Водородные связи

Эти связи образуются за счёт перекрывания волновых функций валентных электронов, осуществляющих основное взаимодействие с другими атомами за счет перекрытия тех же волновых функций, но в противоположных направлениях. Схема такого взаимодействия иллюстрирует рисунок (вода). Водородные связи показаны штриховыми линиями (О∙∙∙Н). Их длина больше, чем длина основных прочных связей О–Н. Рис. 20 даёт на плоскости схему образования таких связей.

Рис. 20 Схема возникновения водородных связей в воде. Атом кислорода находится в центре искаженного тетраэдра.

В пространстве каждый атом кислорода находится в центре сильно искаженного тетраэдра. Поэтому структуры многочисленных кристаллических модификаций льда соответствуют структурам кристаллических форм кремнезёма SiO₂.

Водородные связи, кроме воды, существуют в спиртах, тиолах, в полимерах, и во многих других классах соединений, которые образуют стёкла. Некоторые из них важны для оптики.

Взаимодействие Ван-дер-Ваальса

Этот тип взаимодействий (куда мы условно относим и дисперсионные взаимодействия) многообразен по своей природе. Оно осуществляется не за счет перекрывания собственных функций или кулоновских сил, действующих между ионами.

i. ориентационное дипольное взаимодействие.

U ~ – ,

Рис. 21. Схема диполя при описании сил взаимодействия Ван-дер-Ваальса за счёт ориентационного дипольного взаимодействия.

Здесь р – дипольный момент молекулы (рис. 21),который определён как векторное произведение заряда полюса на расстояние Δ между полюсами, r – расстояние между соседними молекулами, в которых есть такие диполи. k_B – постоянная Больцмана. С ростом температуры Т взаимодействие ослабевает.

j. индукционное взаимодействие.

Здесь помимо дипольного момента играет роль поляризуемость молекулы:

U ~ – .

Здесь α – поляризуемость, каждый диполь индуцирует возникновение соседнего диполя.

k. дисперсионное взаимодействие.

U ~ – .

Здесь I – ионизационный потенциал. Это взаимодействие между изначально неполярными молекулами. В некоторый момент времени электроны молекулы а образуют такое распределение, результатом которого является мгновенный дипольный момент. Он индуцирует диполь в соседней молекуле b. Оба диполя взаимодействуют безотносительно к ориентации мгновенного диполя.

Стекла, структура которых образована молекулами, используются в спектроскопических исследованиях свободных радикалов как среды, сохраняющие такие радикалы.

Энергия химических связей

Энергия химического взаимодействия соответствует энергии, необходимой для разделения данного тела на частицы (атомы, ионы или молекулы) на бесконечно большое расстояние друг от друга. Эта величина энергии, отнесенная к числу связей в формуле вещества, соответствует энергии связи. Все виды взаимодействия, кроме кулоновского и дисперсионного, небезразличны к взаимной ориентации молекул или атомов. Следовательно, они могут оказывать влияние на сохранение ближнего порядка или его изменение при изменении внешних параметров системы (температуры, давления). Это обстоятельство в молекулярной физике играет первостепенную роль, поскольку любое изменение в расположении атомов или молекул оказывается сопряженным с перемещением частиц в определенном потенциале.

Наиболее слабо взаимодействие Ван-дер-Ваальса. Его энергия составляет 0.4 – 6 кДж на моль взаимодействующих частиц.

Энергия водородных связей составляет около 38 кДж на один моль связей.

Энергия ковалентных связей меняется в широких пределах – от ~170 до ~420 кДж на один моль связей.

Энергия ионных связей близка к этим значениям, если величину энергии отнести к одному направлению «катион – анион».

Основное различие между ионными и ковалентными связями состоит в различии упругих постоянных связей. Ионный потенциал характерен меньшими значениям упругих сил, возникающих при удлинении связи, чем потенциал для ковалентного взаимодействия. Для одного и того же смещения в первом случае требуется затрата меньшей энергии, чем во втором. Поэтому часто говорят, что ионное взаимодействие – дальнодействующее, а ковалентное – близкодействующее.