Аджемян В.Я. Неорганическая химия. Химические связи - файл n1.doc

Аджемян В.Я. Неорганическая химия. Химические связи
скачать (329.5 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc330kb.04.12.2012 02:41скачать

n1.doc

1   2   3   4

2.2.Ионная связь.


Почему мы с одной стороны выделяем эту связь, как особый вид, а с другой – говорим о ней, как о крайнем случае другой связи? Выше отмечалось, что в бинарных соединениях химическая связь тем полярнее, чем больше разность электроотрицательностей () атомов, принимающих участие в ее образовании. Следовательно, с увеличением , увеличивается величина эффективного заряда на атомах, что приближает их к ионам; говорят, что

наблюдается увеличение ионности связи (рис. 14). Если отношение q/e превышает 0,5 (50%), то считают, что поведение атомов в соединении отвечает характеристикам ионов и связь между ними осуществляется по типу взаимодействия заряженных частиц, т.е. электростатическим взаимодействием. Как видно из графика, это отвечает >1,9, а экстраполяция его на 100% - ную ионность отвечает значению =3,5. Такой разности в электроотрицательностях добиться невозможно и, следовательно, чисто ионных связей практически не существует (ближе всего к ним приближаются связи Cs–F и Fr–F), а в каждом ионном соединении присутствует та или иная доля ковалентной связи.

Давайте немного порассуждаем. В неполярной связи электроны в равной степени принадлежат связанным атомам, а в полярной – большую часть времени проводят в область пространства, расположенном ближе к более электроотрицательному атому. Когда эффективный заряд становится равным – 0,5, это означает, что электроны ѕ времени (75%) находятся около более электроотрицательного атома; в течение этого времени они принадлежат ему. Поэтому, при >1,9, т.е. когда q/e становится больше 0,5, вполне допустимо рассматривать эффективные заряды атомов, как целочисленные, атомы – как ионы, а связь между ними считать ионной. Впервые понятие ионной связи ввел в химию немецкий ученый Вальтер Коссель (1916г.). По его представлениям атом, образующий ионные связи, присоединяет или теряет столько электронов, сколько нужно для превращения его электронной оболочки в наиболее стабильную, т.е. в такую, какую имеет ближайший к нему в периодической системе инертный газ.

Смоделируем, согласно представлениям Косселя, образование известного нам ионного соединения – поваренной соли (NaCl). При взаимодействии металлического натрия с газообразным хлором происходит бурная реакция, в результате которой образуется хлорид натрия, вещество, состоящее из ионов Na+ и Cl-:

2Na(тв) + Cl2(г)2NaCl(тв).

Соединение, полученное в результате этой реакции, сразу формируется в виде кристалла, т.е. ионы, образовавшие его, образуют правильную трехмерную структуру.

Образование ионов Na+ из Na ионов Cl- из Cl2, происходящее в это реакции, указывает на то, что атом натрия теряет электрон, а атом хлора этот электрон присоединяет. Для такого переноса электронов благоприятными являются условия, когда один атом имеет низкую энергию ионизации, а второй – высокое сходство к электрону. Наш пример как раз и отвечает такому положению. Здесь каждый атом, в результате отмеченной рекомбинации электронов, приобретает “внешний октет”. У иона натрия он состоит из конфигурации 2s22p6, а у хлора – 3s23p6.

Образование ионных соединений объясняется не только низкой энергией ионизации одних элементов и высоким сродством к электрону других, хотя эти факторы безусловно, играют важную роль, но еще и тем, что продукт взаимодействия более устойчив (обладает меньшей энергией), чем исходные соединения. Поэтому образование ионного вещества – всегда экзотермический процесс. Устойчивость ионного соединения обуславливается “упаковной” противоположно заряженных ионов внутри твердого вещества. Мера устойчивости ионного кристалла, обусловленная такой упаковкой, называется энергией кристаллической решетки. Эта величина – энергия, необходимая для полного разделения 1 моль твердого вещества на ионы, удаленные друг от друга на бесконечно большое расстояние:

NaCl(тв) ? Na+(г) + Cl-(г) .

Чтобы представить себе этот процесс, вообразим, что кристалл поваренной соли количеством 1 моль постепенно расширяется, расстояние между ионами увеличивается, пока не станет таким, когда заряды противоположно заряженных ионов не смогут взаимодействовать друг с другом. Для NaCl(тв) энергия кристаллической решетки составляет 785 кДж/моль. Это очень большая энергия и поэтому поваренная соль – устойчивое соединение с высокой температурой плавления. Большая часть энергии, придающая устойчивость кристаллической решетке берется из сил взаимодействия между противоположно заряженными ионами. Однако помимо этих сил, в кристалле существуют силы отталкивания между ионами одинакового знака, а также силы взаимодействия между далеко расположенными ионами противоположного знака. Равновесие всех этих сил (результат их суммирования) и есть энергия кристаллической решетки.

В чисто ионном соединении каждый ион, как электрический заряд, притягивает к себе, независимо от направления, неограниченное число противоположно заряженных ионов. Поэтому ионная связь, в отличие от ковалентной, является ненаправленной и ненасыщенной.

Количество противоионов, группирующихся вокруг некоторого иона, определяется их размерами и силами взаимного отталкивания. Устойчивость такой системы достигается в результате их определенной взаимной координации, причем такое координационное число никак не связано с зарядом центрального иона, а определяется, еще раз подчеркнем, соотношением размеров ионов (их радиусов) различного заряда. Так, если соотношения радиусов лежит в пределах 0,410,73, ионы координируют в октаэдрической форме, при соотношение 0,731,37 – в кубической и т.к. В нашем примере каждый ион натрия окружен 6 ионами Cl- (также и наоборот), расположенными, по отношению к нему, в вершинах октаэдра (рис.15). В кристаллах CsCl, установка иная – здесь каждый ион окружен восьмью противоположными и упаковка кубическая.

Следует подчеркнуть, что “молекулярное” состояние ионного соединения, отвечающее привычным формулам, например, NaCl, возможно только в сильно разряженном парообразном состоянии. В конденсированном состоянии у этого соединения нет отдельных молекул из-за электростатического притяжения противоионов. Поэтому привычные нам формулы ионных соединений (NaCl, CaCO3 и т.п.) не отвечают истинном состоянию соединения, являются эмпирическими и характеризуют лишь мольное соотношение между противоположно заряженными ионами.

В общем, резюмируя все написанное выше о ионных соединениях, скажем, что большинство их образуется путем объединения элементов, расположенных у “противоположных концов” таблицы Менделеева. Соединения этого вида – оксиды, галогениды, сульфаты и другие соли сложных анионов и т.п. в которые входят как правило элементы основных подгрупп I, II и III групп переходные металлы. Большие оксоанионы – ClO4- ; NO3- ; СО32- и др. образуют ионные соли с многими металлами. Причем соли образуются при взаимодействии иона металла непосредственно с анионом, а никак ни с его частью. Поэтому нельзя рассматривать в солях некую гипотетическую связь: Ме– О – Х, т.к. ее просто не существует.

Основные требования при образовании соединений, которые состоят из ионов и в которых ионы удерживаются исключительно кулоновскими силами, заключаются в том, что катионы должны иметь относительно низкий потенциал ионизации, а атомы неметаллов или радикалы – достаточно высокое сродство к электрону. Кроме того, нам говорилось выше, следует учитывать и другие факторы, прежде всего, геометрические соображения и, их следствие, энергию кристаллической решетки.

Кристаллическое строение присуще не только ионным соединениям. Известны ковалентные или каркасные кристаллы, к которых кристаллическая решетка построена из структурных единиц, связанных между собой ковалентными связи. В качестве примера приведем алмаз. Существуют молекулярные кристаллы, но это относится уже к области межмолекулярных сил, которые будут рассмотрены ниже. Но один тип кристаллов – металлических мы рассмотрим здесь, поскольку в них атомы объединяются за счет особого типа связи – металлической.

1   2   3   4


Учебный материал
© bib.convdocs.org
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации