În cazul limitării legăturii polare, putem presupune că atomul mai puțin electronegativ renunță complet la electron (sau electroni) la cel mai electronegativ. Se formează o pereche de diferiți ioni încărcați: A · + · B = A + B: - care sunt atrași de interacțiunea electrostatică. Dacă se presupune că atomii A și B se află în aproximarea cea mai brută prin sarcini punctuale, forța atracției lor și energia legăturii ionice pot fi ușor calculate de legea Coulomb.
Totuși, dacă vorbim despre molecule, atunci putem lua în considerare doar halidele metalelor alcaline în stare gazoasă. În alte cazuri, chiar și cu o mare diferență în EO, contribuția componentei covalente la legătura este foarte mare și este mai corect să vorbim despre o legătură covalentă polară. Starea condensată este o altă problemă.
Spre deosebire de legătura covalentă, legătura ionică este nedirecțională și non-
schennaya. deoarece interacțiunea electrostatică depinde doar de distanță și nu depinde de direcție. Interacțiunea ionilor este întotdeauna însoțită de o deplasare reciprocă a polarizării-nucleelor încărcate pozitiv și de nori electroni încărcați negativ în câmpul electric al ionilor învecinați (Figura 29). Efectul polarizant al ionului este mai mare, cu atât este mai mare sarcina și dimensiunea mai mică. Magnitudinea
Polarizarea tronului (deplasarea cloudului de electroni), dimpotrivă, crește odată cu mărirea dimensiunii particulelor și îndepărtarea electronilor din nucleu. Deoarece cationii sunt aproape întotdeauna substanțial mai mici decât anionii pentru aceeași sarcină, efectul polarizant al cationilor și polarizarea anionilor sunt practic importante.
Este curios că dacă legătura ionică poate fi privită ca
limitând cazul covalente polare, iar legătura covalentă non-polar - ca un caz de limitare a polarizării legătură ionică, atunci când perechea de electroni anionului cationului așa părtinitor, putem vorbi despre ea socializarea deplină. Acest exemplu evidențiază faptul că conexiunea reală are întotdeauna un caracter intermediar.
În același timp, noțiunile de legare covalentă și ionică nu sunt doar cazuri limită vizuale ale fenomenului complex de legare chimică. Complexitatea nu înseamnă că acest fenomen nu este înțeles. Fructualitatea conceptului de legătura covalentă a fost prezentată suficient în Sec. 3 și p. 4.1, și ionic - aici și mai jos.
Polarizarea electronică a anionului de către un cation
Când se combină ioni de ioni diferiți, se formează cristale ionice. Exemple tipice sunt halogenurile de metale alcaline, de exemplu NaCI și NaF. Unitățile structurale sunt ioni combinați printr-o legătură ionică (Coulomb).
Calculele de energie datorate NaCI și NaF arată că comunicarea în ion cu mai mult de 99%. Astfel de cristale într-adevăr constau în cationi (Na +, etc.) și anioni. Soluțiile apoase ale unor astfel de substanțe cuprind ioni, ele au molecule, care este una dintre cele mai importante dovezi ale naturii lor ionice. Energia legăturii ionice este comparabilă cu energia legată covalent - mai multe sau mai multe # 8764; 102 kJ / mol, astfel încât cristalele compușilor ionici sunt de asemenea puternice în toate sensurile: punctele lor de topire sunt ridicate, 1000 ° C, iar punctul de fierbere este chiar mai mare.
Spre deosebire de legătură covalentă, y este offline ionic direcția de saturație și, prin urmare, numărul de vecini apropiați de ioni în cristal, în principiu, poate fi orice și este determinată în primul rând de plasarea ionilor în spațiu. Astfel, ionul CI- poate fi egal cu 6 și (în NaCl) și 8 (în CsCl), și chiar și variază pentru diferite forme polimorfe ale aceluiași compus. comunicare Nondirectional asigură o suficient de mare ductilitate cristale ionice (in special la temperaturi și presiuni ridicate, bine cunoscut faptul că formațiunile de sare subterane poate curge ca râuri, desigur, viteze mai mici).
Valoarea sarcinii ionilor monatomici existenți în cristale nu depășește 3 unități. CGSE, deoarece taxa de mare de ioni de acțiune polarizator ar trebui să fie atât de mare încât va perturba electronii din particulele vecine. Orice ioni considerați în literatură cu încărcături mari (C 4+, Si 4+, P 5+, Cr 6+, C 4 etc.) ar trebui considerați ioni formali. Cu toate acestea, deși natura comunicării în oxizi metalici este intermediară între covalentă polară și proprietăți ionice permit să le alocați compuși mai ionici. Astfel, în numărul de coordonare 2O 3 Al este 6 (a se compara SiO2) și m. P.
Cristalele ionice constau din particule încărcate, astfel încât ionii se pot deplasa într-un câmp electric extern. Cu toate acestea, legătura ionică este puternică, energia ei este de multe ordini de mărime mai mare decât energia suplimentară dobândită de ion în câmp. Prin urmare, doar o mică parte a ionilor se poate mișca, nu mai mult
10 -6 -10 -10 și chiar mai puțin. Acest fenomen (transferul de sarcină de către ioni într-un câmp electric) se numește conductivitate ionică. Aceasta crește substanțial cu creșterea temperaturii (deoarece cantitatea de ioni capabili de mișcare crește exponențial). Prin urmare, conductivitatea ionică reală este arătată în general în topituri și numai pentru anumite cristale ionice la o creștere
Cristalele ionice sunt întotdeauna non-stoichiometrice, dar gradul de non-stoichiometrie este foarte diferit.
Când dizolvat electrolit în dipolilor de apă de apă (solvent polar) datorită orientării interacțiunii dipol-dipol sau dipol-ion atras de molecule polare sau ioni de solut. Astfel, prima etapă de disociere este întotdeauna hidratarea sau solvația. In substanțe cu molecule polare, cum ar fi HCI acid clorhidric gazos prin moleculele de solvent se produce un puternic electroni de polarizare de legătură și legătura ionică devine HCI. Această a doua etapă de disociere se numește polarizarea moleculei solute.
A treia etapă este de fapt disocierea, adică Distrugerea unei "molecule" polarizate și formarea de ioni hidratați. În prima etapă de dizolvare a cristalelor ionice, de exemplu NaCI, ionii localizați pe suprafața cristalină atrag moleculele polare ale solventului. În a doua etapă, disocierea are loc și ionii solvați (hidrați) trec în soluție. După primul strat de ioni, ionii următorului strat trec în soluție. Deci, treptat cristalul se dizolvă. Numărul de molecule de solvent din carcasa hidratată a ionilor depinde de natura ionilor, de temperatura și de concentrația soluției.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: