Типи міжмолекулярних взаємодій
Типи міжмолекулярних взаємодій – розділ Хімія, За дисципліною Хімія. Курс лекцій зв'язку, при освіті яких перебудова електронних оболонок не відбувається.
Зв'язки, при утворенні яких перебудова електронних оболонок немає, називаютьсявзаємодією між молекулами. До основних видів взаємодії молекул слід віднести вандерваальсові сили, водневі зв'язки та донорно-акцепторну взаємодію.
При зближенні молекул з'являється тяжіння, що зумовлює виникнення конденсованого стану речовини (рідкого, твердого з молекулярними кристалічними ґратами). Сили, які сприяють тяжінню молекул, отримали назвувандерваальсових. Вони характеризуються трьома видами міжмолекулярної взаємодії:
а)орієнтаційна взаємодія, яка проявляється між полярними молекулами, що прагнуть зайняти таке положення, при якому їх диполі були б звернені один до одного різноіменними полюсами, а вектори моментів цих диполів були б орієнтовані по однією прямою (по-іншому воно називається диполь-дипольна взаємодія);
б)індукційне, яке виникає між індукованими диполями, причина утворення яких є взаємна поляризація атомів двох молекул, що зближуються;
в)дисперсійне, яке виникає в результаті взаємодії мікродиполів, що утворюються за рахунок миттєвих зсувів позитивних та негативних зарядів у молекулах при русі електронів та коливань ядер.
Дисперсійні сили діють між будь-якими частинками. Орієнтаційна та індукційна взаємодія для часток багатьох речовин, наприклад: He, Ar, H2, N2, CH4, не здійснюється. Для молекул NH3 на дисперсійну взаємодію припадає 50%,орієнтаційне – 44,6 % та індукційне – 5,4 %. Полярна енергія вандерваальсових сил тяжіння характеризується невисокими значеннями. Так, для льоду вона становить 11 кДж/моль, тобто. 2,4% енергії ковалентного зв'язку H-O (456 кДж/моль). Вандерваальсові сили тяжіння – це фізичні взаємодії.
Водневий зв'язок – це фізико-хімічний зв'язок між воднем однієї молекули та ЕО елементом іншої молекули. Утворення водневих зв'язків пояснюється тим, що в полярних молекулах або групах поляризований атом водню має унікальні властивості: відсутність внутрішніх електронних оболонок, значний зсув електронної пари до атома з високою ЕО і дуже малим розміром. Тому водень здатний глибоко впроваджуватись в електронну оболонку сусіднього негативно поляризованого атома. Як показують спектральні дані, у освіті водневого зв'язку істотну роль відіграє також і донорно-акцепторна взаємодія ЕО атома як донора та атома водню як акцептора. Водневий зв'язок може бути міжмолекулярним або внутрішньомолекулярним.
Для сполук фтору та кисню характерне утворення за рахунок водневого зв'язку угруповань з однакових молекул – асоціатів (H2O)n та (HF)m. Це позначається на цілій низці властивостей сполук, особливо на таких параметрах, як температура кипіння (tкип) і замерзання (tзам). За відносною величиною молекулярних мас H2O і H2S для води tкіп і tзам повинні бути нижчими, ніж для сульфіду водню (60,75 і -85,60 °С).
Насправді вони є вищими (100 і 0 °С), що пов'язано зі збільшенням молярної маси води за рахунок асоціації її молекул. Карбонові кислоти в рідкій та газовій фазах існують в основному у вигляді димерів. У білках, нуклеїнових кислотах та інших органічних сполуках, що мають велику біологічнуЗначення водневого зв'язку забезпечує «зшивання» ланцюжкових молекул. Для деяких сполук можливе також утворення внутрішньомолекулярного водневого зв'язку, наприклад, у нітрофенолі. Довжина водневого зв'язку більша за довжину ковалентних зв'язків. У ряді сполук типу RA-H…BR' при скороченні рівноважної відстані Н-В довжина зв'язку А-Н збільшується, і в граничному випадку обидва зв'язки можуть бути однаковими, як у дифторид-іоні (FHF) - .
Енергія водневого зв'язку (8 - 40 кДж/моль) нижче за енергію ковалентних зв'язків. Так, для льоду вона дорівнює 20 кДж/моль, що становить 4,3 % енергії ковалентного зв'язку Н-О, що дорівнює 456 кДж/моль. Найбільше значення енергії водневого зв'язку мають сполуки фтору (25 - 40 кДж/моль), потім кисню (13 - 25 кДж/моль) та азоту (8 - 21 кДж/моль). Для сірки та хлору утворення водневих зв'язків нехарактерне. Енергія водневих зв'язків зростає зі збільшенням ЕО елементів та зменшенням розмірів атомів. Утворення міжмолекулярних водневих зв'язків призводить до підвищення в'язкості, діелектричної постійної температури кипіння і плавлення (замерзання), теплот плавлення і пароутворення, утворення асоціатів.
Якщо водневі зв'язки утворюються всередині молекул, то знижується в'язкість, температура кипіння і плавлення, ці речовини більш леткі, не утворюють асоціати, водневі зв'язки всередині молекул призводять до поперечного зливання ланцюжкових молекул. Таким чином, водневий зв'язок займає проміжне положення між ковалентною та вандерваальсовою силами тяжіння.
Донорно-акцепторна взаємодія, як зазначалося раніше, призводить до утворення ковалентного полярного зв'язку, тобто. відноситься до хімічних видів взаємодії. Донорно-акцепторна взаємодія пояснює утворення комплексних сполук. Наприклад, при взаємодіїсульфату міді та аміаку утворюється складне з'єднання:
яке виражається формулою [Сu(NH3)4]SO4. Складні сполуки, які мають ковалентні зв'язки, утворені за донорно-акцепторним механізмом, отримали назву комплексних або координаційних сполук.
Відповідно до координаційної теорії А. Вернера, комплексні сполуки складаються з двох сфер:зовнішньої та внутрішньої. У наведеному вище прикладі зовнішньою сферою є іон SO4 2-. Внутрішня сфера називаєтьсякомплексом, включає центральний іон або атом, який називається комплексоутворювачем (Cu 2+ ). Навколо нього координуються негативно заряджені іони або нейтральні молекули (називаютьсялігандами (NH3)). Число лігандів, що координуються комплексоутворювачем, називаютькоординаційним числом.
Залежно від заряду розрізняють аніонні комплекси, наприклад [PF6] - , [Zn(CN)4] 2- , [Al(OH)4] - , катіонні комплекси, наприклад [Cu(NH3)4] 2+ , [Ni( CO)4] та [Pt(NH3)2Cl2]. Нейтральні комплекси немає зовнішньої сфери. Заряд комплексу чисельно дорівнює сумі алгебри заряду центрального іона і заряду лігандів. Наприклад, заряд Z комплексу [Zn(CN)4] 2- дорівнює
Таким чином, є великий клас сполук, званих комплексними, в яких існують ковалентні зв'язки, утворені за донорно-акцепторним механізмом між центральним атомом або іоном (комплексоутворювач-акцептором) і лігандами, що координуються ним, мають неподілені пари електронів (донорами).