Skip to main content
LibreTexts - Ukrayinska

10.1: Міжмолекулярні сили

  1. Last updated
  2. Save as PDF
  • Page ID
    22497

    • \( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

    Цілі навчання
    • Опишіть типи міжмолекулярних сил, можливих між атомами або молекулами в конденсованих фазах (сили дисперсії, дипольно-дипольні атракціони та водневий зв'язок)
    • Визначте типи міжмолекулярних сил, які відчувають конкретні молекули на основі їх структур
    • Поясніть зв'язок між міжмолекулярними силами, присутніми всередині речовини, і температурами, пов'язаними зі змінами її фізичного стану

    Як і у випадку з газоподібними речовинами, кінетична молекулярна теорія може бути використана для пояснення поведінки твердих тіл і рідин. У наступному описі термін частка буде використовуватися для позначення атома, молекули або іона. Зауважте, що ми будемо використовувати популярну фразу «міжмолекулярне тяжіння» для позначення сил привабливості між частинками речовини, незалежно від того, чи є ці частинки молекулами, атомами чи іонами.

    Розглянемо ці два аспекти середовищ молекулярного рівня в твердій, рідкій та газоподібній речовині:

    • Частинки в твердій речовині щільно упаковані разом і часто розташовані в регулярному порядку; в рідині вони знаходяться близько один від одного, без регулярного розташування; в газу вони знаходяться далеко один від одного, без регулярного розташування.
    • Частинки в твердому тілі вібрують навколо фіксованих положень і, як правило, не рухаються по відношенню один до одного; в рідині вони рухаються повз один одного, але залишаються в основному постійному контакті; в газі вони рухаються незалежно один від одного, за винятком випадків зіткнення.

    Відмінності у властивостях твердої речовини, рідини або газу відображають сили сили привабливих сил між атомами, молекулами або іонами, що складають кожну фазу. Фаза, в якій існує речовина, залежить від відносних масштабів її міжмолекулярних сил (IMF) та кінетичних енергій (КЕ) її молекул. IMF s - це різні сили тяжіння, які можуть існувати між атомами та молекулами речовини через електростатичні явища, як буде детально описано в цьому модулі. Ці сили служать для утримання частинок близько один до одного, тоді як KE частинок забезпечує енергію, необхідну для подолання сил привабливості і, таким чином, збільшення відстані між частинками. Малюнок\(\PageIndex{1}\) ілюструє, як зміни фізичного стану можуть бути викликані зміною температури, отже, середнього КЕ, даної речовини.

    Малюнок\(\PageIndex{1}\): Переходи між твердим, рідким та газоподібним станами речовини відбуваються, коли умови температури або тиску сприяють пов'язаним змінам міжмолекулярних сил. (Примітка: Простір між частинками в газовій фазі набагато більше, ніж показано.)
    Три герметичні колби мають маркування: «Кристалічна тверда речовина», «Рідина» та «Газ» зліва направо. Перша колба тримає куб, що складається з маленьких сфер, що сидять на дні, тоді як друга колба показує багато маленьких сфер в дні, які розташовані на невеликій відстані один від одного і мають лінії навколо них, щоб позначити рух. Третя колба показує кілька сфер, розкинутих далеко один від одного, з більшими лініями для позначення руху. Є стрілка, спрямована вправо, яка охоплює верхню частину всіх трьох колб. Стрілка позначена: «Збільшення K E (температура)». Є стрілка, спрямована вліво, яка охоплює дно всіх трьох колб. Стрілка позначена, «Збільшення I M F».

    Як приклад процесів, зображених на цьому малюнку, розглянемо зразок води. При достатньому охолодженні газоподібної води атракціони між молекулами Н 2 О будуть здатні утримувати їх разом, коли вони стикаються один з одним; газ конденсується, утворюючи рідину Н 2 О. Наприклад, рідка вода утворюється на зовнішній стороні холодного скла як вода пар в повітрі охолоджується холодним склом, як видно на малюнку\(\PageIndex{2}\).

    Малюнок\(\PageIndex{2}\): Конденсат утворюється, коли водяна пара в повітрі охолоджується досить для утворення рідкої води, наприклад (а) на зовнішній стороні склянки холодного напою або (б) у вигляді туману. (кредит а: модифікація роботи Дженні Даунінг; кредит b: модифікація роботи Корі Занкер)
    Зображення а показує напій коричневого кольору в склянці з конденсатом на зовнішній стороні. Зображення b показує водойму з туманом, що ширяє над поверхнею води.

    Ми також можемо розріджувати багато газів, стискаючи їх, якщо температура не надто висока. Підвищений тиск зближує молекули газу, таким чином, що атракціони між молекулами стають сильними щодо їх КЕ. Отже, вони утворюють рідини. Бутан, C 4 H 10, є паливом, що використовується в одноразових запальничках і є газом при стандартній температурі і тиску. Усередині паливного відсіку запальнички бутан стискається до тиску, що призводить до його конденсації до рідкого стану, як показано на малюнку\(\PageIndex{3}\).

    Малюнок\(\PageIndex{3}\): Газоподібний бутан стискається в відсіку для зберігання одноразової запальнички, в результаті чого його конденсація до рідкого стану. (кредит: модифікація роботи «Sam-Cat» /Flickr)

    Нарешті, якщо температура рідини стає досить низькою, або тиск на рідину стає досить високим, молекулам рідини більше не вистачає КЕ, щоб подолати МВФ між ними, і утворюється тверда речовина. Більш ретельне обговорення цих та інших змін стану, або фазових переходів, наведено в наступному модулі цієї глави.

    Сили між молекулами

    За відповідних умов атракціони між усіма молекулами газу призведуть до того, що вони утворюють рідини або тверді речовини. Це пов'язано з міжмолекулярними силами, а не внутрішньомолекулярними силами. Внутрішні молекулярні сили - це ті, що знаходяться всередині молекули, які утримують молекулу разом, наприклад, зв'язки між атомами. Між молекулярними силами є атракціони між молекулами, які визначають багато фізичних властивостей речовини. Малюнок\(\PageIndex{4}\) ілюструє ці різні молекулярні сили. Сильні сторони цих привабливих сил сильно різняться, хоча зазвичай IMF між малими молекулами слабкі порівняно з внутрішньомолекулярними силами, які зв'язують атоми разом всередині молекули. Наприклад, для подолання ІМФ в одному молі рідкого HCl і перетворення його в газоподібний HCl потрібно всього близько 17 кілоджоулів. Однак для розриву ковалентних зв'язків між атомами водню і хлору в одному молі HCl потрібно приблизно в 25 разів більше енергії — 430 кілоджоулів.

    Малюнок\(\PageIndex{4}\): Внутрішньомолекулярні сили зберігають молекулу неушкодженою. Міжмолекулярні сили утримують кілька молекул разом і визначають багато властивостей речовини.
    Показано зображення, на якому дві молекули, що складаються з зеленої сфери з міткою «C l», з'єднаних праворуч з білою сферою з міткою «H», знаходяться поруч одна з одною з пунктирною лінією з позначкою «Міжмолекулярна сила (слабка)», проведеної між ними. Лінія з'єднує дві сфери в кожній молекулі, і лінія позначена «Внутрішньомолекулярна сила (сильна)».

    Всі сили привабливості між нейтральними атомами та молекулами відомі як сили ван дер Ваальса, хоча їх зазвичай називають більш неформально як міжмолекулярне тяжіння. Ми розглянемо різні типи IMF в наступних трьох розділах цього модуля.

     

    Дисперсійні сили

    Одна з трьох сил ван дер Ваальса присутня у всіх конденсованих фазах, незалежно від природи атомів або молекул, що складають речовину. Цю привабливу силу називають лондонською силою розсіювання на честь американського фізика німецького походження Фріца Лондона, який у 1928 році вперше пояснив це. Цю силу часто називають просто силою розсіювання. Оскільки електрони атома або молекули знаходяться в постійному русі (або, як варіант, розташування електрона піддається квантово-механічній мінливості), в будь-який момент часу атом або молекула можуть розвинути тимчасовий миттєвий диполь, якщо його електрони розподілені асиметрично. Наявність цього диполя може, в свою чергу, спотворити електрони сусіднього атома або молекули, виробляючи індукований диполь. Ці два швидко коливаються, тимчасові диполі, таким чином, призводять до відносно слабкого електростатичного тяжіння між видами - так званої сили дисперсії, як показано на малюнку\(\PageIndex{5}\).

    Малюнок\(\PageIndex{5}\): Сили дисперсії виникають внаслідок утворення тимчасових диполів, як показано тут для двох неполярних двоатомних молекул.
    Дві пари молекул показані там, де кожна молекула має одну більшу синю сторону з позначкою «знак дельти, негативний знак» і меншу червону сторону з позначкою «знак дельти, позитивний знак». Ближче до середини обох молекул, але все ще на кожній окремій стороні, знаходиться чорна крапка. Між двома зображеннями є пунктирна лінія з написом «Приваблива сила». На першому зображенні червона і синя сторони позначені: «Нерівний розподіл електронів». Під обома зображеннями розташовані дужки. Кронштейни мають маркування «Тимчасові диполі».

    Сили дисперсії, що розвиваються між атомами в різних молекулах, можуть притягувати дві молекули один до одного. Однак сили відносно слабкі і стають значними лише тоді, коли молекули знаходяться дуже близько. Більші та важчі атоми та молекули виявляють сильніші сили дисперсії, ніж менші та легші атоми та молекули. F 2 і Cl 2 - гази кімнатної температури (відображають слабші сили притягання); Br 2 - рідина, а I 2 - тверда речовина (що відображає більш сильні сили тяжіння). Тенденції в спостережуваних температурах плавлення і кипіння галогенів наочно демонструють цей ефект, як видно в табл\(\PageIndex{1}\).

    Таблиця\(\PageIndex{1}\): Точки плавлення і кипіння галогенів
    Галогенні Молярна маса Атомний радіус Точка плавлення Точка кипіння
    фтор, F 2 38 г/моль 72 вечора 53 КМ 85 КМ
    хлор, Cl 2 71 г/моль 9 вечора 172 КМ 238 КМ
    бром, Br 2 160 г/моль 114 вечора 266 КМ 332 КМ
    йод, I 2 254 г/моль 133 вечора 387 КМ 457 КМ
    астатин, В 2 420 г/моль 150 вечора 575 КМ 610 КМ

    Збільшення температури плавлення та кипіння зі збільшенням атомного/молекулярного розміру може бути раціоналізовано, враховуючи, як на силу сил дисперсії впливає електронна структура атомів або молекул речовини. У більшому атомі валентні електрони знаходяться, в середньому, далі від ядер, ніж в меншому атомі. Таким чином, вони менш міцно утримуються і можуть легше утворювати тимчасові диполі, які виробляють тяжіння. Міра того, наскільки легко або важко інший електростатичний заряд (наприклад, сусідній іон або полярна молекула) спотворює розподіл заряду молекули (її електронна хмара), відома як поляризуваність. Молекула, яка має хмару заряду, яка легко спотворюється, вважається дуже поляризованою і матиме великі сили дисперсії; одна з хмарою заряду, яку важко спотворювати, не дуже поляризується і матиме малі сили дисперсії.

    Приклад\(\PageIndex{1}\): London Forces and Their Effects

    Замовте наступні сполуки елемента 14 групи та водню від найнижчої до найвищої температури кипіння: CH 4, SiH 4, GeH 4 та SnH 4. Поясніть свої міркування.

    Рішення

    Застосовуючи навички, набуті в розділі про хімічне зв'язування та молекулярну геометрію, всі ці сполуки прогнозуються як неполярні, тому вони можуть відчувати лише сили дисперсії: чим менше молекула, тим менше поляризуються і слабкіші сили дисперсії; чим більше молекула, тим більше сили розсіювання. Молярні маси СН 4, SiH 4, GeH 4 і SnH 4 складають приблизно 16 г/моль, 32 г/моль, 77 г/моль і 123 г/моль відповідно. Тому очікується, що CH 4 матиме найнижчу температуру кипіння, а SnH 4 - найвищу температуру кипіння. Очікується, що замовлення від найнижчої до найвищої температури кипіння буде

    СН 4 < SiH 4 < ГеГ 4 < SnH 4

    Графік фактичних температур кипіння цих сполук у порівнянні з періодом групи 14 елементів показує, що це прогноз є правильним:

     

    Лінійний графік під назвою «Сімейство вуглецю» показано, де вісь y позначена як «Температура, (знак ступеня C)» і має значення «негативний 200" до «негативний 40" знизу вгору з кроком 20. Вісь x має позначення «Період» і має значення від «0» до «5» з кроком 1. Перша точка на графіку позначена «C H indexpt 4» і знаходиться в точці «2, негативний 160». Друга точка на графіку позначена «S i H indexpt 4» і знаходиться в точці «3, негативний 120», тоді як третя точка на графіку позначена «G e H indexpt 4» і знаходиться в точці «4, негативний 100». Четверта точка на графіку позначена «S n H indexpt 4» і знаходиться в точці «5, негативний 60».
    Вправа\(\PageIndex{1}\)

    Замовте наступні вуглеводні від найнижчої до найвищої температури кипіння: C 2 H 6, C 3 H 8, і C 4 H 10.

    Відповідь

    Всі ці сполуки неполярні і мають лише лондонські сили дисперсії: чим більше молекула, тим більші сили дисперсії і тим вище температура кипіння. Тому замовлення від найнижчої до найвищої температури кипіння

    С 2 Н 6 < С 3 Н 8 < С 4 Н 10.

    Форми молекул також впливають на величини сил дисперсії між ними. Наприклад, температури кипіння ізомерів n -пентану, ізопентану та неопентану (показані на малюнку\(\PageIndex{6}\)) складають 36° C, 27° C та 9.5° C відповідно. Незважаючи на те, що ці сполуки складаються з молекул з тією ж хімічною формулою, C 5 H 12, різниця в температурах кипіння говорить про те, що сили дисперсії в рідкій фазі різні, будучи найбільшими для n -пентану і найменше для неопентану. Подовжена форма n -пентану забезпечує більшу площу поверхні, доступну для контакту між молекулами, що призводить відповідно до більш сильних сил дисперсії. Більш компактна форма ізопентану пропонує меншу площу поверхні, доступну для міжмолекулярного контакту, і, отже, слабші сили дисперсії. Молекули неопентану є найбільш компактними з трьох, пропонуючи найменшу доступну площу поверхні для міжмолекулярного контакту і, отже, найслабші сили дисперсії. Така поведінка аналогічно з'єднанню, які можуть утворюватися між смугами застібок марки VELCRO: чим більше площа контакту смуги, тим міцніше з'єднання.

    Малюнок\(\PageIndex{6}\): Сила сил дисперсії збільшується з площею контакту між молекулами, про що свідчать точки кипіння цих пентанових ізомерів.
    Показано три зображення молекул. Перший показує скупчення великих сірих сфер, кожна з яких з'єднана між собою, і до декількох менших, білих сфер. Існує сіра, зубчаста лінія, а потім показано дзеркальне відображення першого скупчення сфер. Над цими двома скупченнями знаходиться мітка «Мала площа контакту, найслабше тяжіння», а нижче - етикетка «температура кипіння неопентану: 9,5 градусів С». Другий показує ланцюжок з трьох сірих сфер, з'єднаних середньою сферою з четвертою сірою сферою. Кожна сіра сфера пов'язана з декількома меншими, білими сферами. Є зубчаста сіра лінія і потім з'являється дзеркальне відображення першого ланцюжка. Над цими двома ланцюгами знаходиться етикетка «Менша площа поверхні, менше тяжіння», а нижче - етикетка «температура кипіння ізопентану: 27 градусів С». Третє зображення показує ланцюжок з п'яти сірих сфер, з'єднаних між собою, і до декількох менших, білих сфер. Є зубчаста сіра лінія і потім з'являється дзеркальне відображення першого ланцюжка. Над цими ланцюгами розміщена етикетка «Велика площа контакту, сильне тяжіння», а нижче - етикетка «температура кипіння н-пентану 36 градусів С»
    Застосування: Гекони та міжмолекулярні сили

    Гекони мають дивовижну здатність прилипати до більшості поверхонь. Вони можуть швидко розбігатися по гладких стінам і поперек стель, які не мають ніжок, і вони роблять це, не маючи присосок або липкої речовини на пальцях ніг. І хоча гекон може легко піднімати ноги, коли він ходить по поверхні, якщо ви намагаєтеся підняти його, він прилипає до поверхні. Як гекони (а також павуки і деякі інші комахи) здатні це зробити? Хоча це явище досліджувалося протягом сотень років, вчені лише нещодавно розкрили деталі процесу, який дозволяє ногам геконосів вести себе таким чином.

    Малюнок\(\PageIndex{7}\): Пальці ніг Гекоса містять велику кількість крихітних волосків (щетинок), які розгалужуються на безліч трикутних кінчиків (шпателей). Гекони прилипають до поверхонь через ван дер Ваальса пам'ятки між поверхнею і мільйони шпателей гекона. Змінюючи спосіб контакту шпателей з поверхнею, гекони можуть «ввімкнути» і «вимкнути» їх липкість. (Фото кредиту: модифікація роботи «JC*+A!» /Flickr)
    Показані три цифри. Перший - фото нижньої частини лапки гекона. Другий - більша версія, яка показує щетинки. Третій - більший варіант щетинок і показує шпателі.

    Пальці ніг Геккоса покриті сотнями тисяч крихітних волосків, відомих як щетинки, причому кожен набір, в свою чергу, розгалужується на сотні крихітних, плоских, трикутних кінчиків, званих шпателями. Величезна кількість шпателей на його щетинках забезпечують гекон, показаний на малюнку\(\PageIndex{7}\), з великою загальною площею поверхні для прилипання до поверхні. У 2000 році Келлар Осінь, який очолює багатоінституційну дослідницьку групу геконів, виявив, що гекони однаково добре дотримувалися як полярного діоксиду кремнію, так і неполярного арсеніду галію. Це довело, що гекони прилипають до поверхонь через сили дисперсії — слабкі міжмолекулярні атракціони, що виникають внаслідок тимчасових синхронізованих розподілів зарядів між сусідніми молекулами. Хоча сили розсіювання дуже слабкі, загальна привабливість понад мільйони шпателей досить велика, щоб підтримувати багато разів вагу гекон.

    У 2014 році двоє вчених розробили модель, щоб пояснити, як гекони можуть швидко переходити від «липкого» до «нелипкого». Алекс Гріні та Конгконг Ху з Університету штату Орегон описали, як гекони можуть досягти цього, змінюючи кут між шпателями та поверхнею. Ноги Геккоса, які зазвичай не липкі, стають липкими, коли застосовується невелика сила зсуву. Завиваючи і розкручуючи пальці ніг, гекони можуть чергувати прилипання і відклеювання від поверхні, і, таким чином, легко переміщатися по ній. Подальші дослідження можуть врешті-решт призвести до розробки кращих клеїв та інших застосувань.

    Перегляньте це відео, щоб дізнатися більше про дослідження Келлара Осінь, яке визначило, що сили ван дер Ваальса відповідають за здатність гекон чіплятися і підніматися.

    Диполь-дипольні пам'ятки

    Нагадаємо з глави про хімічний зв'язок і молекулярної геометрії, що полярні молекули мають частковий позитивний заряд з одного боку і частковий негативний заряд з іншого боку молекули - поділ заряду, який називається диполем. Розглянемо полярну молекулу, таку як хлористий водень, HCl. У молекулі HCl більш електронегативний атом Cl несе частковий негативний заряд, тоді як менш електронегативний атом Н несе частковий позитивний заряд. Приваблива сила між молекулами HCl виникає внаслідок тяжіння між позитивним кінцем однієї молекули HCl та негативним кінцем іншої. Ця сила привабливості називається дипольно-дипольним притяганням - електростатичною силою між частково позитивним кінцем однієї полярної молекули та частково негативним кінцем іншої, як показано на малюнку\(\PageIndex{8}\).

    Рисунок\(\PageIndex{8}\): На цьому зображенні показано два розташування полярних молекул, таких як HCl, які дозволяють притягання між частковим негативним кінцем однієї молекули та частковим позитивним кінцем іншої.
    Дві пари молекул показані там, де кожна молекула має одну більшу синю сторону з позначкою «знак дельти, негативний знак» та меншу червону сторону, позначену «знак дельти, позитивний знак». У першій парі червоні сторони двох молекул обидві звернені вліво, а синя сторона праворуч. Між ними лежить горизонтальна пунктирна лінія. У другій парі молекули звернені вгору і вниз, з червоним і синім кінцями вирівнюються. Горизонтальна пунктирна лінія лежить між червоним і синім кінцями, зверненими вгору, а інший лежить між червоним і синім кінцями, зверненими вниз.

    Ефект дипольно-дипольного тяжіння очевидний, коли ми порівнюємо властивості молекул HCl з неполярними молекулами F 2. І HCl, і F 2 складаються з однакової кількості атомів і мають приблизно однакову молекулярну масу. При температурі 150 К молекули обох речовин мали б однакове середнє KE. Однак дипольно-дипольних атракціонів між молекулами HCl достатньо, щоб змусити їх «склеюватися», утворюючи рідину, тоді як відносно слабкі сили дисперсії між неполярними молекулами F 2 не є, і тому ця речовина газоподібна при цій температурі. Вища нормальна температура кипіння HCl (188 K) порівняно з F 2 (85 K) є відображенням більшої сили дипольно-дипольних атракціонів між молекулами HCl, порівняно з атракціонами між неполярними молекулами F 2. Ми часто будемо використовувати такі значення, як кипіння або точки замерзання, або ентальпії випаровування або плавлення, як показники відносної сили IMF тяжіння, присутніх всередині різних речовин.

    Приклад\(\PageIndex{2}\): Dipole-Dipole Forces and Their Effects

    Передбачте, яка буде мати більш високу температуру кипіння: N 2 або CO. Поясніть свої міркування.

    Рішення

    CO і N 2 є двоатомними молекулами з масою близько 28 ам, тому вони відчувають подібні лондонські сили дисперсії. Оскільки СО є полярною молекулою, вона відчуває дипольно-дипольні атракціони. Оскільки N 2 неполярний, його молекули не можуть демонструвати дипольно-дипольні атракціони. Дипольно-дипольні атракціони між молекулами СО порівняно сильніші, ніж сили дисперсії між неполярними молекулами N 2, тому CO, як очікується, матиме вищу температуру кипіння.

    Поширеним методом приготування кисню є розкладання.

    Вправа\(\PageIndex{2}\)

    Передбачте, яка буде мати більш високу температуру кипіння:\(\ce{ICl}\) або\(\ce{Br2}\). Поясніть свої міркування.

    Відповідь

    iCl. iCl і Br 2 мають подібні маси (~ 160 аму) і тому відчувають подібні лондонські сили розсіювання. iCl є полярним і, таким чином, також демонструє дипольно-дипольні атракціони; Br 2 неполярний і не має. Відносно сильніші дипольно-дипольні атракціони вимагають більше енергії для подолання, тому iCl матиме вищу температуру кипіння.

     

    водневе склеювання

    Нітрозилфторид (ОНФ, молекулярна маса 49 аму) являє собою газ кімнатної температури. Вода (H 2 O, молекулярна маса 18 аму) являє собою рідину, навіть незважаючи на те, що вона має більш низьку молекулярну масу. Ми явно не можемо віднести цю різницю між двома сполуками до сил дисперсії. Обидві молекули мають приблизно однакову форму, а ОНФ - важча і більша молекула. Тому очікується, що він відчує більш значні сили розсіювання. Крім того, ми не можемо віднести цю різницю в точках кипіння до відмінностей у дипольних моментах молекул. Обидві молекули полярні і демонструють порівнянні дипольні моменти. Велика різниця між точками кипіння обумовлена особливо сильним дипольно-дипольним атракціоном, яке може виникнути, коли молекула містить атом водню, пов'язаний з атомом фтору, кисню або азоту (трьома найбільш електронегативними елементами). Дуже велика різниця в електронегативності між атомом H (2.1) і атомом, з яким він пов'язаний (4,0 для атома F, 3,5 для атома O або 3,0 для атома N), поєднана з дуже малим розміром атома H і відносно малими розмірами атомів F, O або N, призводить до висококонцентрованої часткової заряди з цими атомами. Молекули з фрагментами F-H, O-H або N-H дуже сильно приваблюють подібні фрагменти в сусідніх молекулах, особливо сильний тип дипольно-дипольного тяжіння, який називається водневим зв'язком. Приклади водневих зв'язків включають HF HF, H 2 OHOH і H 3 NHNH 2, в яких водневі зв'язки позначаються точками. Малюнок\(\PageIndex{9}\) ілюструє водневий зв'язок між молекулами води.

    Малюнок\(\PageIndex{9}\): Молекули води беруть участь у множинних взаємодіях водню з сусідніми молекулами води.
    П'ять молекул води показані поруч одна з одною, але не торкаючись. Пунктирна лінія лежить між багатьма атомами водню на одній молекулі та атомом кисню на іншій молекулі.

    Незважаючи на використання слова «зв'язок», майте на увазі, що водневі зв'язки - це міжмолекулярні сили привабливості, а не внутрішньомолекулярні сили притягання (ковалентні зв'язки). Водневі зв'язки набагато слабкіші, ніж ковалентні зв'язки, лише приблизно від 5 до 10% міцні, але, як правило, набагато сильніші, ніж інші дипольно-дипольні атракціони та сили дисперсії.

    Водневі зв'язки надають виражений вплив на властивості конденсованих фаз (рідин і твердих речовин). Наприклад, розглянемо тенденції в точках кипіння для бінарних гідридів групи 15 (NH 3, PH 3, AsH 3 та SbH 3), гідридів групи 16 (H 2 O, H 2 S, H 2 Se та H 2 Te) та гідридів групи 17 (HF, HCl, HBr та ПРИВІТ). Точки кипіння найважчих трьох гідридів для кожної групи побудовані на малюнку\(\PageIndex{10}\). У міру просування будь-якої з цих груп полярності молекул дещо зменшуються, тоді як розміри молекул значно збільшуються. Ефект все більш сильних сил дисперсії домінує над тим, що все більш слабкі диполь-дипольні атракціони, і температура кипіння спостерігається неухильно зростати. Для гідридів групи 15, 16 і 17 температури кипіння для кожного класу сполук збільшуються зі збільшенням молекулярної маси для елементів в періоди 3, 4 і 5.

    Рисунок\(\PageIndex{10}\): Порівняно з періодами 3−5, бінарні гідриди елементів періоду 2 у групах 17, 16 та 15 (F, O та N відповідно) виявляють аномально високі температури кипіння внаслідок водневого зв'язку.
    Відображається лінійний графік, де вісь y позначена «Точка кипіння (, знак ступеня, С)» і має значення «від'ємний 150» до «150» знизу вгору з кроком 50. Вісь x має позначення «Період» і має значення від «0» до «5» з кроком 1. Три рядки показані на графіку і позначені в легенді. Червона лінія позначена як «сімейство галогенів», синя - «сімейство кисню», а зелена - «сімейство азоту». Перша точка на червоній лінії позначена «знак питання» і знаходиться в точці «2, негативна 120». Друга точка на лінії позначена «H C l» і знаходиться в точці «3, від'ємний 80», тоді як третя точка на лінії позначена «H B r» і знаходиться в точці «4, негативна 60». Четверта точка на лінії позначена «H I» і знаходиться в точці «5, негативна 40». Перша точка на зеленій лінії позначена «знак питання» і знаходиться в точці «2, негативна 125». Друга точка на лінії позначена «P H, indexpt 3» і знаходиться в точці «3, негативний 80», тоді як третя точка на лінії позначена «A s H, indexpt 3» і знаходиться в точці «4, негативний 55». Четверта точка на лінії позначена «S b H, indexpt 3» і знаходиться в точці «5, негативна 10». Перша точка на синій лінії позначена «знак питання» і знаходиться в точці «2, негативний 80». Друга точка на лінії позначена «H, індекс 2, S» і знаходиться в точці «3, негативна 55», тоді як третя точка на лінії позначена «H, indexpt 2, S e» і знаходиться в точці «4, негативний 45». Четверта точка на лінії позначена «Н, індекс 2, Т е» і знаходиться в точці «5, негативний 3».

    Якщо ми використаємо цю тенденцію для прогнозування температури кипіння для найлегшого гідриду для кожної групи, ми очікуємо, що NH 3 закипить приблизно при −120° C, H 2 O - при температурі близько −80° C, а HF - при температурі −110° C Однак, коли ми вимірюємо точки кипіння цих сполук, ми виявляємо, що вони різко вище, ніж передбачали б тенденції, як показано на малюнку\(\PageIndex{10}\). Суворий контраст між нашими наївними прогнозами та реальністю дає переконливі докази міцності водневого зв'язку.

    Приклад\(\PageIndex{3}\): Effect of Hydrogen Bonding on Boiling Points

    Розглянемо сполуки диметилеефіру (СН 3 ОСН 3), етанолу (СН 3 СН 2 ОН) і пропану (СН 3 СН 2 СН 3). Їх температури кипіння, не обов'язково в порядку, складають −42,1° C, −24,8° C і 78,4° C. Поясніть свої міркування.

    Рішення

    Прогнозовані Всепр-форми СН 3 ОСН 3, СН 3 СН 2 ОН і СН 3 СН 2 СН 3 схожі, як і їх молярні маси (46 г/моль, 46 г/моль і 44 г/моль відповідно), тому вони будуть проявляти подібні сили дисперсії. Оскільки СН 3 СН 2 СН 3 є неполярним, він може проявляти лише сили розсіювання. Оскільки CH 3 OCH 3 є полярним, він також відчує дипольно-дипольні атракціони. Нарешті, CH 3 CH 2 OH має групу −OH, і тому він відчує унікальне сильне дипольно-дипольне притягання, відоме як водневе з'єднання. Отже, впорядкування з точки зору міцності ІМФ і, отже, температури кипіння, становить СН 3 СН 2 СН 3 < СН 3 ОЧ 3 < СН 3 СН 2 ОН. Температура кипіння пропану становить -42,1° C, температура кипіння диметилеефіру - −24,8° C, а температура кипіння етанолу - 78,5° C.

    Вправа\(\PageIndex{3}\)

    Етан (CH 3 CH 3) має температуру плавлення −183 °C і температуру кипіння −89 °С, прогнозують температуру плавлення та кипіння метиламіну (CH 3 NH 2). Поясніть свої міркування.

    Відповідь

    Прогнозується, що температура плавлення та температура кипіння метиламіну будуть значно більшими, ніж температура плавлення етану. CH 3 CH 3 і CH 3 NH 2 схожі за розміром і масою, але метиламін має групу −NH і тому може проявляти водневий зв'язок. Це значно збільшує його IMF, а отже, і температури плавлення і кипіння. Важко передбачити значення, але відомі значення - температура плавлення −93° C і температура кипіння −6° C.

    Водневий зв'язок і ДНК

    Дезоксирибонуклеїнова кислота (ДНК) міститься в кожному живому організмі і містить генетичну інформацію, яка визначає особливості організму, забезпечує план виготовлення білків, необхідних для життя, і служить шаблоном для передачі цієї інформації потомству організму. Молекула ДНК складається з двох (анти-) паралельних ланцюгів повторюваних нуклеотидів, які утворюють її добре відому подвійну спіральну структуру, як показано на малюнку\(\PageIndex{10}\).

    Малюнок\(\PageIndex{11}\): Дві окремі молекули ДНК утворюють дволанцюгову спіраль, в якій молекули утримуються разом за допомогою водневого зв'язку. (кредит: модифікація роботи Джерома Уокера, Денніса Мітса)
    Показані два зображення. Перший лежить на лівій стороні сторінки і показує гвинтову конструкцію, подібну до крученої сходи, де ступені сходів, позначені «Базова пара», є червоними, жовтими, зеленими і синіми парними смугами. Червоні та жовті смуги, які завжди парні разом, позначені в легенді, яка називається «Азотисті основи» як «аденін» та «тимін» відповідно. Синій і зелений смуги, які завжди парні разом, позначені в легенді як «гуанін» і «цитозин» відповідно. У верхній частині гвинтової структури ліва бічна рейка, або «Цукор, тире, фосфатна магістраль» позначена як «3, простий», а права позначена як «5, простий». Ці мітки перевернуті в нижній частині спіралі. Праворуч від сторінки розташована велика структура Льюїса. У верхньому лівому куті цієї структури з позначкою «5, prime» зображений атом фосфору, єдиний пов'язаний з трьома атомами кисню, один з яких має надскриптований негативний заряд, і подвійно пов'язаний з четвертим атомом кисню. Один з одиночних зв'язаних атомів кисню є одинарним зв'язаним з лівим кутом п'ятичленного кільця з атомом кисню у верхній точці і який є єдиним зв'язаним з атомом кисню в нижній лівій частині. Цей атом кисню є одиночним зв'язаним з атомом фосфору, який є одинарним зв'язаним з двома іншими атомами водню і подвійним зв'язаним з четвертим атомом кисню. Нижній лівий від цих атомів кисню є одинарним зв'язаним з іншим атомом кисню, який є єдиним зв'язаним з п'ятичленним кільцем з киснем у верхньому місці зв'язку. Нижня ліва частина цього кільця має гідроксильну групу, прикріплену до нього, тоді як верхній правий вуглець є одинарним зв'язаним з атомом азоту, який є частиною п'ятичленного кільця, пов'язаного з шестичленним кільцем. Обидва ці кільця мають точки ненасичення і атоми азоту, пов'язані з їх структурами. На правій стороні шестичленного кільця розташовані дві одинарні амінні групи і подвійний зв'язаний кисень. Три окремі пунктирні лінії простягаються від цих ділянок до відповідних ділянок на другому шестичленному кільці. Це кільце має точки ненасичення та атом азоту в правому нижньому положенні зв'язку, який є одинарним, пов'язаним з п'ятичленним кільцем у правій частині зображення. Це кільце є одинарним зв'язаним з вуглецем, який є єдиним зв'язаним з киснем, який є єдиним зв'язаним з фосфором. Фосфор поодиноко пов'язаний з двома іншими атомами кисню і подвійно пов'язаний з четвертим атомом кисню. Ця група має маркування «5, простий». П'ятичленне кільце також пов'язане з верхньою стороною з киснем, який пов'язаний з фосфором сингл, пов'язаний з двома іншими атомами кисню і подвійно пов'язаний з четвертим атомом кисню. Верхній лівий кисень цієї групи є одинарним зв'язаним з вуглецем, який є одинарним зв'язаним з п'ятичленним кільцем з киснем в нижньому положенні зв'язку. Це кільце має гідроксильну групу на верхній правій стороні, яка позначена «3, просте» і пов'язане з лівого боку з азотом, який є членом п'ятичленного кільця. Це кільце пов'язане з шестичленним кільцем і обидва мають точки ненасиченості. Це кільце має азот з лівого боку, а також амінну групу, які мають дві пунктирні лінії, що ведуть від них до киснево-амінної групи на шестичленному кільці. Ці пунктирні лінії мають маркування «Водневі зв'язки». Шестичленне кільце також має подвійний пов'язаний кисень на нижній стороні і атом азоту на лівій стороні, який є одинарним зв'язаним з п'ятичленним кільцем. Це кільце з'єднується з двома фосфатними групами, згаданими на початку цього, утворюючи велике коло. Назва «гуанін» написано нижче лівої нижньої частини цього зображення, тоді як назва «цитозин» написано внизу праворуч. Назва «тимін» написано над правою стороною зображення, а вгорі праворуч написано «аденін». Під зображеннями вказані три розділи, де зліва позначено «Цукор, тире, фосфатна магістраль», посередині позначено «Основи», а праворуч позначено «Цукор, тире, фосфатна магістраль».

    Кожен нуклеотид містить (дезоксирибозу) цукор, пов'язаний з фосфатною групою з одного боку, і один з чотирьох азотистих підстав з іншого. Дві основи, цитозин (С) і тимін (Т), є однокільцевими структурами, відомими як піримідини. Інші два, аденін (А) і гуанін (G), є двокільцевими структурами, які називаються пуринами. Ці основи утворюють комплементарні пари основ, що складаються з одного пурину і одного піримідину, з аденіном спаровування з тиміном, і цитозин з гуаніном. Кожна базова пара скріплюється водневим зв'язком. А і Т поділяють дві водневі зв'язки, C і G поділяють три, і обидві пари мають аналогічну форму і структуру (рис.\(\PageIndex{12}\)

    Малюнок\(\PageIndex{12}\): Геометрія молекул основи призводить до максимального водневого зв'язку між аденіном та тиміном (АТ) та між гуаніном та цитозином (ГК), так званими «комплементарними парами основи».
    Показана велика структура Льюїса. У верхньому лівому куті цієї структури з позначкою «5, prime» зображений атом фосфору, єдиний пов'язаний з трьома атомами кисню, один з яких має надскриптований негативний заряд, і подвійно пов'язаний з четвертим атомом кисню. Один з одиночних зв'язаних атомів кисню є одинарним зв'язаним з лівим кутом п'ятичленного кільця з атомом кисню у верхній точці і який є єдиним зв'язаним з атомом кисню в нижній лівій частині. Цей атом кисню є одиночним зв'язаним з атомом фосфору, який є одинарним зв'язаним з двома іншими атомами водню і подвійним зв'язаним з четвертим атомом кисню. Нижній лівий від цих атомів кисню є одинарним зв'язаним з іншим атомом кисню, який є єдиним зв'язаним з п'ятичленним кільцем з киснем у верхньому місці зв'язку. Нижня ліва частина цього кільця має гідроксильну групу, прикріплену до нього, тоді як верхній правий вуглець є одинарним зв'язаним з атомом азоту, який є частиною п'ятичленного кільця, пов'язаного з шестичленним кільцем. Обидва ці кільця мають точки ненасичення і атоми азоту, пов'язані з їх структурами. На правій стороні шестичленного кільця розташовані дві одинарні амінні групи і подвійний зв'язаний кисень. Три окремі пунктирні лінії простягаються від цих ділянок до відповідних ділянок на другому шестичленному кільці. Це кільце має точки ненасичення та атом азоту в правому нижньому положенні зв'язку, який є одинарним, пов'язаним з п'ятичленним кільцем у правій частині зображення. Це кільце є одинарним зв'язаним з вуглецем, який є єдиним зв'язаним з киснем, який є єдиним зв'язаним з фосфором. Фосфор поодиноко пов'язаний з двома іншими атомами кисню і подвійно пов'язаний з четвертим атомом кисню. Ця група має маркування «5, простий». П'ятичленне кільце також пов'язане з верхньою стороною з киснем, який пов'язаний з фосфором сингл, пов'язаний з двома іншими атомами кисню і подвійно пов'язаний з четвертим атомом кисню. Верхній лівий кисень цієї групи є одинарним зв'язаним з вуглецем, який є одинарним зв'язаним з п'ятичленним кільцем з киснем в нижньому положенні зв'язку. Це кільце має гідроксильну групу на верхній правій стороні, яка позначена «3, просте» і пов'язане з лівого боку з азотом, який є членом п'ятичленного кільця. Це кільце пов'язане з шестичленним кільцем і обидва мають точки ненасиченості. Це кільце має азот з лівого боку, а також амінну групу, які мають дві пунктирні лінії, що ведуть від них до киснево-амінної групи на шестичленному кільці. Ці пунктирні лінії мають маркування «Водневі зв'язки». Шестичленне кільце також має подвійний пов'язаний кисень на нижній стороні і атом азоту на лівій стороні, який є одинарним зв'язаним з п'ятичленним кільцем. Це кільце з'єднується з двома фосфатними групами, згаданими на початку цього, утворюючи велике коло. Назва «гуанін» написано нижче лівої нижньої частини цього зображення, тоді як назва «цитозин» написано внизу праворуч. Назва «тимін» написано над правою стороною зображення, а вгорі праворуч написано «аденін». Під зображеннями вказані три розділи, де зліва позначено «Цукор, тире, фосфатна магістраль», посередині позначено «Основи», а праворуч позначено «Цукор, тире, фосфатна магістраль».

    Сукупний ефект мільйонів водневих зв'язків ефективно утримує дві нитки ДНК разом. Важливо, що дві нитки ДНК можуть відносно легко «розпакувати» вниз по середині, оскільки водневі зв'язки відносно слабкі порівняно з ковалентними зв'язками, які утримують атоми окремих молекул ДНК разом. Це дозволяє обом пасмам функціонувати як шаблон для реплікації.

    Резюме

    Фізичні властивості конденсованого середовища (рідин і твердих речовин) можна пояснити з точки зору кінетичної молекулярної теорії. У рідині міжмолекулярні сили притягання утримують молекули в контакті, хоча вони все ще мають достатню кінетичну енергію, щоб рухатися повз один одного. Міжмолекулярні сили притягання, в сукупності іменовані силами ван дер Ваальса, відповідають за поведінку рідин і твердих тіл і мають електростатичну природу. Диполь-дипольні атракціони є результатом електростатичного тяжіння часткового негативного кінця однієї диполярної молекули для часткового позитивного кінця іншої. Тимчасовий диполь, що виникає в результаті руху електронів в атомі, може викликати диполь у сусідньому атомі і породжувати лондонську силу дисперсії. Лондонські сили збільшуються зі збільшенням молекулярних розмірів. Водневі зв'язки - це особливий тип дипольно-дипольного тяжіння, який виникає, коли водень пов'язаний з одним з трьох найбільш електронегативних елементів: F, O або N.

    Глосарій

    диполь-дипольний атракціон
    міжмолекулярне тяжіння між двома постійними диполями
    сила дисперсії
    (також, Лондонська сила дисперсії) тяжіння між двома швидко коливаються тимчасовими диполями; значне лише тоді, коли частинки знаходяться дуже близько один до одного
    водневий зв'язок
    виникає, коли притягуються виключно сильні диполі; зв'язок, який існує, коли водень пов'язаний з одним з трьох найбільш електронегативних елементів: F, O або N
    індукований диполь
    тимчасовий диполь, що утворюється, коли електрони атома або молекули спотворюються миттєвим диполем сусіднього атома або молекули
    миттєвий диполь
    тимчасовий диполь, який виникає на короткий момент часу, коли електрони атома або молекули розподіляються асиметрично
    міжмолекулярна сила
    нековалентна сила притягання між атомами, молекулами та/або іонами
    поляризуваність
    міра здатності заряду спотворювати розподіл заряду молекули (електронна хмара)
    ван дер Ваальса сили
    приваблива або відштовхуюча сила між молекулами, включаючи диполь-диполь, диполь-індукований диполь та лондонські сили дисперсії; не включає сили, обумовлені ковалентним або іонним зв'язком, або тяжіння між іонами та молекулами