Концепции современного естествознания: Шпаргалка

принципиальных отличий в волновых функциях электронов, а следовательно, и в пространственном распределении плотности вероятности в таких атомах и в атоме водорода нет. Энергия электронов также имеет дискретные значения. Некоторые отличия, имеющиеся в волновых функциях и энергиях электронов, обусловлены электрон-электронными взаимодействиями.

34. МОЛЕКУЛЫ С ТОЧКИ ЗРЕНИЯ КВАНТОВОЙ ТЕОРИИ

При сближении атомы, начиная с некоторых расстояний, будут взаимодействовать между собой. Волновые функции наиболее удаленных от ядра электронов начинают перекрываться, что приводит к появлению сил притяжения или отталкивания. Под действием сил притяжения атомы будут объединяться в молекулы. Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его основными химическими свойствами и состоящая из атомов, соединенных между собой химическими связями.

В самом общем виде причина возникновения химической связи состоит в понижении электронной энергии образующейся молекулы по сравнению с суммой электронных энергий исходных атомов. Электронная энергия молекулы определяется взаимодействием каждого электрона с каждым электроном, каждого ядра с каждым ядром и каждого электрона с каждым ядром. Хотя все электронные взаимодействия в молекулах носят обычный электростатический характер, т. е. по своей природе являются кулоновскими, но вследствие волновых свойств электронов представляют собой взаимодействия не точечных зарядов, а электронных облаков. Это обстоятельство автоматически учитывается при решении уравнения Шрёдингера. Электронная энергия молекулы, так же как и электронная энергия атомов, имеет дискретные значения. Однако полная энергия молекулы, в отличие от полной энергии атома, включает в себя не только электронную энергию, но и энергии колебательного движения ядер и вращательного движения молекулы относительно ее центра масс, которые также являются квантованными. Это необходимо учитывать при анализе молекулярных спектров излучения и поглощения.

35. ОСНОВНЫЕ ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ И МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫХ СВЯЗЕЙ. ИОННАЯ СВЯЗЬ

Атомы в молекулах и кристаллах удерживаются почти полностью силами электростатического притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами. Роль сил магнитного происхождения весьма незначительна, а гравитационными силами вообще можно пренебречь. Взаимодействие атомов, возникающее в результате частичного или полного обобществления электронов и сопровождающееся уменьшением полной энергии молекул и кристаллов по сравнению с полной энергией их атомов в свободном состоянии, когда атомы удалены друг от друга на бесконечные расстояния, называется химической связью, а разность этих двух энергий – энергией химической связи.

Различают следующие основные типы химических связей:

1) ионная, или гетерополярная;

2) ковалентная, или гомеополярная;

3) металлическая.

К основным типам межмолекулярных связей относят связь Ван дер Ваальса и водородную связь. Кратко рассмотрим каждый из названных типов связей.

Ионная связь обусловлена электростатическим взаимодействием противоположно заряженных ионов. К числу молекул с ионной связью можно отнести хлориды калия, натрия, окисел магния и прочее, а также кристаллы с аналогичным химическим составом. За счет электростатического притяжения ионы сближаются, их внешние электронные оболочки начинают перекрываться (рис. 1), что приводит к возникновению сил отталкивания.

Рис. 1. Область перекрытия ионов K+ и Cl^-, аппроксимированных сферами резко ограниченных радиусов в молекуле KCl

Отталкивание объясняется взаимодействием электронных оболочек ионов с учетом принципа Паули. Этот тип отталкивания является основным во всех молекулах, кроме самых легких (например, H₂). Отталкивание связано также с электростатическим взаимодействием ядер, но для всех молекул, за исключением самых легких, оно не является основным. На некотором расстоянии между ядрами силы притяжения уравновешиваются силами отталкивания, при этом энергия молекулы принимает минимальное значение, что соответствует устойчивому состоянию молекулы.

36. КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

Ковалентная связь осуществляется посредством обобществления двух валентных электронов (по одному от каждого из двух соседних атомов в молекуле). Пара обобществленных электронов принадлежит одновременно двум атомам молекулы. Электроны, образующие связь, стремятся к частичной локализации в пространстве между двумя атомами, соединенными этой связью. В этом смысле ковалентная связь характеризуется явно выраженным свойством направленности. Это хорошо видно на примере молекулы метана CH₄ (рис. 1). У атома углерода четыре валентных (внешних) электрона, а каждый из атомов водорода имеет один электрон. Эти восемь электронов сосредоточены главным образом вдоль прямых, соединяющих протоны (ядра атома водорода) с ядром атома углерода.

К образованию ковалентных связей имеют тенденцию атомы III, IV и V групп периодической системы элементов. Так, углероду, кремнию и германию не хватает четырех электронов до заполнения их электронных оболочек, и поэтому атомы этих элементов могут притягиваться в основном за счет перекрытия оболочек. К веществам с ярко выраженной ковалентной связью относятся кристаллы алмаза, кремния, карбида кремния, арсенида галлия и др.

Если кристаллы с ковалентным и ионным типами связи рассматривать как предельные случаи, то между ними имеется ряд кристаллов, обладающих промежуточными типами связи.

Рис. 1. Геометрия молекулы метана. Ядра водорода расположены в вершинах правильного тетраэдра, или в четырех из восьми вершин куба. Электроны сконцентрированы вдоль прямых «углерод – водород»

37. МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. СВЯЗЬ ВАН ДЕР ВААЛЬСА

Металлическая связь реализуется в кристаллах различных металлов и не имеет аналога в двухатомных молекулах. В металлических кристаллах атомы расположены настолько близко, что волновые функции внешних электронов существенно перекрываются. Вследствие этого валентные электроны получают возможность переходить от одного атома к другому и могут довольно свободно перемещаться по всему объему кристалла. Таким образом, валентные электроны в металле нельзя считать связанными с одним или несколькими ионами металла, они являются общими для всего объема металла. Поэтому валентные электроны в металлах принято называть «обобществленными» или «коллективизированными».

Свободно перемещающиеся электроны в металле во многом напоминают молекулы газа, находящегося в сосуде. Поэтому для обозначения совокупности свободных валентных электронов внутри металлического кристалла используется термин «электронный газ». Электронный газ, несущий отрицательный заряд, связывает в прочную систему положительно заряженные ионы металла. Без «цементирующего» действия электронного газа одноименно заряженные ионы металла должны были бы удаляться друг от друга под действием кулоновских сил отталкивания, что привело бы к разрушению кристалла. Таким образом, под влиянием двух противоположных сил – «стягивающего» действия коллективизированных электронов и сил отталкивания между ионами – последние располагаются на определенном расстоянии друг от друга, соответствующем минимуму энергии системы.

Связь Ван дер Ваальса – это связь между атомами или молекулами, обусловленная взаимодействием их электрических дипольных моментов. Вандерваальсовы силы взаимодействия возникают между полярными молекулами, обладающими постоянными дипольными моментами (такими как H₂O, HCl и т. д.), за счет поляризации неполярных молекул полярными, а также за счет создания мгновенных дипольных моментов. Мгновенные дипольные моменты создаются благодаря тому, что электроны и ядра в атомах и неполярных молекулах находятся в постоянном движении. Вследствие этого центры отрицательных и положительных зарядов, вообще говоря, не совпадают. В результате создается мгновенный дипольный момент в атоме или молекуле, который своим электрическим полем поляризует соседний атом или молекулу, а это означает появление второго диполя.