Силы межмолекулярного взаимодействия

Силы межмолекулярного взаимодействия

Силы межмолекулярного взаимодействия

Как известно, молекулы состоят из атомов. Электроны около ядра в атоме удерживаются кулоновскими силами притяжения разноимённых зарядов. Атом в целом, при этом электрически нейтрален. Силы, удерживающие вместе атомы в молекуле, по своей природе тоже электрические.

Существует два типа связей атомов в молекуле: ионная связь и ковалентная. В некоторых атомах электрон (или электроны) очень слабо связаны с атомом в целом. Эти электроны легко теряются атомом, тогда образуется положительно заряженный ион.

Либо все электроны очень крепко связаны с атомом, но при благоприятных условиях атом захватывает электрон или даже два и превращается в отрицательно заряженный ион. Между ионами существуют силы кулоновского притяжения, которые и обеспечивают образование молекулы.

К числу таких молекул относят, например, молекулы N$a+$C$l-$. Потенциальная энергия притяжения ионов N$a+$ и C$l-$ равна:

где — заряд электрона, $r_0$- равновесное расстояние между ионами, ${\varepsilon }_0$- электрическая постоянная.

Ничего непонятно?

Попробуй обратиться за помощью к преподавателям

Наряду с энергией (1) существует энергия, связанная с силами отталкивания между ионами при их очень большом сближении, так как они не могут проникнуть друг в друга.

Эти силы велики лишь при очень малых расстояниях между ионами и очень быстро убывают при увеличении этого расстояния. Соответственно, их вклад в полную энергию мал (около 10%).

Поэтому для расчета энергии диссоциации ($\triangle E$) молекулы N$a+$C$l-$ используют соотношение: ($\triangle E=\left|U\right|$.

С физической точки зрения ионная связь характеризуется полным обменом зарядом (электроном) между ионами.

Ковалентная связь

При частичном обмене зарядом возникает ковалентная связь. Поясним, как образуется ковалентная связь:

Два положительных иона (например, в молекуле водорода $H_2$) отталкиваются кулоновскими силами. Поместим между ними посередине отрицательный заряд по модулю равный положительным зарядам ионов.

Тогда со стороны этого заряда на положительные ионы действуют силы притяжения, в четыре раза большие, чем силы отталкивания положительных зарядов.

Квантовая механика объясняет, как возникает движение электронов, при котором некоторые электроны при своем движении большую часть времени проводят между положительно заряженными ядрами.

Не существует универсального закона, описывающего межмолекулярное взаимодействие. Оно зависит от свойств молекул, условий взаимодействия, механизма его осуществления и других конкретных факторов. Межмолекулярное взаимодействие описывается всегда приближенными формулами с границами их справедливости.

Если средняя кинетическая энергия молекул меньше абсолютного значения средней энергии из взаимного притяжения (т.е., если энергия взаимодействия + кинетическая энергия отрицательна), то возникает связанное состояние системы молекул, т.е. либо жидкость, либо твердое тело.

Помимо сил, которые заставляют атомы образовывать молекулы, существуют и другие силы, которые заставляют взаимодействовать и молекулы. Они, например, являются причиной конденсации газов и превращения их в жидкие и твердые тела. Силы межмолекулярного взаимодействия, которые действуют в газах.

Три вида ван-дер-ваальсовских сил

Между молекулами любого газа действуют силы межмолекулярного притяжения и отталкивания. Они имеют электромагнитную и квантовую природу.

Силы притяжения, которые проявляются на расстояниях между центрами молекул порядка $10{-9}м$, называются ван-дер-ваальсовскими силами.

Они являются причиной поправки на внутреннее давление в уравнении состояния Ван-дер Ваальса и убывают с расстоянием $\sim \frac{1}{r7}$. Это соответствует потенциальной энергии, изменяющейся по закону:$U\sim \frac{1}{r6}$.

Различают три вида ван-дер-ваальсовских сил:

  1. Ориентационные силы, действующие между двумя молекулами, которые обладают дипольными моментами pe и стремятся расположить молекулы упорядоченно так, чтобы векторы дипольных моментов ориентировались вдоль одной прямой. Этому препятствует тепловое движение молекул. При высоких температурах потенциальная энергия $U_{or}$ ориентационного взаимодействия равна:
  2. \[Uor=-\frac{p4_e}{24{\pi }2{\varepsilon }2_0kT}\frac{1}{r6}\left(2\right),\]

    где k — постоянная Больцмана, T — термодинамическая температура, ${\varepsilon }_0$- электрическая постоянная.

  3. Индукционные силы возникают между молекулами, обладающими высокой поляризуемостью. Если молекулы достаточно сближены, то под действием электрического поля одной из них в другой возникает индуцированный дипольный момент $\overrightarrow{p_e}={\varepsilon }_0\alpha \overrightarrow{E},\ $ где $\alpha $- поляризуемость молекулы, $\overrightarrow{E}$- напряженность поле первой молекулы. Потенциальная энергия Uind индукционного взаимодействия не зависит от температуры:
  4. \[U_{ind}=-\frac{\alpha p2_e}{8{\pi }2{\varepsilon }2_0}\frac{1}{r6}\left(3\right).\]

  5. Дисперсионные силы возникают в результате возбуждения колебаний электронов в молекуле (атоме) под влиянием колебаний электронов в других молекулах (атомах). Дисперсионное взаимодействие определяется нулевой энергией молекул (атомов), если колебания их могут быть рассмотрены как колебания линейных гармонических осцилляторов. В этом приближении потенциальная энергия $U_{disp}\ $дисперсиального взаимодействия:
  6. \[U_{disp}=-\frac{e4{u }_0h}{32 \pi2 {\varepsilon_o}2 a2}\frac{1}{r6}\left(4\right),\]

    где $h$ — постоянная Планка, e — элементарный заряд, ${u }_0=\frac{1}{2\pi }\sqrt{\frac{a}{m}}$, — частота колебаний атомов — осцилляторов, a — коэффициент пропорциональности.

Энергию дисперсного взаимодействия в первом приближении можно рассчитать при помощи формулы Лондона:

\[U_{disp}=-\left(\frac{1}{16{\pi }2}\right)\left(\frac{3I_1I_2}{2\left(I_1{+I}_2\right)}\right)\left(\frac{{\alpha }_1{\alpha }_2}{r6}\right)\left(2.3\right),\]

где $I_1I_2$- потенциалы ионизации молекул. Они являются справочными для конкретных веществ.

Полная энергия ван-дер-ваальсовских сил:

\[U=U_{disp}+U_{ind}+Uor\ \left(5\right).\]

Для полярных молекул основную роль играют ориентационные силы, для остальных — дисперсионные. В большинстве случаев ван-дер — ваальсовы силы притяжения перекрываются значительно превосходящими их химически валентными силами.

Межмолекулярное взаимодействие на малых расстояниях не может быть выражено степенным законом и носит сложный характер. Силы межмолекулярного взаимодействия определяют агрегатное состояние вещества.

Пример 1

Задание: Силы отталкивания убывают с увеличением расстояния между центрами молекул по закону$f_{ott}\sim \frac{1}{rn},\ где\ n\ge 13$ то есть значительно быстрее, чем силы притяжения. На рисунке (рис.1) представлены зависимость от r сил притяжения (1) и сил отталкивания кривая (2). Нарисуйте результирующую кривую взаимодействия.

Решение: Сложим, имеющиеся кривые графически, получим (3) кривая взаимодействия:

Пример 2

Задание: Для системы Kr-HCl (криптон — хлороводород) укажите возможные виды межмолекулярных взаимодействий. Дипольные моменты веществ считать известными. Как рассчитать энергию разных видов взаимодействия при известных температуре (T) и расстоянии между диполями r?

Решение:

Криптон — инертный газ, он имеет завершенную электронную оболочку, его собственный дипольный момент равен нулю. Он способен только к дисперсионному взаимодействию. Оно проявляется между атомами Kr-Kr.

Хлороводород — соединение полярное, его электронная плотность смещена в сторону хлора. Полярные соединения способны ко всем видам взаимодействия между молекулами и между молекулами хлороводорода возникают ориентационные взаимодействия (HCl-HCl), но в паре с криптоном (HCl-Kr) ориентационные силы не проявляются — возможен только индукционный и дисперсионный эффекты.

Средняя энергия ориентационного взаимодействия двух молекул с дипольными моментами${\ p}_{e1\ }и{\ p}_{e2\ }$ при температуре T:

\[U_1=-\frac{2}{3}\frac{p2_{e1}p2_{e2}}{{\left(4\pi {\varepsilon }_0\right)}2}\frac{1}{r6}\frac{1}{kT}\left(2.1\right),\]

где r — расстояние между диполями, k — постоянная Больцмана.

Величина энергии индуцированного взаимодействия зависит от величины постоянного дипольного момента ($p2_{e1}$) полярной молекулы HCl и от поляризуемость криптона (${\alpha }_2$):

\[U_{ind}=-2\left(\frac{p2_{e1}}{16{\pi }2{\varepsilon }_0}\right)\left(\frac{{\alpha }_2}{r6}\right)\left(2.2\right),\]

где ${\alpha }_2=2,43\cdot 10{-30}м3$— поляризуемость криптона (справочная величина).

Энергия дисперсного взаимодействия в первом приближении дает формула Лондона:

\[U_{disp}=-\left(\frac{1}{16{\pi }2}\right)\left(\frac{3I_1I_2}{2\left(I_1{+I}_2\right)}\right)\left(\frac{{\alpha }_1б_2}{r6}\right)\left(2.3\right),\]

где $I_1I_2$- потенциалы ионизации молекул. Для криптона $I_1=4,1\cdot 102кДж/моль$, для HCl $I_2$=$12,3\cdot 102кДж/моль$ , зная r можно рассчитать энергию дисперсного взаимодействия.

Ответ: Общая энергия взаимодействия криптона и хлороводорода определяется как сумма U=$U_{disp}$+$U_{ind}+Uor$, где соответствующие энергии определены формулами (2.1), (2.2), (2.3).

Источник: https://spravochnick.ru/fizika/molekulyarnaya_fizika/sily_mezhmolekulyarnogo_vzaimodeystviya/

3. Индукционное взаимодействие – взаимодействие типа «постоянный диполь – наведенный диполь»

Еслиион сближается с неполярной молекулой,то электронное облако молекулы искажаетсяи связь в некоторой степени поляризуется,т. е. происходит наведение диполя. Этоявление может происходить с неполярнымимолекулами благодаря наличию у нихсвойства поляризуемости.

Неполярныемолекулы могут становиться диполями ипри сближении с другими диполями, послечего постоянный и наведенный диполивзаимодействуют (сближаются) по осевомуили боковому типу.

Такое взаимодействиепоявляется только при очень малыхрасстояниях между молекулами, например,в растворах полярных веществ в неполярныхрастворителях.

4.Дисперсионное взаимодействие –взаимодействие типа «мгновенный диполь– наведенный диполь».

Врезультате кратковременного неравновесногораспределения электронов в неполярныхчастицах могут возникать мгновенныедиполи. Они способны индуцировать диполив других неполярных молекулах.

Затеммгновенный и наведенный на мгновениедиполи притягиваются. Эти силы являютсяочень короткодействующими и самымислабыми из всех межмолекулярных сил.

Это взаимодействие проявляется восновном между слабо полярными молекулами(CO,HIи др.).

5.Межмолекулярное отталкивание –обусловлено отталкиванием атомных ядерразных молекул (касается только малыхпо размерам молекул, например, Н2)или, в общем случае, отталкиваниемвнутренних электронов. Эти силы действуюттолько на очень малых расстояниях.

ИнтенсивностьВан-дер-ваальсова взаимодействия зависитот химической природы взаимодействующихмолекул: в большинстве случаев силапритяжения между неодинаковыми молекуламигораздо меньше, чем между одинаковыми.

Посравнению с энергией ковалентной иионной связей энергия межмолекулярноговзаимодействия мала, но не равна 0.Например, энергия разрыва связи Cl-Clв молекуле Cl2равна 239,7кДж/моль, а энергия сублимации твердогоCl2(т. е. энергияразрыва связей между молекулами Cl2)всего 25 кДж/моль. Но именно благодарясилам межмолекулярного взаимодействияи существует кристаллический Cl2.

Относительнуювеличину ориентационных и дисперсионныхсил можно оценить по величине температурыкипения жидкостей, т. к. чем вышемежмолекулярное взаимодействие, темвыше температура кипения:

Вещество Дипольный момент Температура кипения

H2 0 D t= -258,8 oC

N2 0 D t = — 195,8oC

HCl 1,03 D t = — 85,1 oC

H2O 1,84 D t= +100 oC.

Ввеществах с неполярными и слабо полярнымимолекулами (CO,HI,HBr,H2,N2,He,Xe)90% межмолекулярного взаимодействияпроисходит по типу «мгновенный диполь– наведенный диполь». Например, в жидкомгелии атомы взаимодействуют только потипу «мгновенный диполь – наведенныйдиполь» и эти взаимодействия обуславливаютего низкую температуру кипения -269оС.

Физико-химическиесвойства веществ с сильно полярнымимолекулами (достаточно высокие температурыкипения и плавления) объясняются сильнымвзаимодействием постоянных диполей.

ИнтенсивностьВан-дер-ваальсовых сил или водороднойсвязи зависит от того, имеют ли молекулыодинаковую химическую природу или нет.Чаще силы притяжения между разнороднымимолекулами меньше, чем между одинаковыми.Но иногда бывает и наоборот: например,между молекулами Н2Ои С2Н5ОНсила притяжения достаточно велика.

Геккон –безобидная красивая ящерка, обладающаяуникальной способностью лазать гдеугодно и как угодно. Гекконы не тольковзбираются по отвесным стенам – они стакой же лёгкостью ходят по потолку илиоконному стеклу.

Учёные не могли понять,каким образом геккон бегает по совершенногладкому вертикальному стеклу, не падаяи не соскальзывая, ведь у него на лапахнет ничего похожего на присоски, и невыделяется клейкая жидкость. Разгадка была поразительной: при движениигеккон использует законы молекулярнойфизики. Учёные изучили лапку гекконапод микроскопом.

Выяснилось, что онапокрыта мельчайшими волосками диаметркоторых в 10 раз меньше диаметрачеловеческого волоса. На кончике каждоговолоска находятся тысячи мельчайшихподушечек размером двести миллионныхдолей см. Снизу подушечки прикрытылисточками ткани, а каждый листочекпокрыт сотнями тысяч тонких волосообразныхщетинок.

А щетинки, в свои очередь,делятся на сотни лопатообразных кончиков,диаметр каждого из которых всего 200 нм.Этими лопатообразными кончиками гекконымогут цепляться за отдельные молекулына гладкой поверхности, что и позволяетим лазать по вертикальным поверхностями потолку. Сотни миллионов этих волосковпозволяют цепляться за малейшиенеровности поверхности.

Оказалось,здесь работают силы Ван-дер-Ваальса,или силы межмолекулярного взаимодействия.Силы Ван-дер-Ваальса малы, но расположениеволосков на пальчиках гекконов позволяетобеспечить достаточно большую поверхностьвзаимодействия, чтобы ящерица моглаудержаться на потолке при помощи всегоодного пальца своей пятипалой лапы иликончика хвоста.

Используя этизнания инженеры Стэнфордского университета(США) создали четырехлапый робот, умеющийлазать по гладким вертикальнымповерхностям. Используя принцип строениялап геккона ученые создали специальнуюрезину (см. рис.: поверхность зубчатойрезины под микроскопом), которая крепитсяк ногам робота.

Адгeзия(от лат. adhaesio — прилипание, приклеивание)— сцепление поверхностей разнородныхтвердых и/или жидких тел.

Адгезияобусловлена межмолекулярным взаимодействием(вандерваальсовым, полярным, иногда —образованием химических связей иливзаимной диффузией) в поверхностномслое и характеризуется удельной работой,необходимой для разделения поверхностей.Часто адгезия может оказаться сильнее,чем когeзия, т. е.

склеивание, сцеплениевнутри однородного материала, в такихслучаях при приложении разрывающегоусилия происходит когезионный разрыв,т. е. разрыв в объеме менее прочного изсоприкасающихся материалов.

Кристаллическаяструктура борной кислоты. Атомы борапоказаны синими сферами, атомы кислорода– розовыми и атомы водорода – коричневыми.Межмолекулярные взаимодействия,связывающие слои в кристаллическойрешетке позволяют им скользить друготносительно друга с очень низкимтрением. (Рисунок: © ANL)

В1991 было продемонстрировано, чтомикроскопические частицы борной кислотымогут существенно уменьшить трениемежду деталями автомобильного двигателя.Металл, покрытый пленкой борной кислоты,демонстрировал коэффициент трения,меньший, чем у тефлона (тефлон–углеводородный полимерный материалс гладкой жироподобной поверхностью).

Уменьшениеразмеров кристаллитов борной кислотыдо 50 нм вдиаметрепозволило получить стабильную суспензиюборной кислоты в моторном масле.

Влабораторных тестах было продемонстрировано,что использование суспензии позволяетсократить на две трети тепловые потери,связанные с трением топлива.

Литература:

  1. М. Фримантл. Химия в действии. М.: Мир, т.1, 1991. С. 83.

  2. Н.С. Ахметов. Актуальные вопросы курса неорганической химии. М.: Просвещение, 1991. С. 41.

  3. Химия. Под ред. Г. Сиборга. М.: Мир, 1972. С. 409.

  4. Химия. Справочное руководство. Л.: Химия, 1975. 576 с.

  5. Развитие учения о валентности. Под ред. В.П. Кузнецова. М.: Химия, 1977. 248 с.

  6. М. Джуа. История химии. М.: Мир, 1975. 477 с.

  7. Bragg W.L. The diffraction of short electromagnetic waves by a crystall // Processing Cambrige philosophy society, v. 17, 1913. P. 43 – 57.

  8. Kossel W. Uber Molekulbildung als Frage des Atombaus // Ann. Phys., Bd 49< 1916. S. 229 – 362.

  9. Levis G. The atom and the molecule // J.Amer.Chem. Soc., vol.38, 1916. P. 762 – 785.

  10. Э.Н. Рэмсден. Начала современной химии. М.: Химия, 1989. С. 88.

  11. Введение в общую химию. Под ред. Проф. Г.П. Лучинского. М.: Высшая школа, 1980. С. 174 – 175.

  12. Л. Полинг. Общая химия. М.: Мир, 1974. С. 166 – 167.

Источник: https://studfile.net/preview/4529794/page:4/

Межмолекулярные взаимодействия — Химия

Силы межмолекулярного взаимодействия

Под внутримолекулярным взаимодействием понимают различные виды химической связи, обеспечивающие существование многоатомных соединений (ионов, молекул, кристаллических веществ и др.).

Химическая связь — это физико — химическое явление взаимодействия атомов, при котором перекрываются электронные облака связывающихся частиц и уменьшается энергия системы.

Химическая связь представляет собой силу, которая удерживает атомы вместе и позволяет им функционировать вместе как единой группе.

Стабильность группы атомов, объединённых химической связью, определяется тем, насколько удалось понизить энергию по сравнению с отдельными атомами. Чем больше при образовании химической связи выделяется энергии, тем прочнее связь.

Энергетический уровень многоатомной системы определяется балансом сил отталкивания между одинаково заряженными частицами и сил притяжения между частицами с зарядами разного знака.

Наибольший вклад в образование химической связи вносят электроны внешних оболочек атомов.

Попробуй обратиться за помощью к преподавателям

Существует несколько видов химической связи. Природа их возникновения объясняется тем, что связь между ионами или атомами в молекулах или конденсированных фазах сводится к электростатическим взаимодействиям. При этом распределение электронного заряда между атомами при образовании связи можно предсказать только с учетом законов квантовой механики.

  1. Ковалентная связь. Это связь, образованная в результате обобществления электронных пар двумя атомами. Ковалентная связь характерна абсолютному большинству неорганических и органических соединений.

    Разновидностью ковалентной связи является донорно — акцепторная связь. При ней один атом представляет для образования связи пару электронов, другой атом ее принимает. Результатом взаимодействия является общая электронная пара.

  2. Ионная связь. Это связь, обуславливающая электростатическое взаимодействие катионов и анионов в соединении. Возникает, если значение электроотрицательности атомов сильно отличаются. Ионная связь ненаправлена и ненасыщаема.

    Например: ионная связь возникает между катионами $s$- металлов I и II групп периодической системы и анионами неметаллов VI и VII групп ($LiF, CsCl, K_2O$ и др.).

    Не существует «идеальной» ионной связи. Можно говорить лишь о большей или меньшей ионности (доля ионности).

  3. Металлическая связь. Характерна только для конденсированного состояния вещества. Это многоцентровая связь с дефицитом электронов в твердом или жидком веществе, основанная на обобществлении внешних электронов атомов.

  4. Внутримолекулярные водородные связи. Возникают в одной молекуле между атомами водорода и отрицательными атомами полярных групп.

    Для образования внутримолекулярных водородных связей в молекуле должны быть атомы водорода $Н$ с выраженным положительным зарядом +$delta $ (группы $- O$ $-H$) и электродонорные атомы (например, $=O$). Например: На Рис.

    1 изображены орто- нитрофенол (а) и салициловый альдегид (б), имеющие водородные связи (обозначены пунктиром) между водородом групп $-O -H$ и кислородом других групп.

Молекулы, имеющие внутримолекулярные водородные связи, не могут образовывать межмолекулярные водородные связи.

  1. Энергия связи $Е_{св}$. Это количество энергии, выделяющееся при образовании связи, измеряется в кДж/моль. Служит мерой прочности химической связи.

    Величина энергии связи определяется работой, затраченной на разрушение связи или выигрышем в энергии при образовании вещества из отдельных атомов.

    Средняя энергия связи для многоатомных соединений определяется делением энергии образования соединения из отдельных атомов на число связей.

  2. Длина связи $l_{св}$. Равна расстоянию между ядрами атомов в соединении. Зависит от размеров электронных оболочек, степени их перекрывания. Между энергией связи и ее длиной существует зависимость: чем меньше длина связи, тем выше энергия и соответственно устойчивость молекулы.

    Например: в ряду галогеноводородов длина связи от $HF$ до $HI$ растет, а энергия уменьшается.

  3. Валентные углы зависят от природы атомов и характера химической связи.

Электрически нейтральные атомы и молекулы, валентно — насыщенные, способны к дополнительному взаимодействию друг с другом. Степень проявляемого при этом взаимодействия может меняться в широких пределах.

Силы межмолекулярного взаимодействия можно сопоставить по величине энергии с ионными и ковалентными связями. Значения соответствующих значений энергии приведены ниже:

По сравнению с другими видами химической связи, межмолекулярные силы самые слабые. Но их влияние на свойства веществ довольно значительно, а в ряде случаев межмолекулярные силы полностью определяют состояние вещества.

Когда вещество находится в газообразном состоянии, тогда образующие его частицы – молекулы или атомы – хаотически движутся и при этом преобладающую часть времени находятся на больших расстояниях (в сравнении с их собственными размерами) расстояниях друг от друга. Вследствии этого силы взаимодействия между ними пренебрежимо малы.

Иначе обстоит дело, когда вещество находится в конденсированном состоянии – в жидком или твёрдом. Здесь расстояния между частицами вещества малы и силы взаимодействия между ними велики. Эти силы удерживают частицы жидкости или твёрдого тела друг около друга. Поэтому вещества в конденсированном состоянии имеют, в отличии от газов, постоянный при данной температуре объём.

Все силы, удерживающие частицы жидкости или твёрдого тела друг около друга, имеют электрическую природу. Но в зависимости от того, что представляют собой частицы – являются ли они атомами металического или неметалического элемента, ионами или молекулами – эти силы существенно различны.

Неметалы с атомным строением

Если вещество состоит из атомов, но не является металлом, то его атомы обычно связаны друг с другом ковалентной связью.

Металлы

Если вещество – металл, то часть электронов его атомов становится общими для всех атомов. Эти электроны свободно движутся между атомами, связывая их друг с другом.

Вещества с ионным строением

Если вещество имеет ионное строение, то образующие его ионы удерживаются друг около друга силами электростатического притяжения.

Вещества с молекулярным строением

В веществах с молекулярным строением имеет место межмолекулярное взаимодействие.

Силы межмолекулярного взаимодействия, называемые также силами Ван-дер-Ваальса, слабее ковалентных сил, но проявляются на больших расстояниях. В основе их лежит электростатическое взаимодействие диполей, но в различных веществах механизм возникновения диполей различен.

1. Ориентационное взаимодействие.

Если вещество состоит из полярных молекул, например, Н2О, НCl, то в конденсированном состоянии молекулы ориентируются друг по отношению к другу своими разноимённо заряженными концами, вследствии чего наблюдается их взаимное притяжение.

Такой вид межмолекулярного взаимодействия называется ориентационным взаимодействием. Тепловое движение молекул препятствует их взаимной ориентации, поэтому с ростом температуры ориентационный эффект ослабевает.

2. Индукционное взаимодействие.

В случае веществ, состоящих из неполярных, но способных к поляризации молекул, например СО2, наблюдается возникновение наведённых или индуцированных диполей.

Причина их появления обычно состоит в том, что каждый атом создаёт вблизи себя электрическое поле, оказывающее поляризующее действие на ближайший атом соседней молекулы. Молекула поляризуется и образовавшийся индуцированный диполь в свою очередь поляризует соседние молекулы.

В результате происходит взаимное притяжение молекул друг к другу. Это индукционное взаимодействие наблюдается также и у веществ с полярными молекулами, но при этом оно обычно значительно слабее ориентационного.

3. Дисперсионное взаимодействие.

Дисперсионные силы (Лондоновские силы) — силы электростатического притяжения мгновенного и индуцированного (наведённого) диполей электрически нейтральных атомов или молекул.

В атомах и молекулах электроны сложным образом движутся вокруг ядер. В среднем по времени дипольные моменты неполярных молекул оказываются равными нулю. Но в каждый момент электроны занимают какое-то положение.

Поэтому мгновенное значение дипольного момента (например, у атома водорода) отлично от нуля. Мгновенный диполь создаёт электрическое поле, поляризующее соседние молекулы.

В результате возникает взаимодействие мгновенных диполей.

Считается, что дисперсионная энергия не имеет классического аналога и определяется квантовомеханическими флуктуациями электронной плотности.

Как показывает квантовая механика, мгновенные диполи возникают в твёрдых телах и жидкостях согласованно, причём концы соседних молекул оказываются заряженными электричеством противоположного знака, что приводит к их притяжению.

Это явление, называемое дисперсионным взаимодействием, имеет место во всех веществах, находящихся в конденсированном состоянии. В частности, оно обуславливает переход благородных газов при низких температурах в жидкое состояние.

Соотношение молекулярных сил.

Относительная величина рассмотренных видов межмолекулярных сил зависит от полярности и от поляризуемости молекул вещества.

Чем больше полярность молекул, тем больше ориентационные силы.

Чем крупнее атомы, чем слабее связаны внешние электроны атомов, чем больше деформируется электронное облако, тем значительнее дисперсионные силы.

Таким образом, в ряду однотипных веществ дисперсионное взаимодействие возрастает с увеличением размеров атомов, составляющих размеры этих веществ.

Например:

  • в случае HCl на долю дисперсионных сил приходится 81% всего
       межмолекулярного взаимодействия,
  • для НBr эта величина составляет 95%,
  • для HI99,5%.
    • Индукционные силы почти всегда малы.

Источник: https://himya.ru/mezhmolekulyarnye-vzaimodejstviya.html

Booksm
Добавить комментарий