7.3.Строение молекул

Молекула — наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства и состоящая из атомов, соединенных между собой химическими связями. Число атомов в молекуле может быть до сотен и тысяч. Если молекула состоит из тысяч повторяющих­ся единиц — групп атомов, ее называют макромолекулой. Наибо­лее общие характеристики молекул: молекулярная масса, состав и структурная формула, которая указывает последовательность химических связей. Прочность связей характеризуется энергией химической связи, составляющей несколько десятков кДж/моль.

Атомы в молекуле связаны между собой в определенной по­следовательности и определенным образом пространственно рас­положены. Они непрерывно совершают колебания.

Размеры молекул можно оценить по известной плотности ве­щества, молекулярной массе и числу Авогадро. Так, молекула воды имеет размер порядка 0,3 нм. Размеры молекул растут с увеличе­нием в них числа атомов, обычно это 10 ^{- 10}—10 ^{- 7} м. Поэтому их нельзя увидеть в оптический микроскоп, о существовании моле­кул можно судить косвенно по многим явлениям (диффузия, бро­уновское движение, дифракция электронов и т.п.).

Структуру молекул описывают набором параметров — длин связей, валентных и двугранных углов. Длина связи — это рас­стояние между ядрами атомов, соединенных химическими связя­ми. Обычно чем больше длина связи, тем она менее прочна. Ва­лентным называют угол между двумя связями, выходящими из одного атома. Торсионные углы — это углы вращения вокруг свя­зей. Каждое электронное состояние характеризуется равновесной конфигурацией, которая отвечает минимальной энергии. Распо­ложение атомов в молекуле всегда обладает некоторой симметри­ей. Некоторые молекулы, обладающие одинаковым составом, мо­гут отличаться строением или расположением атомов в молекуле; их называют изомерами. Еще в середине XIX в. стали понимать, что свойства веществ обусловлено не только их составом, но и структурой молекул (А. М. Бутлеров). Познание структуры обес­печило подъем химии на технологический уровень, так как струк­тура стала определять реакционную способность.

Валентность — это способность атомов соединяться с дру­гими атомами в определенных отношениях. Некоторые взаимо­действия атомов друг с другом могут приводить к образованию молекул. Возникает химическая связь — изменение состояния электронных оболочек, участвующих в этой связи атомов. Воз­можность образования связей объясняется тем, что внутренняя энергия молекулы, как системы атомов, меньше суммарной энер­гии этих атомов в свободном состоянии. Эту разность энергий называют энергией образования молекулы из атомов, которая примерно равна сумме энергий химических связей. Для хими­ческих связей важны лишь электромагнитные взаимодействия электронов и ядер, входящих в молекулу атомов. Различают ос­новные типы химических связей: ковалентную, ионную, метал­лическую и водородную.

Ковалентная связь возникает между атомами с незавершен­ными электронными оболочками. За счет перекрытия орбиталей этих атомов, имеющих неспаренные электроны с противополож­но направленными спинами, происходит обобществление электронов и образова­ние завершенной единой оболочки. При этом каждая обобществ­ленная пара электронов содержит по одному электрону от каждо­го атома. Это — обменный механизм. Пример — молекула водо­рода: Н• + •Н→ Н(:)Н. При соединении двух атомов азота возни­кает три обобщенные пары электронов. Прочность такой кова­лентной связи обусловлена корреляцией в движении участвую­щих в связи электронов, которая возникает в соответствии с зако­нами квантовой механики. Неполярная связь образуется между одинаковыми атомами, электронная оболочка симметрична от­носительно ядер этих атомов и плотность заряда вблизи них оди­накова. Между атомами разных элементов связь полярная, элект­ронное облако смещено, так как на разных концах молекулы по­являются заряды разного знака, например Н^+δ— F^-δ.

Валентность элемента при образовании ковалентной связи оп­ределяется числом неспаренных электронов в его атоме. В про­цессе химических реакций их число может увеличиваться за счет возбуждения атома и перехода в состояние с более высокой энер­гией. При этом разъединяются спаренные электроны и один из них переходит с данного подуровня на свободную орбиталь дру­гого, а у возбужденного электрона меняется спиновое квантовое число. В возбужденном состоянии происходит гибридизация ор­биталей — смешение атомных орбиталей (электронных облаков) различного типа (например, s- и p-орбиталей) и образование но­вых одинаковых по форме и энергии гибридных орбиталей. Их число равно числу орбиталей, участвующих в гибридизации. При этом меняются форма и пространственное расположение элект­ронных облаков.

Возникновение ковалентной связи возможно и по донорно-ак­цепторному механизму, когда один из атомов (донор) предос­тавляет оба электрона для образования ковалентной связи. При­мер — образование иона аммония . В дан­ном случае азот в молекуле аммиака является донором электрон­ной пары, а ион водорода — акцептором. В процессе реакции за счет гибридизации образуется четыре равноценные ковалентные связи.

При ионной связи один атом (менее электроотрицательный) отдает другому (более электроотрицательному) один или несколько электронов и каждый атом становится обладателем стабильного набора электронов (завершенных электронных оболочек). Так, у атома хлора для стабильности не хватает одного электрона, и у атома натрия на внешней оболочке — только один электрон. Его примет к себе атом хлора, и тогда у натрия протонов станет боль­ше, чем электронов. Атомы натрия и хлора, превратившись соот­ветственно в положительно и отрицательно заряженные ионы, притягиваются друг к другу за счет электростатических сил и образуют поваренную соль: Na• + •С1 —> Na⁺ + [:Сℓ] ^-.

Металлическую связь образуют элементы, атомы которых на внешнем уровне имеют мало валентных электронов по сравне­нию с общим числом внешних энергетически близких орбиталей. Валентные электроны из-за малой энергии ионизации становятся общими для всех атомов и ионов металла: образуют «электрон­ный газ», свободно перемещаясь по всему металлу. Металличе­ская связь характерна для металлов в твердом и жидком состоя­ниях. В обычных условиях все металлы — кристаллические веще­ства (кроме ртути).

Водородная связь — особый вид химической связи. В ее обра­зовании участвует атом водорода, связанный полярной ковалент­ной связью с атомом элемента с большой электроотрицательнос­тью. Например, фтор (Н^+δ— F^-δ ), кислород (Н^+δ— O^-δ ), азот (Н^+δ— N^-δ ), реже хлор, сера. Особенность в том, что между положитель­но заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотри­цательным атомом другой возникает связь как за счет электроста­тических сил, так частично и за счет донорно-акцепторного меха­низма: Н^+δ— F^-δ … Н^+δ— F^-δ … Н^+δ—F^-δ . Это — пример межмолекулярной водородной связи, но может быть и внутримолекулярной, когда участок молекулы, содержащей водород, связывается с более элект­роотрицательным атомом, входящим в эту же молекулу.

Водородная связь широко распространена в живой природе. Она вызывает многие особенности воды, определяет свойства и пространственную структуру биологически важных веществ: бел­ков, нуклеиновых кислот и ферментов.

Кроме указанных видов химической связи между любыми мо­лекулами существуют также универсальные межмолекулярные силы взаимодействия, которые называются ван-дер-ваалъсовыми силами. Они не приводят к разрыву или образованию химических связей, но обуславливают притяжение молекул вещества в твер­дом и жидком агрегатном состояниях.