Взаимодействие меж молекулами (типы слабых связей)

Взаимодействие между атомами

с труктура молекулярных веществ зависит от характера сил, действующих меж атомами и молекулами. Объединение атомов в молекулы зависит от взаимодействия их электронных оболочек и в первую очередь от внешних валентных оболочек. Известны два типа связей меж атомами: ионная (гетерополярная); ковалентная (гомополярная).

Некоторые атомы легко приобретают и теряют электроны, превращаясь в ионы. Ионы противоположных знаков притягиваются и образуют ионную или электростатическую связь. Способность образовывать и.связь наиболее выражена у атомов 1, 2 гр. ТМ. Они имеют 1 или2 se, легко теряют их, превращаясь в положительные ионы. Другие атомы, у которых на р-орбиталях остаются свободные места, приобретают е и становятся отриц. ионами. при взаимодействии ионов эл-ные оболочки не претерпевают сильных деформаций. Если сталкиваются 2 одинаковых атома, равноценных в смысле способности удерживать свои и принимать чужие э-ны, то переходов э-нов не наблюдается, а происходит обобществление «холостых» э-нов в общие пары. Связь атомов за счет общих электронных пар наз. ковалентной.. почему электронный дуплет обладает связывающими свойствами? Если спины эл-нов двух атомов Н параллельны, то атомы отталкиваются. Если они антипараллельны, то связываются. Т.о. связывающими св-ми обладают дуплет из эл-нов с антипараллельными спинами. При взаимодействии атомов происходит перекрывание эл-ных оболочек. Кот. Приводит к увеличению плотности отрицательного заряда в пространстве меж атомами. Чем больше перекрываются Эл-ные облака,тем больше энергия связи и устойчивее молекула. Ковалентная связь меж одинаковыми атомами сохраняет симметрию распределения заряда к центру 1 из атомов. в результате такого смещения молекула приобретает эл дипольный момент.

Дипольный момент позволяет молекулам участвовать в различных видах взаимодействий. Связь меж атомами по одной оси и соединяются центры атомов, наз.сигма связью. Если связь обрзуют 2 э-на, то связь ординарная. Могут существовать двойная и тройная связи. Двойная связь создается 4 эл-ми, тройная-6-ю.

Структура ковалентной связи в молекуле этиленаН₂С₂ – С₂Н₂ имеет вид:

электронные пары, лежащие в плоскости, перпендикулярной оси симметрии, образуется пи-связь. Она слабее сигма-связи. Двойная и тройная связи отличаются по расстоянию меж атомами. Дл одинарной расстояние составляет 0,15 нм, для двойной-0,13, для тройной-0,12нм.

Разделение на ионную и ковалентную условно. Могут возникать промежуточные виды связи.

взаимодействие меж молекулами (типы слабых связей)

Силы притяжения меж молекулами, не приводящие к образованию хим.соединений, наз. Силами Ван-дер-Ваальса. Это короткоживущие силы, обуславливающиеся электростатическим притяжением отрицательно заряженных э-в одного атома и положительно заряженного ядра другого. Т.к. ядра атомов экранируются эл-ными оболочками, эти силы неодинаковы и невелики. Энергия взаимодействия Ван-дер-Ваальса по величине близка к энергии тепловых колебаний. Она описывается формулой:

U(r)=A\r¹² –B\r⁶, где А,В- величины, зависящие от свойств молекул, r-расстояние, на которое могут сблизиться атомы.

На более близком расстоянии преобладают силы отталкивания, которые обратно пропорциональны 12 степени и силы притяжения. Если нарисовать энергодиаграмму взаимодействия Ван-дер-Ваальса, получим:

Природа сил Ван-дер-Ваальса определяется взаимодействием двух колеблющихся электронных диполей, которые индуцируют в молекуле за счет смещения Эл-ных облаков силы, связывающие эти молекулы. Такие силы называются индукционными силами Ван-дер-Ваальса. При взаимодействии неполярных молекул их притяжение на большие расстояния вызываются малой деформацией Эл-ных оболочек. Электрическое взаимодействие меж Эл-ми и ядрами, приводят к взаимной деполяризации молекул. Возникающие дипольные моменты ориентированы так, что вызывают притяжение, пропорциональное произведению коэффициенту поляризуемости молекул. Такие силы наз. дисперсионными силами Ван-дер-Ваальса.

Водородная связь. Атомы водорода могут образовывать одну ковалентную связь. Но существуют специфические молекулярные взаимодействия меж молекулами, содержащими Н, и молекулами с атомами F,Cl,N,S,O. Группы ковалентно связывают атомы ОН и NH имеют большой дипольный момент. При этом в области ядра Н существует избыточный положительный заряд, т.к. плотность Эл-го облака выше возле тяжелого ядра. Отрицательно заряженные группы др. атомов могут приблизиться вплотную к протону. Возле электростатического взаимодействия, кот.наз.водородной связью.

Водородная связь образуется, кода положительно заряженный конец одного из диполей притягивается к отрицательно заряженному концу второго. Водородные связи длиннее ковалентных. Они всегда образуются между парами групп, одна из которых обращена к другой отрицательным концом диполя, а др. служит донором протона. Энергия водородной связи колеблется от 0,13 до 0,3 мВ.