Химия - Фролов В.В.
Скачать (прямая ссылка):
Сопоставим однотипные молекулы HF и KF по различию
83
электроотрицательностей входящих в них атомов и по величине момента:
молекула НР:ЛЭО = -2,2 + 3,98= 1,78; ^ = 0,(3 • 10~а!1 Кл-м молекула КГ: ЛЭО = -0,82 + 3,98 = 3,16; и, = 2,84• 10~29 Кл-м
Молекулы НР— типичные полярные молекулы, способные образовать димеры главным образом за счет объединения диполей, а молекул КР практически не существует, потому что в результате химической реакции получается кристалл, построенный из ионов К+ и Р~\
Однако нельзя провести точную границу между ионной связью, основанной только на электростатическом взаимодействии, и ковалентной полярной связью и можно оценивать только степень ионности. Существующие методы физических исследований строения вещества позволяют установить распределение электронной плотности в кристаллах ионного типа, причем оказалось, что нет участков в кристалле, где бы плотность электронов была равна нулю. Это указывает на то, что помимо изолированных положительно и отрицательно заряженных ионов К+ и Р~ еще существует часть атомов К и Р, объединенных ковалентиыми полярными связями и соответствующими общими орбиталями.
Так, например, гидрид лития ЫН обладает лишь 80% ионной связи и 20% ковалентной полярной связи; даже такой кристалл, как СБР, — соединение с максимальным различием в ЭО — обладает около 90% -ионной связи.
Взаимодействие ионов между собой, основанное на электростатическом притяжении и отталкивании, не является специфически направленным, как в случае образования ковалентных связей, но зависит от упаковки ионов в кристаллах. Строение ионных кристаллов в свою очередь определяется соотношением радиусов входящих в них ионов.
Размер ионов, определяемый их эффективным радиусом (Гольд -шмидт, Полинг), позволяет найти их «обобщенный» потенциал:
где п — число отданных или принятых электронов; е — заряд электрона; г — эффективный радиус; У0 — обобщенный потенциал иона.
Вообще говоря, вычисленный обобщенный потенциал иона представляет собой значительную величину, так как радиусы ионов очень малы (нм):
. У0» 1,44р В. (3.3)
Обобщенный потенциал иона характеризует напряженность электрического поля иона, которая влияет на поведение его в растворах (гидратация, формы диссоциации молекул, комплексные соединения и т. д.) и кристаллах (энергия кристаллической решетки).
84
Радиусы ионов и их обобщенные потенциалы изменяются закономерно, как это видно из данных табл. 3.6.
Т а б л и ц а 3.6. Радиусы ионов (по Гольдшмидту) и обобщенные потенциалы
Атом Ион Радиус, пм Потенциал, В Атом Ион Радиус, им Потенциал, В
н н- 0,154 9,35 и и* 0,068 21,17
р г- 0,133 10,83 № Ыа+ 0,098 14,7
СІ СІ- 0,181 7,96 К к+ 0,133 10,8
В г Вг- 0,196 7,35 Ве Ве2+ 0,030 96,0
I I- 0,219 6,58 Мс2+ 0,065 44,3
О о2- 0,145 19,8 Са с?+ 0,094 30,6
Б2~ 0,1-90 15,3 А1 А13+ 0,045 96,0
Бе Бе2~ 0,202 14,3 Бі . Бі4+ 0,038 171,5 1
Обобщенные потенциалы положительно заряженных ионов, как правило, выше отрицательно заряженных ионов. Высокие потенциалы таких ионов, как Ве2+, А1 + и 814+, указывают на усиление амфотерных и кислотных свойств гидроксидов. В частности, обобщенные потенциалы ионов определяют возможность явления поляризации в ионных молекулах, т. е. искажения формы ионов и взаимных расстояний под действием электрических полей.
Поляризующее действие иона зависит от величины обобщенного потенциала, и чем он выше, тем большее влияние оказывает данный ион на соседний ион в молекуле. Схематически поляризующее действие иона показано на рис. 46. Наиболее ©ильным поляризую-
КатианМ Анион (-) Катион (+) ¦ Анион (-)
В молекуле
Рис. 46. Схема поляризации ионов
щим действием обладают положительно заряженные ионы ^-металлов, имеющие иногда при малых радиусах высокие заряды. В частности, этим объясняется соответствующая окраска растворов солей.
Процесс поляризации обычно приводит к ослаблению степени ионности связи и приближению ее к полярной ковалентной связи.
3.6. ОБРАЗОВАНИЕ ДРУГИХ ВИДОВ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ
Рассмотренными тремя основными видами химической связи (ковалентная неполярная, ковалентная полярная и ионная) далеко не
85
исчерпываются все возможности взаимодействия элементарных частиц между собой.
Различных видов химической связи довольно много, и в пределах одной молекулы могут встречаться несколько видов связи, на-кладываясь и взаимно влияя друг на друга.
Большое количество информации, получаемой экспериментальным путем с помощью новых методов исследования строения вещества (молекулярные спектры, ядерный магнитный резонанс, электронный парамагнитный резонанс, дифракция электронов и т. д.), позволяет уточнять существующие теории и расчеты. Даже в простых молекулах, построенных за счет ковалентной неполярной связи, иногда получается несовпадение теории с экспериментом. Примером может служить молекула 02 (см. табл. 3.2), для объяснения парамагнетизма которой приходится допустить или наличие «трехэлектронной» связи за счет взаимодействия электронов неподеленных электронных пар, или миграцию электронов с одной р-орбитали на другую, так чтобы в каждый момент в молекуле кислорода имелись непарные электроны, • создающие магнитный момент.
