Что такое атом и молекула? Молекул строение Что называется молекулой в физике
Очень часто можно услышать мнение, что атом будучи составной частью молекулы, обладает теми же свойствами и имеет аналогичную структуру. Такая позиция лишь отчасти имеет право на существование, поскольку частицы имеют общие и отличительные признаки. Для начала достаточно рассмотреть свойства двух объектов, и на их основе делать дальнейшие выводы.
Атом можно рассматривать как элементарную частицу однородного вещества
. Такое вещество, по определению, состоит только из одного химического элемента (С, N, O и другие с периодической таблицы Менделеева). Именно наименьшая часть таких элементов, которая может быть носителем их свойств, и называется атомом. Согласно последним современным представлениям, атом состоит из трех составляющих: протонов, нейтронов и электронов.
Первые две субчастицы вместе составляют базовое ядро , которое имеет положительный заряд. Двигающиеся вокруг ядра электроны привносят компенсационный заряд с противоположным знаком. Таким образом, делается первый вывод, что большинство атомов — электрически нейтральны. Что касается оставшейся части, то в силу различных физико-химических процессов, атомы могут либо присоединять, либо отпускать электроны, что приводит к появлению заряда. Атом имеет массу и размер (определяется размерами ядра) и определяет химические свойства вещества.
Молекула
Молекула является минимальной структурной единицей вещества
. Такое вещество может состоять из нескольких химических элементов. Однако, молекулой можно считать и одноатомное вещество одного химического элемента — инертный газ аргона. Как и атомы, является электрически нейтральной. Ионизировать молекулу можно, но уже значительно сложнее: атомы внутри молекулы связаны между собой ковалентной, либо ионной связью. Поэтому присоединить или забрать электрон становится значительно сложнее. Большинство молекул имеет сложную архитектурную постройку, где каждый атом заранее занимает отведенное ему место.
Атом и молекула: общие свойства
Строение . Обе частицы являются структурными единицами вещества. При этом под атомом подразумевается один определенный элемент, молекула же включает в себя уже несколько химически связанных атомов, но структура (положительное ядро с отрицательными электронами) остается той же.
Электрическая нейтральность . При отсутствии внешних факторов — взаимодействия с другим химическим веществом, направленного электрического поля и других раздражителей, — атомы и молекулы не имеют заряда.
Замещение . Атом может выступать как молекула в одном случае — при работе с инертными газами. Также молекулой может считаться одноатомная ртуть.
Наличие массы . Обе частицы имеют свою четкую массу. В случае атома масса зависит от химического элемента и определяется весом ядра (протон почти в 1500 раз тяжелее электрона, поэтому вес отрицательной частицы часто не берется во внимание). Масса молекулы определяется исходя из ее химической формулы — элементов, входящих в ее состав.
Атом и молекула: отличные свойства
Неделимость . Атом является мельчайшим элементом, из которого нельзя выделить еще меньшую частицу. (Получение иона влияет только на заряд, но не на вес). Молекулу, в свою очередь, можно разделить на более мелкие молекулы или можно разложить на атомы. Процесса распада легко добиться с использованием химических катализаторов. Иногда достаточно просто нагреть вещество.
Свободное существование . Молекула может свободно существовать в природе. Атом существует в вольной форме лишь в двух случаях:
- Как одноатомная ртуть или инертный газ.
- В условиях космоса — как отдельные атомы могут находиться любые химические элементы.
В остальных случаях атом всегда входит в состав молекулы.
Образование заряда . Взаимодействие между ядром и электроном в атоме можно легко преодолеть даже мельчайшим электрическим полем. Таким образом, — из атома легко получить положительный или отрицательный ион. Наличие химических связей между атомами внутри молекулы требует приложения гораздо большего электрического поля или взаимодействия с другим химически активным веществом.
Содержание статьи
МОЛЕКУЛ СТРОЕНИЕ (молекулярная структура), взаимное расположение атомов в молекулах. В ходе химических реакций происходит перегруппировка атомов в молекулах реагентов и образуются новые соединения. Поэтому одна из фундаментальных химических проблем состоит в выяснении расположения атомов в исходных соединениях и характера изменений при образовании из них других соединений.
Первые представления о структуре молекул основывались на анализе химического поведения вещества. Эти представления усложнялись по мере накопления знаний о химических свойствах веществ. Применение основных законов химии позволяло определить число и тип атомов, из которых состоит молекула данного соединения; эта информация содержится в химической формуле. Со временем химики осознали, что одной химической формулы недостаточно для точной характеристики молекулы, поскольку существуют молекулы-изомеры, имеющие одинаковые химические формулы, но разные свойства. Этот факт навел ученых на мысль, что атомы в молекуле должны иметь определенную топологию, стабилизируемую связями между ними. Впервые эту идею высказал в 1858 немецкий химик Ф.Кекуле. Согласно его представлениям, молекулу можно изобразить с помощью структурной формулы, в которой указаны не только сами атомы, но и связи между ними. Межатомные связи должны также соответствовать пространственному расположению атомов. Этапы развития представлений о строении молекулы метана отражены на рис. 1. Современным данным отвечает структура г : молекула имеет форму правильного тетраэдра, в центре которого находится атом углерода, а в вершинах – атомы водорода.
Подобные исследования, однако, ничего не говорили о размерах молекул. Эта информация стала доступна лишь с разработкой соответствующих физических методов. Наиболее важным из них оказалась рентгеновская дифракция. Из картин рассеяния рентгеновских лучей на кристаллах появилась возможность определять точное положение атомов в кристалле, а для молекулярных кристаллов удалось локализовать атомы в отдельной молекуле. Среди других методов можно отметить дифракцию электронов при прохождении их через газы или пары и анализ вращательных спектров молекул.
Вся эта информация дает только общее представление о структуре молекулы. Природу химических связей позволяет исследовать современная квантовая теория. И хотя с достаточно высокой точностью молекулярную структуру рассчитать пока не удается, все известные данные о химических связях можно объяснить. Было даже предсказано существование новых типов химических связей.
Простая ковалентная связь.
Молекула водорода Н 2 состоит из двух идентичных атомов. По данным физических измерений длина связи – расстояние между ядрами атомов водорода (протонами) – составляет 0,70 Å (1 Å = 10 –8 см), что отвечает радиусу атома водорода в основном состоянии, т.е. в состоянии с минимальной энергией. Образование связи между атомами можно объяснить лишь в предположении, что их электроны локализуются в основном между ядрами, образуя облако отрицательно заряженных связывающих частиц и удерживая вместе положительно заряженные протоны.
Рассмотрим два водородных атома в основном состоянии, т.е. состоянии, в котором их электроны находятся на 1s -орбитали. Каждый из этих электронов можно рассматривать как волну, а орбиталь – как стоячую волну. При сближении атомов орбитали начинают перекрываться (рис. 2), и, как в случае обычных волн, возникает интерференция – наложение волн (волновых функций) в области перекрывания. Если знаки волновых функций противоположны, то при интерференции волны уничтожают друг друга (деструктивная интерференция), а если одинаковы, то происходит их сложение (конструктивная интерференция). При сближении атомов водорода возможны два исхода в зависимости от того, находятся ли волновые функции в фазе (рис. 2,а ) или в противофазе (рис. 2,б ). В первом случае произойдет конструктивная интерференция, во втором – деструктивная, при этом появятся две молекулярные орбитали; для одной из них характерна высокая плотность в области между ядрами (рис. 2,в ), для другой – низкая (рис. 2,г ) – фактически узел с нулевой амплитудой, разделяющей ядра.
Таким образом, при сближении атомов водорода и их взаимодействии 1s -орбитали образуют две молекулярные орбитали, а два электрона должны заполнить какую-то одну из них. Электроны в атомах всегда стремятся занять наиболее устойчивое положение – то, в котором их энергия минимальна. Для орбитали, показанной на рис. 2,в , характерна высокая плотность в области между ядрами, и каждый электрон, занявший эту орбиталь, будет бóльшую часть времени находиться вблизи положительно заряженных ядер, т.е. его потенциальная энергия будет мала. Напротив, у орбитали, показанной на рис. 2,г , максимальная плотность имеет место в областях, расположенных слева и справа от ядер, и энергия электронов, находящихся на этой орбитали, будет велика. Итак, электроны обладают меньшей энергией, когда они занимают орбиталь в , причем эта энергия даже меньше той, которая была бы у них при бесконечном удалении атомов друг от друга. Поскольку в данном случае имеются только два электрона, оба они могут занимать более выгодную с энергетической точки зрения орбиталь, если их спины антипараллельны (принцип Паули). Поэтому энергия системы, состоящей из двух атомов водорода, при сближении атомов уменьшается, и чтобы затем удалить атомы друг от друга, потребуется энергия, равная энергии образования стабильной молекулы водорода Н 2 . Заметим, что необходимым условием существования молекулы водорода является преимущественная локализация электронов между ядрами в соответствии с тем, что мы уже говорили выше. Молекулярную орбиталь в называют связывающей, а орбиталь г – разрыхляющей.
Рассмотрим теперь сближение двух атомов гелия (атомный номер 2). Здесь тоже перекрывание 1s -орбиталей приводит к образованию двух молекулярных орбиталей, одной из которых соответствует более низкая, а другой – более высокая энергия. На этот раз, однако, на орбиталях необходимо разместить 4 электрона, по 2 электрона от каждого атома гелия. Низкоэнергетическую связывающую орбиталь могут заполнить только два из них, два других должны занять высокоэнергетическую орбиталь г . Уменьшение энергии вследствие благоприятной локализации первой пары примерно равно увеличению энергии, обусловленному неблагоприятным расположением второй пары. Теперь сближение атомов не дает выигрыша в энергии, и молекулярный гелий Не 2 не образуется. Это удобно проиллюстрировать с помощью диаграммы (рис. 3); разные орбитали на ней представлены в виде энергетических уровней, на которых могут находиться электроны. Последние обозначены стрелками, направленными вверх и вниз, чтобы различить направления спинов. Два электрона могут занимать одну орбиталь, только если их спины антипараллельны.
Эти общие принципы выполняются при образовании молекул из атомов. Как только два атома сближаются настолько, что их атомные орбитали (АО) начинают перекрываться, появляются две молекулярные орбитали (МО): одна связывающая, другая разрыхляющая. Если на каждой из АО находится только по одному электрону, оба они могут занять связывающую МО с меньшей энергией, чем у АО, и образовать химическую связь. Связи такого типа, называемые теперь ковалентными, были давно известны химикам (представления о ковалентной связи легли в основу октетной теории связи, сформулированной американским физикохимиком Г.Льюисом в 1916). Их образование объясняли обобществлением пары электронов взаимодействующими атомами. Согласно современным представлениям, прочность связи зависит от степени перекрывания соответствующих орбиталей. Все сказанное выше позволяет предположить, что связи между атомами могут образовываться при обобществлении не только двух, но также одного или трех электронов. Однако они будут слабее обычных ковалентных связей по следующим причинам. При образовании одноэлектронной связи происходит уменьшение энергии только одного электрона, а в случае образования связи в результате обобществления трех электронов у двух из них энергия уменьшается, а у третьего, наоборот, увеличивается, компенсируя уменьшение энергии одного из первых двух электронов. В результате образующаяся трехэлектронная связь оказывается вдвое слабее обычной ковалентной.
Обобществление одного и трех электронов происходит при образовании молекулярного иона водорода Н 2 + и молекулы ННе соответственно. Вообще же связи такого типа встречаются редко, а соответствующие молекулы обладают высокой реакционной способностью.
Валентность. Донорно-акцепторные связи.
Все изложенное выше предполагает, что атомы могут образовывать столько ковалентных связей, сколько орбиталей у них занято одним электроном, однако так бывает не всегда. [В принятой схеме заполнения АО вначале указывают номер оболочки, затем тип орбитали и далее, если на орбитали находится более одного электрона, – их число (верхний индекс). Так, запись (2s ) 2 означает, что на s -орбитали второй оболочки находятся два электрона.] Атом углерода в основном состоянии (3 Р ) имеет электронную конфигурацию (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x)(2p y), при этом две орбитали не заполнены, т.е. содержат по одному электрону. Однако соединения двухвалентного углерода встречаются очень редко и обладают высокой химической активностью. Обычно углерод четырехвалентен, и связано это с тем, что для его перехода в возбужденное 5 S -состояние (1s ) 2 (2s ) (2p x)(2p y)(2p z) с четырьмя незаполненными орбиталями нужно совсем немного энергии. Энергетические затраты, связанные с переходом 2s -электрона на свободную 2р -орбиталь, с избытком компенсируются энергией, выделяющейся при образовании двух дополнительных связей. Для образования незаполненных АО необходимо, чтобы этот процесс был энергетически выгодным. Атом азота с электронной конфигурацией (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x)(2p y)(2p z) не образует пятивалентных соединений, поскольку энергия, необходимая для перевода 2s -электрона на 3d -орбиталь с образованием пятивалентной конфигурации (1s ) 2 (2s )(2p x)(2p y)(2p z)(3d ), слишком велика. Аналогичным образом, атомы бора с обычной конфигурацией (1s ) 2 (2s ) 2 (2p ) могут образовывать трехвалентные соединения, находясь в возбужденном состоянии (1s ) 2 (2s )(2p x)(2p y), которое возникает при переходе 2s -электрона на 2р -АО, но не образует пятивалентных соединений, поскольку переход в возбужденное состояние (1s )(2s )(2p x)(2p y)(2p z), обусловленный переводом одного из 1s -электронов на более высокий уровень, требует слишком много энергии. Взаимодействие атомов с образованием связи между ними происходит только при наличии орбиталей с близкими энергиями, т.е. орбиталей с одинаковым главным квантовым числом. Соответствующие данные для первых 10 элементов периодической системы суммированы ниже. Под валентным состоянием атома понимают состояние, в котором он образует химические связи, например состояние 5 S для четырехвалентного углерода.
ВАЛЕНТНЫЕ СОСТОЯНИЯ И ВАЛЕНТНОСТИ ПЕРВЫХ ДЕСЯТИ ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ ТАБЛИЦЫ |
|||
Элемент | Основное состояние | Обычное валентное состояние | Обычная валентность |
H | (1s ) | (1s ) | 1 |
He | (1s ) 2 | (1s ) 2 | 0 |
Li | (1s ) 2 (2s ) | (1s ) 2 (2s ) | 1 |
Be | (1s ) 2 (2s ) 2 | (1s ) 2 (2s )(2p ) | 2 |
B | (1s ) 2 (2s ) 2 (2p ) | (1s ) 2 (2s )(2p x)(2p y) | 3 |
C | (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x)(2p y) | (1s ) 2 (2s )(2p x)(2p y)(2p z) | 4 |
N | (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x)(2p y)(2p z) | (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x)(2p y)(2p z) | 3 |
O | (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x) 2 (2p y)(2p z) | (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x) 2 (2p y)(2p z) | 2 |
F | (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x) 2 (2p y) 2 (2p z) | (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x) 2 (2p y) 2 (2p z) | 1 |
Ne | (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x) 2 (2p y) 2 (2p z) 2 | (1s ) 2 (2s ) 2 (2p x) 2 (2p y) 2 (2p z) 2 | 0 |
Указанные закономерности проявляются в следующих примерах:
Все сказанное выше применимо лишь к нейтральным атомам. У ионов и соответствующих атомов число электронов различается; ионы могут обладать той же валентностью, что и другие атомы с таким же числом электронов. Так, у ионов N + и В – столько же электронов (шесть), что и у нейтрального атома углерода, и соответственно они четырехвалентны. Ионы аммония NH 4 + и гидрида бора ВН 4 – образуют комплексные соли и по своей электронной конфигурации аналогичны метану СН 4 .
Предположим теперь, что молекулы аммиака NH 3 и трифторида бора BF 3 сближаются друг с другом. При переходе электрона с атома азота на атом бора мы получим два иона, NH 3 + и BF 3 – , каждый с незаполненной орбиталью, что может привести к образованию ковалентной связи. Молекула H 3 N–BF 3 является электронным аналогом 1,1,1-трифторэтана Н 3 С–СF 3 . Связи, образующиеся в результате межатомного переноса электрона с последующим образованием ковалентной связи, называются донорно-акцепторными.
Геометрия молекул. Гибридизация.
Все атомные орбитали, кроме s , сферически несимметричны, и степень их перекрывания с АО других атомов зависит от взаимной ориентации орбиталей. Так, р -АО будет перекрываться с АО другого атома в наибольшей степени, если последняя расположена вдоль ее оси (рис. 4,а ). Это означает, что связи, образующиеся в результате перекрывания АО, должны обладать специфической геометрией. Рассмотрим атом углерода в 5 S -состоянии. У него имеется по одному электрону на трех р -орбиталях и на четвертой, сферически симметричной s -орбитали. Казалось бы, три связи, которые он образует, будут отличаться от четвертой, при этом р -связи будут располагаться во взаимно перпендикулярных направлениях вдоль осей р -АО. На самом деле наблюдается другая, совершенно симметричная картина. Проще всего объяснить ее следующим образом. Набор орбиталей (2s )+(2p x)+(2p y)+(2p z) – это некий объем «орбитального пространства», способный удерживать четыре пары электронов. Мы можем получить эквивалентное описание этой ситуации, смешав все орбитали и разделив их сумму на четыре равные части, так что на каждой из образовавшихся смешанных, или гибридных, орбиталей будет располагаться одна пара электронов. Следовательно, 5 S -состояние углерода можно представить в виде (1s ) 2 (t 1)(t 2)(t 3)(t 4), где t i – гибридные орбитали, что с успехом объясняет образование симметричной молекулы четырехвалентного углерода. Рассмотрим теперь, что произойдет при смешивании р -АО с s -АО. Усиление одной половины р -гантели при интерференции неизменно будет сопровождаться ослаблением другой ее половины (рис. 4,б ), в результате чего образуется асимметричная гибридная орбиталь (рис. 4,в ). Она будет эффективно перекрываться другими орбиталями, ориентированными в том же направлении, с образованием достаточно прочных связей. Это одна из причин, почему атом углерода предпочитает образовывать связи через гибридизацию АО. Но есть и другая причина. Рассмотрим типичное соединение четырехвалентного углерода, например метан СН 4 . В нем каждый водородный атом удерживается вблизи атома углерода парой обобществленных электронов. Эти пары взаимно отталкиваются, и оптимальной является такая конфигурация молекулы, при которой они находятся друг от друга на максимально возможном расстоянии. В этом случае атомы водорода будут располагаться в вершинах правильного тетраэдра, а атом углерода – в его центре. Такая геометрия может реализоваться с помощью т.н. sp 3 -гибридных орбиталей, каждая из которых образована 1/4 частью 2s -АО и одной из 2р -АО. Все эти орбитали одинаковы по форме, легко образуют связи и направлены от углеродного атома в центре правильного тетраэдра к четырем его вершинам (рис. 1,г ).
Атом азота мог бы образовать связи только с помощью 2р -АО, углы между которыми составляли бы 90°, но взаимное отталкивание пар связывающих электронов и пар несвязывающих электронов 2-й оболочки минимизируется, если в образовании связей участвуют «тетраэдрические» sp 3 -орбитали. Здесь, однако, проявляется еще одна особенность. Для иона N + конфигурации (1s ) 2 (2s )(2p ) 3 и (1s ) 2 (t ) 4 , где t – sp 3 -гибридные АО, действительно эквивалентны. Другое дело – нейтральный атом азота, 7-й электрон которого может занять либо 2s -АО, и тогда получится конфигурация (1s ) 2 (2s )(2p ) 4 , либо t -АО в конфигурации (1s ) 2 (t ) 5 . Поскольку 2s -АО расположена ниже 2p -АО и, следовательно, ниже любой sp -гибридной орбитали, первая конфигурация оказывается энергетически более выгодной и можно было бы ожидать, что при прочих равных условиях трехвалентный азот предпочтет «негибридизованную» конфигурацию. Однако взаимного расталкивания пар электронов, по-видимому, достаточно для того, чтобы произошла гибридизация, при которой валентные углы в таком соединении азота, как аммиак NH 3 , близки к соответствующим углам в правильном тетраэдре, т.е. к 109°. То же относится и к двухвалентному кислороду в составе молекулы воды Н 2 О. Во всех этих случаях связанные атомы занимают три (или две) вершины тетраэдра, а пары неподеленных электронов 2-й оболочки – оставшиеся вершины.
Аналогичные рассуждения применимы и к другим типичным элементам IV, V и VI групп периодической таблицы. Четырехвалентные элементы IV группы (Si, Ge, Sn и Pb) всегда образуют тетраэдрические структуры, однако другие элементы V и VI групп (P, S, As, Se, Sb, Te) отличаются от азота и кислорода и образуют соединения с валентными углами, близкими к 90°. По-видимому, из-за большего размера этих атомов взаимного отталкивания валентных электронов оказывается недостаточно, чтобы стала возможна гибридизация, наблюдаемая для N и О.
Связи с участием d-орбиталей.
В отличие от азота атом фосфора может образовывать пять ковалентных связей. В основном состоянии фосфор имеет конфигурацию (1s
) 2 (2s
) 2 (2p
) 6 (3s
) 2 (3p
x)(3p
y)(3p
z) и является трехвалентным, образуя, как и азот, соединения типа PF 3 . Однако в этом случае возможно участие 3s
-электронов в образовании связей, поскольку d
-АО (3d
) имеют такое же главное квантовое число. Действительно, известны и соединения пятивалентного фосфора типа PF 5 , где фосфор находится в валентном состоянии +5, согласующемся с электронной конфигурацией (1s
) 2 (2s
) 2 (2p
) 6 (3s
)(3p
x)(3p
y)(3p
z)(3d
); связи с этом случае образуются в результате sp
3 d
-гибридизации (т.е. в результате смешивания одной s
-, трех р
- и одной d
-АО). Оптимальной структурой с точки зрения уменьшения взаимного отталкивания пар валентных электронов является треугольная бипирамида (рис. 5,а
). Сера может быть не только двухвалентной, но также четырех- (SF 4) и шестивалентной (SF 6), находясь в состояниях (1s
) 2 (2s
) 2 (2p
) 6 (3s
) 2 (3p
x)(3p
y)(3p
z)(3d
) и (1s
) 2 (2s
) 2 (2p
) 6 (3s
)(3p
x)(3p
y)(3p
z)(3d
1)(3d
2) соответственно. В соединениях четырехвалентной серы взаимное отталкивание электронов 3-й оболочки оптимизируется при гибридизации орбиталей всех ее электронов. Структура соединений этого типа подобна структуре PF 5 , но одна из вершин треугольной бипирамиды занята парой неподеленных электронов 3-й оболочки (рис. 5,б
). В соединениях шестивалентной серы взаимное отталкивание электронов минимизируется при sp
3 d
2 -
гибридизации, когда все орбитали эквивалентны и направлены к вершинам правильного октаэдра (рис. 5,в
).
До сих пор мы рассматривали только те элементы периодической таблицы, у которых оболочки, имеющие d -орбитали, либо целиком заполнены, либо совсем свободны. Остановимся теперь на переходных элементах, у которых эти оболочки заполнены не до конца. Энергия электронов на разных орбиталях 3-й оболочки возрастает в следующем порядке: 3s p d; все орбитали расположены слишком далеко от орбиталей 2-й оболочки, чтобы могла произойти их гибридизация. В то же время 3d -орбитали и орбитали 4-й оболочки энергетически достаточно близки, так что возможно взаимодействие 3d -, 4s - и 4р -орбиталей, и переходные элементы от Sс до Cu могут образовывать ковалентные связи путем гибридизации этих орбиталей. Во всех случаях, когда имеются две 3d -орбитали, образование связей происходит через d 2 sp 3 -гибридизацию, при этом гибридные орбитали по форме похожи на sp 3 d 2 -орбитали. Элементы в соединениях этого типа шестивалентны, а молекулы самих соединений имеют форму октаэдра (рис. 5,в ). Большинство из них содержат ионы, и можно считать, что они образовались в результате взаимодействия иона центрального атома с шестью молекулами, каждая из которых имеет пару неподеленных электронов. Ковалентные связи с центральным ионом называются донорно-акцепторными. Простой пример такого соединения – гексаммин-ион трехвалентного кобальта Co(NH 3) 6 3+ . Ион Co 3+ имеет электронную конфигурацию (1s ) 2 (2s ) 2 (2p ) 6 (3s ) 2 (3p ) 6 (3d 1) 2 (3d 2) 2 (3d 3) 2 , причем полностью заняты три из пяти его 3d -орбиталей, а две 3d -АО свободны. Эти орбитали могут гибридизоваться с 4s - и 4р -АО с образованием шести октаэдрических d 2 sp 3 -орбиталей; все они свободны и могут участвовать в образовании акцепторных связей с шестью молекулами аммиака.
Другая картина наблюдается, когда центральный атом имеет только одну свободную d -орбиталь. В качестве примера можно привести двухзарядный ион никеля Ni 2+ , у которого оптимальная конфигурация возникает при образовании четырех связей с помощью dsp 2 -орбиталей. Эти орбитали лежат в одной плоскости под углом 90° друг к другу.
Кратные связи.
Одно из известных соединений углерода – этилен С 2 Н 4 , в котором каждый атом углерода связан только с тремя другими атомами. По аналогии с бором можно предположить, что оптимальной будет такая геометрия, при которой sp 2 -гибридные орбитали лежат в одной плоскости. В этом случае у каждого атома углерода будет по одной неиспользованной (в sp 2 -гибридизации) р -орбитали, которая содержит один из четырех валентных электронов. Если все шесть атомов этилена лежат в одной плоскости, то две неиспользованные р -АО перекрываются друг с другом так, как это изображено на рис. 6,а . Такое перекрывание приводит к образованию пары МО: одной связывающей (рис. 6,б ) и одной разрыхляющей (рис. 6,в ). Поскольку каждая из них содержит только один электрон, они могут образовать низкоэнергетическую связывающую МО. Так возникает дополнительная связь между атомами углерода, и структурная формула этилена имеет вид
Этот новый тип связи отличается от тех, которые образуются при перекрывании орбиталей по линии соединения атомов, в двух отношениях. Связи последнего типа, одинарные связи С–С, аксиально симметричны, и поэтому на них не влияет вращение соединяемых ими групп. Напротив, перекрывание р -орбиталей зависит от того, лежат ли все шесть атомов в молекуле этилена в одной плоскости, поскольку для оптимального перекрывания р -АО должны быть параллельны. Таким образом, если вращение вокруг одинарной связи С–С может происходить относительно свободно, то вокруг двойной связи С=С оно сильно затруднено. И действительно, молекула этилена – это жесткая плоская структура. Второе различие касается степени перекрывания орбиталей. Поперечное перекрывание р -АО относительно неэффективно, и, следовательно, связи такого типа слабые. Поэтому этилен химически более активен, чем насыщенные соединения, имеющие только одинарные связи.
S -связями, а при поперечном перекрывании – p -связями.
Молекулы некоторых соединений, например ацетилена С 2 Н 2 , содержат тройные связи. В них каждый атом углерода связан со своим соседом s -связями, образованными sp -гибридными орбиталями. Они коллинеарны, поэтому четыре атома в молекуле ацетилена лежат на одной прямой. Остальные р -АО атомов углерода при перекрывании образуют две p -связи.
Ароматические соединения.
Молекулу бензола С 6 Н 6 представляют в виде шестичленного кольца из атомов углерода, к каждому из которых присоединен еще и атом водорода (рис. 7,а
). Поскольку у каждого углеродного атома три соседа, можно предположить, что соответствующие связи образуются в результате sp
2 -гибридизации и лежат в одной плоскости под углом 120° друг к другу. И в самом деле, молекула бензола – плоская структура. Неиспользованные р
-АО атомов углерода могут образовывать p
-связи (рис. 7,б
), однако для бензола ситуация оказывается сложнее, чем в рассмотренных выше случаях, когда связи образовывались в результате перекрывания пар АО. В бензоле 2р
-АО каждого углеродного атома должна перекрываться одинаково эффективно с 2р
-АО всех соседних атомов. (Здесь можно провести аналогию с многократной интерференцией волн, сопоставив перекрывание орбиталей в молекуле бензола с перекрыванием волн, дифрагировавших на двух щелях или на дифракционной решетке.) В результате для бензола получим набор кольцевых молекулярных орбиталей, охватывающих все шесть атомов углерода (рис. 7,в
). Полная энергия системы при такой электронной конфигурации меньше, чем если бы р
-АО попарно образовывали обычные p
-связи. И действительно, бензол более стабилен и менее активен, чем можно было ожидать исходя из его «классической» структуры (рис. 7,г
). Все связи в его молекуле симметричны, и их длины одинаковы, а по прочности они занимают промежуточное положение между одинарной и двойной связями. Известны и другие соединения, в которых p
-электроны участвуют в образовании «многоцентровых» МО и для которых наблюдаются аналогичные особенности длин связей и химической активности.
Соединения, содержащие многоцентровые связи.
Даже в таких простых молекулах, как СН 4 , отдельные молекулярные орбитали обязательно взаимодействуют друг с другом. Поэтому представление о локализованных двухцентровых ковалентных связях можно рассматривать лишь как некое приближение. Как правило, однако, эти взаимодействия слабые, поскольку степень перекрывания орбиталей невелика (за исключением p
-МО в ароматических и сходных с ними соединениях). Тем не менее нельзя исключить существования молекул с многократно перекрывающимися АО, ответственными за образование связей путем обобществления электронов тремя и более атомами. В качестве примера можно привести диборан В 2 Н 6 , у которого имеется шесть пар валентных электронов; этого недостаточно для образования семи связей, необходимых для создания классической структуры Н 3 В–ВН 3 . Х.Лонге-Хиггинс предложил структуру диборана, представленную на рис. 8,а
. В этой структуре центральные атомы водорода соединены трехцентровыми связями, образующимися в результате перекрывания sp
3 -гибридных орбиталей двух атомов бора с 1s
-АО атома водорода (рис. 8,б
). Четыре из шести пар валентных электронов участвуют в формировании обычных s
-связей с «концевыми» водородными атомами, а две пары – трехцентровых связей. Более сложный пример многоцентровой связи дает молекула дибензолхрома (рис. 8,в
). Бензольные кольца в этой молекуле соединяются с атомом металла сложными многоцентровыми орбиталями, образующимися в результате перекрывания p
-МО бензола с 3d
-, 4s
- и 4р
-АО центрального атома. Известны и другие аналогичные соединения, имеющие структуру типа сандвича.
Перспективы.
К настоящему времени общие принципы строения молекул можно считать установленными. Разработаны физико-химические методы определения структуры сложных молекул, в том числе и биологических. В ближайшее время возможен прогресс в двух связанных между собой направлениях. Следует ожидать, во-первых, повышения точности квантовомеханических расчетов и, во-вторых, усовершенствования экспериментальных методов измерения соответствующих молекулярных параметров.
Все тела, которые нас окружают, состоят из атомов. Атомы, в свою очередь, собираются в молекулу. Именно благодаря различию в молекулярном строении, можно говорить об отличных друг от друга веществах, опираясь на их свойства и параметры. Молекулы и атомы всегда находятся в состоянии динамики. Двигаясь, они все же не разбегаются в разные стороны, а удерживаются в определенной структуре, чем мы обязаны существованию такого огромного разнообразия веществ во всем окружающем нас мире. Что же это за частички и каковы их свойства?
Общие понятия
Если отталкиваться от теории квантовой механики, то молекула состоит не из атомов, а их ядер и электронов, которые постоянно взаимодействуют между собой.
Для некоторых веществ молекула - это наименьшая частица, имеющая состав и химические свойства самой субстанции. Так, свойства молекул с точки зрения химии определяются ее и составом. Но только для веществ с молекулярным строением работает правило: химические и молекул одинаковы. Для некоторых полимеров, например, этилена и полиэтилена, состав не соответствует молекулярному.
Известно, что свойства молекул определяются не только количеством атомов, их типом, но и конфигурацией, порядком соединения. Молекула - это сложная архитектурная постройка, где каждый элемент стоит на своем месте и имеет своих конкретных соседей. Атомная структура может быть более или менее жесткой. Каждый атом совершает колебание относительно своего равновесного положения.
Конфигурация и параметры
Бывает, что некоторые части молекулы совершают вращение по отношению к другим частям. Так, в процессе теплового движения свободная молекула обретает причудливые формы (конфигурации).
В основном свойства молекул определяются связью (ее типом) между атомами и архитектурой самой молекулы (структурой, формой). Таким образом, в первую очередь общая химическая теория рассматривает химические связи и основывается на свойствах атомов.
При сильно выраженной полярности свойства молекул трудно описать двух- или трехконстантными корреляциями, которые отлично подходят для неполярных молекул. Поэтому был введен дополнительный параметр с дипольным моментом. Но такой способ не всегда успешен, так как полярные молекулы имеют индивидуальные характеристики. Также были предложены параметры для учета квантовых эффектов, имеющие важность при низких температурах.
Что мы знаем о молекуле самого распространенного вещества на Земле?
Из всех веществ на нашей планете, самое распространенное - это вода. Она, в прямом смысле, обеспечивает жизнь всему сущему на Земле. Только вирусы могут без нее обойтись, остальные живые структуры в своем составе по большей части имеют воду. Какие свойства молекулы воды, характерные только ей, используются в хозяйственной жизни человека и живой природе Земли?
Ведь это поистине уникальная субстанция! Набором свойств, присущих воде, не может похвастаться больше ни одно вещество.
Вода — это основной растворитель в природе. Все реакции, протекающие в живых организмах, так или иначе происходят в водной среде. То есть вещества вступают в реакции, находясь в растворенном состоянии.
Вода обладает отличной теплоемкостью, но низкой теплопроводностью. Благодаря таким свойствам мы можем использовать ее в качестве транспортировки тепла. Этот принцип входит в механизм охлаждения большого числа организмов. В атомной энергетике свойства молекулы воды послужили поводом для использования этого вещества в качестве теплоносителя. Помимо возможности быть реактивной средой для других веществ, вода сама может вступать в реакции: фотолиз, гидратацию и другие.
Природная чистая вода - это жидкость, не имеющая запаха, цвета и вкуса. Но на толщине слоя, большем чем 2 метра, цвет становится голубоватым.
Вся молекула воды - это диполь (два разноименных полюса). Именно дипольная структура в основном определяет необычные свойства этого вещества. Молекула воды является диамагнетиком.
Еще одним интересным свойством обладает талая вода: ее молекула приобретает строение золотой пропорции, а структура вещества - пропорции золотого сечения. Многие свойства, которыми обладает молекула воды, установлены с помощью анализа поглощения и испускания полосатых спектров в газовой фазе.
Естествознание и молекулярные свойства
Все вещества, кроме химических, имеют физические свойства молекул, входящих в их структуру.
В физической науке понятие молекул используют для объяснения свойств твердых тел, жидкостей и газов. Способность всех веществ к диффузии, их вязкость, теплопроводность и другие свойства определяются подвижностью молекул. Когда французский ученый-физик Жан Перрен изучал броуновское движение, он экспериментально доказал существование молекул. Все живые организмы существуют благодаря тонко сбалансированному внутреннему взаимодействию в структуре. Все химические и физические свойства веществ имеют фундаментальное значение для естествознания. Развитие физики, химии, биологии и молекулярной физики послужило возникновению такой науки, как молекулярная биология, исследующая основные явления в жизни.
Используя статистическую термодинамику, физические свойства молекул, которые определяют методами молекулярной спектроскопии, в физической химии определяют веществ, необходимые для расчета химических равновесий и скоростей его установления.
Чем отличаются свойства атомов и молекул между собой?
Прежде всего, атомы не встречаются в свободном состоянии.
У молекул оптические спектры более богаты. Это связано с меньшей симметрией системы и с появлением возможности новых вращений и колебаний ядер. У молекулы суммарная энергия складывается из трех энергий, отличных по порядку величин составляющих:
- электронной оболочки (оптическое или ультрафиолетовое излучение);
- колебания ядер (инфракрасная часть спектра);
- вращения молекулы в целом (радиочастотный диапазон).
Атомы излучают характерные а молекулы - полосатые, состоящие из множества близко расположенных линий.
Спектральный анализ
Оптические, электрические, магнитные и другие свойства молекулы определяются еще и связью с Данные о состояниях молекул и вероятном переходе между ними показывают молекулярные спектры.
Переходы (электронные) в молекулах показывают химические связи и структуру их электронных оболочек. Спектры, имеющие большее количество связей, имеют длинноволновые полосы поглощения, попадающие в видимую область. Если вещество построено из таких молекул, оно имеет характерную окраску. Это все
Свойства молекул одной и той же субстанции являются одинаковыми во всех агрегатных состояниях. Это значит, что у одних и тех же веществ свойства молекул жидких, газообразных субстанций не отличаются от свойств твердого. Молекула одного вещества всегда имеет одинаковую структуру, независимо от агрегатного состояния самого вещества.
Электрические характеристики
То, как вещество ведет себя в электрическом поле, определяется электрическими характеристиками молекул: поляризуемостью и постоянным дипольным моментом.
Дипольный момент - это электрическая асимметрия молекулы. У молекул, которые имеют центр симметрии, как H 2 , нет постоянного дипольного момента. Способность электронной оболочки молекулы перемещаться под воздействием электрического поля, в результате которого в ней образуется наведенный дипольный момент, - это поляризуемость. Чтобы найти значение поляризуемости и дипольного момента, необходимо измерить диэлектрическую проницаемость.
Поведение в переменном электрическом поле световой волны характеризуют оптические свойства вещества, которые определяются поляризуемостью молекулы этой субстанции. Непосредственно с поляризуемостью связаны: рассеяние, преломление, оптическая активность и другие явления молекулярной оптики.
Часто можно услышать вопрос: «От чего, кроме молекул, зависят свойства вещества?» Ответ на него достаточно прост.
Свойства веществ, кроме изометрии и кристаллической структуры, определяются температурой окружающей среды, самой субстанции, давлением, наличием примесей.
Химия молекул
До формирования такой науки, как квантовая механика, природа химических связей в молекулах была нераскрытой тайной. Классическая физика объяснить направленность и насыщаемость валентных связей не могла. После создания базовых теоретических сведений о химической связи (1927 г.) на примере простейшей молекулы Н2, теория и методы расчёта стали постепенно совершенствоваться. К примеру, на основе широкого применения метода молекулярных орбиталей, квантовой химии, стало возможным вычислять межатомные расстояния, энергию молекул и химических связей, распределение электронной плотности и других данных, которые вполне совпадали с экспериментальными.
Вещества с одинаковым составом, но разным химическим строением и разными свойствами, называются структурными изомерами. У них разные структурные формулы, но одинаковые молекулярные.
Известны различные типы структурной изомерии. Различия заключаются в строении углеродного скелета, положении функциональной группы или положении кратной связи. Кроме того, еще существуют пространственные изомеры, у которых свойства молекулы вещества характеризуются одинаковым составом и химическим строением. Поэтому и структурные, и молекулярные формулы у них одинаковые. Отличия заключаются в пространственной форме молекулы. Для изображения разных пространственных изомеров используют специальные формулы.
Есть соединения, которые называются гомологами. Они похожи по строению и свойствам, но отличаются по составу на одну или несколько групп СН2. Все вещества, похожие по строению и свойствам, объединены в гомологические ряды. Изучив свойства одного гомолога, можно рассуждать о любом другом из них. Совокупность гомологов - это гомологический ряд.
При преобразованиях структур вещества химические свойства молекул резко меняются. Примером служат даже простейшие соединения: метан, соединяясь даже с одним атомом кислорода, становится ядовитой жидкостью с названием метанол (метиловый спирт - СН3ОН). Соответственно, его химическая комплементарность и действие на живые организмы становятся другими. Аналогичные, но более сложные изменения, происходят при модификации структур биомолекул.
Химические молекулярные свойства сильно зависят от строения и свойств молекул: от в ней и геометрии самой молекулы. Особенно это работает в биологически активных соединениях. Какая конкурирующая реакция окажется преобладающей, часто определяется только пространственными факторами, зависящими, в свою очередь, от исходных молекул (их конфигурации). Одна молекула, имеющая «неудобную» конфигурацию, вообще не вступит в реакцию, а другая, с таким же химическим составом, но другой геометрией, может среагировать на реакцию мгновенно.
Большое число биологических процессов, наблюдающихся при росте и размножении, связано с геометрическими соотношениями между продуктами реакции и исходными веществами. К сведению: действие немалого количества новых лекарств основывается на аналогичном строении молекул какого-либо соединения, вредного с биологической точки зрения для человеческого организма. Лекарство занимает место вредоносной молекулы и затрудняет ее действие.
С помощью химических формул выражают состав и свойства молекул разных веществ. На основании молекулярной массы, устанавливается атомное соотношение и составляется эмпирическая формула.
Геометрия
Определение геометрической структуры молекулы производится с учетом равновесного расположения атомных ядер. От расстояния между ядрами атомов зависит энергия взаимодействия атомов. При очень больших расстояниях эта энергия нулевая. При сближении атомов начинает формироваться химическая связь. Тогда атомы сильно притягиваются друг к другу.
Если наблюдается слабое притяжение, то образование химической связи при этом не обязательно. Если атомы начинают сближаться на более близкие расстояния, между ядрами начинают действовать электростатические силы отталкивания. Препятствием для сильного сближения атомов является несовместимость их внутренних электронных оболочек.
Размеры
Невооруженным глазом увидеть молекулы невозможно. Они так малы, что даже микроскоп с 1000-кратным увеличением нам не поможет их разглядеть. Биологи наблюдают бактерии размером 0,001 мм. Но молекулы в сотни и тысячи раз меньше их.
Сегодня строение молекул некой субстанции определяют дифракционными методами: дифракцией нейтронов, рентгеноструктурным анализом. Также существует колебательная спектроскопия и электронный парамагнитный метод. Выбор метода зависит от типа вещества и его состояния.
Размер молекулы - это условная величина, если учитывать электронную оболочку. Дело в расстояниях электронов от атомных ядер. Чем они больше, тем вероятность найти электроны молекулы меньше. На практике размер молекул можно определить, учитывая равновесное расстояние. Это тот промежуток, на который сами молекулы могут сблизиться при плотной упаковке в молекулярном кристалле и в жидкости.
Большие расстояния располагают молекулы к притяжению, а малые, наоборот, к отталкиванию. Поэтому рентгеноструктурный анализ молекулярных кристаллов помогает найти размеры молекулы. Используя коэффициент диффузии, теплопроводности и вязкости газов, а также плотности вещества в конденсированном состоянии, можно определить порядок величины молекулярных размеров.
Вещество может находиться в трех агрегатных состояниях: твердом, жидком и газообразном. Молекулярная физика - раздел физики, в котором изучаются физические свойства тел в различных агрегатных состояниях на основе их молекулярного строения.
Тепловое движение - беспорядочное (хаотическое) движение атомов или молекул вещества.
ОСНОВЫ МОЛЕКУЛЯРНО-КИНЕТИЧЕСКОЙ ТЕОРИИ
Молекулярно-кинетическая теория - теория, объясняющая тепловые явления в макроскопических телах и свойства этих тел на основе их молекулярного строения.
Основные положения молекулярно-кинетической теории:
- вещество состоит из частиц - молекул и атомов, разделенных промежутками,
- эти частицы хаотически движутся,
- частицы взаимодействуют друг с другом.
МАССА И РАЗМЕРЫ МОЛЕКУЛ
Массы молекул и атомов очень малы. Например, масса одной молекулы водорода равна примерно 3,34*10 -27 кг, кислорода - 5,32*10 -26 кг. Масса одного атома углерода m 0C =1,995*10 -26 кг
Относительной молекулярной (или атомной) массой вещества Mr называют отношение массы молекулы (или атома) данного вещества к 1/12 массы атома углерода:(атомная единица массы).
Количество вещества - это отношение числа молекул N в данном теле к числу атомов в 0,012 кг углерода N A:
Моль - количество вещества, содержащего столько молекул, сколько содержится атомов в 0,012 кг углерода.
Число молекул или атомов в 1 моле вещества называют постоянной Авогадро:
Молярная масса - масса 1 моля вещества:
Молярная и относительная молекулярная массы вещества связаны соотношением: М = М r *10 -3 кг/моль.
СКОРОСТЬ ДВИЖЕНИЯ МОЛЕКУЛ
Несмотря на беспорядочный характер движения молекул, их распределение по скоростям носит характер определенной закономерности, которая называется распределением Максвелла.
График, характеризующий это распределение, называют кривой распределения Максвелла. Она показывает, что в системе молекул при данной температуре есть очень быстрые и очень медленные, но большая часть молекул движется с определенной скоростью, которая называется наиболее вероятной. При повышении температуры эта наиболее вероятная скорость увеличивается.
ИДЕАЛЬНЫЙ ГАЗ В МОЛЕКУЛЯРНО-КИНЕТИЧЕСКОЙ ТЕОРИИ
Идеальный газ - это упрощенная модель газа, в которой:
- молекулы газа считаются материальными точками,
- молекулы не взаимодействуют между собой,
- молекулы, соударяясь с преградами, испытывают упругие взаимодействия.
Иными словами, движение отдельных молекул идеального газа подчиняется законам механики. Реальные газы ведут себя подобно идеальным при достаточно больших разрежениях, когда расстояния между молекулами во много раз больше их размеров.
Основное уравнение молекулярно-кинетической теории можно записать в виде
Скорость называют средней квадратичной скоростью.
ТЕМПЕРАТУРА
Любое макроскопическое тело или группа макроскопических тел называется термодинамической системой.
Тепловое или термодинамическое равновесие - такое состояние термодинамической системы, при котором все ее макроскопические параметры остаются неизменными: не меняются объем, давление, не происходит теплообмен, отсутствуют переходы из одного агрегатного состояния в другое и т.д. При неизменных внешних условиях любая термодинамическая система самопроизвольно переходит в состояние теплового равновесия.
Температура - физическая величина, характеризующая состояние теплового равновесия системы тел: все тела системы, находящиеся друг с другом в тепловом равновесии, имеют одну и ту же температуру.
Абсолютный нуль температуры - предельная температура, при которой давление идеального газа при постоянном объеме должно быть равно нулю или должен быть равен нулю объем идеального газа при постоянном давлении.
Термометр - прибор для измерения температуры. Обычно термометры градуируют по шкале Цельсия: температуре кристаллизации воды (таяния льда) соответствует 0°С, температуре ее кипения - 100°С.
Кельвин ввел абсолютную шкалу температур, согласно которой нулевая температура соответствует абсолютному нулю, единица измерения температуры по шкале Кельвина равна градусу Цельсия: [Т] = 1 К (Кельвин).
Связь температуры в энергетических единицах и температуры в градусах Кельвина:
где k = 1,38*10 -23 Дж/К - постоянная Больцмана.
Связь абсолютной шкалы и шкалы Цельсия:
T = t + 273
где t - температура в градусах Цельсия.
Средняя кинетическая энергия хаотического движения молекул газа пропорциональна абсолютной температуре:
Средняя квадратичная скорость молекул
Учитывая равенство (1), основное уравнение молекулярно-кинетической теории можно записать так:
УРАВНЕНИЕ СОСТОЯНИЯ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА
Пусть газ массой m занимает объем V при температуре Т и давлении р , а М - молярная масса газа. По определению, концентрация молекул газа: n = N/V , где N -число молекул.
Подставим это выражение в основное уравнение молекулярно-кинетической теории:
Величину R называют универсальной газовой постоянной, а уравнение, записанное в виде
называют уравнением состояния идеального газа или уравнением Менделеева-Клапейрона. Нормальные условия - давление газа равно атмосферному ( р = 101,325 кПа) при температуре таяния льда ( Т = 273,15 К ).
1. Изотермический процесс
Процесс изменения состояния термодинамической системы при постоянной температуре называют изотермическим.
Если Т =const, то
Закон Бойля-Мариотта
Для данной массы газа произведение давления газа на его объем постоянно, если температура газа не меняется: p 1 V 1 =p 2 V 2 при Т = const
График процесса, происходящего при постоянной температуре, называется изотермой.
2. Изобарный процесс
Процесс изменения состояния термодинамической системы при постоянном давлении называют изобарным.
Закон Гей-Люссака
Объем данной массы газа при постоянном давлении прямо пропорционален абсолютной температуре:
Если газ, имея объем V 0 находится при нормальных условиях: а затем при постоянном давлении переходит в состояние с температурой Т и объемом V, то можно записать
Обозначив
получим V=V 0 T
Коэффициент называют температурным коэффициентом объемного расширения газов. График процесса, происходящего при постоянном давлении, называется изобарой .
3. Изохорный процесс
Процесс изменения состояния термодинамической системы при постоянном объеме называют изохорным. Ecли V = const , то
Закон Шарля
Давление данной массы газа при постоянном объеме прямо пропорционально абсолютной температуре:
Если газ, имея объем V 0 ,находится при нормальных условиях:
а затем, сохраняя объем, переходит в состояние с температурой Т и давлением р , то можно записать
График процесса, происходящего при постоянном объеме, называется изохорой .
Пример. Каково давление сжатого воздуха, находящегося в баллоне вместимостью 20 л при 12°С, если масса этого воздуха 2 кг?
Из уравнения состояния идеального газа
определим величину давления.
Молекулы с мультиплетностью , отличной от единицы (то есть с неспаренными электронами и ненасыщенными валентностями) - радикалами .
Молекулы относительно высокой молекулярной массы , состоящие из повторяющихся низкомолекулярных фрагментов, называются макромолекулами .
С точки зрения квантовой механики молекула представляет собой систему не из атомов, а из электронов и атомных ядер, взаимодействующих между собой.
Особенности строения молекул определяют физические свойства вещества , состоящего из этих молекул.
К веществам, сохраняющим молекулярную структуру в твёрдом состоянии, относятся, например, вода, оксид углерода (IV), многие органические вещества. Они характеризуются низкими температурами плавления и кипения. Большинство же твёрдых (кристаллических) неорганических веществ состоят не из молекул, а из других частиц (ионов, атомов) и существуют в виде макротел (кристалл хлорида натрия, кусок меди и т. д.).
Состав молекул сложных веществ выражается при помощи химических формул .
Энциклопедичный YouTube
1 / 5
✪ Молекула. Атом. Вещество
✪ Видеоурок "Объяснение электрических явлений"
✪ Строение атома. Объяснение электрических явлений | Физика 8 класс #10 | Инфоурок
✪ Урок 151. Средняя кинетическая энергия молекул многоатомного газа
✪ Что такое атом?
Субтитры
История
На международном съезде химиков в Карлсруэ в 1860 году были приняты определения понятий молекулы и атома. Молекула была определена как наименьшая частица химического вещества, обладающая всеми его химическими свойствами.
Классическая теория химического строения
В классической теории химического строения молекула рассматривается как наименьшая стабильная частица вещества, обладающая всеми его химическими свойствами.
Молекула данного вещества имеет постоянный состав, то есть одинаковое количество атомов, объединённых химическими связями , при этом химическая индивидуальность молекулы определяется именно совокупностью и конфигурацией химических связей, то есть валентными взаимодействиями между входящими в её состав атомами, обеспечивающими её стабильность и основные свойства в достаточно широком диапазоне внешних условий. Невалентные взаимодействия (например, водородные связи), которые зачастую могут существенно влиять на свойства молекул и вещества, образуемого ими, в качестве критерия индивидуальности молекулы не учитываются.
Центральным положением классической теории является положение о химической связи, при этом допускается наличие не только двухцентровых связей, объединяющих пары атомов, но и наличие многоцентровых (обычно трёхцентровых, иногда - четырёхцентровых) связей с «мостиковыми» атомами - как, например, мостиковых атомов водорода в боранах , природа химической связи в классической теории не рассматривается - учитываются лишь такие интегральные характеристики, как валентные углы , диэдральные углы (углы между плоскостями, образованными тройками ядер), длины связей и их энергии .
Таким образом, молекула в классической теории представляется динамической системой, в которой атомы рассматриваются как материальные точки и в которой атомы и связанные группы атомов могут совершать механические вращательные и колебательные движения относительно некоторой равновесной ядерной конфигурации, соответствующей минимуму энергии молекулы и рассматривается как система гармонических осцилляторов .
Молекула состоит из атомов, а если точнее, то из атомных ядер, окруженных определенным числом внутренних электронов, и внешних валентных электронов, образующих химические связи. Внутренние электроны атомов обычно не участвуют в образовании химических связей. Состав и строение молекул вещества не зависят от способа его получения.
Атомы объединяются в молекуле в большинстве случаев с помощью химических связей. Как правило, такая связь образуется одной, двумя или тремя парами электронов, находящихся в совместном владении двух атомов, образуя общее электронное облако, форма которого описывается типом гибридизации. Молекула может иметь положительно и отрицательно заряженные атомы (ионы).
Состав молекулы передается химическими формулами. Эмпирическая формула устанавливается на основе атомного соотношения элементов вещества и молекулярной массы .
Геометрическая структура молекулы определяется равновесным расположением атомных ядер. Энергия взаимодействия атомов зависит от расстояния между ядрами. На очень больших расстояниях эта энергия равна нулю. Если при сближении атомов образуется химическая связь, то атомы сильно притягиваются друг к другу (слабое притяжение наблюдается и без образования химической связи), при дальнейшем сближении начинают действовать электростатические силы отталкивания атомных ядер. Препятствием к сильному сближению атомов является также невозможность совмещения их внутренних электронных оболочек.
Каждому атому в определенном валентном состоянии в молекуле можно приписать определенный атомный, или ковалентный радиус (в случае ионной связи - ионный радиус), который характеризует размеры электронной оболочки атома (иона) образующего химическую связь в молекуле. Размер электронной оболочки молекулы, является условной величиной. Существует вероятность (хотя и очень малая) найти электроны молекулы и на большем расстоянии от её атомного ядра. Практические размеры молекулы определяются равновесным расстоянием, на которое они могут быть сближены при плотной упаковке молекул в молекулярном кристалле и в жидкости . На больших расстояниях молекулы притягиваются друг к другу, на меньших - отталкиваются. Размеры молекулы можно найти с помощью рентгеноструктурного анализа молекулярных кристаллов. Порядок величины этих размеров может быть определен из коэффициентов диффузии, теплопроводности и вязкости газов и с плотности вещества в конденсированном состоянии. Расстояние, на которое могут сблизиться валентно не связанные атомы одного и того же или разных молекул, может быть охарактеризована средними значениями так называемых ван дер ваальсовых радиусов (Ǻ).
Радиус Ван-дер-Ваальса существенно превышает ковалентный. Зная величины ван дер ваальсовых, ковалентных и ионных радиусов, можно построить наглядные модели молекул, которые бы отражали форму и размеры их электронных оболочек.
Ковалентные химические связи в молекуле расположены под определенными углами, которые зависят от состояния гибридизации атомных орбиталей. Так, для молекул насыщенных органических соединений характерно тетраэдральное (четырехгранное) расположение связей, образуемых атомом углерода, для молекул с двойной связью (С = С) - плоское расположение атомов углерода, для молекул соединений с тройной связью (С º С) - линейное расположение связей. Таким образом, многоатомная молекула имеет определенную конфигурацию в пространстве, то есть определенную геометрию расположения связей, которая не может быть изменена без их разрыва. Молекула характеризуется той или иной симметрией расположения атомов. Если молекула не имеет плоскости и центра симметрии, то она может существовать в двух конфигурациях, которые представляют собой зеркальные отражения друг друга (зеркальные антиподы, или стереоизомеры). Все важнейшие биологические функциональные вещества в живой природе существуют в форме одного определенного стереоизомера.
Квантохимическая теория химического строения
В квантохимической теории химического строения основными параметрами, определяющими индивидуальность молекулы, является её электронная и пространственная (стереохимическая) конфигурации. При этом в качестве электронной конфигурации, определяющей свойства молекулы принимается конфигурация с наинизшей энергией, то есть основное энергетическое состояние.
Представление структуры молекул
Молекулы состоят из электронов и атомных ядер, расположение последних в молекуле передаёт структурная формула (для передачи состава используется т. н. брутто-формула). Молекулы белков и некоторых искусственно синтезированных соединений могут содержать сотни тысяч атомов. Отдельно рассматриваются макромолекулы полимеров.
Молекулы являются объектом изучения теории строения молекул, квантовой химии , аппарат которых активно использует достижения квантовой физики , в том числе релятивистских её разделов. Также в настоящее время развивается такая область химии, как молекулярный дизайн. Для определения строения молекул конкретного вещества современная наука располагает колоссальным набором средств: электронная спектроскопия , колебательная спектроскопия , ядерный магнитный резонанс и электронный парамагнитный резонанс и многие другие, но единственными прямыми методами в настоящее время являются дифракционные методы, как то: рентгеноструктурный анализ и дифракция нейтронов .
Взаимодействие атомов при образовании молекулы
Природа химических связей в молекуле оставалась загадкой до создания квантовой механики - классическая физика не могла объяснить насыщаемость и направленность валентных связей. Основы теории химической связи были заложены в 1927 году Гайтлером и Лондоном на примере простейшей молекулы Н 2 . Позже, теория и методы расчетов были значительно усовершенствованы.
Химические связи в молекулах подавляющего большинства органических соединений является ковалентными. Среди неорганических соединений существуют ионные и донорно-акцепторные связи, которые реализуются в результате обобществления пары электронов атома. Энергия образования молекулы из атомов во многих рядах подобных соединений приближенно аддитивна. То есть можно считать, что энергия молекулы - это сумма энергий её связей, имеющих постоянные значения в таких рядах.
Аддитивность энергии молекулы выполняется не всегда. Примером нарушения аддитивности являются плоские молекулы органических соединений с так называемыми сопряженными связями, то есть с кратными связями, которые чередуются с единичными. Сильная делокализация p-состояний электронов приводит к стабилизации молекулы. Выравнивание электронной плотности вследствие коллективизации p-состояний электронов по связям выражается в укорочении двойных связей и удлинении одинарных. В правильном шестиугольнике межуглеродных связей бензола все связи одинаковы и имеют длину, среднюю между длиной одинарной и двойной связи. Сопряжение связей ярко проявляется в молекулярных спектрах. Современная квантовомеханическая теория химических связей учитывает делокализации не только p-, но и s-состояний электронов, которая наблюдается в любых молекулах.
В подавляющем большинстве случаев суммарный спин валентных электронов в молекуле равен нулю. Молекулы, содержащие неспаренные электроны - свободные радикалы (например, атомный водород Н, метил ·CH 3), обычно неустойчивы, поскольку при их взаимодействии друг с другом происходит значительное снижение энергии вследствие образования ковалентных связей .
Межмолекулярное взаимодействие
Спектры и строение молекул
Электрические, оптические, магнитные и другие свойства молекул связаны с волновыми функциями и энергиями различных состояний молекул. Информацию о состояниях молекул и вероятности перехода между ними дают молекулярные спектры.
Частоты колебаний в спектрах определяются массами атомов, их расположением и динамикой межатомных взаимодействий. Частоты в спектрах зависят от моментов инерции молекул, определение которых с спектроскопических данных позволяет получить точные значения межатомных расстояний в молекуле. Общее число линий и полос в колебательном спектре молекулы зависит от её симметрии.
Электронные переходы в молекулах характеризуют структуру их электронных оболочек и состояние химических связей . Спектры молекул, которые имеют большее количество связей, характеризуются длинноволновыми полосами поглощения, попадающими в видимую область. Вещества, которые построены из таких молекул, характеризуются окраской; к таким веществам относятся все органические красители.
Молекулы в химии, физике и биологии
Понятие молекулы является основным для химии, и большей частью сведений о строении и функциональность молекул наука обязана химическим исследованиям. Химия определяет строение молекул на основе химических реакций и, наоборот, на основе строения молекулы, определяет каким будет ход реакций.
Строением и свойствами молекулы определяются физические явления, которые изучаются молекулярной физикой. В физике понятие молекулы используется для объяснения свойств газов, жидкостей и твёрдых тел. Подвижностью молекул определяется способность вещества к диффузии , её вязкость, теплопроводность и т. д. Первое прямое экспериментальное доказательство существования молекул было получено французским физиком Жаном Перреном в 1906 году при изучении броуновского движения .
Поскольку все живые организмы существуют на основе тонко сбалансированного химического и нехимического взаимодействия между молекулами, изучение строения и свойств молекул имеет фундаментальное значение для биологии и естествознания в целом.
Развитие биологии, химии и молекулярной физики привели к возникновению молекулярной биологии , которая исследует основные явления жизни, исходя из строения и свойств биологически функциональных молекул.