Оглавление (стр. 43 )

Рис. 1.5.4. Качественный ход зависимости потенциальной энергии взаимодей­ствия двух молекул от расстояния меж­ду ними.

Эта зависимость качественно одинакова для взаимодейст­вий любых молекул и для межатомных валентных взаимодействий в молекулах, но отличается она для разных сметем количест­венно. Именно по значениям параметров Uo (глубина потенциальной ямы) и ro одна система отличается от другой. В случае химического взаимодействия указанный минимум является очень глубоким так, что Uохим >> Uоммв и roхим < roммв.

Притяжение приводит к уменьшению энергии системы вза­имодействующих частиц и поэтому соответствующая энергия имеет отрицательный знак, Uпр<0 , а энергия отталкивания частиц - положительна, Uomm >0 .

О том, что между молекулами или атомами действуют силы притяжения, свидетельствует сам факт существования конденси­рованного состояния вещества (жидкости и твердые тела, в частности, жидкий аргон, гелий, водород, азот, кислород и др.). В то же время тот факт, что нельзя сжимать газы и жид­кости до нулевого объема, и, что жидкости состоят из отдель­ных молекул, а плотность жидкостей и кристаллов имеет вполне определенную величину, говорит о действии сил отталкивания при малых межмолекулярных расстояниях.

Существование сил притяжения между молекулами на дос­таточно больших расстояниях следует также из уравнения сос­тояния реальных газов - уравнения Ван-дер-Ваальса (1873 г.)

(1.5.23.)

Это уравнение, обобщающее наблюдаемые экспериментальные закономерности, показывает, что при заданных объеме и тем­пературе давление реального газа меньше, чем давление иде­ального газа (т. е. газа, состоящего из невзаимодействующих молекул, для которого кинетическая теория газов приводит к уравнению РV=RT). Уменьшение давления на стенки со­суда (поправка а ) может быть связано только с действием сил притяжения между молекулами. Эти силы получили название вандерваальсовых.

Мерой энергии ММВ может служить теплота испарения жидкостей или теплота возгонки кристаллов. Это количество энергии (а точнее энтальпии) расходуется на преодоление меж­молекулярного притяжения при превращении жидкости в пар. При точном определении энергии ММВ необходимо из энтальпии испа­рения вычесть энергию, затраченную на работу расширения I моль газа, равную Р( Vr - Vm) ≈ PVr ≈ RТ.

Межмолекулярные взаимодействия в жидкости имеют энер­гию, лежащую в интервале 0,1 - 10 ккал/моль (в сотни и десятки раз меньше энергии химического взаимодействия).

Этот большой интервал энергий ММВ приведен в целом для всех систем. Если же рассматривать различные группы аналогичных систем, то, в зависимости от их структурных и других физико-химических свойств взаимодействующих молекул, каждой группе будет соответствовать более узкий интервал энергии ММВ. В порядке возрастания энергии ММВ можно указать следующие группы жидкостей: а) сжиженные благородные газы; б) прос­тые жидкости, состоящие из гомоядерных двухатомных молекул ( h2,n2,O2 и т. п.); в) жидкости, состоящие из бездипольных многоатомных молекул (CCl4 , С6H6,C6H14 и др.);

г) неассоциированные жидкости, состоящие из дипольных моле­кул (ацетон, пиридин, хлороформ и др.); д) ассоциированные жидкости, состоящие из молекул с большим постоянным дипольным моментом ацетонитрил, бензонитрил, нитробензол и др.) и, наконец, е) ассоциированные жидкости, состоящие на молекул, образующих водородные связи.

Так же обстоит дело и для большинства растворов к жидких смесей, хотя здесь могут быть случаи, когда энер­гия ММВ приближается к энергии простых химических связей (таких как галоген-галоген, углерод-галоген и т. п.). Та­ким примером могут служить водные растворы кислот, в кото­рых образовавшийся в результате диссоциации кислоты про­тон связывает довольно прочной симметричной связью две молекулы воды, ассоциаты с переносом заряда, а также дру­гие случаи комплексообразования в растворах. Энергия та­ких взаимодействий составляет 10-25 ккал/моль.

Изучение ММВ в растворах представляет особый интерес. Здесь молекулы растворенного вещества взаимодействуют не только друг с другом, но и с молекулами растворителя. Характер и параметры этих взаимодействий различны в зави­симости от свойств молекул и природы сил, действующих меж­ду ними. Именно в растворах могут происходить различного рода взаимодействия: межмолекулярные, межионные, ион-моле­кулярные и т. д.

Таким образом, исходя из вышеизложенного и из эмпири­ческой характеристики межмолекулярных сил (ММС) можно раз­делить их на три группы:

Вандерваальсовы силы (ВВС), определяющие свойства реальных газов и неассоциированных жидкостей. Эти силы еще называют универсальными. Энергия этих взаимодействий сос­тавляет величину от 0,1 до 1,5 ккал/моль. ВВС делятся, в свою очередь, на ориентационные (диполь - дипольные), индук­ционные и дисперсионные,

Специфические ММС, определяющие свойства ассоцииро­ванных паров и жидкостей. Сюда относятся различные типы во­дородных связей. Энергия этих взаимодействий лежит в преде­лах 2-10 ккал/моль.

Так называемые полухимические ММС, определяющие свойства молекулярных соединений, содержащие прочные комп­лексы с энергией 10-25 ккал/моль.

Приведенная классификация является, конечно, условной и эмпирической.

Значение межмолекулярных сил очень велико. Они опреде­ляют все структурные и физико-химические свойства конденси­рованных сред и играют важную роль во многих физических, био­логических и химических процессах.

1.5.10. Классическая теория межмолекулярных сил.

При рассмотрении теория химических связей мы уже видели, что объяснение образования ковалентных связей возможно только на основе квантовой механики. Для полярных связей классическая теория даст качественное объяснение, но построение количественной теории и в этих случаях в принципе возможно лишь на базе квантовой механики. В связи с этим естественно возникает вопрос, может ли классическая теория описать межмолекулярные взаимодействия, если она не может служить базой для объяснения образования отдельных молекул?

Ответ на этот вопрос, как мы увидим ниже, следующий. Полная теория, позволяющая описать парные взаимодействия между отдельными молекулами, должна строиться на базе кван­товой физики. Квантовая теория представляет энергию взаи­модействия в виде суммы отдельных членов. При этом большин­ство членов этой суммы может быть интерпретировано с клас­сической точки зрения, и более того, выражения для этих членов могут быть получены на основе классической теории через такие подлежащие экспериментальному определению величины, как постоянный дипольный момент молекулы и компонен­ты тензора поляризуемости. Классическая теория при этом имеет преимущество в простоте и наглядности, а квантовая теория для этих членов по существу ничего нового не дает, так как волновые функции стационарных состояний молекул, через которые выражается энергия ММВ, могут быть найдены только в очень грубом приближении.

Однако, имеются и такие члены суммы, для которых клас­сическая интерпретация вообще невозможна - это члены, описывающие так называемые дисперсионные взаимодействия. Не поз­воляет классическая теория правильно описать и резонансные межмолекулярные взаимодействия, т. е. взаимодействия между двумя молекулами, одна из которых возбуждена на некоторый электронный уровень, а другая находится в основном электрон­ном состоянии.

С другой стороны, тот факт, что энергия взаимодействия между молекулами выражается суммой членов, каждый из которых имеет ясный физический смысл и дает определенный вклад в том или ином интервале межмолекулярных расстояний, позволя­ет провести классификацию межмолекулярных взаимодействий.

Мы начинаем теоретическое рассмотрение ММВ с класси­ческой теории, так как это соответствует истории развития представлений о межмолекулярных силах и сложившейся терми­нологии. Классическая теория» проясняющая физическую при­роду ММВ, развивалась, начиная со второй половины XIX века. В последующих подразделах данного параграфа мы рассмотрим разные виды электростатических взаимодействий. Для реальных молекул или ионов разные виды взаимодействия вносят различ­ный вклад в величину энергии ММВ. Это определяется их электронным строением, от которого зависит величина заряда иона, постоянного дипольного момента и поляризуемости ионов и молекул.

1.5.11. Диполь - дипольное взаимодействие.

Это ММВ, которое еще называется ориентационным, проис­ходит между полярными молекулами, т. е. между молекулами, обладающими постоянными электрическими дипольными моментами. Ориентационный эффект состоит в том, что дипольная молеку­ла ориентируется в электрическом поле другой полярной мо­лекулой. Эти силы стремятся привести взаимодействующую си­стему в положение, соответствующее минимуму потенциальной энергии, т. е. к взаимному притяжению молекул. Сила взаимо­действия тем больше, чем больше величины постоянных дипольных моментов μ1 и μ2 и чем меньше расстояние между ними. Это взаимодействие (понижение энергии системы) па­дает с температурой, так как тепловое движение молекул препятствует взаимной ориентации. Поэтому выражение для энергии диполь - дипольного взаимодействия (ДДВ) должно быть получено в двух случаях: когда не обязательно учитывать тепловое движение и когда оно влияет на ориентацию диполей.

Еще в 1912 г. Рейнганум впервые представил взаимодей­ствие двух нейтральных молекул как взаимодействие посто­янных электрических диполей с моментами μ1 и μ2 , нахо­дящихся на расстоянии R Друг от друга. Согласно формуле электростатики, энергия такого взаимодействия зависит от взаимной ориентации диполей и равна

(1.5.24.)

Если ввести сферические углы θ1φ1,θ2φ2, характери­зующие направления диполей μ1 и μ2 (с осью Z вдоль линии, соединяющей центры диполей (рис.1.5.5.), то эта формула примет вид

(1.5.25.)