ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Ион-молекулярные и межмолекулярные взаимодействия из "Общая химия" Различные ион-молекулярные и межмолекулярные взаимодействия могут быть подразделены на пять основных типов, перечисленных в табл. 8.6. Первыми в этой таблице указаны наиболее сильные взаимодействия, за ними следуют более слабые. Рассмотрим, к каким физическим свойствам приводит наличие тех или иных видов взаимодействий в веществе. [c.140] На основании принципа электронейтральности можно предсказать, что заряды одного знака в результате отталкивания располагаются по возможности дальше друг от друга. Например, в комплексном ионе Со(КНз)й три положительных заряда иона кобальта распределены по периферийным атомам водорода так, как это показано на рис. 8.17. Следовательно, ионный потенциал кобальта понижается, а его заряд распределяется по большей поверхности, особенно если еще учесть, что комплексный ион связывается с молекулами растворителя, образующими вторую координационную сферу. [c.141] Образующиеся молекулярные трииодид-ионы 1з подобны любой ковалентно связанной линейной молекуле. Тём не менее исходное взаимодействие между иодид-ионом I и молекулой иода 2 лучше всего объясняется взаимодействием типа ион-индуцированный диполь. Существует множество других подобных взаимодействий, но в большинстве случаев они не приводят к образованию устойчивых связей. [c.142] Одной из наиболее интересных разновидностей диполь-дипольного взаимодействия является водородная связь. В обычных условиях валентность водорода равна 1, и он способен обобществлять с другими атомами одну электронную пару, образуя самую обычную ковалентную связь кроме того, атом водорода может присоединять электрон, образуя гидрид-ион Н . Однако, будучи связан с каким-либо сильно электроотрицательным атомом, например с фтором, кислородом или азотом, атом водорода приобретает относительно высокий положительный заряд (естественно, не превышающий единицы ). Поскольку этот заряд сосредоточен на чрезвычайно малом атомном остове (представляющем собой в данном случае просто протон), он может сильно приближаться к какому-нибудь другому атому, несущему на себе небольшой отрицательный заряд. Это вызывает образование довольно сильной диполь-дипольной связи, хотя, конечно, она гораздо слабее нормальной ковалентной связи. Возникающее при образовании водородной связи расположение частиц показано на рис 8.20. [c.142] Существование водородных связей в воде чрезвычайно благоприятно для жизни на Земле. В водных системах каждый атом водорода ковалентно связан в молекуле воды с одним атомом кислорода (находясь от него на расстоянии 1,1 А) и вместе с тем достаточно сильно связан с атомом кислорода соседней молекулы (расстояние между их ядрами в кристалле льда равно 1,бА). Свойства воды в значительной мере определяются наличием в ней системы связей О—Н О. [c.143] Когда вода замерзает, она расширяется и поэтому лед плавает на поверхности воды. Под действием межмолекулярных сил молекулы воды во льду ориентируются в соответствии с направлениями своих диполей (см. рис. 8.21) таким образом, что каждая отдельная молекула оказывается тетраэдрически связанной с четырьмя другими молекулами диполь-дипольными взаимодействиями, а именно водородными связями. Две из этих соседних молекул связаны с атомами водорода данной молекулы, а две другие связаны с ее атомом кислорода своими атомами водорода. Такое расположение молекул воды приводит к возникновению протяженной трехмерной структуры, которая состоит из гофрированных шестичленных циклов, образованных молекулами воды занимаемый ими объем превосходит объем, занимаемый молекулами воды в жидком состоянии, чем и объясняется расширение воды при ее замерзании. При высоких давлениях описанная структура льда разрушается, и вследствие этого происходит понижение температуры его плавления. [c.143] На рис. 8.22 показано, что при сопоставлении температур плавления гидридов элементов VI группы у воды обнаруживаются аномальные свойства. При наличии приблизительно однотипных сил межмолекулярного взаимодействия температуры плавления веществ возрастают по мере увеличения их молекулярного веса. Это и наблюдается для гидридов трех более тяжелых элементов VI группы. Однако температура плавления воды приблизительно на 200 превышает ожидаемую на основании ее молекулярного веса. Химики с другой планеты, где нет воды, вероятно, должны были бы предположить, что температура плавления воды равна приблизительно -100° С, что на Земле нет озер, рек и океанов и что вода на Земле существует только в газообразном состоянии даже на Северном и Южном полюсах В отличие от воды сероводород, а также НгЗе и НгТе не способны образовывать сильные межмолекулярные связи. Водородные связи значительной прочности обнаруживаются только в веществах, молекулы которых содержат наиболее электроотрицательные элементы, такие, как фтор, кислород и азот. На строение веществ, подобных воде, с высокополярными связями Н — X, например аммиака и фтористого водорода, также оказывают большое влияние водородные связи, и многие свойства таких веществ в твердом и жидком состояниях обусловлены наличием диполь-дипольных взаимодействий между их молекулами. [c.144] Существование устойчивых гидратов неполярных молекул в гораздо большей мере обусловлено их ячеистой структурой, чем образованием связей. Подобные гидраты распадаются при температурах, превышающих температуру плавления льда. Строение этих веществ объясняется следующим образом ячеистая структура льда (см. рис. 8.21) способна захватывать молекулы других веществ, которые достаточно велики, чтобы не проскакивать сквозь довольно узкие окна из одной ячейки в другую. Метан СН4 образует гидраты, но этан С2Н6 не дает их, поскольку его молекулы слишком велики, чтобы встраиваться в ячейки структуры льда. В то же время ксенон образует гидраты, а гелий не образует, поскольку его атомы слишком малы и проскакивают из одной ячейки структуры льда в другую, не удерживаясь в ней. [c.144] Чаще всего взаимодействия типа диполь — индуцированный диполь встречаются в растворах неполярных молекул в полярных растворителях. Растворимость кислорода, азота и других неполярных газовых молекул в воде дает представление о подобных силах взаимодействия между частицами. [c.144] Вандерваальсовы силы. Большинство взаимодействий между молекулами, отличающихся от обычных ионных и ковалентных связей, принято в целом называть вандерваальсовыми силами притяжения. Эти силы, представление о которых было впервые введено голландским ученым Ван-дер-Ваальсом, обусловлены взаимодействием положительных и отрицательных зарядов соседних атомов. Можно представить себе, что электроны атома А отталкивают электроны атома В, но притягивают положительный заряд ядра В, и в то же время электроны атома В отталкивают электроны атома А, но притягивают положительный заряд ядра А. Положительные заряды ядер А и В отталкивают друг друга кроме того, большие силы отталкивания возникают от взаимодействия между электронными облаками атомов А и В при их сближении. Равновесие между силами отталкивания и притяжения достигается при межъядерном расстоянии порядка 4 А. При больших межъядерных расстояниях, от 4 до 10 А, преобладают силы притяжения (см. рис. 8.24). Эти силы притяжения довольно слабы и убывают обратно пропорционально шестой степени расстояния между атомами. [c.145] Вернуться к основной статье