одну, которую позже стали именовать просто квантовой.
Уже нельзя было мыслить себе электрон, как крошечную Луну вполне определенных размеров и формы, обращающуюся по геометрически четкой трассе вокруг маленькой Земли — атомного ядра. Орбита стала напоминать расплывчатое шаровидное облако, по которому «размазан» электрон-волна.
В 1927 году немецкие физики Вальтер Гейтлер и Фриц Лондон, исходя из новых представлений, оценили энергию связи и межъядерное расстояние для молекулы водорода. Теоретический расчет полностью совпал с экспериментальными данными!
Это означало больше, чем триумф квантовой механики. Это было рождение квантовой химии. Ведь молекула водорода — простейшее химическое соединение. Не просто сумма двух атомов, а сложная система, где ядра и электроны спаяны валентной связью в целостный коллектив со всеми присущими ему особенностями.
Древнее пробирное искусство получило невиданный доселе инструмент для исследования тончайших механизмов межатомного взаимодействия. Валентный штрих заговорил языком математики, волнуя химиков неожиданными откровениями, а подчас и сюрпризами.
Квантово-механический расчет вскрыл важный признак ковалентной связи — антипараллельность электронных спинов.
«Спин» в переводе с английского означает «кручение». Речь идет о вращении, но уже не вокруг ядра, а вокруг собственной оси при движении по орбите. Спин придает электрону свойства крошечного магнитика. Именно это обстоятельство не было известно Шредингеру, когда он рассчитывал атом водорода. Потому-то и появилось расхождение между расчетными данными и результатами опытов. Так математика привела к открытию в физике — подобно тому как в свое время Леверье, исходя из чисто математических расчетов, предсказал существование планеты Нептун.
Если спины параллельны, электроны «отпихиваются» друг от друга. Оказалось, что внутри дублета оба «веретена» направлены и противоположные стороны. Стало быть, электроны-магниты притягиваются. Такую пару электронов, у которых магнитные силы взаимно скомпенсированы, обычно изображают в вице двух параллельных стрелок с остриями, направленными в противоположные стороны.
Правда, электроны могут группироваться попарно и не вступая в химическую связь. Конечно, электрону, который сиротливо витает вокруг водородного ядра, можно объединиться лишь с электроном другого атома. Зато у следующего по порядку члена менделеевского семейства электронов ровно два. Они спарены. Их спины антипараллельны. Этим и объясняется химическая «леность» солнечного элемента, ибо атом способен образовать ровно столько валентных связей, сколько у него неспаренных электронов. У лития, прописанного в клетке № 3, на один электрон больше. Два спарены, третий лишний. И он «ходит бобылем». Потому-то литий и одновалентен. А вот у бериллия (№ 4) уже две электронные пары. У бора — две пары плюс один холостяк. У углерода? 3 пары? Нет, тоже две! И два «бобыля». Выходит, углерод двухвалентен? Но разве еще со времен Бутлерова и Кекуле не установлено твердо, что валентность углерода равна четырем?
Установлено. И она именно такова. Весь фокус в том, что атом может переходить из основного, пассивного состояния в возбужденное, активное. Активация атома бесцеремонно разделяет пары. Спины бывших напарников становятся параллельными. Разлученным электронам ничего не остается делать, как искать себе партнеров в другом атоме.
Однако если все напарники расстанутся, то углерод должен быть шестивалентным! Ведь у него шесть электронов. Почему же он присоединяет лишь четыре атома водорода? Почему в природе нет соединения CH6?
Дело тут вот в чем. Непосредственное участие в образовании химических связей принимают не все, а лишь наружные электроны. А на внешней электронной оболочке у углерода именно четыре электрона, у бора три, у бериллия два. Запрятанная внутри пара остается безучастной. Вот почему углерод четырехвалентен.
Но даже в окиси углерода валентность не равна двум, как это принято считать! Однако об этом позднее.
Когда разговор шел о наружных и внутренних электронах, имелись в виду различные оболочки атома. Эти электронные «одежки» чем-то напоминают деревянных матрешек, вставленных одна в другую. У углерода и прочих элементов второго периода менделеевской таблицы их две. В центре самой маленькой — ядро. Номер «матрешки» — считая от маленькой к самой большой — это главное квантовое число. Удвоенный квадрат его 2n2 определяет максимальное количество электронов, которым дозволено разместиться на одной оболочке. На первой у всех без исключения атомов не может находиться больше двух электронов (2·12). На второй — не больше восьми (2·22). На третьей — восемнадцати (2·32). И так далее. А между «матрешками» — запретная зона. Там вообще не место электронам. Так распорядилась природа. Так записано и в кодексе квантовой механики.
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;
