Interacțiunea intermoleculară

Versiunea actuală a paginii nu a fost încă examinată de colaboratori experimentați și poate diferi semnificativ de versiunea revizuită pe 6 mai 2020; verificările necesită 3 modificări .

Interacțiune intermoleculară - interacțiune între molecule și/sau atomi , care nu duce la formarea de legături covalente (chimice) .

Interacțiunea intermoleculară are o natură electrostatică. Presupunerea existenței sale a fost folosită pentru prima dată de J. D. Van der Waals în 1873 pentru a explica proprietățile gazelor și lichidelor reale. În sensul cel mai larg, poate fi înțeles ca astfel de interacțiuni între orice particule (molecule, atomi, ioni) în care nu se formează legături chimice, adică ionice, covalente sau metalice. Cu alte cuvinte, aceste interacțiuni sunt mult mai slabe decât interacțiunile covalente și nu conduc la o rearanjare semnificativă a structurii electronice a particulelor care interacționează.

La distante mari predomina fortele atractive, care pot fi de natura orientativa, de polarizare (inductiva) si de dispersie (pentru mai multe detalii, vezi articolele Van der Waals Forces and Dispersion Forces ). Când se face media în timpul rotației particulelor din cauza mișcării termice, potențialul forțelor intermoleculare este invers proporțional cu a șasea putere a distanței, iar ion-dipol (ambele cu un dipol constant și indus) este invers proporțional cu a patra putere. La distanțe mici, forțele de respingere ale învelișurilor de electroni ale particulelor încep să domine. Un caz special este legătura de hidrogen, o interacțiune care are loc la o distanță scurtă între atomul de hidrogen al unei molecule și atomul electronegativ al alteia, atunci când acești atomi poartă o sarcină eficientă suficient de mare.

Împachetarea particulelor și distanța dintre ele în faza condensată, care sunt determinate de echilibrul dintre atracție și repulsie, pot fi prezise din razele van der Waals ale atomilor constitutivi ai moleculei (ionici în cazul ionilor): distanţele dintre atomii diferitelor molecule nu trebuie să depăşească suma razelor acestor atomi. Pentru modelarea interacțiunilor intermoleculare se folosesc potențiale empirice, dintre care cele mai cunoscute sunt potențialele Lennard-Jones (repulsiunea este descrisă de puterea a douăsprezecea a distanței reciproce, atracția este a șasea) și Buckingham (cu o repulsie exponențială mai justificată fizic) , dintre care primul este mai convenabil pentru calcule. În faza condensată, în care expansiunea multipolară pentru molecule este slab aplicabilă din cauza proximității moleculelor între ele, se poate folosi metoda potențialelor atom-atom, bazată pe aceleași potențiale, dar pentru interacțiunile perechi ale atomilor și cu adăugarea termenilor coulombiani care descriu interacțiunea sarcinilor lor efective.

Interacțiune intermoleculară, legături de hidrogen

O moleculă de dipol creează un câmp electrostatic în jurul ei și orientează dipolii rămași ai sistemului, ceea ce duce la o scădere a energiei. Energia medie a interacțiunii dipol-dipol orientative dintre moleculele polare calculată de P.Kizom este:

$U_{sau}=-{\frac {2}{3}}{\frac {\mu ^{4}}{r^{6}kT)),$ (formula 1) unde este momentul dipolar al moleculei; r este distanța dintre centrele moleculelor; k este constanta Boltzmann; T este temperatura în Kelvin. $\mu$

Factorul (kT) din numitor reflectă influența fluctuațiilor asupra orientării dipolilor datorită mișcării termice, care crește odată cu creșterea temperaturii. Pe lângă efectul de orientare, ar trebui să se țină cont de efectul de inducție ( ), adică de interacțiunea unui dipol cu un dipol redus, care, potrivit lui P. Debye, este egal cu: $U_{ind}$

$U_{ind}=-{\frac {2\alpha \mu ^{6}}{r^{6}}}.$ (formula 2)

Forțele de orientare și inducție apar între moleculele polare și nu pot explica interacțiunea intermoleculară dintre cele nepolare. Luând în considerare, ca să spunem așa, o interacțiune slabă cvadrupol-cvadrupol nu rezolvă problema, mai ales că o moleculă de tipul și atomii gazelor inerte nu au deloc un moment cvadrupol (rețineți că momentul cvadrupol (fără dipol) au molecule de tipul patrupoli pot fi considerate molecule homonucleare biatomice – etc.).d.). $CH_{4)$ $CO_{2},BeH_{2};$ $H_{2},N_{2},O_{2}$

Natura forțelor intermoleculare în sistemele nepolare a fost determinată de F. London folosind mecanica cuantică. Putem spune doar că luarea în considerare a corelației în timpul mișcării electronilor atomici duce la o scădere a energiei. Dacă mișcarea electronilor în diferiți atomi este corelată, atunci aceasta contribuie și la o scădere a energiei. Atomii cu electroni mobili pot fi considerați dipoli care oscilează la o anumită frecvență . Cu mișcarea sincronă a electronilor, dipolii instantanei sunt întotdeauna orientați astfel încât acest lucru să ducă la o scădere a energiei: $v_{0}$

$U_{disp}=-{\frac {3}{4}}{\frac {hv_{0}\alpha ^{2}}{r^{6}}}.$ (formula 3)

Înlocuind cu , unde este energia de ionizare a unei molecule (atom), obținem: $hv_{0)$ $eu$ $eu$

$U_{disp}=-{\frac {3}{4}}{\frac {I\alpha ^{2}}{r^{6}}}.$ (Formula 4) Această formulă poate fi obținută mai consistent (fără a utiliza modelul dipolului oscilant) pe baza teoriei perturbațiilor.

J.Sleter și J.Kirkwood pentru interacțiunea atomilor cu mulți electroni au derivat următoarea formulă:

$U_{disp}=-{\frac {3}{4}}{\frac {\hbar e}{r^{6}}}{\sqrt {\frac {N\alpha ^{3}} {m}}},$ (formula 5) unde N este numărul de electroni din învelișul exterior; m este masa electronilor; e este sarcina sa.

Formulele (3) și (5) coincid la N=1, dacă înlocuim expresia acesteia: Din formulele de mai sus, putem concluziona că principala caracteristică care determină magnitudinea forțelor londoneze este polarizarea ( ) a atomilor (moleculelor). ). Datorită faptului că polarizarea este strâns legată de indicele de refracție al luminii și caracterizează capacitatea unei substanțe de a disipa energia (dispersia) luminii, forțele londoneze sunt adesea numite dispersive ( ). $v_{0}$ $v_{0}=e/2\pi {\sqrt {\alpha m)).$ $\alfa$ $U_{disp)$

Polarizarea depinde de dimensiunea particulelor, astfel încât puterea rețelelor moleculare ar trebui să crească odată cu dimensiunea atomilor și a moleculelor care interacționează. Acest model este bine ilustrat de o creștere a punctelor de fierbere (se observă dependențe analoge pentru căldură și temperaturi de topire, sublimare, evaporare etc., adică pentru valori care depind de puterea legăturilor moleculare) în grupul de gaze inerte, în seria omoloagă a parafinelor.

Substanţă	El	Ne	Ar	kr	Xe	Rn	$CH_{4)$	$C_{2}H_{6)$	$C_{3}H_{8)$	$C_{4}H_{10}$	$C_{5}H_{12}$	$C_{6}H_{14)$
Temperatura de fierbere, $^{\circ }C$	-268,9	-246	-185,8	-153	-108	-63	-161	-88	-42	-0,5	+36	+69

Atomul de heliu este atât de mic și forțele de dispersie în timpul interacțiunii atomilor de heliu sunt atât de slabe încât heliul nu poate exista în stare cristalină nici măcar la presiune obișnuită și 0K. Motivul pentru aceasta este existența energiei cinetice zero, care pentru heliu este mai mare decât energia de legare. Prezența energiei cinetice a nucleelor în atomii legați (la 0K) este o consecință a relației de incertitudine Heisenberg.

Energia de legare pentru heliu este kJ/mol, unde m este masa atomului de heliu. $E_{cinetic}={\frac {(\vartriangle p)^{2}}{2m}}={\frac {h^{2}}{2m(\vartriangle x)^{2}}} =0,200$

Prin urmare, starea cristalină nu poate fi realizată nici măcar la 0K. Numai la presiune externă mare poate trece heliul într-o stare cristalină. $\vartriangle E_{cinetic}>E_{call)$

Toate interacțiunile intermoleculare (acestea sunt adesea combinate printr-un nume comun - interacțiunea Van der Waals) pot fi exprimate în această formă:

$U=-{\frac {A}{r^{6}}}.$

Interacțiunile de orientare, inducție și dispersie au contribuții diferite la energia de legare. Pentru atomi și molecule nepolare și sunt egale cu zero și rămâne doar interacțiunea de dispersie. Contribuția forțelor de orientare și de inducție crește odată cu momentul dipolar al moleculelor. În moleculă (1D-debye \u003d C * m) contribuie cu 0,005%, a - 14,4%, - 4,2%; B - 3,3%, - 2,2%; - 14,4%, - 4,2%. $U_{sau)$ $U_{ind}$ $CO\mu=0,12D$ $3,33564\cdot 10^{-30)$ $U_{sau)$ $U_{sau)$ $U_{ind}$ $HBr\mu =0,78D,$ $U_{sau)$ $U_{ind}$ $HC1\mu =1,03D,U_{sau}$ $U_{ind}$

Datorită formulelor de mai sus, putem concluziona că chiar și pentru moleculele foarte polare, interacțiunea de dispersie are o contribuție uriașă.

Vezi și

Literatură

[www.xumuk.ru/encyklopedia/2477.html Interacțiuni intermoleculare] // Enciclopedia chimică. T. 3. - M .: Marea Enciclopedie Rusă, 1992. S. 12-15.
Marrel J., Kettle S., Tedder J. Chemical bond / Per. din engleza. S. V. Hristenko. Ed. I. V. Aleksandrova. - M .: Mir, 1980. - 382 p.
Barash Yu.S. „Forțele Van der Waals” M.: Nauka, 1988. 344p.
Kaplan I. G. „Introducere în teoria interacțiunilor intermoleculare” M.: Nauka, 1982. 312p.
Kaplan IG Interacțiuni intermoleculare. Interpretare fizică, calcule computerizate și potențial model M.: BINOM. Laboratorul de cunoștințe, 2012. - 400 p. ISBN 978-5-94774-939-7
„Interacțiuni intermoleculare; de la molecule diatomice la biopolimeri ”Pulman B. (ed.) Per. din engleză, M .: Mir, 1981. - 592 p.
Izraelashvili J. Forțe intermoleculare și de suprafață. M.: Lumea științifică, 2011. - 456 p. ISBN 978-5-91522-222-8

Link -uri

Interacțiunea intermoleculară în FE
[www.xumuk.ru/bse/1603.html Interacțiune intermoleculară] în TSB

legătură chimică

Interacțiune intramoleculară

legătură covalentă

legătură simplă	Polar nepolar
Legătură multiplă	legătura σ legătura π legătură δ φ-bond Legătură dublă triplă legătură Legătură cvadruplă Cinci linkuri Conexiune gear
Legătură de coordonare	Interacțiunea donor-acceptor Conexiune semipolară
Alte	Legătură cu un singur electron 3c-2e Aromaticitate

Alte

Legătură ionică
conexiune metalica
Cuplaj paramagnetic perpendicular

Interacțiunea intermoleculară