Внутри- и межмолекулярные взаимодействия

Внутримолекулярные взаимодействия

Стабильность группы атомов, объединённых химической связью, определяется тем, насколько удалось понизить энергию по сравнению с отдельными атомами. Чем больше при образовании химической связи выделяется энергии, тем прочнее связь.

Энергетический уровень многоатомной системы определяется балансом сил отталкивания между одинаково заряженными частицами и сил притяжения между частицами с зарядами разного знака.

Наибольший вклад в образование химической связи вносят электроны внешних оболочек атомов.

Химическая связь характеризуется:

• снижением общей энергии системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, образующих эту систему;

• перераспределением электронных плотностей в местах образования химических связей;

• взаимодействием между положительно заряженными ядрами атомов и отрицательно заряженными электронами.

Виды химической связи

Существует несколько видов химической связи. Природа их возникновения объясняется тем, что связь между ионами или атомами в молекулах или конденсированных фазах сводится к электростатическим взаимодействиям. При этом распределение электронного заряда между атомами при образовании связи можно предсказать только с учетом законов квантовой механики.

Виды химической связи:

1. Ковалентная связь. Это связь, образованная в результате обобществления электронных пар двумя атомами. Ковалентная связь характерна абсолютному большинству неорганических и органических соединений.

   Разновидностью ковалентной связи является донорно - акцепторная связь. При ней один атом представляет для образования связи пару электронов, другой атом ее принимает. Результатом взаимодействия является общая электронная пара.

2. Ионная связь. Это связь, обуславливающая электростатическое взаимодействие катионов и анионов в соединении. Возникает, если значение электроотрицательности атомов сильно отличаются. Ионная связь ненаправлена и ненасыщаема.

   Например: ионная связь возникает между катионами $s$- металлов I и II групп периодической системы и анионами неметаллов VI и VII групп ($LiF, CsCl, K_2O$ и др.).

   Не существует «идеальной» ионной связи. Можно говорить лишь о большей или меньшей ионности (доля ионности).

3. Металлическая связь. Характерна только для конденсированного состояния вещества. Это многоцентровая связь с дефицитом электронов в твердом или жидком веществе, основанная на обобществлении внешних электронов атомов.

4. Внутримолекулярные водородные связи. Возникают в одной молекуле между атомами водорода и отрицательными атомами полярных групп. Для образования внутримолекулярных водородных связей в молекуле должны быть атомы водорода $Н$ с выраженным положительным зарядом +$\delta $ (группы $- O$ $-H$) и электродонорные атомы (например, $=O$). Например: На Рис. 1 изображены орто- нитрофенол (а) и салициловый альдегид (б), имеющие водородные связи (обозначены пунктиром) между водородом групп $-O -H$ и кислородом других групп.

Рисунок 1.

Молекулы, имеющие внутримолекулярные водородные связи, не могут образовывать межмолекулярные водородные связи.

Величины, характеризующие химическую связь:

1. Энергия связи $Е_{св}$. Это количество энергии, выделяющееся при образовании связи, измеряется в кДж/моль. Служит мерой прочности химической связи. Величина энергии связи определяется работой, затраченной на разрушение связи или выигрышем в энергии при образовании вещества из отдельных атомов. Средняя энергия связи для многоатомных соединений определяется делением энергии образования соединения из отдельных атомов на число связей.

2. Длина связи $l_{св}$. Равна расстоянию между ядрами атомов в соединении. Зависит от размеров электронных оболочек, степени их перекрывания. Между энергией связи и ее длиной существует зависимость: чем меньше длина связи, тем выше энергия и соответственно устойчивость молекулы.

   Например: в ряду галогеноводородов длина связи от $HF$ до $HI$ растет, а энергия уменьшается.

3. Валентные углы зависят от природы атомов и характера химической связи.

Межмолекулярные взаимодействия

Электрически нейтральные атомы и молекулы, валентно -- насыщенные, способны к дополнительному взаимодействию друг с другом. Степень проявляемого при этом взаимодействия может меняться в широких пределах.

Силы межмолекулярного взаимодействия можно сопоставить по величине энергии с ионными и ковалентными связями. Значения соответствующих значений энергии приведены ниже:

Рисунок 2.

По сравнению с другими видами химической связи, межмолекулярные силы самые слабые. Но их влияние на свойства веществ довольно значительно, а в ряде случаев межмолекулярные силы полностью определяют состояние вещества.

Основные виды межмолекулярного взаимодействия:

• Ван - дер - ваальсовы силы. Силы электростатической природы.

• Водородные связи. Имеют промежуточный характер между валентным и межмолекулярным взаимодействием. Водородная связь осуществляется между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы, и отрицательно поляризованным атомом (чаще это фтор, кислород, азот, реже -- хлор, сера и др.) другой молекулы.

• Донорно -- акцепторное взаимодействие. Возникает при наличии у атомов одной из молекул свободной орбитали, а у атомов другой молекулы -- электронной пары. Данный тип взаимодействия возможен как между одинаковыми, так и между разными молекулами.