- •Э.А. Гюннер, в.Ф. Шульгин общая химия
- •Введение Предмет и структура химии
- •1. Химическая атомистика
- •1.1. Основные положения и понятия химической атомистики
- •1.2. Стехиометрические законы химии
- •1.3. Методы определения молекулярных масс и атомных масс
- •Методы определения молекулярных масс.
- •1.3.2. Методы определения атомных масс.
- •2. Основы теории строения атома
- •2.1. Предпосылки возникновения квантово-механической теории
- •2.2. Постулаты квантово-механической теории
- •2.3. Волновая функция. Уравнение Шредингера
- •2.4. Атом водорода. Одноэлектронные атомарные ионы
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •3. Периодический закон д.И. Менделеева в свете квантово-механических представлений
- •3.1. Современная формулировка Периодического закона
- •3.2. Структура периодической системы элементов: периоды, группы, подгруппы элементов
- •3.3. Закономерности изменения свойств элементов в периодах и подгруппах периодической системы
- •3.3.1. Эффективный заряд ядра.
- •3.3.2. Атомные радиусы.
- •3.3.3. Энергия ионизации.
- •3.3.4. Сродство к электрону.
- •3.3.5. Электроотрицательность.
- •3.3.6. Степени окисления элементов.
- •3.4. Элементы-аналоги. Виды аналогии в периодической системе элементов
- •3.4.1. Групповая аналогия.
- •3.4.2. Типовая аналогия.
- •3.4.3. Электронная аналогия.
- •VI группа I группа
- •3.4.4. Слоевая аналогия.
- •3.4.5. Контракционная аналогия (шринк-аналогия).
- •3.4.6. Горизонтальная аналогия.
- •3.4.7. Диагональная аналогия.
- •4. Атомное ядро. Радиоактивность
- •4.1. Элементарные частицы
- •4.2. Теория строения атомных ядер
- •4.3. Ядерные реакции
- •4.4.Радиоактивность. Типы радиоактивного распада
- •4.5. Законы радиоактивного распада
- •4.6. Естественная радиоактивность. Радиоактивные ряды. Радиоактивное равновесие
- •4.7. Искусственная радиоактивность. Изотопная индикация
- •4.8. Новые химические элементы
- •4.9. Эволюция элементов во Вселенной
- •5. Химическая связь и строение молекул
- •5.1. Химическая связь. Параметры химической связи. Валентность
- •5.2. Метод валентных связей
- •5.2.1. Основные принципы метода валентных связей.
- •5.2.2. Насыщаемость ковалентной связи. Механизм образования двухцентровой связи.
- •5.2.3. Направленность ковалентной связи. Гибридизация электронных орбиталей.
- •5.2.4. Кратность ковалентной связи.
- •5.2.5. Делокализованные многоцентровые связи. Теория резонанса.
- •5.2.6. Предсказание геометрической формы молекул.
- •5.2.7. Неполярные и полярные связи. Типы ковалентных молекул.
- •5.2.8. Недостатки метода валентных связей.
- •5.3. Метод молекулярных орбиталей
- •5.3.1. Основные принципы метода молекулярных орбиталей.
- •5.3.2. Применение метода молекулярных орбиталей.
- •5.3.2.1. Двухатомные молекулы.
- •5.3.2.2. Молекулы, состоящие из трех и более атомов.
- •5.4. Ионная связь
- •5.4.1. Особенности ионной связи. Свойства ионных соединений.
- •5.4.2. Типы кристаллических решеток ионных соединений. Ионные радиусы.
- •5.3.3. Энергия ионной кристаллической решетки.
- •5.4.4. Поляризация ионов.
- •5.5. Металлическая связь. Зонная теория кристаллов
- •5.6. Межмолекулярное взаимодействие
- •5.7. Водородная связь
- •6. Координационные соединения
- •6.1. Координационные соединения. Основные положения координационной теории
- •6.2. Классификация координационных соединений
- •6.3. Номенклатура координационных соединений
- •6.4. Изомерия координационных соединений
- •6.5. Химическая связь в координационных соединениях
- •6.5.1. Метод валентных связей
- •6.2. Теория кристаллического поля
- •6.3. Метод молекулярных орбиталей
- •6.7. Реакции внешнесферного и внутрисферного замещения. Принцип транс-влияния
- •7. Агрегатные состояния вещества
- •7.1. Типы агрегатного состояния
- •7.2. Твердое состояние вещества
- •7.2.1. Кристаллическое состояние.
- •7.2.2. Аморфное состояние.
- •7.3. Жидкое состояние вещества
- •7.4. Газообразное состояние вещества
- •7.5. Плазма
- •8. Теория химических процессов
- •8.1. Предмет и основные понятия теории химических процессов
- •8.2. Основы химической термодинамики
- •8.2.1. Термодинамические функции. Внутренняя энергия и первый закон термодинамики. Энтальпия.
- •8.2.2. Термохимия. Закон Гесса.
- •8.2.3. Энтропия. Второй и третий законы термодинамики.
- •8.2.4. Свободная энергия Гиббса. Направление химического процесса.
- •8. Химическая кинетика
- •8.3.1. Предмет химической кинетики. Скорость химической реакции. Энергия активации.
- •8.3.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Катализаторы и катализ.
- •8.3.3. Кинетическая классификация реакций.Молекулярность и порядок реакции. Механизмы реакций.
- •8.3.4. Некоторые типы многостадийных реакций.
- •8.4. Химическое равновесие
- •8.4.1. Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия.
- •8.4.2. Смещение химического равновесия.
- •9. Растворы
- •9.1. Общая характеристика растворов
- •9.2. Разбавленные растворы неэлектролитов. Коллигативные свойства растворов
- •9.3. Растворы электролитов
- •9.3.1. Электролиты. Теория электролитической диссоциации (ионизации).
- •9.3.2. Теория растворов слабых электролитов.
- •9.3.2.1. Степень ионизации слабых электролитов и методы ее определения.
- •9.3.2.2. Равновесия в растворах слабых электролитов.
- •6,5·10-4 Моль/л
- •9.3.3. Теория сильных электролитов.
- •9.3.4. Обменные реакции в растворах электролитов.
- •9.3.4.1. Типы обменных реакций в растворах электролитов.
- •9.3.4.2. Гидролиз солей.
- •9.3.5. Теории кислот и оснований.
- •9.3.6. Окислительно-восстановительные реакции в растворах.
- •9.3.6.1.Общая характеристика окислительно-восстановительных реакций.
- •9.3.6.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •9.3.6.3. Электродные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. Гальванический элемент.
- •9.3.6.4. Электролиз.
- •9.4. Коллоидные растворы
- •9.4.1. Общая характеристика коллоидных растворов и методы их получения.
- •9.4.2. Строение коллоидных частиц.
- •9.5. Твердые растворы
- •Список рекомендуемой литературы
5.4.2. Типы кристаллических решеток ионных соединений. Ионные радиусы.
Структурные типы ионных кристаллических решеток весьма разнообразны. Несколько наиболее часто встречающихся структур рассмотрены ниже.
1. Структурный тип хлорида цезия. Одноименные ионы занимают позиции в восьми вершинах куба, в центре которого находится ион противоположного знака. Таким образом, в кристалле хлорида цезия каждый ион окружен восьмью ионами хлора, а каждый ион хлора - восьмью ионами цезия (Рис. 31,а). Координационное число (КЧ) как катиона, так и аниона в подобных решетках равно восьми.
2. Структурный тип хлорида натрия. В кристалле хлорида натрия ионы Na+ и Cl- образуют взаимопроникающие кубические гранецентрированные решетки, в которых одинаковые ионы находятся в вершинах куба и в центре граней этого куба. В подобной решетке каждый ион окружен шестью ионами противоположного знака, образующими октаэдр. КЧ обоих ионов в решетке хлорида натрия равно 6 (рис. 31,б).
3. Структурный тип сфалерита. Сфалерит - минерал, представляющий одну из модификаций сульфида цинка ZnS. В решетке сфалерита каждый ион цинка окружен четырьмя ионами серы, образующими тетраэдр, и наоборот (рис. 31,в). Таким образом, для решеток типа сфалерита КЧ как катиона, так и аниона равно четырем.
4. Структурный тип флюорита. В кристалле фторида кальция (минерал флюорит) восемь ионов фтора образуют куб вокруг каждого иона кальция (КЧCa2+ = 8), а четыре иона кальция образуют тетраэдр вокруг каждого иона фтора (КЧF- = 4) (рис. 31,г). Если поменять число и позиции катионов и анионов, то полученная решетка называется структурой типа антифлюорита. Такую структуру имеет, например, оксид лития Li2O.
5. Структурный тип рутила. Минерал рутил является одной из модификаций диоксида титана. В кристалле рутила координационное число катиона равно шести; шесть ионов кислорода, окружающих ион титана, образуют почти правильный октаэдр. Координационное число аниона равно трем; три катиона титана располагаются в вершинах равнобедренного треугольника вокруг иона кислорода (рис. 31.д).
Рис. 31. Некоторые распространенные структуры ионных кристаллов:
а - CsCl, б - NaCl, в - ZnS (сфалерит), г - CaF2 (флюорит), д - TiO2 (рутил);
- металл, - неметалл
Теория ионной связи рассматривает расстояние между соседними ядрами катиона и аниона в решетке ионного соединения как сумму эффективных радиусов катиона и аниона
r = r+ + r-
Значение r может быть установлено экспериментально методами рентгеноструктурного анализа. Для определения значений r+ и r- при известном значении r измеряют электронную плотность кристалла, а затем делят межъядерное расстояние на два отрезка в точке, для которой электронная плотность минимальна. Так, например, для кристалла хлорида натрия межъядерное расстояние равно 283 пм, а минимум на кривой электронной плотности приходится на точку, отстоящую от ядра иона Nа+ на 116 пм, а от ядра иона Cl- на 167 пм. Эти величины и выбирают в качестве эффективных радиусов катиона натрия и хлорид-аниона.
Ионные радиусы очень мало зависят от природы партнера соответствующего иона, однако на них существенно влияет координационное число иона в кристаллической решетке. В табл. 18 приведены значения ионных радиусов натрия и фтора для различных координационных чисел.
Таблица 18.
Ионные радиусы (пм) ионов Na+ и F- при различных значениях
координационных чисел
Ион |
Координационное число |
|||||
|
2 |
3 |
4 |
6 |
8 |
12 |
Na+ |
- |
- |
113 |
116 |
132 |
153 |
F- |
114,5 |
116 |
117 |
119 |
- |
- |
Как следует из табл. 18, с увеличением координационного числа увеличиваются эффективные радиусы как катионов, так и анионов. Это явление может быть объяснено возрастанием сил отталкивания с увеличением числа одноименных ионов, образующих ближайшее окружение. Для катионов на величину ионного радиуса существенно влияет заряд иона: с увеличением заряда притяжение между катионом и анионом растет, а ионный радиус уменьшается. Так, для ионов Fe2+ и Fe3+ при координационном числе, равном 6, ионные радиусы равны 75 и 69 пм.
Важной характеристикой ионного кристалла является отношение ионных радиусов r+/r-, в значительной мере определяющее тип структуры соединения. Так, для кубических решеток при значении r+/r- от 0,41 до 0,73 обычно реализуется структурный тип хлорида натрия с координационным числом 6. Если значения r+/r- укладываются в интервал 0,73 - 1,37, более предпочтительной оказывается решетка типа хлорида цезия с координационным числом 8. Для значений r+/r-, изменяющихся в пределах от 0,23 до 0,41, наиболее типичным оказывается структурный тип сфалерита с координационным числом 4. Например, значения отношений r+/r- для иодидов цезия и меди(I) равны соответственно 0,89 и 0,38, откуда можно предсказать для CsI структуру типа хлорида цезия, а для CuI - структуру типа сфалерита. Эти структуры действительно присущи указанным соединениям. Однако известны ионные соединения, нарушающие сформулированные выше правила.