அயனி பிணைப்பு எளிய விளக்கம். ஒரு அயனி பிணைப்பு எவ்வாறு உருவாகிறது: எடுத்துக்காட்டுகள்

சுருக்கத்தின் முக்கிய வார்த்தைகள். வேதியியல் பிணைப்பு: கோவலன்ட் (துருவ மற்றும் துருவமற்ற), அயனி, உலோகம்.

அணுக்களை மூலக்கூறுகளில் ஒன்றாக வைத்திருக்கும் சக்திகள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன இரசாயன பிணைப்புகள்.

இந்த செயல்முறை ஆற்றல் ஆதாயத்துடன் இருந்தால் ஒரு வேதியியல் பிணைப்பு உருவாக்கம் ஏற்படுகிறது. ஒரு இரசாயனப் பிணைப்பை உருவாக்கும் ஒவ்வொரு அணுவும் ஒரு நிலையான மின்னணு கட்டமைப்பைப் பெறும்போது இந்த ஆற்றல் ஏற்படுகிறது.

உருவாக்கம் மற்றும் இருப்பு முறையின் படி, ஒரு வேதியியல் பிணைப்பு கோவலன்ட் (துருவ, துருவமற்ற), அயனி அல்லது உலோகமாக இருக்கலாம்.

கோவலன்ட் இரசாயன பிணைப்பு

■ கோவலன்ட் இரசாயன பிணைப்புஇணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்களின் செலவில் பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான் ஜோடிகளை உருவாக்குவதன் மூலம் அணுக்களுக்கு இடையே ஏற்படும் பிணைப்பாகும்.

கால அட்டவணையின் பெரும்பாலான தனிமங்களின் வெளிப்புற நிலைகளில் (உன்னத வாயுக்கள் தவிர) இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன, அதாவது அவை முழுமையற்றவை. வேதியியல் தொடர்பு செயல்பாட்டில், அணுக்கள் அவற்றின் வெளிப்புற எலக்ட்ரான் அளவை முடிக்க முயற்சி செய்கின்றன.

எடுத்துக்காட்டாக, ஹைட்ரஜன் அணுவின் மின்னணு சூத்திரம்: 1s 1. அதன் கிராஃபிக் பதிப்பு:

இவ்வாறு, இரசாயன எதிர்வினைகளில் உள்ள ஹைட்ரஜன் அணு அதன் வெளிப்புற 1 வி அளவை ஒரு s எலக்ட்ரானுடன் நிறைவு செய்கிறது. இரண்டு ஹைட்ரஜன் அணுக்கள் ஒன்று சேரும்போது, ​​ஒரு அணுவின் எலக்ட்ரான்களின் ஈர்ப்பு மற்ற அணுவின் அணுக்கருவுக்கு அதிகரிக்கிறது. இந்த விசையின் செல்வாக்கின் கீழ், அணுக்களின் கருக்களுக்கு இடையிலான தூரம் குறைக்கப்படுகிறது, இதன் விளைவாக, அவற்றின் எலக்ட்ரான் சுற்றுப்பாதைகள் ஒன்றுடன் ஒன்று, ஒரு பொதுவான எலக்ட்ரான் சுற்றுப்பாதையை உருவாக்குகின்றன - ஒரு மூலக்கூறு. ஒவ்வொரு ஹைட்ரஜன் அணுவின் எலக்ட்ரான்களும் ஒன்றுடன் ஒன்று சுற்றுப்பாதைகளின் பகுதி வழியாக ஒரு அணுவிலிருந்து மற்றொரு அணுவிற்கு இடம்பெயர்கின்றன, அதாவது அவை பொதுவான எலக்ட்ரான் ஜோடியை உருவாக்குகின்றன. லைக் சார்ஜ்களின் அதிகரித்து வரும் விரட்டும் சக்திகள் கவர்ச்சிகரமான சக்திகளை சமநிலைப்படுத்தும் வரை கருக்கள் ஒன்றாக நெருங்கி வரும்.

எலக்ட்ரான்கள் அணு சுற்றுப்பாதையில் இருந்து மூலக்கூறு சுற்றுப்பாதைக்கு மாறுவது அமைப்பின் ஆற்றலில் குறைவு (மிகவும் சாதகமான ஆற்றல் நிலை) மற்றும் ஒரு வேதியியல் பிணைப்பு உருவாக்கம் ஆகியவற்றுடன் சேர்ந்துள்ளது:

இதேபோல், p- உறுப்புகளின் அணுக்கள் தொடர்பு கொள்ளும்போது பொதுவான எலக்ட்ரான் ஜோடிகள் உருவாகின்றன. எளிய பொருட்களின் அனைத்து டையடோமிக் மூலக்கூறுகளும் இப்படித்தான் உருவாகின்றன. F2 மற்றும் Cl2 உருவாகும்போது, ​​​​ஒவ்வொரு அணுவிலிருந்தும் ஒரு p-ஆர்பிட்டால் ஒன்றுடன் ஒன்று (ஒற்றை பிணைப்பு உருவாகிறது), மேலும் நைட்ரஜன் அணுக்கள் தொடர்பு கொள்ளும்போது, ​​ஒவ்வொன்றிலிருந்தும் மூன்று p-ஆர்பிட்டல்கள் ஒன்றுடன் ஒன்று மற்றும் நைட்ரஜன் மூலக்கூறில் N2 இல் மூன்று பிணைப்புகள் உருவாகின்றன.

குளோரின் அணுவின் மின்னணு சூத்திரம்: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5. கிராஃபிக் சூத்திரம்:

எனவே, வெளிப்புற சுற்றுப்பாதையில் குளோரின் அணுவில் ஒரு இணைக்கப்படாத p-எலக்ட்ரான் உள்ளது. இரண்டு குளோரின் அணுக்களின் தொடர்பு பின்வரும் திட்டத்தின் படி நிகழும்:

நைட்ரஜன் அணுவின் மின்னணு சூத்திரம்: 1s 2 2s 2 2p 3. கிராஃபிக் சூத்திரம்:

நைட்ரஜன் அணுவின் வெளிப்புற சுற்றுப்பாதையில் 3 இணைக்கப்படாத p எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன. இரண்டு நைட்ரஜன் அணுக்களின் தொடர்பு பின்வரும் திட்டத்தின் படி நிகழும்:

ஒரு மூலக்கூறில் உள்ள பிணைப்புகளின் வலிமை அதன் அணுக்களில் பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான் ஜோடிகளின் எண்ணிக்கையால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது. ஒற்றைப் பிணைப்பை விட இரட்டைப் பிணைப்பு வலிமையானது, இரட்டைப் பிணைப்பை விட மூன்று பிணைப்பு வலிமையானது.

அணுக்களுக்கு இடையிலான பிணைப்புகளின் எண்ணிக்கை அதிகரிக்கும்போது, ​​பிணைப்பு நீளம் எனப்படும் அணுக்கருக்களுக்கு இடையிலான தூரம் குறைகிறது மற்றும் பிணைப்பு ஆற்றல் எனப்படும் பிணைப்பை உடைக்கத் தேவையான ஆற்றலின் அளவு அதிகரிக்கிறது. எடுத்துக்காட்டாக, ஒரு ஃவுளூரின் மூலக்கூறில் ஒரு பிணைப்பு உள்ளது, அதன் நீளம் 1.42 nm (1 nm = 10 –9 m), மற்றும் ஒரு நைட்ரஜன் மூலக்கூறில் ஒரு மூன்று பிணைப்பு உள்ளது, அதன் நீளம் 0.11 nm ஆகும். நைட்ரஜன் மூலக்கூறில் உள்ள பிணைப்பு ஆற்றல், புளோரின் மூலக்கூறில் உள்ள பிணைப்பு ஆற்றலை விட 7 மடங்கு அதிகம்.

ஒரு ஹைட்ரஜன் அணு ஒரு குளோரின் அணுவுடன் தொடர்பு கொள்ளும்போது, ​​​​இரண்டு அணுக்களும் அவற்றின் வெளிப்புற ஆற்றல் நிலைகளை முடிக்க முயற்சிக்கும்: ஹைட்ரஜன் - 1 s- நிலை மற்றும் குளோரின் - 3p- நிலை. அவற்றின் அணுகுமுறையின் விளைவாக, ஹைட்ரஜன் அணுவின் 1 s சுற்றுப்பாதையும் குளோரின் அணுவின் 3p சுற்றுப்பாதையும் ஒன்றுடன் ஒன்று, மற்றும் தொடர்புடைய இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்களிலிருந்து ஒரு பொதுவான எலக்ட்ரான் ஜோடி உருவாகிறது:

H2 மற்றும் HCl மூலக்கூறுகளில், ஹைட்ரஜன் அணுக்களின் சுற்றுப்பாதைகளின் மேலடுக்கு பகுதி ஒரு விமானத்தில் அமைந்துள்ளது - அணுக்கருக்களின் மையங்களை இணைக்கும் ஒரு நேர் கோட்டில். இந்த இணைப்பு அழைக்கப்படுகிறது σ பிணைப்பு(சிக்மா பிணைப்பு):

இருப்பினும், ஒரு மூலக்கூறில் இரட்டைப் பிணைப்பு உருவானால் (இரண்டு எலக்ட்ரான் சுற்றுப்பாதைகளை உள்ளடக்கியது), பின்னர் ஒரு பிணைப்பு σ பிணைப்பாக இருக்கும், மேலும் இரண்டாவதாக ஒன்றுக்கொன்று இணையாக அமைந்துள்ள சுற்றுப்பாதைகளுக்கு இடையில் உருவாகும். அணுக்களின் மையங்களை இணைக்கும் கோட்டிற்கு மேலேயும் கீழேயும் அமைந்துள்ள இரண்டு பொதுவான பகுதிகளை உருவாக்க இணையான சுற்றுப்பாதைகள் ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்.

சுற்றுப்பாதைகளின் பக்கவாட்டு ஒன்றுடன் ஒன்று - இரண்டு இடங்களில் - ஒரு இரசாயன பிணைப்பு அழைக்கப்படுகிறது π பிணைப்பு(பை-இணைப்பு):

ஒரே எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி (H 2, F 2, O 2, N 2) கொண்ட அணுக்களுக்கு இடையே ஒரு கோவலன்ட் பிணைப்பு உருவாகும்போது, ​​பொதுவான எலக்ட்ரான் ஜோடி அணுக்கருவிலிருந்து அதே தூரத்தில் அமைந்திருக்கும். இந்த வழக்கில், பொதுவான எலக்ட்ரான் ஜோடிகள் ஒரே நேரத்தில் இரண்டு அணுக்களுக்கும் சமமாக இருக்கும், மேலும் எலக்ட்ரான்கள் எடுத்துச் செல்லும் அதிகப்படியான எதிர்மறை மின்னூட்டம் எந்த அணுக்களுக்கும் இருக்காது. இந்த வகை கோவலன்ட் பிணைப்பு நான்போலார் என்று அழைக்கப்படுகிறது.

■ கோவலன்ட் அல்லாத துருவ பிணைப்பு- ஒரே எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி கொண்ட அணுக்களுக்கு இடையில் உருவாகும் ஒரு வகை வேதியியல் பிணைப்பு.

தொடர்புக்குள் நுழையும் தனிமங்களின் எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டிகள் சமமாக இல்லாமல், ஆனால் மதிப்பில் நெருக்கமாக இருக்கும் போது, ​​பொதுவான எலக்ட்ரான் ஜோடி அதிக எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி கொண்ட தனிமத்தை நோக்கி மாற்றப்படுகிறது. இந்த வழக்கில், அதன் மீது ஒரு பகுதி எதிர்மறை கட்டணம் உருவாகிறது (எதிர்மறையாக சார்ஜ் செய்யப்பட்ட எலக்ட்ரான்கள் காரணமாக):

இதன் விளைவாக, கலவையின் அணுக்களில் பகுதி கட்டணங்கள் உருவாகின்றன எச் +0.18மற்றும் Cl –0.18; மற்றும் மூலக்கூறில் இரண்டு துருவங்கள் எழுகின்றன - நேர்மறை மற்றும் எதிர்மறை. அத்தகைய கோவலன்ட் பிணைப்பு துருவம் என்று அழைக்கப்படுகிறது.

■ கோவலன்ட் துருவப் பிணைப்பு- எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி சற்று வேறுபடும் அணுக்களின் தொடர்புகளின் போது உருவாகும் ஒரு வகை கோவலன்ட் பிணைப்பு.

மூலக்கூறில் உள்ள அணுக்களில் ஏற்படும் பகுதி கட்டணம் கிரேக்க எழுத்து 8 (டெல்டா) மற்றும் அம்புக்குறி மூலம் எலக்ட்ரான் ஜோடியின் இடப்பெயர்ச்சியின் திசையால் குறிக்கப்படுகிறது:

அயனி வேதியியல் பிணைப்பு

எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி கூர்மையாக வேறுபடும் அணுக்களுக்கு இடையேயான வேதியியல் தொடர்புகளின் போது (உதாரணமாக, உலோகங்கள் மற்றும் உலோகங்கள் அல்லாதவற்றுக்கு இடையில்), எலக்ட்ரான் மேகங்களின் கிட்டத்தட்ட முழுமையான மாற்றம் அதிக எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி கொண்ட அணுவிற்கு ஏற்படுகிறது. இந்த வழக்கில், அணுக்கருவின் சார்ஜ் நேர்மறை மதிப்பைக் கொண்டிருப்பதால், அணு, அதன் வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான்களை முற்றிலும் கைவிட்டது, நேர்மறையாக சார்ஜ் செய்யப்பட்ட துகள் - நேர்மறை அயனி அல்லது கேஷன். எலக்ட்ரான்களைப் பெற்ற ஒரு அணு எதிர்மறையாக சார்ஜ் செய்யப்பட்ட துகளாக மாறும் - எதிர்மறை அயனி அல்லது அயனி:

மற்றும் அவன்- ஒரு மோனாடோமிக் அல்லது பாலிடோமிக் எதிர்மறையாக அல்லது நேர்மறையாக சார்ஜ் செய்யப்பட்ட துகள், இதில் எலக்ட்ரான்களின் இழப்பு அல்லது ஆதாயத்தின் விளைவாக ஒரு அணு மாறுகிறது.

வித்தியாசமாக சார்ஜ் செய்யப்பட்ட அயனிகளுக்கு இடையில், அவை ஒன்றாக வரும்போது, ​​​​மின்நிலை ஈர்ப்பு சக்திகள் எழுகின்றன - நேர்மறை மற்றும் எதிர்மறையாக சார்ஜ் செய்யப்பட்ட அயனிகள் ஒன்றாக நெருங்கி, பொருளின் மூலக்கூறை உருவாக்குகின்றன.

■ அயனி வேதியியல் பிணைப்புமின்னியல் ஈர்ப்பு சக்திகளின் காரணமாக அயனிகளுக்கு இடையே ஒரு பிணைப்பு உருவாகிறது.

அதிக எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி கொண்ட அணுக்களால் வேதியியல் தொடர்புகளின் போது எலக்ட்ரான்களைச் சேர்க்கும் செயல்முறை குறைப்பு என்றும், குறைந்த எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி கொண்ட அணுக்களால் எலக்ட்ரான்களை இழக்கும் செயல்முறை ஆக்ஸிஜனேற்றம் என்றும் அழைக்கப்படுகிறது.

சோடியம் மற்றும் குளோரின் அணுக்களுக்கு இடையே ஒரு அயனி பிணைப்பு உருவாக்கம் பின்வருமாறு குறிப்பிடப்படுகிறது:

அயனி வேதியியல் பிணைப்புகள் ஆக்சைடுகள், ஹைட்ராக்சைடுகள் மற்றும் கார மற்றும் கார பூமி உலோகங்களின் ஹைட்ரைடுகள், உப்புகள் மற்றும் ஆலசன்கள் கொண்ட உலோகங்களின் கலவைகளில் உள்ளன.

அயனிகள் எளிமையானதாக இருக்கலாம் (மோனாடோமிக்): Cl – , H + , Na +, மற்றும் சிக்கலான (பாலிடோமிக்): NH 4 -. ஒரு அயனியின் கட்டணம் பொதுவாக வேதியியல் தனிமத்தின் அடையாளத்திற்குப் பிறகு மேலே எழுதப்படுகிறது. முதலில், கட்டணத்தின் அளவு எழுதப்பட்டுள்ளது, பின்னர் அதன் அடையாளம்.

உலோக இணைப்பு

உலோக அணுக்களுக்கு இடையில் ஒரு சிறப்பு வகை இரசாயன பிணைப்பு ஏற்படுகிறது, இது உலோகம் என்று அழைக்கப்படுகிறது. இந்த பிணைப்பின் உருவாக்கம் உலோக அணுக்களின் மூன்று கட்டமைப்பு அம்சங்களால் ஏற்படுகிறது:

• வெளிப்புற ஆற்றல் மட்டத்தில் 1-3 எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன (விதிவிலக்குகள்: டின் மற்றும் ஈய அணுக்கள் (4 எலக்ட்ரான்கள்), ஆன்டிமனி மற்றும் பிஸ்மத் அணுக்கள் (5 எலக்ட்ரான்கள்), பொலோனியம் அணு (6 எலக்ட்ரான்கள்));
• அணு ஒப்பீட்டளவில் பெரிய ஆரம் கொண்டது;
• ஒரு அணு அதிக எண்ணிக்கையிலான இலவச சுற்றுப்பாதைகளைக் கொண்டுள்ளது (உதாரணமாக, Na 3வது ஆற்றல் மட்டத்தில் ஒரு வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான் உள்ளது, இதில் பத்து சுற்றுப்பாதைகள் உள்ளன (ஒரு s-, மூன்று p- மற்றும் ஐந்து d-ஆர்பிட்டல்கள்).

உலோக அணுக்கள் நெருங்கி வரும்போது, ​​அவற்றின் கட்டற்ற சுற்றுப்பாதைகள் ஒன்றுடன் ஒன்று இணைகின்றன, மேலும் வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான்கள் ஆற்றலில் நெருக்கமாக இருக்கும் அண்டை அணுக்களின் சுற்றுப்பாதைகளுக்கு செல்ல முடியும். எலக்ட்ரானை இழக்கும் ஒரு அணு அயனியாக மாறுகிறது. இவ்வாறு, எலக்ட்ரான்களின் தொகுப்பு உலோகத்தில் உருவாகிறது, அயனிகளுக்கு இடையில் சுதந்திரமாக நகரும். உலோகத்தின் நேர்மறை அயனிகளால் ஈர்க்கப்பட்டு, எலக்ட்ரான்கள் அவற்றை மீட்டெடுக்கின்றன, பின்னர் மீண்டும் உடைந்து, மற்ற அயனிகளுக்குச் செல்கின்றன. அணுக்களை அயனிகளாகவும் பின்புறமாகவும் மாற்றும் இந்த செயல்முறை உலோகங்களில் தொடர்ந்து நிகழ்கிறது. உலோகங்களை உருவாக்கும் துகள்கள் அணு அயனிகள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன.

■ உலோக இணைப்புஉலோகங்கள் மற்றும் உலோகக்கலவைகளில் உள்ள அணு அயனிகளுக்கு இடையே வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான்களின் நிலையான இயக்கத்தின் மூலம் உருவாகும் பிணைப்பு:

பாடச் சுருக்கம் "வேதியியல் பிணைப்புகள்: கோவலன்ட், அயனி, உலோகம்."

எலக்ட்ரான்கள் மற்றும் அணுக்கருக்களால் உருவாக்கப்பட்ட மின்சார புலங்களின் தொடர்பு காரணமாக ஒரு வேதியியல் பிணைப்பு எழுகிறது, அதாவது. இரசாயனப் பிணைப்பு என்பது மின்சாரம் சார்ந்தது.

கீழ் இரசாயன பிணைப்பு 2 அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட அணுக்களின் தொடர்புகளின் விளைவாக ஒரு நிலையான பாலிடோமிக் அமைப்பின் உருவாக்கத்திற்கு வழிவகுத்தது. ஒரு இரசாயன பிணைப்பை உருவாக்குவதற்கான நிபந்தனை, ஊடாடும் அணுக்களின் ஆற்றலில் குறைவு, அதாவது. ஒரு பொருளின் மூலக்கூறு நிலை அணு நிலையை விட ஆற்றல் மிக்கது. ஒரு வேதியியல் பிணைப்பை உருவாக்கும் போது, ​​அணுக்கள் முழுமையான எலக்ட்ரான் ஷெல்லைப் பெற முயற்சி செய்கின்றன.

அவை வேறுபடுகின்றன: கோவலன்ட், அயனி, உலோகம், ஹைட்ரஜன் மற்றும் இன்டர்மாலிகுலர்.

சக பிணைப்பு- எலக்ட்ரான் ஜோடியின் சமூகமயமாக்கல் காரணமாக எழும் மிகவும் பொதுவான வகை இரசாயன பிணைப்பு வளர்சிதை மாற்ற வழிமுறை -, ஊடாடும் அணுக்கள் ஒவ்வொன்றும் ஒரு எலக்ட்ரானை வழங்கும் போது, ​​அல்லது நன்கொடையாளர்-ஏற்றுக்கொள்ளும் பொறிமுறை, ஒரு எலக்ட்ரான் ஜோடி பொதுவான பயன்பாட்டிற்காக ஒரு அணுவால் (நன்கொடையாளர் - N, O, Cl, F) மற்றொரு அணுவிற்கு மாற்றப்பட்டால் (ஏற்றுக்கொள்பவர் - d- உறுப்புகளின் அணுக்கள்).

இரசாயன பிணைப்புகளின் பண்புகள்.

1 - பிணைப்புகளின் பெருக்கம் - 2 அணுக்களுக்கு இடையில் 1 சிக்மா பிணைப்பு மட்டுமே சாத்தியமாகும், ஆனால் அதனுடன் ஒரே அணுக்களுக்கு இடையில் ஒரு பை மற்றும் டெல்டா பிணைப்பு இருக்கலாம், இது பல பிணைப்புகளை உருவாக்க வழிவகுக்கிறது. பொதுவான எலக்ட்ரான் ஜோடிகளின் எண்ணிக்கையால் பெருக்கம் தீர்மானிக்கப்படுகிறது.

2 - பிணைப்பு நீளம் - ஒரு மூலக்கூறில் உள்ள அணுக்கரு தூரம், அதிக பெருக்கம், அதன் நீளம் குறைவு.

3 - பிணைப்பு வலிமை என்பது அதை உடைக்க தேவையான ஆற்றலின் அளவு

4 - ஒரு கோவலன்ட் பிணைப்பின் செறிவுத்தன்மை ஒரு அணு சுற்றுப்பாதையில் ஒரே ஒரு கோவலன்ட் பிணைப்பை உருவாக்குவதில் பங்கேற்க முடியும் என்பதில் வெளிப்படுகிறது. இந்த பண்பு மூலக்கூறு சேர்மங்களின் ஸ்டோச்சியோமெட்ரியை தீர்மானிக்கிறது.

5 - c.s இன் திசை. எலக்ட்ரான் மேகங்கள் விண்வெளியில் எந்த வடிவம் மற்றும் எந்த திசையில் உள்ளன என்பதைப் பொறுத்து, அவை ஒன்றுடன் ஒன்று சேரும்போது, ​​மூலக்கூறுகளின் நேரியல் மற்றும் கோண வடிவங்களைக் கொண்ட கலவைகள் உருவாகலாம்.

அயனி பிணைப்பு – எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டியில் பெரிதும் வேறுபடும் அணுக்களுக்கு இடையில் உருவாகிறது. இவை 6 மற்றும் 7 குழுக்களின் முக்கிய துணைக்குழுக்களின் கூறுகளுடன் 1 மற்றும் 2 குழுக்களின் முக்கிய துணைக்குழுக்களின் கலவைகள் ஆகும். அயனி என்பது ஒரு வேதியியல் பிணைப்பாகும், இது எதிர் மின்னூட்ட அயனிகளின் பரஸ்பர மின்னியல் ஈர்ப்பின் விளைவாக ஏற்படுகிறது.

ஒரு அயனி பிணைப்பை உருவாக்குவதற்கான வழிமுறை: அ) ஊடாடும் அணுக்களின் அயனிகளின் உருவாக்கம்; b) அயனிகளின் ஈர்ப்பு காரணமாக ஒரு மூலக்கூறின் உருவாக்கம்.

அயனி பிணைப்புகளின் திசையற்ற தன்மை மற்றும் நிறைவுறாத தன்மை

அயனிகளின் விசைப் புலங்கள் அனைத்து திசைகளிலும் சமமாக விநியோகிக்கப்படுகின்றன, எனவே ஒவ்வொரு அயனியும் எந்த திசையிலும் எதிர் அடையாளத்தின் அயனிகளை ஈர்க்க முடியும். இது அயனிப் பிணைப்பின் திசையற்ற இயல்பு. எதிரெதிர் அடையாளத்தின் 2 அயனிகளின் தொடர்பு அவற்றின் சக்தி புலங்களின் முழுமையான பரஸ்பர இழப்பீட்டிற்கு வழிவகுக்காது. எனவே, அவை மற்ற திசைகளில் அயனிகளை ஈர்க்கும் திறனைத் தக்கவைத்துக்கொள்கின்றன, அதாவது. அயனி பிணைப்பு பூரிதமின்மையால் வகைப்படுத்தப்படுகிறது. எனவே, ஒரு அயனி சேர்மத்தில் உள்ள ஒவ்வொரு அயனியும் எதிர் குறியின் பல அயனிகளை ஈர்க்கிறது, அயனி வகையின் படிக லட்டு உருவாகிறது. ஒரு அயனி படிகத்தில் மூலக்கூறுகள் இல்லை. ஒவ்வொரு அயனியும் வெவ்வேறு அடையாளத்தின் குறிப்பிட்ட எண்ணிக்கையிலான அயனிகளால் சூழப்பட்டுள்ளது (அயனியின் ஒருங்கிணைப்பு எண்).

உலோக இணைப்பு- வேதியியல். உலோகங்களில் தொடர்பு. உலோகங்கள் அதிகப்படியான வேலன்ஸ் ஆர்பிட்டல்களையும் எலக்ட்ரான்களின் பற்றாக்குறையையும் கொண்டுள்ளன. அணுக்கள் ஒன்றையொன்று நெருங்கும் போது, ​​அவற்றின் வேலன்ஸ் ஆர்பிட்டல்கள் ஒன்றுடன் ஒன்று இணைகின்றன, இதன் காரணமாக எலக்ட்ரான்கள் ஒரு சுற்றுப்பாதையிலிருந்து மற்றொன்றுக்கு சுதந்திரமாக நகரும், மேலும் அனைத்து உலோக அணுக்களுக்கும் இடையே ஒரு பிணைப்பு நிறுவப்படுகிறது. ஒரு படிக லட்டியில் உலோக அயனிகளுக்கு இடையில் ஒப்பீட்டளவில் இலவச எலக்ட்ரான்களால் மேற்கொள்ளப்படும் பிணைப்பு உலோகப் பிணைப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது. இணைப்பு மிகவும் டீலோகலைஸ் செய்யப்பட்டது மற்றும் திசை மற்றும் செறிவூட்டல் இல்லை, ஏனெனில் வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான்கள் படிகம் முழுவதும் சமமாக விநியோகிக்கப்படுகின்றன. இலவச எலக்ட்ரான்களின் இருப்பு உலோகங்களின் பொதுவான பண்புகளின் இருப்பை தீர்மானிக்கிறது: ஒளிபுகாநிலை, உலோக பளபளப்பு, உயர் மின் மற்றும் வெப்ப கடத்துத்திறன், இணக்கத்தன்மை மற்றும் பிளாஸ்டிசிட்டி.

ஹைட்ரஜன் பிணைப்பு- H அணுவிற்கும் வலுவான எதிர்மறை உறுப்புக்கும் (F, Cl, N, O, S) இடையே பிணைப்பு. ஹைட்ரஜன் பிணைப்புகள் உள் மற்றும் மூலக்கூறுகளாக இருக்கலாம். BC என்பது கோவலன்ட் பிணைப்பை விட பலவீனமானது. சூரிய ஒளியின் நிகழ்வு மின்னியல் சக்திகளின் செயல்பாட்டால் விளக்கப்படுகிறது. H அணுவிற்கு ஒரு சிறிய ஆரம் உள்ளது மற்றும் அது ஒரு எலக்ட்ரானை இடமாற்றம் செய்யும் போது அல்லது இழக்கும் போது, ​​H வலுவான நேர்மறை மின்னூட்டத்தைப் பெறுகிறது, இது எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டியை பாதிக்கிறது.

வேதியியல் பிணைப்பு கோட்பாடு நவீன வேதியியலில் மிக முக்கியமான இடத்தைப் பிடித்துள்ளது. அணுக்கள் ஏன் இணைந்து இரசாயனத் துகள்களை உருவாக்குகின்றன என்பதை விளக்குகிறது மற்றும் இந்தத் துகள்களின் நிலைத்தன்மையை ஒப்பிட அனுமதிக்கிறது. வேதியியல் பிணைப்புக் கோட்பாட்டைப் பயன்படுத்தி, பல்வேறு சேர்மங்களின் கலவை மற்றும் கட்டமைப்பைக் கணிக்க முடியும். சில இரசாயன பிணைப்புகளை உடைத்து மற்றவற்றை உருவாக்கும் கருத்து இரசாயன எதிர்வினைகளின் போது பொருட்களின் மாற்றங்களைப் பற்றிய நவீன யோசனைகளை அடிப்படையாகக் கொண்டது.

ஒரு வேதியியல் பிணைப்பு என்பது அணுக்களின் தொடர்பு ஆகும், இது ஒரு இரசாயன துகள் அல்லது படிகத்தின் நிலைத்தன்மையை ஒட்டுமொத்தமாக தீர்மானிக்கிறது. சார்ஜ் செய்யப்பட்ட துகள்களுக்கு இடையிலான மின்னியல் தொடர்பு காரணமாக ஒரு வேதியியல் பிணைப்பு உருவாகிறது: கேஷன்கள் மற்றும் அனான்கள், கருக்கள் மற்றும் எலக்ட்ரான்கள். அணுக்கள் ஒன்று சேரும்போது, ​​ஒரு அணுவின் கருவிற்கும் மற்றொன்றின் எலக்ட்ரான்களுக்கும் இடையில் கவர்ச்சிகரமான சக்திகள் செயல்படத் தொடங்குகின்றன, அதே போல் அணுக்கருக்கள் மற்றும் எலக்ட்ரான்களுக்கு இடையில் விரட்டும் சக்திகள். சிறிது தூரத்தில், இந்த சக்திகள் ஒன்றையொன்று சமநிலைப்படுத்துகின்றன, மேலும் ஒரு நிலையான இரசாயன துகள் உருவாகின்றன.

ஒரு வேதியியல் பிணைப்பு உருவாகும்போது, ​​இலவச அணுக்களுடன் ஒப்பிடுகையில், கலவையில் உள்ள அணுக்களின் எலக்ட்ரான் அடர்த்தியின் குறிப்பிடத்தக்க மறுபகிர்வு ஏற்படலாம். தீவிர வழக்கில், இது சார்ஜ் செய்யப்பட்ட துகள்களின் உருவாக்கத்திற்கு வழிவகுக்கிறது - அயனிகள் (கிரேக்க மொழியில் இருந்து "அயன்" - போகிறது).

அயன் தொடர்பு

ஒரு அணு ஒன்று அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட எலக்ட்ரான்களை இழந்தால், அது நேர்மறை அயனியாக மாறும் - ஒரு கேஷன் (கிரேக்க மொழியில் இருந்து மொழிபெயர்க்கப்பட்டது - ஹைட்ரஜன் H +, லித்தியம் லி +, பேரியம் பா 2+ ஆகியவற்றின் கேஷன்கள் இப்படித்தான் உருவாகின்றன எலக்ட்ரான்களைப் பெறுவதன் மூலம், அணுக்கள் எதிர்மறை அயனிகளாக மாறுகின்றன (கிரேக்க "அயனி" - மேலே செல்லும் அயனிகளின் எடுத்துக்காட்டுகள் ஃவுளூரைடு அயன் எஃப் - சல்பைட் அயன் S 2−.

கேஷன்களும் அனான்களும் ஒன்றையொன்று ஈர்க்கும் திறன் கொண்டது. இந்த வழக்கில், ஒரு இரசாயன பிணைப்பு ஏற்படுகிறது மற்றும் இரசாயன கலவைகள் உருவாகின்றன. இந்த வகையான இரசாயன பிணைப்பு ஒரு அயனி பிணைப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது:

அயனி பிணைப்புகேஷன் மற்றும் அனான்களுக்கு இடையே மின்னியல் ஈர்ப்பு மூலம் உருவாகும் ஒரு வேதியியல் பிணைப்பு.

சோடியம் மற்றும் குளோரின் இடையேயான எதிர்வினையின் உதாரணத்தைப் பயன்படுத்தி அயனி பிணைப்பு உருவாக்கத்தின் பொறிமுறையைக் கருத்தில் கொள்ளலாம். ஒரு கார உலோக அணு எளிதில் எலக்ட்ரானை இழக்கிறது, அதே நேரத்தில் ஆலசன் அணு ஒன்றைப் பெறுகிறது. இதன் விளைவாக, ஒரு சோடியம் கேஷன் மற்றும் ஒரு குளோரைடு அயனி உருவாகிறது. அவற்றுக்கிடையே உள்ள மின்னியல் ஈர்ப்பு காரணமாக அவை ஒரு தொடர்பை உருவாக்குகின்றன.

கேஷன்கள் மற்றும் அயனிகளுக்கு இடையிலான தொடர்பு திசையைச் சார்ந்தது அல்ல, எனவே அயனி பிணைப்பு திசையற்றது என்று கூறப்படுகிறது. ஒவ்வொரு கேஷனும் எத்தனை அனான்களை ஈர்க்க முடியும், மேலும் நேர்மாறாகவும். இதனால்தான் அயனிப் பிணைப்பு நிறைவுறாது. திட நிலையில் உள்ள அயனிகளுக்கு இடையிலான தொடர்புகளின் எண்ணிக்கை படிகத்தின் அளவால் மட்டுமே வரையறுக்கப்படுகிறது. எனவே, முழு படிகமும் ஒரு அயனி கலவையின் "மூலக்கூறாக" கருதப்பட வேண்டும்.

ஒரு அயனி பிணைப்பு ஏற்பட, அயனியாக்கம் ஆற்றல் மதிப்புகளின் கூட்டுத்தொகை அவசியம் ஈ நான்(கேஷன் உருவாக்கம்) மற்றும் எலக்ட்ரான் தொடர்பு ஏ இ(அயனி உருவாவதற்கு) ஆற்றலுடன் சாதகமாக இருக்க வேண்டும். இது செயலில் உள்ள உலோகங்களின் அணுக்களால் அயனிப் பிணைப்புகளை உருவாக்குவதைக் கட்டுப்படுத்துகிறது (குழுக்கள் IA மற்றும் IIA, குழு IIIA இன் சில கூறுகள் மற்றும் சில மாறுதல் கூறுகள்) மற்றும் செயலில் உள்ள உலோகங்கள் (ஹலோஜன்கள், சால்கோஜன்கள், நைட்ரஜன்).

நடைமுறையில் சிறந்த அயனி பிணைப்பு இல்லை. பொதுவாக அயனி என வகைப்படுத்தப்படும் சேர்மங்களில் கூட, ஒரு அணுவிலிருந்து மற்றொரு அணுவிற்கு எலக்ட்ரான்களை முழுமையாக மாற்ற முடியாது; எலக்ட்ரான்கள் ஓரளவு பொதுவான பயன்பாட்டில் உள்ளன. எனவே, லித்தியம் புளோரைடில் உள்ள பிணைப்பு 80% அயனி மற்றும் 20% கோவலன்ட் ஆகும். எனவே, பேசுவது மிகவும் சரியானது அயனித்தன்மையின் அளவுஒரு கோவலன்ட் இரசாயன பிணைப்பின் (துருவமுனைப்பு). 2.1 தனிமங்களின் எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி வித்தியாசத்துடன், பிணைப்பு 50% அயனி என்று நம்பப்படுகிறது. வேறுபாடு பெரியதாக இருந்தால், கலவையை அயனியாகக் கருதலாம்.

இரசாயன பிணைப்பின் அயனி மாதிரியானது பல பொருட்களின் பண்புகளை விவரிக்க பரவலாகப் பயன்படுத்தப்படுகிறது, முதன்மையாக கார கலவைகள் மற்றும் உலோகங்கள் அல்லாத கார பூமி உலோகங்கள். இத்தகைய சேர்மங்களை விவரிக்கும் எளிமையே இதற்குக் காரணம்: அவை கேஷன்கள் மற்றும் அனான்களுடன் தொடர்புடைய சுருக்க முடியாத சார்ஜ் செய்யப்பட்ட கோளங்களிலிருந்து கட்டப்பட்டவை என்று நம்பப்படுகிறது. இந்த வழக்கில், அயனிகள் தங்களுக்கு இடையே உள்ள கவர்ச்சிகரமான சக்திகள் அதிகபட்சமாகவும், விரட்டும் சக்திகள் குறைவாகவும் இருக்கும் வகையில் தங்களைத் தாங்களே அமைத்துக் கொள்கின்றன.

அயனி ஆரங்கள்

அயனி பிணைப்பின் எளிய மின்னியல் மாதிரியானது அயனி ஆரங்கள் என்ற கருத்தைப் பயன்படுத்துகிறது. அண்டை கேஷன் மற்றும் அயனின் ஆரங்களின் கூட்டுத்தொகை தொடர்புடைய அணுக்கரு தூரத்திற்கு சமமாக இருக்க வேண்டும்:

ஆர் 0 = ஆர் + + ஆர் −

இருப்பினும், கேஷன் மற்றும் அயனிக்கு இடையேயான எல்லை எங்கு வரையப்பட வேண்டும் என்பது தெளிவாகத் தெரியவில்லை. எலக்ட்ரான் மேகங்கள் எப்போதும் ஒன்றுடன் ஒன்று இருப்பதால், முற்றிலும் அயனி பிணைப்பு இல்லை என்பது இன்று அறியப்படுகிறது. அயனிகளின் ஆரங்களைக் கணக்கிட, இரண்டு அணுக்களுக்கு இடையில் எலக்ட்ரான் அடர்த்தியை தீர்மானிக்க அனுமதிக்கும் ஆராய்ச்சி முறைகள் பயன்படுத்தப்படுகின்றன. எலக்ட்ரான் அடர்த்தி குறைவாக இருக்கும் இடத்தில் அணுக்கரு தூரம் பிரிக்கப்படுகிறது.

ஒரு அயனியின் அளவு பல காரணிகளைப் பொறுத்தது. அயனியின் நிலையான கட்டணத்துடன், அணு எண் (மற்றும், அதன் விளைவாக, கருவின் கட்டணம்) அதிகரிக்கும் போது, ​​அயனி ஆரம் குறைகிறது. லாந்தனைடு தொடரில் இது குறிப்பாக கவனிக்கத்தக்கது, அயனி ஆரங்கள் இரவு 117 மணி முதல் (லா 3+) 100 மணி வரை (லு 3+) ஒரு ஒருங்கிணைப்பு எண் 6 இல் மாறுகிறது. இந்த விளைவு அழைக்கப்படுகிறது. லந்தனைடு சுருக்கம்.

தனிமங்களின் குழுக்களில், அயனி ஆரங்கள் பொதுவாக அணு எண் அதிகரிக்கும் போது அதிகரிக்கும். இருப்பினும் ஈ-நான்காவது மற்றும் ஐந்தாவது காலகட்டங்களின் கூறுகள், லாந்தனைடு சுருக்கத்தின் காரணமாக, அயனி ஆரம் குறைவது கூட ஏற்படலாம் (உதாரணமாக, Zr 4+ க்கு 73 pm முதல் Hf 4+ க்கு 72 pm வரை ஒருங்கிணைப்பு எண் 4 உடன்).

இந்த காலகட்டத்தில், அயனி ஆரத்தில் குறிப்பிடத்தக்க குறைவு உள்ளது, இது அணுக்கருவிற்கு எலக்ட்ரான்களின் ஈர்ப்பு அதிகரிப்புடன் தொடர்புடையது, கருவின் சார்ஜ் மற்றும் அயனியின் சார்ஜ் ஒரே நேரத்தில் அதிகரிப்பு: Na + க்கு 116 pm, Mg 2+க்கு 86 pm, Al 3+க்கு 68 pm (ஒருங்கிணைப்பு எண் 6). அதே காரணத்திற்காக, அயனியின் சார்ஜ் அதிகரிப்பு ஒரு உறுப்புக்கான அயனி ஆரம் குறைவதற்கு வழிவகுக்கிறது: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (ஒருங்கிணைப்பு எண் 4).

அயனி ஆரங்களின் ஒப்பீடுகள் ஒருங்கிணைப்பு எண் ஒரே மாதிரியாக இருக்கும்போது மட்டுமே செய்ய முடியும், ஏனெனில் இது எதிர்மின்னிகளுக்கு இடையே உள்ள விரட்டும் சக்திகளால் அயனியின் அளவை பாதிக்கிறது. இது Ag + ion இன் எடுத்துக்காட்டில் தெளிவாகக் காணப்படுகிறது; அதன் அயனி ஆரம் முறையே 2, 4 மற்றும் 6 ஆகிய ஒருங்கிணைப்பு எண்களுக்கு 81, 114 மற்றும் 129 pm ஆகும்.

ஒரு சிறந்த அயனி சேர்மத்தின் அமைப்பு, அயனிகளைப் போலல்லாமல் இடையே உள்ள அதிகபட்ச ஈர்ப்பாலும், போன்ற அயனிகளின் குறைந்தபட்ச விரட்டுதலாலும் தீர்மானிக்கப்படுகிறது, இது பெரும்பாலும் கேஷன்கள் மற்றும் அனான்களின் அயனி ஆரங்களின் விகிதத்தால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது. இதை எளிய வடிவியல் கட்டுமானங்கள் மூலம் காட்டலாம்.

அயனி பிணைப்பு ஆற்றல்

அயனி சேர்மத்திற்கான பிணைப்பு ஆற்றல் என்பது அதன் உருவாக்கத்தின் போது ஒருவருக்கொருவர் எண்ணற்ற தொலைவில் உள்ள வாயு எதிர்மின்னிகளிலிருந்து வெளியிடப்படும் ஆற்றலாகும். மின்னியல் சக்திகளை மட்டுமே கருத்தில் கொண்டால், மொத்த தொடர்பு ஆற்றலில் 90% ஒத்துள்ளது, இதில் மின்னியல் அல்லாத சக்திகளின் பங்களிப்பும் அடங்கும் (உதாரணமாக, எலக்ட்ரான் ஷெல்களின் விரட்டல்).

இரண்டு இலவச அயனிகளுக்கு இடையே ஒரு அயனி பிணைப்பு ஏற்படும் போது, ​​அவற்றின் ஈர்ப்பின் ஆற்றல் தீர்மானிக்கப்படுகிறது கூலம்பின் சட்டம்:

ஈ(adv.) = கே + கே- / (4π ஆர் ε),

எங்கே கே+ மற்றும் கே- தொடர்பு அயனிகளின் கட்டணங்கள், ஆர்அவற்றுக்கிடையேயான தூரம், ε என்பது நடுத்தரத்தின் மின்கடத்தா மாறிலி.

கட்டணங்களில் ஒன்று எதிர்மறையாக இருப்பதால், ஆற்றல் மதிப்பும் எதிர்மறையாக இருக்கும்.

கூலொம்பின் சட்டத்தின்படி, எண்ணற்ற தூரங்களில் கவர்ச்சிகரமான ஆற்றல் எண்ணற்ற அளவில் பெரியதாக மாற வேண்டும். இருப்பினும், இது நடக்காது, ஏனெனில் அயனிகள் புள்ளி கட்டணங்கள் அல்ல. அயனிகள் ஒன்றையொன்று அணுகும்போது, ​​எலக்ட்ரான் மேகங்களின் தொடர்பு காரணமாக அவற்றுக்கிடையே விரட்டும் சக்திகள் எழுகின்றன. அயனிகளை விரட்டும் ஆற்றல் பிறந்த சமன்பாட்டால் விவரிக்கப்படுகிறது:

ஈ(ott.) = IN / ஆர் என்,

எங்கே IN- சில நிலையான, n 5 முதல் 12 வரையிலான மதிப்புகளை எடுக்கலாம் (அயனிகளின் அளவைப் பொறுத்து). மொத்த ஆற்றல் ஈர்ப்பு மற்றும் விரட்டும் ஆற்றல்களின் கூட்டுத்தொகையால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது:

ஈ = ஈ(adv.) + ஈ(ot.)

அதன் மதிப்பு குறைந்தபட்சம் கடந்து செல்கிறது. குறைந்தபட்ச புள்ளியின் ஆயத்தொலைவுகள் சமநிலை தூரத்திற்கு ஒத்திருக்கும் ஆர் 0 மற்றும் அயனிகளுக்கு இடையிலான தொடர்புகளின் சமநிலை ஆற்றல் ஈ 0:

ஈ 0 = கே + கே − (1 - 1 / n) / (4π ஆர் 0 ε)

ஒரு ஜோடி அயனிகளுக்கு இடையில் இருப்பதை விட ஒரு படிக லட்டியில் எப்போதும் அதிக இடைவினைகள் இருக்கும். இந்த எண் முதன்மையாக படிக லட்டு வகையால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது. அனைத்து இடைவினைகளையும் (அதிகரிக்கும் தூரத்துடன் பலவீனமடைதல்) கணக்கில் எடுத்துக் கொள்ள, அயனி படிக லட்டியின் ஆற்றலுக்கான வெளிப்பாடாக Madelung மாறிலி என்று அழைக்கப்படும். ஏ:

ஈ(adv.) = ஏ கே + கே- / (4π ஆர் ε)

மேடலுங் மாறிலியின் மதிப்பு லேட்டிஸின் வடிவவியலால் மட்டுமே தீர்மானிக்கப்படுகிறது மற்றும் அயனிகளின் ஆரம் மற்றும் மின்னூட்டத்தைப் பொறுத்தது அல்ல. எடுத்துக்காட்டாக, சோடியம் குளோரைடு 1.74756 ஆகும்.

அயனி பிணைப்பு

வேதியியல் பிணைப்புக் கோட்பாடுஎடுக்கும் நவீன வேதியியலில் மிக முக்கியமான இடம். அவள் அணுக்கள் ஏன் இணைந்து இரசாயனத் துகள்களை உருவாக்குகின்றன என்பதை விளக்குகிறது, மற்றும் இந்த துகள்களின் நிலைத்தன்மையை ஒப்பிட உங்களை அனுமதிக்கிறது. பயன்படுத்தி இரசாயன பிணைப்பு கோட்பாடு, முடியும் பல்வேறு சேர்மங்களின் கலவை மற்றும் கட்டமைப்பை கணிக்கவும். என்ற கருத்து சில இரசாயன பிணைப்புகளை உடைத்து மற்றவற்றை உருவாக்குவது நவீன யோசனைகளின் அடிப்படையாகும் இரசாயன எதிர்வினைகளின் போது பொருட்களின் மாற்றங்கள் பற்றி.

இரசாயன பிணைப்பு- இது அணுக்களின் தொடர்பு, ஒரு இரசாயன துகள்களின் நிலைத்தன்மையை தீர்மானித்தல்அல்லது ஒட்டுமொத்தமாக படிக. இரசாயன பிணைப்புகாரணமாக உருவாகிறது மின்னியல் தொடர்புஇடையே சார்ஜ் துகள்கள்: கேஷன்கள் மற்றும் அனான்கள், கருக்கள் மற்றும் எலக்ட்ரான்கள். அணுக்கள் ஒன்று சேரும்போது, ​​ஒரு அணுவின் கருவிற்கும் மற்றொன்றின் எலக்ட்ரான்களுக்கும் இடையில் கவர்ச்சிகரமான சக்திகள் செயல்படத் தொடங்குகின்றன, அதே போல் அணுக்கருக்கள் மற்றும் எலக்ட்ரான்களுக்கு இடையில் விரட்டும் சக்திகள். அன்று சிறிது தூரம் இவை சக்திகள் ஒன்றையொன்று சமநிலைப்படுத்துகின்றன, மற்றும் ஒரு நிலையான இரசாயன துகள் உருவாகிறது.

ஒரு வேதியியல் பிணைப்பு உருவாகும்போது, ​​இலவச அணுக்களுடன் ஒப்பிடுகையில், கலவையில் உள்ள அணுக்களின் எலக்ட்ரான் அடர்த்தியின் குறிப்பிடத்தக்க மறுபகிர்வு ஏற்படலாம்.

தீவிர வழக்கில், இது சார்ஜ் செய்யப்பட்ட துகள்களின் உருவாக்கத்திற்கு வழிவகுக்கிறது - அயனிகள் (கிரேக்க மொழியில் இருந்து "அயன்" - போகிறது).

1 அயன் தொடர்பு

என்றால் அணு ஒன்றை இழக்கிறதுஅல்லது பல எலக்ட்ரான்கள், பின்னர் அவர் நேர்மறை அயனியாக மாறுகிறது - கேஷன்(கிரேக்க மொழியில் இருந்து மொழிபெயர்க்கப்பட்டது - " கீழே போகிறது"). இப்படித்தான் அவை உருவாகின்றன கேஷன்ஸ் ஹைட்ரஜன் எச் +, லித்தியம் லி +, பேரியம் பா 2+. எலக்ட்ரான்களைப் பெறுவதன் மூலம், அணுக்கள் எதிர்மறை அயனிகளாக மாறும் - அனான்கள்(கிரேக்க மொழியில் இருந்து "அனியன்" - மேலே செல்கின்ற) அயனிகளின் எடுத்துக்காட்டுகள் ஃவுளூரைடு அயன் F−, சல்பைடு அயன் S 2−.

கேஷன்ஸ்மற்றும் அனான்கள்முடியும் ஒருவருக்கொருவர் ஈர்க்கும். இந்த வழக்கில், எழுகிறது இரசாயன பிணைப்பு, மற்றும் இரசாயன கலவைகள் உருவாகின்றன. இந்த வகை வேதியியல் பிணைப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது அயனி பிணைப்பு:

2 அயனி பிணைப்பின் வரையறை

அயனி பிணைப்புஒரு இரசாயன பிணைப்பு ஆகும் படித்தவர்காரணமாக கேஷன்களுக்கு இடையே மின்னியல் ஈர்ப்புமற்றும் அனான்கள்.

இடையேயான எதிர்வினையின் உதாரணத்தைப் பயன்படுத்தி அயனி பிணைப்பு உருவாக்கத்தின் பொறிமுறையைக் கருத்தில் கொள்ளலாம் சோடியம் மற்றும் குளோரின். ஒரு கார உலோக அணு எளிதில் எலக்ட்ரானை இழக்கிறது, ஏ ஆலசன் அணு - பெறுகிறது. இதன் விளைவாக உள்ளது சோடியம் கேஷன்மற்றும் குளோரைடு அயனி. அவர்கள் காரணமாக ஒரு இணைப்பை உருவாக்குகிறார்கள் அவர்களுக்கு இடையே மின்னியல் ஈர்ப்பு.

இடையே தொடர்பு கேஷன்ஸ்மற்றும் அனான்கள் திசையில் சார்பற்றது, அதனால் தான் அயனி பிணைப்பு பற்றிபோல் பேசுகிறார்கள் திசையற்ற. ஒவ்வொரு கேஷன்இருக்கலாம் எத்தனை அயனிகளையும் ஈர்க்கும், மற்றும் நேர்மாறாக. அதனால் தான் அயனி பிணைப்புஇருக்கிறது நிறைவுறாத. எண் திட நிலையில் உள்ள அயனிகளுக்கு இடையிலான இடைவினைகள் படிகத்தின் அளவால் மட்டுமே வரையறுக்கப்படுகின்றன. அதனால்தான்" மூலக்கூறு" அயனி கலவை முழு படிகமாக கருதப்பட வேண்டும்.

நிகழ்விற்காக அயனி பிணைப்பு தேவையான, செய்ய அயனியாக்கம் ஆற்றல் மதிப்புகளின் கூட்டுத்தொகை ஈ ஐ(ஒரு கேஷன் உருவாக்க)மற்றும் எலக்ட்ரான் நாட்டம் ஒரு இ(அயனி உருவாக்கத்திற்கு)இருக்க வேண்டும் ஆற்றல்மிக்க சாதகமான. இது செயலில் உள்ள உலோக அணுக்களால் அயனி பிணைப்புகளை உருவாக்குவதை கட்டுப்படுத்துகிறது(IA மற்றும் IIA குழுக்களின் கூறுகள், IIIA குழுவின் சில கூறுகள் மற்றும் சில மாறுதல் கூறுகள்) மற்றும் செயலில் உள்ள உலோகங்கள்(ஹலோஜன்கள், சால்கோஜன்கள், நைட்ரஜன்).

நடைமுறையில் சிறந்த அயனி பிணைப்பு இல்லை. பொதுவாக வகைப்படுத்தப்படும் அந்த சேர்மங்களில் கூட அயனி, ஒரு அணுவிலிருந்து மற்றொரு அணுவிற்கு எலக்ட்ரான்களை முழுமையாக மாற்றுவது இல்லை; எலக்ட்ரான்கள் ஓரளவு பொதுவான பயன்பாட்டில் உள்ளன. ஆம், இணைப்பு லித்தியம் புளோரைடு 80% அயனிமற்றும் 20% - கோவலன்ட். எனவே, பேசுவது மிகவும் சரியானது அயனித்தன்மையின் அளவு (துருவமுனைப்பு) கோவலன்ட் இரசாயன பிணைப்பு. வித்தியாசத்துடன் இருப்பதாக நம்பப்படுகிறது எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டிகள்உறுப்புகள் 2.1 தொடர்புஉள்ளது 50% அயனி. மணிக்கு அதிக வேறுபாடுகலவை அயனியாகக் கருதலாம்.

வேதியியல் பிணைப்பின் அயனி மாதிரியானது பல பொருட்களின் பண்புகளை விவரிக்க பரவலாகப் பயன்படுத்தப்படுகிறது., முதலில், இணைப்புகள் காரமானதுமற்றும் உலோகங்கள் அல்லாத கார பூமி உலோகங்கள். இது காரணமாக உள்ளது அத்தகைய இணைப்புகளின் விளக்கத்தின் எளிமை: இருந்து கட்டப்பட்டதாக நம்பப்படுகிறது அமுக்க முடியாத சார்ஜ் கோளங்கள், பதில் கேஷன் மற்றும் அனான்கள். இந்த வழக்கில், அயனிகள் தங்களுக்கு இடையே உள்ள கவர்ச்சிகரமான சக்திகள் அதிகபட்சமாகவும், விரட்டும் சக்திகள் குறைவாகவும் இருக்கும் வகையில் தங்களைத் தாங்களே அமைத்துக் கொள்கின்றன.

அயனி பிணைப்பு- அணுக்களுக்கு இடையே ஒரு வலுவான வேதியியல் பிணைப்பு உருவாகிறது பெரிய வேறுபாடு (> பாலிங் அளவில் 1.7) எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி, எதனுடன் பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான் ஜோடி அதிக எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டியுடன் அணுவிற்கு முழுமையாக மாற்றப்படுகிறது.எதிர் மின்னூட்டப்பட்ட உடல்களாக அயனிகளின் ஈர்ப்பு இதுவாகும். ஒரு எடுத்துக்காட்டு CsF கலவை ஆகும், இதில் "அயனித்தன்மையின் அளவு" 97% ஆகும்.

அயனி பிணைப்பு- தீவிர வழக்கு கோவலன்ட் துருவப் பிணைப்பின் துருவப்படுத்தல். இடையே உருவானது வழக்கமான உலோகம் மற்றும் உலோகம் அல்லாதது. இந்த வழக்கில், உலோகத்தில் எலக்ட்ரான்கள் முற்றிலும் அல்லாத உலோகத்திற்கு மாறவும். அயனிகள் உருவாகின்றன.

அணுக்களுக்கு இடையே ஒரு இரசாயன பிணைப்பு ஏற்பட்டால் மிகப் பெரிய எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி வேறுபாடு (EO > 1.7 பவுலிங்கின் படி), பின்னர் மொத்த எலக்ட்ரான் ஜோடி முற்றிலும் அதிக EO கொண்ட அணுவிற்கு நகர்கிறது. இதன் விளைவாக ஒரு கலவை உருவாகிறது எதிர் சார்ஜ் அயனிகள்:

உருவான அயனிகளுக்கு இடையில் எழுகிறது மின்னியல் ஈர்ப்புஎன்று அழைக்கப்படும் அயனி பிணைப்பு. அல்லது மாறாக, இந்த தோற்றம் வசதியான. நடைமுறையில் அயனி பிணைப்புஅணுக்களுக்கு இடையில் அதன் தூய வடிவத்தில் எங்கும் அல்லது கிட்டத்தட்ட எங்கும் உணரப்படவில்லை, பொதுவாக உண்மையில் இணைப்பு பகுதி அயனி, மற்றும் இயற்கையில் ஓரளவு கோவலன்ட். அதே நேரத்தில் தொடர்பு சிக்கலான மூலக்கூறு அயனிகள் பெரும்பாலும் முற்றிலும் அயனியாகக் கருதலாம். அயனி பிணைப்புகள் மற்றும் பிற இரசாயன பிணைப்புகளுக்கு இடையிலான மிக முக்கியமான வேறுபாடுகள் திசை மற்றும் செறிவு இல்லாமை. அதனால்தான் அயனி பிணைப்புகளால் உருவாகும் படிகங்கள் தொடர்புடைய அயனிகளின் பல்வேறு அடர்த்தியான பொதிகளை நோக்கி ஈர்க்கின்றன.

3 அயனி ஆரங்கள்

எளிமையாக அயனி பிணைப்பின் மின்னியல் மாதிரிகருத்து பயன்படுத்தப்படுகிறது அயனி கதிர்கள். அண்டை கேஷன் மற்றும் அயனின் ஆரங்களின் கூட்டுத்தொகை தொடர்புடைய அணுக்கரு தூரத்திற்கு சமமாக இருக்க வேண்டும்:

ஆர் 0 = ஆர் + + ஆர் −

அதே நேரத்தில் அது உள்ளது தெளிவற்றஎங்கே செலவிட வேண்டும் கேஷன் மற்றும் அயனி இடையே எல்லை. இன்று அது தெரியும், முற்றிலும் அயனி பிணைப்பு இல்லை என்று, எப்பொழுதும் போல் எலக்ட்ரான் மேகங்கள் சில ஒன்றுடன் ஒன்று உள்ளது. க்கு அயனி கதிர்களின் கணக்கீடுகள் ஆராய்ச்சி முறைகளைப் பயன்படுத்துகின்றன, எந்த இரண்டு அணுக்களுக்கு இடையிலான எலக்ட்ரான் அடர்த்தியை தீர்மானிக்க உங்களை அனுமதிக்கிறது. அணுக்கரு தூரம் புள்ளியில் பிரிக்கப்பட்டுள்ளது, எங்கே எலக்ட்ரான் அடர்த்தி குறைவாக உள்ளது.

அயன் அளவுகள் பல காரணிகளைப் பொறுத்தது. மணிக்கு அதிகரிக்கும் அணு எண்ணுடன் அயனியின் நிலையான கட்டணம்(இதன் விளைவாக, முக்கிய கட்டணம்) அயனி ஆரம் குறைகிறது. இது குறிப்பாக கவனிக்கத்தக்கது லாந்தனைடு தொடரில், எங்கே அயனி ஆரங்கள் 117 pm முதல் (La 3+) 100 pm (Lu 3+) வரை ஒரு ஒருங்கிணைப்பு எண் 6 உடன் மாறுபடும். இந்த விளைவு அழைக்கப்படுகிறது லந்தனைடு சுருக்கம்.

IN உறுப்புகளின் குழுக்கள் அயனி கதிர்கள் பொதுவாக அணு எண் அதிகரிக்கும் போது அதிகரிக்கும். எனினும் க்கு ஈலாந்தனைடு சுருக்கத்தின் காரணமாக நான்காவது மற்றும் ஐந்தாவது காலகட்டங்களின் கூறுகள் அயனி ஆரம் குறைவது கூட ஏற்படலாம்(உதாரணமாக, Zr 4+ க்கு 73 pm முதல் 72 pm வரை Hf 4+ க்கு ஒருங்கிணைப்பு எண் 4 உடன்).

இந்த காலகட்டத்தில், அயனி ஆரத்தில் குறிப்பிடத்தக்க குறைவு காணப்படுகிறதுதொடர்புடைய அணுக்கருவின் மின்னூட்டம் மற்றும் அயனியின் மின்னூட்டம் ஆகியவற்றில் ஒரே நேரத்தில் அதிகரிப்புடன் அணுக்கருவுக்கு எலக்ட்ரான்களின் ஈர்ப்பு அதிகரித்தது.: Na + க்கு 116 pm, Mg 2+ க்கு 86 pm, Al 3+ க்கு 68 pm (ஒருங்கிணைப்பு எண் 6). அதே காரணத்திற்காக ஒரு அயனியின் சார்ஜ் அதிகரிப்பு ஒரு உறுப்புக்கான அயனி ஆரம் குறைவதற்கு வழிவகுக்கிறது: Fe 2+ 77 pm, Fe 3+ 63 pm, Fe 6+ 39 pm (ஒருங்கிணைப்பு எண் 4).

ஒப்பீடு அயனி கதிர்கள்முடியும் ஒரே ஒருங்கிணைப்பு எண்ணுடன் மட்டுமே செயல்படுத்தவும், ஏனெனில் எதிர்மின்மைகளுக்கு இடையே உள்ள விரட்டும் சக்திகள் காரணமாக அயனியின் அளவை இது பாதிக்கிறது. இது எடுத்துக்காட்டில் தெளிவாகக் காணப்படுகிறது Ag+ அயன்; அதன் அயனி ஆரம் 81, 114 மற்றும் 129 மாலைக்கு ஒருங்கிணைப்பு எண்கள் 2, 4 மற்றும் 6, முறையே.

கட்டமைப்பு சிறந்த அயனி கலவை, நிபந்தனைக்குட்பட்டது அயனிகளுக்கு இடையே அதிகபட்ச ஈர்ப்பு மற்றும் போன்ற அயனிகளுக்கு இடையே குறைந்தபட்ச விலக்கம், பல வழிகளில் கேஷன் மற்றும் அனான்களின் அயனி ஆரங்களின் விகிதத்தால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது. இதைக் காட்டலாம் எளிய வடிவியல் கட்டுமானங்கள்.

4 அயனி பிணைப்பு ஆற்றல்

ஆற்றல் தொடர்புமற்றும் அயனி கலவைக்கு- இது ஆற்றல், இதில் உள்ளது அதன் உருவாக்கத்தின் போது ஒருவருக்கொருவர் எண்ணற்ற தொலைவில் உள்ள வாயு எதிர்மின்னிகளிலிருந்து வெளியிடப்பட்டது. மின்னியல் சக்திகளை மட்டும் கருத்தில் கொண்டால், மொத்த தொடர்பு ஆற்றலில் 90% ஒத்துள்ளது, எந்த மின்னியல் அல்லாத சக்திகளின் பங்களிப்பையும் உள்ளடக்கியது(உதாரணத்திற்கு, எலக்ட்ரான் ஷெல் விரட்டல்).

அயனி (எலக்ட்ரோவலன்ட்) இரசாயன பிணைப்பு- வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான்களை ஒரு அணுவிலிருந்து மற்றொரு அணுவிற்கு மாற்றுவதால் எலக்ட்ரான் ஜோடிகளை உருவாக்குவதால் ஏற்படும் பிணைப்பு. மிகவும் பொதுவான உலோகங்கள் அல்லாத உலோகங்களின் கலவைகளுக்கான சிறப்பியல்பு, எடுத்துக்காட்டாக:

Na + + Cl - = Na + Cl

சோடியம் மற்றும் குளோரின் இடையேயான எதிர்வினையின் உதாரணத்தைப் பயன்படுத்தி அயனி பிணைப்பு உருவாக்கத்தின் பொறிமுறையைக் கருத்தில் கொள்ளலாம். ஒரு கார உலோக அணு எளிதில் எலக்ட்ரானை இழக்கிறது, அதே நேரத்தில் ஆலசன் அணு ஒன்றைப் பெறுகிறது. இதன் விளைவாக, ஒரு சோடியம் கேஷன் மற்றும் ஒரு குளோரைடு அயனி உருவாகிறது. அவற்றுக்கிடையே உள்ள மின்னியல் ஈர்ப்பு காரணமாக அவை ஒரு தொடர்பை உருவாக்குகின்றன.

கேஷன்கள் மற்றும் அயனிகளுக்கு இடையிலான தொடர்பு திசையைச் சார்ந்தது அல்ல, எனவே அயனி பிணைப்பு திசையற்றது என்று கூறப்படுகிறது. ஒவ்வொரு கேஷனும் எத்தனை அனான்களை ஈர்க்க முடியும், மேலும் நேர்மாறாகவும். இதனால்தான் அயனிப் பிணைப்பு நிறைவுறாது. திட நிலையில் உள்ள அயனிகளுக்கு இடையிலான தொடர்புகளின் எண்ணிக்கை படிகத்தின் அளவால் மட்டுமே வரையறுக்கப்படுகிறது. எனவே, முழு படிகமும் ஒரு அயனி கலவையின் "மூலக்கூறாக" கருதப்பட வேண்டும்.

நடைமுறையில் சிறந்த அயனி பிணைப்பு இல்லை. பொதுவாக அயனி என வகைப்படுத்தப்படும் சேர்மங்களில் கூட, ஒரு அணுவிலிருந்து மற்றொரு அணுவிற்கு எலக்ட்ரான்களை முழுமையாக மாற்ற முடியாது; எலக்ட்ரான்கள் ஓரளவு பொதுவான பயன்பாட்டில் உள்ளன. எனவே, லித்தியம் புளோரைடில் உள்ள பிணைப்பு 80% அயனி மற்றும் 20% கோவலன்ட் ஆகும். எனவே, பேசுவது மிகவும் சரியானது அயனித்தன்மையின் அளவுஒரு கோவலன்ட் இரசாயன பிணைப்பின் (துருவமுனைப்பு). 2.1 தனிமங்களின் எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி வித்தியாசத்துடன், பிணைப்பு 50% அயனி என்று நம்பப்படுகிறது. வேறுபாடு பெரியதாக இருந்தால், கலவையை அயனியாகக் கருதலாம்.

இரசாயன பிணைப்பின் அயனி மாதிரியானது பல பொருட்களின் பண்புகளை விவரிக்க பரவலாகப் பயன்படுத்தப்படுகிறது, முதன்மையாக கார கலவைகள் மற்றும் உலோகங்கள் அல்லாத கார பூமி உலோகங்கள். இத்தகைய சேர்மங்களை விவரிக்கும் எளிமையே இதற்குக் காரணம்: அவை கேஷன்கள் மற்றும் அனான்களுடன் தொடர்புடைய சுருக்க முடியாத சார்ஜ் செய்யப்பட்ட கோளங்களிலிருந்து கட்டப்பட்டவை என்று நம்பப்படுகிறது. இந்த வழக்கில், அயனிகள் தங்களுக்கு இடையே உள்ள கவர்ச்சிகரமான சக்திகள் அதிகபட்சமாகவும், விரட்டும் சக்திகள் குறைவாகவும் இருக்கும் வகையில் தங்களைத் தாங்களே அமைத்துக் கொள்கின்றன.

ஹைட்ரஜன் பிணைப்பு

ஹைட்ரஜன் பிணைப்பு என்பது ஒரு சிறப்பு வகை இரசாயன பிணைப்பு. எஃப், ஓ, என் போன்ற அதிக எலக்ட்ரோநெக்டிவ் அல்லாத உலோகங்களைக் கொண்ட ஹைட்ரஜன் கலவைகள் அசாதாரணமாக அதிக கொதிநிலைகளைக் கொண்டுள்ளன என்பது அறியப்படுகிறது. H 2 Te-H 2 Se-H 2 S தொடரில் இயற்கையாகவே கொதிநிலை குறைகிறது என்றால், H 2 Sc இலிருந்து H 2 O க்கு நகரும் போது இந்த வெப்பநிலையில் கூர்மையான அதிகரிப்பு உள்ளது. ஹைட்ரோஹாலிக் அமிலங்களின் தொடரிலும் இதே படம் காணப்படுகிறது. இது H 2 O மூலக்கூறுகள் மற்றும் HF மூலக்கூறுகளுக்கு இடையே ஒரு குறிப்பிட்ட தொடர்பு இருப்பதைக் குறிக்கிறது. இத்தகைய தொடர்பு மூலக்கூறுகள் ஒன்றையொன்று பிரிக்க கடினமாக இருக்க வேண்டும், அதாவது. அவற்றின் நிலையற்ற தன்மையைக் குறைக்கவும், அதன் விளைவாக, தொடர்புடைய பொருட்களின் கொதிநிலையை அதிகரிக்கவும். EO இல் உள்ள பெரிய வேறுபாடு காரணமாக, H-F, H-O, H-N ஆகிய இரசாயனப் பிணைப்புகள் மிகவும் துருவப்படுத்தப்படுகின்றன. எனவே, ஹைட்ரஜன் அணு நேர்மறை பயனுள்ள மின்னூட்டத்தைக் கொண்டுள்ளது (δ +), மற்றும் F, O மற்றும் N அணுக்கள் எலக்ட்ரான் அடர்த்தியை அதிகமாகக் கொண்டுள்ளன, மேலும் அவை எதிர்மறையாக சார்ஜ் செய்யப்படுகின்றன ( -). கூலம்ப் ஈர்ப்பு காரணமாக, ஒரு மூலக்கூறின் நேர்மறையாக சார்ஜ் செய்யப்பட்ட ஹைட்ரஜன் அணு மற்றொரு மூலக்கூறின் எலக்ட்ரோநெக்டிவ் அணுவுடன் தொடர்பு கொள்கிறது. இதன் காரணமாக, மூலக்கூறுகள் ஒருவருக்கொருவர் ஈர்க்கப்படுகின்றன (அடர்த்தியான புள்ளிகள் ஹைட்ரஜன் பிணைப்புகளைக் குறிக்கின்றன).

ஹைட்ரஜன்இரண்டு பிணைக்கப்பட்ட துகள்களில் (மூலக்கூறுகள் அல்லது அயனிகள்) ஒரு பகுதியாக இருக்கும் ஹைட்ரஜன் அணுவின் மூலம் உருவாகும் பிணைப்பு. ஹைட்ரஜன் பிணைப்பு ஆற்றல் ( 21–29 kJ/mol அல்லது 5–7 கிலோகலோரி/மோல்) தோராயமாக 10 மடங்கு குறைவுஒரு சாதாரண இரசாயன பிணைப்பின் ஆற்றல். ஆயினும்கூட, ஹைட்ரஜன் பிணைப்பு டைமர் மூலக்கூறுகள் (H 2 O) 2, (HF) 2 மற்றும் பார்மிக் அமிலம் ஜோடிகளாக இருப்பதை தீர்மானிக்கிறது.

HF, HO, HN, HCl, HS ஆகிய அணுக்களின் தொடர் சேர்க்கைகளில், ஹைட்ரஜன் பிணைப்பின் ஆற்றல் குறைகிறது. அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன் இதுவும் குறைகிறது, எனவே நீராவி நிலையில் உள்ள பொருட்கள் ஹைட்ரஜன் பிணைப்பை ஒரு சிறிய அளவிற்கு மட்டுமே வெளிப்படுத்துகின்றன; இது திரவ மற்றும் திட நிலைகளில் உள்ள பொருட்களின் சிறப்பியல்பு. நீர், பனிக்கட்டி, திரவ அம்மோனியா, கரிம அமிலங்கள், ஆல்கஹால்கள் மற்றும் பீனால்கள் போன்ற பொருட்கள் டைமர்கள், ட்ரைமர்கள் மற்றும் பாலிமர்களுடன் தொடர்புடையவை. திரவ நிலையில், டைமர்கள் மிகவும் நிலையானவை.