остоятельные ионы. Орбиты ее электронов остаются при этом связанными с обоими ядрами. Учитывая последнее обстоятельство, полярную связь часто объединяют с неполярной под общим названием ковалентной (иначе: атомной, гомеополярной) связи.5-8

Важнейшими характеристиками валентной связи являются ее энергия и ее полярность. Обе они до известной степени зависят от длины связи (d), т. е. расстояния между ядрами образующих ее атомов.

Под энергией связи понимается работа, которую необходимо затратить для разрыва этой связи. Энергия связи характеризует, таким

Na

F

К

I

Рис. Ill-35. различных

образом, ее прочность. Обычно эту энергию относят к грамм-молекуле (т. е. к 6,02-1023 связям) и выражают в килокалориях. Для отдельных связей она может быть очень различной. Например, энергия связи Н—Н равна 104 ккал/моль, а энергия связи F—F равна 38 ккал/моль. Отсюда следует, что связь между атомами в молекуле водорода гораздо прочнее, чем в молекуле фтора.9-12

Схема типов

валентной связи.

Полярность характеризует электрическую симметрию валентной связи. Как видно из рис. III-35, ионная и неполярная связи являются по существу крайними случаями полярной. Если полярность (р) строго неполярной связи принять за нуль, а чисто ионной (с однозарядными ионами) — за единицу, то для любого промежуточного случая принципиально возможна однозначная оценка полярности связи простой десятичной дробью. Например, рнр = 0,39, т. е. связь Н—F стоит несколько ближе к неполярному типу, чем к ионному. Подобная количественная характеристика полярности связи может быть пока намечена лишь для немногих п-ростейших молекул.!3

Дополнения

Т) Первой попыткой объяснить природу сил химического взаимодействия была теория Бертолле, отождествлявшего их с силами тяготения. Очевидно, что с этой точки зрения атомы должны притягиваться друг к другу тем сильнее, чем больше их магсы. Тем самым принципиально отвергалась специфичность взаимодействия между различными элементами.

Отрицанием этой иеспецнфнчностн явилась электрохимическая теория, разработанная Берцелнусом. Согласно последней каждый атом имеет два противоположно заряженных полюса — положительный и отрицательный. В одних случаях (у металлов) преобладает первый, в других (у металлоидов) — второй. Таким образом, электрохимическая теория делила все элементы на два резко разграниченных класса, причем считалось, что соединяться друг с другом могли лишь атомы противоположной электрической природы.

Электрохимическая теория была в свою очередь отвергнута, когда определенно выяснилось, что элементы одного и того же класса также могут соединяться друг с другом. Отрицание ее было настолько резким, что на протяжении ряда лет наука вообше не ставила вопроса о природе химического взаимодействия, ограничиваясь формальной трактовкой данных опыта. Развившаяся на основе такого подхода теория валентности принципиально допускала возможность возникновения связи между любыми атомами, но учитывала, что фактически одни элементы друг с другом соединяются, а другие нет. Тем самым она признавала специфичность химического взанмо

действия, не придавая, однако, последней того абсолютного характера, который приписывался ей электрохимической теорией.

Попытки вновь поставить вопрос о природе химического взаимодействия и решить его на основе электронных представлений возникли лишь в текущем столетии. Сюда особенно относятся те два направления теории валентности, основные положения которых были сформулированы в 1916 г. Косселем и Льюисом.

2) Как было установлено расчетом, само по себе замыкание магнитных полей дает лишь очень небольшую часть той общей энергии, которая отвечает образованию валентной связи между атомами и обусловливает прочность этой связи. Основное

значение имеют электрические силы, возникновение которых может быть наглядно истолковано с помощью рассматриваемой ниже модели.

Возьмем в иачестве простейшего примера два атома водорода и обозначим их ядра через А и В, а электроны соответственно через а и Ь. Так как оба электрона совершенно тождественны друг Другу, тождественны также их комбинации со «своим» и «чужим» ядром: Аа -\- ВЬ =э s*Ab + Ва.

J

к:

В молекуле водорода должно иметь место согласованное движение электронов, которое можно представить себе происходящим двумя способами (рнс. II1-36). Пусть электроны а и Ь первоначально находятся в положениях соответственно 3 и 5. Тогда обе возможные системы их согласованного движения описываются следующими порядками изменения положений;

3, 7, 6, 5,1, 2, 3 f а: 3, 4. 5, в. 7. 4, 1, 2, 3

5. 1. 2. 3. 7, 6, 5 \ Ь: б, 6, 7, 4, 1, 2. 3, 4, 5

' Расстояние ме/нду ядрами. А

Рас. 111-3". Энергия взаимодействия прн сближении двух атомов водорода.

Выбор той или иной системы определяется взаимной ориентацией электронных спинов. Если последние ориентированы однотипно (т. н. параллельные спины), то между электронами действуют магнитные силы отталкивания, что благоприятствует возникновению системы I (движение по эллипсу) с характерным для нее взаи