Строение атома. 5
1.Большую роль в установлении структуры атома сыграло открытие и изучение радиоактивности. Кроме того, на рубеже XIX–XX вв. были открыты такие явления, как фотоэлектрический эффект, катодные лучи, рентгеновские лучи. Эти открытия свидетельствовали о сложной структуре атома. Первоначально были предложены две модели атома. Согласно модели Томсона, атом состоит из положительного заряда, равномерно распределенного по всему объему атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда. Для проверки гипотезы Томсона Резерфорд провел опыты по рассеиванию a-частиц металлическими пластинками. Эти опыты показали, что основная доля a-частиц проходила через пластинки беспрепятственно, т.е. подавляющая часть пространства, занимаемого атомом, является “пустой”, а почти вся его масса занимает очень малую долю объема. Резерфордом в 1911 г. была предложена планетарная модель атома. Согласно этой модели, атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена преобладающая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов. Эта модель первоначально не могла объяснить устойчивость атома, т.к. вращающийся вокруг ядра электрон должен излучать энергию. Любая заряженная частица, движущаяся с ускорением, излучает электромагнитные волны. Движение электрона вокруг ядра является ускоренным (центростремительное ускорение). и в конце концов “упасть” на ядро. Вторым противоречием этой модели была невозможность объяснить линейный характер атомных спектров, т.е. излучение атомом электромагнитных волн, только с определенными длинами волн. Для устранения этих противоречий Бор в 1913 г. Дополнил планетарную модель атома на основе следующих предположений:
1) Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым орбитам, а лишь по некоторым определенным (стационарным) орбитам, на которых он не излучает энергии.
2) Ближайшая
к ядру орбита соответствует
наиболее устойчивому
3) Поглощение и излучение энергии атомом может происходить только при переходе электрона с одной орбиты на другую. При этом разность энергий начального и конечного состояний воспринимается или отдается в виде кванта лучистой энергии.
Для того, чтобы объяснить, почему имеет место квантование энергетических уровней (существование стационарных орбит), в 1924 г. Де Бройлем была выдвинута гипотеза, что каждая движущаяся частица одновременно обладает свойствами волны. Эта гипотеза основывалась на последних достижениях физики того времени. Гипотеза де Бройля экспериментально подтверждается дифракцией электронов в кристаллах и позволяет объяснить существование стационарных орбит. Электрон может без потери энергии находиться на тех орбитах, в которых укладывается целое число волн де Бройля. В этом случае соблюдается условие существования стоячей волны. Возможность рассматривать каждую частицу одновременно как волну называется корпускулярно-волновым дуолизмом. Согласно классической механике, движение материальной точки однозначно описывается значениями координат и импульсом называется произведение массы объекта на его скорость. В случае микрообъектов, когда движение происходит в соответствии с законами квантовой механике, описать координаты и скорость с любой точностью принципиально невозможно. Гейзенберг установил, что координаты и импульс называется произведение массы объекта на его скорость можно определить с ограниченной точностью.
2. Химики XIXв. Не в состоянии были ответить на вопрос, в чем суть различий между атомами разных элементов, например меди и йода. Лишь в период 1897-1911гг. удалось установить, что сами атомы состоят из еще более мелких частиц. Открытие этих частиц и исследование строения атомов – того, каким образом построены атомы разного вида из более мелких частиц, - одна из наиболее интересных страниц истории науки. Более того, знание строения атомов позволило затем провести исключительно успешную систематизацию химических фактов, а это сделало химию более легкой для понимания и усвоения. Величайшую помощь каждому, изучающему химию, окажет, прежде всего, ясное представление о строении атома.
Частицы, из которых состоят атомы, - это электроны и атомные ядра. Электроны и атомные ядра несут электрические заряды, которые в значительной степени обуславливают свойства самих частиц и строение атомов.
Атомная орбиталь – пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Электроны, движущиеся в орбиталях, образуют электронные слои, или энергетические уровни.Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:N = 2n2.Электроны, имеющие одинаковое значение главного квантового числа, находятся на одном энергетическом уровне.Главным квантовым числом задается значение энергии в атомах. Электроны, обладающие наименьшим запасом энергии, находятся на первом энергетическом уровне (n=1). Ему соответствует s-орбиталь, имеющая сферическую форму. Электрон, занимающий s-орбиталь, называется s-электроном. Начиная с n=2 энергетические уровни подразделяются на подуровни, отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Различают s-, p-, d- и f-подуровни. Подуровни образуют, обитали одинаковой формы. В соответствии с принципом Паули на одной орбитали может находиться не более двух электронов. Если в орбитали находится один электрон, он называется неспаренным. Если два электрона – то спаренными. Причем спаренные электроны должны обладать противоположными спинами. Упрощенно спин можно представить как вращение электронов вокруг собственной оси по часовой и против часовой стрелки.
Согласно правилу, сформулированному немецким физиком Ф. Хундом (1927г.), атомные орбитали, принадлежащие к одному подуровню, заполняются вначале каждая одним электроном, и только потом происходит заполнение вторыми электронами. Таким образом, при заполнении p-, d-, f-подуровней число электронов с параллельными спинами должно быть максимальным. На высшем энергетическом уровне свободного атома может находиться не более 8 (внешних) электронов. Для многих элементов именно внешние электроны определяют их химические свойства. У некоторых элементов химические свойства зависят от числа как внешних, так и внутренних электронов. Например, у атомов таких элементов, как Sc, Ti, Cr, Mn и др., такие электроны являются валентными. Электронная конфигурация элемента – это запись распределения электронов в его атомах по энергетическим уровням, подуровням, орбиталям. Электронная конфигурация атомов обычно записывается для атомов элементов в основном состоянии. Состояние атома, при котором его энергия минимальна, называют основным, прочие состояния носят названия возбужденных.
3. Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней происходит в соответствии со следующими принципами:
Запрет Паули: в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. Принцип Паули означает, что на орбитали может находиться не более двух электронов. На s-подуровне (1 орбиталь) может находиться 2 электрона, на p-подуровне (3 орбитали) – 6 электронов, на d-подуровне (5 орбиталей) – 10 электронов, на f-подуровне (7 орбиталей) – 14 электронов. Максимальное число электронов на энергетическом уровне составляет 2n2, где n – главное квантовое число.
Принцип наименьшей энергии: электроны в первую очередь заполняют свободные орбитали с наименьшей энергией. В многоэлектронных атомах энергия орбиталей определяется не только взаимодействием электронов с ядром, но и взаимодействием электронов между собой. Это проводит к появлению ряда нарушений вышеприведенной последовательности у отдельных d и f-элементов. Явление носит название провал электрона; проявляется в заполнении орбиталей с более высокой энергией при наличии незаполненных орбиталей с более низкой энергией.
Правило Клечковского: Заполнение орбиталей происходит в порядке увеличения суммы квантовых чисел n+l; при постоянной сумме n+l заполнение происходит в порядке возрастания n. Применение правила Клечковского дает последовательность возрастания энергии орбиталей.
Правило Гунда: Электроны заполняют орбитали вначале в виде холостых с одинаковыми спинами, а затем в виде спаренных. Рассмотрим заполнение трех орбиталей р-подуровня. Орбиталь принято обозначать графически в виде квадратиков или прямоугольников, называемых квантовыми ячейками, а электроны обозначают стрелками, направление которых связывают со спином. Первые три электрона заполнят три р-орбитали по-одному (холостые электроны) и с одинаковыми спинами (параллельные электроны). Последующие электроны будут заполнять эти же орбитали, но будут иметь противоположные спины .Два электрона с противоположными спинами, занимающие одну орбиталь, называют спаренными, антипараллельными электронами. Неполностью заполненный подуровень или уровень называют ненасыщенным, а полностью заполненный – насыщенным.
4.
Химическая связь – совокупность взаимодействий
атомов, приводящая к образованию устойчивых
систем (молекул, комплексов, кристаллов.).
Она возникает, если в результате перекрывания
е облаков атомов происходит уменьшение
полной энергии системы. Мерой прочности
служит энергия связи, которая определяется
работой, нужной для разрушения данной
связи.
Виды хим. связи: ковалентная (полярная,
неполярная, обменная и донорно-акцепторная),
ионная, водородная и металлическая.
(На рисунке: Зависимость
сил взаимодействия атомов (а) и энергии
системы (б)
от расстояния между ядрами атомов в молекуле
Н2
Длина связи – расстояние между центрами
атомов в молекуле. Энергия и длина
связей зависят от характера распределения
Эл. плотности между атомами. На распределение
е плотности влияет пространственная
направленность хим. связи. Если 2-х атомные
молекулы всегда линейны, то формы многоатомных
молекул м.б. различны.
Угол между воображаемыми линиями, которые
можно провести через центры связанных
атомов называется валентным. Распределение
е плотности так же зависит от размеров
ат. и их эо. В гомоатомных Эл. плотность
распределена равномерно. В гетероатомных
смещена в том направлении, которое способствует
уменьшению энергии системы.Между молекулами,
валентно-насыщенными в обычном понимании,
на расстояниях, превышающих размеры частиц,
могут проявляться электростатические
силы межмолекулярного притяжения, или
так называемые силы Ван-дер-Ваальса. Как
показывают квантово-механические расчеты,
Епр. определяется суммой ориентационного,
индукционного и дисперсионного взаимодействий:
Епр=Еор+Еинд+Едисп. Ориентационное вз.
проявляется между полярными молекулами,
которые при приближении поворачиваются
(ориентируются) друг к другу разноименными
полюсами так, стобы пот Е сист. стала мин.
Индукционное взаимодействие связано
с процессами поляризации молекул окружающими
диполями.
Дисперсионное взаимодействие возникает
у любых молекул, независимо от их строения
и полярности. Вследствие мгновенного
несовпадения центров тяжести зарядов
е облака и ядер образуется мгновенный
диполь, который индуцирует мгновенные
диполи в др.частицах.
Силы притяжения Ван-дер-Ваальса – дальнодействующие.
На небольших расстояниях между молекулами
заметными становятся близкодействующие
силы отталкивания (силы Паули), которые
возрастают при сближении частиц. Промежуточный
характер между валентным и межмолекулярным
взаимодействием имеет водородная связь.
Она хар-на для жидкостей, в состав молекул
которых (вода, спирты, кислоты) входит
положительно поляризованный атом водорода.
Малые размеры и отсутствие внутренних
е позволяют атому Н вступать в доп. взаим.
с ков-но с ним не связ. отриц-но поляризованным
атомом др. молекулы. Такая специф. связь
имеет черты электростатич. и дон-акц.
взаим. и прив. к обр. ассоциатов молекул.
5. Образование ковалентной связи можно рассматривать в рамках двух методов квантовой химии: метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей.
В 1916 г. американский ученый Льюис высказал предположение о том, что химическая связь образуется за счет обобществления двух электронов. При этом электронная оболочка атома стремится по строению к электронной оболочке благородного газа. В дальнейшем эти предположения послужили основой для развития метода валентных связей. В 1927 г. Гайтлером и Лондоном был выполнен теоретический расчет энергии двух атомов водорода в зависимости от расстояния между ними. Оказалось, что результаты расчета зависят от того, одинаковы или противоположны по знаку взаимодействующих электронов. При совпадающем направлении спинов сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. При противоположно направленных спинах на энергетической кривой имеется минимум, т.е. образуется устойчивая система – молекула водорода.
Представления
о механизме образования
1) Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.
2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.
Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность и поляризуемость.
Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т.е. их способностью к образованию строго определенного числа связей, которое обычно лежит в пределах от 1 до 6. Общее число валентных орбиталей в атоме, т.е. тех, которые могут быть использованы для образования химических связей, определяет максимально возможную валентность элемента. Число уже использованных для этого орбиталей определяет валентность элемента в данном соединении.
Направленность ковалентной связи является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей электронной плотности между ядрами. Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков, которая совпадает с их собственной. Исключение составляют s-электронные облака, поскольку их сферическая форма делает все направления равноценными. Для р- и d-электронных облаков перекрывание осуществляется вдоль оси, по которой они вытянуты, а образующаяся при этом связь называется s-связью. s-Связь имеет осевую симметрию, и оба атома могут вращаться вдоль линии связи, т.е. той воображаемой линии, которая проходит через ядра химически связанных атомов. После образования между двумя атомами s-связи для остальных электронных облаков той же формы и с тем же главным квантовым числом остается только возможность бокового перекрывания по обе стороны от линии связи. В результате образуется p-связь. Она менее прочна, чем s-связь: перекрывание происходит диффузными боковыми частями орбиталей. Каждая кратная связь (например, двойная или тройная) всегда содержит только одну s-связь.. При оценке степени перекрывания электронных облаков следует учитывать знаки волновых функций электронов. При перекрывании облаков с одинаковыми знаками волновых функций электронная плотность в пространстве между ядрами возрастает. В этом случае происходит положительное перекрывание, приводящее к взаимному притяжению ядер. Если знаки волновых функций противоположны, то плотность электронного облака уменьшается (отрицательное перекрывание), что приводит к взаимному отталкиванию ядер.
Поляризуемость рассматривают на основе представлений о том, что ковалентная связь может быть неполярной (чисто ковалентной) или полярной.
6. Концепция гибридизации валентных атомных орбиталей была предложена американским химиком Лайнусом Полингом для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных (s, p, d) валентных орбиталей, образованные им связи в многоатомных молекулах с одинаковыми лигандами оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам. Представления о гибридизации занимают центральное место в методе валентных связей. Сама гибридизация не является реальным физическим процессов, а только удобной моделью, позволяющей объяснить электронное строение молекул, в частности гипотетические видоизменения атомных орбиталей при образовании ковалентной химической связи. Концепция гибридизации с успехом была применена для качественного описания простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных. В отличие от теории молекулярных орбиталей не является строго количественной, например она не в состоянии предсказать фотоэлектронные спектры даже таких простых молекул как вода. В настоящее время используется в основном в методических целях и в синтетической органической химии. (на рисунке:sp- гибридизация).
Представления о гибридизации атомных орбиталей лежат в основе теории отталкивания электронных пар Гиллеспи-Найхолма. Каждому типу гибридизации соответствует строго определённая пространственная ориентация гибридных орбиталей центрального атома, что позволяет её использовать как основу стереохимических представлений в неорганической химии.
7. Более универсальным
квантово-механическим методом описания
химической связи является метод молекулярных
орбиталей (МО).(на рисунке:метод молекулярных
орбиталей)
В этом методе состояние электронов в
многоатомной системе описывается молекулярными
орбиталями подобно тому, как состояние
электронов в атоме характеризуется атомными
орбиталями. Метод основан на следующих
принципах:
-молекула рассматривается как единое
целое, каждый электрон принадлежит молекуле
в целом и движется в поле всех ее ядер
и электронов;
-состояние i-го электрона описывается
одноэлектронной волновой функцией, характеризуемой
определенным набором квантовых чисел;
-функция . называемая молекулярной орбиталью,
в отличие от атомной орбитали является
многоцентровой и делокализованной;
-квадрат модуля волновой функции, как
и для электрона в атоме, определяет плотность
электронного облака;
-полное описание состояния электрона
характеризует молекулярная спин-орбиталь,
выражаемая произведением МО и спиновой
функции;
-каждой МО соответствует определенная
энергия, которая слагается из кинетической
энергии электрона, потенциальной энергии
притяжения электрона ко всем ядрам и
усредненной потенциальной энергии отталкивания
данного электрона от всех остальных электронов;
-совокупность МО, называемая электронной
конфигурацией молекулы, строится на основе
фундаментальных положений квантовой
механики: принципа наименьше энергии,
принципа Паули, правила Хунда; -движение
электронов взаимно независимое, и общая
волновая функция основного состояния
молекулы задается как произведение одноэлектронных
волновых функций;
-образование МО упрощенно рассматривается
как линейная комбинация атомных орбиталей.
Способ построения МО путем линейной комбинации
атомной орбитали, наиболее часто используют
для приближенных расчетов электронного
строения и реакционной способности молекул.
При сложении волновых функций двух валентных
электронов атомные орбитали разных атомов,
имеющих близкие значения энергии, электронная
плотность между ядрами атомов увеличивается
(под действием сил притяжения положительно
заряженных атомных ядер). Это ведет к
образованию связывающей молекулярной
орбитали, имеющей более низкое значение
энергии, чем исходные атомные орбитали.
При вычитании волновых функций (имеют
разные знаки) двух валентных атомных
орбиталей разных атомов, имеющих близкие
значения энергии, электронная плотность
между ядрами атомов уменьшается , что
ведет к образованию разрыхляющей
молекулярной орбитали
(химическая связь не образуется), имеющей
более высокое значение энергии, чем исходных
атомных орбитале. Показателем прочности
молекулы может служить порядок связи
, который определяется разностью чисел
электронов, находящихся на связывающей
молекулярной орбитали и электронов, находящихся
на разрыхляющей молекулярной орбитали.
Характер распределения электронов по
молекулярным орбиталям позволяет объяснить
магнитные свойства частиц. Молекулы,
суммарный спин которых равен нулю, проявляют
диамагнитные свойства, т.е. во внешнем
магнитном поле их собственные магнитные
моменты ориентируются против направления
поля. Молекулы, суммарный спин которых
отличен от нуля, проявляют парамагнитные
свойства, т.е. во внешнем магнитном поле
их собственные магнитные моменты ориентируются
в направлении поля. Таким образом молекула
водорода диамагнитна.
Заряд иона зависит от количества свободных,
не вступивших в химическую связь электронов,
имеющих определенный спин (суммарный
спин не равен нулю), следовательно ионы
диамагнитны.
8. (на рисунке: Схема молекулярных орбиталей молекулы кислорода).
9. Донорно-акцепторный механизм (иначе координационный механизм) — способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора. (на рисунке: схема образования доноро- акцепторных связей)
Термины «донорно-акцепторная связь» или «координационная связь» некорректны, поскольку это не есть вид химической связи, а лишь теоретическая модель, описывающая особенность её образования. Свойства ковалентной химической связи, образованной по донорно-акцепторному механизму, ничем не отличаются от свойств связей, образованных по обменному механизму. Донорами обычно выступают атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др., имеющие неподелённые электронные пары на валентных орбиталях малого размера. Роль акцептора могут выполнять ионизированный атом водорода, некоторые p-металлы и, в особенности, d-элементы, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое. Именно с позиций донорно-акцепторного механизма описывается образование локализованных ковалентных связей в молекулах и молекулярных ионах комплексных (координационных) соединений: связь формируется за счёт неподелённой пары электронов лиганда и свободной орбитали атома-комплексообразователя. Донорно-акцепторный механизм также описывает образование промежуточных продуктов реакции, например, комплексов с переносом заряда. Модель донорно-акцепторного механизма существуют только в рамках представлений о валентности как о локализации электронной плотности при образовании ковалентных связей). В рамках метода молекулярных орбиталей необходимости в подобных представлениях нет.
10. Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы. Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей, то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов. Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя. При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты, которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются). Последний факт объясняется на основе законов, которые рассматриваются в физической химии.
11.Водородная связь – химическая связь, образованная положительно заряженным водородом молекулы и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы. Если водородная связь образуется между разными молекулами, она называется межмолекулярной, если связь образуется между двумя группами одной и той же молекулы, то она называется внутримолекулярной. Образование водородной связи обусловлено тем, что в полярных молекулах или полярных группах поляризованный атом водорода обладает уникальными свойствами: отсутствием внутренних электронных оболочек, значительным сдвигом электронной пары к атому с малым размером. Поэтому водород способен глубоко внедряться в электронную оболочку соседнего отрицательно поляризованного атома. (на рисунке: пример межмолекулярных водородных связей).
Энергия водородной связи возрастает с увеличением электроотрицательности и уменьшением размеров атомов.
При возникновении водородных связей образуются димеры, тримеры или полимерные структуры, кольцевые структуры некоторых органических кислот, например уксусной кислоты, или более сложные конфигурации, например у льда, у которого молекулы воды образуют по четыре водородные связи. Соответственно в жидком состоянии молекулы, вступающие в водородные связи, ассоциированы, а в твердом состоянии образуют сложные кристаллические структуры.
Образование межмолекулярных водородных связей приводит к существенному изменению свойств веществ: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температур плавления и кипения, теплот парообразования и плавления. Например, вода, фтороводород и аммиак имеют аномально высокие температуры кипения и плавления. Под влиянием водородных связей изменяются и химические свойства. Так как многие соединения содержат ковалентные полярные связи. Они проявляются не только в воде, но и в различных кристаллических веществах, полимерах, белках, живых организмах. Например, практически все соли образуют кристаллогидраты, в которых имеются водородные связи. Между полярными молекулами, содержащими в одной или обеих молекулах атом водорода, возникают водородные связи, которые существенно влияют на свойства вещества.
12. Ван-дер-ваальсовы силы — силы межмолекулярного взаимодействия с энергией 0,8 — 8,16 кДж/моль. Этим термином первоначально обозначались все такие силы, в современной науке он обычно применяется к силам, возникающим при поляризации молекул и образовании диполей. Открыты Я. Д. ван дер Ваальсом в 1869 году. К ван-дер-ваальсовым силам относятся взаимодействия между диполями (постоянными и индуцированными). Название связано с тем фактом, что эти силы являются причиной поправки на внутреннее давление в уравнении состояния реального газа Ван-дер-Ваальса. Эти взаимодействия в основном определяют силы, ответственные за формирование пространственной структуры биологических макромолекул. Ван-дер-ваальсовы силы также возникают между частицей (макроскопической частицей или наночастицей) и молекулой и между двумя частицами. Ван-дер-ваальсовое взаимодействие состоит из трех типов слабых взаимодействий:
Ориентационные силы, диполь-дипольное притяжение. Осуществляется между молекулами, являющимися постоянными диполями. Примером может служить соляная кислота в жидком и твердом состоянии. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна кубу расстояния между диполями.
- Дисперсионное притяжение (лондоновские силы). Взаимодействием между мгновенным и наведенным диполем. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.
- Индукционное притяжение. Взаимодействие между постоянным диполем и наведенным (индуцированным). Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями. (на рисунке: Межмолекулярная сила Ван-дер-Ваальса).
