170955 0

Jokaisessa atomissa on tietty määrä elektroneja.

Sisään astuminen kemialliset reaktiot, atomit luovuttavat, hankkivat tai seurustelevat elektroneja saavuttaen vakaimman elektronisen konfiguraation. Alhaisimman energian omaava konfiguraatio on stabiilin (kuten jalokaasuatomeissa). Tätä mallia kutsutaan "oktettisäännöksi" (kuva 1).

Riisi. yksi.

Tämä sääntö koskee kaikkia yhteystyypit. Atomien välisten elektronisten sidosten ansiosta ne voivat muodostaa pysyviä rakenteita yksinkertaisimmista kiteistä monimutkaisiin biomolekyyleihin, jotka lopulta muodostavat eläviä järjestelmiä. Ne eroavat kiteistä jatkuvassa aineenvaihdunnassaan. Monet kemialliset reaktiot etenevät kuitenkin mekanismien mukaan sähköinen siirto, joilla on tärkeä rooli kehon energiaprosesseissa.

Kemiallinen sidos on voima, joka pitää yhdessä kaksi tai useampia atomia, ioneja, molekyylejä tai mitä tahansa niiden yhdistelmää..

Luonto kemiallinen sidos universaali: se on negatiivisesti varautuneiden elektronien ja positiivisesti varautuneiden ytimien välinen sähköstaattinen vetovoima, joka määräytyy atomien ulkokuoressa olevien elektronien konfiguraation mukaan. Atomin kykyä muodostaa kemiallisia sidoksia kutsutaan valenssi, tai hapetustila. Käsite valenssielektronit- elektronit, jotka muodostavat kemiallisia sidoksia, eli ne, jotka sijaitsevat korkeimman energian kiertoradalla. Vastaavasti nämä orbitaalit sisältävän atomin ulkokuorta kutsutaan valenssikuori. Tällä hetkellä kemiallisen sidoksen olemassaolon osoittaminen ei riitä, vaan on tarpeen selventää sen tyyppiä: ioninen, kovalenttinen, dipoli-dipoli, metalli.

Ensimmäinen yhteystyyppi onioninen yhteys

Lewisin ja Kosselin elektronisen valenssiteorian mukaan atomit voivat saavuttaa vakaan elektronisen konfiguraation kahdella tavalla: ensinnäkin menettämällä elektroneja, muuttumalla kationeja, toiseksi niiden hankkiminen, muuttuminen anionit. Elektroninsiirron seurauksena ionien välisen sähköstaattisen vetovoiman, joiden varaus on vastakkainen, välillä muodostuu kemiallinen sidos, nimeltään Kossel. sähkövalenttinen(nyt nimeltään ioninen).

Tässä tapauksessa anionit ja kationit muodostavat vakaan elektronisen konfiguraation, jossa on täytetty ulompi elektronikuori. Tyypilliset ionisidokset muodostuvat jaksollisen järjestelmän T- ja II-ryhmien kationeista ja ryhmien VI ja VII ei-metallisten alkuaineiden anioneista (16 ja 17 alaryhmää, vastaavasti, kalkogeenit ja halogeenit). Ioniyhdisteiden sidokset ovat tyydyttymättömiä ja suuntaamattomia, joten ne säilyttävät mahdollisuuden sähköstaattiseen vuorovaikutukseen muiden ionien kanssa. Kuvassa Kuvat 2 ja 3 esittävät esimerkkejä Kosselin elektroninsiirtomallia vastaavista ionisidoksista.

Riisi. 2.

Riisi. 3. Ionisidos natriumkloridi (NaCl) -molekyylissä

Tässä on aiheellista palauttaa mieleen joitakin ominaisuuksia, jotka selittävät aineiden käyttäytymistä luonnossa, erityisesti pohtimaan käsitettä hapot ja perusteilla.

Kaikkien näiden aineiden vesiliuokset ovat elektrolyyttejä. Ne muuttavat väriä eri tavoin. indikaattoreita. Indikaattorien toimintamekanismin löysi F.V. Ostwald. Hän osoitti, että indikaattorit ovat heikkoja happoja tai emäksiä, joiden väri dissosioitumattomassa ja dissosioituneessa tilassa on erilainen.

Emäkset voivat neutraloida happoja. Kaikki emäkset eivät liukene veteen (esim. jotkut orgaaniset yhdisteet, jotka eivät sisällä -OH-ryhmiä ovat liukenemattomia, erityisesti trietyyliamiini N (C 2 H 5) 3); liukoisia emäksiä kutsutaan alkalit.

Happojen vesiliuokset joutuvat ominaisiin reaktioihin:

a) metallioksideilla - suolan ja veden muodostuksella;

b) metallien kanssa - suolan ja vedyn muodostuessa;

c) karbonaattien kanssa - suolan muodostuksella, CO 2 ja H 2 O.

Happojen ja emästen ominaisuuksia kuvataan useilla teorioilla. Teorian mukaisesti S.A. Arrhenius, happo, on aine, joka hajoaa muodostaen ioneja H+ , kun taas emäs muodostaa ioneja HÄN- . Tämä teoria ei ota huomioon orgaanisten emästen olemassaoloa, joissa ei ole hydroksyyliryhmiä.

Sopusoinnussa protoni Bronstedin ja Lowryn teorian mukaan happo on aine, joka sisältää molekyylejä tai ioneja, jotka luovuttavat protoneja ( lahjoittajia protonit), ja emäs on aine, joka koostuu molekyyleistä tai ioneista, jotka hyväksyvät protoneja ( hyväksyjät protonit). Huomaa, että vesiliuoksissa vetyionit ovat hydratoituneessa muodossa, toisin sanoen hydronium-ionien muodossa H3O+ . Tämä teoria ei kuvaa vain reaktioita veden ja hydroksidi-ionien kanssa, vaan myös reaktioita, jotka suoritetaan ilman liuotinta tai vedettömän liuottimen kanssa.

Esimerkiksi ammoniakin välisessä reaktiossa NH 3 (heikko emäs) ja kloorivety kaasufaasissa muodostuu kiinteää ammoniumkloridia, ja kahden aineen tasapainoseoksessa on aina 4 hiukkasta, joista kaksi on happoja ja kaksi muuta emästä:

Tämä tasapainoseos koostuu kahdesta konjugoidusta parista happoja ja emäksiä:

1)NH 4+ ja NH 3

2) HCl ja Cl ‑

Tässä kussakin konjugoidussa parissa happo ja emäs eroavat yhden protonin verran. Jokaisella hapolla on konjugaattiemäs. Vahvalla hapolla on heikko konjugaattiemäs ja heikolla hapolla vahva konjugaattiemäs.

Bronsted-Lowryn teoria tekee mahdolliseksi selittää veden ainutlaatuisen roolin biosfäärin elämässä. Vesi voi sen kanssa vuorovaikutuksessa olevasta aineesta riippuen osoittaa joko hapon tai emäksen ominaisuuksia. Esimerkiksi reaktioissa kanssa vesiliuokset Etikkahapon kanssa vesi on emäs, ja ammoniakin vesiliuoksilla se on happoa.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Tässä etikkahappomolekyyli luovuttaa protonin vesimolekyylille;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + HÄN- . Tässä ammoniakkimolekyyli hyväksyy protonin vesimolekyylistä.

Siten vesi voi muodostaa kaksi konjugoitua paria:

1) H2O(happo) ja HÄN- (konjugoitu emäs)

2) H3O+ (happo) ja H2O(konjugaattiemäs).

Ensimmäisessä tapauksessa vesi luovuttaa protonin, ja toisessa se ottaa sen vastaan.

Tällaista ominaisuutta kutsutaan amfiprotoniteetti. Aineita, jotka voivat reagoida sekä happoina että emäksinä, kutsutaan amfoteerinen. Tällaisia ​​aineita löytyy usein luonnosta. Esimerkiksi aminohapot voivat muodostaa suoloja sekä happojen että emästen kanssa. Siksi peptidit muodostavat helposti koordinaatioyhdisteitä läsnä olevien metalli-ionien kanssa.

Siten ionisen sidoksen tunnusomainen ominaisuus on sitoutuvien elektronien täydellinen siirtyminen yhteen ytimistä. Tämä tarkoittaa, että ionien välissä on alue, jossa elektronitiheys on lähes nolla.

Toinen yhteystyyppi onkovalenttinen yhteys

Atomit voivat muodostaa stabiileja elektronisia kokoonpanoja jakamalla elektroneja.

Tällainen sidos muodostuu, kun elektronipari jaetaan yksi kerrallaan. jokaisesta atomi. Tässä tapauksessa sosialisoidut sidoselektronit jakautuvat tasaisesti atomien kesken. Esimerkkejä kovalenttisidos voidaan kutsua homoydin kaksiatominen H-molekyylejä 2 , N 2 , F 2. Allotroopeilla on samantyyppinen sidos. O 2 ja otsoni O 3 ja polyatomiselle molekyylille S 8 ja myös heteronukleaariset molekyylit vetykloridi HCl, hiilidioksidi CO 2, metaani CH 4, etanoli FROM 2 H 5 HÄN, rikkiheksafluoridi SF 6, asetyleeni FROM 2 H 2. Kaikilla näillä molekyyleillä on samat yhteiset elektronit, ja niiden sidokset ovat kyllästyneet ja suunnatut samalla tavalla (kuva 4).

Biologeille on tärkeää, että kaksois- ja kolmoissidosten atomien kovalenttiset säteet pienenevät yksittäisiin sidoksiin verrattuna.

Riisi. neljä. Kovalenttinen sidos Cl2-molekyylissä.

Ioniset ja kovalenttiset sidostyypit ovat kaksi rajoittavaa tapausta monille olemassa oleville kemiallisille sidostyypeille, ja käytännössä suurin osa sidoksista on välimuotoisia.

Kahden alkuaineen yhdisteet, jotka sijaitsevat Mendeleev-järjestelmän saman tai eri jaksojen vastakkaisissa päissä, muodostavat pääasiassa ionisidoksia. Kun alkuaineet lähestyvät toisiaan jakson sisällä, niiden yhdisteiden ioninen luonne vähenee, kun taas kovalenttinen luonne kasvaa. Esimerkiksi jaksollisen järjestelmän vasemmalla puolella olevien alkuaineiden halogenidit ja oksidit muodostavat pääasiassa ionisidoksia ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), ja samat taulukon oikealla puolella olevien alkuaineiden yhdisteet ovat kovalenttisia ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenoli C6H5OH, glukoosi C6H12O6, etanoli C2H5OH).

Kovalenttisella sidoksella on puolestaan ​​toinen muunnelma.

Moniatomisissa ioneissa ja monimutkaisissa biologisissa molekyyleissä molemmat elektronit voivat olla peräisin vain yksi atomi. Sitä kutsutaan luovuttaja elektronipari. Atomia, joka sosialisoi tämän elektroniparin luovuttajan kanssa, kutsutaan tunnustaja elektronipari. Tämän tyyppistä kovalenttista sidosta kutsutaan koordinaatio (luovuttaja-vastaava, taidatiivi) viestintää(Kuva 5). Tämäntyyppinen sidos on tärkein biologian ja lääketieteen kannalta, koska aineenvaihdunnan tärkeimpien d-alkuaineiden kemia kuvataan suurelta osin koordinaatiosidoksilla.

Kuva. 5.

Yleensä monimutkaisessa yhdisteessä metalliatomi toimii elektroniparin vastaanottajana; päinvastoin, ionisissa ja kovalenttisissa sidoksissa metalliatomi on elektronin luovuttaja.

Kovalenttisen sidoksen olemus ja sen lajike - koordinaatiosidos - voidaan selvittää toisen GN:n ehdottaman happojen ja emästen teorian avulla. Lewis. Hän laajensi jonkin verran termien "happo" ja "emäs" semanttista käsitettä Bronsted-Lowryn teorian mukaan. Lewisin teoria selittää kompleksisten ionien muodostumisen ja aineiden osallistumisen reaktioihin nukleofiilinen substituutio eli CS:n muodostuksessa.

Lewisin mukaan happo on aine, joka pystyy muodostamaan kovalenttisen sidoksen vastaanottamalla elektroniparin emäksestä. Lewis-emäs on aine, jossa on yksittäinen elektronipari, joka luovuttamalla elektroneja muodostaa kovalenttisen sidoksen Lewis-hapon kanssa.

Toisin sanoen Lewisin teoria laajentaa happo-emäsreaktioiden valikoimaa myös reaktioihin, joihin protonit eivät osallistu lainkaan. Lisäksi protoni itse on tämän teorian mukaan myös happo, koska se pystyy hyväksymään elektroniparin.

Siksi tämän teorian mukaan kationit ovat Lewisin happoja ja anionit Lewis-emäksiä. Seuraavat reaktiot ovat esimerkkejä:

Edellä todettiin, että aineiden jakaminen ionisiin ja kovalenttisiin on suhteellista, koska kovalenttisissa molekyyleissä ei ole elektronin täydellistä siirtymistä metalliatomeista akseptoriatomeihin. Ioniyhdisteissä jokainen ioni on sisällä sähkökenttä vastakkaisen merkin ioneja, joten ne ovat keskenään polarisoituneita ja niiden kuoret ovat epämuodostuneet.

Polarisoituvuus määräytyy ionin elektronisen rakenteen, varauksen ja koon mukaan; se on korkeampi anioneille kuin kationeille. Suurin polarisoituvuus kationeista on kationeille, joilla on suurempi varaus ja pienempi koko, esimerkiksi Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Sillä on voimakas polarisoiva vaikutus H+ . Koska ionipolarisaation vaikutus on kaksipuolinen, se muuttaa merkittävästi niiden muodostamien yhdisteiden ominaisuuksia.

Kolmas yhteystyyppi -dipoli-dipoli yhteys

Lueteltujen viestintätyyppien lisäksi on myös dipoli-dipoli molekyylien välinen vuorovaikutuksia, tunnetaan myös nimellä van der Waals .

Näiden vuorovaikutusten voimakkuus riippuu molekyylien luonteesta.

Vuorovaikutuksia on kolmenlaisia: pysyvä dipoli - pysyvä dipoli ( dipoli-dipoli vetovoima); pysyvä dipoli-indusoitu dipoli ( induktio vetovoima); hetkellinen dipoli-indusoitu dipoli ( dispersio vetovoima tai Lontoon joukot; riisi. 6).

Riisi. 6.

Vain molekyyleillä, joissa on polaarisia kovalenttisia sidoksia, on dipoli-dipolimomentti ( HCl, NH3, SO 2, H20, C6H5Cl), ja sidoslujuus on 1-2 hyvästi(1D \u003d 3,338 × 10 -30 kulonia - C × m).

Biokemiassa erotetaan toisentyyppinen sidos - vety yhteys, mikä on rajoittava tapaus dipoli-dipoli vetovoima. Tämä sidos muodostuu vetyatomin ja pienen elektronegatiivisen atomin, useimmiten hapen, fluorin ja typen, välisestä vetovoimasta. Suurilla atomeilla, joilla on samanlainen elektronegatiivisuus (esimerkiksi kloorin ja rikin kanssa), vetysidos on paljon heikompi. Vetyatomi erottuu yhdestä olennaisesta piirteestä: kun sitovat elektronit vedetään pois, sen ydin - protoni - paljastuu ja lakkaa olemasta elektronien seulonnassa.

Siksi atomi muuttuu suureksi dipoliksi.

Vetysidos, toisin kuin van der Waalsin sidos, ei muodostu vain molekyylien välisten vuorovaikutusten aikana, vaan myös yhden molekyylin sisällä - molekyylin sisäinen vetysidos. Vetysidoksilla on tärkeä rooli biokemiassa, esimerkiksi proteiinien rakenteen stabiloinnissa a-heliksin muodossa tai DNA:n kaksoiskierteen muodostuksessa (kuvio 7).

Kuva 7.

Vety- ja van der Waalsin sidokset ovat paljon heikompia kuin ioniset, kovalenttiset ja koordinaatiosidokset. Molekyylien välisten sidosten energia on esitetty taulukossa. yksi.

Pöytä 1. Molekyylienvälisten voimien energia

Merkintä: Molekyylien välisten vuorovaikutusten aste heijastaa sulamisen ja haihtumisen (kiehumisen) entalpiaa. Ioniyhdisteet vaativat paljon enemmän energiaa ionien erottamiseen kuin molekyylien erottamiseen. Ioniyhdisteiden sulamisentalpiat ovat paljon korkeammat kuin molekyyliyhdisteiden.

Neljäs yhteystyyppi -metallinen sidos

Lopuksi on olemassa toisen tyyppisiä molekyylien välisiä sidoksia - metalli-: metallien hilan positiivisten ionien yhdistäminen vapaiden elektronien kanssa. Tämän tyyppistä yhteyttä ei esiinny biologisissa objekteissa.

Lyhyestä sidostyyppien tarkastelusta selviää yksi yksityiskohta: metallin atomin tai ionin tärkeä parametri - elektronin luovuttaja, samoin kuin atomin - elektronin vastaanottaja on sen koko.

Yksityiskohtiin menemättä toteamme, että atomien kovalenttiset säteet, metallien ionisäteet ja vuorovaikutuksessa olevien molekyylien van der Waalsin säteet kasvavat, kun niiden atomiluku jaksollisen järjestelmän ryhmissä kasvaa. Tässä tapauksessa ionisäteiden arvot ovat pienimmät ja van der Waalsin säteet ovat suurimmat. Pääsääntöisesti ryhmää alaspäin liikkuessa kaikkien alkuaineiden säteet kasvavat, sekä kovalenttisten että van der Waalsin.

Tärkeimmät biologeille ja lääkäreille ovat koordinaatio(luovuttaja-vastaava) sidokset koordinaatiokemian mukaan.

Lääketieteelliset bioepäorgaaniset aineet. G.K. Barashkov

Kemiallinen sidos on atomien vuorovaikutus, joka määrää kemiallisen hiukkasen tai kiteen stabiilisuuden kokonaisuutena.
Kemiallisen sidoksen luonne on vastakkaisesti varautuneiden hiukkasten (kationit ja anionit, atomiytimet ja elektroniparit, metallikationit ja elektronit) sähköstaattinen vetovoima.
Muodostumismekanismin mukaan on:
a) ionisidos - metallikationin ja ei-metallianionin välinen sidos. Siten ioninen sidostyyppi esiintyy aineissa, jotka muodostuvat vahvojen metallien ja vahvojen epämetallien atomeista. Samaan aikaan metalliatomit luovuttavat elektroneja ulkoiselta (joskus esiulkoiselta) energiatasolta ja muuttuvat positiivisesti varautuneiksi ioneiksi (kationeiksi), ja ei-metalliatomit hyväksyvät elektroneja ulkoiselle energiatasolle ja muuttuvat negatiivisesti varautuneiksi ioneiksi. (anionit) (esimerkkejä aineista: tyypillisten metallien oksidit K2O, CaO, MgO, emäkset KOH, Ca(OH)2, suolat NaNO3, CaSO4).
b) kovalenttinen sidos - sidos ei-metallien atomien välillä. Kovalenttinen sidos syntyy, koska kunkin ei-metalliatomin ulkoisen energiatason parittomista elektroneista muodostuu yhteisiä elektronipareja (laskettu kaavan 8 mukaan - elementin ryhmänumero). Sidosten lukumäärä yhdisteessä on yhtä suuri kuin jaettujen elektroniparien lukumäärä. Jos yhdiste muodostuu yhden kemiallisen alkuaineen - ei-metallien - atomeista, sidosta kutsutaan kovalenttiseksi ei-polaariseksi (esimerkit: N2, Cl2, O2, H2). Kovalenttinen ei-polaarinen sidos esiintyy yksinkertaisissa ei-metallisissa aineissa. Jos yhdiste muodostuu erilaisten ei-metallisten alkuaineiden atomeista, sidosta kutsutaan kovalenttiseksi polaariseksi, koska tässä tapauksessa yhteiset elektroniparit siirtyvät kohti sitä elementtiä, jolla on suurempi elektronegatiivisuus ja alkuaineisiin ilmestyy osittain positiivisia ja osittain negatiivisia varauksia (esimerkkejä aineista: HCl, NO, CCl4, H2SO4). Kovalenttinen polaarinen sidos esiintyy monimutkaisissa aineissa, jotka muodostavat ei-metalliatomit.
Valenssi - kemiallisten alkuaineiden atomien kyky muodostaa kemiallisia sidoksia. Numeerisesti valenssi on sama kuin kemiallisten sidosten lukumäärä, jonka tietyn kemiallisen alkuaineen atomit muodostavat toisen kemiallisen alkuaineen atomien kanssa. Suurin valenssi on sama kuin alkuaineen ryhmänumero (poikkeukset: happi (II) ja typpi (IV)).
c) metallisidos - metallien atomi-ionien ja sosialisoituneiden elektronien välinen sidos. Metallisidos syntyy, kun metalliatomit luovuttavat kaikki elektronit ulkoisesta energiatasosta yhteiseen atomien väliseen tilaan ja muuttuvat positiivisesti varautuneiksi ioneiksi (kationeiksi). Sosialisoituneet elektronit liikkuvat vapaasti atomien välisessä tilassa ja sitovat kaikki kationit yhdeksi kokonaisuudeksi sähköstaattisen vetovoiman ansiosta. Metallisidos havaitaan yksinkertaisissa aineissa-metalleissa tai metalliseoksissa (esimerkkejä aineista: Al, Fe, Cu, pronssi, messinki).

kemiallinen sidos

Luonnossa ei ole yksittäisiä atomeja. Kaikki ne ovat yksinkertaisten ja monimutkaisten yhdisteiden koostumuksessa, joissa niiden yhdistäminen molekyyleiksi varmistetaan muodostamalla kemiallisia sidoksia keskenään.

Kemiallisten sidosten muodostuminen atomien välille on luonnollinen, spontaani prosessi, koska tällöin molekyylijärjestelmän energia vähenee, ts. molekyylijärjestelmän energia on pienempi kuin eristettyjen atomien kokonaisenergia. Tämä on liikkeellepaneva voima kemiallisen sidoksen muodostumisessa.

Kemiallisten sidosten luonne on sähköstaattinen, koska Atomit ovat kokoelma varautuneita hiukkasia, joiden välillä vaikuttavat veto- ja hylkimisvoimat, jotka tulevat tasapainoon.

Sidosten muodostumiseen osallistuvat parittomat elektronit, jotka sijaitsevat ulompien atomien kiertoradalla (tai valmiit elektroniparit) - valenssielektronit. Sanotaan, että kun sidoksia muodostuu, elektronipilvet menevät päällekkäin, jolloin atomiytimien väliin muodostuu alue, jossa todennäköisyys on molempien atomien elektronien löytäminen on maksimi.

s, p - elementit	d - elementit
Valenssielektronit ovat ulompi taso Esimerkiksi, H +1) 1 e 1s 1 1 valenssielektroni O+8) 2e) 6 e 1s 2 2s 2 2p 4 Ulkotaso ei ole valmis - 6 valenssielektronia	Valenssielektronit ovat ulompi taso jad ovat esiulkoisen tason elektroneja Esimerkiksi , Cr +24) 2e) 8e) 8e+ 5e )1e 6 valenssielektronia (5e + 1e)

kemiallinen sidos - tämä on atomien vuorovaikutusta, joka tapahtuu elektronien vaihdolla.

Kun kemiallinen sidos muodostuu, atomeilla on taipumus saada stabiili kahdeksan elektronin (tai kahden elektronin - H, He) ulkokuori, joka vastaa lähimmän inertin kaasuatomin rakennetta, ts. täydennä ulkotasosi.

Kemiallisten sidosten luokitus.

1. Kemiallisen sidoksen muodostumismekanismin mukaan.

a) vaihto kun molemmat sidoksen muodostavat atomit tarjoavat sille parittomia elektroneja.

Esimerkiksi vetymolekyylien H 2 ja kloori Cl 2 muodostuminen:

b) luovuttaja-vastaava , kun yksi atomeista muodostaa valmiin elektroniparin (donorin) sidoksen muodostamiseksi ja toinen atomi muodostaa tyhjän vapaan kiertoradan.

Esimerkiksi ammoniumionin (NH 4) + (varautunut hiukkanen) muodostuminen:

2. Sen mukaan, miten elektroniradat menevät päällekkäin.

a) σ - yhteys (sigma), kun limitysmaksimi on atomien keskipisteitä yhdistävällä viivalla.

Esimerkiksi,

H 2 σ (s-s)

Cl 2 σ(p-p)

HClσ(s-p)

b) π - liitännät (pi), jos limitysmaksimi ei ole atomien keskipisteitä yhdistävällä viivalla.

3. Valmistetun elektronikuoren saavuttamismenetelmän mukaan.

Jokaisella atomilla on taipumus viimeistellä ulkoinen elektronikuorinsa, ja tällaisen tilan saavuttamiseksi voi olla useita tapoja.

Vertailumerkki	kovalenttinen		Ioninen	metalli-
	ei-polaarinen	napainen
Miten valmis elektronikuori saavutetaan?	Elektronien sosialisaatio	Elektronien sosialisaatio	Täydellinen elektronien siirto, ionien (varautuneiden hiukkasten) muodostuminen.	Elektronien sosialisaatio kaikkien kristuksen atomien toimesta. ristikko
Mitkä atomit ovat mukana?	nemeth - nemeth EO = EO	1) Nemeth-Nemeth 1 2) Meth-Nemeth EO < ЭО	meth+ [tunnoton] - EO << EO	Kohdat sisältävät kationisia metalliatomeja. Viestintä tapahtuu elektronien avulla, jotka liikkuvat vapaasti välitilassa.
∆c = EO 1 - EO 2		< 1,7	> 1,7
Esimerkkejä	yksinkertaiset aineet ovat ei-metalleja.

Ioninen kemiallinen sidos on sidos, joka muodostuu kemiallisten alkuaineiden atomien (positiivisesti tai negatiivisesti varautuneiden ionien) välille. Joten mikä on ionisidos ja miten se muodostuu?

Ionikemiallisen sidoksen yleiset ominaisuudet

Ionit ovat varautuneita hiukkasia, joista atomeista tulee, kun ne luovuttavat tai ottavat vastaan ​​elektroneja. Ne vetoavat toisiinsa melko voimakkaasti, tästä syystä aineilla, joilla on tämäntyyppinen sidos, on korkea kiehumis- ja sulamispiste.

Riisi. 1. Ionit.

Ionisidos on kemiallinen sidos erilaisten ionien välillä niiden sähköstaattisen vetovoiman vuoksi. Sitä voidaan pitää kovalenttisen sidoksen rajoittavana tapauksena, kun ero sitoutuneiden atomien elektronegatiivisuuden välillä on niin suuri, että tapahtuu varausten täydellinen erottuminen.

Riisi. 2. Ioninen kemiallinen sidos.

Yleensä uskotaan, että sidos saa elektronisen luonteen, jos EC > 1,7.

Elektronegatiivisuuden arvon ero on sitä suurempi, mitä kauempana elementit sijaitsevat jaksoittaisessa järjestelmässä toisistaan. Tämä yhteys on ominaista metalleille ja ei-metalleille, erityisesti niille, jotka sijaitsevat syrjäisimmissä ryhmissä, esimerkiksi I ja VII.

Esimerkki: ruokasuola, natriumkloridi NaCl:

Riisi. 3. Kaavio natriumkloridin ionisesta kemiallisesta sidoksesta.

Ionisidos esiintyy kiteissä, sillä on vahvuus, pituus, mutta se ei ole kyllästynyt eikä suunnattu. Ionisidos on ominaista vain monimutkaisille aineille, kuten suoloille, alkaleille ja joillekin metallioksideille. Kaasumaisessa tilassa tällaiset aineet esiintyvät ionisten molekyylien muodossa.

Tyypillisten metallien ja epämetallien välille muodostuu ioninen kemiallinen sidos. Elektronit siirtyvät virheettömästi metallista ei-metalliin muodostaen ioneja. Tämän seurauksena muodostuu sähköstaattinen vetovoima, jota kutsutaan ionisidokseksi.

Itse asiassa täysin ionista sidosta ei tapahdu. Niin kutsuttu ionisidos on osittain ioninen, osittain kovalenttinen. Monimutkaisten molekyyli-ionien sidosta voidaan kuitenkin pitää ionisena.

Esimerkkejä ionisidoksen muodostumisesta

On olemassa useita esimerkkejä ionisidoksen muodostumisesta:

• kalsiumin ja fluorin vuorovaikutus

Ca 0 (atomi) -2e \u003d Ca 2 + (ioni)

Kalsiumin on helpompi luovuttaa kaksi elektronia kuin vastaanottaa puuttuvat elektronit.

F 0 (atomi) + 1e \u003d F- (ioni)

- Fluorilla päinvastoin on helpompi hyväksyä yksi elektroni kuin antaa seitsemän elektronia.

Etsitään pienin yhteinen kerrannainen muodostuneiden ionien varausten välillä. Se on yhtä kuin 2. Määritetään fluoriatomien lukumäärä, jotka vastaanottavat kaksi elektronia kalsiumatomista: 2: 1 = 2. 4.

Tehdään kaava ioniselle kemialliselle sidokselle:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• natriumin ja hapen vuorovaikutus

4.3. Saatujen arvioiden kokonaismäärä: 318.