Межмолекулярные взаимодействия – силы Ван-дер-Ваальса и водородные связи. Роль водородных связей в неживой и живой природе (подписать в шпору формулы со стр 94 где донорноакцепторный механизм)
Между молекулами может осуществляться как электростатическое, так и донорно-акцепторное взаимодействие.
Электростатическое взаимодействие молекул.
Это взаимодействие молекул подразделяют на ориентационное, индукционное и дисперсионное.
Наиболее универсально (т.е. проявляется в любых случаях) дисперсионное, так как оно обусловлено взаимодейстием молекул друг с другом за счет их мгновенных микродиполей. При сближении молекул ориентация микродиполей перестает быть независимой и их появление и исчезновение в разных молекулах происходит в такт друг другу. Синхронное появление и исчезновение микродиполей разных молекул сопровождается их притяжением. При отсутствии синхронности в появлении и исчезновении микродиполей происходит отталкивание.
Ориентационное (диполь-дипольное) взаимодействие проявляется между полярными молекулами. В результате беспорядочного теплового движения молекул при их сближении друг с другом одноименно заряженные концы диполей взаимно отталкиваются, а противоположно заряженные притягиваются. Чем более полярны молекулы, тем сильнее они притягиваются и тем самым больше ориентационное взаимодействие.
Индукционное взаимодействие молекул осуществляется за счет их индуцированных диполей. Допустим, что встречаются полярная и неполярная молекулы. Под действием полярной молекулы неполярная молекула деформируется и в ней возникает (индуцируется) диполь. Индуцированный диполь притягивается к постоянному диполю полярной молекулы и в свою очередь усиливает электрический момент диполя полярной молекулы.
Индукционное взаимодействие тем больше, чем больше момент диполя и поляризуемость молекулы.
Относительный вклад каждого из рассмотренных видов межмолекулярных сил зависит в основном от двух свойств взаимодействующих молекул: полярности и поляризуемости (деформируемости). Чем выше полярность, тем значительнее роль ориентационных сил: чем больше деформируемость, тем значительнее роль дисперсионных сил. Индукционные силы зависят от обоих факторов, но сами обычно играют второстепенную роль.
Силы межмолекулярного взаимодействия, возникающие без передачи атомами электронов, носят название ван-дер-ваальсовых сил.
Силы Ван-дер-Ваальса включают все виды межмолекулярного притяжения и отталкивания. Они получили название в честь Я.Д. Ван-дер-Ваальса, который первым принял во внимание межмолекулярные взаимодействия для объяснения свойств реальных газов и жидкостей. Эти силы определяют отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и молекулярных кристаллов. От них зависят многие структурные, спектральные и другие свойства веществ. Эти силы обуславливают притяжение молекул и агрегацию вещ-ва, превращение из газообраз вещ-ва в жидкое и далее в твердое состояние.
Основу ван-дер-ваальсовых сил составляют кулоновские силы взаимодействия между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. На определенном расстоянии между молекулами силы притяжения и отталкивания уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая система.
Ван-дер-ваальсовы силы заметно уступают химическому связыванию. По сравнению с ковалентной связью оно очень слабое. Например, силы, удерживающие атомы хлора в молекуле хлора почти в десять раз больше, чем силы, связывающие молекулы Cl2 между собой. Но без этого слабого межмолекулярного притяжения нельзя получить жидкий и твердый хлор.
Донорно-акцепторное взаимодействие молекул.
Оно возникает за счет электронной пары одной молекулы и свободной орбитали другой. Это взаимодействие проявляется в первичных актах многих химических реакций, лежит в основе каталитических процессов, обусловливает сольватацию молекул и ионов в растворах, может приводить к образованию новых соединений.
За счет донорно-акцепторного взаимодействия, например, молекул BF3 и NH3 образуется соединение (межмолекулярный комплекс) состава BF3NH3:
При этом положительно поляризованный атом бора в BF3, имеющий свободную орбиталь, выступает в качестве акцептора. Отрицательно поляризованный атом азота в NH3, имеющий несвязывающую пару электронов, выступает в качестве донора:
Энергия межмолекулярного донорно-акцепторного взаимодействия колеблется в широком интервале от б до 12 кДж/моль, что близко к энергии вандерваальсова взаимодействия, до 200—250 кДж/моль — ; значения, сопоставимого с энергией ковалентных связей.
Водородная связь – одна из разновидностей взаимодействия между полярными молекулами, образуется между электроотрицательными атомами одной молекулы и атомами водорода другой, типа Н-Х (Х – это F, O, N, Cl, Br, I) за счет сил электростатического притяжения. Связь между водородом и одним из этих атомов характеризуется достаточной полярностью, поскольку связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома. Водород в данном случае расположен на положительном конце диполя. Два и более таких диполя взаимодействуют между собой так, что ядро атома водорода одной молекулы (положительный конец диполя) притягивается неподеленной электронной парой второй молекулы. Данная связь проявляется в газах, жидкостях и твердых телах.
Она относительно прочна. Водородная связь по прочности превосходит вандерваальсово взаимодействие, и ее энергия составляет 8—40 кДж/моль. Однако она обычно на порядок слабее ковалентной связи. Водородная связь характерна для соединений водорода с наиболее электроотрицательными элементами: фтора (25—40 кДж/моль), кислорода (13—29 кДж/моль), азота (8—21 кДж/моль) — и в меньшей степени хлора и серы.
Наличие водородной связи обусловливает повышение устойчивости молекул вещества, а также повышению их температуры кипения и плавления. Образование водородных связей играет важную роль как в химических, так и в биологических системах.
Водородная связь бывает внутри- и межмолекулярной, молекулы карбоновых кислот в неполярных растворителях димеризуются за счет двух межмолекулярных водородных связей.
Существование веществ в различных агрегатных состояниях свидетельствует о том, что между частицами (атомы, ионы, молекулы) имеет место взаимодействие, обусловленное ван-дер-ваальсовыми силами притяжения. Наиболее важной и отличительной чертой этих сил является их универсальность, так как они действуют без исключения между всеми атомами и молекулами.
Водородная связь весьма распространена и играет важную роль при ассоциации молекул, в процессах кристаллизации, растворения, образования кристаллогидратов, электролитической диссоциации и других важных физико-химических процессах.
Водородная связь играет большую роль в химии органических соединений, полимеров, белков. Вследствие непрочности водородные связи легко возникают и легко разрываются при обычной температуре, что весьма существенно для биологических процессов.