химиятолько при переходе электрона с орбиты на орбиту, т. е. с одного энергетического уровня на другой, причем разность энергии Et — E2 выделяется или поглошается в виде излучения частоты v : Ei — E2 = hv, где h — постоянная Планка. С помощью этой модели удалось легко рассчитать спектр атома водорода, к-рый точно совпал с наблюдениями. Расчет, других атомов оказался теории не под силу. Мало затрагивая расположение + зарядов и электронов в ядре, теория Бора углубила планетарную теорию Резерфорда. Первые два внеядерные электрона в атоме любого элемента занимают внутреннюю If-оболочку, следующие 8 — L-оболочку, следующие 18 — М-оболочку и т. п. Сходство гомологов в периодической системе объясняется тем, что они имеют одинаковое количество электронов в периферической оболочке атома (валентные электроны). На основе этой теории Коссель и Люис независимо друг от друга (1916) описали механизм образования химических соединений и показали, как целый ряд свойств последних может быть выведен с помощью даже приблизительных подсчетов, основанных на модели атома Бора.
Исходя из стремления атомов-всех элементов путем перераспределения электронов (см. ниже) получить устойчивую оболочку, какой является прежде всего электронная конфигурация благородного газа, Коссель вложил физический смысл в установленное в начале столетия Аббегом и ранее Менделеевым правило: сумма валентностей элементов (малых периодов) по кислороду и водороду равна 8. Приписывая хим. связи электростатический характер, Косселю удалось объяснить ряд свойств хим. соединений, в частности способность гидратов элементов I и II групп вести себя как основания, гидратов элементов V, VI, VII групп — как кислоты, благодаря тому, что при малых зарядах положительные ионы элементов . 1 и II групп недостаточно сильно отталкивают Н+ и сравнительно слабо притягивают О". В результате напр. в К+О"Н+ диссоциация происходит между К+ и ОН'. Наоборот, напр. у н+о"
Н+ О"
S6+
О"
О" .
большое силовое поле S6+ сильно притягивает О" и сильно отталкивает Н+, вызывая образование Н+ ионов. Аналогичным образом был объяснен Косселем ряд других свойств химических соединений — кислотный характер высших окислов одного и того же элемента, образование комплексных соединений и т. п. Так, по Коссел ю PtCl4 притягивает под действием электростатических сил СГ, образуя с КС1 K2PtCl6 (рис. 3).
Этим Коссель подвел физические основания под теорию Вернера. Из теории Косселя вытекает, что главная и побочная связи отличаются друг от друга лишь генетически (первая вызвана перераспределением электронов, вторая — перераспределением ионов), но не по своему характеру и прочности. В обоих случаях действуют электростатические силы, подчиняющиеся закону Кулона, независимо от того, каково происхождение соответствующего иона (напр. в K2PtCle все 6 ионов хлора в равной мере притягиваются ионом платины).
Валентные силы в соединениях этого рода не направлены, силовое поле вокруг центрального атома обладает шаровой симметрией. Теория Косселя объяснила разную летучесть соедине 634
ний типа NaCl и РС15 (рис. 4). Из рисунка видно, что тогда как в кристалле поваренной соли разноименные ионы расположены вперемежку, (что благоприятствует их взаимному притяжению и прочности кристалла), в РС15 ионы хлора, принадлежащие разным молекулам, должны отталкиваться друг от друга, вызывая летучесть вещества. Теория Косселя оказалась не в состоянии объяснить образование таких молекул, как Cl2, Н2, N2, СН4, физические свойства к-рых противоречили допустимости представлений о действии электростатических сил.
К этой трудной задаче ближе подошла теория Люиса, допустившая, что валентные электроны могут не только окончательно переходить от атома к атому (электровалентная связь), например :Na:- + :С1: = :Na: + :С1:,
но и принадлежать одновременно обоим атомам, напр. :С1: СГ. Такие электроны были названы ковалентными. Резкой разницы между обоими типами связи (электровалентной и ковалентной) Люис не устанавливал и подчеркивал возможность их перехода в одном и том же соединении (напр. НС1) друг в друга. Люисом же было установлено, что в образовании связи
ci
ci к +
ci
г
Я
+ О®+ =
ci
ci к+
ci
ci р|4+С1
PtCl4
+
2БС1
=
KtPtCl6
Рис. 3. Образование комплексного соединения но Косселю (1916).
почти всегда участвует пара электронов или несколько пар («правило двух»). Возникновение связи он приписывал взаимодействию магнитных моментов обоих электронов. В обширной монографии Люис рассмотрел самые разнообразные группы химических соединений и в ряде случаев мог объяснить их свойства, исходя из предложенных им моделей. Теория Люиса дополнена была Ленгмюром, Томсоном и др. и в последнее время Сиджвиком. В частности необходимо напомнить одну из работ Ленгмюра, показавшего, что молекулы, имеющие одинаковое число валентных электронов (напр. СО, N2), имеют одинаковые химические свойства (изостерные молекулы), а также работы Сиджвика, введшего между прочим представление о том, что пара электронов, обусловливающих связь, может исходить только от одного атома (donnor).
Впрочем в работах Сиджвика есть целый ряд спорных моментов.
Т. н. «статические» модели атома, оперирующие с центрами тяжести зарядов ионов или отдельных электронов, сыграли в X. большую роль, показав, в какой мере модель атома Бора может служить хотя бы для качественного описания свойств соединений. Представление о ковалентных электронах ведет к признанию направленной валентности в таких молекулах, как Н2, С12, в молекулах органических соединений и т. п. В этих случаях пара ковалентных электронов осуществляет связь именно между двумя атомами, которым она принадлежит, и на них свое действие заканчивает. Поэтому в отличие от PtCl4 молекула Н2
