Розділи

-Іонний зв'язок

Ненапрямленість і ненасиченість іонного зв'язку. Іонні кри­стали.

Іонний зв'язок виявляється тоді, коли електронегативності елементів різко відрізняються між собою, тобто коли взаємодіють атоми з різко відмінними хімічними властивостями. Іонний зв'язок треба розглядати як граничний випадок поляр­ного ковалентного зв'язку, коли пара електронів, яка утворює зв'язок, настільки зміщена до одного з атомів, що практично нале­жить тільки цьому атому.

Іонний зв'язок можна пояснити з позиції електростатичної теорії хімічного зв'язку, за якою хімічна взаємодія трактується як процес утворення різнойменно заряджених іонів, що притягуються і зближуються на таку відстань, на якій сили притягання компенсуються дією сил відштовхування.

Здатність елементів утворювати прості іони зумовлена елек­тронною будовою їхніх аюмів. Цю здатність можна оцінити вели­чиною енергії іонізації і спорідненістю атомів до електрона. Елементи з малою енергією іонізації (лужні, лужно-земельні метали) легко утворюють катіони. Прості аніони найлегше утво­рюють р-елементи VII групи внаслідок їх великої спорідненості до електрона. Тому сполуки простих іонів найлегше утворюються при взаємодії лужних або лужно-земельних металів з галогенами.

Характерною ознакою іонного зв'язку є його ненасиченість і ненапрямленість у просторі. Іони можна розглядати як зарядже­ні кульки, силові поля яких рівномірно розподіляються в усіх напрямках у просторі.

Внаслідок ненапрямленості і ненасиченості іонного зв'язку сполучення між окремими іонами не завершується ут­воренням певних простих молекул, а зумовлює утво­рення великих агрегатів – іонних кристалів, що склада­ються з великого числа іонів.

Число, що показує, скільки протилежно заряджених іо­нів оточує певний іон у кри­сталі, називається координа­ційним числом іона. Кіль­кість однаково заряджених іонів, здатних приєднуватись до протилежно зарядженого іона, залежить від розмірів іонів і не залежить від елек­тронної структури взаємодію­чих елементів. Наприклад, для взаємодії іонів Nа+ і Сl–характерна октаедрична коор­динація (рис.13), для іонів Сs+ і Сl– – кубічна координа­ція.


Подібною взаємною координацією іонів характеризуються відповідні кристалічні решітки: проста кубічна хлориду натрію (координаційне число 6) і об'ємно центрована кубічна хлориду цезію (координаційне число 8) (рис.14).

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 
25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 
50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 
75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92  Наверх ↑

Кращі книги