Wikipedia

Khác biệt giữa bản sửa đổi của “Liên kết ion”

Duyệt lịch sử tương tác
← Thay đổi trướcThay đổi sau →
Nội dung được xóa Nội dung được thêm vào
Trực quanMã wiki
Không có tóm lược sửa đổi
Thẻ: Đã bị lùi lại Soạn thảo trực quan
n Đã lùi lại sửa đổi của Bangchuong (Thảo luận) quay về phiên bản cuối của Ngomanh123
Thẻ: Lùi tất cả
Dòng 1:
{{unreferenced}}
[[Tập tin:NaCl-Obtención-2.svg|nhỏ|300px|Liên kết ion trong muối ăn NaCl]]
'''Liên kết ion''', hay '''liên kết điện tích''', là một [[liên kết hóa học]] có bản chất là [[lực tĩnh điện|lực hút tĩnh điện]] giữa hai ion mang [[điện tích]] trái dấu.
[[Tập tin:NaF.gif|liên_kết=https://vi.wikipedia.org/wiki/T%E1%BA%ADp%20tin:NaF.gif|phải|nhỏ|300x300px|[[Natri|Các]] nguyên tử [[natri]] và [[flo]] trải qua phản ứng oxy hóa khử để tạo thành các ion natri và ion florua. Natri mất [[Electron|điện tử]] bên ngoài để tạo cho nó một [[Cấu hình electron|cấu hình điện tử]] ổn định, và điện tử này đi vào nguyên tử flo một cách [[Quá trình tỏa nhiệt|tỏa nhiệt]] . Các ion tích điện trái dấu – thường là rất nhiều – sau đó bị hút vào nhau để tạo thành [[natri florua]] rắn.]]
'''Liên kết ion''' là một loại [[Liên kết hóa học|liên kết hóa học liên]] quan đến lực [[Lực tĩnh điện|hút tĩnh điện]] giữa [[Ion|các ion mang]] điện trái dấu , hoặc giữa hai [[nguyên tử]] có độ [[Độ âm điện|âm điện]] khác nhau rõ rệt, <ref>{{Chú thích sách|title=IUPAC Compendium of Chemical Terminology|year=2009|isbn=978-0-9678550-9-7|chapter=Ionic bond|doi=10.1351/goldbook.IT07058|chapter-url=https://doi.org/10.1351/goldbook.IT07058}}</ref> và là tương tác chính xảy ra trong [[Hợp chất ion|các hợp chất ion]] . Nó là một trong những loại liên kết chính cùng với [[liên kết cộng hóa trị]] và [[liên kết kim loại]] . Ion là nguyên tử (hoặc nhóm nguyên tử) mang điện tích. Nguyên tử nhận được electron tạo thành ion mang điện tích âm (gọi là [[Ion|anion]] ). Nguyên tử mất electron tạo thành ion mang điện dương (gọi là [[Ion|cation]] ). Sự chuyển điện tử này được gọi là '''điện''' [[Liên kết cộng hóa trị|hóa trị]] trái ngược với [[Liên kết cộng hóa trị|cộng hóa trị]] . Trong trường hợp đơn giản nhất, cation là nguyên tử [[kim loại]] và anion là nguyên tử [[phi kim]], nhưng những ion này có thể có bản chất phức tạp hơn, ví dụ như [[Ion đa nguyên tử|các ion phân tử]] như {{Chem|NH|4|+}} hoặc {{Chem|SO|4|2−}}. Nói cách đơn giản hơn, liên kết ion là kết quả của sự chuyển các electron từ [[kim loại]] sang [[Phi kim|phi kim loại]] để có được vỏ hóa trị đầy đủ cho cả hai nguyên tử.
 
Liên kết ion thường là liên kết giữa các [[nguyên tử]] [[nguyên tố]] phi kim với các nguyên tử nguyên tố [[kim loại]]. Các nguyên tử [[kim loại]] (có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng) có [[độ âm điện]] nhỏ, dễ mất [[electron]] tạo ra ion dương ([[ion|cation]]). Các nguyên tử phi kim (có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng) có độ âm điện lớn, dễ nhận electron để tạo ra ion âm ([[ion|anion]]). Liên kết ion được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình.
Điều quan trọng là phải nhận ra rằng liên kết ion ''sạch'' - trong đó một nguyên tử hoặc phân tử chuyển hoàn toàn một điện tử cho một điện tử khác - không thể tồn tại: tất cả các hợp chất ion đều có một số mức độ [[liên kết cộng hóa trị]], hoặc chia sẻ điện tử. Do đó, thuật ngữ "liên kết ion" được đưa ra khi đặc tính ion lớn hơn đặc tính cộng hóa trị - nghĩa là liên kết trong đó tồn tại sự chênh lệch độ [[Độ âm điện|âm điện]] lớn giữa hai nguyên tử, khiến liên kết phân cực (ion) hơn trong liên kết cộng hóa trị trong đó các electron được chia sẻ bình đẳng hơn. Các liên kết có một phần ion và một phần cộng hóa trị được gọi là [[Liên kết hóa trị cực|liên kết cộng hóa trị có cực]] .
 
==Tính chất của hợp chất có liên kết ion==
Các hợp chất ion dẫn [[điện]] khi nóng chảy hoặc trong dung dịch, thường không dẫn [[điện]] khi ở thể rắn. Các hợp chất ion thường có [[nhiệt độ nóng chảy]] cao, tùy thuộc vào điện tích của các ion mà chúng bao gồm. Các điện tích càng cao thì lực kết dính càng mạnh và nhiệt độ nóng chảy càng cao. Chúng cũng có xu hướng [[Độ hòa tan|hòa tan]] trong nước; lực kết dính càng mạnh thì độ tan càng giảm. <ref>{{Chú thích sách|title=Ionic Interactions in Natural and Synthetic Macromolecules|last=Schneider|first=Hans-Jörg|year=2012|isbn=9781118165850|pages=35–47|chapter=Ionic Interactions in Supramolecular Complexes|doi=10.1002/9781118165850.ch2}}</ref>
* Các hợp chất ion có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao do liên kết ion tương đối bền vững
* Dẫn điện ở trạng thái nóng chảy và khi tan trong dung dịch, ở trạng thái rắn thường không dẫn điện.
* Cứng và dễ vỡ
* Hình thành tinh thể, có dạng rắn
* Tinh thể ion thường không màu{{Cần chú thích}}
 
== SứcSự mạnhtạo củathành liên kết ion ==▼
== Tổng quan ==
Các ion trái dấu sẽ hút nhau với lực hút tĩnh điện để trở thành phân tử. Đó là phân tử ion và mối liên kết trong phân tử là liên kết ion
Các nguyên tử có [[Electron hóa trị|vỏ hóa trị]] gần như đầy đủ hoặc gần như rỗng có xu hướng [[Phản ứng hóa học|phản ứng mạnh]] . Các nguyên tử có độ âm điện mạnh (như trường hợp của các [[halogen]] ) thường chỉ có một hoặc hai obitan trống trong lớp vỏ hóa trị của chúng, và thường [[Liên kết hóa học|liên kết]] với các phân tử khác hoặc giành điện tử để tạo thành [[Ion|anion]] . Nguyên tử có độ âm điện yếu (chẳng hạn như [[kim loại kiềm]] ) có tương đối ít electron hóa trị, có thể dễ dàng chia sẻ với các nguyên tử có độ âm điện mạnh. Kết quả là, các nguyên tử có độ âm điện yếu có xu hướng làm biến dạng [[Orbital nguyên tử|đám mây electron]] của chúng và hình thành [[Ion|các cation]] .
 
==Quy Hìnhtắc thànhbát tử ==
{{tham khảo}} Quy tắc bát tử là quy tắc viết công thức e của một chất sao cho đảm bảo số e lớp ngoài cùng của cấu hình electron của mỗi nguyên tử là 8 tức đạt được cấu hình bền vững của [[khí hiếm]], nhưng cũng có vài trường hợp riêng không thể dùng được quy tắc này nguyên nhân là do các nguyên tố ở chu kì 3 trở đi đã có [[phân lớp d]], do đó có thể tạo nhiều liên kết hơn, xung quanh nguyên tử có thể có nhiều hơn 8 [[electron|e]], do đó quy tắc này không còn đúng với những nguyên tố thuộc [[chu kì]] lớn hơn 2 nữa.
Liên kết ion có thể là kết quả của phản ứng [[Ôxy hóa khử|oxi hóa khử]] khi nguyên tử của một nguyên tố (thường là [[kim loại]] ), có [[năng lượng ion hóa]] thấp, nhường một số electron của chúng để đạt được cấu hình electron bền. Khi làm như vậy, các cation được hình thành. Nguyên tử của nguyên tố khác (thường là phi kim) có [[ái lực điện tử]] lớn hơn sẽ nhận (các) điện tử để đạt được cấu hình điện tử ổn định, và sau khi nhận (các) điện tử, nguyên tử trở thành anion. Thông thường, cấu hình electron ổn định là cấu hình của những [[Khí hiếm|khí trơ]] đối với các nguyên tố trong khối [[Khối (bảng tuần hoàn)|s và khối]] [[Khối (bảng tuần hoàn)|p]], và [[Cấu hình electron|cấu hình electron ổn định]] cụ thể cho các nguyên tố [[Khối (bảng tuần hoàn)|khối]] [[Khối (bảng tuần hoàn)|d và khối]] [[Khối (bảng tuần hoàn)|f]] . Lực hút tĩnh điện giữa các anion và cation dẫn đến sự hình thành của chất rắn có [[Cấu trúc tinh thể|mạng tinh thể]] trong đó các ion được xếp chồng lên nhau theo kiểu xen kẽ. Trong một mạng tinh thể như vậy thường không phân biệt được các đơn vị phân tử rời rạc dẫn đến các hợp chất tạo thành không có bản chất phân tử. Tuy nhiên, bản thân các ion có thể phức tạp và tạo thành các ion phân tử như anion axetat hoặc cation amoni.
 
*Theo sự giải thích bên trên thì quy tắc bát tử chỉ dùng được với những nguyên tố có phân lớp cuối cùng là 2p.
Ví dụ, [[muối ăn]] phổ biến là [[natri clorua]] . Khi [[natri]] (Na) và [[clo]] (Cl) được kết hợp, mỗi nguyên tử natri mất một [[Electron|điện tử]], tạo thành cation (Na <sup>+</sup> ), và nguyên tử clo mỗi nguyên tử nhận được một điện tử để tạo thành anion (Cl <sup>-</sup> ). Các ion này sau đó bị hút vào nhau theo tỷ lệ 1: 1 để tạo thành natri clorua (NaCl).
 
Vì vậy quy tắc này đúng với những nguyên tố thuộc chu kì 1 và chu kì 2.
Na + Cl → Na<sup>+</sup> + Cl<sup>−</sup> → NaCl
 
Với quy tắc bát tử, người ta có thể giải thích một cách định tính sự hình thành các loại liên kết trong phân tử, đặc biệt là cách viết công thức cấu tạo trong các hợp chất thông thường. Vì phân tử là một hệ phức tạp nên trong nhiều trường hợp quy tắc bát tử tỏ ra không đầy đủ.{{sơ khai hóa học}}
Tuy nhiên, để duy trì tính trung hòa về điện tích, người ta quan sát thấy tỷ lệ nghiêm ngặt giữa các anion và cation để các hợp chất ion nói chung tuân theo các quy tắc phân tích mặc dù không phải là hợp chất phân tử. Đối với các hợp chất chuyển tiếp thành hợp kim và có liên kết ion và kim loại hỗn hợp, điều này có thể không còn xảy ra nữa. Nhiều sulfua, ví dụ, tạo thành các hợp chất không phân cực.
 
Nhiều hợp chất ion được gọi là '''muối''' vì chúng cũng có thể được tạo thành bằng phản ứng trung hòa của một bazơ arrhenius như NaOH với một axit arrhenius như HCl
 
NaOH + HCl → NaCl + H<sub>2</sub>O
 
Sau đó, muối NaCl được cho là bao gồm phần axit Cl <sup>-</sup> và phần bazơ Na <sup>+</sup> .
[[Tập tin:Ionic_bonding.svg|liên_kết=https://vi.wikipedia.org/wiki/T%E1%BA%ADp%20tin:Ionic_bonding.svg|phải|nhỏ|225x225px|Biểu diễn liên kết ion giữa [[liti]] và [[flo]] để tạo thành [[liti florua]] . Lithi có năng lượng ion hóa thấp và dễ dàng nhường [[Electron hóa trị|điện tử hóa trị]] duy nhất của nó cho nguyên tử flo, nguyên tử này có ái lực điện tử dương và nhận điện tử do nguyên tử liti tặng. Kết quả cuối cùng là liti là [[Isoelectity|đẳng điện tử]] với [[heli]] và flo là đẳng điện tử với [[neon]] . Tương tác tĩnh điện xảy ra giữa hai ion tạo thành, nhưng sự kết tập thường không giới hạn ở hai trong số chúng. Thay vào đó, kết quả là sự tập hợp thành một mạng tinh thể được tổ chức với nhau bằng liên kết ion.]]
Việc loại bỏ các electron để tạo thành cation là tỏa nhiệt, nâng cao năng lượng tổng thể của hệ thống. Cũng có thể có sự thay đổi năng lượng liên quan đến việc phá vỡ các liên kết hiện có hoặc thêm nhiều hơn một điện tử để tạo thành anion. Tuy nhiên, hoạt động của anion nhận các điện tử hóa trị của cation và sự thu hút tiếp theo của các ion với nhau giải phóng năng lượng (mạng tinh thể) và do đó, làm giảm năng lượng tổng thể của hệ.
 
Liên kết ion sẽ chỉ xảy ra nếu sự thay đổi năng lượng tổng thể cho phản ứng là thuận lợi. Nói chung, phản ứng tỏa nhiệt, nhưng, ví dụ, sự hình thành ôxít thủy ngân (HgO) là thu nhiệt. Điện tích của các ion tạo thành là yếu tố chính trong độ bền của liên kết ion, ví dụ muối C <sup>+</sup> A <sup>-</sup> được giữ với nhau bằng lực tĩnh điện yếu hơn C <sup>2+</sup> A <sup>2−</sup> khoảng bốn lần theo định luật Coulombs, trong đó C và A đại diện cho một cation và anion chung tương ứng. Kích thước của các ion và sự đóng gói cụ thể của mạng tinh thể bị bỏ qua trong lập luận khá đơn giản này.
 
==Cấu trúc==
Các hợp chất ion ở trạng thái rắn hình thành cấu trúc mạng tinh thể. Hai yếu tố chính trong việc xác định hình thức của mạng tinh thể là điện tích tương đối của các ion và kích thước tương đối của chúng. Một số cấu trúc được thông qua bởi một số hợp chất; ví dụ, cấu trúc của muối mỏ [[natri clorua]] cũng được chấp nhận bởi nhiều halogenua [[Kim loại kiềm|kiềm]], và các oxit nhị phân như [[magie oxit]] . [[Quy tắc của Pauling|Các quy tắc của Pauling]] cung cấp các hướng dẫn để dự đoán và hợp lý hóa cấu trúc tinh thể của tinh thể ion.
 
▲== Sức mạnh của liên kết ==
Đối với một hợp chất ion kết tinh rắn, sự thay đổi [[entanpi]] trong việc hình thành chất rắn từ các ion thể khí được gọi là [[năng lượng mạng tinh thể]] . Giá trị thực nghiệm của [[Năng lượng mạng tinh thể|năng lượng mạng tinh]] thể có thể được xác định bằng cách sử dụng [[Chu kỳ sinh – Haber|chu trình Born – Haber]] . Nó cũng có thể được tính toán (dự đoán) bằng cách sử dụng [[phương trình Born – Landé]] làm tổng của [[thế năng tĩnh điện]], được tính bằng tổng các tương tác giữa các cation và anion, và một thế năng đẩy trong phạm vi ngắn. Điện thế tĩnh điện có thể được biểu thị bằng sự phân tách tương tác và một hằng số ( [[Madelung hằng số|hằng số Madelung]] ) có tính đến dạng hình học của tinh thể. Càng xa hạt nhân thì tấm chắn càng yếu. Phương trình [[Phương trình Born-Landé|Born-Landé]] đưa ra sự phù hợp hợp lý với năng lượng mạng tinh thể của, ví dụ, natri clorua, trong đó giá trị được tính toán (dự đoán) là −756&nbsp;kJ / mol, so với −787&nbsp;kJ / mol sử dụng [[Chu kỳ sinh – Haber|chu trình Sinh – Haber]] . <ref>David Arthur Johnson, ''Metals and Chemical Change'', Open University, Royal Society of Chemistry, 2002, {{ISBN|0-85404-665-8}}</ref> <ref>Linus Pauling, ''The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry'', Cornell University Press, 1960 {{ISBN|0-801-40333-2}} {{DOI|10.1021/ja01355a027}}</ref> Trong dung dịch nước, độ bền liên kết có thể được mô tả bằng phương trình [[Cốt truyện Bjerrum|Bjerrum]] hoặc Fuoss dưới dạng hàm của điện tích ion, chứ không phụ thuộc vào bản chất của các ion như độ phân cực hoặc kích thước <ref>Schneider, H.-J.; Yatsimirsky, A. (2000) ''Principles and Methods in Supramolecular Chemistry''. Wiley {{ISBN|9780471972532}}</ref> Độ bền của cầu muối thường được đánh giá bằng các phép đo sự cân bằng giữa các phân tử chứa vị trí cation và anionioc, thường là trong dung dịch. <ref>{{Chú thích tạp chí|vauthors=Biedermann F, Schneider HJ|date=May 2016|title=Experimental Binding Energies in Supramolecular Complexes|journal=Chemical Reviews|volume=116|issue=9|pages=5216–300|doi=10.1021/acs.chemrev.5b00583|pmid=27136957}}</ref> Hằng số cân bằng trong nước biểu thị sự đóng góp năng lượng tự do của phụ gia cho mỗi cầu muối. Một phương pháp khác để xác định các liên kết hydro cũng trong các phân tử phức tạp là [[tinh thể học]], đôi khi cũng là phổ NMR.
 
Các lực hấp dẫn xác định độ bền của liên kết ion có thể được mô hình hóa bằng [[Lực tĩnh điện|Định luật Coulomb]] . Cường độ liên kết ion thường là (phạm vi được trích dẫn thay đổi) từ 170 đến 1500 kJ / mol. <ref>Soboyejo, W.O (2003). Mechanical properties of engineered materials. Marcel Dekker. pp. 16–17. {{ISBN|0-203-91039-7}}. {{OCLC|54091550}}.</ref> <ref>Askeland, Donald R. (January 2015). The science and engineering of materials. Wright, Wendelin J. (Seventh ed.). Boston, MA. pp. 38. {{ISBN|978-1-305-07676-1}}. {{OCLC|903959750}}.</ref>
 
== Hiệu ứng phân cực ==
[[Ion|Các ion]] trong [[Mạng Bravais|mạng tinh thể]] của các hợp chất ion thuần túy là [[Mặt cầu|hình cầu]] ; tuy nhiên, nếu ion dương nhỏ và / hoặc tích điện cao, nó sẽ làm biến dạng đám mây electron của ion âm, một hiệu ứng được tóm tắt trong [[quy tắc Fajans]] . Sự [[Phân cực (tĩnh điện)|phân cực]] này của ion âm dẫn đến sự hình thành mật độ điện tích phụ giữa hai [[Hạt nhân nguyên tử|hạt nhân]], tức là cộng hóa trị một phần. Các ion âm lớn hơn dễ bị phân cực hơn, nhưng hiệu ứng thường chỉ quan trọng khi có sự tham gia của các ion dương có [[điện tích]] 3+ (ví dụ, Al <sup>3+</sup> ). Tuy nhiên, các ion 2+ (Be <sup>2+</sup> ) hoặc thậm chí 1+ (Li <sup>+</sup> ) cho thấy một số sức mạnh phân cực vì kích thước của chúng rất nhỏ (ví dụ, LiI là ion nhưng có một số liên kết cộng hóa trị). Lưu ý rằng đây không phải là hiệu ứng [[Điện môi|phân cực ion]] đề cập đến sự dịch chuyển của các ion trong mạng tinh thể do ứng dụng của điện trường.
 
== So sánh với liên kết cộng hóa trị ==
Trong liên kết ion, các nguyên tử bị ràng buộc bởi lực hút của các ion mang điện trái dấu, trong khi, trong [[liên kết cộng hóa trị]], các nguyên tử liên kết bằng cách chia sẻ các electron để đạt được cấu hình electron ổn định. Trong liên kết cộng hóa trị, [[Hình học phân tử|dạng hình học phân tử]] xung quanh mỗi nguyên tử được xác định bởi quy tắc đẩy cặp điện tử vỏ hóa trị [[Lý thuyết VSEPR|VSEPR]], trong khi, trong vật liệu ion, hình học tuân theo quy tắc [[đóng gói]] tối đa. Người ta có thể nói rằng liên kết cộng hóa trị có tính ''hướng'' hơn ''theo'' nghĩa là hình phạt năng lượng do không tuân theo các góc liên kết tối ưu là lớn, trong khi liên kết ion không có hình phạt như vậy. Không có cặp electron dùng chung để đẩy nhau, các ion đơn giản nên được đóng gói hiệu quả nhất có thể. Điều này thường dẫn đến [[Số điều phối|số lượng phối hợp]] cao hơn nhiều. Trong NaCl, mỗi ion có 6 liên kết và tất cả các góc liên kết là 90 °. Trong CsCl số phối trí là 8. Để so sánh, carbon thường có tối đa bốn liên kết.
 
Liên kết ion thuần túy không thể tồn tại, vì sự gần gũi của các thực thể tham gia vào liên kết cho phép một số mức độ chia sẻ [[mật độ electron]] giữa chúng. Do đó, tất cả các liên kết ion đều có một số đặc tính cộng hóa trị. Do đó, liên kết được coi là ion khi đặc tính ion lớn hơn đặc tính cộng hóa trị. Sự chênh lệch về độ [[Độ âm điện|âm điện]] giữa hai loại nguyên tử tham gia liên kết càng lớn thì tính ion (phân cực) càng nhiều. Các liên kết có một phần ion và một phần cộng hóa trị được gọi là [[Liên kết hóa trị cực|liên kết cộng hóa trị có cực]] . Ví dụ, tương tác Na – Cl và Mg – O có cộng hóa trị vài phần trăm, trong khi liên kết Si – O thường là ~ 50% ion và ~ 50% cộng hóa trị. [[Linus Pauling|Pauling]] ước tính rằng chênh lệch độ âm điện 1,7 (trên [[Độ âm điện|thang Pauling]] ) tương ứng với 50% đặc tính ion, do đó sự khác biệt lớn hơn 1,7 tương ứng với một liên kết chủ yếu là ion. <ref>L. Pauling ''The Nature of the Chemical Bond'' (3rd ed., Oxford University Press 1960) p.98-100.</ref>
 
Đặc tính ion trong liên kết cộng hóa trị có thể được đo trực tiếp đối với các nguyên tử có hạt nhân tứ cực ( <sup>2</sup> H, <sup>14</sup> N, <sup>81,79</sup> Br, <sup>35,37</sup> Cl hoặc <sup>127</sup> I). Các hạt nhân này nói chung là đối tượng của các nghiên cứu [[Cộng hưởng từ hạt nhân|cộng hưởng từ]] [[Cộng hưởng tứ cực hạt nhân|tứ cực hạt nhân]] NQR và [[cộng hưởng từ hạt nhân]] NMR. Tương tác giữa mômen tứ cực hạt nhân ''Q'' và gradient điện trường (EFG) được đặc trưng thông qua hằng số ghép tứ cực hạt nhân
 
QCC = {{sfrac|''e''<sup>2</sup>''q''<sub>zz</sub>''Q''|''h''}}
 
trong đó số hạng ''eq'' <sub>zz</sub> tương ứng với thành phần chính của tensor EFG và ''e'' là điện tích cơ bản. Đổi lại, gradient điện trường mở ra cách mô tả các chế độ liên kết trong phân tử khi các giá trị QCC được xác định chính xác bằng phương pháp NMR hoặc NQR.
 
Nói chung, khi liên kết ion xảy ra ở trạng thái rắn (hoặc lỏng), không thể nói về một "liên kết ion" giữa hai nguyên tử riêng lẻ, bởi vì các lực liên kết giữ mạng tinh thể với nhau có tính chất tập thể hơn. Điều này hoàn toàn khác trong trường hợp liên kết cộng hóa trị, nơi chúng ta thường có thể nói về một liên kết riêng biệt được bản địa hóa giữa hai nguyên tử cụ thể. Tuy nhiên, ngay cả khi liên kết ion được kết hợp với một số cộng hóa trị, kết quả ''không'' nhất thiết là các liên kết rời rạc của một đặc tính cục bộ. Trong những trường hợp như vậy, liên kết thu được thường đòi hỏi sự mô tả về cấu trúc vùng bao gồm các obitan phân tử khổng lồ trải dài toàn bộ tinh thể. Như vậy, liên kết trong thể rắn thường giữ nguyên tính tập thể hơn là tính chất cục bộ. Khi sự khác biệt về độ âm điện giảm đi, liên kết sau đó có thể dẫn đến chất bán dẫn, bán kim loại hoặc cuối cùng là chất dẫn kim loại có liên kết kim loại.
 
== Tham khảo ==
Lấy từ “https://vi.wikipedia.org/wiki/Liên_kết_ion”