ИОННОЕ СТРОЕНИЕ ЭТО

Содержание

1. Что такое ионная и металлическая связь в химии
2. Ионная химическая связь
3. Металлическая связь
4. Чем отличаются друг от друга и от ковалентной, что общего
5. Как образуется ионная и металлическая связь, примеры
6. Эволюция представлений о природе химической связи
7. Представления о химической связи до открытия электрона
8. Электронные теории химической связи
9. Квантовые теории химической связи
10. Простейшая одноэлектронная ковалентная химическая связь
11. Одинарная ковалентная связь
12. Кратные ковалентные связи
13. Трёхцентровая химическая связь
14. Многоцентровая химическая связь
15. Динамика химической связи
16. Механизм перехода ковалентной в металлическую связь
17. Механизм перехода ковалентной в ионную связь
18. Пример образования ионной связи
19. Модель идеального кристалла
20. Общие сведения о химических связях
21. Координационное число
22. Примеры веществ с ионной связью
23. Характеристики ионной связи
24. Физические свойства ионной связи
25. Как определить ионную связь
26. Вопросы для самопроверки
27. Ионная связь — что это в химии
28. Электронное строение, как отличить от ковалентной
29. Заряды ионов и их классификация
30. Особенности ионной связи
31. Как возникает, процесс взаимодействия, формулы
32. Пример образования ионной связи
33. Химическая связь и строение вещества
34. Механизм образования химической ковалентной связи

Что такое ионная и металлическая связь в химии

До появления знания об электроне, в науке главенствовала теория о валентности как о скрепляющей атомы внутри вещества силе.

Ее предвестником стала научная работа Уильяма Хиггинса
, ирландского химика конца XVIII века, который описал существование неких связей между частицами веществ.

В начале прошлого века, когда появилась модель атомного ядра и выяснилось, что оно состоит из частиц трех видов: электронов, протонов и нейтронов —  теория о валентности
сменилась теорией о химических связях
.

Феномен химических связей объясняется стремлением всего к упорядочиванию. Частицы веществ стремятся к наиболее стабильным и устойчивым формам с минимальным расходом энергии, благодаря чему появляется множество соединений.

Современная химия различает до шести  видов связей
, но чаще всего рассматривает только первые четыре из них:

• металлическая;
• ковалентная;
• ионная;
• водородная;
• ван-дер-ваальсова;
• двухэлектронная трехцентровая химическая.

От типа химической связи зависят ее свойства, а также строение химических решеток, структура и способы взаимодействия атомов и частиц.

Самой распространенной химической связью является ковалентная полярная
, а остальные чаще всего являются либо крайними ее формами, либо вариациями с металлическими и нехарактерными неметаллическими химическими элементами в соединениях.

Ионная химическая связь

Ионная связь
получила свое название от «иона» — частицы, вступающей в связь в соединении.

Ионная химическая связь
 — особый вид химической связи между частицами, основное действие которого направленно на заряженные частицы — ионы.

Ионная связь является крайней формой ковалентной полярной связи. При образовании, происходит поляризация атомов, в следствии чего образуются ионы.

Ионы
 — одноатомные или многоатомные частицы, имеющие ярко выраженный электрический заряд. Делятся на катионы — положительно заряженные атомы, и анионы — отрицательно заряженные.

Ионы могут иметь разный заряд и классифицируются по значению заряда
на:

Частицы, вступающие в ионную связь, должны иметь большую разницу в 2 определение  —  электроотрицательности
 — способности притягивать электронные пары к себе. По Полингу для образования ионной связи необходима разница в 1,7 и более.

При таком виде химической связи происходит почти полный переход одного электрона к другому атому. Частицы с меньшей ЭО практически полностью переходят во владения частицы с большей ЭО, однако полного перехода никогда не случается.

Отчуждение электронов называется окислением
, а присоединение — восстановлением
.

Полного разделения на + и – заряженные частицы нет, так как частицы пересекаются своим электронными орбиталями и связываются очень прочной связью, а также имеют сильное электростатическое взаимодействие между частицами.

Ионная связь характерна для соединений металлов и неметаллов, реже для соединений неметаллов с неметаллами, присутствует в оксидах, гидроксидах, гидридах щелочных и щелочноземельных металлов, в солях, соединениях металлов с галогенами.

Ионная связь характеризуется  двумя главными чертами
:

• ненаправленностью;
• ненасыщаемостью.

Вещества с ионной химической связью имеют ряд особенностей
:

• низкая летучесть;
• высокая температура плавления;
• низкая электростатическая проводимость из-за специфического строения кристаллической решетки;
• твердость, но при этом хрупкость веществ;
• заметная растворимость соединений в полярных растворителях.

Металлическая связь

Атомы металлов имеют возможность соединяться не только с неметаллами, но и между собой. В таком случае происходит формирование металлической связи
.

Металлическая химическая связь 
— особый вид химической связи, образующийся между атомами металлов за счет обобществления их крайних электронных оболочек и валентных электронов.

В металлическую связь вступают частицы двух видов:

• ионизированных атомов металлов, которые в процессе формирования отдают электроны, а значит получают положительный заряд;
• свободных электронов, называемых «электронным газом», имеющих отрицательный заряд по своей природе происхождения.

Металлическая связь образуется только в веществах, а не между отдельными атомами. При этом связи внутри вещества связи не перманенты и не отличаются постоянством.

Кристаллическая решетка в веществах с металлической связью
 образуется в виде некого каркаса, в узлах которого находятся ионы металлов, а между ними в свободной форме путешествует «электронный газ», состоящий из свободных электронов.

Форма кристаллической решетки
отличается в зависимости от группы, к которой относится металл:

• щелочные металлы (литий Li, калий K, рубидий Rb и другие) имеют объемно-центрированную кубическую кристаллическую решетку;
• переходные элементы (алюминий Al, медь Cu, цинк Zn и другие) имеют гранецентрированную кубическую форму решетки;
• щелоноземельные металлы (бериллий Be, кальций Ca, радий Ra, кроме бария) имеют гексагональную решетку;
• индий In имеет тетрагональную решетку;
• ртуть Hg имеет ромбоэдричсекую решетку.

Соединения, обладающие металлической связью, представляют собой либо чистые соединения металлов, либо их сплавы, которые образуют новые вещества, например, бронзу, сталь, чугун, латунь и другие.

Все металлы и их сплавы имеют сходные физические свойства
:

• металлический блеск;
• теплопроводность материала;
• высокая ковкость, пластичность материала;
• хорошая электропроводность;
• твердое агрегатное состояние в нормальных условиях среды;
• высокая плотность материала.

Чем отличаются друг от друга и от ковалентной, что общего

Основные виды химической связи имеют довольно сходный принцип строения по природе происхождения. Они переплетаются между собой и имеют общие признаки. Более того, внутри одной молекулы нередко бывают сразу несколько видов химических связей.

Металлическая и ионная связь сходны между собой, а также сходны с ковалентной связью.

Металлическая и ковалентная
связи сходны тем, что электроны, вступающие в связь обоих видах, становятся общими и принадлежат всем атомам либо в виде электронных пар, либо в виде электронного газа.

Ионная и ковалентная
связи имеют сходство принципом строения. По сути происхождения, ионная связь является крайней формой ковалентной полярной связи. Полностью ионной связи в природе не существует — на какой-то процент она всегда остается ковалентной.

Металлическая связь сходна с ионной
тем, что атомы металлов в соединениях легко отдают свои валентные электроны, которые слабо связаны со своими атомными ядрами. Отрыв электронов от ядра приводит к формированию ионизированных катионов металлов.

Однако отличия между связями все же есть. Именно по ним можно определить тип химической связи в соединении.

Металлическая от ковалентной
связи отличается, в первую очередь, тем, что происходит между двумя атомами металлов, а не неметаллов. Благодаря этому она имеет высокую концентрацию электронов проводимости в своих атомах. Она менее прочна, чем ковалентная, а ее энергия связей меньше в 3-4 раза.

В отличие от ковалентной связи металлическая:

• ненасыщаема — объединяет большое количество атомов;
• ненаправлена — из-за сферической формы орбиталей;
• делокализирована — электроны в связи обобществляются всеми атомами соединения.

Ионная связь в отличие от ковалентной
происходит между атомами металлов и неметаллов, реже между неметаллами. Она образуется между катионами и отрицательно заряженными электронами, которые не привязаны к одному ядру, а свободно движутся по кристаллической решетке.

Металлическая от ионной связи
отличается:

• типом связываемых частиц — у металлической связи нет как такового аниона, вместо него катионы притягивают электронный газ;
• прочностью связи при ударе — взаимное смещение катионов не приводит к разрыву, но если в связи находятся катион и анион, то связь может быть разорвана.

Как образуется ионная и металлическая связь, примеры

Ионная связь образуется между металлом и неметаллом (иногда неметаллом и неметаллом) с разным уровнем электроотрицательности. Ионы могут быть простыми и иметь только один атом, как, например, 
, так и сложными и иметь несколько атомов и общий уровень заряда при них, как, например, 
.

Графически образование ионной связи можно проследить на схеме образования соединения натрия и хлора:

По принципу ионной связи образуются также хлороводород HCl, оксид кальция CaO, фторид натрия NaF, бромид серебра AgBr и другие.

Металлическая связь образуется между двумя неметаллами. В связь вступают ионы металла и свободные электроны. Основой для образования металлической химической связи является наличие свободных атомных орбиталей, а также свободных электронов.

Схему образования металлической связи одной формулой можно записать следующим образом:

Число n будет зависеть от места химического элемента в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Число внешних электронов равно номеру группы, в которой находится металл.

У этого термина существуют и другие значения, см. Связь
.

Эволюция представлений о природе химической связи

Представления о химической связи до открытия электрона

Электронные теории химической связи

Квантовые теории химической связи

Существует всего 6 видов связей:

Простейшая одноэлектронная ковалентная химическая связь

Простейшая одноэлектронная химическая связь
создаётся единственным валентным электроном
. Оказывается, что один электрон способен удерживать в едином целом два положительно заряженных иона
. В одноэлектронной связи кулоновские силы отталкивания положительно заряженных частиц компенсируются кулоновскими силами
притяжения этих частиц к отрицательно заряженному электрону. Валентный электрон становится общим для двух атомов.

Существование молекулярных ионов водорода
и щелочных металлов
, в которых химическую связь создаёт единственный валентный электрон
, расширяет и дополняет понятие химической связи. В перечисленных ионах ни о каком взаимодействии спинов
электронов и перекрывания электронных облаков
речи быть не может. Единственный связывающий электрон локализуется в пространстве между ядрами атомов и удерживает их в едином целом, образуя устойчивую химическую систему (рис.1).

Одинарная ковалентная связь

Одинарная ковалентная химическая связь создаётся связывающей электронной парой
. Во всех существующих теориях ( теория валентных связей
, теория молекулярных орбиталей
, теория отталкивания валентных электронных пар
, боровская модель химической связи
) связывающая электронная пара располагается в пространстве между атомами молекулы
. Различают полярную и неполярную ковалентную связи.

Существуют химические элементы
такие как: He
, Ne
, Ar
, Kr
, Xe
, Rn
, Og которые не способны образовывать химическую связь между собой и другими атомами, потому что им не требуются электроны других атомов, у них уже завершен последний слой.

Неполярная ковалентная связь имеет место в гомоядерных двухатомных молекулах
, в которых связывающая электронная пара равноудалена от обоих ядер молекулярной системы (рис. 2). Расстояние d между атомными ядрами можно рассматривать как сумму ковалентных радиусов
соответствующих атомов.

Расстояние между атомными ядрами в одинарной двухэлектронной ковалентной связи короче аналогичного расстояния в простейшей одноэлектронной химической связи.

Разность между орбитальными и ковалентными радиусами характеризует степень перекрытия атомных орбиталей
атомов, образующих химическую связь, и отражает деформацию электронной оболочки
атомов.

Характеристика некоторых полярных веществ
^[3]

Сдвиг связывающей электронной пары к одному из ядер полярной молекулы приводит к появлению электрического диполя (электродинамика)
(рис. 4).

Расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов называют длиной диполя. Полярность
молекулы, как и полярность связи, оценивают величиной дипольного момента
μ, представляющего собой произведение длины диполя l на величину электронного заряда
:

μ = lq

Кратные ковалентные связи

Кратные ковалентные связи представлены непредельными органическими соединениями
, содержащими двойную
и тройную химические связи
. Для описания природы непредельных соединений Л. Полинг
вводит понятия сигма-
и π-связей
, гибридизации
атомных орбиталей
.

Гибридизация Полинга для двух s- и двух p- электронов позволила объяснить направленность химических связей, в частности тетраэдрическую конфигурацию метана
. Для объяснения структуры этилена
из четырёх равноценных sp ³
— электронов атома углерода
приходится вычленять один p-электрон для образования дополнительной связи, получившей название π-связи. При этом три оставшиеся sp ²
-гибридные орбитали располагаются в плоскости под углом 120° и образуют основные связи, например, плоскую молекулу этилена
(рис.5).

В случае молекулы ацетилена
в гибридизации принимают участие (по Полингу) всего лишь одна S- и одна p-орбитали, при этом образуются две sp-орбитали, расположенные под углом в 180° и направленные в противоположные стороны. Две «чистые» p-орбитали атомов углерода попарно перекрываются во взаимоперпендикулярных плоскостях, образуя две π-связи линейной молекулы ацетилена (рис.6).

Однако физический смысл избирательной гибридизации атомных орбиталей
оставался неясным, гибридизация представляла собой алгебраические преобразования, которым не могла быть приписана физическая реальность.

В новой теории Полинга все связывающие электроны становились равноценными и равноудалёнными от линии, соединяющей ядра молекулы. Теория изогнутой химической связи Полинга учитывала статистическую интерпретацию волновой функции
М. Борна
, кулоновское отталкивание электронов. Появился физический смысл — природа химической связи полностью определяется электрическим взаимодействием ядер и электронов. Чем больше связывающих электронов, тем меньше межъядерное расстояние и прочнее химическая связь между атомами углерода.

Трёхцентровая химическая связь

Дальнейшее развитие представлений о химической связи дал американской физикохимик Уильям Липскомб
, разработавший теорию двухэлектронных трёхцентровых связей и топологическую теорию, позволяющую предсказывать строение ещё некоторых гидридов бора (бороводородов)
.

Электронная пара в трёхцентровой химической связи становится общей для трёх ядер атомов. В простейшем представителе трёхцентровой химической связи — молекулярном ионе водорода
H ₃
⁺
электронная пара удерживает в едином целом три протона
.

В молекуле диборана
функционируют четыре одинарные ковалентные связи B-H и две двухэлектронные трёхцентровые связи (рис.7). Межъядерное расстояние в одинарной ковалентной связи B-H составляет 1,19 Å, в то время как аналогичное расстояние в трёхцентровой связи B-H-B составляет 1,31 Å. Угол трёхцентровой связи B-H-B (φ) равен 83 ⁰
. Комбинация двух трёхцентровых связей в молекуле диборана позволяет удерживать ядра атомов бора
на расстоянии d _B-B
= 2 · 1,31 · sin φ/2 = 1,736 Å. Ядра связывающих атомов водорода
удалены от плоскости, в которой расположены четыре одинарные ковалентные связи B-H, на расстоянии h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å.

Существование боранов с их двухэлектронными трёхцентровыми связями с «мостиковыми» атомами водорода нарушало каноническое учение о валентности
. Атом водорода, считавшийся ранее стандартным одновалентным элементом, оказался связанным одинаковыми связями с двумя атомами бора и стал формально двухвалентным элементом. Работы У. Липскомба по расшифровке строения боранов расширяли представления о химической связи. Нобелевский комитет удостоил Уильяма Нанна Липскомба премии по химии за 1976 год
с формулировкой «За исследования структуры боранов (боргидритов), проясняющие проблемы химических связей».

Многоцентровая химическая связь

В 1951 году
Т. Кили и П. Посон неожиданно при синтезе дициклопентадиенила получили совершенно новое железоорганическое соединение. Получение неизвестного ранее исключительно устойчивого жёлто-оранжевого кристаллического соединения железа сразу привлекло к себе внимание.

Динамика химической связи

В парах указанные металлы состоят практически из гомоядерных двухатомных молекул и свободных атомов. При конденсации паров металла ковалентная связь превращается в металлическую.

Испарение солей с типичной ионной связью, например фторидов щелочных металлов, приводит к разрушению ионной связи и образованию гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью. При этом имеет место образование димерных молекул с мостиковыми связями.

При конденсации паров фторидов щелочных металлов полярная ковалентная связь трансформируется в ионную с образованием соответствующей кристаллической решётки соли.

Механизм перехода ковалентной в металлическую связь

Дисперсное притяжение (силы Лондона) обусловливает межатомное взаимодействие
и образование гомоядерных двухатомных молекул из атомов щелочных металлов.

Образование ковалентной связи металл-металл сопряжено с деформацией электронных оболочек взаимодействующих атомов — валентные электроны создают связывающую электронную пару, электронная плотность
которой концентрируется в пространстве между атомными ядрами возникшей молекулы. Характерной особенностью гомоядерных двухатомных молекул щелочных металлов является большая длина ковалентной связи
(в 3,6-5,8 раза больше длины связи в молекуле водорода) и низкая энергия её разрыва.

В теории отталкивания электронных пар
считается важным соотношение между радиусом орбитали электронной пары r _e
и длиной ковалентной химической связи d (рис.11). Для элементов каждого периода таблицы Д. И. Менделеева существует некоторый радиус электронной пары (Å):

— 0,6 для элементов вплоть до неона;

— 0,75 для элементов вплоть до аргона;

Указанное соотношение между r _e
и d определяет неравномерность распределения электрических зарядов в молекуле — в средней части молекулы сосредоточен отрицательный электрический заряд связывающей электронной пары, а на концах молекулы — положительные электрические заряды двух атомных остовов.

Неравномерность распределения электрических зарядов создаёт условия взаимодействия молекул за счёт ориентационных сил ( силы Ван-дер-Ваальса
). Молекулы щелочных металлов стремятся ориентироваться таким образом, чтобы по соседству оказывались разноимённые электрические заряды. В результате между молекулами действуют силы притяжения. Благодаря наличию последних, молекулы щелочных металлов сближаются и более менее прочно стягиваются между собой. Одновременно происходит некоторая деформация каждой из них под действием ближе расположенных полюсов соседних молекул (рис.12).

Фактически, связывающие электроны исходной двухатомной молекулы, попадая в электрическое поле четырёх положительно заряженных атомных остовов молекул щелочных металлов отрываются с орбитального радиуса атома и становятся свободными.

При этом связывающая электронная пара становится общей уже для системы с шестью катионами. Начинается построение кристаллической решётки металла на этапе кластера
. В кристаллической решётке щелочных металлов чётко выражена структура связывающего звена, имеющего форму искажённого сплющенного октаэдра — квадратной бипирамиды, высота которой и рёбра базиса равны величина постоянной трансляционной решётки a _w
(рис.13).

Величина постоянной трансляционной решётки a _w
кристалла щелочного металла значительно превышает длину ковалентной связи
молекулы
щелочного металла, поэтому принято считать, что электроны в металле находятся в свободном состоянии:

В 1935 году Юджин Вигнер и Хиллард Хантингтон предсказали возможность существования и металлического водорода. Действительно, ковалентная связь, свойственная молекулярному водороду, переходит в металлическую связь. Этот переход наблюдается для твёрдого водорода
при высоком давлении (рис.14).

Механизм перехода ковалентной в ионную связь

Переход ковалентной в ионную связь наблюдается для гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью, например, галогенидов щелочных металлов при переходе из газообразного в твёрдое состояние.

Атомы щелочных металлов при образовании соответствующего галогенида расходуют свой единственный внешний электрон и приобретают чётко выраженный положительный электрический заряд. Отрицательный электрический заряд фиксируется на атоме галогена. Молекулы галогенидов щелочных металлов фактически являются электрическими диполями.

Длина химической связи в молекулах галогенидов щелочных металлов (газовая фаза). ^[3]

Распределение силовых линий электрического диполя полярной ковалентной связи представлено на рис.4. При достаточно близких расстояниях силовые линии взаимно ориентируют полярные молекулы — одноимённо заряженные концы (полюса) их диполей взаимно отталкиваются, а разноимённо заряженные притягиваются. В результате между молекулами действуют силы притяжения, обусловленные взаимодействием их постоянных диполей и носящие название ориентационных сил
.

Длина химической связи и валентные углы в димерах галогенидов щелочных металлов (Э ₂
X ₂
) (газовая фаза). ^[11]

В процессе конденсации действие ориентационных сил усиливается, межмолекулярное взаимодействие
сопровождается образованием кластеров, а затем и твёрдого вещества. Галогениды щелочных металлов образуют кристаллы с простой кубической и объёмно-центрированной кубической решёткой.

В процессе кристаллизации происходит дальнейшее увеличение межатомного расстояния, приводящее к срыву электрона с орбитального радиуса атома щелочного металла и передаче электрона атому галогена с образованием соответствующих ионов. Силовые поля ионов равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. В связи с этим в кристаллах щелочных металлов силовое поле каждого иона координирует отнюдь не один ион с противоположным знаком, как принято качественно представлять ионную связь (Na ⁺
Cl ^—
).

В кристаллах ионных соединений понятие простых двухионных молекул типа Na ⁺
Cl ⁻
и Cs ⁺
Cl ⁻
теряет смысл, поскольку ион щелочного металла связан ( координирован
) с шестью ионами хлора (в кристалле хлористого натрия) и с восемью ионами хлора (в кристалле хлористого цезия). При этом все межионные расстояния
в кристаллах равноудалены. Весь кристалл представляет собой гигантскую молекулу.

1. Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н. С. и др. — М.
   : Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9
   .
   
2. Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А.
   Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. — М.
   : «Химия», 1987. — С. 124. — 320 с.
3. ↑ <sup>1
   
   
   
   2
   
   
   
   3
   
   
   
   4
   
   
   
   5</sup>
   
   
   

Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А.
Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. — М.
: «Химия», 1987. — С. 132-136. — 320 с.


4. Ганкин В. Ю., Ганкин Ю. В.
   Как образуется химическая связь и протекают химические реакции. — М.
   : издат.группа «Граница», 2007. — 320 с. — ISBN 978-5-94691296-9
   .
5. Некрасов Б. В.
   Курс общей химии. — М.
   : Госхимиздат, 1962. — С. 88. — 976 с.
6. Паулинг Л.
   Природа химической связи / под редакцией Я. К. Сыркина. — пер. с англ. М.Е. Дяткиной. — М.
   — Л.
   : Госхимиздат, 1947. — 440 с.
7. Теоретическая органическая химия / под ред. Р.Х. Фрейдлиной. — пер. с англ. Ю.Г. Бунделя. — М.
   : Изд. иностранной литературы, 1963. — 365 с.
8. ↑ <sup>1
   
   
   
   2
   
   
   
   3
   
   
   
   4
   
   
   
   5</sup>
   
   
   

Леменовский Д. А., Левицкий М. М.
Российский химический журнал (журнал Российского химического общества им. Д. И. Менделеева). — 2000. — Т. XLIV, вып.6. — С. 63—86.


9. Химический энциклопедический словарь
   / гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.
   : Сов. энциклопедия, 1983. — С.  607
   . — 792 с.
   
10. Некрасов Б. В.
    Курс общей химии. — М.
    : Госхимиздат, 1962. — С. 679. — 976 с.
    
11. ↑ <sup>1
    
    
    
    2
    
    
    
    3</sup>
    
    
    
    
    Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А.
    Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. — М.
    : «Химия», 1987. — С. 155-161. — 320 с.
    
12. Гиллеспи Р.
    Геометрия молекул / пер. с англ. Е.З. Засорина и В. С. Мастрюкова, под ред. Ю.А Пентина. — М.
    : «Мир», 1975. — С. 49. — 278 с.
    
13. Справочник химика. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.-М.: ГНТИ Химической литературы, 1962. — Т. 1. — С. 402-513. — 1072 с.
    
14. Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А.
    Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. — М.
    : «Химия», 1987. — С. 132—136. — 320 с.
    
15. Зиман Дж.
    Электроны в металлах (введение в теорию поверхностей Ферми). Успехи физических наук. — 1962. — Т. 78, вып.2. — 291 с.
    

• Маррел Дж., Кеттл С., Теддер Дж.
  Химическая связь
  . М.: Мир, 1980. 384 с.
• Пиментел Г., Спратли Р.
  Как квантовая механика объясняет химическую связь. Пер. с англ. М.: Мир, 1973. 332 с.
• Рюденберг К.
  Физическая природа химической связи. М.: Мир, 1964. 164 c.

Бердетт Дж.
Химическая связь. М.: Бином. Лаборатория знаний, 2008. 248 с. ISBN 978-5-94774-760-7
, ISBN 978-5-03-003847-6
, ISBN 0-471-97129-4

• Яцимирский К. Б., Яцимирский В. К.
  Химическая связь. Киев: Вища школа, 1975. 304 c.
• Краснов К. С.
  Молекулы и химическая связь. 2-ое изд. М: Высшая школа, 1984. 295 с.
• Татевский В. М.
  
  Строение молекул. М.: Химия, 1977. 512 с (Глава VIII. « Проблема химической связи в квантовой механике»)
• Татевский В. М.
  
  Квантовая механика и теория строения молекул. М.: Изд-во МГУ, 1965. 162 с. (§§ 30-31)
• Бейдер Р.
  Атомы в молекулах. Квантовая теория. М.: Мир, 2001. 532 c. ISBN 5-03-003363-7
  Глава 7. Модели химической связи.

Текущая версия страницы пока не проверялась
опытными участниками и может значительно отличаться от версии
, проверенной 1 июня 2023 года; проверки требуют 6 правок
.

Если химическая связь
образуется между атомами
, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей
(ЭО > 1,7 по Полингу), то общая электронная пара
полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов
:

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью.
Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи
заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

Характеристикой
подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате броуновского движения
, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы, окружённые диполями растворителя.

При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты ( нитраты
), которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются). Последний факт объясняется на основе законов, которые рассматриваются в физической химии
.

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⁻
, нитрат-ион NO ₃
^—
.

Пример образования ионной связи

Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия
NaCl
. Электронную конфигурацию атомов натрия и хлора
можно представить:


^и


. Это атомы с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его.

Схематично это можно записать так:

 — ион натрия, устойчивая восьмиэлектронная оболочка (



) за счет второго энергетического уровня.

 — ион хлора, устойчивая восьмиэлектронная оболочка.

Между ионами



и



возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение.

Модель идеального кристалла

1. Serway, Moses & Moyer, 2005
   , p. 405.
2. ↑ <sup>1
   
   
   
   2
   
   
   
   3</sup>
   
   
   
   
   Serway, Moses & Moyer, 2005
   , p. 406.
3. Serway, Moses & Moyer, 2005
   , p. 407.

Общие сведения о химических связях

Давайте вспомним, как образуются химические связи
. Для этого представим атом: он состоит из ядра с положительным зарядом и набора отрицательно заряженных электронов, которые располагаются на нескольких уровнях. Внешний уровень называется валентным, на нем располагаются валентные электроны. Они могут образовывать пары или быть свободными, т. е. неспаренными.

Во взаимодействии двух атомов участвуют свободные электроны внешней оболочки. Сколько таких электронов имеется у атома — столько химических связей он может образовать.

При этом каждый атом стремится приобрести устойчивую конфигурацию — двух- или восьмиэлектронную внешнюю оболочку, подобную той, что есть у инертного газа. Атом может достичь ее, отдавая или принимая часть электронов, а также образуя общую электронную пару с другим атомом. Если в результате получается два разноименно заряженных иона, говорят об ионном типе связи. Он характерен для взаимодействия атомов металла и неметалла.

^{Определение ионной связи
Рассмотрим этот тип связи на примере реакции натрия и водорода, в результате которой получается гидрид натрия. У атома натрия Na есть один свободный электрон на внешнем уровне, в то время как атому водорода H не хватает одного электрона, чтобы завершить внешнюю оболочку и принять стабильную форму. Поскольку натрий имеет более низкую электроотрицательность, чем водород, он отдает свой валентный электрон и получает отрицательный заряд. Водород принимает этот электрон и получает положительный заряд. В итоге образуется два иона — катион Na +
и анион H —
.}

Между положительным ионом Na ⁺
и отрицательным H —
возникает электростатическое притяжение, которое и удерживает их вместе. Так образуется ионная связь в гидриде натрия.

Ионная связь
— это тип химической связи, характерный для разноименно заряженных ионов, которые образовались в результате отдачи и присоединения электронов атомами. В нее вступают элементы с большой разностью электроотрицательности. Обычно так взаимодействуют атомы металла и неметалла.

Чаще всего именно так связаны в соединениях щелочные и щелочноземельные металлы с галогенами. Поскольку у щелочных металлов электроотрицательность ниже, их атомы становятся катионами, а атомы галогенов — анионами.

Механизм образования ионной связи похож на донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Первую даже называют крайним выражением второй.

Координационное число

Вернемся к нашему примеру с гидридом натрия и посмотрим на кристаллическую решетку, которую имеет это ионное соединение. Каждый ион Na ⁺
контактирует с шестью ионами H ^—
. Это максимально возможное для данного иона число химических связей, оно называется координационным.

Координационное число
— это количество ближайших соседей иона в ионной кристаллической решетке. По сути это количество связей, которые образует каждый ион в составе сложного вещества.

Примеры веществ с ионной связью

Таким же образом, как в гидриде натрия, ионы образуются и в других подобных ему соединениях. Например, в хлориде натрия NaCl атом натрия имеет один свободный электрон и отдает его атому хлора. В итоге оба завершают свой внешний уровень. Образуется ион натрия с положительным зарядом и отрицательно заряженный ион хлора.

Другой пример ионной химической связи — сульфид натрия Na2S. В данном случае у нас также есть натрий с одним свободным электроном и сера, у которой на внешнем уровне есть 2 свободных электрона из 6. Таким образом, чтобы завершить уровень и обрести стабильную форму, сере нужно 2 электрона. Поэтому в формуле сульфида серы присутствует два атома натрия.

Характеристики ионной связи

Мы узнали, как образуется ионная связь, а теперь поговорим о ее характеристиках. Она существенно отличается от других типов связи между атомами.

• не имеет кратности.

Разберемся в каждом пункте и начнем с направленности
. Ковалентная полярная связь направлена, потому что она подразумевает смещение общей электронной пары к тому атому, который имеет большую электроотрицательность. В случае с ионами все иначе. Согласно закону Кулона притяжение между отрицательным и положительным ионом идет по прямой, соединяющей эти заряженные частицы. В кристаллической решетке все разноименно заряженные ионы взаимодействуют друг с другом и притяжение распределяется равномерно, поэтому говорят, что ионная связь не направлена.

А как насчет насыщаемости
? Эта характеристика указывает на то, что атом может вступить в ограниченное количество химических связей, поскольку имеет ограниченное число неспаренных электронов. Но ионная связь — это не процесс соединения свободных электронов в пары, а взаимное притяжение ионов. Каждый ион может притягивать к себе неограниченное число ближайших соседей, поэтому нет смысла говорить о насыщаемости.

Из вышесказанного понятно, что ионная связь не имеет и кратности
. Эта характеристика означает число общих электронных пар у атома, но в данном случае мы рассматриваем притяжение между ионами.

Физические свойства ионной связи

Между ионами в молекуле всегда образуется достаточно сильное притяжение, поэтому вещества с ионной связью в обычных условиях твердые и нелетучие. Такие соединения сложно разрушить при помощи тепловой энергии, что обуславливает высокую температуру кипения и плавления. При этом ионы имеют небольшой радиус взаимодействия — это придает веществам хрупкость.

Свойства ионных соединений:

• растворимость в воде,

Типичным веществом с ионными связями можно считать хлорид натрия NaCl или поваренную соль. Ее кристаллы в точности соответствуют всем характеристикам.

Как определить ионную связь

Чтобы быстро понять, является ли нужное нам соединение ионным, выполните следующие действия:

• Посмотрите, какие элементы входят в состав соединения. Формула вещества с ионной связью должна включать металл и неметалл. Если это щелочной металл (I группа таблицы Менделеева) и галоген (VII группа), то связь между ними точно ионная.

• По шкале Полинга определите электроотрицательности обоих элементов соединения. Если разница между ними больше 1,7 — связь ионная. Это объясняется тем, что такой тип связи характерен для веществ, у которых сильно отличаются показатели электроотрицательности.

Дополнительным способом убедиться в правильности результата может стать оценка физических свойств вещества. Если оно имеет высокую температуру кипения или плавления и проводит электроток — связь скорее всего ионная.

Вопросы для самопроверки

1. Опишите, как образуется ионная связь. Какие условия для этого необходимы?

2. Что такое координационное число элемента в ионном соединении?

3. Каковы основные физические свойства ионных соединений?

4. В чем разница между характеристиками ионной и ковалентной связей?

5. Как можно определить ионную связь, зная электроотрицательность элементов в соединении?

Ионная связь — что это в химии

Все вещества во Вселенной имеют свою структуру строения, которая объясняет их химические и физические свойства. Помимо агрегатного состояния и строения химических решеток, важное значение в системе строения имеет вид связи
, которыми связаны частицы вещества.

Понятие о связи между частицами появилось в научном мире в XVIII веке, когда Уильям Хиггинс
опубликовал свою научную работу о «некой связи, которая соединяет частицы веществ». Это знание стало предвестником теории о валентности
, которая позже сменилась теорией о химических связях
.

Современное знание о химии различает следующие типы связей:

• металлическая;
• ковалентная;
• ионная;
• водородная;
• ван-дер-ваальсова.

Ионная связь
может рассматриваться в качестве крайней формы ковалентной полярной связи. Это значит, что она происходит только между ионами и только между частицами с разной электроотрицательностью.

Ионная связь
 — особый вид химической связи между заряженными частицами (ионами), основанное на силах электростатического притяжения.

Ионная связь, образуется между элементами, электроотрицательность которых сильно отличается. При этом один из атомов превращается в положительно заряженный ион — катион, а второй в отрицательно заряженный — анион. Это объясняется тем, что электроны атома с меньшей ЭО практически полностью переходят к атому с большей ЭО. 

Ионная связь характерна
для соединений элементов-металлов с неметаллами.

Ионная связь характеризуется 2 главными чертами
:

• ненаправленностью;
• ненасыщаемостью.

Эти качества влияют на растворимость соединений с ионной связью — они хорошо и практически полностью растворяются в полярных растворителях.

Электронное строение, как отличить от ковалентной

В отличие от ковалентной химической связи ионная связь образуется между ионами.

Ионы
  —
частицы веществ, имеющие положительный или отрицательный заряд, но при этом образующиеся из нейтральных частиц.

По сути строения соединений, ионная связь является крайней формой ковалентной полярной связи. Полностью ионной связи в природе не существует
 — на какой-то процент она всегда остается ковалентной. Более того, в одном соединении одновременно могут существовать несколько видов связи
, как это происходит, например, в молекуле фосфата аммония 
.

Однако отличить
ковалентную от ионной связи все же можно:

1. Ионная связь всегда образуется между положительно и отрицательно заряженными ионами.
2. Разница ЭО у химических элементов в ионной связи всегда превышает 1,7-2 по Полингу.
3. Электронная пара не просто смещена, а практически полностью переходит к атому с большей ЭО.
4. Внешняя электронная оболочка атомов связанных ионной связью будет либо полностью занятой, либо практически пустой.
5. Ионная связь не имеет кратности, не направлена и не насыщена.

Механизм формирования ионной связи на примере формирования фторида натрия можно проследить на схеме:

Заряды ионов и их классификация

Классификация ионов
происходит по нескольким признакам:

• по заряду;
• по наличию водной оболочки;
• по составу.

Заряды ионов
бывают положительными и отрицательными. Положительные ионы называются катионами. Отрицательные — анионами. При ионной связи они соединяются для образования химических соединений.

По второму признаку
ионы бывают гидратированными и негидратированными. Первые находятся в растворах и кристаллогидратах. Вторые — в безводных солях.

По составу
ионы делятся на простые и сложные. Простые ионы образуются из одного атома. Сложные — состоят из нескольких.

По значению заряда
ионы классифицируются на:

Особенности ионной связи

Вещества с ионной химической связью имеют ряд особенностей
:

• низкая летучесть;
• высокая температура плавления;
• низкая электростатическая проводимость из-за специфического строения кристаллической решетки;
• твердость, но при этом хрупкость веществ;
• заметная растворимость соединений в полярных растворителях.

Как возникает, процесс взаимодействия, формулы

При формировании соединения с ионной связью одна из частиц отдает электроны, а вторая принимает их на свою электронную орбиталь.

Положительно заряженный ион образуется при отдаче электрона, анион же образуется при присоединении дополнительных электронов к атому. Обычно это атомы металла и неметалла, соответственно.

Пример
ионной связи между металлом и неметаллом:

Иногда ионная связь образуется из неметаллов. Тогда электронная пара смещается к элементу с большей ЭО.

Пример
ионной связи между неметаллами:

Пример образования ионной связи

Химическая связь и строение вещества

Все системы стремятся к равновесию и к уменьшению свободной энергии — так гласит один из постулатов химической термодинамики. Атомы, взаимодействующие в молекуле вещества, тоже подчиняются этому закону. Они стремятся образовать устойчивую конфигурацию — 8-электронную или 2-электронную внешнюю оболочку. Этот процесс взаимодействия называется химической связью, благодаря ему получаются молекулы и молекулярные соединения.

Как понятно из определения химической связи, при взаимодействии двух атомов один из них может притянуть к себе внешние электроны другого. Эта способность называется электроотрицательностью (ЭО). Атом с более высокой электроотрицательностью (ЭО) при образовании химической связи с другим атомом может вызвать смещение к себе общей электронной пары.

Механизм образования химической ковалентной связи

Существует два механизма взаимодействия атомов:

• обменный
  — предполагает выделение по одному внешнему электрону от каждого атома и соединение их в общую пару;

• донорно-акцепторный
  — происходит, когда один атом (донор) выделяет два электрона, а второй атом (акцептор) принимает их на свою свободную орбиталь.

Независимо от механизма химическая связь между атомами сопровождается выделением энергии. Чем выше ЭО атомов, т. е. их способность притягивать электроны, тем сильнее и этот энергетический всплеск.

Также на прочность влияют следующие показатели:

• Длина связи
  — расстояние между ядрами атомов. С уменьшением этого расстояния растет энергия связи и увеличивается ее прочность.

• Кратность связи
  — количество электронных пар, появившихся при взаимодействии атомов. Чем больше это число, тем выше энергия и, соответственно, прочность связи.

На примере химической связи в молекуле водорода посмотрим, как меняется энергия системы при сокращении расстояния между ядрами атомов. По мере сближения ядер электронные орбитали этих атомов начинают перекрывать друг друга, в итоге появляется общая молекулярная орбиталь. Неспаренные электроны через области перекрывания смещаются от одного атома в сторону другого, возникают общие электронные пары. Все это сопровождается нарастающим выделением энергии. Сближение происходит до тех пор, пока силу притяжения не компенсирует сила отталкивания одноименных зарядов.