer von einem Atom zum anderen ; Elektronen bleiben teilweise im allgemeinen Gebrauch. Ja, die Verbindung Lithiumfluorid um 80% ionisch, und um 20% - kovalent. Daher ist es richtiger, davon zu sprechen Grad der Ionizität (Polarität) kovalente chemische Bindung. Es wird angenommen, dass mit einem Unterschied Elektronegativität Elemente 2.1 Kommunikation ist an 50 % ionisch. Beim größerer Unterschied Verbindung kann als ionisch angesehen werden .

Das ionische Modell einer chemischen Bindung wird häufig verwendet, um die Eigenschaften vieler Substanzen zu beschreiben., in erster Linie, Verbindungen alkalisch und Erdalkalimetalle mit Nichtmetallen. Das ist fällig einfache Beschreibung solcher Verbindungen: glauben, dass sie aus gebaut werden inkompressible geladene Kugeln, entsprechend Kationen und Anionen. Dabei ordnen sich die Ionen meist so an, dass die Anziehungskräfte zwischen ihnen maximal und die Abstoßungskräfte minimal sind.

Ionenverbindung- eine starke chemische Bindung zwischen Atomen mit gebildet ein großer Unterschied (>1,7 auf der Pauling-Skala) der Elektronegativität, mit welchem das gemeinsame Elektronenpaar geht vollständig zum Atom mit der größeren Elektronegativität. Dies ist die Anziehungskraft von Ionen als entgegengesetzt geladene Körper. Ein Beispiel ist die Verbindung CsF, bei der der "Ionizitätsgrad" 97 % beträgt.

Ionenverbindung- Extremfall Polarisation einer kovalenten polaren Bindung. Dazwischen entstanden typisches Metall und Nichtmetall. In diesem Fall die Elektronen im Metall vollständig auf Nichtmetall übertragen . Es entstehen Ionen.

Wenn eine chemische Bindung zwischen Atomen gebildet wird, die haben sehr große Elektronegativitätsdifferenz (EO > 1,7 nach Pauling), dann ist das gemeinsame Elektronenpaar vollständig geht zu einem Atom mit einem höheren EC. Dies führt zur Bildung einer Verbindung entgegengesetzt geladene Ionen :

Zwischen den gebildeten Ionen gibt es elektrostatische Anziehung, welches heisst Ionenverbindung. Eher diese Ansicht praktisch. In der Praxis Ionenverbindung zwischen den Atomen in in seiner reinen Form wird nirgends oder fast nirgends realisiert, in der Regel ist die Verbindung in Wirklichkeit teilweise ionisch , und teilweise kovalenten Charakter. Gleichzeitig Kommunikation komplexe Molekülionen kann oft als rein ionisch angesehen werden. Die wichtigsten Unterschiede zwischen ionischen Bindungen und anderen Arten chemischer Bindungen sind Ungerichtetheit und Ungesättigtheit. Aus diesem Grund streben Kristalle, die durch Ionenbindung gebildet werden, zu verschiedenen dichten Packungen der entsprechenden Ionen.

3 Ionenradien

Im Leerlauf elektrostatisches Modell der Ionenbindung Konzept verwendet wird Ionenradien . Die Summe der Radien des benachbarten Kations und Anions muss gleich dem entsprechenden Kernabstand sein :

r 0 = r + + r −

Dabei bleibt es obskur wo nehmen Grenze zwischen Kation und Anion . Heute bekannt , dass eine rein ionische Bindung nicht existiert, wie immer Es gibt eine gewisse Elektronenwolkenüberlappung. Für Ionenradienberechnungen verwenden Forschungsmethoden, welche ermöglichen es Ihnen, die Elektronendichte zwischen zwei Atomen zu bestimmen . Der Kernabstand wird an einem Punkt geteilt, wo Die Elektronendichte ist minimal .

Die Ionengröße hängt von vielen Faktoren ab. Beim konstante Ladung des Ions mit steigender Seriennummer(und folglich nukleare Ladung) Ionenradius nimmt ab. Das macht sich besonders bemerkbar in der Lanthanidenreihe, wo Ionenradien ändern sich monoton von 117 pm für (La 3+) bis 100 pm (Lu 3+) bei einer Koordinationszahl von 6. Dieser Effekt heißt Lanthanoid-Kompression .

BEIM Elementgruppen Ionenradien nehmen im Allgemeinen mit zunehmender Ordnungszahl zu. Jedoch zum d-Elemente der vierten und fünften Periode aufgrund der Lanthanidenkompression sogar eine Abnahme des Ionenradius kann auftreten(zum Beispiel von 73 Uhr für Zr 4+ bis 72 Uhr für Hf 4+ mit einer Koordinationszahl von 4).

In diesem Zeitraum nimmt der Ionenradius merklich ab verknüpft mit eine Erhöhung der Anziehungskraft von Elektronen zum Kern bei gleichzeitiger Erhöhung der Ladung des Kerns und der Ladung des Ions selbst: 116 Uhr für Na + , 86 Uhr für Mg 2+ , 68 Uhr für Al 3+ (Koordinierungsnummer 6). Aus dem gleichen Grunde Eine Erhöhung der Ladung eines Ions führt zu einer Verringerung des Ionenradius für ein Element: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (Koordinierungsnummer 4).

Vergleich Ionenradien kann nur mit derselben Koordinierungsnummer durchgeführt, soweit es beeinflusst die Größe des Ions aufgrund der Abstoßungskräfte zwischen den Gegenionen. Dies ist im Beispiel deutlich zu sehen Ag+-Ion; sein Ionenradius ist 81, 114 und 129 pm zum Koordinationsnummern 2, 4 und 6 , bzw. .

Struktur perfekte Ionenverbindung, wegen maximale Anziehung zwischen unterschiedlichen Ionen und minimale Abstoßung zwischen gleichen Ionen, in vielen bestimmt durch das Verhältnis der Ionenradien von Kationen und Anionen. Es kann gezeigt werden einfache geometrische Konstruktionen.

4 Ionenbindungsenergie

Bindungsenergie und für Ionenverbindung- Das Energie, welches in wird bei seiner Entstehung aus unendlich weit voneinander entfernten gasförmigen Gegenionen freigesetzt . Betrachtet man nur die elektrostatischen Kräfte, entspricht dies etwa 90 % der gesamten Wechselwirkungsenergie, welche schließt auch den Beitrag von nicht-elektrostatischen Kräften ein(Zum Beispiel, Abstoßung von Elektronenhüllen).

Wann Ionenverbindung zwischen zwei freie Ionenenergie Sie Anziehung wird durch das Coulombsche Gesetz bestimmt :

E(adj.) = q+ q− / (4π r ε),

wo q+ und q−- Gebühren wechselwirkende Ionen , r - der Abstand zwischen ihnen , ε - mittlere Permittivität .

Da einer der Gebühren Negativ, dann Energiewert zudem wird negativ sein .

Entsprechend Coulomb-Gesetz, auf der Bei unendlich kleinen Entfernungen muss die Anziehungsenergie unendlich groß werden. Dies jedoch passiert nicht, als Ionen sind keine Punktladungen. Beim Ansatz von Ionen es gibt eine abstoßende Kraft zwischen ihnen, wegen Wechselwirkung von Elektronenwolken . Ionenabstoßungsenergie beschrieben Geborene Gleichung :

E (ott.) \u003d B / rn,

wo BEIM - etwas konstant , n kann sein Nehmen Sie Werte von 5 bis 12 an(hängt von der Ionengröße). Die Gesamtenergie ergibt sich aus der Summe der Anziehungs- und Abstoßungsenergien :

E \u003d E (adv.) + E (ott.)

Seine Bedeutung geht durch Minimum . Die Koordinaten des Minimumpunktes entsprechen dem Gleichgewichtsabstand r 0 und Gleichgewichtsenergie der Wechselwirkung zwischen Ionen E 0 :

E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 ε)

BEIM Kristallgitter stets es gibt mehr Wechselwirkungen, wie zwischen einem Ionenpaar. Diese Nummer hauptsächlich durch die Art des Kristallgitters bestimmt. Für Abrechnung aller Interaktionen(Schwächung mit zunehmender Entfernung) in den Ausdruck für ionische Energie Kristallgitter Führen Sie die sogenannte Konstante ein Madelunga A :

E(adj.) = A q+ q− / (4π r ε)

Konstanter Wert Madelunga nur bestimmt Gittergeometrie und nicht hängt vom Radius und der Ladung der Ionen ab. Zum Beispiel für Natriumchlorid es ist gleich 1,74756 .

5 Polarisation von Ionen

Außer, abgesondert, ausgenommen Ladungsgröße und Radius wichtige Eigenschaft und sie sind seine Polarisationseigenschaften. Betrachten wir diese Frage genauer. Beim unpolare Teilchen (Atome, Ionen, Moleküle) fallen die Schwerpunkte positiver und negativer Ladungen zusammen. In einem elektrischen Feld werden die Elektronenhüllen in Richtung einer positiv geladenen Platte verschoben und Kerne - in Richtung einer negativ geladenen Platte. Wegen Partikelverformung entsteht darin Dipol, Sie wird Polar- .

Quelle elektrisches Feld in Verbindungen mit ionischem Bindungstyp sind die Ionen selbst. Apropos Polarisationseigenschaften des Ions , notwendig einen Unterschied machen die polarisierende Wirkung eines gegebenen Ions und die Fähigkeit von sich selbst, in einem elektrischen Feld zu polarisieren .

Die polarisierende Wirkung des Ions wird derjenige sein groß, wie mehr von seinem Kraftfeld, d.h. als mehr Ladung und weniger Ionenradius. Daher ein innerhalb von Untergruppen im Periodensystem der Elemente die polarisierende Wirkung von Ionen nimmt von oben nach unten ab, weil in Untergruppen mit einem konstanten Wert der Ladung des Ions von oben nach unten, sein Radius nimmt zu .

So die polarisierende Wirkung von Alkalimetallionen beispielsweise nimmt von Cäsium zu Lithium zu, und hintereinander Halogenidionen - von I bis F. In Perioden die polarisierende Wirkung der Ionen nimmt von links nach rechts zu zusammen mit eine Erhöhung der Ladung des Ions und Verkleinerung seines Radius .

Ionenpolarisierbarkeit, seine Fähigkeit zu Verformungen nehmen mit abnehmendem Kraftfeld zu, also mit eine Verringerung des Gebührenbetrags und Radius vergrößern . Anionenpolarisierbarkeit in der Regel höher, wie Kationen und hintereinander Halogenide wächst von F nach I .

Auf der Polarisationseigenschaften von Kationen macht die Beschaffenheit ihrer äußeren Elektronenhülle beeinflussen . Polarisationseigenschaften von Kationen wie rein aktiv, sowie im passiver Sinn beim die gleiche Ladung und eine enge Radiuszunahme beim Übergang von Kationen mit einer gefüllten Hülle zu Kationen mit einer unfertigen äußeren Hülle und weiter zu Kationen mit einer 18-Elektronen-Hülle.

Beispielsweise in der Reihe der Kationen Mg 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ Polarisationseigenschaften intensivieren. Dieses Muster stimmt mit der Änderung des Ionenradius und der Struktur seiner Elektronenhülle überein, die in der Reihe angegeben sind:

für Anionen Polarisationseigenschaften verschlechtern sich in dieser Reihenfolge:

I – , Br – , Cl – , CN – , OH – , NO 3 – , F – , ClO 4 – .

Ergebnis Polarisationswechselwirkung von Ionen ist ein Verformung ihrer Elektronenhüllen und als Folge davon Verkürzung der interionischen Abstände und unvollständige Trennung des Negativs und positive Ladungen zwischen Ionen.

Zum Beispiel in einem Kristall Natriumchlorid die Höhe der Gebühr auf Natriumion ist +0,9 , und weiter Chlorion - 0,9 anstatt erwartete Einheit. In einem Molekül KCl gelegen in Dampfzustand, Wert Ladungen auf Kaliumionen und Chlor ist 0,83 Ladungseinheiten, und im Molekül Chlorwasserstoff- nur 0,17 Gebühreneinheiten.

Ionenpolarisation macht merkliche Wirkung auf die Eigenschaften von Verbindungen mit ionischer Bindung , Erniedrigung ihrer Schmelz- und Siedepunkte , Verringerung der elektrolytischen Dissoziation in Lösungen und Schmelzen usw. .

Ionische Verbindungen gebildet wann Zusammenspiel der Elemente , deutlich unterschiedlich in den chemischen Eigenschaften. Je mehr der Abstand zwischen Elementen im Periodensystem, Themen in ionische Bindung ist in ihren Verbindungen ausgeprägter . Gegen, in Molekülen, aus denselben Atomen oder Atomen von Elementen mit ähnlichen chemischen Eigenschaften gebildet, entstehen andere Arten der Kommunikation. So Ionenbindungstheorie Es hat eingeschränkt nutzbar .

6 Einfluss der Ionenpolarisation auf die Eigenschaften von Stoffen und Eigenschaften von ionischen Bindungen und ionischen Verbindungen

Ideen zu Ionenpolarisationen helfen, Unterschiede in den Eigenschaften vieler ähnlicher Substanzen zu erklären. Zum Beispiel Vergleich Natriumchlorid und Kalium mit Silberchlorid zeigt das wann enge Ionenradien

Polarisierbarkeit des Ag+-Kations haben 18-Elektronen-Außenhülle , höher, was führt zu einer Erhöhung der Metall-Chlor-Bindungsstärke und geringere Löslichkeit von Silberchlorid in Wasser .

Gegenseitig Polarisation von Ionen erleichtert die Zerstörung von Kristallen, Das führt zu Erniedrigung der Schmelzpunkte von Substanzen. Aus diesem Grund Schmelztemperatur TlF (327 oС) deutlich niedriger als RbF (798 oC). Die Zersetzungstemperatur von Substanzen nimmt auch mit zunehmender gegenseitiger Polarisation von Ionen ab. So Jodide zersetzen sich im Allgemeinen bei niedrigeren Temperaturen, wie andere Halogenide, a Lithiumverbindungen - thermisch weniger stabil , als Verbindungen anderer alkalischer Elemente .

Verformbarkeit von Elektronenschalen beeinflusst die optischen Eigenschaften von Substanzen. Wie stärker polarisierte Teilchen , desto niedriger ist die Energie elektronischer Übergänge. Wenn ein Polarisierung ist gering , Die Anregung von Elektronen erfordert eine höhere Energie, was antwortet ultravioletter Teil des Spektrums. Solche Substanzen sind in der Regel farblos. Bei starker Polarisation von Ionen erfolgt die Anregung von Elektronen durch Absorption elektromagnetischer Strahlung im sichtbaren Spektralbereich. So einige Substanzen, gebildet farblose Ionen, gefärbt .

charakteristisch ionische Verbindungen dient gute Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln (Wasser, Säuren etc.). Das ist wegen die Ladung der Molekülteile. Dabei Lösungsmitteldipole werden von den geladenen Enden des Moleküls angezogen, und als Ergebnis Brownsche Bewegung , « wegbringen» Molekül Substanzen in Teile und umgeben sie , Wiederverbindung verhindern. Das Ergebnis sind umgebene Ionen Lösungsmitteldipole .

Beim Auflösen solcher Verbindungen kommt es in der Regel zu Energie wird freigesetzt, da die Gesamtenergie der gebildeten Bindungen Lösungsmittelion hat mehr Anion-Kation-Bindungsenergie. Ausnahmen gibt es viele Salze der Salpetersäure (Nitrate), welche absorbieren Wärme, wenn sie sich auflösen (Lösungen werden gekühlt). Die letztere Tatsache wird auf der Grundlage der Gesetze erklärt, die in der physikalischen Chemie betrachtet .

7 Kristallgitter

Ionische Verbindungen(z. B. Natriumchlorid NaCl) - fest und feuerfest wegen zwischen den Ladungen ihrer Ionen("+" und "-") bestehen starke elektrostatische Anziehungskräfte .

Das negativ geladene Chloridion zieht an Nicht nur " Bergwerk " Na+-Ion, aber auch andere Natriumionen herum. Das führt zu, was in der Nähe eines der Ionen gibt es mehr als ein Ion mit entgegengesetztem Vorzeichen , aber ein paar(Abb. 1).

Reis. ein. Kristallstruktur Kochsalz NaCl .

Eigentlich so ziemlich jeder Chloridion befindet sich 6 Natriumionen, und über jedes Natriumion - 6 Chloridionen .

Diese geordnete Packung von Ionen wird als bezeichnet ionischer Kristall. Wenn wir ein separates herausgreifen Chloratom, dann unter umgebende Natriumatome bereits unmöglich, einen zu finden, mit dem Chlor reagiert.. Angezogen zueinander elektrostatische Kräfte , Ionen sind äußerst widerwillig, ihren Ort unter dem Einfluss einer äußeren Kraft zu ändern oder Temperaturerhöhung. Aber falls die Temperatur ist sehr hoch (ca. 1500 °C), dann NaCl verdunstet, bilden zweiatomige Moleküle. Das deutet darauf hin kovalente Bindungskräfte niemals ganz ausschalten .

Ionenkristalle anders hohe Schmelzpunkte, in der Regel erhebliche Bandlücke, besitzen Ionenleitfähigkeit beim hohe Temperaturen und eine Reihe spezifischer optischer Eigenschaften(Zum Beispiel, Transparenz im nahen IR-Spektrum). Sie können aus gebaut werden einatomig, und von Polyatomionen. Beispiel Ionenkristalle der ersten Art - Alkalihalogenidkristalle und Erdalkalimetalle ; Anionen sind nach dem Gesetz der dichtesten Kugelpackung angeordnet oder dichtes Kugelmauerwerk , Kationen besetzen die entsprechenden Hohlräume. Die meisten charakteristisch Strukturen dieser Art sind NaCl, CsCl, CaF2. Ionenkristalle des zweiten Typs gebaut aus einatomige Kationen derselben Metalle und endliche oder unendliche anionische Fragmente . Terminale Anionen(Säurereste) - NO3-, SO42-, CO32- und andere . Säurerückstände können endlose Ketten bilden , Lagen oder bilden einen dreidimensionalen Rahmen, in deren Hohlräumen Kationen befinden, wie zum Beispiel in Kristallstrukturen von Silikaten. Für ionische Kristalle Es ist möglich, die Energie der Kristallstruktur zu berechnen U(siehe Tabelle), etwa gleich Sublimationsenthalpie; Ergebnisse stimmen gut mit den experimentellen Daten überein. Nach der Gleichung Born-Meyer, zum Kristall, bestehend aus formal einfach geladene Ionen :

U \u003d -A / R + Be-R / r - C / R6 - D / R8 + E0

(R - kürzester Abstand zwischen den Ionen , SONDERN - Madelung konstant , abhängig aus Struktur Geometrie , BEIM und r - Optionen , beschreibt die Abstoßung zwischen Teilchen , C/R6 und D/R8 charakterisieren das jeweilige Dipol-Dipol- und Dipol-Quadrupol-Wechselwirkung von Ionen , E 0 - Nullpunkt Energie , e - Elektronenladung). Mit wenn das Kation größer wird, nimmt der Beitrag von Dipol-Dipol-Wechselwirkungen zu .

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Unterrichtsziele:

• Den Begriff der chemischen Bindung am Beispiel einer ionischen Bindung bilden. Zum Verständnis der Bildung einer ionischen Bindung als Extremfall einer polaren.
• Stellen Sie während des Unterrichts sicher, dass Sie sich die folgenden Grundkonzepte aneignen: Ionen (Kation, Anion), Ionenbindung.
• Entwicklung der geistigen Aktivität von Schülern durch die Schaffung einer Problemsituation beim Studieren von neuem Material.

Aufgaben:

• lernen, die Arten chemischer Bindungen zu erkennen;
• wiederholen Sie die Struktur des Atoms;
• den Mechanismus der Bildung ionischer chemischer Bindungen zu untersuchen;
• lehren, wie man Bildungsschemata und elektronische Formeln ionischer Verbindungen, Reaktionsgleichungen mit der Bezeichnung des Elektronenübergangs erstellt.

Ausrüstung Schlüsselwörter: Computer, Projektor, Multimedia-Ressource, Periodensystem der chemischen Elemente D.I. Mendeleev, Tabelle "Ionenbindung".

Unterrichtstyp: Bildung von neuem Wissen.

Art des Unterrichts: Multimediale Lektion.

X eine Lektion

ICH.Zeit organisieren.

II . Überprüfung der Hausaufgaben.

Lehrer: Wie können Atome stabile elektronische Konfigurationen annehmen? Welche Möglichkeiten gibt es, eine kovalente Bindung zu bilden?

Student: Polare und unpolare kovalente Bindungen werden durch den Austauschmechanismus gebildet. Der Austauschmechanismus umfasst Fälle, in denen ein Elektron an der Bildung eines Elektronenpaars aus jedem Atom beteiligt ist. Zum Beispiel Wasserstoff: (Folie 2)

Die Bindung entsteht durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares durch die Vereinigung ungepaarter Elektronen. Jedes Atom hat ein s-Elektron. Die H-Atome sind äquivalent und die Paare gehören gleichermaßen zu beiden Atomen. Daher kommt es während der Bildung des F 2 -Moleküls zur Bildung gemeinsamer Elektronenpaare (überlappende p-Elektronenwolken). (Folie 3)

H-Rekord · bedeutet, dass das Wasserstoffatom 1 Elektron auf der äußeren Elektronenschicht hat. Die Aufzeichnung zeigt, dass sich 7 Elektronen auf der äußeren Elektronenschicht des Fluoratoms befinden.

Während der Bildung des N 2 -Moleküls. 3 gemeinsame Elektronenpaare werden gebildet. Die p-Orbitale überlappen. (Folie 4)

Die Bindung wird als unpolar bezeichnet.

Lehrer: Wir haben jetzt Fälle betrachtet, in denen Moleküle einer einfachen Substanz gebildet werden. Aber es gibt viele Substanzen um uns herum, eine komplexe Struktur. Nehmen wir ein Fluorwasserstoffmolekül. Wie erfolgt in diesem Fall die Bildung einer Verbindung?

Student: Wenn ein Fluorwasserstoffmolekül gebildet wird, überlappen sich das Orbital des s-Elektrons von Wasserstoff und das Orbital des p-Elektrons von Fluor H-F. (Folie 5)

Das Bindungselektronenpaar wird zum Fluoratom verschoben, was zur Bildung führt Dipol. Verbindung polar genannt.

III. Wissensaktualisierung.

Lehrer: Eine chemische Bindung entsteht durch Veränderungen an den äußeren Elektronenhüllen der verbindenden Atome. Dies ist möglich, da die äußeren Elektronenschichten nicht vollständig aus anderen Elementen als Edelgasen bestehen. Die chemische Bindung erklärt sich aus dem Wunsch der Atome, eine stabile elektronische Konfiguration anzunehmen, ähnlich der Konfiguration des "nächsten" Inertgases zu ihnen.

Lehrer: Schreiben Sie ein Diagramm der elektronischen Struktur des Natriumatoms (an die Tafel). (Folie 6)

Student: Um die Stabilität der Elektronenhülle zu erreichen, muss das Natriumatom entweder ein Elektron abgeben oder sieben aufnehmen. Natrium gibt sein Elektron leicht weit vom Kern entfernt und schwach an ihn gebunden ab.

Lehrer: Machen Sie ein Diagramm des Rückstoßes eines Elektrons.

Na° - 1² → Na+ = Ne

Lehrer: Schreiben Sie ein Diagramm der elektronischen Struktur des Fluoratoms (an die Tafel).

Lehrer: Wie erreicht man den Abschluss des Füllens der elektronischen Schicht?

Student: Um die Stabilität der Elektronenhülle zu erreichen, muss das Fluoratom entweder sieben Elektronen abgeben oder eines aufnehmen. Für Fluor ist es energetisch günstiger, ein Elektron aufzunehmen.

Lehrer: Machen Sie ein Schema für den Empfang eines Elektrons.

F° + 1² → F- = Ne

IV. Neues Material lernen.

Der Lehrer richtet eine Frage an die Klasse, in der die Unterrichtsaufgabe gestellt wird:

Gibt es andere Möglichkeiten, wie Atome stabile elektronische Konfigurationen annehmen können? Was sind die Wege zur Bildung solcher Verbindungen?

Heute betrachten wir eine der Arten von Bindungen - ionische Bindungen. Vergleichen wir den Aufbau der Elektronenhüllen der bereits genannten Atome und Edelgase.

Gespräch mit der Klasse.

Lehrer: Welche Ladung hatten die Natrium- und Fluoratome vor der Reaktion?

Student: Die Atome von Natrium und Fluor sind elektrisch neutral, weil. die Ladungen ihrer Kerne werden durch Elektronen ausgeglichen, die sich um den Kern drehen.

Lehrer: Was passiert zwischen Atomen, wenn sie Elektronen abgeben und empfangen?

Student: Atome nehmen Ladungen auf.

Der Lehrer gibt Erklärungen: In der Formel eines Ions ist zusätzlich dessen Ladung eingetragen. Verwenden Sie dazu das hochgestellte Zeichen. Darin gibt eine Zahl die Höhe der Ladung an (sie schreiben keine Einheit) und dann ein Zeichen (Plus oder Minus). Zum Beispiel hat ein Natriumion mit einer Ladung von +1 die Formel Na + (gelesen „Natrium plus“), ein Fluorion mit einer Ladung von –1 – F – („Fluor minus“), ein Hydroxidion mit einer Ladung von -1 - OH - ("o-ash-minus"), ein Carbonation mit einer Ladung von -2 - CO 3 2- ("tse-o-drei-zwei-minus").

Schreiben Sie in den Formeln ionischer Verbindungen zuerst positiv geladene Ionen auf, ohne die Ladungen anzugeben, und dann - negativ geladen. Wenn die Formel richtig ist, ist die Summe der Ladungen aller darin enthaltenen Ionen gleich Null.

positiv geladenes Ion ein Kation genannt, und ein negativ geladenes Ion-Anion.

Lehrer: Wir schreiben die Definition in Arbeitshefte:

Und er ist ein geladenes Teilchen, in das sich ein Atom verwandelt, wenn es Elektronen aufnimmt oder abgibt.

Lehrer: Wie bestimmt man die Ladung des Calciumions Ca 2+?

Student: Ein Ion ist ein elektrisch geladenes Teilchen, das durch den Verlust oder die Aufnahme eines oder mehrerer Elektronen durch ein Atom entsteht. Kalzium hat zwei Elektronen in der letzten elektronischen Ebene, die Ionisation eines Kalziumatoms tritt auf, wenn zwei Elektronen abgegeben werden. Ca 2+ ist ein zweifach geladenes Kation.

Lehrer: Was passiert mit den Radien dieser Ionen?

Während des Übergangs elektrisch neutrales Atom in einen ionischen Zustand, ändert sich die Partikelgröße stark. Ein Atom, das seine Valenzelektronen aufgibt, verwandelt sich in ein kompakteres Teilchen - ein Kation. Beispielsweise wird beim Übergang eines Natriumatoms zum Na+-Kation, das, wie oben angedeutet, eine Neonstruktur hat, der Radius des Teilchens stark reduziert. Der Radius eines Anions ist immer größer als der Radius des entsprechenden elektrisch neutralen Atoms.

Lehrer: Was passiert mit entgegengesetzt geladenen Teilchen?

Student: Entgegengesetzt geladene Natrium- und Fluorionen, die beim Übergang eines Elektrons von einem Natriumatom zu einem Fluoratom entstehen, ziehen sich gegenseitig an und bilden Natriumfluorid. (Folie 7)

Na + + F – = NaF

Das Schema der Bildung von Ionen, das wir betrachtet haben, zeigt, wie eine chemische Bindung zwischen dem Natriumatom und dem Fluoratom gebildet wird, die als ionisch bezeichnet wird.

Ionenverbindung- eine chemische Bindung, die durch die elektrostatische Anziehung von entgegengesetzt geladenen Ionen entsteht.

Die dabei entstehenden Verbindungen nennt man ionische Verbindungen.

V. Konsolidierung von neuem Material.

Aufgaben zur Festigung von Wissen und Fähigkeiten

1. Vergleichen Sie die Struktur der Elektronenhüllen des Calciumatoms und des Calciumkations, des Chloratoms und des Chloridanions:

Kommentar zur Bildung einer ionischen Bindung in Calciumchlorid:

2. Um diese Aufgabe zu erledigen, müssen Sie sich in Gruppen von 3-4 Personen aufteilen. Jedes Gruppenmitglied betrachtet ein Beispiel und präsentiert die Ergebnisse der gesamten Gruppe.

Antwort der Schüler:

1. Calcium ist ein Element der Hauptuntergruppe der Gruppe II, ein Metall. Es ist für sein Atom einfacher, zwei Außenelektronen zu spenden, als die fehlenden sechs aufzunehmen:

2. Chlor ist ein Element der Hauptuntergruppe der VII. Gruppe, ein Nichtmetall. Es ist für sein Atom einfacher, ein Elektron aufzunehmen, das ihm vor der Vollendung der äußeren Ebene fehlt, als sieben Elektronen von der äußeren Ebene abzugeben:

3. Finden Sie zuerst das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen, es ist gleich 2 (2x1). Dann bestimmen wir, wie viele Calciumatome genommen werden müssen, damit sie zwei Elektronen abgeben, also ein Ca-Atom und zwei CI-Atome genommen werden müssen.

4. Schematisch lässt sich die Bildung einer ionischen Bindung zwischen Calcium- und Chloratomen schreiben: (Folie 8)

Ca 2+ + 2Cl - → CaCl 2

Aufgaben zur Selbstkontrolle

1. Stellen Sie anhand des Schemas zur Bildung einer chemischen Verbindung eine Gleichung für eine chemische Reaktion auf: (Folie 9)

2. Stellen Sie anhand des Schemas zur Bildung einer chemischen Verbindung eine Gleichung für eine chemische Reaktion auf: (Folie 10)

3. Ein Schema für die Bildung einer chemischen Verbindung ist gegeben: (Folie 11)

Wählen Sie ein Paar chemischer Elemente, deren Atome nach diesem Schema wechselwirken können:

a) N / A und Ö;
b) Li und F;
in) K und Ö;
G) N / A und F

Elektronen von einem Atom können vollständig auf ein anderes übertragen werden. Diese Umverteilung von Ladungen führt zur Bildung von positiv und negativ geladenen Ionen (Kationen und Anionen). Zwischen ihnen entsteht eine besondere Art von Wechselwirkung - eine ionische Bindung. Betrachten wir die Methode seiner Bildung, die Struktur und die Eigenschaften von Substanzen genauer.

Elektronegativität

Atome unterscheiden sich in der Elektronegativität (EO) - der Fähigkeit, Elektronen aus den Valenzschalen anderer Teilchen an sich zu ziehen. Zur quantitativen Bestimmung wird die von L. Polling vorgeschlagene Skala der relativen Elektronegativität (dimensionsloser Wert) verwendet. Die Fähigkeit, Elektronen von Fluoratomen anzuziehen, ist ausgeprägter als bei anderen Elementen, sein EO beträgt 4. In der Polling-Skala folgen Sauerstoff, Stickstoff und Chlor unmittelbar auf Fluor. Die EO-Werte von Wasserstoff und anderen typischen Nichtmetallen sind gleich oder nahe 2. Von den Metallen haben die meisten eine Elektronegativität zwischen 0,7 (Fr) und 1,7. Es besteht eine Abhängigkeit der Bindungs-Ionizität von der Differenz der EO chemischer Elemente. Je größer es ist, desto höher ist die Wahrscheinlichkeit, dass eine ionische Bindung auftritt. Diese Art von Interaktion ist häufiger, wenn die Differenz EO = 1,7 und mehr beträgt. Wenn der Wert kleiner ist, dann sind die Verbindungen polar kovalent.

Ionisationsenergie

Ionisationsenergie (EI) wird für die Ablösung externer, schwach an den Kern gebundener Elektronen benötigt. Die Einheit der Änderung dieser physikalischen Größe ist 1 Elektronvolt. In Abhängigkeit von der Ladungszunahme des Kerns gibt es in den Zeilen und Spalten des Periodensystems Änderungsmuster von EI. In Perioden von links nach rechts nimmt die Ionisationsenergie zu und erreicht die höchsten Werte für Nichtmetalle. In Gruppen nimmt sie von oben nach unten ab. Der Hauptgrund ist die Vergrößerung des Atomradius und des Abstands vom Kern zu den äußeren Elektronen, die leicht abgelöst werden können. Es erscheint ein positiv geladenes Teilchen - das entsprechende Kation. Der Wert von EI kann verwendet werden, um zu beurteilen, ob eine ionische Bindung auftritt. Die Eigenschaften hängen auch von der Ionisationsenergie ab. Beispielsweise haben Alkali- und Erdalkalimetalle niedrige EI-Werte. Sie haben ausgeprägte reduzierende (metallische) Eigenschaften. Edelgase sind aufgrund ihrer hohen Ionisationsenergie chemisch inaktiv.

Elektronenaffinität

Bei chemischen Wechselwirkungen können Atome Elektronen anlagern, um ein negatives Teilchen zu bilden - ein Anion, der Vorgang wird von der Freisetzung von Energie begleitet. Die entsprechende physikalische Größe ist die Elektronenaffinität. Die Maßeinheit ist die gleiche wie die Ionisationsenergie (1 Elektronenvolt). Aber seine genauen Werte sind nicht für alle Elemente bekannt. Halogene haben die höchste Elektronenaffinität. Auf der äußeren Ebene der Atome der Elemente - 7 Elektronen, fehlt nur eines bis zu einem Oktett. Die Elektronenaffinität von Halogenen ist hoch, sie haben stark oxidierende (nichtmetallische) Eigenschaften.

Wechselwirkungen von Atomen bei der Bildung einer ionischen Bindung

Atome, die ein unvollständiges äußeres Niveau haben, befinden sich in einem instabilen Energiezustand. Der Wunsch, eine stabile elektronische Konfiguration zu erreichen, ist der Hauptgrund, der zur Bildung chemischer Verbindungen führt. Der Prozess geht meist mit Energiefreisetzung einher und kann zu Molekülen und Kristallen führen, die sich in Struktur und Eigenschaften unterscheiden. Starke Metalle und Nichtmetalle unterscheiden sich in einer Reihe von Indikatoren (EO, EI und Elektronenaffinität) deutlich voneinander. Für sie eignet sich diese Art der Wechselwirkung eher als ionische chemische Bindung, bei der sich das vereinigende Molekülorbital (gemeinsames Elektronenpaar) bewegt. Es wird angenommen, dass Metalle während der Bildung von Ionen Elektronen vollständig auf Nichtmetalle übertragen. Die Stärke der resultierenden Bindung hängt von der Arbeit ab, die erforderlich ist, um die Moleküle zu zerstören, aus denen 1 Mol der zu untersuchenden Substanz besteht. Diese physikalische Größe ist als Bindungsenergie bekannt. Bei ionischen Verbindungen reichen seine Werte von mehreren zehn bis zu mehreren hundert kJ/mol.

Ionenbildung

Ein Atom, das bei chemischen Wechselwirkungen seine Elektronen abgibt, wird zu einem Kation (+). Das empfangende Teilchen ist ein Anion (-). Um herauszufinden, wie sich Atome verhalten werden, ob Ionen erscheinen werden, ist es notwendig, den Unterschied zwischen ihrem EC festzustellen. Der einfachste Weg, solche Berechnungen durchzuführen, ist für eine Verbindung aus zwei Elementen, zum Beispiel Natriumchlorid.

Natrium hat nur 11 Elektronen, die Konfiguration der äußeren Schicht ist 3s 1 . Um es zu vervollständigen, ist es für ein Atom einfacher, 1 Elektron abzugeben, als 7 zu binden. Die Struktur der Valenzschicht von Chlor wird durch die Formel 3s 2 3p 5 beschrieben. Insgesamt hat ein Atom 17 Elektronen, 7 sind extern. Einer fehlt, um ein Oktett und eine stabile Struktur zu erreichen. Die chemischen Eigenschaften stützen die Annahme, dass das Natriumatom Elektronen abgibt und Chlor Elektronen aufnimmt. Es gibt Ionen: positiv (Natriumkation) und negativ (Chloranion).

Ionenverbindung

Durch den Verlust eines Elektrons erhält Natrium eine positive Ladung und eine stabile Hülle eines Atoms des Edelgases Neon (1s 2 2s 2 2p 6). Chlor erhält durch Wechselwirkung mit Natrium eine zusätzliche negative Ladung, und das Ion wiederholt die Struktur der Atomhülle des Edelgases Argon (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Die aufgenommene elektrische Ladung wird als Ladung des Ions bezeichnet. Zum Beispiel Na + , Ca 2+ , Cl – , F – . Ionen können Atome mehrerer Elemente enthalten: NH 4 + , SO 4 2- . Innerhalb solcher komplexen Ionen sind die Partikel durch einen Donor-Akzeptor- oder kovalenten Mechanismus verbunden. Elektrostatische Anziehung tritt zwischen entgegengesetzt geladenen Teilchen auf. Ihr Wert ist bei einer ionischen Bindung proportional zu den Ladungen und wird mit zunehmendem Atomabstand schwächer. Charakteristische Merkmale einer ionischen Bindung:

• starke Metalle reagieren mit aktiven nichtmetallischen Elementen;
• Elektronen bewegen sich von einem Atom zum anderen;
• die resultierenden Ionen haben eine stabile Konfiguration der äußeren Schalen;
• Zwischen entgegengesetzt geladenen Teilchen besteht eine elektrostatische Anziehung.

Kristallgitter ionischer Verbindungen

Metalle der 1., 2. und 3. Gruppe des Periodensystems geben bei chemischen Reaktionen in der Regel Elektronen ab. Es entstehen ein-, zwei- und dreifach geladene positive Ionen. Nichtmetalle der 6. und 7. Gruppe fügen normalerweise Elektronen hinzu (mit Ausnahme von Reaktionen mit Fluor). Es gibt einfach und doppelt geladene negative Ionen. Die Energiekosten für diese Prozesse werden in der Regel bei der Entstehung eines Stoffkristalls kompensiert. Ionische Verbindungen befinden sich normalerweise in einem festen Zustand und bilden Strukturen, die aus entgegengesetzt geladenen Kationen und Anionen bestehen. Diese Teilchen werden angezogen und bilden riesige Kristallgitter, in denen positive Ionen von negativen Teilchen umgeben sind (und umgekehrt). Die Gesamtladung eines Stoffes ist Null, weil die Gesamtzahl der Protonen durch die Zahl der Elektronen aller Atome ausgeglichen ist.

Eigenschaften von Stoffen mit ionischer Bindung

Ionische kristalline Substanzen zeichnen sich durch hohe Siede- und Schmelzpunkte aus. Typischerweise sind diese Verbindungen hitzebeständig. Das folgende Merkmal kann gefunden werden, wenn solche Substanzen in einem polaren Lösungsmittel (Wasser) gelöst werden. Kristalle werden leicht zerstört und Ionen gelangen in eine Lösung, die elektrisch leitfähig ist. Auch ionische Verbindungen werden beim Schmelzen zerstört. Es treten freie geladene Teilchen auf, was bedeutet, dass die Schmelze elektrischen Strom leitet. Substanzen mit einer ionischen Bindung sind Elektrolyte - Leiter der zweiten Art.

Oxide und Halogenide von Alkali- und Erdalkalimetallen gehören zur Gruppe der ionischen Verbindungen. Fast alle von ihnen sind in Wissenschaft, Technologie, chemischer Produktion und Metallurgie weit verbreitet.

Strukturchemie
Chemische Bindung:	Aromatizität | Kovalente Bindung | Ionenverbindung| Metallverbindung | Wasserstoffbrückenbindung | Geber-Akzeptor-Anleihe | Tautomerie
Strukturanzeige:	Funktionsgruppe | Strukturformel | Chemische Formel | Ligand
Elektronische Eigenschaften:	Elektronegativität | Elektronenaffinität | Ionisationsenergie | Dipol | Oktettregel
Stereochemie:	Asymmetrisches Atom | Isomerie | Konfiguration | Chiralität | Konformation

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Sehen Sie, was "ionische chemische Bindung" in anderen Wörterbüchern ist:

Die Bindung zwischen Atomen in einem Molekül oder Mol. Verbindung, die entweder als Ergebnis der Übertragung eines Elektrons von einem Atom auf ein anderes oder der Sozialisierung von Elektronen durch ein Paar (oder eine Gruppe) von Atomen entsteht. Die Kräfte, die zu X. s führen, sind Coulomb, aber X. s. beschreiben innerhalb... Physikalische Enzyklopädie

CHEMISCHE BINDUNG- Wechselwirkung von Atomen, bei der Elektronen, die zu zwei verschiedenen Atomen (Gruppen) gehören, für beide Atome (Gruppen) gemeinsam (sozialisiert) werden, wodurch sie sich zu Molekülen und Kristallen verbinden. Es gibt zwei Haupttypen von X. s .: ionisch ... ... Große polytechnische Enzyklopädie

CHEMISCHE BINDUNG Der Mechanismus, durch den sich Atome verbinden, um Moleküle zu bilden. Es gibt verschiedene Arten einer solchen Bindung, die entweder auf der Anziehung entgegengesetzter Ladungen oder auf der Bildung stabiler Konfigurationen durch den Austausch von Elektronen beruhen. ... ... Wissenschaftliches und technisches Lexikon

chemische Bindung- CHEMISCHE BINDUNG, die Wechselwirkung von Atomen, die ihre Verbindung zu Molekülen und Kristallen verursacht. Die bei der Bildung einer chemischen Bindung wirkenden Kräfte sind hauptsächlich elektrischer Natur. Die Bildung einer chemischen Bindung geht mit einer Umlagerung einher ... ... Illustriertes enzyklopädisches Wörterbuch

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Gegenseitige Anziehung von Atomen, die zur Bildung von Molekülen und Kristallen führt. Es ist üblich zu sagen, dass in einem Molekül oder in einem Kristall zwischen benachbarten Atomen ch vorhanden sind. Die Wertigkeit eines Atoms (auf die weiter unten näher eingegangen wird) gibt die Anzahl der Bindungen an ... Große sowjetische Enzyklopädie

chemische Bindung- gegenseitige Anziehung von Atomen, die zur Bildung von Molekülen und Kristallen führt. Die Wertigkeit eines Atoms zeigt die Anzahl der Bindungen, die ein bestimmtes Atom mit benachbarten Atomen eingeht. Der Begriff "chemische Struktur" wurde von Akademiker A. M. Butlerov in ... ... eingeführt. Enzyklopädisches Wörterbuch der Metallurgie

Die Wechselwirkung von Atomen, die ihre Verbindung zu Molekülen und Kristallen bestimmt. Diese Wechselwirkung führt zu einer Verringerung der Gesamtenergie des resultierenden Moleküls oder Kristalls im Vergleich zur Energie nicht wechselwirkender Atome und basiert auf ... ... Großes enzyklopädisches polytechnisches Wörterbuch

Kovalente Bindung am Beispiel eines Methanmoleküls: ein vollständiges externes Energieniveau für Wasserstoff (H) 2 Elektronen und für Kohlenstoff (C) 8 Elektronen. Kovalente Bindung Bindung, die durch gerichtete Valenzelektronenwolken gebildet wird. Neutral ... ... Wikipedia

Die chemische Bindung ist ein Phänomen der Wechselwirkung von Atomen aufgrund der Überlappung von Elektronenwolken, die Partikel binden, was mit einer Abnahme der Gesamtenergie des Systems einhergeht. Der Begriff "chemische Struktur" wurde erstmals 1861 von A. M. Butlerov eingeführt ... ... Wikipedia

Ionenverbindung- eine durch gegenseitige elektrostatische Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen gebildete chemische Bindung, bei der ein stabiler Zustand durch einen vollständigen Übergang der Gesamtelektronendichte zu einem Atom eines elektronegativeren Elements erreicht wird.

Eine rein ionische Bindung ist der Grenzfall einer kovalenten Bindung.

In der Praxis wird ein vollständiger Übergang von Elektronen von einem Atom zu einem anderen Atom durch eine Bindung nicht realisiert, da jedes Element ein größeres oder kleineres (aber nicht null) EO hat und jede chemische Bindung bis zu einem gewissen Grad kovalent ist.

Eine solche Bindung entsteht bei einem großen Unterschied im ER von Atomen, beispielsweise zwischen Kationen s-Metalle der ersten und zweiten Gruppe des Periodensystems und Anionen von Nichtmetallen der Gruppen VIA und VIIA (LiF, NaCl, CsF usw.).

Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung Ionenbindung hat keine Richtung . Dies erklärt sich aus der Tatsache, dass das elektrische Feld des Ions kugelsymmetrisch ist, d.h. nimmt mit der Entfernung nach demselben Gesetz in jeder Richtung ab. Daher ist die Wechselwirkung zwischen Ionen richtungsunabhängig.

Die Wechselwirkung zweier Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen kann nicht zu einer vollständigen gegenseitigen Kompensation ihrer Kraftfelder führen. Aus diesem Grund behalten sie die Fähigkeit, Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen in andere Richtungen anzuziehen. Daher ist im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung Ionenbindung ist auch durch Unsättigung gekennzeichnet .

Der Mangel an Orientierung und Sättigung der ionischen Bindung verursacht die Neigung ionischer Moleküle, sich zu assoziieren. Alle ionischen Verbindungen im Festkörper haben ein Ionenkristallgitter, in dem jedes Ion von mehreren Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen umgeben ist. In diesem Fall sind alle Bindungen eines gegebenen Ions mit benachbarten Ionen äquivalent.

Metallverbindung

Metalle zeichnen sich durch eine Reihe besonderer Eigenschaften aus: elektrische und thermische Leitfähigkeit, charakteristischer metallischer Glanz, Formbarkeit, hohe Duktilität und hohe Festigkeit. Diese spezifischen Eigenschaften von Metallen lassen sich durch eine spezielle Art der sogenannten chemischen Bindung erklären metallisch .

Eine metallische Bindung ist das Ergebnis überlappender delokalisierter Orbitale von Atomen, die sich im Kristallgitter eines Metalls annähern.

Die meisten Metalle haben eine beträchtliche Anzahl freier Orbitale und eine kleine Anzahl von Elektronen auf der äußeren elektronischen Ebene.

Daher ist es energetisch günstiger, dass die Elektronen nicht lokalisiert sind, sondern zum gesamten Metallatom gehören. An den Gitterplätzen eines Metalls befinden sich positiv geladene Ionen, die in ein im gesamten Metall verteiltes Elektronen-"Gas" eingetaucht sind:

Ich ↔ Ich n + + n .

Zwischen positiv geladenen Metallionen (Me n +) und nicht lokalisierten Elektronen (n) gibt es eine elektrostatische Wechselwirkung, die für die Stabilität der Substanz sorgt. Die Energie dieser Wechselwirkung liegt zwischen den Energien von kovalenten und molekularen Kristallen. Elemente mit rein metallischer Bindung ( s-, und p-Elemente) zeichnen sich durch relativ hohe Schmelzpunkte und Härte aus.

Das Vorhandensein von Elektronen, die sich frei im Volumen des Kristalls bewegen können und dem Metall bestimmte Eigenschaften verleihen

Wasserstoffverbindung

Wasserstoffverbindung – eine besondere Art der zwischenmolekularen Wechselwirkung. Wasserstoffatome, die kovalent an ein Atom eines Elements mit hohem Elektronegativitätswert gebunden sind (am häufigsten F, O, N, aber auch Cl, S und C), tragen eine relativ hohe effektive Ladung. Dadurch können solche Wasserstoffatome mit den Atomen dieser Elemente elektrostatisch wechselwirken.

Das H d + -Atom eines Wassermoleküls ist also ausgerichtet und interagiert entsprechend (wie durch drei Punkte gezeigt) mit dem O d -Atom - einem anderen Wassermolekül:

Die Bindungen, die ein H-Atom zwischen zwei Atomen elektronegativer Elemente bildet, nennt man Wasserstoffbrückenbindungen:

d- d+ d-

A − H × × × B

Die Energie einer Wasserstoffbrücke ist viel geringer als die Energie einer konventionellen kovalenten Bindung (150–400 kJ/mol), aber diese Energie reicht aus, um beispielsweise die Aggregation von Molekülen der entsprechenden Verbindungen in flüssigem Zustand zu bewirken flüssiger Fluorwasserstoff HF (Abb. 2.14). Für Fluorverbindungen erreicht sie etwa 40 kJ/mol.

Reis. 2.14. Aggregation von HF-Molekülen aufgrund von Wasserstoffbrückenbindungen

Die Länge der Wasserstoffbrückenbindung ist auch geringer als die Länge der kovalenten Bindung. Im Polymer (HF) n beträgt die F−H-Bindungslänge also 0,092 nm und die F∙∙∙H-Bindung 0,14 nm. Für Wasser beträgt die O-H-Bindungslänge 0,096 nm und die O∙∙∙H-Bindungslänge 0,177 nm.

Die Bildung intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen führt zu einer signifikanten Veränderung der Eigenschaften von Substanzen: Erhöhung der Viskosität, Dielektrizitätskonstante, Siede- und Schmelzpunkte.