Nh3 тип химической связи. Типы химических связей Nh3 какой тип химической связи
7.11. Строение веществ с ковалентной связью
Вещества, в которых из всех типов химической
связи присутствует только ковалентная, делятся
на две неравные группы: молекулярные (очень
много) и немолекулярные (значительно меньше).
Кристаллы твердых молекулярных веществ состоят
из слабо связанных между собой силами
межмолекулярного взаимодействия молекул. Такие
кристаллы не обладают высокой прочностью и
твердостью (вспомните лед или сахар). Невысоки у
них также температуры плавления и кипения (см.
таблицу 22).
Таблица 22. Температуры плавления и кипения некоторых молекулярных веществ
Вещество |
Вещество |
||||
| H 2 | – 259 | – 253 | Br 2 | – 7 | 58 |
| N 2 | – 210 | – 196 | H 2 O | 0 | 100 |
| HCl | – 112 | – 85 | P 4 | 44 | 257 |
| NH 3 | – 78 | – 33 | C 10 H 8 (нафталин) | 80 | 218 |
| SO 2 | – 75 | – 10 | S 8 | 119 |
В отличие от своих молекулярных
собратьев немолекулярные вещества с ковалентной
связью образуют очень твердые кристаллы.
Кристаллы алмаза (самого твердого вещества)
относятся именно к этому типу.
В кристалле алмаза (рис. 7.5) каждый атом углерода
связан с четырьмя другими атомами углерода
простыми ковалентными связями (sр 3 -гибридизация).
Атомы углерода образуют трехмерный каркас. По
существу весь кристалл алмаза представляет
собой одну огромную и очень прочную молекулу.
Такое же строение имеют и кристаллы кремния,
широко применяемые в радиоэлектронике и
электронной технике.
Если заменить половину атомов углерода в алмазе
на атомы кремния, не нарушая каркасную структуру
кристалла, то получится кристалл карбида кремния
SiC – также очень твердого вещества,
используемого как абразивный материал. Обычный
кварцевый песок (диоксид кремния) тоже относится
к этому типу кристаллических веществ. Кварц –
очень твердое вещество; под названием "
наждак" он также используется как абразивный
материал. Структуру кварца легко получить, если в
кристалле кремния между каждыми двумя атомами
кремния вставит атомы кислорода. При этом каждый
атом кремния окажется связанным с четырьмя
атомами кислорода, а каждый атом кислорода – с
двумя атомами кремния.
Кристаллы алмаза, кремния, кварца и подобные им
по структуре называют атомными кристаллами.
Атомный кристалл – кристалл, состоящий из атомов
одного или нескольких элементов, связанных
химическими связями.
Химическая связь в атомном кристалле может быть
ковалентной или металлической.
Как вы уже знаете, любой атомный кристалл, как и
ионный, представляет собой огромную "
супермолекулу" . Структурную формулу такой "
супермолекулы" записать нельзя – можно только
показать ее фрагмент, например:
В отличие от молекулярных веществ, вещества, образующие атомные кристаллы, – одни из самых тугоплавких (см. таблицу 23.).
Таблица 23. Температуры плавления и кипения некоторых немолекулярных веществ с ковалентными связями
Такие высокие температуры плавления вполне понятны, если вспомнить, что при плавлении этих веществ рвутся не слабые межмолекулярные, а прочные химические связи. По этой же причине многие вещества, образующие атомные кристаллы, при нагревании не плавятся, а разлагаются или сразу переходят в парообразное состояние (возгоняются), например, графит возгоняется при 3700 o С.
| Кремний – Si.
Очень
твердые, хрупкие кристаллы кремния по виду
похожи на металлические, тем не менее он –
неметалл. По типу электропроводности это
вещество относится к полупроводникам, что и
определяет его громадное значение в современном
мире. Кремний – важнейший полупроводниковый
материал. Радиоприемники, телевизоры,
компьютеры, современные телефоны, электронные
часы, солнечные батареи и многие другие бытовые и
промышленные приборы содержат в качестве
важнейших элементов конструкции транзисторы,
микросхемы и фотоэлементы, изготовленные из
монокристаллов особочистого кремния.
Технический кремний используется в производстве
сталей и в цветной металлургии. По химическим
свойствам кремний – довольно инертное вещество,
вступает в реакции только при высокой
температуре Диоксид кремния – SiO 2 . Другое название этого вещества – кремнезем. Диоксид кремния встречается в природе в двух видах: кристаллическом и аморфном. Многие полудрагоценные и поделочные камни являются разновидностями кристаллического диоксида кремния (кварца): горный хрусталь, яшма, халцедон, агат. а опал – аморфная форма кремнезема. Кварц очень широко распространен в природе, ведь и барханы в пустынях, и песчаные отмели рек и морей – все это кварцевый песок. Кварц – бесцветное кристаллическое очень твердое и тугоплавкое вещество. По твердости он уступает алмазу и корунду, но, тем не менее, широко используется как абразивный материал. Кварцевый песок широко применяется в строительстве и промышленности стройматериалов. Кварцевое стекло используется для изготовления лабораторной посуды и научных приборов, так как оно не растрескивается при резком изменении температуры. По своим химическим свойствам диоксид кремния – кислотный оксид, но со щелочами реагирует только при сплавлении. При высоких температурах из диоксида кремния и графита получают карбид кремния – карборунд. Карборунд – второе по твердости после алмаза вещество, его тоже используют для изготовления шлифовальных кругов и " наждачной" бумаги. |
7.12. Полярность ковалентной связи. Электроотрицательность
Вспомним, что изолированные атомы разных элементов имеют разную склонность как отдавать, так и принимать электроны. Эти различия сохраняется и после образования ковалентной связи. То есть, атомы одних элементов стремятся притянуть к себе электронную пару ковалентной связи сильнее, чем атомы других элементов.
Рассмотрим молекулу HCl.
На этом примере посмотрим, как можно оценить
смещение электронного облака связи, используя
молярные энергии ионизации и средства к
электрону. 1312 кДж/моль, а 1251 кДж/моль – различие
незначительно, примерно 5%. 73 кДж/моль, а 349 кДж/моль – здесь
различие куда больше: энергия сродства к
электрону атома хлора почти в пять раз больше
таковой для атома водорода. Отсюда можно сделать
вывод, что электронная пара ковалентной связи в
молекуле хлороводорода в значительной степени
смещена в сторону атома хлора. Иными словами,
электроны связи больше времени проводят вблизи
атома хлора, чем вблизи атома водорода. Такая
неравномерность распределения электронной
плотности приводит к перераспределению
электрических зарядов внутри молекулы.На атомах
возникают частичные (избыточные) заряды; на атоме
водорода – положительный, а на атоме хлора –
отрицательный.
В этом случае говорят, что связь поляризуется, а
сама связь называется полярной ковалентной
связью.
Если же электронная пара ковалентной связи не
смещена ни к какому из связываемых атомов, то
есть, электроны связи в равной степени
принадлежат связываемым атомам, то такая связь
называется неполярной ковалентной связью.
Понятие " формальный заряд" в случае
ковалентной связи также применимо. Только в
определении речь должна идти не об ионах, а об
атомах. В общем случае может быть дано следующее
определение.
В молекулах, ковалентные связи в которых
образовались только по обменному механизму,
формальные заряды атомов равны нулю. Так, в
молекуле HCl формальные заряды на атомах как
хлора, так и водорода равны нулю. Следовательно, в
этой молекуле реальные (эффективные) заряды на
атомах хлора и водорода равны частичным
(избыточным) зарядам.
Далеко не всегда по молярным энергиям ионизации
и сродства к электрод легко определить знак
частичного заряда на атоме того или другого
элемента в молекуле, то есть оценить, в какую
сторону смещены электронные пары связей. Обычно
для этих целей используют еще одну
энергетическую характеристику атома –
электроотрицательность.
В настоящее время единого, общепринятого
обозначения для электроотрицательности нет.
Можно обозначать ее буквами Э/О. Также пока нет и
единого, общепринятого метода расчета
электроотрицательности. Упрощенно ее можно
представить как полусумму молярных энергий
ионизации и сродства к электрону – таким и был
один из первых способов ее расчета.
Абсолютные значения электроотрицательностей
атомов различных элементов используются очень
редко. Чаще используют относительную
электроотрицательность, обозначаемую буквой c .
Первоначально эта величина определялась как
отношение электроотрицательности атома данного
элемента к электроотрицательности атома лития. В
дальнейшем методы ее расчета несколько
изменились.
Относительная электроотрицательность –
величина безразмерная. Ее значения приведены в
приложении 10.
Так как относительная электроотрицательность зависит прежде всего от энергии ионизации атома (энергия сродства к электрону всегда намного меньше), то в системе химических элементов она изменяется примерно также, как и энергия ионизации, то есть возрастает по диагонали от цезия (0,86) ко фтору (4,10). Приведенные в таблице значения относительной электроотрицательности гелия и неона не имеют практического значения, так как эти элементы не образуют соединений.
Используя таблицу электроотрицательности, можно легко определить в сторону какого из двух атомов смещены электроны, связывающие эти атомы, и, следовательно, знаки частичных зарядов, возникающих на этих атомах.
| H 2 O | Связь полярная | |||
| H 2 | Атомы одинаковые | H--H | Связь неполярная | |
| CO 2 | Связь полярная | |||
| Cl 2 | Атомы одинаковые | Cl--Cl | Связь неполярная | |
| H 2 S | Связь полярная |
Таким образом, в случае образования ковалентной связи между атомами разных элементов такая связь всегда будет полярной, а в случае образования ковалентной связи между атомами одного элемента (в простых веществах) связь в большинстве случаев неполярна.
Чем больше разность электроотрицательностей связываемых атомов, тем более полярной оказывается ковалентная связь между этими атомами.
| Сероводород H 2 S
–
бесцветный газ с характерным запахом, присущим
тухлым яйцам; ядовит. Он термически неустойчив,
при нагревании разлагается. Сероводород мало
растворим в воде, его водный раствор называют
сероводородной кислотой. Сероводород
провоцирует (катализирует) коррозию металлов,
именно этот газ " повинен" в потемнении
серебра. В природе он содержится в некоторых минеральных водах. В процессе жизнедеятельности его образуют некоторые бактерии. Сероводород губителен для всего живого. Сероводородный слой обнаружен в глубинах Черного моря и внушает опасения ученым: жизнь морских обитателей там находится под постоянной угрозой. |
ПОЛЯРНАЯ
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ,НЕПОЛЯРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ,
АБСОЛЮТНАЯ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ,
ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ.
1.Эксперименты
и последующие расчеты показали, что эффективный
заряд кремния в тетрафториде кремния равен +1,64 е,
а ксенона в гексафториде ксенона +2,3 е. Определите
значения частичных зарядов на атомах фтора в
этих соединениях. 2. Составьте структурные
формулы следующих веществ и, используя
обозначения " " и " " ,
охарактеризуйте полярность ковалентных связей в
молекулах этих соединений: а) CH 4 , CCl 4 ,
SiCl 4 ; б) H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te;
в) NH 3 , NF 3 , NCl 3 ; г) SO 2 , Cl 2 O,
OF 2 .
3.Пользуясь таблицей электроотрицательностей,
укажите, в каком из соединений связь более
полярна: а) CCl 4 или SiCl 4 ; б) H 2 S или H 2 O;
в) NF 3 или NCl 3 ; г) Cl 2 O или OF 2 .
7.13. Донорно-акцепторный механизм образования связи
В предыдущих параграфах вы подробно познакомились с двумя типами связи: ионной и ковалентной. Вспомним, что ионная связь образуется при полной передаче электрона от одного атома другому. Ковалентная – при обобществлении неспаренных электронов связываемых атомов.
Кроме этого, существует еще один механизм образования связи. Рассмотрим его на примере взаимодействия молекулы аммиака с молекулой трифторида бора:
В результате между атомами азота и бора возникает и ковалентная, и ионная связь. При этом атом азота является донором электронной пары (" дает" ее для образования связи), а атом бора – акцептором (" принимает" ее при образовании связи). Отсюда и название механизма образования такой связи – " донорно-акцепторный" .
При образовании связи по донорно-акцепторному
механизму образуются одновременно и ковалентная
связь, и ионная.
Конечно, после образования связи за счет разницы
в электроотрицательности связываемых атомов
происходит поляризация связи, возникают
частичные заряды, снижающие эффективные
(реальные) заряды атомов.
Рассмотрим другие примеры.
Если рядом с молекулой аммиака окажется сильно полярная молекула хлороводорода, в которой на атоме водорода имеется значительный частичный заряд , то в этом случае роль акцептора электронной пары будет выполнять атом водорода. Его 1s -АО хоть и не совсем пустая, как у атома бора в предыдущем примере, но электронная плотность в облаке этой орбитали существенно понижена.
Пространственное строение получившегося
катиона, иона аммония
NH 4 , подобно строению
молекулы метана, то есть все четыре связи N-H
совершенно одинаковы.
Образование ионных кристаллов хлорида аммония NH 4 Cl
можно наблюдать, смешав газообразный аммиак с
газообразным хлороводородом:
NH 3(г) + HCl (г) = NH 4 Cl (кр)
Донором электронной пары может быть не только атом азота. Им может быть, например, атом кислорода молекулы воды. С тем же хлороводородом молекула воды будет взаимодействовать следующим образом:
Образующийся катион H 3 O называется ионом
оксония
и, как вы скоро узнаете, имеет огромное
значение в химии.
В заключение рассмотрим электронное строение
молекулы угарного газа (монооксида углерода) СО:
В ней, кроме трех ковалентных связей (тройной
связи), есть еще и ионная связь.
Условия образования связи по
донорно-акцепторному механизму:
1) наличие у одного из атомов неподеленной пары
валентных электронов;
2) наличие у другого атома свободной орбитали на
валентном подуровне.
Донорно-акцепторный механизм образования связи
распространен довольно широко. Особенно часто он
встречается при образовании соединений d
-элементов.
Атомы почти всех d
-элементов имеют много
свободных валентных орбиталей. Поэтому они
являются активными акцепторами электронных пар.
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ
МЕХАНИЗМ ОБРАЗОВАНИЯ СВЯЗИ, ИОН АММОНИЯ,
ИОН ОКСОНИЯ, УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ СВЯЗИ ПО
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНОМУ МЕХАНИЗМУ.
1.Составьте
уравнения реакций и схемы образования
а) бромида аммония NH 4 Br из аммиака и
бромоводорода;
б) сульфата аммония (NH 4) 2 SO 4 из
аммиака и серной кислоты.
2.Составьте уравнения реакций и схемы
взаимодействия а) воды с бромоводородом; б) воды с
серной кислотой.
3.Какие атомы в четырех предыдущих реакциях
являются донорами электронной пары, а какие
акцепторами? Почему? Ответ поясните диаграммами
валентных подуровней.
4.Структурная формула азотной кислоты Углы
между связями O– N– O близки к 120 o .
Определите:
а) тип гибридизации атома азота;
б) какая АО атома азота принимает участие в
образовании -связи;
в) какая АО атома азота принимает участие в
образовании -связи по
донорно-акцепторному механизму.
Как вы думаете, чему примерно равен угол между
связями H– O– N в этой молекуле? 5.Составьте
структурную формулу цианид-иона CN (отрицательный
заряд – на атоме углерода). Известно, что цианиды
(соединения, содержащие такой ион) и угарный газ
СО – сильные яды, и биологическое действие их
очень близко. Предложите свое объяснение
близости их биологического действия.
7.14. Металлическая связь. Металлы
Ковалентная связь образуется между атомами, близкими по склонности к отдаче и присоединению электронов, только тогда, когда размеры связываемых атомов невелики. В этом случае электронная плотность в области перекрывания электронных облаков значительна, и атомы оказываются прочно связанными, как, например, в молекуле HF. Если хотя бы один из связываемых атомов имеет большой радиус, образование ковалентной связи становится менее выгодным, так как электронная плотность в области перекрывания электронных облаков у больших атомов значительно меньше, чем у маленьких. Пример такой молекулы с менее прочной связью – молекула HI (пользуясь таблицей 21, сравните энергии атомизации молекул HF и HI).
И все-таки между большими атомами (r o > 1,1) возникает химическая связь, но в этом случае она образуется за счет обобществления всех (или части) валентных электронов всех связываемых атомов. Например, в случае атомов натрия обобществляются все 3s -электроны этих атомов, при этом образуется единое электронное облако:
Атомы образуют кристалл с металлической
связью.
Так могут связываться между собой как атомы
одного элемента, так и атомы разных элементов. В
первом случае образуются простые вещества,
называемые металлами
, а во втором – сложные
вещества, называемые интерметаллическими
соединениями
.
Из всех веществ с металлической связью между атомами в школе вы будете издать только металлы. Каково же пространственное строение металлов? Металлический кристалл состоит из атомных остовов , оставшихся после обобществления валентных электронов, и электронного облака обобществленных электронов. Атомные остовы обычно образуют плотнейшую упаковку, а электронное облако занимает весь оставшийся свободным объем кристалла.
Основными видами плотнейших упаковок являются кубическая
плотнейшая упаковка
(КПУ) и гексагональная
плотнейшая упаковка
(ГПУ). Названия этих
упаковок связаны с симметрией кристаллов, в
которых они реализуются. Некоторые металлы
образуют кристаллы с неплотнейшей упаковкой – объемноцентрированной
кубической
(ОЦК). Объемные и шаростержневые
модели этих упаковок показаны на рисунке 7.6.
Кубическую плотнейшую упаковку образуют атомы Cu,
Al, Pb, Au и некоторых других элементов.
Гексагональную плотнейшую упаковку – атомы Be, Zn,
Cd, Sc и ряд других. Объемноцентрированная
кубическая упаковка атомов присутствует в
кристаллах щелочных металлов, элементов VB и VIB
групп. Некоторые металлы при разных температурах
могут иметь разную структуру. Причины таких
отличий и особенностей строения металлов до сих
пор до конца не выяснены.
При плавлении металлические кристаллы
превращаются в металлические жидкости
. Тип
химической связи между атомами при этом не
изменяется.
Металлическая связь не обладает направленностью
и насыщаемостью. В этом отношении она похожа на
ионную связь.
В случае интерметаллических соединений можно
говорить и о поляризуемости металлической связи.
Характерные физические свойства металлов:
1) высокая электропроводность;
2) высокая теплопроводность;
3) высокая пластичность.
Температуры плавления разных металлов очень сильно отличаются друг от друга: наименьшая температура плавления у ртути (- 39 o С), а наибольшая - у вольфрама (3410 o С).
| Бериллий Be
- светло-серый
легкий достаточно твердый, но обычно хрупкий
металл. Температура плавления 1287 o С. На
воздухе он покрывается оксидной пленкой.
Бериллий - достаточно редкий металл, живые
организмы в процессе своей эволюции практически
не контактировали с ним, поэтому и неудивительно,
что он ядовит для животного мира. Применяется он
в ядерной технике. Цинк Zn - белый с
голубоватым оттенком мягкий металл. Температура
плавления 420 o С. На воздухе и в воде
покрывается тонкой плотной пленкой оксида цинка,
препятствующей дальнейшему окислению. В
производстве используется для оцинковки листов,
труб, проволоки, защищая железо от коррозии. Вольфрам W. Это самый тугоплавкий из всех металлов: температура плавления вольфрама 3387 o С. Обычно вольфрам довольно хрупкий, но после тщательной очистки становится пластичным, что позволяет вытягивать из него тонкую проволоку, из которой делают нити электрических лампочек. Однако большая часть получаемого вольфрама идет на производство твердых и износостойких сплавов, способных сохранять эти свойства при нагревании даже до 1000 o С. |
МЕТАЛЛ,
ИНТЕРМЕТАЛЛИЧЕСКОЕ СОЕДИНЕНИЕ, МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ
СВЯЗЬ, ПЛОТНЕЙШАЯ УПАКОВКА.
1.Для
характеристики различных упаковок используется
понятие " коэффициент заполнения
пространства" , то есть отношение объема
атомов к объему кристалла
где V a -
объем атома,
Z - число атомов в элементарной ячейке,
V я
- объём элементарной ячейки.
Атомы в этом случае представляются жесткими
шарами радиуса R
, соприкасающимися друг с
другом. Объем шара V
ш = (4/3)R
3 .
Определяйте коэффициент заполнения
пространства для КПУ и ОЦК упаковки.
2.Используя значения металлических радиусов
(приложение 9), рассчитайте размер элементарной
ячейки а) меди (КПУ), б) алюминия (КПУ) и в) цезия
(ОЦК).
.
Вам известно, что атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная. Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними – ионная или ковалентная, - это электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.
Условную количественную оценку электроотрицательности дает шкала относительных электроотрицательностей.
В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрица-тельности элементов, а в группах – их падения. Элементы по электроот-рицательностям располагают в ряд, на основании которого можно сравнить электроотрицательности элементов, находящихся в разных периодах.
Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значений электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.
Ионная связь.Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.
Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na 2 SO 4) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные).
Ковалентная неполярная связь.При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрица-тельностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодей-ствием, которые осуществляет при сближении атомов.
Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара – это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков.
Ковалентная полярная связь.При взаимодействии атомов, значение электроотрецательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях.
К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и амония.
Металлическая связь.
Связь, которая образуется в результате взаимодействия относите-льно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов.
Сущность процесса образования металлической связи состоит в следующем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные заряженные ионы. Относительно свобо-дные электроны, оторвавшиеся от атома, перемещаются между положи-тельными ионами металлов. Между ними возникает металлическая связь, т. е. Электроны как бы цементируют положительные ионы кристал-лической решетки металлов.
Водородная связь.
Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется водородной связью.
Может возникнуть вопрос: почему именно водород образует такую специфическую химическую связь?
Это объясняется тем, что атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, выходящий в состав других молекул (HF, H 2 O, NH 3).
Рассмотрим некоторые примеры. Обычно мы изображаем состав воды химической формулой H 2 O. Однако это не совсем точно. Правильнее было бы состав воды обозначать формулой (H 2 O)n, где n = 2,3,4 и т. д. Это объясняется тем, что отдельные молекулы воды связаны между собой посредством водородных связей.
Водородную связь принято обозначать точками. Она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная связь, но более сильная, чем обычное межмолекулярное взаимодействие.
Наличие водородных связей объясняет увеличения объема воды при понижении температуры. Это связано с тем, что при понижении температуры происходит укрепление молекул и поэтому уменьшается плотность их «упаковки».
При изучении органической химии возникал и такой вопрос: почему температуры кипения спиртов гораздо выше, чем соответствующих углеводородов? Объясняется это тем, что между молекулами спиртов тоже образуются водородные связи.
Повышение температуры кипения спиртов происходит также всле-дствие укрупнения их молекул.
Водородная связь характерна и для многих других органических соединений (фенолов, карбоновых кислот и др.). Из курсов органической химии и общей биологии вам известно, что наличием водородной связи объясняется вторичная структура белков, строение двойной спирали ДНК, т. е. явление комплиментарности.
Прежде всего рассмотрим строение молекулы аммиака NH 3 . Как вы уже знаете, на внешнем энергетическом уровне атомы азота содержат пять электронов, из которых три электрона - неспаренные. Именно они и участвуют в формировании трёх ковалентных связей с тремя атомами водорода при образовании молекулы аммиака NH 3 .
Три общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного атома азота, а так как молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды (рис. 128), то в результате смещения электронных пар возникает диполь, т. е. молекула с двумя полюсами.
Рис. 128.
Строение молекулы аммиака
Молекулы аммиака (в жидком аммиаке) взаимодействуют, связываясь друг с другом:
Этот особый тип химической межмолекулярной связи, как вы уже знаете, называют водородной связью.
Аммиак - бесцветный газ с резким запахом, почти в два раза легче воздуха. Аммиак нельзя вдыхать продолжительное время, так как он ядовит. Этот газ легко сжижается при обычном давлении и температуре -33,4 °С. При испарении жидкого аммиака из окружающей среды поглощается много тепла, поэтому аммиак применяют в холодильных установках.
Аммиак хорошо растворим в воде: при 20 °С в 1 объёме воды растворяется около 710 объёмов аммиака (рис. 129). Концентрированный (25%-й по массе) водный раствор аммиака называют водным аммиаком или аммиачной водой, а используемый в медицине 10%-й раствор аммиака известен под названием нашатырный спирт. В водном растворе аммиака образуется непрочное соединение - гидрат аммиака NH 3 Н 2 O.
Рис. 129.
«Аммиачный фонтан» (растворение аммиака в воде)
Если к раствору аммиака добавить несколько капель фенолфталеина, раствор окрасится в малиновый цвет, что указывает на щелочную среду. Щелочная реакция водных растворов аммиака объясняется наличием гидроксид-ионов ОН - :
Если окрашенный фенолфталеином раствор аммиака подогреть, то окраска исчезнет (почему?).
Лабораторный опыт № 30
Изучение свойств аммиака
Аммиак взаимодействует с кислотами, образуя соли аммония. Это взаимодействие можно наблюдать в следующем опыте: стеклянную палочку или стакан, смоченные раствором аммиака, поднести к другой палочке или стакану, смоченным соляной кислотой, - появится густой белый дым (рис. 130):
Рис. 130.
«Дым без огня»
Вот и верь после этого поговорке, что дыма без огня не бывает.
И водный раствор аммиака, и соли аммония содержат особый ион - катион аммония NH + 4 , играющий роль катиона металла. Ион аммония образуется в результате возникновения ковалентной связи между атомом азота, имеющим свободную (неподелённую) электронную пару, и катионом водорода, который переходит к аммиаку от молекул кислот или воды:
При образовании иона аммония донором свободной электронной пары служит атом азота в аммиаке, а акцептором - катион водорода кислоты или воды.
Ещё одно химическое свойство аммиака вы сможете сами прогнозировать, если обратите внимание на степень окисления в нём атомов азота, а именно -3. Конечно же аммиак - сильнейший восстановитель, т. е. его атомы азота могут только отдавать электроны, но не принимать их. Так, аммиак способен окисляться или до свободного азота (без участия катализатора):
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6Н 2 O,
или до оксида азота (II) (в присутствии катализатора):
В промышленности аммиак производят синтезом из азота и водорода (рис. 131).
Рис. 131.
Промышленная установка (а) и схема промышленного получения аммиака (б)
В лаборатории аммиак получают действием гашёной извести Са(ОН) 2 на соли аммония, чаще всего на хлорид аммония:
Газ собирают в перевёрнутый кверху дном сосуд, а распознают или по запаху, или по посинению влажной красной лакмусовой бумажки, или по появлению белого дыма при внесении палочки, смоченной соляной кислотой.
Аммиак и его соли широко используют в промышленности и технике, в сельском хозяйстве, быту. Основные области их применения показаны на рисунке 132.
Рис. 132.
Применение аммиака и солей аммония:
1,2 - в холодильных установках; 3 - производство минеральных удобрений; 4 - производство азотной кислоты; 5 - для паяния; 6 - получение взрывчатых веществ; 7 - в медицине и в быту (нашатырный спирт)
Новые слова и понятия
- Строение молекулы аммиака.
- Водородная связь.
- Свойства аммиака: взаимодействие с водой, кислотами и кислородом.
- Донорно-акцепторный механизм образования иона аммония.
- Получение, собирание и распознавание аммиака.
NH3 - одно из известнейших и полезнейших химических веществ. Оно обрело широкое применение в аграрной промышленности и не только. Отличается уникальными химическими свойствами, благодаря которым используется в различных отраслях.
Что такое NH3
NH 3 известно даже самому далекому от химии человеку. Это аммиак. Аммиак (NH 3) иначе называется нитридом водорода и представляет собой при нормальных условиях бесцветный газ, обладающий ярко выраженным, характерным для данного вещества запахом. Также стоит отметить, что газ NH 3 (под названием аммиак) почти в два раза легче, чем воздух!
Помимо газа, может представлять собой жидкость при температуре около 70 °С или же существовать в виде раствора (раствор аммиака). Отличительной особенностью жидкого NH 3 выступает возможность растворять в себе металлы главных подгрупп I и II группы таблицы элементов Д. И. Менделеева (то есть щелочные и щелочноземельные металлы), а также магний, алюминий, европий и иттербий. В отличие от воды жидкий аммиак не взаимодействует с вышеуказанными элементами, а выступает именно в роли растворителя. Это свойство позволяет выделять металлы в исходном виде посредством испарения растворителя (NH 3). На рисунке ниже можно увидеть, как выглядит растворенный в жидком аммиаке натрий.
Как выглядит аммиак с точки зрения химических связей?
Схему аммиака (NH 3) и его пространственного строения наиболее наглядно показывает треугольная пирамида. Вершиной "пирамиды" аммиака является атом азота (выделен синим цветом), что видно на изображении ниже.
Атомы в веществе под названием аммиак (NH 3) связаны водородными связями, как и в молекуле воды. Но очень важно помнить, что связи в молекуле аммиака слабее, чем в молекуле воды. Это объясняет то, что температуры плавления и кипения NH 3 ниже, если сравнивать с H 2 O.
Химические свойства
Наиболее распространены 2 способа получения вещества NH 3 под названием аммиак. В промышленности применяется так называемый процесс Габера, суть которого заключается в связывании азота воздуха и водорода (полученного из метана) посредством пропускания смеси данных газов при высоком давлении над нагретым катализатором.
В лабораториях синтез аммиака чаще всего основывается на взаимодействии концентрированного хлорида аммония с твердым гидроксидом натрия.
Приступим к непосредственному рассмотрению химических свойств NH 3.
1) NH 3 выступает в качестве слабого основания. Именно поэтому имеет место следующее уравнение, описывающее взаимодействие с водой:
NH 3 + H 2 O = NH4 + + OH -
2) Также на основных свойствах NH 3 основывается его способность реагировать с кислотами и образовывать соответствующие соли аммония:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (нитрат аммония)
3) Ранее говорилось о том, что определенная группа металлов растворяется в жидком аммиаке. Однако некоторые металлы также способны не просто растворяться, а образовывать соединения с NH 3 под названием амиды:
Na (тв) + NH3 (г) = NaNH 2 + H 2
Na (тв) + NH3 (ж) = NaNH 2 + H 2 (реакция осуществляется в присутствии железа в качестве катализатора)
4) При взаимодействии NH 3 с металлами Fe 3+ , Cr 3+ , Al 3+ , Sn 4+ , Sn 2+ происходит образование соответствующих гидроксидов металлов и катиона аммиония:
Fe 3+ + NH 3 + H 2 O = Fe(OH) 3 + NH 4 +
5) Результатом взаимодействия NH 3 c металлами Cu 2+ , Ni 2+, Co 2+ , Pd 2+ , Pt 2+ , Pt 4+ чаще всего являются соответствующие комплексы металлов:
Cu 2+ + NH 3 + H 2 O = Cu(OH) 2 + NH 4 +
Cu(OH) 2 + NH 3 = 2 + + OH -
Образование и дальнейший путь NH3 в организме человека
Хорошо известно, что неотъемлемой частью биохимических процессов в организме человека являются аминокислоты. Именно они являются основным источником NH 3, вещества под названием аммиак, - результата их окислительного дезаминирования (чаще всего). К сожалению, для человеческого организма аммиак токсичен, из него легко образуется упомянутый выше катион аммония (NH 4 +), накапливающийся в клетках. Впоследствии происходит замедление важнейших биохимических циклов, а в итоге - падение уровня вырабатываемого АТФ.
Нетрудно догадаться, что организму необходимы механизмы связывания и обезвреживания выделяющегося NH 3 . На схеме ниже представлены источники и некоторые продукты связывания аммиака в человеческом организме.
Итак, говоря кратко, обезвреживание аммиака происходит через образование его транспортных форм в тканях (например, глутамин и аланин), путем экскреции с мочой, с помощью биосинтеза мочевины, что и является основным естественным способом обезвреживания NH 3 в организме человека.
Применение NH3 - вещества с названием аммиак
В современности жидкий аммиак является наиболее концентрированным и дешевым азотным удобрением, что используется в сельском хозяйстве для аммонизации грубых почв и торфа. При внесении жидкого аммиака в почве происходит рост количества микроорганизмов, но при этом не наблюдается негативных последствий, как, например, от твердых удобрений. Ниже на рисунке представлена одна из возможных установок для сжижения газообразного аммиака при помощи жидкого азота.
Испаряясь, жидкий аммиак поглощает из окружающей среды много теплоты, вызывает охлаждение. Это свойство используется в холодильных установках для получения искусственного льда при хранении скоропортящихся пищевых продуктов. Кроме того, с его помощью замораживают грунт при строительстве подземных сооружений. Водные растворы аммиака находят применение в химической промышленности (является промышленным неводным растворителем), лабораторной практике (например, в роли растворителя при электрохимическом получении химических продуктов), медицине и домашнем обиходе.
3.3.1 Ковалентная связь – это двухцентровая двухэлектронная связь, образующаяся за счёт перекрывания электронных облаков, несущих неспаренные электроны с антипараллельными спинами. Как правило образуется между атомами одного химического элемента.
Количественно она характеризуется валентностью. Валентность элемента – это его способность образовывать определенное число химических связей за счёт свободных электронов, находящихся атомной валентной зоне.
Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой. Остальные пары электронов называют неподеленными парами. Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании. Связь между атомами может осуществляться не только одной, но и двумя и даже тремя поделенными парами. Такие связи называются двойными и тройными - кратными связями.
3.3.1.1 Ковалентная неполярная связь. Связь, осуществляемая за счет образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, называется ковалентной неполярной. Она возникает между атомами с практически равной электроотрицательностью (0,4 > ΔЭО > 0) и, следовательно, равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов у гомоядерных молекул. Например, Н 2 , О 2 , N 2 , Cl 2 и т. д. Дипольный момент таких связей равен нулю. Связь СН в предельных углеводородах (например, в СН 4) считается практически неполярной, т.к. Δ ЭО = 2,5 (С) - 2,1 (Н) = 0,4.
3.3.1.2 Ковалентная полярная связь. Если молекула образована двумя разными атомами, то зона перекрывания электронных облаков (орбиталей) смещается в сторону одного из атомов, и такая связь называется полярной . При такой связи вероятность нахождения электронов возле ядра одного из атомов выше. Например, НCl, H 2 S, PH 3 .
Полярная (несимметричная) ковалентная связь - связь между атомами с различной электроотрицательностью (2 > ΔЭО > 0.4) и несимметричным распределением общей электронной пары. Как правило, она образуется между двумя неметаллами.
Электронная плотность такой связи смещена в сторону более электроотрицательного атома, что приводит к появлению на нем частичного отрицательного заряда (дельта минус), а на менее электроотрицательном атоме - частичного положительного заряда (дельта плюс)
C Cl C O C N O H C Mg .
Направление смещения электронов обозначается также стрелкой:
CCl, CО, CN, ОН, CMg.
Чем больше различие в электроотрицательности связываемых атомов, тем выше полярность связи и больше ее дипольный момент. Между противоположными по знаку частичными зарядами действуют дополнительные силы притяжения. Поэтому, чем полярнее связь, тем она прочнее.
Кроме поляризуемости ковалентная связь обладает свойством насыщаемости – способностью атома образовывать столько ковалентных связей, сколько у него имеется энергетически доступных атомных орбиталей. Третьим свойством ковалентной связи является её направленность.
3.3.2 Ионная связь. Движущей силой ее образования является все то же стремление атомов к октетной оболочке. Но в ряде случаев такая “октетная” оболочка может возникнуть только при передаче электронов от одного атома к другому. Поэтому, как правило, ионная связь образуется между металлом и неметаллом.
Рассмотрим в качестве примера реакцию между атомами натрия (3s 1) и фтора (2s 2 3s 5). Разница электроотрицательности в соединении NaF
ЭО = 4,0 - 0,93 = 3,07
Натрий, отдав фтору свой 3s 1 -электрон, становится ионом Na + и остается с заполненной 2s 2 2p 6 оболочкой, что отвечает электронной конфигурации атома неона. Точно такую же электронную конфигурацию приобретает фтор, приняв один электрон, отданный натрием. В результате возникают силы электро-статического притяжения между противоположно заряженными ионами.
Ионная связь – крайний случай полярной ковалентной связи, основанная на электростатическом притяжении ионов. Такая связь возникает при большой разнице в электроотрицательностях связываемых атомов (ЭО > 2), когда менее электроотрицательный атом почти полностью отдает свои валентные электроны и превращается в катион, а другой, более электроотрицательный атом, эти электроны присоединяет и становится анионом. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщености. В силу этого иoннaя связь не имеет пространственной направленности и насыщаемости , так как каждый ион связан с определенным числом противоионов (координационное число иона). Поэтому ионно-связанные соединения не имеют молекулярного строения и представляют собой твердые вещества, образующие ионные кристаллические решетки, с высокими температурами плавления и кипения, они высокополярны, часто солеобразны, в водных растворах электропроводны. Например, MgS, NaCl, А 2 O 3 . Соединений с чисто ионными связями практически не существует, поскольку всегда остаётся некоторая доля ковалентности в силу того, что полного перехода одного электрона к другому атому не наблюдается; в самых «ионных» веществах доля ионности связи не превышает 90 %. Например, в NaF поляризация связи составляет около 80 %.
В органических соединениях ионные связи встречаются довольно редко, т.к. атом углерода не склонен ни терять, ни приобретать электроны с образованием ионов.
Валентность элементов в соединениях с ионными связями очень часто характеризуют степенью окисления , которая, в свою очередь, соответствует величине заряда иона элемента в данном соединении.
Степень окисления - это условный заряд, который приобретает атом в результате перераспределения электронной плотности. Количественно она характеризуется числом смещённых электронов от менее электроотри-цательного элемента к более электроотрицательному. Положительно заряженный ион образуется из того элемента, который отдал свои электроны, а отрицательный ион - из элемента, который эти электроны принял.
Элемент, находящийся в высшей степени окисления (максимально положительной), уже отдал все свои валентные электроны, находящиеся в АВЗ. А поскольку их количество определяется номером группы, в которой стоит элемент, то высшая степень окисления для большинства элементов и будет равна номеру группы . Что касается низшей степени окисления (максимально отрицательной), то она появляется при формировании восьмиэлектронной оболочки, то есть в том случае, когда АВЗ заполняется полностью. Для неметаллов она рассчитывается по формуле № группы – 8 . Для металлов равна нулю , поскольку они электроны принимать не могут.
Например, АВЗ серы имеет вид: 3s 2 3р 4 . Если атом отдаст все электроны (шесть), то приобретёт высшую степень окисления +6 , равную номеру группы VI , если примет два, необходимые для завершения устойчивой оболочки, то приобретёт низшую степень окисления –2 , равную № группы – 8 = 6 – 8= –2.
3.3.3 Металлическая связь. Большинство металлов обладает рядом свойств, имеющих общий характер и отличающихся от свойств других веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способность к отражению света, высокая тепло– и электропроводность. Эти особенности объясняются существованием в металлах особого вида взаимодействия – металлической связи.
В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов, которые достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате этого в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы, локализованные в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество делокализованных (свободных) электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров и осуществляющих связь между всеми атомами металла за счёт электростатического притяжения.
В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве. Силы связи в металлах не локализованы и не направлены, а свободные электроны, образующие «электронный газ», обусловливают высокую тепло- и электропроводность. Поэтому в этом случае невозможно говорить о направленности связей, так как валентные электроны распределены по кристаллу почти равномерно. Именно этим и объясняется, например, пластичность металлов, т. е. возможность смещения ионов и атомов в любом направлении
3.3.4 Донорно-акцепторная связь. Помимо механизма образования ковалентной связи, согласно которому общая электронная пара возникает при взаимодействии двух электронов, существует также особый донорно-акцепторный механизм . Он заключается в том, что ковалентная связь образуется в результате перехода уже существующей (неподелённой) электронной пары донора (поставщика электронов) в общее пользование донора и акцептора (поставщика свободной атомной орбитали).
После образования она ничем не отличается от ковалентной. Донорно-акцепторный механизм хорошо иллюстрируется схемой образования иона аммония (рисунок 9) (звездочками обозначены электроны внешнего уровня атома азота):
Рисунок 9- Схема образования иона аммония
Электронная формула АВЗ атома азота 2s 2 2р 3 , то есть он имеет три неспаренных электрона, которые вступают в ковалентную связь с тремя атомами водорода (1s 1), каждый из которых имеет один валентный электрон. При этом образуется молекула аммиака NH 3, в которой сохраняется неподелённая электронная пара азота. Если к этой молекуле подойдёт протон водорода (1s 0), не имеющий электронов, то азот передаст свою пару электронов (донор) на эту атомную орбиталь водорода (акцептор), в результате чего образуется ион аммония. В нём каждый атом водорода связан с атомом азота общей электронной парой, одна из которых реализована по донорно-акцепторному механизму. Важно отметить, что связи Н-N, образованные по различным механизмам, никаких различий в свойствах не имеют. Указанное явление обусловлено тем, что в момент образования связи орбитали 2s– и 2р– электронов атома азота изменяют свою форму. В итоге возникают четыре совершенно одинаковые по форме орбитали.
В качестве доноров обычно выступают атомы с большим количеством электронов, но имеющие небольшое число неспаренных электронов. Для элементов II периода такая возможность кроме атома азота имеется у кислорода (две неподеленные пары) и у фтора (три неподеленные пары). Например, ион водорода Н + в водных растворах никогда не бывает в свободном состоянии, так как из молекул воды Н 2 О и иона Н + всегда образуется ион гидроксония Н 3 О + Ион гидроксония присутствует во всех водных растворах, хотя для простоты в написании сохраняется символ H + .
3.3.5 Водородная связь. Атом водорода, связанный с сильно электроотрицательным элементом (азотом, кислородом, фтором и др.), который «стягивает» на себя общую электронную пару, испытывает недостаток электронов и приобретает эффективный положительный заряд. Поэтому он способен взаимодействовать с неподеленной парой электронов другого электроотрицательного атома (который приобретает эффективный отрицательный заряд) этой же (внутримолекулярная связь) или другой молекулы (межмолекулярная связь). В результате возникает водородная связь , которая графически обозначается точками:
Эта связь значительно слабее других химических связей (энергия ее образования 10– 40 кДж/моль) и в основном имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер.
Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах, таких неорганических соединениях как H 2 O, H 2 F 2 , NH 3 . Например, связи О-Н в Н 2 О имеют заметный полярный характер с избытком отрицательного заряда – на атоме кислорода. Атом водорода, наоборот, приобретает небольшой положительный заряд + и может взаимодействовать с неподеленными парами электронов атома кислорода соседней молекулы воды.
Взаимодействие между молекулами воды оказывается достаточно сильным, таким, что даже в парах воды присутствуют димеры и тримеры состава (H 2 O) 2 , (Н 2 O) 3 и т. д. В растворах же могут возникать длинные цепи ассоциатов такого вида:
поскольку атом кислорода имеет две неподеленные пары электронов.
Наличие водородных связей объясняет высокие температуры кипения воды, спиртов, карбоновых кислот. За счет водородных связей вода характеризуется столь высокими по сравнению с H 2 Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления и кипения. Если бы водородные связи отсутствовали, то вода плавилась бы при –100 °С, а кипела при –80 °С. Типичные случаи ассоциации наблюдаются для спиртов и органических кислот.
Водородные связи могут возникать как между различными молекулами, так и внутри молекулы, если в этой молекуле имеются группы с донорной и акцепторной способностями. Например, именно внутримолекулярные водородные связи играют основную роль в образовании пептидных цепей, которые определяют строение белков. Н-связи влияют на физические и химические свойства вещества.
Связи типа водородных не образуют атомы других элементов , поскольку силы электростатического притяжения разноименных концов диполей полярных связей (О-Н, N-H и т.п.) довольно слабы и действуют лишь на малых расстояниях. Водород, обладая наименьшим атомным радиусом, позволяет сблизиться таким диполям настолько, что силы притяжения становятся заметными. Никакой другой элемент с большим атомным радиусом не способен к образованию подобных связей.
3.3.6 Силы межмолекулярного взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса). В 1873 г. голландский ученый И. Ван-дер-Ваальс предположил, что существуют силы, обуславливающие притяжение между молекулами. Эти силы позднее получили название ван-дер-ваальсовых сил – наиболее универсальный вид межмолекулярной связи. Энергия ван-дер-ваальсовой связи меньше водородной и составляет 2–20 кДж/∙моль.
В зависимости от способа возникновения силы делятся на:
1) ориентационные (диполь-диполь или ион-диполь) - возникают между полярными молекулами или между ионами и полярными молекулами. При сближении полярных молекул они ориентируются таким образом, чтобы положительная сторона одного диполя была ориентирована к отрицательной стороне другого диполя (рисунок 10).
|
Рисунок 10 - Ориентационное взаимодействие |
||||
2) индукционные (диполь – индуцированный диполь или ион– индуцированный диполь) - возникают между полярными молекулами или ионами и неполярными молекулами, но способными к поляризации. Диполи могут воздействовать на неполярные молекулы, превращая их в индицированные (наведенные) диполи. (рисунок 11).
|
Рисунок 11 - Индукционное взаимодействие |
||||
3) дисперсионные (индуцированный диполь – индуцированный диполь) - возникают между неполярными молекулами, способными к поляризации. В любой молекуле или атоме благородного газа возникают флуктуации электрической плотности, в результате чего появляются мгновенные диполи, которые в свою очередь индуцируют мгновенные диполи у соседних молекул. Движение мгновенных диполей становится согласованным, их появление и распад происходит синхронно. В результате взаимодействия мгновенных диполей энергия системы понижается (рисунок 12).
|
Рисунок 12 - Дисперсионное взаимодействие |
|||||||
