Тот, кто побывал в музее минерало­гии или на выставке минералов, не мог не восхититься изяществом и красотой форм, которые создала «неживая» при­рода. А кто из нас не любовался сне­жинками: их разнообразие поистине бесконечно! Ещё в XVII в. знаменитый немецкий астроном Иоганн Кеплер на­писал трактат «О шестиугольных сне­жинках», а в XX столетии были изда­ны альбомы, где представлены тысячи увеличенных фотографий "снежинок, причём ни одна из них не повторяет другую.

Особое место среди кристаллов за­нимают драгоценные камни, которые с древнейших времён привлекают внима­ние человека. Невозможно оторвать взгляд от сверкающих всеми цветами радуги алмазов, рубинов, изумрудов, сапфиров, аметистов... Теперь многие драгоценные камни люди научились получать искусственно. Например, под­шипники для часов и других точных приборов уже давно делают из искусст­венных рубинов. А можно создать и та­кие кристаллы, которых в природе вообще не существует.

Многие видные химики, минера­логи и другие учёные начинали свои первые школьные опыты именно с вы­ращивания кристаллов. Опыты эти от­носительно просты, но их результаты порой могут вызвать удивление и вос­хищение.

Чтобы вырастить кристалл, полезно знать, какие процессы управляют его ростом; почему разные вещества дают кристаллы различной формы, а некото­рые вовсе не образуют кристаллов; что надо сделать, чтобы кристаллы получи­лись большими и красивыми.

Классические теории трактуют химическую связь как взаимодействие двух атомов. Однако открыто уже до­вольно много необычных молекул, в которых химиче­ская связь возникает сразу между несколькими ато­мами. Такие связи называют многоцентровыми.

Простейший пример молекулы с трёхцентровой свя­зью — ион метония СН⁺₅. В нём три из пяти атомов во­дорода связаны с центральным атомом углерода обыч­ной ковалентной связью. Два других атома водорода удалены от атома углерода на большее расстояние. Трёхцентровую связь между этими атомами осуществляют всего два электрона: один из них предоставлен углеродом, а другой — водородом.

Трёхцентровую связь иногда обозначают треугольником, в вершинах которого находятся связанные атомы.

В молекуле ферроцена, или дициклопентадиенилжелеза Fe(C₅H₅)₂, атом Fe, расположенный между двумя циклопентадиенильными кольцами, одновременно связан со всеми десятью атомами углерода обоих колец. Связь между этими 11 атомами осуществляют 12 p-электронов двух ароматических колец.

Чтобы можно было сравнивать друг с другом химические связи, в том числе и связи разных типов, исполь­зуют единые количественные характеристики, среди которых главные — длина, энергия, полярность и порядок связи.

Основных типов химических связей три — ковалентная, ионная и метал­лическая. Но иногда важную роль могут играть довольно слабые силы, действующие между молекулами. Эти­ми силами в основном определяют­ся температуры плавления и кипения веществ, а также некоторые их хими­ческие свойства.

Все молекулы электрически нейт­ральны. Однако во многих из них центры отрицательных и положи­тельных зарядов находятся в разных местах. В таких случаях молекулу на­зывают диполем. Полярные молекулы легко притягиваются друг к другу.

Правда, взаимодействие диполей относительно слабое: его энергия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между центрами молекул Е~ 1/r⁶ (для сравнения: энер­гия кулоновского взаимодействия Е~1/r). Поэтому оно проявляется главным образом в твёрдом и жидком состояниях, когда расстояния между молекулами намного меньше, чем в газе. В твёрдом состоянии молекуляр­ные диполи ориентированы так, что положительные полюса одних макси­мально приближены к отрицатель­ным полюсам других.

Аля металлов характерен особый тип химической связи: валентные электроны всех атомов объединяются в так называемый электронный газ и свободно двигаются в кристаллической решётке, образованной иона­ми. Каждый электрон как бы принадлежит всем атомам одновременно, и кристалл металла можно рассматривать как одну гигантскую молекулу. В таких молекулах МО имеют особые свойства.

Рассмотрим кусок лития массой 1,17 г. Он содержит 1/6 моль лития, т. е. 10²³ атомов, каждый из которых имеет наполовину заполненную ва­лентную 2s-орбиталь. Все 10²³ атомных орбиталей в молекуле превраща­ются в 10²³ молекулярных орбиталей, энергия которых изменяется в пре­делах 100 кДж/моль, а сами орбитали распределены (делокализованы) по всей молекуле. Хорошая электрическая проводимость металлов объясня­ется тем, что разница в энергии между двумя соседними МО составляет ничтожно малую величину: 100/10²³=10^-21 кДж/моль. Поэтому электро­ны могут свободно переходить с орбитали на орбиталь при наличии внеш­него электрического поля.

Понятие валентности в химии долго считалось одним из основных. «Ва­лентность — фундаментальное свойст­во атома, — писал более века назад знаменитый немецкий учёный, один из создателей теории химического строения Фридрих Кекуле, — свойст­во такое же постоянное и неизменяе­мое, как и самый атомный вес». Одна­ко в современной научной литературе этот термин употребляется не очень широко. Более того, даже в учебниках он трактуется по-разному.

Так, если валентность определять общим числом электронов, участвую­щих в образовании химических связей с другими атомами, то азот в HNO₃ следует считать пятивалентным, по­скольку его атом использовал все свои пять внешних электронов — два s-электрона (спаренные) и три р-электрона (неспаренные):

Если же валентность определять чис­лом электронных пар, которыми данный атом связан с другими, то максимальная валентность азота будет равна четырём.

При этом три р-электрона образуют с электронами других атомов три ковалентные связи, а ещё одна образуется за счёт двух s-электронов. Пример — реакция аммиака с кислотами.

Наконец, если определять валент­ность только числом неспаренных элек­тронов в атоме, то валентность азота не может превышать трёх, поскольку распаривание s-электронов невозмож­но — для этого у атома азота нет подходящих орбиталей. Например, в галогенидах азот образует только три ковалентные связи, и не существует та­ких соединений, как NCl₅, или NBr₅ (в от­личие от вполне стабильных РСl₅ и РВr₅).

Электронная плотность создаётся всеми электронами в молекуле. Одни из них при образовании молекулы из атомов остаются практически неиз­менными, другие меняются очень сильно. Для  понимания  природы химической связи наиболее инте­ресно поведение последних.

 Для описания электронов в атоме используют понятие атомной орбитали (АО), которая характеризует веро­ятность нахождения электрона в каж­дой точке пространства (вне орбитали электронная плотность мала). То же справедливо и для молекул. Состояние каждого электрона в молекуле харак­теризуется понятием молекулярной орбитали (МО). Если известна форма МО, можно определить те места в мо­лекуле, где электрон, находящийся на этой орбитали, бывает чаще всего.

Очень наглядное представление о химической связи даёт квантовая механика. Эта наука позволяет с вы­сокой точностью рассчитать рас­пределение электронов в молекуле. Функцию, которая описывает вероят­ность нахождения электронов в лю­бой точке молекулы, называют элек­тронной плотностью. Её измеряют в долях единицы, а для её изображе­ния обычно используют поверхно­сти равной плотности, т. е. выбира­ют какое-либо значение, например 0,002 или 0,08, и показывают все точки в пространстве, в которых электронная плотность принимает это значение (трёхмерное изображе­ние). Есть и другой способ — выбрать какую-либо плоскость (сечение) и рассматривать значения электрон­ной плотности только в этой плоско­сти (контурная карта).

Чем же хороша электронная плот­ность? Во-первых, она позволяет изо­бразить так называемое электрон­ное облако молекулы. Поверхность с электронной плотностью 0,002 обыч­но сосредотачивает в себе больше 98% всей электронной плотности, поэтому она отражает размеры и форму электронного облака.

Поверхности равной электронной плотности молекулы этилена С₂Н₄: 1 — 0,002; 2 — 0,2;  3 — 0,36.

Рассмотрим образование простей­шего молекулярного иона H⁺₂; Н+Н⁺ ® H⁺₂.

Сравним его энергию с энергией исходных частиц. Если исходные ча­стицы Н и Н⁺ пребывают в состоянии покоя на большом расстоянии друг от друга, то общая энергия склады­вается из кинетической энергии электрона в атоме Н и потенциаль­ной энергии его притяжения к ядру атома.

Если приблизить частицы Н и Н⁺ друг к другу, то появятся два новых ис­точника энергии: электрон станет притягиваться также к чужому ядру, у которого нет своего электрона, а два ядра будут отталкиваться друг от дру­га. Первый процесс уменьшает общую энергию, второй — увеличивает её.

По мере сближения Н и Н⁺ общая энергия системы сначала уменьшает­ся — до тех пор, пока притяжение электрона к чужому ядру играет глав­ную роль. При расстоянии между ядрами 0,106 нм общая энергия сис­темы становится минимальной. Даль­нейшее сближение ядер приводит к их сильному отталкиванию и, как следствие, к значительному увеличе­нию общей энергии.

Выигрыш в энергии по сравнению с изолированными частицами соста­вляет 268 кДж/моль, причём основной вклад вносит притяжение электрона к чужому ядру. Это и есть энергия хи­мической связи в молекуле.

Итак, главный результат образова­ния химической связи — уменьшение общей энергии системы ядер и элек­тронов, а достигается он путём совме­стного использования электронов разными ядрами. Тем самым под­тверждается гениальная догадка Томсона о том, что главную роль в хими­ческой связи играют электроны.

Если сближать друг с другом два атома гелия (электронная конфигурация 1s²), общая энергия всё время повышается: при любом расстоянии она больше, чем сумма энергий изолированных атомов. Это означает, что мо­лекула Не₂ из таких атомов образоваться не может.

Если же один из атомов возбудить и перевести 1s-электрон на 2s-ypoвень, то такой атом способен соединиться с невозбуждённым во вполне устойчивую (с энергетической точки зрения) молекулу. Правда, молеку­ла в возбуждённом состоянии живёт недолго: примерно через 10^-8 секунд после образования она испустит квант света и перейдёт в основное со­стояние, в результате чего немедленно распадётся на атомы.

Молекулы, которые могут существовать только в возбуждённом состо­янии, называют эксимерами (от лат. excito— «возбуждаю»). К ним отно­сятся многие двухатомные молекулы, например Не₂, Ne₂, Ar₂, XeF, KrF, Hg₂. Энергия, выделяющаяся при электронных переходах в подобных мо­лекулах, используется в мощных эксимерных лазерах, работающих в ульт­рафиолетовом и видимом диапазоне.

В 1957 г. канадский физикохимик Роналд Джеймс Гиллеспи создал простую, но красивую теорию, которая позволяет с хорошей точностью по структу­ре Льюиса предсказывать геометрическую форму молекул.

Согласно этой теории, во многих простых молекулах химические свя­зи расположены таким образом, что электронные пары, принадлежащие одному атому, максимально удалены друг от друга.

Например, в молекуле ВеН₂ атом бериллия делит с атомами водо­рода две пары электронов. Одна пара максимально удалена от другой, когда угол между связями составляет 180°. Это означает, что молекула линейна.

Теория даёт возможность установить геометрическое строение молекул типа AX_nE_m, где к центральному атому А присоединены n атомов X и име­ется также т неподелённых электронных пар (что обозначено символом Е_m). Общее число электронных пар m+n составляет от двух до восьми.

Чтобы определить максимально удалённое расположение электронных пар, можно представить каждую пару точечным зарядом на поверхности сферы, в центре которой находится атом, и найти максимум суммы рас­стояний между этими зарядами.

Расположение точек на поверхности сферы, при котором они максимально удалены друг от друга.

Классическую электронную теорию химической связи предложил в 1916 г. американский химик Гилберт Ньютон Льюис (1875—1946). Как уже было известно, завершённые элек­тронные оболочки атомов благород­ных газов отличаются особенной ус­тойчивостью. Льюис предположил, что при образовании химической связи возникают пары электронов, которые принадлежат сразу двум ато­мам. Тем самым атомы заполняют до конца свой внешний электронный уровень и приобретают электрон­ную конфигурацию благородного газа. Льюис назвал это правилам ок­тета, так как атомы всех благород­ных газов (кроме гелия) имеют на внешнем уровне восемь электронов. С помощью правила октета удалось объяснить электронное строение ог­ромного числа соединений. А связь, образованная за счёт общей пары электронов, получила название ковалентной.

Для обозначения электронов Льюис использовал точки: Н:Н. Но часто общую пару электронов изо­бражают просто чёрточкой, которая и символизирует химическую связь: Н—Н. В молекуле Н₂ каждому атому принадлежат два электрона (конфи­гурация атома гелия), которые предо­ставлены в общее пользование двумя атомами водорода (это обменный механизм образования ковалентной связи).

Подобным образом устроена и мо­лекула F₂. У атома фтора на внешнем уровне семь электронов — чтобы до­стичь электронной конфигурации неона не хватает одного. Поэтому каждый атом F отдаёт по одному электрону в общее пользование:

Теперь оба атома имеют на внешнем уровне по восемь электронов (октет), из которых два общих, а шесть (три пары) сохраняются в индивидуаль­ном пользовании.