Известно, что неорганические соли построены из положительных и отрицательных ионов, ме- жду которыми имеет место электрическое (кулоновское) притя- жение, удерживающее атомы в молекуле. Соединения этого типа называются ионными, а соответ- ствующие молекулы — г е т е р о п о л я р н ы м и. Как известно, ионы могут быть двоякого рода: положительные и отрицатель- ные. Знак заряда иона зависит, с одной стороны, ог потенциала ионизации, т. е. от той энергии, которую необходимо затратить, чтобы удалить внешний электрон, а с другой-—от степени срод- § 27. Простейшие молекулы 393 Фиг. 27.1. Зависимость энергии ионизации ней- трального атома от агом- ного номера. 40 50 60 70 80 901' ства к электрону, т. е. от той энергии, с которой нейтральный агом может удерживать дополнительный электрон на внешнем слое. Допустим, что нейтральный атом с порядковым номером Z имеет N электронов на внутренних орбитах и Za = Z — iV —на внешней. Тогда электроны внутренних орбит будут полностью экранировать соответствующую часть заряда ядра во внешнем слое, где кулоновская потенциальная энергия, удерживающая электроны, равна: т/ ^ае0 Точно так же внешние электроны должны полностью экраниро- вать оставшуюся часть заряда ядра Zae0 лишь в оболочках, ле- жащих за пределами внешней (т. е. оболочках возбужденных состояний). В самом же внешнем слое этот заряд будет скомпен- сирован неполностью, и поэтому оставшаяся часть заряда ядра способна удержать во внешнем слое дополнительные электроны, что может привести к образованию отрицательных ионоз атома *. Кривая зависимости потенциала ионизации от Z изображена на фиг. 27.1. Она имеет минимум для щелочных металлов и до- стигает максимального значения у инертных газов. Вообще же эта кривая повторяет периодичность чисел электронов во внеш- нем слое. 1 Например, у натрия (Z —И) десять электронов внутренней орбиты пол- ностью экранируют десять единиц заряда ядра и только один электрон внеш- него слоя экранирует частично заряд ядра во внешнем слое. У хлора же B=17) десять электронов полностью экранируют внешний слой, остальные семь электронов лишь частично. Поэтому атом хлора легче удержит дополни- тельный электрон и тем самым превратится в отрицательный ион С1~, чем атом натрия. Наоборот, агом натрия легче отдаст свой внешний электрод а образует положительный ион Na+, 26 Зак. 328 394 ЧАСТЬ III. ТЕОРИЯ МНОГИХ ЧАСТИЦ Элемент н F С1 О Энергия сродства к электрону {эв) 0,71 4,13 3,72 3,07 Таблица 27.1 Прежде всего следует заме- Энергия сро, ства к электрону тить, что атомам инертных га- зов, у которых потенциал иони- зации достигает наибольшего значения, энергетически невы- годно отдавать внешний элек- трон другому атому. Точно так же атомы инертного газа не смогут удерживать дополни- тельные электроны во внешнем слое, который целиком запол- нен, и поэтому, согласно прин- ципу Паули, туда не может быть помещен еще девятый элек- трон. Долгое время вообще считалось, что инертные газы суще- ствуют лишь в атомном состоянии, и только недавно были открыты их химические соединения (см. ниже). Атомы щелочных и щелочноземельных металлов легко от- дают свой валентный электрон другому атому (потенциал иони- зации для них наименьший), превращаясь при этом в положи- тельный ион (например, в ион Na + ). Наоборот, атомы VII группы (галогены), а также VI группы (кислород и др.) обладают наибольшим по сравнению с дру- гими элементами значением потенциала сродства к электрону, который приведен в таблице 27.1. Энергия сродства к электрону у натрия практически, так же как и у инертных газов, равна нулю. Первая попытка построить теорию ионной связи принадлежит Косселю A916), исходившему из представлений боровской тео- рии атома. В основу его теории была положена замкнутость восьми- электронных слоев атомов инертных газов, не обладающих ни- какой валентностью. Положительная валентность (или валентность по отношению к водороду) определяется числом электронов во внешнем слое, который особенно легко теряет электроны (атомы I или II груп- пы). Отрицательная же валентность (т. е. валентность относи- тельно фтора или удвоенная относительно кислорода) опреде- ляется числом электронов, которые может присоединить к себе атом, т. е. числом вакантных мест (недостающих до восьми) во внешнем слое (см. также § 25). Особенно ярко выражена отрицательная валентность у элементов VI и VII групп. В прин- ципе же у каждого элемента может проявляться как та, так и другая валентность. Мы не собираемся здесь особенно подробно развивать теорию гетерополярной химической связи и ограни- чимся в общих чертах рассмотрением образовании одной из ти- пичных ионных молекул, а именно молекулы NaCl. § 27. Простейшие молекулы 395 Фиг. 27.2. Два независимых и ней- тральных атома Na и С1. Черными точками указаны электроны, свет лои — свободное для электронов место, кото- рое может занять электрон благодаря энер- гии сродства. Фиг 27.3. Образование мо- лекулы NaCl из ионов Na+ и СГ. В скобках указаны энергия иони- зации натрия E,1 эв) и энергия сродства атома хлора к электро- ну C,7 эв). Кулоновская энергия связи между ионами в молекуле равна 5,6 эв. При переходе валентного электрона натрия на внешнюю орбиту хлора, т. е. при образовании ионов Na+ и С1~ (фиг. 27.2 и фиг. 27.3), мы имеем некоторую потерю энергии. В самом деле, при этом переходе атом натрия теряет энергию —?Na = 5,1 эв 1 (энергия ионизации), в то время как атом хлора приобретает энергию сродства, равную только —?ci=3,7 эв. Однако эта потеря компенсируется при образовании молекулы д. 4 кулоновскои энергией притяжения — Екул = ~ь~ между ионами Na+ и С1- (фиг. 27.3). Для энергии связи атомов в молекуле мы можем написаты ~" ^NaCl = + ?\ча ~~ ?*С1 ~ Екул. Эта энергия связи хорошо известна из эмпирических данных ?l = 4,2 ЭЗ. Отсюда как для кулоновскои энергии так и для размеров молекулы /? = 2,5»10~8 см получаем вполне разумные значения. 1 Энергия — ?Na равна той работе внешних сил W, которую необходимо затратить, чтобы вырвать электрон из атома (W = —?Na > 0). 26* 396 ЧАСТЬ III. ТЕОРИЯ МНОГИХ ЧАСТИЦ Следует заметить, что в подобных рассуждениях учтены да- леко не все взаимодействия, которые имеют место в гетеро- полярной молекуле. В самом деле, наряду с кулоновскими си- лами притяжения должны действовать (на малых расстояниях) также и силы отталкивания, которые не позволяют двум атомам сблизиться на расстояние значительно меньшее, чем R. Во вся- ком случае, данное здесь элементарное рассмотрение позволяет выявить основные черты физической природы возникновения гетерополярной молекулы, а также хотя бы качественно понять диссоциацию этих молекул на отдельные ионы в растворах.
Ви переглядаєте статтю (реферат): «Гетерополярные молекулы» з дисципліни «Квантова механіка і атомна фізика»
