Силы межмолекулярного взаимодействия

Сильнее всего каждый атом притягивается к тем атомам, с ко­торыми он связан в молекуле, между самими молекулами также действуют слабые, но вполне заметные силы притяжения. Поэтому молекулы оказываются как бы слегка «клейкими».

Силы, вызываемые электростатическим взаимодействием между частицами вещества, называются вандерваальсовыми (по имени датского физика Ян-Дидерик Ван-дер-Ваальса 1837-1923). Они ответственны за существование трех состояний вещества осуществляющихся при различных температурах: кристаллического, жидкого и газообразного. Температура является мерой тепловой энергии или энергии движения, которой обладает совокупность молекул. При низких температурах молекулы имеют малую энергию движения, и вандерваальсовы силы притяжения удерживают молекулы вместе в упо­рядоченной плотноупакованной кристаллической структуре или решетке (рис. 1.3, в). Эта ситуация соответствует твердому кристаллическому со­стоянию.

Если к кристаллу подводится энергия, его температура повы­шается и молекулы все сильнее колеблются относительно своих равновесных положений в кристаллической решетке. При подведении достаточной энергии упорядоченная структура молекулярного кристалла разрушается и молекулы получают возможность свободно скользить одна вдоль другой, хотя они по-прежнему соприкасаются друг с другом (рис. 1.3, б). Эта ситуация соответствует жидкому состоянию, а температура перехода между кристаллическим и жидким состоянием на­зывается температурой плавления (t_пл).

Жидкость по-прежнему удерживает­ся вандерваальсовыми силами притяжения, хотя молекулы имеют слиш­ком большую энергию движения, чтобы оставаться в фиксированных положениях. Если к жидкости подводится дополнительная энергия, моле­кулы начинают двигаться достаточно быстро и способны преодолевать вандерваальсовы силы притяжения, полностью отделяясь одна от другой и двигаясь в пространстве по независимым молекулярным траекториям (рис. 1.3, а). Эта ситуация отвечает газовой фазе, а температура перехода между жидкостью и газом называется температурой кипения (t_кип).

В табл. 1.3 сопоставлены температуры плавления и кипения неко­торых веществ, состоящих из молекул. Как правило, молекулам с большей молекулярной массой соответствуют более высокие температуры плавления и кипе­ния, поскольку они имеют большую поверхность, что приво­дит к большим вандерваальсовым силам притяжения. Так, при p = 101325 Па водород кипит при -252,5 °С, метан — -164,0 °С, а октан следует на­греть до +125,7 °С, чтобы его молекулы отделились одна от другой и перешли в газовую фазу.

Рис. 1.3. Три фазовых состояния ве­щества.

а — в газовой фазе индивидуальные молекулы свободно перемещаются в пространстве, сталкиваются друг с другом и разлетаются в разные стороны. Газ всегда принимает форму то­го сосуда, в котором он находится, и легко расширяется или сжимается; б — молекулы жидкости соприкасаются друг с другом, но свободно скользят между другими молекулами. Жид­кость также принимает форму сосуда, куда ее помещают, но она обладает довольно постоянным объемом; в кристалле молекулы упакованы закономерным образом, из-за чего твердые вещества имеют постоянный объем и определенную фор­му. Для разрушения или деформации кристалла необходимо выполнить не­которую работу.

Табл. 1.3. Температуры плавления и кипения некоторых веществ молекулярного строения

Вещество	Молекулярная формула	tпл., °С	tкип., °С
Газы
Водород	H2	-259,1	-252,5
Кислород	O2	-218,4	-183,0
Метан	CH4	-182,5	-164,0
Сероводород	H2S	-85,5	-60,7
Хлор	Cl2	-101,0	-34,6
Аммиак	NH3	-77,7	-33,4
Жидкости
Бром	Br2	-7,2	+58,8
Метанол	CH3OH	-93,9	+65,0
Вода	H2O	0	+100
н-Октан	C8H18	-56,8	+125,7
Кристаллы
Иод	I2	+113,5	+184,4
Сахароза	C12H22O11	+185	разл.

На температуры плавления и кипения сильное влияние оказывают вандерваальсовы силы межмолекулярного взаимодействия связанные с полярностью мо­лекул. Если два атома связаны друг с другом ковалентной связью в результате обобществления пары электронов и неодинаково сильно притягивают к себе эти электроны, то электронная пара смещается в сто­рону того атома, который притягивает ее сильнее. На этом атоме возникает некоторый избыток отрицательного заряда, записываемый символом d^- (а не знаком минус, который означает полный электронный за­ряд), а на соседнем атоме появляется небольшой положительный заряд d⁺. По­скольку способность притягивать электроны кислорода (электроотрицательность) больше, чем у водорода, атом кислорода в молекуле воды или ме­тилового спирта несет на себе небольшой отрицательный заряд, а атомы водорода — небольшие положительные заряды (рис. 1.4). Такие моле­кулы называются полярными, они ведут себя как крошечные электрические диполи. Отрицательный заряд на атоме кислорода притягивает расположенные поблизости положительные за­ряды, а положительно заряженные атомы водорода притягивают другие отрицательные заряды. Так возникает еще один тип сил притяжения меж­ду молекулами, помимо вандерваальсовых сил притяжения. Из-за наличия дополнительных сил взаимодействия между полярными молекулами метанола (метилового спирта) он плавится и кипит при гораздо более вы­соких температурах, чем метан, который имеет сходные с метанолом раз­меры молекул. При комнатной температуре метанол представляет собой жидкость, а метан — газ.

В воде силы притяжения между атомами водорода и кислорода, принадлежащими различным молекулам, столь велики, что получили название водородных связей (H -связь). H-связи играют чрезвы­чайно важную роль в белках и других гигантских молекулах, из которых построены живые организмы. Если бы не полярность молекул воды и на­личие между ними H-связей, вода плавилась бы и кипела при более низких температурах, чем даже сероводород. При комнатной температуре она находилась бы в газообразном состоянии, а не в виде наиболее распространенной на Земле жидкости.

Рис. 1.4. Связи О-Н в молекулах во­ды и метанола (метилового спирта) полярны, потому что атом кислорода сильнее притягивает электронную па­ру и перемещает к себе ее отрица­тельный заряд; при этом на атоме во­дорода возникает частичный положи­тельный заряд. Полярность связей играет очень важную роль во взаимо­действиях между молекулами.