Фізичний зв'язок

Московський Державний Технологічний Університет «СТАНКИН «.

Реферат по химии.

" Фізична зв’язок «.

Выполнил: Фридлянд Д. А. Перевірив: Козлов Г. В.

|Введение |3 | |§ 1 Ван-дер-ваальсовые взаємодії |4 | |Рівняння Ван-дер-Ваальса |4 | |Ориентационные взаємодії Ван-дер-Ваальса (ефект |6 | |Кезома) | | |Індукційні взаємодії Ван-дер-Ваальса (ефект Дебая) |8 | |Дисперсионные взаємодії Ван-дер-Ваальса (ефект |9 | |Лондона) | | |Ван-дер-ваальсово відштовхування (ефект Паулі) |12 | |§ 2 Водневі зв’язку |13 | |Висновки |17 | |Література |19 |.

Нижче Наведене реферат присвячуватиметься різних видів фізичної зв’язку (ван-дер-ваальсовой і водневої) та його через відкликання фізичними і хімічними властивостями речовин. На відміну від хімічного зв’язку (ковалентная, донорноакцепторная, іонна) воднева і ван-дер-ваальсовая зв’язку, зазвичай, не настільки сильні. Але вони мають значний вплив на багато фізичні властивості речовин (теплота випаровування рідини або теплота сублімації кристала, температури плавлення і кипіння). До того ж на кількісні характеристики деяких хімічних реакцій: такі як парниковий ефект і енергія активації (температура активації або мінімальна для активізації реакції частота випромінювання) освіти і дисоціації молекулярних комплексів, молекул і складних іонів. Саме вандер-ваальсовые і водневі взаємодії є причиною як коагуляції колоїдних розчинів продовжує їх стійкості, і навіть фізичної основою абсорбції і адсорбції, що сьогодні застосовується під час проектування очисних сооружений.

Молекули, валентно насичені у звичайному розумінні (такі як CO2, H2O, I2, Ne та інших.), взаємодіють між собою, про що свідчить конденсація реальних газів (ідеальний газ не вони вбирають ані за яких умовах). Сили, діючі між молекулами газу та викликають відхилення газів від ідеальності, називають силами Ван-дер-Ваальса, під назвою вченого, що врахував взаємне тяжіння і відштовхування молекул при виведення рівняння стану реальних газов.

Як відомо, все хімічні речовини складаються з молекул на свій чергу які з електрично заряджених частинок, електронів і атомних ядер. У результаті те, що в молекулі позитивні й негативні заряди розділені і постійно мають відносний русі, у кожний момент часу переважна більшість молекул перебувають у вигляді електричних диполів. Взаємодія що виникли внаслідок тих чи інших причин дипольных моментів молекул і називається зв’язком Ван-дер-Ваальса. Залежно від походження дипольного моменту взаємодіючих молекул ван-дерваальсового тяжіння поділяють на ориентационные, індукційні і дисперсионные. Тяжіння між молекулами приймає суттєві значення вже в досить великих відстанях (~10Е); проте вже, взаємодія Вандер-Ваальса включає ефекти як тяжіння, а й відштовхування, ці сили грають у нашому житті щонайменше значної ролі т.к. неможливо всім молекулам злипнутися у єдиний матеріальний кому, в гігантську глобулу.

Те, що щільності рідин і кристалів мають цілком скінченну величину, свідчить про одночасне існування відштовхування між молекулами; якби відштовхування, молекули при зближення зливалися в одне і щільність зростала б мало обмежено. У конденсированном стані (рідини чи кристалі), побудованому з молекул, тяжіння зближує частки до відстані, у якому сили притягування й відштовхування рівні за величиною. Потенційна крива взаємодії двох молекул приведено на мал.1; від потенційної кривою двухатомной молекули вона відрізняється лише кількісно: глибина потенційної ями, тобто. енергія взаємодії, значно менше, а рівноважний відстань s0- більше. Отже, різницю між хімічними і межмолекулярными (ван-дер-ваальсовыми і водневими) зв’язками насамперед — кількісне. Природа ж наснаги в реалізації обох випадках — сама й той самий — електрична. Відстань між молекулами в рідинах і кристалах ~3−5Е, а енергія взаємодії ~1−5 кДж/моль для сил Ван-дер-Ваальса, що в 100 разів менша енергії хімічного зв’язку (водневі зв’язку як у енергії, і по длинне зв’язку прилягають як до ван-дер-ваальсовым, і до хімічним зв’язкам практично впритул). Для визначення енергії межмолекулярной зв’язку (визначають енергію сублімації (або випаровування) (і віднімають з її роботу изобарного розширення; (=(-p (Vг-Vж)((-pVг ((-RT.

Те, що потенційна крива взаємодії двох молекул не відрізняється якісно від потенційної кривою двухатомной молекули, свідчить про нестрогость (розмитість) кордони між хімічним і межмолекулярным взаємодією; межмолекулярная зв’язок має інший обурення електронного хмари однієї молекули електронним хмарою інший молекули, як ковалентная зв’язок має інший обурення електронного хмари одного радикала (валентно ненасыщенная група атомів) чи атома електронним хмарою іншого радикала чи атома. При освіті фізичної (межмолекулярной) зв’язку енергія системи знижується на величину енергії обурення, звану енергією межмолекулярного взаємодії; аналогічно тому, як енергія системи знижується на величину енергії обурення, звану тепловим ефектом реакції, при освіті хімічної (ковалентная чи донорно-акцепторная) зв’язку. На розрив фізичних зв’язків витрачається теплота парообразования чи сублімації, вчинення роботи розширення системи посідає у теплоту парообразования мізерну долю.

Проте між фізичними і хімічними зв’язками усеже є одне принципова різниця. Ця принципова відмінність — насыщаемость хімічних зв’язків на противагу абсолютної ненасыщаемости ван-дер-ваальсовых і іонних (у цій їх часто теж належать до фізичним зв’язкам) взаємодій. Водневі зв’язку на відміну ван-дер-ваальсовых (і іонних) взаємодіють не з усіма молекулами конденсованої фази (кристал, розплав), а лише з найближчими сусідами; однак у на відміну від хімічних зв’язків число найближчих сусідів обмежена нестрого і може злегка варіюватися межах однієї фази, оскільки як правило водневі зв’язку вважають ненасыщаемыми і належать до фізичним, а чи не до хімічним зв’язкам. Проте водневі зв’язку усе-таки мають насыщаемостью (хоч і нечітко вираженої); у медичної літературі під час розгляду хімії високо організованих органічних молекул і молекулярних комплексів (враховуючи, що водневі зв’язку прилягають до хімічним також із значенням довгі і енергії зв’язку) часто розглядають які з хімічними связями.

§ 1 Ван-дер-ваальсовые взаимодействия.

Рівняння Ван-дер-Ваальса.

У 1873 р. Ван-дер-Ваальс з урахуванням молекулярної моделі несжимаемых куль діаметра D, притягивающих одне одного й притягиваемых одне одним, вивів своє дивовижно просте рівняння. У реальному газі результаті молекулярного тяжіння збільшується кінетичне тиск проти тиском в ідеальному газі. З самісіньких загальних міркувань молекулярне тяжіння пропорційно кількості як притягивающих, і притягиваемых молекул; ?p ~ N2. Через війну молекулярного відштовхування вільний обсяг в реальному газі менше, ніж обсяг судини займаного газом. Заборонений обсяг навколо кожної молекули, куди неспроможна потрапити центр інший молекули зза взаємного відштовхування, Ван-дер-Ваальс оцінив як обсяг сфери [pic], де D — відстань між центрами двох несжимаемых куль діаметра D. Отже, повний заборонений обсяг моля газу дорівнюватиме [pic], тобто. дорівнює учетверенному обсягу Na несжимаемых молекул.

Рівняння Клапейрона для ідеального газу — pV=NakT.

Рівняння Ван-дер-Ваальса є рівняння Клапейрона, в яке запроваджені перелічені вище поправки на зросле внаслідок межмолекулярного взаємодії кінетичне тиск і зменшений реальний вільний объем:

[pic] чи [pic], де a — стала, b (4V0 (V0 — обсяг молекули). Якщо ролі змінних P, V і T використовувати їх відносні значення Pc=P/Pk, Tc=T/Tk, Vc=V/Vk (де Pk, Tk, Vk — критичні значення), то закон Ван-дер-Ваальса набуває вигляду універсального закону відповідних состояний:

Pc=F (Vc, Tc) — універсальна функція, [pic] — універсальна постоянная.

Слідство із закону то, можливо сформульовано так: все речовини киплять при одним і тієї ж відносних тисках і температурах. Або ще: відносні обсяги всіх речовин однакові при одним і тієї ж відносних тисках і температурах. Рівняння Ван-дерВаальса можна записати в іншому виде:

[pic], тобто. у вигляді розкладання потенціалу тяжіння по зворотним ступенів температури, у якому враховано лише перший член. Виправданням такого наближення служить припущення Ван-дер-Ваальса про дальнодействующем характері сил тяжіння. Що стосується дальнодействия вважатимуться, що з переході від однієї конфігурації молекул в іншу їх потенційна енергія не зміниться, тобто. a=const через те, що вони у середньому полі сусідів із постійною щільністю энергии.

Математичне і експериментальне дослідження цього рівняння показали, що поправки Ван-дер-Ваальса мають глибоким фізичним змістом. Вони якісно описують як зміни властивостей системи, визначальних фазовий перехід газ-жидкость, а й форму критичної області. З іншого боку, якщо сили тяжіння не можна розглядати постійними через близкодействия, то рівняння Ван-дер-Ваальса допускає таке наближення з урахуванням члена 1/T2.

Ван-дер-Ваальс в 1873 року однією з перших зазначив наявність нехимического межмолекулярного взаємодії аморфних станах речовини й поділив це взаємодія на дальнодействующее тяжіння і близкодействующее відштовхування. У цьому, запропонував досі саму просту, але у водночас досить точну у широкому інтервалі температур і тисків, математичну модель для обліку перелічених вище сил при розрахунку станів реального газу. У зв’язку з вищевказаними обставинами дальнодействующие сили межмолекулярного притягування й близкодействующие сили межмолекулярного відштовхування назвали силами Ван-дер-Ваальса.

У табл.1 наведено величини (-RT за температур конденсації деяких речовин. |Речовина |Ar |Kr |Xe |CH4 |C2H6|C3H8|C5H1|H2O |C2H5OH| | | | | | | | |2 | | | |Температура |87,2|119,|165,|111,|184,|231,|309,|373,|351,52| |конденсації, K |5 |75 |05 |57 |52 |09 |22 |15 | | |(-RT, Дж/моль |6883|8033|1460|7268|1309|1686|2322|3756|35 660 | | | | |0 | |0 |0 |0 |0 | |.

Неважко помітити, що енергія межмолекулярного взаємодії у речовин, у конденсированном стані сильно змінюється від речовини до речовини, в численні рази, але водночас над порядки; цього факту зазначає, що у різних речовинах реалізуються принципово різні механізми реалізації сил межмолекулярного взаємодії, мають, проте, загальну природу.

Як свідчить квантово-механічний розрахунок енергія дальнодействующего межмолекулярного взаємодії складається з так званої електростатичної, і обурення другого порядку — індукційною і дисперсионной. Електростатичне взаємодія виникає між дипольными моментами молекул, між іонами і диполями в розчинах чи сплавах. Для нейтральних молекул в электростатическом взаємодії поважно зване орієнтаційне взаємодія постійних дипольных моментів молекул.

Орієнтаційне, індукційне і дисперсионное взаємодії - три найважливіші складові ван-дер-ваальсовых сил тяжіння. Сили Ван-дерВаальса називають дальнодействующими, оскільки енергія ван-дер-ваальсового взаємодії досить повільно спадає з відстанню і пропорційні rn, щодо різноманітних видів ван-дер-ваальсового тяжіння n (6.

Ориентационные взаємодії Ван-дер-Ваальса.

(ефект Кезома).

Розглянемо можливі сили взаємодії між двома диполями…

Якщо два диполя розташовані на півметровій одній прямій і однаково орієнтовані (див. рис. 2а), всі вони притягуються з силою обернено пропорційній третього ступеня відстані з-поміж них, установка диполів в «хвіст ». Аналогічна сила діє між двома протилежно спрямованими диполями, розташованими на паралельних прямих, на найкоротшому відстані друг від друга (див. рис. 2б), установка диполів «один за іншою «(антипараллельная установка диполів). У обох випадках у яких важить те щоб енергія системи стала мінімальної (див. рис. 2). Якщо диполі орієнтовані негаразд, як показано на рис. 2 то між диполями крім сили радіального взаємодії (тяжіння або відштовхування) виникає крутний момент.

Нехай відстань між центрами диполів (p.s) набагато більше довгі диполя (l). Заряд рознесений в диполе на відстань l позначимо через e. Тоді енергію ориентационного взаємодії можна видати за алгебраїчну суму кулонівського притягування й відштовхування зарядів полюсів диполів: |Uор|= |(|e2 |(|e2 |+ |2e2 |= |(|2e2l2|.| | | | |s-l | |s+l | |p.s | | |(s2-l| | | | | | | | | | | | |2)s | |.

Нехтуючи величиною l2 проти s2 в знаменнику і позначаючи через (дипольный момент ((=el), отримуємо: Uop—= - 2(2/s3. Для різних полярних молекул з моментами (1 і (2 той самий розрахунок дає Uop= -2(1(2/s3. При установці диполів один за іншою (див. мал.2) |Uор|= |(|e2 |+ |e2 |= |-2e2(s2+l2)+ |.| | | |2 | |2 | | |2e2s (s2+l2)½ | | | | | |p.s | |(s2+l2| |(s2+l2)s | | | | | | | |)½ | | | |.

З огляду на, що l2kT. Тому придатні до розрахунку енергії лише молекулярних кристалах, де становище молекул фіксоване. У рідинах і газах теплове рух наводить до усіляким орієнтації молекул. При усередненні енергії взаємодії за всі можливим орієнтації з урахуванням теплового руху, для рідин і газів отримуємо таку формулу:

[pic].

Для полярних молекул внесок ориентационного взаємодії енергію межмолекулярного взаємодії рідин можна оцінити, не знаючи конкретних відстаней між молекулами. У полярному диэлектрике на молекулу діє ефективне полі, створюване всіма іншими молекулами Eэфф. Зниження енергії одного моля частинок у своїй W=-ЅNA (Eэфф (. (Множник Ѕ запроваджено щоб нехтувати взаємодія однієї пари частинок двічі.) Ефективне полі можна сформулювати через диэлектрическую проникність (і показник заломлення середовища nD, у результаті получим:

[pic].

Обчислені у цій, дуже наближеною формулі значення W показують, що ориентационный внесок у енергію зчеплення полярних рідин дуже істотний, проте зазвичай менше ніж внесок дисперсионных сил. Це пояснюється лише тим, що, порівняно із загальним випадком електростатичних взаємодій (наприклад іонне взаємодія) аддитивностью ориентационных взаємодій можна знехтувати, т.к. взаємна орієнтація двох диполів перешкоджає їм орієнтуватися щодо третього. Тому ефект ориентационного взаємодії поступається дії значно більше аддитивных внаслідок гнучкості дисперсионных зв’язків дисперсионных взаємодій (промову про дисперсионных взаємодію піде нижче). Внесок ориентационного взаємодії енергію зчеплення полярних рідин є переважним тільки до найбільш полярних молекул, наприклад для воды.

Ориентационные взаємодії Ван-дер-Ваальса грають визначальну роль у процесах електролітичної дисоціації. Для найбільш полярних речовин зв’язку Ван-дер-Ваальса орієнтаційної природи вносять найсуттєвіший внесок у значення енергії і температури плавлення і сублімації (чи кипіння). Ориентационные взаємодії Ван-дер-Ваальса, поруч із ван-дерваальсовыми індукційними взаємодіями використовують у абсорбційних і адсорбційних пылеочистных спорудах (у ролі абсорбатов і адсотбатов в пылеочистных спорудах практично завжди використовуються саме сильнополярные материалы.

Індукційні взаємодії Ван-дер-Ваальса.

(ефект Дебая).

Молекула, що має постійним дипольным моментом, наводить на другий молекулі, неполярной чи полярною, так званий індукований дипольный момент. Розмір індукованого електричним полем напруженості E дипольного моменту (інд то, можливо представлена наступним поруч: (інд = (E+(E2+(. Для електричних полів малої напруженості можна знехтувати усіма членами низки, крім першого, це наближення можна б зробити пари индукционно взаємодіючих диполів. (інд = (E, де (- поляризуемость молекули. Індукований дипольный момент має саме напрям, як і лінії напруженості електричного поля постійного диполя яка викликало поява наведеного дипольного моменту у поляризуемой молекули чи радикала у точці перебування поляризуемой молекули (чи відповідно радикала). Взаємодія постійного диполя однієї молекули (радикала, складного іона) і наведеного їм диполя другий молекули (чи взагалі групи атомів) знижує потенційну енергію системи з цих двох молекул і упрочняет систему.

нехай у неполярной молекулі, віддаленої від полярною молекули на відстані p. s, индуцируется момент (інд. Енергія Uинд взаємодії молекул залежить від напруженості E поля, створюваного у центрі неполярной частки постійним дипольным моментом полярною молекули і зажадав від величини індукованого моменту (інд: [pic]. Інтеграл береться від 0 до E, оскільки спочатку поля була в центрі неполярной молекули немає, і, з’являючись під зовнішнім впливом полярною молекули, вона зростає від 0 до E. Підставивши в вираз для Uинд раніше отримане вираз для ?інд, одержимо: Uинд=-Ѕ(E2. Напруженість E поля створюваного у центрі неполярной молекули позитивним і негативним полюсами постійного диполя то, можливо виражена наступній формулой:

[pic].

Тут, як і зараз, нехтуючи l2 проти s2, одержимо: [pic]. Підставивши отримане для напруженості вираження у формулу енергії індукційного взаємодії (Uинд=-Ѕ(E2) отримуємо: Uинд=-2((2/s6.

Коли ж врахувати, що навідна індукований дипольный момент молекула сама має поляризуемостью, формула прийме остаточний вид:

[pic].

Енергія індукційного взаємодії, як і ориентационного, убуває пропорційно шостий ступеня відстані, але індукційне взаємодія залежить від температури. Останнє пов’язана з тим, що орієнтація наведеного дипольного моменту може бути довільній, вона однозначно визначається напрямом і становищем навідного диполя в пространстве.

Величина енергії індукційного взаємодії Uинд то більша, що стоїть поляризуемость поляризуемых молекул. Індукційне взаємодія спостерігається: при освіті гідратів шляхетних газів, в розчинах полярних речовин, в неполярных розчинниках (наприклад, ацетону в тэтрахлорметане) тощо., але істотно лише молекул зі значною поляризуемостью; до них, насамперед, ставляться молекули з сполученими связями.

Індукційне взаємодія не аддитивно. Це ясним, якщо розглянути неполярную частку на полі двох симетрично розташованих диполів. Усі вони, діючи сам, викликало б індукційний ефект, але спільне їхня цілющість взаємно врівноважується, у результаті дипольный момент у неполярной частки не наводять, отже енергія системи в аналізованому разі индукционным взаємодією не понижается.

У слідство нераспространенности легко поляризуемых молекул і неаддитивности індукційних взаємодій ефект Дебая не буває домінуючим проти ефектом Кезома (ориентационные взаємодії) і з ефектом Лондона (див. ниже).

Дисперсионные взаємодії Ван-дер-Ваальса.

(ефект Лондона).

Існують, проте, такі молекули які мають як дипольного електричного моменту, а й електричних моментів вищого порядку; це — сферически симетричні молекули, передусім молекули ідеальних газів. Але й шляхетні гази при охолодженні сжижаются, а при подальшому охолодженні (гелій — тільки під підвищеним проти атмосферним тиском) кристалізуються. Сили, що призводять до конденсації ідеальних газів, називаються дисперсионными ван-дер-ваальсовыми силами. Дисперсионные взаємодії Ван-дер-Ваальса багато важать при взаємодію уряду й між всіма іншими молекулами, без исключений.

Рішення рівняння Шредінгера системі з цих двох молекул методом обурень свідчить про існування електростатичного, індукційного і дисперсионного взаємодій. Кожен із зазначених ефектів має суворе квантово-механическое визначення, якщо ориентационный і індукційний ефекти можна було зрозуміти на основі уявлень электростатики, то дисперсионное взаємодія можна пояснити тільки із квантової механики.

Грубе модельне уявлення про дисперсионном взаємодії між двома атомами шляхетного газу можна скласти, розглядаючи протони ядра атома і рухомі навколо ядра електрони як і негативний полюси що обертаються довкола центру атома миттєвих електричних диполей.

Оскільки напрям цих диполів змінюється із частотою ((1015 циклів у секунду, унаслідок чого атом не має дипольным моментом постійного напрями, у середньому час його дипольный момент нульовий. Проте, під час зустрічі двох атомів їх миттєві дипольные моменти орієнтуються друг щодо одного й їх напрями змінюються «в такт ». Ця кореляція між напрямами миттєвих дипольных моментів атомів (чи які мають електронами іонів) зменшує потенційну енергію системи на величину, звану енергією дисперсионного взаємодії (чи обсягом ефекту Лондона).

Сутність ефекту Лондона у тому, що електрони в атомах і молекулах можна уподібнити нерішучим близько ядра частинкам — осцилляторам. Будь-який осциллятор, відповідно до сучасних квантовомеханическим уявленням, навіть за абсолютному нулі температури робить звані нульові коливання з енергією (=h (0/2, де (0 — частота коливань осциллятора. При зближення двох осцилляторов та його орієнтації в такт відбувається щось подібне з'єднанню двох маятників пружною ниткою: з цих двох коливань осцилляторов з частотами (0 виникають два близьких до них із частотами (1>(0 і (2.