Температури кипіння водневих сполук елементів VI групи
Сильні водневі зв'язки між молекулами води перешкоджають її плавленню та випаровуванню. Водневі зв'язки є причиною та іншої унікальної властивості води – при плавленні її щільність зростає. У структурі льоду кожен атом кисню пов'язаний через атоми водню з чотирма іншими атомами кисню з інших молекул води. В результаті утворюється дуже пухка "ажурна" структура. Ось чому крига така легка.
При плавленні льоду близько 10% водневих зв'язків руйнується і молекули води трохи зближуються. Тому щільність рідкої води за температури плавлення вище, ніж щільність льоду. Подальше нагрівання, з одного боку, має спричинити збільшення об'єму води. Це відбувається з усіма речовинами. Але, з іншого боку, водневі зв'язки продовжують руйнуватися, а це має спричинити зменшення обсягу води. В результаті густина води змінюється нерівномірно. Найбільше значення (1,00 г/мл) вона має за температури 4 o З. Така зимова температура поблизу дна прісноводних водойм, де накопичується вода з максимальною щільністю.
При замерзанні вода розширюється та займає більший обсяг. Щільність льоду (0,92 г/мл) менше, ніж щільність рідкої води. Тому крига плаває на поверхні води.
Міжмолекулярні взаємодії- взаємодії молекул між собою, що не призводять до розриву або утворення нових хімічних зв'язків. В основі, як і в основі хімічного зв'язку, лежать електричні взаємодії.
На честь голландського фізика Яна Дідеріка Ван-дер-Ваальса, який першим взяв до уваги міжмолекулярні взаємодії для пояснення властивостей реальних газів та рідин ці взаємодії називаютьсили Ван-дер-Ваальса.
Основу ван-дер-ваальсових сил становлять кулонівські сили взаємодії міжелектронами та ядрами однієї молекули та ядрами та електронами іншої. На певній відстані між молекулами сили тяжіння та відштовхування врівноважують одна одну, і утворюється стійка система.
Ван-дер-Ваальсові сили помітно поступаються хімічному зв'язуванню. Наприклад, сили, що утримують атоми хлору в молекулі хлору майже вдесятеро більше, ніж сили, що зв'язують молекули Cl2 між собою. Але без цього слабкого міжмолекулярного тяжіння не можна отримати рідкого та твердого хлору.
Орієнтаційна взаємодіяздійснюється в тому випадку, якщо полярні молекули (диполі), в яких центри тяжкості позитивного та негативного зарядів не збігаються, наприклад, HCl, H2O, NH3, орієнтуються таким чином, щоб поруч знаходилися кінці з протилежними зарядами. Між ними виникає тяжіння.
Для взаємодії двох диполів енергія тяжіння між ними виражається співвідношенням:
де μ1 і μ2 - дипольні моменти взаємодіючих диполів,r- відстань між ними. Тяжіння диполь-диполь може здійснюватися тільки тоді, коли енергія тяжіння перевищує теплову енергію молекул; зазвичай це має місце у твердих та рідких речовинах.
Індукційна взаємодіявідбувається, якщо поруч із полярна молекула виявиться полярна поруч із неполярними, вона почне впливати на них. Поляризація нейтральної частинки під дією зовнішнього поля (наведення диполя) відбувається завдяки наявності у молекул властивості поляризуемості. Постійний диполь може індукувати дипольний розподіл зарядів у неполярній молекулі. Під дією заряджених кінців полярної молекули електронні хмари неполярних молекул зміщуються у бік позитивного заряду і від негативного. Неполярна молекула стає полярною, і молекули починаютьпритягуватися один до одного, лише набагато слабше, ніж дві полярні молекули.
Енергія тяжіння між постійним та наведеним диполем визначається виразом:
де μнав - момент наведеного диполя, γ - поляризуемість молекули.
Притягання постійного і наведеного диполів зазвичай дуже слабке, оскільки поляризуемість молекул більшості речовин невелика. Воно діє лише на дуже малих відстанях між диполями. Цей вид взаємодії проявляється головним чином у розчинах полярних сполук у неполярних розчинниках, або неполярних молекул у полярних розчинниках (I2 розчиняється у H2О).
Дисперсійна взаємодія. Між неполярними молекулами може виникнути тяжіння. Електрони, які перебувають у постійному русі, на мить можуть виявитися зосередженими з одного боку молекули, тобто неполярна частка стане полярною. Це викликає перерозподіл зарядів у сусідніх молекулах і між ними встановлюються короткочасні зв'язки. Енергія такої взаємодії дається співвідношенням:
де μмгн- момент миттєвого диполя. Ці зв'язки дуже слабкі – найслабші з усіх міжмолекулярних взаємодій. Проте є найбільш універсальними, оскільки виникають між будь-якими молекулами. Наприклад, молекулярний кристал I2
Визначення хімічного зв'язку. Характеристика хімічного зв'язку, її енергія та довжина.
Що є основною причиною утворення хімічного зв'язку?
Типи хімічних зв'язків.
Спрямованість та насичуваність ковалентного зв'язку.
Полярність хімічного зв'язку
Обмінний та донорно-акцепторний механізм утворення хімічних зв'язків
Типи перекриття атомних орбіталей.
Розгляд властивостей хімічного зв'язку з позиції методу ЗС.
Типи гібридизації АТ та форма молекул, умови гібридизації
Вплив неподіленої електронної пари центрального атома на валентні кути.
Які факти не можна пояснити у рамках МВС? Як ці факти пояснює ММО? Чи є ці дві теорії протиріччі?
Умови утворення МО? У чому фізичний сенс пов'язують, незв'язують і розпушують орбіталей?