Страница 22 из 52
Выходило, будто одному соединению присущи две разные формулы! Архитектор собственноручно взрывал фундамент, на котором стояло его сооружение, — бутлеровскую теорию строения. Осциллирующие бензольные кольца Кекуле оказались изящными шестиугольными обручами, которые скрепляли гнилые доски пустого теоретического бочонка…
Теоретическая химия переживала кризис.
Парадокс бензола взбудоражил умы. Химики поняли, что без помощи физиков им не разобраться в загадке сопряженных связей и вообще в природе валентности. Химия ждала, с надеждой взирая на физику…
И вот в 1897 году на арену вышел электрон. Мельчайший шарик электричества, он всколыхнул воображение ученых. Еще бы: когда его обмерили и взвесили, оказалось, что он меньше самого крохотного атома!
Как оказалось позднее, он вовсе не шарик! Но, не поиграв в эти шарики, химики не создали бы теорию химической связи.
Не из таких ли более мелких кирпичиков состоит сам «неделимый»? И уж коли он нейтрален, то отрицательный заряд, обусловленный присутствием электронов, автоматически заставляет предположить и существование в атоме электроположительных деталей. Если пользоваться терминологией Берцелиуса, уже не молекула, а атом имел двойственную электрическую природу.
Два года спустя Абегг и Бодлендер высказали гипотезу: молекула — система электрических зарядов! Теперь, когда ученые уверовали в дробимость атома Лукреция, одну и ту же частицу молекулы можно было представить себе либо электроотрицательной, либо электроположительной. Все зависело от соотношения статей «приход» и «расход» в атомной бухгалтерии. Равенство того и другого соответствовало статусу нейтрального атома: положительные заряды полностью уравновешены противоположно заряженными электронами. Стоило, однако, в графе «расход» вычеркнуть один или несколько электронов, как атом тотчас превращался в ион со знаком «плюс». Если же в «атомном гроссбухе» регистрировалась электронная «прибыль», ион оказывался заряженным отрицательно. А разноименные ионы, как известно, тяготеют друг к другу. Не здесь ли таилась загадка химической связи? Не к обмену ли электронов между атомами сводится химическое взаимодействие?
Загадок было больше, чем догадок. На стройный парусник лукрецианской химии обрушился девятый вал новых экспериментальных фактов, новых теоретических идей.
Трудно назвать точную дату, когда началась история новой химии. Революция назревала подспудно. Но несомненно, что одной из самых знаменательных вех в химии стало физическое обоснование менделеевского закона. Выяснилось, что порядковый номер каждого элемента равен положительному заряду ядра, а отсюда — и количеству вращающихся вокруг него электронов. Периодичность в химических свойствах была поставлена в зависимость от числа электронов на внешней орбите. Именно они обусловливали валентность атомов в химических соединениях. Но как? Каким образом возникали валентные связи? Что представляла собой физически электронная архитектура молекулы?
Казалось бы, куда проще: вот два нейтральных атома, скажем натрия и хлора, решили объединиться в коллектив. Вокруг ядра у натрия вращается 11 электронов. Из них на внешней орбите — один. Но атом натрия не отличается скупостью. Напротив, ему легко распроститься со своим единственным валентным электроном, чтобы превратиться в однозарядный положительный ион Na+. Атом хлора готов воспользоваться любезностью партнера и дополнить коллекцию своих валентных электронов до восьми. Приютив изгнанника, он станет отрицательным ионом Cl–. Между разноименными ионами возникнет сила притяжения. Молекула готова: Na+Cl–. Теряя электрон, атом натрия приобретает напарника.
Зато уж если бы примеру натрия захотел последовать кальций, ему для компании понадобились бы целых два атома хлора. И вовсе не потому, что он общительней (химик скажет: активнее), чем натрий. Напротив, кальций с большим трудом расстается с валентными электронами и, стало быть, с меньшей легкостью вступает в химические союзы. Но уж коли расстается, то именно с электронами, а не электроном: их у него пара. И оба он готов отдать своему напарнику. А тому такая щедрость вовсе ни к чему.
Атом хлора способен приютить на своей внешней орбите лишь одного-единственного «чужеземца». Ибо только в этом случае он обретет устойчивую электронную конфигурацию инертного газа с октетом (восьмеркой) электронов на внешней орбите. Вот почему другой электрон кальция вынужден искать себе пристанища у второго атома хлора. Впрочем, лишившись обоих валентных электронов, атом кальция тоже обзаведется устойчивым октетом на своей внешней орбите. И натрия тоже. И вообще любого элемента, способного связывать свою судьбу с другим элементом электровалентными узами.
Этот гипотетический набросок был предложен немецким ученым Косселем. Правда, при всей своей простоте и стройности теория электровалентной связи была бессильна объяснить, как возникают электронные постройки при сближении одинаковых или близких по свойствам атомов. Молекулы Cl2, H2, N2, а также почти всех органических соединений оставались за бортом новой теории. Бутлеровская черточка еще не заговорила математически строгим языком новой физики.
Смысл валентного штриха прояснила гипотеза ковалентной связи Льюиса: это пара взаимодействующих электронов. По одному от каждого из атомов-партнеров, объединившихся в молекулу. В структурные формулы вместо штриха Льюис стал вводить две точки — знак дублета (двух обобществленных электронов). Простейший пример ковалентной связи — молекула водорода H : H. И более сложный:
Льюисовское двоеточие означало, разумеется, не просто сумму двух электронов. Оно подразумевало, что каждый электрон, вращающийся около ядра, подобно спутнику вокруг Земли, вступив в союз со своим напарником, вынужден изменить прежнюю траекторию. Ибо его теперь притягивает еще и вторая планета — ядро атома-соседа.
Эти элементарные сведения нам пригодятся потом, как трамплин для прыжка в неизведанное.
У углерода шесть спутников-электронов. И две орбиты. На нижней — два спутника, на верхней — четыре. Но только наружные электроны участвуют в образовании химической связи. Ковалентный, как и электровалентный, союз устойчив, если сумма внешних электронов (своих и чужих) составляет октет. Вот почему углерод четырехвалентен: его верхней орбите до полного комплекта не хватает ровно четырех электронов. Их можно позаимствовать у водорода. Или углерода. Четыре валентных штриха, разбегающихся от каждой вершины в бензольном шестиугольнике, — это и есть четыре дублета, дающих вкупе необходимый октет.
Так физика ответила на самый глубокий вопрос, который перед ней когда-либо ставила химия. И тем не менее число и мера не торопились проникать в мир невидимых архитектур. Первая же попытка рассчитать молекулярную систему с ковалентной связью потерпела фиаско. А ведь речь шла о простейшей системе — молекуле водорода!
Представьте себе обыкновенный глобус. На полюсах размещены водородные ядра. На экваторе — пара электронов-антиподов, которые догоняют друг друга в бесконечном круговороте. Эта модель, построенная Бором, учитывала новейшие для того времени представления об атоме. Но ее количественный расчет не совпадал с опытными данными. Модель оказалась неверной.
Какой конфуз! Неужто льюисовская теория неверна? Неужто подвели новые, с иголочки, идеи, взятые напрокат у физики? Лишь значительно позже выяснилось, почему электроны упрямо саботировали законы ньютоновской механики.
Они просто не хотели быть примитивными упругими шариками, какими их воображал себе конструктор планетарной модели атома Резерфорд. Но тогда каковы же они в действительности, эти мельчайшие атомы электричества, изображавшиеся обыкновенными точками в льюисовских дублетах и октетах?