О химических и межмолекулярных связях

Химическую связь определяют, как связь между атомами в молекуле, межмолекулярную, как связь между молекулами. В основе обоих типов связи лежат кулоновские силы электростатического взаимодействия. Принципиальное отличие химических связей от межмолекулярных состоит в том, что при образовании химических связей изменяется электронная структура взаимодействующих атомов или, выражаясь энциклопедическим языком «происходит существенное перераспределение электронной плотности в области химической связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов». Межмолекулярное взаимодействие не вызывает изменений в электронной структуре взаимодействующих молекул. Соответственно энергия взаимодействия при образовании химических связей существенно выше 200-1000 кДж/моль, чем при образовании межмолекулярных 10-20 кДж/моль.
Для объяснения механизма образования химических связей всё большее распространение получает концепция разной электроотрицательности химических элементов. В качестве отправной точки принимается ранее получивший всеобщее признание постулат об образовании химической связи путем осуществления двух электронов взаимодействующих атомов. На основании термохимических, а также определения потенциалов ионизации и сродства е к электрону установлена шкала электроотрицательности элементов, которая характеризует  «стремление атома в образованной молекуле притягивать к себе электроны и становиться более электроотрицательным». Шкала электроотрицательности, предложенная Полингом, характеризуется наименьшими значениями у металлов I группы и наибольшими  у элементов VI и VII групп. При взаимодействии элементов с крайними значениями электроотрицательности, например Li – 1,0 и F- 4,0 в образующейся молекуле наблюдается сильное смещение валентной пары электронов в сторону фтора и химическая связь является ионной. Напротив, при взаимодействии элементов близких по электроотрицательности  валентная пара электронов равноудалена, и связь имеет ярко выраженный ковалентный характер. В промежуточных случаях образуются связи с разной степенью ионности.
Концепция разной электроотрицательности элементов и постепенного изменения характера связей от типично ионных до типично ковалентных позволяет  в сочетании с теорией резонанса объяснять все многообразие химических связей. Остаются однако, неясными причины нарастания электроотрицательности при перемещении из левой части периодической таблицы в правую, кроме того, сама исходная предпосылка об образовании химической связи  между атомами за счет обобществления их электронов, несмотря на многочисленные исследования с привлечением квантово-механических методов, выглядит нелогично. В существующих представлениях о природе химических связей доминирующую роль играют орбитальные частицы-электроны, в то время как ядру отводится пассивная роль положительно заряженной частицы, которая полностью находится «во власти» электронных орбиталей. Хотя, как следует из излагаемой ниже гипотезы, дело обстоит совсем наоборот.
Сущность выдвигаемой гипотезы о химических и межмолекулярных связях заключается в том, что химические и межмолекулярные связи осуществляются за счет сил притяжения между ядрами атомов. Такое предположение оказывается возможным, если исходить из соображений, изложенных в главе 11 об отсутствии положительного и отрицательного электричества и эквивалентной замене по эффективности тяготения электрического заряда на соответствующую массу. Один элементарный заряд величиной 0,4803.10-9 эл. ст. ед. может быть заменен массой 3,9508. 10-24 г при введении в закон тяготения (закон Кулона) коэффициента пропорциональности 1,478 .1028 см3с-2г-1 или 0,219.1028 см3/с2 г, если коэффициент оценивать по энергии связей:

 




Рис. 1. Схема образования связей между атомами углерода: I –вандерваальсова свзяь, II – одинарная связь, III – двойная связь, IV – тройная связь, 1 – ядро атома, 2 – орбита номер 21, 3 – орбита номер 15, 4 –орбита номер 14, 5 – орбита номер 13.
Однако в данном случае под одинарной двойной и тройной связью понимается одна связь, обладающая большей силой взаимодействия ввиду меньшего расстояния между атомами. Схематически это иллюстрируется на рис. 1, на котором под индексом I показана вандерваальсова (межмолекулярная) связь под индексом II, III и  IV соответственно одинарная, двойная и тройная связь.

 

Рис. 2.  Схема возникновения силы отталкивания при взаимодействии атомов; I - соприкосновение атомов внешними упругими слоями 2, имеющими концентрическую ориентацию силовых линий, 1 – ядро атома, 3 – силовые линии с радиальной ориентацией, II – взаимное проникновение оболочек атомов на глубину h.
f = 1,478.1028m1m2/r2                (.1)
При образовании вандерваальсовой связи атомы или молекулы соприкасаются своими внешними слоями, в которых электрические силовые линии ориентированы концентрически вследствие вращения ядер атомов, см. главу 12. Слои с концентрической ориентацией силовых линий являются упругими и для и их преодоления нужна значительная энергия активации, характерная для химических реакций. В соответствии с существующими представлениями упругая оболочка атомов и молекул обусловлена движением электронов. Вот что по этому поводу пишет Полинг (2, с. 111), рассматривая модель строения атома водорода: «Благодаря быстрому движению электрона вокруг ядра он эффективно занимает все пространство в радиусе примерно 100 пм. Именно благодаря такому движению электронов атомы, состоящие из частиц диаметром всего лишь 10-3 пм, ведут себя как твёрдые объекты диаметром в несколько в несколько сот пм».
Можно полностью согласиться с приведенным  высказыванием за исключением того, что не движение электронов превращает атомы в упругие шары, а вращение ядер, вызывающее образование чередующихся слоёв с радиальной и концентрической ориентацией силовых электрических линий, которые предопределяют упругость атомов, а также задают разрешённые орбиты, по которым движутся электроны. Рассмотрим более детально механизм упругого взаимодействия атомов, используя ранее предложенную модель возникновения гравитационной силы отталкивания в главе 10.
Два атома с зарядами q1 и q2 или то же самое с эквивалентными массами m1 и m2 сближается друг с другом со скоростью v. Ядра атомов тяготеют пропорционально произведению зарядов и обратно пропорционально квадрату расстояния между ними.(Положительного и отрицательного электричества нет!). Вокруг атомов благодаря вращению их ядер: образуются слои с радиальной концентрической ориентацией силовых линий, см. рис. 14.2. На внешней границе атомов расположены слои 2 с концентрической ориентацией силовых линий. Эти слои, по – существу, определяют размеры атомов, как упругих частиц, т.е. они расположены на расстоянии rв – вандервальсового радиуса от центра атома. При сближении атомов на расстояние менее 2rв происходит взаимное пересечение концентрически ориентированных силовых линий и  между атомами возникает электродинамическая сила отталкивания, количественно равная:
fэ.от .= (v/c)2.q1q2/r2                ((2)
где v – скорость сближения атомов, с - скорость света, q1 и q2 – заряды ядер, r – расстояние между ними.
Величина fэт.от. пропорциональна произведению поверхностей соприкосновения двух сфер, радиуса rв и глубины их взаимного  проникновения h, см. главу 10. Иными словами, она пропорциональна произведению объёмов сегментов V1 и V2, см. рис. 14.2 II, взаимного проникновения сфер или приближённо пропорциональна шестой степени высоты сегмента h:
fэ.от.= (v/c)2.q1q2(kh)6/r2 (3)
где k- коэффициент пропорциональности, имеющий размерность см-1. Как уже отмечалось в главе 10, пока не представляется возможным дать точное определение этого коэффициента. Для оценочных расчётов можно принять такую величину k, которая обеспечивает приближённое равенство сил притяжения и отталкивания на расстоянии равном вандерваальсовому радиусу, rв. Выполним оценочный расчёт для двух атомов водорода. По условиям гипотезы между ядрами (протонами) атомов происходит притяжение с силой:
f = qq/rв2 = 4,8.10-10. 4,8.10-10/(1,1.10-8)2 = 1,904.10-3дин
Здесь q – заряд протона в электростатических единицах,
rв- вандерваальсов радиус атома водорода.
Сила электродинамического отталкивания при глубине взаимного проникновения, h, равной 1 % от величины вандервальского радиуса равна:
fэт.от.= (v/c)2. q1q2/r2(kh)6 = (1,8.105/3.1010)2.(4,8.10-10.4,8.10-10/(1,1.10-8)2). ((1,42.1011.0,01.1,1.10-8)6) = 0,98.10-6 дин
При увеличении h до 20 % от вандервальсова радиуса электродинамическая сила резко возрастает:
h, % от rв 1 5 10 15 20
hx10-8, см 0,011 0,055 0,11 0,165 0,22
fэ.от., дин 0,98x10-6 1,54x10-2 0,98 11,2 63,1

Атом имеет несколько слоев с концентрической ориентацией силовых линий. Эти слои являются разрешёнными орбитами, поскольку движение по ним происходит без пересечения силовых линий и одновременно благодаря этим слоям происходит взаимное отталкивание атомов. Внешний концентрический слой определяет размер атома, его вандерваальсов радиус. На расстоянии большем, чем этот радиус действуют межмолекулярные силы. Понятно, что они не вызывают перестройки электронных орбит.
Однако благодаря высокой энергии активации атомы могут сблизиться до низлежащих слоев с концентрической ориентацией. В этом случае произойдет образование химической связи с соответствующим изменением электронных орбит. На примере кратных связей, рассмотренных выше углеводородов, представляется возможным проанализировать образование связей при возрастающем сближении атомов. Прежде всего, отметим, что в изменении радиусов одинарной двойной и тройной связи, а также вандерваальсова радиуса имеется определённая закономерность: частное от деления радиуса на квадрат  целого числа есть величина постоянная:
r/n2=const
Эта закономерность, выражающая квантование связей иллюстрируется в таблице 1:
Таблица 1
Квантование связей у  углеродных атомов.
Тип связи Радиус связи, 10x10-10,пм Целое число, n n 2 Отношение r/n2 Отклонение от целого числа, в %
1 2 3 4 5 6
Вандервальсова 168 22 484 0,347 0
Одинарная в этане 77 15 225 0,342 0

Двойная в этилене 66,5 14 196 0,339 -6
Тройная в ацетилене 60 13 169 0,355 +24

Аналогичная закономерность наблюдается для вандерваальсовой и кратных связей у азота, см. таблицу 2.
Таблица 2.
Квантование связей у атомов азота
Тип связи Радиус связи, 10x10-10 Целое число, n n 2 Отношение r/n2 Отклонение от целого числа, в %
1 2 3 4 5 6
Вандеравальсова 150 22 484 0,310 -
Одинарная 70 15 225 0,311 +2
Двойная 60 14 196 0,306 -9
Тройная 53 13 169 0,314 +8

Как видно из таблиц 1 и 2, в обоих случаях наблюдается удовлетворительное постоянство отношения r/n2, что находится в хорошем согласии с уравнениями 1 и 2, см. главу 12. Наблюдается некоторое отклонение отношения от постоянного значения только для тройных связей атомов углерода и азота, что по-видимому связано с «концевым» эффектом, о чём будет сказано несколько позже.
Сопоставление данных, приведенных в таблицах 1 и 2, с уравнением .2 позволяет заключить, что целое число n в выражении 4 обозначает номер разрешённой орбиты. Последняя орбита, определяющая размер атома, т.е. вандерваальсов радиус rв, имеет n=21-22. Одинарная связь простирается до разрешённой орбиты с номером 15 для углерода и азота. Двойные и тройные связи соответственно  осуществляются на орбитах с номерами 14 и 13. Таким образом, двойные и тройные связи, на самом деле не являются двойными и тройными. Просто при их образовании происходит более глубокое взаимное проникновение атомов и по стерическим причинам становится невозможным присоединение других атомов, что создает внешнее впечатление об образовании двойной или тройной связи.
Необычная ситуация наблюдается в случае водорода (2, с.165). Вандерваальсов радиус для него равен 110.10-10 см, но в разных соединениях ковалентный радиус имеет два значения: в молекуле Н2 - 37.10-10 и в углеводородах - 30.10-10 см, что определённо связано с массой ядра. Образованием двойной связи здесь объяснить невозможно, т.к. водород одновалентен. С позиций предлагаемой гипотезы явление объясняется однозначно – водород может образовывать химические связи при сближении атомов до разрешённых орбит, расположенных на разном расстоянии от ядра. Связь с ковалентным радиусом 30.10-10 см образуется на орбите с n=10, а c  rк=37.10-10 см на орбите с n=11 при удовлетворительном выполнении условия, задаваемого соотношением 14.4.
Таблица 3.
Номера орбит вандерваальсовых и ковалентных радиусов
Элемент Вандерваальсов радиус,
rвx10-10см Ковалентный радиус, rкx10-10см Номер вандерваальсовой орбиты, nв Номер орбиты, nк   r в /nв2 rк /nк2
1 2 3 4 5 6 7
Водород 110 30 19 10 0,305
Водород 110 37 19 11 0,305 0,306
Азот 150 70 22 15 0,310 0,311
Кислород 140 66 22 15 0,289 0,293
Фтор 136 64 22 15 0,281 0,284
Фосфор 190 110 24 18 0,330 0,340
Сера 185 104 24 18 0,321 0,321
Хлор 180 99 24 18 0,313 0,306
Мышьяк 200 121 24 19 0,317 0,335
Селен 200 117 25 19 0,224
Бром 195 114 25 19 0,312 0,316
Сурьма 220 141 25 20 0,352 0,343
Теллур 220 137 25 20 0,352 0,343
Йод 215 127 26 20 0,320 0,318

Хорошее соблюдение  постоянства отношения r/n2 для вандерваальсовых радиусов и ковалентных радиусов одинарной связи для различных элементов иллюстрируется в таблице 14.3.
Удовлетворительное соответствие вандерваальсовых и ковалентных радиусов, на которых действуют межатомные (межмолекулярные) и химические связи, согласно уравнению 12.2, определяющему положение разрешенных орбит в атомах, позволяет заключить о неразрывном единстве этих явлений. Атомы, сближаясь на расстоянии 2rв притягиваются друг к другу за счет сил тяготения между ядрами атомов, но не могут преодолеть внешний слой с концентрической  ориентацией силовых линий, т.е. крайнюю разрешенную орбиту из-за электродинамических сил отталкивания в соответствии с уравнением 14.3. Придание необходимой энергии активации атомам позволяет преодолеть силы отталкивания внешних концентрических слоев. Атомы сближаются до разрешенных орбит с номером 10-20 и образуют более прочные химические связи.
Здесь уместно поставить вопрос о «судьбе» электронов, которые занимали или могли занимать затрагиваемые взаимодействием орбиты, а также об энергетике образования химических связей. Приведенный ниже анализ энергии химических и межмолекулярных связей подтверждает общую концепцию, развиваемую в этой главе, о преимущественной роли взаимодействия ядер элементов в образовании связей по сравнению с электронами.
В качестве примера рассмотрим энергию образования вандерваальсовой одинарной, двойной и тройной связи между атомами углерода. Справочные значения энергии перечисленных связей представлены в таблице 14.3а, см. графу 2. Для ответа на вопрос о роли сил тяготения между ядрами  атомов в образовании связей рассчитаем потенциальную энергию взаимодействия двух атомов углерода на расстоянии, соответствующем образованию вандервааальсовой, одинарной, двойной и тройной связи 3,02.10-8, 1,54.10-8 ,1.33.10-8 и 1,2 .10-8 см. Потенциальная энергия вандерваальсовой связи равна:
Eпв=k.mm/r = 867кДж/моль
Здесь k – коэффициент пропорциональности в законе тяготения, см. уравнение 14.1. Однако величина коэффициента принята равной 0,210.1028, т.е. в 6,75 раза меньше, чем при замене зарядов эквивалентными массами, m –масса атома углерода, равная 12.1,66.10-24 г., 0,3012.1024 – число связей в моле, 3,02.10-8 см –расстояние между атомами, 1010 – число эрг в 1 кДж
Таблица3а.
Потенциальная энергия и энергия связей атомов углерода.
Тип связи Энергия связи (справочные данные),
кДж/моль Длина связи, смx10-8 Потенциальная энергия связи, кДж/моль Энергия фазовых переходов кДж/моль Расчётная энергия связи, кДж/моль
1 2 3 4 5 6
Вандерваальсова - 3,02 876 - -
Одинарная 344 1,54 1700 489 340
Двойная 615 1,33 1970 488 610
Тройная 812 1,20 2180 501 820


Аналогичным образом были рассчитаны потенциальные энергии одинарной, двойной и тройной связи. Они оказались соответственно равными 1700, 1970 и 2180 кДж/моль. При калориметрическом определении энергии связи учитывается только часть потенциальной энергии. Потенциальная энергия вандерваальсовой связи реализуется  до образования химической связи, поэтому в определении исключается. Не учитывается также энергия фазовых переходов – скрытая теплота конденсации и отверждения. Поэтому при расчете энергии связи по потенциальной энергии связи по потенциальной энергии обе эти величины должны вычитаться из величины потенциальной энергии. Первая величина- потенциальная энергия вандерваальсовой связи известна – равна 867 кДж/моль. Энергия фазовых переходов, Еф, может быть рассчитана из уравнений:
1700=344+867+ Еф
1970=615+867 + Еф
2180=812+867+ Еф

Среднее значение Еф, из трех уравнений равно 493, см. графу 5 таблицы 14.3 а. Зная Епв и Еф по величине потенциальной энергии рассчитываем энергию связи. Для одинарной, двойной и тройной связи получены соответственно следующие значения 340, 610 и 830 кДж/моль, которые отклоняются от справочных значений не более чем на 1%. Хорощее совпадение расчетных и справочных данных является  весомым и может быть решающим аргументом в пользу выдвинутой гипотезы об образовании химических и межмолекулярных связей за счет сил притяжения между ядрами элементов. В качестве другого примера рассмотрим образование H2O из H2 и O2. Потенциальная энергия двух атомов водорода в молекуле воды равна:
Eп = = 612 кДж/моль
где 0,96 .10-8 – расстояние между атомами.
Из полученной величины необходимо вычесть потенциальную энергию молекул H2 и O2, находящихся перед взаимодействием в стандартных (нормальных) условиях, т.е. при 00 и 1 атм. Расстояние между атомами в таком состоянии примерно равно 23 ;. Потенциальная энергия равна:
En = 0,219.1028.(16.1,66.10-24.1,01.1,66.10-24.0,310.1024.2): (23.10-8.1010) = 26кДж/моль
В процессе образования H2O реализуется потенциальная энергия в количестве:
;E=612-26=586 кДж/моль.
Только половина этой энергии выделяется в виде излучения. Другая половина идет на увеличение орбитальной скорости атомов водорода. Таким образом, теплота реакции образования H2O из H2 и O2, можно оценить величиной: ;H=586/2=293кДж/моль
Справочные значения энтальпии воды в газообразном состоянии 242 кДж/моль и в жидком состоянии 286 кДж/моль. Учитывая приближённое значение коэффициента k в уравнении 14.1, совпадение расчетной и справочной величины теплового эффекта можно считать удовлетворительным подтверждающим выдвинутую гипотезу об определяющей роли притяжения между ядрами атомов в образовании химических связей между ними.
Как отмечено в начале этой главы, в основе современных представлений о химической связи лежит понятие разной электроотрицательности элементов. Это понятие базируется на экспериментальных данных (термохимия, потенциалы ионизации) и , таким образом, является объективным свойством химических элементов. Однако не ясна природа этого явления и вызывает неудовлетворенность трактовка его проявления в смещении обобществленной  пары электронов в сторону ядра более электроотрицательного элемента.
Ниже излагается и обосновывается предположение, что в основе электроотрицательности лежит скорость вращения и масса ядер элементов. Чем быстрее вращается ядро, и чем меньше его масса, тем более «прочные» (более упругие) оболочки, т.е. слои с концентрической ориентацией силовых линий образуются вокруг ядра. Напротив, при медленном вращении ядра и большой его массе, вокруг ядра образуется большая, но сравнительно рыхлая оболочка. Атомы с быстро вращающимися ядрами легко преодолевают и разрушают рыхлые оболочки атомов с медленно вращающимися ядрами. При образовании химической связи за счёт притяжения ядер друг к другу расстояние между атомами оказывается несимметричным. У атома с быстровращающимся ядром оболочка сохраняется и расстояние больше, чем у атома с медленно вращающимся ядром, внешние слои с концентрической ориентацией, у которого имеют меньшую «прочность» и разрушаются.

               
 
Рис.3. Схема взаимодействия двух атомов с разной электроотрицательностью: А и В –атомы с соответственно низким и высоким индексом электроотрицательности, rа1 и rв1- ионные радиусы атомов.
Изложенное явление иллюстрируется на рис. 3. Слева показаны два атома А и В до образования химической связи. Они соприкасаются по вандервааальсовым радиусам, которые равны ra = rв. Ядро атома А вращается медленнее, поэтому в соответствии с уравнением 12.2 расстояние между концентрически ориентированными слоями у него больше, т. е. он обладает более рыхлой, менее прочной оболочкой. Ядро атома В обладает высокой скоростью вращения и концентрически ориентированные слои у него расположены более плотно. Оболочка этого атома обладает большей  прочностью. После образования химической связи, см. правую часть рис. 14.3, радиус атома уменьшился с rа до rа1, в то время как радиус атома В остался неизменным, равным rв1 = rв.
Рассмотренная схема иллюстрирует образование ионной связи. Атом А превратился в соответствии с общепринятыми представлениями в положительно заряженный ион, размеры которого всегда уменьшаются по сравнению с размерами исходного атома. Напротив, размеры отрицательно заряженного иона, каковым стал атом В после образования химической связи, сохранил свои размеры, что также согласуется с известными экспериментальными данными о сохранении размеров атомов при их вращении в отрицательно заряженные ионы.
Для подтверждения выдвинутой гипотезы сопоставим изменение индексов электроотрицательности с изменением скорости вращения и массы ядер у первых десяти элементов Периодической системы. В качестве характеристики скорости вращения и массы ядер возьмем комплекс (m;)0,5, который входит в уравнение 12.2. При высокой степени корреляционной зависимости между этим комплексом и индексом электроотрицательности можно говорить о достаточной правдоподобности рассмотренного механизма образования химических связей.
Оценку периодов вращения ядер атомов можно сделать, воспользоваавшись уравнением 12.2, которое даётся ниже:
r=n2k(m;)0,5 .2
В этом уравнении неизвестными являются константа k и период вращения ядра ;. Примем для атома водорода период вращения ядра равным периоду вращения электрон, на наинизшей орбите с частотой излучения 3,09.1015 с -1, т.е. ;=0,324.10-15с. Такое допущение оправдано по двум соображениям. Во-первых, для рассмотрения вопроса о связи индекса отрицательности со скоростью вращения к массе ядер достаточно иметь относительные величины периодов вращения и во-вторых, следуя общей идее этой книге кажется оправданным принять во внимание, что в макро планетарных системах периоды обращений на низших орбитах спутников соизмеримы с периодами вращения центральных тел.
Подставив в уравнение 12.2 ;=0,324.10-15 с, определим константу k:
k=rв/n2(m;)0,5=1,1.10-8/192(1,67.10-24.0,324.10-15) 0,15=1,31.109 см/г0,5.с0,5
Здесь rв вандеравльсов радиус атома водорода, n – номер соответствующей ему орбиты, см. таблицу 3, m – масса протона,; – период вращения ядра в атоме водорода.
Используя полученную константу, рассчитаем периоды вращения по уравнению 2. для чего придадим ему форму:
; = r2/n4k2m                (5)
Рассчитаем по уравнению 5 период вращения ядра в атоме лития.
Для определения n возьмём металлический радиус лития rм=1,55.10-8 см и ионный радиус rи=0,62.10-8 см. Отношение этих радиусов к квадратам номеров их орбит должно в соответствии с выражением 4 быть величиной постоянной. Путём перебора квадратов целых чисел для rм в диапазоне близком к n =19  и для rи  в диапазоне n =12  наиболее соответствующие условию 4:
n 18 19 20
rм/nм=2x10-10 0,478 0,429 0,388

n 11 12 13
Rи/nи=2x10-10 0,512 0,430 0,367

Из полученных данных видно, что наиболее точно условие 14.4 выполняется для металлического радиуса, при n =19 и для ионного радиуса при n =12. Отношение этих радиусов к квадратам номеров орбит равно соответственно 0,429.10-10 и 0,430.10-10, т.е. практически совпадают. Следовательно для расчёта периода вращения ядра атома лития можно принять отношение0,429.10-10. Период вращения лития равен:
; = rм2/n4k2m = (1,55.10-8)2/194.(1,31.109)2.6,94.1,66.10-24=0,933.10-16с
Подобным образом были рассчитаны периоды вращения ядер первых десяти элементов, группы щелочных металлов и группы галогенов Периодической системы. Полученные расчётные данные приведены в таблице 4. В графе 3 даются значения вандерваальсовых или металлических радиусов, которые в основном заимствованы из книг Полинга (2, с. 164) и Даниэльса (3). Обращает на себя внимание закономерное снижение размеров атомов элементов в ряду литий-фтор с 1,55.10-8 до 1,36.10-8 см, несмотря на увеличение их массы. Уменьшение электронных оболочек атомов в этом случае объясняют (2, с. 153) увеличением заряда ядра и соответственно большим притяжением электронов. Однако в группе щелочных металлов литий-цезий и группе галогенов фтор-йод несмотря на более значительное повышение заряда ядра происходит существенное увеличение размеров атомов. Этот факт определённо указывает на то, что размеры атомов регулируются не только силами притяжения, но и каким-то другим фактором. Этим фактором в соответствии с уравнением 12.2 является скорость вращения ядра.
В графе 4 даются рассчитанные номера орбит для вандерваальсовых и металлических радиусов. Расчёт производился из условия 14.4,  т.е. подбирались такие значения n, которые имели минимальные отклонения от целых чисел для одинарных, двойных или в некоторых случаях тройных связей. Как правило, эти отклонения не превышают ±10%. Принцип такого подбора был проиллюстрирован ранее на примере вандерваальсовых и кратных связей углерода и азота. Ввиду отсутствия радиусов химических связей для гелия и неона номера вандерваальсовых орбит для этих элементов взяты по аналогии с близлежащими элементами, соответственно. Как правило, номера внешних орбит лежат в пределах n = 19-26, увеличиваясь по мере возрастания массы атомов. Исключение составляет бериллий, металлическая орбита которого n=17 скорее ближе к орбите одинарной химической связи.
В графах 5 и 6 приведены параметры, характеризующие скорость вращения ядра: период вращения, ;, и частоты вращения, т.е. число оборотов в секунду v. Период вращения рассчитывался по формуле 14.5. Скорость вращения ядер в ряду литий-фтор увеличивается. Период вращения уменьшается с 0,933.10-16 до 0,146 .10-16с. Возрастает также скорость вращения в ряду литий-цезий. Период вращения падает с 0,933.10-16 до 0,0567 .10-16 с. Аналогичное изменение скорости вращения наблюдается в группе галогенов. И без того малый период вращения у фтора при перемещении к нижним в периодической таблице элементам брому и йоду уменьшается до 0,0427.10-16 и 0,0280.10-16 с.
Скорость вращения ядер сложно влияет на электроотрицательность элементов. В ряду литий-фтор наблюдается синхронное увеличение скорости вращения и индекса электроотрицательности, см. графы 5,6 и 9. Однако в ряду литий-цезий несмотря на существенное повышение скорости вращения индекс электроотрицательности не повышается, а напротив немного снижается. Такая же картина наблюдается в ряду фтор –йод. Эти факты заставляют сделать вывод, что  индекс электроотрицательности зависит одновременно от скорости вращения и  массы ядра. В этой связи представлялось целесообразным проанализировать зависимость индекса электроотрицательности от величины комплекса (m;)0,5 , входящего в уравнение 12.2.
В графе 7 даются значения комплекса (m;)0,5,  а в графе 8 обратная ему величина (vm-1)0.5, т.е. отношение частоты вращения к массе ядра. Комплекс (m;)0,5 включает в себя две противоположные тенденции –масса отражает стремление к притяжению, а период вращения говорит о прочности оболочки атома, точнее слоев силовых линий с концентрической ориентацией. Взаимодействие этих двух факторов и определяет реакционную способность атомов, т.е. их электроотрицательность.
По величине комплекса (m;)0,5  атомы инертных газов занимают особое положение. У гелия наблюдается сравнительно малый период вращения 0,204 .10-16с. В сочетании с малой массой 6,645.10-24г это приводит к величине комплекса в 2,0 -2,5 раза меньшей. Аналогичная тенденция характерна для неона и других инертных газов. Можно полагать, что их инертность обусловлена низким значением комплекса (m;)0,5 .
Взаимосвязь между индексом электроотрицательности и комплексом, включающим массу и скорость вращения ядра особенно четко просиатривается, если сравнивать индекс электроотрицательности (графа 9) с величиной обратной комплексу, см. графу 8. В ряду литий –фтор значение (vm-1)0,5 возрастает  с 0,305.1020 до 0,465 .1020.






Таблица 4
Сопоставление скорости вращения и массы ядер элементов с их индексами электроотрицательности.
Элемент Масса атома, mx10-24 Вандерв-
аальсов
металли-ческий
радиус Номер орбиты
n Период
вращения,
;,сx10-16 Частота
вращения,
v, с-1x1016 (m;)0,5
x10-20 (v/m)0,5
x1020 Индекс
электро-
отрицат-
ельности
1 2 3 4 5 6 7 8 9
Водород 1,673 1,1 19 3,24 0,309 2,32 0,429 2,1
Гелий 6,645 0,55 19 0,204 4,90 1,16 0,862 -
Литий 11,52 1,55 19 0,933 1,07 3,28 0,305 1,0
Бериллий 14,96 1,13 17 0,596 1,68 2,99 0,324 1,5
Бор 17,94 1,57 21 0,411 2,43 2,71 0,369 2,0
Углерод 19,94 1,51 21 0,343 2,92 2,62 0,382 2,5
Азот 23,26 1,50 22 0,241 4,15 2,36 0,424 3,0
Кислород 26,56 1,40 22 0,184 5,43 2,21 0,452 3,5
Фтор 31,54 1,36 22 0,146 6,84 2,15 0,465 4,0
Неон 33,48 1,00 22 0,0744 13,4 1,58 0,633 -
Литий 11,52 1,55 19 0,933 1,07 3,28 0,305 1,0
Натрий 38,16 1,90 21 0,284 3,52 3,29 0,304 0,9
Калий 64,91 2,35 23 0,177 6,65 3,39 0,295 0,8
Рубидий 141,9 2,48 23 0,0902 11,1 3,58 0,279 0,8
Цезий 220,6 2,67 24 0,0567 17,6 3,54 0,282 0,7
Хлор 58,85 1,80 24 0,0966 10,35 2,38 0,420 3,0
Бром 132,6 1,95 25 0,0427 23,8 2,38 0,420 2,8
Йод 210,7 2,15 26 0,0280 35,7 2,43 0,412 2,5

Индекс электроотрицательности также возрастает с 1,0 до 4,0. В ряду литий-цезий происходит слабое снижение индекса электроотрицательности с 1,0 до 0,7. Аналогичным образом несмотря на большое изменение массы атомов в этом ряду в 19 раз величина (vm-1)0,5 уменьшается незначительно с 0,305 .1020 у лития до 0,282.1020 у цезия. Аналогичная картина наблюдается в группе галогенов. Индекс электроотрицательности снижается с 4,0 у фтора до 2,5 у йода. Величина (vm-1)0,5 соответственно уменьшается с 0,465.1020 до 0,412 .1020.














 

Рис.4. Связь между индексом электроотрицательности элементов и комплексом (vm-1)0,5.
На рис. 4 показана связь между индексом электроотрицательности и комплексом (vm-1)0,5 для всех элементов, приведенных в таблице 14.4. Коэффициент корреляции равен 0,97, т.е. корреляционная связь, между рассматриваемыми величинами показанная на рис. 14.4, близка к функциональной, что позволяет сделать вывод о справедливости выдвинутого предположения о существовании зависимости между электроотрицательностью элементов и динамическими параметрами их ядер – массой и скоростью вращения.
Несколько соображений о направленности химических связей. Проблема пространственной ориентации химических связей одна из основных в химической науке. В связи с новым развиваемым подходом к химической связи, в котором приоритет отдаётся взаимодействию между ядрами, а не электронами, целесообразно высказать некоторые замечания о направленности связей.
Первое. Химические связи между атомами носят динамический характер, т.е.  взаимодействующие атомы находятся в постоянном орбитальном движении друг относительно  друга. Это движение совершается с минимальными энергетическими затратами, т.е по разрешенным орбитам.
Второе. Пространство, в котором может быть расположена разрешенная орбита имеет кольцевую сферическую форму. В максимальной степени её эффективность проявляется на экваторе и убывает при перемещении по окружности к полюсам.
Третье. Если атом имеет химическую связь с двумя другими атомами или большим числом атомов, например CH4, то положение присоединенных атомов( в данном случае H –атомов), т.е. пространственная направленность связей зависит от силы притяжения к отталкивания между присоединенными атомами и положением разрешенной орбиты, по которой они перемещаются.
В заключение подведем итоги рассмотрения проблемы химических межмолекулярных связей. Взяв в качестве отправной точки предположение об отсутствии положительного и отрицательного электричества, а также рассматривая силовые линии электрического поля, как «спрессованные» силовые линии гравитационного поля вследствие высокой плотности вещества в элементарных частицах микромира (1014 г/см3), сформулирована гипотеза, согласно которой химические и межмолекулярные связи осуществляются вследствие сил тяготения между ядрами атомов. Эти силы тяготения описываются законом аналогичным законом Ньютона и Кулона с коэффициентом пропорциональности равным 0,219.1028-1,478.1028см3с-2г-1
Сила притяжения уравновешивается силой отталкивания между атомами, которая имеет электродинамическую природу и обусловлена взаимным пересечением силовых линий, концентрически ориентированных вокруг атомов вследствие вращательного движения их ядер. Сила отталкивания равна силе притяжения, умноженной на глубину взаимного проникновения атомов в шестой степени и квадрат отношения скорости движения атомов к скорости света.
Различная электроотрицательность атомов объясняется разной «прочностью» оболочки атомов, состоящей из слоев с радиальной и концентрической ориентацией силовых линий электрического поля вращающегося ядра. Прочность оболочки выше у атомов с высокой скоростью вращения ядра и малой массой, т.е. пропорциональна комплексу (vm-1)0,5, где v – частота вращения ядра, m – его масса. Между этим комплексом  и индексом электроотрицательности имеется корреляционная связь с коэффициентом корреляции 0,97.При взаимодействии атома, обладающего большой прочностью оболочки, с атомом, имеющим малую прочность оболочки, происходит частичное разрушение оболочки у последнего , тогда как у первого она остается неизменной. При этом образуется ионная связь. При взаимодействии с равнопрочными оболочками образуется ковалентная связь. В промежуточных случаях речь идет о связях с разной степенью ионности.
Литература.
1. Минкин В.И. «Химичекая связь», Химический энциклопедический словарь, 1983, из. «Советская энциклопедия», с. 645-646,
2. Полинг Л., Полинг П., Химия, 1978, М., Изд. «Мир», 683 с.
3. Даниэльс Ф., Олберти Р., Физическая химия, 1978, Изд. «Мир» М., с.397.