Ligação iônica

Teoria da ligação química leva lugar importante na química moderna. Ela é explica por que os átomos se combinam para formar partículas químicas, e torna possível comparar a estabilidade dessas partículas. Usando teoria da ligação química, posso prever a composição e estrutura de vários compostos. O conceito de a quebra de algumas ligações químicas e a formação de outras está na base das ideias modernas sobre as transformações de substâncias no curso de reações químicas .

ligação química- isto é interação de átomos , determinar a estabilidade de uma partícula química ou cristal como um todo . ligação química formado através interação eletrostática entre partículas carregadas : cátions e ânions, núcleos e elétrons. Quando os átomos se aproximam, forças atrativas começam a atuar entre o núcleo de um átomo e os elétrons de outro, assim como forças repulsivas entre os núcleos e entre os elétrons. No alguma distância esses forças se equilibram, e uma partícula química estável é formada .

Quando uma ligação química é formada, uma redistribuição significativa da densidade eletrônica dos átomos no composto pode ocorrer em comparação com os átomos livres.

No caso limite, isso leva à formação de partículas carregadas - íons (do grego "íon" - indo).

1 Interação de íons

Se um átomo perde um ou poucos elétrons, então ele se transforma em um íon positivo - cátion(traduzido do grego - " indo para baixo"). É assim cátions hidrogênio H +, lítio Li +, bário Ba 2+ . Adquirindo elétrons, os átomos se transformam em íons negativos - ânions(do grego "ânion" - subindo). Exemplos de ânions são íon fluoreto F − , íon sulfeto S 2− .

Cátions e ânions capaz atrair uns aos outros. Isso dá origem ligação química, e compostos químicos são formados. Esse tipo de ligação química é chamado de ligação iônica :

2 Definição de ligação iônica

Ligação iônicaé uma ligação química educadoà custa atração eletrostática entre cátions e ânions .

O mecanismo de formação de uma ligação iônica pode ser considerado no exemplo da reação entre sódio e cloro . Um átomo de metal alcalino perde facilmente um elétron, uma átomo de halogênio - adquire. Como resultado disso, há cátion sódio e íon cloreto. Eles formam uma conexão através atração eletrostática entre eles .

Interação entre cátions e ânions não depende da direção, é por isso sobre ligação iônica eles falam sobre não direcional. Cada cátion pode ser atrair qualquer número de ânions, e vice-versa. É por isso ligação iônicaé insaturado. Número interações entre íons no estado sólido é limitada apenas pelo tamanho do cristal. É por isso " molécula " composto iônico deve ser considerado o cristal inteiro .

Para o surgimento ligação iônica necessário, para soma das energias de ionização E eu(para formar um cátion) e afinidade eletrônica Ae(para formação de ânions) devemos ser energeticamente lucrativo. isto limita a formação de ligações iônicas por átomos de metais ativos(elementos dos grupos IA e IIA, alguns elementos do grupo IIIA e alguns elementos de transição) e não metais ativos(halogênios, calcogênios, nitrogênio).

A ligação iônica ideal praticamente não existe. Mesmo naqueles compostos que são normalmente referidos como iônico , não há transferência completa de elétrons de um átomo para outro ; elétrons permanecem parcialmente em uso comum. Sim, a conexão fluoreto de lítio em 80% iônico, e em 20% - covalente. Portanto, é mais correto falar de grau de ionicidade (polaridade) ligação química covalente. Acredita-se que com uma diferença eletro-negatividade elementos 2.1 comunicação está ligado 50% iônico. No maior diferença composto pode ser considerado iônico .

O modelo iônico de uma ligação química é amplamente utilizado para descrever as propriedades de muitas substâncias., em primeiro lugar, as conexões alcalino e metais alcalino-terrosos com não metais. Isto é devido facilidade de descrição de tais compostos: acredito que eles são construídos a partir de esferas carregadas incompressíveis, correspondente cátions e ânions. Nesse caso, os íons tendem a se organizar de tal forma que as forças atrativas entre eles são máximas e as forças repulsivas são mínimas.

Ligação iônica- uma forte ligação química formada entre átomos com uma grande diferença (> 1,7 na escala de Pauling) de eletronegatividade, com qual o par de elétrons compartilhado vai inteiramente para o átomo com a maior eletronegatividade. Esta é a atração de íons como corpos de cargas opostas. Um exemplo é o composto CsF, no qual o "grau de ionicidade" é de 97%.

Ligação iônica- caso extremo polarização de uma ligação polar covalente. Formado entre metal típico e não-metal. Neste caso, os elétrons no metal completamente transferido para não-metal . Íons são formados.

Se uma ligação química é formada entre átomos que diferença de eletronegatividade muito grande (EO > 1,7 de acordo com Pauling), então o par de elétrons compartilhado é completamente vai para um átomo com um EC mais alto. Isso resulta na formação de um composto íons de cargas opostas :

Entre os íons formados há Atração Eletrostática, que é chamado ligação iônica. Ao contrário, essa visão conveniente. Na prática ligação iônica entre os átomos em sua forma pura não é realizado em nenhum lugar ou quase em nenhum lugar, geralmente na realidade a conexão é parcialmente iônico , e caráter parcialmente covalente. Ao mesmo tempo, a comunicação íons moleculares complexos muitas vezes pode ser considerado puramente iônico. As diferenças mais importantes entre ligações iônicas e outros tipos de ligações químicas são: não direcionalidade e insaturação. É por isso que os cristais formados devido à ligação iônica gravitam em direção a vários empacotamentos próximos dos íons correspondentes.

3 raios iônicos

Em modo inativo modelo eletrostático de ligação iônica conceito é usado raios iônicos . A soma dos raios do cátion e do ânion vizinhos deve ser igual à distância internuclear correspondente :

r 0 = r + + r −

Ao mesmo tempo, permanece obscurecer onde levar fronteira entre cátion e ânion . Conhecido hoje , que uma ligação puramente iônica não existe, como sempre há alguma sobreposição de nuvens de elétrons. Por os cálculos de raios iônicos usam métodos de pesquisa, que permitem determinar a densidade eletrônica entre dois átomos . A distância internuclear é dividida em um ponto, Onde densidade eletrônica é mínima .

O tamanho do íon depende de muitos fatores. No carga constante do íon com número de série crescente(e consequentemente, carga nuclear) raio iônico diminui. Isso é especialmente perceptível na série dos lantanídeos, Onde raios iônicos mudam monotonicamente de 117 pm para (La 3+) para 100 pm (Lu 3+) em um número de coordenação de 6. Esse efeito é chamado compressão de lantanídeos .

NO grupos de elementos raios iônicos geralmente aumentam com o aumento do número atômico. No entanto por d-elementos do quarto e quinto períodos devido à compressão de lantanídeos mesmo uma diminuição no raio iônico pode ocorrer(por exemplo, das 19h para Zr 4+ às 19h para Hf 4+ com número de coordenação 4).

No período, há uma diminuição notável no raio iônico associado com um aumento na atração de elétrons para o núcleo com um aumento simultâneo na carga do núcleo e a carga do próprio íon: 116 pm para Na +, 86 pm para Mg 2+ , 68 pm para Al 3+ (coordenação número 6). Pela mesma razão um aumento na carga de um íon leva a uma diminuição no raio iônico para um elemento: Fe 2+ 19h, Fe 3+ 18h, Fe 6+ 39h (coordenação número 4).

Comparação raios iônicos posso realizado apenas com o mesmo número de coordenação, porque o afeta o tamanho do íon devido às forças repulsivas entre os contra-íons. Isso é visto claramente no exemplo íon Ag+; seu raio iônico é 81, 114 e 129 PM por números de coordenação 2, 4 e 6 , respectivamente .

Estrutura composto iônico perfeito, devido a atração máxima entre íons diferentes e repulsão mínima entre íons semelhantes, de muitas maneiras determinado pela razão dos raios iônicos de cátions e ânions. Pode ser mostrado construções geométricas simples.

4 Energia de ligação iônica

Energia de ligação e para composto iônico- isto é energia, Em que é liberado durante sua formação a partir de contra-íons gasosos infinitamente distantes um do outro . Considerando apenas as forças eletrostáticas corresponde a cerca de 90% da energia total de interação, que inclui também a contribuição de forças não eletrostáticas(por exemplo, repulsão das camadas eletrônicas).

Quando ligação iônica Entre dois energia de íons livres eles atração é determinada pela lei de Coulomb :

E(adj.) = q+ q− / (4π r ε),

Onde q+ e q−- cobranças íons interagindo , r - a distância entre eles , ε - permissividade média .

Uma vez que uma das acusações negativo, então valor energético também será negativo .

De acordo com lei de Coulomb, no A distâncias infinitesimais, a energia de atração deve se tornar infinitamente grande. No entanto, este não está acontecendo, Porque íons não são cargas pontuais. No aproximação de íons há uma força repulsiva entre eles, devido a interação de nuvens eletrônicas . Energia de repulsão de íons descrito equação de nascimento :

E (ott.) \u003d B / rn,

Onde NO - alguma constante , n pode ser pegue valores de 5 a 12(depende de tamanho do íon). A energia total é determinada pela soma das energias de atração e repulsão :

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

Seu significado passa mínimo . As coordenadas do ponto mínimo correspondem à distância de equilíbrio r 0 e energia de equilíbrio de interação entre íons E 0 :

E0 = q+ q− (1 - 1 / n) / (4π r0 ε)

NO estrutura de cristal sempre há mais interações, Como as entre um par de íons. Este número determinado principalmente pelo tipo de rede cristalina. Por contabilizando todas as interações(enfraquecimento com o aumento da distância) na expressão para energia iônica estrutura de cristal introduza a chamada constante Madelunga A :

E(adj.) = A q+ q− / (4π r ε)

Valor constante Madelunga determinado apenas geometria de rede e não depende do raio e da carga dos íons. Por exemplo, para Cloreto de Sódioé igual a 1,74756 .

5 polarização de íons

Além de magnitude de carga e raio característica importante e ela são dele propriedades de polarização. Vamos considerar essa questão com mais detalhes. No partículas apolares (átomos, íons, moléculas) os centros de gravidade das cargas positivas e negativas coincidem. Em um campo elétrico, as camadas de elétrons são deslocadas na direção de uma placa carregada positivamente, e núcleos - na direção de uma placa carregada negativamente. Devido a deformação de partículas surge nele dipolo, Ela se torna polar .

fonte campo elétrico em compostos com um tipo de ligação iônica são os próprios íons. Portanto, falando de propriedades de polarização do íon , necessário fazendo a diferença o efeito polarizador de um determinado íon e a capacidade de se polarizar em um campo elétrico .

O efeito polarizador do íon será aquele grande, Como as mais de seu campo de força, ou seja, do que mais carga e menos raio de íons. Portanto, em dentro de subgrupos na Tabela Periódica dos Elementos o efeito polarizador dos íons diminui de cima para baixo, porque em subgrupos com um valor constante da carga do íon de cima para baixo, seu raio aumenta .

É por isso o efeito polarizador de íons de metais alcalinos, por exemplo, aumenta de césio para lítio, e em uma fileira íons haletos - de I a F. Em períodos o efeito polarizador dos íons aumenta da esquerda para a direita junto com aumento da carga do íon e diminuindo seu raio .

Polarizabilidade iônica, sua capacidade de as deformações aumentam com a diminuição do campo de força, ou seja, com uma diminuição na quantidade de carga e aumento do raio . Polarizabilidade do ânion usualmente acima de, Como as cátions e em uma fileira halogenetos cresce de F para I .

No propriedades de polarização de cátions renderiza influenciar a natureza de sua camada eletrônica externa . Propriedades de polarização de cátions como em ativo, bem como em sentido passivo no a mesma cobrança e um raio próximo aumenta ao passar de cátions com uma camada preenchida para cátions com uma camada externa incompleta e ainda para cátions com uma camada de 18 elétrons.

Por exemplo, na série de catiões Mg 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ propriedades de polarização intensificar. Este padrão é consistente com a mudança no raio do íon e a estrutura de sua camada eletrônica dada na série:

para ânions propriedades de polarização se deterioram nesta ordem:

I-, Br-, Cl-, CN-, OH-, NO3-, F-, ClO4-.

resultado interação de polarização de íonsé deformação de suas camadas eletrônicas e, como consequência disso, encurtamento de distâncias interiônicas e separação incompleta do negativo e cargas positivas entre os íons.

Por exemplo, em um cristal Cloreto de Sódio o valor da cobrança íon sódioé +0,9 , e em íon cloro - 0,9 ao invés de unidade esperada. Em uma molécula KCl localizado em estado de vapor, valor cargas de íons de potássio e cloro é 0,83 unidades de carga, e na molécula cloreto de hidrogênio- só 0,17 unidades de carga.

Polarização de íons renderiza efeito perceptível nas propriedades de compostos com ligação iônica , diminuindo seus pontos de fusão e ebulição , reduzindo a dissociação eletrolítica em soluções e fundidos, etc. .

Compostos iónicos formado quando interação de elementos , significativamente diferente em propriedades químicas. O mais a distância entre os elementos da tabela periódica, tópicos em ligação iônica é mais pronunciada em seus compostos . Contra, em moléculas, formados pelos mesmos átomos ou átomos de elementos que são semelhantes em propriedades químicas, surgir outros tipos de comunicação. É por isso teoria da ligação iônica Tem uso limitado .

6 Efeito da polarização iônica nas propriedades das substâncias e propriedades das ligações iônicas e compostos iônicos

Ideias sobre polarizações iônicas ajudam a explicar as diferenças nas propriedades de muitas substâncias semelhantes. Por exemplo, comparação Cloreto de Sódio e potássio com cloreto de prata mostra que quando raios iônicos próximos

polarizabilidade do cátion Ag+ tendo camada externa de 18 elétrons , acima de, o que leva a um aumento na força de ligação metal-cloro e menor solubilidade do cloreto de prata em água .

Mútuo polarização de íons facilita a destruição de cristais, que leva a diminuir os pontos de fusão das substâncias. Por esta razão temperatura de fusão TlF (327 oС) Significativamente menor do que RbF (798 oC). A temperatura de decomposição das substâncias também diminuirá com o aumento da polarização mútua dos íons. É por isso iodetos geralmente se decompõem em temperaturas mais baixas, Como as outros halogenetos, uma compostos de lítio - termicamente menos estável , do que compostos de outros elementos alcalinos .

Deformabilidade das camadas eletrônicas afeta as propriedades ópticas das substâncias. Quão partícula mais polarizada , quanto menor a energia das transições eletrônicas. Se um a polarização é baixa , excitação de elétrons requer maior energia, que responde parte ultravioleta do espectro. Tais substâncias são geralmente incolor. No caso de forte polarização de íons, a excitação dos elétrons ocorre na absorção da radiação eletromagnética na região visível do espectro. É por isso algumas substâncias, formado íons incolores, coloridos .

característica compostos iónicos serve boa solubilidade em solventes polares (água, ácidos, etc.). Isso é devido ao a carga das partes da molécula. Em que dipolos de solvente são atraídos para as extremidades carregadas da molécula, e como resultado movimento browniano , « Leve embora» molécula substâncias em partes e cercá-las , impedindo a reconexão. O resultado são íons cercados por dipolos solventes .

Quando tais compostos são dissolvidos, via de regra, energia é liberada, uma vez que a energia total das ligações formadas íon solvente tem mais energia de ligação ânion-cátion. As exceções são muitas sais de ácido nítrico (nitratos), que absorver calor quando dissolvido (soluções são resfriadas). Este último fato é explicado com base nas leis que considerado em quimica fisica .

7 treliça de cristal

Compostos iónicos(por exemplo, cloreto de sódio NaCl) - sólido e refratário por causa de entre as cargas de seus íons("+" e "-") existem poderosas forças de atração eletrostática .

O íon cloreto carregado negativamente atrai Não somente " minha " íon Na+, mas também outros íons de sódio ao redor. isto leva a, o que perto de qualquer um dos íons há mais de um íon com o sinal oposto , mas alguns(Figura 1).

Arroz. 1. Estrutura de cristal sal comum NaCl .

Na verdade, sobre cada íon cloreto está localizado 6 íons sódio, e sobre cada íon sódio - 6 íons cloreto .

Esse empacotamento ordenado de íons é chamado cristal iônico. Se destacarmos um separado átomo de cloro, então entre átomos de sódio circundantes já impossível encontrar um, que cloro reagiu.. Atraídos um para o outro forças eletrostáticas , íons são extremamente relutantes em mudar sua localização sob a influência de uma força externa ou aumento de temperatura. Mas se a temperatura está muito alta (aprox. 1500°C), então NaCl evapora, formando moléculas diatômicas. Isso sugere que forças de ligação covalente nunca desligue completamente .

Cristais iônicos diferente pontos de fusão elevados, usualmente intervalo de banda significativo, possuir condutividade iônica no temperaturas altas e uma série de propriedades ópticas específicas(por exemplo, transparência no espectro IR próximo). Eles podem ser construídos a partir monoatômico, e de íons poliatômicos. Exemplo cristais iônicos do primeiro tipo - cristais de haleto alcalino e metais alcalinos terrestres ; Os ânions são organizados de acordo com a lei do empacotamento esférico mais próximo ou alvenaria de bola densa , cátions ocupam os vazios correspondentes. A maioria característica estruturas deste tipo são NaCl, CsCl, CaF2. Cristais iônicos do segundo tipo construído a partir cátions monoatômicos dos mesmos metais e fragmentos aniônicos finitos ou infinitos . Aniões terminais(resíduos de ácido) - NO3-, SO42-, CO32- e outros . Resíduos ácidos podem formar cadeias infinitas , camadas ou formar um quadro tridimensional, em cujas cavidades cátions estão localizados, como, por exemplo, em estruturas cristalinas de silicatos. Por cristais iônicos é possível calcular a energia da estrutura cristalina você(ver tabela), aproximadamente igual a entalpia de sublimação; resultados estão de acordo com os dados experimentais. De acordo com a equação Born-Meyer, por cristal, consiste em íons carregados formalmente :

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

(R - distância entre íons mais curta , MAS - Constante de Madelung , dependente a partir de geometria da estrutura , NO e r - opções , descrevendo a repulsão entre partículas , C/R6 e D/R8 caracterizar o respectivo interação dipolo-dipolo e dipolo-quadrupolo de íons , E 0 - energia de ponto zero , e - carga eletrônica). A PARTIR DE à medida que o cátion cresce, a contribuição das interações dipolo-dipolo aumenta .

Para trás para a frente

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lições objetivas:

• Para formar o conceito de ligações químicas usando o exemplo de uma ligação iônica. Compreender a formação de uma ligação iônica como um caso extremo de uma ligação polar.
• Durante a aula, assegure a assimilação dos seguintes conceitos básicos: íons (cátion, ânion), ligação iônica.
• Desenvolver a atividade mental dos alunos através da criação de uma situação-problema ao estudar um novo material.

Tarefas:

• aprender a reconhecer os tipos de ligações químicas;
• repita a estrutura do átomo;
• investigar o mecanismo de formação da ligação química iônica;
• ensinar como elaborar esquemas de formação e fórmulas eletrônicas de compostos iônicos, equações de reação com a designação de transição de elétrons.

Equipamento Palavras-chave: computador, projetor, recurso multimídia, sistema periódico de elementos químicos D.I. Mendeleev, tabela "ligação iônica".

Tipo de aula: Formação de novos conhecimentos.

Tipo de aula: aula multimídia.

X uma lição

EU.Organizando o tempo.

II . Verificando a lição de casa.

Professor: Como os átomos podem assumir configurações eletrônicas estáveis? Quais são as formas de formar uma ligação covalente?

Estudante: As ligações covalentes polares e não polares são formadas pelo mecanismo de troca. O mecanismo de troca inclui casos em que um elétron está envolvido na formação de um par de elétrons de cada átomo. Por exemplo, hidrogênio: (slide 2)

A ligação surge devido à formação de um par de elétrons comum devido à união de elétrons desemparelhados. Cada átomo tem um elétron s. Os átomos de H são equivalentes e os pares pertencem igualmente a ambos os átomos. Portanto, a formação de pares de elétrons comuns (sobreposição de nuvens de elétrons p) ocorre durante a formação da molécula F 2 . (slide 3)

entrada H · significa que o átomo de hidrogênio tem 1 elétron na camada externa de elétrons. O registro mostra que existem 7 elétrons na camada externa de elétrons do átomo de flúor.

Durante a formação da molécula de N 2. 3 pares de elétrons comuns são formados. Os orbitais p se sobrepõem. (slide 4)

A ligação é chamada de apolar.

Mestre: Já consideramos casos em que se formam moléculas de uma substância simples. Mas há muitas substâncias ao nosso redor, uma estrutura complexa. Vamos pegar uma molécula de fluoreto de hidrogênio. Como se dá a formação de uma conexão neste caso?

Aluno: Quando uma molécula de fluoreto de hidrogênio é formada, o orbital do elétron s do hidrogênio e o orbital do elétron p do flúor H-F se sobrepõem. (slide 5)

O par de elétrons de ligação é deslocado para o átomo de flúor, resultando na formação dipolo. Conexão chamado polar.

III. Atualização de conhecimento.

Mestre: Uma ligação química surge como resultado de mudanças que ocorrem com as camadas externas de elétrons dos átomos de conexão. Isso é possível porque as camadas externas de elétrons não estão completas em outros elementos além de gases inertes. A ligação química é explicada pelo desejo dos átomos de adquirir uma configuração eletrônica estável, semelhante à configuração do gás inerte "mais próximo" a eles.

Professor: Escreva um diagrama da estrutura eletrônica do átomo de sódio (no quadro-negro). (slide 6)

Aluno: Para alcançar a estabilidade da camada eletrônica, o átomo de sódio deve ceder um elétron ou aceitar sete. O sódio cederá facilmente seu elétron longe do núcleo e fracamente ligado a ele.

Professor: Faça um diagrama do recuo de um elétron.

Na° - 1° → Na+ = Ne

Professor: Escreva um diagrama da estrutura eletrônica do átomo de flúor (no quadro-negro).

Professor: Como conseguir a conclusão do preenchimento da camada eletrônica?

Aluno: Para alcançar a estabilidade da camada eletrônica, o átomo de flúor deve ceder sete elétrons ou aceitar um. É energeticamente mais favorável para o flúor aceitar um elétron.

Professor: Faça um esquema para receber um elétron.

F° + 1° → F- = Ne

4. Aprendendo novos materiais.

O professor dirige uma pergunta à turma em que a tarefa da lição está definida:

Existem outras opções nas quais os átomos podem assumir configurações eletrônicas estáveis? Quais são as formas de formação de tais vínculos?

Hoje vamos considerar um dos tipos de ligações - ligações iônicas. Comparemos a estrutura das camadas eletrônicas dos já nomeados átomos e gases inertes.

Conversa com a turma.

Professor: Que carga tinham os átomos de sódio e flúor antes da reação?

Aluno: Os átomos de sódio e flúor são eletricamente neutros, porque. as cargas de seus núcleos são equilibradas por elétrons que giram em torno do núcleo.

Professor: O que acontece entre os átomos ao dar e receber elétrons?

Aluno: Átomos adquirem cargas.

O professor dá explicações: Na fórmula de um íon, sua carga é adicionalmente registrada. Para fazer isso, use o sobrescrito. Nele, um número indica a quantidade de carga (eles não escrevem uma unidade) e depois um sinal (mais ou menos). Por exemplo, um íon Sódio com carga +1 tem a fórmula Na + (leia "sódio mais"), um íon Flúor com carga -1 - F - ("flúor menos"), um íon hidróxido com carga de -1 - OH - ("o-ash-minus"), um ião carbonato com uma carga de -2 - CO 3 2- ("tse-o-three-two-minus").

Nas fórmulas dos compostos iônicos, primeiro escreva, sem indicar as cargas, íons carregados positivamente e depois - carregados negativamente. Se a fórmula estiver correta, a soma das cargas de todos os íons é igual a zero.

íon carregado positivamente chamado de cátion, e um íon-ânion carregado negativamente.

Professor: Nós escrevemos a definição em pastas de trabalho:

E eleé uma partícula carregada na qual um átomo se transforma como resultado de receber ou emitir elétrons.

Professor: Como determinar a carga do íon cálcio Ca 2+?

Aluno: Um íon é uma partícula eletricamente carregada formada como resultado da perda ou ganho de um ou mais elétrons por um átomo. O cálcio tem dois elétrons no último nível eletrônico, a ionização de um átomo de cálcio ocorre quando dois elétrons são cedidos. Ca2+ é um cátion duplamente carregado.

Professor: O que acontece com os raios desses íons?

Durante a transição átomo eletricamente neutro em um estado iônico, o tamanho da partícula muda muito. Um átomo, desistindo de seus elétrons de valência, se transforma em uma partícula mais compacta - um cátion. Por exemplo, durante a transição de um átomo de sódio para o cátion Na+, que, como indicado acima, tem uma estrutura neon, o raio da partícula é bastante reduzido. O raio de um ânion é sempre maior que o raio do átomo eletricamente neutro correspondente.

Professor: O que acontece com partículas de cargas opostas?

Aluno: Íons de sódio e flúor de cargas opostas, resultantes da transição de um elétron de um átomo de sódio para um átomo de flúor, são mutuamente atraídos e formam fluoreto de sódio. (slide 7)

Na + + F - = NaF

O esquema de formação de íons que consideramos mostra como uma ligação química é formada entre o átomo de sódio e o átomo de flúor, que é chamada de iônica.

Ligação iônica- uma ligação química formada pela atração eletrostática de íons de cargas opostas entre si.

Os compostos que se formam neste caso são chamados de compostos iônicos.

V. Consolidação de novo material.

Tarefas para consolidar conhecimentos e habilidades

1. Compare a estrutura das camadas eletrônicas do átomo de cálcio e do cátion cálcio, do átomo de cloro e do ânion cloreto:

Comente sobre a formação de uma ligação iônica no cloreto de cálcio:

2. Para completar esta tarefa, você precisa se dividir em grupos de 3-4 pessoas. Cada membro do grupo considera um exemplo e apresenta os resultados para todo o grupo.

Resposta dos alunos:

1. O cálcio é um elemento do subgrupo principal do grupo II, um metal. É mais fácil para seu átomo doar dois elétrons externos do que aceitar os seis que faltam:

2. O cloro é um elemento do subgrupo principal do grupo VII, um não metal. É mais fácil para o seu átomo aceitar um elétron, que lhe falta antes da conclusão do nível externo, do que ceder sete elétrons do nível externo:

3. Primeiro, encontre o mínimo múltiplo comum entre as cargas dos íons formados, que é igual a 2 (2x1). Então determinamos quantos átomos de cálcio precisam ser retirados para que eles doem dois elétrons, ou seja, um átomo de Ca e dois átomos de CI devem ser retirados.

4. Esquematicamente, a formação de uma ligação iônica entre átomos de cálcio e cloro pode ser escrita: (slide 8)

Ca 2+ + 2CI - → CaCI 2

Tarefas de autocontrole

1. Com base no esquema para a formação de um composto químico, elabore uma equação para uma reação química: (slide 9)

2. Com base no esquema para a formação de um composto químico, elabore uma equação para uma reação química: (slide 10)

3. Um esquema para a formação de um composto químico é dado: (slide 11)

Escolha um par de elementos químicos cujos átomos podem interagir de acordo com este esquema:

a) N / D e O;
b) Li e F;
dentro) K e O;
G) N / D e F

Os elétrons de um átomo podem se transferir completamente para outro. Essa redistribuição de cargas leva à formação de íons carregados positiva e negativamente (cátions e ânions). Um tipo especial de interação surge entre eles - uma ligação iônica. Vamos considerar com mais detalhes o método de sua formação, a estrutura e as propriedades das substâncias.

Eletro-negatividade

Os átomos diferem em eletronegatividade (EO) - a capacidade de atrair elétrons para si das camadas de valência de outras partículas. Para determinação quantitativa, utiliza-se a escala de eletronegatividade relativa proposta por L. Polling (valor adimensional). A capacidade de atrair elétrons de átomos de flúor é mais pronunciada do que outros elementos, seu EO é 4. Na escala de Polling, oxigênio, nitrogênio e cloro seguem imediatamente o flúor. Os valores de EO de hidrogênio e outros não-metais típicos são iguais ou próximos a 2. Dos metais, a maioria tem eletronegatividade entre 0,7 (Fr) e 1,7. Existe uma dependência da ionicidade da ligação com a diferença entre o OE dos elementos químicos. Quanto maior, maior a probabilidade de ocorrer uma ligação iônica. Este tipo de interação é mais comum quando a diferença EO=1,7 e maior. Se o valor for menor, então os compostos são covalentes polares.

Energia de ionização

A energia de ionização (EI) é necessária para o desprendimento de elétrons externos fracamente ligados ao núcleo. A unidade de mudança desta quantidade física é 1 elétron-volt. Existem padrões de mudança em EI nas linhas e colunas do sistema periódico, dependendo do aumento da carga do núcleo. Nos períodos da esquerda para a direita, a energia de ionização aumenta e adquire os maiores valores para não metais. Em grupos, diminui de cima para baixo. A principal razão é o aumento do raio do átomo e a distância do núcleo aos elétrons externos, que são facilmente destacados. Uma partícula carregada positivamente aparece - o cátion correspondente. O valor de EI pode ser usado para julgar se ocorre uma ligação iônica. As propriedades também dependem da energia de ionização. Por exemplo, metais alcalinos e alcalino-terrosos têm valores de EI baixos. Eles têm propriedades redutoras (metálicas) pronunciadas. Os gases inertes são quimicamente inativos devido à sua alta energia de ionização.

afinidade eletrônica

Nas interações químicas, os átomos podem anexar elétrons para formar uma partícula negativa - um ânion, o processo é acompanhado pela liberação de energia. A quantidade física correspondente é a afinidade eletrônica. A unidade de medida é a mesma que a energia de ionização (1 elétron-volt). Mas seus valores exatos não são conhecidos para todos os elementos. Os halogênios têm a maior afinidade eletrônica. No nível externo dos átomos dos elementos - 7 elétrons, apenas um está faltando até um octeto. A afinidade eletrônica dos halogênios é alta, eles têm fortes propriedades oxidantes (não metálicas).

Interações de átomos na formação de uma ligação iônica

Átomos que têm um nível externo incompleto estão em um estado de energia instável. O desejo de obter uma configuração eletrônica estável é o principal motivo que leva à formação de compostos químicos. O processo geralmente é acompanhado pela liberação de energia e pode levar a moléculas e cristais que diferem em estrutura e propriedades. Metais fortes e não metais diferem significativamente uns dos outros em vários indicadores (EO, EI e afinidade eletrônica). Para eles, esse tipo de interação é mais adequado como uma ligação química iônica, na qual o orbital molecular unificador (par de elétrons comum) se move. Acredita-se que durante a formação de íons, os metais transferem completamente os elétrons para os não metais. A força da ligação resultante depende do trabalho necessário para destruir as moléculas que compõem 1 mol da substância em estudo. Essa quantidade física é conhecida como energia de ligação. Para compostos iônicos, seus valores variam de várias dezenas a centenas de kJ/mol.

Formação de íons

Um átomo que cede seus elétrons durante as interações químicas se transforma em um cátion (+). A partícula receptora é um ânion (-). Para descobrir como os átomos se comportarão, se os íons aparecerão, é necessário estabelecer a diferença entre seus EC. A maneira mais fácil de realizar esses cálculos é para um composto de dois elementos, por exemplo, cloreto de sódio.

O sódio tem apenas 11 elétrons, a configuração da camada externa é 3s 1 . Para completá-lo, é mais fácil para um átomo ceder 1 elétron do que anexar 7. A estrutura da camada de valência do cloro é descrita pela fórmula 3s 2 3p 5. No total, um átomo tem 17 elétrons, 7 são externos. Falta um para conseguir um octeto e uma estrutura estável. As propriedades químicas suportam a suposição de que o átomo de sódio doa e o cloro aceita elétrons. Existem íons: positivos (cátion sódio) e negativos (ânion cloro).

Ligação iônica

Perdendo um elétron, o sódio adquire uma carga positiva e uma camada estável de um átomo do gás inerte neônio (1s 2 2s 2 2p 6). O cloro, como resultado da interação com o sódio, recebe uma carga negativa adicional, e o íon repete a estrutura da casca atômica do gás nobre argônio (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). A carga elétrica adquirida é chamada de carga do íon. Por exemplo, Na+, Ca2+, Cl-, F-. Os íons podem conter átomos de vários elementos: NH 4 + , SO 4 2- . Dentro desses íons complexos, as partículas são ligadas por um mecanismo doador-aceitador ou covalente. A atração eletrostática ocorre entre partículas de cargas opostas. Seu valor no caso de uma ligação iônica é proporcional às cargas e, com o aumento da distância entre os átomos, enfraquece. Características de uma ligação iônica:

• metais fortes reagem com elementos não metálicos ativos;
• os elétrons se movem de um átomo para outro;
• os íons resultantes têm uma configuração estável de cascas externas;
• Existe uma atração eletrostática entre partículas de cargas opostas.

Redes cristalinas de compostos iônicos

Nas reações químicas, os metais do 1º, 2º e 3º grupos do sistema periódico costumam perder elétrons. Íons positivos de uma, duas e três cargas são formados. Os não metais do 6º e 7º grupos geralmente adicionam elétrons (com exceção de reações com flúor). Existem íons negativos de carga simples e dupla. Os custos de energia para esses processos, via de regra, são compensados ​​quando um cristal de substância é criado. Os compostos iônicos geralmente estão em estado sólido, formando estruturas que consistem em cátions e ânions de cargas opostas. Essas partículas são atraídas e formam redes cristalinas gigantes nas quais os íons positivos são cercados por partículas negativas (e vice-versa). A carga total de uma substância é zero, porque o número total de prótons é equilibrado pelo número de elétrons de todos os átomos.

Propriedades das substâncias com ligação iônica

Substâncias cristalinas iônicas são caracterizadas por altos pontos de ebulição e fusão. Normalmente, esses compostos são resistentes ao calor. A seguinte característica pode ser encontrada quando tais substâncias são dissolvidas em um solvente polar (água). Os cristais são facilmente destruídos e os íons passam para uma solução que possui condutividade elétrica. Os compostos iônicos também são destruídos quando fundidos. Aparecem partículas carregadas livres, o que significa que o fundido conduz corrente elétrica. Substâncias com uma ligação iônica são eletrólitos - condutores do segundo tipo.

Óxidos e haletos de metais alcalinos e alcalino-terrosos pertencem ao grupo de compostos iônicos. Quase todos eles são amplamente utilizados em ciência, tecnologia, produção química, metalurgia.

Química estrutural
Ligação química:	Aromaticidade | Ligação covalente | Ligação iônica| Ligação metálica | Ligação de hidrogénio | Título doador-aceitador | Tautomerismo
Exibição da estrutura:	Grupo funcional | Fórmula estrutural | Fórmula química | ligando
Propriedades eletrônicas:	Eletronegatividade | Afinidade eletrônica | Energia de ionização | Dipolo | Regra do octeto
Estereoquímica:	Átomo assimétrico | Isomeria | Configuração | Quiralidade | Conformação

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Veja o que é "ligação química iônica" em outros dicionários:

A ligação entre os átomos em uma molécula ou mol. conexão, surgindo como resultado da transferência de um elétron de um átomo para outro, ou da socialização de elétrons por um par (ou grupo) de átomos. As forças que levam a X. s. são Coulomb, mas X. s. descreva dentro... Enciclopédia Física

LIGAÇÃO QUÍMICA- interação de átomos, na qual elétrons pertencentes a dois átomos (grupos) diferentes tornam-se comuns (socializados) para ambos os átomos (grupos), causando sua combinação em moléculas e cristais. Existem dois tipos principais de X.s.: iônico... ... Grande Enciclopédia Politécnica

LIGAÇÃO QUÍMICA O mecanismo pelo qual os átomos se combinam para formar moléculas. Existem vários tipos de tal ligação, baseados tanto na atração de cargas opostas, quanto na formação de configurações estáveis ​​através da troca de elétrons. ... ... Dicionário enciclopédico científico e técnico

ligação química- LIGAÇÃO QUÍMICA, a interação dos átomos, causando sua conexão em moléculas e cristais. As forças que atuam durante a formação de uma ligação química são principalmente de natureza elétrica. A formação de uma ligação química é acompanhada por um rearranjo ... ... Dicionário Enciclopédico Ilustrado

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Atração mútua de átomos, levando à formação de moléculas e cristais. Costuma-se dizer que em uma molécula ou em um cristal entre átomos vizinhos existem ch. A valência de um átomo (que é discutida com mais detalhes abaixo) indica o número de ligações ... Grande Enciclopédia Soviética

ligação química- atração mútua de átomos, levando à formação de moléculas e cristais. A valência de um átomo mostra o número de ligações formadas por um determinado átomo com os vizinhos. O termo "estrutura química" foi introduzido pelo acadêmico A. M. Butlerov em ... ... Dicionário Enciclopédico de Metalurgia

A interação dos átomos, que determina sua conexão em moléculas e cristais. Essa interação leva a uma diminuição da energia total da molécula ou cristal resultante em comparação com a energia dos átomos não interativos e é baseada em ... ... Grande dicionário politécnico enciclopédico

Ligação covalente no exemplo de uma molécula de metano: um nível de energia externa completo para hidrogênio (H) 2 elétrons e para carbono (C) 8 elétrons. Ligação covalente formada por nuvens eletrônicas de valência direcionadas. Neutro ... ... Wikipédia

A ligação química é o fenômeno da interação de átomos, devido à sobreposição de nuvens de elétrons, partículas de ligação, que é acompanhada por uma diminuição da energia total do sistema. O termo "estrutura química" foi introduzido pela primeira vez por A. M. Butlerov em 1861 ... ... Wikipedia

Ligação iônica- uma ligação química formada como resultado da atração eletrostática mútua de íons de carga oposta, na qual um estado estável é alcançado por uma transição completa da densidade eletrônica total para um átomo de um elemento mais eletronegativo.

Uma ligação puramente iônica é o caso limite de uma ligação covalente.

Na prática, uma transição completa de elétrons de um átomo para outro através de uma ligação não é realizada, uma vez que cada elemento tem um EO maior ou menor (mas não zero), e qualquer ligação química será covalente até certo ponto.

Tal ligação surge no caso de uma grande diferença no RE de átomos, por exemplo, entre cátions s-metais do primeiro e segundo grupos do sistema periódico e ânions de não metais dos grupos VIA e VIIA (LiF, NaCl, CsF, etc.).

Ao contrário de uma ligação covalente, ligação iônica não tem direção . Isso é explicado pelo fato de que o campo elétrico do íon tem simetria esférica, ou seja, diminui com a distância de acordo com a mesma lei em qualquer direção. Portanto, a interação entre os íons é independente da direção.

A interação de dois íons de sinais opostos não pode levar à compensação mútua completa de seus campos de força. Por causa disso, eles mantêm a capacidade de atrair íons de sinal oposto em outras direções. Portanto, ao contrário de uma ligação covalente, ligação iônica também é caracterizada por insaturabilidade .

A falta de orientação e saturação da ligação iônica faz com que as moléculas iônicas tendam a se associar. Todos os compostos iônicos no estado sólido têm uma rede cristalina iônica na qual cada íon é cercado por vários íons de sinal oposto. Nesse caso, todas as ligações de um determinado íon com íons vizinhos são equivalentes.

conexão de metal

Os metais são caracterizados por uma série de propriedades especiais: condutividade elétrica e térmica, brilho metálico característico, maleabilidade, alta ductilidade e alta resistência. Essas propriedades específicas dos metais podem ser explicadas por um tipo especial de ligação química chamada metálico .

Uma ligação metálica é o resultado da sobreposição de orbitais deslocalizados de átomos que se aproximam uns dos outros na rede cristalina de um metal.

A maioria dos metais tem um número significativo de orbitais vagos e um pequeno número de elétrons no nível eletrônico externo.

Portanto, é energeticamente mais favorável que os elétrons não estejam localizados, mas pertençam a todo o átomo metálico. Nos sítios da rede de um metal, existem íons carregados positivamente que estão imersos em um "gás" de elétrons distribuído por todo o metal:

Eu ↔ Eu n + + n .

Entre íons metálicos carregados positivamente (Me n+) e elétrons não localizados (n) existe uma interação eletrostática que garante a estabilidade da substância. A energia dessa interação é intermediária entre as energias dos cristais covalentes e moleculares. Portanto, elementos com uma ligação puramente metálica ( s-, e p-elementos) são caracterizados por pontos de fusão e dureza relativamente altos.

A presença de elétrons, que podem se mover livremente ao redor do volume do cristal e fornecer propriedades específicas do metal

ligação de hidrogênio

ligação de hidrogênio – um tipo especial de interação intermolecular. Átomos de hidrogênio que estão ligados covalentemente a um átomo de um elemento que tem um alto valor de eletronegatividade (mais comumente F, O, N, mas também Cl, S e C) carregam uma carga efetiva relativamente alta. Como resultado, esses átomos de hidrogênio podem interagir eletrostaticamente com os átomos desses elementos.

Assim, o átomo H d + de uma molécula de água é orientado e, consequentemente, interage (como mostrado por três pontos) com o átomo O d - outra molécula de água:

As ligações formadas por um átomo de H localizado entre dois átomos de elementos eletronegativos são chamadas de ligações de hidrogênio:

d- d+ d-

A − H × × × B

A energia de uma ligação de hidrogênio é muito menor que a energia de uma ligação covalente comum (150-400 kJ/mol), mas essa energia é suficiente para causar a agregação de moléculas dos compostos correspondentes em estado líquido, por exemplo, em fluoreto de hidrogênio líquido HF (Fig. 2.14). Para compostos de flúor, atinge cerca de 40 kJ/mol.

Arroz. 2.14. Agregação de moléculas de HF devido a ligações de hidrogênio

O comprimento da ligação de hidrogênio também é menor que o comprimento da ligação covalente. Assim, no polímero (HF) n, o comprimento da ligação F-H é 0,092 nm, e a ligação F∙∙∙H é 0,14 nm. Para a água, o comprimento da ligação O-H é 0,096 nm, e o comprimento da ligação O∙∙∙H é 0,177 nm.

A formação de ligações de hidrogênio intermoleculares leva a uma mudança significativa nas propriedades das substâncias: aumento da viscosidade, constante dielétrica, pontos de ebulição e fusão.