Лекция № 4и 5
Химическаясвязь
I. Ионная
II. Ковалентная.
III. Координационная.
IV. Металлическая.
V. Водородная.
VI. Межмолекулярная.
Химическая связь – этовзаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы,кристаллы.
Основным условиемобразования химической связи является понижением полной энергии многоатомнойсистемы по сравнению с энергией изолированных атомов, т.е. ЕАВ<ЕА+ЕВ в случаеобразования вещества АВ из А и В. Более точно химическую связь можно определитькак взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков,и сопровождается уменьшением полной энергии системы.
Основными параметрамихимической связи является её длина, прочность и валентные углы, характеризующиестроение веществ, которые образованы из отдельных атомов.
Длина связи – этомежъядерное расстояние между химическими связанными атомами.
Угол между воображаемымипрямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называетсявалентным углом. Энергия связи – энергия, необходимая для разрыва такой связи.
I. Дляобъяснения ионной связи необходимо уяснить себе следующие понятия:
Потенциал ионизации –энергия, которую необходимо затратить для удаления 1-го электрона с внешнейорбитали, при этом атом переходит из нейтрального в положительно заряженный ион(катион).
Чем меньше потенциалионизации, тем легче атом теряет электроны, тем сильнее выражены у электронаметаллические свойства. Потенциал ионизации растет в пределах периода слева направо,уменьшается сверху вниз.
Атом может не толькотерять электроны, но и присоединять. Энергия, которая выделяется приприсоединении электронов к атому, называется сродством к электрону. Чем большеэта энергия, тем более неметалл этот элемент. Сродство к электрону увеличиваетсяслева направо, уменьшается сверху вниз. Условная величина, характеризующаяспособность атома притягивать к себе электроны называетсяэлектроотрицательностью. Она равна полусумме потенциала ионизации и энергиисродства к электрону: /> (/>ядра). Электроотрицательностьрастет слева направо и уменьшается сверху вниз (увеличение числа электронныхоболочек). Наиболее электроотрицательный элемент – />.
В зависимости от величиныэлектроотрицательности все элементы делятся на:
1. электроположительные(элементы 1-3 группы)
2. электротрицательные(все остальные элементы)
Ионная связь образуетсямежду элементами сильно отличающимися по электроотрицательности, а именно DЭ>1,9.
Полинг ввел шкалуэлектроотрицательности.
Ионная связь образуетсяза счет перехода одного или нескольких электронов от одного атома на внешнююоболочку другого атома.
Атом, отдавший электронстановится положительно заряженным, а получивший – отрицательно заряженный./>
Связь между разноименнымиионами осуществляется за счет сил электростатического притяжения.
Образование ионной связипроисходит по октаэдрическому правилу. Согласно этому правилу атом принимает,теряет или разделяет электроны таким образом, чтобы электронное облако для негосоответствовало ближайшему инертному газу.
1S22S22P63S1 (/>) 1S22S22P63S23P5 (/>)
1S22S22P6 (/>) 1S22S22P63S23P6 (/>)
Ионная связь наиболеехарактерна для неорганических соединений.
II. Ковалентнаясвязь
Тип химической связимежду атомами, возникающей при обобществлении электронов, которые принадлежатэтим атомам.
Для объясненияковалентной связи используют 2 метода квантово-механического расчета:
1. метод валентныхсвязей (МВС)
2. методмолекулярных орбиталей (ММО)
Согласно методу валентныхсвязей ковалентная связь образуется не путем передачи, а путем обобществлениянеспаренных электронов с антипараллельными спинами по 1-му от каждого атома. Образовавшаясяв этом случае электронная пара принадлежит обоим атомам. /> />−/>– обозначение ковалентной связи.
Чем в большей степениперекрываются атомные орбитали, тем прочнее связь.
Перекрывание атомныхорбиталей возможно лишь при их определенной взаимной ориентации в пространстве.
Ковалентная связь вотличие от ионной имеет направленность.
Атомные орбитали могутперекрываться двумя способами:
1-ый способ: перекрываниев направлении главных осей (осей, связывающих ядра).
/>
/>
/>
Образовавшаяся при этомперекрывании ковалентная связь называется s-сигма связь.
2-ой способ: P-орбитали с параллельными осями.
/>
Боковоеперекрывание образует p-связь,менее прочную связь чем s-сигма. В соответствии с правилом Паули между двумя атомами может быть либо 1s-сигма связь, либо 1s-сигма и 1p-связь, либо 1s-сигма и 2p-связи.
/>Связи:
/> одинарная 1s −
/> двойная 1s+1p =
/> тройная 1s+2p ≡
Приувеличении кратности, длина уменьшается:
одинарная– 1,54 />
двойная– 1,34 />
тройная– 1,2 />
Так как нахождение 2-хэлектронов в поле действия 2-х ядер энергетически выгоднее, чем пребываниекаждого электрона в поле своего ядра, то в образовании ковалентной связипринимает участие все одноэлектронные орбитали внешнего энергетического уровня.Например, атом азота имеет три неспаренных электрона на внешнем уровне и можетобразовывать за счет таких электронов 3 ковалентных связи:
N 2P
/>/>/>/>/> 2S ↑ ↑ ↑
/>/> ↓↑
/>
Числонеспаренных электронов может увеличиваться при переходе атома в возбужденное состояниеза счет “расспаривания”: у /> в этом случае атом способенобразовывать 4 связи. “Расспаривание” электрона требует затраты энергии,которая компенсируется при образовании связей.
При участии в образованииs-связей орбиталей разных типов,например, в молекуле /> следовало бы ожидатьформирование связей, отличающихся друг от друга по длине и прочности. Однаковсе связи />−/>равноценны ирасполагаются симметрично друг другу. В рамках МВС эти факты объясняются наоснове концепции гибридизации атомных валентных орбиталей. Согласно ей ввалентных состояниях электроны распределяются не на чистых S и P орбиталях, а на смешанных (гибридных). Число гибридных равночислу атомных орбиталей. Гибридные орбитали одинаковы по форме и энергии. В отличииот атомных орбиталей гибридные более вытянуты в направлении образования химическойсвязи.
Типы гибридизаций:
SP3 – гибридизация – при взаимодействии 1S и 3P орбиталей,
SP2 – гибридизация – при взаимодействии 1S и 2P орбиталей,
SP – гибридизация – при взаимодействии1S и 1P орбиталей
/>
Доля s-орбитали составляет:
SP- гибридизации – 50%,
SP2 — гибридизации – 34%,
SP3 — гибридизации – 25%.
/>
МВС не всегда объясняетряд свойств веществ: спектральные, магнитные.
Метод молекулярныхорбиталей предполагает, что при образовании ковалентной связи атомные орбиталиобразуют молекулярные орбитали. С позиции ММО каждый электрон принадлежит всеймолекуле и движется в поле всех её ядер и электронов, т. е. находится наорбитали, охватывающей всю молекулу. Такая орбиталь называется молекулярной.Молекулярная орбиталь (МО) представляет собой линейную комбинацию атомных орбиталей:yAB=yA+yB.При сложении волновых функций атомных орбиталей образуется связывающаямолекулярная орбиталь. При вычитании образуется разрыхляющая молекулярнаяорбиталь. При переходе атомных орбиталей в связующую молекулярную орбитальпроисходит уменьшение энергии, а при разрыхляющих – энергия увеличивается.Связывающая молекулярная орбиталь характеризуется повышением электроннойплотности между двумя ядрами.
Образование связывающей иразрыхляющей МО из исходной АО:
/>
/>
/>
Согласно ММО образованиехимического соединения возможно только тогда, когда число электронов насвязывающей МО больше числа электронов на разрыхляющих.
Полуразность числаэлектронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях называется порядком связи.
/> />
/> - порядок связи (валентность)
/>
Ковалентная связьхарактеризуется длиной, энергией, полярностью, поляризуемостью и имеетопределённую направленность в пространстве.
С увеличением кратностисвязи, длина связи уменьшается:
/>−/>0,154 нм
/>=/>0,134 нм
/>≡/>0,12 нм
Энергия связи – энергия,которую надо затратить, чтобы разорвать химическую связь. Тоже количествоэнергии выделяется при образовании химической связи. С увеличением кратностисвязи, энергия увеличивается. Энергия p-связи меньше энергии s-связи.
Ковалентная связь можетбыть:
1. полярной (еслиатомы различаются по электроотрицательности, то электронная пара будетсмещаться к атому с большей электроотрицательностью) />
2. неполярной (междуатомами 1-го типа, с одинаковой электроотрицательностью) />−/>
Мерой полярности служит дипольныймомент:/>, где
/>−заряд электрона,
/>−расстояние между центрамизаряда.
С увеличениемэлектроотрицательности одного из атомов полярность молекулы увеличивается.
Процесс смещенияэлектронной пары к наиболее электроотрицательному атому называется поляризацией.
Поляризуемость –динамическая поляризация, способность молекулы изменять свою полярность поддействием внешнего электрического поля. Поляризуемость уменьшается суменьшением размера атома:
/>−/>>/>−/>>/>−/>>/>−/>
III. Координационнаясвязь – (донорно-акцепторная) может рассматриваться, как результат наложения ионныхи ковалентных связей
Координационная связь,как и ковалентная связь обладает определенной жесткостью, однако атомы,образующие эту связь несут на себе /> как в ионной связи. При образованиикоординационной связи атомы приобретают заряды. Образование координационнойсвязи происходит в результате обобщения пары электронов, принадлежащих только одномуатому – донору, в то время как второй является акцептором, имеющим свободнуюорбиталь.
Классический примеробразования иона аммония:
/>
2P
/>/>/>/>/> 2S ↑ ↑ ↑
/>/> ↓↑
/>
2S22Px12Py12Pz1
/>
/>
/>
/>
Разновидностьюдонорно-акцепторной связи является семиполярная связь. Она образуется, как идонорно-акцепторная, но донор заряжён положительно «+», а акцептор отрицательно«−».
/>
/>
IV. Металлическаясвязь
При обычных условияхметаллы, за исключением ртути Hg,существуют в виде кристаллов. Взаимодействие, удерживающее атомы металлов ведином кристалле, называется металлической связью.
Природа металлическойсвязи подобна ковалентной связи: оба типа связи основаны на обобществлениивалентных электронов. Однако в атомах металлов количество таких электроновменьше количества вакантных орбиталей. Электроны слабо удерживаются ядром. Поэтомуони могут переходить из одной орбитали в другую. Стремясь принять болееустойчивое состояние, а это структура инертного газа, атомы металлов довольнолегко отдают валентные электронные электроны, превращаясь в положительно заряжённыеионы. Внутри этой решётки находятся валентные электроны, которые не принадлежатконкретно какому-то атому. Благодаря малым размерам электроны более или менеесвободно перемещаются по всему объёму кристаллической решётки, поэтомувозникает большое число многоцентрированных орбиталей. Электроны на этихорбиталях обобщены сразу несколькими атомами.
Благодаря свободномуперемещению электронов металлы обладают высокой электрической проводимостью итеплопроводностью.
По прочностиметаллическая связь меньше ковалентной связи в 3-4 раза. Металлическая связь неимеет определённой направленности в пространстве. Электроны сталкиваясь сионами образуют нейтральные частицы, которые сразу теряют электроны: />. Электронныегазы отражают световые лучи.
В результате движениявнутри решётки электроны способны переносить тепловую энергию от нагретыхучастков к ненагретым, этим объясняется теплопроводность.
Если приложить нагрузку кметаллу, происходит деформация без разрушения решётки, металлам характернаковкость, пластичность.
V. Водороднаясвязь – одна из разновидностей межмолекулярного взаимодействия
Когда оченьэлектроотрицательный атом (/>, />, />) связан с атомом />, последний в результатесмещения электронной пары ковалентной связи к наиболее электроотрицательномуатому становится настолько электроно-дефицитным, что начинает проявлять остаточноесродство к электрону и поэтому он способен образовывать донорную связь:
/>
Различают водороднуюсвязь: межмолекулярную и внутримолекулярную.
/>
Энергия водородной связина 1, 2 порядка меньше энергии ковалентной связи.
VI. Межмолекулярноевзаимодействие
Взаимодействие междумолекулами без образования химической связи – это электростатическое взаимодействие(силы Ван-дер-Ваальса). Они обуславливают притяжение молекул и агрегациювещества, превращение газов в жидкое состояние и далее в твёрдое.
Различают 3 типа электростатическоговоздействия:
1. ориентационное (диполь-дипольное)– осуществляется в результате взаимодействия ориентированных полюсов полярныхмолекул при сближении
2. индукционное –электростатическое взаимодействие полярных и неполярных молекул (Допустим,встречаются полярная и неполярная молекулы. Под действием полярной молекулынеполярная деформируется и в ней возникает (индуцируется) диполь.Индуцированный диполь притягивается к постоянному диполю полярной молекулы и всвою очередь усиливает электрический момент диполя полярной группы)
3. дисперсионное –возникает в результате взаимного притяжения так называемых мгновенных диполей внеполярных молекулах вследствие несовпадения центров тяжести электронногооблака и ядер: />.
Ван-дер-Ваальсововзаимодействие очень слабо по сравнению с ковалентной связью (если энергиядиссоциации /> наатомы = 243 кДж/моль, то энергия сублимации (возгонки) кристаллов /> = 25 кДж/моль).
Вопросыдля самоконтроля
1. Основныепараметры связи.
2. Типы связи.
3. Примерысоединений с различным типом связи.
4. Межмолекулярноевзаимодействие.
www.ronl.ru
Ионная связь
Теория химической связи занимает важнейшее место в современной химии. Она объясняет, почему атомы объединяются в химические частицы, и позволяет сравнивать устойчивость этих частиц. Используя теорию химической связи, можно предсказать состав и строение различных соединений. Понятие о разрыве одних химических связей и образовании других лежит в основе современных представлений о превращениях веществ в ходе химических реакций.
Химическая связь — это взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость химической частицы или кристалла как целого. Химическая связь образуется за счет электростатического взаимодействия между заряженными частицами: катионами и анионами, ядрами и электронами. При сближении атомов начинают действовать силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого, а также силы отталкивания между ядрами и между электронами. На некотором расстоянии эти силы уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая химическая частица.
При образовании химической связи может произойти существенное перераспределение электронной плотности атомов в соединении по сравнению со свободными атомами.
В предельном случае это приводит к образованию заряженных частиц — ионов (от греческого «ион» — идущий).
1 Взаимодействие ионов
Если атом теряет один или несколько электронов, то он превращается в положительный ион — катион (в переводе с греческого – «идущий вниз »). Так образуются катионы водорода Н+, лития Li+, бария Ва2+. Приобретая электроны, атомы превращаются в отрицательные ионы — анионы (от греческого «анион» — идущий вверх ). Примерами анионов являются фторид ион F−, сульфид-ион S2− .
Катионы и анионы способны притягиваться друг к другу. При этом возникает химическая связь, и образуются химические соединения. Такой тип химической связи называется ионной связью :
2 Определение Ионной связи
Ионная связь — это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами .
Механизм образования ионной связи можно рассмотреть на примере реакции между натрием и хлором. Атом щелочного металла легко теряет электрон, а атом галогена — приобретает. В результате этого возникает катион натрия и хлорид-ион. Они образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними .
Взаимодействие между катионами и анионами не зависит от направления, поэтому о ионной связи говорят как о ненаправленной. Каждый катион может притягивать любое число анионов, и наоборот. Вот почему ионная связь является ненасыщенной. Число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь размерами кристалла. Поэтому "молекулой " ионного соединения следует считать весь кристалл .
Для возникновения ионной связи необходимо, чтобы сумма значений энергии ионизации Ei (для образования катиона) и сродства к электрону Ae (для образования аниона) должна быть энергетически выгодной. Это ограничивает образование ионной связи атомами активных металлов (элементы IA- и IIA-групп, некоторые элементы IIIA-группы и некоторые переходные элементы) и активных неметаллов (галогены, халькогены, азот).
Идеальной ионной связи практически не существует. Даже в тех соединениях, которые обычно относят к ионным, не происходит полного перехода электронов от одного атома к другому; электроны частично остаются в общем пользовании. Так, связь во фториде лития на 80% ионная, а на 20% — ковалентная. Поэтому правильнее говорить о степени ионности (полярности ) ковалентной химической связи. Считают, что при разности электроотрицательностей элементов 2,1 связь является на 50% ионной. При большей разности соединение можно считать ионным.
Ионной моделью химической связи широко пользуются для описания свойств многих веществ, в первую очередь, соединений щелочных и щелочноземельных металлов с неметаллами. Это обусловлено простотой описания таких соединений: считают, что они построены из несжимаемых заряженных сфер, отвечающих катионам и анионам. При этом ионы стремятся расположиться таким образом, чтобы силы притяжения между ними были максимальными, а силы отталкивания — минимальными.
Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %.
Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.
Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов :
Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, и частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.
3 Ионные радиусы
В простой электростатической модели ионной связи используется понятие ионных радиусов. Сумма радиусов соседних катиона и аниона должна равняться соответстующему межъядерному расстоянию :
r 0= r + + r −
При этом остается неясным, где следует провести границу между катионом и анионом. Сегодня известно, что чисто ионной связи не существует, так как всегда имеется некоторое перекрывание электронных облаков. Для вычисления радиусов ионов используют методы исследования, которые позволяют определять электронную плотность между двумя атомами. Межъядерное расстояние делят в точке, где электронная плотность минимальна .
Размеры иона зависят от многих факторов. При постоянном заряде иона с ростом порядкового номера (а, следовательно, заряда ядра ) ионный радиус уменьшается. Это особенно хорошо заметно в ряду лантаноидов, где ионные радиусы монотонно меняются от 117 пм для (La3+ ) до 100 пм (Lu3+ ) при координационном числе 6. Этот эффект носит название лантаноидного сжатия .
В группах элементов ионные радиусы в целом увеличиваются с ростом порядкового номера. Однако для d -элементов четвертого и пятого периодов вследствие лантаноидного сжатия может произойти даже уменьшение ионного радиуса (например, от 73 пм у Zr4+ до 72 пм у Hf4+ при координационном числе 4).
В периоде происходит заметно уменьшение ионного радиуса, связанное с усилением притяжения электронов к ядру при одновременном росте заряда ядра и заряда самого иона: 116 пм у Na+, 86 пм у Mg2+, 68 пм у Al3+ (координационное число 6). По этой же причине увеличение заряда иона приводит к уменьшению ионного радиуса для одного элемента: Fe2+ 77 пм, Fe3+ 63 пм, Fe6+ 39 пм (координационное число 4).
Сравнение ионных радиусов можно проводить только при одинаковом координационном числе, поскольку оно оказывает влияние на размер иона из-за сил отталкивания между противоионами. Это хорошо видно на примере иона Ag+; его ионных радиус равен 81, 114 и 129 пм для координационных чисел 2, 4 и 6, соответственно .
Структура идеального ионного соединения, обусловленная максимальным притяжением между разноименными ионами и минимальным отталкиванием одноименных ионов, во многом определяется соотношением ионных радиусов катионов и анионов. Это можно показать простыми геометрическими построениями.
Отношение r +: r − | Координационное число катиона | Окружение | Пример |
0,225−0,414 | 4 | Тетраэдрическое | ZnS |
0,414−0,732 | 6 | Октаэдрическое | NaCl |
0,732−1,000 | 8 | Кубическое | CsCl |
>1,000 | 12 | Додекаэдрическое | В ионных кристаллах не обнаружено |
4 Энергия ионной связи
Энергия связ и для ионного соединения — это энергия, которая выделяется при его образовании из бесконечно удаленных друг от друга газообразных противоионов. Рассмотрение только электростатических сил соответствует около 90% от общей энергии взаимодействия, которая включает также вклад неэлектростатических сил (например, отталкивание электронных оболочек ).
При возникновении ионной связи между двумя свободными ионами энергия их притяжения определяется законом Кулона :
E(прит.) = q+ q− / (4π r ε),
где q+ и q− — заряды взаимодействующих ионов, r — расстояние между ними, ε — диэлектрическая проницаемость среды .
Так как один из зарядов отрицателен, то значение энергии также будет отрицательным.
Согласно закону Кулона, на бесконечно малых расстояниях энергия притяжения должна стать бесконечно большой. Однако этого не происходит, так как ионы не являются точечными зарядами. При сближении ионов между ними возникают силы отталкивания, обусловленные взаимодействием электронных облаков. Энергия отталкивания ионов описывается уравнением Борна :
Е(отт.) = В / rn,
где В — некоторая константа, n может принимать значения от 5 до 12 (зависит от размера ионов ). Общая энергия определяется суммой энергий притяжения и отталкивания :
Е = Е(прит.) + Е(отт.)
Её значение проходит через минимум. Координаты точки минимума отвечают равновесному расстоянию r и равновесной энергии взаимодействия между ионами E :
E0 = q+ q− (1 — 1 / n) / (4π r0 ε)
В кристаллической решетке всегда имеет место большее число взаимодействий, чем между парой ионов. Это число определяется в первую очередь типом кристаллической решетки. Для учета всех взаимодействий (ослабевающих с увеличением расстояния) в выражение для энергии ионной кристаллической решетки вводят так называемую константу Маделунга А :
E(прит.) = A q+ q− / (4π r ε)
Значение константы Маделунга определяется только геометрией решетки и не зависит от радиуса и заряда ионов. Например, для хлорида натрия она равна 1,74756 .
5 поляризация ионов
Помимо величины заряда и радиуса важной характеристикой иона являются его поляризационные свойства. Рассмотрим этот вопрос несколько подробнее. У неполярных частиц (атомов, ионов, молекул) центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. В электрическом поле происходит смещение электронных оболочек в направлении положительно заряженной пластины, а ядер — в направлении отрицательно заряженной пластины. Вследствие деформации частицы в ней возникает диполь, она становится полярной.
Источником электрического поля в соединениях с ионным типом связи являются сами ионы. Поэтому, говоря о поляризационных свойствах иона, необходимо различать поляризующее действие данного иона и способность его самого поляризоваться в электрическом поле .
Поляризующее действие иона будет тем большим, чем больше его силовое поле, т. е. чем больше заряд и меньше радиус иона. Поэтому в пределах подгрупп в Периодической системе элементов поляризующее действие ионов понижается сверху вниз, так как в подгруппах при постоянной величине заряда иона сверху вниз увеличивается его радиус .
Поэтому поляризующее действие ионов щелочных металлов например растет от цезия к литию, а в ряду галогенид-ионов — от I к F. В периодах поляризующее действие ионов растет слева направо вместе с увеличением заряда иона и уменьшением его радиуса .
Поляризуемость иона, способность его к деформации растут с уменьшением силового поля, т. е. с уменьшением величины заряда и увеличением радиуса. Поляризуемость анионов обычно выше, чем катионов и в ряду галогенидов растет от F к I .
На поляризационные свойства катионов оказывает влияние характер их внешней электронной оболочки. Поляризационные свойства катионов как в активном, так и в пассивном смысле при одинаковом заряде и близком радиусе растут при переходе от катионов с заполненной оболочкой к катионам с незаконченной внешней оболочкой и далее к катионам с 18-электронной оболочкой .
Например, в ряду катионов Mg2+, Ni2+, Zn2+ поляризационные свойства усиливаются. Эта закономерность согласуется с изменением в приведенном в ряду радиуса иона и строения его электронной оболочки:
Катион | Мg 2+ | Ni 2+ | Zn 2+ |
Радиус, нм | 0,078 | 0,079 | 0,083 |
Электронная оболочка | 2s2 2р6 | 3s2 3р6 3d8 | 3s2 3р6 3d10 |
Для анионов поляризационные свойства ухудшаются в такой последовательности:
I-, Br-, Cl-, CN-, OH-, NO3-, F-, ClO4- .
Результатом поляризационного взаимодействия ионов является деформация их электронных оболочек и, как следствие этого, сокращение межионных расстояний и неполное разделение отрицательного и положительного зарядов между ионами.
Например, в кристалле хлорида натрия величина заряда на ионе натрия составляет +0,9, а на ионе хлора — 0,9 вместо ожидаемой единицы. В молекуле KCl, находящейся в парообразном состоянии, величина зарядов на ионах калия и хлора составляет 0,83 единицы заряда, а в молекуле хлороводорода — лишь 0,17 единицы заряда.
Поляризация ионов оказывает заметное влияние на свойства соединений с ионной связью, понижая их температуры плавления и кипения, уменьшая электролитическую диссоциацию в растворах и расплавах и др .
Ионные соединения образуются при взаимодействии элементов, значительно различающихся по химическим свойствам. Чем больше удалены друг от друга элементы в периодической системе, тем в большей степени проявляется в их соединениях ионная связь. Напротив, в молекулах, образованных одинаковыми атомами или атомами элементов, близких по химическим свойствам, возникают другие типы связи. Поэтому теория ионной связи имеет ограниченное применение .
6 Влияние поляризации ионов на свойства веществ и свойства Ионной связи и ионных соединений
Представления о поляризации ионов помогают объяснить различия в свойствах многих однотипных веществ. Например, сравнение хлоридов натрия и калия с хлоридом серебра показывает, что при близких ионных радиусах
поляризуемость катиона Ag+, имеющего 18-электронную внешнюю оболочку, выше, что приводит к увеличению прочности связи металл-хлор и меньшей растворимости хлорида серебра в воде .
Взаимная поляризация ионов облегчает разрушение кристаллов, что приводит к понижению температур плавления веществ. По этой причине температура плавления TlF (327 oС) существенно ниже, чем RbF (798 oC). Температура разложения веществ также понижатся с усилением взаимной поляризации ионов. Поэтому иодиды обычно разлагаются при более низких температурах, чем остальные галогениды, а соединения лития — термически менее устойчивы, чем соединения других щелочных элементов .
Деформируемость электронных оболочек сказывается и на оптических свойствах веществ. Чем более поляризована частица, тем ниже энергия электронных переходов. Если поляризация мала, возбуждение электронов требует более высокой энергии, что отвечает ультрафиолетовой части спектра. Такие вещества обычно бесцветны. В случае сильной поляризации ионов возбуждение электронов происходит при поглощении электромагнитного излучения видимой области спектра. Поэтому некоторые вещества, образованные бесцветными ионами, окрашены .
Характеристикой ионных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают » молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя .
При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты (нитраты), которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются ). Последний факт объясняется на основе законов, которые рассматриваются в физической химии .
7 Кристаллическая решётка
Ионные соединения (например, хлорид натрия NaCl) — твердые и тугоплавкие от того, что между зарядами их ионов ("+" и "–") существуют мощные силы электростатического притяжения .
Отрицательно заряженный ион хлора притягивает не только "свой " ион Na+, но и другие ионы натрия вокруг себя. Это приводит к тому, что около любого из ионов находится не один ион с противоположным знаком, а несколько (рис. 1).
Рис. 1. Строение кристалла поваренной соли NaCl .
Фактически, около каждого иона хлора располагается 6 ионов натрия, а около каждого иона натрия — 6 ионов хлора .
Такая упорядоченная упаковка ионов называется ионным кристаллом. Если в кристалле выделить отдельный атом хлора, то среди окружающих его атомов натрия уже невозможно найти тот, с которым хлор вступал в реакцию. Притянутые друг к другу электростатическими силами, ионы крайне неохотно меняют свое местоположение под влиянием внешнего усилия или повышения температуры. Но если температура очень велика (примерно 1500°C ), то NaCl испаряется, образуя двухатомные молекулы. Это говорит о том, что силы ковалентного связывания никогда не выключаются полностью .
Ионные кристаллы отличаются высокими темпертурами плавления, обычно значительной шириной запрещенной зоны, обладают ионной проводимостью при высоких температурах и рядом специфических оптических свойств (например, прозрачностью в ближней области ИК спектра ). Они могут быть построены как из одноатомных, так и из многоатомных ионов. Пример ионных кристаллов первого типа — кристаллы галогенидов щелочных и щелочно-земельных металлов; анионы располагаются по закону плотнейшей шаровой упаковки или плотной шаровой кладки, катионы занимают соответствующие пустоты. Наиболее характерные структуры такого типа — NaCl, CsCl, CaF2. Ионные кристаллы второго типа построены из одноатомных катионов тех же металлов и конечных или бесконечных анионных фрагментов. Конечные анионы (кислотные остатки) — NO3-, SO42-, СО32- и др. Кислотные остатки могут соединяться в бесконечные цепи, слои или образовывать трехмерный каркас, в полостях которого располагаются катионы, как, например, в кристаллических структурах силикатов. Для ионных кристаллов можно рассчитать энергию кристаллической структуры U (см. табл.), приближенно равную энтальпии сублимации; результаты хорошо согласуются с экспериментальными данными. Согласно уравнению Борна-Майера, для кристалла, состоящего из формально однозарядных ионов:
U = -A/R + Ве-R/r — C/R6 — D/R8 + E0
(R — кратчайшее межионное расстояние, А — константа Маделунга, зависящая от геометрии структуры, В и r — параметры, описывающие отталкивание между частицами, C/R6 и D/R8 характеризуют соответствующие диполь-дипольное и диполь-квадрупольное взаимодействие ионов, E — энергия нулевых колебаний, е — заряд электрона ). С укрупнением катиона возрастает вклад диполь-дипольных взаимодействий.
www.ronl.ru
Ионная связь
Химическая связь – это вид межатомных взаимодействий в молекулах, ионах, кристаллах, характеризуемый определенной энергией. При всем многообразии химических связей их природа едина и носит электростатический характер.
Мы уже познакомились с ионами, которые образуются, когда отдельные атомы принимают или отдают электроны. В этом случае число протонов в атомном ядре перестает быть равным числу электронов в электронной оболочке, и химическая частица приобретает электрический заряд.
Но в состав иона может входить и не одно ядро, как в молекуле. Такой ион представляет собой единую систему, состоящую из нескольких атомных ядер и электронной оболочки. В отличие от молекулы общее число протонов в ядрах не равно общему числу электронов в электронной оболочке, отсюда – электрический заряд иона.
Ионы – заряженные аналоги атомов и молекул
Какие бывают ионы? То есть, чем они могут различаться?
По числу атомных ядер ионы делятся на простые (или одноатомные), то есть содержащие одно ядро (например: K , O2 ), и сложные (или многоатомные), то есть содержащие несколько ядер (например: CO32 , [Fe(h3O)6]3 ). Простые ионы – заряженные аналоги атомов, а сложные – заряженные аналоги молекул.
По знаку заряда ионы делятся на катионы и анионы.
Катионы – положительно заряженные ионы Анионы – отрицательно заряженные ионы.
Примеры катионов: K(ион калия), Fe2 (ион железа), Nh5 (ион аммония), [Cu(Nh4)4]2 (ион тетраамминмеди). Примеры анионов: Cl (хлорид-ион), N3 (нитрид-ион), PO43 (фосфат-ион), [Fe(CN)6]4 (гексацианоферрат-ион).
По значению заряда ионы делятся на однозарядные (K, Cl, Nh5, NO3 и т. п.), двухзарядные (Са2 , O2 , SО42 и т. д.) трехзарядные (Аl3 , РО43 и т. п.) и так далее.
Итак, ион РО43 мы назовем трехзарядным сложным анионом, а ион Са2 – двухзарядным простым катионом.
Кроме этого, ионы различаются еще и своими размерами. Размер простого иона определяется радиусом этого иона или ионным радиусом. Размер сложных ионов охарактеризовать труднее. Радиус иона, как и радиус атома, непосредственно измерить невозможно (как вы понимаете, четких границ у иона нет). Поэтому для характеристики изолированных ионов используют орбитальные ионные радиусы (примеры – в таблице 17).
Орбитальный ионный радиус – радиус внешнего электронного облака простого иона
Таблица 17.Орбитальные радиусы некоторых простых ионов
Катион | Заряд, е | Орбитальный радиус, А | Анион | Заряд, е | Орбитальный радиус, А |
Li | + 1 | 0,189 | F | – 1 | 0,400 |
Na | + 1 | 0,278 | Cl | – 1 | 0,742 |
K | + 1 | 0,592 | Br | – 1 | 0,869 |
Rb | + 1 | 0,734 | I | – 1 | 1,065 |
Cs | + 1 | 0,921 | O2 | – 2 | 0,46 |
Be2 | + 2 | 0,139 | S2 | – 2 | 0,83 |
Mg2 | + 2 | 0,246 | Se2 | – 2 | 0,92 |
Ca2 | + 2 | 0,538 | Te2 | – 2 | 1,12 |
Sr2 | + 2 | 0,683 | |||
Ba2 | + 2 | 0,866 | |||
Al3 | + 3 | 0,221 |
Характеризуя размеры ионов в соединениях, используют и другие системы ионных радиусов.
Для объяснения химической связи между атомами в молекулах солей, оксидов и щелочей наиболее пригодна теория, в основу которой положено представление об ионной связи.
Согласно теории ионной связи, самой устойчивой электронной конфигурацией атома является такая, при которой во внешнем электронном слое находится восемь или два электрона (подобно благородным газам). Довольно устойчивы также атомы, внешнего слой который содержит 18 электронов.
Во время химических реакций атомы стремятся приобрести наиболее устойчивую электронную конфигурацию. Это достигается в результате присоединения электронов атомов других элементов или отдачи электронов из внешнего слоя другим атомам. Атомы, отдавшие часть электронов, приобретают положительный заряд и становятся положительно заряженными ионами. Атомы, присоединившие электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы. Разноимённо заряженные ионы удерживаются друг около друга силами электростатического притяжения.
Молекулы, образованные из противоположно заряженных ионов называют ионными молекулами, а химическую связь в таких молекулах — ионной связью.
Разноименно заряженные ионы связываются между собой за счет электростатического притяжения – образуется ионная связь.
Ионная связь – химическая связь, образованная электростатическим притяжением друг к другу разноименно заряженных ионов.
Так как ионная связь имеет электростатический характер, то любой простой ион (точечный заряд!) притягивает противоположно заряженные ионы по всем направлениям с одинаковой силой. Эта особенность ионной связи называется ненаправленностью.
Из свойств электрических зарядов следует и вторая особенность ионной связи – ненасыщаемость. Смысл ненасыщаемости ионной связи в том, что каждый ион с одинаковой силой притягивает один, два, три, четыре и так далее ионов противоположного знака (если, конечно, они находятся на одинаковом от него расстоянии). Число таких ионов зависит только от их размера.
Ионная связь имеет очень важное значение в формировании структурных молекулярных и межмолекулярных связей, определяющих качественные характеристики и активности многих соединений и композитов.
Металлическая химическая связь.
Вы уже знаете, что атомы металлов способны превращаться в ионы, теряя электроны внешнего уровня без больших энергетических затрат.
Энергии теплового движения вполне достаточно для отрыва электрона от атома или перехода его на более высокий энергетический уровень, где связь электрона с ядром еще меньше. Физики называют совокупность таких уровней «зоной проводимости», так как находясь на одном из таких уровней, электрон способен довольно легко перейти на аналогичный уровень соседнего атома под действием внешнего электрического поля, то есть принять участие в электрическом токе.
Потерявший свой электрон атом металла становится ионом, а электрон «путешествует» в зоне проводимости, «перескакивая» с одного атома или иона на другой. Множество этих электронов образует так называемый «электронный газ». Вспомните, почему его так называют.
Электронный газ пронизывает весь кристалл металла, как бы соединяя, «склеивая» его, как вода склеивает песчинки влажного речного песка.
Случайно вылетев на поверхность кристалла, электроны возвращаются назад действием кулоновских сил со стороны оставшихся в кристалле ионов. Именно окутывающее кристалл облако электронов порождает характерный «металлический блеск». Именно оно вызывает такую «радость» катионов водорода при попадании кристаллов - гранул активного металла в растворы кислот.
Однако, подробный разговор о поведении металлов в растворах электролитов, электродах, электродных потенциалах и электролизе нас ждет впереди.
Помимо блеска, «свободные» (подумайте, почему это слово взято в кавычки) электроны придают, как вы знаете, металлам тепло и электропроводность, ковкость и пластичность. Такие характерные особенности взаимодействия атомов металлов друг с другом, связи их в единый макрокристалл позволяют рассматривать это взаимодействие как отдельный вид химической связи – металлическую.
Итак, металлическая химическая связь – связь атомов и ионов в кристалле металла за счет единого электронного облака – «электронного газа».
Очевидно, что понятие «металлическая связь» применимо лишь к достаточно большой совокупности атомов металла.
Поэтому, прочность такой связи характеризуют не энергией связи отдельных атомов, а используют понятие «энергия кристаллической решетки».
Энергией металлической кристаллической решетки называется количество энергии, которое необходимо затратить на разрушение решетки, содержащей 1 моль данного металла.
Очевидно, что эта энергия зависит от радиуса атомов и катионов металла, их заряда и типа «упаковки» - размещения атомов и ионов металла относительно друг друга.
Значения энергий кристаллических решеток некоторых металлов приведены в таблице 4.
Период | Металл - энергия кристаллической решетки (кДж/моль) | ||
I | Li 159 | Ве 314 | --- |
II | Na 106 | Mg 151 | Al 314 |
Как видно из таблицы, наибольшей энергией обладают решетки, содержащие относительно небольшие «сильно заряженные» ионы. Как правило, в периоде с ростом порядкового номера элемента кристаллическая решетка становится более прочной, в группе с увеличением номера элемента энергия кристаллической решетки снижается. Подумайте, чем это может быть вызвано.
Обобщая знания о природе и видах химической связи, необходимо в заключение отметить, что все виды химических связей имеют общую природу – кулоновское взаимодействие атомных ядер, ионов, отдельных электронов и электронных пар.
Водородная связь.
Известно, что соединяться друг с другом могут не только атомы в молекулах или ионных кристаллах, но и сами молекулы друг с другом. Вспомните, например, аномально высокие температуры плавления и кипения воды, особенности физических свойств спиртов и карбоновых кислот, небывалую растворимость аммиака в воде. Все эти явления вызваны образованием связей между молекулами.
В чем же причина возникновения этих связей, ведь, на первый взгляд, все атомы в молекулах исчерпали свои валентные возможности, а сами молекулы электрически нейтральны.
Каким образом отдельные молекулы в твердых или жидких веществах связаны друг с другом, почему они не «разлетаются» в разные стороны подобно атомам инертных газов? Иными словами, какова природа сил межмолекулярного притяжения?
Вы уже знаете, многие химические связи в молекулах полярны, некоторые атомы (например, кислорода, фтора, азота) в них имеют неподеленные электронные пары. Именно неподеленные электронные пары, несущие в молекуле частичный отрицательный заряд, крайне притягательны, в прямом и переносном смысле, для положительно поляризованных атомов других молекул.
Так, в знакомой вам молекуле аммиака имеется неподеленная электронная пара на атоме азота, а атом водорода в молекуле воды сильно поляризован из-за смещения общей электронной пары ковалентной связи О-Н в сторону атома кислорода. Очевидно, что молекулы воды и аммиака не могут «равнодушно» не реагировать друг на друга. Притяжение положительно поляризованного атома водорода молекулы воды и неподеленной электронной пары атома азота вызывает «слипание» этих молекул, то есть образование связи между ними:
В этом и заключается причина высокой растворимости аммиака в воде. Аналогично взаимодействуют молекулы воды и друг с другом:
Хотя взаимодействие неподеленной электронной пары атома кислорода одной молекулы с положительно поляризованным атомом водорода другой молекулы напоминает образование ковалентной связи, очевидно, что вторую истинную ковалентную связь атом водорода образовать не может, «не порвав отношения» с атомом кислорода «своей» молекулы. Неудивительно, что именно взаимодействие молекул воды друг с другом объясняет известные вам «аномальные» физические свойства этого вещества: относительно высокие температуры плавления и кипения, высокую теплоемкость, снижение плотности и увеличение объема при замерзании – кристаллизации. Эти «аномалии» играют важнейшую роль в существовании жизни на земле.
Подобно молекулам воды взаимодействуют друг с другом и молекулы спиртов, например, этанола:
Из анализа электронного строения молекул карбоновых кислот (полярности химической связи в гидроксильной группе) ясно, что их молекулы образуют связи друг с другом и ассоциаты (объединения) активнее, чем спирты:
И в самом деле, образование внутримолекулярных солей аминокислот известно вам из курса органической химии.
Анализируя приведенные примеры, можно заметить, что во всех этих взаимодействиях принимает участие атом положительно поляризованный атом водорода. И это не случайно. Атом водорода уникален по своим малым размерам (возможности приблизиться к неподеленной электронной паре другого атома) и отсутствию «внутренних», экранирующих электронных слоев, что делает взаимодействия с его участием наиболее эффективными. Именно поэтому такие связи между молекулами получили название «водородных».
Водородная связь – связь между отдельными участками молекул за счет положительно поляризованного атома водорода и неподеленной электронной пары атома другого элемента. Из рассмотренных примеров понятно, что водородная связь может быть как межмолекулярной, так и внутримолекулярной.
В гидрофторид-анионе НF2- катион водорода находится примерно посередине между двумя анионами фтора F-. В других частицах длина водородной связи обычно на 40-80 пм больше длины соответствующей ковалентной связи.
myunivercity.ru
Внутримолекулярные и межмолекулярные водородные связи играют огромную роль в химии природных органических соединений.
Уникальные свойства белков во многом объясняются способностью участков полипептидной цепи молекулы белка соединяться друг с другом водородными связями. Именно водородные связи определяют уникальную для каждого белка форму его макромолекулы.
Молекулы дезоксирибонуклеиновых кислот - ДНК - представляют собой двойные спирали, которые связаны друг с другом именно водородными связями. Определенная последовательность и расположение в пространстве групп атомов, способных образовывать водородные связи, обеспечивает функционирование биологического механизма копирования молекул. Неужели передача наследственной информации и само существование жизни на Земле невозможно без водородных связей? Вопрос риторический.
Следует заметить также, что водородная связь по своей энергии (примерно 20-40 кДж/моль) и прочности занимает промежуточное положение между ковалентной химической связью и физическим межмолекулярным взаимодействием (Ван-дер-Ваальсовыми силами).
Межмолекулярное взаимодействие. Силы Ван-дер-Ваальса.
Во второй половине XIX века, изучая свойства газов, голландский физик Я.Д. Ван-дер-Ваальс обнаружил, что поведение реальных газов заметно отличается от свойств идеального газа. Ван-дер-Ваальс объяснил это отличие необходимостью учета собственных размеров молекул газа, а также действием между молекулами (в зависимости от расстояния между ними) сил отталкивания и сил притяжения, которые позже были названы его именем .
Природа сил отталкивания молекул на близких расстояниях понятна – кулоновское взаимодействие ядер атомов, составляющих молекулу (см. стр. 4), невозможность перекрывания орбиталей, занятых парами электронов (вспомните принцип Паули), деформация молекул, требующая энергетических затрат…
А чем может объясняться притяжение молекул, ведь они не имеют электрического заряда? Да и водородные связи способны образовывать далеко не все из них…
Тогда за счет чего могут притягиваться друг к другу молекулы, не образующие водородных связей? Давайте рассуждать.
Прежде всего вспомним, что ковалентная связь между атомами элементов с различной электроотрицательностью является полярной. Количественной мерой полярности связи служит величина дипольного момента, определяемая произведением величины эффективного заряда полюсов диполя на расстояние между ними. Дипольный момент - вектор, направленный (условно) от центра положительного заряда к центру заряда отрицательно. Дипольный момент молекулы в целом равен векторной сумме дипольных моментов всех полярных связей в ней. Например, молекула оксида серы (IV) полярна, ее дипольный момент отличен от нуля. В тетрахлорметане каждая из четырех связей С-Cl является полярной, однако, благодаря специфике их взаимного расположения, сумма дипольных моментов всех связей в молекуле равна нулю, ССl4 - неполярное вещество:
При сближении двух полярных молекул они ориентируются в пространстве таким образом, что положительный заряд одного диполя располагается рядом с отрицательным зарядом другого диполя, между ними возникает сила электростатического притяжения, образуется относительно непрочное соединение (ассоциация) двух молекул. Средняя энергия такого взаимодействия лежит в диапазоне от 0,5 до 10 кДж/моль.
Такое взаимодействие между полярными молекулами называется ориентационным, а силы этого взаимодействия – ориентационными силами.
А если одна из взаимодействующих молекул неполярна и диполем не является? Что тогда? Почти то же самое: каждый полюс полярной молекулы порождает вокруг себя электрическое поле, которое вызывает - индуцирует перераспределение зарядов в неполярной молекуле, «неосторожно» подлетевшей к диполю. Неполярная ранее молекула превращается в диполь, взаимодействие которых мы уже рассматривали. Неудивительно, что взаимодействие между полярными и неполярными молекулами называют индукционным или поляризационным, а силы такого взаимодействия – индукционными или поляризационными силами.
А если все молекулы неполярны? Не будут действовать силы притяжения? Оказывается, будут! Их возникновение вызвано тем, что, проявляя корпускулярные свойства, электроны в каждый момент времени занимают определенное положение в молекуле. Поэтому мгновенное значение дипольного момента даже неполярной молекулы отлично от нуля. Этим, кстати, объясняется и дисперсия света в веществе. Поэтому притяжение молекул за счет взаимодействия спонтанно возникающих в каждое мгновение дипольных моментов называется дисперсионным взаимодействием, а силы этого взаимодействия – дисперсионными силами.
Дисперсионные силы межмолекулярного взаимодействия возникают между любыми молекулами и отдельными атомами потому, что их действие не зависит от наличия у взаимодействующих частиц стационарного дипольного момента.
Следует заметить, что в большинстве случаев силы дисперсионного взаимодействия значительно превышают как ориентационные, так и индукционные силы. И лишь при взаимодействии сильнополярных молекул, таких как молекулы воды, ориентационное притяжение сильнее дисперсионного.
Обобщая изложенное выше и не вдаваясь в детали, можно сказать, что относительно непрочные (по сравнению с ковалентными и водородными) связи между молекулами, обусловленные электростатическим диполь-дипольным взаимодействием, называют связями Ван-дер-Ваальса.
Познакомившись достаточно подробно с причинами возникновения, механизмами образования и методами описания ковалентной химической связи, нетрудно будет разобраться в сущности другого вида химической связи.
Деление химической связи на типы носит условный характер.
Металлическая связь, обусловленная притяжением электронов и ионов металлов, носит некоторые признаки ковалентной, если принять во внимание перекрывание электронных орбиталей атомов.
При образовании водородной связи помимо электростатического притяжения заметную роль играет донорно-акцепторный характер взаимодействия положительно поляризованного атома водорода с неподеленной электронной парой более электроотрицательного неметалла.
Резкую границу между ионной и ковалентной полярной связью также провести невозможно. Более того, ионную связь можно рассматривать как крайне полярную ковалентную…
Однако, анализируя все виды химических связей и межмолекулярных взаимодействий, нельзя не заметить, что все они имеют единую физическую природу - электронно-ядерное взаимодействие. Образование любой химической связи, как и «простое» притяжение молекул друг к другу представляет собой результат взаимодействия электрических полей, создаваемых положительно заряженными ядрами и электронными оболочками атомов.
Из рассуждений о природе химической связи вы могли прийти к выводу о том, что многие изученные вами ранее понятия требуют уточнения и осмысления на новом, более высоком уровне их понимания. И это, безусловно, верный вывод.
Именно таков путь развития не только химии, но и любой науки. Познание нового, осмысление его, попытки объяснения и предсказания, поиск доказательств правильности гипотез и теорий, получение новых данных, уточнение или отказ от одних теорий и создание других…
Когда-то, как вы помните, попытки доказать существование флогистона и выделить его вызвали ускорение развития химии, но, однако, «похоронили» сам флогистон, да и поиски алхимиками способов получения одних химических элементов из других с точки зрения ядерной физики уже не кажутся такими бредовыми…
Так что не стоит пугаться что-то менять и уточнять в своих знаниях. Как знать, может быть именно ваши мысли и предположения лягут в основу новых научных теорий.
myunivercity.ru
