Минералогия - Бетехтин А.Г.
Скачать (прямая ссылка):
Строение кристаллического вещества. Строение кристалла определяется: числом структурных единиц (атомов, ионов, молекул), соотношением их размеров и их поляризационными свойствами (основной кристаллохимический принцип В. М. Гольдшмидта).
Атом, как известно, представляет собой сложную электромагнитную систему, состоящую из: 1) положительно заряженного тяжелого ядра, в котором практически сосредоточена вся масса атома, и 2) отрицательно заряженных легких электронов, быстро вращающихся по орбитам на разных уровнях вокруг ядра. Следовательно, атомы по своему строению являются как бы миниатюрными копиями планетных систем.
Так как атом в целом является электрически нейтральным, то заряд ядра должен быть равен суммарному заряду электронов. Численное выражение заряда ядра у разных атомов находится в соответствии с положением элемента в периодической системе Д. И. Менделеева и определяется порядковым номером элемента (фиг. 9), которому равно число электронов, связанных с ядром: в атоме водорода содержится всего лишь один электрон и заряд ядра, следовательно, равен -4-1, в атоме гелия — два электрона, в атоме лития — три электрона и т. д. до урана, в атоме которого содержится 92 электрона на разных уровнях вокруг ядра.
Число электронных уровней или оболочек, как называют для удобства рассуждений, колеблется от 1 до 7. Из диаграммы (фиг. 9) можно видеть, что это число при возрастании порядкового номера каждый раз, как только мы достигаем элемента первой группы (Li, Na, Кит. д.), увеличивается на единицу.
Все химические свойства элементов, обусловливающие их поведение при химических реакциях, связаны не с ядрами атомов, а со строением их наружных частей, состоящих из электронов. При этом особую роль играют валентные электроны периферических оболочек.
По мере возрастания порядкового номера элемента, как это можно видеть из той же диаграммы (ср. колонки цифр у каждого элемента справа), в первых трех
.«о
S? OQO4
- S ей ^ ^ 55? aces, ^?????^
<?( О) я> <?
'oats, «-}???*»^
периодах каждый новый электрон занимает место в самой поверхностной оболочке. В четвертом, пятом и шестом больших периодах, а также в седьмом, незаконченном периоде (в атомах элементов № 21—28, 39—46, 72—78 и 89—92) прибавляющиеся электроны достраивают не самую внешнюю, а следующую за ней вторую оболочку. В шестом периоде в атомах элементов № 57—71 достройка происходит даже на третьем от периферии электронном уровне.
Наиболее прочными и устойчивыми являются атомы, в которых наружная оболочка построена из 8 электронов. Этому условию, как видно из диаграммы (фиг. 9), удовлетворяют атомы благородных газов: Ne, Ar и др. (включая сюда и Не, который имеет всего 2 электрона). Атомы же большинства элементов обладают неустойчивой конфигурацией электронов во внешней оболочке.
В природе редко создаются условия, и то не для всех элементов, когда могут образоваться одноэлементные атомные постройки (таковы, например, самородные металлы). Обычно атомы различных по химическим свойствам элементов, взаимодействуя друг с другом, стремятся образовать устойчивую восьмиэлектронную наружную оболочку типа благородных газов. При этом атомы одних элементов отдают часть своих наружных электронов, другие, наоборот, присоединяют к себе недостающее до 8 число электронов. Например, атом натрия (фиг. 9) теряет один наружный («валентный») электрон, теряя при этом некоторую часть энергии, но зато приобретает устойчивое строение, одинаковое со строением атома неона. Атом хлора, наоборот, приобретает этот недостающий ему для полного комплекта электрон и тоже становится аналогичным по строению атому аргона. Атом кальция способен терять два наружных электрона. Если тут же присутствуют атомы фтора, то они охотно приобретают эти электроны и становятся по строению аналогичными атомам неона (фиг. 9). При этом каждый атом, теряющий отрицательно заряженные электроны, приобретает положительный заряд, а атомы, присоединяющие к себе электроны, становятся отрицательно заряженными.
Такие заряженные атомы носят название ионов. Положительно заряженные ионы называются катионами (Na1+, K1+, Mg2+, Ca2+ Al5+, Si*+, P8+ и др.), а отрицательно заряженные — а н и о н а м и (F1-, Cl1"", О2-, S2- и др.). Таким образом, валентность ионов отвечает числу отнятых или приобретенных нейтральным атомом электронов в наружной оболочке, т. е. числу зарядов иона. С химической точки зрения она отвечает числу химических связей с ионами противоположного знака при образовании нейтрального соединения, например: NaCl, CaF2, Fe203 и т. д.
В принципе каждый элемент, поскольку он в системе Д. И. Менделеева располагается между двумя благородными газами, может образовать устойчивые по строению ионы двояким способом: путем потери электронов и приобретения положительного заряда, либо путем достройки наружной оболочки и получения отрицательного заряда. Например, для серы мы знаем как катион S6+ (в сульфатах) со структурой неона, так и анион S2- (в сульфидах) со структурой аргона. Первый может образоваться, например, в условиях достаточной концентрации кислорода, легко воспринимающего лишние электроны (в природных условиях последний образует только анионы), второй, наоборот,— при недостатке кислорода и в присутствии тяжелых металлов, не встречающихся в виде анионов, то есть легко отдающих часть своих электронов.
