В 1852 году английский химик Эдуард Франкленд предложил назвать эту способность атомов словом «валентность» (от латинского слова, означающего «способность»). То есть, валентность водорода – 1, как и фтора, хлора, брома, йода, натрия и калия. Валентность кислорода – 2, и такой же валентностью обладают сера, магний и кальций. Валентность азота – 3, и в эту же группу входят фосфор, мышьяк и алюминий. Валентность углерода и кремния – 4.
Валентность одного и того же элемента не обязательно всегда одна и та же. К примеру, валентность углерода – в принципе 4, но иногда он имеет валентность 2. Валентность азота – вообще 3, но бывает, что и 5. Валентность железа – 2 или 3; золота – 1 или 3; меди и ртути – 1 или 2, и так далее.
В отношении достаточно простых неорганических веществ вопрос о валентностях не влияет на вид уже устоявшихся формул. Так, железо может соединяться с хлором двумя различными способами. Один атом железа может вступать в соединение как с двумя (дихлорид железа, FeСl2) атомами хлора, так и с тремя (трихлорид жезела, FeСl3). В обоих случаях из формулы четко понятно, с каким именно соединением мы имеем дело, и видно, что в первом случае валентность железа – 2, а во втором – 3.
Однако, при переходе к значительно более сложным органическим соединениям введение понятия валентности произвело жизненно необходимую революцию в деле написания формул. Уже в начале девятнадцатого века стало ясно, что традиционная схема для органической химии не годится, потому что выяснилось, что совершенно различные вещества могут иметь один и тот же атомный состав.
Первым это обнаружил, к собственному изумлению, немецкий химик по имени Юстус фон Либиг, выделивший в 1823 году вещество, названное им «гремучим серебром». Фон Либиг установил, что молекула этого вещества состоит из четырех атомов – по одному атому серебра, углерода, азота и кислорода. И оказался в недоумении – дело в том, что вещество точно с таким же атомным составом было на тот момент хорошо известно, носило название «изоцианат серебра», и имело абсолютно другие свойства.
Об этом рассказали Берцелиусу, но он отказывался верить услышанному до тех пор, пока сам не открыл два вещества с одинаковым атомным составом, но разными свойствами. Берцелиус назвал такие «родственные» вещества изомерами, но природа изомерии, как явления, так и осталась на тот момент загадкой.
Ключом к решению стало введенное Франклендом понятие валентности. В 1859 году немецкий химик Фридрих Аугуст Кекуле первым использовал графическое выражение записи формул с учетом валентности каждого элемента.
В составе всех этих веществ атомы водорода (Н) и хлора (Сl) всегда имеют только одну связь, атом кислорода (О) – две, азота (N) – три, углерода (С) – четыре. Эта же система доказала свою работоспособность и в применении к более сложным органическим веществам, таким, как сахароза или триптофан. Такая запись получила название «структурная формула», а для записей старого типа, вроде СН4, был принят термин «эмпирическая формула».
Практически сразу стало ясно, что одни и те же атомы вполне можно соединить по-разному, не нарушая законов валентности. Рассмотрим пример первой открытой пары изомеров. Вот как выглядит структурная формула гремучего серебра:
Ag – N = С = О
(Ag – это обозначение серебра, от латинского «argentum»). А структурная формула изоцианата серебра выглядит так:
Ag – N – С = О
Как видно, в обоих случаях валентность атома серебра остается равной 1, кислорода – 2, азота – 3, а углерода – 4.
В более сложных органических соединениях количество вариантов соединения молекул без нарушения принципа валентностей увеличивается многократно и доходит до фантастических величин. К примеру, подсчитано, что с использованием сорока атомов углерода и восьмидесяти двух атомов водорода можно составить более шестидесяти триллионов разных вариантов молекулы.
Вот уже более ста лет химики руководствуются системой Кекуле при составлении возможных вариантов строения новой молекулы и числа ее возможных изомеров. С тех пор, конечно, система во многом была доработана и стала более гибкой, но в основном она все та же, и, похоже, останется такой и в обозримом будущем.
Главным недостатком системы валентностей в глазах химиков середины девятнадцатого века была ее условность. С чего бы это у кислорода валентность 2, у углерода – 4, а у водорода – только 1? А вот у водорода, натрия и хлора – валентность одинаковая, а все остальные свойства – совершенно разные?
На поверку система валентностей оказалась не такой уж и условной, и доказал это русский химик Дмитрий Иванович Менделеев. В 1869 году он выписал все известные элементы в порядке возрастания атомного веса, и наглядно показал, что изменение их свойств в таком расположении подчиняется определенным законам. Расписав все элементы в двухмерной матрице, где элементы со схожими свойствами оказались сгруппированными в столбцы, он получил то, что всем нам сейчас известно, как «таблица Менделеева» (1). В частности, оказалось, что внутри каждого столбца все элементы имеют одинаковую валентность. (рис. 26)
(1) В англоязычной, соответственно – международной, терминологии, имя русского ученого Менделеева опускается. Так что западному читателю таблица Менделеева известна просто, как безымянная «периодическая таблица элементов» - прим. пер.
К примеру, одновалентные фтор, йод, хлор и бром оказались в одном столбце таблицы; двухвалентные магний, кальций, стронций и барий тоже оказались собранными в одном столбце. Точно так же в одном столбце очутились демонстрирующие валентность 3 или 5 азот, фосфор, мышьяк и сурьма – и так далее.
Если же проследить не столбцы, а строки таблицы, то оказывается, что внутри всех строк валентность изменяется одинаковым образом. Взять, к примеру, вторую строку (первую из полных строк таблицы): в порядке возрастания атомного веса в ней перечислены литий, бериллий, бор, углерод, азот, кислород и фтор. Соответственно, валентности этих элементов – 1, 2, 3, 4, 3 (или 5), 2 и 1.
Изобретение периодической таблицы Менделеева стало одной из величайших побед химической теории, заставив ученый мир признать валентность логически неотъемлемым свойством элементов, хотя механизм химических связей все еще продолжал оставаться загадкой.
Затем, примерно в конце века, было обнаружено, что и атом имеет собственное внутреннее строение. Стало ясно, что в нем содержатся электроны. Выяснилось, что в середине атома находится крошечное ядро, имеющее положительный заряд, а все остальное пространство атома заполнено облако отрицательно заряженных электронов, вращающихся вокруг ядра. Ядро атомов каждого элемента характеризуется свойственной только ему величиной заряда. Ядро атома водорода несет минимально возможный заряд, произвольно принятый за 1. Заряд ядра атома углерода в шесть раз больше, поэтому его значение оценивается, как 6. Таким же образом, значение заряда ядра атома азота принимается за 7, а ядра атома кислорода – за 8. Для всех возможных значений от 1 до 103 (1) можно найти свой элемент.
(1) имеется в виду – на год написания книги. Сейчас можно уже смело заменить цифру 103 на 109 – прим. пер.
В идеале, свободный атом имеет ровно столько электронов (заряд каждого из которых равен -1), чтобы уравновешивать положительный заряд ядра. Так, в атоме водорода – 1 электрон, в атоме углерода – 6, в атоме азота – 7, в атоме кислорода – 8, и так далее.
Электроны распределяются по оболочкам, в каждой из которых может содержаться не более определенного их количества. Во внутренней, самой близкой к ядру, оболочке, может находиться только два электрона, в следующей – уже восемь, в следующей – восемнадцать, и так далее. Так, раз атом углерода имеет шесть электронов, то они должны быть распределены по двум оболочкам – два во внутренней и оставшиеся четыре – во внешней. А у атома хлора – семнадцать электронов, значит, они должны быть распределены уже между тремя оболочками – два во внутренней, восемь в средней, и оставшиеся семь – во внешней.
Теперь все закономерности таблицы Менделеева становятся понятны. Взять, к примеру, седьмой столбец: первым в нем идет атом фтора – его девять электронов поделены между двумя оболочками, внешняя из которых содержит 7 атомов; затем – атом хлора, его семнадцать электронов поделены уже между тремя оболочками, но внешняя опять же состоит из 7 атомов; тридцать пять электронов брома распределяются уже между четырьмя оболочками, но и тут на внешнюю оболочку приходится только 7 из них. И во внешней (пятой) оболочке йода, имеющего в своем составе пятьдесят три атома, тоже находятся 7 электронов. Свойства этих элементов близки потому, что все они имеют по 7 электронов во внешней оболочке.
Чем глубже химики двадцатого века проникали в предмет, тем обыденнее в химических записях становилось обозначение, при котором элемент маркируется не только обычным символом, но и количеством электронов в его внешней оболочке.
Что касается легких элементов, самым стабильным является случай, когда во внешней оболочке находится восемь электронов. Важным исключением является гелий, имеющий всего одну оболочку с максимальным числом возможного вмещения электронов – 2. Конечно, для него самым стабильным вариантом является случай с двумя электронами во внешней оболочке.
Теперь давайте рассмотрим натрий. Его одиннадцать электронов распределены следующим образом: два – во внутренней оболочке, восемь – в средней, и один – во внешней. Если атом натрия потеряет один электрон, то его внешней оболочкой станет средняя, в которой как раз восемь электронов – то есть, будет достигнуто стабильное положение. Поэтому атом натрия весьма склонен терять «лишний» электрон.
Противоположную картину представляет собой атом хлора – его семнадцать электронов распределены между оболочками следующим образом: два, восемь и семь. При таком распределении для того, чтобы внешняя оболочка имела восемь электронов, нужно, наоборот, где-то «добыть» недостающий, восьмой.
Понятно, что с такими потребностями атом натрия и атом хлора имеют прямо противоположные, дополняющие друг друга стремления. Если они случайно столкнутся, атом первого легко отдаст электрон атому последнего, и в результате оба обретут более стабильное состояние. Потеряв электрон, атом натрия потеряет и электрический баланс, ведь теперь отрицательный заряд его электронов окажется недостаточным, чтобы уравновешивать положительный заряд ядра, равный по-прежнему 11, в то время как суммарный заряд электронов атома теперь равняется всего лишь -10. Соответственно, весь атом натрия теперь является носителем общего заряда в +1, превратившись, таким образом, в положительно заряженный ион натрия, Na+.
С другой стороны, атом хлора, получив дополнительный электрон, теперь имеет 18 отрицательно заряженных электронов с суммарным зарядом, соответственно, -18, и ядро с положительным зарядом всего 17. Так что общий заряд атома хлора теперь -1, и он превратился в отрицательно заряженный ион хлора Сl-. Так в двадцатом веке, на основании новых представлений о строении атома, был окончательно постигнут механизм формирования ионов, выдвинутый еще в девятнадцатом веке как теория, объясняющая функционирование электрической батареи (см. гл. 10).
Положительно заряженный ион натрия и отрицательно заряженный ион хлора удерживаются вместе силой электростатического притяжения, существующего между разнонаправлено заряженными частицами, и в результате получается соединение NaCl. Связь, образованная таким образом, называется «ионная связь».
Понятно теперь, почему валентность натрия – 1, ведь у него есть только один электрон, избавившись от которого, атом достигнет стабильности в их распределении. И у хлора понятно, почему валентность 1, поскольку для той же самой стабильности ему достаточно получить 1 атом. Вот кальцию и магнию надо будет для того же самого избавиться уже от двух электронов, поэтому и валентность каждого их них равна 2. У кислорода же во внешней оболочке 6 электронов, и для обретения стабильности ему надо присоединить 2, так что его валентность – тоже 2. Если атом кальция отдаст свои два электрона атому кислорода, то и получившийся ион кальция, Са2+, и получившийся ион кислорода, О2-, обретут стабильное состояние в составе образовавшегося вещества с сильной внутренней ионной связью, СаО (оксид кальция – негашеная известь).
Однако для образования межатомной связи совсем не обязательно, чтобы один атом отдавал свой электрон другому. Вот, например, два атома хлора – что удерживает их вместе? Каждому из них не хватает одного электрона, оба в равной степени склонны к приобретению электронов, и ни один не собирается свой электрон отдавать. В общем, невероятно, чтобы в молекуле, состоящей из двух атомов хлора, один из них вдруг поступился собственным электроном в пользу второго.
Этого и не происходит – вместо этого атомы «по-братски» формируют общий для них обоих пул электронов. Чтобы показать наглядно, как это происходит, давайте обозначим электроны одного из них, как точки, а второго – как крестики [я крестики обозначить здесь никак не могу, поэтому здесь и далее у меня это будут тоже точки, но синие – прим. пер]. Еще раз повторюсь – это делается исключительно для удобства восприятия, и ни в коем случае не должно восприниматься, как свидетельство каких-либо качественных различий между электронами первого и второго атома. Насколько известно, все электроны всех атомов одинаковы. Итак, соединение двух атомов хлора в молекулу хлора можно обозначить так:
•• •• •• ••
•• Cl • + • Cl •• - > •• Cl •• Cl ••
•• •• •• ••
В составе молекулы хлора два атома хлора обладают все теми же четырнадцатью электронами внешних оболочек в сумме; никаких новых электронов в систему не добавлено. Однако, два электрона, представленные на схеме, как находящиеся посередине между атомами (один – точкой, а второй – крестиком), одновременно принадлежат внешней оболочке и того, и другого атома. Соответственно, во внешней оболочке каждого из атомов находится по восемь электронов, и состояние двухатомной молекулы гораздо стабильнее, чем состояние двух отдельных атомов. И поскольку находиться в двух внешних оболочках одновременно электроны могут только в том случае, когда атомы прижаты друг к другу, то для того, чтобы растащить атомы в стороны, то есть перевести их от более стабильного состояния к менее стабильному, требуется затратить энергию.
<<... предыдущая стр. :: следующая стр...>>
1 :: 2 :: 3 :: 4 :: 5 :: 6 :: 7 :: 8 :: 9 :: 10 :: 11 :: 12 :: 13 :: 14 :: 15 :: 16 :: 17 :: 18 :: 19 :: 20 :: 21 :: 22 :: 23 :: 24 :: 25 :: 26 :: 27 :: 28 :: 29 :: 30 :: 31 :: 32 :: 33 :: 34 :: 35 :: 36 :: 37 :: 38 :: 39 :: 40 :: 41 :: 42 :: 43 :: 44 :: 45 :: 46 :: 47 :: 48 :: 49 :: 50 :: 51 :: 52 :: 53 :: 54 :: 55 :: 56 :: 57 :: 58 :: 59 :: 60 :: 61 :: 62 :: 63 :: 64 :: 65 :: 66 :: 67 :: 68 :: 69 :: 70 :: 71 :: 72 :: 73 :: 74 :: 75 :: 76 :: 77 :: 78 :: 79 :: 80 :: 81 :: 82 :: 83 :: 84 :: 85 :: 86 :: 87 :: 88 :: 89 :: 90 :: 91 :: 92 :: 93 :: 94 :: 95 :: 96 :: 97 :: 98 :: 99 :: 100 :: 101 :: 102 :: 103 :: 104 :: 105 :: 106 :: 107 :: 108
|
