<<
>>

Глава 3. Нанохимия и наноматериалы

  “Алхимики искали только золото, но открыли вместо него порох, фарфор, целебные средства и ряд законов природы”.

А. Шопенгауэр

Химическая связь

Каждый из нас лепил в детстве из пластилина, вырезал бумажные фигурки и склеивал их между собой, пришивал пуговицу ..

Так или иначе, все мы понимаем, что объекты окружающего нас мира удерживаются вместе не “абы как”, а с помощью каких-то дополнительных сил. Эти силы заметно различаются в зависимости от своей природы: в одном случае это нитка, соединяющая вместе кусочки ткани, в другом — всемирное тяготение, в третьем — клей, глина и т.п. В мире атомов и молекул роль такого универсального “клея”, связывающего их между собой, выполняет химическая связь. Природа химической связи объясняется силой электрического притяжения между отрицательными электронами и положительными ядрами.

Химия - наука о составе, строении, свойствах веществ и их превращениях, основанная на общих принципах физики.

Подобно тому, как разные виды клея различаются прочностью, сила химической связи также неодинакова для разных веществ. Об этом свидетельствует наш повседневный опыт: одни вещества легко разрушаются при малейшем воздействии (например, соль растворяется воде), так как связи между их атомами очень слабы. Атомы других веществ связаны сильнее, но и они поддаются деформации (например, металлы, которые можно гнуть и ковать); третьи же вещества (алмаз) настолько прочны, что им нипочем ни сверхвысокие температуры, ни давление.

Соль, металл и алмаз являются яркими представителями трех наиболее характерных типов химической связи — ионной, металлической и ковалентной. Обратите внимание, насколько тип связей между атомами и молекулами вещества влияет на его физические и химические свойства.

Атомы вступают в химические связи с единственной целью: приобрести устойчивую электронную конфигурацию

(полностью заполнить свою внешнюю электронную оболочку).

Впервые эту гипотезу выдвинули в 1916 г. ученые Коссель и Льюис, а впоследствии она была доказана и экспериментально.

В главе, посвященной квантовым явлениям, говорилось о том, что атомы так называемых “благородных газов” (гелия, неона, аргона и др.) упорно избегают химических связей. Такая “неприступность” этих элементов обусловлена тем, что каждый из них сам по себе имеет устойчивую электронную конфигурацию. Конфигурация гелия — 1s2, а остальных — Ns2Np6, где N — номер соответствующего химического ряда.

В отличие от инертных газов, остальные атомы имеют неустойчивую электронную конфигурацию и охотно вступают в химические связи с другими элементами. Способность образовывать связи называется валентностью.

Ионная связь

Ионная связь представляет собой электрическое притяжение между противоположно заряженными ионами (частицами, несущими электрический заряд).

"Ion" в переводе с греческого, означает "идущий" - это подчеркивает, что ионы движутся в электрическом поле.

Согласно гипотезам Планка и Бора, энергия каждого электрона в атоме квантована и принимает лишь определенные значения, соответствующие конкретным энергетическим уровням (орбитам). Электроны могут переходить с одного уровня на другой, поглощая или излучая фотоны. Поглотив фотон, электрон переходит на более высокую орбиту, а сила, связывающая его с ядром, уменьшается.

Если электрону удается полностью “освободиться” от сил притяжения ядра и покинуть атом, то происходит ионизация атома. Атом превращается в положительный ион, именуемый катионом и обозначаемый знаком “плюс”.

Na+, Ag+ - катионы натрия и серебра

Если же атом, наоборот, принимает в себя дополнительные электроны, то их избыток превращает его в отрицательный ион — анион, который изображается с “минусом”, например:

C1-, O- - анионы хлора и кислорода

НАНОТЕХНОЛОГИИ ДЛЯ ВСЕХ

Напомним, что химическая связь объясняется стремлением атомов приобрести устойчивую электронную конфигурацию, подобную конфигурации “ближайшего” к ним инертного газа.

Рассмотрим некоторую последовательность элементов в таблице Менделеева, среди которых имеется неон

В скобках рядом с символом элемента указано число электронов в K-, L- и М-оболочках.

F(2.7); Ne(2.8); Na (2.8.1)

Атом натрия может приобрести устойчивую электронную конфигурацию неона, избавившись от одного электрона.

Образовавшаяся частица — положительно заряженный ион натрия.

У фтора на один электрон меньше, чем у неона. Следовательно, если фтор присоединит один электрон (например, от атома натрия), он приобретает заполненную внешнюю оболочку из восьми электронов:

Между полученными частицами — анионом фтора и катионом натрия — будет действовать сила электростатического притяжения, связывающая их между собой. Это и называется ионной химической связью.

Одно из свойств ионных соединений — способность образовывать кристаллическую решетку, в узлах которой расположены положительные и отрицательные ионы. Типичный представитель вещества с ионной связью — всем известная поваренная соль. Ее формула — NaCl.

Большинство ионных соединений легко разрушаются под внешним воздействием или в химических реакциях. На рисунке 52 показано, что происходит, если на ионный кристалл действует деформирующая сила. Небольшие сдвиги в кристаллической решетке сближают одинаково заряженные ионы. При этом силы отталкивания между одноименными зарядами создают трещины в кристалле.

ГЛАВА 3. Нанохимия и наноматериалы

Рисунок 53 хорошо иллюстрирует, что происходит с кристаллами соли, когда им приходится иметь дело с молекулами воды.

Атомы, из которых состоит вода имеют различный заряд, (кислород больше и тянет электронное “одеяло” на себя, что делает его отрицательнее, чем водород). Поэтому атомы кислорода притягивают положительно заряженные катионы натрия, а атомы водорода — анионы хлора, растаскивая кристаллическую решетку NaCl.

Ионная связь — не единственный тип химической связи. В молекуле хлорамы встречаемся с так называемой ко

валентной связью между атомами. В такой связи каждый из двух атомов делится с другим одним из своих внешних электронов. При этом оба приобретают восьмой электрон в свою внешнюю оболочку и обретают устойчивую конфигурацию. Каждую ковалентную связь удобно схематически представить палочкой (С-С) или в виде точки и крести

www.nanonewsnet.ru

НАНОТЕХНОЛОГИИ ДЛЯ ВСЕХ ка. Каждая точка или крестик изображают электрон в валентной оболочке атома.

Электроны, образующие общую пару, называются валентными. Образуя ковалентную связь, они занимают одну и ту же орбиталь, а их спины, согласно принципу Паули, направлены в противоположные стороны. Таким образом, орбитали атомов при ковалентной связи перекрываются между собой.

Для того чтобы орбитали перекрывались, расстояние между атомами должно быть очень маленьким. Этому препятствуют силы отталкивания между их ядрами. Но ковалентная связь достаточно сильна, чтобы удержать атомы в таком положении. Благодаря этому нелегко оторвать атомы с общей орбиталью друг от друга.

Ковалентная связь наиболее характерна для молекул, состоящих из одинаковых атомов (например, H2

или Q2), либо каркасных структур

(алмаз).

Двойная, и, тем более, тройная ковалентные связи прочнее обычной.

Ионная и ковалентная связи являются двумя предельными случаями множества реально существующих химических связей, которые в действительности имеют промежуточный характер. Однако можно утверждать, что некоторые соединения являются преимуще-ственно ионными, а некоторые — преимущественно ковалентными.

Проводя шутливую аналогию, можно заметить, что стремление атомов отнять, отдать или поделить между собой электроны, чтобы достичь электронной устойчивости, сильно напоминает социальное поведение людей, манипулирующих деньгами для достижения своего комфорта (морального либо материального). Есть “атомы-меценаты”, вступающие в химическую связь путем безвозмездной отдачи “лишних” электронов. В противоположность им существуют и настоящие “рэкетиры”, которые так и норовят оторвать какой-нибудь электрон у зазе

вавшегося соседа. Но есть и “добропорядочные граждане”, объединяющие свои электроны для совместного достижения электронной устойчивости. В подобном контексте неудивительно, что ковалентная связь гораздо стабильнее, чем ионная, а также обладает гораздо большей энергией (прочностью)!

Впрочем, стоит заметить, что поведение отдельных атомов во многом зависит “от обстоятельств” — в разных реакциях одни и те же вещества (как и люди) могут вести себя совершенно по-разному.

Металлическая связь

Металлы — очень распространенный материал современной промышленности. Большая часть машин, станков, инструментов и транспортных средств изготовлена из металла. Металлы хорошо проводят тепло и электричество, они достаточно прочны, их можно деформировать без разрушения. Некоторые металлы ковкие (их можно ковать), некоторые тягучие (из них можно вытягивать проволоку). Эти уникальные свойства объясняются особым типом химической связи, соединяющей атомы металлов между собой — металлической связью.

Металлы в твердом состоянии существуют в виде кристаллов из положительных ионов, как бы “плавающих” в море свободно движущихся между ними электронов.

Рис 6. Кристаллическая решетка металла. Показана траектория одного из свободно движущихся электронов

Электроны в металлах делокализованы, то есть не принадлежат какому-либо конкретному атому. Как получается такое уникальное электронное “море”?

Когда два атома металла сближаются, орбитали их внешних оболочек перекрываются, образуя молекулярные орбитали. Если подходит третий атом, его орбиталь перекрывается с орбиталя

НАНОТЕХНОЛОГИИ ДЛЯ ВСЕХ ми первых двух атомов, что дает еще одну молекулярную орбиталь. Когда атомов много, возникает огромное число трехмерных молекулярных орбиталей, простирающихся во всех направлениях. Вследствие многократного перекрывания орбиталей валентные электроны каждого атома испытывают влияние многих атомов.

Металлическая связь объясняет свойства металлов, в частности, их прочность. Под действием деформирующей силы решетка металла может изменять свою форму, не давая трещин, в отличие от ионных кристаллов.

Высокая теплопроводность металлов объясняется тем, что если нагреть кусок металла с одной стороны, то кинетическая энергия электронов увеличится. Это увеличение энергии распространится в “ электронном море” по всему образцу с большой скоростью.

Становится понятной и электрическая проводимость металлов. Если к концам металлического образца приложить разность потенциалов, то облако делокализованных электронов будет сдвигаться в направлении положительного потенциала: этот поток электронов, движущихся в одном направлении, и представляет собой всем знакомый электрический ток.

Ван-дер-ваальсовы силы

Кроме рассмотренных типов химической связи говорят также о сравнительно слабых силах Ван-дер-Ваальса. В 1873 году этот человек выдвинул предположение о существовании сил межмолекулярного притяжения, подобных тем, что существу-

ют в связях между атомами. В дальнейшем гипотеза подтвердилась — были открыты различные типы межмолекулярного взаимодействия, где

ГЛАВА 3. Нанохимия и наноматериалы

наиболее распространено так называемое диполь-дипольное притяжение.

Некоторые молекулы (преимущественно с ковалентными связями) обладают так называемым дипольным моментом. Его суть в том, что в одной части молекулы “скапливается” больше электронов, чем в другой. Это приводит к возникновению разности потенциалов на ее концах. Сила притяжения между различными зарядами связывает молекулы между собой, как показано на рисунке.

В настоящий момент термин “Ван-дер-ваальсовы силы” распространяется на все слабые межмолекулярные силы, кроме водородной связи.

Водородная связь

Несмотря на то, что водородная связь, возникающая вследствие силы притяжения между атомом водорода и электроотрицательным атомом, представляет собой предельный случай диполь-дипольного притяжения, ее, как правило, не относят к силам Ван-дер-ваальса.

Во-первых, потому что она гораздо сильнее обычных межмолекулярных связей (рис. 60), а во-вторых, потому что она может возникать и в виде внутримолекулярных связей (рис 59).

Именно водородные связи объясняют многие уникальные свойства воды и льда.

<< | >>
Источник: Мария Рыбалкина. НАНОТЕХНОЛОГИИдля всех. 2005

Еще по теме Глава 3. Нанохимия и наноматериалы:

  1. Глава I. Раздел 2. Особенности наноразмерного состояния вещества
  2. Ультрадисперсные наноматериалы
  3. Глава 3. Нанохимия и наноматериалы
  4. Получение углеродных наночастиц - фуллере- нов и нанотрубок
  5. Примеры уникальных свойств некоторых наночастиц
  6. Сканирующая зондовая микроскопия