Для работы с энергетическими диаграммами атомов нам понадобится формула Планка:
Энергия фотона и длина волны обратно пропорциональны друг другу. Поглощению фотона с наибольшей длинной волны соответствует наименьшее изменение энергии. На приведенной диаграмме этот переход обозначен цифрой 5. Данное утверждение справедливо и наоборот.
Энергия фотона прямо пропорциональна его частоте излучения. Поглощению фотона с наибольшей частотой соответствует наибольшее изменение энергии атома. На этой диаграмме этот переход обозначен цифрой 4. Данное утверждение справедливо и наоборот.
Прежде чем идти дальше, коротко резюмируем вышесказанное:
Энергия электрона соответствует энергии фотона, излучаемого им.
Электрон движется по стационарной орбите без излучения фотонов.
Когда электрон переходит на орбиту с меньшей энергией, то разницу энергий излучает в виде фотона.
Перейти на орбиту с большей энергией электрон может только при поглощении фотонов извне.
Закрепим вышеизложенные тезисы схематичным изображением.
Второй постулат Бора
Энергию излучаемого фотона можно вычислить, зная энергии энергетических уровней, где находится электрон.
Обозначим стационарное состояние с большей энергией, а – стационарное состояние с меньшей энергией.
Исходя из теории Планка, что , можно вывести формулу частоты излучения.
Используя этот поступал, Бор находил частоты электромагнитных волн, излучаемых атомом Водорода.
Энергетическая диаграмма атома Водорода
Теория Бора распространяется только на атом Водорода и не применима для многоэлектронных атомов.
Атом водорода – самый простой атом. Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Физикам удалось детально изучить его спектральные серии, составляющие его спектр.
Спектральные серии – это набор спектральных линий, образующихся при переходе электронов из одного стационарного состояния в другое.
Состояния электрона и соответствующие его переходам длины волн
Как говорилось ранее, переходы электронов принято изображать в виде энергетических диаграмм атома.
Спектральные серии атома Водорода
Как вы заметили, энергия на диаграмме измеряется в эВ. Это внесистемная единица энергии, применяемая в атомной, ядерной физике, физике элементарных частиц и смежных областях науки.
1 эВ = 1,602 × 10−19 Дж.
Название каждой серии дано в честь ученного, открывшего её.
Диаграммы Бора
Строение атома можно изобразить специальными диаграммами Бора. Для составления диаграммы Бора нужно написать символ химического элемента, указать массу и заряд ядра атома, нарисовать энергетические уровни (изображают в виде скобок) и распределить электроны по этим уровням.
Диаграмма Бора атома серы
Массовое и зарядовое числа находят по Периодической системе химических элементов. Они равны соответственно относительной атомной массе элемента и порядковому номеру. Количество электронов равно порядковому номеру. Количество энергетических уровней атома равно номеру периода, где находится элемент. Например, сера находится в 3 периоде, поэтому имеет 3 энергетических уровня.
Электроны по уровням распределяются согласно уравнению:
где, – максимальное количество электронов на уровне;
– номер энергетического уровня.
Так, для 1 уровня = 2, для 2 уровня = 8, для 3 уровня = 18, для 4 уровня = 32 и т.д.
Количество электронов на внешнем уровне соответствует номеру группы, где находится элемент. Сера находится в IV группе, поэтому на ее внешнем уровне 6 электронов.
Участие Нильса Бора
Нильс Бор создал первую квантовую модель атома. В своей модели Бор не отвергал планетарную идею строения атома и только дополнил её своими постулатами. Он сформулировал 2 поступала, объясняющие противоречия между классической физикой и планетарной моделью атома. Теория Н. Бора позволила не только объяснить линейчатый характер спектров атомов, но и рассчитать спектр атома Водорода.
Однако, модель атома Бора опирается на планетарную модель атома и не учитывает двойственную природу электрона. Первый, кто соединил волновые свойства электрона со строением атома был Луи де Бройль.
Участие Луи де Бройля
В 1924 г. Луи де Бройль описал и обосновал корпускулярно-волновой дуализм микрочастиц.
До этого момента мы рассматривали электрон в атоме как частицу. Представим, что электрон совершает обороты вокруг ядра не как частица, а как волна. Длина волны движущегося электрона = м.
Волны могут друг на друга накладываться. Если они накладываются в одной фазе, происходит их взаимное усиление – конструктивная интерференция. Если волны накладываются в противофазе, они друг друга гасят – деструктивная интерференция.
Электрон совершает оборот вокруг ядра. Если волна приходит в исходную точку в фазе с начальной волной, происходит усиление волны. Если волна приходит в противофазе, волна гасится.
Орбиты, где волна усиливается и будут теми разрешенными орбитами Бора, по которым движется электрон.
Орбиты, на которых волны усиливаются
Орбиты, на которых волны гасятся
Корпускулярно-волновые свойства электрона не могли быть объяснены наглядной классической физикой, поэтому в 1926 году Эрвин Шрёдингер предложил Квантово-механическую модель атома.
Большинство ученных и современных моделей строения вещества опираются на эту модель, поэтому рассмотрим ее подробнее.
Орбитальная модель атома
Современные квантово-механические модели атома опираются на понятие "орбиталь" и "спин".
Спин электрона
Каждая элементарная частица, в том числе и электрон, обладает собственным моментом импульса. Этот момент назвали спин, от
англ. spin – вращение.
Спин – исключительно квантовое свойство и не имеет аналогии в классической механике. Спин – момент вращения частицы, но никак не связанный с ее движением.
Подробнее про спин мы поговорим в главе про Стандартную модель. Сейчас же достаточно знать, что электрон может принимать два значения спина: +½ и – ½.
Энергетические уровни и подуровни
С энергетическими уровнями мы познакомились в модели атома Бора. Это распределение электронов по уровням, в зависимости от запаса энергии электронов.
Энергетический уровень – энергия электрона в атоме, которая соответствует его расстоянию от ядра.
Каждый уровень нумеруется цифрами 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 или буквами K, L, M, N, O, P, Q. Энергетические уровни можно представить, как грубое распределение электронов по энергии. Энергии электронов в рамках одного уровня близки, но немного отличаются.
Для более точного описания, уровни разделены на подуровни. В рамках подуровня электроны имеют строго определенную энергию.
Подуровни состоят из атомных орбиталей.
Уровни и подуровни атома.
Резюмируем. Электроны имеют разный запас энергии. Если их разделить на примерно одинаковые группы, то получим энергетические уровни. Чтобы точнее описать энергию электрона, уровни поделены на подуровни. Каждый подуровень состоит из атомных орбиталей.
Атомная орбиталь
Поскольку электрон подчиняется законам квантового мира, то говорить о движении электрона по орбите не корректно. Электрон не имеет траектории движения и распространяется в виде волны. Мы можем судить только о вероятности нахождения электрона вблизи атома. Область, где нахождение электрона наиболее вероятно назвали атомной орбиталью.
Атомная орбиталь – область пространства, в которой вероятность нахождения электрона более 90%.
Существует 4 вида атомных орбиталей: s, p, d, f. Название орбиталей имеет историческое происхождение:
– sharp (резкая);
– principal (главная);
– diffuse (диффузная);
– fundamental (фундаментальная).
Орбитали отличаются друг от друга по форме и энергии.
Формы атомных орбиталей
Как видно из рисунка, каждая орбиталь имеет несколько вариантов расположения в пространстве:
1) s-орбиталь – 1 вариант ориентации;
2) p-орбиталь – 3 варианта ориентации: вдоль оси x, вдоль оси y и вдоль оси z;
3) d-орбиталь – 5 вариантов ориентации;
4) f-орбиталь – 7 вариантов ориентации.
Каждая орбиталь имеет математическое обозначение: рх, ру, рz, fxyz, и др. Это уравнения, описывающие расположения орбиталей в пространстве.
Как были получены формы орбиталей? Орбитальная модель атома опирается на квантовую механику. Главное уравнение квантовой механики – уравнение Шрёдингера. Решение уравнения Шрёдингера приводит к нахождению волновой функции .
На уроках алгебры нам часто приходилось строить графики функций . Графиком могла быть парабола, гипербола или что-то другое.
По аналогии, геометрическим образом волновой функции является атомная орбиталь.
Электронные конфигурации атомов
Состав веществ принято записывать химическими формулами: H2O, NaCl, Ca3(PO4)2 и т.д. Электронное строение атома записывается электронной конфигурацией атома.
Сначала записывается номер энергетического уровня, потом название подуровня и количество электронов на нем.
Например, электронная конфигурация атома серы 1s22s22p63s23p4. Эта запись означает, что электроны атома серы находятся на 3-х энергетических уровнях. 1-й уровень состоит из s-подуровня, на котором находится 2 электрона. 2-й уровень состоит из s- и p-подуровней, на которых находится 2 и 6 электронов, соответственно. 3-й уровень состоит из s- и p-подуровней, на которых находится 2 и 4 электронов, соответственно. Обратите внимание, что 3p-подуровень заполнен не полностью, так как максимальное количество электронов на p-подуровне – 6, а не 4.
Энергетические диаграммы атомов
Графически орбитали изображают в виде клеток – квантовых ячеек. В каждой квантовой ячейке может находится 2 электрона с противоположными спинами. Пара электронов с противоположными спинами обозначается ↑↓.
s-орбиталь имеет форму сферы. Из всех 4 орбиталей s-орбиталь имеет наименьшую энергию. Обозначают одной квантовой ячейкой. Содержит максимум 2 электрона.
p-орбиталь имеет форму гантели или объемной восьмерки. Обозначают 3 квантовыми ячейками. Содержит максимум 6 электронов.
d-орбиталь имеет форму двух перпендикулярно расположенных p-орбиталей. Обозначают 5 квантовыми ячейками. Содержит максимум 10 электронов.
f-орбиталь имеет сложную форму. Обозначают 7 квантовыми ячейками. Содержит максимум 14 электронов.
Атомные орбитали
Рассмотрим энергетическую диаграмму атома серы. Атом серы состоит из 3 энергетических уровней. На первом находится 1s-подуровень, изображенный одной квантовой ячейкой, в которой находится 2 электрона с противоположными спинами ↑↓. Второй энергетический уровень серы имеет больший запас энергии и на диаграмме расположен выше предыдущего. Он состоит из двух подуровней: 2s и 2p. На 2s-подуровне изображен в виде одной квантовой ячейки и на нем находятся 2 электрона. 2p-подуровень состоит из 3 квантовых ячеек и содержит 6 электронов. Третий энергетический уровень повторяет предыдущий, но на 3p-подуровне содержит всего 4 электрона. 2 электрона находятся в одной квантовой ячейке, поэтому называются спаренными. 2 других электрона находятся в разных квантовых ячейках и называются неспаренными. На 3 энергетическом уровне появляется d-подуровень. Он пустой, но он есть.
Энергетическая диаграмма атома серы
Составлять электронные конфигурации и энергетические диаграммы атомов учатся на уроках химии.
Возбужденные состояния атома
Как мы помним из Боровской модели, электроны, поглощая фотон, переходят на более высокие энергетические уровни. При поглощении энергии атом переходит из стационарного состояния в возбужденное. Эти переходы можно отобразить и в орбитальной модели атома. При получении дополнительной энергии электронные пары распариваются и переходят в свободные квантовые ячейки. Рассмотренное выше строение атома серы соответствует ее основному (стационарному) состоянию. На рис. приведены основное и 2 возбужденных состояния атома серы (S* и S**).
Основное и возбужденные состояния атома серы
Внешний вид атома
В Планетарной модели, атом выглядит просто: в центре ядро, вокруг которого, словно планеты, вращаются электроны. В Орбитальной модели атом выглядит более сложно.
В современном представлении, атом состоит из ядра и множества орбиталей, расположенных вокруг него. Орбитали с более высокими уровнями энергии повторяют по форме более низкие, но имеют больший размер.
Орбитальная модель атома
Орбитальная модель атома – теоретически и экспериментально проверенная модель. На ней строятся дальнейшие уровни описания строения веществ. Возможно, через год или 100 лет ее сменит другая, более доработанная теория. В этой книге при рассмотрении следующих тем будем опираться именно на эту модель.
Химическая связь
Атомы и ионы редко существуют по одиночке. Они объединяются и образуют молекулы, кластеры, кристаллические решетки и другие структуры. Взаимодействие, которое их объединяет, называется химической связью. Химические связи бывают нескольких видов. Они объединяют разные частицы и образуются по разным механизмам. В этой главе мы и рассмотрим, как образуются связи между частицами.
Внутримолекулярные и межмолекулярные химические связи
Химические связи можно разделить на 2 группы: внутримолекулярные и межмолекулярные.
Внутримолекулярные связи объединяют атомы и ионы в молекулы, кристаллические решетки и т.д. К ним относят ионную, ковалентную и металлическую химические связи.
Межмолекулярные связи связывают между собой отдельные молекулы или другие структуру внутри объемного вещества. К ним относят водородную связь и силы Ван-дер-Ваальса.
Правило Октета
В чем мотивация атомов соединятся между собой? Атомы образуют структуры с определённой целью.
Если сравнить электронное строение элементов Периодической системы химических элементов, то можно увидеть, что только атомы благородных газов (гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон) имеют полностью заполненный внешний энергетический уровень. Остальные элементы содержат на внешнем уровне разное число электронов, но не максимальное.
Полностью заполненная электронная оболочка атома считается самой выигрышной, потому что наиболее устойчивая.
Гилберт Льюис выдвинул предложение, что атомы стремятся заполнить свой уровень до электронной конфигурации ближайшего благородного газа: Гелия, Неона, Аргона, Криптона или Ксенона. Имеется ввиду, ближайшего по расположению в Периодической системы химических элементов. Атомы благородных газов имеют полностью завершенный энергетический уровень. Этим объясняется химическая неактивность благородных газов. Благородные газы не вступают в химические реакции, поэтому их часто называют инертными газами.
Инертные газы содержат 8 электронов на внешних уровнях. Так как атомы стремятся собрать 8 электронов на внешнем слое, этот принцип назвали правилом октета, так как с греческого "окта" – восемь.
Разберем пример. Ближайшие к Натрию атомы благородных газов – это Неон и Аргон. Натрий содержит 1 электрон на внешнем уровне. Чтобы натрию приобрести на внешнем слое 8 электронов, он может либо отдать 1 электрон, либо принять 7 электронов. Проще отдать 1 электрон. Атомы металлов склонны отдавать электроны и превращаться в положительно заряженные ионы.
Хлору, как и Натрию, ближе всего Неон и Аргон. У Хлора на внешнем уровне 7 электронов. Чтобы на внешнем уровне образовалось 8 электронов, атом Хлора может принять 1 электрон, или отдать 7 электронов. Проще принять 1 электрон. Атомы неметаллов склонны принимать электроны и превращаться в отрицательно заряженные ионы.
Электроотрицательность
Ядро атома и электроны взаимодействуют друг с другом. Ядро, как тяжелая и большая частица, притягивает к себе электроны. Кроме своих электронов ядра атомов могут притягивать электроны других атомов. Эта способность атомов называется электроотрицательностью.
Электроотрицательность – способность атомов притягивать к себе электроны других атомов.
Разные элементы обладают разной электроотрицательностью. Существует много шкал, где записаны электроотрицательности разных элементов. Самые известные шкалы: Полинга, Малликена, Аллена, Оганова, Мартынова и Бацанова и другие.
Основа для расчета электроотрицательности элементов варьируется в от одной шкалы к другой. Роберт Малликен за основу взял различные свойства веществ. Лайнус Полинг опирался на энергии связей при образовании сложного вещества из простых. В основе шкалы Олреда-Рохова лежит электростатическая сила, действующая на электрон внешнего слоя.
В качестве примера приведем некоторые значения электроотрицательности элементов по Полингу.
Значения электроотрицательности некоторых элементов по Полингу
Ионная химическая связь
Ионная химическая связь образуется между атомами, сильно различающимися по значениям электроотрицательности.
Проанализируем приведенную выше таблицу. Можно сделать вывод, что атомы металлов преимущественно имеют низкие значения электроотрицательности, а атомы неметаллов – высокие. То есть, ионная химическая связь возникает между атомами металлов и неметаллов.
Судя по названию, этот вид химической связи возникает между ионами. Разберемся, о каких ионах идет речь. Атомы с большей электроотрицательностью притягивают электроны атома с меньшей электроотрицательностью. Обычно атомы неметаллов притягивают электроны атомов металлов. Поскольку разница электроотрицательности значительная, атом неметалла полностью забирает электроны у атома металла. Когда атом неметалла принимает дополнительные электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион. Когда атом металла отдает электроны, он превращается в положительно заряженный ион.
Механизм образования связи часто изображают формулами Льюиса. Разберем пример. Натрий, как элемент с низким значением электроотрицательности, отдает электрон. Хлор, как элемент с высоким значением электроотрицательности, принимает электрон. Натрий превращается в катион, а хлор в анион.
Механизм образования ионной связи
Из законов электростатики мы знаем, что положительные и отрицательные заряды притягиваются. Образовавшиеся ионы, имеющие противоположные заряды сразу же притянутся друг к другу.
В реальности взаимодействуют сотни тысяч атомов и образуется такое же количество ионов. Образующиеся ионы объединяются в упорядоченные структуры, называемые ионными кристаллическими решетками.
Кристаллическая решетка
Ионная химическая связь образуется в солях (NaCl), основаниях (NaOH) и оксидах металлов (Al2O3). Подробнее эти классы веществ проходят на уроках химии.
Чтобы рассчитывать межатомные расстояния в ионных соединениях, химики пользуются понятием ионного радиуса. Для таких расчётов принимают, что размеры шарообразных ионов не зависят от состава соединения, а зависят только от следующих факторов:
– заряда и размера ядра;
– количества электронных слоев;
– плотности упаковки кристаллической решетки, которая зависит от силы электростатического взаимодействия между ионами.
Ковалентная химическая связь
Ионная химическая связь возникает, если электрон одного атома полностью переходит к другому атому. Есть вариант взаимодействия атомов, при котором электроны остаются у своих атомов, но уходят в общее пользование. Это взаимодействие называется ковалентной связью. Такой вид связи образуется за счет образования общих электронных пар, которые состоят из 1 электрона одного атома и 1 электрон другого атома.
В отличие от ионной, ковалентная связь образуется только между атомами неметаллов.
Мы знаем, что существуют простые и сложные вещества. Простые вещества состоят из одного вида элементов. Сложные – из двух и более видов элементов. Связи между одинаковыми и разными атомами будут отличаться. Различают ковалентную полярную и неполярную химические связи.
Ковалентная неполярная химическая связь
Химическая связь между одинаковыми элементами-неметаллами называется ковалентной неполярной.
Рассмотрим образование молекулы хлора Сl2. Атом хлора на внешнем уровне содержит 7 электронов. 6 спаренных электронов и 1 неспаренный.
Электронное строение атома хлора
Неспаренный электрон хочет найти себе пару. Для этого атом хлора может присоединить к себе другой атом хлора. Поскольку это два одинаковых атома, электроны от одного атома к другому переходить не будут. Между атомами образуется общая электронная пара, состоящая из электронов обоих атомов хлора.
Механизм образования молекулы хлора
Одинаковые атомы хлора имеют одинаковые значения электроотрицательности. Поскольку у этих атомов одинаковая способность притягивать электроны, то общая электронная пара будет строго по центру между ядрами атомов хлора.
Ковалентная полярная химическая связь
Химическая связь между разными элементами-неметаллами называется ковалентной полярной.
Рассмотрим образование молекулы хлороводорода HCl. Строение атома хлора мы рассмотрели выше. Атом водорода содержит 1 электрон и он неспаренный.
Химическая связь между атомами H и Cl будет возникать аналогично предыдущему случаю.
Механизм образования молекулы хлороводорода
Водород и Хлор – разные атомы и имеют разные значения электроотрицательности. Хлор, как более электроотрицательный атом, притягивает к себе общую электронную пару. Электронная пара имеет отрицательный заряд, потому что состоит из отрицательно заряженных электронов. Хлор приобретает небольшой отрицательный заряд, его называют частичный заряд.
Водород, от которого общая электронная пара отдалилась, приобретает частичный положительный заряд. Молекула приобрела 2 полюса: положительный (со стороны Водорода) и отрицательный (со стороны Хлора). Именно поэтому такой вариант образования химической связи назван ковалентной полярной связью.
Перераспределение электронной плотности
Не все молекулы с ковалентной полярной связью будут иметь полюсы. Подробнее это будет рассмотрено позже. Молекулы имеющие положительный и отрицательный полюсы называются диполями. Диполями являются: H2O, H2S, HCl, SO2 и другие молекулы.
Для ионных соединений используют понятие ионного радиуса. Для соединений, образованных ковалентной связью, применяется понятие ковалентного радиуса. Ковалентным радиусом называют половину расстояния между ядрами атомов в молекуле с ковалентной химической связью.
Металлическая химическая связь
Между атомами неметаллов образуется ковалентная связь. Между атомом металла и неметалла образуется ионная связь. Между атомами металлов – металлическая.
Металлическая химическая связь образует простые вещества металлы и их сплавы.
Металлы склонны отдавать электроны. Если в кристаллической решетке металла все атомы отдадут по электрону, то эти электроны окажутся внутри кристаллической решетки. Атомы же превратятся в положительно заряженные ионы.
Поскольку электроны имеют отрицательный заряд, а ионы металлов положительный, эти частицы будут притягиваться. Электроны будут присоединяться к уже другим атомам, а те их снова будут отдавать. Этот процесс протекает бесконечно. Эти электроны не принадлежат ни одному из атомов и являются общими для всех. Этот процесс идет с высокой скоростью. Атомы металла не успевают разойтись в разные стороны и структура устойчива.
Схема образования металлической химической связи
По своей природе, металлическая связь схожа с ковалентной. Отличие в том, что вместо общих электронных пар образуется общее электронное облако.
Общее электронное облако называют "электронным газом". "Электронный газ" – причина уникальных свойств металлов: электро- и теплопроводность, пластичность, ковкость и т.д. Природу этих свойств мы рассмотрим позже.
Силы Ван-дер-Ваальса
Ящерицы гекконы способы ползать по потолку или оконному стеклу. Долгое время ученные не могли понять как гекконы спокойно ходят по гладким горизонтальным поверхностям. Одни считали, что на лапках геккона находятся маленькие присоски. Другие были уверены, что геккон выделяет клейкую жидкость, которая помогает ему держаться на поверхности. Обе догадки оказались неверными. Всё дело в силах Ван-дер-Ваальса. Когда ученные изучили лапку геккона, то выяснили причину этого природного феномена. Лапка покрыта тончайшими волосками. Те, в свою очередь, покрыты волосками еще меньшего диаметра. Конечный диаметр волосков составляет порядка 200 нм. На таком уровне, даже самая гладкая, на наш взгляд, поверхность будет иметь неровности, за которые можно зацепиться. На этом уровне появляются силы Ван-дер-Ваальса, то есть силы межмолекулярного взаимодействия.
Между двумя постоянными диполями возникает диполь-дипольное притяжение. Положительный и отрицательный полюсы двух диполей притягиваются друг к другу. Такой вид взаимодействия называют Ориентационным эффектом.
Если неполярная молекула попадает в электромагнитное поле постоянного диполя, концы частично приобретают противоположные заряды, и она становится наведенным диполем. Разноименные полюса постоянного и наведенного диполей притягиваются. Такой вид взаимодействия называется индукционным эффектом.
Если неполярные молекулы попадают в электромагнитное поле, они поляризуются и превращаются в мгновенные диполи. Мгновенные диполи притягиваются разноименными полюсами. Такой вид взаимодействия называется дисперсионным притяжением. Он существует, пока молекулы находятся в электромагнитном поле.
Силы Ван-дер-Ваальса значительно слабее ковалентных и ионных связей и не приводят к изменению электронного строения атомов.
Силы межмолекулярного взаимодействия
Водородная связь
Водородная связь – частный случай сил Ван-дер-Ваальса. Между атомом водорода одной молекулы и сильно электроотрицательным атомом (F, O, Cl, N) другой молекулы возникает притяжение, называемое водородной связью.
Рассмотрим образование водородной связи на примере воды. Молекула воды – диполь. Кислород – электроотрицательный атом, поэтому оттягивает на себя общую электронную пару и у него образуется частичный отрицательный заряд. Со стороны атомов Водорода молекула приобретает частичный положительный заряд. Поскольку молекула воды имеет угловую форму, с одной стороны она заряжена положительно, с другой – отрицательно.
Молекула воды
Разноименные полюсы двух разных молекул воды притягиваются друг у другу.
Водородная связь
Водородная связь очень слабая, но именно благодаря ней при обычных условиях вода – жидкость.
Рассмотрим ближайшего брата молекулы воды – молекулу сероводорода H2S. Сера – менее электроотрицательный элемент в сравнении с Кислородом. Полярность связи H-S – 0,4. Это значительно ниже полярности связи H-O – 1,4. Молекула сероводорода НЕ является диполем. Между разными молекулами сероводорода НЕ образуется водородных связей.
Как вы помните, жидкое агрегатное состояние обусловлено малым расстоянием между частицами жидкости. Водородная связь немного притягивает молекулы H2O друг к другу и этого достаточно, чтобы вода была жидкостью при обычных условиях. С молекулами H2S дело обстоит иначе. Между молекулами H2S не образуется водородных связей. Молекулы находятся на большом расстоянии друг от друга и сероводород при обычных условиях – газ.
Все мы знаем, что жизнь на Земле существует благодаря воде, но мало кто знает, что это заслуга именно водородной связи.
Геометрия молекул
Молекулы – структуры с определенной геометрической формой. Геометрия молекулы придает ей особенные свойства. Зная геометрию молекулы ученные могут предсказать физические химические свойства новых веществ.
Молекулярное моделирование
Для изучения мира ученные строят модели. Модели позволяют отбросить ненужными для нас свойства объекта и изучить нужные. С моделями атома мы уже познакомились. Познакомимся с моделями молекул.