-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).
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 ↑