Файл: Хабердитцл, В. Строение материи и химическая связь.pdf

ния некоторой связи W можно записать следующие соот­ ношения:

ta b

(Z — эффективный заряд остова). Мы предполагаем (это можно приближенно проверить экспериментально), что справедливы соотношения

С д в = V 2 (С А А + С вв) И Г А В = (ГА А ’ ГВВ

Тогда получаем следующее выражение:

которое имеет точно такую же форму, как уравнение Полинга, связывающее дефицит энергии с электроотри­ цательностью.

Далее, Полинг вывел уравнение зависимости так на­ зываемого ионного характера связи от величины

хА — %

ионный характер связи = 1—е~0'25(*а- лгв)2.

Таблица 15

Разность электроотрицательностей и ионный характер простых связей

126Часть /. Основные понятия химической связи

Втабл. 15 и на рис. 41 эти соотношения представлены численно и графически. Кроме того, на рис. 41 нанесены для некоторых соединений «ионные составляющие» связи, рассчитанные из дипольных моментов. Как мы уже упо­

минали, получается вполне приемлемое качественное

1,00

| 0,75

I(3 §-

н 0,50

'Э 5

з:

а :

§ 0,25

Разность электроотрицательностей

Рис. 41. Взаимосвязь между ионным характером связи и разностью электроотрицательности атомов.

соответствие*. Понятие электроотрицательности, введен­ ное Полингом, хотя и зависит от разных молекулярных параметров (гибридизация, заряд и др.), все же может служить полезным путеводителем в мире явлений хими­ ческой связи**.

6.3.7.Атомные и молекулярные решетки, межмолекулярные силы

При изучении систем с ковалентными связями мы сталкиваемся с веществами, которые очень тесно прибли­ жаются к описанному вначале «идеальному» граничному

*По количественному соответствию см. работу: Preuss В.,Ап- gew. Chemie, 77, 666 (1956).

**Спиридонов В. П., Татевский В. М ., Ж- Физ. Химии, 37, 994, 1236, 1583, 1973, 2174 (1963).— Прим. ред.

ё. Формы проявления химической связи \ Я

состоянию материи. Например, газ, состоящий из моле­ кул Н2, при низком давлении и высокой температуре ведет себя как идеальный. Другое граничное состояние осуществляется в атомной решетке, которая образует алмаз (а также и другие соединения, например, SiC). В алмазе четыре 5р3-гибридизованные валентности каж­ дого атома углерода насыщаются только атомами угле­ рода; последние образуют правильную структуру решет­ ки, в которой каждый атом углерода тетраэдрически окружен четырьмя другими атомами углерода. Следова­ тельно, здесь уже нельзя пользоваться понятием молеку­ лы, но в крайнем случае можно сказать, что кристалл ал­ маза представляет собой «гигантскую молекулу». Очень прочные межатомные связи придают веществам с атомной решеткой высокую твердость и экстремально низкую ле­ тучесть.

Промежуточную область между правильно построен­ ными атомными решетками и нормальными ковалентны­ ми молекулами (с молекулярным весом, меньшим ~102—103) заполняют неорганические «макромолекулы», в которых в основном атомы связаны (часто в виде цепи) ковалентными связями (например, «неорганический кау­ чук» PNC12 и некоторые конденсированные фосфаты).

Большинство веществ с преимущественно ковалент­ ными связями существует в агрегатном состоянии, про­ межуточном между обоими граничными случаями — Н2 и алмаза. Не совсем строго можно провести следующее разделение: почти идеальные газы (например, Na, СН4) — реальные газы (например, С02) — жидкие вещества (на­ пример, Вг2, Н20) — молекулярные решетки (например, 12, лед). В этой последовательности увеличиваются меж­ молекулярные силы, которые в конце концов вызывают образование молекулярных, или в данном случае слои­ стых решеток (см. разд. 6.4.4).

Силы притяжения, которые проявляются между мо­ лекулами с насыщенными валентностями, могут быть самые разнообразные, и природа их выяснена далеко не полностью. Проще всего понять электростатическое ди- поль-дипольное притяжение, которое возникает между полярными молекулами и действует по закону взаимо­ действия двух диполей (это справедливо для двух дипо­

Следовательно, эта сила ослабевает значительно быстрее, чем в случае двух точечных зарядов. Менее простыми для понимания являются так называемые дисперсионные силы между молекулами, квантовомеханическую теорию ко­ торых (Лондон) мы не можем здесь излагать. Энергия этого взаимодействия, по Лондону, пропорциональна величине 1/гв. Межмолекулярные силы часто объединяют под общим названием вандерваальсовых сил. Именно они обусловливают формирование молекулярных соединений, энергия разложения которых не превышает 5 ккал/моль (для сравнения — энергии разрыва главных валентностей по порядку величины лежат около 100 ккал/моль). Име­ нем физика Ван-дер-Ваальса названо уравнение состоя­ ния, которое приближенно описывает поведение реальных газов:

(p + - w ) ( V - b ) = RT;

оно отличается от уравнения идеальных газов

p - V = R T

поправочными членами а/ V2 и Ь. Поправку а! V1 следует приписать вандерваальсову притяжению между молеку­ лами. Это притяжение действует как «внутреннее давле­ ние» (которое необходимо добавить к внешнему давлению) и тем сильнее, чем меньше объем V и, следовательно, чем меньше расстояние между молекулами. Объемная поправка b учитывает тот факт, что молекулы не являют­ ся точками, как постулирует кинетическая теория, а за­ полняют определенный объем v. Теория показывает, что справедливо соотношение Ь та 4v. Вандерваальсовы силы играют большую роль во многих свойствах жидкостей и твердых тел (адсорбция, хемосорбция, образование мицелл и коллоидов).

Особый случай межмолекулярных взаимодействий, который имеет большое значение для химии, представ­

136 Часть t. Основные понятия химической связи

ный кристалл): химическая связь как чисто электроста­ тическое явление.

2. Окружение ионов лигандами (ионами, полярными молекулами и т. п.) в изолированном координационном полиэдре, причем при известных условиях связь с лиган­ дами может принимать частично или даже преимуществен­ но ковалентный характер. С такими координационными системами мы будем сталкиваться при изучении комп­ лексных ионов и комплексных соединений, а также во всех случаях, когда ионы находятся в растворенной фор­ ме (сольватированные ионы), особенно в водных раство­ рах (в аналитической практике).

В этой главе мы рассмотрим в основном первый слу­ чай, включая переходные формы к кристаллическим структурам, в которых координационный полиэдр высту­ пает как более или менее изолированная составная часть решетки. Мы встретимся также с переходами к уже рас­ смотренным атомным и молекулярным решеткам. Второй случай составляет предмет разд. 6.5, а также — при об­ суждении ионов в растворе — общей физической химии электролитов, термодинамика и кинетика которых рас­ смотрены в курсах электрохимии.

6.4.1.Применение рентгеновских лучей для исследования структуры

Прежде всего следует объяснить экспериментальные

«плотнейшей упаковкой шаров» (она встретится нам еще при рассмотрении связей в металлах, разд. 6.6). Для характеристики решеток важно следующее: вследствие периодичности в строении кристаллических решеток для каждой из них существует некоторая наименьшая состав­ ная часть, элементарная ячейка, из которой можно мы­ сленно построить всю решетку, наращивая ее регулярно во всех направлениях. На рис. 43 в качестве простейшего примера показана элементарная ячейка кубического кристалла NaCl. Такая структура получается как бы вкладыванием друг в друга двух кубических гранецен­

указанием отрезков, отсекаемых на осях координат соот­ ветствующими гранями. Но при этом используют не сами длины отрезков на осях, а обратные величины, ко­ торые выражают в наименьших целых числах. Эти числа

называют индексами Миллера. Так, например, грань (123)* отсекает отрезки на осях в 1, У2 и 1/3 соответствен­ но. Грань (100) — это грань кристалла, параллельная плоскости уг и смещенная в направлении х на величину постоянной решетки, тогда как грань (НО) проходит через вершины переднего правого и заднего левого углов куба (рис. 43) и параллельна оси z.

При анализе кристаллической структуры используют то обстоятельство, что рентгеновские лучи (с длиной волны X), проходящие через кристалл, отражаются от внутренних двумерных решеток кристалла, состоящих

* Читается: «один, два, три».

9*