Распределение электронной плотности в кристалле

Ионная связь обусловлена в основном электростатическим взаимодействием противоположно заряженных ионов.

Степень ионизации атомов, образующих ионный кристалл, велика, поэтому электронные оболочки ионов соответствуют электронным оболочкам атомов инертных газов. Нейтральные атомы лития и фтора имеют электронные оболочки: Li⁰ :1s²2s¹; F⁰:1s²2s²2p⁵; а ионизированные атомы – Li⁺:1s²; F^-:1s²2s²2p⁶, что соответствует атомам He и Ne. Атомы инертных газов имеют замкнутые электронные оболочки, распределение зарядов в них сферически симметрично. Поэтому и распределение зарядов каждого иона в ионном кристалле приближенно обладает сферической симметрией, которая незначительно нарушается в области соприкосновения соседних тронная плотность. В области между ионами наблюдается низкая электронная плотность

Распределение электронной плотности в кристалле экспериментально подтверждается рентгеновским анализом.

При образовании ковалентной связи плотность электронного заряда между атомами большая, т.к. валентные электроны являются «общими». Вторым ярко выраженным свойством ковалентной связи является ее пространственная направленность. Она возникает потому, что результирующее электронное облако, образуемое валентными электронами, несферично и вытянуто вдоль определенных направлений. ионов.. Для образования ковалентной связи требуется перекрытие электронных облаков взаимодействующих атомов, поэтому атомы оказываются ориентированными друг относительно друга. Ковалентная связь возникает при перекрывании атомных орбиталей неспаренных валентных электронов, имеющих антипараллельные спины.

Связи, образуемые атомами, имеющими в валентной оболочке электроны одного типа, называются «чистыми», например, в Н₂ происходит наложение атомных орбиталей s-электронов.

Связи, образуемые атомами, имеющими валентные электроны разного типа (s, p, d…), называются смешанными или гибридными.

Связи, которые дают максимальное перекрывание по прямой, соединяющей центры атомов, называются 𝝈 -связями. Все простые однократные связи являются 𝝈 -связями: в молекуле Н₂ связи образуют s-s электроны , в HCl – s-p электроны, Cl₂ – p-p электроны.

Если в молекуле образуются кратные связи (двойные, тройные) , то между атомами образуются одна 𝝈-связь и одна или две π- связи, перпендикулярные 𝝈-связям. π- связи слабее, чем 𝝈 -связи. На рис. 1.7 изображено образование 𝝈- и π- связей.

На рис. 1.8 показано образование простых и кратных связей атомом углерода.

Атом углерода может осуществить четыре 𝝈 -связи (этан) под углом 109º28´, или три 𝝈-связи под углами 120º и одну π-связь, им перпендикулярную (этилен), либо две 𝝈-связи под углом 180º и две π-связи, им перпендикулярные (аллен). С точки зрения кратных связей атом углерода не является тетраэдрическим.

Рис. 1.7. Схема перекрывания валентных р-электронов: а - образование 𝝈 -связи; б – боковое перекрывание двух р-орбиталей при образовании π –связи

Рис.1.8. Схема связей: а – в этане, b – в этилене, c, d – в аллене

.1.4. Электроотрицательность

Между кристаллами с ковалентным и ионным типами связей имеется непрерывный ряд кристаллов с промежуточными типами связи. Оценить, в какой степени данная связь является ковалентной или ионной, можно величиной x, названной Полингом электроотрицательностью (электронегативностью). Она характеризует способность атома к присоединению электрона. Если электроотрицательности атомов А и В равны, Δx = x_A – x_B = 0, то связь будет ковалентной. Чем больше Δx, тем больше доля ионного состояния.

Электроотрицательность атома пропорциональна сумме первого потенциала ионизации и энергии присоединения электрона. В табл. 1.1 приведены электроотрицательности различных элементов.

Таблица 1.1

Электроотрицательности элементов

Полинг предложил кривую зависимости доли ионного состояния или степени ионности связи от Δx – рис.1.9.

Рис. 1.9. Кривая Полинга – доля ионной составляющей химической связи в зависимости от разности

электроотрицательностей элементов

Значения Δx является одним из критериев выбора модели химической связи, по которой можно оценить энергетическую прочность кристаллической решетки и рассчитать период решетки, используя для этого значения атомных или ионных радиусов элементов соединения. Если доля ионности связи составляет до 10 можно считать ковалентной, если доля ионности более 20 , можно использовать модель ионного кристалла.