Рассмотрите схемы образования ионной связи между атомами химических калий


Рассмотрите схемы образования ионной связи между атомами

а) Калий — элемент I группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 1 внешний электрон, чем принять недостающие 7.
Кислород — элемент главной подгруппы VI группы, неметалл. Его атому легче принять 2 электрон, чем отдать 6 электронов:

б) Литий — элемент I группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 1 внешний электрон, чем принять недостающие 7.
Хлор — элемент главной подгруппы VII группы, неметалл. Его атому легче принять 1 электрон, чем отдать 7 электронов:

в) Магний — элемент II группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 2 внешних электрона, чем принять недостающие 6.
Фтор — элемент главной подгруппы VII группы, неметалл. Его атому легче принять 1 электрон, чем отдать 7 электронов:

8.2: Ионная связь - Chemistry LibreTexts

Цели обучения

  • Для описания характеристик ионной связи.
  • Для количественного описания энергетических факторов, участвующих в образовании ионной связи.

Ионы - это атомы или молекулы, которые электрически заряжены. Катионы заряжены положительно, а анионы несут отрицательный заряд. Ионы образуются, когда атомы приобретают или теряют электроны.Поскольку электроны заряжены отрицательно, атом, потерявший один или несколько электронов, станет заряженным положительно; атом, который получает один или несколько электронов, становится отрицательно заряженным. Ионная связь - это притяжение между положительно и отрицательно заряженными ионами. Эти противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу, образуя ионные сетки (или решетки , ). Электростатика объясняет, почему это происходит: противоположные заряды притягиваются, а подобные заряды отталкиваются. Когда многие ионы притягиваются друг к другу, они образуют большие упорядоченные кристаллические решетки, в которых каждый ион окружен ионами противоположного заряда.Обычно, когда металлы реагируют с неметаллами, электроны передаются от металлов к неметаллам. Металлы образуют положительно заряженные ионы, а неметаллы образуют отрицательно заряженные ионы.

Создание ионных связей

Ионные связи образуются при химической реакции металлов и неметаллов. По определению, металл относительно стабилен, если он теряет электроны, образуя полную валентную оболочку, и становится положительно заряженным. Точно так же неметалл становится стабильным, приобретая электроны, чтобы заполнить свою валентную оболочку и стать отрицательно заряженным.Когда металлы и неметаллы реагируют, металлы теряют электроны, передавая их неметаллам, которые их приобретают. Следовательно, образуются ионы, которые мгновенно притягиваются друг к другу - ионная связь.

В общем ионном соединении положительные и отрицательные заряды должны быть сбалансированы, потому что электроны не могут быть созданы или уничтожены, а только перенесены. Таким образом, общее количество электронов, потерянных катионными частицами, должно равняться общему количеству электронов, приобретенных анионными частицами.

Пример \ (\ PageIndex {1} \): хлорид натрия

Например, в реакции Na (натрий) и Cl (хлор) каждый атом Cl отнимает один электрон от атома Na.Таким образом, каждый Na становится катионом Na + , а каждый атом Cl становится анионом Cl - . Из-за их противоположных зарядов они притягиваются друг к другу, образуя ионную решетку. Формула (отношение положительных ионов к отрицательным) в решетке \ (\ ce {NaCl} \).

\ [\ ce {2Na (s) + Cl 2 (g) \ rightarrow 2NaCl (s)} \ nonumber \]

Эти ионы расположены в твердом NaCl в виде регулярной трехмерной структуры (или решетки):

Решетка NaCl.(слева) трехмерная структура и (справа) простой двухмерный срез латте. Изображения использованы с разрешения Википедии и Майка Блабера.

Хлор имеет высокое сродство к электронам, а натрий - низкую энергию ионизации. Таким образом, хлор получает электрон от атома натрия. Это может быть представлено с помощью точечных символов ewis (здесь мы будем рассматривать один атом хлора, а не Cl 2 ):

Стрелка указывает на перенос электрона от натрия к хлору с образованием иона металла Na + и иона хлора Cl - .Каждый ион теперь имеет октетов электронов в его валентной оболочке:

Энергетика образования ионных связей

Ионные связи образуются, когда положительно и отрицательно заряженные ионы удерживаются вместе электростатическими силами. Рассмотрим одну пару ионов, один катион и один анион. Насколько сильной будет сила их притяжения? Согласно закону Кулона , энергия электростатического притяжения (\ (E \)) между двумя заряженными частицами пропорциональна величине зарядов и обратно пропорциональна межъядерному расстоянию между частицами (\ (r \)):

\ [E \ propto \ dfrac {Q_ {1} Q_ {2}} {r} \ label {Eq1a} \]

\ [E = k \ dfrac {Q_ {1} Q_ {2}} {r} \ label {Eq1b} \]

, где заряд каждого иона представлен символом Q .Константа пропорциональности k равна 2,31 × 10 −28 Дж · м. Если Q 1 и Q 2 имеют противоположные знаки (например, в NaCl, где Q 1 равно +1 для Na + , а Q 2 равно -1 для Cl - ), тогда E отрицательно, что означает, что энергия выделяется , когда противоположно заряженные ионы сближаются с бесконечного расстояния, чтобы сформировать изолированную ионную пару.

Энергия всегда высвобождается при образовании связи и, соответственно, всегда требуется энергия для разрыва связи.

Как показано зеленой кривой в нижней половине рисунка \ (\ PageIndex {1} \), максимальная энергия будет выделяться, когда ионы бесконечно близки друг к другу, при r = 0. Поскольку ионы занимают пространство и имеют структуру с положительным ядром, окруженным электронами, однако они не могут быть бесконечно близко друг к другу. На очень коротких расстояниях отталкивающие электрон-электронные взаимодействия между электронами на соседних ионах становятся сильнее, чем притягивающие взаимодействия между ионами с противоположными зарядами, как показано красной кривой в верхней половине рисунка \ (\ PageIndex {1} \).Полная энергия системы - это баланс между притягивающим и отталкивающим взаимодействиями. Пурпурная кривая на рисунке \ (\ PageIndex {1} \) показывает, что полная энергия системы достигает минимума при r 0 , точке, где электростатическое отталкивание и притяжение точно сбалансированы. Это расстояние такое же, как экспериментально измеренное расстояние соединения .

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): График потенциальной энергии в зависимости от межъядерного расстояния для взаимодействия между газообразным ионом Na + и газообразным ионом Cl - .{23} \; \ Отменить {ион \; пара} / моль \ вправо) = - 589 \; кДж / моль \ label {Eq3} \]

Это энергия, высвобождаемая при образовании 1 моль газообразных ионных пар, не , когда 1 моль положительных и отрицательных ионов конденсируется с образованием кристаллической решетки. Из-за дальнодействующих взаимодействий в структуре решетки эта энергия не соответствует непосредственно энергии решетки кристаллического твердого тела. Однако большое отрицательное значение указывает на то, что объединение положительных и отрицательных ионов энергетически очень выгодно, независимо от того, образуется ли ионная пара или кристаллическая решетка.

Суммируем важные моменты, касающиеся ионной связи:

  • При r 0 ионы более стабильны (имеют более низкую потенциальную энергию), чем они находятся на бесконечном межъядерном расстоянии. Когда противоположно заряженные ионы собираются вместе от r = ∞ до r = r 0 , энергия системы понижается (энергия высвобождается).
  • Из-за низкой потенциальной энергии при r 0 в систему необходимо добавить энергию для разделения ионов.Необходимое количество энергии - это энергия связи.
  • Энергия системы достигает минимума на определенном межъядерном расстоянии (расстояние связи).

Пример \ (\ PageIndex {2} \): LiF

Рассчитайте количество энергии, выделяющейся при образовании 1 моль газообразных ионных пар Li + F - из разделенных ионов. Наблюдаемое межъядерное расстояние в газовой фазе составляет 156 пм.

Дано: катион и анион, количество и межъядерное расстояние

Запрошено: энергия, выделяющаяся при образовании пар газообразных ионов

Стратегия:

Подставьте соответствующие значения в уравнение \ (\ ref {Eq1b} \), чтобы получить энергию, выделяемую при образовании единственной ионной пары, а затем умножьте это значение на число Авогадро, чтобы получить энергию, выделяемую на моль.{23} \ cancel {\ text {ion pair}} / моль \ right) \\ [4pt] & −891 \; кДж / моль \ end {align *} \]

Поскольку Li + и F - меньше Na + и Cl - (см. Раздел 7.3), межъядерное расстояние в LiF короче, чем в NaCl. Следовательно, в соответствии с уравнением \ (\ ref {Eq1b} \), при образовании 1 моль газообразных ионных пар Li + F - (-891 кДж / моль) выделяется гораздо больше энергии, чем когда 1 моль образуются газообразные ионные пары Na + Cl - (-589 кДж / моль).

Упражнение \ (\ PageIndex {2} \): оксид магния

Рассчитайте количество энергии, выделяющейся при образовании 1 моль газообразных ионных пар \ (\ ce {MgO} \) из разделенных ионов. Межъядерное расстояние в газовой фазе 175 пм.

Ответ

−3180 кДж / моль = −3,18 × 10 3 кДж / моль

Электронная конфигурация ионов

Как энергия, выделяемая при образовании решетки, сравнивается с энергией, необходимой для отрыва второго электрона от иона Na + ? Поскольку ион Na + имеет электронную конфигурацию благородного газа, удаление следующего электрона из этого стабильного устройства потребует больше энергии, чем выделяется во время образования решетки (натрий I 2 = 4560 кДж / моль).Таким образом, натрий присутствует в ионных соединениях как Na + , а не Na 2+ . Точно так же добавление электрона для заполнения валентной оболочки (и достижения электронной конфигурации благородного газа) экзотермично или лишь слегка эндотермично. Чтобы добавить дополнительный электрон в новую подоболочку , требуется огромная энергия - больше, чем энергия решетки. Таким образом, мы находим Cl - в ионных соединениях, но не Cl 2 - .

Таблица \ (\ PageIndex {1} \): Энергия решетки колеблется от 700 кДж / моль до 4000 кДж / моль:
Соединение Энергия решетки (кДж / моль)
LiF 1024
LiI 744
NaF 911
NaCl 788
NaI 693
KF 815
KBr 682
КИ 641
MgF 2 2910
SrCl 2 2130
MgO 3938

Это количество энергии может компенсировать такие большие значения, как I 3 для валентных электронов (т.е.е. может убрать до 3 валентных электронов). Поскольку для большинства переходных металлов требуется удаление более 3 электронов для достижения сердцевины из благородного газа, они не встречаются в ионных соединениях с сердцевиной из благородного газа. Переходный металл всегда сначала теряет электроны из подоболочки более высокой «s», а затем теряет электроны из нижней подоболочки «d». (Оставшиеся электроны в незаполненной d подоболочке являются причиной ярких цветов, наблюдаемых во многих соединениях переходных металлов!) Например, ионы железа , а не образуют ядро ​​благородного газа:

  • Fe: [Ar] 4s 2 3d 6
  • Fe 2+ : [Ar] 3d 6
  • Fe 3+ : [Ar] 3d 5

Некоторые ионы металлов могут образовывать ядро ​​псевдо благородного газа (и быть бесцветными), например:

  • Ag: [Kr] 5s 1 4d 10 Ag + [Kr] 4d 10 Соединение: AgCl
  • Cd: [Kr] 5s 2 4d 10 Cd 2+ [Kr] 4d 10 Соединение: CdS

Валентные электроны не подчиняются «правилу октетов» в этом случае (ограничение полезности этого правила).Примечание: атомы серебра и кадмия потеряли 5s-электроны при достижении ионного состояния.

Когда из атома образуется положительный ион, всегда теряет электронов первыми из подоболочки с наибольшим главным квантовым числом

Многоатомные ионы

Не все ионные соединения образуются только из двух элементов. Существует много многоатомных ионов , в которых два или более атома связаны ковалентными связями. Они образуют стабильную группу, несущую заряд (положительный или отрицательный).Группа атомов в целом действует как заряженная разновидность, образуя ионное соединение с противоположно заряженным ионом. Многоатомные ионы могут быть как положительными, так и отрицательными, например:

  • NH 4 + (аммоний) = катион
  • SO 4 2- (сульфат) = анион

Принципы ионной связи с многоатомными ионами такие же, как и с одноатомными ионами. Противоположно заряженные ионы объединяются, образуя кристаллическую решетку, высвобождая энергию решетки.В зависимости от формы и заряда многоатомных ионов эти соединения могут образовывать кристаллические решетки с интересными и сложными структурами.

Сводка

Количество энергии, необходимое для разделения пары газообразных ионов, и есть энергия связи. Образование ионных соединений обычно происходит чрезвычайно экзотермически . Сила электростатического притяжения между ионами с противоположными зарядами прямо пропорциональна величине зарядов на ионах и обратно пропорциональна межъядерному расстоянию.Полная энергия системы представляет собой баланс между отталкивающими взаимодействиями между электронами на соседних ионах и притягивающими взаимодействиями между ионами с противоположными зарядами.

Авторы и авторство

,

Глава 4.1: Ионная связь - Chemistry LibreTexts

Цели обучения

  • Для количественного описания энергетических факторов, участвующих в образовании ионной связи.

Ионные связи образуются, когда положительно и отрицательно заряженные ионы удерживаются вместе электростатическими силами. Энергия электростатического притяжения ( E ), мера силы силы, обратно пропорциональна межъядерному расстоянию между заряженными частицами ( r ):

\ (E \ propto \ dfrac {Q_ {1} Q_ {2}} {r} \ quad \ quad E = k \ dfrac {Q_ {1} Q_ {2}} {r} \ tag {4.1.1} \)

, где заряд каждого иона представлен символом Q . Константа пропорциональности k равна 2,31 × 10 −28 Дж · м. Если Q 1 и Q 2 имеют противоположные знаки (например, в случае NaCl, где Q 1 равно +1 для Na + , а Q 2 равно -1 для Cl - ), тогда E отрицательно, что означает, что энергия высвобождается, когда противоположно заряженные ионы собираются вместе с бесконечного расстояния, чтобы сформировать изолированную ионную пару.

Рисунок 4.1.1 Влияние заряда и расстояния на силу электростатических взаимодействий . По мере того, как увеличивается заряд ионов или уменьшается расстояние между ионами, увеличивается сила притягивающего (-… +) или отталкивающего (-… - или +… +) взаимодействий. Сила этих взаимодействий представлена ​​толщиной стрелок.

Для ионов с противоположным зарядом притяжение увеличивается по мере увеличения заряда и уменьшается по мере увеличения расстояния между ионами

Как показано зеленой кривой в нижней половине рисунка 4.1.2 предсказывает, что максимальная энергия выделяется, когда ионы бесконечно близки друг к другу, при r = 0. Однако, поскольку ионы занимают пространство и имеют структуру, в которой положительное ядро ​​окружено электронами, они не могут быть бесконечно близко друг к другу. , На очень коротких расстояниях отталкивающие электрон-электронные взаимодействия между электронами на соседних ионах становятся сильнее, чем притягивающие взаимодействия между ионами с противоположными зарядами, как показано красной кривой в верхней половине рисунка 4.1.2. Полная энергия системы - это баланс между притягивающим и отталкивающим взаимодействиями. Пурпурная кривая на рисунке 4.1.2 показывает, что полная энергия системы достигает минимума в точке r 0 , точке, где электростатическое отталкивание и притяжение точно уравновешены. Это расстояние такое же, как экспериментально измеренное расстояние скрепления.

Обратите внимание на шаблон

Энергия высвобождается при образовании связи.

Рисунок 4.1.2 График зависимости потенциальной энергии от межъядерного расстояния для взаимодействия ионов с разным зарядом: газообразный ион Na + и газообразный Cl - Ион Энергия системы достигает минимума при определенном расстояние ( r 0 ), когда взаимодействия притяжения и отталкивания сбалансированы. Ниже представлено приложение от pHet, которое иллюстрирует ту же точку для нейтральных атомов. Вы можете переместить незакрепленный атом относительно закрепленного, перетащив его, и вы увидите, где на потенциальной кривой вы находитесь в зависимости от расстояния между ними.Основное отличие кривых

.

химическое соединение | Определение и примеры

Химическая связь , любое из взаимодействий, которые объясняют объединение атомов в молекулы, ионы, кристаллы и другие стабильные частицы, составляющие привычные вещества повседневного мира. Когда атомы приближаются друг к другу, их ядра и электроны взаимодействуют и стремятся распределиться в пространстве таким образом, что общая энергия ниже, чем при любом другом расположении. Если полная энергия группы атомов ниже, чем сумма энергий составляющих атомов, тогда они связываются вместе, и снижение энергии является энергией связи.

кристалл связи Различные типы связи в кристаллах. Encyclopdia Britannica, Inc.

Британская викторина

Подводки к химии

Какой электрический заряд у электрона?

Идеи, которые помогли установить природу химической связи, воплотились в жизнь в начале 20-го века, после того, как был открыт электрон, и квантовая механика предоставила язык для описания поведения электронов в атомах.Однако, несмотря на то, что химикам нужна квантовая механика для детального количественного понимания образования связей, большая часть их прагматического понимания связей выражается в простых интуитивных моделях. Эти модели рассматривают связи в основном двух типов, а именно ионные и ковалентные. Тип связи, которая наиболее вероятно возникнет между двумя атомами, можно предсказать на основе расположения элементов в периодической таблице, и в некоторой степени свойства образованных таким образом веществ могут быть связаны с типом связи.

Ключевым понятием при обсуждении химической связи является понятие молекулы. Молекулы - это самые маленькие единицы соединений, которые могут существовать. Одна из особенностей молекул, которую можно с достаточным успехом предсказывать, - это их форма. Молекулярные формы имеют большое значение для понимания реакций, которые могут проходить соединения, поэтому в этой статье кратко обсуждается связь между химической связью и химической реакционной способностью.

Хотя простые модели связывания полезны в качестве практических правил для обоснования существования соединений, а также физических и химических свойств и структур молекул, они должны быть обоснованы обращением к более сложным описаниям связывания.Более того, есть некоторые аспекты молекулярной структуры, которые выходят за рамки простых теорий. Чтобы достичь этого понимания, необходимо прибегнуть к полностью квантово-механическому описанию. На практике эти описания влекут за собой большую зависимость от компьютеров. Такие численные подходы к химической связи дают важную информацию о связи.

молекулярная структура Шариковая модель молекулярной структуры, показывающая атомы, связанные вместе. © asiseeit / iStock.com Получите эксклюзивный доступ к контенту нашего 1768 First Edition с подпиской. Подпишитесь сегодня

Эта статья начинается с описания исторической эволюции современного понимания химической связи, а затем обсуждается, как появились современные теории образования химических связей, которые превратились в мощное описание структуры материи. После исторического введения обсуждаются качественные модели связывания, при этом особое внимание уделяется образованию ионных и ковалентных связей и корреляции последних с молекулярными формами.Затем описываются более сложные квантово-механические подходы к образованию связей, после чего дается обзор ряда частных случаев, которые поднимают интересные проблемы или приводят к важным открытиям.

Подробное описание структуры и свойств атомов, см. атом. Химические соединения рассматриваются в статье химический состав, а элементы описаны в статье химический элемент.

Исторический обзор

Появление количественной химии

Ранние греки, в первую очередь Демокрит, утверждали, что материя состоит из элементарных частиц, называемых атомами.Однако взглядам атомистов не хватало авторитета, исходящего из экспериментов, и доказательства существования атомов не появлялись в течение двух тысячелетий до появления количественной, эмпирической науки в 18 веке.

,

Смотрите также