-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).