Курс общей физики. Механика и молекулярная физика - Ландау Л.Д.
Скачать (прямая ссылка):
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 § 39]
МОЛЕКУЛЫ
І23
затратить для разъединения атомов, несколько отличается от U0 из-за энергии колебаний ядер).
В таблице приведены для иллюстрации значения г0 (в ангстремах, 1A=10~8 см) и U0 (в электрон-вольтах) нескольких двухатомных молекул.
Молекула H2 O2 Cl2 N2
'о 0,75 1,2 2,0 JJ
и о 4,5 5,1 2,5 7,4
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 H2O, озона O3), в других атомы
О
Рис. 43.
расположены вдоль одной прямой (молекулы окиси углерода CO2, синильной кислоты HCN). В § 40 мы приведем еще несколько примеров более сложных молекул.
Мы видим, что расстояние между ядрами в молекулах порядка IO-8 см, т. е. порядка величины размеров самих атомов. Другими словами, атомы в молекуле сближены «вплотную». Поэтому, строго говоря, в молекуле нельзя 124
СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
[ГЛ. V
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 KCl — из положительного иона K+ и отрицательного иона СГ). В других случаях (например, H2, O2, HCl) 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- МОЛЕКУЛЫ
125
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. Глава VI
УЧЕНИЕ О СИММЕТРИИ
§ 40. Симметрия молекул
Понятие симметрии играет в физике фундаментальную роль. Симметрия представляет собой одну из важнейших качественных характеристик того или иного физического объекта и во многих случаях оказывает решающее влияние на характер происходящих с этим объектом явлений.
Мы начнем с изучения симметрии, которой могут обладать отдельные молекулы. Свойства симметрии складываются из различных элементов симметрии, которые мы прежде всего определим.
