Силы межмолекулярного взаимодействия

Очень слабые силы притяжения между нейтральными атомами и молекулами, проявляющиеся на расстояниях, превосходящих размеры частиц, называют межмолекулярным взаимодействием или силами Ван-дер-Ваальса (голландский физик, лауреат Нобелевской премии). Они действуют в газообразных и жидких веществах, а также между молекулами в молекулярных кристаллах. Межмолекулярное взаимодействие определяет возможность перехода вещества в жидкое и твердое агрегатное состояния (с выделением энергии) и играет важную роль в процессах адсорбции, катализа, растворения и сольватации. Ван-дер-Ваальсово притяжение имеет электрическую природу и определяется тремя эффектами — ориентационным, индукционным и дисперсным.

Е = Е_ор + Е_инд. + Е_дисп.

Водородная связь

Водородная связь реализуется …
между положительно поляризовнными атомом водорода одной полярной молекулы и отрицательно поляризованным атомом неметалла (чаще – фтора, кислорода, азота, реже – хлора, серы) другой молекулы. Подобное взаимодействие не проявляется для других атомов, что обусловлено уникальными свойствами поляризованного атома водорода – его очень малыми размерами и отсутствием внутренних электронных оболочек. Эти особенности атома водорода позволяют партнеру приблизиться на столь малое расстояние, которое не может быть достигнуто при взаимодействии с другими частицами.

Возникновение водородной связи в очень грубом приближении можно объяснить действием электростатических сил. Так, например, в полярной молекуле фтороводорода общая электронная пара сильно смещена к атому фтора. В результате атом водорода приобретает положительный заряд и может электростатически взаимодействовать с отрицательно заряженным атомом фтора соседней молекулы HF. Вследствие своих малых размеров атом водорода способен проникнуть в электронную оболочку соседнего атома фтора, вследствие чего и возникает водородная связь:

Это “проникновение“ свидетельствует о том, что вся полнота картины не может быть описана лишь электростатическим притяжением, в образование водородной связи вносит вклад и донорно-акцепторное взаимодействие.

Условием образования водородной связи является высокаяэлектроотрицательность атома, связанного с атомом водорода. Только в таком случае электронное облако достаточно сильно смещается в сторону атома-партнера, и он приобретает высокий отрицательный заряд.

Энергия водородной связи невелика: она на порядок меньше энергии обычной ковалентной связи, но много выше энергии межмолекулярных взаимодействий. Несмотря на малую прочность, часто водородная связь определяет внутреннюю структуру вещества и существенно влияет на его физические и химические свойства. Благодаря водородным связям молекулы объединяются в димеры и более сложные ассоциаты:

В кристалле льда каждый атом кислорода тетраэдрически связан с четырьмя атомами водорода: с двумя – полярной ковалентной связью (Н₂О), а с двумя другими – водородной связью. В свою очередь, каждый атом водорода связан с двумя атомами кислорода.

Способностью к ассоциации обладают молекулы аммиака, спиртов, пероксида водорода, ряда кислот. Это приводит к повышению температур плавления и кипения, изменению взаимной растворимости. Ведь водородные связи могут образовываться и между двумя различными молекулами, например:

Н Н

Н – N + Н – О ® Н – N ××××××× Н – О

Н ННН

Так, смешение спиртов с водой сопровождается разогреванием и уменьшением объема, что объясняют образованием водородных связей:

СН₃ – О + Н – О ® СН₃ – О … Н – О

За счет водородных связей образованы такие сложные вещества как белки, углеводы, различные ферменты.

Водородная связь влияет и на химические свойства веществ. Например,

HF – слабая кислота, в отличие от других галогеноводородных кислот: диссоциация HF на ионы осложнена способностью ее к образованию дифторид-иона и других, более сложных частиц. Эти частицы столь прочны, что выделены кислые соли фтороводородной кислоты KHF₂

Кроме межмолекулярной, встречается и внутримолекулярная водородная связь, например:

Характеристики связей разных типов приведены в таблице 2.

Таблица 2 — Характеристики связей

Характе-рстика связи Природа связи	Способ образования	Энергия (кДж/моль)	Длина (нм)	Полярность	Поляризуе-мость	Направленность	Насыщаемость
Ковалентная	обменный или донорно-акцепторный	200 — 850	1-2×10-1	полярнаHClнеполярна Cl2	поляризуема C-F<C-J	направлена	насыщаема
Ионная	электростатическое притяжение ионов	80 — 130	2-3×10-1	полярна	поляризуема	ненаправ- лена	ненасыщаема
Металлическая	объединение атомов и ионов свободными электронами	атомизация Nа-180 Cu-540	многоцентровая	делокализована	–	ненаправ-лена	ненасыщаема
Водородная	взаимодействие атомов водороад с атомами F,O,N,Cl,S	8 — 45	2,4-3,2×10-1	полярна	поляризуема	направ-лена по линии Э-Н…Э	ненасыщаема

1 ккал = 4,184 кДж; 1 нм = 10^-9; 1нм = 10

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

В лекции рассмотрены различные типы химических связей.

Неполярная ковалентная связь характеризуется тем, что электронное облако связи симметрично относительно ядер обоих атомов (дипольный момент связи равен нулю).

Полярная ковалентная связь отличается от неполярной тем, что облако полярной связи частично смещено к атому более электроотрицательного элемента, дипольный момент связи отличен от нуля.

В случае ионной связи электронное облако связи почти полностью смещено к более электроотрицательному атому, т.е. атомы практически становятся противоположно заряженными ионами (такая связь характеризуется высоким значением дипольного момента).

Электронное облако металлической связи неустойчиво, характер связи промежуточный между ковалентной и ионной, связь осуществляется в металлах.

Водородная связь осуществляется (в качестве дополнительной) связи между различными молекулами или фрагментами одной сложной молекулы, имеющими положительно поляризованный атом водорода и атомы наиболее электроотрицательных элементов – фтора, кислорода, азота и др.