Меню
Главная
Авторизация/Регистрация
 
Главная arrow Математика, химия, физика arrow ХИМИЯ
Посмотреть оригинал

Ионная связь и ее особенности

Как было показано ранее, в первом приближении ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи при большой разности электроотрицательностей взаимодействующих атомов. Однако более пристальное рассмотрение возникающих на ее основе нуклидо-электронных структур выявляет существенные особенности, отличающие ее от ковалентной полярной связи.

Прежде всего это относится к распределению заряда между взаимодействующими частицами. В веществах, которые состоят из химических соединений с ковалентными полярными связями, можно выделить отдельные молекулы. В ионных соединениях (типа КаС1) молекул нет — реальными структурными единицами в них являются катионы и анионы.

Ионы взаимодействуют друг с другом по законам электростатики. При этом не прекращается и квантовое взаимодействие, обеспечивающее возникновение ковалентных связей. Но из-за того что квантовое взаимодействие неспаренных электронов является короткодействующим по сравнению с электростатическим взаимодействием заряженных частиц (ионов), результирующее взаимодействие частиц в ионных соединениях будет в основном электростатическим, описываемым законом Кулона.

Количественно соотношение ковалентных и электростатических сил можно оценить по диаграмме распределения электронной плотности в ионных кристаллах (рис. 2.15).

Как следует из рисунка, в области касания ионов Ыа+ и С1 находится менее 0,1% плотности электронного облака каждого иона. Это приводит к тому, что ионная связь становится ненасыщенной и ненаправленной. Это особенно ярко проявляется в ионных жидкостях — расплавах солей. В них структурные единицы — ионы — движутся хаотически и состав всякого достаточно малого объема жидкости подвержен флуктуациям, порождаемым тепловым движением ионов.

Ионы, входящие в состав химических веществ, как правило, — сложные системы, содержащие одно или несколько положительно заряженных атомных ядер и значительное число связанных с ними электронов. Так, перманганат-анион Мп04 содержит пять ядер (одно ядро атома марганца и четыре ядра атомов кислорода) и 42 электрона. Такие сложные динамические системы могут деформироваться под действием внешних электрических полей. Эта деформация приводит к возникновению раздельных цент-

Распределение электронной плотности в хлориде натрия

Рис. 2.15. Распределение электронной плотности в хлориде натрия

(по Ч. Киттелю)

ров тяжести положительных и отрицательных зарядов. Процесс возникновения таких центров тяжести (полюсов) носит в химии название поляризации.

Важными химическими характеристиками ионов являются их поляризуемость и поляризующее действие.

Поляризуемость — способность атомов, ионов и молекул поляризоваться при воздействии внешнего электрического поля.

Поляризующее действие способность атомов, ионов и молекул поляризовать своим электрическим полем партнера по взаимодействию.

Как правило, это взаимно-противоположные характеристики — чем выше поляризующее действие, тем ниже поляризуемость.

С поляризацией связано такое качество веществ, как их окрашенность. Ионная связь в твердых веществах является прочной (энергия ионной связи, как правило, больше энергии ковалентной связи), а потому твердые вещества с ионной связью обычно тугоплавки и высококипящи.

Особое место занимает химическая связь в металлах, электропроводность которых демонстрирует наличие свободных электрически заряженных частиц. Это связано с тем, что в металлах возникают коллективные квантовые эффекты, порождающие явления электро- и теплопроводности металлических тел. Такие явления демонстрируют широту области применимости квантовой механики — от явлений микромира до классических явлений макромира. Но коллективный характер таких эффектов не позволяет рассматривать металлическую связь в рамках аксиом двухчастичных взаимодействий, которые описывают другие типичные случаи химической связи.

Рассмотрим более подробно коллективные квантовые эффекты, порождающие особенности металлической связи. Для примера возьмем образование кристалла металлического лития У (рис. 2.16).

Как следует из рисунка, при сближении атомов лития до расстояния г0, соответствующего расстоянию между атомами в кристалле, внешние 25-обитали перекрываются и образуют энергетическую зону, которую занимают все 25-элек- троны атомов лития, составляющих кристалл. Поскольку эти электроны у лития являются валентными, образованная ими зона носит название валентная зона.

Схематическое распределение электронной плотности в свободном состоянии атома Ы (а) и в кристалле л (б)

Рис. 2.16. Схематическое распределение электронной плотности в свободном состоянии атома Ы (а) и в кристалле л (б):

г0 — расстояние между атомами в решетке металла

В соответствии с методом МО ЛКАО в общем случае при взаимодействии N шт. АО получается N шт. МО. Если эти АО принадлежат атомам металла в макроскопическом по размеру образце, то N порядка числа Авогадро Л/д, т.е. 6,022 • 1023. Расщепление валентной зоны на отдельные подуровни (чего требует принцип Паули) приводит к различию энергий этих подуровней только на величину АЕ« E2s/N, где Еъ это энергия 25-орбитали, а N — число атомов в кристалле. Это совершенно ничтожная величина порядка 10~40 Дж, что позволяет электронам иод действием внешних сил легко перемещаться по всему объему кристалла.

В энергетической зоне при этом происходит «плавный переход» от связывающих к разрыхляющим орбиталям. Фактически электроны в таких зонах (если они не полностью заполнены!) становятся «электронным газом», удерживающим целостность кристаллической решетки. Вследствие образования энергетической зоны электроны и приобретают полную свободу движения по всему металлическому кристаллу, который представляет собой решетку из слабозаряженных атомов. Под действием приложенного напряжения электроны перемещаются внутри кристаллической решетки и валентные электроны становятся электронами проводимости.

Поскольку каждый атом участвует в образовании большего числа связей, чем, например, в двухатомной молекуле при том же числе валентных электронов, то минимум энергии системы (или максимум энергии связи) достигается при расстояниях больших, чем в случае двухцентровой связи в молекуле. Поэтому межатомные расстояния в металлах заметно больше, чем в соединениях с ковалентной связью (металлический радиус атомов всегда больше ковалентного радиуса).

 
Посмотреть оригинал
Если Вы заметили ошибку в тексте выделите слово и нажмите Shift + Enter
< Предыдущая   СОДЕРЖАНИЕ   Следующая >
 
Популярные страницы