Life Sciences Cyberbridge

By | 12.10.2017

Life Sciences Cyberbridge van elektronen heeft gevolgen voor

IONISCHE BINDINGEN

1) Ionische bindingen worden gevormd door interacties tussen twee tegengesteld geladen ionen. 2) ionische bindingen omvatten de overdracht van elektronen tussen ionen. 3) Ionische obligaties worden verstoord door polaire oplosmiddelen.

De meest stabiele toestand voor een atoom is volledig buitenste elektronenschil als dat van een edelgas hebben. Hieronder staan ​​de gevulde buitenste elektron schelpen van vier van de edelgassen. De elektronenschil wordt aangegeven door de cirkel rond de elementnaam, en de elektronen weergegeven door de zwarte punten op de schaal. In de meeste gevallen een volledige shell heeft acht elektronen; Voor Helium buitenwand voorzien van twee elektronen.


Voor sommige atomen, de eenvoudigste manier om een ​​volledige buitenste elektronenschil te bereiken is om winnen of verliezen één of twee elektronen. Maar het verlies of de winst van elektronen heeft gevolgen voor de geladen toestand van het atoom. Een atoom bestaat meestal zonder kosten, omdat de kern bevat positief geladen protonen. omgeven door een gelijk aantal negatief geladen elektronen. Protonen en elektronen dragen elk een enkele lading. Wanneer een elektron wordt gewonnen of verwijderd, wordt een enkele negatieve lading toegevoegd of afgetrokken van het atoom; echter geen overeenkomstige positieve lading toegevoegd of afgetrokken omdat er geen protonen worden overgebracht. een enkele negatieve lading is dan ook gewonnen voor elk elektron toegevoegd en een enkele positieve lading wordt verkregen voor elk elektron die verloren gaat. De resulterende geladen atomen heten ionen. Ionische obligaties worden dan gecreëerd tussen ionen van tegengestelde ladingen die zich aangetrokken tot elkaar door middel van elektrostatische interacties.

Elementen van de eerste twee groepen van het periodiek systeem slechts één of twee elektronen in hun buitenste elektronische schaal en hoeft dus slechts één of twee elektronen verliezen ‘blootstellen’ een complete elektronische schil van lagere energie. Anderzijds moeten elementen behoren tot groepen 6 en 7 twee of één elektronen respectievelijk krijgen tot hun buitenste elektronenschil voltooien. Daarom is het niet ongebruikelijk om elementen uit te groepen 6 en 7 met één of twee negatieve ladingen, respectievelijk, en elementen uit groepen 2 en 1 met twee of één positieve ladingen, respectievelijk.

De affiniteit voor het verkrijgen van elektronen kan gekwantificeerd worden met de term elektronegativiteit. Elektronegativiteit kan worden beschouwd als de elektronenzuigende vermogen van een atoom. Hoe hoger de elektronegativiteit, hoe groter de behoefte aan elektronen winnen. Op basis van deze term, die behoren tot groepen 6 en 7 hebben een hoge elektronegativiteiten mocht extra elektronen hun elektronenschillen voltooien, met tegelijkertijd elementen behoren tot groepen 1 en 2 hebben een lage electronegativites. Het verschil in elektronegativiteit tussen twee atomen in een ionische binding is typisch groot.

De sterkte van een ionische binding is afhankelijk van de omgeving van de ionische verbinding. In een vacuüm, de sterkte van de binding in hoofdzaak onmeetbare met oneindig sterkte. Maar laten we eens twee voorbeelden eenvoudiger – in lucht en in oplossing. Lucht, veel ionische verbindingen zijn zeer stabiel en vormen uitgebreide kristallijne roosters dat het aantal ionische wisselwerkingen tussen de afzonderlijke ionen te maximaliseren. In waterige (of op basis van water) oplossing, deze kristallen vaak verdwijnen. Water is een polair molecuul dat gedeeltelijk positief en gedeeltelijk negatief geladen gebieden heeft (zoals vollediger wordt beschreven in de sectie over polaire bindingen). Deze gedeeltelijk geladen regio’s hebben de mogelijkheid om direct te communiceren met individuele ionen. Deze interacties massaal kan vervangen de interacties tussen ionen gevormd. Aldus kan ionische bindingen worden verstoord door water, waardoor de afscheiding van de ionen.

Bron: cyberbridge.mcb.harvard.edu

Geef een reactie

Het e-mailadres wordt niet gepubliceerd. Verplichte velden zijn gemarkeerd met *

9 − 3 =