Лекция_4_Химия

электронная конфигурация атома которого 1s22s22p63s1. Полностью заполненные электронами орбитали первого и второго уровня не принимают участия в образовании металлической связи. Электроны внешнего наполовину заполненного 3s-подуровня образуют валентную зону, свободного 3p-подуровня - зону проводимости. У металлов эти зоны перекрываются и электроны свободно перемещаются по всему металлическому кристаллу, становясь электронами проводимости. На рис. 11 показано образование валентной зоны в результате расщепления 3s- подуровня и зоны проводимости в результате расщепления 3 p- подуровня атома натрия и их перекрывание.

Рис. 11. Образование энергетических зон в кристалле натрия

В кристаллах металлов атомы ионизированы не полностью, и часть валентных электронов остается связанной. В результате возможно появление ковалентных связей между соседними атомами. Металлическая связь имеет признаки, характерные как для ковалентной, так и для ионной связи. Например, наложением ковалентной составляющей на металлическую связь объясняются более высокие температуры плавления d -металлов по сравнению с s- металлами.

Межмолекулярное взаимодействие

Межмолекулярное взаимодействие - взаимодействие молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. В его основе лежат электростатические силы межмолекулярного притяжения и отталкивания (силы Ван-дер- Ваальса). Эти силы определяют отличие реальных газов от идеальных, плавление, испарение и многие другие свойства веществ.

Ван-дер-ваальсовы силы заметно уступают по силе химическому связыванию. Например, силы, удерживающие атомы хлора в молекуле (энергия связи Есв =239,7 кДж/моль) почти в десять раз больше сил межмолекулярного взаимодействия (энергия сублимации Е субл = 25,2 кДж/моль). Но без этого слабого межмолекулярного притяжения нельзя получить твердый хлор.

Различают три типа межмолекулярного взаимодействия (Ван-дер-ваальсово взаимодействие, иногда обозначается как VDW — взаимодействие) - ориентационное, индукционное и дисперсионное

Ориентационное взаимодействие (или диполь – дипольное, или эффект Кеезома). Полярные молекулы, представляющие собой диполи, в которых центры тяжести положительного и отрицательного

зарядов не совпадают, например HCl(г), H2O(г), NH3 (г), ориентируются относительно друг друга таким

образом, чтобы рядом находились концы с противоположными зарядами, между которыми возникает притяжение (рис. 12).

Энергия притяжения двух диполей (энергия Кеезома) выражается соотношением:

EК = −2 μ1 μ2 / 4π ε 0 r 6,

где μ1 и μ2 - электрические моменты взаимодействующих диполей, r - расстояние между ними, ε 0 – диэлектрическая проницаемость.

Диполь – дипольное взаимодействие может осуществляться только тогда, когда энергия притяжения превышает тепловую энергию молекул (RT = 2,5 кДж/моль), обычно оно проявляется в полярных жидкостях (вода, фтороводород) и при нагревании уменьшается.

Индукционное взаимодействие. Постоянный диполь может индуцировать пространственное распределение зарядов в неполярной молекуле. Под действием заряженных концов полярной молекулы электронные облака неполярных молекул смещаются в сторону положительного заряда и подальше от отрицательного. Неполярная молекула становится полярной, и молекулы начинают притягиваться друг к другу, только намного слабее, чем две полярные молекулы (рис. 13).

Энергия притяжения между постоянным и наведенным

проявляется главным образом в растворах полярных соединений в неполярных растворителях.

Дисперсионное взаимодействие. Между неполярными молекулами также может возникнуть притяжение. Электроны, которые находятся в постоянном движении, на какой-то миг могут оказаться сосредоточенными с одной стороны молекулы, превращая неполярную частицу в полярную. Это вызывает перераспределение зарядов в соседних молекулах, и

Межмолекулярное отталкивание.Если бы молекулы только притягивались друг к другу, это привело бы к их слиянию. Но на очень малых расстояниях их электронные оболочки начинают отталкиваться. Энергия отталкивания дается выражением E = + k / rn, где k - постоянная отталкивания, n принимает различные целые значения (5-15). Силы

Газообразный фтороводород содержит полимерные молекулы, включающие до четырех частиц HF. Фтороводородной кислоте приписывают формулу H2F2 , и в отличие от других галогеноводородных кислот она является слабой, т.к. атомы водорода связаны сразу с двумя атомами фтора, что препятствует их отщеплению. Благодаря особо прочным водородным связям фтороводородная кислота - единственная одноосновная кислота, способная образовывать кислые соли, например NaHF2.

Наличием водородных связей обусловлены уникальные свойства многих веществ, в том числе воды. Трехатомная молекула Н2О образует четыре водородные связи. В их образовании принимают участие оба атома водорода, а атом кислорода, имеющий две неподеленные электронные пары, образует две водородные связи с атомами водорода соседних молекул воды (рис.16) .

Если бы между молекулами воды не образовывались водородные связи, то температуры плавления и кипения воды были бы существенно ниже, как это наблюдается для других водородных соединений p- элементов VI группы (табл. 4).

Таблица 4. Температуры кипения халькогеноводородов

плавлении ее плотность возрастает. В структуре льда каждый атом кислорода связан через атомы водорода с четырьмя атомами кислорода других молекул воды. В результате образуется легкая "ажурная" тетраэдрическая структура льда.