Повна версія

Головна arrow Природознавство arrow ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

  • Увеличить шрифт
  • Уменьшить шрифт


<<   ЗМІСТ   >>

МІЖМОЛЕКУЛЯРНА ВЗАЄМОДІЯ

Молекули вступають між собою в різні види взаємодії. У цьому параграфі ми не будемо торкатися питань участі молекул в хімічних реакціях і розглянемо лише такі взаємодії, в результаті яких газоподібна речовина перетворюється в рідину, а рідина - в кристалічна речовина. Але при цьому зберігаються вихідні молекули, так що кристали знову можуть утворити ту ж саму рідину, а рідина випаруватися. Такі перетворення зазнає вода, при замерзанні переходячи в лід, а випаровуючись - в газоподібний стан, тобто на водяну пару.

Як в рідини, так і в кристалічному речовині якісь сили утримують молекули в гранично зближеному стані. Це і є сили міжмолекулярної взаємодії. Їх називають також силами Ван-дер- Ваальса або вандерваальсова взаємодією по імені нідерландського фізика Й. Ван-дер-Ваальса (1837-1923), який започаткував дослідження міжмолекулярної взаємодії.

Розглянуті вище водневі зв'язку теж мають відношення до міжмолекулярної взаємодії, оскільки діють, зокрема, між молекулами води. Однак типові сили міжмолекулярної взаємодії значно слабкіше, ніж водневі і тим більше ковалентні зв'язки.

Міжмолекулярної взаємодії як тяжіння молекул проявляється між будь-якими молекулами і в будь-якому агрегатному стані. Наявність такої взаємодії підтверджується багатьма експериментальними даними: охолодженням газу при його розширенні, зменшенням сумарного обсягу при розчиненні твердих і рідких речовин, можливістю переходу всіх газів в рідкий стан.

У міжмолекулярної взаємодії є ряд характерних особливостей, що відрізняють його від хімічного зв'язку. Енергія міжмолекулярної взаємодії приблизно в 20-25 разів менше енергії хімічних зв'язків і становить зазвичай 4-20 кДж / моль. Міжмолекулярна взаємодія не насичується, воно не має спрямованості в просторі, діє у всіх напрямках навколо даної молекули. Молекула може взаємодіяти з будь-яким числом оточуючих її інших молекул.

Природа міжмолекулярної взаємодії полягає в тяжінні молекулярних диполів, що мають кілька різновидів. Вище, в параграфі 38, була розглянута полярність хімічних зв'язків, яка виявляється причиною існування полярних молекул, які представляють собою диполі. Крім електронних пар хімічних зв'язків, зміщення яких до одного з пов'язаних атомів призводить до виникнення полярності, неподіленого електронні пари в з'єднаннях азоту, кисню і деяких інших елементів, що утворюють гібридні хмари, також дають внесок в полярність молекули. Незважаючи на наявність полярних зв'язків у всіх складних речовинах, молекули можуть бути і неполярними при відповідній симетрії. Якщо в молекулі є вісь симетрії і перпендикулярна до неї площину дзеркального відображення, то молекула виявляється неполярной.

Приклад 6.2. Полярні чи молекули аміаку і етану?

Рішення. Молекула NH 3 , що нагадує за будовою тригранну піраміду, полярна, так як три вектора дипольних моментів зв'язків N-Н дають відмінну від нуля векторну суму. У цій молекулі є вісь симетрії, але немає дзеркальної площини. Молекула етапу складається з двох груп СН 3 , що є немов би віддзеркаленням одна щодо іншої. Дипольні моменти цих груп дають нульову суму. Молекула З 2 Н б неполярна.

Приклад 6.3. Як впливає нсподеленная електронна пара азоту на полярність молекул NH 3 і NF 3 ?

Рішення. Зв'язки в обох молекулах полярні, причому електронний торгівельний азоту (х = 3) більше, ніж електронний торгівельний водню (х = 2,3), але менше, ніж фтору (х = 4). У разі аміаку дипольні моменти зв'язків N-Н складаються з дипольним моментом неподіленої пари електронів, і молекула виявляється сильно полярної (рис. 6.29). У разі фториду азоту виникає зустрічна спрямованість дипольних моментів, відбувається віднімання дипольного моменту пари, і ця молекула слабо полярна.

Вектори дипольних моментів зв'язків і неподіленого пар електронів, що визначають полярність молекул аміаку і фториду азоту

Мал. 6.29. Вектори дипольних моментів зв'язків і неподіленого пар електронів, що визначають полярність молекул аміаку і фториду азоту

Дипольний момент, обумовлений полярністю зв'язків і внеском неподіленого електронних пар, називається постійним. Полярні молекули не мають постійного дипольного моменту, але вони можуть поляризуватися під впливом електричного поля, включаючи і поле, створюване навколишніми полярними молекулами. Найближчий до неполярной молекулі полюс диполя притягує в цій молекулі протилежно заряджені частинки і відштовхує однойменно заряджені. Це викликає деформацію молекули, центри ваги позитивних і негативних зарядів зміщуються сильніше, і в молекулі виникає індукований, або наведений, дипольний момент. Він пропорційний напруженості електричного нуля Е і поляризуемости молекули а:

Поляризуемость характеризує здатність молекули до деформації і чисельно дорівнює навіяного дипольному моменту при одиничної напруженості електричного поля. Поляризуемость залежить від енергії іонізації молекули і від її обсягу. Чим слабкіше пов'язані зовнішні електрони молекули і чим більше її обсяг, тим більше поляризованість.

Полярні молекули не тільки мають постійний дипольний момент, але можуть і додатково поляризуватися. При поляризації їх дипольний момент збільшується. Постійний дипольний момент складається з наведеним.

Сутність міжмолекулярної взаємодії зводиться до взаємодії диполів. Розрізняють три види міжмолекулярної взаємодії: ориентационное, індукційне і дисперсійне.

Орієнтаційні взаємодія виникає між молекулами, що мають постійний дипольний момент, тобто між полярними молекулами. Тяжіння і відштовхування їх полюсів відповідно до знаками зарядів призводить до взаємної орієнтації молекул (рис. 6.30, а). При такому розташуванні між ними виникає тяжіння. Орієнтаційні взаємодія дозволяє полярним молекулам утворювати рідини, що киплять при температурі, що перевищує кімнатну температуру.

Міжмолекулярної взаємодії

Мал. 6.30. Міжмолекулярної взаємодії:

ориентационное (а), індукційне (б) і дисперсійне (в)

Середня енергія орієнтаційної взаємодії збільшується при збільшенні дипольних моментів частинок і зменшується пропорційно шостого ступеня відстані між диполями. Орієнтаційні взаємодія слабшає при підвищенні температури, так як посилюється хаотичний рух частинок, що перешкоджає їх орієнтації.

Индукционное взаємодія виникає між полярними і неполярними молекулами. Воно може також накладатися на орієнтаційні взаємодія, так як полярні молекули одночасно і поляризуються. Під впливом електричного поля полярної молекули в неполярной молекулі індукується диполь (рис. 6.30, б). Взаємодія постійного диполя з наведеним та називається індукційним. Енергія індукційного взаємодії тим вище, чим більше дипольний момент полярної молекули і чим більше поляризованість неполярной. Индукционное взаємодія слабшає пропорційно шостого ступеня відстані між диполями, але не залежить від температури. Найбільше значення індукційне взаємодія має при утворенні розчинів.

Між неполярними молекулами теж спостерігається слабке притягання. Все неполярні газоподібні речовини (водень, метан, азот, кисень і ін.) При охолодженні до дуже низьких температур переходять в рідкий стан, а при подальшому охолодженні кристалізуються. Очевидно, що енергія міжмолекулярної взаємодії у цих речовин дуже мала. Тут проявляється третій, найслабкіший вид міжмолекулярної взаємодії, яке було названо дисперсійним (рис. 6.30, в). Це універсальний вид взаємодії, властивий всім частинкам, включаючи атоми інертних газів, але грає помітну роль тільки при відсутності орієнтаційної і індукційного взаємодій.

Загальна енергія міжмолекулярної взаємодії виражається сумою енергій трьох видів взаємодії:

Внесок кожного з доданків визначається полярністю і поляризуемостью частинок. Під взаємодія сильно полярних і легко поляризуються молекул найбільший внесок дають два перших доданків. У малонолярних молекул дисперсійне взаємодія починає відігравати значну роль, а у неполярних воно стає єдино можливим.

Енергія дисперсійного взаємодії пропорційна квадрату поляризуемости частинок і обернено пропорційна шостого ступеня відстані між ними. Особливо низька здатність до поляризації відзначається у багатьох сполук фтору. Вони проявляють дуже слабке дисперсійне взаємодія. Це можна бачити, порівнюючи температури кипіння аналогічних за будовою сполук фтору і хлору:

з'єднання

cf 4

СС1 4

of 2

ОС1 2

t ° С

'' КВП »^

-128

76

-144

3,8

Енергія дисперсійного взаємодії менше 15 кДж / моль достатня для переходу газоподібної речовини в рідину лише при низькій температурі, часто значно нижче 0 ° С.

Перші два види міжмолекулярної взаємодії були пояснені на основі класичних уявлень про взаємодію електричних зарядів і диполів, але дисперсійне взаємодія не піддавалося поясненню з цих позицій. У 1930 р Ф. Лондон (1900-1954) дав квантово механічну трактування дисперсійного взаємодії.

Відповідно до теорії Лондона уявлення про симетричному розподілі зарядів в неполярной частці пов'язано з їх рухом і усреднением електронної щільності в часі. У процесі руху електронів і коливання ядер в частинках (атомах і молекулах) безперервно виникають миттєві несиметричні розподілу зарядів - миттєві диполі. Тому атом або молекулу можна розглядати як диполь, вектор якого змінюється з електронної частотою. При зближенні молекул або атомів миттєвий диполь в одній частці індукує такий же диполь в найближчій частці (див. Рис. 6.30, в). Виникає синхронізація миттєвих диполів, що і призводить до слабкого тяжінню неполярних часток. Це явище і називається дисперсійним взаємодією.

Енергія всіх видів міжмолекулярної взаємодії обернено пропорційна шостого ступеня відстані між молекулами. При зближенні однакових молекул їх тяжіння зростає і на деякій відстані досягає максимуму, а далі починає переважати відштовхування між зовнішніми електронами атомів. Половина відстані між молекулами, відповідного рівноваги сил тяжіння і відштовхування, називається вандерваальсова радіусом.

Очевидно, що вандерваальсова взаємодія має невелику сферу дії, дуже швидко зменшуючись з відстанню. Відстані між молекулами збільшуються при підвищенні температури (тверді тіла і рідини розширюються). Різко збільшуються відстані між молекулами при переході речовини в газоподібний стан. Міжмолекулярної взаємодії слабшає настільки, що їм при вирішенні багатьох практичних завдань можна знехтувати. Однак якщо газ знаходиться під високим тиском, то для правильного опису його стану це взаємодія доводиться враховувати.

 
<<   ЗМІСТ   >>