Русский изменить

Ошибка: нет перевода

×

☢ Межатомные и межмолекулярные взаимодействия

Main page / Живомордность / ☢ Межатомные и межмолекулярные взаимодействия

Содержание

    h2

    Атомы стремятся занять максимально выгодную энергетическую конфигурацию, и для них это происходит тогда, когда s и p подуровни заполнены, то есть когда на обоих этих подуровнях в сумме находится 8 электронов. Это правило октета универсально и просто. Когда встречается, к примеру, два атома водорода, то они образуют молекулу H2, в которой они обобществляют свои электроны, что и приводит к тому, что их единственный s-уровень полностью заполняется, поэтому получившаяся конфигурация устойчива.

    Электроны, участвующие или готовые участвовать в таком межатомном обобществлении, называются «валентными«. У атома водорода только 1 валентный электрон.

    h22

    Атомы водорода одинаковы, поэтому их ядра притягивают электроны с равной силой, и в итоге получается симметричное электронное облако, в котором нет никаких смещений электронных облаков в сторону первого или второго атома. Существуют разные способы для иллюстрации этого явления. Например, можно так изображать атомы, чтобы точками указывать количество электронов на их внешних уровнях, ведь именно эти, внешние электроны важны для понимания химических взаимодействий. На этой схеме мы видим, что одинокий атом водорода слева подписан как буква Н с точкой слева. Эта точка и изображает единственный электрон водорода. Подпись справа Н:Н показывает явление обобществления электронов (Н). Теперь в распоряжении каждого атома водорода появилось 2 электрона, и все счастливы. Более привычный способ записи таков, что с помощью горизонтальной черты изображается одна общая электронная пара, и тогда запись принимает вид Н-Н. Формулы с использованием черточек называются «структурными формулами«. Так как атом водорода может образовать только одну ковалентную связь, то говорят, что его валентность равна 1.

    После того, как электроны обобществлены, они начинают принадлежать молекуле в целом, то есть уже нельзя сказать, что такой-то электрон принадлежит одному атому, а такой-то — другому. Электроны молекул образуют единое молекулярное электронное облако.

    Такой способ связывания двух или нескольких атомов, который осуществляется с помощью обобществления электронов, называется ковалентной связьюcovalent bond [kə’veɪlənt bɔnd] ). При этом такая ситуация, при которой связываются одинаковые атомы и в результате общая пара электронов не смещена ни в какую сторону, носит название неполярной ковалентной связи ( nonpolar covalent bond [nɔn’pəulə kə’veɪlənt bɔnd] ).

    Это очень важный момент, и надо обязательно его понять: ковалентная связь возникает только в случае, когда имеет место обобществление электронов атомами, то есть когда атомы начинают иметь хотя бы одну общую пару электронов.

    хлор2

    Такая же ситуация возникает, если объединяются два атома хлора. Хлор в периодической таблице имеет номер 17, значит у него 17 протонов и 17 электронов. Электронная формула хлора в таком случае будет иметь такой вид: 1s22s22p63s23p5. Нас интересуют только его внешние s-p-подуровни, которые для хлора выглядят так: s2p5, а значит каждому атому хлора, как и водороду, необходимо получить еще по одному электрону для получения состояния завершенности в соответствии с правилом октета, поэтому атомы хлора легко объединяются в молекулу Cl2, получая желаемое.

    хлор2-23

    Если мы подойдем к молекуле Cl2 слева или справа, мы не заметим никакой разницы — электронные облака будут неотличимы с обоих боков. Вид сверху и снизу тоже идентичен, то есть, проще говоря, молекула Cl2 обладает как горизонтальной, так и вертикальной симметрией. Общая электронная пара находится на равном расстоянии от ядер обоих атомов.

    кислор

    Неполярная ковалентная связь может быть двойной, или даже тройной, если два атома делят между собой две или три пары электронов. Например, два атома кислорода образуют двойную связь, что видно из схемы слева. Атому кислорода не хватает двух электронов для состояния завершенности (1s22s22p4), и соединяясь между собой, они делят между собой две пары электронов, что записывается как О=О, где каждая черточка обозначает одну электронную пару. Двойная связь почти в десять раз крепче одинарной. Так как кислород может образовывать двойную ковалентную связь, то его валентность равна 2.

    азот

    Легко понять, что тройную связь между собою образуют те атомы, у которых для заполнения s-p-подуровней не хватает 3-х электронов. Таким атомом является, к примеру, азот (1s22s22p3). Валентность азота равна трем, потому что он может образовывать максимум три ковалентных связи.

    ch4

    Тройная ковалентная связь в два раза крепче, чем двойная. Четверная ковалентная связь между двумя атомами не встречается, так как такая конфигурация слишком энергетически невыгодна, неустойчива — между двумя атомами не так много места, и так много электронов там уже просто не помещаются и они начинают расталкивать друг друга. Но те элементы, которым для заполнения не хватает 4-х электронов, могут образовывать четыре ковалентных связи с двумя, тремя или четырьмя атомами. Так, например, углерод (1s22s22p2), которому не хватает 4-х электронов, может присоединить к себе 4 атома водорода и образовать с ними в сумме 4 ковалентных связи. Валентность углерода равна 4.

    water1

    Немного другая ситуация возникает в том случае, если соединяются два разных атома. В качестве примера возьмем молекулу воды H2O, состоящую из одного атома кислорода и двух атомов водорода. Почему тут только один атом кислорода, а не два например? Почему два атома водорода, а не четыре? Чтобы ответить на этот вопрос, посмотрим на состояние их внешних электронных уровней:

    H: 1s1

    O: …2s22p4

    h2o

    Мы видим, что кислороду не хватает двух электронов для состояния завершенности. Когда он прицепляет к себе по одному электрону от каждого атома водорода, то для него наступает состояние завершенности, и то же самое происходит с каждым атомом водорода. По некоторым причинам молекула воды не имеет горизонтальной оси симметрии, это будет объяснено позже и сейчас не имеет значения. Сейчас важно то, что акцепторная сила атомов кислорода и водорода неравна. Акцепторная сила кислорода выше. Это означает, что кислород обладает более сильной страстью к достижению состояния завершенности, потому что его энергетический выигрыш при переходе к завершенному состоянию выше, чем у водорода.

    Для обозначения силы, с которой атом притягивает к себе электроны с целью достичь состояния завершенности, ввели термин электроотрицательностьelectronegativity [ɪ’lektrɔnegə’tɪvətɪ] ). Каждый атом обладает своей собственной величиной электроотрицательности, причем рекордсменом тут является фтор (F) ( fluorine [‘flɔːriːn] ) — у него электроотрицательность самая большая, что довольно легко пояснить: глядя на периодическую таблицу элементов мы видим, что, во-первых, фтору (1s22s22p5) не хватает только одного электрона для состояния завершенности, а все такие элементы особенно сильно стремятся к заполнению пары s-p-подуровней. Кроме того, это вакантное место расположено ближе к ядру, чем у хлора и других подобных элементов, а значит протоны сильнее всего именно у фтора притягивают внешний электрон и заставляют его занять свое место. Водород имеет среднюю величину электроотрицательности несмотря на то, что ему тоже не хватает только одного электрона, и этот дефицит имеет место еще ближе к ядру, чем у фтора. Это объясняется тем, что сила электроотрицательности, генерируемая незаполненностью лишь s-подуровня, намного слабее чем та, которая возникает от незаполненности пары s-p-подуровней. Объяснение этого эффекта требует уже непростых расчетов и тут нет ни возможности их привести, ни необходимости в этом. Просто запомним то, что водород обладает средней электроотрицательностью.

    Поскольку электроотрицательность кислорода выше, чем у водорода, то общая их электронная пара находится не строго между ними на равном расстоянии, а смещена в сторону атома кислорода, что на изображении молекулы воды показано желтыми стрелками. Такой тип химической связи называется полярной ковалентной связьюpolar covalent bond [‘pəulə kə’veɪlənt bɔnd] ).

    water3

    Полярная ковалентная связь приводит к необычному эффекту. Несмотря на то, что каждый атом кислорода и водорода по отдельности являются электрически нейтральными, соединившись между собой они образовали молекулу, которая, конечно, тоже электронейтральна, если смотреть на нее с далекого расстояния, ведь количество протонов в молекуле по-прежнему равно количеству электронов. Но что произойдет, если мы начнем постепенно приближаться к молекуле воды со стороны любого из атомов водорода? Поскольку принадлежащий водороду электрон оттянут в сторону кислорода, то влияние отрицательного заряда электрона, которое раньше уравновешивало влияние положительного заряда протона, уменьшится, и приближаясь к молекуле воды со стороны водорода мы почувствуем хоть и слабый, но вполне отчетливый положительный заряд. На схеме молекулы воды он обозначен буквой дельта со значком «плюс» (δ+). А если мы начнем приближаться со стороны килорода, то благодаря перетянутым к себе электронам этот конец молекулы воды имеет слабый отрицательный электрический заряд (δ). Поскольку в целом молекула воды электрически нейтральна, мы можем написать, что δ— = 2δ+. На картинке справа суммарный отрицательный заряд молекулы (как это воспринимается на некотором не слишком близком и не слишком далеком расстоянии от нее) нарисован синим цветом, а положительный — красным.

    water2

    Таким образом, на близком расстоянии молекула воды представляет собою так называемый дипольdipole [‘dʌɪpoul] ), то есть объект, обладающий двумя полюсами — положительным и отрицательным.

    Именно за счет того, что молекулы воды являются диполями, они достаточно сильно притягиваются друг к другу своими противоположно заряженными частями, что очень важно для объяснения многих физических и химических свойств воды. Мы знаем, что водой можно довольно легко отмывать разные загрязнения — разве что за исключением тех, в которых много жира. То есть вода является отличным растворителем, и происходит это также в силу того, что молекулы воды являются диполями — своими заряженными концами они буквально растаскивают на части молекулы многих других веществ.

    coin_on_water

    Благодаря тому, что молекулы воды являются диполями и притягиваются друг к другу, у воды сильное «поверхностное натяжение» — это означает, что молекулы воды образуют крепкую поверхность, которую не так-то легко разорвать силой. Водомерка может стоять на воде, опираясь на неё своими покрытыми жиром лапками, и не проваливаться. На поверхность воды можно даже аккуратно положить смазанную жиром монету, и она не утонет, потому что для того, чтобы монета утонула, необходимо, чтобы вода сильно увеличила свою площадь, т.е. чтобы расстояние между молекулами воды увеличилось и пропустило внутрь монету (ведь «забраться» на поверхность монеты вода не может, поскольку она не смачивает жир).

    Благодаря своей дипольной природе, молекулы воды «ползут» вверх по стенкам капилляров внутри стволов деревьем или в кровеносных сосудах. Они делают это без всякого мотора только за счет того, что полярные молекулы воды сцепляются со стенками капилляров, прилипают к ним сильнее, чем друг к другу.

    Благодаря этому же, вода обладает высокой температурой кипения — не так-то просто разорвать силы притяжения между ее молекулами, чтобы жидкость превратить в газ. Благодаря этому же вода обладает очень высокой теплоемкостью, то есть может поглотить в себя много теплоты, поскольку поглощаемая энергия используется на образование новых связей между молекулами — одна молекула воды может образовывать связи одновременно с 6-ю соседками. А высокая теплоемкость воды делает климат Земли мягким, поскольку летом огромное количество тепла поглощается океанами, не давая тем самым Земле перегреться, а во время зимы океаны это тепло начинают отдавать, не давая Земле переохладиться. Именно благодаря такой структуре молекул воды, океаны играют роль термоса планетарного масштаба. Более того, благодаря этому на Земле вообще зародилась жизнь, поскольку по мере охлаждения воды, связи между молекулами воды рвутся (для их поддержания уже не хватает энергии), молекулы перестают так тесно притягиваться друг к другу и немного раздвигаются, расходятся чуть в стороны, что и приводит к тому что водяной лед имеет плотность, значительно меньшую, чем плотность жидкой воды. Поэтому, когда водоем замерзает, он покрывается льдом сверху, после чего лед начинает играть роль защитного теплоизолирующего экрана для оставшейся жидкой воды. Если бы плотность водяного льда была выше, чем плотность жидкой воды, как это происходит у огромного большинства жидкостей, то земные водоемы промерзали бы зимой насквозь, и вряд ли жизнь могла бы в таких условиях зародиться и уцелеть.

    11-112

    Ты наверное помнишь, что главе 10 мы рассматривали двойную спираль ДНК, в которой стоящие друг напротив друга азотистые основания образуют между собой связь, которая на рисунках обозначалась пунктиром. Эта связь достаточно прочная, чтобы двойная спираль была устойчивой и не разваливалась, а с другой стороны она не слишком прочная, так что при необходимости обе нити ДНК можно отделить друг от друга, чтобы создать её копию — например, это необходимо при делении клетки. Частичное расслоение спирали ДНК необходимо, чтобы с чертежей, которыми являются последовательности нуклеотидов (об этом в следующей главе про генетический код), снять информацию для построения какого-то протеина.

    Так вот, эти обозначенные пунктиром связи, возникающие между атомом водорода и каким-то другим атомом соседней молекулы, идентичны тем, что возникают между молекулами воды. В силу того, что электронные оболочки немного сдвинуты, возникает межмолекулярное притяжение диполей. Такая связь молекул называется «водородной связью» ( hydrogen bond [‘haɪdrəʤən bɔnd] ). В том, рассмотреннном ранее примере, гуанин и цитозин образуют три водородных связи: водород соединен с атомами азота и кислорода.

    Очень важно понимать разницу между водородной и ковалентной связью. При ковалентной связи возникает обобществление электронов. При водородной связи соседние молекулы притягиваются друг к другу потому, что они имеют конфигурацию диполей и на их концах возникают электрические заряды, которыми они и притягиваются друг к другу — тот конец диполя, на котором есть некоторый отрицательный электрический заряд, притягивается к тому концу соседнего диполя, на котором есть некоторый положительный заряд.

    Для того, чтобы пойти дальше, удобно тут разместить таблицу электроотрицательности атомов, наиболее часто встречающихся в органических соединениях. В крайнем правом столбике выделены внешние s-p-подуровни — это нам вскоре пригодится.

    Элемент Электроотр.
    Фтор (F) 4,0 1s22s22p5
    Кислород (O) 3,4 1s22s22p4
    Хлор (Cl) 3,2 1s22s22p63s23p5
    Азот (N) 3,0 1s22s22p3
    Сера (S) 2,6 1s22s22p63s23p4
    Углерод (C) 2,6 1s22s22p2
    Водород (H) 2,2 1s1
    Фосфор (P) 2,2 1s22s22p63s23p3
    Магний (Mg) 1,3 1s22s22p63s2
    Кальций (Ca) 1,0 1s22s22p63s23p64s2
    Натрий (Na) 0,9 1s22s22p63s1
    Калий (K) 0,8 1s22s22p63s23p64s1

     

    Мы видим, что те элементы, у которых на внешних s-p-подуровнях лишь по 1-2 электрону, обладают слабой электроотрицательностью, и их можно понять — им гораздо проще отдать кому-нибудь свои 1-2 электрона, чем совершать неблагодарный труд по собиранию 6-7 электронов. Так что если мы видим молекулу, в которой есть атомы магния, кальция, натрия или калия, то можно быть уверенным, что именно в той части молекулы, где расположены эти атомы, имеется небольшой положительный заряд (δ+), поскольку электроны оттуда оттянуты к более электроотрицательным атомам.

    Самой большой электроотрицательностью обладают тут фтор, кислород, хлор и азот: им нужно добрать лишь по 1-2 электрона, и их незаполненные подуровни расположены близко к ядру.

    И вот теперь, вооружившись всей этой информацией, представим себе, что будет, если натрий встретится с хлором. Хлор настолько мощно захватит валентный электрон натрия, что буквально оторвет его с руками. В результате электрон так сильно переместится от натрия к хлору, что вместо того, чтобы говорить о каком-то «частичном электрическом заряде», который образуется на концах молекул, если «немного отойти от них в сторону», уже можно говорить о полноценных электрических зарядах. Атом натрия, практически полностью лишившийся внешнего электрона, приобретает полноценный положительный заряд (+1), а атом хлора, заполучив дополнительно электрон практически в свою полную собственность,  становится вследствие этого отрицательно заряженным (-1), то есть и натрий и хлор становятся ионами в этом химическом соединении, и между ними возникает сильное электрическое притяжение, и такая химическая связь называется ионной ionic bond [aɪ’ɔnɪk bɔnd] ). Можно сказать, что ионная связь — это полярная ковалентная связь, доведенная до своего предела. Между ними нет какой-то строгой, точно выраженной границы, поэтому просто решили, что если разница в электроотрицательности двух соединенных между собой атомов превышает две единицы, то эта связь является ионной: 3.2-0.9=2.3, так что соединение NaCl является несомненно ионным.

    Ионная связь очень прочна, потому что теперь помимо того, что атомы удерживаются на своих местах за счет энергетической выгодности их электронных оболочек, они еще к тому же притягиваются друг к другу с дополнительной силой электрического притяжения, ведь они теперь стали ионами, заряженными положительно и отрицательно. Поэтому химические соединения, составляющие которых образуют между собой ионную связь, существенно отличаются от тех, в которых связь является обычной, ковалентной. Как правило, ионные химические соединения представляют собой твердые и хрупкие вещества с высокой температурой плавления. Раствор ионных соединений отлично проводит ток, ведь в растворе они распадаются на заряженные ионы. В отличие от них, средне-полярные (то есть образованные атомами с небольшой разницей в электроотрицательности, так что общая электронная пара сдвинута лишь немного) и неполярные ковалентные соединения представляют собой газ или жидкость, а если они являются твердыми телами, то легко плавятся, и их раствор далеко не всегда проводит ток.

    Итак, мы рассмотрели неполярную и полярную ковалентные связи, а также ионную связь. Я не думаю, что это сколько-нибудь сложные вопросы, в которых трудно разобраться, поэтому несмотря на то, что материала тут уже довольно много, мне кажется удобным добавить сюда еще пару важных вопросов, связанных с этой же темой — межмолекулярными взаимодействиями, чтобы весь материал по этой теме лежал в одной главе и было удобно его рассматривать целиком. Поэтому на этом глава пока не заканчивается, и ниже мы разберем еще две темы. Можно выпить чай, сожрать бутерброд и прогуляться.

     

    1. Переменная валентность.

    Некоторые атомы имеют раз и навсегда установленную валентность, которая вытекает из строения их электронных оболочек, но другие атомы ведут себя более сложным образом и имеют переменную валентность, таким образом они могут образовывать повышенное количество химических связей. Валентность атомов принято обозначать римскими цифрами. Из интересных нам элементов, активно участвующих в органической жизни, переменную валентность имеют хлор (I, III, V, VII), сера (II, IV, VI) и фосфор (III, V).

    h2s

    Понять — почему так происходит — совсем несложно, просто для этого надо более внимательно взглянуть на их электронные формулы. Для примера возьмем серу.

    Сера может образовывать 2 ковалентные электронные пары с водородом, образуя сероводород (H2S) — тот самый, с таким приятным запахом тухлых яиц, но в больших концентрациях ядовитый. С каждым атомом водорода образуется по одной связи — водород никак больше не умеет.

    so2

    s021

    Также сера может образовывать четыре ковалентных связи с кислородом (SO2), образуя по две связи с каждым атомом кислорода, который, как и водород, имеет постоянную валентность, равную двум. Такое вещество называется «диоксид серы» (приставка «ди-» значит «два-«) или, проще, «сернистый газ». Если ты зажжешь спичку, то почувствуешь характерный запах диоксида серы. Еще один способ его понюхать, это подойти поближе к более или менее активному вулкану, так как диоксид серы является одним из главных компонентов вулканических газов. Для многих микроорганизмов этот газ ядовит, поэтому окуривание им овощей позволяет сохранять их дольше. Для людей SOтоже ядовит в том случае, если ты просто начнешь вдыхать его в значительных концентрациях, и в то же время он играет очень большую и очень полезную роль в биохимии наших тел. Такой сернистый газ, который вырабатывается внутри клеток нашего тела, называется «эндогенный», то есть «имеющий внутреннее происхождение».

    so3-2

    so3-1

    Наконец, сера способна иметь валентность 6, вступая в соединение с тем же кислородом, образуя «серный ангидрид» или, проще, «серный газ» (SO3).

    Для того, чтобы понять — как это ей удается, рассмотрим конфигурацию её электронных оболочек.

    Электронная формула серы (1s22s22p63s23p4) показывает, что ее атом состоит из трех уровней, и это принципиально отличает её от тех элементов, у которых третьего уровня нет, ведь, как нам известно, третий уровень расщеплен на три подуровня — s, p и d. И что еще важно, d-подуровень состоит из 5 орбиталей.

    В своем таком обычном, спокойном состоянии сера должна добрать 2 электрона для завершения s-p-подуровней, то есть она способна образовать две ковалентные связи, что она и делает, к примеру, с водородом, создавая молекулу H2S.

    Да, у серы недостаточно электронов, чтобы кто-то из них разместился на d-подуровне, когда атом находится в спокойном состоянии, но тем не менее этот d-подуровень как бы находится всегда под рукой, ведь в целом третий уровень в атоме серы задействован, «активирован» находящимися на нём электронами, и стоит любому из четырех электронов, сидящих на p-подуровне, получить чуть-чуть энергии от пролетающего мимо кванта света, как он легко и непринужденно переместится с p-подуровня на d-подуровень, и что мы получим в таком случае? Мы получим конфигурацию возбужденного атома серы: 1s22s22p63s23p33d1

    В этом случае 3-й уровень для своего завершения нуждается в трех электронах, но теперь еще и один 3d-электрон может образовать пару с каким-то другим электроном. Вот и получается, что атом серы в таком возбужденном состоянии может успеть образовать четыре ковалентных связи с другими атомами, прежде чем её возбужденный электрон не уляжется обратно на 3p-подуровень.

    Если потратить намного больше энергии, и перевести атом серы в еще более возбужденное состояние, то один атом с s-подуровня тоже перескочит на d-подуровень, и электронная схема будет выглядеть так: 1s22s22p63s13p33d2. При такой конфигурации 3s-3p-подуровни требуют 4 электрона для состояния завершенности, да плюс еще два болтающихся на подуровне d электрона могут образовать две пары, итого 6.

    Почему возбужденный электрон с подуровня s предпочитает перепрыгнуть на подуровень d, а не p? Дело в том, что атому энергетически выгодно, чтобы на каждой орбитали сидело по одному электрону, а не по два. Если, к примеру, у нас есть три свободных гантелеобразных орбитали подуровня p, и если на эти орбитали начнут садиться электроны, то сначала они рассядутся так, что один электрон будет занимать одну орбиталь в гордом одиночестве, и только четвертый электрон вынужденно подселится к одному из предыдущих.

    Зная все это, рассмотрим еще раз процесс возбуждения атома серы. Сначала у нас спокойный невозбужденный атом имеет 4 электрона на подуровне 3p. Это значит, что на двух гантелеобразных орбиталях там сидит по одному электрону, а на третьей — два, и им там не то, чтобы тесно, но во всяком случае они не преминут воспользоваться возможностью расселиться. Поэтому как только атом получает хотя бы немного дополнительный энергии, как они этой возможностью пользуются. И если атом получает еще больше энергии, то возбужденный электрон, выпрыгнув с подуровня 3s, имеет альтернативу — подселиться к кому-то на подуровень 3p, или заселиться на свободную орбиталь 3d с евроремонтом и окнами в сад. Думаю, тут выбор очевиден, и в итоге атом серы приобретает валентность, равную шести, и может образовать 6 обобществленных электронных пар с кем-то еще на стороне.

    Если добавить атому серы ещё энергии, то ни электрон, живущий в уединении на комфортной орбитали 3s, ни электроны, живущие также в уединении и на почти таких же комфортных орбиталях 3p, не захотят с какой-то стати удаляться на периферию орбитали 3d, поэтому более высокая валентность атомом серы уже не достигается.

    Я думаю, что механизм этот довольно прост и очевиден, хотя мы можем задаться таким вопросом: когда сера вступает во взаимодействие с другими атомами, имея при этом валентность, равную 4, то после того, как они обобществят свои электроны, сера будет иметь 10 электронов на внешнем 3-м уровне. При валентности 6 — аж целых 12. А мы знаем, что энергетически выгодна конфигурация, когда на внешнем уровне находятся 8 электронов, так почему серу устраивает такое положение дел, и она образует вполне прочное соединение в таких, казалось бы, неудобных условиях? Для объяснения этого нам снова надо вспомнить об электроотрицательности. Если атом, с которым соединяется сера, заметно более электроотрицателен, чем она сама, то он оттянет на себя электроны так, что в итоге сера почти и не будет чувствовать, что у нее снаружи больше 8 электронов. И в самом деле, кислород заметно более электроотрицателен, чем сера (3.4 по сравнению с 2.6). А вот водород имеет электроотрицательность, равную всего-лишь 2.2, то есть меньше серы, а значит он не сможет оттягивать на себя электроны. И в самом деле, химических соединений типа SH4 или SH6, в которых сера имела бы валентность, равную 4 или 6, не существует — сил у водорода недостаточно, чтобы поддерживать электроны серы в возбужденном состоянии, поэтому они, даже если и перепрыгнут на более высокие подуровни, не смогут в таком состоянии образовать общие электронные пары с водородом и вернутся назад, к состоянию 2-хвалентной серы.

    А вот интересно посмотреть на фтор (1s22s22p5). Электроотрицательность у него огромная, валентность равна одному, так как ему не хватает ровно одного электрона… значит можно было бы создать соединение SF6 с шестивалентной серой? Можно, и такое устойчивое соединение — фторид серы — существует.

    В целом ты, наверное, не сильно удивишься, если я скажу, что и эти, казалось бы, подробные описания являются всего-лишь еще одним приближением к настощей полноте картины, и при более детальном рассмотрении мы найдем всякие исключения и уточнения, которые будут объясняться еще и еще более детализированным изучением атомных и молекулярных структур. Но сейчас нам этого не нужно.

     

    2. Силы Ван-дер-Ваальса.

    89115

    Это последний параграф в этой главе, описывающей межмолекулярные взаимодействия, поэтому… наверное хватит сосать палец, и лучше сделать полноценный перерыв на еще одну чашку чая и еще один бутер?

    Ван-дер-Ваальсовы силыVan der Waals forces ) встречаются в генетике и молекулярной биологии очень часто, поэтому разобраться в том, что это такое, необходимо, тем более, что это к тому же еще и интересно и дает немного больше понимания того, как устроены атомы и молекулы.

    Частным случаем Ван-дер-Ваальсовых связейVan der Waals bond ), возникающих в связи с действием одноименных сил, являются дипольные притяжения молекул друг к другу, в том числе знакомая нам водородная связь. В этом случае диполи являются стабильными, и притяжение между ними достаточно прочное. Такая разновидность сил Ван-дер-Ваальса называется «ориентационными силами«.

    Но есть и другие, более необычные разновидности. Представим себе, что какие-то две молекулы сблизились между собой очень близко, практически вплотную, так что уткнулись друг в друга своими атомами, буквально соприкасаясь их электронными оболочками. При этом сами молекулы могут быть вполне нейтральны, не имеющие никаких явно выраженных признаков диполя. Так вот даже в этом случае между ними начинает возникать притяжение.

    vander

    Раньше мы изображали атом как ядро, окруженное неким электронным облаком. Например, в атоме водорода мы с равной вероятностью обнаружим электрон в любой точке сферы, соответствующей его 1s-уровню. И все же электрон — это не дым, равномерно рассеянный по орбитали. Все-таки он при определенных условиях проявляет и свойства частицы, а это влечет за собой некоторые последствия. Если мы начнем с помощью облучения атома фотонами прощупывать — где там в данный момент находится электрон, то где-то ведь мы его обнаружим? Несомненно. То есть в данный момент времени электрон будет находиться, условно говоря, слева от ядра. Но ведь это и значит, что прямо в данный момент совершенно электрически нейтральный атом водорода представляет собою… диполь! И если справа от него в этот момент будет стоять другой атом водорода, который также представляет из себя в тот же момент диполь, то эти диполи и начнут друг к другу притягиваться. Конечно, уже в следующий миг взаимное расположение электронов изменится, и диполи уже немного повернутся друг к другу каким-то другим боком, но притяжение все равно останется, хотя вектор его и сила будут немного меняться. Такой диполь — такой вот странный, быстро меняющий свою ориентацию и имеющий очень непростую квантовую физику в своей основе — называют «мгновенным«. Если оба участвующих в этом взаимодействии атома являются мгновенными диполями, то такая разновидность Ван-дер-Ваальсовского взаимодействия называется «дисперсионным притяжением» или «лондоновскими силами» (в честь ученого, впервые их описавшего). Если один из атомов является мгновенным диполем, а другой — обычным, как например атом водорода в молекуле воды, то это называется «индукционным притяжением«.

    Важно отметить, что сила дисперсионного и индукционного притяжения обратно пропорциональна шестой (!) степени расстояния между диполями, а не квадрату расстояния, как это имеет место для обычных электрических сил.

    На этом информация, необходимая для понимания в основных чертах межатомных и межмолекулярных взаимодействий, исчерпана, и для изучения генетики большей детализации не потребуется.

     

    * * *

    Приложение 1: полная таблица электронных формул элементов.

    Приложение 2: упрощенная таблица электронных формул элементов.

    Приложение 1: полная таблица электронных формул элементов. Может быть иногда для каких-то целей захочется на неё взглянуть.

    Номер Название Формула
    1 H водород 1s1
    2 He гелий 1s2
    II период
    3 Li литий 1s22s1
    4 Be бериллий 1s22s2
    5 B бор 1s22s22p1
    6 C углерод 1s22s22p2
    7 N азот 1s22s22p3
    8 O кислород 1s22s22p4
    9 F фтор 1s22s22p5
    10 Ne неон 1s22s22p6
    III период
    11 Na натрий 1s22s22p63s1
    12 Mg магний 1s22s22p63s2
    13 Al алюминий 1s22s22p63s23p1
    14 Si кремний 1s22s22p63s23p2
    15 P фосфор 1s22s22p63s23p3
    16 S сера 1s22s22p63s23p4
    17 Cl хлор 1s22s22p63s23p5
    18 Ar аргон 1s22s22p63s23p6
    IV период
    19 K калий 1s22s22p63s23p64s1
    20 Ca кальций 1s22s22p63s23p64s2
    21 Sc скандий 1s22s22p63s23p64s23d1
    22 Ti титан 1s22s22p63s23p64s23d2
    23 V ванадий 1s22s22p63s23p64s23d3
    24 Cr хром 1s22s22p63s23p64s13d5
    25 Mn марганец 1s22s22p63s23p64s23d5
    26 Fe железо 1s22s22p63s23p64s23d6
    27 Co кобальт 1s22s22p63s23p64s23d7
    28 Ni никель 1s22s22p63s23p64s23d8
    29 Cu медь 1s22s22p63s23p64s13d10
    30 Zn цинк 1s22s22p63s23p64s23d10
    31 Ga галлий 1s22s22p63s23p64s23d104p1
    32 Ge германий 1s22s22p63s23p64s23d104p2
    33 As мышьяк 1s22s22p63s23p64s23d104p3
    34 Se селен 1s22s22p63s23p64s23d104p4
    35 Br бром 1s22s22p63s23p64s23d104p5
    36 Kr криптон 1s22s22p63s23p64s23d104p6
    V период
    37 Rb рубидий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1
    38 Sr стронций 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2
    39 Y иттрий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d1
    40 Zr цирконий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d2
    41 Nb ниобий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d4
    42 Mo молибден 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d5
    43 Tc технеций 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d5
    44 Ru рутений 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d7
    45 Rh родий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d8
    46 Pd палладий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s04d10
    47 Ag серебро 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10
    48 Cd кадмий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d10
    49 In индий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p1
    50 Sn олово 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p2
    51 Sb сурьма 1s22s22p63s23p64s23d104p65s224d105p3
    52 Te теллур 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p4
    53 I йод 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p5
    54 Xe ксенон 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6
    VI период
    55 Cs цезий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s1
    56 Ba барий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2
    57 La лантан 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d1
    58 Ce церий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f2
    59 Pr празеодим 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f3
    60 Nd неодим 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f4
    61 Pm прометий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f5
    62 Sm самарий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f6
    63 Eu европий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f7
    64 Gd гадолиний 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f75d1
    65 Tb тербий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f9
    66 Dy диспрозий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f10
    67 Ho гольмий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f11
    68 Er эрбий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f12
    68 Tm тулий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f13
    70 Yb иттербий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f14
    71 Lu лютеций 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d1
    72 Hf гафний 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d2
    73 Ta тантал 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d3
    74 W вольфрам 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d4
    75 Re рений 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d5
    76 Os осмий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d6
    77 Ir иридий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d7
    78 Pt платина 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s14f145d9
    79 Au золото 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s14f145d10
    80 Hg ртуть 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d10
    81 Tl таллий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p1
    82 Pb свинец 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p2
    83 Bi висмут 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p3
    84 Po полоний 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p4
    85 At астат 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p5
    86 Rn радон 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d105p66s24f145d106p6
    VII период
    87 Fr франций 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1
    88 Ra радий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2
    89 Ac актиний 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d1
    90 Th торий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d25f0
    91 Pa протактиний 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f26d1
    92 U уран 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f36d1
    93 Np нептуний 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f46d1
    94 Pu плутоний 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f56d1
    95 Am америций 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f7
    96 Cm кюрий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f76d1
    97 Bk берклий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f86d1
    98 Cf калифорний 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f10
    99 Es эйнштейний 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f11
    100 Fm фермий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f12
    101 Md менделеевий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f13
    102 No нобелий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f14
    103 Lr лоуренсий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d1
    104 Rf резерфордий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d2
    105 Db дубний 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d3
    106 Sg сиборгий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d4
    107 Bh борий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d5
    108 Hs хассий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d6
    109 Mt мейтнерий 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d7

     

    Приложение 2: упрощенная таблица электронных формул элементов. Я думаю, легко понять, как она сделана.

    Номер Название Формула
    1 H водород 1s1
    2 He гелий 1s2
    II период
    3 Li литий 1s22s1
    4 Be бериллий 1s22s2
    5 B бор 1s22s22p1
    6 C углерод 1s22s22p2
    7 N азот 1s22s22p3
    8 O кислород 1s22s22p4
    9 F фтор 1s22s22p5
    10 Ne неон 1s22s22p6
    III период
    11 Na натрий неон 3s1
    12 Mg магний неон 3s2
    13 Al алюминий неон 3s23p1
    14 Si кремний неон 3s23p2
    15 P фосфор неон 3s23p3
    16 S сера неон 3s23p4
    17 Cl хлор неон 3s23p5
    18 Ar аргон неон 3s23p6
    IV период
    19 K калий аргон 4s1
    20 Ca кальций аргон 4s2
    21 Sc скандий аргон 4s23d1
    22 Ti титан аргон 4s23d2
    23 V ванадий аргон 4s23d3
    24 Cr хром аргон 4s13d5
    25 Mn марганец аргон 4s23d5
    26 Fe железо аргон 4s23d6
    27 Co кобальт аргон 4s23d7
    28 Ni никель аргон 4s23d8
    29 Cu медь аргон 4s13d10
    30 Zn цинк аргон 4s23d10
    31 Ga галлий аргон 4s23d104p1
    32 Ge германий аргон 4s23d104p2
    33 As мышьяк аргон 4s23d104p3
    34 Se селен аргон 4s23d104p4
    35 Br бром аргон 4s23d104p5
    36 Kr криптон аргон 4s23d104p6
    V период
    37 Rb рубидий криптон 5s1
    38 Sr стронций криптон 5s2
    39 Y иттрий криптон 5s24d1
    40 Zr цирконий криптон 5s24d2
    41 Nb ниобий криптон 5s14d4
    42 Mo молибден криптон 5s14d5
    43 Tc технеций криптон 5s24d5
    44 Ru рутений криптон 5s14d7
    45 Rh родий криптон 5s14d8
    46 Pd палладий криптон 5s04d10
    47 Ag серебро криптон 5s14d10
    48 Cd кадмий криптон 5s24d10
    49 In индий криптон 5s24d105p1
    50 Sn олово криптон 5s24d105p2
    51 Sb сурьма криптон 5s224d105p3
    52 Te теллур криптон 5s24d105p4
    53 I йод криптон 5s24d105p5
    54 Xe ксенон криптон 5s24d105p6
    VI период
    55 Cs цезий ксенон 6s1
    56 Ba барий ксенон 6s2
    57 La лантан ксенон 6s25d1
    58 Ce церий ксенон 6s24f2
    59 Pr празеодим ксенон 6s24f3
    60 Nd неодим ксенон 6s24f4
    61 Pm прометий ксенон 6s24f5
    62 Sm самарий ксенон 6s24f6
    63 Eu европий ксенон 6s24f7
    64 Gd гадолиний ксенон 6s24f75d1
    65 Tb тербий ксенон 6s24f9
    66 Dy диспрозий ксенон 6s24f10
    67 Ho гольмий ксенон 6s24f11
    68 Er эрбий ксенон 6s24f12
    68 Tm тулий ксенон 6s24f13
    70 Yb иттербий ксенон 6s24f14
    71 Lu лютеций ксенон 6s24f145d1
    72 Hf гафний ксенон 6s24f145d2
    73 Ta тантал ксенон 6s24f145d3
    74 W вольфрам ксенон 6s24f145d4
    75 Re рений ксенон 6s24f145d5
    76 Os осмий ксенон 6s24f145d6
    77 Ir иридий ксенон 6s24f145d7
    78 Pt платина ксенон 6s14f145d9
    79 Au золото ксенон 6s14f145d10
    80 Hg ртуть ксенон 6s24f145d10
    81 Tl таллий ксенон 6s24f145d106p1
    82 Pb свинец ксенон 6s24f145d106p2
    83 Bi висмут ксенон 6s24f145d106p3
    84 Po полоний ксенон 6s24f145d106p4
    85 At астат ксенон 6s24f145d106p5
    86 Rn радон ксенон 6s24f145d106p6
    VII период
    87 Fr франций радон 7s1
    88 Ra радий радон 7s2
    89 Ac актиний радон 7s26d1
    90 Th торий радон 7s26d25f0
    91 Pa протактиний радон 7s25f26d1
    92 U уран радон 7s25f36d1
    93 Np нептуний радон 7s25f46d1
    94 Pu плутоний радон 7s25f56d1
    95 Am америций радон 7s25f7
    96 Cm кюрий радон 7s25f76d1
    97 Bk берклий радон 7s25f86d1
    98 Cf калифорний радон 7s25f10
    99 Es эйнштейний радон 7s25f11
    100 Fm фермий радон 7s25f12
    101 Md менделеевий радон 7s25f13
    102 No нобелий радон 7s25f14
    103 Lr лоуренсий радон 7s25f146d1
    104 Rf резерфордий радон 7s25f146d2
    105 Db дубний радон 7s25f146d3
    106 Sg сиборгий радон 7s25f146d4
    107 Bh борий радон 7s25f146d5
    108 Hs хассий радон 7s25f146d6
    109 Mt мейтнерий радон 7s25f146d7

    (Автор статьи: Бодх)