Коллектив авторов - Концепции современного естествознания: Шпаргалка

Из анализа выражения для энергии электрона следует, что энергия квантована, она может принимать лишь вполне определенные дискретные значения, соответствующие квантовому числу п. Энергия электрона в атоме имеет отрицательное значение, так как электрон находится в связанном состоянии, из-за взаимодействия с ядром он не может покинуть атом. Основному состоянию атома водорода соответствует п = 1. Если атом поглощает фотон, то энергия электрона увеличивается (уменьшается по модулю), он переходит в состояние с большим значением квантового числа n. При излучении фотона атомом, находящимся в возбужденном состоянии, энергия электрона уменьшается и он переходит в состояние с меньшим значением п.

Решения уравнения Шрёдингера для многоэлектронных атомов показывают, что никаких принципиальных отличий в волновых функциях электронов, а следовательно, и в пространственном распределении плотности вероятности в таких атомах и в атоме водорода нет. Энергия электронов также имеет дискретные значения. Некоторые отличия, имеющиеся в волновых функциях и энергиях электронов, обусловлены электрон-электронными взаимодействиями.

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

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

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

Различают следующие основные типы химических связей:

1) ионная, или гетерополярная;

2) ковалентная, или гомеополярная;

3) металлическая.

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

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

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

Отталкивание объясняется взаимодействием электронных оболочек ионов с учетом принципа Паули. Этот тип отталкивания является основным во всех молекулах, кроме самых легких (например, H 2). Отталкивание связано также с электростатическим взаимодействием ядер, но для всех молекул, за исключением самых легких, оно не является основным. На некотором расстоянии между ядрами силы притяжения уравновешиваются силами отталкивания, при этом энергия молекулы принимает минимальное значение, что соответствует устойчивому состоянию молекулы.

Ковалентная связь осуществляется посредством обобществления двух валентных электронов (по одному от каждого из двух соседних атомов в молекуле). Пара обобществленных электронов принадлежит одновременно двум атомам молекулы. Электроны, образующие связь, стремятся к частичной локализации в пространстве между двумя атомами, соединенными этой связью. В этом смысле ковалентная связь характеризуется явно выраженным свойством направленности. Это хорошо видно на примере молекулы метана CH 4(рис. 1). У атома углерода четыре валентных (внешних) электрона, а каждый из атомов водорода имеет один электрон. Эти восемь электронов сосредоточены главным образом вдоль прямых, соединяющих протоны (ядра атома водорода) с ядром атома углерода.

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

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

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