JONU SAITE: RAKSTURLIELUMI, KĀ TĀ VEIDOJAS, UN PIEMĒRI - ĶĪMIJA - 2025

Jonu saite ir no ķīmiskās saites veids, kādā tur ir , elektrostatiska piesaiste starp oppositely uzlādētu jonu. Tas ir, pozitīvi lādēts jons veido saiti ar negatīvi lādētu jonu, pārnesot elektronus no viena atoma uz otru.

Šis ķīmiskās saites veids rodas, ja valences elektroni no viena atoma tiek neatgriezeniski pārnesti uz citu atomu. Atoms, kas zaudē elektronus, kļūst par katjonu (pozitīvi lādētu), un tas, kurš iegūst elektronus, kļūst par anjonu (negatīvi lādētu).

Jonu saites piemērs: nātrija fluorīds. Nātrijs zaudē vienu valences elektronu un piešķir tam fluoru. Wdcf

Jonu saites jēdziens

Jonu saite ir tāda, ar kuru mijiedarbojoties ar elektriski lādētām daļiņām, ko sauc par joniem, veidojas jonu cietas vielas un šķidrumi. Šī saite ir simt miljonu jonu elektrostatiskās mijiedarbības produkts, un tas nav ierobežots tikai ar dažiem no tiem; tas ir, tas pārsniedz pievilcību starp pozitīvo lādiņu pret negatīvo lādiņu.

Apsveriet, piemēram, jonu savienojumu nātrija hlorīdu, NaCl, labāk pazīstamu kā galda sāli. NaCl dominē jonu saite, tāpēc to veido Na ⁺ un Cl ^- joni . Na ⁺ ir pozitīvais jons vai katjons, savukārt Cl ^- (hlorīds) ir negatīvs jons vai anjons.

Na + un Cl-joni nātrija hlorīdā tiek turēti kopā ar jonu saiti. Avots: Eyal Bairey caur Wikipedia.

Gan Na ^+, gan Cl ^- pievilina tas, ka tiem ir pretēji elektriskie lādiņi. Attālumi starp šiem joniem ļauj tuvināties citiem, lai parādītos NaCl pāri un pāri. The Na ⁺ katjonu būs atvairīt otru, jo tie ir vienādas maksas, un tas pats notiek ar otru ar Cl ^- anjonus .

Tur nāk laiks, kad miljoniem Na ⁺ un Cl ^- ions izdodas apvienot, apvienoties, lai izveidotu struktūru, kas ir pēc iespējas stabilāku; to regulē jonu savienojums (augšējais attēls). Na ⁺ katjoni ir mazāki par Cl ^- anjoniem, jo to kodolā palielinās efektīvais kodolspēks uz ārējiem elektroniem.

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

Jonu saiti raksturo sakārtotu struktūru izveidošana, kur attālums starp joniem (Na ⁺ un NaCl ^- Cl ) ir mazs, salīdzinot ar citām cietām vielām. Tātad mēs runājam par jonu kristālisko struktūru.

Kā veidojas jonu saite?

Jonu saistīšana notiek tikai tad, ja elektronu sadalījums notiek tā, ka rodas jonu lādiņi. Šāda veida saite nekad nevar notikt starp neitrālām daļiņām. Obligāti jābūt katjoniem un anjoniem. Bet no kurienes viņi nāk?

Jonu saites ilustrācija. a) Nātrijam ir tīrs negatīvs lādiņš. b) Nātrijs atdala elektronu līdz hloram. Nātrijs paliek ar tīro pozitīvo lādiņu un hlors ar tīro negatīvo lādiņu, veidojot jonu saiti. Šāda veida saites starp miljoniem Na un Cl atomu rada fizisko sāli. OpenStax koledža / CC BY (https://creativecommons.org/licenses/by/3.0)

Ir daudz jonu veidošanās ceļu, bet būtībā daudzi ir balstīti uz oksidācijas-reducēšanās reakciju. Lielāko daļu neorganisko jonu savienojumu veido metālisks elements, kas savienots ar nemetālisku elementu (periodiskā tabulas p blokā esošie).

Metālam jāoksidē, jāzaudē elektroni, lai tas kļūtu par katjonu. No otras puses, nemetāliskais elements tiek samazināts, iegūst šos elektronus un kļūst par anjonu. Šis attēls ilustrē šo punktu NaCl veidošanai no nātrija un hlora atomiem:

Jonu saites veidošanās. Avots: Shafei arābu Vikipēdijā / publiskais īpašums

Na atoms vienu no saviem valences elektroniem ziedo Cl. Kad notiek elektronu sadalījums, veidojas Na ⁺ un Cl ^- joni , kuri tūlīt un elektrostatiski sāk piesaistīt viens otru.

Tāpēc tiek teikts, ka Na ⁺ un Cl ^- nav neviena elektronu pāra, atšķirībā no tā, ko varētu sagaidīt no hipotētiskas Na-Cl kovalentās saites.

Jonu saites īpašības

Jonu saitei nav virziena, tas ir, tās spēks neatrodas vienā virzienā, bet drīzāk izplatās telpā kā funkcija no attālumiem, kas atdala jonus. Šis fakts ir svarīgs, jo tas nozīmē, ka joni ir cieši saistīti, kas izskaidro vairākas jonu cietvielu fizikālās īpašības.

Kušanas punkts

Jonu saite ir atbildīga par sāls kausēšanu 801 ° C temperatūrā. Šī temperatūra ir ievērojami augsta, salīdzinot ar dažādu metālu kušanas punktiem.

Tas ir tāpēc, ka NaCl jāabsorbē pietiekami daudz siltuma, lai tā joni varētu brīvi izplūst no saviem kristāliem; tas ir, atrakcijas starp Na ⁺ un Cl ^- ir jāpārvar .

Vārīšanās punkts

Jonu savienojumu kušanas un viršanas temperatūras ir īpaši augstas to spēcīgās elektrostatiskās mijiedarbības dēļ: to jonu savienojums. Tomēr, tā kā šī saite ir saistīta ar daudziem joniem, šī uzvedība parasti tiek attiecināta uz starpmolekulārajiem spēkiem, nevis uz jonu saiti.

Sāls gadījumā, tiklīdz NaCl ir izkusis, iegūst šķidrumu, kas sastāv no tiem pašiem sākotnējiem joniem; tikai tagad viņi pārvietojas brīvāk. Jonu saite joprojām pastāv. Na ⁺ un Cl ^- joni tiekas pie šķidruma virsmas, veidojot lielu virsmas spraigumu, kas neļauj joniem izkļūt gāzes fāzē.

Tāpēc izkusušajam sālim jāpalielina tā temperatūra vēl vairāk, lai vārītos. NaCl viršanas temperatūra ir 1465 ° C. Šajā temperatūrā siltums pārsniedz atrakcijas starp Na ⁺ un Cl ^- šķidrumā, tāpēc NaCl tvaiki sāk veidoties ar atmosfēras spiedienu.

Elektronegativitāte

Iepriekš tika teikts, ka jonu saite veidojas starp metālisku elementu un nemetālisku elementu. Īsāk sakot: starp metālu un nemetālu. Parasti tas attiecas uz neorganiskiem jonu savienojumiem; it īpaši binārā tipa, piemēram, NaCl.

Lai notiktu elektronu (Na ⁺ Cl ^- ) sadalīšanās, nevis dalīšanās (Na-Cl), starp abiem atomiem jābūt lielām elektronegativitātes atšķirībām. Pretējā gadījumā starp abām tām nebūtu jonu saites. Iespējams, ka Na un Cl satuvinās, mijiedarbojas, bet tūlīt, pateicoties augstākajai elektronegativitātei, Cl "ņem" elektronu no Na.

Tomēr šis scenārijs attiecas tikai uz binārajiem savienojumiem, MX, piemēram, NaCl. Citiem sāļiem vai jonu savienojumiem to veidošanās procesi ir sarežģītāki, un tos nevar aplūkot tikai no atoma vai molekulāra viedokļa.

Veidi

Nav dažādu veidu jonu saišu, jo elektrostatiskā parādība ir tīri fiziska, mainoties tikai jonu mijiedarbības veidam vai to atomu skaitam; tas ir, ja tie ir monatomiski vai poliatomiski joni. Tāpat katrs elements vai savienojums rada raksturīgo jonu, kas nosaka savienojuma raksturu.

Piemēru sadaļā mēs to iedziļināsimies, un būs redzams, ka jonu saite būtībā ir vienāda visos savienojumos. Ja tas nav izpildīts, tiek teikts, ka jonu saitei ir noteikts kovalents raksturs, kā tas ir daudzu pārejas metālu sāļu gadījumā, kur anjoni koordinējas ar katjoniem; piemēram, FeCl ₃ (Fe ³⁺ -Cl ^- ).

Jonu saišu piemēri

Vairāki jonu savienojumi tiks uzskaitīti zemāk, un tiks izcelti to joni un proporcijas:

- magnija hlorīds

MgCl ₂ , (Mg ²⁺ Cl ^- ), tādā attiecības 1: 2 (Mg ²⁺ : 2 Cl ^- )

- kālija fluorīds

KF, (K ⁺ F ^- ), attiecībā 1: 1 attiecību (K ⁺ : F ^- )

- Nātrija sulfīds

Na ₂ S, (Na ⁺ S ^2- ), tādā attiecībā 2: 1 (2NA ⁺ : S ^2- )

- lito hidroksīds

LiOH, (Li ⁺ OH ^- ), attiecībā 1: 1 ratio (Li ⁺ : OH ^- )

- kalcija fluorīds

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

- nātrija karbonāts

Na ₂ CO ₃ , (Na ⁺ CO ₃ ^2- ), attiecībās 2: 1 (2Na ⁺ : CO ₃ ^2- )

- Kalcija karbonāts

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

- kālija permanganāts

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

- vara sulfāts

CuSO ₄ , (Cu ²⁺ SO ₄ ² ), attiecībās 1: 1 (Cu ²⁺ : SO ₄ ² )

- bārija hidroksīds

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

- alumīnija bromīds

AlBr ₃ , (Al ³⁺ Br ^- ), attiecībās 1: 3 (Al ³⁺ : 3Br ^- )

- dzelzs (III) oksīds

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

- Stroncija oksīds

SrO, (Sr ²⁺ O ² ), attiecībās 1: 1 (Sr ²⁺ : O ² )

- sudraba hlorīds

AgCl, (Ag ⁺ Cl ^- ), attiecībā 1: 1 ratio (Ag ⁺ : Cl ^- )

- citi

CH ₃ COONa, (CH ₃ COONa ⁺ ), attiecībā 1: 1 attiecība (CH ₃ COO ^- : Na ⁺ )

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

Katram no šiem savienojumiem ir jonu saite, kurā miljoniem jonu, kas atbilst to ķīmiskajām formulām, tiek elektrostatiski piesaistīti un veido cietu vielu. Jo lielāks ir tā jonu lādiņš, jo spēcīgākas ir elektrostatiskās atrakcijas un atgrūšanās.

Tāpēc jonu saitei ir tendence būt stiprākai, jo lielāka ir jonu, kas veido savienojumu, lādiņi.

Atrisināti vingrinājumi

Šeit ir daži vingrinājumi, kas praksē ievieš pamatzināšanas par jonu savienošanu.

- 1. vingrinājums

Kurš no šiem savienojumiem ir jonu savienojums? Iespējas ir šādas: HF, H ₂ O, NaH, H ₂ S, NH ₃ un MgO.

Jonu savienojumam pēc definīcijas jābūt jonu saitei. Jo lielāka ir elektronegativitātes atšķirība starp to veidojošajiem elementiem, jo ​​lielāks ir šīs saites joniskais raksturs.

Tāpēc principā ir izslēgtas iespējas, kurām nav metāla elementa: HF, H ₂ O, H ₂ S un NH ₃ . Visi šie savienojumi sastāv tikai no nemetāliskiem elementiem. NH ₄ ⁺ katjons ir izņēmums no šī noteikuma, jo tajā nav metālu.

Atlikušās iespējas ir NaH un MgO, kurām attiecīgi ir metāli Na un Mg, kas piestiprināti nemetāliskiem elementiem. NaH (Na ⁺ H ^- ) un MgO (Mg ²⁺ O ^2- ) ir jonu savienojumi.

- 2. vingrinājums

Apsveriet šo hipotētisko savienojumu: Ag (NH ₄ ) ₂ CO ₃ I. Kādi ir tā joni un kādā proporcijā tie atrodas cietajā vielā?

Trūdēšana savienojuma savos joniem mums ir: Ag ⁺ , NH ₄ ⁺ , CO ₃ ^2- un I ^- . Tie tiek savienoti elektrostatiskā pēc proporcijā 1: 2: 1: 1 (Ag ⁺ : 2NH ₄ ⁺ : CO ₃ ^2- : I ^- ). Tas nozīmē, ka NH ₄ ⁺ katjonu daudzums ir divreiz lielāks nekā Ag ⁺ , CO ₃ ^2- un I ^- jonu .

- 3. vingrinājums

KBr sastāv no K ⁺ un Br ^- joniem , ar lielumu maksas. Tad CaS ir Ca ²⁺ un S ² joni ar divkārša lieluma lādiņiem, tāpēc varētu domāt, ka jonu saite CaS ir stiprāka nekā KBr; un arī stiprāks par Na ₂ SO ₄ , jo pēdējo veido Na ⁺ un SO ₄ ² joni .

Gan CaS, gan CuO var būt vienlīdz spēcīga jonu saite, jo abi satur jonus ar divkāršu magnētisko lādiņu. Tālāk mums ir AlPO ₄ ar Al ³⁺ un PO ₄ ^3- joniem . Šiem joniem ir trīskārša lieluma lādiņi, tāpēc jonu saitei AlPO ₄ vajadzētu būt stiprākai nekā visās iepriekšējās opcijās.

Visbeidzot, mums ir uzvarētājs Pb ₃ P ₄ , jo, ja mēs pieņemam, ka to veido joni, tie kļūst par Pb ⁴⁺ un P ^3- . Viņu lādiņiem ir visaugstākā pakāpe; un tāpēc Pb ₃ P ₄ ir savienojums, kam, iespējams, ir visspēcīgākā jonu saite.

Atsauces

1. Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
2. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
3. Wikipedia. (2020). Jonu saistīšana. Atgūts no: en.wikipedia.org
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2020. gada 11. februāris). Joniskās vai kovalentās saites - izprotiet atšķirību. Atgūts no: domaco.com
5. Enciklopēdijas Britannica redaktori. (2020. gada 31. janvāris). Jonu saite. Encyclopædia Britannica. Atgūts no: britannica.com
6. Ķīmisko vārdnīca. (2017). Jonu līmēšanas definīcija. Atgūts no: chemicool.com