O legătură chimică este interacțiunea atomilor , care determină stabilitatea unei molecule sau a unui cristal în ansamblu. O legătură chimică este definită de interacțiunea dintre particulele încărcate ( nuclee și electroni ). Descrierea modernă a legăturii chimice se realizează pe baza mecanicii cuantice [1] . Principalele caracteristici ale unei legături chimice sunt rezistența , lungimea , polaritatea , stabilitatea.
Există doar 6 tipuri de conexiuni:
Cea mai simplă legătură chimică cu un electron este creată de un singur electron de valență . Se dovedește că un electron este capabil să rețină doi ioni încărcați pozitiv într-un singur întreg . Într-o legătură cu un electron, forțele de respingere Coulomb ale particulelor încărcate pozitiv sunt compensate de forțele Coulomb de atracție ale acestor particule către un electron încărcat negativ. Electronul de valență devine comun la doi atomi.
Exemple de astfel de compuși chimici sunt ionii moleculari: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + [2] :
| Element | H | Li | N / A | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Configuratie electronica | 1S 1 | [El]2S 1 | [Ne]3S 1 | [Ar]4S 1 | [Kr]5S 1 | [Xe]6S 1 |
| Distanța internucleară
în ion molecular x z + , Å |
1.06 | 3.14 | 3.43 | 4.18 | 4.44 | 4,70 |
| Raza orbitală a unui atom, Å | 0,53 | 1,57 | 1.715 | 2.09 | 2.22 | 2.35 |
Existența ionilor moleculari de hidrogen și metale alcaline , în care un singur electron de valență creează o legătură chimică , extinde și completează conceptul de legătură chimică. În ionii enumerați, nu se poate vorbi despre nicio interacțiune a spinurilor de electroni și suprapunerea norilor de electroni . Singurul electron de legare este localizat în spațiul dintre nucleele atomilor și îi menține împreună, formând un sistem chimic stabil (Fig. 1).
O singură legătură chimică covalentă este creată de o pereche de electroni de legătură . În toate teoriile existente ( teoria legăturilor de valență , teoria orbitalilor moleculari , teoria respingerii perechilor de electroni de valență , modelul Bohr al legăturii chimice ), perechea de electroni de legare este situată în spațiul dintre atomii moleculei . Distingeți legăturile covalente polare și nepolare.
Există elemente chimice precum: He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn , care nu sunt capabile să formeze o legătură chimică între ele și alți atomi, deoarece nu au nevoie de electroni de la alți atomi, au terminat deja ultimul strat.
O legătură covalentă nepolară are loc în moleculele diatomice homonucleare , în care perechea de electroni de legătură este echidistantă de ambele nuclee ale sistemului molecular (Fig. 2). Distanța d dintre nucleele atomice poate fi considerată ca suma razelor covalente ale atomilor corespunzători.
Distanța dintre nucleele atomice dintr-o singură legătură covalentă cu doi electroni este mai mică decât aceeași distanță în cea mai simplă legătură chimică cu un electron.
| Moleculă | H2 _ | Li 2 | Na 2 | K2 _ | Rb 2 | cs 2 |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Distanța internucleară, Å [3] | 0,74 | 2,67 | 3.08 | 3,92 | 4.10 | 4.30 |
| Raza covalentă, Å | 0,37 | 1.335 | 1,54 | 1,96 | 2.05 | 2.15 |
| Raza orbitală, Å | 0,53 | 1,57 | 1.715 | 2.09 | 2.22 | 2.35 |
| Raza perechii de electroni de legătură, Å | 0,379 | 0,826 | 0,755 | 0,726 | 0,852 | 0,949 |
| Energia de rupere a legăturilor, kJ/mol [3] | 436 | 102 | 73 | 57 | 49 | 42 |
Diferența dintre razele orbitale și cele covalente caracterizează gradul de suprapunere a orbitalilor atomici ai atomilor care formează o legătură chimică și reflectă deformarea învelișului electronic al atomilor.
O legătură covalentă polară are loc în moleculele diatomice heteronucleare (Fig. 3). Perechea de electroni de legătură într-o legătură chimică polară este aproape de atomul cu un prim potențial de ionizare mai mare . [patru]
Distanța d dintre nucleele atomice, care caracterizează structura spațială a moleculelor polare, poate fi considerată aproximativ ca suma razelor covalente ale atomilor corespunzători. [5]
Caracteristicile unor substanțe polare [3]| Moleculă | LiH | NaH | KH | RbH | CSH |
|---|---|---|---|---|---|
| Distanța internucleară, Å | 1,60 | 1,89 | 2.24 | 2.37 | 2.49 |
| Energia de rupere a legăturilor, kJ/mol | 236 | 200 | 182 | 165 | 176 |
Deplasarea perechii de electroni de legare la unul dintre nucleele moleculei polare duce la apariția unui dipol electric (electrodinamică) (Fig. 4).
Distanța dintre centrele de greutate a sarcinilor pozitive și negative se numește lungimea dipolului. Polaritatea moleculei, precum și polaritatea legăturii, este estimată prin valoarea momentului dipol μ, care este produsul lungimii dipolului l cu valoarea sarcinii electronice :
μ = lq
Legăturile covalente multiple sunt reprezentate de compuși organici nesaturați care conțin legături chimice duble și triple . Pentru a descrie natura compușilor nesaturați, L. Pauling introduce conceptele de legături sigma și π , hibridizarea orbitalilor atomici .
Hibridizarea lui Pauling pentru doi electroni S și doi p a permis să fie explicată direcționalitatea legăturilor chimice, în special configurația tetraedrică a metanului . Pentru a explica structura etilenei , este necesar să izolați un electron p din patru electroni echivalenti Sp 3 ai atomului de carbon pentru a forma o legătură suplimentară, numită legătură π. În acest caz, cei trei orbitali sp 2 -hibrizi rămași sunt localizați în plan la un unghi de 120° și formează legăturile principale, de exemplu, o moleculă de etilenă plată (Fig. 5).
În cazul moleculei de acetilenă , doar un orbital S și unul p participă la hibridizare (conform lui Pauling) și se formează doi orbitali Sp, situați la un unghi de 180 ° și direcționați în direcții opuse. Doi orbitali p „puri” ai atomilor de carbon se suprapun în perechi în planuri reciproc perpendiculare, formând două legături π ale unei molecule liniare de acetilenă (Fig. 6).
Părerile lui L. Pauling au fost reflectate în cartea sa „The Nature of the Chemical Bond” [6] , care a devenit timp de mulți ani cartea de referință a chimistului. În 1954, L. Pauling a fost distins cu Premiul Nobel pentru Chimie cu formularea „Pentru studiul naturii legăturii chimice și aplicarea acesteia pentru a determina structura compușilor complecși”.
Cu toate acestea, semnificația fizică a hibridizării selective a orbitalilor atomici a rămas neclar; hibridizarea a fost o transformare algebrică căreia realitatea fizică nu putea fi atribuită.
Linus Pauling a încercat să îmbunătățească descrierea legăturii chimice eliminând selectivitatea hibridizării orbitalilor în moleculele compușilor nesaturați și creând teoria legăturii chimice îndoite . În raportul său la un simpozion de chimie organică teoretică dedicat memoriei lui Kekule ( Londra , septembrie 1958), L. Pauling a propus o nouă modalitate de a descrie o legătură dublă ca o combinație a două legături chimice îndoite identice și o legătură triplă - trei legături chimice îndoite [7] . La acest simpozion, L. Pauling a declarat categoric:
Pot exista chimiști care cred că o inovație extrem de importantă... a fost descrierea σ, π- pentru legăturile duble sau triple și sistemele conjugate în loc de descrierea cu legături îndoite. Susțin că descrierea σ,π este mai puțin satisfăcătoare decât descrierea legăturii curbe, că această inovație este doar tranzitorie și se va stinge în curând. [7]
În noua teorie a lui Pauling, toți electronii de legare au devenit egali și echidistanți de linia care leagă nucleele moleculei. Teoria lui Pauling a unei legături chimice curbe a luat în considerare interpretarea statistică a funcției de undă a lui M. Born , repulsia coulombiană a electronilor. A apărut o semnificație fizică - natura legăturii chimice este complet determinată de interacțiunea electrică a nucleelor și a electronilor. Cu cât sunt mai mulți electroni de legătură, cu atât distanța internucleară este mai mică și legătura chimică dintre atomii de carbon este mai puternică.
| Multiplicitatea comunicării | Structura comunicarii | Distanța internucleară, Å | Energia de legătură, kJ/mol |
|---|---|---|---|
| Single (CC) | Doi electroni, două centre | 1,54 | 348 |
| Dublu (C=C) | Patru electroni, două centre | 1.34 | 614 |
| Triplu (C ≡ C) | Şase electroni, două centre | 1.20 | 839 |
Dezvoltarea ulterioară a ideilor despre legătura chimică a fost oferită de chimistul fizician american William Lipscomb , care a dezvoltat teoria legăturilor cu doi electroni și trei centre și o teorie topologică care permite prezicerea structurii mai multor hidruri de bor (borohidruri) .
O pereche de electroni într-o legătură chimică cu trei centre devine comună pentru trei nuclee atomice. În cel mai simplu reprezentant al unei legături chimice cu trei centre - ionul molecular de hidrogen H 3 + , o pereche de electroni deține trei protoni într-un singur întreg .
Există patru legături covalente BH simple și două legături cu doi electroni și trei centre în molecula de diboran (Fig. 7). Distanța internucleară într-o singură legătură covalentă BH este de 1,19 Å, în timp ce distanța similară într-o legătură BHB cu trei centre este de 1,31 Å. Unghiul legăturii cu trei centre BHB (φ) este 83 0 . Combinația a două legături cu trei centre în molecula de diboran face posibilă menținerea nucleelor atomilor de bor la distanță d B-B = 2 1,31 sin φ/2 = 1,736 Å. Nucleele atomilor de hidrogen de legare sunt situate la o distanta h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å de planul in care sunt situate patru legaturi simple covalente BH.
Legăturile cu trei centre pot fi realizate nu numai într-un triunghi de doi atomi de bor și un atom de hidrogen, ci și între trei atomi de bor, de exemplu, în borohidruri cadru ( pentaboran - B 5 H 9 , decaboran - B 10 H 4 etc. .). Aceste structuri conțin atomi de hidrogen obișnuiți (terminali) și tricentri (punte) și triunghiuri de atomi de bor. [opt]
Existența boranelor cu legăturile lor cu doi electroni și trei centre cu atomi de hidrogen „punte” a încălcat doctrina canonică a valenței . Atomul de hidrogen, considerat anterior un element univalent standard, s-a dovedit a fi legat prin legături identice cu doi atomi de bor și a devenit formal un element divalent. Lucrările lui W. Lipscomb privind descifrarea structurii boranelor au extins înțelegerea legăturii chimice. Comitetul Nobel a acordat Premiul William Nunn Lipscomb pentru Chimie în 1976 cu formularea „Pentru studiile sale asupra structurii boranilor (borohidrite) care elucidează problemele legăturilor chimice”.
În 1951, T. Keely și P. Pawson au obținut în mod neașteptat un compus organo-fier complet nou în timpul sintezei diciclopentadienilului. Prepararea unui compus de fier cristalin galben-portocaliu extrem de stabil necunoscut anterior a atras imediat atenția.
E. Fisher și D. Wilkinson au stabilit în mod independent structura unui nou compus - două inele ciclopentadienil sunt aranjate în paralel, în straturi sau sub forma unui „sandwich” cu un atom de fier situat între ele în centru (Fig. 8). ). Denumirea „ferocen” a fost propusă de R. Woodward (sau mai bine zis, D. Whiting, angajat al grupului său). Reflectă prezența în compus a unui atom de fier și a zece atomi de carbon (zehn - zece). [opt]
Toate cele zece legături (C-Fe) din molecula de ferocen sunt echivalente, distanța internucleară Fe-C este de 2,04 Å. Toți atomii de carbon din molecula de ferocen sunt echivalenți din punct de vedere structural și chimic, lungimea fiecărei legături CC este de 1,40 - 1,41 Å (pentru comparație, în benzen lungimea legăturii CC este de 1,39 Å). O înveliș de 36 de electroni apare în jurul atomului de fier . [opt]
În 1973, Ernst Otto Fischer și Jeffrey Wilkinson au primit Premiul Nobel pentru Chimie pentru munca lor de pionierat, realizată independent în domeniul compușilor organometalici, așa-numiții sandwich . Ingvar Lindqvist, membru al Academiei Regale de Științe Suedeză , în discursul său la prezentarea laureaților, a declarat că „ descoperirea și demonstrarea unor noi principii de legături și structuri găsite în compușii sandwich este o realizare semnificativă, practica semnificație a cărei în prezent nu poate fi încă prevăzută ”.
În prezent, s-au obținut derivați de diciclopentadienil ai multor metale . Derivații metalelor de tranziție au aceeași structură și aceeași natură de legătură ca ferocenul. Lantanidele nu formează o structură tip sandwich, ci o structură asemănătoare unei stele cu trei fascicule [8] . Atomii La, Ce, Pr, Nd creează, prin urmare, o legătură chimică de cincisprezece centre.
La scurt timp după ferocen, a fost obținut dibenzencrom (Fig. 9). Dibenzen molibden și dibenzen vanadiu au fost obținute după aceeași schemă [8] . În toți compușii acestei clase, atomii de metal țin împreună două inele cu șase atomi. Toate cele 12 legături metal-carbon din acești compuși sunt identice.
De asemenea, a fost sintetizat uranocen [bis(ciclooctatetraen)uraniu], în care atomul de uraniu deține două inele cu opt membri (Fig. 10). Toate cele 16 legături uraniu-carbon din uranocen sunt identice. Uranocenul se obține prin interacțiunea UCl 4 cu un amestec de ciclooctatetraen și potasiu în tetrahidrofuran la minus 30 0 C. [9]
Legătura chimică este destul de dinamică. Astfel, o legătură metalică este transformată într-o legătură covalentă în timpul unei tranziții de fază în timpul evaporării metalului. Trecerea unui metal de la starea solidă la starea de vapori necesită cheltuirea unor cantități mari de energie. [zece]
| Metal | Li | N / A | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|
| Căldura de sublimare (kcal/g-atom) | 36 | 26 | 22 | 21 | 19 |
În vapori, aceste metale constau practic din molecule biatomice homonucleare și atomi liberi. Când vaporii de metal se condensează, legătura covalentă se transformă într-una metalică.
Evaporarea sărurilor cu o legătură ionică tipică, cum ar fi fluorurile de metale alcaline, duce la distrugerea legăturii ionice și la formarea de molecule diatomice heteronucleare cu o legătură covalentă polară. În acest caz, are loc formarea de molecule dimerice cu legături de punte.
Caracterizarea legăturii chimice în moleculele de fluoruri ale metalelor alcaline și dimerii acestora. [3] [11]
| EF | d EF , Å | μ, D | E 2 F 2 | d EF , Å | <F-E-F |
|---|---|---|---|---|---|
| LiF | 1,56 | 6.60 | Li 2 F 2 | 1,75 | 105° |
| NaF | 1,93 | - | Na2F2 _ _ _ | 2.08 | 95° |
| CE FACI | 2.17 | 7.37 | K 2 F 2 | 2.35 | 88° |
| RbF | 2.27 | - | Rb 2 F 2 | 2.45 | 84° |
| CsF | 2.35 | 7,88 | Cs 2 F 2 | 2,56 | 79° |
În timpul condensării vaporilor de fluoruri de metale alcaline, legătura covalentă polară se transformă într-una ionică cu formarea rețelei cristaline corespunzătoare a sării.
Atracția dispersată (forțele de la Londra) determină interacțiunea interatomică și formarea de molecule diatomice homonucleare din atomi de metale alcaline.
Formarea unei legături covalente metal-metal este asociată cu deformarea învelișurilor de electroni ale atomilor care interacționează - electronii de valență creează o pereche de electroni de legare, a cărei densitate de electroni este concentrată în spațiul dintre nucleele atomice ale moleculei rezultate. O trăsătură caracteristică a moleculelor diatomice homonucleare ale metalelor alcaline este lungimea mare a legăturii covalente (3,6-5,8 ori lungimea legăturii în molecula de hidrogen) și energia scăzută a ruperii acesteia.
În teoria respingerii perechilor de electroni, raportul dintre raza orbitală a unei perechi de electroni r e și lungimea unei legături chimice covalente d este considerat important (Fig. 11). Pentru elementele fiecărei perioade din tabelul lui D. I. Mendeleev, există o anumită rază a perechii de electroni (Å):
- 0,6 pentru elemente până la neon;
— 0,75 pentru elemente până la argon;
— 0,75 pentru elemente până la xenon [12]
Raportul specificat între re și d determină distribuția neuniformă a sarcinilor electrice în moleculă - sarcina electrică negativă a perechii de electroni de legare este concentrată în partea de mijloc a moleculei, iar sarcinile electrice pozitive a două nuclee atomice sunt concentrate la capetele moleculei.
Distribuția neuniformă a sarcinilor electrice creează condițiile pentru interacțiunea moleculelor datorită forțelor de orientare (forțele van der Waals ). Moleculele de metale alcaline tind să se orienteze astfel încât să apară sarcini electrice opuse în vecinătate. Ca urmare, forțele de atractivitate acționează între molecule. Datorită prezenței acestora din urmă, moleculele de metale alcaline se apropie unele de altele și sunt mai mult sau mai puțin ferm trase împreună. În același timp, o oarecare deformare a fiecăruia dintre ele are loc sub acțiunea polilor aflați mai aproape ai moleculelor învecinate (Fig. 12).
De fapt, electronii de legare ai moleculei diatomice originale, care se încadrează în câmpul electric a patru nuclee atomice încărcate pozitiv de molecule de metal alcalin, se desprind din raza orbitală a atomului și devin liberi.
În acest caz, perechea de electroni de legătură devine comună chiar și pentru un sistem cu șase cationi. Construcția rețelei cristaline a metalului începe în stadiul de cluster . În rețeaua cristalină a metalelor alcaline, structura verigii de legătură este clar exprimată, având forma unui octaedru turtit distorsionat - o bipiramidă pătrată, a cărei înălțime și marginile bazei sunt egale cu valoarea translației constante. zăbrele a w (Fig. 13).
Valoarea constantei rețelei de translație a w a unui cristal de metal alcalin depășește în mod semnificativ lungimea legăturii covalente a unei molecule de metal alcalin , prin urmare, se acceptă în general că electronii din metal sunt în stare liberă:
| metal alcalin | Li | N / A | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|
| Rețeaua constantă a w ,Å [13] | 3,5021 | 4,2820 | 5.247 | 5,69 | 6.084 |
| Lungimea legăturii covalente, Me 2 , Å [14] | 2,67 | 3.08 | 3,92 | 4.10 | 4.30 |
Construcția matematică asociată cu proprietățile electronilor liberi dintr-un metal este de obicei identificată cu „ suprafața Fermi ”, care ar trebui considerată ca un loc geometric în care locuiesc electronii, oferind principala proprietate a metalului - de a conduce curentul electric [15] .
Când se compară procesul de condensare a vaporilor metalelor alcaline cu procesul de condensare a gazelor, de exemplu, hidrogenul, o trăsătură caracteristică apare în proprietățile metalului. Deci, dacă în timpul condensării hidrogenului apar interacțiuni intermoleculare slabe, atunci în timpul condensării vaporilor de metal apar procese caracteristice reacțiilor chimice. Condensarea vaporilor de metal în sine are loc în mai multe etape și poate fi descrisă prin următoarea procesiune: un atom liber → o moleculă diatomică cu o legătură covalentă → un grup de metal → un metal compact cu o legătură metalică.
În 1935, Eugene Wigner și Hillard Huntington au prezis posibilitatea existenței hidrogenului metalic. Într-adevăr, legătura covalentă inerentă hidrogenului molecular se transformă într-o legătură metalică. Această tranziție se observă pentru hidrogenul solid la presiune ridicată (Fig. 14).
Tranziția unei legături covalente la o legătură ionică este observată pentru moleculele diatomice heteronucleare cu o legătură covalentă polară, de exemplu, halogenuri de metale alcaline în timpul tranziției de la starea gazoasă la starea solidă.
Atomii metalelor alcaline, în formarea halogenurilor corespunzătoare, își petrec singurul electron extern și dobândesc o sarcină electrică pozitivă clar definită. O sarcină electrică negativă este fixată pe atomul de halogen. Moleculele de halogenuri de metale alcaline sunt de fapt dipoli electrici.
Lungimea legăturii chimice în moleculele de halogenuri de metale alcaline (fază gazoasă). [3]| EX | Lungimea legăturii chimice, Å | |||
|---|---|---|---|---|
| EF | ECl | EBr | EI | |
| LiX | 1,56 | 2.02 | 2.17 | 2.39 |
| NaX | 1,93 | 2.36 | 2.50 | 2,71 |
| KX | 2.17 | 2,67 | 2,82 | 3.05 |
| Rbx | 2.27 | 2,79 | 2,95 | 3.18 |
| csx | 2.35 | 2,91 | 3.07 | 3.32 |
Distribuția liniilor de câmp ale dipolului electric al unei legături covalente polare este prezentată în Fig.4. La distanțe suficient de apropiate, liniile de forță se orientează reciproc pe moleculele polare - capetele (polii) încărcate asemănătoare ale dipolilor lor se resping reciproc, iar capetele încărcate opus se atrag. Ca urmare, forțele de atractivitate acționează între molecule, datorită interacțiunii dipolilor lor permanenți și numite forțe de orientare .
Interacțiunea moleculelor de halogenuri de metale alcaline este însoțită de dimerizarea lor. O moleculă dimerică poate fi considerată un patrupol electric (Fig. 15). În prezent, sunt cunoscute principalele caracteristici ale dimerilor de halogenuri de metale alcaline ( lungimile legăturilor chimice și unghiurile de legătură). [unsprezece]
Lungimea legăturii chimice și unghiurile de legătură în dimerii de halogenuri de metale alcaline (E 2 X 2 ) (fază gazoasă). [unsprezece]| E 2 X 2 | X=F | X=Cl | X=Br | X=I | ||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| d EF , Å | <F-E-F,° | d ECl , Å | <Cl-E-Cl,° | d EBr , Å | <Br-E-Br, ° | d EI , Å | <I-E-I, ° | |
| Li 2 X 2 | 1,75 | 105 | 2.23 | 108 | 2.35 | 110 | 2,54 | 116 |
| Na 2 X 2 | 2.08 | 95 | 2,54 | 105 | 2,69 | 108 | 2,91 | 111 |
| K2X2 _ _ _ | 2.35 | 88 | 2,86 | 98 | 3.02 | 101 | 3.26 | 104 |
| Cs 2 X 2 | 2,56 | 79 | 3.11 | 91 | 3.29 | 94 | 3,54 | 94 |
În procesul de condensare, acțiunea forțelor de orientare este îmbunătățită, interacțiunea intermoleculară este însoțită de formarea de ciorchini și apoi de solid. Halogenurile de metale alcaline formează cristale cu o rețea cubică simplă și centrată pe corp.
Tipul rețelei și constanta rețelei translaționale pentru halogenuri de metale alcaline. [13]
| Compuși și tip de rețea cristalină | Constanta rețelei, Å | ||||
|---|---|---|---|---|---|
| Li | N / A | K | Rb | Cs | |
| fluoruri (cubice) | 4,0279 | 4.628 | 5.344 | 5,64 | 6.020 |
| cloruri (pui) | 5,1399 | 5.639 | 6.21 | - | - |
| cloruri (BCC) | - | - | - | 3.749 | 4.10 |
| bromuri (pui) | 5.501 | 5.973 | 6.599 | 6.868 | 7.23 |
| bromuri (bcc) | - | - | - | - | 4.296 |
| ioduri (cub) | 6.012 | 6.475 | 7.066 | 7.340 | 7,66 |
| ioduri (bcc) | - | - | - | - | 4.567 |
În procesul de cristalizare, are loc o creștere suplimentară a distanței interatomice, ceea ce duce la îndepărtarea unui electron din raza orbitală a unui atom de metal alcalin și transferul unui electron la un atom de halogen cu formarea ionilor corespunzători. Câmpurile de forță ale ionilor sunt distribuite uniform în toate direcțiile din spațiu. În acest sens, în cristalele de metal alcalin, câmpul de forță al fiecărui ion nu coordonează în niciun caz un ion cu semnul opus, deoarece se obișnuiește să se reprezinte calitativ legătura ionică (Na + Cl - ).
În cristalele compușilor ionici, conceptul de molecule simple cu doi ioni, cum ar fi Na + Cl - și Cs + Cl - își pierde sensul, deoarece ionul de metal alcalin este asociat ( coordonat ) cu șase ioni de clor (într-un cristal de clorură de sodiu) și cu opt ioni de clor (într-un cristal de clorură de cesiu) . În acest caz, toate distanțele interionice din cristale sunt echidistante. Întregul cristal este o moleculă gigantică.
| Chimie structurală | |
|---|---|
| legătură chimică | |
| Afișarea structurii | |
| Proprietăți electronice | |
| Stereochimie | |