Энергия жизни. От искры до фотосинтеза

В составе молекулы хлора 2 атома хлора обладают все теми же 14 электронами внешних оболочек в сумме; никаких новых электронов в систему не добавлено. Однако 2 электрона, представленные на схеме, как находящиеся посередине между атомами (один — точкой, а второй — крестиком), одновременно принадлежат внешней оболочке и того и другого атома. Соответственно, во внешней оболочке каждого из атомов находится по 8 электронов, и состояние двухатомной молекулы гораздо стабильнее, чем состояние двух отдельных атомов. И поскольку находиться в двух внешних оболочках одновременно электроны могут только в том случае, когда атомы прижаты друг к другу, то для того, чтобы растащить атомы в стороны, то есть перевести их от более стабильного состояния к менее стабильному, требуется затратить энергию.

Другими словами, формирование молекулярного хлора из атомов хлора сопровождается снижением уровня свободной энергии и является, таким образом, спонтанной реакцией. А разложение молекулы хлора требует увеличения свободной энергии, а значит, спонтанно протекать не может.

Роль связки между атомами выполняет в данном случае пара «общих» электронов. Такая связь называется «ковалентной», и именно такую природу имеет большинство связей в органических соединениях.

Метан (СН₄) с электронной точки зрения можно рассматривать как сочетание атома углерода, с его четырьмя электронами во внешней оболочке, с четырьмя атомами водорода, каждый из которых имеет единственный электрон.

Атом углерода каждый из своих электронов передает в общее пользование с одним из атомов водорода, а каждый из атомов водорода, в свою очередь, тоже предоставляет собственный электрон в общее пользование. В результате каждый атом водорода имеет по два электрона в своей единственной оболочке (которая обретает, таким образом, стабильное состояние), а внешняя оболочка атома углерода тоже получает стабильное число 8.

Правильное «обобществление» внешних электронов позволяет объяснить все факты, ранее объяснявшиеся через систему прямолинейных связей Кекуле, и, более того, через электроны оказалось возможным объяснить некоторые факты, перед которыми изначальная система формул Кекуле оставалась бессильной.

Вот, к примеру, два атома хлора, составляющие молекулу хлора, одинаковые и электроны держат одинаково крепко. Поэтому и «общие» электроны они распределяют между собой поровну. Атомы водорода и углерода тоже удерживают свои атомы с примерно равной силой, так что и в метане «общие» атомы распределены примерно поровну.

А вот в случае ковалентных связей между водородом и кислородом все несколько по-другому. Атом кислорода с атомом водорода тоже формируют «общую» пару электронов, но при этом атом кислорода, крепче удерживающий свои электроны, будет сильнее перетягивать их в свою собственную внешнюю оболочку, так что оболочке атома водорода электроны будут принадлежать в несколько меньшей степени.

Рис. 27. Поляризованная молекула воды

А раз атом кислорода перетягивает на себя больше половины «общих» электронов, то и отрицательный заряд их большей частью придется на атом кислорода. Соответственно, атом кислорода в целом будет иметь отрицательный электрический заряд дробного значения, а «обделенный» электронами атом водорода — положительный заряд ровно такого же значения.

Соответственно, молекула воды будет обладать небольшим перекосом положительного заряда в сторону водорода и отрицательного — в сторону кислорода, как это показано на рис. 27. Молекулы, в которых наблюдается подобное, называют «полярными», поскольку полюса электрического заряда — водород и кислород — можно рассматривать в них как полюса магнита. А молекулы вроде хлора или метана, где четкой концентрации заряда на конкретных участках не наблюдается, являются «неполярными».

Электрические заряды противоположной направленности двух различных поляризованных молекул будут притягивать друг друга, так же как и противоположно заряженные ионы. Другими словами, молекулы воды в жидком состоянии этого вещества (а во льду — тем более) склонны принимать такое положение, чтобы отрицательно заряженная кислородная часть одной молекулы прилегала к положительно заряженной водородной части молекулы соседней.

Значения зарядов полярных молекул, в которых заряд одного и того же электрона просто оказывается неравномерно распределенным, — гораздо меньше, чем в тех случаях, когда речь идет о полноценной передаче электрона от одного атома к другому. Поэтому и притяжение между полярными молекулами гораздо слабее, чем ионная связь. Эти межмолекулярные притяжения на самом деле в двадцать раз слабее ковалентных связей.

Однако этого оказывается достаточно, чтобы, например, молекулы воды «липли» друг к другу и, соответственно, требовалось гораздо больше энергии на разрыв этих межмолекулярных связей (имеется в виду растапливание льда или выпаривание воды), чем для произведения тех же самых действий в отношении, например, метана.