Льюис считал, что такое понимание кислоты является слишком ограниченным. Действительно, многие вещества проявляют кислотные свойства, но не содержат при этом водорода. Поэтому Льюис взглянул на проблему под иным ракурсом: он обратил внимание не на водород, отдающий электрон, а на хлор, захватывающий эту частицу. Соответственно, он представил кислоту не как донора протонов, а как акцептор электронов. Напротив, основания (к ним относятся такие вещества, как известь или щелок) по своим свойствам противоположны кислотам, и их можно считать донорами электронов. Эти определения не только более универсальны, но и основаны на свойствах электронов. Такая парадигма лучше сочетается с концепцией периодической таблицы, структура которой в значительной степени основана на электронных оболочках элементов.
Льюис сформулировал эту теорию еще в 1920-1930-х годах, но современные ученые продолжают развивать его идеи, создавая все более сильные кислоты. Сила кислоты определяется по pH-шкале. Чем меньше число pH, тем сильнее кислота. В 2005 году химик родом из Новой Зеландии синтезировал карборановую кислоту, основным элементом которой является бор.
Эта кислота имеет значение pH, равное -18. Для сравнения: вода имеет pH = 7, а соляная кислота в наших желудках – pH = 1. Но в соответствии с необычными правилами расчетов, действующими на шкале pH, снижение pH на одну единицу (например, с 4 до 3) соответствует увеличению силы кислоты в десять раз. Таким образом, если сравнить желудочный сок с pH = 1 и карборановую кислоту с pH = -18, оказывается, что карборановая кислота сильнее желудочного сока в десять миллиардов миллиардов раз. Примерно такое количество атомов потребуется, чтобы сделать из них нить от Земли до Луны.
Существуют еще более сильные кислоты, основным элементом которых является сурьма – элемент, который может похвастаться, пожалуй, самой красочной историей среди всех элементов периодической системы[10]. Навуходоносор, вавилонский царь, при котором в VI веке до н. э. были выращены знаменитые Висячие сады, приказал выкрасить стены своего дворца в желтый цвет, и для этого использовалась вредная сурьмяно-свинцовая смесь. Возможно, неслучайно его сын сошел с ума, стал спать на улице и есть траву, как бык. Примерно в ту же эпоху египтянки применяли другую форму сурьмы в качестве косметики – чтобы красить лицо и одновременно приобретать колдовскую силу, позволявшую наводить сглаз на врагов. Средневековые монахи – не говоря уж об Исааке Ньютоне – крайне интересовались «сексуальными» свойствами сурьмы. Они считали, что этот полуметалл двулик и напоминает гермафродита. Сурьмяные пилюли также были известны в качестве слабительного. В отличие от современных лекарств, эти жесткие таблетки не растворялись в кишечнике. Пилюли считались такими драгоценными, что люди даже рылись в своих экскрементах, извлекали из них таблетки и использовали их повторно. В некоторых крепких семьях такое слабительное передавалось от отца к сыну. Вероятно, именно поэтому сурьмой так интересовались медики, несмотря на ее токсичность. Возможно, Моцарт умер именно от передозировки сурьмы, которую принимал как лекарство от сильного жара.
Постепенно химики нашли сурьме лучшее применение. К 1970-м годам удалось выяснить, что способность сурьмы собирать вокруг себя элементы, активно захватывающие электроны, делает ее великолепным сырьем для синтеза специальных кислот. Результаты получились не менее ошеломляющими, чем сверхтекучесть гелия. При реакции пентафторида сурьмы SbF5 с плавиковой кислотой HF получается вещество, имеющее pH = -31. Эта суперкислота в 100 тысяч миллиардов миллиардов раз агрессивнее желудочного сока и прожигает стекло, проникая через него так же легко, как вода через бумагу. Эту кислоту нельзя собрать в колбу, так как она ее сразу проест, а потом сожжет вам руку. Отвечу сразу на вопрос профессора: эту кислоту можно переносить в специальных емкостях с тефлоновым покрытием.
Но все-таки это соединение сурьмы не является сильнейшей кислотой в мире. Сами по себе фторид сурьмы SbF5 (акцептор электронов) и плавиковая кислота HF (донор протонов) довольно активны. Но прежде, чем они породят суперкислоту, требуется в определенном смысле «перемножить» их взаимодополняющие силы. Самой сильной «одиночной» кислотой является всё-таки карборановая кислота – соединение бора (НСВ11Сl11).
На сегодняшний день карборановая кислота остается и наиболее парадоксальной: это одновременно и самая сильная, и самая не агрессивная кислота в мире. Чтобы было понятнее, напомню, что кислота распадается на положительно и отрицательно заряженные ионы. Карборановая кислота расщепляется на Н+ и сложную структуру из всех остальных атомов (СВ11Cl11), напоминающую по форме клетку. Именно отрицательная часть (остаток) большинства кислот оказывает корродирующий и каустический эффект, в частности разъедает кожу. Но остаток карборановой кислоты является одной из самых стабильных молекул, синтезированных человеком. Атомы бора делятся электронами столь щедро, что молекула ведет себя почти как гелий и не отрывает электроны от других атомов. Поэтому привычной кислотной агрессии не наблюдается.
Итак, для чего же нужна карборановая кислота, если не для растворения стеклянных колб и не для прожигания банковских сейфов? Во-первых, она позволяет резко повысить октановое число бензина, во-вторых, улучшает усвоение витаминов. Но гораздо важнее ее роль в химической «амортизации». Многие химические реакции, в которых участвуют протоны, идут небыстро и с потерями. Они протекают в несколько этапов, а протоны разлетаются по раствору в ничтожные доли секунды, так что экспериментаторы не могут отследить, что же именно происходит. Но поскольку карборановая кислота так стабильна и неагрессивна, она сначала наполняет раствор протонами, а потом «фиксирует» молекулы в важных промежуточных состояниях. Карборан удерживает промежуточные соединения, словно на мягкой и надежной подушке. Напротив, сурьмяные суперкислоты такой амортизации практически не обеспечивают – они просто разрывают на куски те молекулы, которые интересуют ученых. Льюис был бы рад узнать об этой и других прикладных задачах, в основе которых лежат его исследования электронов и кислот. Возможно, это скрасило бы последние мрачные годы его жизни. Хотя в годы Первой мировой войны он работал на правительство, а до шестидесятилетнего возраста успел внести немалый вклад в химию, во время Второй мировой войны его не пригласили участвовать в Манхэттенском проекте[11]. Это сильно его уязвило, так как многие химики, которых он пригласил в Беркли, сыграли важную роль в создании атомной бомбы и стали национальными героями. Льюис же в годы войны не занимался ничем важным, коротая время за воспоминаниями и написанием печального бульварного романа о судьбе солдата. Он умер в одиночестве в своей лаборатории в 1946 году.
По общепринятому мнению, Льюиса погубили сигары – он выкуривал их по паре десятков в день в течение сорока с лишним лет и скончался от сердечного приступа. Но в тот вечер, когда его не стало, сложно было не заметить стоявший в лаборатории запах горького миндаля – признак цианистого газа. В ходе своих исследований Льюис работал с цианидами, возможно, он принял яд, предчувствуя остановку сердца. Опять же, несколькими часами ранее в свой последний день Льюис присутствовал на обеде – куда до этого идти отказывался – с более молодым, харизматичным химиком-соперником, который уже получил Нобелевскую премию и работал консультантом в Манхэттенском проекте. Некоторые коллеги подозревали, что увенчанный лаврами коллега мог сильно расстроить Льюиса. Если так, то химические знания Льюиса могли печальным образом прийтись кстати.
Кроме исключительно активных металлов на западном крае таблицы и галогенов и благородных газов на ее восточном крае, на этой химической карте есть и «Великие равнины» – столбцы с третьего по двенадцатый, в которых находятся переходные металлы. Честно говоря, химия переходных металлов чрезвычайно разнообразна, поэтому им сложно дать какую-либо общую характеристику. Достаточно сказать: с ними нужно быть осторожными. Вы увидите, что тяжелые атомы переходных металлов имеют больше возможностей для распределения своих электронов. Как и другие элементы, они имеют разные электронные уровни (первый, второй, третий и т. д., считая от ядра), причем чем выше уровень, тем больше энергии в нем заключено. И эти металлы также стремятся захватывать электроны у других атомов, чтобы верхние электронные уровни содержали полные комплекты по восемь электронов. Но у переходных металлов сложнее определить, какой же уровень является внешним.
Если двигаться по таблице слева направо, то количество электронов у каждого следующего элемента на один больше, чем у его «западного» соседа. Так, у натрия, одиннадцатого элемента, как правило, 11 электронов, у магния – двенадцатого – 12 электронов и так далее. По мере укрупнения атомов электроны в них распределяются не только на различных электронных уровнях, но и на так называемых оболочках (подуровнях), имеющих разнообразные формы. Атомы по природе прозаичны и предсказуемы. Они заполняют и оболочки, и электронные уровни в одном и том же порядке – он прослеживается во всей таблице. Элементы, находящиеся на левом краю таблицы, размещают первый электрон на s-оболочке, она сферическая. Эта оболочка маленькая, на ней умещается всего два электрона – так образуются два сравнительно высоких столбца слева. Уложив два электрона, атом ищет более вместительное хранилище. Элементы в правой части таблицы начинают упаковывать электроны один за другим на р-оболочку – по форме она немного напоминает человеческое легкое. На р-оболочке умещается шесть электронов, поэтому в правой части таблицы мы видим шесть высоких столбцов. Обратите внимание: во всех верхних рядах два электрона s-оболочки суммируются с шестью электронами р-оболочки, всего получается восемь электронов. Именно столько электронов на верхнем уровне требуется большинству атомов для полного комплекта. И, если не считать самодостаточных благородных газов, все элементы предоставляют электроны с внешнего уровня для обмена при химических реакциях. Поведение этих элементов вполне логично: с добавлением нового электрона атом может предложить больше электронов для участия в реакциях.
Теперь переходим к сложной части. Переходные металлы занимают с третьего по двенадцатый столбец в рядах с четвертого по семнадцатый. Они размещают электроны на d-оболочках, на каждой из которых умещается по 10 электронов. По форме d-орбитали больше всего напоминают несуразных зверюшек, свернутых из воздушных шариков. Мы уже знаем, как элемент заполняет свои электронные оболочки, поэтому можем предположить, что переходные металлы будут выкладывать все дополнительные электроны с d-оболочек на внешний энергетический уровень и использовать их для участия в реакциях. Но нет! Переходные металлы запасают свои дополнительные электроны и прячут их под другими энергетическими уровнями. Это «решение» переходных металлов нарушить общепринятые нормы и упрятать свои d-электроны кажется некрасивым и нелогичным – Платону бы это не понравилось. Но так устроена природа, ничего с этим не поделаешь.
Но, как бы ни был сложен этот процесс, у него есть смысл. В принципе, если мы движемся по таблице горизонтально, с добавлением нового электрона к каждому переходному металлу свойства элемента должны немного меняться. Но, поскольку электроны с d-оболочек спрятаны глубоко в недрах атома, как в выдвижных ящиках с двойным дном, они словно скрыты под броней. Другие атомы, пытающиеся реагировать с металлами, не могут получить доступа к этим электронам, и получается, что многие металлы в ряду выделяют для химических реакций практически одинаковое количество электронов. Поэтому они очень похожи друг на друга в химическом отношении. Вот почему с научной точки зрения многие металлы выглядят и ведут себя почти одинаково. Все они – серые и холодные, поскольку их внешние электроны не оставляют им выбора, а заставляют приспосабливаться к обстоятельствам. Разумеется, чтобы еще более запутать ситуацию, некоторые скрытые в глубине электроны иногда всплывают наверх и начинают участвовать в реакциях. Этим объясняются небольшие различия между некоторыми металлами и сложность их химических реакций.
Элементы с f-оболочками также довольно беспорядочны. F-оболочка появляется в первом из двух рядов металлов, расположенных под основной частью таблицы, – это группа лантаноидов. Лантаноиды также именуются «редкоземельными элементами». Если считать по номерам, от пятьдесят седьмого до семьдесят первого, то все лантаноиды следовало бы расположить в шестом ряду. Но их принято выносить в отдельный нижний ряд, чтобы таблица оставалась более компактной и менее громоздкой. Лантаноиды прячут новые электроны еще глубже, чем переходные металлы, зачастую на два энергетических уровня ниже. Таким образом, они еще более схожи между собой, нежели переходные металлы, их едва можно отличить друг от друга. Движение вдоль этого ряда напоминает поездку из Небраски в Южную Дакоту – вы куда-то едете и даже не замечаете, что пересекаете границы штатов.
В природе практически невозможно найти образец чистого лантаноида, поскольку они всегда перемешаны друг с другом. Известен случай, в котором один химик из Нью-Гемпшира попытался выделить тулий, элемент номер шестьдесят девять. Он начал работать с огромными емкостями, наполненными тулиевой рудой. Ученый многократно обрабатывал руду различными химическими реагентами и кипятил смесь, на каждом этапе работы очищая небольшое количество металла. Растворение длилось так долго, что поначалу удавалось выполнить всего один-два цикла очистки в день. Но он выполнил этот трудоемкий процесс пятнадцать тысяч раз вручную и добыл из сотен фунтов руды всего несколько унций достаточно чистого металла[12]. Но даже в этой толике присутствовали небольшие примеси других лантаноидов. Их электроны были скрыты так глубоко, что никакие химические реагенты не позволяли их связать.
Электронные взаимодействия – это основа периодической системы. Но, чтобы по-настоящему понимать элементы, нельзя игнорировать ту часть, которая составляет до 99 % атомной массы – я говорю о ядре. И если электроны подчиняются законам, сформулированным величайшим ученым, так и не получившим Нобелевской премии, то ядро работает по законам, описанным самым парадоксальным нобелевским лауреатом в истории. Это была женщина, чей путь в науке складывался еще сложнее, чем у Льюиса.
Мария Гёпперт родилась в Германии в 1906 году. Ее отец был профессором в шестом поколении, но тем не менее Мария никак не могла убедить ученых мужей, что женщина тоже может поступить в аспирантуру. Поэтому она училась то на одном курсе, то на другом, слушая лекции везде, где могла. Наконец она получила докторскую степень в Ганноверском университете, защитив диссертацию перед советом профессоров, у которых никогда не училась. Неудивительно, что без связей и рекомендаций она и после защиты не могла поступить на работу ни в один университет. Гёпперт смогла попасть в науку лишь окольным путем, заручившись помощью своего мужа, Джозефа Майера. Майер был американским профессором химии, приглашенным в Германию. Вместе с ним Мария в 1930 году уехала в Балтимор и под новой фамилией Гёпперт-Майер стала всюду следовать за мужем – на работу и на конференции. К сожалению, в годы Великой депрессии Майер несколько раз оказывался без работы, семья была вынуждена перебраться в Нью-Йорк, а затем в Чикаго.
В большинстве университетов снисходительно относились к привычке Гёпперт-Майер присутствовать на ученых собраниях и беседовать о науке. Кто-то даже снизошел до того, что предложил ей работу, правда, неоплачиваемую. Темы для нее подбирались типично «женские» – например, исследование природы цвета. После окончания Великой депрессии сотни ученых собрались под эгидой Манхэттенского проекта – возможно, самого впечатляющего мероприятия по обмену научными идеями в истории человечества. Гёпперт-Майер также получила приглашение к участию, но на периферии, в бесполезном побочном проекте, посвященном выделению урана при помощи фотохимических реакций. Несомненно, в глубине души она раздражалась из-за такого удела, но тяга Марии к науке была так велика, что она согласилась работать и на этих условиях. После окончания Второй мировой войны в университете Чикаго к Гёпперт-Майер наконец-то отнеслись серьезно и предложили должность профессора физики. Она получила собственный кабинет, но факультет так и не платил ей.
Тем не менее Гёпперт-Майер, воодушевленная этим назначением, в 1948 году занялась исследованиями ядра – сердцевины и сущности атома. Количество протонов – положительно заряженных частиц, находящихся в ядре, – и определяет сущность атома. Иными словами, если атом теряет или приобретает протоны, он превращается в другой атом. Как правило, атомы не теряют и нейтронов, но в атомах одного элемента может содержаться разное количество нейтронов. Такие разновидности атомов называются изотопами. Например, изотопы свинца-204 и свинца-206 имеют одинаковый атомный номер (82), но разное количество нейтронов (122 и 124 соответственно). Атомный номер плюс количество нейтронов определяют массу атома. Ученым потребовалось немало лет, чтобы полностью описать взаимосвязи между атомным номером и атомной массой, но после того, как это удалось, устройство периодической системы значительно прояснилось.