Тема: Межмолекулярное взаимодействие

План:

1. Водородная связь, её свойства, значение в природе.

2. Силы Ван- дер- Вальса.- универсальное межмолекулярное взаимодействие (УММВ).

Все межмолекулярные взаимодействия (ММВ) можно разделить на две группы: специфические и универсальные, при этом возможны: донорно-акцепторный механизм образования и электростатическое взаимодействие.

К специфическим ММВ относится водородная связь. Химическая связь, образованная положительно поляризованным водородом (Н) одной молекулы и электроотрицательным атомом (F, Cl, N, O, S) другой или той же молекулы называется водородной связью. Отсюда следует, что водородная вязь бывает межмолекулярной и внутримолекулярной (внутримолекулярной она бывает реже). Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи: она равна примерно 8 – 40кДж (а ковалентная 120 – 1000 кДж/моль)

Возникновение водородной связи можно в первом приближении объяснить действием электростатических сил.

Напр.: возникновение водородных связей между молекулами во фтороводородной кислоте. Как известно, в молекуле HF связь ковалентная сильно полярная: на ионе водорода накапливается положительный заряд, а на ионе фтора – отрицательный. Поэтому между протоном атома водорода и отрицательно заряженным атомом фтора соседней молекулы HF возникает электростатическое притяжение и возникает водородная связь (обозначается тремя точками).

 

Водородная связь между молекулами воды образуется по донорно-акцепторному механизму. Водородная связь образуется между ионом водорода одной молекулы и ионом кислорода другой молекулы. У иона кислорода имеются две неподелённые электронные пары (донор), а ион водорода имеет свободную орбиталь (акцептор). Таким образом каждая молекула может максимально образовать по четыре водородные связи:

При этом длина водородной связи почти в 2 раза больше (0,180 нм) длины ковалентной связи О-Н (0,099 нм); и прочность водородной связи невелика20 кДж/моль.

Хотя энергия водородной связи невелика ее хватает, чтоб вызвать ассоциацию молекул, т.e. их объединение в димеры или полимеры, которые в ряде случаев существуют не только в жидком состоянии вещества, но и сохраняются при переходе его в пар. Например, в воде имеются агрегаты типа (НО).

Именно ассоциация молекул, затрудняющая отрыв их друг от друга, и служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения таких веществ как HF, HO, NH. Так вода, в отсутствие водородных связей, должна была бы кипеть при температуре – 66°С, а кипит при темпера-туре +100°С. В максимальном количестве водородные связи возможны во льду; при температуре 20°С в жидкой воде сохраняется около половины водородных связей, в парообразном состоянии все водородные связи разрываются.

В ряду однотипных соединений VI подгруппы А температуры плавления и кипения с увеличением атомной массы элемента возрастают. Объясняется это усилением взаимного притяжения молекул с увеличением размеров атомов и с ростом дисперсионного взаимодействия между ними. Однако, HO, имеющая наименьшую молекулярную массу в ряду HO – HS – HSe – HTe, кипит при оптимально высокой температуре, что связано с ассоциацией молекул в агрегаты за счет водородных связей и затруднением отрыва их друг от друга.

Водородная связь играет большую роль в природе. Она проявляется не только в воде, но и в различных кристаллических веществах, полимерах, белках, нуклеиновых кислотах и др. Например, в белках и НК водородные связи участвую в спираллизации их молекул. И ещё пример, благодаря водородным связям лёд легче воды, так что лёд образуется на поверхности воды и предохраняет оставшуюся жидкую воду от потери тепла и замерзания.

Внутримолекулярная водородная связь может возникать между ионами водорода и отрицательными атомами полярных групп в одной и той же молекуле.

Например в о- нитрофеноле:

Универсальное межмолекулярное взаимодействие проявляется во всех молекулах без исключения и называется связью или силами Ван-дер-Ваальса. Хотя эти силы значительно слабее сил короткодействующей химической связи (энергия вандерваальсовых сил не превышает 8 кДж/моль), они являются причиной перехода большинства веществ из газообразного состояния в жидкое и твердое, а так же устойчивости молекулярных кристаллов, адсорбции газов поверхностями твердых тел и других явлений. Они не направленные и ненасыщенные. Эти силы действуют на расстоянии между молекулами в несколько нм (-м). Силы Ван-дер-Ваальса включают в себя три составляющие: ориентационное (диполь-дипольное), индукционное и дисперсионное взаимодействие.

1. Ориентационное (диполь-дипольное) взаимодействие связано с полярностью

молекул. При сближении двух полярных молекул они ориентируются согласно знаку заряда (1) и располагаются либо последовательно(1) или антипараллельно (2).

Полярные молекулы притягиваются за счет электростатических сил диполь-дипольного взаимодействия (например, в жидком сероводороде, хлороводороде и др.).

Такой реакции препятствует тепловое движение молекул, усиливающееся с повышением температуры. Поэтому ориентационное взаимодействие тем больше, чем больше дипольные моменты, меньше расстояния между молекулами и ниже температура. Ориентационное взаимодействие существенно сказывается на свойствах вещества. Например, вещество кипит тогда, когда энергия ММВ преодолевается энергией кинетического движения молекул. Поэтому, чем больше энергия ММВ, тем до более высокой температуры следует нагревать вещество, чтобы оно закипело. Так tжидкого Nравна - 196C, а t СО (II), молекулы которого, в отличие от молекул Nполярны, больше и t_кип =- 191,5С.

2. Индукционное взаимодействие возникает при взаимодействии полярных и неполярных молекул. Например, HCI и CI.При этом полярная молекула поляризует неполярную, в которой появляется (индуцируется) наведенный дипольный момент. В результате возникает притяжение молекул.

Энергия индукционного взаимодействия тем больше, чем больше дипольный момент полярной молекулы и чем больше поляризуемость неполярной ( поляризуемость молекул – это мера смещения зарядов в молекуле в электрическом поле заданной напряженности ). Поляризуемость резко увеличивается с увеличением размеров электронной оболочки. Энергия индукционного взаимодействия в 10-20 раз слабее ориентационного взаимодействия.

3. Дисперсионное взаимодействие универсальное и присутствует всегда. Оно проявляется при взаимодействии неполярных молекул и при взаимодействии атомов благородных газов. Напр.: переход благородных газов при низких tв жидкое состояние. Суть возникновения дисперсионных сил заключается в следующем. При движении электронов в молекуле мгновенно возникает ассиметрия распределения положительных и отрицательных зарядов. В результате такого движения электронов каждую молекулу можно рассматривать, как место возникновения мгновенно существующих диполей (мгновенно существующий диполь может существовать около 10с), которые в свою очередь индуцируют мгновенные микродиполи у соседних молекул. Движение мгновенных микродиполей становится согласованным, их появление и распад происходит синхронно.

 

В результате взаимодействия мгновенных диполей энергия системы понижается. Для неполярных молекул, при взаимодействии друг с другом, дисперсионное взаимодействие является единственной составляющей вандерваальсовых сил. Силы дисперсионного взаимодействия сравнимы по величине с силами полярных ММВ. Энергия дисперсионного взаимодействия возрастает с увеличением размеров атома (радиусов), так как при этом поляризуемость молекул увеличивается, но энергия уменьшается при увеличении расстояния между центрами частиц. Например, в ряду однотипных соединений F, CI, Br, Jповышается температура кипения и плавления, что связано с увеличением размеров радиусов этих атомов, а значит и поляризуемости. Вклад отдельных составляющих в энергию межмолекулярного взаимодействия отражены в таблице:

Вещество	Электрический Момент диполя	Поляризуемость	Энергия взаимодействия кДж/моль	Температура кипения К
Ориентационное	Индукционное	дисперсионное	суммарное
HCI	1,03	2,64	3,3	1,0	16,8	21,1
HBr	0,78	3,62	1,1	0,7	28,5	30,3
HJ	0,38	5,42	0,6	0,3	60,6	61,5

 

Как видно из таблицы, в случае HCI на долю дисперсионных сил приходится 81% всего межмолекулярного взаимодействия, для HBr- 95%, для HJ- 99,5%

Для газов и жидкостей межмолекулярное взаимодействие так и называют силы Ван-дер-Ваальса, а в твёрдых телах ММВ заменяют понятием адгезии и когезии.

Адгезия – сцепление между молекулами различных веществ (между разнородными молекулами). Практически это проявляется в сцеплении между поверхностями разнородных по химической природе материалов (мел на доске, грязь на гусеницах трактора).

Когезия – сцепление между однородными молекулами данного вещества (в кристаллах сахара, соли, алмаза). Эти силы лежат в основе механической прочности материала.

Явлениями адгезии и когезии объясняется адсорбция, которая является в свою очередь частным случаем более общего явления – сорбции. Сорбция – всякое поглощение веществ из одной фазы другой.

Адсорбция – изменение концентрации вещества на границе раздела фаз. Чтобы уяснить сущность явления адсорбции рассмотрим состояние двух молекул одного вещества.

А - молекула расположена в толще тела;

В - молекула расположена в поверхностном слое

 

Силовое поле молекулы А полностью компенсировано (насыщено) в результате взаимодействия с другими молекулами, а молекуле В поле компенсировано лишь частью. Ненасыщенная часть поля поверхностных молекул создает особый вид потенциальной энергии, называемый поверхностной. Это вещество адсорбент, а вещество, которое скапливается на поверхности адсорбента – адсорбируемое вещество. При этом поверхностная энергия абсорбента понижается. Например: поглощение краски активированным углем. Явление адсорбции используется в хроматографическом методе, основанном М.В. Цветом (1903). Метод применяется для разделения сложных смесей: гормонов, витаминов, пигментов листьев растений, изотопов и д.р.

Ионообменная адсорбция применяется для опреснения воды.