Лекція 4. Хімічний зв’язок між атомами Лекція 4. Хімічний зв’язок між атомами – основа кристалічної структури мінералів.

Мінерал – хімічна сполука кристалічної будови.

Мінерали складаються із атомів, що закономірним чином, із проявом ближнього і дальнього порядку формують кристалічну структуру, утримуючись у рівноважному (стабільному) стані силами взаємного притягання і відштовхування.

Кристалічна структура – це результат зближення, зв'язування і закономірного розташування атомів один стосовно одного, що дає енергетичний виграш, порівняно із іншими комбінаціями, що можуть бути реалізовані в даних умовах. Формування кристалічної структури мінералів відбувається внаслідок взаємодії їх зовнішніх електронних оболонок таким чином, щоб урівноважити сили притягання та відштовхування.

Властивості мінералів разюче відрізняються від властивостей хімічних елементів, що їх утворюють. Порівняйте хімічні і фізичні властивості заліза і кисню, і згадайте властивості гематиту або ґетиту та попробуйте знайти спільні властивості вихідних речовин і мінералу, що утворився із них. Більше того, із одних і тих же речовин можна утворити зовсім різні мінерали із різними властивостями: графіт і діамант, пірит і піротин, і так дальше.

Для того, щоб зрозуміти природу виникнення такої різноманітності мінерального світу, ми повинні відповісти на запитання, вперше поставлені перед наукою видатним мінералогом та геохіміком В.М.Ґольдшмідтом і які можна перефразувати наступним чином:

• Як кристалічна структура залежить від хімічного складу мінералу?

• Яким чином фізичні властивості залежать від кристалохімічних особливостей кристалу?

Тоді ми не будемо лякатися строкатості мінерального світу, а побачимо його як закономірну систему, що дозволяє прогнозувати властивості невідомих мінералів за теоретично обрахованою структурою і визначати основні риси структури та хімічного складу мінералу за макроскопічними ознаками.

Першим фактором, що зумовлює особливості фізичних та хімічних властивостей мінералів, та зумовлює різноманітність мінералів є хімічний зв’язок між атомами елементів, що формують мінерал.

Вільна енергія мінералу менша від енергії атомів, що його складають, у вільному стані. Це є наслідком формування хімічного зв’язку між елементами.

Хімічні властивості атомів створюються електронами зовнішньої оболонки. Вони є рухливими, н

Електронна густина – вірогідність знаходження електрона в певному об’ємі.

Орбітальний радіус – радіус електронної хмари

айбільш здатними до переміщення і, в свою чергу, екранують електрони на внутрішніх оболонках від зовнішніх впливів.

Електронна конфігурація, що відповідає максимальному можливому (відповідно до заряду ядра) заповненню електронних оболонок, називається основним станом атома.

При активному енергетичному впливі оточення (теплові впливи, електромагнетне випромінювання і таке інше), електрон зовнішньої оболонки може перейти на рівень із вищою енергією – збудитися – в такому випадку ми отримаємо збуджену конфігурацію електронів, а сам атом буде знаходитися у збудженому стані.

Р

Валентний стан атома – збуджений стан атома. Валентність – число атомів водню Н із якими з’єднується або яке може заміщувати один атом даного елементу у сполуці. Валентність не відображає ефективного (дійсного) заряду іону, числа зв’язків даного іону із іншими (КЧ).

озмір атома можна визначити за його місцем у періодичній таблиці хімічних елементів: зростання періоду (тобто зростання головного квантового числа) супроводжу­ється збільшенням розміру атома. У межах періоду атоми, що розміщені по його краях мають більший розмір, ніж ті, що в середині ряду. Причиною цього є взаємодія сил притягання електронів до ядра, що росте із ростом ядра із силами взаємного відштовхування електронів, що заставляють їх переміщуватись на зовнішні орбіти.

Коли електронів мало, вони мають високу кінетичну енергію і можуть без перешкод­но рухатися , стараючись заповнити все доступне місце. Стійкою електронною конфігурацією є конфігурація із повним заповненням всіх підоболонок зовнішньої оболонки із розміщенням двох електронів із різними спінами на кожній орбіталі. Така конфігурація характерна для інертних газів (зокрема, аргону). Такі атоми не формують іонних чи ковалентних зв’язків із іншими атомами.

Рис. 4.1. Зміна орбітальних радіусів елементів залежно від атомного номера (Z).

Суцільними тонкими лініями зв’язані елементи Іа, ІІа-, ІІІа-, Va-, VIIIa-підгруп; тонкими штриховими лініями – елементи Ib-, IIb-, IIIb-, IVb-підгруп.

Не повністю заповнена зовнішня оболонка атома називається валентною оболонкою, а електрони, що знаходяться на ній називаються валентними; саме вони приймають участь у формуванні хімічного зв’язку. Здатність атома утворювати хімічні зв’язки називається його валентністю.

Очевидно, що чим ближче знаходиться валентний електрон до ядра атому, тим сильніші між ними електростатичні взаємодії. Тому оцінити силу зв’язку валентних електронів із ядром можна за радіусом атому чи іону у вільному стані. Квантова механіка дозволяє обчислити вірогідність знаходження електрону навколо атома, тобто електронну густину його орбіталі, як функцію перших трьох квантових чисел. Радіуси головних максимумів радіальної густини електронів зовнішніх орбіталей атомів називаються їх орбітальними радіусами (r_орб).

Періодична зміна орбітальних радіусів атомів при зростанні атомного номера (рис. 4.1) відображає закономірну зміну електронної будови елементів. Ми бачимо, що найбільший орбітальний радіус властивий лужним металaм, а найменший – галогенам. Чим дальше знаходиться електрон від ядра, тим меншою є сила електростатичної взаємодії електрон–ядро і навпаки. Окрім цього, електростатична взаємодія електрон–ядро зменшується завдяки екрануванню ядра внутрішніми електронними оболонками. Саме ці чинники зумовлюють енергетичні характеристики атома, що визначають його здатність до формування хімічного зв’язку.

Рис. 4.2.. Зміна донорно-акцепторних (кислотно-основних) властивостей хімічних елементів залежно від їх спорідненості до електрону (F) і орбітального радіусу атомів (r_орб) (за А.А.Годовиковим (1989)).

І – прості аніони; ІІ – прості і складні аніони; ІІІ – амфотерні катіони; ІІІа – благородні метали; ІV – лужні катіони; V - основи; VI – інертні гази.