ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Метан- най-простият представител на класа наситени въглеводороди (структурата на молекулата е показана на фиг. 1). Това е безцветен, лек, запалим газ, без мирис и почти неразтворим във вода.

Точката на кипене е -161,5 o C, температурата на втвърдяване е -182,5 o C. Смес от метан с въздух е изключително експлозивна (особено в съотношение 1:10).

ориз. 1. Структурата на молекулата на метана.

Производство на метан

Метанът е доста често срещан в природата. Той е основният компонент на природния газ от газови находища (до 97%) и се намира в значителни количества в съпътстващия петролен газ (емитиран по време на производството на нефт), както и в коксовия газ. Отделя се от дъното на блата, езера и застояли води, където се образува при разлагане на растителни остатъци без достъп на въздух, поради което метанът се нарича още блатен газ. И накрая, метанът постоянно се натрупва във въглищните мини, където се нарича дим.

Синтетичните методи за производство на метан показват връзката между неорганичните вещества и органичните. Можем да разграничим промишлени (1, 2, 3) и лабораторни (4, 5) методи за неговото производство:

C + 2H 2 → CH 4 (kat = Ni, t 0) (1);

CO + 3H 2 → CH 4 + H 2 O (kat = Ni, t = 200 - 300 o C) (2);

CO 2 + 4H 2 → CH 4 + 2H 2 O (kat, t 0) (3);

Al 4 C 3 + 12H 2 O → CH 4 + 4Al(OH) 3 (4);

CH 3 COONa + NaOH → CH 4 + Na 2 CO 3 (5).

Химични свойства на метана

Метанът е нискореактивно органично съединение. Така при нормални условия той не реагира с концентрирани киселини, разтопени и концентрирани алкали, алкални метали, халогени (с изключение на флуор), калиев перманганат и калиев дихромат в кисела среда.

Всички химични трансформации, характерни за метана, се случват с разцепването на C-H връзките:

• халогениране (SR)

CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl ( hν);

• нитриране (SR)

CH 4 + HONO 2 (разреден) → CH 3 -NO 2 + H 2 O (t 0);

• сулфохлориране (SR)

CH 4 + SO 2 + Cl 2 → CH 3 -SO 2 Cl + HCl ( hν);

Има каталитично (като катализатори се използват медни и манганови соли) (1, 2, 3) и пълно (изгаряне) (4) окисление на метан:

2CH 4 + O 2 → 2CH 3 OH (p, t 0) (1);

CH 4 + O 2 → HC(O)H + H 2 O (NO, t 0) (2);

2CH 4 + 3O 2 → 2HCOOH + 2H 2 O (kat = Pt, t 0) (3);

CH 4 + 2O 2 →CO 2 + 2H 2 O + Q (4).

Превръщането на метан с водна пара и въглероден диоксид също може да се класифицира като метод за неговото окисление:

CH 4 + H 2 O → CO + 3H 2 (kat = Ni, t = 800 o C);

CH 4 + CO 2 → 2CO + 2H 2.

Метановият крекинг е най-важният метод за химическа обработка на нефт и неговите фракции с цел получаване на продукти с по-ниско молекулно тегло - смазочни масла, моторни горива и др., както и суровини за химическата и нефтохимическата промишленост:

2CH 4 → HC≡CH + 3H 2 (t = 1500 o C).

Приложение на метан

Метанът формира суровинната основа за най-важните химически промишлени процеси за производство на въглерод и водород, ацетилен, кислородсъдържащи органични съединения - алкохоли, алдехиди, киселини.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Модел на въглероден атом

Валентните електрони на въглероден атом са разположени в една 2s орбитала и две 2p орбитали. 2p орбиталите са разположени под ъгъл 90° една спрямо друга, а 2s орбиталата има сферична симетрия. По този начин разположението на въглеродните атомни орбитали в пространството не обяснява появата на ъгли на връзка от 109,5°, 120° и 180° в органичните съединения.

За да се разреши това противоречие, беше въведено понятието хибридизация на атомни орбитали.За да се разбере природата на трите варианта за подреждане на връзките на въглеродния атом, беше необходимо да се разберат трите типа хибридизация.

Появата на концепцията за хибридизация дължим на Линус Полинг, който направи много за развитието на теорията за химическото свързване.

Концепцията за хибридизация обяснява как въглероден атом променя своите орбитали, за да образува съединения. По-долу ще разгледаме този процес на трансформация на орбиталите стъпка по стъпка. Трябва да се има предвид, че разделянето на процеса на хибридизация на етапи или етапи всъщност не е нищо повече от умствена техника, която позволява по-логично и достъпно представяне на концепцията. Въпреки това изводите за пространствената ориентация на връзките на въглеродния атом, до които в крайна сметка ще стигнем, напълно съответстват на реалното състояние на нещата.

Електронна конфигурация на въглеродния атом в основно и възбудено състояние

Фигурата вляво показва електронната конфигурация на въглероден атом. Ние се интересуваме само от съдбата на валентните електрони. В резултат на първата стъпка, която се нарича вълнениеили повишение, един от двата 2s електрона се премества към празна 2p орбитала. На втория етап възниква същинският процес на хибридизация, който донякъде условно може да си представим като смесване на една s- и три p-орбитали и образуването на четири нови еднакви орбитали от тях, всяка от които запазва свойствата на s -орбитала с една четвърт и свойствата с три четвърти p-орбитали. Тези нови орбитали се наричат sp 3 -хибрид. Тук горният индекс 3 не означава броя на електроните, заемащи орбиталите, а броя на p-орбиталите, които са участвали в хибридизацията. Хибридните орбитали са насочени към върховете на тетраедър, в центъра на който е въглероден атом. Всяка sp 3 хибридна орбитала съдържа един електрон. Тези електрони участват в третия етап в образуването на връзки с четири водородни атома, образувайки ъгли на връзката от 109,5°.

sp3 - хибридизация. Молекула метан.

Образуването на равнинни молекули с ъгли на свързване от 120° е показано на фигурата по-долу. Тук, както в случая на sp 3 хибридизация, първата стъпка е възбуждане. На втория етап една 2s и две 2p орбитали участват в хибридизацията, образувайки три sp 2 -хибридорбитали, разположени в една и съща равнина под ъгъл 120° една спрямо друга.

Образуване на три sp2 хибридни орбитали

Една p-орбитала остава нехибридизирана и е разположена перпендикулярно на равнината на sp 2 хибридни орбитали. След това (трета стъпка) двете sp 2 хибридни орбитали на двата въглеродни атома комбинират електрони, за да образуват ковалентна връзка. Такава връзка, образувана в резултат на припокриването на две атомни орбитали по линия, свързваща ядрата на атома, се нарича σ-връзка.

Образуване на сигма и пи връзки в етиленовата молекула

Четвъртият етап е образуването на втора връзка между два въглеродни атома. Връзката се образува в резултат на припокриване на ръбове на нехибридизирани 2p орбитали, обърнати една към друга, и се нарича π връзка. Новата молекулярна орбитала е комбинация от две области, заети от електрони на π-връзката - над и под σ-връзката. И двете връзки (σ и π) заедно съставят двойна връзкамежду въглеродните атоми. И накрая, последната, пета стъпка е образуването на връзки между въглеродните и водородните атоми с помощта на електроните на четирите останали sp 2 хибридни орбитали.

Двойна връзка в молекулата на етилена

Третият и последен тип хибридизация е илюстриран с примера на най-простата молекула, съдържаща тройна връзка, молекулата на ацетилена. Първата стъпка е да възбудим атома, както преди. На втория етап настъпва хибридизация на една 2s и една 2p орбитала с образуването на две sр-хибридорбитали, които са разположени под ъгъл от 180°. И двете 2p орбитали, необходими за образуването на две π връзки, остават непроменени.

Образуване на две sp хибридни орбитали

Следващата стъпка е образуването на σ връзка между два sp-хибридизирани въглеродни атома, след което се образуват две π връзки. Една σ връзка и две π връзки между два въглеродни атома заедно съставляват тройна връзка. Накрая се образуват връзки с два водородни атома. Молекулата на ацетилена има линейна структура, всичките четири атома лежат на една и съща права линия.

Показахме как трите основни типа молекулярни геометрии в органичната химия възникват в резултат на различни трансформации на въглеродни атомни орбитали.

Могат да бъдат предложени два метода за определяне на типа хибридизация на различни атоми в молекула.

Метод 1. Най-общият метод, подходящ за всякакви молекули. Въз основа на зависимостта на ъгъла на свързване от хибридизацията:

а) ъгли на свързване 109.5°, 107° и 105° показват sp3 хибридизация;

b) ъгъл на свързване около 120° -sp2 -хибридизация;

в) ъгъл на свързване 180°-sp хибридизация.

Метод 2. Подходящ за повечето органични молекули. Тъй като типът на връзката (единична, двойна, тройна) е свързан с геометрията, възможно е да се определи вида на хибридизацията на даден атом по естеството на връзките:

а) всички връзки са прости – sp 3 -хибридизация;

б) една двойна връзка – sp 2 -хибридизация;

в) една тройна връзка - sp-хибридизация.

Хибридизацията е умствена операция за трансформиране на обикновени (енергийно най-изгодни) атомни орбитали в нови орбитали, чиято геометрия съответства на експериментално определената геометрия на молекулите.

I. Въведение. Стереохимични характеристики на въглеродния атом.

Стереохимията е част от химията, посветена на изучаването на пространствената структура на молекулите и влиянието на тази структура върху физичните и химичните свойства на веществото, върху посоката и скоростта на техните реакции. Обектите на изучаване на стереохимията са предимно органични вещества. Пространствената структура на органичните съединения се свързва предимно със стереохимичните свойства на въглеродния атом. Тези характеристики зависят на свой ред от валентното състояние (тип хибридизация).

В състояние да sp 3 -хибридизация, въглеродният атом е свързан с четири заместителя. Ако си представим въглероден атом, разположен в центъра на тетраедър, тогава заместителите ще бъдат разположени в ъглите на тетраедъра. Пример за това е молекулата на метана, чиято геометрия е показана по-долу:

Ако и четирите заместителя са идентични (CH4, CCl4), молекулата е правилен тетраедър с ъгли на връзката 109 o 28". Ако неравни заместители са свързани с централния въглероден атом, тогава ъглите на връзката могат да се отклоняват с няколко градуса от тетраедричните; дължините също се оказват различни връзки - тетраедърът става неправилен.

В състояние да sp 2 -хибридизация, въглероден атом е свързан с три заместителя, като и четирите атома лежат в една и съща равнина; ъглите на свързване са равни на 120o. Между два съседни въглеродни атома в състояние sp 2 -хибридизацията се установява, както е известно, не само обичайното сигма - връзка (когато максималната електронна плътност е разположена точно на въображаема линия, свързваща ядрата на взаимодействащите атоми), но и втора връзка от специален тип. Този т.нар пи - връзка образувани чрез наслагване на нехибридизирани п-орбитали.

Най-голямото припокриване може да се постигне с паралелно подреждане на p-орбитали: именно тази позиция е енергийно по-благоприятна, нейното нарушаване изисква разход на енергия за прекъсване на pi връзката. Следователно няма свободно въртене около двойната връзка въглерод-въглерод (важна последица от липсата на свободно въртене около двойната връзка е наличието на геометрични изомери; виж раздел II.2).

За пи връзка на линията, свързваща ядрата на взаимодействащите атоми, електронната плътност е нула; тя е максимално “над” и “под” равнината, в която се намира връзката между тях. Поради тази причина енергията на пи връзката е по-малка от тази на сигма връзката и в повечето органични реакции за съединения, съдържащи както пи, така и сигма връзки, по-слабите пи връзки се разкъсват първи.

Теми на кодификатора на Единния държавен изпит: Ковалентна химическа връзка, нейните разновидности и механизми на образуване. Характеристики на ковалентните връзки (полярност и енергия на връзката). Йонна връзка. Метална връзка. Водородна връзка

Вътремолекулни химични връзки

Първо, нека да разгледаме връзките, които възникват между частиците в молекулите. Такива връзки се наричат вътрешномолекулен.

Химическа връзка между атомите на химичните елементи има електростатичен характер и се образува поради взаимодействие на външни (валентни) електрони, в по-голяма или по-малка степен задържани от положително заредени ядрасвързани атоми.

Ключовата концепция тук е ЕЛЕКТРООТРИЦАТЕЛНОСТ. Именно това определя вида на химичната връзка между атомите и свойствата на тази връзка.

е способността на атома да привлича (задържа) външен(валентност) електрони. Електроотрицателността се определя от степента на привличане на външните електрони към ядрото и зависи главно от радиуса на атома и заряда на ядрото.

Електроотрицателността е трудно да се определи недвусмислено. Л. Полинг състави таблица на относителната електроотрицателност (въз основа на енергиите на връзката на двуатомните молекули). Най-електроотрицателният елемент е флуорсъс смисъл 4 .

Важно е да се отбележи, че в различни източници можете да намерите различни скали и таблици на стойностите на електроотрицателността. Това не трябва да се тревожи, тъй като образуването на химична връзка играе роля атоми и е приблизително еднакъв във всяка система.

Ако един от атомите в химическата връзка A:B привлича по-силно електрони, тогава електронната двойка се придвижва към него. Колкото повече разлика в електроотрицателносттаатоми, толкова повече се измества електронната двойка.

Ако стойностите на електроотрицателността на взаимодействащите атоми са равни или приблизително равни: EO(A)≈EO(B), тогава общата електронна двойка не се измества към нито един от атомите: А: Б. Тази връзка се нарича ковалентен неполярен.

Ако електроотрицателностите на взаимодействащите атоми се различават, но не много (разликата в електроотрицателността е приблизително от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), тогава електронната двойка се измества към един от атомите. Тази връзка се нарича ковалентен полярен .

Ако електроотрицателностите на взаимодействащите атоми се различават значително (разликата в електроотрицателността е по-голяма от 2: ΔEO>2), тогава един от електроните почти изцяло се прехвърля към друг атом с образуването йони. Тази връзка се нарича йонни.

Основни видове химични връзки − ковалентен, йонниИ металкомуникации. Нека ги разгледаме по-отблизо.

Ковалентна химична връзка

Ковалентна връзка – това е химическа връзка , образувано поради образуване на обща електронна двойка A:B . Освен това два атома припокриванеатомни орбитали. Ковалентната връзка се образува от взаимодействието на атоми с малка разлика в електроотрицателността (обикновено между два неметала) или атоми на един елемент.

Основни свойства на ковалентните връзки

• фокус,
• наситеност,
• полярност,
• поляризуемост.

Тези свързващи свойства влияят върху химичните и физичните свойства на веществата.

Комуникационна посока характеризира химичния строеж и формата на веществата. Ъглите между две връзки се наричат ​​ъгли на връзката. Например в молекулата на водата ъгълът на връзката H-O-H е 104,45 o, следователно молекулата на водата е полярна, а в молекулата на метана ъгълът на връзката H-C-H е 108 o 28′.

Насищаемост е способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни химични връзки. Броят на връзките, които един атом може да образува, се нарича.

Полярностсвързването възниква поради неравномерното разпределение на електронната плътност между два атома с различна електроотрицателност. Ковалентните връзки се делят на полярни и неполярни.

Поляризираемост връзките са способността на електроните на връзката да се изместват под въздействието на външно електрическо поле(по-специално електрическото поле на друга частица). Поляризуемостта зависи от подвижността на електроните. Колкото по-далеч е електронът от ядрото, толкова по-подвижен е той и съответно молекулата е по-поляризирана.

Ковалентна неполярна химична връзка

Има 2 вида ковалентно свързване – ПОЛЯРЕНИ НЕПОЛЯРЕН .

Пример . Нека разгледаме структурата на водородната молекула H2. Всеки водороден атом на своето външно енергийно ниво носи 1 несдвоен електрон. За да покажем атом, използваме структурата на Луис - това е диаграма на структурата на външното енергийно ниво на атом, когато електроните са обозначени с точки. Моделите на точковата структура на Луис са много полезни при работа с елементи от втория период.

з. + . H = H:H

По този начин молекулата на водорода има една споделена електронна двойка и една H–H химична връзка. Тази електронна двойка не се измества към нито един от водородните атоми, т.к Водородните атоми имат същата електроотрицателност. Тази връзка се нарича ковалентен неполярен .

Ковалентна неполярна (симетрична) връзка е ковалентна връзка, образувана от атоми с еднаква електроотрицателност (обикновено едни и същи неметали) и следователно с равномерно разпределение на електронната плътност между ядрата на атомите.

Диполният момент на неполярните връзки е 0.

Примери: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Ковалентна полярна химична връзка

Ковалентна полярна връзка е ковалентна връзка, която възниква между атоми с различна електроотрицателност (обикновено различни неметали) и се характеризира денивелациясподелена електронна двойка към по-електроотрицателен атом (поляризация).

Електронната плътност се измества към по-електроотрицателния атом - следователно върху него се появява частичен отрицателен заряд (δ-), а върху по-малко електроотрицателния атом се появява частичен положителен заряд (δ+, делта +).

Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, толкова по-висока е полярноствръзки и др диполен момент . Между съседни молекули и заряди с противоположен знак действат допълнителни сили на привличане, които нарастват силакомуникации.

Полярността на връзката влияе върху физичните и химичните свойства на съединенията. Реакционните механизми и дори реактивността на съседните връзки зависят от полярността на връзката. Полярността на връзката често определя полярност на молекулатаи по този начин пряко засяга такива физични свойства като точка на кипене и точка на топене, разтворимост в полярни разтворители.

Примери: HCl, CO2, NH3.

Механизми на образуване на ковалентна връзка

Ковалентните химични връзки могат да възникнат по 2 механизма:

1. Обменен механизъм образуването на ковалентна химична връзка е, когато всяка частица осигурява един несдвоен електрон за образуване на обща електронна двойка:

А . + . B= A:B

2. Образуването на ковалентна връзка е механизъм, при който една от частиците осигурява несподелена двойка електрони, а другата частица осигурява свободна орбитала за тази електронна двойка:

A: + B= A:B

В този случай един от атомите осигурява несподелена двойка електрони ( донор), а другият атом осигурява свободна орбитала за тази двойка ( акцептор). В резултат на образуването на двете връзки енергията на електроните намалява, т.е. това е полезно за атомите.

Ковалентна връзка, образувана от донорно-акцепторен механизъм не е по-различнов свойства от други ковалентни връзки, образувани от обменния механизъм. Образуването на ковалентна връзка по донорно-акцепторния механизъм е типично за атоми или с голям брой електрони на външно енергийно ниво (донори на електрони), или, обратно, с много малък брой електрони (акцептори на електрони). Валентните способности на атомите са разгледани по-подробно в съответния раздел.

Ковалентната връзка се образува чрез донорно-акцепторен механизъм:

- в молекула въглероден окис CO(връзката в молекулата е тройна, 2 връзки се образуват по обменния механизъм, една по донорно-акцепторния): C≡O;

- В амониев йон NH 4 +, в йони органични амининапример в метиламониевия йон CH3-NH2+;

- В комплексни съединенияхимическа връзка между централния атом и лигандни групи, например в натриев тетрахидроксоалуминат Na връзка между алуминий и хидроксидни йони;

- В азотна киселина и нейните соли- нитрати: HNO 3, NaNO 3, в някои други азотни съединения;

- в молекула озон O3.

Основни характеристики на ковалентните връзки

Ковалентните връзки обикновено се образуват между неметални атоми. Основните характеристики на ковалентната връзка са дължина, енергия, множественост и насоченост.

Множество химична връзка

Множество химична връзка - Това брой споделени електронни двойки между два атома в съединение. Множеството на връзката може да се определи доста лесно от стойностите на атомите, които образуват молекулата.

например , в молекулата на водорода H 2 множествеността на връзката е 1, т.к Всеки водород има само 1 несдвоен електрон на своето външно енергийно ниво, следователно се образува една споделена електронна двойка.

В молекулата на кислорода O2 множествеността на връзката е 2, т.к Всеки атом на външно енергийно ниво има 2 несдвоени електрона: O=O.

В молекулата на азота N2 множествеността на връзката е 3, т.к Между всеки атом има 3 несдвоени електрона на външно енергийно ниво и атомите образуват 3 общи електронни двойки N≡N.

Дължина на ковалентната връзка

Дължина на химичната връзка е разстоянието между центровете на ядрата на атомите, образуващи връзката. Определя се чрез експериментални физични методи. Дължината на връзката може да се оцени приблизително с помощта на правилото за адитивност, според което дължината на връзката в молекулата AB е приблизително равна на половината от сумата от дължините на връзката в молекулите A 2 и B 2:

Дължината на химическата връзка може да бъде грубо оценена по атомни радиусиобразуване на връзка, или чрез комуникационна множественост, ако радиусите на атомите не са много различни.

Тъй като радиусите на атомите, образуващи връзка, се увеличават, дължината на връзката ще се увеличава.

например

Тъй като множеството връзки между атомите се увеличава (чиито атомни радиуси не се различават или се различават леко), дължината на връзката ще намалее.

например . В сериите: C–C, C=C, C≡C дължината на връзката намалява.

Комуникационна енергия

Мярка за силата на химическата връзка е енергията на връзката. Комуникационна енергия определя се от енергията, необходима за разкъсване на връзка и отстраняване на атомите, образуващи тази връзка, на безкрайно голямо разстояние един от друг.

Ковалентната връзка е много издръжлив.Енергията му варира от няколко десетки до няколкостотин kJ/mol. Колкото по-висока е енергията на връзката, толкова по-голяма е силата на връзката и обратно.

Силата на химическата връзка зависи от дължината на връзката, полярността на връзката и множествеността на връзката. Колкото по-дълга е химическата връзка, толкова по-лесно се разрушава и колкото по-ниска е енергията на връзката, толкова по-малка е нейната сила. Колкото по-къса е химичната връзка, толкова по-силна е тя и толкова по-голяма е енергията на връзката.

например, в поредицата от съединения HF, HCl, HBr отляво надясно, силата на химичната връзка намалява, защото Дължината на връзката се увеличава.

Йонна химична връзка

Йонна връзка е химическа връзка, основана на електростатично привличане на йони.

йонисе образуват в процеса на приемане или отдаване на електрони от атомите. Например, атомите на всички метали слабо задържат електрони от външното енергийно ниво. Следователно металните атоми се характеризират с възстановителни свойства- способност да дарява електрони.

Пример. Натриевият атом съдържа 1 електрон на енергийно ниво 3. Като лесно го предава, натриевият атом образува много по-стабилния Na + йон с електронната конфигурация на благородния газ неон Ne. Натриевият йон съдържа 11 протона и само 10 електрона, така че общият заряд на йона е -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Пример. Атомът на хлора във външното си енергийно ниво съдържа 7 електрона. За да придобие конфигурацията на стабилен инертен аргонов атом Ar, хлорът трябва да спечели 1 електрон. След добавяне на електрон се образува стабилен хлорен йон, състоящ се от електрони. Общият заряд на йона е -1:

+17кл) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 кл — ) 2 ) 8 ) 8

Моля, обърнете внимание:

• Свойствата на йоните са различни от свойствата на атомите!
• Стабилни йони могат да образуват не само атоми, но също така групи от атоми. Например: амониев йон NH 4 +, сулфатен йон SO 4 2- и др. Химичните връзки, образувани от такива йони, също се считат за йонни;
• Йонните връзки обикновено се образуват помежду си металиИ неметали(групи неметали);

Получените йони се привличат поради електрическо привличане: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Нека визуално обобщим разлика между видовете ковалентна и йонна връзка:

Метална химична връзка

Метална връзка е връзка, която се формира относително свободни електронимежду метални йони, образувайки кристална решетка.

Металните атоми обикновено се намират на външно енергийно ниво един до три електрона. Радиусите на металните атоми като правило са големи - следователно металните атоми, за разлика от неметалите, доста лесно се отказват от външните си електрони, т.е. са силни редуциращи агенти

Междумолекулни взаимодействия

Отделно си струва да се разгледат взаимодействията, които възникват между отделните молекули в дадено вещество - междумолекулни взаимодействия . Междумолекулните взаимодействия са вид взаимодействие между неутрални атоми, при което не се появяват нови ковалентни връзки. Силите на взаимодействие между молекулите са открити от Ван дер Ваалс през 1869 г. и са кръстени на него Силите на Ван Дар Ваалс. Силите на Ван дер Ваалс се делят на ориентация, индукция И диспергиращ . Енергията на междумолекулните взаимодействия е много по-малка от енергията на химичните връзки.

Ориентационни сили на привличане възникват между полярни молекули (дипол-диполно взаимодействие). Тези сили възникват между полярните молекули. Индуктивни взаимодействия е взаимодействието между полярна молекула и неполярна. Неполярната молекула е поляризирана поради действието на полярна, което генерира допълнително електростатично привличане.

Специален вид междумолекулно взаимодействие са водородните връзки. - това са междумолекулни (или вътрешномолекулни) химични връзки, които възникват между молекули, които имат силно полярни ковалентни връзки - H-F, H-O или H-N. Ако има такива връзки в една молекула, тогава между молекулите ще има такива допълнителни притегателни сили .

Образователен механизъм водородната връзка е отчасти електростатична и отчасти донорно-акцепторна. В този случай донорът на електронната двойка е атом на силно електроотрицателен елемент (F, O, N), а акцепторът е водородните атоми, свързани с тези атоми. Водородните връзки се характеризират с фокус в космоса и насищане

Водородните връзки могат да бъдат обозначени с точки: H ··· O. Колкото по-голяма е електроотрицателността на атома, свързан с водорода, и колкото по-малък е неговият размер, толкова по-силна е водородната връзка. Характерно е преди всичко за връзките флуор с водород , както и към кислород и водород , в по-малка степен азот с водород .

Водородните връзки възникват между следните вещества:

— флуороводород HF(газ, разтвор на флуороводород във вода - флуороводородна киселина), вода H2O (пара, лед, течна вода):

— разтвор на амоняк и органични амини- между амоняк и водни молекули;

— органични съединения, в които O-H или N-H връзки: алкохоли, карбоксилни киселини, амини, аминокиселини, феноли, анилин и неговите производни, протеини, разтвори на въглехидрати - монозахариди и дизахариди.

Водородната връзка влияе върху физичните и химичните свойства на веществата. По този начин допълнителното привличане между молекулите затруднява кипенето на веществата. Веществата с водородни връзки показват необичайно повишаване на точката на кипене.

например Като правило, с увеличаване на молекулното тегло се наблюдава повишаване на точката на кипене на веществата. Въпреки това, в редица вещества H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teне наблюдаваме линейна промяна в точките на кипене.

А именно при точката на кипене на водата е необичайно висока - не по-малко от -61 o C, както ни показва правата линия, но много повече, +100 o C. Тази аномалия се обяснява с наличието на водородни връзки между водните молекули. Следователно при нормални условия (0-20 o C) водата е течностпо фазово състояние.