Какие свойства молекулы обусловлены полярностью связи
Полярность химических связей — характеристика химической связи (как правило, ковалентной), показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.
Можно количественно оценить полярность связи в молекуле. Трудность точной количественной оценки состоит в том, что полярность связи зависит от нескольких факторов: от размеров атомов и ионов соединяющихся молекул; от числа и характера связи уже имевшихся у соединяющихся атомов до их данного взаимодействия; от типа структуры и даже особенностей дефектов их кристаллических решёток. Такого рода расчёты производятся различными методами, которые в общем-то дают примерно одинаковые результаты (величины). Например, для HCl установлено, что на каждом из атомов в этой молекуле имеется заряд, равный 0,17 заряда целого электрона. На водородном атоме +0,17, а на атоме хлора −0,17.
В качестве количественной меры полярности связи чаще всего используются так называемые эффективные заряды на атомах.
Эффективный заряд определяется как разность между зарядом электронов, находящимся в некоторой области пространства вблизи ядра, и зарядом ядра. Однако эта мера имеет лишь условный и приблизительный [относительный] смысл, поскольку невозможно однозначно выделить в молекуле область, относящуюся исключительно к отдельному атому, а при нескольких связях — к конкретной связи.
Наличие эффективного заряда может быть указано символами зарядов у атомов (например, Нδ+ — Clδ−, где δ — некоторая доля элементарного заряда) (Oδ−=C2δ+=Oδ−), Hδ+—O2δ−—Hδ+.
Практически все химические связи, за исключением связей в двухатомных гомоядерных молекулах — в той или иной степени полярны. Ковалентные связи обычно слабо полярны.
Ионные связи — сильно полярны.
Эффективный заряд[править | править код]
Анализ рентгеновского спектра позволяет определять эффективные заряды атомов, а следовательно, и тип химической связи в соединениях. Для этого сравнивают расположение линий рентгеновского спектра свободных атомов и их соединений. Если атом в соединении имеет соответствующий эффективный заряд δ, то линии спектра оказываются смещенными по сравнению со спектрами свободного атома. По величине смещения спектральных линий соответствующими методами расчёта определяют δ.
Значения δ, определяемые разными методами, существенно различаются. Приводимые здесь значения δ интересуют нас с точки зрения иллюстрации общей тенденции их изменения в ряду однотипных соединений.
| Эффективные заряды O оксидов элементов 2-го, 3-го периода и I-й группы ПСХЭ | |||||
|---|---|---|---|---|---|
| Оксид | Заряд | Оксид | Заряд | Оксид | Заряд |
| Li2O | 0.80− | Na2O | 0.81− | Li2O | 0.80− |
| BeO | 0.35− | MgO | 0.42− | Na2O | 0.81− |
| B2O3 | 0.24− | Al2O3 | 0.31− | K2O | 0.89− |
| CO2 | 0.11− | SiO2 | 0.23− | Rb2O | 0.92− |
| N2O5 | 0.05− | P2O5 | 0.13− | Cs2O | 0.96− |
| OO2 | SO3 | 0.06− | |||
| OF2 | Cl2O7 | 0.02− (0,01−) | |||
Как видно из таблицы, степень окисления элемента в соединении по значению не совпадает с результирующим [эффективным] зарядом на атоме. Об этом же говорит исследование энергии связи 1s-электрона азота в зависимости от эффективного заряда на атоме. Так, при степени окисления азота +5 в NaNO3 атом азота имеет эффективный заряд всего 0,4+
( = 0.6−;
= 0.55−;
= 0.5−;
= 0.3−;
= 0.05+;
= 0.1+;
= 0.15+;). При степени окисления железа 0 и +2 в соединениях Fe(CO)5 и Fe(C6H5)2 эффективный заряд на атоме железа в этих соединениях близок к 1+
((δ) = 0.5+;
= 0.9+;
•12H2O = 1.5+;
= 1.8+;
= 1.9+,
при общей тенденции прямо-пропорционального повышения значений энергии связи).
Значения относительных эффективных зарядов, полученные различными методами (оптической спектроскопии, ЯМР, также на основе квантовохимических расчетов), могут расходиться. Однако имеющиеся значения δ свидетельствуют о том, что атомы в соединениях высоких зарядов не имеют [отвечающих абсолютному заряду электрона] и чисто ионных соединений не существует.
Мгновенные и индуцированные диполи.
Молекула представляет собой динамическую систему, в которой происходит постоянное движение электронов и колебание ядер. Поэтому распределение зарядов в ней не может быть строго постоянным. Например, молекулу Cl2 относят к неполярным: значение её электрического момента диполя равно нулю. Однако в каждый данный момент происходит временное смещение зарядов к одному из атомов хлора: Clδ+ → Clδ− или Clδ− ← Clδ+ с образованием мгновенных микродиполей. Поскольку подобное смещение зарядов к любому из атомов равновероятно, среднее распределение зарядов как раз и соответствует среднему нулевому значения момента диполя.
Для полярных молекул значение момента диполя в каждый данный момент времени несколько больше или несколько меньше его среднего значения. Направление и величина мгновенного диполя подвержены непрерывным колебаниям постоянного момента диполя. Таким образом, любую неполярную и полярную молекулу (и атом в ней) можно рассматривать как совокупность периодических очень быстро меняющихся по величине и направлению мгновенных микродиполей.
Под действием внешнего электрического поля молекула поляризуется, то есть в ней происходит перераспределение зарядов, и молекула приобретает новое значение электрического момента диполя. При этом неполярные молекулы могут превратиться в полярные, а полярные становятся ещё более полярными. Иначе говоря, под действием внешнего эл. поля в молекулах индуцируется диполь, называемый наведённым или индуцированным. В отличие от постоянных и мгновенных наведенные (индуцированные) диполи существуют лишь при действии внешнего электрического поля. После прекращения действия поля наведённые диполи исчезают. Полярностью и поляризуемостью молекул обусловлено межмолекулярное взаимодействие.
Примечания[править | править код]
- ↑ Здесь знаками обозначены формальные заряды, то есть целочисленные значения −1 и +1 (см. Формальный заряд).
См. также[править | править код]
- Электроотрицательность
- Полярные вещества
Источники[править | править код]
- Полярность химических связей — статья из Большой советской энциклопедии.
- Ахметов Н.С. Общая и неорганическая Химия: Учеб. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Высш. шк., 1988. — стр. 84, 87-89, 141, 237, 240, 273, 293, 300, 387, 419, 426, 475, 524.
Источник
При образовании ковалентной связи между разноименными атомами связующая пара электронов смещается в сторону более электроотрицательного атома. Это приводит к поляризации молекул, поэтому все двухатомные молекулы, состоящие из несходных элементов, оказываются в той или иной мере полярными. В более сложных молекулах полярность зависит и от геометрии молекулы. Для появления полярности необходимо, чтобы центры распределения положительных и отрицательных зарядов не совпадали.
В молекуле С02 связи углерод — кислород полярны, причем на атоме углерода находится некоторый положительный заряд, а на каждом из атомов кислорода — такой же отрицательный заряд. Следовательно, на атоме углерода сосредоточен центр положительного заряда. Поскольку атомы кислорода расположены на одной прямой но обе стороны от атома углерода (молекула линейная) на равных расстояниях, то положительный заряд нейтрализуется. Таким образом, несмотря на полярность каждой связи в СО., вся молекула в целом является неполярной и причиной этого явля-
Рис. 434. Примеры структуры и полярности молекул ется ее линейное строение. Наоборот, молекула S=C=0 полярна, так как связи углерод — сера и углерод — кислород имеют различную длину и различную полярность. На рис. 4.34 показаны структуры и полярность некоторых молекул.
Из приведенных примеров следует, что если атомы или группы атомов, присоединенные к центральному атому, одинаковы или расположены симметрично относительно него (линейные, плоские треугольные, тетраэдрические и другие структуры), то молекула окажется неполярной. Если к центральному атому присоединены неодинаковые группы или имеет место несимметричное расположение групп, то молекулы являются полярными.
Важное значение при рассмотрении полярных связей имеет эффективный заряд атомов в молекуле. Например, в молекуле НС1 связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома хлора, вследствие чего заряд ядра водорода не компенсируется, а на атоме хлора электронная плотность становится избыточной по сравнению с зарядом его ядра. Поэтому атом водорода поляризован положительно, а атом хлора — отрицательно. На атоме водорода возникает положительный заряд, а на атоме хлора — отрицательный. Этот заряд 8, называемый эффективным зарядом, обычно устанавливается экспериментально. Так, для водорода 8Н = +0,18, а для хлора 5С, = -0,18 абсолютного заряда электрона, вследствие этого связь в молекуле НС1 имеет на 18% ионный характер (т.е. степень ионности равна 0,18).
Поскольку полярность связи зависит от степени смещения связующей пары электронов в сторону более электроотрицательного элемента, то необходимо при этом учитывать следующее:
- а) электроотрицательность (ЭО) — не строгая физическая величина, которую можно определить непосредственно экспериментально;
- б) значение электроотрицательности не постоянно, а зависит от природы другого атома, с которым связан данный атом;
- в) один и тот же атом в данной химической связи иногда может функционировать и как электроположительный, и как электроотрицательный.
Экспериментальные данные говорят о том, что элементам можно приписать относительные значения электроотрицательностей (ОЭО), использование которых позволяет судить о степени полярности связи между атомами в молекуле (см. также параграфы 3.6 и 4.3).
В молекуле, состоящей из двух атомов, полярность ковалентной связи тем больше, чем выше ОЭО одного из них, поэтому с увеличением ОЭО второго элемента степень ионности соединения растет.
Для характеристики реакционной способности молекул важное значение имеет не только характер распределения электронной плотности, но и возможность ее изменения под влиянием внешнего воздействия. Мерой этого изменения служит поляризуемость связи, т.е. ее способность становиться полярной или еще более полярной. Поляризация связи происходит как под воздействием внешнего электрического поля, так и под влиянием другой молекулы, являющейся партнером по реакции. Результатом этих воздействий может быть поляризация связи, сопровождающаяся ее полным разрывом. При этом связующая пара электронов остается у более электроотрицательного атома, что приводит к образованию разноименных ионов. Такой тип разрыва связи называется тетеролитическим. Например:
В приведенном примере асимметричного разрыва связи водород отщепляется в виде Н+-иона, а связующая пара электронов остается у хлора, поэтому последний превращается в анион С1 .
Кроме такого типа разрыва связи возможен и симметричный разрыв, когда образуются не ионы, а атомы и радикалы. Такой тип разрыва связи называется гомолитическим:
Источник
Следует отличать полярность молекулы от полярности связи. Для двухатомных молекул типа АВ эти понятия совпадают, как это уже показано на примере молекулы HCl. В таких молекулах чем больше разность электроотрицательностей элементов (∆ЭО), тем больше электрический момент диполя. Например, в ряду HF, HCl, HBr, HI он уменьшается в той же последовательности, как и относительная электроотрицательность.
Молекулы могут быть полярными и неполярными в зависимости от характера распределения электронной плотности молекулы. Полярность молекул характеризуется значением электрического момента диполя μм, который равен векторной сумме электрических моментов диполей всех связей и несвязывающих электронных пар в молекулах. Результат сложения зависит от полярности связей, геометрического строения молекулы, наличия неподеленных электронных пар. Большое влияние на полярность молекулы оказывает её симметрия.
Поэтому, хотя связи С=О и имеют сильно полярный характер, вследствие взаимной компенсации их электрических моментов диполя молекула СО2 в целом неполярна (). По этой же причине неполярны высокосимметричные тетраэдрические молекулы СН4, СF4, октаэдрическая молекула SF6 и т. д.
Напротив, в угловой молекуле Н2О полярные связи О–Н располагаются под углом 104,5º. Поэтому их моменты взаимно не компенсируются и молекула оказывается полярной ().
Электрическим моментом диполя обладают также угловая молекула SO2, пирамидальные молекулы NH3, NF3 и т. д. Отсутствие такого момента свидетельствует о высокосимметричной структуре молекулы, наличие электрического момента диполя – о несимметричности структуры молекулы (табл. 3.2).
Таблица 3.2
Строение и ожидаемая полярность молекул
| Тип | Пространственная конфигурация | Ожидаемая полярность | Примеры |
| Линейная | Неполярная | , , | |
| Линейная | Полярная | , | |
| Линейная | Неполярная | , , | |
| Угловая | Полярная | , , | |
| Линейная | Полярная | ||
| Плоскотреугольная | Неполярная | , | |
| Тригонально-пирамидальная | Полярная | , , | |
| Тетраэдрическая | Неполярная | , , |
На значение электрического момента диполя молекулы сильно влияют несвязывающие электронные пары. Например, молекулы NH3 и NF3 имеют одинаковую тригонально-пирамидальную форму, полярность связей N–H и N–F также примерно одинакова. Однако электрический момент диполя NH3 равен 0,49·10-29 Кл·м, а NF3 всего 0,07·10-29 Кл·м. Это объясняется тем, что в NH3 направление электрического момента диполя связывающей N–H и несвязывающей электронной пары совпадает и при векторном сложении обусловливает большой электрический момент диполя. Наоборот, в NF3 моменты связей N–F и электронной пары направлены в противоположные стороны, поэтому при сложении они частично компенсируются (рис. 3.15).
Рис 3.15. Сложение электрических моментов диполя связывающих и несвязывающих электронных пар молекул NH3 и NF3
Неполярную молекулу можно сделать полярной. Для этого её надо поместить в электрическое поле с определенной разностью потенциалов. Под действием электрического поля «центры тяжести» положительных и отрицательных зарядов смещаются и возникает индуцированный или наведенный электрический момент диполя. При снятии поля молекула опять станет неполярной.
Под действием внешнего электрического поля полярная молекула поляризуется, т. е. в ней происходит перераспределение зарядов, и молекула приобретает новое значение электрического момента диполя, становится ещё более полярной. Это может происходить и под влиянием поля, создаваемого приблизившейся полярной молекулой. Способность молекул поляризоваться под действием внешнего электрического поля называют поляризуемостью.
Полярностью и поляризуемостью молекул обусловлено межмолекулярное взаимодействие. С электрическим моментом диполя молекулы связана реакционная способность вещества, его растворимость. Полярные молекулы жидкостей благоприятствуют электролитической диссоциации растворенных в них электролитов.
Источник
Химическая связь
Учение о химической связи является одной из центральных проблем современной химии. Создание надёжной модели, отражающей строение атомов, молекул и природу сил взаимодействия между ними, позволило бы рассчитать свойства веществ, не прибегая к эксперименту.
Совокупность химически связанных атомов (например, молекула или кристалл) – это сложная система ядер и электронов. Из всех сил, существующих в природе, при образовании химической связи мы будем учитывать только электростатические, так как они наиболее существенны.
Современные методы исследования позволяют экспериментально определить пространственное расположение в веществе атомных ядер. С электронами дело обстоит гораздо сложнее, можно говорить лишь о вероятности нахождения электронов в определённом месте вокруг ядра или о плотности электронного облака. Выяснить, как распределяется электронная плотность – это означает описать химическую связь.
В зависимости от характера распределения различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. В «чистом» виде перечисленные типы связи проявляются редко, в большинстве соединений имеет место наложение разных типов связи.
С помощью физических методов исследования определяют основные параметры молекул – межъядерные расстояния, валентные углы и геометрию молекул.
Характеристики химической связи
Расстояние между ядрами химически связанных атомов называют длиной связи.
Угол между воображаемыми линиями, проходящими через ядра химически связанных атомов, называется валентным углом.
Следующая важнейшая характеристика химической связи определяет её прочность. Энергия связи – это количество энергии, затрачиваемое на её разрыв. Для осуществления процесса диссоциации молекулы воды на атомы Н2О = 2Н + О необходимо затратить 928 кДж/моль энергии. В молекуле воды две равноценные химические связи О – Н, значит средняя энергия связи ЕО-Н = 928/2 = 464 кДж/моль.
Химическая связь в основном осуществляется так называемыми валентными электронами. У s- и p-элементов вылентными являются электроны внешнего слоя, а у d-элементов – электроны s-состояния внешнего слоя и d-состояния предвнешнего слоя.
Химическая связь возникает в том случае, если электрон оказывается между ядрами. Она осуществляется за счёт электростатического взаимодействия положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов.
Ковалентная связь
Ковалентная связь образуется при соединении атомов с одинаковыми или не очень сильно отличающимися по величине значениями электроотрицательности.
Наиболее признанной для описания этого вида химической связи является теория валентных связей или метод валентных связей.
Теория валентных связей (локализованных электронных пар) исходит из положения, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких электронных пар. Таким образом, в представлении теории ВС химическая связь локализована между двумя атомами, то есть она двухцентровая и двухэлектронная. В рамках данной теории численное значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образует атом.
Химическая связь возникает, когда встречаются два атома, имеющих неспаренные электроны. Например: Н∙ + ∙Н = Н:Н. Спаривание электронов и пребывание их в поле двух ядер энергетически гораздо выгоднее, поэтому в образовании ковалентных связей принимают участие все одноэлектронные облака.
∙ H
N 2s2 2p3 : N ∙ + 3 H∙ = : N : H
H
Иногда число непарных электронов увеличивается при возбуждении атома, когда двухэлектронные облака распадаются на одноэлектронные. Примером может служить атом углерода: С 2s2 2p2 C* 2s1 2p3
. . . . . F
∙ C ∙ + 4 :F ∙ = : F – C – F:
F
Существует ещё и так называемый донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи: одна из частиц имеет пару электронов, а другая – свободную орбиталь: А: + В = А – В. Частица, предоставляющая своё двухэлектронное облако – донор; частица со свободной орбиталью – акцептор.
Пример: B 2s2 2p1 B* 2s1 2p2
. H H H
∙ B ∙ + 3 H ∙ = B – H H – B + : H- = [ H – B – H ]-
H H H
акцептор гидрид-ион донор комплексный ион ВН4-
Рассматриваемые механизмы образования ковалентной связи объясняют одно из её важнейших свойств. Речь идёт о насыщаемости химической связи. Насыщаемость – это способность атома образовывать определённое число ковалентных связей, которое зависит от строения атома (количество неспаренных электронов плюс число электронных пар на внешнем уровне или число вакантных орбиталей). Вследствие насыщаемости связи молекулы имеют определённый состав и существуют в виде дискретных частиц с определённой структурой.
Следующим важнейшим свойством является направленность (имеется в виду пространственная) ковалентной связи.
Мы уже выяснили, что электронные облака имеют различную форму, их взаимное перекрывание осуществляется по-разному.
Если перекрывание облаков осуществляется вдоль линии соединения ядер атомов, то образуется сигма-связь σ (s, p, d).
Перекрывание облаков по обе стороны от линии соединения центров атомов приводит к возникновению пи-связи π (p,d).
Перекрывание всех четырёх лопастей d-электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях, влечёт за собой образование дельта-связи δ.
Электронные облака (кроме s) направлены в пространстве, значит и образуемые химические связи также имеют направление. Обычно атомы формируют связи за счёт электронов разных энергетических состояний. При этом, не смотря на различие форм исходных электронных облаков, связи оказываются равноценными и расположены симметрично. Это явление можно объяснить с помощью концепции гибридизации валентных орбиталей.
Гибридизация – это выравнивание электронных орбиталей по форме и энергии.
1s и 1p → 2 sp , например, атом Ве в молекуле BeCl2,
валентный угол 180˚ , форма молекулы линейная;
1s и 2p → 3 sp2 , например, атом В в молекуле BCl3,
валентный угол 120˚ , форма молекулы – плоский треугольник;
1s и 3p → 4 sp3 , например, атом С в молекуле СCl4 , (NH4+, BH4-)
валентный угол 109˚, форма молекулы – тетраэдр;
1s + 3p + d → 5 sp3d – тригональная бипирамида;
1s + 3p + 2d → 6 sp3d2 – октаэдр;
1s + 3p + 3d → 7 sp3d3 – пентагональная бипирамида.
Полярность и поляризуемость химической связи
Если ковалентная связь образуется между двумя одинаковыми атомами, то общая электронная пара расположена на одинаковом расстоянии от обоих ядер, в этом случае ковалентная связь называется неполярной (Н2, О2).
При образовании связи между атомами разных элементов электронная плотность смещена к более электроотрицательному из них. Здесь мы имеем дело с полярной ковалентной связью. Например, в молекуле HCl атом водорода поляризован положительно, а атом хлора – отрицательно Hδ+ – Clδ-. На каждом из них имеется эффективный частичный заряд: δН = + 0,18, δCl = – 0,18, значит связь в молекуле имеет на 18% ионный характер. Чем больше разница в значениях ЭО атомов, тем больше эффективный заряд на каждом из них.
Таким образом, по степени смещения (поляризации) связующего электронного облака связь может быть неполярной, полярной и ионной. Неполярная и ионная – два крайних случая, встречаются они гораздо реже, чем ковалентная полярная связь.
Для характеристики реакционной способности молекул важно знать, легко ли изменить исходное распределение электронной плотности в молекуле?
Здесь привлекается такая характеристика химической связи, как поляризуемость. Поляризуемость связи – это её способность становиться полярной (или более полярной) в результате действия на молекулу внешнего электрического поля.
Полярность молекул
В зависимости от того, как распределена электронная плотность, молекулы могут быть полярными и неполярными. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями, то есть системами, состоящими из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов (+q и –q), которые находятся на некотором расстоянии l друг от друга.
Расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов называется длиной диполя. Полярность молекулы оценивается величиной её электрического момента диполя μ = q*l. Электрический момент диполя молекулы представляет собой векторную сумму моментов всех связей и несвязывающих электронных пар в молекуле. Результат сложения зависит от пространственного строения молекулы. Рассмотрим примеры.
СО2δ- О = С 2δ+ = Оδ- симметричное линейное строение, связи С–О
μ СО μ СО
сильно полярны, но их электрические моменты диполя взаимно компенсируют друг друга μ (СО2) = 0. Неполярными являются также высокосимметричные тетраэдрические молекулы СН4, СF4, октаэдрическая молекула SF6.
Типичным примером полярной молекулы может служить молекула воды. Электрические моменты диполя связей О – Н не компенсируют друг друга, поэтому молекула полярна μ (Н2О) = 0,61 ∙ 10-29 Кл∙м.
На величину электрического момента диполя молекулы сильно влияют несвязывающие электронные пары.
Молекула представляет собой динамическую систему, в которой происходит постоянное движение электронов и колебание ядер. Поэтому распределение зарядов в ней не может быть постоянным. Молекула Cl2, Clδ+ → Clδ- или Clδ- ← Clδ+ в каждый данный момент электронная плотность смещена к одному из атомов, образуются мгновенные микродиполи.
Под действием внешнего электрического поля в молекуле происходит перераспределение заряда, молекула поляризуется. В ней возникает диполь, который называется наведённым или индуцированным.
Ионная связь
Ионная связь осуществляется за счёт взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов.
Способность элементов образовывать простые ионы обусловлена электронной структурой атомов, количественно её можно оценить величинами энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Легче всего образуют катионы щелочные и щелочноземельные металлы. Простые анионы легче всего дают галогены вследствие их высокого сродства к электрону.
Соединения, состоящие из простых ионов немногочисленны. Но и в этих соединениях электронная плотность между атомами не равна нулю, то есть можно говорить о преимущественно ионном характере связи.
Ионы можно принять за заряженные шары, их силовые поля направлены во все стороны. Поэтому ион может притягивать к себе противоионы в любом направлении. Таким образом, ионная связь является ненаправленной. При образовании молекулы (связи) силовые поля полностью не компенсируют друг друга, у ионов сохраняется возможность притягивать другие заряды, значит, ионная связь характеризуется ненасыщаемостью.
Вследствие ненаправленности и ненасыщаемости ионной связи энергетически наиболее выгодно, когда каждый ион окружён максимальным числом ионов противоположного знака. Но одноимённо заряженные ионы отталкиваются друг от друга, да и имеют ионный радиус. Таким образом, эти два противоположных процесса – притяжение и отталкивание – приводят к формированию оптимальной пространственной структуры. Такие структуры называются кристаллическими решётками, ионы расположены в их узлах. Например, для NaCl характерна кубическая решётка, где каждый ион Na+ имеет шесть соседних ионов Cl- и наоборот.
Таким образом, в обычных условиях ионные соединения – это кристаллические вещества, кристаллы можно рассматривать как гигантские молекулы, состоящие из огромного числа ионов NanCln.
Источник