Теорія хімічного зв'язкузаймає найважливіше місцеу сучасній хімії. Вона пояснює, чому атоми поєднуються в хімічні частинки, і дозволяє порівнювати стійкість цих частинок. Використовуючи теорію хімічного зв'язку, можна передбачити склад та будову різних сполук. Поняття про розрив одних хімічних зв'язків та утворення інших лежить в основі сучасних уявленьпро перетворення речовин у ході хімічних реакцій.

Хімічний зв'язок - це взаємодія атомів, що зумовлює стійкість хімічної частки чи кристала як цілого. Хімічний зв'язок утворюється за рахунок електростатичної взаємодії між зарядженими частинками: катіонами та аніонами, ядрами та електронами. При зближенні атомів починають діяти сили тяжіння між ядром одного атома та електронами іншого, а також сили відштовхування між ядрами та між електронами. На деякій відстані ці сили врівноважують одна одну, і утворюється стійка хімічна частка.

При утворенні хімічного зв'язку може відбутися суттєвий перерозподіл електронної густини атомів у поєднанні проти вільними атомами. У граничному випадку це призводить до утворення заряджених частинок - іонів (від грецького "іон" - що йде).

Взаємодія іонів

Якщо атом втрачає один або кілька електронів, то він перетворюється на позитивний іон - катіон (у перекладі з грецької - "іде вниз). Так утворюються катіони водню Н + , літію Li + , барію Ва 2+ . іони - аніони (від грецького "аніон" - ідучий вгору).

Катіони та аніони здатні притягуватися один до одного. При цьому виникає хімічний зв'язок, і утворюються хімічні сполуки. Такий тип хімічного зв'язку називається іонним зв'язком:

Іонний зв'язок - це хімічний зв'язок, утворений за рахунок електростатичного тяжіння між катіонами та аніонами.

Механізм утворення іонного зв'язку можна розглянути на прикладі реакції між натрієм та хлором. Атом лужного металу легко втрачає електрон, а атом галогену - набуває. В результаті цього виникає катіон натрію та хлорид-іон. Вони утворюють з'єднання за рахунок електростатичного тяжіння між ними.

Взаємодія між катіонами та аніонами не залежить від напрямку, тому про іонний зв'язок говорять як про ненаправлений. Кожен катіон може притягувати будь-яку кількість аніонів, і навпаки. Ось чому іонний зв'язок є ненасиченим. Число взаємодій між іонами у твердому стані обмежується лише розмірами кристала. Тому "молекулою" іонної сполуки слід вважати весь кристал.

Для виникнення іонного зв'язку необхідно, щоб сума значень енергії іонізації E i(для утворення катіону) та спорідненості до електрона A e(для утворення аніону) має бути енергетично вигідною. Це обмежує утворення іонного зв'язку атомами активних металів (елементи IA- та IIA-груп, деякі елементи IIIA-групи та деякі перехідні елементи) та активних неметалів (галогени, халькогени, азот).

Ідеального іонного зв'язку практично немає. Навіть у тих сполуках, які зазвичай відносять до іонних, немає повного переходу електронів від одного атома до іншого; електрони частково залишаються у загальному користуванні. Так, зв'язок у фториді літію на 80% іонний, а на 20% - ковалентний. Тому правильніше говорити про ступеня іонності(Полярності) ковалентного хімічного зв'язку. Вважають, що при різниці електронегативності елементів 2,1 зв'язок є на 50% іонної. За більшої різниці з'єднання можна вважати іонним.

Іонною моделлю хімічного зв'язку широко користуються для опису властивостей багатьох речовин, насамперед сполук лужних і лужноземельних металів з неметалами. Це обумовлено простотою опису таких сполук: вважають, що вони побудовані з заряджених сфер, що не стискуються, що відповідають катіонам і аніонам. У цьому іони прагнуть розташуватися в такий спосіб, щоб сили тяжіння з-поміж них були максимальними, а сили відштовхування - мінімальними.

Іонні радіуси

У простій електростатичній моделі іонного зв'язку використовується поняття іонних радіусів. Сума радіусів сусідніх катіону та аніону повинна дорівнювати відповідній міжядерній відстані:

r 0 = r + + r −

При цьому залишається незрозумілим, де слід провести кордон між катіоном та аніоном. Сьогодні відомо, що чисто іонного зв'язку не існує, тому що завжди є деяке перекриття електронних хмар. Для обчислення радіусів іонів використовують методи дослідження, що дозволяють визначати електронну густину між двома атомами. Міжядерну відстань ділять у точці, де електронна густина мінімальна.

Розміри іона залежить від багатьох чинників. При постійному заряді іона зі зростанням порядкового номера (а отже, заряду ядра) іонний радіус зменшується. Це особливо добре помітно в ряді лантаноїдів, де іонні радіуси монотонно змінюються від 117 пм (La 3+) до 100 пм (Lu 3+) при координаційному числі 6. Цей ефект має назву лантаноїдного стиснення.

У групах елементів іонні радіуси загалом зростають із зростанням порядкового номера. Однак для d-елементів четвертого та п'ятого періодів внаслідок лантаноїдного стиснення може відбутися навіть зменшення іонного радіусу (наприклад, від 73 пм у Zr 4+ до 72 пм у Hf 4+ при координаційному числі 4).

У період відбувається помітне зменшення іонного радіусу, пов'язане з посиленням тяжіння електронів до ядра при одночасному зростанні заряду ядра і заряду самого іона: 116 пм у Na + , 86 пм у Mg 2+ , 68 пм у Al 3+ (координаційне число 6). З цієї причини збільшення заряду іона призводить до зменшення іонного радіусу одного елемента: Fe 2+ 77 пм, Fe 3+ 63 пм, Fe 6+ 39 пм (координаційне число 4).

Порівняння іонних радіусів можна проводити тільки за однакового координаційного числа, оскільки воно впливає на розмір іона через сили відштовхування між протиіонами. Це добре видно на прикладі іона Ag +; його іонний радіус дорівнює 81, 114 і 129 пм для координаційних чисел 2, 4 та 6, відповідно.

Структура ідеального іонного з'єднання, зумовлена ​​максимальним тяжінням між різноіменними іонами та мінімальним відштовхуванням однойменних іонів, багато в чому визначається співвідношенням іонних радіусів катіонів та аніонів. Це можна показати простими геометричними побудовами.

Ставлення r + : r −	Координаційна кількість катіону	Оточення	приклад
0,225−0,414	4	Тетраедричний	ZnS
0,414−0,732	6	Октаедричне	NaCl
0,732−1,000	8	Кубічне	CsCl
>1,000	12	Додекаедричний	В іонних кристалах не виявлено

Енергія іонного зв'язку

Енергія зв'язку для іонного з'єднання - це енергія, що виділяється при його утворенні з нескінченно віддалених один від одного газоподібних протиіонів. Розгляд тільки електростатичних сил відповідає близько 90% загальної енергії взаємодії, яка включає також внесок неелектростатичних сил (наприклад, відштовхування електронних оболонок).

У разі виникнення іонного зв'язку між двома вільними іонами енергія їх тяжіння визначається законом Кулону:

E(Прип.) = q + q− / (4π r ε),

де q+ та q− - заряди взаємодіючих іонів, r- Відстань між ними, ε - діелектрична проникність середовища.

Оскільки один із зарядів негативний, то значення енергії також буде негативним.

Відповідно до закону Кулона, на нескінченно малих відстанях енергія тяжіння має стати нескінченно великою. Проте цього немає, оскільки іони є точковими зарядами. При зближенні іонів з-поміж них виникають сили відштовхування, зумовлені взаємодією електронних хмар. Енергія відштовхування іонів описується рівнянням Борна:

Е(Відт.) = У / r n,

де У- деяка константа, nможе набувати значення від 5 до 12 (залежить від розміру іонів). Загальна енергія визначається сумою енергій тяжіння та відштовхування:

Е = Е(Прип.) + Е(відт.)

Її значення проходить через мінімум. Координати точки мінімуму відповідають рівноважній відстані r 0 та рівноважної енергії взаємодії між іонами E 0:

E 0 = q + q − (1 - 1 / n) / (4π r 0 ε)

У кристалічній решітці завжди має місце більше взаємодій, ніж між парою іонів. Це число визначається в першу чергу типом кристалічних ґрат. Для врахування всіх взаємодій (що слабшають із збільшенням відстані) у вираз для енергії іонної кристалічної решітки вводять так звану константу Маделунга А:

E(Прип.) = A q + q− / (4π r ε)

Значення константи Маделунга визначається лише геометрією решітки і залежить від радіусу і заряду іонів. Наприклад, для хлориду натрію вона дорівнює 1,74756.

Природа металевого зв'язку. Будова кристалів металів.

1. с. 71–73; 2. с. 143–147; 4. с. 90–93; 8. с. 138-144; 3. с. 130-132.

Іонним хімічним зв'язком називається зв'язок, який утворюється між катіонами та аніонами в результаті їхньої електростатичної взаємодії.Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку, утвореного атомами з значеннями електронегативності, що сильно розрізняються.

При утворенні іонного зв'язку відбувається значне зміщення загальної пари електронів до електронегативнішого атома, який таким чином набуває негативного заряду і перетворюється на аніон. Інший атом, втративши свій електрон, утворює катіон. Іонний зв'язок утворюється тільки між атомними частинками таких елементів, які сильно відрізняються за своєю електронегативністю (? ≥ 1,9).

Іонний зв'язок характеризується неспрямованістюу просторі та ненасиченістю. Електричні заряди іонів зумовлюють їх тяжіння та відштовхування та визначають стехіометричний склад сполуки.

У цілому нині іонне з'єднання є гігантську асоціацію іонів із протилежними зарядами. Тому хімічні формули іонних сполук відбивають лише найпростіше співвідношення між числами атомних частинок, що утворюють такі асоціації.

Металевий зв'язокввзаємодія, що утримує атомні частинки металів у кристалах.

Природа металевого зв'язку подібна до ковалентного зв'язку: обидва типи зв'язку засновані на узагальненні валентних електронів. Однак у випадку ковалентного зв'язкуузагальнюються валентні електрони лише двох сусідніх атомів, у той час як при утворенні металевого зв'язку в усуспільненні цих електронів беруть участь одразу всі атоми. Невисокі енергії іонізації металів зумовлюють легкість відриву валентних електронів від атомів та переміщення по всьому об'єму кристала. Завдяки вільному переміщенню електронів метали мають високу електричну провідність і теплопровідність.

Таким чином, відносно невелика кількість електронів забезпечує зв'язування всіх атомів у кристалі металу. Зв'язок такого типу, на відміну від ковалентного, є нелокалізованоюі ненаправленою.

7. Міжмолекулярна взаємодія . Орієнтаційна, індукційна та дисперсійна взаємодія молекул. Залежність енергії міжмолекулярної взаємодії від величини дипольного моменту, поляризуемості та розміру молекул. Енергія міжмолекулярної взаємодії та агрегатний стан речовин. Характер зміни температур кипіння та плавлення простих речовинта молекулярних сполук р-елементів IV-VII груп.

1. с. 73–75; 2. с. 149-151; 4. с. 93–95; 8. с. 144–146; 11. с. 139-140.

Хоча молекули загалом електронейтральні, між ними здійснюється міжмолекулярна взаємодія.

Сили зчеплення, що діють між одиночними молекулами і що призводять спочатку до утворення молекулярної рідини, а потім молекулярних кристалів, отримали назвуміжмолекулярних сил , або сил Ван-дер-Ваальса .

Міжмолекулярна взаємодія, як і хімічний зв'язок, має електростатичну природуале, на відміну від останньої, є дуже слабким; проявляється на значно більших відстанях і характеризується відсутністю насичуваності.

Розрізняють три типи міжмолекулярної взаємодії. До першого типу відноситься орієнтаційневзаємодіяполярних молекул. При зближенні полярні молекули орієнтуються щодо один одного відповідно до знаками зарядів на кінцях диполів. Чим більш полярні молекули, тим міцніша орієнтаційна взаємодія. Його енергія визначається, насамперед, величиною електричних моментів диполів молекул (тобто їх полярністю).

Індукційна взаємодія – це електростатична взаємодія між полярними та неполярними молекулами.

У неполярній молекулі під впливом електричного поля полярної молекули виникає наведений (індукований) диполь, який притягується до постійного диполя полярної молекули. Енергія індукційної взаємодії визначається електричним моментом диполя полярної молекули та поляризованістю неполярної молекули.

Дисперсійна взаємодія виникає внаслідок взаємного тяжіння так званих миттєвих диполів. Диполі такого типу виникають у неполярних молекулах у будь-який момент часу внаслідок розбіжності електричних центрів тяжкості електронної хмари та ядер, спричиненого їх незалежними коливаннями.

Відносна величина вкладу окремих складових у загальну енергію міжмолекулярної взаємодії залежить від двох основних електростатичних характеристик молекули – її полярності та поляризованості, які, у свою чергу, визначаються розмірами та структурою молекули.

8. Водневий зв'язок . Механізм освіти та природа водневого зв'язку. Порівняння енергії водневого зв'язку з енергією хімічного зв'язку та енергією міжмолекулярної взаємодії. Міжмолекулярні та внутрішньомолекулярні водневі зв'язки. Характер зміни температур плавлення та кипіння гідридів р-елементів IV-VII груп. Значення водневих зв'язків для природних об'єктів. Аномальні властивості води.

1. с. 75–77; 2. с. 147-149; 4. с. 95–96; 11. с. 140-143.

Одним із різновидів міжмолекулярної взаємодії є водневий зв'язок . Вона здійснюється між позитивно поляризованим атомом водню однієї молекули та негативно поляризованим атомом Х іншої молекули:

Х δ- ─Н δ+ Х δ- ─Н δ+ ,

де Х – атом однієї з найбільш електронегативних елементів – F, O чи N, а символ – умовне позначення водневого зв'язку.

Утворення водневого зв'язку зумовлено, передусім, тим, що атом водню є тільки один електрон, який при утворенні полярного ковалентного зв'язку з атомом Х зміщується в його бік. На атомі водню виникає високий позитивний заряд, що у поєднанні з відсутністю внутрішніх електронних шарів атомі водню дозволяє іншому атому зближуватися з ним до відстаней, близьких до довжин ковалентних зв'язків.

Таким чином, водневий зв'язокутворюється внаслідок взаємодії диполів. Однак, на відміну від звичайної диполь-дипольної взаємодії, механізм виникнення водневого зв'язку обумовлений і донорно-акцепторною взаємодією, де донором електронної пари є атом Х однієї молекули, а акцептором атом водню інший.

Водневий зв'язок має властивості спрямованості та насичуваності. Наявність водневого зв'язку істотно впливає фізичні властивості речовин. Наприклад, температури плавлення та кипіння HF, H 2 O та NH 3 вище, ніж у гідридів інших елементів тих самих груп. Причиною аномальної поведінки є наявність водневих зв'язків, на розрив яких потрібна додаткова енергія.

Лише деякі хімічні елементи можуть існувати в індивідуальному вигляді у вигляді газів. Ці елементи називаються інертними газами. Інші хімічні елементи взаємодіятимуть один з одним або з іншими атомами, утворюючи сполуки. Причиною утворення цих хімічних сполук є хімічний зв'язок. Хімічний зв'язок обумовлений електростатичною взаємодією заряджених частин атома: ядра та електронної оболонки. Доведено, що у освіті хімічного зв'язку беруть участь електрони зовнішньої електронної оболонки. Такі електрони називаються валентними.

- Здатність атома до утворення хімічного зв'язку називається валентністю.

Електрони в атомах розміщуються на енергетичних рівнях. Повністю заповненим енергетичним рівнем мають електрони VIII-А групи- благородні чи інертні гази. Враховуючи хімічну пасивність інертних газіві будова атомів відповідних елементів, приходимо до такого висновку: зовнішня 8-електронна оболонка є для атома вигідною та стійкою. Її часто називають електронним октетом. Оскільки електронна конфігураціяблагородного газу дуже стійка, (ns2np6) досягти її прагнуть атоми інших елементів. Зробити це можуть, віддавши електрони, прийнявши чи узагальнивши свої електрони з електронами інших атомів.

Способи утворення хімічного зв'язку різні, тому виділяють кілька типів хімічного зв'язку:

Іонний зв'язок.

Кожен хімічний елементмає свою здатність притягувати до себе зовнішні, чужі електрони.

- Здатність атома притягувати до себе електрони називаєтьсяелектронегативністю .

Мал. 3. Іонні сполуки

Мал. 4. Кристалічні грати фториду кальцію

Речовини, утворені з іонів, називаються іонними сполуками. Рис.3. З'єднання, утворені іонним зв'язком за звичайних умов тверді речовини з високою температурою плавлення та кипіння. Це тендітні речовини. Вони утворюють іонну кристалічну решітку. У вузлах кристалічних ґрат знаходяться іони. На малюнках показані кристалічні решітки хлориду натрію та фториду кальцію. Мал. 4,5.

Мал. 5. Кристалічні грати хлориду натрію

Таким чином, можна зробити висновок, що з'єднання двох елементів, розташованих у протилежних кінцях одного (або різних) періодів, мають переважно іонний характер зв'язку, але в міру зближення елементів в межах періоду зменшується іонний характер їх сполук. Найчастіше не можна сказати, що з'єднання є повністю (чи суто) іонним чи цілком (чи суто) ковалентным. Однак можна стверджувати, що деякі сполуки є переважно іонними, інші сполуки переважно ковалентними.

Хорошими прикладами іонних сполук є хлориди та оксиди. Хлориди та оксиди елементів, розташованих у лівій частині періодичної таблиці, Як правило, мають переважно іонний характер.

Джерела

http://www.youtube.com/watch?t=10&v=LtAgb6LDUeQ

джерело презентації - http://ppt4web.ru/khimija/ionnaja-khimicheskaja-svjaz.html

Конспект http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/9-klass

Іонний зв'язок– х імічний зв'язок, утворений електростатичним тяжінням між катіонами та аніонами.

Катіони- позитивно заряджені іони, що утворюється в результаті віддачі атомом електрона (наприклад, K(іон калію), Fe 2(іон заліза), NH 4(іон амонію), 2 (Іон тетрааммінмеді).

Аніон- Негативно заряджений іон, що утворюється в результаті придбання атомом електрона ( Cl(хлорид-іон), N 3(нітрид-іон), PO 4 3(фосфат-іон), 4 (Гексаціаноферрат-іон).

За значенням заряду іони поділяються на:

В утворенні іонного зв'язку беруть участь атоми металів та неметалів. Утворення таких сполук виходить з атомів, що різко відрізняються за значенням електронегативності в результаті переходу електронів від атомів одних елементів до інших.

При утворенні іонного зв'язку атом неметалу приймає електрони на зовнішній енергетичний рівень і добудовує його до стійкої конфігурації з вісьма електронами ( правило октету).

Розглянемо механізм утворення іонного зв'язку з прикладу. Реакція утворення хлориду натрію: атом лужного металу втрачає електрон (утворюється катіон натрію), а атом галогену – набуває (утворюється хлорид-іон). Іони утворюють з'єднання за рахунок електростатичного тяжіння між ними.

Іонний зв'язок характеризується неспрямованістю та ненасиченістю.

Речовини з іонним зв'язком мають іонні кристалічні грати.
Неспрямованість іонного зв'язку (На відміну від ковалентного зв'язку) - одна з найважливіших її властивостей. Це означає, кожен іон може притягувати себе іони протилежного знака в будь-якому напрямку.
Ненасичуваність іонного зв'язкувипливає з того, що кожен заряд може притягувати будь-яку кількість протилежних зарядів (очевидно, що зі збільшенням відстані між зарядами сила тяжіння між ними слабшає).
Цей зв'язок дуже сильний і його дуже важко розірвати фізичним шляхом (наприклад, плавленням) саме тому іонні сполуки мають високу температуруплавлення. іонні сполуки розчиняються в полярних розчинниках таких як вода, наприклад, а розчиняються вони тому, що полярні молекули води "захоплюють" і утримують катіони та аніони

Структура іонних з'єднань.

Якщо у вузлах кристалічної решітки розташовані іони, такі решітки називають іонно-ми. Різноіменно заряджені іони, що утворюють іонні кристали, містяться разом електростатичними силами.

Тому структура іонних кристалічних решіток має забезпечувати їхню електричну нейтральність. Навколо кожного іона в іонних кристалічних ґратах є певна кількість інших іонів (протилежних за знаком). Так, у кристалічній решітці хлориду натрію

кожен іон Na + оточений шістьма іонами Cl-. Аналогічно, кожен іон Cl-окружений шістьма іонами Na+. Іонні кристалічні ґрати характерні для речовин із іонним зв'язком.

Іонний зв'язок

Теорія хімічного зв'язкузаймає найважливіше місце у сучасній хімії. Вона пояснює, чому атоми об'єднуються у хімічні частки, і дозволяє порівнювати стійкість цих частинок. Використовуючи теорію хімічного зв'язку, можна передбачити склад та будову різних сполук. Поняття про розрив одних хімічних зв'язків та утворення інших лежить в основі сучасних уявлень про перетворення речовин у ході хімічних реакцій .

Хімічний зв'язок- це взаємодія атомів , що зумовлює стійкість хімічної часткиабо кристала як цілого . Хімічний зв'язокутворюється за рахунок електростатичної взаємодіїміж зарядженими частинками : катіонами та аніонами, ядрами та електронами. При зближенні атомів починають діяти сили тяжіння між ядром одного атома та електронами іншого, а також сили відштовхування між ядрами та між електронами . на певній відстані ці сили врівноважують одна одну, і утворюється стійка хімічна частка .

При утворенні хімічного зв'язку може відбутися суттєвий перерозподіл електронної густини атомів у поєднанні порівняно з вільними атомами.

У граничному випадку це призводить до утворення заряджених частинок - іонів (від грецького "іон" - що йде).

1 Взаємодія іонів

Якщо атом втрачає одинабо кілька електронів, то він перетворюється на позитивний іон - катіон(у перекладі з грецької – « що йде вниз»). Так утворюються катіони водню Н + , літію Li + , барію 2+ . Купуючи електрони, атоми перетворюються на негативні іони - аніони(від грецького "аніон" - що йде вгору). Прикладами аніонів є фторид іон F − , сульфід-іон S 2− .

Катіониі аніониздатні притягуватися один до одного. При цьому виникає хімічний зв'язок, і утворюються хімічні сполуки. Такий тип хімічного зв'язку називається іонним зв'язком :

2 Визначення Іонного зв'язку

Іонний зв'язок- це хімічний зв'язок, освіченаза рахунок електростатичного тяжіння між катіонамиі аніонами .

Механізм утворення іонного зв'язку можна розглянути на прикладі реакції між натрієм та хлором . Атом лужного металу легко втрачає електрон., а атом галогену - набуває. Внаслідок цього виникає катіон натріюі хлорид-іон. Вони утворюють з'єднання за рахунок електростатичного тяжіння між ними .

Взаємодія між катіонамиі аніонами не залежить від напрямкутому про іонний зв'язокговорять як про ненаправленою. Кожен катіонможе притягувати будь-яку кількість аніонів, і навпаки. Ось чому іонний зв'язокє ненасиченою. Число взаємодій між іонами у твердому стані обмежується лише розмірами кристала. Тому " молекулою " іонної сполуки слід вважати весь кристал .

Для виникнення іонного зв'язку необхідно, щоб сума значень енергії іонізації E i(Для освіти катіона)і спорідненості до електрона A e(для утворення аніону)має бути енергетично вигідною. Це обмежує утворення іонного зв'язку атомами активних металів(елементи IA- та IIA-груп, деякі елементи IIIA-групи та деякі перехідні елементи) та активних неметалів(Галогени, халькогени, азот).

Ідеального іонного зв'язку практично не існує. Навіть у тих сполуках, які зазвичай відносять до іонним , не відбувається повного переходу електронів від одного атома до іншого ; електрони частково залишаються у загальному користуванні. Так, зв'язок у фториді літіюна 80% іонна, а на 20% - ковалентна. Тому правильніше говорити про ступеня іонності (полярності) ковалентного хімічного зв'язку. Вважають, що за різниці електронегативностейелементів 2,1 зв'язокє на 50% іонної. При більшої різниціз'єднання можна вважати іонним .

Іонною моделлю хімічного зв'язку широко використовують для опису властивостей багатьох речовин, в першу чергу, з'єднань лужнихі лужноземельних металів з неметалами. Це обумовлено простотою опису таких сполук: вважають, що вони побудовані з нестримних заряджених сфер, що відповідають катіони та аніони. У цьому іони прагнуть розташуватися в такий спосіб, щоб сили тяжіння з-поміж них були максимальними, а сили відштовхування - мінімальними.

Іонний зв'язок- міцний хімічний зв'язок, що утворюється між атомами с великою різницею (>1,7 за шкалою Полінга) електронегативностей, при якій загальна електронна пара повністю переходить до атома з більшою електронегативністю.Це тяжіння іонів як різноіменно заряджених тіл. Прикладом може бути з'єднання CsF, у якому «ступінь іонності» становить 97 %.

Іонний зв'язок- крайній випадок поляризації ковалентного полярного зв'язку. Утворюється між типовими металом та неметалом. При цьому електрони у металу повністю переходять до неметалу . Утворюються іони.

Якщо хімічний зв'язок утворюється між атомами, які мають дуже велику різницю електронегативностей (ЕО > 1.7 за Полінгом), то загальна електронна пара повністю переходить до атома з більшою ЕО. Результатом цього є утворення з'єднання протилежно заряджених іонів :

Між іонами, що утворилися електростатичне тяжіння, Яке називається іонним зв'язком. Точніше, такий погляд зручний. Насправді іонний зв'язокміж атомами в чистому вигляді не реалізується ніде чи майже нідезазвичай насправді зв'язок носить частково іонний , та частково ковалентний характер. У той же час зв'язок складних молекулярних іонів часто може вважатися чисто іонною. Найважливіші відмінності іонного зв'язку з інших типів хімічного зв'язку полягають у неспрямованості та ненасичення. Саме тому кристали, утворені за рахунок іонного зв'язку, тяжіють до різних щільних упаковок відповідних іонів.

3 Іонні радіуси

У простій електростатичної моделі іонного зв'язкувикористовується поняття іонних радіусів . Сума радіусів сусідніх катіону та аніону повинна дорівнювати відповідній міжядерній відстані :

r 0 = r + + r −

При цьому залишається неяснимде слід провести кордон між катіоном та аніоном . Сьогодні відомо , що чисто іонного зв'язку не існує, оскільки завжди є деяке перекриття електронних хмар. Для обчислення радіусів іонів використовують методи дослідження, які дозволяють визначати електронну густину між двома атомами . Міжядерну відстань ділять у точці, де електронна щільність мінімальна .

Розміри іона залежать від багатьох факторів. При постійному заряді іона зі зростанням порядкового номера(а, отже, заряду ядра) іонний радіус зменшується. Це особливо добре помітно у ряді лантаноїдів, де іонні радіуси монотонно змінюються від 117 пм (La 3+) до 100 пм (Lu 3+) при координаційному числі 6. Цей ефект має назву лантаноїдного стиснення .

У групах елементів іонні радіуси загалом збільшуються із зростанням порядкового номера. Однак для d-елементів четвертого та п'ятого періодів внаслідок лантаноїдного стиснення може відбутися навіть зменшення іонного радіусу(наприклад, від 73 пм Zr 4+ до 72 пм Hf 4+ при координаційному числі 4).

У період відбувається помітне зменшення іонного радіусу, пов'язане з посиленням тяжіння електронів до ядра при одночасному зростанні заряду ядра та заряду самого іона: 116 пм у Na + , 86 пм у Mg 2+ , 68 пм у Al 3+ (координаційне число 6). З цієї причини збільшення заряду іона призводить до зменшення іонного радіусу для одного елемента: Fe 2+ 77 пм, Fe 3+ 63 пм, Fe 6+ 39 пм (координаційне число 4).

Порівняння іонних радіусівможна проводити лише за однакового координаційного числа, оскільки воно впливає на розмір іона через сили відштовхування між протиіонами. Це добре видно на прикладі іона Ag +; його іонний радіус дорівнює 81, 114 та 129 пмдля координаційних чисел 2, 4 та 6 , відповідно .

Структура ідеального іонного з'єднання, обумовлена максимальним тяжінням між різноіменними іонами та мінімальним відштовхуванням однойменних іонівбагато в чому визначається співвідношенням іонних радіусів катіонів та аніонів. Це можна показати простими геометричними побудовами.

4 Енергія іонного зв'язку

Енергія зв'язокі для іонного з'єднання- це енергія, яка в виділяється при його утворенні з нескінченно віддалених один від одного газоподібних протиіонів . Розгляд тільки електростатичних сил відповідає близько 90% загальної енергії взаємодії, яка включає також внесок неелектростатичних сил(наприклад, відштовхування електронних оболонок).