Длина связи - межъядерное расстояние. Чем это расстояние короче, чем прочнее химическая связь . Длина связи зависит от радиусов атомов , образующих ее: чем меньше по размеру атомы, тем более короткая между ними связь. Например, длина связи Н-О меньше, чем длина связи H-N (из-за меньшего размена атома кислорода).

Ионная связь является крайним случаем полярной ковалентной связи.

Металлическая связь.

Предпосылкой образования данного вида связи является:

1) наличие на внешних уровнях атомов относительного небольшого числа электронов ;

2) наличие на внешних уровнях атомов металлов пустых (вакантных орбиталей)

3) относительно низкая энергия ионизации.

Рассмотрим образование металлической связи на примере натрия. Валентный электрон натрия, который находится на 3s-подуровне может относительно легко перемещаться по пустым орбиталям внешнего слоя: по 3р и 3d. При сближении атомов в результате образовании кристаллической решетки валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между ВСЕМИ атомами кристалла металла.

В узлах кристаллической решетки находятся положительно заряженные ионы и атомы металлов, а между ними - электроны, которые могут свободно перемещаться по всей кристаллической решетке. Эти электроны становятся общими для всех атомов и ионов металла и называются «электронным газом». Связь между всеми положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов называется металлической связью .

Наличием металлической связи обусловлены физические свойства металлов и сплавов: твердость, электропроводность, теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск. Свободные электроны могут переносить теплоту и электричество, поэтому они являются причиной главных физических свойств, отличающих металлы от неметаллов, - высокой электро- и теплопроводности.

Водородная связь.

Водородная связь возникает между молекулами, в состав которых входит водород и атомы с высокой ЭО (кислород, фтор, азот). Ковалентные связи H-O, H-F, H-N являются сильно полярными, за счет чего на атоме водорода скапливается избыточный положительный заряд, а на противоположных полюсах - избыточный отрицательный заряд. Между разноименно заряженными полюсами возникают силы электростатического притяжения - водородные связи.

Водородные связи могут быть как межмолекулярными, так и внутримолекулярными. Энергия водородной связи примерно в десять раз меньше энергии обычной ковалентной связи, но тем не менее водородные связи играют большую роль во многих физико-химических и биологических процессах. В частности, молекулы ДНК представляют собой двойные спирали, в которых две цепи нуклеотидов связаны между собой водородными связями. Межмолекулярные водородные связи между молекулами воды и фтороводорода можно изобразить (точками) следующим образом:

Вещества с водородной связью имеют молекулярные кристаллические решетки. Наличие водородной связи приводит к образованию ассоциатов молекул и, как следствие, к повышению температур плавления и кипения.

Кроме перечисленных основных видов химической связи существуют также универсальные силы взаимодействия между любыми молекулами, которые не приводят к разрыву или образованию новых химических связей. Эти взаимодействия называются вандерваальсовыми силами. Они обусловливают притяжение молекул данного вещества (или различных веществ) друг к другу в жидком и твердом агрегатном состояниях.

Различные виды химической связи обусловливают существование различных типов кристаллических решеток (табл.).

Вещества, состоящие из молекул, имеют молекулярное строение . К таким веществам относятся все газы, жидкости, а также твердые вещества с молекулярной кристаллической решеткой, например йод. Твердые вещества с атомной, ионной или металлической решеткой имеют немолекулярное строение , в них нет молекул.

Таблица

Особенность кристаллической решетки	Тип кристаллической решетки
Молекулярная	Ионная	Атомная	Металлическая
Частицы в узлах решетки	Молекулы	Kатионы и анионы	Атомы	Kатионы и атомы металлов
Характер связи между частицами	Силы межмолекулярного взаимодействия (в том числе водородные связи)	Ионные связи	Kовалентные связи	Металлическая связь
Прочность связи	Слабая	Прочная	Очень прочная	Разной прочности
Отличительные физические свойства веществ	Легкоплавкие или возгоняющиеся, небольшой твердости, многие растворимы в воде	Тугоплавкие, твердые, хрупкие, многие растворимы в воде. Растворы и расплавы проводят электрический ток	Очень тугоплавкие, очень твердые, практически нерастворимы в воде	Высокая электро- и теплопроводность, металлический блеск, пластичность.
Примеры веществ	Простые вещества - неметаллы (в твердом состоянии): Cl 2 , F 2 , Br 2 , О 2 , О 3 , Р 4 , сера, йод, (кроме кремния, алмаза, графита); сложные вещества, состоящие из атомов неметаллов (кроме солей аммония): вода, сухой лед, кислоты, галогениды неметаллов: PCl 3 , SiF 4 , CBr 4 , SF 6 , органические вещества: углеводороды, спирты, фенолы , альдегиды и т.д.	Соли: хлорид натрия, нитрат бария и т.д.; щелочи: гидроксид калия, гидроксид кальция, соли аммония: NH 4 Cl, NH 4 NO 3 и т.д., оксиды металлов, нитриды, гидриды и т.д. (соединения металлов с неметаллами)	Алмаз, графит, кремний, бор, германий, оксид кремния (IV) - кремнезем, SiC (карборунд), черный фосфор (Р).	Медь, калий, цинк, железо и др. металлы
Сравнение веществ по температурам плавления и кипения.
	Из-за слабых сил межмолекулярного взаимодействия такие вещества имеют самые низкие температуры плавления и кипения. Причем, чем больше молекулярная масса вещества, тем более высокую t 0 пл. оно имеет. Исключения составляют вещества, между молекулами которых могут образовываться водородные связи. Например, HF имеет более высокую t 0 пл., чем HCl.	Вещества имеют высокие t 0 пл., но ниже, чем вещества с атомной решеткой. Чем выше заряды ионов, которые находятся в узлах решетки и чем короче расстояние между ними, тем более высокую температуру плавления имеет вещество. Например, t 0 пл. CaF 2 выше, чем t 0 пл. KF.	Имеют самые высокие t 0 пл. Чем прочнее связь между атомами в решетке, тем более высокую t 0 пл. имеет вещество. Например, Si имеет менее высокую t 0 пл., чем С.	Металлы имеют различные t0 пл.: от -37 0 С у ртути до 3360 0 С у вольфрама.

Природа металлической связи. Строение кристаллов металлов.

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

Ионной химической связью называется связь, которая образуется между катионами и анионами в результате их электростатического взаимодействия. Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи, образованной атомами с сильно различающимися значениями электроотрицательности.

При образовании ионной связи происходит значительное смещение общей пары электронов к более электроотрицательному атому, который таким образом приобретает отрицательный заряд и превращается в анион. Другой атом, лишившись своего электрона, образует катион. Ионная связь образуется только между атомными частицами таких элементов, которые сильно отличаются по своей электроотрицательности (Δχ ≥ 1,9).

Ионная связь характеризуется ненаправленностью в пространстве и ненасыщаемостью . Электрические заряды ионов обусловливают их притяжение и отталкивание и определяют стехиометрический состав соединения.

В целом ионное соединение представляет собой гигантскую ассоциацию ионов с противоположными зарядами. Поэтому химические формулы ионных соединений отражают лишь простейшее соотношение между числами атомных частиц, образующих такие ассоциации.

Металлическая связь – в заимодействие, удерживающее атомные частицы металлов в кристаллах.

Природа металлической связи подобна ковалентной связи: оба типа связи основаны на обобществлении валентных электронов. Однако в случае ковалентной связи обобщаются валентные электроны только двух соседних атомов, в то время как при образовании металлической связи в обобществлении этих электронов принимают участие сразу все атомы. Невысокие энергии ионизации металлов обусловливают легкость отрыва валентных электронов от атомов и перемещение по всему объему кристалла. Благодаря свободному перемещению электронов металлы обладают высокой электрической проводимостью и теплопроводностью.

Таким образом, относительно небольшое количество электронов обеспечивает связывание всех атомов в кристалле металла. Связь такого типа, в отличие от ковалентной, является нелокализованной и ненаправленной .

7. Межмолекулярное взаимодействие . Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие молекул. Зависимость энергии межмолекулярного взаимодействия от величины дипольного момента, поляризуемости и размера молекул. Энергия межмолекулярного взаимодействия и агрегатное состояние веществ. Характер изменения температур кипения и плавления простых веществ и молекулярных соединений р-элементов IV-VII групп.

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

Хотя молекулы в целом электронейтральны, между ними осуществляется межмолекулярное взаимодействие.

Силы сцепления, действующие между одиночными молекулами и приводящие вначале к образованию молекулярной жидкости, а затем молекулярных кристаллов, получили название межмолекулярных сил , или сил Ван-дер-Ваальса .

Межмолекулярное взаимодействие, как и химическая связь, имеет электростатическую природу , но, в отличие от последней, является очень слабым; проявляется на значительно больших расстояниях и характеризуется отсутствием насыщаемости.

Различают три типа межмолекулярного взаимодействия. К первому типу относится ориентационное взаимодействие полярных молекул. При сближении полярные молекулы ориентируются друг относительно друга в соответствии с знаками зарядов на концах диполей. Чем более полярны молекулы, тем прочнее ориентационное взаимодействие. Его энергия определяется, прежде всего, величиной электрических моментов диполей молекул (т. е. их полярностью).

Индукционное взаимодействие – это электростатическое взаимодействие между полярными и неполярными молекулами .

В неполярной молекуле под воздействием электрического поля полярной молекулы возникает «наведенный» (индуцированный) диполь, который притягивается к постоянному диполю полярной молекулы. Энергия индукционного взаимодействия определяется электрическим моментом диполя полярной молекулы и поляризуемостью неполярной молекулы.

Дисперсионное взаимодействие возникает в результате взаимного притяжения так называемых мгновенных диполей . Диполи такого типа возникают в неполярных молекулах в любой момент времени вследствие несовпадения электрических центров тяжести электронного облака и ядер, вызванного их независимыми колебаниями.

Относительная величина вклада отдельных составляющих в общую энергию межмолекулярного взаимодействия зависит от двух основных электростатических характеристик молекулы – ее полярности и поляризуемости, которые, в свою очередь, определяются размерами и структурой молекулы.

8. Водородная связь . Механизм образования и природа водородной связи. Сравнение энергии водородной связи с энергией химической связи и энергией межмолекулярного взаимодействия. Межмолекулярные и внутримолекулярные водородные связи. Характер изменения температур плавления и кипения гидридов р-элементов IV-VII групп. Значение водородных связей для природных объектов. Аномальные свойства воды.

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

Одной из разновидностей межмолекулярного взаимодействия является водородная связь . Она осуществляется между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и отрицательно поляризованным атомом Х другой молекулы:

Х δ- ─Н δ+ Х δ- ─Н δ+ ,

где Х – атом одного из наиболее электроотрицательных элементов – F, O или N, а символ – условное обозначение водородной связи.

Образование водородной связи обусловлено, прежде всего, тем, что у атома водорода имеется только один электрон, который при образовании полярной ковалентной связи с атомом Х смещается в его сторону. На атоме водорода возникает высокий положительный заряд, что в сочетании с отсутствием внутренних электронных слоев в атоме водорода позволяет другому атому сближаться с ним до расстояний, близких к длинам ковалентных связей.

Таким образом, водородная связь образуется в результате взаимодействия диполей. Однако в отличие от обычного диполь-дипольного взаимодействия, механизм возникновения водородной связи обусловлен и донорно-акцепторным взаимодействием, где донором электронной пары является атом Х одной молекулы, а акцептором – атом водорода другой.

Водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости. Наличие водородной связи существенно влияет на физические свойства веществ. Например, температуры плавления и кипения HF, H 2 O и NH 3 выше, чем у гидридов других элементов тех же групп. Причиной аномального поведения является наличие водородных связей, на разрыв которых требуется дополнительная энергия.

В результате взаимного электростатического притяжения между молекулами и атомами химических элементов может возникнуть ионная связь. Примеры таких соединений можно наблюдать в различных реакциях гальванических батарей, даже простая поваренная соль имеет соединение данного типа. О том, что такое ионная связь, чем она отличается от ковалентной, рассказывается в этой статье.

Простые и сложные ионы

В ионной связи участвуют и отдельные атомы, и различные их соединения. Все участники такой связи имеют электрический заряд и удерживаются в соединении благодаря электростатическим силам. Различают ионы простые, такие как Na + , K + , которые относятся к катионам; F - , Cl - - относящиеся к анионам. Также бывают ионы сложные, состоящие из двух и более атомов. Примеры ионной химической связи на базе сложных ионов - анионы OH - , NO 3 - , катион NH 4 + . Простые ионы с положительным зарядом образуются из атомов с низким ионизационным потенциалом - обычно это металлы главных подгрупп I-II группы. Простые ионы, имеющие отрицательный заряд, в большинстве случаев являются типичными неметаллами.

Ковалентная и ионная связь

Примеры систем, созданных из двух частиц, обладающих противоположными электрическими зарядами, показывают, что в таком случае всегда возникает электрическое поле. Это означает, что электрически активные ионы могут притягивать и другие ионы в различных направлениях. Благодаря силам электрического притяжения и существует ионная связь. Примеры таких соединений показывают два принципиальных различия между ионной и ковалентной связью.

1. Электрическое поле иона уменьшается в зависимости от расстояния в любом направлении. Поэтому степень взаимодействия между ионами не зависит от того, как в пространстве эти ионы расположены. Из этих наблюдений можно сделать вывод, что ионная связь скалярна, то есть не обладает направленностью.
2. Два иона, обладающие различными зарядами, притягивают не только друг друга, но и соседние заряженные ионы - к определенному иону могут присоединиться различное число заряженных частиц противоположного знака. В этом заключается еще одно различие между ковалентной и ионной связью: последняя не имеет насыщаемости. Число присоединенных ионов определяется линейными размерами заряженных частиц, а также тем принципом, что силы притяжения ионов противоположных зарядов должны преобладать над силами отталкивания, которые действуют между одинаково заряженными частицами.

Ассоциации

Поскольку насыщаемость и направленность у ионов отсутствуют, то они склонны соединяться друг с другом в различных комбинациях. Это свойство ученые назвали ассоциацией. При высоких температурах ассоциация невелика: кинетическая энергия молекул и ионов довольно высока, и в газовом состоянии вещества с ионным видом связи находятся в виде отдельных молекул. Но средние и низкие температуры делают возможным образование различных структурных соединений, за образование которых несет ответственность ионный тип связи. Примеры строения веществ в жидком и твердом состоянии показаны на рисунках.

Как можно видеть, ионная связь создает кристаллическую решетку, в которой каждый элемент окружен ионами с противоположным знаком заряда. При этом такое вещество обладает одинаковыми характеристиками в различных направлениях.

Поляризация

Как известно, при присоединении электрона к атому неметалла выделяется определенное количество энергии. Однако присоединение второго электрона требует уже затрат энергии, поэтому образование простых многозарядных анионов становится энергетически убыточным. Вместе с тем такие элементы, как SO 4 2- , СО 3 2- показывают, что сложные многозарядные отрицательные ионы могут быть энергетически устойчивыми, так как электроны в соединении распределены таким образом, чтобы заряд каждого атома был не больше заряда самого электрона. Такие правила дикутует стандартная ионная связь.

Примеры типичных элементов, которые встречаются на каждом шагу (NaCl, CsF), не показывают полного разделения положительного и отрицательного зарядов. Например, в кристалле поваренной соли эффективный отрицательный заряд будет составлять всего около 93 % полного заряда электрона. Данный эффект наблюдается и в других соединениях. Такое неполное разделение зарядов называется поляризацией.

Причины поляризации

Причиной поляризации всегда является электрическое поле. Внешний слой электронов испытывает наибольшее смещение при поляризации. Однако следует заметить, что различные ионы имеют неодинаковую поляризуемость: чем слабее связь внешнего электрона с ядром, тем легче поляризуется весь ион и тем сильнее деформируется электронное облако.

Поляризация ионов оказывает известное действие на соединения, образующие ионную связь. Примеры химических реакций показывают, что наибольшим поляризующим действием обладает ион водорода Н + , поскольку он обладает наименьшими размерами и полным отсутствием электронного облака.

Электроны от одного атома могут полностью перейти к другому. Такое перераспределение зарядов ведет к образованию положительно и отрицательно заряженных ионов (катионов и анионов). Между ними возникает особый тип взаимодействия — ионная связь. Рассмотрим подробнее способ ее образования, строение и свойства веществ.

Электроотрицательность

Атомы отличаются по электрооотрицательности (ЭО) — способности притягивать к себе электроны с валентных оболочек других частиц. Для количественного определения используется предложенная Л. Поллингом шкала относительной электроотрицательности (безразмерная величина). Сильнее, чем у других элементов, выражена способность притягивать к себе электроны у атомов фтора, его ЭО — 4. В шкале Поллинга сразу же за фтором следуют кислород, азот, хлор. Значения ЭО водорода и других типичных неметаллов равны или близки к 2. Из металлов большинство обладает электроотрицательностью от 0,7 (Fr) до 1,7. Существует зависимость ионности связи от разности ЭО химических элементов. Чем она больше, тем выше вероятность того, что возникнет ионная связь. Этот тип взаимодействия чаще встречается при разности ЭО=1,7 и выше. Если значение меньше, то соединения относятся к полярным ковалентным.

Энергия ионизации

Для отрыва слабо связанных с ядром внешних электронов необходима энергия ионизации (ЭИ). Единица изменения этой физической величины — 1 электрон-вольт. Существуют закономерности изменения ЭИ в рядах и столбцах периодической системы, зависящие от возрастания заряда ядра. В периодах слева направо энергия ионизации увеличивается и приобретает наибольшие значения у неметаллов. В группах она уменьшается сверху вниз. Основная причина — увеличение радиуса атома и расстояния от ядра до внешних электронов, которые легко отрываются. Возникает положительно заряженная частица — соответствующий катион. По величине ЭИ можно судить о том, возникает ли ионная связь. Свойства также зависят от энергии ионизации. Например, металлы щелочные и щелочноземельные обладают небольшими значениями ЭИ. У них ярко выражены восстановительные (металлические) свойства. Инертные газы в химическом отношении малоактивны, что обусловлено их высокой энергией ионизации.

Сродство к электрону

В химических взаимодействиях атомы могут присоединять электроны с образованием отрицательной частицы — аниона, процесс сопровождается выделением энергии. Соответствующая физическая величина — это сродство к электрону. Единица измерения такая же, как энергии ионизации (1 электрон-вольт). Но ее точные значения известны не для всех элементов. Галогены обладают наибольшим сродством к электрону. На внешнем уровне атомов элементов — 7 электронов, не хватает только одного до октета. Сродство к электрону у галогенов высокое, они обладают сильными окислительными (неметаллическими) свойствами.

Взаимодействия атомов при образовании ионной связи

Атомы, имеющие незавершенный внешний уровень, находятся в неустойчивом энергетическом состоянии. Стремление к достижению стабильной электронной конфигурации — основная причина, которая приводит к образованию химических соединений. Процесс обычно сопровождается выделением энергии и может привести к молекулам и кристаллам, отличающимся по строению и свойствам. Сильные металлы и неметаллы значительно различаются между собой по ряду показателей (ЭО, ЭИ и сродству к электрону). Для них больше подходит такой тип взаимодействия, как ионная химическая связь, при которой перемещается объединяющая молекулярная орбиталь (общая электронная пара). Считается, что при образовании ионов металлы полностью передают электроны неметаллам. Прочность возникшей связи зависит от работы, необходимой для разрушения молекул, составляющих 1 моль исследуемого вещества. Эта физическая величина известна как энергия связи. Для ионных соединений ее значения составляют от нескольких десятков до сотен кДж/моль.

Образование ионов

Атом, отдающий свои электроны при химических взаимодействиях, превращается в катион (+). Принимающая частица — это анион (-). Чтобы выяснить, как будут вести себя атомы, возникнут ли ионы, нужно установить разность их ЭО. Проще всего провести такие расчеты для соединения из двух элементов, например, хлорида натрия.

Натрий имеет всего 11 электронов, конфигурация внешнего слоя — 3s 1 . Для его завершения атому легче отдать 1 электрон, чем присоединить 7. Строение валентного слоя хлора описывает формула 3s 2 3p 5 . Всего у атома 17 электронов, 7 — внешних. Не хватает одного для достижения октета и стабильной структуры. Химические свойства подтверждают предположения о том, что атом натрия отдает, а хлор принимает электроны. Возникают ионы: положительный (катион натрия) и отрицательный (анион хлора).

Ионная связь

Теряя электрон, натрий приобретает положительный заряд и устойчивую оболочку атома инертного газа неона (1s 2 2s 2 2p 6). Хлор в результате взаимодействия с натрием получает дополнительный отрицательный заряд, а ион повторяет строение атомной оболочки благородного газа аргона (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Приобретенный электрический заряд называется зарядом иона. Например, Na + , Ca 2+ , Cl - , F - . В составе ионов могут находиться атомы нескольких элементов: NH 4 + , SO 4 2- . Внутри таких сложных ионов частицы связаны по донорно-акцепторному или ковалентному механизму. Между разноименно заряженными частицами возникает электростатическое притяжение. Его величина в случае ионной связи пропорциональна зарядам, а с увеличением расстояния между атомами оно слабеет. Характерные признаки ионной связи:

• сильные металлы реагируют с активными неметаллическими элементами;
• электроны переходят от одного атома к другому;
• возникшие ионы обладают стабильной конфигурацией внешних оболочек;
• между противоположно заряженными частицами возникает электростатическое притяжение.

Кристаллические решетки ионных соединений

В химических реакциях металлы 1-й, 2-й и 3-й групп периодической системы обычно теряют электроны. Образуются одно-, двух- и трехзарядные положительные ионы. Неметаллы 6-й и 7-й групп обычно присоединяют электроны (исключение — реакции с фтором). Возникают одно- и двухзарядные отрицательные ионы. Затраты энергии на эти процессы, как правило, компенсируются, при создании кристалла вещества. Ионные соединения обычно находятся в твердом состоянии, образуют структуры, состоящие из противоположно заряженных катионов и анионов. Эти частицы притягиваются и образуют гигантские кристаллические решетки, в которых положительные ионы окружены отрицательными частицами (и наоборот). Суммарный заряд вещества равен нулю, ведь общее число протонов уравновешивается количеством электронов всех атомов.

Свойства веществ с ионной связью

Для ионных кристаллических веществ характерны высокие температуры кипения и плавления. Обычно эти соединения являются термостойкими. Следующую особенность можно обнаружить при растворении таких веществ в полярном растворителе (воде). Кристаллы легко разрушаются, а ионы переходят в раствор, который обладает электрической проводимостью. Ионные соединения также разрушаются при расплавлении. Появляются свободные заряженные частицы, значит, расплав проводит электрический ток. Вещества с ионной связью являются электролитами — проводниками второго рода.

Относятся к группе ионных соединений оксиды и галогениды щелочных и щелочноземельных металлов. Практически все они находят широкое применение в науке, технике, химическом производстве, металлургии.

Теория химической связи занимает важнейшее место в современной химии. Она объясняет, почему атомы объединяются в химические частицы, и позволяет сравнивать устойчивость этих частиц. Используя теорию химической связи, можно предсказать состав и строение различных соединений. Понятие о разрыве одних химических связей и образовании других лежит в основе современных представлений о превращениях веществ в ходе химических реакций.

Химическая связь - это взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость химической частицы или кристалла как целого. Химическая связь образуется за счет электростатического взаимодействия между заряженными частицами: катионами и анионами, ядрами и электронами. При сближении атомов начинают действовать силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого, а также силы отталкивания между ядрами и между электронами. На некотором расстоянии эти силы уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая химическая частица.

При образовании химической связи может произойти существенное перераспределение электронной плотности атомов в соединении по сравнению со свободными атомами. В предельном случае это приводит к образованию заряженных частиц - ионов (от греческого "ион" - идущий).

Взаимодействие ионов

Если атом теряет один или несколько электронов, то он превращается в положительный ион - катион (в переводе с греческого - "идущий вниз). Так образуются катионы водорода Н + , лития Li + , бария Ва 2+ . Приобретая электроны, атомы превращаются в отрицательные ионы - анионы (от греческого "анион" - идущий вверх). Примерами анионов являются фторид ион F − , сульфид-ион S 2− .

Катионы и анионы способны притягиваться друг к другу. При этом возникает химическая связь, и образуются химические соединения. Такой тип химической связи называется ионной связью:

Ионная связь - это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами.

Механизм образования ионной связи можно рассмотреть на примере реакции между натрием и хлором. Атом щелочного металла легко теряет электрон, а атом галогена - приобретает. В результате этого возникает катион натрия и хлорид-ион. Они образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними.

Взаимодействие между катионами и анионами не зависит от направления, поэтому о ионной связи говорят как о ненаправленной. Каждый катион может притягивать любое число анионов, и наоборот. Вот почему ионная связь является ненасыщенной. Число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь размерами кристалла. Поэтому "молекулой" ионного соединения следует считать весь кристалл.

Для возникновения ионной связи необходимо, чтобы сумма значений энергии ионизации E i (для образования катиона) и сродства к электрону A e (для образования аниона) должна быть энергетически выгодной. Это ограничивает образование ионной связи атомами активных металлов (элементы IA- и IIA-групп, некоторые элементы IIIA-группы и некоторые переходные элементы) и активных неметаллов (галогены, халькогены, азот).

Идеальной ионной связи практически не существует. Даже в тех соединениях, которые обычно относят к ионным, не происходит полного перехода электронов от одного атома к другому; электроны частично остаются в общем пользовании. Так, связь во фториде лития на 80% ионная, а на 20% - ковалентная. Поэтому правильнее говорить о степени ионности (полярности) ковалентной химической связи. Считают, что при разности электроотрицательностей элементов 2,1 связь является на 50% ионной. При большей разности соединение можно считать ионным.

Ионной моделью химической связи широко пользуются для описания свойств многих веществ, в первую очередь, соединений щелочных и щелочноземельных металлов с неметаллами. Это обусловлено простотой описания таких соединений: считают, что они построены из несжимаемых заряженных сфер, отвечающих катионам и анионам. При этом ионы стремятся расположиться таким образом, чтобы силы притяжения между ними были максимальными, а силы отталкивания - минимальными.

Ионные радиусы

В простой электростатической модели ионной связи используется понятие ионных радиусов. Сумма радиусов соседних катиона и аниона должна равняться соответстующему межъядерному расстоянию:

r 0 = r + + r −

При этом остается неясным, где следует провести границу между катионом и анионом. Сегодня известно, что чисто ионной связи не существует, так как всегда имеется некоторое перекрывание электронных облаков. Для вычисления радиусов ионов используют методы исследования, которые позволяют определять электронную плотность между двумя атомами. Межъядерное расстояние делят в точке, где электронная плотность минимальна.

Размеры иона зависят от многих факторов. При постоянном заряде иона с ростом порядкового номера (а, следовательно, заряда ядра) ионный радиус уменьшается. Это особенно хорошо заметно в ряду лантаноидов, где ионные радиусы монотонно меняются от 117 пм для (La 3+) до 100 пм (Lu 3+) при координационном числе 6. Этот эффект носит название лантаноидного сжатия .

В группах элементов ионные радиусы в целом увеличиваются с ростом порядкового номера. Однако для d -элементов четвертого и пятого периодов вследствие лантаноидного сжатия может произойти даже уменьшение ионного радиуса (например, от 73 пм у Zr 4+ до 72 пм у Hf 4+ при координационном числе 4).

В периоде происходит заметно уменьшение ионного радиуса, связанное с усилением притяжения электронов к ядру при одновременном росте заряда ядра и заряда самого иона: 116 пм у Na + , 86 пм у Mg 2+ , 68 пм у Al 3+ (координационное число 6). По этой же причине увеличение заряда иона приводит к уменьшению ионного радиуса для одного элемента: Fe 2+ 77 пм, Fe 3+ 63 пм, Fe 6+ 39 пм (координационное число 4).

Сравнение ионных радиусов можно проводить только при одинаковом координационном числе, поскольку оно оказывает влияние на размер иона из-за сил отталкивания между противоионами. Это хорошо видно на примере иона Ag + ; его ионных радиус равен 81, 114 и 129 пм для координационных чисел 2, 4 и 6, соответственно.

Структура идеального ионного соединения, обусловленная максимальным притяжением между разноименными ионами и минимальным отталкиванием одноименных ионов, во многом определяется соотношением ионных радиусов катионов и анионов. Это можно показать простыми геометрическими построениями.

Отношение r + : r −	Координационное число катиона	Окружение	Пример
0,225−0,414	4	Тетраэдрическое	ZnS
0,414−0,732	6	Октаэдрическое	NaCl
0,732−1,000	8	Кубическое	CsCl
>1,000	12	Додекаэдрическое	В ионных кристаллах не обнаружено

Энергия ионной связи

Энергия связи для ионного соединения - это энергия, которая выделяется при его образовании из бесконечно удаленных друг от друга газообразных противоионов. Рассмотрение только электростатических сил соответствует около 90% от общей энергии взаимодействия, которая включает также вклад неэлектростатических сил (например, отталкивание электронных оболочек).

При возникновении ионной связи между двумя свободными ионами энергия их притяжения определяется законом Кулона :

E (прит.) = q + q − / (4π r ε),

где q + и q − - заряды взаимодействующих ионов, r - расстояние между ними, ε - диэлектрическая проницаемость среды.

Так как один из зарядов отрицателен, то значение энергии также будет отрицательным.

Согласно закону Кулона, на бесконечно малых расстояниях энергия притяжения должна стать бесконечно большой. Однако этого не происходит, так как ионы не являются точечными зарядами. При сближении ионов между ними возникают силы отталкивания, обусловленные взаимодействием электронных облаков. Энергия отталкивания ионов описывается уравнением Борна:

Е (отт.) = В / r n ,

где В - некоторая константа, n может принимать значения от 5 до 12 (зависит от размера ионов). Общая энергия определяется суммой энергий притяжения и отталкивания:

Е = Е (прит.) + Е (отт.)

Ее значение проходит через минимум. Координаты точки минимума отвечают равновесному расстоянию r 0 и равновесной энергии взаимодействия между ионами E 0:

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

В кристаллической решетке всегда имеет место большее число взаимодействий, чем между парой ионов. Это число определяется в первую очередь типом кристаллической решетки. Для учета всех взаимодействий (ослабевающих с увеличением расстояния) в выражение для энергии ионной кристаллической решетки вводят так называемую константу Маделунга А :

E (прит.) = A q + q − / (4π r ε)

Значение константы Маделунга определяется только геометрией решетки и не зависит от радиуса и заряда ионов. Например, для хлорида натрия она равна 1,74756.