Die Natur der metallischen Bindung. Die Struktur von Metallkristallen.

1. mit. 71–73; 2. mit. 143–147; 4. mit. 90–93; 8. mit. 138–144; 3. mit. 130–132.

Ionische chemische Bindung wird die Bindung genannt, die zwischen Kationen und Anionen aufgrund ihrer elektrostatischen Wechselwirkung entsteht. Eine Ionenbindung kann als Grenzfall einer polaren kovalenten Bindung angesehen werden, die von Atomen mit sehr unterschiedlichen Elektronegativitätswerten gebildet wird.

Wenn eine Ionenbindung gebildet wird, tritt eine signifikante Verschiebung des gemeinsamen Elektronenpaars zu einem elektronegativeren Atom auf, das dadurch eine negative Ladung annimmt und sich in ein Anion umwandelt. Ein anderes Atom, das sein Elektron verloren hat, bildet ein Kation. Eine ionische Bindung wird nur zwischen Atomteilchen solcher Elemente gebildet, die sich in ihrer Elektronegativität stark unterscheiden (Δχ ≥ 1,9).

Ionenbindung gekennzeichnet ist Ungerichtetheit im Raum u Unersättlichkeit. Die elektrischen Ladungen der Ionen bestimmen ihre Anziehung und Abstoßung und bestimmen die stöchiometrische Zusammensetzung der Verbindung.

Im Allgemeinen ist eine ionische Verbindung eine riesige Vereinigung von Ionen mit entgegengesetzten Ladungen. Daher spiegeln die chemischen Formeln ionischer Verbindungen nur das einfachste Verhältnis zwischen der Anzahl der Atomteilchen wider, die solche Assoziationen bilden.

Metallverbindung -inWechselwirkung, die atomare Teilchen von Metallen in Kristallen hält.

Die Natur einer metallischen Bindung ähnelt einer kovalenten Bindung: Beide Arten von Bindungen basieren auf der Vergesellschaftung von Valenzelektronen. Bei einer kovalenten Bindung werden jedoch nur die Valenzelektronen von zwei benachbarten Atomen geteilt, während bei der Bildung einer metallischen Bindung alle Atome gleichzeitig an der gemeinsamen Nutzung dieser Elektronen teilnehmen. Die niedrigen Ionisierungsenergien von Metallen machen es Valenzelektronen leicht, sich von Atomen zu lösen und sich durch das gesamte Volumen des Kristalls zu bewegen. Aufgrund der freien Bewegung von Elektronen haben Metalle eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit.

So sorgt eine relativ kleine Anzahl von Elektronen für die Bindung aller Atome in einem Metallkristall. Eine solche Bindung ist im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung nicht lokalisiert und Nichtrichtungs.

7. Intermolekulare Wechselwirkung . Orientierungs-, Induktions- und Dispersionswechselwirkung von Molekülen. Abhängigkeit der Energie der intermolekularen Wechselwirkung vom Wert des Dipolmoments, der Polarisierbarkeit und der Größe von Molekülen. Energie der zwischenmolekularen Wechselwirkung und Aggregatzustand von Stoffen. Die Art der Änderung der Siede- und Schmelzpunkte einfacher Substanzen und molekularer Verbindungen von p-Elementen der Gruppen IV-VII.

1. mit. 73–75; 2. mit. 149–151; 4. mit. 93–95; 8. mit. 144–146; 11. mit. 139–140.

Obwohl die Moleküle als Ganzes elektrisch neutral sind, finden intermolekulare Wechselwirkungen zwischen ihnen statt.

Kohäsionskräfte, die zwischen einzelnen Molekülen wirken und zuerst zur Bildung einer molekularen Flüssigkeit und dann von molekularen Kristallen führen, werden als bezeichnetintermolekularen Kräfte , oder Van-der-Waals-Kräfte .

Zwischenmolekulare Wechselwirkung, wie eine chemische Bindung, hat elektrostatische Natur, ist aber im Gegensatz zu letzterem sehr schwach; manifestiert sich in viel größeren Entfernungen und ist durch das Fehlen von gekennzeichnet Sättigung.

Es gibt drei Arten von intermolekularen Wechselwirkungen. Der erste Typ ist orientierendInteraktion polare Moleküle. Bei der Annäherung orientieren sich die polaren Moleküle entsprechend den Vorzeichen der Ladungen an den Enden der Dipole relativ zueinander. Je polarer die Moleküle sind, desto stärker ist die Orientierungswechselwirkung. Seine Energie wird hauptsächlich durch die Größe der elektrischen Momente der Dipole von Molekülen (dh ihre Polarität) bestimmt.

Induktive Wechselwirkung – es ist eine elektrostatische Wechselwirkung zwischen polaren und unpolaren Molekülen.

In einem unpolaren Molekül entsteht unter dem Einfluss des elektrischen Feldes eines polaren Moleküls ein „induzierter“ (induzierter) Dipol, der von dem konstanten Dipol des polaren Moleküls angezogen wird. Die Energie der induktiven Wechselwirkung wird durch das elektrische Moment des Dipols des polaren Moleküls und die Polarisierbarkeit des unpolaren Moleküls bestimmt.

Dispersionswechselwirkung entsteht durch gegenseitige Anziehung der sogenannten Augenblickliche Dipole. Dipole dieser Art entstehen in unpolaren Molekülen jederzeit durch die Fehlanpassung der elektrischen Schwerpunkte von Elektronenwolke und Kernen, verursacht durch deren unabhängige Schwingungen.

Der relative Wert des Beitrags einzelner Komponenten zur Gesamtenergie der intermolekularen Wechselwirkung hängt von zwei elektrostatischen Haupteigenschaften des Moleküls ab - seiner Polarität und Polarisierbarkeit, die wiederum durch die Größe und Struktur des Moleküls bestimmt werden.

8. Wasserstoffverbindung . Bildungsmechanismus und Natur der Wasserstoffbrückenbindung. Vergleich der Wasserstoffbindungsenergie mit der chemischen Bindungsenergie und der intermolekularen Wechselwirkungsenergie. Intermolekulare und intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen. Die Art der Änderung der Schmelz- und Siedepunkte von Hydriden von p-Elementen der Gruppen IV-VII. Bedeutung von Wasserstoffbrückenbindungen für natürliche Objekte. Anomale Eigenschaften des Wassers.

1. mit. 75–77; 2. mit. 147–149; 4. mit. 95–96; 11. mit. 140–143.

Eine der Arten der intermolekularen Wechselwirkung ist Wasserstoffverbindung . Es wird zwischen dem positiv polarisierten Wasserstoffatom eines Moleküls und dem negativ polarisierten X-Atom eines anderen Moleküls durchgeführt:

Õ δ- ─Н δ+ Õ δ- ─Н δ+ ,

wobei X ein Atom eines der elektronegativsten Elemente ist - F, O oder N, und das Symbol ein Symbol für eine Wasserstoffbrücke ist.

Die Bildung einer Wasserstoffbrücke beruht hauptsächlich darauf, dass das Wasserstoffatom nur ein Elektron hat, das bei Bildung einer polaren kovalenten Bindung mit dem X-Atom zu diesem hin verschoben wird. Am Wasserstoffatom entsteht eine hohe positive Ladung, die es in Kombination mit dem Fehlen interner Elektronenschichten im Wasserstoffatom einem anderen Atom ermöglicht, sich ihm bis zu Entfernungen nahe der Länge kovalenter Bindungen zu nähern.

Somit wird durch die Wechselwirkung von Dipolen eine Wasserstoffbrücke gebildet. Im Gegensatz zur üblichen Dipol-Dipol-Wechselwirkung beruht der Mechanismus der Wasserstoffbrückenbindung jedoch auch auf der Donor-Akzeptor-Wechselwirkung, bei der das X-Atom eines Moleküls der Elektronenpaar-Donor und das Wasserstoffatom des anderen der Akzeptor ist.

Die Wasserstoffbrückenbindung hat die Eigenschaften der Direktionalität und Sättigung. Das Vorhandensein einer Wasserstoffbindung beeinflusst die physikalischen Eigenschaften von Substanzen erheblich. Beispielsweise sind die Schmelz- und Siedepunkte von HF, H 2 O und NH 3 höher als die von Hydriden anderer Elemente der gleichen Gruppe. Der Grund für das anomale Verhalten ist das Vorhandensein von Wasserstoffbrückenbindungen, deren Aufbrechen zusätzliche Energie erfordert.

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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 von ionischen Verbindungen, Reaktionsgleichungen mit der Bezeichnung des Elektronenübergangs erstellt.

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

Unterrichtsart: 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 Ionisierung 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) signifikant 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 erworbene 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.

Eine ionische chemische Bindung ist eine Bindung, die sich zwischen Atomen chemischer Elemente (positiv oder negativ geladene Ionen) bildet. Was ist also eine Ionenbindung und wie entsteht sie?

Allgemeine Eigenschaften der ionischen chemischen Bindung

Ionen sind geladene Teilchen, zu denen Atome werden, wenn sie Elektronen abgeben oder aufnehmen. Sie werden ziemlich stark voneinander angezogen, aus diesem Grund haben Substanzen mit dieser Art von Bindung hohe Siede- und Schmelzpunkte.

Reis. 1. Ionen.

Eine Ionenbindung ist eine chemische Bindung zwischen unterschiedlichen Ionen aufgrund ihrer elektrostatischen Anziehung. Es kann als Grenzfall einer kovalenten Bindung angesehen werden, wenn der Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Atome so groß ist, dass eine vollständige Ladungstrennung eintritt.

Reis. 2. Ionische chemische Bindung.

Es wird allgemein angenommen, dass die Bindung einen elektronischen Charakter annimmt, wenn EC > 1,7 ist.

Der Unterschied im Wert der Elektronegativität ist umso größer, je weiter die Elemente im Periodensystem periodisch voneinander entfernt sind. Diese Verbindung ist charakteristisch für Metalle und Nichtmetalle, insbesondere solche, die sich in den entferntesten Gruppen befinden, beispielsweise I und VII.

Beispiel: Kochsalz, Natriumchlorid NaCl:

Reis. 3. Schema der ionischen chemischen Bindung von Natriumchlorid.

Die Ionenbindung existiert in Kristallen, sie hat Stärke, Länge, ist aber nicht gesättigt und nicht gerichtet. Ionenbindung ist nur für komplexe Substanzen wie Salze, Alkalien und einige Metalloxide charakteristisch. Im gasförmigen Zustand liegen solche Substanzen in Form von ionischen Molekülen vor.

Zwischen typischen Metallen und Nichtmetallen entsteht eine ionische chemische Bindung. Elektronen gehen unweigerlich vom Metall zum Nichtmetall über und bilden Ionen. Dadurch entsteht eine elektrostatische Anziehung, die als Ionenbindung bezeichnet wird.

Tatsächlich tritt keine vollständig ionische Bindung auf. Die sogenannte ionische Bindung ist teilweise ionisch, teilweise kovalent. Die Bindung komplexer Molekülionen kann jedoch als ionisch angesehen werden.

Beispiele für die Bildung ionischer Bindungen

Es gibt mehrere Beispiele für die Bildung einer ionischen Bindung:

• Wechselwirkung von Calcium und Fluor

Ca 0 (Atom) -2e \u003d Ca 2 + (Ion)

Für Calcium ist es einfacher, zwei Elektronen abzugeben, als die fehlenden aufzunehmen.

F 0 (Atom) + 1e \u003d F- (Ion)

- Im Gegensatz dazu nimmt Fluor leichter ein Elektron auf als sieben Elektronen abzugeben.

Lassen Sie uns das kleinste gemeinsame Vielfache zwischen den Ladungen der gebildeten Ionen finden. Es ist gleich 2. Bestimmen wir die Anzahl der Fluoratome, die zwei Elektronen von einem Calciumatom aufnehmen: 2: 1 = 2. 4.

Lassen Sie uns eine Formel für eine ionische chemische Bindung erstellen:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• Wechselwirkung von Natrium und Sauerstoff

4.3. Insgesamt erhaltene Bewertungen: 262.

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:

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