Силы межмолекулярного взаимодействия — справочник студента

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.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Ван-дер-Ваальсово притяжение имеет электрическую природу и определяется тремя эффектами — ориентационным, индукционным и дисперсным.

Е = Еор + Еинд. + Едисп.

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.

Силы межмолекулярного взаимодействия - Справочник студента

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.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Выбор производственной технологии - справочник студента

Оценим за полчаса!

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:

Силы межмолекулярного взаимодействия - Справочник студента

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:

Силы межмолекулярного взаимодействия - Справочник студента

  • 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:
Силы межмолекулярного взаимодействия - Справочник студента
  1. СН3 – О + Н – О ® СН3 – О … Н – О
  2. За счет водородных связей образованы такие сложные вещества как белки, углеводы, различные ферменты.
  3. Водородная связь влияет и на химические свойства веществ. Например,
  4. 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
  5. Кроме межмолекулярной, встречается и внутримолекулярная водородная связь, например:
Силы межмолекулярного взаимодействия - Справочник студента

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

Источник: https://student2.ru/khimiya/1779140-sily-mezhmolekulyarnogo-vzaimodeystviya/

Три вида межмолекулярного взаимодействия

Задача 279. Какова природа сил Ван-дер-Ваальса? Какой вид взаимодействия между частицами приводит к переходу в 

конденсированное состояние Не, N2, НI, С12, ВF3, Н2O? 

Решение:

Задача 279. Какова природа сил Ван-дер-Ваальса? Какой вид взаимодействия между частицами приводит к переходу в 

конденсированное состояние Не, N2, НI, С12, ВF3, Н2O? 

Решение:В веществах с молекулярной структурой, а также в инертных газах, проявляются силы межмолекулярного взаимодействия – силы Ван-дер-Ваальса. Они слабее сил, приводящих к образованию ковалентной связи, но проявляются они на больших расстояниях. Различают три вида межмолекулярного взаимодействия: ориентационное, индукционное и дисперсионное.

а) Ориентационные силы возникают между молекулами с постоянными электрическими дипольными моментами, т.е. между молекулами, у которых есть положительный и отрицательный полюса. Электростатические силы стремятся расположить молекулы упорядоченно так, чтобы векторы электрических дипольных моментов были ориентированы вдоль  одной прямой. 

В конденсированном состоянии молекулярные диполи ориентируются друг относительно друга противоположно заряжёнными полюсами, вследствие чего и наблюдается их взаимное притяжение. Так полярные молекулы Н2О в конденсированном состоянии ориентируются друг относительно друга противоположно заряжёнными полюсами:   Силы межмолекулярного взаимодействия - Справочник студента

Такое же взаимодействие наблюдается и между молекулами HI, хотя молекула HI – слабый диполь. Молекула HI имеет очень большую деформируемость, поэтому внешние электроны атома йода крупные и поэтому ориентационное взаимодействие очень малое, будут наблюдаться дисперсионные силы межмолекулярного взаимодействия.б) Индукционные силы взаимодействия возникают между молекулами с дипольным моментом равным нулю, но при этом способных поляризоваться. Причина появления индуцированных диполей обычно состоит в том, что каждый атом создаёт вблизи себя электрическое поле, оказывающее поляризующее действие на ближайший атом соседней молекулы. Молекула поляризуется, и образовавшийся индукционный диполь в свою очередь поляризует соседние молекулы. В результате происходит взаимное притяжение молекул друг к другу. Такое индукционное взаимодействие наблюдается и у веществ с полярными молекулами, но притяжение при этом значительно слабее ориентационного.  Так в неполярной молекуле BF3 наблюдается возникновение индуцированных диполей. в) Дисперсионные силы межмолекулярного взаимодействия имеют место во всех веществах, находящихся в конденсированном состоянии. Возникают они из-за того, что в атомах происходит движение электронов, а также колебание ядер, и связанное с этим непрерывное изменение взаимного положения электронов и ядер вызывает появление мгновенных диполей. При этом в твёрдом или жидком состоянии вещества ближайшие участки соседних молекул относительно друг друга оказываются заряжёнными электричеством противоположного знака, что приводит к их притяжению. Действием дисперсионных сил объясняется переход N2, Cl2 и Не в жидкое состояние. Относительная величина рассмотренных видов межмолекулярных сил зависит от полярности и от поляризуемости молекул вещества. Чем больше полярность молекул, тем больше ориентационные силы. Чем больше деформируемость, чем слабее связаны внешние электроны атомов, тем значительнее дисперсионные силы. Таким образом, ориентационные силы межмолекулярного взаимодействия преобладают  в относительно сильно

Читайте также:  Миссия организации - справочник студента

поляризованных молекулах Н2О. В слабополяризованной, но сильно деформированной молекуле HI будут преобладать дисперсионные силы межмолекулярного взаимодействия над ориентационными силами. В молекуле HI на долю ориентационных сил межмолекулярного взаимодействия приходится 0,1%, а на долю дисперсионных сил – 99,5%. 

Индукционные силы взаимодействия преобладают в молекулах BF3. В молекулах N2 и Cl2 преобладают дисперсионные силы взаимодействия. В Не дисперсионное взаимодействие является единственным взаимодействием  между атомами, которое приводит к его конденсации.

Задачи 280.

 Температуры кипения ВF3, ВСI3, ВВг3 и ВI3 соответственно равны 172, 286, 364, 483 К. Объяснить наблюдаемую закономерность.  Решение:С ростом порядковых номеров галогенов увеличиваются размеры из атомов при сохранении аналогичной структуры внешнего слоя атомов и ионов.

Поэтому поляризуемость атомов возрастает в ряду I, Cl, Br, F вследствие чего возрастают и силы дисперсионного взаимодействия между молекулами борогалогена.

Отрыв молекул друг от друга, происходящий при переходе вещества в конденсированное состояние, требует большей затраты энергии, что и приводит к повышению температуры кипения в ряду веществ ВF3, ВСI3, ВВг3, ВI3.

Задача 281. Температуры кипения NF3, РF3 и AsF3 соответственно равны 144, 178, 336 К. Объяснить наблюдаемую закономерность.Решение:Азот, фосфор и мышьяк имеют аналогичную структуру внешнего электронного слоя атомов ns2np3. С ростом порядкового номера в подгруппе атомов элементов увеличиваются размеры их радиусов.

 Поэтому поляризуемость атомов возрастает в ряду N, P, As вследствие чего возрастают и силы дисперсионного взаимодействия между молекулами вещества. Отрыв молекул друг от друга, происходящий при переходе вещества в конденсированное состояние, требует большей затраты энергии, что и приводит к повышению температуры кипения в ряду веществ NF3, РF3, AsF3.

Задача 282. Ниже приведены температуры кипения  Ткип., теплоты испарения  исп.  и дипольные моменты D в некоторых рядах сходных соединений: 

Силы межмолекулярного взаимодействия - Справочник студента

Объяснить, почему в каждом ряду соединений при монотонном изменении полярности молекул, Ткип. и исп.  изменяются немонотонно.Решение:В рядах сходных соединений наблюдается рост порядкового номера атомов элементов. С ростом порядкового номера элементов увеличиваются размеры их атомов при сохранении аналогичной структуры внешнего электронного слоя атома. Поэтому поляризуемость атомов возрастает, вследствие чего возрастают и силы дисперсионного взаимодействия между молекулами веществ. Отрыв молекул друг от друга, происходящий при переходе вещества из жидкого состояния в газообразное состояние, требует всё большей затраты энергии. Это и приводит к повышению температуры кипения и энтальпии испарения веществ в каждом из рядов веществ. 

Монотонность повышения Ткип. и  исп. при монотонном изменении полярности молекул в каждом ряду веществ нарушается из-за того, что атомы фтора, кислорода и азота обладают высокой электроотрицательностью и при этом образуют сильно полярные вещества. Благодаря высокой электроотрицательности эти элементов вещества HF, H2O и NH3 могут образовывать водородные связи, которые дополнительно упрочняют связь этих молекул в жидком состоянии, потому что к энергии дисперсионного взаимодействия между молекулами дополнительно присоединяется энергия водородных связей между ними. При переходе веществ в конденсированное состояние дополнительная затрата энергии на разрыв водородных связей. Благодаря разнице электроотрицательностей между атомами водорода и сурьмы (0,29) между молекулами SbH3 действуют более значительные силы (ориентационные)  межмолекулярного взаимодействия, что и объясняет большее значение и этого вещества по сравнению с арсином и фосфином.

Источник: http://buzani.ru/zadachi/khimiya-glinka/1127-mezhmolekulyarnoe-vzaimodejstvie-zadachi-1050-

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

  • Cтраница 1
  • Расчеты межмолекулярного взаимодействия между растворителем Рё растворенными молекулами СЃ помощью теории РћРЅР·Р°-гера — РљРёСЂРєРІСѓРґР° привели Рє зависимости между ДЯ Рё ( Рµ — — 1) / ( 2Рµ — — 1) [21, 226], которая, правда, РёР·-Р·Р° пренебрежения силами водородных связей ( весьма важными именно здесь) может быть использована лишь СЃ ограничениями.  [1]
  • Учет корреляционных эффектов обязателен РІ расчетах межмолекулярных взаимодействий, так как важный эффект дисперсионного притяжения молекулярных систем СЃ замкнутыми электронными оболочками имеет чисто корреляционную РїСЂРёСЂРѕРґСѓ.  [2]

Внутримолекулярные взаимодействия валентно РЅРµ связанных атомов РјРѕРіСѓС‚ быть описаны потенциальными кривыми 6-ехр или 6 — 12 ( СЃРј. ниже), которые обычно используются для расчета межмолекулярных взаимодействий.  [3]

Приведены классификация и подробная сравнительная характеристика различных типов межмолекулярных сил и их связь с физическими свойствами молекул.

�зложепы теория и методы расчета межмолекулярных взаимодействий на близких, промежуточных и далеких расстояниях.

Отдельно выделены приближенные методы расчета взаимодействия больших моло-РєСѓР».  [4]

В предыдущем пункте описаны аддитивные схемы расчета межмолекулярных взаимодействий, в которых неаддитивность включена в параметры атом-атомных потенциалов.

Поскольку молекула является РЅРµ простой СЃСѓРјРјРѕР№ атомов, Р° результатом РёС… взаимодействия, представляет интерес выяснить, какие факторы химической СЃРІСЏР·Рё РІРЅРѕСЃСЏС‚ наибольший вклад РІ отклонение энергии межмолекулярпого взаимодействия РѕС‚ СЃСѓРјРјС‹ атом-атомных энергий, если вычислять последние 7J отсутствие химической СЃРІСЏР·Рё.  [5]

Современная теория межмолекулярного взаимодействия, как мы видели, в принципе дает возможность расчета ван-дер-вааль-совых сил.

Однако практическое решение этой задачи нередко связано с серьезными трудностями.

Поэтому в расчетах межмолекулярного взаимодействия большую роль играют эмпирические и полуэмпирические методы.

Эти методы, открывая возможность количественной оценки межмолекулярного взаимодействия, создают тем самым базу для дальнейшего развития теории.  [6]

Современная теория межмолекулярного взаимодействия, как мы видели, в принципе дает возможность расчета ван-дер-вааль-совых сил.

Однако практическое решение этой задачи нередко связано с серьезными трудностями.

Поэтому в расчетах межмолекулярного взаимодействия большую роль играют эмпирические и полуэмпирические методы.

 [7]

Силы межмолекулярного взаимодействия - Справочник студента Потенциалы Дашевского.  [8]

Потенциалы Дашевского были получены РёР· анализа структурных Рё термохимических данных РїРѕ перегруженным молекулам — молекулам, РІ которых пространственные препятствия РїСЂРёРІРѕРґСЏС‚ Рє деформациям РїРѕ сравнению СЃ идеальными моделями. Определенное внимание было уделено возможности использования полученных потенциалов для расчетов межмолекулярных взаимодействий, хотя процедура оптимизации РЅРµ проводилась.  [9]

В связи с этим материал книги распадается на два разных по характеру изложения концентра.

V содержат качественный материал Рё рассчитаны РїР° широкий РєСЂСѓРі читателей: физиков Рё специалистов РёР· смежных областей С…РёРјРёРё Рё биологии, желающих получить общие представления Рѕ РїСЂРёСЂРѕРґРµ межмолекуляриых СЃРёР» Рё научиться использовать эти представления РїСЂРё анализе механизма исследуемых процессов. IV ( В§ 2)) ориентирована РЅР° физиков-теоретиков Рё квантовых, С…РёРјРёРєРѕРІ. РћСЃРЅРѕРІРЅРѕРµ внимание здесь уделяется обсуждению специфики Рё сравнительных достоинств различных методов расчета межмолекулярных взаимодействий. Некоторые РїРѕРґС…РѕРґС‹ еще РЅРµ оформились РІ окончательном РІРёРґРµ, РІ частности, это относится Рє теории возмущений СЃ учетом обменных эффектов, методу атом-атомных потенциалов. Р’ таких случаях автор старалсдпо возможности объективно отразить основные РїРѕРґС…РѕРґС‹ Рё точки зрения, оставляя, естественно, Р·Р° СЃРѕР±РѕР№ право РїР° авторский акцент.  [10]

Страницы:      1

Источник: https://www.ngpedia.ru/id382410p1.html

Силы межмолекулярного взаимодействия

Ван-дер-Ваальс, объясняя свойства реальных газов и жидкостей, предположил, что на малых расстояниях между молекулами действуют силы отталкивания, которые с увеличением расстояния сменяются силами притяжения. Межмолекулярные взаимодействия имеют электрическую природу и складываются из сил притяжения (ориентационных, индукционных) и сил отталкивания.

Ориентационные силы действуют между полярными молекулами — молекулами, обладающими дипольными или квадруполь- ными моментами.

Сила притяжения между молекулами зависит от их взаимной ориентации, поэтому они и называются ориентационными (рис. 3.7.1).

Хаотическое тепловое движение непрерывно меняет ориентацию полярных молекул, но среднее по всем ориентациям значение силы не равно нулю.

Рис. 3.7.1. Силы притяжения (а) и отталкивания (б) в связи с ориентацией молекул

Среднее значение потенциальной энергии ориентационного межмолекулярного взаимодействия Uop(r) ~ р{р2г~6, гдеpvp2 — дипольные моменты взаимодействующих молекул. Сила ориентационного взаимодействия F = -dU/dr ~ г~7 убывает с расстоянием значительно быстрее, чем кулоновская сила взаимодействия заряженных частиц FKyn ~ г-2.

Индукционные (поляризационные) силы действуют между полярной и неполярной молекулами, а также между полярными молекулами.

Полярная молекула создает электрическое поле, которое поляризует другую молекулу — индуцирует в ней дипольный момент.

Потенциальная энергия межмолекулярного взаимодействия в этом случае пропорциональна дипольному моменту р] полярной молекулы и поляризуемости ос2 второй молекулы: ?/инд ~р1

Рис. 3.7.2. Зависимость сил притяжения и сил отталкивания от расстояния

Рис. 3.7.3. Зависимость потенциальной энергии от расстояния

Глубина потенциала (г0 — расстояние, соответствующее наибольшей энергии связи молекул). Отметим, что в данном потенциале не учтены ориентационные взаимодействия, существенные для многоатомных молекул и кристаллов.

Учитывая совместное действие сил притяжения и сил отталкивания и полученные поправки для объема и давления в уравнении Менделеева — Клапейрона, получим уравнение Ван-дер-Ваальса для реального газа

или для одного моля

Данное уравнение справедливо при условии vb « V и 2a/V2 « Р. Помимо этого предполагается, что частицы газа сферически симметричны. Поскольку реально это не так, то даже для неплотных газов величины а и Ъ зависят от температуры.

Для плотных газов уравнение Ван-дер-Ваальса как количественное соотношение не годится. Однако качественно оно позволяет описывать поведение газов при высоких давлениях, конденсацию газов и переход газов в критическое состояние.

Источник: https://studref.com/375075/matematika_himiya_fizik/sily_mezhmolekulyarnogo_vzaimodeystviya

Межмолекулярные взаимодействия — Химия

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.

Читайте также:  Моделирование психических процессов - справочник студента

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.

  1. В результате возникает взаимодействие мгновенных диполей.
  2. Считается, что дисперсионная энергия не имеет классического аналога и определяется квантовомеханическими флуктуациями электронной плотности.
  3. 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

Межмолекулярные взаимодействия в органических соединениях

Межмолекулярные взаимодействия – это взаимодействия между молекулами, которые не сопровождаются образованием новых ковалентных связей, однако определяют силы притяжения  между молекулами, а тем самым – фазовое состояние и физические свойства органических соединений. Эти силы имеют электрическую природу и обусловлены следующими составляющими:

  •  Диполь-дипольные взаимодействия (имеют место между полярными молекулами, обладающими постоянными значениями дипольных моментов, их энергии не превышают 1 ккал/моль).
    Диполь-дипольное межмолекулярное взаимодействие
  • Дисперсионные взаимодействия (характерны для неполярных молекул) обусловлены притяжением индуцированных полей. Дисперсионное взаимодействие обусловлено притяжением индуцированных полей. Оно не имеет классического аналога и определяется квантово-механическими флуктациями электронной плотности. Мгновенное распределение заряда внутри одной молекулы, характеризуемое мгновенным дипольным моментом, индуцирует мгновенный дипольный момент в другой молекуле. Силы притяжения между индуцированными диполями называются силами Лондона или дисперсионными силами.
    Дисперсионное межмолекулярное взаимодействие
    Эти силы представляют собой один из типов ван-дер-ваальсовых сил, которые могут быть как притягивающими, так и отталкивающими и существуют между несвязанными атомами или молекулами. При наличии полярных связей в молекуле органического соединения между его молекулами также могут возникать взаимодействия диполь-индуцированный диполь (наряду с диполь-дипольными взаимодействиями). Энергия дисперсионных сил также мала (0,5-2,5 ккал/моль).

Упомянутые выше межмолекулярные взаимодействия составляют основу неспецифической сольватации органических соединений. Накопление взаимодействий индуцированных полей может быть причиной заметных изменений физических свойств органических соединений, и прежде всего температур их кипения и плавления.

 Значение межмолекулярных взаимодействий

Эффекты межмолекулярных взаимодействий объясняют способность низкомолекулярных соединений существовать в виде жидких и твердых веществ.

Конечно, указанные выше взаимодействия между молекулами возможны и внутри молекул, если они содержат соответствующие функциональные группы и фрагменты. Особенно это относится к высокомолекулярным соединениям.

Водородные связи, взаимодействия диполь – диполь, диполь – индуцированный диполь и дисперсионные силы в значительной мере определяют пространственную структуру сложных биологически важных соединений (белков, углеводов и т.д.)

Список литературы: Органическая химия: Учебник для ВУЗов, Травень В.Ф., Москва, Академкнига, 2004 год Травень В.Ф. Источник: Органическая химия: Учебник для ВУЗов, Травень В.Ф., Москва, Академкнига, 2004 год Дата в источнике: 2004 год

Источник: https://mplast.by/encyklopedia/mezhmolekulyarnyie-vzaimodeystviya-v-organicheskih-soedineniyah/

Экология СПРАВОЧНИК

То, что две молекулы притягиваются друг к другу на •больших расстояниях и отталкиваются на малых расстояниях, дослужило основанием разделения межмолекулярного потенциала взаимодействия на два независимых члена, один из которых соответствует притяжению и сравнительно медленно убывает с ростом расстояния между молекулами г, а другой соответствует отталкиванию и более резко меняется с г. Приближение независимости сил притяжения и отталкивания совместно с приближением аддитивности сил (что означает возможность представления потенциала группы молекул N суммой парных потенциалов из N (Ы—1)/2 возможных пар) лежит в основе большинства современных теорий межмолекулярного- взаимодействия.[ …]

В этом приближении отрицательный член потенциала межмолекулярного взаимодействия, соответствующий притяжению, обычно разделяется на три составляющие.[ …]

Для многоэлектронных атомов энергия дисперсионного взаимодействия равна сумме членов типа (2.2), причем на каждую пару электронов приходится один член.[ …]

Расчетные значения энергии дисперсионного взаимодействия двух молекул воды на расстоянии 5 и 10 А представлены в табл. 10.

Как видно из таблицы, на расстоянии, равном 5 А, энергия дисперсионного взаимодействия составляет Ю% от энергии диполь-дипольного взаимодействия, когда диполи ориентированы самым выгодным способом (голова— хвост).

На расстоянии, равном 10 А, энергия диполь-дипольного взаимодействия все еще велика, в то время как энергия дисперсионного взаимодействия равна нулю.[ …]

Во-вторых, они аддитивны и их можно выражать через парный потенциал.[ …]

В-третьих, их роль велика в межмолекулярном взаимодействии любых молекул, т. е. они неспецифичны.[ …]

В-четвертых, эти силы практически не зависят от температуры, т. е. от агрегатного сйстояния вещества.[ …]

Как и в случае сил отталкивания, мало что известно относительно зависимости этих сил от ориентации несферических, молекул (анизотропии поляризуемости). Де Бур (1942) рассмотрел две крайние ориентации вытянутых молекул.[ …]

Первая — это когда они расположены в линию, вторая—когда они параллельны друг другу. Оказалось, что дисперсионная энергия в первом случае больше в 1,4 раза, чем во втором, для одинакового расстояния между центрами молекул.

Однако при этом потенциал отталкивания в 10 раз больше в первом случае, чем во втором, а так как силы отталкивания более короткодействующие, то полная энергия проходит через более глубокий минимум, если оси длинных молекул параллельны, по сравнению с тем случаем, когда они колинеарны.[ …]

Взаимодействие вытянутых молекул более сложно зависит от распределения заряда по молекуле, чем сферически симметричных.

Несимметричное стационарное распределение заряда по молекуле сказывается в наличии постоянного диполь-ного, квадрупольного и т. д. моментов.

Силы притяжения между молекулами, обладающими постоянными моментами, относятся ко второму типу сил притяжения и зависят от этих моментов.[ …]

Рисунки к данной главе:

Источник: https://ru-ecology.info/post/100832301660008/

Ссылка на основную публикацию