§ 6. Химическая связь и строение молекул

В предыдущем разделе мы рассматривали атом — мельчайшую частицу химического элемента. Мельчай­шей частицей вещества является молекула, образующаяся из атомов, между которыми действуют химические си­лы притяжения — химическая связь.

Природа химической связи является центральной проблемой химии, так как свойства молекул зависят не только от их состава, но и от типа химической связи между атомами, образующими молекулу.

Химическая связь по своей природе едина: она имеет электрическое происхождение, но при этом в разнообраз­ных химических соединениях могут быть различные виды внутримолекулярных связей. Рассмотрим наиболее важ­ные из них.

 Ковалентная связь. Образование молекул (Н₂, С₂, N₂, О₂), состоящих, из атомов с одинаковыми свойства­ми, одинаково способных отдавать и принимать электро­ны, может быть объяснено теорией ковалентной связи, разработанной в 1916 г. американским физиком-химиком Льюисом. В основе теории Льюиса лежит представление об особой устойчивости электронной оболочки атомов инертных газов, у которых на внешнем энергетическом уровне находится два (у Не) или 8 электронов. Такая оболочка называется завершенной. В молекулах все ато­мы также имеют устойчивую, завершенную оболочку вследствие образования одной или нескольких общих электронных пар. В создании электронных пар принимают участие оба атома, отдавая на образование каждой пары по одному электрону. Эти электроны принадлежа! внешним слоям обоих атомов одновременно, дополняя число электронов до восьми. Так, образование ковалентной связи в молекулах хлора и азота схематически можно представить следующим образом:

У атома хлора на внешнем электронном слое нахо­дится семь электронов. Каждый из атомов хлора отдает по одному электрону на образование общей электронной пары, вследствие чего оба атома в молекуле хлора при­обретают электронную конфигурацию ближайшего инертного газа — аргона. Атомы азота, имеющие на внешнем электронном слое по пять электронов, образу­ют три общие электронные пары, в результате атомы в молекуле азота приобретают устойчивую восьмиэлектронную оболочку. Обозначая общую пару электронов черточкой, молекулы хлора и азота можно изобразить так: С1—Cl, N _≡ N. Здесь каждая черточка обозначает ковалентную связь, ее называют одинарной, а если связей больше, то кратной (двойной, тройной).

Ковалентная связь может возникать и при соединении различных атомов с близкими значениями электроотри­цательности. Примерами таких соединений могут быть хлористый водород и вода. В молекуле хлористого водо­рода атом водорода связан с атомом хлора парой общих электронов. При этом у хлора возникает во внешнем электронном слое восьмиэлектронная конфигурация, а у атома водорода - устойчивая двухэлектронная (оболоч­ка ближайшего инертного газа гелия);

 

В молекуле воды два атома водорода образуют с атомом кислорода две общие электронные пары:

Перекрывание электронных облаков при образовании химической связи. Теория Льюи­са не объяснила полностью истинной природы химичес­кой связи, так как не раскрывала причины образования общей пары одноименно заряженных частиц — электро­нов.

Квантовохимические расчеты показали, что общие электронные пары образуются при участии неспаренных (одиночных) электронов с внешних энергетических уров­ней. Так, если атомы А и В имеют непарные электроны с противоположными (антипараллельными) спинами и,  то при их взаимодействии образуется ковалентная связь за счет спаривания электронов:

Однако, если атомы А и В имеют неспаренные электро­ны с одинаковыми спинами  и, такие атомы отталки­ваются, связь между ними не образуется.

Рассмотрим образование молекулы водорода из ато­мов. При сближении взаимодействующих атомов водоро­да происходит перекрывание атомных электронных орбиталей, в результате чего в пространстве между ядрами обоих атомов возникает область повышенной плотности отрицательного электричества — молекулярная орбиталь. Положительно заряженные ядра атомов притяги­ваются, в направлении к этому участку перекрывания электронных орбиталей, что и обеспечивает образование устойчивой молекулы.

Образование химической связи в молекуле водорода путем обобществления ядрами двух электронов с антипа­раллельными спинами можно схематически изобразить следующим образом:

что соответствует записи Н:Н или Н — Н (валентная чер­точка эквивалентна общей паре электронов).

Химическая связь, образованная за счет общих элект­ронных пар взаимодействующих атомов, получила назва­ние ковалентной.

Рассмотрев возникновение ковалентной связи как про­цесс перекрывания электронных орбиталей неспаренных электронов двух атомов, необходимо подчеркнуть, что в образовании химической связи могут участвовать орбитали различного типа (рис. 3). Области перекрывания электронных орбиталей находятся в поле обоих ядер, и электронная плотность здесь самая высокая. Чем больше перекрываются орбитали электронов, образующих об­щую пару, тем прочнее связаны между собой атомы.

В зависимости от расположения области перекрыва­ния электронных облаков относительно оси, соединяющей ядра атомов, различают  и -связи (сигма- и пи-связи).

Ковалентная связь, при образовании которой пере­крывание электронных облаков происходит по оси, соеди­няющей ядра атомов, называется q-связью. Такая связь может возникать при взаимодействии двух s-электронов (рис. 3, а), одного s-электрона и одного р-электрона (рис. 3, б), двух р-электронов (рис. 3, в) и т. д.

Из рассмотренных примеров ковалентные связи име­ют молекулы Н₂, Cl₂, HCl, H₂O.

При образовании молекул Н₂О (рис. 4) происходит перекрывание облаков s-электронов двух атомов водорода с двумя неспаренными р-электронами атома кисло­рода, один из которых ориентирован по оси х, другой — по оси у. Как видно из рисунка, угол между двумя связя­ми О — Н должен быть равен 90°, но в действительности он равен 104°30'. Увеличение угла можно объяснить вза­имным отталкиванием атомов водорода.

Для - связи характерно, что области перекрывания электронных орбиталей находятся не на оси, соединяю­щей ядра атомов. При -связывании образуются две об­ласти перекрывания, расположенные по обе стороны от этой оси (см. рис. 3, г).

 Образование ковалентной - связи рассмотрим на примере молекул азота Na; Каждый атом азота имеет три неспаренных p-электрона, гантелеобразные облака которых ориентированы по трем взаимно перпендику­лярным направлениям х, у, z. Если атомы сближаются, например, вдоль оси х, то электронные орбитали двух p_x-электронов перекроются по этой оси, образуя связь (рис. 5). Однако перекрывание р₂-орбиталей будет происходить иначе: здесь образуются две области перекрывания, расположенные не по оси, соединяющей ядра, а по обе стороны от нее. На рисунке направление перекрывания р_z-орбиталей.при образовании -связи показано пунктирной линией. При перекрывании p_y-электронных облаков атомов азота также образуется - связь (направ­ление перекрывания показано также пунктирной лини­ей). Следовательно, атомы азота в молекуле N₂ соедине­ны между собой тремя ковалентными связями: одна из них связь, а две другие - связи. - cвязь прочнее - связи.

Энергия химической связи. Одной из важ­нейших характеристик ковалентной связи (а также и других типов химических связей), является прочность связи, которая оценивается энергией, необходимой для ее разрыва. Подобно энергии ионизации и сродству к электрону, энергия связи может быть выражена в элект­рон-вольтах на связь (эВ/связь) и в килоджоулях или в килокалориях, на моль (кДж/моль, ккал/моль), т. е.на 6,02- 10²³ связей.

Энергия связи зависит от степени взаимного перекры­вания электронных облаков, которое достигает наиболь­шей полноты при образовании связей. Энергия связи зависит также от межъядерного расстояния и кратности связи. С увеличением межъядерного расстояния проч­ность связи уменьшается, а с увеличением кратности связи ее прочность возрастает.

Для двухатомных молекул с простой (одинарной) связью Н₂, С1₂, НС1 (Н—Н, С1—С1, Н—С1) ее энергия совпадает с энергией диссоциации (разложения) моле­кул на атомы:

Н₂ = 2Н; С1₂ = 2C1; НС1 = Н + Сl

Например, если на разложение 1 моля водорода Н₂ до свободных атомов следует затратить 431,8 кДж (103,2 ккал), то из этого следует, что энергия связи Н—H со­ставляет 431,8 кДж/моль (103,2 ккал/моль).

Для молекул с несколькими связями (О₂, N₂, Н₂О, NH₃, CH₄) можно рассчитать некоторое среднее значе­ние энергии связи. Так, учитывая, что разложение моля воды на отдельные атомы

H₂O = 2H + O

 

требует затраты 925 кДж (221 ккал), средняя энергия связи Н—О составляет 462,5 кДж/моль (110,5 ккал/ моль). Или, например, если разложение моля СН₄ на атомы

требует затраты 1643,7 кДж (392,8 ккал), то средняя энергии связи С—Н составит 1643,7:4=410,9 кДж/моль (98,2 ккал/моль).

В табл. 4 даны средние значения энергии связи меж­ду некоторыми атомами.

Таблица 4

Средняя энергия некоторых связей

Связь	Энергия связи		Связь	Энергия связи		Связь	Энергия связи
	кДж/моль	ккал/моль		кДж/моль	ккал/моль		кДж/моль	ккал/моль
Н-Н	431,8	103,2	Cl-Cl	238,9	57,1	C-F	481,2	115
H-Cl	417,2	102,1	Br-Br	190,0	45,4	C-Cl	326,3	78,0
H-Br	362,8	86,7	O-H	462,5	110,5	C-C	355,6	85,7
H-I	305,4	70,6	C-H	410,9	98,2	Si-Cl	364,0	87,0

Полярные и неполярные ковалентные связи. Различают неполярную и полярную ковалентную связь. В случае не полярной ковалентной связи общая электронная пара в одинаковой мере принадле­жит обоим соединяющимся атомам (области перекрыва­ния электронных облаков занимают симметричное поло­жение между ядрами соединяющихся атомов). Это воз­можно в том случае, когда атомы, образующие молеку­лу, равноценны по своей химической природе, т. е. это атомы элементов с одинаковыми значениями электроот­рицательности.

Молекулы соединений, состоящие из атомов, связан­ных неполярной ковалентной связью, относятся к неполярному типу, и соединения называются неполярными. Примером могут служить простые вещества: Н₂, О₂, N₂, F₂, Сl₂, Вr₂, I₂. Они обладают низкими температурами плавления и кипения, в водных растворах не проводят электрического тока.

В случае полярной ковалентной связи общая электронная пара (область перекрывания электронных орбиталей) смещена к более электроотрицательному из соединяющихся атомов. Смещение общей электронной пары называется поляризацией. Например, образование молекулы хлористого водорода может быть изображено следующей схемой.

 

 

В молекуле НСl общая электронная пара частично смещена в сторону более электроотрицательного хлора. В результате у атома хлора возникает некоторый избы­точный отрицательный заряд, который принято называть эффективным зарядом, а у атома водорода — равный по величине, но противоположный по знаку эффективный положительный заряд. Величины эффективных зарядов атома хлора и водорода в молекуле НСl соответственно-равны —0,17 и +0,17.

Таким, образом, молекула хлористого водорода явля­ется полярной. Она, сохраняя свою электронейтраль­ность, приобретает два полюса: положительный и отри­цательный. Подобные молекулы называются диполями (диполь — имеющий два полюса).

Для количественной оценки полярности связи слу­жит электрический момент диполя молекулы, или дипольный момент \х, представляющий собой произведение заряда электрона (1,602 • 10^~19 Кл) на длину диполя l, т. е.

 

=el

 

Длина диполя l равна расстоянию между центрами по­ложительного и отрицательного зарядов и имеет поря­док атомных размеров, т. е. 10^-10 м.

Дипольные моменты выражают в кулонах на метр или в дебаях (в честь Голландского ученого Дебая). 1 D = 3,336*10^-30 Кл*м.

Для двухатомных молекул типа НСl, CO, NO и т. п. понятия полярности связи и молекулы являются однозначными и величины их дипольных моментов совпада­ют. Для более сложных молекул вопрос об их полярно­сти решается с учетом направленности этих связей в мо­лекулах. Нередки случаи, когда молекула содержит не­сколько полярных связей, но вследствие полной симмет­ричности ее строения происходит взаимная компенсация зарядов и молекула становится неполярной.

 Неполярными, например, являются молекулы СO₂ и CS₂

(рис. 6),несмотря на то, что каждая из связей С = О и C = S полярна. Если же распределение зарядов в молекуле не­симметрично, то молекула полярна. Примером может служить молекула воды, обладающая значительной по­лярностью.  

Дипольные моменты молекул некоторых веществ при­ведены в табл. 5. Нетрудно заметить, что для однотип­ных молекул, например HF, HCl, HBr, HI, H₂O и H₂S, NO и СО, дипольный момент тем больше, чем больше разность электроотрицательностей атомов, образующих молекулу, т, е. чем больше смещены электронные пары к более электроотрицательным атомам.

Таблица 5

Дипольные моменты некоторых молекул

Молекула	, D	Молекула	, D	Молекула	, D	Молекула	, D
H2	0	CO2	0	HBr	0,79	SO2	1,61
Cl2	0	CS2	0	HI	0,38	H2O2	2,1
NO	0,16	HF	1,91	H2O	1,84	NH3	1,46
CO	0,11	HCl	1,04	H2S	0,93	CH4	0

 

Ионная связь. В 1915 г. немецкий физик В. Коссель предложил теорию химической связи, в основе которой лежит представление об особой устойчивости восьмиэлектронных конфигураций внешних электронных слоев атомов.

Атомы большинства металлов имеют во внешнем слое один, два или три электрона. Для атомов металлов ха­рактерна способность легко отдавать электроны. Атомы неметаллов во внешнем слое имеют от 4 до 7 электронов; они обладают преимущественной способностью присое­динять электроны.

Образование ионной связи возможно только при вза­имодействии атомов активных металлов с атомами ак­тивных неметаллов, т. е. при взаимодействии атомов эле­ментов с низкими значениями электроотрицательности и атомов элементов с высокими значениями электроот­рицательности. Типичные ионные связи образуются в молекулах галогенидов щелочных металлов.

Рассмотрим в качестве примера образование молеку­лы хлорида натрия. Электронная конфигурация атома натрия 1s² 2s² 2р⁶ 3s¹. Он легко отдает Зs-электрон, так как имеет малую энергию ионизации и соответственно невысокую относительную электроотрицательность:

Na — е^- = Na⁺

При этом натрий приобретает устойчивую электрон­ную конфигурацию из 8 электронов, характерную для инертных газов: 2s² 2р⁶.

Электронной конфигурации атома хлора 1s² 2s² 2р⁶ 3s² Зр⁵ до устойчивого состояния не хватает одно­го электрона. Вследствие, большого сродства к электро­ну и соответственно большого значения относительной электроотрицательности атом хлора легко присоединяет один электрон:

Cf + e^- = Cl^-

Во внешнем слое при этом возникает устойчивая элект­ронная конфигурация: 3s² Зр⁶.

Противоположно заряженные ионы натрия и хлора, возникшие в результате перехода электрона от атома натрия к атому хлора, взаимно притягиваются и образу­ют молекулу хлорида натрия, построенную по ионному типу:

Na⁺ + Cl^- = Na Cl

Следовательно, ионная связь осуществляется путем электростатического взаимодействия разноименно заряженных ионов, образовавшихся при переходе электрона от одного атома к другому. Ее можно рассматривать как предельный случай полярной связи, когда валентная па­ра электронов полностью оттягивается к более электро­отрицательному атому, образующему отрицательный ион. Атом, теряющий электрон, превращается в поло­жительный ион. Химические соединения, в молеку­лах которых атомы соединены ионными связями, назы­ваются ионными. Валентность элементов в ионных сое­динениях характеризуется числом электрических зарядов их ионов.

В твердом (кристаллическом) состоянии ионные сое­динения состоят из закономерно расположенных поло­жительно и отрицательно заряженных ионов. Хотя система, образованная двумя разноименными зарядами, в целом электронейтральна, электрическое поле вокруг, положительного и отрицательного ионов не исчезает. Поэтому разноименно заряженные ионы молекулы спо­собны взаимодействовать с другими ионами противопо­ложного знака. Следствием этой особенности молекул с ионным типом связи является их склонность к ассоциа­ции, что приводит к образованию ионного кристалла, в котором каждый ион окружен ионами противоположно­го знака. Для ионных соединений понятие простых двух-ионных молекул теряет смысл, так как весь кристалл можно рассматривать как гигантскую молекулу, состоя­щую из огромного числа ионов: Na_n⁺ Cl_n^-.

Современная теория валентности не проводит резкой границы между ионной и ковалентной связью. Та и дру­гая рассматриваются как результат образования общей электронной пары из электронов, принадлежащих обоим элементам. Разница заключается лишь в том, что в слу­чае ионной связи электронная пара переходит полностью к одному из атомов.

Приблизительным ориентиром при оценке природы химической связи может служить разность электроотрицательностей атомов, образующих связь: если разность электроотрицательностей велика (ЭО—1,9—3,3), то связь ионная, при ЭО=0 связь ковалентная неполяр­ная, во всех промежуточных случаях — ковалентная по­лярная.

Донорно-акцепторная связь. Донорно-акцепторная связь возникает в результате взаимодействия неподеленной электронной пары одного атома и свободной орбитали другого атома. Схема образования донорно-акцепторной связи:

Компонент А, предоставляющий неподеленную пару элек­тронов, называется донором, а компонент В, предостав­ляющий свободную орбиталь (ячейку), — акцептором.

 В качестве примера рассмотрим образование хлорис­того аммония из аммиака и хлористого водорода:

NH₃ + НСl = NH₄Cl

Образование иона аммония NH₄⁺ (связь катиона аммо­ния NH₄⁺ с анионом Сl^- ионная) можно представить так:

NH₃ + Н⁺ = NH₄⁺

или

Атом азота в NH₃ за счет трех неспаренных р-электронов образует три ковалентные (полярные) связи с атомами водорода. Кроме того, атом азота имеет непо­деленную ару s-электронов и может быть донором по отношению к атому водорода, «потерявшему» s-электрон и имеющему, следовательно, свободную s-орбиталь. Атом водорода при этом является акцептором.

В образовавшемся ионе аммония три атома водорода присоединены к азоту ковалентной связью, а четвер­тый — донорно-акцепторной. Когда хотят выделить донорно-акцепторную связь, то ее изображают в отличие от ковалентной связи стрелкой, направленной от донора к акцептору. Тогда схему образования иона аммония можно представить так:

 

Донорно-акцепторные связи играют большую роль в образовании комплексных соединений.

Водородная связь. Водородная связь наиболее харак­терна для водородных соединений фтора, кислорода или азота. Образование водородной связи обусловлено тем, что в этих соединениях электрон атома водорода, входящий в состав электронной пары, сильно смещен к атомам более электроотрицательных элементов. Это вы­зывает появление у последних эффективного отрицатель­ного заряда и приводит к превращению атома водорода в. почти лишенный электрона протон. В таком состоянии, не имея экранирующей электронной оболочки, он не от­талкивается, а притягивается электронными оболочками других более электроотрицательных атомов, не связан­ных с ним непосредственно ковалентной связью. Таким образом, водородная связь образуется вследствие взаи­модействия протона с электронными оболочками элек­троотрицательных атомов.

Водородная связь возникает, как правило, между мо­лекулами. Энергия ее относительно невысока и достига­ет 21—42 кДж/моль (5—10 ккал/моль). В ряду HF, НО, НN, НСl прочность водородной связи па­дает. Она также уменьшается с повышением температу­ры, поэтому у веществ в парообразном состоянии водо­родная связь практически отсутствует. Она характерна главным образом для веществ в жидком и твердом со­стоянии. При обычных или пониженных температурах водородная связь вызывает ассоциацию молекул в димеры, тримеры и т. д.

Наиболее характерно проявление водородной связи между молекулами фтористого водорода HF, который в жидком состоянии образует полимерные цепочки, в которых угол НF—Н составляет 140°:

Водородные связи в отличие от ковалентных обозначают пунктиром. Как показали исследования, даже вблизи температуры кипения состав фтористого водорода при­близительно соответствует формуле (HF)₄

 

Для других веществ в жидком состоянии наиболее характерны димеры, например:

 

В отличие от молекул фтористого водорода каждая мо­лекула воды может участвовать в образовании двух во­дородных связей, поэтому атом кислорода оказывается связанным с четырьмя атомами водорода:

Ассоциированные молекулы воды при низких темпе­ратурах образуют полимерные агрегаты. Такая ажурная пространственная структура характерна для воды в твер­дом состоянии (льда).

Для многих органических веществ характерно обра­зование внутримолекулярной водородной связи, соеди­няющей части одной и той же молекулы. Например, в молекулах белков наряду с межмолекулярными имеются и внутримолекулярные водородные связи, что придает белкам определенную структуру и обусловливает их свойства.

Межмолекулярное взаимодействие. Между молеку­лами газообразных, жидких и твердых действу­ют силы сцепления. Эти силы называются вандерваальсовыми силами (по имени голландского ученою Ван-дер-Ваальса).

Вандерваальсовы силы проявляются между молеку­лами лишь на очень малом расстоянии, примерно 10^-7 см. На больших расстояниях эти силы ничтожно малы. По­этому в газах при обычном давлении межмолекулярное взаимодействие практически отсутствует. Однако, если газы находятся под повышенным давлением, силы межмолекулярного взаимодействия следует учитывать

В жидкостях расстояние между молекулярными меньше, чем в газах, а потому вандерваальсовы силы проявляются в большей степени. В твердых телах расстояние меж­ду молекулами достигает минимума, поэтому силы меж­молекулярного взаимодействия в этом агрегатном состоянии имеют наибольшее значение. Энергия межмо­лекулярного взаимодействия невелика и обычно в 10— 100 раз меньше энергии химического взаимодействия.

Различают три вида межмолекулярного взаимодействия: ориентационное, индукционное и дисперсионное.

Ориентационное взаимодействие наблюдается при сбли­жении полярных молекул, которые стремятся ориентиро­ваться относительно друг друга противоположно заря­женными концами диполей. Положительно заряженный конец диполя одной молекулы притягивает к себе отри­цательно заряженный конец диполя другой молекулы.

Индукционное взаимодействие осуществляется меж­ду полярными и неполярными молекулами. Под влияни­ем электрического поля полярной молекулы в неполяр­ной индуцируется (наводится) временный дипольный момент. Между постоянным диполем одной молекулы и наведенным диполем другой возникает межмолекуляр­ная связь.

Дисперсионное взаимодействие характерно для неполярных молекул. Дипольный момент у обеих неполяр­ных молекул равен нулю, но вследствие постоянного движения электронов возможно перераспределение заря­дов и появление мгновенных диполей. Между ними воз­никает дисперсионное взаимодействие. На этом типе взаимодействия основан процесс сжижения благородных и двухатомных газов (Н₂, С1₂ и др.), молекулы которых не имеют дипольного момента.

Следовательно, силы Ван-дер-Ваальса также имеют электрическую природу и существенно влияют на агре­гатное состояние вещества.

 

Г л а в а III

 

АГРЕГАТНЫЕ СОСТОЯНИЯ ВЕЩЕСТВА

 

Молекулярно-кинетическая теория — это учение, объ­ясняющее свойства тел взаимодействием и движением молекул и атомов.

В зависимости от внешних условий (температуры и давления) почти каждое вещество может находиться в одном из трех агрегатных состояний: твердом,   жидком или газообразном.

В твердых телах молекулы наиболее сближены межlу собой и силы притяжения между ними очень велики. Поэтому твердое тело сохраняет свою форму и объем, и чтобы изменить их, надо приложить значительную си­лу. В твердых телах поступательное движение частиц вещества отсутствует. При этом молекулы, атомы или ионы, из которых состоят твердые тела, расположены в определенном порядке и частицы совершают лишь коле­бательные движения около определенных точек.

В теле, находящемся в жидком состоянии, расстояние между молекулами несколько больше, чем в твердом те­ле. Поэтому силы притяжения между молекулами не­сколько меньше, но еще настолько значительны, что молекулы жидкостей не совершают беспорядочных движений, а лишь «скользят» одна около другой. Моле­кулы, оказавшиеся на поверхности, могут преодолевать силы межмолекулярного взаимодействия и переходить в газовую фазу — испарение жидкости. Жидкости легко меняют свою форму, например при переливании из одного сосуда в другой. Это свойство жидкости называ­ется текучестью. Жидкости обладают частично упоря­доченной структурой: для них характерен ближний порядок в отличие от твердых тел, где существует дальний порядок, т. е. в жидкостях часть молекул сохраняет определенное пространственное расположение. Чем ниже температура жидкости, тем более упорядочена ее структура и тем больше она приближается к структу­ре твердого тела.

В газах молекулы находятся в непрерывном поступа­тельном движении. При движении они сталкиваются друг с другом. Однако столкнувшись, молекулы вследст­вие малых вандерваальсовых сил притяжения и большой кинетической энергии движения тотчас разлетаются. По­ступательным движением молекул объясняется способ­ность газов заполнить весь предоставленный им объем. Газ не может занимать, например, только нижнюю поло­вину сосуда, а распространяется по всему cocуду.

Вследствие больших межмолекулярных расстояний газы в отличие от твердых тел и жидкостей обладают способностью сжиматься.

Не все вещества могут находиться во всех трех агре­гатных состояниях. Для некоторых возможны только одно или два агрегатных состояния, например карбонат кальция и крахмал существуют только в твердом состо­янии. Их практически невозможно получить ни в жид­ком, ни в газообразном состояниях (при нагревании они разлагаются). Другие вещества при определенных условиях могут находиться одновременно в двух или даже в трех агрегатных состояниях. Так, вода при давле­нии 6,1ּ10² Па (4,58 мм рт. ст.) и температуре 0,01°С находится в устойчивом равновесии в трех состояниях: твердом (лед), жидком (жидкая вода) и газообразном (водяной пар), что можно записать так:

 

Лед ↔ Вода ↔ Пар

 

При некоторых особых условиях вещество может на­ходиться в четвертом агрегатном состоянии — плазмен­ном. При нагревании веществ до температуры порядка тысяч и миллионов градусов они переходят в ионизиро­ванный газ — плазму. В общем случае плазма — это смесь беспрерывно перемещающихся атомов, положи­тельно заряженных ионов, электронов и даже атомных ядер. Плазма с температурой порядка 10—100 тыс. гра­дусов называется «холодной», с температурой порядка миллионов градусов — «горячей». В горячей плазме нейт­ральные атомы существовать уже не могут, они полно­стью ионизируются, и плазма состоит из положительно заряженных ядер и свободных электронов. Поэтому вы­сокотемпературную плазму иначе называют электронно-ядерным газом. Плазма в целом электронейтральна, но обладает электронной и ионной проводимостью.

В земных условиях плазменное состояние реализует­ся в молниях, электрической дуге, светящемся веществе неоновых ламп. В плазменном состоянии находится ио­носфера Земли. Колоссальными сгустками плазмы являются звезды, в том числе и Солнце.