Ионная связь

Ионная  связь

Химическая связь –  это вид межатомных взаимодействий в молекулах, ионах, кристаллах, характеризуемый  определенной энергией. При всем многообразии химических связей их природа едина и носит электростатический характер.

Мы уже познакомились с ионами, которые образуются, когда отдельные атомы принимают или отдают электроны. В этом случае число протонов в атомном ядре перестает быть равным числу электронов в электронной оболочке, и химическая частица приобретает электрический заряд.

Но в состав иона может входить и не одно ядро, как в молекуле. Такой ион представляет собой единую систему, состоящую  из нескольких атомных ядер и электронной  оболочки. В отличие от молекулы общее число протонов в ядрах  не равно общему числу электронов в электронной оболочке, отсюда –  электрический заряд иона.

Ионы – заряженные аналоги атомов и молекул

Какие бывают ионы? То есть, чем они могут различаться?

По числу атомных  ядер ионы делятся на простые (или одноатомные), то есть содержащие одно ядро (например: K , O² ), и сложные (или многоатомные), то есть содержащие несколько ядер (например: CO₃² , [Fe(H₂O)₆]³ ). Простые ионы – заряженные аналоги атомов, а сложные – заряженные аналоги молекул.

По знаку заряда ионы делятся на катионы и анионы.

Катионы – положительно заряженные ионы 
Анионы – отрицательно заряженные ионы.

Примеры катионов: K (ион калия), Fe² (ион железа), NH₄ (ион аммония), [Cu(NH₃)₄]² (ион тетраамминмеди). Примеры анионов: Cl (хлорид-ион), N³ (нитрид-ион), PO₄³ (фосфат-ион), [Fe(CN)₆]⁴ (гексацианоферрат-ион).

По значению заряда ионы делятся на однозарядные (K , Cl , NH₄ , NO₃ и т. п.), двухзарядные (Са² , O² , SО₄² и т. д.) трехзарядные (Аl³ , РО₄³ и т. п.) и так далее.

Итак, ион РО₄³ мы назовем трехзарядным сложным анионом, а ион Са² – двухзарядным простым катионом.

Кроме этого, ионы различаются  еще и своими размерами. Размер простого иона определяется радиусом этого иона или ионным радиусом. Размер сложных ионов охарактеризовать труднее. Радиус иона, как и радиус атома, непосредственно измерить невозможно (как вы понимаете, четких границ у иона нет). Поэтому для характеристики изолированных ионов используют орбитальные ионные радиусы (примеры – в таблице 17).

Орбитальный ионный радиус – радиус внешнего электронного облака простого иона

Таблица 17.Орбитальные радиусы некоторых  простых ионов

Катион	Заряд, е	Орбитальный радиус, А	Анион	Заряд, е	Орбитальный радиус, А
Li	+ 1	0,189	F	– 1	0,400
Na	+ 1	0,278	Cl	– 1	0,742
K	+ 1	0,592	Br	– 1	0,869
Rb	+ 1	0,734	I	– 1	1,065
Cs	+ 1	0,921	O2	– 2	0,46
Be2	+ 2	0,139	S2	– 2	0,83
Mg2	+ 2	0,246	Se2	– 2	0,92
Ca2	+ 2	0,538	Te2	– 2	1,12
Sr2	+ 2	0,683
Ba2	+ 2	0,866
Al3	+ 3	0,221

Характеризуя размеры  ионов в соединениях, используют и другие системы ионных радиусов.

Для объяснения химической связи между атомами в молекулах  солей, оксидов и щелочей наиболее пригодна теория, в основу которой  положено представление об ионной связи.

Согласно теории ионной связи, самой устойчивой электронной конфигурацией  атома является такая, при которой во внешнем электронном слое находится восемь или два электрона (подобно благородным газам). Довольно устойчивы также атомы, внешнего слой который содержит 18 электронов.

Во время химических реакций  атомы стремятся приобрести наиболее устойчивую электронную конфигурацию. Это достигается в результате присоединения электронов атомов других элементов или отдачи электронов из внешнего слоя другим атомам. Атомы, отдавшие часть электронов, приобретают  положительный заряд и становятся положительно заряженными ионами. Атомы, присоединившие электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы. Разноимённо  заряженные ионы удерживаются друг около  друга силами электростатического  притяжения.

Молекулы, образованные из противоположно заряженных ионов называют ионными  молекулами, а химическую связь в  таких молекулах — ионной связью.

Разноименно заряженные ионы связываются между собой за счет электростатического притяжения –  образуется ионная связь.

Ионная связь – химическая связь, образованная электростатическим притяжением друг к другу разноименно заряженных ионов.

Так как ионная связь имеет  электростатический характер, то любой  простой ион (точечный заряд!) притягивает  противоположно заряженные ионы по всем направлениям с одинаковой силой. Эта  особенность ионной связи называется ненаправленностью.

Из свойств электрических  зарядов следует и вторая особенность  ионной связи – ненасыщаемость. Смысл ненасыщаемости ионной связи в том, что каждый ион с одинаковой силой притягивает один, два, три, четыре и так далее ионов противоположного знака (если, конечно, они находятся на одинаковом от него расстоянии). Число таких ионов зависит только от их размера.

Ионная  связь имеет очень важное значение в формировании структурных молекулярных и межмолекулярных связей, определяющих качественные характеристики и активности многих соединений и композитов.

 

Металлическая химическая связь.

Вы уже знаете, что атомы  металлов способны превращаться в ионы, теряя электроны внешнего уровня без больших энергетических затрат.

Энергии теплового движения вполне достаточно для отрыва электрона  от атома или перехода его на более  высокий энергетический уровень, где  связь электрона с ядром еще  меньше. Физики называют совокупность таких уровней «зоной проводимости», так как находясь на одном из таких уровней, электрон способен довольно легко перейти на аналогичный уровень соседнего атома под действием внешнего электрического поля, то есть принять участие в электрическом токе.

Потерявший свой электрон атом металла становится ионом, а  электрон «путешествует» в зоне проводимости, «перескакивая» с одного атома или  иона на другой. Множество этих электронов образует так называемый «электронный газ». Вспомните, почему его так называют.

Электронный газ пронизывает  весь кристалл металла, как бы соединяя, «склеивая» его, как вода склеивает  песчинки влажного речного песка.

Случайно вылетев на поверхность  кристалла, электроны возвращаются назад действием кулоновских  сил со стороны оставшихся в кристалле ионов. Именно окутывающее кристалл облако электронов порождает характерный «металлический блеск». Именно оно вызывает такую «радость» катионов водорода при попадании кристаллов - гранул активного металла в растворы кислот.

Однако, подробный разговор о поведении металлов в растворах  электролитов, электродах, электродных  потенциалах и электролизе нас  ждет впереди.

Помимо блеска, «свободные» (подумайте, почему это слово взято  в кавычки) электроны придают, как вы знаете, металлам тепло и электропроводность, ковкость и пластичность. Такие характерные особенности взаимодействия атомов металлов друг с другом, связи их в единый макрокристалл позволяют рассматривать это взаимодействие как отдельный вид химической связи – металлическую.

Итак, металлическая химическая связь – связь атомов и ионов в кристалле металла за счет единого электронного облака – «электронного газа».

Очевидно, что понятие  «металлическая связь» применимо лишь к достаточно большой совокупности атомов металла.

Поэтому, прочность такой  связи характеризуют не энергией связи отдельных атомов, а используют понятие «энергия кристаллической  решетки».

Энергией металлической  кристаллической решетки называется количество энергии, которое необходимо затратить на разрушение решетки, содержащей 1 моль данного металла.

Очевидно, что эта энергия  зависит от радиуса атомов и катионов металла, их заряда и типа «упаковки» - размещения атомов и ионов металла  относительно друг друга.

Значения энергий кристаллических  решеток некоторых металлов приведены  в таблице 4.

Период	Металл - энергия кристаллической  решетки (кДж/моль)
I	Li    159	Ве   314	---
II	Na    106	Mg   151	Al   314

 

Таблица 4. Энергия кристаллических решеток некоторых металлов

Как видно из таблицы, наибольшей энергией обладают решетки, содержащие относительно небольшие «сильно  заряженные» ионы. Как правило, в  периоде с ростом порядкового  номера элемента кристаллическая решетка  становится более прочной, в группе с увеличением номера элемента энергия  кристаллической решетки снижается. Подумайте, чем это может быть вызвано.

Обобщая знания о природе  и видах химической связи, необходимо в заключение отметить, что все  виды химических связей имеют общую  природу – кулоновское взаимодействие атомных ядер, ионов, отдельных электронов и электронных пар.

 

Водородная связь.

Известно, что соединяться друг с другом могут не только атомы в молекулах или ионных кристаллах, но и сами молекулы друг с другом. Вспомните, например, аномально высокие температуры плавления и кипения воды, особенности физических свойств спиртов и карбоновых кислот, небывалую растворимость аммиака в воде. Все эти явления вызваны образованием связей между молекулами.

В чем же причина возникновения  этих связей, ведь, на первый взгляд, все  атомы в молекулах исчерпали  свои валентные возможности, а сами молекулы электрически нейтральны.

Каким образом отдельные  молекулы в твердых или жидких веществах связаны друг с другом, почему они не «разлетаются» в  разные стороны подобно атомам инертных газов? Иными словами, какова природа  сил межмолекулярного притяжения?

Вы уже знаете, многие химические связи в молекулах  полярны, некоторые атомы (например, кислорода, фтора, азота) в них имеют неподеленные электронные пары. Именно неподеленные электронные пары, несущие в молекуле частичный отрицательный заряд, крайне притягательны, в прямом и переносном смысле, для положительно поляризованных атомов других молекул.

Так, в знакомой вам молекуле аммиака имеется неподеленная электронная пара на атоме азота, а атом водорода в молекуле воды сильно поляризован из-за смещения общей электронной пары ковалентной связи О-Н в сторону атома кислорода. Очевидно, что молекулы воды и аммиака не могут «равнодушно» не реагировать друг на друга. Притяжение положительно поляризованного атома водорода молекулы воды и неподеленной электронной пары атома азота вызывает «слипание» этих молекул, то есть образование связи между ними:

В этом и заключается причина  высокой растворимости аммиака  в воде. Аналогично взаимодействуют  молекулы воды и друг с другом:

 

 

 

 

 

Хотя взаимодействие неподеленной электронной пары атома кислорода одной молекулы с положительно поляризованным атомом водорода другой молекулы напоминает образование ковалентной связи, очевидно, что вторую истинную ковалентную связь атом водорода образовать не может, «не порвав отношения» с атомом кислорода «своей» молекулы. Неудивительно, что именно взаимодействие молекул воды друг с другом объясняет известные вам «аномальные» физические свойства этого вещества: относительно высокие температуры плавления и кипения, высокую теплоемкость, снижение плотности и увеличение объема при замерзании – кристаллизации. Эти «аномалии» играют важнейшую роль в существовании жизни на земле.

Подобно молекулам воды взаимодействуют друг с другом и молекулы спиртов, например, этанола:

 

 

 

 

Из анализа электронного строения молекул карбоновых кислот (полярности химической связи в гидроксильной  группе) ясно, что их молекулы образуют связи друг с другом и ассоциаты (объединения) активнее, чем спирты:

 

 

 

 

 

И в самом деле, образование  внутримолекулярных солей аминокислот  известно вам из курса органической химии.

Анализируя приведенные  примеры, можно заметить, что во всех этих взаимодействиях принимает  участие атом положительно поляризованный атом водорода. И это не случайно. Атом водорода уникален по своим малым размерам (возможности приблизиться к неподеленной электронной паре другого атома) и отсутствию «внутренних», экранирующих электронных слоев, что делает взаимодействия с его участием наиболее эффективными. Именно поэтому такие связи между молекулами получили название «водородных».

Водородная связь  – связь между отдельными участками  молекул за счет положительно поляризованного  атома водорода и неподеленной электронной пары атома другого элемента. Из рассмотренных примеров понятно, что водородная связь может быть как межмолекулярной, так и внутримолекулярной.

Нередко именно межмолекулярные  и внутримолекулярные водородные связи  определяют специфические физические и химические свойства различных  веществ. Так, именно благодаря образованию  водородных связей между молекулами фтороводорода и анионами фтора одноосновная плавиковая кислота способна образовывать кислые соли:

 

 

 

 

В гидрофторид-анионе НF₂^- катион водорода находится примерно посередине между двумя анионами фтора F^-. В других частицах длина водородной связи обычно на 40-80 пм больше длины соответствующей ковалентной связи.