II. Цель и задачи государственной политики в области развития инновационной системы

III. Психические свойства личности – типичные для данного человека особенности его психики, особенности реализации его психических процессов.

IV. Механизмы и основные меры реализации государственной политики в области развития инновационной системы

IV. Особенности правового регулирования труда беременных женщин

IV. размещение в оборонительных (фортификационных) сооружениях

Ионная связь представляет собой предельный случай полярной связи, когда электроотрицательности взаимодействующих атомов настолько сильно отличаются друг от друга, что связывающая электронная пара полностью переходит от атома с меньшей электроотрицательностью к атому с большей электроотрицательностью, следствием чего является превращение атомов в положительный и отрицательный ионы.

Рассмотрим в качестве примера образование ионной связи во фториде лития. Для этого вначале вспомним электронное строение взаимодействующих атомов и оценим их валентные возможности. Атом лития имеет электронную формулу 1s 2 2s 1 . Очевидно, что для достижения устойчивой структуры ему необходимо отдать один электрон, расположенный на внешнем энергетическом уровне.

Li ® Li + + e -

1s 2 2s 1 ® 1s 2 + е -

Атому фтора, который имеет электронную формулу 1s 2 2s 2 2p 5 , для достижения устойчивой конфигурации электронной оболочки достаточно присоединить один электрон, источником которого является атом лития:

1s 2 2s 2 2p 5 + e - ® 1s 2 2s 2 2p 6

Электростатическое притяжение образовавшихся ионов и приводит к образованию вещества с ионной связью:

Li + F ® Li + + F - ® Li + F -

Следует отметить, что описанная картина несколько идеализирована. В реальности полного переноса электрона не происходит, что вызвано поляризующим действием катиона лития, за счет которого он оттягивает на себя часть электронной плотности аниона. Квантово-механический расчет показывает, что в молекуле фторида лития эффективный заряд на атоме лития составляет +0,51, соответственно на атоме фтора -0,51, т.е. связь литий-фтор в значительной мере ковалентна.

Электростатическая природа ионной связи обуславливает ее основные свойства - ненаправленность и ненасыщаемость. Ненаправленность ионной связи обусловлена сферической симметрией электростатического поля иона, вследствие которой заряженная частица притягивает ионы противоположного знака равномерно по всем направлениям.

Образование ионной связи с частицей противоположного заряда нарушает сферическую симметрию поля, но само поле не исчезает. Поэтому, образовав одну ионную связь, ион не утрачивает способность к электростатическому взаимодействию с другими частицами.

Вследствие этого молекулы с ионным типом связи существуют только при высокой температуре в газовой фазе. В конденсированном состоянии ионы стремятся окружить себя максимальным число ионов противоположного знака, что приводит к образованию веществ с немолекулярной структурой - ионных агрегатов (ионных кристаллов).

Общий тип химической связи обуславливает некоторые общие свойства, присущие всем ионным соединениям:

1. Ионные соединения имеют высокую температуру плавления и низкую летучесть. Это явление объясняется сильным электростатическим притяжением между катионами и анионами в соединении. Так, в кристалле хлорида цезия ион цезия окружают восемь ионов хлора, находящихся на кратчайшем расстоянии от него, а каждый ион хлора - восемь ионов цезия.

2. Ионные соединения, как правило, имеют низкую электрическую проводимость в кристаллическом состоянии, так как ионы, находящиеся в узлах кристаллической решетки, не способны к поступательному движению. В расплавах ионы такую способность обретают, в результате чего расплавы ионных соединений хорошо поводят электрический ток.

3. Ионные кристаллы тверды, но хрупки. Твердость ионных соединений объясняется отсутствием в них направлений, по которым кристаллическая решетка могла бы расслаиваться, как, например, в случае кристалла графита. Хрупкость ионных кристаллов связана с тем, что даже незначительные деформации решетки сопровождаются сближением одноименно заряженных ионов, в результате чего баланс сил отталкивания и притяжения нарушается, а кристалл раскалывается.

4. Ионные соединения обычно заметно растворимы в полярных растворителях. Полярные растворители характеризуются высокими значениями диэлектрической постоянной, которая связана с энергией взаимодействия двух заряженных частиц уравнением

где Z + и Z - - заряды взаимодействующих частиц, r - расстояние между ними, e - диэлектрическая постоянная среды. Для воды диэлектрическая постоянная составляет 7,25×10 -10 Кл 2 ×Дж -1 ×м -1 , тогда как диэлектрическая постоянная вакуума (e 0) равна 8,85×10 -12 Кл 2 ×Дж -1 ×м -1 , то есть в 82 раза меньше. Изменение диэлектрической постоянной при переходе от вакуума к воде в 82 раза понижает энергию взаимодействия, что способствует распаду вещества на ионы. Примером других жидкостей с высокими значениями диэлектрической проницаемости могут служить циановодород (158 e 0), фтороводород (83,6 e 0), муравьиная кислота (57,9 e 0), метиловый спирт (37,9 e 0), жидкий аммиак (25,0 e 0).

Повышению растворимости ионных соединений в полярных растворителях может благоприятствовать также сольватация образующихся ионов, являющаяся экзотермическим процессом.

| | | | | | | |

Cтраница 1

Свойства ионных соединений во многом определяются взаимной поляризацией входящих в их состав ионов. Поляризация иона выражается в относительном смещении ядра и окружающих его электронов внешней электронной оболочки под действием электрического поля соседнего иона; при этом валентные электроны смещаются в сторону катионов. Подобная деформация электронной оболочки ведет к понижению степени ионности связи и к превращению ее в полярную ковалентную связь.  

В работе свойство ионных соединений проводить электрический ток только в расплавленном состоянии предлагается использовать для того, чтобы вводить в зону электроды и, подбирая соответствующий потенциал, осаждать на них примесный катион в виде металла, тем самым повышая эффективность очистки.  

Ряд важных особенностей в свойствах ионных соединений обусловлен тем, что переход электронейтрального атома в ионное состояние знаменует собой резкий качественный скачок. Так, ионное состояние должно рассматриваться как возбужденное, так как ионы отличаются высокой химической активностью.  

Природу ионной связи, структуру и свойства ионных соединений объясняют с позиций электростатической теории химической связи. Такой подход является удачным для объяснения образующейся связи в галогенидах щелочных металлов.  

Химические свойства анионов и связанные с ними свойства соответствующих ионных соединений рассматриваются в главах, посвященных элементам, образующим эти анионы. Здесь же будут рассмотрены только те особенности и закономерности, которые обусловлены наличием в ионных кристаллах катионов щелочных металлов.  

Очень хорошее совпадение значений энергии решетки, вычисленных из известных теплот образования и других величин при помощи цикла Борна и определенных в предположении чисто ионной структуры, дает существенное подтверждение того, что дифториды переходных металлов обладают преимущественно свойствами ионных соединений. Точные значения энергии решетки для три - и тетрафторидов, к сожалению, отсутствуют, а термохимические данные для этих соединений весьма скудны.  

В подавляющем большинстве соединений ртути (П) преобладает ковалентный тип химической связи. Только дифторид ртути HgF2, в котором атом ртути связан с атомами наиболее электроотрицательного из химических элементов - фтора, проявляет свойства ионного соединения. Он образует ионную кристаллическую решетку, имеет гораздо более высокие температуры плавления и кипения, чем другие дигалогениды ртути, при растворении в воде полностью гидро-лизуется.  

Изучение вещества, состоящего из разнородных атомов, приводит к представлению об ионной или гетерополярной связи; типичным примером такого вещества может служить NaCl. Один валентный электрон натрия переходит к атому хлора. Кулоновские силы притяжения уравновешиваются силами отталкивания; последние возникают, когда электронные оболочки ионов начинают перекрывать друг друга. Многие свойства простых ионных соединений можно объяснить, исходя из теории Борна и представителей его школы. Поэтому разность между максимумом и минимумом потенциальной кривой в данном случае значительно больше, чем в кристаллах с ковалентной или металлической связью; в результате в ионных соединениях запретная зона широка. Измерение значений подвижности носителей в кристаллах с низкой электропроводностью представляет значительные трудности, и в литературе по этому вопросу имеется немного экспериментальных данных.  

I. Изучите и умейте объяснить:

1. Признаки ионной связи:
характер химических элементов –ионную связь образуют атомы типичных металлов и атомы типичных неметаллов, резко отличающиеся друг от друга по электроотрицательности.
механизм образования связи: атом металла отдает наружные электроны, превращаясь в катионы; атомы неметаллов присоединяют электроны, превращаясь в анионы. Образовавшиеся ионы взаимодействуют электростатически.

2. Примеры образования ионной связи: натрий хлорид, кальций фторид.

3. Свойства веществ с ионной связью:

· При обычных условиях вещества твердые.

· Большинство веществ имеют высокие температуры плавления и кипения.

· Растворы многих веществ проводят электрический ток. Почему?

Если связь ионная, то в узлах кристаллической решетки находятся противоположно заряженные ионы, между которыми во всех направлениях действуют значительные электростатические силы. Они обуславливают образование твердых, нелетучих веществ, имеющих ионную кристаллическую решетку.

II. Рассмотрите на рисунке и моделях кристаллическую решетку хлорида натрия, объясните партнеру ее строение. Чем обусловлена ее прочность?
III. Познакомьтесь с образцами веществ, имеющих ионную связь, найдите в справочнике температуры плавления этих веществ и обсудите с партнерами их значение.

1. Какие элементы образуют ионную связь?

2. Каков механизм образования ионной связи?

3. Какими свойствами обладают вещества с ионной связью? Почему?

4. Какие вещества, образцы которых выставлены на столе, имеют ионную связь? Каково их агрегатное состояние?

5. Соединения NaCl, AlP, MgS кристаллизуются в кристаллические решетки с почти одинаковыми расстояниями между катионами и анионами. Какое из этих соединений имеет самую высокую температуру плавления? Почему?

Карточка 4.

Тема: Свойства веществ с металлической связью. Металлические кристаллические решетки.

Кристаллическая решетка, в узлах которой находятся положительно заряженные ионы металла, связываемые относительно свободными электронами, движущимися по всему объему кристалла, называется металлической.

Для металлов характерны кристаллические решетки с плотной упаковкой ионов в узлах. Прочность металлической связи и плотность упаковки обуславливают прочность, твердость, относительно высокие температуры плавления.
То, что металлы хорошо проводят электрический ток, объясняется присутствием в них свободных электронов. С повышением температуры усиливаются колебания ионов, находящихся в узлах кристаллической решетки металла, что затрудняет направленное движение электронов и тем самым приводит к уменьшению электрической проводимости металла.

Теплопроводность металлов обуславливается как высокой подвижностью свободных электронов, так и колебательным движением ионов.
Кристаллы с металлической связью пластичны; в этом случаи при деформации кристалла возможно смещение ионов без нарушения связи.
«Блуждающие» электроны в металле – причина «металлического блеска».

II. Рассмотрите на рисунке и моделях кристаллические решетки металлов. Объясните взаимосвязь между строением кристаллов и физическими свойствами металлов.
III. Познакомьтесь с образцами металлов и сплавов. Расскажите о применении некоторых из них в быту.

Вопросы и задания для самоконтроля.

1. Что такое металлическая связь? Для каких веществ она характерна?

2. Что такое металлическая кристаллическая решетка?

3. Какими физическими свойствами обладают металлы и сплавы?

4. Объясните на основе представлений о сущности металлической связи такие физические свойства металлов, как:
а) высокая, электрическая проводимость, уменьшается с повышением температуры металла.
б) высокая теплопроводность;
в) пластичность, ковкость;
г) характерный «металлический» блеск.

7.4. Состав и строение ионных соединений

В обычных условиях соединения с ионной связью или, как их обычно называют, ионные соединения представляют собой твердые вещества. Они состоят из ионных кристаллов .

Каждый такой кристалл – гигантская " супермолекула" , в которой каждый катион окружен несколькими анионами, а каждый анион – несколькими катионами.
Окружение иона, состоящее из ионов противоположного знака, характеризуется координационным числом этого иона.

Как видно из определения, понятие " координационное число" используется не только для характеристики окружения ионов, но и в других случаях, с которыми мы познакомимся позже.
Естественно, что в случае ионного кристалла ближайшими соседями иона являются тоже ионы, но противоположного знака.Посмотрим, чему равны координационные числа (КЧ) ионов в различных ионных кристаллах:

NaCl: КЧ(Nа ) = КЧ(С1 ) = 6;
CsCl: КЧ(Cs ) = КЧ(Cl ) = 8;
CaF 2: КЧ(Са 2) = 8, КЧ(F ) = 4.

Количественный состав ионного соединения определяется электронейтральностью вещества. Так как любое химическое вещество электронейтрально, то в любой порции вещества суммарный заряд катионов равен суммарному заряду анионов. Это относится и к наименьшей порции немолекулярного вещества – формульной единице. Следовательно, состав ионного вещества зависит только от зарядов ионов, из которых оно состоит. Зная заряды ионов и помня об электронейтральности вещества, легко составить формулы ионных соединений (структурные и простейшие):

Na и O 2 (Na ) 2 (O 2) Na 2 O	Ca 2 и Cl (Ca 2)(Cl ) 2 CaCl 2	Bi 3 и F (Bi 3)(F ) 3 BiF 3	Na и SO 4 2 (Na ) 2 (SO 4 2) Na 2 SO 4
K и N 3 (K ) 3 (N 3) K 3 N	Fe 2 и O 2 (Fe 2)(O 2) FeO	Cr 3 и S 2 (Cr 3) 2 (S 2) 3 Cr 2 S 3	Ba 2 и CO 3 2 (Ba 2)(CO 3 2) BaCO 3
Ag и Cl (Ag )(Cl ) AgCl	Mg 2 и P 3 (Mg 2) 3 (P 3) 2 Mg 3 P 2	La 3 и P 3 (La 3)(P 3) LaP	Ca 2 и PO 4 3 (Ca 2) 3 (PO 4 3) 2 Ca 3 (PO 4) 2

Из электронейтральности вещества следует и другое правило, которым можно пользоваться при составлении простейших формул ионных соединений: отношение индексов ионов в простейшей формуле равно обратному отношению модулей зарядов этих ионов.

Пример. Запишем формулу хлорида кальция в виде Ca x Cl y , тогда

, следовательно, простейшая формула хлорида кальция – CaCl 2 .

Координационные числа простых ионов также связаны с зарядами этих ионов простым соотношением: отношение координационных чисел ионов равно отношению модулей зарядов этих ионов.
Из-за ненаправленности и ненасыщаемости ионной связи " упаковка" ионов в ионном кристалле осуществляется по принципу " сколько влезет" . Поэтому структура каждого конкретного ионного кристалла, состоящего из простых ионов, определяется двумя факторами:
1) простейшей формулой и
2) соотношением ионных радиусов.
Использовать орбитальные ионные радиусы при анализе структуры ионных кристаллов не совсем удобно, поэтому часто применяют и другие системы ионных радиусов. Наиболее объективную информацию о размерах ионов дают экспериментально определяемые физические ионные радиусы (r ф), смысл которых ясен из рис. 7.2. Значения физических ионных радиусов приведены в приложении 8. Физические ионные радиусы используются, в частности, для построения объемных моделей структур ионных кристаллов. Ионы в этих моделях изображаются в виде соприкасающихся шаров с радиусами, пропорциональными физическим ионным радиусам.

На рис. 7.3 показаны структуры кристаллов трех соединений: NaCl, CsCl и CaF 2 . Слева на этом рисунке в виде объемных моделей изображены элементарные ячейки кристаллов, то есть минимальные объемы кристаллов, многократно повторяя которые в трех направлениях, можно получить весь кристалл. Справа на этом рисунке те же элементарные ячейки изображены в виде шаростержневых моделей. В этих моделях шариками изображаются не сами атомы, а только их центры, а расстояния между шариками пропорциональны межатомным расстояниям.
Структуры, аналогичные приведенным на рисунке 7.3, имеют многие соединения. Так структуру NaCl имеют, например: KF, KCl, CaO, FeO, CaS, CrN и многие другие соединения. Веществ со структурой CsCl значительно меньше, и это прежде всего хлориды, бромиды и йодиды рубидия и цезия. Напротив, соединений со структурой CaF 2 очень много, например: BaF 2 , SrCl 2 , CuF 2 , CdF 2 . Существует довольно много соединений, структура которых похожа на структуру CaF 2 , только катионы и анионы в них как бы поменялись местами: K 2 O, Na 2 S, Li 2 Se и другие. Кроме того, существует еще несколько структурных типов , к которым относятся другие бинарные ионные соединения.

Ионные кристаллы со сложными катионами или анионами имеют, естественно, более сложную структуру.
По физическим характеристикам ионные соединения – твердые хрупкие вещества с довольно высокими температурами плавления (обычно выше 400 o С) и кипения. В расплавленном состоянии они представляют собой ионные жидкости (ионные расплавы). Как и ионные кристаллы, ионные жидкости состоят из катионов и анионов, удерживаемых вместе ионными связями, но, в отличие от кристалла, в расплаве ионы подвижны. Поэтому расплавы ионных соединений проводят электрический ток. В газообразном состоянии при высокой температуре большинство ионных веществ состоит из ионных молекул, обычно соответствующих формульной единице твердого вещества.

Фторид кальция – CaF 2 . Бесцветное кристаллическое вещество с ионной связью. В природе это минерал флюорит или плавиковый шпат. Природные флюориты почти всегда слабо окрашены в зеленый, голубой и даже пурпурный тона, и, пока не истощились их залежи, они использовались в качестве красивого поделочного камня. Флюорит не растворяется в воде, химически малоактивен. Он издавна применялся в металлургии для снижения температуры плавления руд цветных металлов и образующихся шлаков (флюор по латыни – " текучий"). В настоящее время флюорит используют для получения фтороводорода и плавиковой кислоты, кроме того, кристаллы флюорита находят применение в оптике, так как они пропускают излучение в инфракрасной и ультрафиолетовой части спектра лучше, чем вода, кварц и стекло. Кроме того, фторид кальция входит в состав некоторых глазурей и эмалей.

ИОННЫЕ КРИСТАЛЛЫ, КООРДИНАЦИОННРЕ ЧИСЛО, КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ СОСТАВ ИОННОГО СОЕДИНЕНИЯ, ФИЗИЧЕСКИЙ ИОННЫЙ РАДИУС, ОБЪЕМНЫЕ МОДЕЛИ ИОННЫХ КРИСТАЛЛОВ, ШАРОСТЕРЖНЕВЫЕ МОДЕЛИ КРИСТАЛЛОВ, СТРУКТУРНЫЕ ТИПЫ.
1.Составьте структурные и простейшие формулы соединений, в состав которых входят ионы: Na и Br ; Na и S 2 ; Ca 2 и I ; Na и N 3 ; Al 3 и O 2 ; Mg 2 и N 3 .
2.Составьте простейшие формулы следующих соединений: оксид кальция, хлорид рубидия, сульфид лития, йодид магния, оксид бария.
3.Перечислите увиденные вами недостатки и достоинства объемных и шаростержневых моделей структуры кристаллов.

7.5. Энергия ионной связи

Одна из важнейших характеристик химической связи – ее прочность. Прочность связи характеризуется энергией связи. Для разных типов связи энергия связи определяется и называется по-разному. Для ионной связи эта энергия называется молярной энергией ионной кристаллической решетки , или кратко энергия решетки .

Энергия решетки показывает, какая энергия выделится при образовании 1 моля вещества из изолированных ионов, или, какую энергию необходимо затратить на разделение одного моля вещества на изолированные ионы. [E кр ] = 1 кДж/моль.
Для обычной поваренной соли Е кр (NaCl) = 767 кДж/моль. Для сравнения, 767 кДж надо затратить, чтобы при 100 o С полностью испарить 340 г воды.

Таблица 18. Значения энергии решетки для некоторых веществ

Как видно из таблицы 18, значения энергии решетки меняются в довольно широких пределах: примерно от 600 до 15000 кДж/моль. От чего же это зависит?
Силы, связывающие ионы в кристалле – электростатические силы, и, следовательно, по закону Кулона ионная связь тем прочнее, чем больше значения зарядов и меньше радиусы ионов.

Действительно, энергия решетки йодида лития много меньше, чем энергия решетки фторида лития потому, что радиус фторид-иона существенно меньше радиуса йодид-иона. Самая большая энергия решетки из приведенных в таблице у оксида алюминия потому, что в этом соединении и ионы маленькие, и значения их зарядов достаточно велики.

Оксид алюминия – Al 2 O 3 . Оксид алюминия существует в виде нескольких модификаций, отличающихся друг от друга строением своих кристаллов. Наиболее устойчивая из них (-Al 2 O 3) встречается в природе в виде минерала, который называется корунд. Эта же модификация образуется из всех остальных при прокаливании. Прозрачные кристаллы корунда, окрашенные примесями титана в голубой цвет, называют сапфирами, а примесями хрома в красный цвет – рубинами. Поликристаллический корунд – немолекулярное вещество белого цвета, тугоплавкое, термически очень устойчивое. Являясь формально амфотерным оксидом, корунд представляет собой очень инертное вещество, он не реагирует ни с кислотами, ни со щелочами. Амфотерными свойствами обладают другие модификации оксида алюминия (не подвергавшиеся прокаливанию) с менее упорядоченной структурой. Высокая температура плавления корунда (около 2000 o С), его химическая инертность, а также высокая механическая прочность связаны с очень большой энергией решетки этого вещества (см. табл. 18). Низкотемпературные модификации оксида алюминия нашли применение в качестве катализаторов (веществ, ускоряющих протекание химических реакций). Состоящая в основном из оксида алюминия горная порода – глинозем – используется при производстве фарфора. Сапфиры и рубины – в ювелирном деле и промышленности. Не представляющий ювелирной ценности мелкокристаллический корунд применяют как абразивный материал. Им покрывают наждачную бумагу, из него прессуют шлифовальные круги и бруски для заточки ножей.

МОЛЯРНАЯ ЭНЕРГИЯ ИОННОЙ КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ РЕШЕТКИ (ЭНЕРГИЯ РЕШЕТКИ).
1.Объясните, почему энергия связи во фториде цезия больше, чем в йодиде?
2.В каком из соединений энергия решетки больше и почему: а) Na 2 S или K 2 S; б) MgCl 2 или MgI 2 ; в) KCl или CaCl 2 ?
3.Какой из оксидов – MgO или CaO – плавится при более высокой температуре?

7.6. Формальный заряд. Поляризация ионов

После знакомства со строением ионных кристаллов на вопрос, из чего они состоят, вы уверенно отвечаете: " Из ионов". При этом вы понимаете под ионами заряженные аналоги атомов и молекул, на самом деле имеющие целочисленный заряд, например, +1е или – 3 е. Но это не так.
Экспериментально установлено, что реальные или, как их называют, эффективные заряды ионов в соединениях несколько отличаются от их формальных зарядов , то есть от тех зарядов, которые мы записываем в символе иона.

Как для эффективного, так и для формального удобная заряда единица измерений – элементарный электрический заряд. Хотя, конечно, эти заряды могут быть измерены и в кулонах. При обозначении формального заряда иона в правом верхнем индексе знак " +" или " – " ставится в кружочке (, 2, , 3 и т. п.). (В химической литературе (и научной, и учебной) это правило соблюдается далеко не всегда: часто формальные заряды ионов обозначают без кружочков, что приводит иногда к недоразумениям).
Эксперименты показали, что в кристалле хлорида натрия q эф (Na ) = +0,78 е , а q эф (С1 ) = – 0,78 е . Как видите, эффективные заряды заметно отличаются от формальных зарядов (+1 е и – 1 е ).
Чтобы понять, почему это так, рассмотрим реакцию получения хлорида натрия из простых веществ:

2Na (к) + Cl 2(г) = 2NaCl (к) .

Буквенные индексы у формул веществ показывают, в каком агрегатном состоянии взяты исходные вещества, и в каком агрегатном состоянии образуются продукты реакции. В данном случае натрий и хлорид натрия – твердые кристаллические вещества (к), а хлор – газ (г).
Мысленно разобьем процесс образования кристалла хлорида натрия на следующие этапы;
1) кристалл натрия разделяется на атомы натрия: Na (к) = Na (г) ;
2) молекулы хлора разделяются на атомы хлора: Cl 2(г) = 2Cl (г) ;
3) атомы натрия отдают электроны, а атомы хлора их принимают: то есть Na (г) + Cl (г) = Na + (г) + Cl – (г) ;
4) из изолированных ионов образуется кристалл хлорида натрия: Na + (г) + Cl – (г) = NaCl (к) .

На третьем этапе образуются изолированные ионы с реальным целочисленным зарядом (обозначение без кружочков).
На четвертом этапе из этих ионов образуется кристалл. Соединяясь, ионы не остаются неизменными. Они как бы меняют свою форму, то есть деформируются (ведь ионы не твердые шарики). Эту деформацию называют поляризацией ионов.
Вспомним, что электронное строение ионов натрия и хлорид-ионов похоже, но не одинаково: внешний электронный слой иона натрия – 2s 2 2р 6 , а хлорид-иона – Зs 2 Зр 6 . Отличие прежде всего в том, что r о (Сl ) > r о (Nа ), а значит, внешний электронный слой хлорид-иона более " рыхлый" , чем внешний электронный слой иона натрия. Поэтому при образовании кристалла хлорида натрия электронные оболочки хлорид-ионов легче деформируются (поляризуются) под действием электрического поля ионов натрия, чем электронные оболочки ионов натрия – под действием хлорид-ионов. В результате деформации электронные облака несколько смещаются от хлорид-ионов к ионам натрия, и реальный заряд каждого из ионов уменьшается по абсолютной величине.

В том же хлориде натрия
q ф (Nа ) = 1 е, а q эф (Nа ) = 0,78 е;
q ф (Cl ) = – 1 е, а q эф (Cl ) = – 0,78 е.
Впечатление такое, будто у иона возникает дополнительный заряд противоположного знака, частично компенсирующий основной заряд этого иона.
Такой дополнительный заряд называют частичным зарядом . Частичные заряды ионов возникают из-за поляризации этих ионов при образовании ионной химической связи.

q ч = q эф – q ф

q эф = q ф + q ч

Для ионов натрия и хлорид-ионов в хлориде натрия
q ч (Na ) = q эф (Nа ) – q ф (Nа ) = 0,78 е – 1е = – 0,22 е, а
q ч (Cl ) = q эф (Cl ) – q ф (Cl ) = – 0,78 е – (– 1 е) = 0,22 е.
Обратите внимание, что частичный заряд иона противоположен по знаку его формальному заряду.

Значения частичных зарядов далеко не всегда бывают известны, поэтому часто ограничиваются только указанием знака этого заряда. В этом случае он обозначается B или A.

Таблица 19. Примеры эффективных зарядов ионов в соединениях

Вещество	q эф, е(катиона)	q эф, е(аниона)	Вещество	q эф, е(катиона)	q эф, е(аниона)
NaF			MgO
NaCl			CaO
NaBr			BaO
NaI			CaS
KCl			ZnS
RbCl			FeO
CsCl			CaF 2
CsF			Al 2 O 3
LiI			Fe 2 O 3

Как видно из примеров, приведенных в таблице 19, эффективные заряды ионов иногда очень существенно отличаются от обычно используемых нами формальных зарядов. Это отличие может быть использовано для оценки применимости модели ионной связи для описания химической связи в данном соединении.

ЭФФЕКТИВНЫЙ ЗАРЯД, ФОРМАЛЬНЫЙ ЗАРЯД, ЧАСТИЧНЫЙ ЗАРЯД, ПОЛЯРИЗАЦИЯ ИОНОВ.
1.Почему прочность химической связи мы считаем одной из важнейших ее характеристик?
2.Пользуясь данными таблицы 19:
а) определите значения частичных зарядов а) катионов натрия в галогенидах натрия, б) анионов кислорода в оксидах магния, кальция и бария;
б) проследите зависимость частичных зарядов ионов натрия от порядкового номера галогена;
в) проследите зависимость частичных зарядов анионов кислорода от порядкового номера элемента IIА группы.
3.Используя таблицу физических ионных радиусов (приложение 8), объясните, почему частичный заряд ионов в рассмотренных вами рядах меняется именно таким образом.
4.Определите, в каких из приведенных в таблице соединений химическая связь хорошо описывается моделью ионной связи, а в каких – на ваш взгляд не очень хорошо.
5.Определите, на каких из выделенных в тексте параграфа этапах образования хлорида натрия из простых веществ энергия поглощается, а на каких – выделяется.

7.7. Ковалентная связь. Обменный механизм образования ковалентной связи

Изучая параграф 7.2, вы узнали, что ковалентные связи образуются в том случае, когда связываемые атомы маленькие и, следовательно, обладают склонностью только принимать электроны. Тогда же вы узнали, что ковалентная связь образуется за счет попарного обобществления неспаренных валентных электронов связываемых атомов.
Силы, удерживающие вместе связываемые атомы, как и в случае ионной связи, и здесь имеют электрическую природу, но в ответ на вопрос " почему электронная пара связывает атомы?" мы можем сказать только, что это энергетически выгодно. Более точный ответ дает квантовая механика.

В параграфе 7.2 мы разобрали несколько случаев образования ковалентной связи между атомами. Во всех этих случаях неспаренные электроны первоначально принадлежали разным атомам. После образования связи электроны становились общими для связываемых атомов. Такой механизм образования ковалентной связи называется обменным s -электронов может перейти на свободную 2р -орбиталь

и неспаренных электронов у атома станет уже четыре. В этом состоянии атом углерода может образовать четыре ковалентные связи, например, с атомами водорода или кислорода.

При образовании четырех ковалентных связей выделяется больше энергии, чем при образовании только двух ковалентных связей. Избытка энергии в данном случае вполне достаточно, чтобы компенсировать затраты на возбуждение атома углерода.

Не только атомы углерода склонны образовывать ковалентные связи в возбужденном состояния, но и другие атомы, у которых есть неподеленные пары валентных электронов и одновременно с ними свободные валентные орбитали, например, атомы бора, кремния и бериллия:

Очень часто с позиции возбуждения в рамках модели ковалентной связи объясняют образование связей и тогда, когда электрон, возбуждаясь, должен был бы переходить на d -подуровень атома р -элемента, хотя ни экспериментально, ни точными квантово-механическими расчетами это не подтверждается, например:

Все же мы будем пользоваться этой моделью и для таких атомов, помня, что она, к сожалению, плохо отражает действительность, показывая только, сколько валентных электронов атома принимает участие в образовании связей.

ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
1.Изобразите схемы образования ковалентных связей в молекулах F 2 , I 2 , HI, H 2 O 2 и N 2 O 3 . Составьте электронные и структурные формулы этих веществ.
2.Используя модель возбуждения валентных электронов изобразите схемы образования ковалентных связей в молекулах BCl 3 , SiCl 4 , BeCl 2 , HgCl 2 , CS 2 .
3.Сколько ковалентных связей может образовать атом фосфора в невозбужденном состоянии? А в возбужденном?

Химическая связь в простых веществах (элементах) может быть металлической или ковалентной. В соединениях она может быть ионной или ковалентной. Однако, как было показано выше (см. рис. 2.11), чисто ионная или чисто ковалентная связь-это только предельные случаи. Поэтому делать какие-либо обобщения, касающиеся зависимости между типом химической связи, структурой и физическими свойствами, довольно рискованно. И все же существуют некоторые очевидные и важные закономерности, заслуживающие упоминания.

Начнем с рассмотрения табл. 2.11, из которой видно, что металлы и ионные соединения существуют в виде кристаллов с каркасной решеткой из одинаковых химических связей. (Подробное обсуждение кристаллической структуры проводится в следующей главе.) Простые вещества (элементы) и соединения с ковалентным типом связи существуют в виде молекулярных кристаллов, где молекулы связаны между собой слабыми межмолекулярными силами, либо в виде каркасных ковалентных кристаллов, которые можно рассматривать как гигантские молекулы макромолекулы.

Не все простые вещества (элементы) и соединения имеют структуру одного из простейших типов, показанных в табл. 2.11. Например, графит существует в форме кристаллов, состоящих из слабо связанных слоев углеродных атомов. В пределах одного слоя атомы углерода связаны между собой прочными ковалентными связями, а соседние слои связаны друг с другом слабыми вандерваальсовыми силами. Другим примером является иодид кадмия. Он тоже имеет слоистую структуру, хотя связи между атомами в каждом слое имеют промежуточный характер между ионными и ковалентными.

Обратимся теперь к различным физическим свойствам, которые определяются типом химической связи.

Физическое состояние вещества. Все металлические элементы, за исключением ртути, при комнатной температуре находятся в твердом состоянии. Неметаллические элементы при нормальных условиях находятся в твердом либо в газообразном состоянии, за единственным исключением: бром представляет собой жидкость.

Ионные соединения при комнатной температуре находятся в твердом состоянии. Исключение составляют только минеральные кислоты, которые являются жидкостями. Однако они представляют собой ионные соединения не в чистом виде, а в растворе в полярных растворителях (см. ниже).

Простые вещества (элементы) и соединения с ковалентным типом связи, состоящие из простых молекул, существуют в газообразном, жидком либо твердом состояния; в последнем случае они образуют молекулярные кристаллы, для которых характерны невысокие температуры плавления

Молекулы алмаза можно увидеть невооруженным глазом. Алмаз представляет собой гигантскую молекулу (макромолекулу). Он имеет кристаллическую структуру, в которой атомы углерода связаны между собой ковалентными связями в гигантский трехмерный каркас.

Простые вещества (элементы) и соединения с ковалентной связью, существующие в форме кристаллов с каркасной структурой, имеют очень высокую температуру плавления.

Летучесть . Элементы и соединения с каркасной кристаллической структурой характеризуются высокими температурами плавления и кипения, а также большими энтальпиями плавления и испарения (табл. 2.11) . Поэтому они считаются нелетучими. При нормальных условиях они существуют в твердом состоянии. Простые молекулярные соединения летучи. Они имеют невысокие температуры плавления и кипения, а также небольшие энтальпии плавления и испарения. Как мы уже знаем, они могут существовать в газообразном, жидком либо твердом состояниях.

Твердость. Элементы и соединения с каркасной кристаллической структурой, как правило, обнаруживают большую твердость. Характерными свойствами металлов являются ковкость и тягучесть; это означает, что они поддаются расплющиванию в тонкие листы под ударами молота и могут вытягиваться в тонкую проволоку, если нх протягивают (волокут) через узкое отверстие. Ионные и молекулярные соединения, как правило, хрупкие.

Окраска . Металлы имеют серовато-черную или коричневато-желтую окраску. Ионы в большинстве случаев бесцветны, но некоторые из них имеют вполне определенную окраску . Например, манганат(\Т1)-анион MnO4 имеет фиолетовую окраску. Катионы переходных металлов чаще всего окрашены. Окраска солей зависит от электронного взаимодействия между катионом и анионом. Соль может иметь окраску, даже если она содержит бесцветный анион. Хорошим примером этого являются соли двухвалентной меди. Они имеют самую разнообразную окраску, несмотря на то что анион в каждом случае бесцветен (табл. 2.12).

Ковалентные соединения (в том числе и элементные) могут быть окрашенными либо бесцветными . Например, вода и аммиак бесцветны, а диоксид азота имеет коричневую окраску. Все галогены имеют окраску. Органические соединения окрашены главным образом только в том случае, если они содержат хромофор.

Электропроводность и сопротивление. Все металлы как в твердом, так и в жидком состоянии являются хорошими проводниками электричества. Твердые ионные соединения плохо проводят электрический ток. Однако в расплавленном состоянии или в водных растворах, вследствие того что их кристаллическая решетка разрушена и ионы могут перемещаться свободно, ионные соединения становятся хорошими проводниками электричества. Их называют электролитами, поскольку при пропускании электрического тока они подвергаются химическому разложению - электролизу (подробнее об этом см. в гл. 10). Ковалентные соединения не являются проводниками, хотя, реагируя с водой, некоторые из них образуют электролиты. Примерами подобных соединений являются хлороводород HCl и аммиак NH3. Как обычно, имеются и исключения. Например, графит является хорошим проводником электричества, хотя представляет собой ковалентное соединение. Такая особенность графита объясняется его слоистой структурой (подробнее об этом см. в следующей главе).

Электрическое сопротивление металла зависит от нескольких факторов-его природы, температуры, а также от длины и поперечного сечения проводника. Рассмотрим эти факторы подробнее.

Природа металла . Сопротивление электрическому току, по-видимому, обусловлено колебаниями ионов металла относительно их равновесных положений в кристаллической решетке. Эти колебания затрудняют движение электронов, что и вызывает сопротивление электрическому току.

Температура металла . По мере повышения температуры колебания ионов в кристаллической решетке металла усиливаются. Поэтому сопротивление металлов увеличивается с повышением температуры. Отсюда следует, что металлы являются тем лучшими проводниками, чем ниже температура.

Длина металлического проводника и площадь его поперечного сечения. Зависимость электрического сопротивления от этих факторов подробно рассмотрена в гл. 10.

Растворимость . Металлы не растворяются ни в полярных, ни в неполярных растворителях. Однако они растворимы в жидких металлах. Ионные соединения растворяются в полярных растворителях, подобных воде, но не растворяются в неполярных растворителях, как, например, тетрахлорометан CCl4. Когда ионные соединения растворяются в полярных растворителях, например в воде, происходит разрушение их кристаллической решетки и сольватация ионов молекулами растворителя (рис. 2.24). Это означает, что молекулы полярного растворителя определенным образом ориентируются вокруг ионов. Молекулярные соединения с каркасной структурой нерастворимы ни в каких растворителях. Молекулярные соединения, как правило, не растворяются в полярных растворителях, но растворяются в неполярных растворителях.