Химическая связь в молекулах
и новая теория химической связи.
Виды химической связи


 Общая теория взаимодействий

альтернатива квантовой механике 
и
теории относительности
  

 


Новая теория химической связи, которую мы собираемся здесь изложить, исходит из однозначной достоверности факта одинакового состава и формы молекул химических соединений, при одинаковых условиях (температура, давление, внешние воздействия в виде волн и наличие катализаторов).

<< Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая всеми свойствами, присущими данному веществу. >>

Строение атомов химических элементов оказывается решающим в процессах образования молекул.

Оно (строение атомов) зависит только от количества электронов в данном атоме и от суммарной энергии, которой обладают электроны в каждом реагирующем (взаимодействующем) атоме (если Вам будут не понятны некоторые дальнейшие термины, то Вы можете познакомиться с основами на странице общая теория взаимодействий).

Химическая связь в молекулах объясняется только электрическим притяжением и отталкиванием.

Ниже нами будут объяснены постоянная направленность электрических сил в атоме, которая и приводит к образованию молекул определённой формы. А уже форма молекул, и как следствие, расположение вокруг молекулы бионов, и является причиной различных химических свойств веществ и соединений. Заметим, что именно одинаковость форм является причиной повторяемости свойств атомов, расположенных в разных периодах, но принадлежащих одинаковым группам в периодической системе Меделеева.

 Здесь мы ещё раз отметим принципиальную разницу в подходе общей теории взаимодействий к строению атомов и молекул и взглядах, описаных в учебниках. Мы рассматриваем атом или молекулу как единое целое, в отличии от квантового подхода в котором, ядро само по себе, а электроны сами по себе. Чтобы вам была понятна разница посмотрите анимацию.


Слева атом с точки зрения общей теории взаимодействий, справа в классическом представлении (если такой образ можно использовать). Химическая связь основанная на электрическом притяжении является стабильной, в противовес описываемой в учебниках связи, основанной на "... мгновенных флуктуациях".

Виды химической связи

 В молекулах, есть два вида химической связи, но в обоих случаях для связи необходимы вакансии (пустоты) в электронных оболочках реагентов, а также постоянство формы атомов. При проведении химической реакции нам просто надо создать условия для притяжения отрицательных областей одного атома с положительными областями другого. Вакансия является носителем положительного заряда, а электрон отрицательного.  Когда электрон одного атома заполняет вакансию в другом атоме, возникает первый вид химической связи (пример на рисунке).

Молекула поваренной соли
Розовым обозначена область молекулы с частично положительным зарядом, представляющая собой электронную оболочку натрия, лишённую одного электрона + ядро атома натрия.
Этот вид химической связи, так называемая ионная связь.

Другой вид связи

молекула воды

Это второй вид химической связи – ковалентная.
   Во втором случае, вакантные области двух атомов кислорода взаимно поглощаются. При этом конечно вакантную область занимают электроны второго атома. Я хочу, чтобы вы уяснили принципиальное отличие одного вида химической связи, от другого. А именно.    
    В первом случае, на поверхности образующейся молекулы остаётся определённая область с частично положительным зарядом (внутренние электронные оболочки и ядро одного из атомов составляющих молекулу, не полностью погружены в общий электронный поверхностный слой).
В случае с водородом, это является причиной возникновения водородных связей. В остальных случаях именно это оказывается причиной объединения отдельных молекул в общее целое (в кристалл). Причём вид кристаллической решётки как раз и обусловлен расположением (направлением от центра молекулы) вакантных областей и областей занятых электронами. При разной температуре (энергии молекулы) распределение таких областей может меняться ( как в случае с серой или фосфором).
  Во втором случае, молекулу целиком покрывает электронный слой. Так как, в таком виде химической связи, от каждого атома участвует и вакансия и электрон. Такие вещества, чаще всего оказываются газами, или являются довольно инертными (примеры смотрите далее). Заметьте, что нам теперь не понадобятся Вандерваальсовы силы (основанные, якобы, на мгновенных флюктуациях электронной плотности атомов). Каким образом устроен атом водорода, мы описали ранее. Да и устройство химических элементов первых трёх периодов не должно вызвать дополнительных вопросов.
  Отметим ещё раз основные положения строения атомов химических элементов в общей теории взаимодействий. Электроны не вращаются вокруг ядра, а концентрично занимают области пространства вокруг него. Кратность восьми законченных электронных оболочек атомов объясняется подчинением принципу непрерывности, который в данном случае означает следующее. Электронная область принимает такую форму, чтобы заполнять как можно меньший объём пространства. А сами электроны, по возможности более равномерно распределяются в нём. На начальном этапе, то есть, при небольшом количестве электронов, такому требованию удовлетворяет сферическая область, поделённая именно на 8 частей.
Приведём ещё раз рисунок.
 elektronnye-obolochki 

Проще говоря, первый электрон займёт любую ячейку (для примера №1). Второй в таком случае расположится в ячейке №7. При наличие трёх электронов, они с наибольшей вероятностью составят фигуру в виде равностороннего треугольника (границы ячеек условны). Когда вокруг ядра находятся четыре электрона, конфигурация их расположения (при минимальной энергии) будет тетраэдрической. При шести электронах в атоме, они займут места в вершинах октаэдра. Случаи для 5 и 7 электронов показаны на рисунке.

На рисунке показаны электронные оболочки атомов с 5 или 7 атомами на внешнем радиусе. Расположение электронов в углах равнобедренных треугольников (рис. 1 и 3) или в вершинах правильного пятиугольника (рис. 2)

электронные облочки с 5 или 7 электронами

При нашем способе расположения электронов отпадает необходимость в теории гибридизации орбиталей (да и вообще в самих орбиталях).

 Становится понятной причина равноценности всех химических связей и симметричность расположения их относительно центра у таких молекул как  CH4, BF3 , BeCl2 . Так же легко объясняются явления пространственной изомерии и аллотропии.
   Вы мне можете возразить, что такая конфигурация электронов будет достаточно неустойчивой. Согласен. Но напомню вам, что между ядром и электронами действуют, кроме электрических, ещё и гравитационные силы. Вот именно они и ответственны за появление потенциальной ямы, в которой находятся электроны. По величине энергии ионизации атома можно понять, насколько глубока эта яма.
Замечу, что расстояние от электрона до ядра можно найти используя равенство между собой двух сил. Силы электрического притяжения между ядром и электроном и силы электрического отталкивания между одним электроном и всеми остальными, составляющими электронную оболочку.

Откуда берётся деление химических элементов по периодам?

Два электрона располагаясь центрально симметрично относительно ядра, занимают всю сферическую область и третий электрон вынужден располагаться уже дальше от ядра. Так продолжается до тех пор, пока вся сферическая область следующего уровня не будет заполнена. Так как расстояние от ядра становится больше, то такая область может вместить уже восемь электронов. Свою роль в этом играет и возросший положительный заряд ядра.

Новая теория химической связи, вытекающая непосредственно из устройства атомов

Очевидны всего два возможных способа образования молекул. Но, что очень важно. Оба способа объединения атомов становятся возможны лишь при наличии вакансий в электронной оболочке реагентов. Вакансии есть во всех атомах, кроме инертных газов, скажете вы. Почему же не объединяются в молекулу, допустим два атома бериллия. Напомню, что мы во всём опираемся на принцип непрерывности, из которого следует, что уж если вакансии начали заполняться, то процесс должен закончиться лишь при заполнении всех имеющихся вакансий. Так происходит, например с двумя атомами кислорода.
Реакция образования молекулы кислорода

Рисунок даёт представление об одном из возможных видов химической связи. Так и будем для простоты называть её вакантной связью (В-В).
    Второй вид химической связи возникает в случае, когда у одного из реагентов слишком большая вакантная область. Тогда происходит следующее. Электроны этого реагента будут представлять своего рода возвышенности на теле атома, назовём для краткости их пиками (показаны на рисунке синим цветом). Так вот эти пики при химической реакции будут заполнять вакантные области второго реагирующего атома. И конечно, по принципу непрерывности, должны будут заполнить все имеющиеся вакансии.
Химическая связь в молекуле поваренной соли (вид химической связи - ковалентная)
Назовём такую связь вакантно-пиковой (В-П).

Покажем физическую сторону процессов химической связи атомов в молекулы.

Каждый атом будет представлять собой систему пространственного распределения положительной и отрицательной плотности электрического заряда. Покажем её на нескольких примерах (смотрите рисунок).

Виды химической связи. Объяснение механизма образования химических связей.

 Зона с частично положительным значением заряда называется вакансией. Таких зон в атоме может быть несколько. Вакансии могут объединяться в одну зону, или существовать обособленно. 
Каждая из зон с частично отрицательной плотностью электрического заряда представляет собой пик. Пики могут объединиться в одну зону, если электронов в атоме много, или энергия атома велика. В наиболее низком энергетическом состоянии пики равномерно распределены по поверхности атома.


В результате химической реакции происходит взаимное обнуление зарядов (если представить атом в виде ежа, то его иголки будут векторами электрического заряда, и в результате реакции "иголки" одного атома должны равномерно распределиться между "иголок" второго). Чаще всего для реализации такого равномерного распределения требуется дополнительная энергия. Для этого применяются такие инструменты как нагревание и давление. Внесение катализатора также способствует облегчению процесса.
Если же после соединения атомов суммарная энергия их в новой молекуле становится меньше, то избыток энергии выделяется, и реакция становится экзотермической.
Я думаю, что вы прекрасно понимаете, что любой атом за исключением атомов инертных газов, можно представить двумя способами, показывая только отрицательные вектора, или только положительные.

Объяснением амфотерных свойств химических элементов будет являться то, что атом проявляет свои свойства по разному, в зависимости от того с чем он взаимодействует, то есть использует ли он для связи пики или вакансии.

Картина для атомов длинных периодов усложняется лишь тем, что количество ячеек, а, следовательно, и возможных пиков, возрастает до двадцати.

Химическая связь в металлах

  Нарисуем схематично два атома металлов.

Виды химической связи. Металлическая связь.Виды химической связи. Объяснение образования химической связи в металлах.
Чёрными стрелками обозначены места вакансий, которых у металлов достаточно много. Синими – возможное соединение металлов (для примера взяты два разных металла) при образовании сплава. То есть электроны занимают вакантные места в другом атоме. 

   Такова в общих чертах новая теория химической связи, не основанная на квантовых представлениях, но использующая, например, Льюисовы структуры. 
 Рисунки сложных молекул приведены ниже.

Молекула серной кислоты. На рисунке показано расположение пространственных связей между отдельными атомами в молекуле серной кислоты.

Глядя на рисунок, становится ясным, почему серная кислота при замещении атомов водорода другими ионами, сохраняет в остальном свою целостность. Здесь особая роль оказывается у вакантной (В-В) связи между атомами кислорода. Сила этой кислоты также может быть объяснена. Видим, что на атоме серы верхний электронный слой отдан в вакантные области других атомов. Вернитесь немного назад и посмотрите ещё раз график. Так как масса атома водорода мала, то потенциальная яма будет не глубокой, и видимо в этом причина того, что водород достаточно легко замещается другими атомами. Думаю, что весь ряд электрического напряжения можно объяснить используя этот подход и, конечно, учитывая влияние электронов в атомах реагентов (их отталкивание с электронами молекулы серной кислоты ).  Ещё раз приведём этот рисунок, с той лишь целью, чтобы показать причины объединения двух и более молекул серной кислоты в жидкость.
Молекула серной кислоты - объяснение агрегатного состоянияРозовым показана область с частично положительным зарядом (атом серы без 6 электронов). Голубым показаны областис частично отрицательным зарядом. Такие области двух разных молекул взаимодействуют, что и приводит к образованию вещества. Расположение этих областей и распределение (величина) заряда в них ответственны за агрегатное состояние образующегося вещества, в данном случае жидкое. Если бы сила положительной области была меньше, то образовывался бы газ. В том случае когда обе области, и положительная и отрицательная имеют значительную величину, и распределены более неравномерно, образуются твердые вещества.

Такой углеводород как метан.
Молекула метана. На рисунке показано пространственное распределение связей атомов водорода с атомом углерода в молекуле метана.
Вернёмся к одной из самых, как кажется, простых молекул. Вода, в нашей интерпретации, будет выглядеть следующим образом.Молекула воды. Три разных вида химической связи в молекуле воды.

Молекула воды. На рисунке показаны три варианта химических связей атомов водорода с атомом кислорода.
Рисунок объясняет разнообразие свойств воды, в том числе энергоинформационные.

В первом случае обе связи вакантные. Во втором пиковые. В третьем случае, одна связь вакантная, другая пиковая. С учётом возможного соединения этих трёх видов молекул воды между собой, можно объяснить такие необычные свойства жидкости жизни.
Может возникнуть обманчивое впечатление, что притягиваются между собой две вакантные области. Это конечно не так. Имеющиеся в атоме электроны занимают вакантную область второго атома, а его электроны оказываются в вакантной области первого атома. Приведённые нами обозначения используются для простоты изложения, но никогда нельзя забывать об их схематичности.

 


   Легко понять, что вакантная связь будет являться более прочной по сравнению с вакантно-пиковой, так как она, по сути, состоит из двух вакантно- пиковых.
   Какие надо выдумать гибридизации и многоцентровости связей, чтобы объяснить такое разнообразие свойств воды? В нашем случае, думаю, многое понятно из рассмотрения рисунка.

Чтобы с помощью формул показать молекулы веществ, пришлось ввести новые обозначения, для вакансий. Для пиков мы оставили старое обозначение, используемое ранее для электронов. Например, азотная кислота, с использованием новой номенклатуры будет выглядеть так.
Виды химической связи в молекуле азотной кислоты
И здесь, как и в случае с серной кислотой, легче всего замещается атом водорода. Остальные связи, то есть в комплексе, оказываются значительно сильнее.

Думаю, что ненужность гибридизации орбиталей мы уже показали. Теперь развенчаем миф о многоцентровости связей.

Атом бора. Гидриды бора.

Сделаем мы это на примере соединений бора, а именно, его гидридов. Бор имеет три пика и пять вакансий. Молекулы диборана и тетраборана - 10 будет выглядеть следующим образом.


Мало того, что размещение электронов вокруг ядра даёт нам возможность понять число возможных присоединённых атомов. Оно ещё и позволяет установить во многих случаях геометрическое расположение атомов в молекуле. Связи между атомами бора вакантные, а между атомами бора и водорода, вакантно-пиковые.
Легко можно показать и строение других гидридов бора, причем, не используя для этого многоцентровые связи. Направления связей, также хорошо согласуются с принятой нами основой в виде пространственных каркасов, имеющих форму правильных многогранников.

Строение молекулы бензола


Молекула бензола. Виды химической связи и их направление в молекуле бензола.

    Может быть, вы считаете, что выдумывание новых обозначений является излишним усложнением. Тогда пример с бензолом, приведённый выше должен был вас переубедить.

Ещё лучше преимущества новой системы обозначений проявляются при рассмотрении координационных соединений. Такие соединения ранее показывались с помощью эмпирических формул, из которых нельзя понять, как в молекуле соединены между собой атомы. Причём с помощью валентностей объяснить различные комплексы не удаётся.

Комплексные соединения платины

   Пример с тремя комплексных соединений платины. Стоит напомнить, что в атомах длинных периодов верхняя электронная оболочка вмещает 20 вакансий. Следовательно, платина № 78 будет иметь 8 вакансий (до конца периода восемь элементов).

  PtCl4 6 NH3, PtCl4 5 NH3, PtCl4 4 NH3.

  Покажем, с помощью нашего метода, реальное соединение атомов в этих молекулах.
   координеационные соединения платиныМолекула PtCl46NH3. Азот - 5 пиков, хлор - 1 вакансия, платина - 8 вакансий, водород - 1 вакансия.Четыре иона хлора осаждаются ионами серебра, и в растворе также остаётся 4-ёх зарядный ион, взятый в пунктирную рамку.




Аналогично выглядит формулы и для двух остальных соединений.







Молекула PtCl45NH3. Три иона хлора выпадают в осадок, а четвёртый связан с атомом платины вакантной связью, и является частью комплексного иона.химическая связь в координационных соединениях

Теперь уже два атома хлора связаны вакнтными связями с атомом платины и выпадают в осадок в составе комплексного иона, выделенного пуктирной рамкой. Два других, осаждаются ионами серебра.

координационные соединения - рисунок молекулыКонечно в этом случае, очевидно не верна формула PtCl4. Она будет выглядеть следующим образом.платина в координационных соединениях - рисунок



Теперь, я надеюсь, всем станет ясна необходимость введённых ранее обозначений, и большая правильность того, что они значат.
 Дадим пример комплексного иона кобальта    Co(NH3
) 5NCS2+.



Ещё в школе я задавался вопросом, почему, так называемые функциональные группы переходят из соединения в соединение целиком, а не распадаются на части? Теперь я могу ответить на этот вопрос. Связь в таких группах практически вся, является вакантной.

Функциональные группы и способ соединения в них атомов


функциональные группы - связь атомов в группах

Две наиболее часто встречающиеся функциональные группы - карбоксильную и гидроксильную, наряду с формулой, мы покажем и с помощью рисунка.

Химические связи в группах. Карбоксильная группа и гидроксильная группа.


Рисунок карбоксильной и гидроксильной функциональных групп


Для атома водорода имеет принципиальное значение, какой связью он соединён с другим атомом. В случае вакантно-пиковой (В-П), его вакантная область остаётся не использованной, и служит причиной возникновения водородной связи. В этом также причина деформации молекул. То есть отталкивание вакантных (положительных) областей друг от друга, приводящее к изменению углов ориентации атомов относительно центра (например, у воды). При вакантной (В-В) связи атом водорода использует и электрон, и вакансию.
То, какой связью будет соединён атом водорода с другим атомом, зависит от числа электронов на втором атоме, которые не используются для связей. Если у атома, с которым реагирует водород, остается много электронов, не участвующих в связи (например, вода или гидриды галогенов), то связь будет вакантно-пиковой (В-П). Такая же связь будет и в том случае, если у атома, с которым связан водород, нет электронов для заполнения вакансии у водорода (например, в серной или азотной кислоте).
Некоторые атомы в химических реакциях меняют один вид связи на другой. Самый наглядный пример такого рода приведён на рисунке.



Азот изменил тип связи с вакантной на пиковую, при образовании иона аммония (выделен рамкой). У атомов водорода произошло тоже самое, причина описана выше.

  Можно с уверенностью утверждать, что только такие изменения возможны для атомов первых трёх периодов.

Для химических элементов с большим числом электронов (больше 20), возможен ещё процесс изменения вакантности (точнее величины вакантности).

   В одном случае она будет равна 8 минус количество электронов у элемента превышающее 20, 50.

Во втором количество электронов у последнего элемента в периоде минус количество электронов у рассматриваемого элемента. Для железа это будет 2 = 8- (26-20), или 10 = 36-26. Именно эта изменчивость, видимо, и заставила строить теории химической связи в координационных соединениях.

Подведём итог.

 Новая теория химической связи представляет собой обоснованный синтез предыдущих теорий, объясняющий почему электрические взаимодействия между различными атомами имеют пространственную направленность.

Цвет координационных соединений

В настоящее время считается, что цвет вызван переходом электронов с одной разрешённой орбиты на другую. Если бы это было так, то в какой-то момент число электронов переходящих с одной орбиты на другую должно постепенно начать уменьшаться (картина будет аналогична картине фототока насыщения, когда увеличение освещённости не вызывает увеличение фототока). Для цветовой окраски это будет означать только одно. Цвет соединения станет постепенно меняться. Этого как мы знаем из опытов, не происходит. Следовательно, данное предположение, что цвет вызван переходами электронов с одной орбиты на другую, является неверным.
   На самом деле цвет определяется частотой вращения электронов в атомах поглощающего вещества. А такое вращение может происходить сколь угодно долго.

Приведём возможное (но не факт, что так всё обстоит на самом деле) расселение электронов по оболочкам в периодах.
1-й период 2 электрона, занимающие полусферические области.
2-й период 2 электрона на внутренней оболочке + 8 электронов, делящих сферическую область, на внешней.
3-й период 2+ 8 электронов внутри + 8 электронов снаружи (деление сферы аналогично).
4-й период 8 электронов внутри + 20 электронов на среднем уровне + 8 электронов снаружи.
5-й период 6 электронов + 20 + 20 + 8 по слоям, начиная изнутри.
6-й период 8 электронов внутри + 20 + 50 + 8 по слоям.

Стоит обязательно отметить, что в периоде на внутренних оболочках число электронов может изменяться как в большую, так и в меньшую стороны.

Это зависит от таких причин как, суммарная энергия всех электронов в атоме (она должна быть минимальна), правильность расположения электронов в каждой оболочке (расположение должно быть как можно ближе к центрально симметричному или совпадать с правильным многоугольником). В общем, реальное расположение электронов в каждом атоме это задача пространственной комбинаторики, а у меня знаний для её корректного объяснения, думаю, не достаточно. Конечно, и одной математики здесь не хватит. Обязательно надо использовать подробную информацию о каждом химическом элементе. Например, жидкое состояние ртути наводит на мысль, что все четыре электронные оболочки у неё являются правильными многоугольниками. Скажем 20+20+20+20 или 2+8+20+50. В качестве косвенного подтверждения приведём молекулу брома, в которой количество электронов равно 70 (20+50), и напомним, что бром также является жидкостью при обыкновенных условиях.
   Но согласиться с тем, что внешняя конфигурация расположения электронов у золота и серебра с одной стороны, и у лития, натрия, калия и других щелочных металлов с другой стороны являются аналогичными, меня не заставят ни какие математические ухищрения. Как и поверить в то, что самая внутренняя электронная конфигурация, допустим, у свинца также будет состоять из « слоёного пирога» в виде 2, 2+6, 2+ 6 и так далее. Это означало бы только одно, что никакого влияния верхние электроны не оказывают на нижние, и наоборот.
   Думаю, что, опираясь на принцип непрерывности и используя те подсказки, на которые я указал, даже коллектив студентов сможет на компьютере рассчитать расположение электронов для всех атомов.

В дополнение к сказанному, хочу добавить свои рассуждения по поводу влияния катализаторов.

  Влияние катализатора сводится к временной оттяжке, или временному предоставлению своих электронов реагентам для перестройки их электронных оболочек, способствующей более быстрому протеканию химических реакций. В принципе и нагревание реагентов вызывает в конечном итоге схожий результат. Так вот. Я считаю возможным заменить, хотя бы частично, оба процесса. Думаю, воздействие электромагнитных полей и облучение электронами, или их оттяжка электромагнитным способом, значительно удешевят процессы химического производства. Обратим ваше внимание на тот факт, что, принимая предложенное устройство атомов, мы тем самым создали и новую теорию химической связи в координационных соединениях. Она, теория, правда, не отличается от теории связи простых соединений (это большой плюс), но зато понятнее и правдоподобнее всех предыдущих (электростатической, теории валентных связей, теории кристаллического поля и теории поля лигандов) (это второй, очень большой плюс).


Химическая связь - история (то, что пишут в учебниках)

Природа химического взаимодействия на протяжении столетий была предметом размышлений многих поколений ученых и философов. В попытках разгадать тайну химического сродства веществ ученые сделали немало важных наблюдений, выдвинули множество интересных гипотез, но значительного успеха удалось добиться лишь с созданием в 1925 — 1927 гг. квантовой механики.
Согласно квантовомеханической теории, определенному расположению атомных ядер в пространстве отвечает некоторое распределение электронной плотности (см. рис. 1). При образовании молекулы электронные облака, соответствующие внешним, валентным, орбиталям атомов, перекрываются, и между ядрами образуется некоторый отрицательный заряд, называемый зарядом перекрывания (рис. 2). Наличие значительной электронной плотности в межъядерном пространстве как бы «цементирует» молекулу, стягивая ядра к области перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов.
То, что принято называть химической связью, представляет собой взаимодействие атомов, энергия которого лежит в пределах от нескольких десятков до примерно 1000 кДж/моль. Так, в молекуле Cs, энергия связи составляет около 42 кДж/моль, тогда как в Х, она порядка 940 кДж/моль. Однако энергетический критерий еще не дает возможности отличить химическую связь от других видов взаимодействий (например, от межмолекулярного, энергия которого может достигать 80 кДж/моль). Правильнее будет определить химическую связь исходя из электронного строения соединений, ибо при всем разнообразии типов химического взаимодействия его характерная черта состоит в перестройке электронных оболочек связывающихся атомов. В результате этой перестройки происходит коллективизация (обобществление) валентных электронов атомов (см. Валентность) и перенос заряда (если связь образуется между различными атомами). Причем обобществление валентных электронов особенно важно, так как образование химической связи только путем переноса заряда от одного атома к другому без коллективизации электронов в природе не осуществляется. Иными словами, чисто ионные связи не существуют, хотя ионная модель химического взаимодействия во многих случаях (например, для описания сильно полярных соединений, находящихся в твердом состоянии, NaCl, KBr и т. д.) оказывается весьма полезной, и правильно отражает основные свойства веществ.
Итак, под химической связью следует подразумевать ковалентную связь, т.е. межатомное взаимодействие, сопровождающееся перестройкой валентных электронных оболочек атомов и коллективизацией электронов. Это определение позволяет охватить практически все случаи химической связи.
Как правило, ковалентная связь осуществляется локализованной (сосредоточенной) между двумя атомами парой электронов с противоположно направленными (антипараллельными) спинами (спин — собственный момент количества движения элементарных частиц), т.е. представляет собой двухэлектронную двухцентровую связь (под «центром» понимают атомное ядро), сокращенно (2е — 2ц)-связь.
Рассмотрим теперь более детально ковалентную связь в молекуле водорода (рис. 3). При ее образовании электронные 1s-облака (1s-орбитали) перекрываются и в пространстве между ядрами появляется некоторая дополнительная электронная плотность — отрицательный заряд перекрывания, стягивающий положительно заряженные ядра. Сближение ядер может происходить до тех пор, пока силы межъядерного отталкивания не будут уравновешены силами притяжения ядер к заряду перекрывания. Межъядерное расстояние, отвечающее равенству указанных сил, называется равновесным (Rравн ) и принимается за длину химической связи. Энергия системы взаимодействия атомов по мере их сближения сначала падает, достигая минимума при R = Rравн а затем возрастает, что свидетельствует о преобладании сил отталкивания между ядрами при сближении их на расстояние меньше Rравн.
Мы видим, что каждый валентный штрих в классической структурной химической формуле, как правило (но не всегда!), можно сопоставить с (2е — 2ц)-связью. Поэтому число химических связей, образуемых данным атомом, зависит в первую очередь от количества имеющихся в нем неспаренных электронов, Однако зачастую атом в молекуле дает связей больше, чем у него имеется неспаренных электронов в основном (невозбужденном) состоянии. Как же образуются эти «дополнительные» связи? В качестве примера обратимся к соединениям углерода. В подавляющем большинстве случаев атом С образует четыре ковалентные связи, хотя в основном состоянии у него только два неспаренных электрона. Но если, затратив некоторую энергию, возбудить атом так, чтобы один из 2s-электронов перешел на свободную 2р-орбиталь, то число неспаренных электронов станет равным четырем (рис. 4).
Перевод атома в валентное состояние не сводится только к его возбуждению. Атому в молекуле, в отличие от свободного атома, отвечает хаотическое распределение ориентаций спиной неспаренных электронов. Учет этого обстоятельства требует добавки к энергии возбуждения атома (Евозб) энергии, связанной с переориентацией спинов (Есп). Вклад Есп в суммарные затраты энергии, необходимые для перевода атома в валентное состояние (Евал), весьма заметен и соизмерим с Eвозб. Кроме того, электронные облака атома в молекуле могут быть так или иначе гибридизованы, чему также соответствует определенная энергия (Егибр). Однако ее вклад в Евал обычно не превышает 20 — 60 кДж/моль, и им часто пренебрегают.
Все указанные энергетические затраты на перевод атома в валентное состояние компенсируются энергией, выделяющейся при образовании химических связей. Разумеется, если Е,.„очень велика, то она не может окупиться образованием дополнительных связей. Так, у атомов Cu, Ag и Аu Евал отвечающая переходу d-электрона на свободную р-орбиталь (n — 1) d10ns1 переходит в (n — 1) d9ns1np1, довольно велика и максимальна у серебра. Возможно, с этим обстоятельством связан тот факт, что для Ag наиболее характерно одновалентное состояние, тогда как для Cu и Au — соответственно двух- и трехвалентное.
Переход атома в валентное состояние — не единственный способ увеличения его валентных возможностей. Дополнительная (2е — 2ц)-связь может образоваться также, когда один партнер (донор) представляет имеющуюся у него «готовую» пару электронов, а другой (акцептор) — свободную ячейку (орбиталь). Получающаяся полярная ковалентная связь называется донорно-акцепторной. Хорошо известный пример — образование иона аммония:
Н+ + NH3 Н4
акцептор донор
электронов электронов
Заметим, что донорно-акцепторная связь отличается от обычной ковалентной связи только своим происхождением, поэтому при рассмотрении «готовой» молекулы не имеет смысла различать эти два типа связи.
Валентные возможности атома могут увеличиваться также путем образования (2e — Зц)-связей. В этом случае два электрона в своем движении «охватывают» три ядра, как, например, в молекуле диборана В2Н6 (рис. 5), где мостиковая связь В—Н—В осуществляется двумя электронами. В молекуле В5Н9 имеется (6е — 5ц)-связь, охватывающая все пять атомов бора. Иными словами, движение электронов не всегда ограничено областью только двух ядер, электроны могут быть делокализованы по всей молекуле или по ее фрагменту (см. Бензол).

Важнейшие свойства химической связи

Несмотря на разнообразие типов химических связей, можно выделить три общих и наиболее важных их свойства. Прежде всего, валентные возможности атомов каждого элемента, т.е. его способность образовывать химические связи, строго упорядочены и ограничены, благодаря чему молекулы имеют определенный состав. Иначе говоря, химическое взаимодействие обладает свойством насыщаемости. Это первое важное свойство химической связи. Так, например, есть нейтральные молекулы Н2О, Н2О2, радикалы ОН, О2Н, но нет соединений состава Н3О5, Н7О12, и т.д.
Второе важное свойство химической связи — ее направленность. Так как электронные облака имеют разную форму и ориентацию в пространстве (см. Атом), их взаимное перекрывание может осуществляться различными способами. В зависимости от симметрии образующегося облака перекрывания различают σ- и π-связи. При образовании σ-связи область перекрывания находится на линии связи (рис. ба); σ-связи возникают при перекрывании электронных облаков по разные стороны от этой линии (рис, 6б), Пространственное расположение σ -связи определяет геометрию молекулы. Часто, однако, химические связи образуются не «чистыми» электронными облаками, характерными для изолированных атомов, а «смешанными» или гибридными облаками атомов. При гибридизации и различных по форме и энергии облаков их первоначальная форма, энергия и ориентация изменяются, и образуются и новых электронных облаков одинаковой формы и энергии, которые ориентированы в пространстве так, чтобы отталкивание между ними было бы минимальным. Иными словами, при гибридизации электронных облаков (орбиталей) атомов происходит как бы «выравнивание» их по форме и энергии.
И наконец, третье важное свойство химической связи — ее полярность. Связь между атомами разных элементов всегда в той или иной степени полярна, так как разные атомы имеют различную электроотрицательность. Например, в молекуле HCl электронная плотность смещена к атому хлора, потому что его электроотрицательность больше, чем у водорода. В результате на атомах образуются эффективные частичные заряды H Cl.
Рассмотренные выше понятия и представления лежат в основе современной теории химической связи. В настоящее время строение молекул и твердых тел методами квантовой механики изучает квантовая химия, представляющая собой одну из интереснейших и бурно развивающихся отраслей науки.

Тайна крещенской воды

Многие из Вас знают, хотя много и тех кто сомневаются в этом, что вода набранная из природных источников в день Крещения (19 января) обладает рядом замечательных свойств.
Например, она может простоять, не испортившись очень долго. Помимо, так сказать химических способов сделать эту воду устойчивой к процессу протухания, таких как внесение в неё небольшого количества ионов серебра (священнослужители при обряде освящения держат некоторое время в воде серебряные кресты), есть на мой взгляд и другая , если так можно выразиться информационная причина такого аномального поведения святой воды взятой на крещение.
Обратите внимание, что праздник крещения приходится на самый пик зимних морозов, что, конечно же, тоже значительно сокращает количество вредных микроорганизмов в воде. Однако и это, на мой взгляд, не самое главное.
  Основным моментом, оказывающим воздействие на свойства воды, является воздействие мыслей человека.
    Выше, в этой главе,мы описали три различных варианта молекулы воды. Так вот, под воздействием мыслей человека, структура воды , то есть расположение различных видов её молекул, принимает вид очень близкий к структуре, существующей у воды в её кристаллическом состоянии, то есть близкой к структуре льда. Связь в молекуле может и не меняться, изменяется расположение молекул относительно друг друга.
  Это и является объяснением такой продолжительной способности воды сохранять свою свежесть. Мы ведь не удивляемся, что лёд может годами существовать в Антарктиде, или месяцами в нашем холодильнике , и при этом не протухать.
  Напомню, что организм человека на две трети состоит из воды. Следовательно, если вы употребили внутрь или облились Крещенской водой, то вода составляющая ваш организм начинает "воспринимать" структуру вновь употреблённой воды, и перестраивать свою структуру подобно ей. 
  Но как мы помним, структура Крещенской воды близка структуре льда, и, следовательно, в ней болезнетворные бактерии и вирусы чувствуют себя не комфортно. Они стараются покинуть организм, а это оказывает на него положительное воздействие. 
   Многие, конечно, слышали о наговорах на воду. Я думаю, что механизм их действия точно такой же. При наговоре воздействие может быть не только положительным, но , к сожалению, и отрицательным.
Подробности информационного воздействия мыслей на вещество можно посмотреть на странице энергоинформационное поле.

Перейти на главную страницу общей теории взаимодействий.

Общая теория взаимодействий

General theory of interactions

 
Химическая связь в молекулах

Конец света 2012

Летающие тарелки

Анализ послания инопланетян

Расшифровка кругов на полях


Как научиться

Как научиться петь
    Как научиться читать реп
    Обучение иностранному языку
Как соблазнять парней
   
Как научиться заигрывать с парнями
   
Как мне научиться нравиться парням

Как понять, что нравишься

Как завоевать мужчину

Как выспаться за 4 часа

Как создать сайт самостоятельно

Раскрутка сайтов в интернете


ФОРУМ

БЛОГ 

Гостевая книга

НОВОСТИ

Галактика Разума





 ©  Общая теория взаимодействий  -  все права защищены.
Rambler's Top100

     При использовании материалов, обязательна ссылка на http://www.b-i-o-n.ru/
Работает на: Amiro CMS