Кристаллогенезис

Кристаллогенезис (греч. krystallos и genesis - происхождение) - возникновение, рост и разрушение кристаллов. Как синонимы встречаются термины «кристаллообразование», «кристаллогения». Для лучшего усвоения студентами сути излагаемого, в подразделе кратко охарактеризованы связанные с кристаллогенезисом понятия химии и физики.

Понятие о химических связях и межмолекулярных взаимодействиях

Химическая связь - это взаимодействие атомов, обусловливающее их соединение в молекулы или кристаллы. Химическая связь образуется за счет электростатического взаимодействия между заряженными частицами - катионами и анионами, ядрами и электронами. При сближении атомов начинают действовать силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого, а также силы отталкивания между ядрами и между электронами. На некотором расстоянии эти силы уравновешивают друг друга, и образуется устойчивое химическое соединение.

При образовании химической связи может произойти существенное перераспределение электронной плотности атомов в соединении по сравнению со свободными атомами. В предельном случае это приводит к образованию заряженных частиц - ионов (греч. ион - идущий).

Ионная связь. Если атом теряет один или несколько электронов, то он превращается в положительный ион - катион (греч. - идущий вниз). Так образуются, например, катионы водорода Н+, лития Li+, бария Ва2+ Приобретая электроны, атомы превращаются в отрицательные ионы - анионы (греч. - идущий вверх). Примерами анионов являются фторид ион F”, сульфид-ион S2~ и т. д.

Образование ионной связи [56]

Рис. 1.10. Образование ионной связи [56]

Разноименно заряженные катионы и анионы притягиваются друг к другу (рис. 1.10). Отсюда, ионная связь - это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами. Пример ионной связи - химическое соединение Na1+Cl1_ - минерал галит.

Взаимодействие между катионами и анионами не зависит от направления, поэтому об ионной связи говорят как о ненаправленной. Каждый катион может притягивать любое число анионов, и наоборот. Поэтому ионная связь называется ненасыщенной. Число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь размерами кристалла. Поэтому областью ионных взаимодействий считают весь кристалл.

Ковалентная связь. Довольно часто при образовании химической связи происходит обобществление электронов связываемых атомов. Такой

Молекула с ковалентной химической связью. Сгущением точек показано увеличение электронной плотности в области между связываемыми атомами [56]

Рис. 1.11. Молекула с ковалентной химической связью. Сгущением точек показано увеличение электронной плотности в области между связываемыми атомами [56]

тип химической связи называют ковалентной связью (приставка «ко» в латинском языке означает совместность, «валенс» - имеющий силу). Обобществленные электроны находятся преимущественно в пространстве между связываемыми атомами. За счет притяжения обобществленных электронов к ядрам этих атомов образуется химическая связь. Отсюда, ковалентная связь - это химическая связь, возникающая за счет увеличения электронной плотности в области между связываемыми атомами (рис. 1.11).

Первая теория ковалентной связи принадлежит американскому химику и физику Гилберту Ньютону Льюису (1875-1946). В 1916 году он предположил, что связь между двумя атомами осуществляется парой электронов, при этом вокруг каждого атома обычно формируется восьмиэлектронная оболочка (рис. 1.12).

Формирование 8-ми электронной оболочки углерода за счет ковалентной связи с атомами водорода [56]

Рис. 1.12. Формирование 8-ми электронной оболочки углерода за счет ковалентной связи с атомами водорода [56]

Формирование такой оболочки часто называют «правило октета».

Одно из существенных свойств ковалентной связи - ее насыщаемость. При ограниченном числе внешних электронов в областях между ядрами образуется ограниченное число электронных пар вблизи каждого атома и, следовательно, число химических связей. Именно это число тесно связано с понятием валентности атома в молекуле. Валентность атома в молекуле - общее число ковалентных связей, образуемых атомом.

Другое важное свойство ковалентной связи - ее направленность в пространстве. Это проявляется в примерно одинаковом геометрическом строении близких по составу химических частиц. Особенностью ковалентной связи является также ее поляризуемость.

При образовании ковалентной связи всегда происходит сближение атомов - расстояние между ними меньше, чем сумма радиусов изолированных атомов (рис. 1.13).

Сближение атомов в молекуле HF при образовании ковалентной связи - r(H+F) < r(H) + r(F) [56]

Рис. 1.13. Сближение атомов в молекуле HF при образовании ковалентной связи - r(H+F) < r(H) + r(F) [56]

Металлическая связь. Атомы металлов отличаются от атомов других элементов тем, что сравнительно слабо удерживают свои внешние электроны. Поэтому в кристаллической решетке металлов такие электроны сравнительно легко переходят в свободное состояние. При этом атомы превращаются в положительно заряженные катионы. Свободные электроны перемещаются в пространстве между катионами и удерживают их вместе. Отсюда, металлическая связь - химическая связь, обусловленная наличием большого количества не связанных с ядрами подвижных электронов (рис. 1.14). Металлическая связь существует не только в твердых кристаллах, но и в расплавах, и в аморфном состоянии.

Металлическая химическая связь [56]

Рис. 1.14. Металлическая химическая связь [56]

Совокупность свободных электронов в металлах и аналогичных им веществам называется электронным газом. Металл можно представить в виде остова из положительных ионов, погруженного в электронный газ, который компенсирует силы взаимного отталкивания положительных ионов. В свою очередь электронный газ может свободно двигаться через решетку, состоящую из ионов металла. В кристаллах металлов атомы ионизированы не полностью - часть валентных электронов остается связанной. В результате возможно появление частично ковалентных и ионных связей между соседними атомами. Поэтому металлическая связь имеет признаки, характерные как для ковалентной, так и для ионной связей (табл. 1.2).

Таблица 1.2

Краткая характеристика ковалентной, металлической и ионной химических связей

Ковалентная связь

Металлическая связь

Ионная связь

Образование связи за счет общих электронов

Образование связи одновременно между большим числом частиц

Пара электронов, образующая связь, принадлежит двум связуемым атомам

Электроны, образующие связь, в равной мере принадлежат всем атомам

Взаимное притяжение между катионами металлов и электронным газом

Взаимное притяжение между катионами и анионами

Взаимное смещение атомов (при ударе) приводит к разрыву связи

Взаимное смещение катионов (при ударе) не приводит к разрыву связи

Взаимное смещение катионов и анионов (при ударе) приводит к разрыву связи

Электроны в металле беспорядочно движутся, переходя от одного атома к другому. В то же время положительно заряженные ионы лишь слегка колеблются в узлах кристаллической решетки. Благодаря наличию свободных, не связанных с определенными атомами, электронов металлы хорошо проводят электрический ток и тепло. Кроме того, наличие свободных электронов обусловливает характерный металлический блеск, в том числе и для минералов. Высокая пластичность и ковкость металлов связаны с возможностью взаимного смещения катионов в кристаллической решетке без разрыва химической связи.

Межмолекулярные взаимодействия - взаимодействия молекул между собой, не приводящие к разрыву или образованию новых химических связей. В основе межмолекулярных взаимодействий, как и в основе химических связей, лежат электрические взаимодействия.

Силы Ван-дер-Ваальса включают все виды межмолекулярного притяжения и отталкивания. Свое название они получили в честь Яна Дидери- ка Ван-дер-Ваальса (1837-1923), голландского физика, лауреата Нобелевской премии. Он первым из исследователей на основе межмолекулярных взаимодействий объяснил отличия реальных свойств газов и жидкостей от свойств, которыми эти вещества должны были бы обладать в идеальном состоянии. От межмолекулярных взаимодействий зависят многие структурные, спектральные и другие свойства веществ.

Иллюстрация к понятию «силы Ван-дер- Ваальса» [56]

Рис. 1.15. Иллюстрация к понятию «силы Ван-дер- Ваальса» [56]

Полярные молекулы, в которых центры положительного и отрицательного зарядов не совпадают, ориентируются таким образом, чтобы рядом находились концы молекул с противоположными зарядами. Отсюда между молекулами возникают электрические взаимодействия, которые и являются основой сил Ван-дер- Ваальса (рис. 1.15). На определенном расстоянии между молекулами силы притяжения и отталкивания уравновешивают друг друга и образуется устойчивая система.

Силы Ван-дер-Ваальса значительно слабее, чем любая химическая связь. Например, ковалентная связь между атомами хлора в молекуле С12 почти в десять раз больше, чем силы Ван-дер-Ваальса, связывающие молекулы С12 между собой. Однако именно силы Ван-дер-Ваальса часто обусловливают многие физические свойства веществ, например, весьма совершенную спайность в одном направлении у минералов группы слюд.

 
Посмотреть оригинал
< Пред   СОДЕРЖАНИЕ   ОРИГИНАЛ     След >