Л.С.ГУЗЕЙ

Фундаментальные понятия
общей химии в школьном курсе

Учебный план курса

ЛЕКЦИЯ № 6

Строение атома и химическая связь

Требования образовательного стандарта, рассмотренные в лекции.

Основное образование (8–9-е классы). Строение атома, ядро (протоны и нейтроны) и электроны, изотопы, строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов периодической системы Д.И.Менделеева, электроотрицательность, химическая связь.

Среднее (полное) общее образование (10–11-е классы). Базовый и профильный уровни. Изотопы и нуклиды, атомные орбитали, s- и p-элементы, особенности строения электронных оболочек атомов переходных элементов.

К учителю

Уважаемый коллега! Тема этой и следующей лекции — химическая связь. Понятие о химической связи — важнейшее фундаментальное понятие курса химии. Одновременно это очень сложное понятие. И задача учителя, как говорил К.С.Станиславский, — «сложное сделать простым, простое сделать привычным, привычное сделать приятным».

Проблема усложняется тем обстоятельством, что в школьных и вузовских учебниках для нехимиков используются противоречивые определения, варианты которых включают представления еще начала прошлого века (Льюис, Коссель), когда строение атома даже не было известно. Многие преподаватели, которые учились по этим учебникам, отказываются воспринимать и потому передавать своим ученикам современные представления, обосновывая свое нежелание «трудностью» восприятия такого материала учениками.

На самом деле если отказаться от предубеждений, а постараться понять исходные положения современной теории, то для ученика, у которого нет никаких знаний на эту тему, а потому нет предубеждений, не возникает трудностей. Не следует смешивать трудность учебного текста с трудностью его понимания. Текст учебника может и должен быть трудным, но понятным.

В этой лекции я постараюсь показать простоту, полезность и красоту метода молекулярных орбиталей в школьном курсе химии. При этом я предполагаю, что те, кто начал работать по этим лекциям, знакомы с нашими учебниками. В то же время для полного и естественного усвоения материала достаточно знакомства с нашим учебником только для 8-го класса.

Рассказ о химической связи неминуемо включает в себя объяснение электронного строения атома, с которого мы и начнем. При этом будем помнить, что молекула, в отношении электронного строения, отличается от атома лишь количественно. Очень важно: все фундаментальные понятия о состоянии электрона в молекуле остаются теми же, что и в атоме.

Строение атома

Как известно, атом представляет собой систему из положительно заряженного ядра и движущихся в его электрическом поле отрицательно заряженных электронов.

Сначала необходимо сказать несколько слов о ядре в связи с требованием образовательного стандарта о знании нуклидов. Кажется, авторы стандарта сами не очень четко понимают, о чем говорят. В стандарте написано: «Изотопы и нуклиды». Это то же, что сказать, например, овощи и помидоры. Изотопы на самом деле — это один из трех видов нуклидов!

Нуклидами называют разные виды атомов, если имеют в виду их ядра.

Нуклиды с одинаковым числом протонов в ядре (т.е. ядра атомов одного элемента), но с разным числом нейтронов называют изотопами. Например, изотопы водорода которые из-за очень большой разницы в массах отличаются даже химически (по скоростям и термодинамическим параметрам реакций с их участием); изотопы урана с различными периодами полураспада — от нескольких минут до миллиардов лет.

Нуклиды с одинаковым числом нейтронов в ядре называют изотонами (естественно, что это ядра атомов разных химических элементов). Примеры изотонов:

Нуклиды с одинаковым массовым числом (числом нуклонов в ядре) называют изобарами. Например,

1. Атомная орбиталь

Состояние электрона в атоме описывается атомной орбиталью (АО). АО — это некоторая математическая функция, которая позволяет вычислить вероятность того, что электрон находится в том или ином месте пространства (эта вероятность равна квадрату волновой функции). По мере удаления электрона от ядра эта вероятность очень быстро уменьшается (рис. 1, а).

В школьном курсе (как и в вузовских курсах для нехимиков) под АО понимают некоторую область пространства, где электрон движется в электрическом поле ядра атома. Эту область пространства ограничивают некоторой поверхностью так, чтобы вероятность найти электрон внутри этого объема (говорят «на этой орбитали») составляла большую величину, обычно 90%, тогда радиус соответствующей АО в атоме водорода составляет 0,14 нм (рис. 1, б).

В трехмерном пространстве s-AO ограничена сферой (окружностью в плоском сечении), р-АО — объемной восьмеркой, d-AO — на плоскости четырехлепестковой розеткой, f-АО — восьмилепестковой и т.д.

На рис. 2 показаны расчетные (компьютерные) проекции на плоскость различных АО (m — магнитное квантовое число). Чем ярче пятно-проекция, тем выше плотность вероятности обнаружения электрона на данном расстоянии и в данном направлении от ядра.

Обратите внимание, что вышеназванные и обычно изображаемые формы АО относятся только к 1s-, 2p-, 3d-, 4f-АО (с минимальным главным квантовым числом, где эта орбиталь появляется). Для остальных АО сохраняется только их симметрия (сравните, например, 2р- и 3р-АО на рис. 2).

Мы часто будем употреблять термин «плотность вероятности». Этот термин обозначает величину некоторого свойства, распределенного в некотором объеме пространства, деленную на этот объем. Так, например, плотность вещества — это масса вещества, деленная на его объем; плотность электрического заряда — величина заряда, деленная на объем, где этот заряд распределен.

Электронная плотность вероятности — это вероятность обнаружения электрона в некотором объеме пространства, деленная на величину этого объема. Чем больше электронная плотность вероятности, тем больше вероятность обнаружить электрон в данном месте пространства, тем чаще он бывает в этом месте. Плотность вероятности равна квадрату волновой функции.

Как видите, мы обошлись здесь без представления об «электронном облаке», которое ведет к представлению о «размазанности» электрона в пространстве с прибавлением сюда понятия о «дуализме волна–частица» для электрона.

Сразу скажем, что, представляя себе «размазанность» лопастей вращающегося вентилятора, мы все-таки ни о каком «облаке» не говорим. То же относится и к электрону. Нет у электрона дуализма. Электрон — частица. Но его состояние может быть описано волновым уравнением Шредингера. Одновременно оно столь же успешно описывается и в квантовой электродинамике Фейнмана, и в матричной механике Гейзенберга без привлечения понятия «волна».

Нет нужды в школьном курсе химии говорить о дуализме электрона. Более того, говорить о нем не следует. Нигде в школьном курсе химии не применяется понятие электронного спина. И мы говорить о нем не будем.

Поэтому же мы не привлекаем квантовых чисел для описания электрона в атоме. Просто говорим: «Согласно законам квантовой механики на одной орбитали не может быть более 2 электронов». «А почему?» — спросит ученик. Направьте его к учителю физики, налаживайте межпредметные связи!

Одним из принципов школьного курса по любому предмету должно быть введение только тех понятий, которые будут использоваться.

2. Энергетическая диаграмма

Помимо нахождения в пространстве, которое определяется формой АО, электрон в атоме характеризуется энергией связи с ядром, что удобно изображать с помощью энергетической диаграммы. Такие же диаграммы используются при описании молекул и немолекулярных веществ (об этом ниже). Возможны, конечно, и другие способы описания, например, с помощью так называемых «квантовых ячеек», но, как нам кажется, энергетические диаграммы удобнее и полезнее, т.к. дают некоторую количественную информацию.

Энергетическая диаграмма показывает (часто в масштабе) относительные энергии электронов на разных орбиталях и на разных энергетических уровнях.

На рис. 3 изображены энергетические диаграммы атомов элементов начала периодической системы. На этом рисунке вертикальная линия — ось энергии, а горизонтальные черточки символизируют энергию орбиталей.

Рис. 3. Энергетические диаграммы атомов элементов 1–3-го периодов периодической системы

Чем ниже на оси энергий орбиталь, тем больше энергия связи электрона с ядром, тем более она отрицательна. Чем дальше электрон от ядра, тем меньше его энергия связи с ядром, тем она алгебраически больше, и мы говорим, что электрон занимает более высокий энергетический уровень. На бесконечном расстоянии от ядра энергия связи Е = 0, при приближении к ядру она становится все более отрицательной*.

Электрон на орбитали обозначен точкой (а не стрелкой, т.к. мы понятие спина не используем).

Обратите внимание на малую разницу в энергиях АО одного энергетического уровня и очень большую между разными уровнями.

Энергетические диаграммы демонстрируют правила заполнения орбиталей электронами:

1. Сначала заполняются орбитали с самой низкой энергией, т.е. те, которые располагаются ниже всех на энергетической диаграмме.

2. На одной орбитали помещается не более двух электронов. Поэтому по мере заполнения нижележащих орбиталей заполняются вышележащие. Поскольку число орбиталей на каждом энергетическом уровне ограничено, то по мере их заполнения начинают заполняться более высокие уровни.

3. Если орбитали имеют равную энергию (т.е. на данном энергетическом уровне имеются одинаковые орбитали, например p-орбитали), то заполняется максимальное их число — ведь электроны одноименно заряжены и потому отталкиваются друг от друга (см. диаграмму для атома углерода).

Энергетические диаграммы очень наглядно демонстрируют, что с увеличением заряда ядра энергетические уровни всех орбиталей понижаются. Это сопровождается соответствующим уменьшением размера атома.

Наконец, энергетические диаграммы представляют собой очень простую и выразительную картину распределения электронов по атомным орбиталям.

Особенно отметим относительно небольшую разницу в энергиях АО одного энергетического уровня и огромную разницу между АО разных уровней.

На рис. 4 показана энергетическая диаграмма 3-го энергетического уровня – последнего занятого электронами в атоме Аr. Для данного конкретного случая изображены и вакантные орбитали как этого, так и нескольких орбиталей следующего уровня. При переходе к очередному химическому элементу — калию — добавляемый электрон должен занять наиболее низко расположенную орбиталь. Это, как видно на рисунке, одна из 3d-АО.

Обратите внимание, что во многих (можно сказать в большинстве) учебниках и учебных пособиях, как школьных, так и вузовских, сказано, что 4s-АО лежит на оси энергий ниже, чем 3d-АО, и потому заполняется раньше. Чтобы с очевидностью понять неверность этого представления (которое понадобилось для объяснения электронного строения атома калия и следующих за ним элементов), вспомним, например, электронную формулу иона железа Fe²⁺: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶. С какой АО «ушли» электроны из нейтрального атома? С орбитали 4s! И именно потому, что она имеет бoльшую энергию, чем 3d. Табл. 1 подтверждает сказанное.

Таблица 1

Энергии электронов на 3d- и 4s-АО, кДж/моль

Почему же электрон калия занимает более высокую орбиталь при наличии свободной, имеющей меньшую энергию? Посмотрим, какие силы   действуют на этот электрон.

В первую очередь это притяжение электрона положительно заряженным атомным ядром. Такое притяжение вынуждает электрон занимать наиболее низкую вакантную орбиталь. Это и происходит всегда в (невозбужденном) атоме водорода.

Однако в многоэлектронных атомах, кроме притяжения ядра, на каждый электрон действует отталкивающая сила других электронов. Мы уже упоминали о таком влиянии, когда говорили о последовательности заполнения электронами одинаковых орбиталей. Особенно сильным отталкивающим действием обладает 8-электронная оболочка с очень высокой электронной плотностью.

В случае калия указанное отталкивание превышает силу притяжения ядра. Это приводит к тому, что на внешнем энергетическом уровне у нейтральных атомов (не у ионов) не может быть больше 8 электронов. При добавлении электрона к атому с 8-электронной оболочкой он занимает орбиталь более высокого уровня, как показано на рис. 4.

Рис. 4. Заполнение электронами АО 3-го и 4-го энергетических уровней

При переходе от кальция к скандию выбор предстоит между 3d-АО и еще более высоко расположенными 4p-АО. Теперь сильнее действует притяжение ядра, и мы имеем начало ряда
d-элементов.

Свойства атомов

Основными свойствами атомов, имеющими значение для химии, являются их размер, ионизационный потенциал, сродство к электрону и электроотрицательность. Обсудим эти свойства в связи с положением химических элементов в периодической системе.

1. Размер атома

Что такое размер атома? Взгляните на рис. 1. У отдельных атомов нет границ! В то же время, будучи в составе молекулы или вещества, атомы занимают определенный объем.

По-видимому, логичным было бы назвать размером атома, радиусом атома (если с самого начала считать атом шарообразным, что верно лишь приблизительно) половину кратчайшего расстояния между ядрами одинаковых атомов в простом веществе.

Однако следует учитывать, что этот «размер» зависит от структуры вещества. Например, в структуре одной из аллотропных модификаций железа (кубической гранецентрированной) половина кратчайшего расстояния между ядрами атомов — радиус атома железа — составляет 0,126 нм, а в структуре другой модификации (кубической объемноцентрированной) — 0,124 нм. Половина расстояния между ядрами двух атомов углерода в углеводородах, соединенных одинарной связью, равна 0,077 нм, двойной связью — 0,069 нм и тройной — 0,061 нм.

Поэтому сравнивать размеры (радиусы) атомов можно только для веществ с одинаковой структурой и одинаковым типом химической связи.

В школьном курсе проще всего обходиться так называемыми орбитальными радиусами атомов, вычисленными по некоторым правилам квантовой механики. Они приведены в табл. 2 для элементов главных подгрупп. Обратите внимание, что наряду с общими тенденциями в изменении радиусов атомов по периодам и группам имеются и отклонения, связанные с тем, что на размер атомов в противоположных направлениях влияют заряд ядра и число электронных энергетических уровней, так что их результирующее действие не всегда можно предсказать.

Таблица 2

Орбитальные радиусы атомов, пм (1 пм = 0,001 нм)

2. Энергия ионизации

Второй (после размера) характеристикой атома является энергия ионизации, величина которой коррелирует с атомным радиусом.

Энергия ионизации — это наименьшая энергия, которая должна быть затрачена на отрыв электрона от нейтрального атома.

При расчете на один атом энергия ионизации выражается в электронвольтах (эВ). 1 эВ равен энергии, приобретаемой электроном, прошедшим разницу потенциалов в 1 В.

При расчете на моль вещества энергия ионизации выражается в кДж/моль. Хорошо бы запомнить, что 1 эВ/атом 100 кДж/моль.

Табл. 3 демонстрирует закономерности в изменении энергий ионизации атомов химических элементов в зависимости от их положения в периодической системе. Видно, что величина этой энергии коррелирует с размером атомов: чем больший радиус имеет атом элемента, тем, как правило, меньше энергия ионизации. И наоборот. Поэтому в 6-м периоде в побочных подгруппах находятся самые благородные металлы — элементы, атомы которых имеют наибольшие ионизационные потенциалы и которые поэтому в электрохимическом ряду напряжений металлов находятся правее других.

Таблица 3

Энергии ионизации атомов, кДж/моль

3. Сродство к электрону

Сродством к электрону называется энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому с образованием отрицательно заряженного иона, т.е. отвечающая процессу:

Э + е Э^–.

Эта энергия в некоторой степени может служить мерой силы притяжения электронов нейтральными атомами. В табл. 4 приведены примеры. Из этой таблицы видно, что сделать простые выводы трудно.

Таблица 4

Энергии сродства к электрону атомов, кДж/моль

Отрицательное сродство к электрону означает, что при присоединении электрона к соответствующему атому должна быть затрачена энергия, иными словами, в этом случае электрон не притягивается к атому, а отталкивается им.

Обратите внимание, что при переходе от второго к третьему периоду сродство к электрону атомов неметаллов увеличивается. Фтор, таким образом, слабее притягивает электроны, чем хлор. Здесь сказывается высокая электронная плотность на внешнем уровне у маленьких атомов элементов 2-го периода, что вызывает отталкивание новых электронов. Аналогичный эффект наблюдается у рассмотренных нами ранее d-элементов при заполнении их АО электронами.

4. Электроотрицательность

Энергии ионизации и сродства к электрону в совокупности характеризуют относительную способность атомов перетягивать к себе электроны других атомов. Чем больше энергия ионизации, тем труднее удаляется электрон от данного атома. Чем больше сродство к электрону, тем сильнее он притягивает электроны другого атома. Оба эффекта обобщает характеристика элемента, названная электроотрицательностью. Обычно пользуются относительными значениями этой величины, приведенными в табл. 5 для элементов главных подгрупп. В этой таблице за 4 принята электроотрицательность фтора и за 1 — лития.

Таблица 5

Относительная электроотрицательность элементов по Л.Полингу

При образовании химической связи электронная плотность смещена к атому того элемента, у которого больше электроотрицательность. Именно ему приписывается отрицательная степень окисления.

Образование связи между атомами

Химическая связь — это такое взаимодействие атомов, в результате которого атомы притягиваются друг к другу. При этом могут образоваться молекулы, атомные и ионные вещества.

Что такое «притяжение» двух тел? Это понижение потенциальной энергии системы, состоящей из этих двух тел, при их сближении. Нам надо выяснить, почему понижается энергия при сближении двух атомов. Всегда ли это происходит?

Теория химической связи должна ответить по крайней мере на следующие вопросы.

1) Как образуется связь? Что происходит при соединении атомов? Почему притягиваются друг к другу нейтральные атомы?

2) Какова энергия этого притяжения? Иными словами, насколько прочна связь между данными атомами?

3) Как расположены в пространстве друг относительно друга соединившиеся атомы? Какова геометрия молекулы?

4) Как распределены заряды внутри молекулы? Какова полярность связи?

Кроме этого, теория химической связи должна объяснить и предсказать свойства химических соединений из данных атомов, в том числе магнитные, электрические, механические, химические и т.д.

Простейшее химическое соединение — молекула. При ее образовании из атомов, можно сказать, атомы «исчезают». Электроны с атомных орбиталей переходят на молекулярные. Молекула, таким образом, состоит не из атомов, а представляет собой новую систему, образованную несколькими атомными ядрами и движущимися в их электрическом поле электронами.

1. Перекрывание АО

Во все современные способы описания химической связи, т.е. связи между атомами, осуществляемой электронами, входит рассмотрение перекрывания АО. В области перекрывания электрон одновременно испытывает притяжение обоих ядер.

По способу перекрывания АО выделяют три типа перекрывания: известные всем вам и и известный не всем .

На рис. 5 показано перекрывание различных АО с образованием -связей.

Рис. 5. Образование -связи

При таком перекрывании имеется один максимум электронной плотности, лежащий на линии, соединяющей ядра. Такая связь допускает свободное вращение соединенных атомов или групп атомов вокруг этой линии, т.к. при любом повороте все остается без изменений.

На самом деле все остается без изменений лишь для самой связи. Но если молекула не двухатомная, то взаимная ориентация групп атомов может оказаться не безразличной. В этом состоит причина существования конформеров (в отличие от изомеров) органических молекул, например для н-пентана, показанных на рис. 6.

Рис. 6. Конформеры н-пентана

На рис. 7 показано -перекрывание. В этом случае имеется два максимума электронной плотности, расположенных симметрично относительно линии, соединяющей ядра. Теперь поворот вокруг этой оси невозможен, т.к. неминуемо приводит к изменению, даже исчезновению перекрывания АО.

Рис. 7. Образование -связи

Образование -связи показано на рис. 8. Здесь четыре максимума электронной плотности, расположенных симметрично относительно линии, соединяющей ядра.

Рис. 8. Образование -связи

Отметим, что если образуется одинарная связь, то она всегда , двойная — и , тройная — и две , четверная — , две и . Вы знакомы с одинарной, двойной и тройной связями. Четверная связь встречается в соединениях d-элементов. Вот пример:

У атомов рения участвуют в образовании связей все его валентные орбитали: одна 6s-AO, три 6р-AO и пять 5d-АО. В этом анионе связь молекул воды с атомами рения донорно-акцепторная, о которой мы поговорим позже.

Реализация кратности связи, большей чем 4, требует участия f-АО, что маловероятно и неизвестно на практике.

2. Молекулярная орбиталь

Рассмотрим образование простейшей молекулы Н₂ в результате перекрывания атомных орбиталей.

На рис. 9, а (см. с. 12) показаны (схематически, конечно; это замечание относится ко всем приводимым здесь рисункам) атомные орбитали двух атомов водорода, находящихся далеко друг от друга. В этом случае электроны движутся каждый в электрическом поле своего ядра и «не знают» о существовании друг друга. Иначе говоря, каждый электрон находится на собственной АО.

При сближении атомов, когда расстояние между атомами станет меньше ~0,28 нм, появится некоторая область пространства (заштрихована на рис. 9, б), где находящийся в ней электрон испытывает притяжение одновременно обоих ядер. Это приводит к понижению энергии электрона и всей системы в целом.

Рис. 9. Перекрывание 1s-АО при сближении атомов водорода

Понижение энергии системы при сближении образующих ее тел и означает притяжение между этими телами. Процесс происходит самопроизвольно.

Притяжение атомов приводит к дальнейшему их сближению с увеличением площади перекрывания орбиталей (на плоском рисунке и объема на самом деле) и усилению притяжения. Притяжение больше в случае в, чем в случае б.

Однако при сближении атомов усиливается отталкивание одноименно заряженных атомных ядер (рис. 9, г). Поэтому существует некоторое расстояние, называемое длиной химической связи, на котором притяжение максимально (потенциальная энергия системы минимальна). В случае молекулы водорода Н₂ это расстояние равно 0,074 нм. Электроны, конечно, не могут быть неподвижными в пространстве между ядрами, но движутся они так, чтобы чаще бывать именно в области перекрывания, обеспечивая притяжение ядер.

На рис. 10, а показано распределение электронной плотности в молекуле Н₂, а на рис. 10, б — соответствующая молекулярная орбиталь (МО).

Рис. 10. Образование молекулярной орбитали в результате перекрывания двух 1s-АО: а — распределение электронной плотности; б — МО

Молекулярная орбиталь в молекуле имеет тот же смысл (и те же свойства), что атомная — в атоме. Она описывает распределение электронной плотности с помощью такой же волновой функции, но относящейся не к одному, а к нескольким атомным ядрам. Мы говорим, что при образовании химической связи электроны с АО переходят на МО. На МО, как и на АО, может находиться не больше двух электронов.

Вопросы и задания

1. Что такое массовое число нуклида?

Ответ. Массовое число — это суммарное число протонов и нейтронов в ядре атома. В отличие от атомной массы оно не может не быть целым.

2. Сколько известно изотопов урана?

Ответ. В тексте указаны изотопы т.е. их число равно 14.

3. Внутри какой сферы выше плотность вероятности нахождения электрона — с радиусом 0,05 или 0,16 нм?

Ответ. С удалением электрона от ядра плотность вероятности уменьшается, так что в сфере меньшего радиуса она больше.

4. Внутри какой сферы выше вероятность нахождения электрона — с радиусом 0,05 или 0,16 нм?

Ответ. С удалением электрона от ядра плотность вероятности уменьшается, но увеличивается объем, заключенный внутри сферы. Вероятность найти электрон внутри сферы большего радиуса включает в себя вероятность нахождения электрона внутри сферы меньшего радиуса (см. рис. 1, б).

5. На какой орбитали, 1s или 2s, электрон имеет бoльшую энергию? Где электрон прочнее связан с ядром?

Ответ. Энергия электрона на 2s-АО больше, и он слабее связан с ядром.

6. На какой орбитали выше электронная плотность – 1s атома Н или 2s атома Li? Почему?

Ответ. Электронная плотность больше на 1s-АО Н, которая имеет меньший радиус, следовательно, и объем, чем 2s-АО Li.

7. Как изменяется размер атомов при движении по группам и периодам периодической системы?

Ответ.С возрастанием заряда ядра в периоде при сохранении числа электронных уровней размер атома уменьшается.

При увеличении заряда ядра в группе решающим для радиуса атома является увеличение числа энергетических уровней. С возрастанием заряда ядра (при движении по группе сверху вниз) размер атома, как правило, увеличивается.

8. Укажите самый маленький и самый большой атомы среди элементов главных подгрупп периодической системы.

Ответ. Самый маленький атом у гелия, он находится правее всех в периоде и выше всех в группе. Самый большой атом у цезия. А почему не атом франция, который расположен в группе ниже? Здесь проявляется указанное взаимно противоположное действие двух факторов. При движении по группе сверху вниз, с одной стороны, размер атома должен увеличиваться в связи с возрастанием числа энергетических уровней, с другой — уменьшаться в связи с увеличением заряда ядра. В данном случае влияние второго фактора преобладает.

9. Откуда взялось число 0,28 нм — расстояние, с которого начинают значительно перекрываться АО двух атомов водорода?

Ответ. Это удвоенный радиус сферы, где вероятность обнаружить электрон в атоме водорода составляет 90% (см. рис. 1, б).

* Механической аналогией такого положения вещей может служить рассмотрение двух тел, поднятых над поверхностью Земли на разную высоту. Тело, находящееся на большей высоте, имеет большую энергию (потенциальную) и слабее притягивается к Земле.