Глазами Монжа-Бертолле

Зато каждая оболочка многослойна. Электронам дано право выбрать себе местопребывание на любом из слоев. Но при определенном условии (его называют принципом Паули): они должны различаться хотя бы одним квантовым числом. А таких чисел четыре. Первое — наше n. Одинаковое для всех слоев оболочки. Оно характеризует удаленность электрона от ядра, а стало быть, и его энергию. Второе, не менее важное, — направленность спина. Два остальных не так существенны в нашем рассказе. Однако и они играют свою роль в распределении электронов по слоям. Не вдаваясь в подробности, можно сказать, что один слой не способен вместить больше двух электронов. Причем их спины должны быть обязательно антипараллельными. Именно так возникают электронные «парочки» у атомов. И зачастую остаются неразлучными. Даже в тех случаях, когда атом готовится вступить в химическую связь. Даже несмотря на то, что для любого из напарников сыскался бы уголок в одном из слоев. И нередко случается так: у одного атома в запасе вакантное место в одном из слоев, у другого — неподеленная пара электронов.

Обычно при образовании ковалентного союза оба атома выставляют по электрону. Однако допустим и такой вариант: первый атом размещает свою неподеленную пару на чужой «жилплощади» — в свободном слое второго. Примером служит ион аммония NH4+, с которым имел дело каждый, кому доводилось нюхать нашатырный спирт NH4OH. Здесь атом азота — донор (по-латыни «дарящий»). Он поставляет готовый дублет водородному ядру (протону). А тот спокойно забирает, оправдывая название «акцептора» («берущий»):

Голубоватые язычки пламени в преждевременно закрытой топке над раскаленными угольями — кто их не видел? Так при недостатке кислорода образуется угарный газ. У атома C в невозбужденном состоянии два неспаренных электрона и один незанятый слой. Атом O не располагает свободными помещениями. Зато, помимо двух электронов-«холостяков», у него готовая электронная пара, которую он может передать «соседу в чуждые пределы».

Электронный дублет кислорода становится «слугой двух господ».

Вот почему в молекуле CO скорее тройная связь, нежели двойная:

(знаки «плюс» и «минус» отмечают некоторое неравноправие в распределении зарядов между атомами; по-видимому, электроны предпочитают находиться поближе к углероду).

А молекула кислорода? Структурная формула описывает ее так, словно она содержит двойную связь: O = O. Будь это действительно так, в ней все электроны должны быть соединены попарно. Если же спины внутри каждой пары взаимно уравновешены, вещество диамагнитно.

А вот молекулы кислорода отзываются на магнитное поле иначе, чем диамагнетики. Выходит, не все магнитные силы в них скомпенсированы? Да, молекулы O2 явно парамагнитны. И неспроста: в молекуле кислорода два электрона не спарены. Так что формула O = O тоже неверна! И атомы кислорода соединены тройной связью: O = O. Три штриха — это три дублета: один образован электронами разных атомов О, два остальных предоставлены атомами друг другу в готовом виде.

Мораль: не всегда школьные учебники говорят всю правду.

Сказанное лишний раз иллюстрирует простую мысль: негоже химику игнорировать квантово-механические представления. Иначе он намеренно обрекает себя на слепоту. Ибо значок «буква — штрих — буква», несмотря на удобство в применении, остается всего лишь символом. И зачастую даже неточным.

Здесь говорилось главным образом об электронном спине. Казалось бы, пустяк — вращение крохотного сгусточка материи, даром что штопорообразное. Ан нет, именно эта характеристика электрона лежит в основе многих замечательных химических и физических явлений. А ведь все началось с математической ошибки, если, конечно, можно так назвать первую неудачу Шредингера точно описать атом водорода с помощью его волнового уравнения — знаменитой пси-функции.

Итак, квантовая механика вручила химии незатейливый, но полный глубокого смысла символ — две параллельные стрелки. Если острия направлены в одну сторону, электроны отталкиваются, в разные — притягиваются. Так вот оно что: наконец-то выяснилась причина межатомного взаимодействия!

Ничуть не бывало. Математический расчет показал, что для прочного межатомного союза требуется в миллионы раз большая энергия, чем та, которую может обеспечить взаимное влечение пары электронов-магнитиков.

В миллионы раз! Откуда берется она, эта чудовищная энергия? Как ее измерить? И какую роль тогда играет спин?

Целый фейерверк вопросов! А все они сводятся к одному: какова же, собственно, природа химической связи? В чем ее «особинка»?

Немало сил действует в мире атомов и молекул. Внутриядерные. Внутриатомные. Межатомные. Внутримолекулярные. Межмолекулярные. Четкая градация, не так ли? Увы, на деле все оказывается куда сложнее.

Начнем с классического примера межмолекулярного взаимодействия.

Почему так дребезжит крышка на чайнике с кипящей водой? Ясное дело: ее подбрасывают кверху пары воды. Тот же пар толкает поршень паровоза или лопасти турбин. Огромна механическая энергия, которую мы высвобождаем нагреванием! Очевидно, эти силы равны, хотя и противоположны по знаку, силам, соединяющим молекулы воды в жидкость.

Если при конденсации пара выделяется 0,539 килокалории на грамм, то столько же нужно затратить на испарение грамма воды. Ни больше, ни меньше. Так в единицах энергии оценивают силы межмолекулярного сцепления. И химическая связь тоже характеризуется определенной энергией. Ее тоже можно измерять в килокалориях на грамм или грамм-молекулу вещества. И тоже можно разрушить нагреванием. Чем же тогда отличаются межмолекулярные силы от внутримолекулярных?

На первый взгляд кажется, будто ответить на этот вопрос не составляет труда. Дескать, молекула в целом нейтральна. Валентные силы в ней насыщены. А раз так, то со своими соседями она будет взаимодействовать без образования химической связи. Но это только на первый взгляд. Многие электрически нейтральные вещества способны присоединять воду, аммиак, окись углерода и даже… самих себя!

Оказывается, и молекулы могут срастаться наподобие сиамских близнецов.

Если подвергнуть давлению двуокись азота, произойдет коллективизация. Газ NO2 превратится в жидкость N2O4, или (NO2)2. Это широко известный пример димеризации. А знаком ли вам такой димер: (AlCl3)2? Своим рождением он обязан донорно-акцепторной связи, которая перебрасывает валентный мостик между двумя нейтральными молекулами. Со стороны атома хлора в построении мостика участвует неподеленная электронная пара. Со стороны алюминия — свободное место в одном из слоев оболочки:

Образование мостиковых соединений не всегда ограничивается стадией димера. Возможны тримеры, скажем (BeCl2)3. И даже длинные цепочки неорганических полимеров (BeCl2)n, (PdCl2)n.

Приведенные примеры свидетельствуют о том, что обычные брутто-формулы, которыми химики пользуются со времен Берцелиуса, зачастую не отражают истинного положения вещей. И то, что ускользало внимания химии «лукрецианской», квантовая химия вывела на чистую воду. В том числе и хитрости самой воды. Той самой, с которой мы начали разбор «дела о правомочиях связей» — межмолекулярной и внутримолекулярной.

В свое время плачевная судьба трансатлантического лайнера «Титаник» потрясла людское воображение. Действительно, катастрофа могла миновать беспечный корабль, не будь этого проклятого тумана и прятавшегося за ним айсберга. Но в том-то и дело, что поносить туман и айсберг здесь не за что! Они возникли без всякого злого умысла. Наоборот, они педантично исполняли законы, предписанные природой.