Joninių jungčių charakteristikos, kaip jis formuojamas, klasifikavimas ir pavyzdžiai

The jonų jungtis tai, kad ten nėra teisingo elektronų poros pasidalijimo tarp dviejų atomų. Kai taip atsitinka, viena iš rūšių, mažiausiai elektronegatyvi, įgyja teigiamą elektros krūvį, o daugiau elektronegatyvių rūšių baigiasi neigiamu elektros krūviu..

Jei A yra rūšis elektropozityvus, ir X yra elektroninis, tada, kai tarp jų susidaro jonų jungtis, jie transformuojami į jonus A⁺ ir X^-. A⁺ tai yra teigiamai įkrautos rūšys, vadinamos katijonu; ir X^- yra neigiamo krūvio rūšis, anijonas.

Viršutiniame vaizde yra bendras jonų ryšys bet kuriai A ir X rūšiai. Mėlynos spalvos laikikliai rodo, kad A ir X nėra aiškiai kovalentinio ryšio; kitaip tariant, nėra A-X buvimo.

Atkreipkite dėmesį, kad A⁺ trūksta valentų elektronų, o X^- jį supa aštuoni elektronai, ty jis atitinka okteto taisyklę pagal valentinės obligacijos teoriją (TEV) ir taip pat yra izoelektroninis atitinkamo laikotarpio tauriųjų dujų (He, Ne, Ar ir kt.).

Iš aštuonių elektronų du iš jų yra žali. Kokiu tikslu jis skiriasi nuo likusių mėlynų taškų? Pabrėžti, kad žalioji pora iš tikrųjų yra elektronai, kurie turėtų dalytis A-X obligacijoje, jei jie yra kovalentiniai. Faktas, kuris nenustatytas joniniame ryšyje.

A ir X sąveikauja su elektrostatiniais traukos jėgomis (Coulomb's Law). Tai išskiria jonų junginius nuo kovalentų daugelyje jų fizinių savybių, pavyzdžiui, lydymosi ir virimo temperatūros.

Indeksas

• 1 Joninės jungtys
• 2 Kaip ji suformuota?
  • 2.1 Šarminiai ir halogeniniai metalai
  • 2.2 Šarminiai ir kalciniai metalai
  • 2.3 Šarminiai žemės metalai su halogenais ir chalkogenais
• 3 Klasifikacija
• 4 Elektronų elgesys joniniame ryšyje
• 5 Joninių ryšių pavyzdžiai
• 6 Nuorodos

Joninės jungtys

-Joninės jungtys nėra nukreiptos, tai yra, jos daro trimatę jėgą, galinčią sukurti kristalinį išdėstymą, pavyzdžiui, kalio chloridą, pastebėtą aukščiau esančiame paveikslėlyje.

-Cheminės formulės, kuriose yra jonų junginių, žymi jonų, o ne jų jungčių dalį. Taigi KCl reiškia, kad yra Kationas⁺ kiekvienam Cl anionui^-.

-Joniškos jungtys, nes jos turi trijų matmenų įtaką jų jonams, sukuria kristalines struktūras, kurioms reikia daug šilumos energijos. Kitaip tariant, jie turi aukštus lydymosi ir virimo taškus, priešingai nei kietos medžiagos, kuriose vyrauja kovalentinės jungtys.

-Dauguma junginių, veikiančių jonų ryšiais, tirpsta vandenyje arba poliariniuose tirpikliuose. Taip yra todėl, kad tirpiklių molekulės gali veiksmingai apsupti jonus, neleidžiant jiems vėl susitarti, kad susidarytų pradinis kristalinis išdėstymas.

-Jonų jungtis atsiranda tarp atomų su dideliu atotrūkiu tarp jų elektronegatyvių: metalo ir ne metalo. Pavyzdžiui, K yra šarminis metalas, o Cl yra halogeninis, nemetalinis elementas.

Kaip ji susidaro?

Aukščiau pateiktame paveikslėlyje A žymi metalą ir X ne metalinį atomą. Tam, kad atsirastų jonų jungtis, elektronų atotrūkių tarp A ir X skirtumas turi būti toks, kad elektronų porų dalijimasis ryšiu būtų nulis. Tai reiškia, kad X išlaikys elektronų porą.

Bet iš kur ateina elektroninė pora? Iš esmės iš metalo rūšių. Tokiu būdu vienas iš dviejų žalios spalvos taškų yra elektronas, perkeliamas iš metalo A į ne metalą X, ir šis paskutinis prisidėjo prie papildomo elektrono užbaigimo pora.

Jei taip, kokioms periodinės lentelės grupėms priklauso A arba X? Kadangi A turėjo perkelti vieną elektroną, labai tikėtina, kad jis yra IA grupės metalas: šarminiai metalai (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).

X, kai jis pasiekė valentų oktetą, pridedant elektroną, tai yra halogenas, VIIA grupės elementas.

Šarminiai metalai ir halogenai

Šarminiai metalai turi ns valentinę konfigūraciją¹. Praradus šį vieną elektroną ir tapus monatominiais jonais M⁺ (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺, Fr⁺) tampa izoelektroniškai prie jų kilusių tauriųjų dujų.

Kita vertus, halogenai turi ns valentinę konfigūraciją²np⁵. Kad jie būtų izelektroniški kilnojamosioms dujoms, jie turi įsigyti papildomą elektroną, kad jis būtų ns konfigūracija²np⁶, kuris sudaro aštuonis elektronus.

Dėl šitos priežasties jonų jungtis susidaro tiek šarminių metalų, tiek ir halogenų atžvilgiu, jau nekalbant apie energetinį stabilumą, kurį užtikrina kristalinis išdėstymas..

Todėl jonų junginiai, sudaryti iš šarminio metalo ir halogeno, visada turi MX tipo cheminę formulę.

Šarminiai ir kalciniai metalai

Chalogenai arba VIA grupės elementai (O, S, Se, Te, Po), skirtingai nuo halogenų, turi valencijos ns konfigūraciją.²np⁴. Todėl, norint atitikti valentų oktetą, reikia dviejų papildomų elektronų. Kad tai būtų pasiekta naudojant šarminius metalus, jie turi gauti elektroną iš dviejų.

Kodėl? Pavyzdžiui, natrio druska gali duoti vieną elektroną Na. Bet jei yra dvi natrio, Na ∙ ir Na ∙, O gali gauti jo elektronus, kad taptų anijonu O^2-.

Gauto junginio Lewis struktūra būtų Na⁺ O^2- Na⁺. Atkreipkite dėmesį, kad kiekvienam deguoniui yra du natrio jonai, todėl formulė yra Na₂O.

Tas pats paaiškinimas gali būti taikomas ir kitiems metalams, ir kitiems chalogenams.

Tačiau kyla klausimas: ar visų šių elementų derinys kils iš joninio junginio? Ar jose bus joninių ryšių? Tam reikėtų palyginti metalo M ir chalkogenų elektronegatyvumą. Jei jie yra labai skirtingi, tuomet bus jonų.

Šarminiai žemės metalai su halogenais ir chalkogenais

Šarminių žemių metalai (p. Becamgbara) turi valentinę konfigūraciją ns². Praradę tik du elektronus, jie tampa M jonais²⁺ (Būk²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Ra²⁺). Tačiau rūšys, kurios priima jų elektronus, gali būti halogenai arba chalkogenai.

Halogenų atveju du iš jų reikalingi junginio formavimui, nes atskirai jie gali priimti tik vieną elektroną. Taigi, junginys būtų: X^- M²⁺ X^-. X gali būti bet kuris halogenas.

Ir, galiausiai, dėl kalkogenų, galinčių priimti du elektronus, vienas iš jų pakaktų jonų ryšiui suformuoti: M²⁺O^2-.

Klasifikacija

Jonų jungtis neklasifikuojama. Tačiau tai gali skirtis priklausomai nuo kovalentinio pobūdžio. Ne visos obligacijos yra 100 proc..

Tai pastebima visų pirma su labai mažais jonais ir dideliais įkrovimais, pvz., Be²⁺. Jo didelis įkrovos tankis deformuoja elektroninį „X“ debesį (F, Cl ir tt) taip, kad priverčia jį suformuoti aukštą kovalentinio pobūdžio ryšį (vadinamą poliarizacija).

Taigi, BeCl₂ nors jis atrodo joninis, jis iš tikrųjų yra kovalentinis junginys.

Tačiau joniniai junginiai gali būti klasifikuojami pagal jų jonus. Jei tai susideda iš paprastų elektros krūvių atomų, kalbame apie monatominius jonus; kadangi jei tai yra nešiklio molekulė, kuri yra teigiama ar neigiama, mes kalbame apie poliatominę joną (NH₄⁺, NE₃^-, SO₄^2-, ir tt).

Elektronų elgesys joniniame ryšyje

Jonų jungtyje esantys elektronai lieka arčiausiai elektronegatyvaus atomo branduolio. Kadangi ši elektronų pora negali pabėgti iš X^- kovalentiškai susieti su A⁺, susidaro elektrostatinės sąveikos.

Katijonai A⁺ atstumti kitus A⁺, ir taip pat atsitinka su X anijonais^- su kitais. Jonai stengiasi išlyginti atotrūkį iki minimalios vertės, kad patrauklios jėgos viršytų atbaidančias jėgas; ir kai jiems pavyksta pasiekti, atsiranda abiejų jonų junginių charakteristika.

Teoriškai elektronai yra riboti anijonuose, ir kadangi anijonai išlieka fiksuoti kristalų grotelėse, druskų laidumas kietoje fazėje yra labai mažas.

Tačiau jis didėja, kai jie tirpsta, nes jonai gali laisvai migruoti, taip pat elektronai, kurie gali tekėti pritraukiant teigiamus krūvius..

Joninių ryšių pavyzdžiai

Vienas iš būdų nustatyti joninius junginius yra stebėti metalo ir nemetalinio arba poliatominio anijono buvimą. Tada apskaičiuokite su bet kuriuo elektronegatyvumu šių A ir X verčių skirtumus. Jei šis skirtumas yra didesnis nei 1,7, tai yra junginys su joninėmis jungtimis..

Jų pavyzdžiai:

KBr: kalio bromidas

BeF₂: berilio fluoridas

Na₂O: natrio oksidas

Li₂O: ličio oksidas

K₂O: kalio oksidas

MgO: magnio oksidas

CaF₂: kalcio fluoridas

Na₂S: natrio sulfidas

NaI: natrio jodidas

CsF: cezio fluoridas

Taip pat gali būti joninių junginių su poliatominiais jonais:

Cu (NE₃)₂: vario nitratas (II)

NH₄Cl: amonio chloridas

CH₃COONa: natrio acetatas

Sr₃(PO₄)₂: stroncio fosfatas

CH₃COONH₄: amonio acetatas

LiOH: ličio hidroksidas

KMnO₄: kalio permanganatas

Nuorodos

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemija (8-asis red.). CENGAGE mokymasis, p. 251-258.
2. Chemija LibreTexts. Joninės ir kovalentinės obligacijos. Paimta iš: chem.libretexts.org
3. Chemija 301. (2014). Jonų rišimas. Paimta iš: ch301.cm.utexas.edu
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2017 m. Rugpjūčio 16 d. Joninių obligacijų ir junginių pavyzdžiai.)
5. TutorVista. (2018). Jonų rišimas. Paimta iš: chemistry.tutorvista.com
6. Chris P. Schaller, Ph.D. IM7. Kurios jungtys yra joninės ir kurios yra kovalentinės? Paimta iš: workers.csbsju.edu