En kemisk binding er interaktionen mellem atomer , som bestemmer stabiliteten af et molekyle eller en krystal som helhed. En kemisk binding er defineret ved interaktionen mellem ladede partikler ( kerner og elektroner ). Den moderne beskrivelse af den kemiske binding er udført på grundlag af kvantemekanik [1] . De vigtigste egenskaber ved en kemisk binding er styrke , længde , polaritet , stabilitet.
Der er kun 6 typer forbindelser:
Den enkleste en-elektron kemiske binding er skabt af en enkelt valenselektron . Det viser sig, at en elektron er i stand til at holde to positivt ladede ioner i en enkelt helhed . I en en-elektronbinding kompenseres Coulomb-frastødende kræfter fra positivt ladede partikler af Coulomb - tiltrækningskræfterne af disse partikler til en negativt ladet elektron. Valenselektronen bliver fælles for to atomer.
Eksempler på sådanne kemiske forbindelser er molekylære ioner: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + [2] :
| Element | H | Li | Na | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Elektronisk konfiguration | 1S 1 | [Han] 2S 1 | [Ne]3S 1 | [Ar]4S 1 | [Kr]5S 1 | [Xe]6S 1 |
| Internukleær afstand
i molekylær ion x z + , Å |
1.06 | 3.14 | 3,43 | 4.18 | 4,44 | 4,70 |
| Omløbsradius for et atom, Å | 0,53 | 1,57 | 1.715 | 2.09 | 2.22 | 2,35 |
Eksistensen af molekylære ioner af hydrogen og alkalimetaller , hvor en enkelt valenselektron skaber en kemisk binding , udvider og komplementerer begrebet en kemisk binding. I de anførte ioner kan der ikke være tale om nogen vekselvirkning mellem elektronspin og overlapning af elektronskyer . Den eneste bindingselektron er lokaliseret i rummet mellem atomkernerne og holder dem sammen og danner et stabilt kemisk system (fig. 1).
En enkelt kovalent kemisk binding skabes af et bindende elektronpar . I alle eksisterende teorier ( teorien om valensbindinger , teorien om molekylære orbitaler , teorien om frastødning af valenselektronpar , Bohr-modellen for kemisk binding ) er det bindende elektronpar placeret i rummet mellem molekylets atomer . Skelne mellem polære og ikke-polære kovalente bindinger.
Der er kemiske grundstoffer som: He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn , som ikke er i stand til at danne en kemisk binding mellem sig selv og andre atomer, fordi de ikke har brug for elektroner fra andre atomer, de har allerede gennemført den sidste lag.
En ikke-polær kovalent binding finder sted i homonukleære diatomiske molekyler , hvor bindingselektronparret er ækvidistant fra begge kerner i molekylsystemet (fig. 2). Afstanden d mellem atomkerner kan betragtes som summen af de kovalente radier af de tilsvarende atomer.
Afstanden mellem atomkerner i en enkelt to-elektron kovalent binding er kortere end den samme afstand i den enkleste en-elektron kemisk binding.
| Molekyle | H2 _ | Li 2 | Na 2 | K2 _ | Rb 2 | cs 2 |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Nuklear afstand, Å [3] | 0,74 | 2,67 | 3.08 | 3,92 | 4.10 | 4.30 |
| Kovalent radius, Å | 0,37 | 1.335 | 1,54 | 1,96 | 2,05 | 2.15 |
| Orbital radius, Å | 0,53 | 1,57 | 1.715 | 2.09 | 2.22 | 2,35 |
| Bindingselektronparradius, Å | 0,379 | 0,826 | 0,755 | 0,726 | 0,852 | 0,949 |
| Bindingsbrudenergi, kJ/mol [3] | 436 | 102 | 73 | 57 | 49 | 42 |
Forskellen mellem de orbitale og kovalente radier karakteriserer graden af overlapning af atomernes atomorbitaler , der danner en kemisk binding og afspejler deformationen af atomernes elektronskal .
En polær kovalent binding forekommer i heteronukleære diatomiske molekyler (fig. 3). Bindingselektronparret i en polær kemisk binding er tæt på atomet med et højere første ioniseringspotentiale . [fire]
Afstanden d mellem atomkerner, som karakteriserer den rumlige struktur af polære molekyler, kan tilnærmelsesvis betragtes som summen af de kovalente radier af de tilsvarende atomer. [5]
Karakteristika for nogle polære stoffer [3]| Molekyle | LiH | NaH | KH | RbH | CSH |
|---|---|---|---|---|---|
| Nuklear afstand, Å | 1,60 | 1,89 | 2.24 | 2,37 | 2,49 |
| Bindingsbrudenergi, kJ/mol | 236 | 200 | 182 | 165 | 176 |
Skiftet af det bindende elektronpar til en af kernerne i det polære molekyle fører til fremkomsten af en elektrisk dipol (elektrodynamik) (fig. 4).
Afstanden mellem tyngdepunkterne for positive og negative ladninger kaldes længden af dipolen. Molekylets polaritet , såvel som polariteten af bindingen, estimeres ved værdien af dipolmomentet μ, som er produktet af længden af dipolen l ved værdien af den elektroniske ladning :
μ = lq
Multiple kovalente bindinger er repræsenteret af umættede organiske forbindelser indeholdende dobbelte og tredobbelte kemiske bindinger . For at beskrive karakteren af umættede forbindelser introducerer L. Pauling begreberne sigma- og π-bindinger , hybridisering af atomare orbitaler .
Paulings hybridisering for to S- og to p-elektroner gjorde det muligt at forklare retningsbestemtheden af kemiske bindinger, især den tetraedriske konfiguration af metan . For at forklare strukturen af ethylen er det nødvendigt at isolere en p-elektron fra fire ækvivalente Sp 3 - elektroner i carbonatomet for at danne en yderligere binding, kaldet π-bindingen. I dette tilfælde er de tre resterende Sp 2 -hybride orbitaler placeret i planet i en vinkel på 120° og danner hovedbindingerne, for eksempel et fladt ethylenmolekyle (fig. 5).
I tilfælde af acetylenmolekylet deltager kun en S- og en p-orbitaler i hybridisering (ifølge Pauling), og der dannes to Sp-orbitaler, placeret i en vinkel på 180 ° og rettet i modsatte retninger. To "rene" p-orbitaler af carbonatomer overlapper parvis i indbyrdes vinkelrette planer og danner to π-bindinger af et lineært acetylenmolekyle (fig. 6).
L. Paulings synspunkter blev afspejlet i hans bog "The Nature of the Chemical Bond" [6] , som i mange år blev kemikerens opslagsbog. I 1954 blev L. Pauling tildelt Nobelprisen i kemi med ordlyden "For studiet af den kemiske bindings natur og dens anvendelse til at bestemme strukturen af komplekse forbindelser."
Imidlertid forblev den fysiske betydning af den selektive hybridisering af atomare orbitaler uklar; hybridisering var en algebraisk transformation, som den fysiske virkelighed ikke kunne tilskrives.
Linus Pauling gjorde et forsøg på at forbedre beskrivelsen af den kemiske binding ved at eliminere selektiviteten af hybridisering af orbitaler i molekylerne af umættede forbindelser og skabe teorien om den bøjede kemiske binding . I sin rapport ved et symposium om teoretisk organisk kemi dedikeret til hukommelsen om Kekule ( London , september 1958), foreslog L. Pauling en ny måde at beskrive en dobbeltbinding som en kombination af to identiske bøjede kemiske bindinger og en tredobbelt binding - tre bøjede kemiske bindinger [7] . Ved dette symposium udtalte L. Pauling kategorisk:
Der kan være kemikere, der mener, at en yderst vigtig nyskabelse ... var beskrivelsen af σ, π- beskrivelsen for dobbelt- eller tredobbeltbindinger og konjugerede systemer i stedet for beskrivelsen med bøjede bindinger. Jeg fastholder, at σ,π-beskrivelsen er mindre tilfredsstillende end den kurvede linkbeskrivelse, at denne innovation kun er forbigående og snart vil dø ud. [7]
I Paulings nye teori blev alle bindingselektroner lige store og lige langt fra den linje, der forbinder molekylets kerner. Paulings teori om en buet kemisk binding tog højde for den statistiske fortolkning af M. Borns bølgefunktion , Coulomb-frastødningen af elektroner. En fysisk betydning dukkede op - arten af den kemiske binding er fuldstændig bestemt af den elektriske interaktion mellem kerner og elektroner. Jo flere bindingselektroner, jo mindre er den indre kerneafstand og jo stærkere er den kemiske binding mellem kulstofatomer.
| Kommunikationsmangfoldighed | Kommunikationsstruktur | Nuklear afstand, Å | Bindingsenergi, kJ/mol |
|---|---|---|---|
| Enkelt (CC) | To-elektron to-center | 1,54 | 348 |
| Dobbelt (C=C) | Fire-elektron to-center | 1,34 | 614 |
| Tredobbelt (C ≡ C) | Seks-elektron to-center | 1,20 | 839 |
Yderligere udvikling af ideer om den kemiske binding blev givet af den amerikanske fysiske kemiker William Lipscomb , som udviklede teorien om to-elektron tre-center-bindinger og en topologisk teori, der gør det muligt at forudsige strukturen af nogle flere borhydrider (borhydrider) .
Et elektronpar i en tre-center kemisk binding bliver fælles for tre atomkerner. I den enkleste repræsentant for en tre-center kemisk binding - den molekylære hydrogenion H 3 + , holder et elektronpar tre protoner i en enkelt helhed .
Der er fire enkelt BH kovalente bindinger og to to-elektron tre-center bindinger i diboran molekylet (fig. 7). Den internukleære afstand i en enkelt BH-kovalent binding er 1,19 Å, mens den tilsvarende afstand i en tre-center BHB-binding er 1,31 Å. Vinklen på tre-centerbindingen BHB (φ) er 83 0 . Kombinationen af to trecenterbindinger i diboranmolekylet gør det muligt at holde boratomernes kerner på afstand d B-B = 2 1,31 sin φ/2 = 1,736 Å. Kernerne i de bindende brintatomer er placeret i en afstand h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å fra det plan, hvor fire enkelt kovalente BH-bindinger er placeret.
Tre-centerbindinger kan realiseres ikke kun i en trekant af to boratomer og et brintatom, men også mellem tre boratomer, for eksempel i skeletborhydrider ( pentaboran - B 5 H 9 , decaboran - B 10 H 4 , osv. .). Disse strukturer indeholder almindelige (terminale) og tre-centerbindinger (bro) hydrogenatomer og trekanter af boratomer. [otte]
Eksistensen af boraner med deres to-elektron tre-center bindinger med "bro" hydrogenatomer krænkede den kanoniske lære om valens . Hydrogenatomet, der tidligere blev betragtet som et standard univalent grundstof, viste sig at være bundet af identiske bindinger med to boratomer og blev formelt et divalent grundstof. W. Lipscombs arbejde med at dechifrere strukturen af boraner udvidede forståelsen af den kemiske binding. Nobelkomiteen tildelte William Nunn Lipscomb-prisen i kemi i 1976 med formuleringen "For hans studier af strukturen af boraner (borhydritter), som belyser problemerne med kemiske bindinger".
I 1951 opnåede T. Keely og P. Pawson uventet en helt ny organisk jernforbindelse under syntesen af dicyclopentadienyl. Fremstillingen af en hidtil ukendt, ekstremt stabil gul-orange krystallinsk jernforbindelse vakte straks opmærksomhed.
E. Fisher og D. Wilkinson etablerede uafhængigt strukturen af en ny forbindelse - to cyclopentadienylringe er arrangeret parallelt, i lag eller i form af en "sandwich" med et jernatom placeret mellem dem i midten (fig. 8) ). Navnet "ferrocæn" blev foreslået af R. Woodward (eller rettere, D. Whiting, en ansat i hans gruppe). Det afspejler tilstedeværelsen i forbindelsen af et jernatom og ti carbonatomer (zehn - ti). [otte]
Alle ti bindinger (C-Fe) i ferrocen-molekylet er ækvivalente, Fe-C-internukleære afstand er 2,04 Å. Alle carbonatomer i ferrocenmolekylet er strukturelt og kemisk ækvivalente, længden af hver CC-binding er 1,40 - 1,41 Å (til sammenligning er CC-bindingslængden i benzen 1,39 Å). En 36- elektron skal vises omkring jernatomet . [otte]
I 1973 blev Ernst Otto Fischer og Jeffrey Wilkinson tildelt Nobelprisen i kemi for deres banebrydende, selvstændigt udførte arbejde inden for organometalliske, såkaldte sandwichforbindelser . Ingvar Lindqvist, medlem af Det Kongelige Svenske Videnskabsakademi , udtalte i sin tale ved præsentationen af prismodtagerne, at " opdagelsen og beviset for nye principper for bindinger og strukturer fundet i sandwichforbindelser er en betydelig bedrift, den praktiske hvilken betydning på nuværende tidspunkt endnu ikke kan forudsiges ."
På nuværende tidspunkt er der opnået dicyclopentadienylderivater af mange metaller . Overgangsmetalderivater har samme struktur og samme bindingsnatur som ferrocen. Lanthaniderne danner ikke en sandwichstruktur, men en struktur, der ligner en trestrålet stjerne [8] . La-, Ce-, Pr-, Nd-atomerne skaber derfor en kemisk binding på femten centre.
Kort efter ferrocen blev dibenzenchrom opnået (fig. 9). Dibenzenmolybdæn og dibenzenvanadium blev opnået efter samme skema [8] . I alle forbindelser af denne klasse holder metalatomerne to seksleddede ringe sammen. Alle 12 metal-carbon-bindinger i disse forbindelser er identiske.
Uranocen [bis(cyclooctatetraene)uran] er også blevet syntetiseret, hvori uranatomet rummer to otte-leddede ringe (fig. 10). Alle 16 uran-carbon-bindinger i uranocen er identiske. Uranocen opnås ved interaktion af UCl 4 med en blanding af cyclooctatetraen og kalium i tetrahydrofuran ved minus 30 0 C. [9]
Den kemiske binding er ret dynamisk. En metallisk binding omdannes således til en kovalent binding under en faseovergang under fordampningen af metallet. Overgangen af et metal fra en fast til en damptilstand kræver forbrug af store mængder energi. [ti]
| Metal | Li | Na | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|
| Sublimationsvarme (kcal/g-atom) | 36 | 26 | 22 | 21 | 19 |
I dampe består disse metaller praktisk talt af homonukleære diatomiske molekyler og frie atomer. Når metaldamp kondenserer, bliver den kovalente binding til en metalbinding.
Fordampningen af salte med en typisk ionbinding, såsom alkalimetalfluorider, fører til ødelæggelsen af ionbindingen og dannelsen af heteronukleære diatomiske molekyler med en polær kovalent binding. I dette tilfælde finder dannelsen af dimere molekyler med brobindinger sted.
Karakterisering af den kemiske binding i molekylerne af alkalimetalfluorider og deres dimerer. [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° |
| KF | 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° |
Under kondensationen af dampe af alkalimetalfluorider omdannes den polære kovalente binding til en ionisk binding med dannelsen af det tilsvarende krystalgitter af saltet.
Dispers tiltrækning (London forces) forårsager interatomisk interaktion og dannelsen af homonukleære diatomiske molekyler fra alkalimetalatomer.
Dannelsen af en metal-metal kovalent binding er forbundet med deformation af elektronskallerne af interagerende atomer - valenselektroner skaber et bindende elektronpar, hvis elektrontæthed er koncentreret i rummet mellem atomkernerne i det resulterende molekyle. Et karakteristisk træk ved homonukleære diatomiske molekyler af alkalimetaller er den lange længde af den kovalente binding (3,6-5,8 gange bindingslængden i brintmolekylet) og den lave energi af dets brud.
I teorien om frastødning af elektronpar anses forholdet mellem kredsløbsradius af et elektronpar r e og længden af en kovalent kemisk binding d som vigtigt (fig. 11). For elementerne i hver periode i tabellen for D. I. Mendeleev er der en vis radius af elektronparret (Å):
- 0,6 for elementer op til neon;
— 0,75 for elementer op til argon;
— 0,75 for elementer op til xenon [12]
Det specificerede forhold mellem re og d bestemmer den ujævne fordeling af elektriske ladninger i molekylet - den negative elektriske ladning af det bindende elektronpar er koncentreret i den midterste del af molekylet, og de positive elektriske ladninger af to atomkerner er koncentreret ved ender af molekylet.
Den ujævne fordeling af elektriske ladninger skaber betingelserne for interaktion mellem molekyler på grund af orienteringskræfter ( van der Waals-kræfter ). Molekyler af alkalimetaller har en tendens til at orientere sig på en sådan måde, at modsatte elektriske ladninger opstår i nabolaget. Som et resultat virker tiltrækkende kræfter mellem molekylerne. På grund af tilstedeværelsen af sidstnævnte nærmer alkalimetalmolekyler sig hinanden og trækkes mere eller mindre fast sammen. Samtidig forekommer en vis deformation af hver af dem under påvirkning af tættere placerede poler af nabomolekyler (fig. 12).
Faktisk bryder bindingselektronerne fra det oprindelige diatomiske molekyle, der falder ind i det elektriske felt af fire positivt ladede atomkerner af alkalimetalmolekyler, fra atomets kredsløbsradius og bliver frie.
I dette tilfælde bliver det bindende elektronpar almindeligt selv for et system med seks kationer. Konstruktionen af metallets krystalgitter begynder på klyngestadiet . I krystalgitteret af alkalimetaller er strukturen af forbindelsesleddet tydeligt udtrykt med form af et forvrænget fladt oktaeder - en firkantet bipyramide, hvis højde og kanterne af basis er lig med værdien af den konstante translationelle gitter a w (fig. 13).
Værdien af translationsgitterkonstanten a w af en alkalimetalkrystal overstiger væsentligt længden af den kovalente binding af et alkalimetalmolekyle , derfor er det generelt accepteret, at elektronerne i metallet er i en fri tilstand:
| alkalimetal | Li | Na | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|
| Det konstante gitter a w ,Å [13] | 3,5021 | 4,2820 | 5,247 | 5,69 | 6,084 |
| Kovalent bindingslængde, Me 2 , Å [14] | 2,67 | 3.08 | 3,92 | 4.10 | 4.30 |
Den matematiske konstruktion, der er forbundet med egenskaberne af frie elektroner i et metal, identificeres normalt med " Fermi -overfladen ", som bør betragtes som et geometrisk sted, hvor elektroner opholder sig, hvilket giver metallets hovedegenskab - at lede elektrisk strøm [15] .
Når man sammenligner processen med kondensering af dampe af alkalimetaller med kondensationsprocessen af gasser, for eksempel hydrogen, vises et karakteristisk træk i metallets egenskaber. Så hvis der opstår svage intermolekylære interaktioner under kondensationen af brint, sker der processer, der er karakteristiske for kemiske reaktioner, under kondensationen af metaldampe. Selve kondensationen af metaldamp forløber i flere trin og kan beskrives ved følgende procession: et frit atom → et diatomisk molekyle med en kovalent binding → en metalklynge → et kompakt metal med en metalbinding.
I 1935 forudsagde Eugene Wigner og Hillard Huntington muligheden for eksistensen af metallisk brint. Faktisk omdannes den kovalente binding, der er iboende i molekylært hydrogen, til en metallisk binding. Denne overgang observeres for fast brint ved højt tryk (fig. 14).
Overgangen af en kovalent til en ionbinding observeres for heteronukleære diatomiske molekyler med en polær kovalent binding, for eksempel alkalimetalhalogenider under overgangen fra en gasformig til en fast tilstand.
Alkalimetalatomer, i dannelsen af det tilsvarende halogenid, bruger deres eneste eksterne elektron og får en klart defineret positiv elektrisk ladning. En negativ elektrisk ladning er fikseret på halogenatomet. Alkalimetalhalogenidmolekyler er faktisk elektriske dipoler.
Kemisk bindingslængde i alkalimetalhalogenidmolekyler (gasfase). [3]| EX | Kemisk bindingslængde, 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 |
Fordelingen af feltlinjer af den elektriske dipol af en polær kovalent binding er vist i fig. Ved tilstrækkelig tætte afstande orienterer kraftlinjerne indbyrdes polære molekyler - ensartede ladede ender (poler) af deres dipoler frastøder hinanden, og modsat ladede ender tiltrækker. Som et resultat virker tiltrækkende kræfter mellem molekyler på grund af samspillet mellem deres permanente dipoler og kaldet orienteringskræfter .
Interaktionen mellem alkalimetalhalogenidmolekyler ledsages af deres dimerisering. Et dimert molekyle kan betragtes som en elektrisk kvadrupol (fig. 15). På nuværende tidspunkt er de vigtigste egenskaber ved alkalimetalhalogeniddimerer ( kemiske bindingslængder og bindingsvinkler) kendte. [elleve]
Kemisk bindingslængde og bindingsvinkler i alkalimetalhalogeniddimerer (E 2 X 2 ) (gasfase). [elleve]| E 2 X 2 | X=F | X=Cl | X=Br | X=I | ||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| d EF , Å | <F-E-F,° | d ECI , 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 |
I kondensationsprocessen forstærkes virkningen af orienteringskræfter, intermolekylær interaktion ledsages af dannelsen af klynger og derefter et fast stof. Alkalimetalhalogenider danner krystaller med et simpelt kubisk og kropscentreret kubisk gitter.
Gittertype og translationel gitterkonstant for alkalimetalhalogenider. [13]
| Forbindelser og type af krystalgitter | Gitterkonstant, Å | ||||
|---|---|---|---|---|---|
| Li | Na | K | Rb | Cs | |
| fluorider (kubisk) | 4,0279 | 4,628 | 5.344 | 5,64 | 6.020 |
| klorider (unge) | 5,1399 | 5,639 | 6.21 | - | - |
| chlorider (BCC) | - | - | - | 3.749 | 4.10 |
| bromider (unge) | 5.501 | 5,973 | 6.599 | 6,868 | 7,23 |
| bromider (bcc) | - | - | - | - | 4.296 |
| iodider (terning) | 6.012 | 6,475 | 7,066 | 7.340 | 7,66 |
| iodider (bcc) | - | - | - | - | 4.567 |
I krystallisationsprocessen sker en yderligere stigning i den interatomiske afstand, hvilket fører til fjernelse af en elektron fra kredsløbsradius af et alkalimetalatom og overførsel af en elektron til et halogenatom med dannelse af de tilsvarende ioner. Kraftfelter af ioner er jævnt fordelt i alle retninger i rummet. I denne henseende koordinerer kraftfeltet for hver ion i alkalimetalkrystaller på ingen måde én ion med det modsatte fortegn, da det er sædvanligt at repræsentere ionbindingen (Na + Cl - ) kvalitativt.
I krystaller af ioniske forbindelser mister begrebet simple to-ion molekyler som Na + Cl - og Cs + Cl - sin betydning, da alkalimetalionen er forbundet ( koordineret ) med seks chlorioner (i en natriumchloridkrystal) og med otte chlorioner (i en cæsiumchloridkrystal). I dette tilfælde er alle interioniske afstande i krystaller ækvidistante. Hele krystallen er et kæmpe molekyle.
| Strukturkemi | |
|---|---|
| kemisk binding | |
| Struktur display | |
| Elektroniske egenskaber | |
| Stereokemi | |