Строение вещества

ЛЕКЦИЯ №3 СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА Основные сведения о строении атома Понятие «атом» возникло еще в античном мире для обозначения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый». Атом состоит из положительного ядра и отрицательных электронов, которые движутся вокруг него. Радиус ядра, как выяснилось современными исследованиями, в 100 000 раз меньше радиуса всего атома, той его области, в которой находятся электроны. Если использовать образное сравнение, то весь объем атома можно уподобить стадиону, а ядро – футбольному мячу, положенному в центр поля. Это крошечное атомное ядро, в котором однако сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов — протонов и нейтронов. Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку, и массу, равную массе атома водорода (она считается в химии за единицу массы). Обозначаются протоны знаком р+. Нейтроны электронейтральны и имеют массу, равную массе протона, т.е. 1. Обозначают нейтроны знаком n°. Электроны обозначают знаком е¯. Масса электрона ничтожно мала, она почти в 2000 раз меньше массы протона или нейтрона, поэтому ее можно не учитывать. Схему строения атома можно изобразить следующим образом: Сумму чисел протонов и нейтронов в атоме называют массовым числом. Массовое число атома – это сумма чисел протонов и нейтронов. Например, массовое число атома фтора: 9 + 10 = 19 протонов нейтронов массовое число Массовое число атома золота: 79 + 118 = 197 протонов нейтронов массовое число Поскольку атом электронейтрален, то очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Например, ядро атома железа содержит 26 протонов, а вокруг ядра вращаются 26 электронов. Атом железа Fe: Атом кобальта Co: Атом молибдена Mo: р+ = 26, е¯ = 26; р+ = 27, е¯ = 27; р+ = 42, е¯ = 42. Итак, если количество протонов и нейтронов в атоме может не совпадать, то количество протонов и электронов всегда одинаково. Количество протонов и электронов в атоме всегда совпадает с номером химического элемента в таблице Менделеева. Массовые числа атомов элементов также даны в таблице Менделеева. Поэтому зная номер элемента (Z), т.е. число протонов, и массовое число (А), равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов (N) по формуле: N=A – Z где А – массовое число атома, равное сумме чисел протонов и нейтронов; Z – число протонов; N – число нейтронов. Например, число нейтронов в атоме титана равно: 48 22 = 26 массовое число число число протонов нейтронов а в атоме палладия: 106 46 = 60 массовое число число число протонов нейтронов Как видите, число протонов и число нейтронов в атоме могут значительно различаться, и чем дальше от начала таблицы Менделеева находится элемент, тем это различие больше. Именно поэтому, из-за значительного превышения количества нейтронов над количеством протонов, элементы, замыкающие таблицу Менделеева, нестабильны и обладают радиоактивностью. Кроме того, в природе существуют разновидности атомов с одинаковым числом протонов (то есть они являются атомами одного и того же элемента), но с разным числом нейтронов и соответственно с разными массовыми числами. Такие атомы называются изотопами. Изотопы – это разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число. Слово «изотоп» состоит из двух греческих слов: изос - «одинаковый» и топос - «место», обозначает «занимающий одно место» (одну клетку в таблице Менделеева). Вы наверное уже обратили внимание на тот факт, что атомные массы элементов, данные в таблице Менделеева, дробные. Как это получается, если масса протона и нейтрона равны атомной единице массы? Не может же ядро атома содержать часть нейтрона. Дело в том, что атомная масса элемента, указанная в таблице Менделеева, является средним значением из масс всех его природных изотопов с учетом их распространенности. Например, элемент бор в природе находится в виде двух изотопов: бор-10, который состоит из 5 протонов и 5 нейтронов и бор-11, состоящий из 5 протонов и 6 нейтронов. Содержание первого изотопа составляет 20%, второго 80%, поэтому атомная масса бора 10,8 атомных единиц, но в расчетах ее можно округлять до 11. И вообще большинство химических элементов встречаются в природе в виде смеси изотопов: по два изотопа имеют, например, гелий, литий, азот, медь, галлий, бром, таллий. Титан и цинк имеют по пять изотопов, рутений – семь изотопов, больше всего изотопов у олова – десять. В виде одного изотопа в природе существуют всего несколько элементов – фтор, фосфор, скандий, кобальт, мышьяк, родий, индий, золото и некоторые из лантаноидов. Но это имеются в виду стабильные изотопы. Кроме того, существуют еще нестабильные (радиоактивные) изотопы как природные, так и искусственно полученные. Таких только у водорода насчитывается пять штук. У магния их 16, у рубидия 25, а у индия - 28. Существование изотопов также объясняет и кажущееся несоответствие в системе Менделеева – положение некоторых элементов с большей атомной массой раньше элементов с меньшей атомной массой: пары теллур-йод, аргон-калий, кобальт-никель. Просто у аргона, кобальта и теллура преобладают более тяжелые изотопы, а у йода, калия и никеля – легкие. Химические и физические свойства большинства элементов и химических веществ практически одинаковы, независимо от того, какие изотопы входят в их состав. Единственным исключением является водород. Это можно объяснить тем, что для атомов, ядра которых состоят из нескольких протонов и нейтронов, не так уж важно - одним нейтроном меньше или одним нейтроном больше. А вот ядро самого распространенного легкого водорода (его в природе 99,985%) - это один-единственный протон, и если к нему добавить нейтрон, масса ядра возрастёт вдвое, получится так называемый тяжелый водород (его в природе 0,015%). Если добавить два нейтрона, получится сверхтяжелый водород, который содержится в природе в незначительных количествах и обладает радиоактивностью; его масса втрое больше массы легкого водорода. Такие значительные различия в массе и соответственно в размерах атомов водорода и вызывают различия в свойствах самого водорода и его соединений. Например, известно, что химические взаимодействия с участием тяжелых изотопов водорода протекают медленнее, чем с участием легких изотопов водорода. Температуры кипения изотопов водорода различаются на несколько градусов – для изотопов это довольно значительное различие. Вода, в состав которой входят различные изотопы водорода, также обладает различными свойствами (изменяются плотность, вязкость, температуры кипения и замерзания). В настоящий момент существуют две модели строения атома: классическая (она же ядерная) и квантово-механическая. Первая модель довольно проста для понимания, но она не подходит для описания атомов со сложной структурой. Вторая модель описывает любую структуру атома, но весьма сложна в понимании, т.к. в ее основе лежат громоздкие математические расчеты. Планетарная модель строения атома Открытие явления радиоактивности на рубеже XIX и ХХ веков опровергло утверждение о неделимости атома и пробудило интерес ученых к исследованию его строения. В 1911 году была предложена первая модель атома, которая была названа планетарной моделью. Согласно ей атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, так что атом в целом электронейтрален. Возникающая вследствие вращения электронов центробежная сила уравновешивается силой электростатического притяжения электронов к противоположно заряженному ядру. Основные положения планетарной модели строения атома: 1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определенным круговым стационарным орбитам (по аналогии с движениями планет Солнечной системы). 2. Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии. 3. Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна разности энергии атома в конечном и исходном состояниях. Согласно данной теории, энергия электрона, вращающегося вокруг ядра, зависит от радиуса орбиты. Наименьшей энергией электрон обладает, находясь на ближайшей к ядру орбите (это так называемое нормальное состояние атома). Для того, чтобы электрон ушел на более удаленную от ядра орбиту, нужно преодолеть притяжение электрона к ядру, для этого нужна энергия. Этот процесс осуществляется с поглощением кванта света. Соответственно, энергия атома увеличится, он перейдет в возбужденное состояние. Переход электрона в обратном направлении, то есть с более удаленной орбиты на более близкую к ядру, ведет к уменьшению энергии атома; освободившаяся энергия будет выделена в виде кванта электромагнитного излучения. На данной схеме изображен процесс ухода электрона с орбиты с более высокой энергией на орбиту с более низкой энергией, сопровождающийся выделением энергии. Разные энергетические уровни содержат разное количество электронов: первый уровень - до 2 электронов; второй уровень - до 8 электронов. Например, атом кислорода в соответствии с планетарной моделью выглядел следующим образом: Строение атома кислорода в соответствии с планетарной моделью строения атома На ближайшем к ядру уровне находится два электрона, на втором уровне остальные шесть электронов. Все электроны в пределах одного уровня движутся по одной стационарной орбите - словно пытаются догнать друг друга. И все же планетарная модель строения атома страдала внутренними несоответствиями. Постулаты данной теории находились в грубом противоречии с положениями классической физики. С позиций классической механики электрон может вращаться по любым орбитам, а классическая электродинамика не допускает движения заряженной частицы по круговой орбите без излучения. Оставались неясным и такие вопросы, как, например, где находится электрон в процессе перехода с одной орбиты на другую? Как следует из теории относительности, ни один физический процесс не может распространяться со скоростью, большей чем скорость света. Поэтому переход электрона на новую орбиту, отделенную некоторым расстоянием от исходной, не совершается мгновенно, а длится некоторое время. В течение этого времени электрон должен находиться где-то между исходной и конечной орбитами. Но как раз такие промежуточные состояния запрещены теорией, поскольку постулируется возможность нахождения электрона только на стационарных орбитах. К сожалению, описать атомы со сложной структурой, опираясь на планетарную модель, было невозможно. В теорию были внесены некоторые усовершенствования, например, допускалась возможность движения электронов в атоме не только по круговым, но и по эллиптическим орбитам, по-разному расположенным в пространстве, но все равно эта теория не могла описать строение атомов, более сложных, чем атом водорода. Хотя планетарная модель и была важным этапом в развитии представлений о строении атома, она оказалась несостоятельной. Поэтому возникла задача разработки новой физической теории, способной описать строение атомов. Эта задача была выполнена в 20-е годы прошлого века, после возникновения и развития новой отрасли фундаментальной физики – квантовой, или волновой, механики. Квантово-механическая модель строения атома В основу квантово-механической модели положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны. Согласно положениям квантовой механики состояние электрона в атоме нельзя изобразить как движение материальной частицы по какой-либо орбите, как это было в планетарной модели. Квантовая механика вообще отказалась от уточнения положения электрона в пространстве; для описания положения электрона в пространстве используется понятие статистической вероятности нахождения электрона в данной точке пространства либо в элементе объема вокруг ядра. Поскольку движение электрона имеет волновой характер, квантовая механика описывает его движение в атоме с помощью так называемой волновой функции ψ (обозначается греческой буквой, которая читается как «пси»). В разных точках атомного пространства эта функция имеет разные значения. Математически это записывается равенством: ψ=ψ(х, y, z), где ψ – волновая функция; х,у,z – координаты точки, в которой находится электрон. Квадрат волновой функции ψ2 описывает вероятность нахождения электрона в данной точке атомного пространства. Вычисление вероятности нахождения электрона в данном месте атома и его энергии – сложная математическая задача. Она выполняется с помощью волнового уравнения Шредингера. В 1926 году физик Эрвин Шредингер предложил уравнение, получившее название волнового уравнения Шредингера, которое в квантовой механике играет такую же роль, какую законы Ньютона играют в классической механике. Уравнение Шредингера связывает волновую функцию ψ потенциальной энергией электрона U и его полной энергией Е: с где   - сумма вторых производных волновой функции ψ по координатам х, у, z; m – масса электрона; h – постоянная Планка; Е – полная энергия электрона; U – потенциальная энергия электрона. 2 В качестве модели состояния электрона в атоме в квантовой механике используется понятие об электронном облаке, плотность соответствующих участков которого пропорциональна вероятности нахождения там электрона. Одна из возможных форм электронного облака в атоме показана на схеме: Это изображение можно пояснить следующим образом. Допустим, что в какой-то момент времени нам удалось сфотографировать положение электрона в пространстве вокруг ядра и на фотографии это отразится в виде точки. Сделаем тысячи таких снимков в разные моменты времени. Новые фотографии, сделанные через малые промежутки времени, обнаружат электрон все в новых положениях. Множество таких фотографий при наложении друг на друга образуют картину, напоминающую облако. Это облако окажется наиболее плотным в областях наиболее вероятного нахождения электрона. Поэтому плотность электронного облака пропорциональна квадрату волновой функции. Однако следует иметь в виду, что электронное облако не имеет определенных, четко очерченных границ: даже на большом расстоянии от ядра существует некоторая, хоть и очень малая, вероятность обнаружения электрона. Поэтому под электронным облаком условно понимают область пространства вблизи ядра атома, в которой находится наибольшая часть (около 90%) электронной плотности. Графически электронное облако изображают в виде граничной поверхности, очерчивающей ту самую область, где вероятность появления электрона наибольшая. При этом обозначение плотности с помощью точек опускают. По-другому электронное облако называют орбиталью. Орбиталь – область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме (атомная орбиталь) или в молекуле (молекулярная орбиталь). Квантовые числа Состояние электрона в атоме описывают с помощью чисел, которые называют квантовыми. Описать электронное строение атома – это значит указать значения квантовых чисел для всех его электронов. 1. Главное квантовое число n описывает энергетическое состояние электрона в атоме, а также расстояние от орбитали до ядра атома. Чем больше значение главного квантового числа n, тем выше энергия электрона и больше размер электронного облака. Может иметь значения целых чисел от одного до семи (так как в таблице Менделеева семь периодов): n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Орбитали атома, имеющие одинаковое называются энергетическими уровнями. значение числа n, Количество энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода, в котором находится элемент в таблице Менделеева. Например, у водорода и гелия всего один энергетический уровень, у углерода и азота по два энергетических уровня, у стронция – пять, а у франция – семь энергетических уровней. 2. Орбитальное (побочное) квантовое число l описывает форму орбитали. Орбитальное число l может иметь целочисленные значения в диапазоне от 0 до n-1. Например, при n=1: l=0; n=2: l=0, l=1; n=5: l=0, l=1, l=2, l=3, l=4. Орбитали атома, имеющие одинаковое значение числа n, но разные значения числа l называют энергетическими подуровнями и обозначают буквами латинского алфавита: s, p, d, f, g. l=0 – s-подуровень l=1 – p-подуровень l=2 – d-подуровень l=3 – f-подуровень l=4 – g-подуровень Например, возьмем атом водорода, который находится в первом периоде и имеет в своем составе всего один электрон. Главное квантовое число этого электрона n=1. Если n=1, то l=0. Значит, единственный электрон атома водорода находится на s-подуровне первого энергетического уровня. Н: n=1, l=0; электрон на s-подуровне первого уровня. Азот находится во втором периоде и имеет семь электронов. Они находятся на первом и втором энергетических уровнях с главными квантовыми числами n=1 и n=2. Если n=2, то ему соответствуют орбитальные квантовые числа l=0 и l=1, значит, на втором уровне появляется р-подуровень. N: n=1, l=0; электроны на s-подуровне первого уровня; n=2, l=0, l=1; электроны на s- и р-подуровнях второго уровня. 3. Магнитное квантовое орбиталей в пространстве. число m описывает направление Может иметь целочисленные значения в диапазоне от -l до +l (включая 0). Например, для l=0 возможно только одно значение магнитного квантового числа m=0. Это значит, что s-орбиталь имеет только одно пространственное направление. l=0, m=0; l=1, m=-1;0;+1; l=2, m=-2;-1;0;+1;+2; l=3, m=-3;-2;-1;0;+1;+2;+3. Итак, несложно заметить, что с каждым увеличением орбитального квантового числа на единицу, количество значений магнитного квантового числа увеличивается на два. То есть d-орбиталь, у которой l=2, имеет пять направлений в пространстве, f-орбиталь – соответственно семь, а g-орбиталь – уже девять. 4. Спиновое квантовое число ms описывает направление вращения электрона в магнитном поле - по часовой стрелке или против. На каждой орбитали может находиться только два электрона: один со спином +½, другой -½. Например, гелий находится в первом периоде, значит у него имеется только один энергетический уровень с главным квантовым числом n=1. Этот энергетический уровень состоит из одного подуровня с орбитальным квантовым числом l=0. Этот подуровень состоит из одной орбитали с магнитным квантовым числом m=0. Значит, оба электрона атома гелия расположены на этой единственной орбитали (больше им просто негде расположиться). Значит, спины этих электронов должны быть различны. Не: n=1, l=0, m=0, ms=+1/2 – первый электрон атома гелия; n=1, l=0, m=0, ms=–1/2 – второй электрон атома гелия. Типы электронных орбиталей К настоящему моменту описано пять типов орбиталей: s, p, d, f и g. Орбитали существуют независимо от того, находится на них электрон (занятые орбитали), или отсутствует (вакантные орбитали). Атом каждого элемента, начиная с водорода и заканчивая последним полученным на сегодня элементом №118, имеет полный набор всех орбиталей на всех электронных уровнях. Их заполнение электронами происходит с увеличением номера элемента в таблице Менделеева, то есть с увеличением заряда ядра. s-орбитали имеют шарообразную форму и, следовательно, одинаковую электронную плотность в направлении каждой оси координат: шарообразная форма s-орбитали На первом электронном уровне каждого атома находится только одна sорбиталь. Начиная со второго электронного уровня помимо s-орбитали появляются также р-орбитали. Они имеют форму объемных восьмерок, именно так выглядит область наиболее вероятного местонахождения рэлектрона в районе атомного ядра. Каждая р-орбиталь расположена вдоль одной из взаимоперпендикулярных осей в объемной системе координат – х,y и z, в соответствии с этим в названии р-орбитали указывают с помощью соответствующего индекса ту ось, вдоль которой располагается ее максимальная электронная плотность: px, py и pz. формы р-орбиталей d-орбитали имеют форму, которую можно описать, как объемный «клеверный лист», они отличаются лишь направлением в пространстве. Одна d-орбиталь непохожа на остальные. Пятая d-орбиталь выглядит как объемная восьмерка, продетая в кольцо: формы d-орбиталей f-орбитали имеют довольно сложную конфигурацию, ниже на рисунке показаны их возможные формы: формы f-орбиталей Правила заполнения электронных оболочек атомов 1. Правило наименьшей энергии При заполнении электронами уровней и подуровней последовательность размещения электронов в атоме должна отвечать как наименьшей энергии электрона, так и наименьшей энергии атома в целом. Электрон не занимает вышележащий уровень, если в нижележащем уровне есть места, располагаясь на которых, он будет обладать меньшей энергией. Это правило выражает общие термодинамические законы устойчивости систем: максимуму устойчивости соответствует минимум энергии. В состоянии максимальной устойчивости электронной системы в атоме связь электронов с ядром наиболее прочна. Необходимо подчеркнуть, что правило наименьшей энергии справедливо только для основных состояний атомов. В возбужденных состояниях электроны могут находиться на любых орбиталях атомов, если при этом не нарушается правило Паули. 2. Правило Паули В атоме не может быть двух электронов, у которых все квантовые числа были бы одинаковы. Хотя бы одно из квантовых чисел n, l, m и ms должно обязательно различаться. Например, в атоме могут быть лишь два электрона с одинаковыми числами n, l и m: но один из них будет со спиновым числом ms = +1/2, другой с ms = – ½ (см. пример про атом гелия). 3. Правило Гунда Это правило описывает последовательность заполнения электронами подуровней: В подуровнях p-, d- и f - орбитали сначала заполняются одиночными, непарными электронами и лишь потом происходит их заполнение вторыми электронами. 4. Правило Клечковского (правило n + l) Энергия электрона в основном зависит от главного квантового числа n и побочного квантового числа l, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n и l является наименьшей. Советский ученый Всеволод Клечковский сформулировал положение, утверждающее, что Электрон занимает в основном состоянии уровень с наименьшим возможным значением суммы квантовых чисел n+l. В том случае, когда для двух подуровней суммы значений главного квантового числа и побочного квантового числа равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением главного квантового числа. Однако нам нет необходимости каждый раз подсчитывать указанную сумму. Имеется вспомогательная таблица для определения последовательности заполнения электронами уровней и подуровней: 4f 5f 3d 4d 5d 6d 2p 3p 4p 5p 6p 7p 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 8s читаем слева направо! Электронные формулы атомов Расположение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням изображают в виде электронных формул. Покажем, как они составляются. Как утверждает правило наименьшей энергии, электроны в атоме занимают свободные орбитали с наиболее низкой энергией - для наиболее прочной связи с ядром. Орбиталь с минимальной энергией — это 1s-орбиталь. У атома водорода она занята его единственным электроном. Поэтому электронная формула (или электронная конфигурация) атома водорода имеет вид: Н: 1s1. На этой орбитали может разместиться еще один электрон – с противоположным спином. У гелия оба электрона располагаются на 1sорбитали. Следовательно, электронная формула гелия: Не: 1s2. Электронная оболочка гелия завершена и очень устойчива, это благородный газ. У элементов II периода заполняется второй энергетический уровень, причем сначала орбиталь s-подуровня, а затем орбитали p-подуровня. Например, электронная формула лития: Li: 1s22s1. На 2s-орбитали есть еще одно свободное место, поэтому четвертый электрон пойдет туда же: Ве: 1s22s2. Поскольку 2s-орбиталь на этом заполнена, то пятый электрон у атома бора занимает уже 2p-орбиталь. Электронная формула атома бора: В: 1s22s22p1. Далее у атомов углерода, азота, кислорода, фтора идет заполнение 2рорбиталей, которое заканчивается у атома неона. Запишем их электронные формулы: C: 1s22s22p2 N: 1s22s22p3 O: 1s22s22p4 F: 1s22s22p5 Ne: 1s22s22p6. У элементов следующего третьего периода, аналогично происходит заполнение 3s- и 3p-подуровней. Например, Na: 1s22s22p63s1 Мg: 1s22s22p63s2 Al: 1s22s22p63s23p1 Cl: 1s22s22p63s23p5. У аргона заканчивается заполнение p-подуровня: 2 2 6 2 6 Ar: 1s 2s 2p 3s 3p . На данном энергетическом уровне появляется новый подуровень, которого не было на предыдущих, первом и втором, энергетических уровнях. Это dподуровень, состоящий из пяти орбиталей. Поэтому можно предположить, что у следующего элемента, калия, электрон пойдет на этот d-подуровень. Однако, это не так. Электрон пойдет на 4s-подуровень, потому что это ему более энергетически выгодно: К: 1s22s22p63s23p64s1. У атома кальция на 4s-подуровне уже два электрона: Са: 1s22s22p63s23p64s2. На этом заполнение 4s-подуровня заканчивается. Следующим будет заполняться не р-подуровень, как было на предыдущих энергетических уровнях, а d-подуровень, причем d-подуровень подвнешнего энергетического уровня, то есть третьего, который был пропущен, потому что он был менее энергетически выгодным, чем 4s-подуровень. Но теперь 4s-подуровень полностью заполнен, и по сравнению со следующим 4р-подуровнем, уже 3dподуровень более энергетически выгоден. Следовательно, электронная формула атома скандия будет выглядеть следующим образом: Sc: 1s22s22p63s23p63d14s2. Данный d-подуровень продолжает заполняться от скандия до цинка: Mn: 1s22s22p63s23p63d54s2 Zn: 1s22s22p63s23p63d104s2. И только затем начинает заполняться 4р-подуровень: Ga: 1s22s22p63s23p63d104s24р1 Br: 1s22s22p63s23p63d104s24р5. В следующем, пятом периоде заполнение энергетических уровней электронами происходит аналогично четвертому периоду: сначала 5sподуровень, затем 4d-подуровень, и только потом 5р-подуровень. У некоторых элементов электронная формула не соответствует правилам. Это явление называется «провал электрона». Оно связано с тем, что для некоторых элементов нарушение правил заполнения электронных оболочек обеспечивает более выгодное энергетическое состояние, чем заполнение электронных оболочек по правилам. К таким элементам относятся хром, медь, ниобий, молибден, рутений, родий, палладий и другие d-элементы. У них происходит провал электрона с внешнего s-подуровня на заполняющийся подвнешний d-подуровень. Проверку, правильно ли вы составили электронную формулу, можно сделать следующим образом – количество электронов в электронной формуле должно совпадать с номером элемента в таблице Менделеева. Кроме того, в некоторых вариантах таблицы Менделеева указано расположение электронов по энергетическим уровням (но не по подуровням!): уровни расположены снизу вверх, то есть первый уровень находится внизу. Подробные таблицы электронных конфигураций атомов элементов есть в справочниках. Они составлены с учетом провалов электронов, то есть там указаны истинные электронные формулы атомов элементов. Электронные схемы атомов Очень часто структуру электронных оболочек изображают с помощью энергетических, или квантовых, ячеек — это так называемые графические электронные формулы, или схемы атомов. Каждая такая ячейка обозначается клеткой: клетка — орбиталь, стрелка — электрон, направление стрелки — направление спина, свободная клетка — свободная орбиталь, которую может занимать электрон в возбужденном состоянии. Согласно принципу Паули в ячейке может быть один или два электрона. Запишем схемы некоторых атомов. У водорода и гелия всего один sподуровень, состоящий из одной орбитали; значит их схемы будут состоять всего из одного квадратика-ячейки. Н: 1s1 1s ↑ Не: 1s2 1s ↑↓ У лития появляется второй энергетический уровень, состоящий из s- и рподуровней. Электрон второго энергетического уровня находится на 2sподуровне, р-подуровень пока что остается вакантным, но он все равно должен быть изображен на электронной схеме атома. Каждый следующий подуровень изображается выше предыдущего, чтобы показать, что он обладает более высокой энергией. Li: 1s22s1 2p 2s 1s ↑ ↑↓ Первый электрон на 2р-подуровне появляется у атома бора: В: 1s22s22p1 2p 2s 1s ↑ ↑↓ ↑↓ У атома углерода второй электрон 2р-подуровня разместится в другой ячейке, потому что в соответствии с правилом Гунда орбитали одного энергетического подуровня сначала заполняются одиночными непарными электронами. C: 1s22s22p2 2p 2s 1s ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ Итак, у углерода два непарных электрона. У атома азота на один электрон больше и он занимает последнюю свободную ячейку на 2р-подуровне: N: 1s22s22p3 2p 2s 1s ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ Когда все возможности по заполнению орбиталей непарными электронами исчерпаны, орбитали заполняются вторым электроном с противоположным спином: O: 1s22s22p4 2p 2s 1s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ F: 1s22s22p5 2p 2s 1s ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ Ne: 1s22s22p6 2p 2s 1s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Размещая электроны по квантовым ячейкам, можно выявить число непарных электронов в атоме. Таким образом, у кислорода есть два непарных электрона, у фтора – один, а у неона вообще нет непарных электронов. От количества непарных электронов и вообще от расположения электронов в атоме зависит его поведение в химических взаимодействиях, способность образовывать то или иное число химических связей. Запишем электронную схему атома алюминия, который находится в следующем периоде. У него появляется d-орбиталь. Хотя она вакантна, она должна быть изображена на схеме: Al: 1s22s22p63s23p1 3d 3p 3s 2p 2s 1s ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Запишем электронную схему атома титана, который относится к dэлементам: Обратите внимание, что 4s-подуровень на схеме расположен ниже 3d-подуровня, так как он обладает более низкой энергией и заполняется раньше. В четвертом периоде появляется 4f-подуровень, пока что тоже вакантный. Ti: 1s22s22p63s23p63d24s2 4d 3d 3p 3s 2p 2s 1s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 4p 4s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Основные положения теории химической связи Химическая связь – совокупность сил, действующих между атомами или группой атомов. Химическая связь возникает при взаимодействии электрических полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, участвующих в образовании молекулы. Независимо от типа химической связи причина ее образования – одна. Химическая связь образуется, если электроны взаимодействующих атомов получают возможность двигаться одновременно вблизи нескольких ядер. При обсуждении химической связи обычно пользуются термином валентность. Данное понятие означает меру способности элемента к образованию химической связи. Валентность – мера способности элемента к образованию химической связи. Химическая связь осуществляется в основном за счет так называемых валентных электронов. У s- и р-элементов валентными являются электроны внешней оболочки. У d-элементов валентные электроны – это s-электроны внешней и d-электроны подвнешней оболочек. Например, у водорода один валентный s-электрон, поэтому водород одновалентный элемент. У магния валентных s-электронов два – магний двухвалентен. У кислорода тоже два валентных электрона, но у него валентными являются р-электроны. Н: 1s1 1s ↑ Мg: 1s22s22p63s2 3d 3p 3s ↑↓ 2p 2s 1s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ O: 1s22s22p4 2p 2s 1s ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ Описать химическую связь – значит выяснить, как распределяется электронная плотность в веществе. В зависимости от этого различают следующие основные типы химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. Ковалентная связь Химическая связь, осуществляемая за счет образования общих для взаимодействующих атомов электронных пар, называется ковалентной связью. Ковалентная связь осуществляется за счет образования общих для взаимодействующих атомов электронных пар. Для каждой ковалентной связи необходима пара электронов, следовательно, необходимо два непарных электрона – по одному от каждого атома. Соединяющиеся атомы восполняют свои наружные электронные слои до восьмиэлектронного (или двухэлектронного для водорода). В молекулах между двумя атомами может формироваться различное число ковалентных связей. Механизмы образования ковалентной связи Известно два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный. 1) Обменный механизм – способ образования ковалентной связи между двумя атомами за счет объединения двух непарных электронов, принадлежащих взаимодействующим атомам. Проанализируем образование ковалентной химической связи между двумя атомами водорода. При сближении атомов водорода между ними возникают разные виды взаимодействия: отталкивание между положительно заряженными ядрами, отталкивание между отрицательно заряженными электронами, притяжение каждого из электронов к ядрам, потому что одинаково заряженные частицы отталкиваются, а имеющие разные заряды притягиваются. Следовательно, чтобы возникла химическая связь, необходимо, чтобы силы притяжения и отталкивания уравновешивали друг друга. При этом условии происходит взаимное перекрывание атомных орбиталей с антипараллельными спинами электронов. В области перекрывания, которая находится между ядрами, возникает повышенная электронная плотность. Она притягивает к себе оба ядра атомов водорода. При этом образуется достаточно прочная химическая связь, так как такое состояние отвечает минимуму энергии. В случае взаимодействия двух атомов водорода электроны, участвующие в образовании связи, в равной степени принадлежат этим двум атомам. Это означает, что центр тяжести электронного облака располагается симметрично между центрами тяжести положительных зарядов обоих ядер. Таким образом, связующее электронное облако равномерно разделено между двумя атомами. Такая связь, осуществляемая парой общих электронов, в равной степени принадлежащих обоим соединяющимся атомам, называется неполярной ковалентной связью. Вещества с неполярной ковалентной связью: двухатомные молекулы газообразных веществ – кислорода О2, водорода Н2, азота N2, хлора Cl2. Когда образуется связь между атомом углерода и водорода, углерода и кислорода, водорода и азота или кислорода и водорода и другими неодинаковыми атомами, то связующая пара электронов смещается из симметричного положения в сторону более электроотрицательного атома. Следовательно, электронная пара становится более или менее односторонне оттянутой одним из соединяющихся атомов. Такая связь, в которой общая пара электронов смещена в сторону более электроотрицательного атома, называется ковалентной полярной связью. Молекула, в которой имеется ковалентная полярная связь, называется диполем. Чем больше длина диполя, тем больше полярность молекулы. Вещества с полярной ковалентной связью: молекулы воды Н2О, сероводорода Н2S, хлороводорода HCl, углекислого газа CO2, аммиака NH3 и все кислоты. Для наглядного изображения ковалентной связи обычно пользуются следующим способом. Электроны, находящиеся во внешнем электронном слое, обозначают точками, располагаемыми вокруг химического символа атома. Общие для двух атомов электроны показывают точками, помещаемыми между их химическими символами; двойная или тройная связь обозначается соответственно двумя или тремя парами общих точек. Используя эти обозначения, образование ковалентных связей можно изобразить следующим образом: 2) Донорно-акцепторный механизм - способ образования ковалентной связи между двумя атомами или группой атомов за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Иногда используют термин «донорно-акцепторная связь». Это не совсем правильно, потому что это не особый тип связи, а просто другой механизм ее образования. Связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, отличается от обычной ковалентной только происхождением связующих электронов. Например, по донорно-акцепторному механизму образуется ион аммония. У атома азота в аммиаке есть неподеленная электронная пара, поэтому при взаимодействии с кислотами он может присоединять ион водорода Н+, не имеющий электронов. Свойства ковалентной связи 1. Энергия связи - мера прочности связи, обусловленная затратой энергии, необходимой для разрушения связи. Энергия ковалентной связи составляет 10-1000 кДж/моль. Например, энергия связи в молекуле фтора F2 – 159 кДж/моль, в молекуле азота N2 – 940 кДж/моль. Из этого следует, что при образовании 1 моль молекул фтора из изолированных атомов выделяется 159 кДж энергии, а при образовании 1 моль молекул азота выделяется 940 кДж энергии. Такое же количество энергии должно быть поглощено при распаде 1 моль молекул указанных простых веществ до атомарного состояния. Именно поэтому фтор является очень активным в химическом отношении веществом, которое взаимодействует практически со всеми другими веществами, а азот – вещество очень инертное, практически не взаимодействующее с другими веществами, потому что для распада первого достаточно небольшого количества энергии, а для второго, наоборот, нужно значительное количество энергии. То есть, чем выше энергия связи вещества, тем оно менее активно, и наоборот, чем энергия связи меньше, тем вещество более активно в химических взаимодействиях. 2. Длина связи - межъядерное расстояние между химически связанными атомами. Например, в молекуле воды Н2О расстояние между ядрами атомов водорода и кислорода составляет 0,096 нм, в молекуле хлора Cl2 длина связи между атомами хлора равна 0,2 нм. Валентный угол - угол между воображаемыми линиями, проходящими сквозь ядра двух химически взаимосвязанных соседних атомов. Так, в молекуле метана этот угол равен 109°, а в молекуле воды – 105°. 3. Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. Чем больше разница в электроотрицательности атомов, связанных ковалентной связью, тем более полярна связь. Например, поскольку электроотрицательность галогенов уменьшается от фтора к йоду, то связь водород-фтор более полярна, чем связь водород-хлор. А связь водород-хлор более полярна, чем связь водород-бром. Аналогично связь водород-бром более полярна, чем связь водород-йод. 4. Поляризуемость - способность электронной плотности смещаться в результате действия на молекулу внешнего электрического поля – в частности поля других молекул, вступающих в реакцию. Поляризуемость связи возрастает с уменьшением разности электроотрицательностей атомов, образующих связь. Существует обратная зависимость между полярностью и поляризуемостью ковалентной связи: чем изначально более полярна связь, тем меньше остается возможности для смещения электронов под внешним воздействием. Значит, для примера с галогеноводородами зависимость будет следующей: 5. Направленность ковалентной связи в пространстве обуславливает строение веществ и форму их молекул. Направленность в пространстве – это наиболее характерное свойство именно ковалентной связи; другие виды химической связи, например, ионная, направленностью не обладают. Направленность ковалентной связи означает, что ее образование происходит не в любых направлениях пространства, а только в определенных. Зависит это от формы электронных орбиталей. Поскольку орбитали имеют различную форму, их взаимное перекрывание может осуществляться разными способами. В зависимости от способа перекрывания орбиталей различают σ- и π-связи. Если ковалентная связь образована вследствие перекрывания орбиталей вдоль линии, проходящей через центры ядер взаимодействующих атомов, она называется σ-связью; если по обе стороны от линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов, - π-связью. Одинарная связь – это всегда σ-связь. Если атомы в молекуле связаны кратной связью (двойной или тройной), то только одна из этих связей является σ-связью, а остальные связи – это π-связи. 6. Насыщаемость - способность атома образовывать ограниченное число ковалентных связей. Зависит от количества его непарных электронов в основном или возбужденном состоянии. Гибридизация электронных орбиталей Зная строение атома углерода, проанализируем образование ковалентной химической связи в молекуле метана CH4. Электронная схема углерода в возбужденном состоянии: 2p 2s 1s ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ Так как в присоединении атомов водорода участвуют 1 s-электрон и 3 p-электрона внешнего энергетического уровня атома углерода, то, следовательно, можно ошибочно предположить, что химические связи в молекуле метана, образованные разными видами электронов, должны быть неравноценными по прочности и длине: одна s-s-связь, образованная sэлектроном углерода и s-электроном водорода, а остальные связи – s-р. Однако практическими исследованиями доказано, что все связи в метане равноценны. Это объясняется явлением гибридизации. Гибридизация орбиталей – это изменение формы и энергии орбиталей атома при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. Электроны в молекулах как правило располагаются не на так называемых «чистых», то есть таких, какими они были в исходном атоме, s- и рорбиталях, а на смешанных – гибридных. Такие орбитали полнее перекрываются с орбиталями других атомов, образуя более прочные связи. Этому способствует форма гибридных орбиталей. В пространстве они располагаются на максимальном удалении друг от друга и обладают одинаковой энергией. Для атома углерода возможно несколько типов гибридизации. При образовании молекулы метана 1 s-электрон и 3 p-электрона атома углерода образуют четыре одинаковых гибридных орбитали. Этот тип гибридизации называется sp3-гибридизацией (читается эс-пэ-тригибридизация). sp3-гибридизация происходит при образовании атомом углерода одинарных связей, в ней участвуют орбитали одного s- и трех р-электронов. Образование sp3-гибридных орбиталей Модель атома с sp3-гибридными орбиталями Пространственная конфигурация молекулы, центральный атом которой образован sp3-гибридными орбиталями – тетраэдр, орбитали расположены в пространстве под углом 109°. Пространственная конфигурация молекулы, центральный атом которой имеет sp3-гибридные орбитали sp2-гибридизация происходит при образовании атомом углерода двойной связи, в ней участвуют орбитали одного s- и двух p-электронов. Образование sp2-гибридных орбиталей В результате образуются sp2-орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Модель атома с sp2-гибридными орбиталями Молекула, центральный атом которой образован sp2-гибридными орбиталями, плоская, орбитали расположены в пространстве под углом 120°. Пространственная конфигурация молекулы, центральный атом которой имеет sp2-гибридные орбитали Не участвующая в гибридизации р-орбиталь располагается перпендикулярно к плоскости молекулы. sp-гибридизация происходит при образовании атомом углерода тройной связи, в ней участвуют орбитали одного s- и одного p-электронов. Образование sp-гибридных орбиталей Образуются две гибридные орбитали, которые расположены под углом 180° друг к другу. Модель атома с sp-гибридными орбиталями Молекула, центральный атом которой образован sp-гибридными орбиталями, линейная, орбитали расположены в пространстве под углом 180°. Пространственная конфигурация молекулы, центральный атом которой имеет sp-гибридные орбитали Две р-орбитали, не участвующие в гибридизации, перпендикулярно друг к другу и к гибридным орбиталям. располагаются Прочность гибридных связей зависит от степени перекрывания электронных облаков. Перекрывание электронных облаков может происходить в большей или меньшей степени в зависимости от типа орбиталей, участвующих в образовании химической связи. Чем больше перекрываются облака электронов, образующих химическую связь, тем прочнее связаны между собой атомы, тем выше энергия связи. Гибридизация s- и p-орбиталей приводит к смещению электронного облака атома в направлении образования связи с другими атомами (см. схемы образования гибридных орбиталей). В результате области перекрывания гибридных орбиталей оказываются больше, чем чистых s- и p-орбиталей, и прочность связей увеличивается. Долгое время считалось, что гибридизация орбиталей – это просто математический метод, позволяющий объяснить строение молекул. В настоящее время доказано, по крайней мере, в случае sр2-гибридизации, что она действительно существует. Метод валентных связей Метод валентных связей дал объяснение важнейших свойств ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул. Хотя этот метод не оказался универсальным и в некоторых случаях не в состоянии правильно описать структуру и свойства молекул, все же он сыграл большую роль в разработке квантово-механической теории химической связи и не утратил своего значения до настоящего времени в качественном понимании природы химической связи. В основе метода валентных связей лежат следующие положения: 1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара относится сразу к двум атомам. Комбинации таких двухэлектронных связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. Для наглядного изображения валентных схем обычно пользуются следующим способом. Электроны, находящиеся во внешнем электронном слое, обозначают точками, располагаемыми вокруг химического символа атома. Общие для двух атомов электроны показывают точками, помещаемыми между их химическими символами; двойная или тройная связь обозначается соответственно двумя или тремя парами общих точек. Используя эти обозначения, образование молекул хлора и азота можно изобразить следующим образом: Электронные схемы кислорода, аммиака, воды и диоксида углерода: 2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака. Метод валентных связей позволяет понять способность атомов к образованию определенного числа ковалентных связей, объясняет направленность ковалентной связи, дает вполне вразумительное описание структуры и свойств большого числа молекул. Однако в некоторых случаях метод валентных связей не может объяснить образование химических связей или ведет к неверным заключениям о свойствах молекул. Так, согласно методу валентных связей, все ковалентные связи осуществляются общей парой электронов. Между тем еще в конце XIX века было установлено существование довольно прочного молекулярного иона водорода Н2+: энергия разрыва связи составляет 256 кДж/моль. Однако никакой электронной пары в этом случае образоваться не может, поскольку в состав иона Н2+ входит всего один электрон. Таким образом, метод валентных связей не дает объяснения существованию иона Н2+. Далее, образование молекулы кислорода О2 описывается методом валентных связей как образование двух общих электронных пар. Согласно такому описанию, молекула О2 не содержит непарных электронов. Однако магнитные свойства кислорода указывают на то, что в молекуле О2 имеются два непарных электрона. Дело в том, что каждый электрон из-за наличия у него спина создает собственное магнитное поле. Направление этого поля зависит от направления спина, так что магнитные поля, образованные двумя парными электронами, взаимно компенсируют друг друга. Поэтому молекулы, в состав которых входят только парные электроны, не создают собственного магнитного поля. Вещества, состоящие из таких молекул, являются диамагнитными – они выталкиваются из магнитного поля. Напротив, вещества, молекулы которых содержат непарные электроны, обладают собственным магнитным полем и являются парамагнитными; такие вещества втягиваются в магнитное поле. Кислород – вещество парамагнитное, что свидетельствует о наличии в его молекуле непарных электронов. На основе метода валентных связей трудно объяснить и то, что отрыв электронов от некоторых молекул ведет к упрочнению химической связи. Это относится, например, к молекулярным ионам F2+ и О2+, энергии разрыва связи которых в два и полтора раза больше, чем соответствующих молекул F2 и О2. Эти и многие другие факты получают более вразумительное объяснение на основе метода молекулярных орбиталей. Метод молекулярных орбиталей Метод молекулярных орбиталей исходит из допущения, что состояние электронов в молекуле может быть описано как совокупность молекулярных электронных орбиталей, причем каждой молекулярной орбитали (МО) соответствует определенный набор молекулярных квантовых чисел. Как и в любой другой многоэлектронной системе, в молекуле сохраняет свою справедливость принцип Паули, так что на каждой молекулярной орбитали может находиться не более двух электронов, которые должны обладать противоположно направленными спинами. Если атомные орбитали (АО) обозначаются s, p, d, f, то молекулярные орбитали (МО) - σ, π, δ, φ. Молекулярных орбиталей образуется столько же, сколько было исходных атомных орбиталей всех атомов. Если образование МО происходит с затратой энергии, то образующуюся МО называют разрыхляющей, если образование МО сопровождается выделением энергии - связывающей. Энергетическая схема образования молекулы водорода Энергетическая схема образования молекулы кислорода Из схемы видно, что в молекуле О2 есть два непарных электрона, чем и объясняются парамагнитные свойства кислорода. Ионная связь Ионная связь – это электростатическое взаимодействие между ионами, образованными путем практически полного смещения электронной пары к одному из атомов. Ионная связь образуется, если разность электроотрицательностей атомов велика (более 1,7). Процесс образования связи состоит в отдаче электрона от одного атома к другому. Образовавшаяся при этом общая электронная пара затем смещается к одному из соединяющихся атомов – возникают два противоположно заряженных иона, которые связываются силами электростатического взаимодействия. Схематически это можно представить так: Во втором случае, в нитрате калия ионной является только связь калийкислотный остаток. Все остальные связи – ковалентные. Некоторые химики считают ионную связь крайним случаем ковалентной полярной связи. Это в принципе неправильно, так как ионная связь имеет свои особенности, и она не обладает многими свойствами ковалентной связи, например, не имеет направленности. Свойства ионной связи 1. Ненаправленность. Ионы представляют собой заряженные частицы, силовые поля которых равномерно распределяются в пространстве во всех направлениях. Каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении. Поэтому говорят о ненаправленности ионной связи. 2. Ненасыщаемость. Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. Поэтому у них сохраняется способность притягивать дополнительные ионы противоположного знака. Следовательно, в отличие от ковалентной, ионная связь обладает также и ненасыщаемостью. Но вместе с тем, нельзя думать, что ион может присоединить к себе бесконечное множество ионов противоположного знака. Число ближайших соседей у отдельно взятого иона обусловлено его размерами и называется координационным числом (обозначается КЧ). Очевидно, что КЧ определяется радиусом ионов. Вещества, содержащие ионную связь обладают высокими температурами плавления и кипения, хорошей растворимостью в полярных растворителях, огромной скоростью протекания химических реакций и электрической проводимостью их растворов. Металлическая связь Металлы объединяют свойства, имеющие общий характер и отличающиеся от свойств других веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способность к отражению света, высокая тепло- и электропроводность. Эти особенности обязаны существованию в металлах особого вида связи – металлической связи. Металлическая связь – это химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов, полученных путем обобществления валентных электронов всех атомов. Металлическая связь характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений. В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов и большое количество свободных орбиталей. Электроны металлов достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. Как следствие, металл является совокупностью положительных ионов, жестко локализованных в определенных положениях, и большого количества электронов, которые легко покидают свои места в электронных оболочках и хаотично движутся между атомами, как бы скользя по свободным орбиталям атомов. В металле невозможно различить, какой электрон к какому из атомов относится, они сливаются в единое электронное облако. По-другому всю совокупность электронов металла называют «электронным газом». В металлах устанавливается динамическое равновесие между атомами, ионами и электронами: одни из атомов будут отдавать свои электроны в общее пользование, а образующиеся ионы могут получать эти электроны из «электронного газа». В случае металлов невозможно сказать о направленности связей, так как валентные электроны распределены по всему металлу равномерно. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве. металл состоит из положительных ионов, расположенных в строгой последовательности, пространство между которыми заполнено свободными электронами. По существу, Водородная связь Водородная связь возникает между атомами, имеющими свободную электронную пару (например, кислород, азот, сера), и водородом, который связан с другим атомом сильнополярной ковалентной связью (например, связь О―Н). Связь между водородом и одним из этих атомов обладает достаточной полярностью, поскольку связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома. Водород в данном случае расположен на положительном конце диполя. Два и более таких диполей взаимодействуют между собой так, что ядро атома водорода одной молекулы (положительный конец диполя) притягивается неподеленной электронной парой второй молекулы. Энергия водородной связи составляет 12,5-21 кДж/моль. Проанализируем образование водородной связи на примере воды. Здесь водород оказывается стянутым к кислороду второй молекулы: Водород второй молекулы стянут к кислороду следующей молекулы и так далее: Водородную связь обозначают многоточием. При растворении фтороводорода в воде возникает водородная связь между молекулами фтороводорода и воды: Рассмотренный на примере воды или фтороводорода и воды вид водородной связи называется межмолекулярной водородной связью. Внутримолекулярная водородная связь существует, например, в молекулах белка. Водородная связь играет огромную роль в живой природе и технике. Существование водородных связей в воде очень важно для биологических процессов, так как свойства воды (температура кипения и замерзания) в значительной степени обусловливаются наличием системы водородных связей. Благодаря водородным связям вода имеет температуру кипения гораздо выше, чем следовало бы ожидать по ее молекулярной массе, а температура плавления воды почти на 200°С выше ожидаемой на основании ее молекулярной массы, так как необходима дополнительная энергия для разрушения многочисленных водородных связей и перевода молекул в жидкое, а затем в парообразное состояние. Водородная связь образуется во многих системах, используемых в качестве строительных растворов и вяжущих материалов, играет важную роль в процессах крашения, изготовления полимерных материалов. Межмолекулярное взаимодействие Между частицами веществ (атомами, ионами, молекулами) имеет место взаимодействие, обусловленное ван-дер-ваальсовыми силами притяжения. Они названы в честь голландского физика Ван-дер-Ваальса. Наиболее важной отличительной чертой ван-дер-ваальсовых сил является их универсальность, так как они действуют без исключения между всеми атомами и молекулами. Существуют несколько объяснений природы ван-дер-ваальсовых сил, важнейшим из которых является электростатическое взаимодействие, которое основывается на том, что хотя атомы и молекулы в целом электронейтральны, все же в них вследствие орбитального движения электронов постоянно возникают мгновенные электрические дипольные моменты. Существуют молекулы, обладающие постоянным дипольным моментом. Они могут взаимодействовать как с аналогичными полярными молекулами, так и с неполярными. Если полярная и неполярная молекулы сближаются, то под влиянием полярной молекулы неполярная поляризуется и в ней возникает (индуцируется) диполь. Индуцированный диполь притягивается к постоянному диполю полярной молекулы. Такое взаимодействие называется индукционным.