Межмолекулярное взаимодействие. Различают несколько типов межмолекулярного взаимодействия

Различают несколько типов межмолекулярного взаимодействия.

1). Ориентационное (диполь-дипольное) взаимодействие проявляется в случае полярных молекул.

В результате беспорядочного теплового движения молекул при их сближении одноименно заряженные концы диполей взаимно отталкиваются, а противоположно заряженные – притягиваются. Электростатическое взаимодействие полярных молекул тем значительнее, чем больше дипольный момент молекул, а притяжение между ними быстро уменьшается с расстоянием. Повышение температуры также ослабляет ориентационное взаимодействие, т.к. взаимная ориентация молекул при этом затрудняется.

2) Индукционное взаимодействие осуществляется между полярными и неполярными молекулами.

При их контакте под действием полярной молекулы неполярная молекула деформируется и в ней возникает (индуцируется) диполь, который притягивается к постоянному диполю полярной молекулы. Энергия этого взаимодействия возрастает с увеличением дипольных моментов молекул, от температуры не зависит, уменьшается с расстоянием.

3). Дисперсионное взаимодействие обусловлено притяжением молекул за счет возникновения у них мгновенных микродиполей.

Молекула – это динамическая система с постоянным движением электронов и колебаниями ядер. В процессе временного смещения электронных облаков относительно ядра возникают временные микродиполи, которые периодически очень быстро меняются по величине и направлению. При сближении молекул образование микродиполей перестает быть независимым, они взаимно ориентируются, чаще обращаясь друг ко другу противоположно заряженными полюсами, что приводит к притяжению молекул.

Дисперсионное взаимодействие является единственным между неполярными молекулами (благородные газы, водород, метан и т.д.). Оно легко нарушается тепловым движением частиц, поэтому вещества с неполярными молекулами имеют низкие температуры сжижения и кристаллизации.

Рассмотренные типы межмолекулярных взаимодействий обусловлены проявлениями так называемых ван-дер-ваальсовых сил. Ван-дер-ваальсово взаимодействие отличается от химического небольшими энергиями связи между молекулами (от долей кДж/моль до 10-15 кДж/моль), отсутствии специфичности и насыщаемости, проявляются на сравнительно больших расстояниях (0,4-0,7 нм).

4). Донорно-акцепторное межмолекулярное взаимодействие приводит обычно к образованию комплексных соединений или к полимеризации неорганических веществ. Например:

HF: + •BF₃ ® H[BF₄]

^{донор акцептор}

или

т.е. (BeCl₂)_n

(šBeš)²⁺ - акцептор, ион Cl^- - донор.

Энергия межмолекулярного донорно-акцепторного взаимодействия колеблется в широком интервале от 6-12 кДж/моль, что близко к энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия, до 200-250 кДж/моль – величины, сопоставимой с энергией обычных межатомных ковалентных связей.

5). Водородная связь как особый случай межмолекулярного взаимодействия проявляется в том, что атом водорода, ковалентно связанный с одним из наиболее отрицательных атомов (F, O, N), способен образовать дополнительную связь с другим атомом.

Образование водородной связи обязано ничтожно малому размеру поляризованного атома водорода и его способности глубоко внедряться в электронную оболочку соседнего (ковалентно с ним не связанного) отрицательно поляризованного атома. Вследствие этого при возникновении водородной связи наряду с электростатическим проявляется и донорно-акцепторное взаимодействие.

Водородная связь (обозначена штриховой линией) приводит к ассоциации молекул, проявляется в аномально высоких температурах кипения, плавления и других свойствах веществ. Из примеров соединений с водородными связями приведем схемы (HF)_n, (H₂O)_n, карбоновых кислот:

В приведенных примерах водородная связь является межмолекулярной, но она может быть и внутримолекулярной.

Водородная связь по прочности превосходит ван-дер-ваальсово взаимодействие, и ее энергия составляет 8-40 кДж/моль, однако она обычно на порядок (примерно в 10 раз) слабее ковалентной связи.

Поиск по сайту: