Размещено на реф.рф св-ва в-в. Появление понятия М. в. связано с именем
Ван-дер-Ваальса, к-рый для объяснения св-в реальных газов и жидкостей предложил в 1873 ур-ние состояния, учитывающее М. в. По этой причине силы М. в. часто называют ван-дер-ваальсовыми.
Основу М. в. составляют кулоновские силы взаимод. между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. В экспериментально определяемых св-вах в-ва проявляется усредненное взаимод., к-рое зависит от расстояния Rмежду молекулами, их взаимной ориентации, строения и физ. характеристик ( ди-польного момента͵ поляризуемости и др.). При больших R, значительно превосходящих линейные размеры l самих молекул, вследствие чего электронные оболочки молекул не перекрываются, силы М. в. можно достаточно обоснованно подразделить на три вида-электростатические, поляризационные (индукционные) и дисперсионные. Электростатич. силы иногда называют ориентационными, однако это неточно, поскольку взаимная ориентация молекул может обусловливаться также и поляризац. силами, в случае если молекулы анизотропны.
При малых расстояниях между молекулами (R
l) различать отдельные виды М. в. можно лишь приближенно, при этом, помимо названных трех видов, выделяют еще два, связанные с перекрыванием электронных оболочек, - обменное взаимодействие и взаимодействия, обязанные переносу электронного заряда. Несмотря на нек-рую условность, такое деление в каждом конкретном случае позволяет объяснять природу М. в. и рассчитать его энергию.
Строение вещества в конденсированном состоянии.Учитывая зависимость отрасстояния между частицами, составляющими вещество, и от характера и энергии взаимодействия между ними вещество может находиться в одном из трех агрегатных состояний: в твердом, жидком и газообразном.
При достаточно низкой температуре вещество находится в твердом состоянии. Расстояния между частицами кристаллического вещества составляют порядка размера самих частиц. Средняя потенциальная энергия частиц больше их средней кинетической энергии. Движение частиц, составляющих кристаллы, весьма ограниченно. Силы, действующие между частицами, удерживают их в близи равновесных положений. Этим объясняется наличие у кристаллических тел собственных формы и объёма и большое сопротивление сдвигу.
При плавлении твердые вещества переходят в жидкость. По структуре жидкое вещество отличается от кристаллического тем, что не все частицы находятся друг от друга на тех же расстояниях, что и в кристаллах, часть молекул отдалена друг от друга на большие расстояния. Средняя кинетическая энергия частиц для веществ в жидком состоянии примерно равна их средней потенциальной энергии.
Твердое и жидкое состояния часто принято объединять общим термином - конденсированное состояние.
Типы межмолекулярных взаимодействий внутримолекулярная водородная связь. Связи, при образовании которых перестройка электронных оболочек не происходит, называются взаимодействием между молекулами. К основным видам взаимодействия молекул следует отнести ван-дер-ваальсовы силы, водородные связи и донорно-акцепторное взаимодействие.
При сближении молекул появляется притяжение, что обуславливает возникновение конденсированного состояния вещества (жидкого, твердого с молекулярной кристаллической решеткой). Силы, которые способствуют притяжению молекул, получили название ван-дер-ваальсовых. Οʜᴎ характеризуются тремя видами межмолекулярного взаимодействия:
а) ориентационное взаимодействие, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ проявляется между полярными молекулами, стремящимися занять такое положение, при котором их диполи были бы обращены друг к другу разноименными полюсами, а векторы моментов этих диполей были бы ориентированы по одной прямой (по-другому оно принято называть диполь-дипольное взаимодействие);
б) индукционное, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ возникает между индуцированными диполями, причина образования которых является взаимная поляризация атомов двух сближающихся молекул;
в) дисперсионное, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ возникает в результате взаимодействия микродиполей, образующихся за счёт мгновенных смещений положительных и отрицательных зарядов в молекулах при движении электронов и колебаний ядер.
Дисперсионные силы действуют между любыми частицами. Ориентационное и индукционное взаимодействие для частиц многих веществ, к примеру: He, Ar, H2, N2, CH4, не осуществляется. Для молекул NH3 на дисперсионное взаимодействие приходится 50 %, на ориентационное – 44,6 % и на индукционное – 5,4 %. Полярная энергия вандерваальсовых сил притяжения характеризуется невысокими значениями. Так, для льда она составляет 11 кДж/моль, ᴛ.ᴇ. 2,4 % энергии ковалентной связи H-O (456 кДж/моль). Вандерваальсовы силы притяжения - ϶ᴛᴏ физические взаимодействия.
Водородная связь - ϶ᴛᴏ физико-химическая связь между водородом одной молекулы и ЭО элементом другой молекулы. Образование водородных связей объясняется тем, что в полярных молекулах или группах поляризованный атом водорода обладает уникальными свойствами: отсутствием внутренних электронных оболочек, значительным сдвигом электронной пары к атому с высокой ЭО и очень малым размером. По этой причине водород способен глубоко внедряться в электронную оболочку соседнего отрицательно поляризованного атома. Как показывают спектральные данные, в образовании водородной связи существенную роль играет также и донорно-акцепторное взаимодействие ЭО атома как донора и атома водорода как акцептора. Водородная связь должна быть межмолекулярной или внутримолекулярной. Водородные связи могут возникать как между различными молекулами, так и внутри молекулы, в случае если в этой молекуле имеются группы с донорной и акцепторной способностями. Так, именно внутримолекулярные водородные связи играют основную роль в образовании пептидных цепей, которые определяют строение белков. Одним из наиболее известных примеров влияния внутримолекулярной водородной связи на структуру является дезоксирибонуклеиновая кислота (ДНК). Молекула ДНК свернута в виде двойной спирали. Две нити этой двойной спирали связаны друг с другом водородными связями. Водородная связь имеет промежуточный характер между валентным и межмолекулярным взаимодействием. Она связана с уникальными свойствами поляризованного атома водорода, его малыми размерами и отсутствием электронных слоев.
Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь. Водородные связи обнаружены во многих химических соединениях. Οʜᴎ возникают, как правило, между атомами фтора, азота и кислорода (наиболее электроотрицательные элементы), реже - при участии атомов хлора, серы и других неметаллов. Прочные водородные связи образуются в таких жидких веществах, как вода, фтороводород, кислородсодержащие неорганические кислоты, карбоновые кислоты, фенолы, спирты, аммиак, амины. При кристаллизации водородные связи в этих веществах обычно сохраняются. По этой причине их кристаллические структуры имеют вид цепей (метанол), плоских двухмерных слоев (борная кислота), пространственных трехмерных сеток (лед).
В случае если водородная связь объединяет части одной молекулы, то говорят о внутримолекулярной водородной связи. Это особенно характерно для многих органических соединений (рис. 42). В случае если же водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы (межмолекулярная водородная связь), то молекулы образуют довольно прочные пары, цепочки, кольца. Так, муравьиная кислота и в жидком и в газообразном состоянии существует в виде димеров:
а газообразный фтороводород содержат полимерные молекулы, включающие до четырех частиц HF. Прочные связи между молекулами можно найти в воде, жидком аммиаке, спиртах. Необходимые для образования водородных связей атомы кислорода и азота содержат все углеводы, белки, нуклеиновые кислоты. Известно, к примеру, что глюкоза, фруктоза и сахароза прекрасно растворимы в воде. Не последнюю роль в данном играют водородные связи, образующиеся в растворе между молекулами воды и многочисленными OH-группами углеводов.
14. Периодический закон. Современная формулировка периодического закона. Периодическая система химических элементов – графическая иллюстрация периодического закона. Современный вариант Периодической системы. Особенности заполнения электронами атомных орбиталей и формирование периодов. s-, p-, d-, f- Элементы и их расположение в периодической системе. Группы, периоды. Главные и побочные подгруппы. Границы периодической системы.
Открытие Периодического закона. Основной закон химии - Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году в то время, когда атом считался неделимым и о его внутреннем строении ничего не было известно. В основу Периодического закона Д.И. Менделеев положил атомные массы (ранее - атомные веса) и химические свойства элементов.
Расположив 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс, Д.И. Менделеев получил естественный (природный) ряд химических элементов, в котором он обнаружил периодическую повторяемость химических свойств.
К примеру, свойства типичного металла литий Li повторялись у элементов натрий Na и калий K, свойства типичного неметалла фтор F - у элементов хлор Cl, бром Br, иод I.
У некоторых элементов Д.И. Менделеев не обнаружил химических аналогов (к примеру, у алюминия Al и кремния Si), поскольку такие аналоги в то время были еще неизвестны. Стоит сказать, что для них он оставил в естественном ряду пустые места и на базе периодической повторяемости предсказал их химические свойства. После открытия соответствующих элементов (аналога алюминия - галлия Ga, аналога кремния - германия Ge и др.) предсказания Д.И. Менделеева полностью подтвердились. Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева: