§ 39. Молекулы

Атомы различных элементов могут соединяться друг е другом, образуя молекулы. Силы взаимодействия между атомами, приводящие к образованию молекул (это взаимодействие называют химическим), как и силы, действующие в самом атоме, имеют в основном электрическое происхождение. Но образование молекул, как и структура атомов,

относится к категории квантовых явлений, которые не могут быть объяснены в рамках классической механики. Здесь мы опишем лишь некоторые основные свойства этого взаимодействия, не вникая в его природу.

Простейшей молекулой является двухатомная молекула, состоящая из двух атомов — одинаковых или различных. Взаимодействие атомов, приводящее к образованию такой молекулы, характеризуется потенциальной энергией, график которой изображен на рис. 1. На этом графике отложена потенциальная энергия U взаимодействия двух атомов как функция от расстояния г между ними (точнее, расстояния между ядрами атомов). Эта функция имеет довольно глубокий и резкий минимум при некотором значении г=г0. На меньших расстояниях кривая очень круто поднимается вверх; эта область соответствует сильному отталкиванию атомов, обусловленному в основном кулонов-ским отталкиванием сближающихся ядер. На больших же расстояниях атомы притягиваются.

Расстояние г0 отвечает устойчивому равновесному взаимному положению ядер в молекуле. В действительности ядра не занимают строго эти положения, а совершают около них колебания; амплитуда этих колебаний, однако, обычно мала. Глубина U0 потенциальной ямы характеризует прочность связи атомов в молекуле (строго говоря, точное значение энергии связи, которую надо было бы

затратить для разъединения атомов, несколько отличается от U0 из-за энергии колебаний ядер).

В таблице приведены для иллюстрации значения г0 (в ангстремах, lA=10-8 см) и U0 (в электрон-вольтах) нескольких двухатомных молекул.

Двухатомную молекулу можно представлять себе как гантель длины г0. Многоатомные молекулы имеют более сложную форму.

На рис. 2 изображены положения ядер атомов в некоторых трехатомных молекулах (расстояния между ними указаны в ангстремах). Одни из этих молекул имеют вид треугольников (молекулы воды Н20, озона 03), в других атомы

расположены вдоль одной прямой (молекулы окиси углерода С02, синильной кислоты HCN). В § 40 мы приведем еще несколько примеров более сложных молекул.

Мы видим, что расстояние между ядрами в молекулах порядка Ю-8 см, т. е. порядка величины размеров самих атомов. Другими словами, атомы в молекуле сближены «вплотную». Поэтому, строго говоря, в молекуле нельзя

разграничить электронные оболочки различных атомов. Хотя внутренние области электронных оболочек при соединении атомов в молекулу меняются мало, но движение внешних электронов может измениться существенным образом, причем эти электроны как бы «коллективизируются» атомами.

В некоторых молекулах внешние части электронных оболочек перестраиваются так, что вокруг одних ядер в среднем находится меньше, а вокруг других ядер — больше электронов, чем это положено в нейтральных атомах; такие молекулы как бы состоят из ионов (например, молекула КС1 — из положительного иона К+ и отрицательного иона СГ). В других случаях (например, Н2, 02, НС1) атомы в молекуле остаются в среднем электрически нейтральными. Это различие, однако, имеет лишь количественный характер, и между двумя указанными крайними ситуациями возможны различные промежуточные случаи.

Характерным свойством химического взаимодействия атомов является его насыщаемость. Это значит, что атомы, вступающие благодаря этому взаимодействию в соединение друг с другом, теряют способность взаимодействовать таким же образом с другими атомами.

Различные молекулы тоже взаимодействуют друг с другом; это взаимодействие называют ван-дер-ваальсовым в отличие от химического взаимодействия атомов, приводящего к образованию молекул.

Взаимодействие двух молекул нельзя, вообще говоря, изобразить просто в виде кривой U=U(r), как это было сделано выше для атомов, поскольку взаимное расположение молекул характеризуется большим числом параметров: наряду с расстоянием г между молекулами существенна также и их взаимная ориентация. Но если представить себе взаимодействие молекул как бы усредненным по всем возможным их ориентациям, то оно тоже сможет быть изображено в виде такой кривой.

Эта кривая похожа на кривую взаимодействия атомов в молекуле в том отношении, что на больших расстояниях молекулы притягиваются друг к другу, а на малых расстояниях — отталкиваются. Силы притяжения между молекулами быстро убывают с увеличением расстояния между ними. Еще быстрее происходит увеличение сил отталкива

ния при сближении молекул, так что молекулы ведут себя при сближении, как твердые, взаимно не проникающие, тела. Глубина же минимума на кривой ван-дер-ваальсова взаимодействия очень мала — она измеряется несколькими десятыми или даже сотыми долями электрон-вольта (см. § 68), в то время как глубина потенциальной ямы на кривой химического взаимодействия составляет несколько электрон-вольт.

Другое существенное отличие между обоими видами взаимодействия состоит в том, что ван-дер-ваальсовы силы, в отличие от химических, не обладают свойством насыщаемости. Ван-дер-ваальсово взаимодействие существует между всеми молекулами, так что если две молекулы сближаются друг с другом благодаря этому взаимодействию, то они продолжают притягивать и другие молекулы. Поэтому силы молекулярного притяжения не приводят к образованию «сверхмолекул», а только содействуют общему стремлению всех молекул сблизиться друг с другом. Это стремление осуществляется при переходе вещества в конденсированное состояние — жидкое или твердое.