Legarea ionică este caracteristică compușilor în care un element este un metal. iar cealaltă este aproape de ultimul grup al Tabelului Periodic de Elemente. de exemplu, halogenuri alcaline (NaCl, KBr, LiF) legătură ionică reprezintă interacțiunea Coulomb ionilor încărcați opus. Cu toate acestea, forțele electrostatice nu sunt capabile să mențină echilibrul sistemului, astfel încât legătura ionică nu este niciodată "curată". Când se apropie ionii, apar forțe de repulsie ne-electrostatice. Acestea sunt forțe mecanice cuantice datorate principiului Pauli. Conform acestui principiu fundamental al mecanicii cuantice, doi electroni cu spini identice (de spin - gradul cuantic intern de libertate, propriul său moment de rotație a particulei) nu poate fi în aceeași stare cuantică, adică, la unul și același nivel de energie. Prin urmare, cojile electronice ale atomilor nu se pot pătrunde reciproc, resping. Caracterul general al dependenței energiei de legare la distanța interatomică pentru tipul de cuplare ionică este prezentat în Fig. 1. Un astfel de tip de energie implică faptul că la distanțe mari între atomii sunt forțe atractive, tinzând încet la (Coulomb atragerea de ioni opuse) zero și aproape suficiente forțe repulsive predomină tinde repede la infinit (forte mecanice cuantice definite principiul lui Pauli ). r0 determină poziția unui echilibru stabil și este o constantă a laturii.
Fig. 1. Energia de legare a unui compus ionic. Vrez (r) - rezultă energia de legare V de la - energia repulsiv, Vred - atracție energetică, r0 - echilibru distanța interatomică care corespunde energiei minimă de lipire.
Chiar și în atomi și molecule, momentul de dipol electric, care este egal cu zero, va exista un moment de dipol fluctuant asociat cu poziția instantanee a electronilor în atom. Câmpul electric instantaneu asociat cu acest moment va conduce la apariția unui moment dipol indus în atomii învecinați. În medie, interacțiunea dintre momentul de dipol al sursei atom cu momente dipol induse de atomi adiacenți conduc la atracția dintre atomii care este punct de vedere energetic avantajoasă, deoarece energia sistemului scade. Energia interacțiunii van der Waals scade cu distanța de 1 / r 6. Momentul dipol generat aleatoriu creează un câmp electric. Acest câmp polarizează atomul învecinat, creând un dipol (- sensibilitate dielectrică). Energia de interacțiune a acestor dipoli este egală cu energia potențială a dipolului în câmp. Un calcul riguros cuantic mai riguros conduce la același rezultat. Cantitatea de energie datorită cristalelor cu van der Waals interacțiune cu una sau două ordine de mărime mai mică decât ionul, prin urmare, compușii corespunzători au un punct de topire scăzut și fierbere. Van-der-Waals legătura predomină în gazele nobile, cristalizând la temperaturi de circa 10-100 K, în cristale moleculare, care nu sunt construite din atomi individuali și molecule. Acestea sunt hidrogen, la locurile de zăbrele ale căror molecule sunt H2. fullerene - cristale constând din molecule care conțin șaizeci de atomi de carbon (C60), etc.
Un exemplu clasic al unei legături covalente - molecula de hidrogen H2 (doi electroni și doi protoni), rolul principal pe care educația joacă un schimb de forțe. Acestea sunt forțele naturii mecanice cuantice. Acestea apar deoarece aceeași Coulomb interacțiunea dintre electroni și principiile Pauli, ținând cont de corelarea în mișcarea electronilor datorită prezenței spinului. ecuația Schrodinger pentru molecula de hidrogen are două soluții: simetrice în raport cu permutare coordonate de electroni (locuri de înlocuire) corespunzătoare stării electronilor cu spin opus și antisimetric când spinii sunt paralele. Energia de interacțiune corespunzătoare fiecăreia dintre aceste soluții este prezentată în Fig. 2, a. Starea stabilă a moleculei se obține numai pentru o soluție simetrică (starea de legare). În Fig. 2b prezintă distribuția densității electronice într-o moleculă de hidrogen. Densitatea de electroni în centrul liniei care leagă cele două nuclee, în cazul unei soluții simetrice, cea mai mare, iar în cazul unei antisimetrică dispare. Simetric (liant) stat este energetic mai favorabilă, deoarece electronii interacționează simultan cu ambele nuclee si scade astfel energia sistemului.
Fig. 2. a este energia de legare a moleculei de hidrogen pentru stările cu rotiri paralele și antiparalele; b - distribuția densității electronice în molecula de hidrogen pentru stările cu rotiri antiparalerale și paralele.
Pentru o stare în care rotirile sunt antiparalerale, rotirile electronilor de valență externă sunt reciproc compensate. Astfel, în timpul formării moleculei, electronii din cochilii exterioare ale atomilor sunt rearanjate, astfel încât valența atomilor sunt saturate, ca saturația valențelor cuprinde compensare externă rotirilor de valență de electroni, valență, astfel chimică să fie determinat numărul de electroni coajă exterioare cu spini necompensate. Din acest motiv, gazele nobile nu pot forma cristale covalente - nu există schimb de electroni cu alți atomi, deoarece cochilii de electroni sunt complet umpluți. Exemplul clasic de cristale covalente sunt semiconductori diamant, siliciu, germaniu. Carbonul are doi electroni în stare s, doi în stare p. Pe masura ce atomii se apropie unul de celalalt, cochilii de electroni sunt rearanjati astfel incat toti cei patru electroni devin neparticipati. Distribuția densității electronice este foarte neomogenă, direcționată și are simetrie tetraedică, caracteristică structurii acestor cristale. Compușii semiconductoare cu elemente din grupele III și V și II și VI a sistemului periodic, cum ar fi GaAs, ZnS, legătură interatomică este deja amestec covalentă și constituenți ionici.
În metale, există mulți electroni liberi. Electronii se pot deplasa de la un atom la altul. Legătura dintre atomii cristalului devine colectivizată. Prin urmare, în cel mai simplu caz, legătura metalică poate fi considerată ca o limită sau o legătură covalentă, sau limita de ioni (de exemplu, sodiu metalic poate fi reprezentat ca Na + +). La toate artificialitatea unei astfel de abordări în ea există ceva util. Fig. 3 prezintă distribuția densității de încărcare electronică în cristale cu diferite tipuri de legături și tranziția de la o legătură covalentă la o legătură metalică.
Fig. 3. Imaginea bidimensională schematică a distribuției încărcăturii electronice în solide: cristal ionic, b - cristal covalent, c - metal.
De la începutul dezvoltării sale teoria metalelor sa bazat pe cel mai simplu model, în care electronii de conducere au fost considerați un gaz ideal de particule libere. Primele lucrări, în care gazul de electroni dintr-un metal a fost descris folosind statistici clasice, nu a putut explica toate proprietățile metalelor. Cu toate acestea, situația din modelul lor de bază a fost atât de mult succes încât plus față de principiul lui Pauli a condus la surprinzător de bună explicație a proprietăților observate experimental, cum ar fi conductivitatea electrică. conductivitatea termică a metalelor și altele. Succesul modelului liber de electroni a fost paradoxal, deoarece electronii se deplasează într-o cutie de metal de cristal ionic puternic potențial (periodic). Luând în considerare periodicitatea potențialului ionic care acționează asupra electronilor din cristal, a fost posibil să se demonstreze că spectrul lor de energie are o structură de bandă. iar energia electronilor este o funcție a pulsului (mai precis, impulsul de cristal - este evidențiat faptul că se mișcă de electroni din cristal). Să luăm în considerare aceste reprezentări în detaliu.
Trimiteți-le prietenilor: