Χημεία

Ενδομοριακοί δεσμοί


Ιωνικός δεσμός

Ο ιονικός δεσμός είναι αποτέλεσμα της αλλαγής μεταξύ ιόντων αντίθετων ηλεκτρικών φορτίων (ανιόντα και κατιόντα).

Αυτός ο σύνδεσμος συνήθως συμβαίνει ανάμεσα σε μέταλλα και μη μέταλλα.

Μέταλλα - 1 έως 3 ηλεκτρόνια στο τελευταίο κέλυφος. την τάση να χάνουν ηλεκτρόνια και να σχηματίζουν κατιόντα. Περισσότερο ηλεκτροθετικά ή λιγότερο ηλεκτροαρνητικά στοιχεία.

Μη μεταλλικά - 5 έως 7 ηλεκτρόνια στο τελευταίο κέλυφος. τάση να κερδίζουν ηλεκτρόνια και να σχηματίζουν ανιόντα. Περισσότερα ηλεκτροαρνητικά ή λιγότερο ηλεκτροθετικά στοιχεία.

Έτσι:

ΜΕΤΑΛΛΙΚΗ + ΜΗ ΜΕΤΑΛΛΙΚΗ → ΣΥΝΔΕΣΗ ΙΩΝ

Παράδειγμα: Na και Cl

Na (Ζ = 11) Κ = 2 L = 8 Μ = 1
Cl (Ζ = 17) Κ = 2 L = 8 Μ = 7


Το χλώριο που θέλει να λάβει 7 είναι στο τελευταίο στρώμα. Για να πάρετε 8e (ίσο με τα ευγενή αέρια) χρειάζεστε 1e.

Οι ιονικοί δεσμοί σχηματίζουν ιονικές ενώσεις που αποτελούνται από κατιόντα και ανιόντα. Τέτοιες ιονικές ενώσεις σχηματίζονται σύμφωνα με την ικανότητα κάθε ατόμου να κερδίσει ή να χάσει ηλεκτρόνια. Αυτή η ικανότητα είναι η σθένος.

Παρατηρήστε το τραπέζι με το σθένος των χημικών στοιχείων (μερικά αλκαλικά, αλκαλικά, ασβεστούχα και αλογόνα):

ΣΥΜΒΟΛΟ

ΧΗΜΙΚΟ ΣΤΟΙΧΕΙΟ

ΗΛΕΚΤΡΙΚΗ ΦΟΡΤΩΣΗ

Στο

Νάτριο

+1

Κ

ΠΟΔΟΣΙΟ

+1

Mg

ΜΑΓΝΗΣΙΟ

+2

Ca

ΑΣΒΕΣΤΙΟ

+2

Αλ

ΑΛΟΥΜΙΝΙΟ

+3

F

FLUOR

-1

Cl

Χλώριο

-1

Br

BROMO

-1

Το

ΟΞΥΓΟΝΟ

-2

S

SULFUR

-2

Βαφή άλλων χημικών στοιχείων:

ΣΥΜΒΟΛΟ

ΧΗΜΙΚΟ ΣΤΟΙΧΕΙΟ

ΗΛΕΚΤΡΙΚΗ ΦΟΡΤΩΣΗ

Fe

IRON

+2

Fe

IRON

+3

Ag

ΑΣΗΜΙ

+1

Zn

ZINC

+2

Παράδειγμα: Mg και Cl

Μπορείτε να χρησιμοποιήσετε το "ψαλίδι κανόνα", Όπου το κατιόν θα είναι ο αριθμός των χλωρών (όχι μέταλλο) στον τελικό τύπο και το ανιόν θα είναι ο αριθμός του μαγνησίου (μέταλλο).

Ένα άλλο παράδειγμα: Al και O


Στην περίπτωση αυτή χρησιμοποιήθηκε επίσης ο κανόνας "ψαλίδι". Ο τελικός τύπος θα καλείται ιόν.

Ηλεκτρονική φόρμουλα / Θεωρία Lewis

Ο ηλεκτρονικός τύπος αντιπροσωπεύει τα ηλεκτρόνια στα στρώματα σθένους των ατόμων.

Παράδειγμα NaCl

Ο ηλεκτρονικός τύπος ονομάζεται επίσης ο τύπος του Lewis, γιατί προτάθηκε από αυτόν τον επιστήμονα.

Ion Bonding Ιδιότητες:

- είναι στερεά σε θερμοκρασία δωματίου και πίεση 1 atm,
- έχουν υψηλό PF και PE,
- είναι διαλυτά σε πολικούς διαλύτες όπως το νερό, για παράδειγμα.
- Να πραγματοποιείτε ηλεκτρική ενέργεια όταν βρίσκεστε σε υδατικό διάλυμα και όταν είναι συγχωνευμένη.