Ионная связь - Википедия - Ionic bonding

Натрий и фтор атомы, претерпевающие окислительно-восстановительную реакцию с образованием ионов натрия и фторид-ионов. Натрий теряет внешний вид электрон дать ему стабильную электронная конфигурация, и этот электрон попадает в атом фтора экзотермически. Противоположно заряженные ионы - обычно их очень много - затем притягиваются друг к другу, образуя твердое тело. фторид натрия.

Ионная связь это тип химическая связь это включает электростатическое притяжение между противоположно заряженными ионы, или между двумя атомы с совершенно разными электроотрицательность,[1] и является первичным взаимодействием, происходящим в ионные соединения. Это один из основных видов склеивания наряду с ковалентная связь и металлическое соединение. Ионы - это атомы (или группы атомов) с электростатическим зарядом. Атомы, которые получают электроны, образуют отрицательно заряженные ионы (называемые анионы ). Атомы, теряющие электроны, образуют положительно заряженные ионы (называемые катионы ). Этот перенос электронов известен как электровалентность в отличие от ковалентность. В простейшем случае катион представляет собой металл атом и анион неметалл атом, но эти ионы могут иметь более сложную природу, например молекулярные ионы подобно NH+
4 или же ТАК2−
4. Проще говоря, ионная связь возникает в результате переноса электронов из металл к неметалл чтобы получить полную валентную оболочку для обоих атомов.

Важно понимать, что чистый ионная связь - при которой один атом или молекула полностью передает электрон другому - не может существовать: все ионные соединения имеют некоторую степень ковалентная связь, или обмен электронами. Таким образом, термин «ионная связь» используется, когда ионный характер больше, чем ковалентный характер, то есть связь, в которой большая электроотрицательность Между двумя атомами существует разница, в результате чего связь становится более полярной (ионной), чем при ковалентной связи, где электроны распределяются более равномерно. Связи с частично ионным и частично ковалентным характером называются полярные ковалентные связи.

Ионные соединения проводят электричество в расплавленном состоянии или в растворе, обычно не в твердом состоянии. Ионные соединения обычно имеют высокий температура плавления, в зависимости от заряда ионов, из которых они состоят. Чем выше заряды, тем сильнее силы сцепления и выше температура плавления. Они также склонны быть растворимый в воде; чем сильнее силы сцепления, тем ниже растворимость.[2]

Обзор

Атомы с почти полным или почти пустым валентной оболочки как правило, очень реактивный. Сильно электроотрицательные атомы (как в случае с галогены ) часто имеют только одну или две пустые орбитали в валентной оболочке, а часто связь с другими молекулами или получить электроны, чтобы сформировать анионы. Слабо электроотрицательные атомы (например, щелочных металлов ) имеют относительно мало валентных электронов, которые легко могут быть разделены с атомами, которые являются сильно электроотрицательными. В результате слабо электроотрицательные атомы имеют тенденцию искажать свои электронное облако и форма катионы.

Формирование

Ионная связь может быть результатом редокс реакция, когда атомы элемента (обычно металл ), чей энергия ионизации низкий, отдайте часть своих электронов для достижения стабильной электронной конфигурации. При этом образуются катионы. Атом другого элемента (обычно неметалла) с большей электронное сродство принимает электрон (ы), чтобы достичь стабильной электронной конфигурации, и после принятия электрона (ов) атом становится анионом. Как правило, стабильная электронная конфигурация является одной из благородные газы для элементов в s-блок и p-блок, и в частности стабильные электронные конфигурации за d-блок и f-блок элементы. Электростатическое притяжение между анионами и катионами приводит к образованию твердого тела с кристаллографическая решетка в котором ионы укладываются чередующимся образом. В такой решетке обычно невозможно различить дискретные молекулярные единицы, поэтому образующиеся соединения не имеют молекулярной природы. Однако сами ионы могут быть комплексными и образовывать молекулярные ионы, такие как анион ацетата или катион аммония.

Например, общие столовая соль является хлорид натрия. Когда натрий (Na) и хлор (Cl) объединяются, атомы натрия теряют каждый электрон, образуя катионы (Na+), а атомы хлора получают по электрону с образованием анионов (Cl−). Затем эти ионы притягиваются друг к другу в соотношении 1: 1 с образованием хлорида натрия (NaCl).

Na + Cl → Na+ + Cl− → NaCl

Однако для поддержания нейтральности заряда соблюдаются строгие соотношения между анионами и катионами, так что ионные соединения, как правило, подчиняются правилам стехиометрии, несмотря на то, что они не являются молекулярными соединениями. Для соединений, которые являются переходными по отношению к сплавам и обладают смешанной ионной и металлической связью, это может быть уже не так. Многие сульфиды, например, действительно образуют нестехиометрические соединения.

Многие ионные соединения называют соли поскольку они также могут быть образованы реакцией нейтрализации основания Аррениуса, такого как NaOH, с кислотой Аррениуса, такой как HCl

NaOH + HCl → NaCl + H2О

В таком случае говорят, что соль NaCl состоит из остатка кислоты Cl.− и базовый остаток Na+.

Представление ионной связи между литий и фтор формировать фторид лития. Литий имеет низкую энергию ионизации и легко отказывается от одиночного валентный электрон к атому фтора, который имеет положительное сродство к электрону и принимает электрон, подаренный атомом лития. Конечным результатом является то, что литий изоэлектронный с гелий а фтор изоэлектронен с неон. Электростатическое взаимодействие происходит между двумя образующимися ионами, но обычно агрегация не ограничивается двумя из них. Вместо этого результатом является объединение в целую решетку, удерживаемую ионной связью.

Удаление электронов с образованием катиона является эндотермическим, что увеличивает общую энергию системы. Также могут быть изменения энергии, связанные с разрывом существующих связей или добавлением более одного электрона с образованием анионов. Однако действие аниона, принимающего валентные электроны катиона, и последующее притяжение ионов друг к другу высвобождает (решеточную) энергию и, таким образом, снижает общую энергию системы.

Ионная связь произойдет только в том случае, если общее изменение энергии реакции будет благоприятным. Обычно реакция является экзотермической, но, например, образование оксида ртути (HgO) является эндотермическим. Заряд образующихся ионов является основным фактором прочности ионной связи, например соль C+А− удерживается электростатическими силами примерно в четыре раза слабее, чем C2+А2− согласно закону Кулона, где C и A представляют собой катион и анион общего вида соответственно. В этом довольно упрощенном аргументе не учитываются размеры ионов и конкретная упаковка решетки.

Структуры

Основная статья: Ионное соединение

Ионные соединения в твердом состоянии образуют решетчатые структуры. Двумя основными факторами, определяющими форму решетки, являются относительные заряды ионов и их относительные размеры. Некоторые структуры приняты рядом соединений; например, структура каменной соли хлорид натрия также принят многими щелочь галогениды и бинарные оксиды, такие как оксид магния. Правила Полинга предоставить руководящие принципы для прогнозирования и рационализации кристаллических структур ионных кристаллов

Прочность склеивания

Основная статья: Энергия решетки

Для твердого кристаллического ионного соединения энтальпия изменение в образовании твердого тела из газообразных ионов называется энергия решетки Экспериментальное значение энергия решетки можно определить с помощью Цикл Борна – Габера. Его также можно рассчитать (спрогнозировать) с помощью Уравнение Борна – Ланде как сумма электростатическая потенциальная энергия, рассчитывается путем суммирования взаимодействий между катионами и анионами и короткодействующего члена потенциальной энергии отталкивания. Электростатический потенциал можно выразить через межионное разделение и константу (Постоянная Маделунга ) с учетом геометрии кристалла. Чем дальше от ядра, тем слабее щит. В Уравнение Борна-Ланде дает разумное соответствие энергии решетки, например, хлорида натрия, где расчетное (прогнозируемое) значение составляет -756 кДж / моль, что сравнивается с -787 кДж / моль с использованием Цикл Борна – Габера.[3][4] В водном растворе прочность связывания можно описать как Bjerrum или уравнение Фуосса как функция зарядов ионов, скорее независимо от природы ионов, таких как полярность или размер [5] Прочность солевых мостиков чаще всего оценивается путем измерения равновесия между молекулами, содержащими катионные и анионоактивные центры, чаще всего в растворе. [6] Константы равновесия в воде указывают на дополнительные вклады свободной энергии для каждого солевого мостика. Другой метод идентификации водородных связей также в сложных молекулах - это кристаллография, иногда также ЯМР-спектроскопия.

Силы притяжения, определяющие силу ионной связи, можно смоделировать следующим образом: Закон Кулона. Сила ионной связи обычно (указанные диапазоны варьируются) от 170 до 1500 кДж / моль.[7][8]

Эффекты поляризации

Ионы в кристаллические решетки чисто ионных соединений сферический; однако, если положительный ион мал и / или сильно заряжен, он исказит электронное облако отрицательного иона, эффект, суммированный в Правила фаянов. Этот поляризация отрицательного иона приводит к накоплению дополнительной плотности заряда между двумя ядра, то есть к частичной ковалентности. Более крупные отрицательные ионы легче поляризовать, но эффект обычно важен только тогда, когда положительные ионы с обвинения из 3+ (например, Al3+) вовлечены. Однако 2+ ионы (Be2+) или даже 1+ (Li+) проявляют некоторую поляризационную способность, потому что их размеры настолько малы (например, LiI является ионным, но имеет некоторые ковалентные связи). Обратите внимание, что это не ионная поляризация эффект, который относится к смещению ионов в решетке из-за приложения электрического поля.

Сравнение с ковалентным связыванием

При ионной связи атомы связаны притяжением противоположно заряженных ионов, тогда как в ковалентная связь, атомы связаны, разделяя электроны, чтобы получить стабильные электронные конфигурации. При ковалентной связи молекулярная геометрия вокруг каждого атома определяется отталкиванием электронных пар валентной оболочки VSEPR правил, тогда как в ионных материалах геометрия следует максимальным упаковка правила. Можно сказать, что ковалентная связь больше направленный в том смысле, что штраф за несоблюдение оптимальных валентных углов велик, тогда как ионная связь не имеет такого штрафа. Нет общих электронных пар, которые бы отталкивали друг друга, ионы должны быть просто упакованы как можно эффективнее. Это часто приводит к гораздо более высоким координационные номера. В NaCl каждый ион имеет 6 связей, а все валентные углы равны 90 °. В CsCl координационное число равно 8. Для сравнения углерод обычно имеет максимум четыре связи.

Чисто ионная связь не может существовать, так как близость сущностей, участвующих в связывании, допускает некоторую степень обмена. электронная плотность между ними. Следовательно, вся ионная связь носит ковалентный характер. Таким образом, связывание считается ионным, если ионный характер больше, чем ковалентный. Чем больше разница в электроотрицательность между двумя типами атомов, участвующих в связывании, тем более ионным (полярным) оно является. Связи с частично ионным и частично ковалентным характером называются полярные ковалентные связи. Например, взаимодействия Na – Cl и Mg – O обладают ковалентностью в несколько процентов, в то время как связи Si – O обычно составляют ~ 50% ионных и ~ 50% ковалентных. Полинг оценили, что разница электроотрицательности 1,7 (на Шкала Полинга ) соответствует 50% ионному характеру, так что разница более 1,7 соответствует преимущественно ионной связи.[9]

Ионный характер ковалентных связей можно непосредственно измерить для атомов с квадрупольными ядрами (2ЧАС, 14N, 81,79Br, 35,37Cl или 127Я). Эти ядра обычно являются объектами ЯКР. ядерный квадрупольный резонанс и ЯМР ядерный магнитный резонанс исследования. Взаимодействие ядерных квадрупольных моментов Q а градиенты электрического поля (ГЭП) характеризуются константами ядерной квадрупольной связи

QCC = е2qzzQ/час

где эквzz член соответствует главной компоненте тензора ГЭП и е это элементарный заряд. В свою очередь, градиент электрического поля открывает путь к описанию мод связывания в молекулах, когда значения QCC точно определены методами ЯМР или ЯКР.

В общем, когда ионная связь происходит в твердом (или жидком) состоянии, невозможно говорить об одной «ионной связи» между двумя отдельными атомами, потому что силы сцепления, удерживающие решетку вместе, имеют более коллективный характер. Это совсем другое дело в случае ковалентной связи, где мы часто можем говорить об отдельной связи, локализованной между двумя конкретными атомами. Однако даже если ионная связь сочетается с некоторой ковалентностью, результат нет обязательно дискретные связи локализованного характера. В таких случаях результирующая связь часто требует описания в терминах зонной структуры, состоящей из гигантских молекулярных орбиталей, охватывающих весь кристалл. Таким образом, связь в твердом теле часто сохраняет свой коллективный, а не локализованный характер. Когда разница в электроотрицательности уменьшается, соединение может привести к полупроводнику, полуметаллу или, в конечном итоге, к металлическому проводнику с металлическим соединением.

Смотрите также

Рекомендации

  1. ^ "Ионная связь". Сборник химической терминологии ИЮПАК. 2009. Дои:10.1351 / goldbook.IT07058. ISBN  978-0-9678550-9-7.
  2. ^ Шнайдер, Ханс-Йорг (2012). «Ионные взаимодействия в супрамолекулярных комплексах». Ионные взаимодействия в природных и синтетических макромолекулах. С. 35–47. Дои:10.1002 / 9781118165850.ch2. ISBN  9781118165850.
  3. ^ Дэвид Артур Джонсон, Металлы и химические изменения, Открытый университет, Королевское химическое общество, 2002 г., ISBN  0-85404-665-8
  4. ^ Линус Полинг, Природа химической связи и структура молекул и кристаллов: введение в современную структурную химию, Издательство Корнельского университета, 1960. ISBN  0-801-40333-2 Дои:10.1021 / ja01355a027
  5. ^ Schneider, H.-J .; Яцимирский, А. (2000) Принципы и методы супрамолекулярной химии. Wiley ISBN  9780471972532
  6. ^ Бидерманн Ф., Шнайдер Х.Д. (май 2016 г.). «Экспериментальные энергии связи в супрамолекулярных комплексах». Химические обзоры. 116 (9): 5216–300. Дои:10.1021 / acs.chemrev.5b00583. PMID  27136957.
  7. ^ Soboyejo, W.O (2003). Механические свойства конструкционных материалов. Марсель Деккер. С. 16–17. ISBN  0-203-91039-7. OCLC  54091550.
  8. ^ Аскеланд, Дональд Р. (январь 2015 г.). Материаловедение и инженерия материалов. Райт, Венделин Дж. (Седьмое изд.). Бостон, Массачусетс. С. 38. ISBN  978-1-305-07676-1. OCLC  903959750.
  9. ^ Л. Полинг Природа химической связи (3-е изд., Oxford University Press, 1960) с.98-100.

внешняя ссылка