JONINIS RYŠYS: CHARAKTERISTIKOS, KAIP JIS SUSIDARO, IR PAVYZDŽIAI - CHEMIJA - 2025

Joninis jungtis yra cheminio ryšio tipas, kuriame yra yra elektrostatinis traukos tarp priešpriešiais krūvio jonų. T. y., Teigiamai įkrautas jonas sudaro ryšį su neigiamai įkrautu jonu, perkeldamas elektronus iš vieno atomo į kitą.

Šio tipo cheminė jungtis atsiranda, kai valentiniai elektronai iš vieno atomo visam laikui perkeliami į kitą atomą. Atomas, praradęs elektronus, tampa katijonu (teigiamai įkrautu), o tas, kuris įgyja elektronus, tampa anijonu (neigiamai įkrautas).

Joninių jungčių pavyzdys: natrio fluoridas. Natris praranda vieną valentinį elektroną ir paskiria jį iš fluoro. Wdcf

Joninių ryšių samprata

Joninis ryšys yra tas, kuriuo elektra įkrautos dalelės, vadinamos jonais, sąveikauja, kad susidarytų joninės kietos medžiagos ir skysčiai. Ši jungtis yra elektrostatinės sąveikos tarp šimtų milijonų jonų produktas ir neapsiriboja tik keliomis jų; tai yra, jis peržengia patrauklumą tarp teigiamo krūvio link neigiamo krūvio.

Pavyzdžiui, atsižvelkite į joninį junginį, natrio chloridą, NaCl, geriau žinomą kaip stalo druska. NaCl vyrauja joninė jungtis, todėl ją sudaro Na ⁺ ir Cl ^- jonai . Na ⁺ yra teigiamas jonas arba katijonas, o Cl ^- (chloridas) yra neigiamas jonas arba anijonas.

Na + ir Cl-jonai natrio chloride laikomi kartu joniniu ryšiu. Šaltinis: Eyal Bairey per Vikipediją.

Na ⁺ ir Cl ^- traukia priešingi elektros krūviai. Atstumai tarp šių jonų leidžia kitiems suartėti, kad atsirastų NaCl poros. NP ⁺ katijonai bus stumti vienas kitą, nes jie yra vienodų mokesčių, ir tas pats atsitinka su viena kitai Cl ^- anijonus .

Ateina laikas, kai milijonai Na ⁺ ir Cl ^- jonų valdyti, kad būtų suvienodintos, sujungti, sukurti struktūrą, kuri yra kiek įmanoma, stabili; vienas, kurį reguliuoja joninis sujungimas (vaizdas viršuje). Na ⁺ katijonai yra mažesni nei Cl ^- anijonų, nes didėja jų branduolio efektyvioji branduolinė jėga išoriniams elektronams.

NaCl joninis ryšys. Rhannosh / CC BY-SA (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)

Joninis ryšys apibūdinamas nustatant tvarkingas struktūras, kur atstumas tarp jonų (Na ⁺ ir Cl ^- NaCl atveju) yra mažas, palyginti su kitomis kietosiomis medžiagomis. Taigi mes kalbame apie joninę kristalinę struktūrą.

Kaip susidaro joninė jungtis?

Joninis jungimasis vyksta tik tada, kai elektronai pasiskirsto taip, kad susidaro jonų krūviai. Šio tipo jungtis niekada negali atsirasti tarp neutralių dalelių. Tai būtinai turi būti katijonai ir anijonai. Bet iš kur jie atsiranda?

Joninių ryšių iliustracija. a) Natris turi grynąjį neigiamą krūvį. b) Natris atiduoda elektroną chlorui. Natris lieka su grynuoju teigiamu krūviu, o chloras - su grynuoju neigiamu krūviu, sukurdamas joninę jungtį. Šio tipo jungtis tarp milijonų Na ir Cl atomų sukelia fizinės druskos susidarymą. „OpenStax“ kolegija / CC BY (https://creativecommons.org/licenses/by/3.0)

Jonų susidarymo būdai yra daug, tačiau iš esmės daugelis jų yra pagrįsti oksidacijos-redukcijos reakcija. Daugumą neorganinių joninių junginių sudaro metalinis elementas, sujungtas su nemetaliniu elementu (esančiu periodinės lentelės p bloke).

Metalas turi oksiduoti, prarasti elektronus, kad taptų katijonu. Kita vertus, nemetalinis elementas sumažėja, įgyja šiuos elektronus ir tampa anijonu. Šis paveikslėlis iliustruoja šį NaCl susidarymo iš natrio ir chloro atomų tašką:

Joninės jungties formavimas. Šaltinis: „Shafei“ arabiškoje Vikipedijoje / vieša sritis

Na atomas vieną iš savo valentinių elektronų dovanoja Cl. Kai šis elektronų pasiskirstymas įvyksta, susidaro Na ⁺ ir Cl ^- jonai , kurie pradeda traukti vienas kitą iškart ir elektrostatiškai.

Todėl sakoma, kad Na ⁺ ir Cl ^- neturi jokių elektronų porų, skirtingai nei to galima tikėtis hipotetinei Na-Cl kovalentinei jungčiai.

Joninių jungčių savybės

Joninė jungtis yra ne kryptinė, tai yra, jos jėga nėra viena kryptimi, o greičiau plinta erdvėje kaip atstumų, atskiriančių jonus, funkcija. Šis faktas yra svarbus, nes tai reiškia, kad jonai yra stipriai surišti, o tai paaiškina keletą joninių kietųjų medžiagų fizikinių savybių.

Lydymosi temperatūra

Joninė jungtis lemia, kad druska ištirptų 801 ° C temperatūroje. Ši temperatūra yra gana aukšta, palyginti su įvairių metalų lydymosi temperatūra.

Taip yra todėl, kad NaCl turi absorbuoti pakankamai šilumos, kad jo jonai galėtų laisvai tekėti iš savo kristalų; tai yra, tarp Na objektai ⁺ ir Cl ^- turi būti įveikti .

Virimo taškas

Joninių junginių lydymosi ir virimo taškai yra ypač aukšti dėl jų stiprios elektrostatinės sąveikos: jonų jungties. Tačiau kadangi šis ryšys apima daug jonų, toks elgesys dažniausiai priskiriamas tarpmolekulinėms jėgoms, o ne tinkamai jonų jungčiai.

Kai druska ištirpsta NaCl, gaunamas skystis, sudarytas iš tų pačių pradinių jonų; tik dabar jie juda laisviau. Joninis ryšys vis dar yra. Na ⁺ ir Cl ^- jonai susitinka skysčio paviršiuje ir sukuria didelį paviršiaus įtempimą, kuris neleidžia jonams patekti į dujų fazę.

Todėl išlydyta druska turi dar labiau padidinti savo temperatūrą, kad užvirtų. NaCl virimo temperatūra yra 1465 ° C. Šioje temperatūroje šiluma viršija atotrūkį tarp Na ⁺ ir Cl ^- skystyje, todėl NaCl garai pradeda formuotis esant slėgiui, lygiam atmosferos slėgiui.

Elektronegatyvumas

Anksčiau buvo sakoma, kad joninis ryšys susidaro tarp metalinio ir nemetalinio elemento. Trumpai tariant: tarp metalo ir nemetalo. Paprastai tai pasakytina apie neorganinius joninius junginius; ypač dvejetainio tipo, pavyzdžiui, NaCl.

Kad įvyktų elektronų (Na ⁺ Cl ^- ) pasiskirstymas, o ne pasidalijimas (Na-Cl), tarp dviejų atomų turi būti didelis elektronegatyvumo skirtumas. Priešingu atveju tarp jų dviejų nebus joninių ryšių. Na ir Cl galbūt artėja, sąveikauja, tačiau iš karto Cl dėl didesnio elektronegatyvumo „paima“ elektroną iš Na.

Tačiau šis scenarijus taikomas tik dvinariams junginiams, MX, tokiems kaip NaCl. Kitų druskų ar joninių junginių formavimo procesai yra sudėtingesni ir negali būti vertinami vien tik atominiu ar molekuliniu požiūriu.

Tipai

Joninių ryšių tipai nėra skirtingi, nes elektrostatinis reiškinys yra grynai fizinis, keičiantis tik tam, kaip jonai sąveikauja, ar jų turimų atomų skaičių; tai yra, jei jie yra monatominiai arba poliaatominiai jonai. Taip pat kiekvienas elementas ar junginys sukuria būdingą joną, kuris apibūdina junginio pobūdį.

Pavyzdžių skyriuje gilinsimės į šią mintį ir bus matyti, kad joninė jungtis iš esmės yra vienoda visuose junginiuose. Kai to neįvykdoma, sakoma, kad joninė jungtis turi tam tikrą kovalentinį pobūdį, kuris yra daugelio pereinamųjų metalų druskų atveju, kai anijonai koordinuoja katijonus; pavyzdžiui, FeCl ₃ (Fe ³⁺ -Cl ^- ).

Joninių jungčių pavyzdžiai

Žemiau bus išvardyti keli joniniai junginiai, išryškinami jų jonai ir proporcijos:

- magnio chloridas

MgCI ₂ , (Mg ²⁺ Cl ^- ), esant 1: 2 santykiu (Mg ²⁺ : 2 Cl ^- )

- Kalio fluoridas

KF, (K ⁺ F ^- ), į 1: 1 santykiu (K ⁺ : F ^- )

- natrio sulfidas

Na ₂ S, (na ⁺ S ^2- ), į 2: 1 santykiu (2NA ⁺ : S ^2- )

- Lito hidroksidas

LiOH, (Li ⁺ OH ^- ), į 1: 1 santykiu (Li ⁺ : OH ^- )

- Kalcio fluoridas

CaF ₂ , (Ca ²⁺ F ^- ), santykiu 1: 2 (Ca ²⁺ : 2F ^- )

- Natrio karbonatas

Na ₂ CO ₃ , (Na ⁺ CO ₃ ² ) santykiu 2: 1 (2Na ⁺ : CO ₃ ² )

- Kalcio karbonatas

CaCO ₃ , (Ca ²⁺ CO ₃ ² ) santykiu 1: 1 (Ca ²⁺ : CO ₃ ² )

- Kalio permanganatas

KMnO ₄ , (K ⁺ MnO ₄ ^- ), santykiu 1: 1 (K ⁺ : MnO ₄ ^- )

- vario sulfatas

CuSO ₄ , varis (Cu ²⁺ SO ₄ ^2- ), esant 1: 1 santykis (Cu ²⁺ SO ₄ ^2- )

- Bario hidroksidas

Ba (OH) ₂ , (Ba ²⁺ OH ^- ) santykiu 1: 2 (Ba ²⁺ : OH ^- )

- Aliuminio bromidas

„AlBr _3“ , (Al ³⁺ Br ^- ), santykiu 1: 3 (Al ³⁺ : 3Br ^- )

- geležies (III) oksidas

Fe ₂ O ₃ (Fe ³⁺ O ² ), santykiu 2: 3 (2Fe ³⁺ : 3O ² )

- Stroncio oksidas

SrO, (Sr ²⁺ O ^2- ) santykiu 1: 1 (Sr ²⁺ : O ^2- )

- Sidabro chloridas

AgCl, (Ag ⁺ Cl ^- ), į 1: 1 santykiu (Ag ⁺ : Cl ^- )

- Kiti

-CH ₃ COONa, (CH ₃ COONa ⁺ ), į 1: 1 santykiu (CH ₃ COO ^- : Na ⁺ )

- NH ₄ I, (NH ₄ ⁺ I ^- ) santykiu 1: 1 (NH ₄ ⁺ : I ^- )

Kiekvienas iš šių junginių turi joninę jungtį, kur milijonai jonų, atitinkančių jų chemines formules, yra elektrostatiškai traukiami ir sudaro kietą medžiagą. Kuo didesnis jo joninių krūvių dydis, tuo stipresni yra elektrostatiniai atotrūkiai ir atstūmimai.

Todėl joninis ryšys yra stipresnis, tuo didesni jonų, kurie sudaro junginį, krūviai.

Išspręsta mankšta

Čia yra keletas pratimų, įgyvendinančių pagrindines žinias apie jonų sujungimą.

- 1 pratimas

Kuris iš šių junginių yra joninis? Galimos tokios galimybės: HF, H ₂ O, NaH, H ₂ S, NH ₃ ir MgO.

Joninis junginys pagal apibrėžimą turi turėti joninę jungtį. Kuo didesnis elektronegatyvumo skirtumas tarp jo sudedamųjų elementų, tuo didesnis minėtos jungties joninis pobūdis.

Todėl iš esmės atmetamos galimybės, kuriose nėra metalinio elemento: HF, H ₂ O, H ₂ S ir NH ₃ . Visi šie junginiai sudaryti tik iš nemetalinių elementų. NH ₄ ⁺ katijonas yra šios taisyklės išimtis, nes jame nėra metalų.

Likę variantai yra NaH ir MgO, kuriuose metalai Na ir Mg yra atitinkamai pritvirtinti prie nemetalinių elementų. NaH (Na ⁺ H ^- ) ir MgO (Mg ²⁺ O ^2- ) yra joninių junginių.

- 2 pratimas

Apsvarstykite šį hipotetinį junginį: Ag (NH ₄ ) ₂ CO ₃ I. Kokie jo jonai ir kokia jų dalis kietose medžiagose?

Suardymas junginį į jo jonų turime: Ag ⁺ , NH ₄ ⁺ , CO ₃ ^2- ir I ^- . Šie yra sujungti elektrostatiškai po santykiu 1: 2: 1: 1 (Ag ⁺ : 2NH ₄ ⁺ : CO ₃ ^2- : aš ^- ). Tai reiškia, kad NH ₄ ⁺ katijonų kiekis yra dvigubai didesnis nei Ag ⁺ , CO ₃ ^2- ir I ^- jonų .

- 3 pratimas

KBr yra sudarytas iš K ⁺ ir Br ^- jonų su krūvio dydžiu. Tada CaS turi Ca ²⁺ ir S ^2- jonus , kurių krūviai yra dvigubai didesni, todėl galima manyti, kad jonų jungtis CaS yra stipresnė nei KBr; ir taip pat stipresnis nei Na ₂ SO ₄ , nes pastarasis yra sudarytas iš Na ⁺ ir SO ₄ ^2- jonai .

Tiek CaS, tiek CuO gali turėti vienodai stiprų jonų ryšį, nes jie abu turi jonus su dvigubo didumo krūviais. Toliau mes turime AlPO ₄ su Al ³⁺ ir PO ₄ ^3- jonais . Šie jonai turi trigubo dydžio krūvius, todėl jonų jungtis AlPO ₄ turėtų būti stipresnė nei visų ankstesnių variantų atžvilgiu.

Ir galiausiai, mes turime nugalėtoją Pb ₃ P ₄ , nes jei darysime prielaidą, kad jį sudaro jonai, jie tampa Pb ⁴⁺ ir P ^3- . Jų krūviai yra didžiausi; ir todėl, Pb ₃ P ₄ yra junginys, kad tikriausiai turi stipriausią joninės jungtį.

Nuorodos

1. Whittenas, Davisas, Peckas ir Stanley. (2008). Chemija (8-asis leidimas). CENGAGE mokymasis.
2. Šiveris ir Atkinsas. (2008). Neorganinė chemija. (Ketvirtasis leidimas). Mc Graw Hill.
3. Vikipedija. (2020). Joninis rišimas. Atkurta iš: en.wikipedia.org
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2020 m. Vasario 11 d.). Joninės ir kovalentinės jungtys - supraskite skirtumą. Atgauta iš: thinkco.com
5. Enciklopedijos „Britannica“ redaktoriai. (2020 m. Sausio 31 d.). Joninė jungtis. „Encyclopædia Britannica“. Atkurta iš: britannica.com
6. Chemicool žodynas. (2017). Joninio sujungimo apibrėžimas. Atkurta iš: chemicool.com