Силы притяжения между ионами, молекулами и атомами

Силы притяжения между насыщенными атомами и молекулами крайне слабы по сравнению с ионными или ковалентными силами. Это видно из наблюдаемых на опыте свойств вещества, которые главным образом зависят от этих сил. Вещество, имеющее кристаллическую ионную структуру, в которой каждый атом удерживается ионным взаимодействием, будет обладать высокой температурой кипения. Вещества, в которых соседние молекулы удерживаются крайне слабыми силами, часто являются газами при комнатной температуре, и во многих случаях их точка кипения очень низка. В частности, это верно и для инертных газов. Для сравнения с ковалентной связью возьмем энергию сублимации хлора теплота сублимации I2 около 5 ккалЫоль, тогда как энергия связи С1—С1 равна 57 ккал моль. Как видно, силы, связывающие одну молекулу I2 с другой молекулой, чрезвычайно слабы по сравнению с ковалентной связью, удерживающей один атом хлора около другого в молекуле lj. [c.184]

Силы притяжения у ионных твердых веществ (например хлористого натрия) преимущественно кулоновского типа, т. е. сила притяжения изменяется обратно пропорционально квадрату расстояния между ионами разных знаков. Однако притяжение не является чисто кулоновским, в нем принимают участие также поляризационные силы и силы Ван-дер-Ваальса в некоторых случаях они проявляются в виде изменений решетки. Металлы характеризуются очень высокой проводимостью электричества и тепла и очень высоким коэфициентом отражения и поглощения света. Их можно рассматривать как решетку положительных ионов, заряд которых нейтрализован отрицательными электронами, равными по числу сумме зарядов этих ионов. Эти свободные электроны принадлежат всей решетке, а не какому-нибудь отдельному атому. По принципу Паули лишь два электрона (исключая спин) могут занимать один квантовый уровень и поэтому число уровней энергии огромно, так как оно равняется половине числа свободных или проводящих электронов. В неметаллических соединениях атомы связаны в молекулы ковалентными связями, образованными парами электронов. Этим типом связи соединены углерод, водород, азот и другие атомы в огромном числе органических молекул, он играет роль также в образовании многих Вернеровских координационных соединений, особенно металлов второй и третьей групп. Связь у электронной пары может быть слабой, как в Ja, поможет быть и более прочной, чем в—С —С—или—С — Н, или чем ионные [c.89]

Силы притяжения между насыщенными атомами и молекулами крайне слабы по сравнению с ионными или ковалентными силами. Это видно из наблюдаемых на опыте свойств вещества, которые главным образом зависят от этих сил. Вещество, имеющее кристаллическую ионную структуру, в которой каждый атом удерживается ионным взаимодействием, будет обладать высокой температурой кипения. Вещества, в которых соседние молекулы удерживаются 204 [c.204]

Если связь в молекуле высоко полярна, то электронный заряд на связывающей МО не распределен между ядрами, а практически сосредоточен в областях одного ядра (например, у Р в молекуле ЫаР), Здесь связывающая орбиталь мало отличается от атомной орбитали и оба электрона движутся в поле ядра фтора. Таким образом, весь избыточный электрический заряд, практически равный единице, сосредоточен вокруг ядра фтора. В то же время в силу электронейтральности всей молекулы ядро натрия оказывается центром равного по величине положительного заряда. Осуществляется как бы перенос электрона от атома натрия к атому фтора с образованием ионов Ма+ и удерживаемых в молекуле электростатическими силами притяжения. Такую связь называют ионной. [c.232]

Передаче электрона от атома Ма к удаленному от него атому С1 соответствует переход от энергетического уровня А к уровню О. Расстояние между этими уровнями равно еУ —Есг, т. е. разности между энергией ионизации атома натрия и сродством атома хлора к электрону. Сильное кулоновское притяжение, возникающее при сближении ионов друг с другом (уровень О), приводит систему к минимуму Е, в котором силы притяжения уравновешиваются силами отталкивания. Энергетическая разность между уровнем А (отдельные атомы) и минимумом Е (ионная молекула) соответствует теплоте образования ионной молекулы из атомов. [c.43]

На рис. 9 схематично представлено образование молекулы фтористого натрия НаР. После перехода одного электрона от атома натрия к атому фтора образуются ион натрия Ка+ и ион фтора Р с устойчивым числом электронов на внешних электронных слоях, равным 8. Взаимное притяжение образовавшихся разноименно заряженных ионов подчиняется закону Кулона. Однако сближение ионов не происходит беспредельно, а лишь до тех пор, пока силы притяжения не уравновесятся силами отталкивания, действующими между электронами электронных слоев ионов. [c.38]

Явление гидратации обусловлено полярными свойствами молекул воды. Электронная формула воды показывает, что центр тяжести отрицательно заряженных электронов ближе к атому кислорода, чем к положительно заряженным ядрам водородных атомов (фиг. 20). С другой стороны, центр тяжести положительных зарядов ближе к атомам водорода. Такие молекулы, у которых центры тяжести положительных и отрицательных зарядов не совпадают, называются полярными молекулами или диполями. На фиг. 21 видно, что диполи всегда притягиваются ионами. В первой фазе процесса ион притягивает противоположно заряженный полюс и с такой же силой отталкивает одноименно заряженный полюс во второй фазе притяжение сильнее, чем отталкивание, так как притягиваемый полюс расположен к иону ближе, чем отталкиваемый. Эти же факторы обусловливают притяжение между двумя диполями (фиг. 22). [c.100]

При полном смещении межъядерной электронной плотности к атому с большей электроотрицательностью длина диполя становится равной длине связи l=d), и атомы превращаются в положительно и отрицательно заряженные ионы, между которыми действуют силы электростатического притяжения. Такую связь называют ионной. Степень полярности или ионности связи t определяется отношением Hd, крайние значения которого О и 1 соответствуют чисто ковалентной и чисто ионной связям. В остальных случаях эта величина имеет промежуточные значения, например, для молекулы НС1 d=0,128 нм и /=0,0225 нм, откуда r=//d=0,0225/0,1280=0,18 или точнее 0,20 (при учете влия- [c.120]

Все виды межмолекулярного взаимодействия являются короткодействующими, их энергия пропорциональна от 1/л для притяжения ион-диполь до 1/г для притяжения мгновенный диполь — наведенный диполь и 1/г для отталкивания. По сравнению с энергией ковалентных и ионных- связей энергия межмолекулярного взаимодействия мала, но не равна нулю. Так, энергия разрыва связи С1—С 239,7 кДж/моль, а энергия сублимации твердого СЬ 25,2 кДж/моль, иными словами, силы, удерживающие один атом хлора около другого в молекуле СЬ, значительно больше, чем силы, связывающие молекулы С1г между собой, но именно благодаря последним и существует кристаллический хлор. [c.180]

Первый из них — ковалентная связь — возникает при спаривании электронов двух атомов. Примером этотч> типа связи является связь углерод — углерод и связь углеро —водород. Ковалентные связи не позволяют молекулам диссоциировать на ионы. Второй тип связи—ионная связь (иногда называется электростатической или солевой). Ионная связь возникает в результате действительного переноса электронов от одного атома к другому. Иллюстрацией этого является обыкновенный хлористый натрий. Атом металла натрия отдает электрон атому хлора. Этот обмен оставляет натрий заряженным положительно, а хлор — отрицательно, давая соответственно ионы натрия и хлора. В результате возникает электростатическое притяжение между натрием и хлором, которое и представляет собой ионную связь. Силы притяжения между ионами известны как кулонов-ские силы. [c.95]

В.чаимным отталкиванием молекул воды при атом пренебрегают. Такого рода взаимодействие для двух диполей хотя и невелико, но тем ле менее при более строгих расчетах его следует учитывать. Анали.шруя вопрос о сольватации ионов в растворе, следует также учитывать работу, которую необходимо затратить на преодоление сил притяжения между молекулами Н2О в чистой воде. Это взаимодействие составляет величину около [c.445]

Межмолекулярные силы, удерживающие вместе частицы жидкости и молекулы твердого вещества, имеют электрическую природу. Межмолекулярные силы вызваны дисперсионным взаимодействием, взаимодействиями типа диполь-диполь, диполь-индуцированный диполь, ион-диполь, ион-индуцированный диполь. Дисперсионные силы действуют между ионами, атомами и молекулами независимо от наличия у них зарядов или постоянных дипольных моментов. Относительный вклад остальных типов взаимодействия в межмолекулярное притяжение зависит от ряда физических свойств конкретного вещества дипольного момента, энергии ионизации, поляризуемости, структурных особенностей, молярной массы. Межмолекулярные силы принадл ат к дальнодействующим силам и изменяются по закону /, ще I — расстояние между центрами тяжести взаимодействующих частиц. [c.112]

Образование молекулы окиси кальция СаО объясняется так. Атом кальция имеет в своей наружной электронной оболочке 2 электрона, а в следующей оболочке — 8 электронов. Атом кислорода имеет в йвоей наружной электронной оболочке 6 электронов. Атом кальция отдает атому кислорода два своих наружных электрона, превращаясь при этом в двухзарядный положительный ион с устойчивой восьмиэлектронной оболочкой. Атом кислорода, присоединив к своей наружной электронной оболочке 2 добавочных электрона (с атома кальция), превращается в двухзарядный отрицательный ион — так же с устойчивой восьми электронной оболочкой. После этого сила электрического притяжения между образовав- [c.45]

Понятие электроотрицательности было введено По лингом [128] в 1932 г. Оно является свойством атомов сгруппированных в молекулы или кристалл, но яе изо лированных. Это сила притяжения электронов ато мом . Значит, разность электроотрицательности межд двумя атомами М и X, обраэующими молекулу МХ является мерой переноса электронов с момента уста новления ионно-ковалентной связи. Полинг заметил, что энергия связи МХ, оцениваемая по теплоте образования соединения, была обычно больше средней арифметической энергии связи М —-М и X — X и что отклонение б казалось росло с разностью электроотрицательности Дж, между М и X. Полинг предложил следующую формулу [c.142]

Возникновение водородной связи можно в первом приближении объяснить действием электростатических сил. При образовании полярной ковалентной связи между атомом водорода и атомом фтора электронное облако, первоначально принадлежавшее атому водорода, сильно смещается к атому фтора. В результате атом фтора приобретает значительный эффективный отрицательный заряд, а ядро атома водорода (протон) с внешней ио отношению к атому фтора стороны почти лишается электронного облака. Обладая ничтожно малыми размерами и, в отличие от других катионов, не имея внз тренних электронных слоев, которые отталкиваются отрицательно заряженными атомами, ион водорода проникает в электронные оболочки других атомов. Поэтому между протоно.м атома водорода и отрицательно заряженным атомом фтора соседней молекулы НГ возникает электростатическое притяжение (см. элст в разделе 4.9.2), образуется водородная связь. [c.156]

Связь между атомами в молекуле возникает вследствие образования общих электронных пар. В свою очередь, электронные пары возникают в результате наложения электронных облаков двух электронов с антипараллель-ными спинами. Образующиеся пары электронов могут располагаться или на одинаковом расстоянии между обоими атомами или быть оттянутыми к тому или другому из них. В крайнем случае может происходить полный отрыв электронной пары от одного атома и переход ее к другому. В этом случае атомы превращаются в противоположно заряженные ионы, которые притягиваются друг к другу силами электростатического притяжения. Образующаяся таким образом связь называется ионной. Если же электронная пара остается общей для обоих атомов, то связь называется атомной, или ковалентной. Последняя бывает неполярной, когда электронная пара располагается между обоими атомами на одинаковом расстоянии, и полярной, когда она оттянута к тому или другому атому. [c.58]