10.1 Межмолекулярные взаимодействия (Intermolecular Forces)

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

• описывать типы межмолекулярных взаимодействий, возможные между атомами или молекулами в конденсированных фазах (дисперсионные силы, диполь-дипольные взаимодействия и водородные связи);
• определять типы межмолекулярных взаимодействий, испытываемых конкретными молекулами, исходя из их строения;
• объяснять связь между межмолекулярными взаимодействиями в веществе и температурами, при которых происходят изменения его агрегатного состояния.

---

Как и в случае газообразных веществ, кинетико-молекулярная теория позволяет объяснять поведение твёрдых тел и жидкостей. В дальнейшем изложении словом частица будут обозначаться атом, молекула или ион. Для описания сил притяжения между частицами вещества — независимо от того, являются ли эти частицы молекулами, атомами или ионами — мы будем употреблять привычное выражение «межмолекулярное притяжение».

Обратите внимание на две стороны микроскопического строения вещества в твёрдом, жидком и газообразном состояниях:

• В твёрдом теле частицы плотно упакованы и, как правило, расположены в правильном порядке; в жидкости они находятся близко друг к другу, но без регулярного расположения; в газе — далеко друг от друга и без какого-либо порядка.
• В твёрдом теле частицы колеблются около фиксированных положений и, как правило, не перемещаются относительно друг друга; в жидкости они скользят одна мимо другой, оставаясь в постоянном соприкосновении; в газе — движутся независимо друг от друга, сталкиваясь лишь изредка.

Различия в свойствах твёрдого тела, жидкости и газа отражают силу взаимного притяжения атомов, молекул или ионов, из которых состоит каждая фаза. Фаза, в которой существует вещество, определяется относительными величинами его межмолекулярных взаимодействий (intermolecular forces, IMF) и кинетических энергий (\(KE\)) его молекул. Межмолекулярные взаимодействия — это разнообразные силы притяжения, которые могут возникать между атомами и молекулами вещества вследствие электростатических явлений (подробнее об этом — ниже). Эти силы удерживают частицы вблизи друг друга, тогда как кинетическая энергия даёт частицам энергию, необходимую для преодоления сил притяжения и увеличения расстояний между ними. На рисунке 10.2 показано, как изменения температуры — и, значит, средней кинетической энергии — могут вызывать изменения агрегатного состояния вещества.

Рис. 10.2. Переходы между твёрдым, жидким и газообразным состояниями вещества происходят при условиях температуры или давления, благоприятствующих соответствующим изменениям межмолекулярных взаимодействий. (Замечание: расстояния между частицами в газовой фазе показаны намного меньшими, чем в действительности.)

В качестве примера процессов, изображённых на этом рисунке, рассмотрим воду. Если газообразную воду достаточно сильно охладить, силы притяжения между молекулами \(\ce{H2O}\) окажутся достаточными, чтобы удерживать их вместе при соприкосновении: газ конденсируется и превращается в жидкую воду. Так, на внешней поверхности холодного стакана из-за охлаждения водяного пара воздуха появляется жидкая вода, как показано на рисунке 10.3.

Рис. 10.3. Конденсация возникает, когда водяной пар в воздухе охлаждается достаточно сильно, чтобы образовать жидкую воду: например, (a) на внешней стороне стакана с холодным напитком или (b) в виде тумана.

Многие газы можно перевести в жидкость и сжатием — если температура не слишком высока. С ростом давления молекулы газа сближаются, и силы притяжения между ними становятся значительными по сравнению с их кинетической энергией. В результате образуется жидкость. Например, бутан, \(\ce{C4H10}\), — топливо одноразовых зажигалок — при нормальных температуре и давлении является газом. Внутри отсека зажигалки бутан сжат до давления, при котором он конденсируется в жидкость (рис. 10.4).

Рис. 10.4. Газообразный бутан сжимают в баллоне одноразовой зажигалки, в результате чего он конденсируется в жидкое состояние.

Наконец, если температуру жидкости понизить достаточно сильно или приложить к ней достаточно высокое давление, молекулы жидкости утратят достаточную для преодоления межмолекулярных взаимодействий кинетическую энергию, и образуется твёрдое тело. Эти и другие переходы между агрегатными состояниями (фазовые переходы) подробнее рассматриваются в одном из следующих разделов главы.

Дополнительно

Воспользуйтесь интерактивной симуляцией по агрегатным состояниям вещества, фазовым переходам и межмолекулярным взаимодействиям. Симуляция полезна для наглядного знакомства с понятиями, вводимыми в этой главе.

Силы между молекулами

При подходящих условиях взаимные притяжения молекул любого газа приводят к образованию жидкости или твёрдого тела. Это происходит за счёт межмолекулярных взаимодействий (intermolecular forces), а не внутримолекулярных взаимодействий (intramolecular forces). Внутримолекулярные взаимодействия — это взаимодействия внутри молекулы, которые удерживают её как целое (например, связи между атомами). Межмолекулярные взаимодействия — притяжения между молекулами; они определяют многие физические свойства вещества. Различные виды этих взаимодействий схематически показаны на рисунке 10.5. Прочность сил притяжения сильно различается, однако обычно межмолекулярные взаимодействия между небольшими молекулами слабы по сравнению с внутримолекулярными силами, удерживающими атомы в молекуле. Например, чтобы преодолеть межмолекулярные взаимодействия в одном моле жидкого \(\ce{HCl}\) и превратить его в газообразный, требуется всего около \(17\ \text{кДж}\). А вот для разрыва ковалентных связей между атомами водорода и хлора в одном моле \(\ce{HCl}\) нужно примерно в 25 раз больше энергии — около \(430\ \text{кДж}\).

Рис. 10.5. Внутримолекулярные взаимодействия удерживают молекулу как единое целое. Межмолекулярные взаимодействия удерживают вместе множество молекул и определяют многие свойства вещества.

Все силы притяжения между нейтральными атомами и молекулами называют силами Ван-дер-Ваальса (van der Waals forces), хотя в обыденной речи их чаще обозначают как «межмолекулярное притяжение». Различные типы межмолекулярных взаимодействий рассмотрим в трёх следующих параграфах раздела.

Дисперсионные силы

Одна из трёх ван-дер-ваальсовых сил присутствует во всех конденсированных фазах, независимо от природы атомов или молекул, образующих вещество. Эта сила притяжения называется Лондоновской дисперсионной силой (London dispersion force) в честь немецко-американского физика Фрица Лондона (Fritz London), впервые объяснившего её в 1928 году. Часто её называют просто дисперсионной силой (dispersion force). Поскольку электроны атома или молекулы находятся в постоянном движении (а точнее, положение электрона подвержено квантово-механической неопределённости), в любой момент времени у атома или молекулы может возникнуть мгновенный, временный диполь — если электроны окажутся распределены асимметрично. Этот диполь, в свою очередь, искажает электронное облако соседнего атома или молекулы, наводя у того наведённый диполь (induced dipole). Два таких быстро меняющихся временных диполя приводят к относительно слабому электростатическому притяжению между частицами — той самой дисперсионной силе, изображённой на рисунке 10.6.

Рис. 10.6. Дисперсионные силы возникают из-за образования временных диполей, как показано здесь для двух неполярных двухатомных молекул.

Дисперсионные силы, возникающие между атомами разных молекул, способны притягивать молекулы друг к другу. Однако эти силы относительно слабы и становятся значимыми лишь когда молекулы расположены очень близко. Более крупные и тяжёлые атомы и молекулы испытывают более сильные дисперсионные силы, чем меньшие и лёгкие. Так, \(\ce{F2}\) и \(\ce{Cl2}\) при комнатной температуре — газы (отражение более слабых сил притяжения), \(\ce{Br2}\) — жидкость, а \(\ce{I2}\) — твёрдое тело (более сильные силы притяжения). Тенденции температур плавления и кипения галогенов наглядно демонстрируют этот эффект (таблица 10.1).

Таблица 10.1. Температуры плавления и кипения галогенов

Галоген	Молярная масса	Атомный радиус	Температура плавления	Температура кипения
фтор, \(\ce{F2}\)	\(38\ \text{г}/\text{моль}\)	\(72\ \text{пм}\)	\(53\ \text{К}\)	\(85\ \text{К}\)
хлор, \(\ce{Cl2}\)	\(71\ \text{г}/\text{моль}\)	\(99\ \text{пм}\)	\(172\ \text{К}\)	\(238\ \text{К}\)
бром, \(\ce{Br2}\)	\(160\ \text{г}/\text{моль}\)	\(114\ \text{пм}\)	\(266\ \text{К}\)	\(332\ \text{К}\)
иод, \(\ce{I2}\)	\(254\ \text{г}/\text{моль}\)	\(133\ \text{пм}\)	\(387\ \text{К}\)	\(457\ \text{К}\)
астат, \(\ce{At2}\)	\(420\ \text{г}/\text{моль}\)	\(150\ \text{пм}\)	\(575\ \text{К}\)	\(610\ \text{К}\)

Рост температур плавления и кипения с увеличением размеров атомов или молекул удобно объяснить тем, как сила дисперсионных взаимодействий зависит от электронного строения. В более крупном атоме валентные электроны в среднем удалены от ядер сильнее, чем в малом. Поэтому они слабее удерживаются и легче образуют временные диполи, обеспечивающие притяжение. Способность сторонней электростатической нагрузки (например, иона или полярной молекулы по соседству) исказить распределение зарядов в молекуле (её электронное облако) характеризуется величиной, называемой поляризуемостью (polarizability). Молекулу, электронное облако которой легко искажается, называют сильно поляризуемой; для неё дисперсионные силы велики. Молекула с трудно искажаемым облаком слабо поляризуема, и дисперсионные силы у неё малы.

Пример 10.1. Лондоновские силы и их проявления

Задача. Расположите следующие соединения элемента 14-й группы с водородом в порядке возрастания температуры кипения: \(\ce{CH4}\), \(\ce{SiH4}\), \(\ce{GeH4}\), \(\ce{SnH4}\). Обоснуйте свой выбор.

Решение. Применяя знания, полученные в главе о химической связи и геометрии молекул, заключаем, что все эти соединения — неполярные, поэтому могут испытывать только дисперсионные силы: чем меньше молекула, тем слабее её поляризуемость и дисперсионные силы; чем больше молекула, тем сильнее дисперсионные силы. Молярные массы \(\ce{CH4}\), \(\ce{SiH4}\), \(\ce{GeH4}\) и \(\ce{SnH4}\) составляют примерно \(16\ \text{г}/\text{моль}\), \(32\ \text{г}/\text{моль}\), \(77\ \text{г}/\text{моль}\) и \(123\ \text{г}/\text{моль}\) соответственно. Следовательно, самая низкая температура кипения ожидается у \(\ce{CH4}\), самая высокая — у \(\ce{SnH4}\). Порядок от низшей к высшей температуре кипения: \(\ce{CH4} < \ce{SiH4} < \ce{GeH4} < \ce{SnH4}\).

Сопоставление экспериментальных температур кипения с номером периода элемента 14-й группы подтверждает этот прогноз.

Проверь себя. Расположите следующие углеводороды в порядке возрастания температуры кипения: \(\ce{C2H6}\), \(\ce{C3H8}\), \(\ce{C4H10}\).

Ответ: \(\ce{C2H6} < \ce{C3H8} < \ce{C4H10}\). Все эти соединения неполярны и испытывают только Лондоновские дисперсионные силы: чем больше молекула, тем сильнее дисперсионные силы и тем выше температура кипения.

Форма молекул также влияет на величину дисперсионных сил между ними. Например, температуры кипения изомеров \(н\)-пентана, изопентана и неопентана (рис. 10.7) равны \(36\ \text{°C}\), \(27\ \text{°C}\) и \(9{,}5\ \text{°C}\) соответственно. Хотя эти соединения имеют одну и ту же химическую формулу \(\ce{C5H12}\), различие в температурах кипения говорит о том, что дисперсионные силы в жидкой фазе разные: они наибольшие для \(н\)-пентана и наименьшие для неопентана. Вытянутая форма \(н\)-пентана обеспечивает большую площадь поверхности, доступной для контактов между молекулами, и, как следствие, более сильные дисперсионные силы. Более компактная форма изопентана даёт меньшую площадь контакта и более слабые дисперсионные силы. Молекулы неопентана — самые компактные из трёх; площадь контакта у них наименьшая, и дисперсионные силы самые слабые. Поведение здесь аналогично соединению липучек: чем больше площадь соприкасающихся полос, тем прочнее их сцепление.

Рис. 10.7. Сила дисперсионных взаимодействий возрастает с увеличением площади контакта между молекулами, как видно из температур кипения этих изомеров пентана.

Химия в повседневной жизни. Гекконы и межмолекулярные взаимодействия

Гекконы обладают поразительной способностью прилипать почти к любой поверхности. Они быстро взбегают по гладким стенам и пробегают по потолкам, на которых нет никаких выступов, и делают это без присосок и без липких выделений на лапах. Когда геккон идёт по поверхности, он легко поднимает лапы; но если попытаться оторвать его силой — он крепко держится за поверхность. Как же гекконам (а также паукам и некоторым насекомым) это удаётся? Хотя сам феномен изучали столетиями, лишь недавно учёные раскрыли его тонкие механизмы.

Подошвы лап гекконов покрыты сотнями тысяч мельчайших волосков, называемых сетами (setae); каждая сета, в свою очередь, ветвится на сотни треугольных плоских кончиков — спатул (spatulae). Огромное число спатул на каждой сете обеспечивает геккону (рис. 10.8) очень большую суммарную площадь контакта с поверхностью. В 2000 году Келлар Отэм (Kellar Autumn), возглавляющий межуниверситетскую группу по изучению гекконов, обнаружил, что гекконы одинаково хорошо прилипают и к полярному оксиду кремния, и к неполярному арсениду галлия. Это доказало, что прилипание обусловлено дисперсионными силами — слабыми межмолекулярными притяжениями, возникающими из-за временных согласованных распределений зарядов в соседних молекулах. Хотя каждая такая сила очень слаба, в сумме по миллионам спатул возникает притяжение, многократно превышающее вес геккона.

В 2014 году двое исследователей — Алекс Грини (Alex Greaney) и Конгконг Ху (Congcong Hu) из Орегонского университета штата — построили модель, объясняющую, как геккон может быстро переключаться между «липким» и «нелипким» состоянием. Лапы геккона, в обычном положении нелипкие, становятся липкими при приложении небольшого сдвигового усилия. Поджимая и распрямляя пальцы, геккон чередует прилипание и отлипание и легко перемещается по поверхности. Более поздние работы Алиссы Старк (Alyssa Stark) из университета Акрона показали, что гекконы одинаково хорошо удерживаются и на сухих, и на мокрых гидрофобных поверхностях (вроде листьев растений в их естественной среде). В опытах Старк геккона осторожно тянули с помощью ленты, фиксируя момент проскальзывания. Дальнейшие исследования могут привести к созданию более совершенных клеев и других технологических приложений.

Рис. 10.8. Подошвы лап гекконов покрыты сотнями тысяч мельчайших волосков, называемых сетами; каждая сета, в свою очередь, ветвится на сотни крошечных треугольных плоских кончиков — спатул. Гекконы прилипают к поверхностям благодаря ван-дер-ваальсовым взаимодействиям между поверхностью и миллионами их спатул. Изменяя характер контакта спатул с поверхностью, геккон может «включать» и «выключать» прилипание.

Дополнительно

Это видео подробнее рассказывает о работах Келлара Отэма, доказавших, что именно силы Ван-дер-Ваальса обеспечивают гекконам способность прилипать и лазать.

Диполь-дипольные взаимодействия

Вспомним из главы о химической связи и геометрии молекул, что у полярной молекулы один из её концов несёт частичный положительный заряд, а противоположный — частичный отрицательный; такое разделение зарядов называют диполем. Рассмотрим полярную молекулу хлороводорода \(\ce{HCl}\). В молекуле \(\ce{HCl}\) более электроотрицательный атом \(\ce{Cl}\) несёт частичный отрицательный заряд, а менее электроотрицательный атом \(\ce{H}\) — частичный положительный. Между молекулами \(\ce{HCl}\) возникает сила притяжения вследствие взаимодействия положительного конца одной молекулы и отрицательного конца другой. Такое притяжение называют диполь-дипольным взаимодействием (dipole-dipole attraction) — электростатической силой между частично положительным концом одной полярной молекулы и частично отрицательным концом другой (рис. 10.9).

Рис. 10.9. На рисунке показаны два расположения полярных молекул (например, \(\ce{HCl}\)), при которых возникает притяжение между частично отрицательным концом одной молекулы и частично положительным концом другой.

Действие диполь-дипольного взаимодействия наглядно проявляется при сопоставлении \(\ce{HCl}\) с неполярной молекулой \(\ce{F2}\). Обе состоят из одного и того же числа атомов и имеют примерно одинаковую молекулярную массу. При температуре \(150\ \text{К}\) молекулы обоих веществ обладали бы одинаковой средней кинетической энергией. Однако диполь-дипольные притяжения между молекулами \(\ce{HCl}\) достаточны, чтобы «склеить» их и образовать жидкость, тогда как относительно более слабые дисперсионные силы между неполярными молекулами \(\ce{F2}\) для этого недостаточны, и при той же температуре фтор — газ. Более высокая нормальная температура кипения \(\ce{HCl}\) (\(188\ \text{К}\)) по сравнению с \(\ce{F2}\) (\(85\ \text{К}\)) — следствие более сильных диполь-дипольных притяжений между молекулами \(\ce{HCl}\). В качестве показателей относительной силы межмолекулярных взаимодействий часто используют такие величины, как температуры кипения и плавления, а также энтальпии испарения и плавления.

Пример 10.2. Диполь-дипольные силы и их проявления

Задача. Какая из молекул имеет более высокую температуру кипения: \(\ce{N2}\) или \(\ce{CO}\)? Обоснуйте свой выбор.

Решение. \(\ce{CO}\) и \(\ce{N2}\) — двухатомные молекулы с массой около \(28\ \text{а. е. м.}\), поэтому они испытывают схожие по силе Лондоновские дисперсионные силы. Молекула \(\ce{CO}\) полярна и потому участвует в диполь-дипольных взаимодействиях; молекула \(\ce{N2}\) неполярна и таких взаимодействий не образует. Диполь-дипольные притяжения между молекулами \(\ce{CO}\) сильнее дисперсионных сил между неполярными молекулами \(\ce{N2}\), поэтому у \(\ce{CO}\) ожидается более высокая температура кипения.

Проверь себя. Какая молекула имеет более высокую температуру кипения: \(\ce{ICl}\) или \(\ce{Br2}\)? Обоснуйте свой выбор.

Ответ: \(\ce{ICl}\). У \(\ce{ICl}\) и \(\ce{Br2}\) близкие массы (\(\approx 160\ \text{а. е. м.}\)) и сравнимые Лондоновские дисперсионные силы. \(\ce{ICl}\) — полярная молекула и дополнительно участвует в диполь-дипольных притяжениях; \(\ce{Br2}\) — неполярная. Более сильные диполь-дипольные взаимодействия требуют большей энергии для преодоления, поэтому температура кипения \(\ce{ICl}\) выше.

Водородная связь

Фторид нитрозила \(\ce{ONF}\) (молекулярная масса \(49\ \text{а. е. м.}\)) при комнатной температуре — газ. Вода \(\ce{H2O}\) (молекулярная масса \(18\ \text{а. е. м.}\)) — жидкость, хотя её молекулярная масса меньше. Это различие нельзя объяснить дисперсионными силами: молекулы примерно одной формы, а \(\ce{ONF}\) тяжелее и крупнее, и, значит, должна испытывать более сильные дисперсионные силы. Различие нельзя объяснить и разной величиной дипольных моментов: обе молекулы полярны и имеют сопоставимые дипольные моменты. Большая разница температур кипения обусловлена особенно сильным диполь-дипольным взаимодействием, возникающим, когда в молекуле есть атом водорода, связанный с атомом фтора, кислорода или азота (три самых электроотрицательных элемента). Очень большая разность электроотрицательностей между атомом \(\ce{H}\) (\(2{,}1\)) и атомом, с которым он связан (\(4{,}0\) для \(\ce{F}\), \(3{,}5\) для \(\ce{O}\) и \(3{,}0\) для \(\ce{N}\)), вкупе с очень малым размером атома \(\ce{H}\) и сравнительно небольшим размером атомов \(\ce{F}\), \(\ce{O}\) и \(\ce{N}\), приводит к крайне высокой концентрации парциальных зарядов на этих атомах. Молекулы с группами \(\ce{F-H}\), \(\ce{O-H}\) или \(\ce{N-H}\) очень сильно притягиваются к таким же группам в соседних молекулах — это особенно сильный тип диполь-дипольного взаимодействия, называемый водородной связью (hydrogen bonding). Примеры водородных связей: \(\ce{HF\cdots HF}\), \(\ce{H2O\cdots HOH}\) и \(\ce{H3N\cdots HNH2}\) — здесь сами водородные связи обозначены точками. На рисунке 10.10 показано образование водородных связей между молекулами воды.

Рис. 10.10. Молекулы воды участвуют в множественных водородных взаимодействиях с соседними молекулами воды.

Несмотря на слово «связь» в названии, помните, что водородные связи — это межмолекулярные силы притяжения, а не внутримолекулярные (не ковалентные связи). Водородные связи существенно слабее ковалентных — примерно на 5–10 % от их силы, — однако обычно намного сильнее других диполь-дипольных взаимодействий и дисперсионных сил.

Водородные связи заметно сказываются на свойствах конденсированных фаз (жидкостей и твёрдых тел). Рассмотрим, например, изменения температур кипения у бинарных гидридов 15-й группы (\(\ce{NH3}\), \(\ce{PH3}\), \(\ce{AsH3}\), \(\ce{SbH3}\)), 16-й группы (\(\ce{H2O}\), \(\ce{H2S}\), \(\ce{H2Se}\), \(\ce{H2Te}\)) и 17-й группы (\(\ce{HF}\), \(\ce{HCl}\), \(\ce{HBr}\), \(\ce{HI}\)). Температуры кипения трёх самых тяжёлых гидридов каждой группы показаны на рисунке 10.11. При движении вниз по группе полярность молекул немного снижается, а размеры молекул заметно растут. Эффект усиливающихся дисперсионных сил преобладает над эффектом ослабляющихся диполь-дипольных взаимодействий, и температуры кипения монотонно возрастают.

Рис. 10.11. Для гидридов 15-й, 16-й и 17-й групп температуры кипения в каждом классе соединений возрастают с ростом молекулярной массы для элементов периодов 3, 4 и 5.

Если воспользоваться этой тенденцией для предсказания температур кипения наиболее лёгких гидридов каждой группы, можно было бы ожидать, что \(\ce{NH3}\) кипит примерно при \(-120\ \text{°C}\), \(\ce{H2O}\) — при \(-80\ \text{°C}\), а \(\ce{HF}\) — при \(-110\ \text{°C}\). Однако измеренные температуры кипения этих соединений оказываются значительно выше, чем предсказывает тенденция (рис. 10.12). Это разительное несоответствие убедительно свидетельствует о силе водородных связей.

Рис. 10.12. По сравнению с периодами 3–5, бинарные гидриды элементов второго периода в 17-й, 16-й и 15-й группах (\(\ce{F}\), \(\ce{O}\) и \(\ce{N}\) соответственно) имеют аномально высокие температуры кипения из-за водородных связей.

Пример 10.3. Влияние водородных связей на температуру кипения

Задача. Рассмотрите соединения: диметиловый эфир (\(\ce{CH3OCH3}\)), этанол (\(\ce{CH3CH2OH}\)) и пропан (\(\ce{CH3CH2CH3}\)). Их температуры кипения (не обязательно в этом порядке) — \(-42{,}1\ \text{°C}\), \(-24{,}8\ \text{°C}\) и \(78{,}4\ \text{°C}\). Сопоставьте каждому соединению его температуру кипения. Обоснуйте ответ.

Решение. Предсказанные методом ОЭПВО геометрии \(\ce{CH3OCH3}\), \(\ce{CH3CH2OH}\) и \(\ce{CH3CH2CH3}\) схожи, как и их молярные массы (\(46\ \text{г}/\text{моль}\), \(46\ \text{г}/\text{моль}\) и \(44\ \text{г}/\text{моль}\) соответственно), поэтому дисперсионные силы у них примерно одинаковы. \(\ce{CH3CH2CH3}\) неполярен и испытывает лишь дисперсионные силы. \(\ce{CH3OCH3}\) полярен и дополнительно образует диполь-дипольные взаимодействия. У \(\ce{CH3CH2OH}\) есть группа \(\ce{-OH}\), поэтому он способен образовывать особенно сильные диполь-дипольные взаимодействия — водородные связи. Таким образом, порядок по силе межмолекулярных взаимодействий, а значит, и по температурам кипения: \(\ce{CH3CH2CH3} < \ce{CH3OCH3} < \ce{CH3CH2OH}\). Температура кипения пропана — \(-42{,}1\ \text{°C}\), диметилового эфира — \(-24{,}8\ \text{°C}\), этанола — \(78{,}4\ \text{°C}\).

Проверь себя. Этан (\(\ce{CH3CH3}\)) имеет температуру плавления \(-183\ \text{°C}\) и температуру кипения \(-89\ \text{°C}\). Предскажите температуры плавления и кипения метиламина (\(\ce{CH3NH2}\)). Обоснуйте ответ.

Ответ: Температуры плавления и кипения метиламина ожидаемо заметно выше, чем у этана. \(\ce{CH3CH3}\) и \(\ce{CH3NH2}\) близки по размеру и массе, однако в метиламине есть группа \(\ce{-NH}\), что позволяет образовывать водородные связи. Это существенно увеличивает межмолекулярные взаимодействия, а значит, и температуры плавления и кипения. Точные значения предсказать сложно; известные данные: температура плавления \(-93\ \text{°C}\), температура кипения \(-6\ \text{°C}\).

Связи между науками. Водородные связи и ДНК

Дезоксирибонуклеиновая кислота (ДНК) присутствует в каждом живом организме и содержит генетическую информацию, определяющую признаки организма, задающую «инструкции» для синтеза необходимых для жизни белков и служащую шаблоном для передачи информации потомству. Молекула ДНК состоит из двух (анти)параллельных цепей повторяющихся нуклеотидов, образующих хорошо известную двойную спираль (рис. 10.13).

Рис. 10.13. Две отдельные молекулы ДНК образуют двухцепочечную спираль, в которой цепи удерживаются вместе за счёт водородных связей.

Каждый нуклеотид состоит из сахарной (дезоксирибозной) части, к которой с одной стороны присоединена фосфатная группа, а с другой — одно из четырёх азотистых оснований. Два из них — цитозин (\(\text{C}\)) и тимин (\(\text{T}\)) — имеют одно кольцо и относятся к пиримидинам. Два других — аденин (\(\text{A}\)) и гуанин (\(\text{G}\)) — имеют два кольца и относятся к пуринам. Эти основания образуют комплементарные пары «один пурин + один пиримидин»: аденин — с тимином, цитозин — с гуанином. Каждая пара оснований удерживается водородными связями: пара \(\text{A-T}\) образует две водородные связи, пара \(\text{C-G}\) — три; обе пары имеют близкую форму и размер (рис. 10.14).

Рис. 10.14. Геометрия молекул оснований обеспечивает максимальное число водородных связей между аденином и тимином (AT) и между гуанином и цитозином (GC) — так называемые «комплементарные пары оснований».

Кумулятивный эффект миллионов водородных связей надёжно удерживает обе цепи ДНК вместе. При этом важно, что цепи ДНК сравнительно легко «расходятся» (расстёгиваются) посередине, поскольку водородные связи относительно слабы по сравнению с ковалентными связями, удерживающими атомы в отдельных молекулах ДНК. Благодаря этому каждая цепь может служить шаблоном при репликации.