Ю.М. Коренев, В.П. Овчаренко - Общая и неорганическая химия (1114428), страница 13
Текст из файла (страница 13)
21.Как видно из рисунка, по мере заполнения связывающих орбиталейэнергия диссоциации молекул увеличивается, а с появлением электронов наразрыхляющих орбиталях уменьшается. Ряд заканчивается нестабильноймолекулой Ne2 . Из рисунка также видно, что удаление электрона сразрыхляющей орбитали приводит к повышению кратности связи и, какследствие этого, увеличению энергии диссоциации и уменьшениюмежъядерного расстояния. Ионизация молекулы, сопровождаемая58Химическая связьудалением связывающего электрона дает прямо противоположный эффект.Сравните энергетические диаграммы следующих двух пар молекул иионов: O +2 , O2, N +2 , N2, приведенные на рис.
21:Рис. 21. Энергетические диаграммы двухатомных молекул и ионовэлементов второго периода Периодической системыГетероядерные молекулы. Из двухатомных молекул самой прочнойявляется молекула азота, кратность связи в которой равна трем. Логичнопредположить, что у гетероядерных молекул и однозарядных ионов,имеющих одинаковое число электронов с N2 – четырнадцать, – кратностьсвязи будет такой же. Такими молекулами являются CO, BF, BeNe и ионыCN–, NO+, CF+, BO–. По аналогии с молекулой азота они должны обладатьвысокими значениями энергий диссоциации.
Такой вывод нетрудносделать, распространяя схему молекулярных орбиталей гомоядерныхмолекул на гетероядерные. При этом надо учитывать, что 2- и p-орбитали сувеличением заряда ядра понижают свою энергию, а расщепление междуними по энергии растет.Вследствие этого появляются существенные отличия в образованиимолекулярных орбиталей у некоторых гетероядерных молекул отгомоядерных. Проиллюстрируем это утверждение на примере иона NO+ имолекулы CO.59Глава IIIРис.
22. Энергетические диаграммы для иона NO+ (a) и молекулы СО (б).Поскольку заряды ядер атомов азота и кислорода отличаются наединицу, существенного отличия в энергиях их атомных орбиталей ненаблюдается и схема молекулярных орбиталей иона NO+ будет аналогичнасхеме молекулярных орбиталей молекулы азота (см. рис. 22а). Всеорбитали атома кислорода по энергии расположены ниже, чемсоответствующие атомные орбитали атома углерода, т.
к. заряд ядракислорода на две единицы больше. Результатом этих энергетическихразличий будет существенное отличие молекулярных орбиталей оксидауглерода от молекулярных орбиталей иона NO+ (см. рис. 22б). 2s-орбиталькислорода располагается значительно ниже 2s-орбитали углерода,следствием чего является их слабое взаимодействие, приводящее кобразованию слабосвязывающей -орбитали, энергия которой практическине отличается от атомной 2s-орбитали кислорода. В то же время энергии2p-орбиталей кислорода и 2s-орбитали углерода близки. Эта близостьприводит к образованию двух -связывающий и -разрыхляющейорбиталей. Если верхняя занятая -орбиталь в ионе NO+ обладает ярковыраженным связывающим характером, то в молекуле CO эта орбитальявляется слаборазрыхляющей. Поэтому ион СО+ имеет энергиюдиссоциации несколько большую, чем молекула СО.
Образование другихперечисленных выше молекул и ионов сомнительно, т. к. в нихэнергетические различия еще больше, чем у СО.Металлическая связь. В отличие от ионных и ковалентныхсоединений металлы отличаются высокой электропроводностью итеплопроводностью. Высокая электропроводность металлов указывает нато, что электроны свободно могут передвигаться во всем его объеме.Иными словами металл можно рассматривать как кристалл, в узлахрешетки которого расположены ионы, связанные электронами,находящимися в общем пользовании, т.
е. в металлах имеет место сильнонелокализованнаяхимическаясвязь.Совокупностьэлектронов,обеспечивающих эту связь, называют электронным газом.Более общий подход к представлению о ионных, ковалентных иметаллических кристаллов можно получить, применяя представление60Химическая связьметода молекулярных орбиталей к ним.
Предположим, что твердое телопредставляет из себя единую молекулу, образованную большим числоматомов. Внешние орбитали этих атомов при взаимодействии образуютсвязывающие и несвязывающие молекулярные орбитали. Энергетическаязоны, образованные связывающими молекулярными орбиталями, называютвалентной зоной. Зона, объединяющая несвязывающие орбитали,называется зоной проводимости. Энергетические различия электронов впределах зоны малы, и изменение их энергии в зоне можно представить какнепрерывную полосу энергии. Между зоной проводимости и валентнойзоной отсутствуют какие-либо уровни энергий. Поэтому там электронынаходиться не могут.
Энергетическая зона, разделяющая валентную зону изону проводимости, носит название запрещенной.Рис. 23. Энергетические зоны в кристалле, образованные атомными орбиталями.Электропроводность в твердом теле обеспечивается преодолениемэлектронами запрещенной зоны, т. е. протекание электрического токаобеспечивается переходом электронов из валентной зоны в зонупроводимости. В зависимости от ширины запрещенной зоны все твердыетела можно разделить на три класса: диэлектрики, полупроводники ипроводники-металлы. Для изоляторов ширина запрещенной зонысоставляет более 3 электронвольт, для полупроводников она лежит впределах от 0,1 до 3 эВ.
В металлах вследствие перекрывания валентнойзоны и зоны проводимости запрещенная зона практически отсутствует.Таблица 3.1Число электронных пар23456КоординацияЛинейнаяПравильный треугольникТетраэдрТригональная бипирамидаОктаэдрТаблица 3.2Числоэлектронных пар2КоординацияnmТипмолекулФорма молекулПримерыЛинейная20AX2ЛинейнаяBeH2, BeCl261Глава III4Тетраэдр40AX431AX3E22AX2E250AX55Тригональнаябипирамида43261230AX4EAX3E2AX2E3AX66Октаэдр51AX5E42AX4E262ТетраэдрТригональнаяпирамидаУгловаяТригональнаябипирамидаДисфеноидТ-образнаяЛинейнаяОктаэдрКвадратнаяпирамидаПлоскийквадратCH4, SiCl4NH3, PCl3H2O, SCl2PCl5, AsF5SF4ClF3XeF2SF6BrF5XeF4ОглавлениеГ ЛАВА I. О СНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ ...................................................
31.1. Строение вещества ................................................................................... 31.2. Количественные соотношения в химии................................................... 91.3. Химические символы и формулы............................................................. 13Г ЛАВА II. С ТРОЕНИЕ АТОМА ............................................................................. 202.1.
Ранние модели атома .............................................................................. 202.2. Квантовомеханическая модель строения атома ................................. 26Г ЛАВА III. Х ИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ ........................................................................
413.1. Заголовок ................................................................................................... 413.2. Метод валентных связей ........................................................................ 473.3. Метод молекулярных орбиталей............................................................ 5363Юрий Михайлович КОРЕНЕВВ. П. ОВЧАРЕНКООбщая и неорганическая химияЧасть IОСНОВНЫЕПОНЯТИЯ, СТРОЕНИЕ АТОМА,ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬХудожественный и технический редакторИ.
Н. КоровинИзд. лиц. № 040414 от 18.04.97Подписано в печать __.__.99. Формат 60 × 84 1/16. Бумага офс. № 1.Офсетная печать. Гарнитура Таймс. Усл. печ. л. 2,25. Уч.-изд. л. 2,5. Тираж ___ экз.Школа имени А. Н. Колмогорова Специализированного учебно-научногоцентраМосковского Государственного университета им. М. В. Ломоносова121357, Москва, ул. Кременчугская, 11тел. 449-33-64e-mail: adm@aesc.msu.ruОрдена “Знак Почета” Издательство Московского университета103009, Москва, ул.
Б. Никитская, 5/7Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко, Е.Н.ЕгоровОБЩАЯиНЕОРГАНИЧЕСКАЯХИМИЯЧасть IIОСНОВНЫЕ КЛАССЫНЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙШкола имени А.Н.КолмогороваИздательство Московского университета2000УДК 546ББК 24.1К 66Рецензентдоцент Л.А.Куликов(химический факультет МГУ)К 66Коренев Ю.М., Овчаренко В.П., Егоров Е.Н.Общая и неорганическая химия. Курс лекций. Часть II. Основныеклассы неорганических соединений. — М.: Школа имениА.
Н. Колмогорова, Издательство Московского университета,2000. — 36 с.ISBN 5-211-03933-5Настоящее учебное пособие составлено в соответствии с программойкурса неорганической химии, и читаемого учащимся химикобиологическогоотделенияШколыимениА. Н.
КолмогороваСпециализированного учебно-научного центра МГУ.Пособие знакомит с основными классами неорганическихсоединений, их свойствами и способами получения.УДК 546ББК 24.1ISBN 5-211-03933-5© Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко, Е.Н.Егоров, 1999 г.© И.Н.Коровин, А.Т.Клименко — оформление, 2001 г.Глава 1ОксидыО КСИДЫ — соединения, образованные атомами двух элементов, однимиз которых является кислород в степени окисления (– 2).К оксидам относятся все соединения элементов с кислородом,например Fe2O3 , P4O10 , кроме содержащих атомы кислорода, связанныехимической связью друг с другом (пероксиды, надпероксиды, озониды),например,−1−1Na2O2 — пероксид натрия: Na − O − O − NaKO2 — надпероксид калия: K+[OKO3 — озонид калия: K+[OOO] –O] –и соединения фтора с кислородом (OF2 , O2F2), которые следует называть неоксидами фтора, а фторидами кислорода, т.
к. степень окисления кислорода в них положительная:+1 −1+2 −1O F2 ; O 2 F2 .§ 1. Физические свойства оксидовТемпературы плавления и кипения оксидов меняются в очень широкоминтервале. При комнатной температуре они, в зависимости от типа кристаллической решетки, могут находиться в различных агрегатных состояниях.Это определяется природой химической связи в оксидах, которая можетбыть ионной или ковалентной полярной.В газообразном и жидком состояниях при комнатной температуре находятся оксиды, образующие молекулярные кристаллические решетки. Сувеличением полярности молекул температуры плавления и кипения повышаются, см. табл. 1.Таблица 1Температуры плавления и кипения некоторых оксидов(давление 101,3 кПа)Тпл., °CТкип., °CCO2COSO2ClO2SO3Cl2O7H2O– 78 (Твозгоки)– 205– 75,46– 5916,8– 93,40– 191,5– 10,19,744,887100Оксиды, образующие ионные кристаллические решетки, например,CaO, BaO и др.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
