12.6. Формирование молекулярных структур

Хотя атомы являются электрически нейтральными частицами, тем не менее, благодаря электромагнитному взаимодействию они соединяются друг с другом, образуя молекулы. Основным фактором, обеспечивающим такое соединение, является массовая несимметрия носителей положительных и отрицательных зарядов – ядра и электронной оболочки. Масса ядер, как указывалось выше, в несколько тысяч раз больше массы всех электронов атома.

Поэтому носитель отрицательных зарядов значительно более подвижен: его центр масс может смещаться относительно ядра, он может распадаться на отдельные, не связанные в единый конгломерат части.

Особенно подвержены подобной деформации наружные электроны оболочки атома. Они именуются валентными (от латинского valio – имеющие ценность, значение). Именно благодаря им и происходит соединение атомов в молекулу и вообще все многообразие молекулярных процессов и структур.

В обобщенном виде соединение атомов в молекулу можно пояснить с помощью графика рис.12.4.На этом рисунке дана зависимость потенциальной энергии взаимодействия двух атомов W_n от расстояния между их центрами масс (фактически – между ядрами).

Рис. 12.4. Зависимость потенциальной энергии взаимодействия

Атомов от расстояния между их центрами

По мере их сближения потенциальная энергия возрастает – находящиеся на наружных орбиталях оболочки валентные электроны обоих атомов отталкиваются друг от друга. Если кинетическая энергия сближения этих атомов мала – меньше энергии активации W_A (максимальной потенциальной энергии взаимодействия), атомы спустя некоторое время начинают расходиться. Во множестве большого числа таких атомов это постоянное сближение и расхождение частиц ничем не отличается от процесса хаотического движения внутри идеального газа, рассмотренного в § 3.1.

Если же кинетическая энергия движения атомов больше максимума W_A, их центры масс сходятся на расстоянии, меньше r_кр, соответствующего энергии активации. Атомы “сваливаются” в совместную потенциальную яму и оказываются прочными соединенными друг с другом. Для того, чтобы их взаимная кинетическая энергия W_k была больше W_A, множество атомов должно быть нагрето до температуры T⁰_p> соответствующей T⁰_a:

(12.12)

где K_Б – постоянная Больцмана.

Добавление в смесь, состоящую из двух типов объединяющихся атомов, небольшого количества другого вещества (именуемого катализатором) может уменьшить величину W_A до W_A.K < W_A (см. рис. 12.4). Такое явление именуется катализом. Оно лежит в основе процесса управления химическими реакциями.

После объединения атомов в молекулу в окружающее пространство излучается электромагнитная энергия W_э.м равная W₁ – W₂, где W₂ – потенциальная энергия атомов в связанном состоянии, а W₁ – их энергия до объединения (см. рис. 12.4). Кинетическая энергия атомов W_к превращается частично в кинетическую энергию движения молекулы, частично в кинетическую энергию вращения молекулы вокруг своего центра масс и колебательного движения ядер атомов внутри молекулы (см. главу третью). Излученная электромагнитная энергия вместе с кинетической энергией движения молекулы передается другим атомам смеси, инициируя их объединение в молекулы. Таким образом, процесс объединения атомов в молекулу принимает непрерывный характер и именуется химической реакцией. Часть W_э.м выходит за пределы объема, в котором протекает химическая реакция, превращаясь в тепловую энергию, нагревающую окружающую среду. Если умножить W_э.м на число частиц, вступивших в реакцию, то мы получим энтальпию Н. Эта энергия расходуется на создание внутренней энергии реагирующих частиц (т.е. энергию их теплового, хаотического движения W_вн), излучаемую во внешнюю среду свободную энергию W_с и на работу по расширению объема массы атомов, вступивших в реакцию, - pV:

H=W_вн+W_c+pV. (12.13)

Величина W_c именуется свободной энергией Гельмгольца W_Gg, а сумма (W_c+pV) – свободной энергией Гиббса W_G. Обе эти величины показывают, какое количество тепловой энергии излучается данным объемом реагирующих веществ в окружающую среду при изменении их объема (W_Gg) или при неизменном объеме (W_G).

Все сказанное выше относится не только к объединению в одну молекулу двух атомов, но и для более сложных видов химических реакций. Только среди этих последних возможны ситуации, когда разность (W₁-W₂)<0, т.е. для протекания реакции в зону, где она происходит, извне необходимо постоянно подводить тепловую энергию. Ясно, что энтальпия процессов имеет противоположный знак. Именуются они эндотермическими в отличие от первых – экзотермических.

Связи атомов в молекулах бывают четырех видов: ковалентная, ионная, металлическая и Ван-дер-Ваальса.

Ковалентная связь характеризуется тем, что два или более атомов объединяют один или более своих валентных электронов. Эти электроны движутся по орбиталям, принадлежащим всем входящим в молекулу атомам.

Ионная связь характеризуется тем, что атом одного элемента присоединяет к себе валентный электрон другого атома. Такое происходит с теми веществами, энергия связи валентных электронов которых со своими ядрами разная. При сближении этих атомов – антиподов валентный электрон покидает оболочку того ядра, с которым он слабо связан и присоединяется к тому, связь наружной оболочки которого больше (разумеется, если в ней есть вакансии – см. § 12.2). В результате возникают два иона – положительный (с отсутствующим электроном) и отрицательный, которые притягиваются друг к другу в соответствии с законом Кулона.

Металлическая связь возникает вследствие того, что у металлов энергия наружных орбиталей нескольких соседних атомов сливаются друг с другом и соответствующие валентные электроны блуждают по всему объему, принадлежа одновременно всем его атомам. Эта связь обеспечивает высокую прочность материала и его пластичность.

Связь Ван-дер-Ваальса обусловлена диполь - дипольным взаимоздействием, т. е. возникает между молекулами с несимметричным расположением зарядов. На рис. 12.5 показано, как могут появится связи Ван-дер-Ваальса между молекулами воды. В этих молекулах один из атомов водорода имеет положительный заряд – его электрон отобрал атом кислорода. В результате молекулы объединяются в полимолекулу (H₂O)_n. Конфигурация полимолекулы во многом определяется начальными условиями ее формирования. Силы Ван-дер-Ваальса являются самыми слабыми из всех формирующих молекулы.

Рис. 12.5. Образование макромолекулы воды под действием сил Ван-дер-Ваальса