Основы химии
1
молекулы Н2. Энергия диссоциации молекулы Н2 состав-
ляет 432 кДж/моль.
Молекула Не2. Энергетическая диаграмма молекулы по методу МО
представлена на рисунке 4.22.
А.О. МО А.О. По сравнению с
молекулой водорода,
Не’ Не2 Hе’’ энергетическая диаграмма молекулы
Не2
?sраз содержит также два электрона на
?sраз -
орбите, число электронов на
связующей и
разрыхляющей орбиталях одинаково.
1S 1S Кратность связи молекулы равна
нулю
(КСне2=2–2/2=0). Выигрыша энергии
нет.
?sсв Следовательно, молекула Не2не
существует.
Рис.4.21. Энергитическая схема Рассмотрим двухатомные
молекулы
молекулы Не2. элементов второго периода.
У элементов второго периода, кроме 1S-орбиталей, в образовании МО
принимают участие 2S-, 2Px-, 2Py-, и 2Pz-орбитали. Комбинация 2S-атомных
орбиталей дает ?2sсв-и ?2sраз-орбитали. Взаимодействие 2p-орбиталей
приводит к образованию двух типов МО-?рсв-, ?рраз- и ?pсв-, ?pраз-
орбиталей. ?2pxсв-и ?2pxраз-молекулярные орбитали образуются от 2Px-атомных
орбиталей, вытянутых вдоль оси “x”, соединяющей центры объединяющихся
атомов. Так как 2Py- и 2Pz-атомные орбитали расположены перпендикулярно
этой оси, следовательно они образуют ?pyсв-, ?pyраз-, ?pzсв- и ?pzраз-
орбитали, лежащие во взаимноперпендикулярных плоскостях. Форма ?-
молекулярных орбиталей показана на рис.4.20.
В соответствии со спекторскопическими данными молекулярные орбитали
двухатомных молекул по уровню энергии располагаются в следующий ряд:
?1sсв 4,8Д
полярная ковалентная связь превращается в ионную. В этом случае электрон
внешней оболочки одного атома переходит на оболочку более
электроотрицательного атома. Такой переход возможен при взаимодействии
атома лития с атомом фтора. Это показано на рис.4.32.
Под действием поля атома фтора один электрон из внешней оболочки лития
переходит на оболочку фтора. Оба атома приобретают устойчивые оболочки
(литий – двухэлектронную оболочку, фтор - восьмиэлектронную оболочку), но
при этом оба атома становятся ионами: литий – положительно заряженным –
катионом, а фтор - отрицательно заряженным – анионом. Относительная
электроотрицательность лития равна 1 (ЕLi=1), а фтора – 4 (ЕF=4). Разность
в электроотрицательностях составляет три единицы(?Е=3). Считается, что
полярная ковалентная связь превращается в ионную при разности в
электроотрицательностях взаимодействующих атомов более 1,9 единицы.
+3 + +9 +3
+ +9
Li F Li+
F—
+ + — +
—
Li+ F—
LiF
Рис.4.32. Образование ионной молекулы LiF.
Следовательно, эта величина как бы является критерием образования
ионной связи. ?Е>1,9.
Более точной оценкой степени ионности полярной связи может быть расчет
отношения заряда диполя q к заряду электрона е: q/e. Cделаем оценку степени
ионности связи в молекуле HCl. При длинные связи l=1,27 А0 и величине
заряда диполя q=e=4,8*1010 эл.ст.ед. Расчетное значение дипольного момента
будет: ?теор.=l*q= =1,27*10-8 * 4,8*10-10 =6,11Д. Экспериментально
определенное значение ?экс.=1,039 Д.
значение ?экс.=1,039 Д. Тогда отношение q к е составит: q/e= ?экс./
?теор.*100=17%
Степень ионности связи в молекуле НCl всего 17%. Остальные 83%
составляет ковалентный характер связи. Обычно считают, что связь является
приемущественно ионной, когда степень ионности q/е>50%. При критерии ?Е
>1,9 молекула приобретает степень ионности более 50%.
100%-ной ионной связи практически не бывает. Для 100%-ной ионной связи
необходимо, чтобы разность в электроотрицательностях элементов ?Е достигла
величины 3,5. На самом деле, наиболее крайние по электроотрицательности
элементы франция (Fr) и фтора (F) имеют всего ?Е =3,3.
На рис.4.33. дана зависимость степени ионности связи (q/e) от разности
в электроотрицательностях атомов ?Е.
q/e*100% 100
Рис.4.33. зависи- 90 ионные связи
мость степени 80
ионности связи 70
от разности 60
электроотрица- 50
тельности атомов. 40 ковалентные
30 связи
20
10
0,4 0,8 1,2 1,6 2,0 2,4 2,8
3,2 3,6 ?Е
Рассмотрим свойства ионной связи на примере хлорида натрия. В следствии
противоположности зарядов оба иона Na+и Сl- притягиваются друг к другу.
Однако, сблизившись до определенного предела, они останавливаются на
оптимальном расстоянии (r0), при котором притяжение уравновешивается
взаимным отталкиванием их электронных оболочек.
Положительно и отрицательно заряженные ионы, образующие ионное
соединение, представим в виде заряженных шариков, силовые поля которых
равномерно распределяются в пространстве во всех направлениях (рис.4.34.)
Рисунок 4.34. наглядно
показы-
вает, что ионы держатся друг
возле
+ — друга за счет силового
электростати-
ческого поля. Насыщаемость
силовых
линий происходит только в
области
Рис.4.34. Распределение электрических между ионами, а по бокам
каждого ио- силовых полей двух разноименных ионов. на силовые линии
не компенсируются.
Отсюда первое свойство ионной связи – связь ненасыщенная.
Ненасыщаемость ионной связи приводит к тому, что все ионные соединения
кристаллические вещества с высокими температурами плавления и кипения.
Только в кристаллическом соединении за счет образования определенной
кристаллической решетки, в которой каждый ион окружен рядом ионов
противоположного знака, происходит компенсация силовых линий.
Кристаллическая решетка NaCl построена из двух гранецентрированных
кубических подрешеток, состоящих одна из ионов Na+, другая из ионов Сl-,
сдвинутых одна в другую на половину ребра куба. Число, показывающее,
сколько ионов противоположного знака окружает данный ион в кристалле,
называется координационным числом. Координационное число зависит от
размеров ионов и определяется соотношением радиусов ионов. Так, при
соотношении радиусов ионов в пределах 0,41-0,73 оно равно 6, а при
соотношении радиусов ионов 0,73-1,37 координационное число равно 8.
Координационное число решетки NaCl равно 6, это значит, что ион натрия (в
кристалле NaCl) окружает шесть ионов хлора и, наоборот ион хлора окружает
шесть ионов натрия.
Когда мы изображаем хлорид натрия ( поваренную соль) символом NaCl, мы
допускаем определенную неточность. Следовало бы писать NaCl-кристалл или
(NaCl)n. Даже в парообразном состоянии хлорид натрия наряду с одинарными
молекулами присутствуют ассоциаты (NaCl)2 и (NaCl)3.
Второе свойство ионной связи заключается в том, что она ненаправлена.
Нельзя указать направление, по которому ион хлора подходит к иону натрия, у
каждого иона все направления равноценны, и с любой стороны один ион может
подойти к другому. Если сравнить с ковалентной связью, в ковалентных
молекулах взаимодействие между атомами происходит в направлении
распространения электронного облака и ковалентные молекулы имеют
определенную геометрическую конфигурацию, ионные молекулы такого свойства
не имеют.
Как было сказано, вещества, образованные ионными молекулами, при
обычных условиях являются твердыми кристаллическими веществами с высокими
температурами плавления. (tпл NaCl – 800 0C; tпл NaF – 995 0C). Это
свидетельствует о прочности связи в кристалле. Энергия ионной связи
(Есв(ион.)) велика. Кроме энергии электростатического взаимодействия Еэ,
энергия связи (Есв) включает в себя энергию сродства к электрону (Еср)
неметалла и энергию ионизации атома металла (I). Расчет показывает, что
энергия ионной связи молекулы NaCl равна 422,6 кДж/моль.
ЕNaCl= Еэ - Еср + I =5,7-5,1+3,7= 4,3 эВ=422,6 кДж/моль.
Но прежде, чем разорвать связь между атомами в молекуле NaCl, необходимо
разрушить кристаллическую решетку этого вещества. Следовательно, требуется
дополнительная затрата энергии. Расчеты показывают, энергия кристаллической
решетки (NaCl)n равна 764 кДж/моль.
Ионная связь возникает не только между простыми ионами, она реализуется
и между сложными ионами: катионами NH4+, [Cu(NH3)4]+ и анионами NO3-, SO42-
, CO32-, [PtCl6]2- т.д.
За единицу валентности атомов в ионных соединениях принимают единичный
заряд иона. Например, в ионной молекуле NaCl атом натрия имеет заряд (+1),
а атом хлора (-1). Следовательно, оба атома одновалентны.
4.5. Донорно – акцепторная связь.
Рассматривая ковалентную свя
| |  скачать работу |
Основы химии |
