Причина образования химических связей – выигрыш в энергии системы связанных атомов по сравнению с изолированными атомами.
Строение электронных оболочек и энергетические характеристики разных атомов сильно отличаются. Неудивительно, что и выигрыш в энергии при образовании связей между ними разный и достигается разными способами. Отсюда и разные типы химических связей между атомами.
Посмотрите на построенный вами график зависимости энергии ионизации от порядкового номера элемента. Как видно из этого графика, энергия ионизации атомов каждого из элементов, образующих благородные газы (Не, Nе, Ar, Кr и др.), превышает энергию ионизации атомов элементов как предыдущего, так и последующего периодов. Следовательно, атомы благородных газов совершенно не склонны отдавать свои электроны.
Теперь посмотрите на аналогичный график зависимости энергии сродства к электрону от порядкового номера элемента. Как видите, эта зависимость только в общих чертах соответствует тем простейшим закономерностям, которые мы проследили в предыдущей главе. И все же из графика видно, что у атомов благородных газов энергия сродства к электрону меньше, чем у большинства других атомов, кроме того она имеет отрицательные значения. Следовательно, атомы элементов, образующих благородные газы, совершенно не склонны принимать чужие электроны.
Если эти атомы не склонны ни отдавать свои, ни принимать чужие электроны, то, следовательно, их электронные оболочки энергетически выгодны, а потому – особо устойчивы. Это объясняет, почему, принимая или отдавая электроны, атомы других элементов " стремятся" приобрести валентную конфигурацию атомов благородных газов.Так как у атомов благородных газов на всех валентных подуровнях находится максимально возможное число электронов (свободных мест нет) электронные оболочки атомов благородных газов часто называют завершенной электронной оболочкой– ns²np⁶. Своих валентных электронов у атома для этого либо слишком много, либо слишком мало. Какие же у него есть возможности для приближения своей электронной оболочки к завершенной?
Первая возможность: отдать другому атому " лишние" электроны или отнять у другого атома " недостающие" электроны. И в том, и в другом случае образуются ионы. Но обратите внимание: энергия ионизации любого атома больше, чем энергия сродства к электрону любого другого атома. За счет чего же происходит передача электронов от одного атома другому, ведь затратить нужно больше энергии, чем ее выделится?

Чтобы понять, за счет чего может возникнуть выигрыш в энергии, рассмотрим систему, состоящую из двух разноименно заряженных частиц а– и б⁺ (рис. 7.1). Расстояние между частицами l (состояние I). Так как разноименно заряженные частицы притягиваются, то такая система обладает потенциальной энергией, которая может выделиться при сближении этих частиц. В результате система перейдет в состояние II с меньшей энергией. Именно это и происходит при образовании химической связи между ионами. Ведь получившиеся разноименно заряженные ионы притянутся друг к другу, между ионами возникнет ионная связь и образуется ионный кристалл. Выигрыш в энергии при образовании связи компенсирует затраты на образование ионов.

Если же у атомов близкие склонности отдавать (или принимать) электроны, то передать электроны друг другу они не могут, и им остается только попытаться использовать и свои, и чужие электроны совместно, не отдавая и не принимая их полностью. Это – вторая возможность атома образовать завершенную электронную оболочку. В этом случае при образовании связи также компенсируются все энергетические затраты, но причины здесь более сложные.
Посмотрим, в каких случаях и как атомы осуществляют эти возможности.

Таблица 16.Примеры образования ионных соединений

7.З. Ионы. Ионная связь

В предыдущем параграфе вы познакомились с ионами, которые образуются, когда отдельные атомы принимают или отдают электроны. В этом случае число протонов в атомном ядре перестает быть равным числу электронов в электронной оболочке, и химическая частица приобретает электрический заряд.
Но в состав иона может входить и не одно ядро, как в молекуле. Такой ион представляет собой единую систему, состоящую из нескольких атомных ядер и электронной оболочки. В отличие от молекулы общее число протонов в ядрах не равно общему числу электронов в электронной оболочке, отсюда – электрический заряд иона.

Какие бывают ионы? То есть, чем они могут различаться?
По числу атомных ядер ионы делятся на простые (или одноатомные), то есть содержащие одно ядро (например: K, O²), и сложные (или многоатомные), то есть содержащие несколько ядер (например: CO₃², [Fe(H₂O)₆]³). Простые ионы – заряженные аналоги атомов, а сложные – заряженные аналоги молекул.
По знаку заряда ионы делятся на катионы и анионы.

Примеры катионов: K(ион калия), Fe² (ион железа), NH₄ (ион аммония), [Cu(NH₃)₄]² (ион тетраамминмеди). Примеры анионов: Cl (хлорид-ион), N³ (нитрид-ион), PO₄³ (фосфат-ион), [Fe(CN)₆]⁴ (гексацианоферрат-ион).

По значению заряда ионы делятся на однозарядные (K, Cl, NH₄, NO₃ и т. п.), двухзарядные (Са², O², SО₄² и т. д.) трехзарядные (Аl³, РО₄³ и т. п.) и так далее.

Итак, ион РО₄³ мы назовем трехзарядным сложным анионом, а ион Са² – двухзарядным простым катионом.

Кроме этого, ионы различаются еще и своими размерами. Размер простого иона определяется радиусом этого иона или ионным радиусом. Размер сложных ионов охарактеризовать труднее. Радиус иона, как и радиус атома, непосредственно измерить невозможно (как вы понимаете, четких границ у иона нет). Поэтому для характеристики изолированных ионов используют орбитальные ионные радиусы (примеры – в таблице 17).

Таблица 17.Орбитальные радиусы некоторых простых ионов

Катион	Заряд, е	Орбитальный радиус, А	Анион	Заряд, е	Орбитальный радиус, А
Li	+ 1	0,189	F	– 1	0,400
Na	+ 1	0,278	Cl	– 1	0,742
K	+ 1	0,592	Br	– 1	0,869
Rb	+ 1	0,734	I	– 1	1,065
Cs	+ 1	0,921	O2	– 2	0,46
Be2	+ 2	0,139	S2	– 2	0,83
Mg2	+ 2	0,246	Se2	– 2	0,92
Ca2	+ 2	0,538	Te2	– 2	1,12
Sr2	+ 2	0,683
Ba2	+ 2	0,866
Al3	+ 3	0,221

Характеризуя размеры ионов в соединениях, используют и другие системы ионных радиусов.
В химических реакциях ионы могут образовываться из нейтральных атомов, из молекул или из других ионов, например:

Са – 2е– = Са²; NО₂ + е^– = NО₂;
H₂PO₄ + H₂O = Н₃O + НРО₄²; Cu² + 4Н₂O = [Cu(H₂O)₄]².

Разноименно заряженные ионы связываются между собой за счет электростатического притяжения – образуется ионная связь.

Так как ионная связь имеет электростатический характер, то любой простой ион (точечный заряд!) притягивает противоположно заряженные ионы по всем направлениям с одинаковой силой. Эта особенность ионной связи называется ненаправленностью.
Из свойств электрических зарядов следует и вторая особенность ионной связи – ненасыщаемость. Смысл ненасыщаемости ионной связи в том, что каждый ион с одинаковой силой притягивает один, два, три, четыре и так далее ионов противоположного знака (если, конечно, они находятся на одинаковом от него расстоянии). Число таких ионов зависит только от их размера.

ПРОСТЫЕ ИОНЫ, МНОГОАТОМНЫЕ ИОНЫ, КАТИОНЫ,АНИОНЫ, ОДНОЗАРЯДНВЕ ИОНЫ, ДВУЗАРЯДНЫЕ ИОНЫ, ТРЕХЗАРЯДНЫЕ ИОНЫ, ОРБИТАЛЬНЫЙ ИОННЫЙ РАДИУС
1.Охарактеризуйте следующие ионы по числу атомных ядер, знаку и значению заряда: Rb, NO₃, Al³, AsO₃³, N³, SO₄², S².
2.Определите число протонов и число электронов в ионе натрия. Составьте его полную и сокращенную электронную формулу. Проделайте то же для ионов O², Ва², I, Fe² и Fe³.
3.Определите число протонов и число электронов в а) молекуле триоксида серы и сульфит-ионе SO₃², б) частицах NО, NО и NО.
4.Используя таблицы орбитальных радиусов, определите, как изменяется радиус частицы при образовании а) иона натрия из атома Nа, б) хлорид-иона из атома С1, в) иона бария из атома Ва, г) оксид-иона из атома кислорода. Изменение радиуса выразите в процентах.
5.Почему при образовании катиона калия из атома калия радиус частицы резко уменьшается, а при образовании бромидного аниона из атома брома – практически не изменяется?
6.Вокруг какого из ионов может разместиться больше одинаковых ионов противоположного знака: а) Li или Nа; б) F или Cl?