Jonbindning

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 23 maj 2022; verifiering kräver 1 redigering .

En jonbindning är en stark kemisk bindning som beror på elektrostatisk attraktion av katjoner och anjoner [1] . Förekommer mellan atomer med stor skillnad (> 1,7 på Pauling-skalan) elektronegativitet , där det gemensamma elektronparet övervägande övergår till en atom med större elektronegativitet. Detta är attraktionen av joner som motsatt laddade kroppar. Ett exempel är föreningen CsF , i vilken "jonicitetsgraden" är 97 %. En jonbindning är ett extremfall av polarisering av en kovalent polär bindning . Formad mellan typisk metalloch icke-metall . I detta fall passerar elektronerna från metallen helt till icke-metallen, joner bildas .

Kemisk bindning

Om en kemisk bindning bildas mellan atomer som har en mycket stor elektronegativitetsskillnad (EO > 1,7 enligt Pauling) så går det delade elektronparet helt över till atomen med större EO. Resultatet av detta är bildandet av en förening av motsatt laddade joner :

{\mathsf A}\cdot +\cdot {\mathsf B}\to {\mathsf A}^{+}[:{\mathsf B}^{-}]

Mellan de bildade jonerna finns en elektrostatisk attraktion, som kallas jonbindning. Snarare är en sådan utsikt bekväm. Faktum är att jonbindningen mellan atomer i sin rena form inte realiseras någonstans eller nästan ingenstans, vanligtvis är bindningen i själva verket delvis jonisk och delvis kovalent. Samtidigt kan bindningen av komplexa molekylära joner ofta betraktas som rent joniska. De viktigaste skillnaderna mellan jonbindningar och andra typer av kemiska bindningar är icke-riktad och omättnad. Det är därför kristaller som bildas på grund av jonbindning dras mot olika täta packningar av motsvarande joner.

Ett kännetecken för sådana föreningar är god löslighet i polära lösningsmedel (vatten, syror, etc.). Detta beror på de laddade delarna av molekylen. I det här fallet attraheras lösningsmedlets dipoler till de laddade ändarna av molekylen och, som ett resultat av Brownsk rörelse , "drar" ämnets molekyl i bitar och omger dem, vilket hindrar dem från att återförenas. Resultatet är joner omgivna av lösningsmedelsdipoler.

När sådana föreningar löses frigörs som regel energi, eftersom den totala energin för de bildade lösningsmedel-jonbindningarna är större än anjon-katjonbindningsenergin. Undantag är många salter av salpetersyra ( nitrater ), som absorberar värme när de löses upp (lösningarna svalnar). Det senare faktumet förklaras utifrån de lagar som beaktas inom fysikalisk kemi . Interaktion mellan joner

Om en atom förlorar en eller flera elektroner, så förvandlas den till en positiv jon - en katjon (översatt från grekiska - "går ner). Så bildas vätekatjoner H +, litium Li +, barium Ba2 +. Att förvärva elektroner, atomer blir till negativa joner - anjoner (från grekiskan "anjon" - går upp.) Exempel på anjoner är fluoridjon F−, sulfidjon S2−.

Ett exempel på bildandet av en jonbindning

Betrakta bildningsmetoden med hjälp av exemplet "natriumklorid" NaCl . Den elektroniska konfigurationen av natrium- och kloratomer kan representeras som: och . Dessa är atomer med ofullständiga energinivåer. För att fullborda dem är det uppenbarligen lättare för en natriumatom att ge upp en elektron än att lägga till sju, och det är lättare för en kloratom att lägga till en elektron än att ge upp sju. I en kemisk interaktion ger natriumatomen helt upp en elektron, och kloratomen accepterar den. ${\mathsf {Na^{{11}}1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}}}$ ${\mathsf {Cl^{{17}}1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}}}$

Schematiskt kan detta skrivas så här:

{\mathsf {Na-e\rightarrow Na^{+))}

- natriumjon, stabilt åttaelektronskal ( ) på grund av den andra energinivån.

{\mathsf {Na^{{+}}1s^{2}2s^{2}2p^{6}}}

{\mathsf {Cl+e\rightarrow Cl^{-}}}

- klorjon, stabilt skal med åtta elektroner.

Mellan jonerna och det finns elektrostatiska attraktionskrafter, vilket resulterar i bildandet av en anslutning. ${\mathsf {Na^{+))}$ ${\mathsf {Cl^{-}}}$

Den idealiska kristallmodellen

För en kubisk kristall av "natriumklorid" ( NaCl ), är varje Na -atom omgiven av 6 Cl- atomer , så motsvarande potentiella energi är där r är avståndet mellan atomerna, e är elektronladdningen, k är Coulomb-konstanten. Positivt laddade natriumjoner (12 till antalet) som ligger bakom kloridjonerna stöts bort från den centrala jonen, och så vidare. I allmänhet kan den attraktiva potentialen skrivas som [2] $-6ke^{2}/r\,,$

U_{attr}=-\alpha k{\frac {e^{2}}{r}}\,,

där α är Madelung-konstanten . För natriumklorid a=1,7476. På grund av Pauli uteslutningsprincipen finns det ytterligare en repulsion mellan jonerna och den totala potentialen kan skrivas som [2]

U_{t}=-\alpha k{\frac {e^{2}}{r}}+{\frac {B}{r^{m}}}\,,

där B och m ≈10 är konstanter beroende på typen av joner [2] . En sådan potential har ett minimum, vars absoluta värde i den kallas den joniska energin för sammanhållning - det vill säga den energi som krävs för att separera joner i oändligheten. För natriumklorid är detta 7,84 eV per jon, eller 760 kJ/mol. För atomenergi av kohesion är det nödvändigt att ta hänsyn till neutraliseringen av joner [3] .

Anteckningar

↑ Serway, Moses & Moyer, 2005 , sid. 405.
↑ 1 2 3 Serway, Moses & Moyer, 2005 , sid. 406.
↑ Serway, Moses & Moyer, 2005 , sid. 407.

Litteratur

Serway, R.; Moses, C.; Moyer , C. Modern Physics . - 3:e upplagan .. - Thomson Brooks Cole, 2005. - 682 sid. — ISBN 0534493394 .

kemisk bindning

Intramolekylär
interaktion

kovalent bindning

enkelbindning	Polär icke-polär
Multipelbindning	σ bindning π bindning δ bond φ-bindning Dubbelbindning trippelbindning Quadruple bond Fem länkar Kuggkoppling
Koordinerande länk	Donator-acceptor interaktion Semipolär anslutning
Övrig	Enkel elektronbindning 3c-2e Aromaticitet

Övrig

Jonbindning
metallanslutning
Perpendikulär paramagnetisk koppling

Intermolekylär
interaktion