Внутри- и межмолекулярные взаимодействия — справочник студента

Лекции 2-3 Молекулярные силы в биологических структурах

Основы теории межмолекулярных взаимодействий

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Взаимодействия между атомами приводит к образованию молекул. Сильные, или химические, или ковалентные взаимодействия приводят к образованию новых химических частиц, свойства которых отличаются от свойств исходных систем. Молекулы могут взаимодействовать нереакционным способом с образованием молекулярных комплексов – ван-дер-ваальсовы комплексы или ВдВ молекулы.

Критерии, разграничивающие два типа молекул: 1. длины связей более 2Å; 2. энергии связи менее 60 кДж/моль (менее 15 ккал/моль).

Различные типы взаимодействия между микрочастицами

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

  • Биодисциплины
  • Химия
  • Физика

Ван-дер-ваальсовые (ВВ) силы.
ВВ силы играют важнейшую роль в образовании конденсированных жидких и твёрдых состояний. Ими определяются взаимодействия газов и возникающие отклонения законов идеальных газов.

Биомакромолекулы можно рассматривать как своего рода конденсируемые системы, состояния которых определяются относительно слабых невалентных взаимодействий.

Именно такие взаимодействия дают основной вклад к стабилизации конденсации состояния биополимеров и его изменения в процессе функционирования. Значения энергии при ВВ взаимодействиях лежат в интервале 4-8 кДж/моль и выше.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Основные тенденции развития системы образования - справочник студента

Оценим за полчаса!

Энергия при комнатной (температуре) составляет 2,5 кДж/моль, а энергия коллективных ионных связей составляет 150 — 600 кДж/моль. координата реакции

  1. А + В
  2. С
  3. Разрешенная химическая реакция химическая реакция
  4. Запрещенная химическая реакция
  5. Реакция с образованием ван-дер-Ваальсова
    комплекса в-д-в реакция
  6. Изменения энергии МО вдоль координат реакции
  7. Теория межмолекулярного взаимодействия описывает зависимость энергии взаимодействия от расстояния между молекулами и их взаимной ориентацией в окрестностях минимума (вблизи положения равновесия)

Все межмолекулярные силы имеют электростатическую природу.
Их разделяют на короткодействующие и дальнодействующие Короткодействующие убывают экспоненциально с ростом r: e-r. Они возникают в результате перекрывания электронных волновых функций, описывающих состояние отдельных молекул Дальнодействующие силы изменяются на больших расстояниях по закону r-n, n – целое, положительное

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

  • Взаимодействие между двухатомной молекулой и сферически симметричным атомом
  • r
  • r
  • E = E(r, )
  • Зависимость энергии взаимодействия двух сферически симметричным молекул от расстояния между их центрами
  • Взаимодействие между двумя многоатомными молекулами
  • Энергия взаимодействия зависит от 3(N1+N2) – 6 независимых переменных
  • 2
  • E = E(r,1,2,,1,2)
  • 1
  • r
  • 1,2 – определяют ориентацию каждой молекулы относительно собственной внутренней оси
  • Электростатические взаимодействия

Взаимодействия между электрическими мультиполями называются электростатическими взаимодействиями. Результирующая величина электростатического взаимодействия определяется суммой вкладов, обусловленных взаимодействиями между различными мультиполями: EES = qRqT/r + qR T/r2 +…+ R T/r3 +…+ QRQT/r5 +… где: монополь q (заряд), дипольный момент  , квадрупольный момент Q
систем R или T.

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

квадруполь

Взаимодействиями между монополями q (зарядами)

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента
Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

Термодинамика электростатических взаимодействий

Энергия электростатических взаимодействий эквивалентна работе, необходимой для перемещения зарядов в соответствующие позиции при постоянных значениях температуры и давления. Отсюда следует, что это свободная энергия, а не просто потенциальная энергия, равная энтальпии. При более точном анализе кулоновского потенциала оказывается, что в воде он обусловлен энтропией.

Читайте также:  Типы стратегий бизнеса - справочник студента

Чтобы разложить электростатический потенциал на H и S запишем формулу для энтропии S = -дG/дТ, где G — потенциальная энергия, определяемая по закону Кулона.

Дифференцируя это выражение, получаем

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

Если диэлектрическая проницаемость не изменяется с изменением температуры, энтропия должна быть равна нулю

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

и кулоновский потенциал должен быть эквивалентен энтальпии.

Но диэлектрическая проницаемость воды сильно зависит от температуры; ее снижение составляет 0,46% в расчете на градус Кельвина. Это означает, что = -0,0046 и S = -0,0046G. При Т = 300 К величина ТS = -1,38G. Таким образом, вклад энтропии в потенциальную энергию электростатического взаимодействия выше, чем собственно величина свободной энергии.

  1. Собственная электростатическая энергия
  2. Энергию внедрения иона в диэлектрическую среду можно рассчитать из кулоновского потенциала следующим образом. Рассмотрим работу, которую необходимо совершить, чтобы произошло небольшое приращение заряда, q’, на поверхности сферы радиусом r, несущей заряд q’

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

Интегрируем, начиная с заряда, равного нулю, и заканчивая величиной q

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

Эту энергию называют собственной энергией заряда или энергией Борна

Источник: https://vunivere.ru/work94214

Энергия межмолекулярного взаимодействия

Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. В их основе, как и в основе химической связи, лежат электрические взаимодействия. Силы Ван-дер-Ваальса включают все виды межмолекулярного притяжения и отталкивания. Они получили название в честь Я.Д.

Ван-дер-Ваальса, который первым принял во внимание межмолекулярные взаимодействия для объяснения свойств реальных газов и жидкостей. При рассмотрении реальных газов — газов, свойства которых зависят от взаимодействия молекул, надо учитывать силы межмолекулярного взаимодействия.

Они проявляются на расстояниях < 10–9 м и быстро убывают при увеличении расстояния между молекулами. Такие силы называются короткодействующими. Эти силы определяют отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и молекулярных кристаллов. От них зависят многие структурные, спектральные и другие свойства веществ.

Основу ван-дер-ваальсовых сил составляют кулоновские силы взаимодействия между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. На определенном расстоянии между молекулами силы притяжения и отталкивания уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая система. Ван-дер-ваальсовы силы заметно уступают химическому связыванию.

Например, силы, удерживающие атомы хлора в молекуле хлора почти в десять раз больше, чем силы, связывающие молекулы Cl2 между собой. Но без этого слабого межмолекулярного притяжения нельзя получить жидкий и твердый хлор.

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 квадрупольными моментами. Сила притяжения между молекулами зависит от их взаимной ориентации, поэтому они и называются ориентационными. Хаотическое тепловое движение непрерывно меняет ориентацию полярных молекул, но среднее по всем ориентациям значение силы не равно нулю

Среднее значение потенциальной энергии ориентационного межмолекулярного взаимодействия равно где p1, p2- дипольные моменты взаимодействующих молекул. Сила ориентационного взаимодействия убывает с расстоянием значительно быстрее, чем кулоновская сила взаимодействия заряженных частиц .

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

20. Основные классы неорганических веществ: оксиды, кислоты, основания, соли. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксосоединений s и p-элементов в зависимости от положения элементов в периодической системе Д.И.Менделеева. Схема Косселя. Связь с радиусами и степенями окисления. Амфотерные соединения.

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

Основания — сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания — сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид — анионы OH-).

Классификация.

Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые. Амфотерные основания проявляют также свойства слабых кислот. Получение: 1. Реакции активных металлов ( щелочных и щелочноземельных металлов) с водой: 2Na + 2H2O→2NaOH +H2; Ca+2H2O →Ca(OH)2 + H2­; 2.Взаимодействие оксидов активных металлов с водой: BaO + H2O →Ba(OH)2; 3.Электролиз водных растворов солей 2NaCl + 2H2O →2NaOH + H2­ + Cl2­;

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. ОКСИДЫ: Несолеобразующие(CO, N2O, NO), Солеобразующие.
Основные -это оксиды металлов, в которых последние проявляют небольшую степень окисления +1, +2(Na2O; MgO; CuO)
Амфотерные (обычно для металлов со степенью окисления +3, +4). В качестве гидратов им соответствуют амфотерные гидроксиды(ZnO; Al2O3; Cr2O3; SnO2)
Кислотные -это оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления от +5 до +7( SO2; SO3; P2O5; Mn2O7; CrO3).
Основным оксидам соответствуют основания, кислотным – кислоты, амфотерным – и те и другие. Получение: 1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом: 2Mg + O2 → 2MgO; 4P + 5O2 →2P2O5; S + O2 ® SO2; 2CO + O2 →2CO2; 2CuS + 3O2 →2CuO + 2SO2; CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O;4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O 2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании: Cu(OH)2 →CuO + H2O; CuOH)2CO3 →2CuO + CO2 + H2O; 2Pb(NO3) →2PbO + 4NO2 + O2;

Кислоты — сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты — электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H+).

Классификация

1. По составу: бескислородные и кислородсодержащие.

Бескислородные: HCl — хлористоводородная (соляная), HBr — бромистоводородная, HI — йодистоводородная, HF — фтористоводородная (плавиковая), H2S — сероводородная.

Кислородосодержащие: HNO3 – азотная, H2SO3 — сернистая, H2SO4 – серная, H2CO3 — угольная, H2SiO3 — кремниевая, H3PO4 — ортофосфорная.

2. По числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух-, трёхосновные.

Получение:1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот):

SO3 + H2O→H2SO4; P2O5 + 3H2O →2H3PO4 2. Взаимодействие водорода с неметаллом и последующим растворением полученного продукта в воде (для бескислородных кислот): H2 + Cl2 →2HCl; H2 + S→H2S.

3 Реакциями обмена соли с кислотой Ba(NO3)2 + H2SO4 → BaSO4¯ + 2HNO3; в том числе, вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей более сильными кислотами: Na2SiO3 + 2HCl → H2SiO3 + 2NaCl; 2NaCl(тв.

) + H2SO4(конц.) →Na2SO4 + 2HCl­

Соли — сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

Средние. При диссоциации дают только катионы металла (или NH4+).

Кислые. При диссоциации дают катионы металла (NH4+), ионы водорода и анионы кислотного остатка.

Продукты неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.

Основные. При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.

Продукты неполного замещения групп OH соответствующего основания на кислотные остатки.

Двойные. При диссоциации дают два катиона и один анион. Смешанные. Образованы одним катионом и двумя анионами.

Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы.

  • Средние соли. Получение:
  • Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами:
  • 1) металла с неметаллом: 2Na + Cl2→2NaCl
  • 2) металла с кислотой: Zn + 2HCl →ZnCl2 + H2­
  • 3) металла с раствором соли менее активного металла: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
  1. 5) основного оксида с кислотой: CuO + H2SO4 →CuSO4 + H2O
  2. 6) основания с кислотным оксидом: Ba(OH)2 + CO2 →BaCO3 + H2O
  3. 7) основания с кислотой: Ca(OH)2 + 2HCl→CaCl2 + 2H2O
  4. 8) соли с кислотой: MgCO3 + 2HCl → MgCl2 + H2O + CO2­
  5. 9) раствора основания с раствором соли: Ba(OH)2 + Na2SO4 →2NaOH + BaSO4¯
  6. 10) растворов двух солей3CaCl2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2¯ + 6NaCl
  7. Кислые соли. Получение:

1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания. KOH + H2SO4 → KHSO4 + H2O

  • 2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида Ca(OH)2 + 2CO2 →Ca(HCO3)2
  • 3. Взаимодействие средней соли с кислотой Ca3(PO4)2 + 4H3PO4→3Ca(H2PO4)2
  • Основные соли. Получение:
  • 1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой ZnCl2 + H2O → [Zn(OH)]Cl + HCl
  • 2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов AlCl3 + 2NaOH → [Al(OH)2]Cl + 2NaCl
  • 3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями: 2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O → [Mg(OH)]2CO3¯ + CO2­ + 4NaCl

Для объяснения характера изменения кислотно-основных свойств соединений элементов Коссель (Германия) предложил использовать простую схему, основанную на предположении о том, что в молекулах существует чисто ионная связь и между ионами имеет место кулоновское взаимодействие. Схема Косселя описывает кислотно-основные свойства соединений, содержащих связи Э-Н и Э-О-Н, в зависимости от заряда ядра и радиуса образующего их элемента.

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

Как видно из представленной схемы, радиус иона Li+ меньше радиуса иона К+ и ОН- –группа связана прочнее с катионом лития, чем с катионом калия. В результате КОН будет легче диссоциировать в растворе и основные свойства гидроксида калия будут выражены сильнее.

Аналогичным образом можно проанализировать схему Косселя для двух оснований CuOH и Cu(OH)2. Поскольку радиус иона Cu2+ меньше, а заряд – больше, чем у иона Cu+, ОН- -группу будет прочнее удерживать ион Cu2+. В результате основание Cu(OH)2 будет более слабым, чем CuOH.

Таким образом, сила оснований возрастает при увеличении радиуса катиона и уменьшении его положительного заряда.

В главных подгруппах сверху вниз сила оснований увеличивается, поскольку в этом направлении возрастают радиусы ионов элементов. В периодах слева направо происходит уменьшение радиусов ионов элементов и увеличение их положительного заряда, поэтому в этом направлении сила оснований уменьшается.

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

Поскольку радиус хлорид-иона меньше, чем иодид-иона, ион Н+ прочнее связан с анионом в молекуле хлороводородной кислоты, которая будет слабее, чем иодоводородная кислота. Таким образом, сила бескислородных кислот возрастает с увеличением радиуса отрицательного иона.

Сила кислородсодержащих кислот изменяется противоположным образом. Она увеличивается с уменьшением радиуса иона и увеличением его положительного заряда. На риспредставлена схема Косселя для двух кислот HClO и HClO4. Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

Ион С17+ прочно связан с ионом кислорода, поэтому протон легче будет отщепляться в молекуле НС1О4. В то же время связь иона С1+ с ионом О2- менее прочная, и в молекуле НС1О протон будет сильнее удерживаться анионом О2-. В результате HClO4 будет более сильной кислотой, чем HClO.

Читайте также:  Общая характеристика состояний организма и психики - справочник студента

Достоинством схемы Косселя является то, что она с использованием простой модели позволяет объяснить характер изменения кислотно-основных свойств соединений в ряду сходных веществ. Вместе с тем эта схема является чисто качественной.

Она позволяет лишь сравнивать свойства соединений и не дает возможность определить кислотно-основные свойства произвольно выбранного одного соединения.

Недостатком этой модели является то, что в ее основу положены только электростатические представления, в то время как в природе не существует чистой (стопроцентной) ионной связи.

Амфоте́рность (от др.-греч. (ἀμφότεροι — «двойственный», «обоюдный») — способность некоторых химических веществ и соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и осно́вные свойства.

Амфотерны гидроксиды таких элементов главных подгрупп, как бериллий, алюминий, галлий, мышьяк, сурьма, селен и др., таких элементов побочных подгрупп как хром, цинк, молибден, вольфрам и многих других.

Обычно в химическом поведении гидроксидов преобладает или кислотный, или основный характер.

В рамках теории электролитической диссоциации это способность вещества к электролитической диссоциации как по механизму кислот (с отщеплением ионов гидроксония, H+ ), так и по механизму оснований (отщепление гидроксид-ионов, OH– ).

Электролиты, которые в растворе ионизируются одновременно по кислотному и основному типам называются амфолитами.

Элементы лежат на условно проведенной диагонали Be — At: самые часто встречающиеся в школьной программе — это Be и Al

  1. Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами — d-элементами в средней степени окисления.
  2. Al(OH)3 + NaOH(избыток) = NaAlO2 + 2H2O (алюминат натрия и вода)
  3. Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

21.Гальванические элементы. Элементы Даниэля-Якоби. Концентрационные гальванические элементы. Расчет ЭДС и ▲G гальванических элементов. Свинцовый аккумулятор.

  • Система, состоящая из двух электродов соединенных в гальваническую цепь, получила название гальванического элемента.
  • ГЭ- химический источник тока, в котором электрическая энергия вырабатывается в результате прямого преобразования химической энергии ОВР.
  • Гальваническая цепь. Гальванический элемент Даниэля-Якоби:

Гальваническая цепь представляет собой замкнутую систему, состоящую из внутренней и внешней цепи.

Внутренняя цепь включает в себя два электрода ( металлов, погруженных в р-ры электролитов), пространство между которыми разделено пористой перегородкой или солевым мостиком, не позволяющим р-рам электролитов смешиваться между собой.

Внешняя цепь представляет собой металлический проводник, обеспечивающий прохождение электрического тока между электродами ( во внешнюю цепь, как правило, включают гальванометр).

Под действием разности потенциалов начнется перемещение электронов с одного электрода на другой. Нарушится равновесие в ДЭС. Система стремится восстановить нарушенное равновесие. При этом на одном из электродов будет проходить реакция окисления ( анод). На другом электроде – р-я восстановления ( катод).

В рез-те протекания анодного окисления и катодного восстановления в ГЭ начинает протекать ОВР. В этой ОВР процессы окисления и восстановления разнесены в пространстве. Электроны от восстановителя к окислителю переходят по внешней цепи, т.е. в ГЭ начинает протекать электрический ток. Энергию ОВР можно превратить в электрическую энергию.

В р-ре вся энергии я ОВР превращается в тепловую энергию. Электрохимические процессы – частный случай ОВР.

  1. ОВР можно осуществлять двумя способами:
  2. 1) При прямом контакте окислителя и восстановителя, когда электроны переходят от восстановителя непосредственно к окислителю.
  3. 2) При пространственном разделении окислителя и восстановителя, когда электроны переходят по проводнику электрического тока – по внешней цепи.
  4. Возникающая разность потенциалов получила название ЭДС ( электродвижущей силы).
  5. Е = ε˚ катода — ε ˚ анода.
  6. При протекании электрического тока совершается работа по переносу заряда от восстановителя к окислителю, которая связана с изменением энергии Гиббса.
  7. n- кол-во электронов, F- постоянная Фарадея = 96500 Кл*моль(-1), Е- стандартный электродный потенциал, рассчитывается по формуле Нернста: R- газовая постоянная = 8,31 Джмоль*К При ст.усл 298К
  8. ; q=nF; ; EГЭ>0
  9. Концентрационные гальванические элементы:

Особенность в том, что оба электрода из одного и того же металла. Эти электроды отличаются только концентрацией солевых растворов. Недостатки: разрушаемый анод, малая ЭДС. Используются в тех случаях, где необходима малая ЭДС.

; ; КАРТИНКА КОНЦЕНТРИЧЕСКОГО ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА:

Свинцовый аккумулятор:

В настоящее время самый распространенный. Его положительным электродом служит свинцовая решетка с ячейками, заполненными пастообразным пероксидом свинца PbO2. Отрицательный электрод немного тоньше, той же формы, а его ячейки заполнены пастой из губчатого свинца. Каждый элемент содержит множество таких пластин обоих видов.

Группы чередующихся электродных пластин разделены изолирующими перегородками из дерева, стекла, пластмассы или резины. Вся сборка, погруженная в электролит ( разбавленный раствор серной кислоты), представляет собой один гэ. Из нескольких элементов, соединенных последовательно, составляется батарея. ЭДС одного элемента равна 2В.

Соединение свинцового аккумулятора оценивается путем измерения относительной плотности электролита. Непосредственно после зарядки она составляет примерно 1.26, а по мере разрядки опускается примерно до 1,0 ( это объясняется тем, что серная кислота образует химические соединения с материалом пластин).

При работе аккумулятора на его электродах идут процессы:

  • На катоде – восстановление оксида свинца( IV) PbO2. PbO2 +4H(+) + SO4(2-) +2e →PbSO4+2H2O
  • На аноде – окисление свинца Pb˚. Pb˚+ SO4(2-) – 2e→PbSO4
  • Суммарный процесс, обеспечивающий генерацию электрического тока в свинцовом аккумуляторе, имеет вид: Pb+PbO2+2H2SO4↔2PbSO4+2H2O
  • При этом расходуется серная кислота и ее концентрация снижается.



Источник: https://infopedia.su/12x3f77.html

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия

Определение 1

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.

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

Ничего непонятно?

Попробуй обратиться за помощью к преподавателям

Химическая связь характеризуется:

  • снижением общей энергии системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, образующих эту систему;
  • перераспределением электронных плотностей в местах образования химических связей;
  • взаимодействием между положительно заряженными ядрами атомов и отрицательно заряженными электронами.

Виды химической связи

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.

Виды химической связи:

  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.

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

  • Рисунок 1.
  • Молекулы, имеющие внутримолекулярные водородные связи, не могут образовывать межмолекулярные водородные связи.

Величины, характеризующие химическую связь:

  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.

Межмолекулярные взаимодействия

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:

Внутри- и межмолекулярные взаимодействия - Справочник студента

Рисунок 2.

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.

Основные виды межмолекулярного взаимодействия:

  • Ван — дер — ваальсовы силы. Силы электростатической природы.
  • Водородные связи. Имеют промежуточный характер между валентным и межмолекулярным взаимодействием. Водородная связь осуществляется между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы, и отрицательно поляризованным атомом (чаще это фтор, кислород, азот, реже — хлор, сера и др.) другой молекулы.
  • Донорно — акцепторное взаимодействие. Возникает при наличии у атомов одной из молекул свободной орбитали, а у атомов другой молекулы — электронной пары. Данный тип взаимодействия возможен как между одинаковыми, так и между разными молекулами.

Источник: https://spravochnick.ru/himiya/vnutri-_i_mezhmolekulyarnye_vzaimodeystviya/

Ссылка на основную публикацию