- •Российский национальный исследовательский
- •1. Некоторые основные понятия и законы химии
- •2. Энергетика химических реакций
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •3. Химическое равновесие
- •3.1. Основные понятия и признаки химического равновесия
- •3.2. Смещение химического равновесия
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •4. Растворы
- •4.1. Основные понятия. Образование растворов
- •4.2. Способы выражения состава растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •5. Равновесия в растворах электролитов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •6. Растворы сильных электролитов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •7. Буферные растворы
- •7.1. Основные понятия
- •7.2. Свойства буферных растворов
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •8. Равновесия в системе осадок― раствор
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •9. Строение атома
- •Принципы заполнения атомных орбиталей электронами
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •10. Окислительно - восстановительные реакции
- •Окислители и восстановители
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Влияние среды реакции
- •Основные схемы электронно-ионных полуреакций в различных средах
- •Влияние среды на состав продуктов реакции
- •Влияние концентрации на состав продуктов реакции
- •Реакции самоокисления-самовосстановления
- •Окислительно-восстановительные реакции с участием органических веществ.
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •11. Химическая связь
- •11.1. Ковалентная связь Метод валентных связей
- •Механизмы образования химической связи
- •Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул
- •Делокализованная π-связь
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Энергетические диаграммы двухатомных частиц, образованных элементами первого периода
- •Гетероядерные двухатомные молекулы образованные элементами разных периодов.
- •Энергетические диаграммы двухатомных частиц, образованных элементами второго периода
- •Многоатомные молекулы
- •Свойства ковалентной связи
- •Насыщаемость
- •Направленность связи
- •Длина и энергия связи
- •Полярность связи
- •11.2. Ионная связь
- •Поляризация и поляризуемость ионов
- •Б) протон, внедряясь в кислородный анион, снижает его заряд и уменьшает деформируемость; поэтому hco3- и hso3- менее устойчивы, чем co32- и so32-
- •Влияние водородной связи на физические и химические свойства водородных соединений.
- •Эти связи часто образуются в хелатных комплексах, как, например, в бис(диметилглиоксимато)никелеIi(см.Рис.29).
- •11.4. Металлическая связь
- •11.5. Межмолекулярные взаимодействия
- •11.6. Химическая связь в твердых телах
- •Упражнения для самостоятельного решения
- •12. Комплексные соединения
- •12.1. Основные понятия
- •12.2. Строение комплексных соединений
- •12.3. Природа химической связи в комплексных соединениях
- •Теория кристаллического поля
- •Теория поля лигандов
- •12.4. Устойчивость комплексных соединений
- •12.5. Свойства комплексных соединений Окраска комплексных соединений
- •Магнитные свойства комплексных соединений
- •Кислотно-основные свойства комплексных соединений
- •Упражнения и задачи для самостоятельного решения
- •Приложение
- •Содержание
11.2. Ионная связь
Предельным случаем ковалентной полярной связи является ионная связь. При очень большом различии в электроотрицательности атомов(см. табл. 1 Приложения) при их сближении валентные электроны одного атома полностью переходят на второй атом. В результате оба атома становятся ионами. Например, при взаимодействии атомов натрия и хлора они превращаются в ионы Na+ и Cl- ,между которыми возникает электростатическое притяжение. Легче всего образуют катионы элементы с малой энергией ионизации ―щелочные и щелочно-земельные металлы. Простые анионы легче всего образуют р-элементы VII группы вследствие их высокого сродства к электрону. онные молекулы существуют только в парах над нагретыми солями. Энергия разрыва ионной связи не определяется энергией притяжения ионов.
Е ионизации Cs = 3,86 эВ > Е сродства к электрону Cl = 3,83 эВ. Таким образом, даже такая «предельно ионная» молекула CsCl фактически не является ионной на 100%.
Отклонения от чисто ионной связи можно рассматривать как результат электростатического воздействия ионов друг на друга, считая их деформируемыми системами, при этом не учитывающих изменение кинетической энергии электронов и их волновые свойства.
Ненаправленность и ненасыщенность ионной связи
Электрические заряды ионов обусловливают их притяжение и отталкивание и в целом определяют стехиометрический состав соединения. Ионы можно представить как заряженные шары силовые поля которых равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. Поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении. Следовательно, ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется ненаправленностью. Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. В силу этого у них сохраняется способность притягивать ионы противоположного знака и по другим направлениям. Следовательно, в отличие от ковалентной ионная связь характеризуется ненасыщаемостью.
Электрическое поле, создаваемое ионами, имеет сферическую симметрию, и действует одинаково на все ионы. Поэтому количество ионов окружающих данный ион и их пространственное расположение определяется только величинами зарядов ионов и их размерами.
Поляризация и поляризуемость ионов
В электрическом поле ион или молекула деформируются, т.е. в них происходит относительное смещение ядер и электронов. Такая деформируемость ионов и молекул называется поляризуемостью. Поскольку наименее прочно в атоме связаны электроны внешнего слоя, то они испытывают смещение в первую очередь. В первом приближении поляризация иона обусловлена только деформацией внешней электронной оболочки. При одинаковых зарядах и близких радиусах поляризация минимальна у ионов с конфигурацией благородного газа и максимальна – у ионов с 18 внешними электронами.
Значительная поляризуемость ионов d-элементов объясняется большим числом внешних электронов у них. Наибольшее поляризующее действие оказывают те ионы, которые слабо поляризуются. Если катион легко деформируется, то возникший в нём диполь усиливает его поляризующее действие на анион; анион, в свою очередь, оказывает дополнительное воздействие на катион – возникает дополнительный поляризационный эффект. Дополнительный поляризационный эффект и тем самым суммарное поляризующее действие особенно велики для 18-электронных катионов(Zn2+,Cd2+,Hg 2+ и др.). Увеличение стягивания ионов в результате их поляризации приводит к тому, что длина диполя оказывается меньше межъядерного расстояния. Например, в молекуле KCl длина диполя составляет 167пм, а межъядерное расстояние – 267пм. Особенно велики различия у водородсодержащих соединений. Расстояние между ядрами водорода и галогена меньше радиуса иона галогена. Так, r(Cl-)= 181пм, в то время как расстояние между ядрами элементов равно127пм. В отличие от других катионов проникает внутрь электронной оболочки аниона. Проникновение протона внутрь аниона приводит к уменьшению длины диполя и деформируемости аниона. С увеличением деформируемости аниона может произойти полный переход электронов от него к катиону, т.е. образуется ковалентная связь. Наоборот, чем меньше поляризация иона, тем ближе соединение к ионному типу.
Хлорид серебра растворяется в воде хуже хлорида натрия. Радиус Ag+ соизмерим с радиусом Na+, но поляризуемость больше и поэтому в AgCl межъядерное расстояние меньше, а энергия разрыва связи на ионы больше, чем в хлориде натрия. Кислоты Н2СО3 и H2SO3 менее стабильны, чем их соли. Причины:
а) очень сильное поляризующее действие Н+ ;