Jonu saites definīcija

Jonu saite ir elektrostatiskais spēks, kas jonu savienojumā spēj noturēt kopā divus jonus, kuru lādiņi ir pretēji (piemēram, pozitīvi/negatīvi).

Citāts (APA)

Marilija Gillena | augusts 2022
ķīmijas bakalaurs

Jonu saite notiek elektronu pārnešanas dēļ no zemākiem atomiem. Enerģija jonizāciju pret atomiem ar augstu elektronisko afinitāti, kas rada pretēji lādētus jonus, ko piesaista kuloniskie spēki [1]. Piemēram, kālija hlorīda sāls:

Kālijam ir 1 valences elektrons, kam ir zema jonizācijas enerģija elektrons pret hloru, kam ir 7 valences elektroni, kam raksturīga augsta afinitāte elektronika. Elektronu pārneses rezultāts ir tāds, ka abiem atomiem paliek pretējs neto lādiņš. savienoti ar elektrostatiskiem spēkiem, turklāt tiem ir slēgta korpusa elektroniskā konfigurācija (18 elektroni).

Lai noskaidrotu, vai dažādu elementu pāris ir savienoti ar jonu saiti, tiek novērtēta elektronegativitātes atšķirība, kuras vērtībai jābūt vienādai ar vai lielākai par 1,8 saskaņā ar mērogs no Pauling, piemēram:
H(2,2) F(4,1)
Na(1,0)Cl(2,8)
K(0,9)Br(2,7)

joni

Jons ir atoms vai atomu grupa, kam ir neto pozitīvs vai negatīvs lādiņš. Kad atoms tiek pakļauts a ķīmiskās izmaiņasvispārpieņemtais, protonu un neitronu skaits paliek nemainīgs, tāpēc atoms saglabā savu identitāte, tomēr procesa laikā atomi var zaudēt vai iegūt elektronus no pēdējā enerģijas līmeņa (valences elektroni): ja neitrāls atoms zaudē elektronus, veidojas jons ar pozitīvu neto lādiņu. katjons (A+n); Gluži pretēji, ja neitrālais atoms iegūst vienu vai vairākus elektronus, veidojas negatīvi lādēts jons vai anjons (A-n). Piemēram:
Kalcija atoms Ca jons Ca+2
20 protoni

20 elektroni 20 protoni

18 elektroni
Fluora atoms F jonu F-
9 protoni

9 elektroni 9 protoni

10 elektroni
Ir arī joni, kas veidojas no divu vai vairāku atomu kombinācijas ar neto pozitīvu vai negatīvu lādiņu, un tos sauc par poliatomu joniem. OH– (hidroksīda jons), CN– (cianīda jons), MnO4- (permanganāta jons) un NH4+ (amonija jonu) joni ir daži poliatomu jonu piemēri [2].

jonu savienojumi

Savienojumus, ko veido šīs saites, sauc par jonu savienojumiem, un tos raksturo:

- Maz plastiska un augsta cietība.

- Augsta kušanas un viršanas temperatūra.

- Tie šķīst ūdenī.

- Ja tie ir tīrā veidā, tie neveic elektrībatomēr izšķīdinot ūdenī risinājums rezultāts ir elektriski vadošs izšķīdušo jonu klātbūtnes dēļ.

- Lielākā daļa jonu savienojumu dabā ir sastopami cietā stāvoklī un veido sakārtotus kristāla režģus.

Jonu savienojumus bieži attēlo ar empīriskām formulām, jo ​​tie nesastāv no vienībām. atsevišķas molekulāras struktūras, bet kā mainīga katjonu-anjonu sakraušana, kas izraisa struktūru veidošanos kompakts.

Paturot to prātā, lai jonu savienojumi būtu elektriski neitrāli, katjonu un anjonu lādiņu summai savienojuma empīriskajā formulā ir jābūt nulle. Dažreiz katjonu un anjonu lādiņi ir skaitliski atšķirīgi, un, lai ievērotu jonu savienojuma elektroneitritātes noteikumu, tā formula paliek spēkā. šādi: katjona apakšindeksam ir jābūt skaitliski vienādam ar anjona lādiņu, un anjona indeksam jābūt skaitliski vienādam ar katjona lādiņu [2]. Piemēram, magnija nitrīdam katjons ir \({\rm{M}}{{\rm{g}}^{ + 2}}\) un anjons ir \({{\rm{N} }^ { - 3}}\), ja pievienojam abas maksas, mēs iegūstam +2 -3= -1. Lai lādiņu summa būtu nulle, Mg lādiņš jāreizina ar 3 un lādiņš no F ar 2, tāpēc 3(+2) +2(-3) =0 un savienojuma formula kļūst \({\rm{M}}{{\rm{g}}_3}{{\ rm {N}}_2}\).

Ja lādiņi ir skaitliski vienādi, formulai nav jāpievieno apakšindeksi, piemēram, kalcija oksīdam, kur katjons ir \({\rm{C}}{{\rm{a}}^{ + 2}}\) un anjons ir \({{\rm{O}}^{ - 2}}\), ja mēs pievieno abus lādiņus ir \( + 2 - 2 = 0\), tāpēc savienojuma formula ir CaO.

Jonu savienojuma stabilitāte

Jonu savienojuma stabilitāti cietā stāvoklī var izmērīt no režģa enerģijas, kas ir definēta kā minimālā enerģija, kas nepieciešama, lai gāzes fāzē sadalītu vienu molu cieta jonu savienojuma jonos [3]. Režģa enerģiju definē kā jonu lādiņu un attālumu starp tiem likumu Kulona likums, lai piemērotu šo likumu, ir jāzina jonu savienojuma sastāvs un struktūra. Piemēram, ja Kulona likumu piemēro nātrija hlorīdam (NaCl):

\(E = k\frac{{{Q_{N{a^ + }}}{Q_{C{l^ - }}}}}{r}\)

Kur, k ir konstante no proporcionalitāte, r ir attālums starp joniem un \({Q_{N{a^ + }}}\) un \({Q_{C{l^ - }}}\) ir \(N{a^ + }\) un \(C{l^ - }\). Ņemot vērā lādiņa zīmi starp abiem joniem (-1 hlorīda jonam un +1 nātrija jonam), enerģija E ir negatīvs lielums, kas norāda, ka jonu saites \(N{a^ + }C{l^ - }\) veidošanās ir process eksotermisks. Līdz ar to, lai pārrautu šo saiti, ir jāpiegādā enerģija, tāpēc NaCl režģa enerģija ir pozitīva.