1.16. Межмолекулярные силы
Какие же силы удерживают нейтральные молекулы друг около друга? Эти силы, так же как и межионные хилы, по своей природе являются, по-видимому, электростатическими: происходит притяжение положительного и отрицательного зарядов. Существует два типа межмолекулярных сил: диполь-дипольное взаимодействие и вандерваальсовы силы.
Диполь-дипольное взаимодействие представляет собой притяжение положительного конца одной полярной молекулы отрицательным концом другой. Например, в хлористом водороде относительно положительный водород одной молекулы притягивается относительно отрицательным хлором другой
В результате диполь-дипольного взаимодействия полярные молекулы притягиваются друг к другу сильнее, чем неполярные молекулы, имеющие примерно такой же молекулярный вес; это различие межмолекулярных сил находит отражение в физических свойствах рассматриваемых соединений (в разд. 15.5 обсуждается наиболее сильное диполь-дипольное взаимодействие — водородная связь).
В неполярном соединении также должны существовать межмолекулярные силы, поскольку даже такие соединения могут быть твердыми. Такие силы называются вандерваальсовыми силами. Существование таких сил
объясняется при помощи квантовомеханических расчетов. Грубо их можно представить следующим образом. Среднее распределение заряда, например, в молекуле метана симметрично, так что в результате суммарный дипольный момент равен нулю. Однако электроны движутся, и в какой-то момент времени их распределение изменяется и возникает небольшой диполь. Этот кратковременный диполь будет влиять на распределение электронов в соседней молекуле метана. Отрицательный конец диполя стремится оттолкнуть электроны, а положительный — притянуть; таким образом, диполь индуцирует противоположно ориентированный диполь в соседней молекуле.
Несмотря на то что эти моментальные и наведенные диполи постоянно меняются, между молекулами все же возникает притяжение. Эти вандер-ваальсовы силы действуют на очень небольшом расстоянии и только между соприкасающимися молекулами, т. е. между поверхностями молекул. Зависимость между вандерваальсовыми силами и величиной поверхности молекул (разд. 4.14) помогает понять влияние размера и формы молекулы на физические свойства.
По отношению к другим атомам, с которыми он не связан (в другой молекуле или в другой части той же молекулы), каждый атом имеет эффективный «размер», называемый его вандерваальсовым радиусом. По мере сближения двух несвязанных атомов притяжение между ними постепенно возрастает и достигает максимума, когда они почти «касаются» друг друга, т. е. расстояние между ядрами равно сумме ваидерваальсовых радиусов. Далее, если атомы сблизить больше, то очень быстро вандерваальсово притяжение сменяется вандерваальсовым отталкиванием. Таким образом, несвязанные атомы стремятся сблизиться до расстояния, равного сумме их ваидерваальсовых радиусов, но сильно сопротивляются дальнейшему сжатию.
Вандерваальсовы силы притяжения и отталкивания имеют значение для понимания строения молекул.
