Az ionos kötések akkor keletkeznek, amikor két ellentétes töltésű ion jön össze. A két ion közötti kölcsönhatást az elektrosztatikus vonzás törvénye szabályozza, vagy Coulomb törvénye.
Coulomb törvénye szerint ezek a két ellentétes töltés egymással olyan erővel vonzza egymást, amely arányos a megfelelő töltések nagyságával, és fordítottan arányos a köztük levő négyzetes távolsággal.
Az elektrosztatikus vonzás nagyon erős erő, amely automatikusan azt jelenti, hogy a kötés létrejött kationok (pozitívan töltött ionok) és anionok (negatív töltésű ionok) is jelentősen erős.
A két ion közötti elektrosztatikus vonzás erősségének meghatározásában fontos tényező a töltések nagysága. Itt van, ahol az ionos kötések nagymértékben különböznek a hidrogénkötésektől, ami intermolekuláris kötést jelent.
A hidrogénkötés a hidrogén és a periódusos táblázat három legelektromosabb elemének egyike között történik, N, O, és F. Ha hidrogénnel van kötve, ezek a három elem határozza meg a részleges díjak a molekulában.
A magas elektronegativitásuk miatt ezek az elemek jobban fognak összegyűjteni az elektronsűrűséget részleges negatív; ugyanakkor a hidrogén lesz részleges pozitív, mivel az elektronfelhő most több időt tölt az elektronegatívabb atom körül.
A molekula részleges pozitív végeit most egy másik molekula részleges negatív végei vonzzák, és így tovább; ezeknek a részleges töltéseknek a nagysága azonban jelentősen gyengébb mint az elektronok elvesztése / megszerzése során keletkezett díjak nagysága, mint a kationok és anionok esetében.
Az eredmény természetesen az, hogy a hidrogénkötések egyáltalán nem közelítenek az ionos kötés erősségéhez, ami a legerősebb kötésnek tekinthető.
A nitrogéngáz (N2) hidrogéngázzal (H2) reagál ammónia (NH3) előállítására. Zárt tartályban 200 ° C-on 1,05 atm nitrogéngázt keverünk össze 2,02 atm hidrogéngázzal. Az egyensúlyi állapotban a teljes nyomás 2,02 atm. Mi a hidrogéngáz részleges nyomása egyensúlyban?
A hidrogén részleges nyomása 0,44 atm. > Először írja meg az egyensúly egyensúlyi kémiai egyenletét, és hozzon létre egy ICE táblát. szín (fehér) (XXXXXX) "N" _2 szín (fehér) (X) + szín (fehér) (X) "3H" _2 szín (fehér) (l) szín (fehér) (l) "2NH" _3 " I / atm ": szín (fehér) (Xll) 1,05 szín (fehér) (XXXl) 2,02 szín (fehér) (XXXll) 0" C / atm ": szín (fehér) (X) -x szín (fehér) (XXX ) -3x szín (fehér
Mi az általános kifejezés a kovalens, ionos és fém kötésekre? (pl. dipol, hidrogén és london diszperziós kötések van der waal erők), és mi a különbség a kovalens, ionos és fém kötések és van der waal erők között?
A kovalens, ionos és fémes kötések esetében nincs általános kifejezés. A dipólus kölcsönhatás, a hidrogénkötések és a londoni erők mindegyike az egyszerű molekulák közötti vonzódás gyenge erőit írja le, ezért csoportosíthatjuk őket és intermolekuláris erőkké nevezhetjük őket, vagy némelyikük Van Der Waals erőknek nevezheti őket. Valójában van egy videó lecke, amely összehasonlítja a különböző típusú intermolekuláris erőke
Miért erősebb az ionos kötés, mint a kovalens?
Az ionos kötés több kötés hálózatot hoz létre. Az egyetlen kovalens kötés szilárdsága több energiát igényel, mint az egyetlen ionkötés. Az ionos kötések azonban kristályhálózatokat alkotnak, ahol egy pozitív ion akár hat negatív töltéssel is megtartható. Ez erősebbé teszi az ionos kötést. Az ionos vegyület olvadáspontja nagyobb lesz, mint egy kovalens vegyület olvadáspontja. A cukor sokkal könnyebben megolvad, mint a só (nátrium-klorid)