13

ЛЕКЦИЯ ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ ФАРМФАК

Введение

Проблема химической связи – это центральная проблема химии. Рассмотрим основы теории химической связи с позиций метода валентных связей (МВС) как наиболее простого и наглядного.

Химическая связь – это вся та совокупность сил, которая удерживает отдельные атомы в составе молекул, ионов, радикалов и кристаллов.

Основное условие образования связи – это понижение полной энергии Е многоатомной системы по сравнению с энергией изолированных атомов, т.е. в случае образования молекулы АВ из свободных атомов А и В: Е_АВ < Е_А + Е_В.

В настоящее время химическую связь можно определить как взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков сопровождающееся уменьшением полной энергии системы.

В зависимости от характера распределения электронной плотности между взаимодействующими атомами различают три основных типа химической связи: ионную, ковалентную и металлическую.

Основные параметры связи

1. Энергия связи.

Это важнейшая характеристика химической связи, определяющая прочность химической связи. Как было указано, причиной образования любого типа химической связи является понижение энергии системы, которое сопровождает этот процесс. Разность энергий начального и конечного состояния называется энергией связи (Е_св. ) и определяется количеством теплоты, выделяющейся при образовании химической связи. Экспериментально удобнее находить эту величину по количеству энергии, которая затрачивается на разрыв данной связи. Энергия химических связей оценивается значениями порядка 125 – 1050 кДж/моль.

2. Длина связи.

Расстояние между ядрами двух атомов, при котором силы притяжения уравновешиваются силами отталкивания и система имеет минимальную энергию, называется длиной связи. Длина и энергия связи зависят от кратности связи. Если между двумя атомами возникает больше, чем одна связь, то такие связи называются кратными. С увеличением кратности уменьшается длина связи и увеличивается её энергия. Рассмотрим таблицу, данные которой характеризуют химические связи и их энергию.

Характеристика простых и кратных связей

МОЛЕКУЛА	СВЯЗЬ	ДЛИНА СВЯЗИ, нм	ЭНЕРГИЯ СВЯЗИ, кДж/моль
Н3С – СН3	С – С	0,154	348
Н2С = СН2	С = С	0,135	635
НС ≡ СН	С ≡ С	0,120	830

Из таблицы видно, что энергия двойной (тройной) связи меньше удвоенной (утроенной) энергии одинарной связи. Следовательно σ- и π-связи энергетически неодинаковы.

3.Угол связи.

Угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называется углом связи или валентным углом.

В случае молекулы воды имеем: длина связи Н – О равна 0,096 нм; энергия связи О – Н равна 464 кДж/моль; угол связи НОН составляет 104,5 ⁰.

Ковалентная связь

Ковалентная связь – это тип химической связи между двумя атомами, возникающей при обобществлении электронов, которые принадлежат этим атомам.

Наиболее простым примером образования ковалентной связи является образование молекулы водорода из отдельных атомов. Изолированные атомы водорода, имеющие электроны с противоположно направленными спинами, при сближении притягиваются друг к другу. В результате такого притяжения электронные облака атомов перекрываются, образуя общее электронное облако. Между ядрами взаимодействующих атомов образуется область повышенной электронной плотности. К этой области и притягиваются ядра атомов до тех пор, пока не наступит равновесие между силами притяжения и силами межъядерного отталкивания. При этом процессе снижается потенциальная энергия системы. Минимум на кривой 1 соответствует энергии связи в молекуле Н₂ (максимальная энергия, выделяющаяся при образовании связи) и минимально возможному расстоянию между ядрами (равновесие сил притяжения и отталкивания). Если спины электронов параллельны (кривая 2), то потенциальная энергия непрерывно возрастает при их сближении, следовательно, на кривой нет минимума энергии – химическая связь не образуется. Схематически образование молекулы

Водорода можно показать так:

Н · + · Н → Н : Н.

Точками на схеме при знаке

химического элемента обозначают

внешние электроны.

Общая электронная пара,

осуществляющая ковалентную

связь обозначается двумя точками.

В графических формулах её заменяют

чёрточкой (валентным штрихом).

Рис. I. Зависимость потенциальной энергии ( Е ) системы из двух атомов водорода от межъядерного расстояния r. Кривая 1 – при образовании связи: кривая 2 – без её образования.

Молекула водорода образуется из двух свободных атомов водорода, имеющих одинаковую электроотрицательность. Поэтому общая электронная пара будет находиться посредине межъядерного расстояния. В таких случаях образующаяся связь называется неполярной ковалентной связю.

Если молекула образуется из атомов, имеющих различные электроотрицательности, то общая электронная пара, осуществляющая связь, смещается к атому с большей электроотрицательностью. (Напомним, что электроотрицательность – это условная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны.). Приведём схему образования молекулы хлороводорода из атомов:

Н∙ + ∙ Cl = H :Cl

В результате происходит смещение электронного облака в сторону атома хлороа. Возникает асимметрия в распределении положительных и отрицательных зарядов между взаимодействующими атомами. Такие молекулы представляют собой электрический диполь, а такая ковалентная связь называется полярной. В молекуле HCl общая электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного атома хлора, это приводит к тому, что на атоме хлора возникает эффективный отрицательный заряд (-0,18 заряда электрона). У атома водорода также появляется эффективный положительный заряд (+0,18 заряда электрона).

Расстояние между центрами тяжести эффективных зарядов (q+ и q-) называется длиной диполя.

Центры тяжести эффективных зарядов не совпадают с центрами ядер взаимодействующих атомов, поэтому длина диполя всегда меньше длины связи.

Мерой полярности связи является электрический момент диполя (ЭМД) µ, представляющий собой произведение длины диполя l на абсолютный эффективный заряд q: µ= ql. Электрический момент диполя обычно выражается в дебаях (D): 1D = 3,33 ∙ 10^-30 Кл ∙ м.

ЭМД связи является векторной величиной, направленной от положительного полюса к отрицательному:

q+ -------------- q-

_________

В многоатомных молекулах суммарный ЭМД молекулы равен векторной сумме ЭМД отдельных связей. Поэтому полярность и неполярность молекулы, определяемая её ЭМД, зависит от симметричности распределения зарядов, которая в свою очередь, обусловлена геометрической структурой молекулы. Так, например, в молекуле СО₂ все связи полярны, а сама молекула является неполярной вследствие линейного строения. В то же время молекула Н₂О из-за своего углового строения является полярной.

Многие свойства веществ, такие как растворимость, способность к диссоциации и др., в сильной степени зависят от полярности связей в веществе.

Свойства ковалентной связи

Поляризуемость атомов, ионов, молекул – это способность этих частиц приобретать дипольный момент µ в электрическом поле. Появление дипольного момента µ обусловлено смещением электронов под действием электрического поля.

Полярность связей и всей молекулы в целом может изменяться под действием внешнего электрического поля, такое поле может создавать другая молекула или ион. В результате поляризации неполярные молекулы могут стать полярными, а полярные превратиться в ещё более полярные вплоть до полного разрыва отдельных связей с образованием положительных и отрицательных ионов:

Н :Cl → Н :Cl → H ⁺ + Cl ^-

Такого типа разрыв связи называется гетеролитическим (или ионным).

В отличие от него гомолитический (или радикальный) разрыв связи имеет место при распаде молекулы на атомы или радикалы:

Н : Cl → H · + · Cl

Насыщаемость связи

Ковалентная связь обладает определённой насыщаемостью. Это значит, что данный атом может быть связан прочной связью только с определённым числом других атомов (одним или несколькими). Насыщаемость определяется валентными возможностями атомов, образующих связь. Использовав для образования связи все валентные орбитали, атом не способен образовывать другие ковалентные связи. Образование связывающей два атома электронной пары исключает её участие в других химических взаимодействиях. Благодаря этому соединения с ковалентными связями имеют строго определённый состав.

Например, атом водорода может образовывать только одну ковалентную связь, т.е. соединяться только с одним атомом. Так, в молекуле Н₂ общая электронная пара формально завершает заполнение электронной оболочки соединяемых ею атомов водорода до двух электронов; при этом каждый из них приобретает электронную конфигурацию гелия – ближайшего к водороду инертного газа. Такая конфигурация для элементов первого периода является наиболее устойчивой.

Направленность связи

Когда мы рассматриваем молекулу, состоящую из трёх и более атомов, возникает вопрос о расположении атомов в пространстве, т.е. о направлении соответствующих связей. Поскольку электронные облака атомов определённым образом ориентированы в пространстве, то можно ожидать, что на направление связей будет влиять форма электронных облаков, так как связь тем прочнее, чем больше степень перекрывания электронных облаков. Как следствие зависимости прочности ковалентной связи от степени перекрывания электронных облаков выступает такая характеристика связи, как её направленность. Связи возникают по направлениям, по которым осуществляется максимальное перекрывание электронных облаков атомов, участвующих в образовании связи (принцип максимального перекрывания). Отсюда следует, что форма молекул должна определяться формой и ориентацией этих электронных облаков.

В зависимости от геометрии перекрывания электронных облаков атомных орбиталей различают σ- и π-связи.

σ-Связь образуется в том случае, если электронные облака максимально перекрываются на прямой, соединяющей центры взаимодействующих атомов. В этих случаях электронные облака перекрываются наиболее глубоко и теми участками, в которых электронная плотность наибольшая. Поэтому σ-связи – связи очень прочные. Если между двумя атомами образуется простая связь, то это всегда σ-связь. Если же между атомами образуются ещё и дополнительные связи, то это одна связь σ-связь, а другие π-связи.

π-Связь образуется при перекрывании электронных облаков в двух областях пространства, по обе стороны линии, перпендикулярной линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов. Отсюда ясно, что π-связь образуют вытянутые в пространстве облака и при этом области их перекрывания не богаты электронной плотностью и их перекрывание происходит неглубоко. Следовательно, π-связи – связи слабые, они разрываются при химических процессах первыми и стремятся перейти в сигма связи.

Если между атомами образуется простая связь, то это всегда σ-связь, если же кратность связи выше, то одна связь -- σ-, а другие – π-связи .

Направленность ковалентной связи определяет геометрию молекул, т.е. взаимное расположение атомов и углы между связями.

В молекуле аммиака связи N – H образуются при перекрывании трёх 2р орбиталей атома азота ис тремя 1s-орбиталями трёх атомов водорода. Можно было ожидать, что молекула должна иметь форму пирамиды с атомом азота в вершине с углами между связями близкими к 90⁰, поскольку орбитали р_х, р_y, p_z атома азота взаимно перпендикулярны. Экспериментально же установлено, что эти углы равны 107,8⁰.

Таким образом, простое представление о перекрывании 2р-орбиталей азота или кислорода с 1s –орбиталями водорода оказалось явно недостаточным для объяснения геометрической форма NH₃ и Н₂О (валентный угол 104,5⁰). Ещё одна трудность возникает при объ\яснении формы таких молекул, как СН₄, ВCl₃, СCl₄ . Для того, чтобы «С» проявил валентность IV необходим переход электрона с 2s- орбитали на 2р-орбиталь, т.е. С* 1s²2s¹2p³ (аналогично В* 1s²2s¹2p² ). Казалось бы, в таких молекулах одна связь должна отличаться от других, так как она образована с участием s-орбитали центрального атома, в то время как другие связи образованы с участием р-орбиталей. Однако эксперимент показывает, что все связи в молекулах СН₄, ВCl₃, СCl₄ одинаковы.

В рамках МВС эти факты объясняются на основе концепции гибридизации АО (Полинг). Согласно концепции, в образовании ковалентных связей участвуют не «чистые», а так называемые гибридные орбитали, усреднённые по форме и размерам (следовательно и по энергии). Число таких орбиталей равно числу орбиталей атома, вступивших в гибридизацию Гибридные орбитали более вытянуты в пространстве, что обеспечивает им их более полное перекрывание с орбиталями соседних атомов. Гибридные орбитали вследствие особой симметрии в образовании π-связей участия не принимают.

По количеству исходных р-орбиталей различают sp-, sp²- sp³- гибридизацию (см. рисунок)

Условия устойчивой гибридизации:

1) В гибридизации могут участвовать орбитали с близкими значениями энергий, т.е. s- и p- орбитали внешнего энергетического уровня и d- орбитали внешнего или предвнешнего уровня;

2) гибридная атомная орбиталь должна более полно перекрываться с орбиталями другого атома при образовании связей;

3) в гибридизации участвуют орбитали с достаточно высокой электронной плотностью, которыми в большинстве случаев являются орбитали элементов начальных периодов;

4) гибридные орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом, чтобы обеспечить максимальное взаимное удаление друг от друга. В этом случае энергия их отталкивания (и, следовательно, энергия всей системы) минимальна.

Направление гибридных орбиталей определяет геометрическую структуру молекулы.

Устойчивому состоянию молекулы соответствует геометрическая структура с минимально возможным значением потенциальной энергией.

Например, принято считать, что если атом углерода соединяется с четырьмя атомами водорода, то вместо одной 2s-орбитали и трёх 2р-орбиталей возникают четыре гибридных sp³ – орбитали. Они имеют одинаковое пространственное распределение электронной плотности, располагаются около атома углерода симметрично, поэтому силы отталкивания между ними взаимно уравновешиваются. Для четырёх sp³-орбиталей наиболее симметричным является тетраэдрическое расположение, когда они вытянуты в направлении к вершинам тетраэдра, в центре которого находится ядро атома углерода. В результате перекрывания таких симметрично расположенных sp³- орбиталей с s-орбиталями атомов водорода образуется молекула СН₄, которая вследствие этого имеет форму правильного тетраэдра. Такую же форму имеет молекула СCl₄.

Если молекула состоит из большого числа атомов, то для объяснения или предсказания формы молекулы можно воспользоваться следующими представлениями. Форма молекулы определяется числом электронных пар, окружающих центральный атом. Электронные пары располагаются так, чтобы отталкивание между ними было минимальным.

Если все электронные пары, окружающие данный атом, идут на образование связей с одинаковыми атомами, то отталкивание между электронными облаками также одинаково и молекула имеет симметричную форму. В зависимости от числа электронных пар молекула может иметь следующую форму: 2 – линейная, 3 – треугольная, 4 – тетраэдрическая. Например, молекула BeF₂ (sp- гибридизация) – линейная, а молекула ВF₃ имеет форму плоского треугольника (sp² – гибридизация).

Однако часто реальные углы связи отличаются от углов, соответствующих типу гибридизации. Основными причинами этих отклонений являются следующие:

1) Не все гибридные орбитали участвуют в образовании связи, часть из них – несвязывающие. Электронные пары, находящиеся на этих орбиталях, также называются несвязывающими (или неподелёнными). Например, у атома азота в молекуле NH₃ одна пара электронов несвязывающая Н₃N:. Связывающая электронная пара локализована между двумя атомами и поэтому занимает меньшее пространство, чем электронное облако несвязывающей пары. Вследствие этого отталкивающее действие несвязывающей пары (НП) проявляется в большей мере, чем связывающей (СП). По степени взаимного отталкивания электронные пары располагаются согласно ряду:

неподелённая – неподелённая >неподелённая – связывающая > связывающая – связывающая.

Так, если исходить из представления об sp³ – гибридизации для объяснения формы молекул воды и аммиака, то при симметричной форме молекул углы между связями О – Н и N – H должны быть равны 109,5⁰ (тетраэдрическая симметрия). Однако отталкивание других электронных облаков облаками неподелённых пар (одна на атоме азота и две на атоме кислорода) приводит к тому, что углы между связями N – H и особенно О – Н оказываются немного меньше: 107,8⁰ и 104,5⁰. В молекуле воды у атома кислорода имеются две неподелённые электронные пары, поэтому искажающий эффект более заметен.

ИОННАЯ СВЯЗЬ

Если соединяются атомы сильно отличающиеся по величинам электроотрицательности, то один из этих атомов можно отнести к электроположительным элементам (типичный металл), а другой – к числу наиболее электроотрицательных элементов (типичный неметалл), то валентный электрон (электроны) электроположительного атома полностью переходит (переходят) к электроположительному атому, в результате чего эти атомы превращаются в заряженные частицы – ионы. Связь между ними будет осуществляться за счёт взаимного притяжения противоположно заряженных ионов. Отсюда её название – ионная связь. Соединения же, состоящие из ионов, называют ионными соединениями.

Рассмотрим образование NaCl из атомов натрия и хлора. Электроположительный атом натрия имеет небольшую энергию ионизации, поэтому легко теряет электрон, приобретая при этом электронную конфигурацию инертного газа – неона:

₁₁Na: 1s²2s²2p⁶3s¹ → ₁Na⁺: s²2s²2p⁶ + e^-

Атом электроотрицательного элемента хлора, обладающего значительным сродством к электрону, напротив, способен принять на внешний уровень дополнительный электрон, также приобретая электронную конфигурацию инертного газа (аргона):

₁₇Cl: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ + e → ₁₇Cl^-: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

За счёт электростатического притяжения между образовавшимися ионами и возникает ионная связь, т.е. образуется кристаллическая решетка хлорида натрия (в твёрдом состоянии) либо молекулы NaCl (в парах).

Na∙ + ∙Cl → [Na] ⁺ [:Cl]^-

В ионном соединении ионы представляются в виде электрических зарядов со сферической симметрией силового поля. Такие заряды могут притягивать к себе независимо от направления неограниченное число зарядов (ионов) противоположного знака. Поэтому ионная связь не обладает направленностью и не обладает насыщаемостью. Соблюдается лишь равенство суммы зарядов всех положительных и отрицательных ионов в ионном соединении, поскольку соединение в целом электронейтрально.

В настоящее время установлено, что идеальная ионная связь с полным переходом валентных электронов от одного атома к другому не осуществляется даже для случая щелочной металл – галоген. Реально происходит лишь очень сильное смещение электрона от электроположительного атома к электроотрицательному, поэтому ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи между атомами с сильно различающимися электротрицательностями. Условно принято считать, что при разности между электротрицательностями взаимодействующих атомов более 1,9 степень ионности связи больше 50%, и поэтому атомы рассматриваются как ионы с целочисленными зарядами.

Ионы – это заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов в результате потери или присоединения электронов. Ионы могут быть элементарными – состоящими из одного атома (К⁺, Са²⁺, S^2-) или сложными – состоящими из атомов двух и более элементов (SO₄^2-, [Co(NH₃)₆] ³⁺).

Отметим, что в одном и том же соединении связи между разными парами атомов могут быть разными. Так, в солях кислородных кислот имеет место ионное взаимодействие между катионом и анионом, в то время как внутри иона связи между атомами кислорода и другого элемента – ковалентные полярные.

МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

При обычных условиях металлы (кроме ртути) существуют в виде кристаллов. Характерная особенность этих кристаллов – высокие значения координационных чисел, т.е. число ближайших соседей. Оно меняется от 8 (объёмно центрированная кубическая решетка) до 12 (кубическая и гексагональная решетки).

Взаимодействие, удерживающее атомы металлов в едином кристалле, называется металлической связью.

Природа металлической связи подобна ковалентной свзи: оба типа связи основаны на обобществлении валентных электронов. Однако в атомах металлов количество таких электронов значительно меньше количества валентных орбиталей, поэтому электроны могут переходить из одной орбитали в другую. Невысокие энергии ионизации металлов обусловливают лёгкость отрыва валентных электронов от атомов и перемещение по всему объёму кристалла. Благодаря свободному перемещению электронов металлы обладают высокой электрической проводимостью и теплопроводностью.

Таким образом в металлах небольшое количество электронов обеспечивает связывание всех атомов в кристалле металла. Связь такого типа, в отличие от ковалентной, является ненаправленной и нелокализованной. Именно этим объясняется пластичность металлов – способность менять свою форму под действием механических сил.

По аналогии с молекулами газообразного вещества, совершающими хаотическое движение, подвижные электроны рассматривают как электронный газ в металле.

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ

Межмолекулярные взаимодействия – это взаимодействие молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей.

Молекулы способны к взаимодействию между собой. Наличие такого взаимодействия обусловливает переход вещества из газообразного в конденсированное (жидкое или твёрдое) состояние и, следовательно, определяет многие физические свойства: температуры кипения и плавления, электрическую проводимость, теплопроводность, твёрдость, плотность и др.

Межмолекулярное взаимодействие отличается от химического тем, что оно проявляется на значительно больших расстояниях и характеризуется отсутствием насыщаемости и специфичности, а также небольшими энергиями.

Основу межмолекулярного взаимодействия составляют кулоновские силы, возникающие между электронами и ядрами молекул. Взаимодействие зависит от расстояния между молекулами r, их взаимной ориентации, строения и электрических свойств (дипольного момента, поляризуемости и др.). При расстояниях между молекулами, значительно превосходящих размеры молекул, можно выделить три типа взаимодействия.

Диполь – дипольное (или ориентационное) взаимодействие

При сближении двух полярных молекул они ориентируются так, чтобы энергия системы была минимальной. Этому условию отвечает ориентация, при которой положительный конец одной молекулы соседствует с отрицательным концом другой молекулы:

В газах и жидкостях ориентации полярных молекул препятствует тепловое движение. Энергия ориентационного взаимодействия между двумя одинаковыми диполями рассчитывается по формуле Кеезома:

2µ₁²µ₂²

3r⁶ RT

где µ₁ и µ₂ - дипольные моменты взаимодействующих молекул; r – расстояние между центрами диполей; T – абсолютная температура; R – универсальная газовая постоянная.

Из формулы следует, что энергия ориентационного взаимодействия возрастает с увеличением полярности молекул и уменьшается с повышением температуры, так как с повышением температуры усиливается тепловое движение молекул, которое нарушает ориентацию их.

Диполь – дипольное взаимодействие является наиболее сильным из всех межмолекулярных взаимодействий. Вещества, молекулы которых полярны, обычно имеют более высокие температуры плавления, чем вещества, состоящие из неполярных молекул.

Индукционное взаимодействие (взаимодействие диполь – индуцированный диполь)

Присутствие полярной молекулы вблизи другой, которая может быть полярной или неполярной, оказывает на вторую молекулу поляризующее действие и вызывает появление в ней индуцированного дипольного момента.

Взаимодействие постоянного диполя одной молекулы с наведённым диполем второй и называется индукционным или поляризационным.

Формулу для расчёта энергии индукционного взаимодействия предложил Дебай (1920):

2αµ⁴

r⁶

где µ - дипольный момент полярной молекулы; r – расстояние между постоянным и индуцированным диполями; α – поляризуемость неполярной молекулы.

Из формулы следует, что энергия индукционного взаимодействия не зависит от температуры. Она возрастает с увеличением дипольного момента полярной молекулы µ и поляризуемости неполярной молекулы α. Энергия индукционного взаимодействия так же, как ориентационного, убывает пропорционально шестой степени расстояния.

Дисперсионное взаимодействие (эффект Лондона)

Дисперсионное взаимодействие имеет место между неполярными молекулами. В чистом виде дисперсионное взаимодействие проявляется у благородных газов, которые при понижении температуры сжижаются. В неполярных молекулах распределение электронной плотности симметрично и дипольный момент отсутствует. Дисперсионные силы возникают потому, что в атоме существуют колебательные движения ядра и электронов друг относительно друга. В результате в атоме возникают мгновенные диполи. Мгновенный диполь одной молекулы А поляризует другую молекулу В и вызывает появление в ней индуцированного диполя. Обе молекулы будут иметь дипольные моменты, направленные в одну сторону, притягиваться друг к другу. В следующий момент диполь в молекуле А может быть направлен в противоположную сторону. И снова наведённый в молекуле В диполь станет таким, что между молекулами возникает притяжение. Дипольные моменты возникают лишь на мгновение, но суммарный эффект их взаимодействия – это постоянно действующие силы притяжения.

Энергия дисперсионного взаимодействия рассчитывается по формуле, предложенной Лондоном:

3hν₀α

4r⁶

где ν₀ – частота колебания частиц при абсолютном нуле; α – поляризуемость частиц; r – расстояние между частицами.

Энергия дисперсионного взаимодействия тем выше, чем чаще сближаются частицы и чем легче деформируются их электронные оболочки.

Особенностью дисперсионного взаимодействия является его всеобщность, так как во всех молекулах полярных и неполярных есть движущиеся электроны.

Все три вида взаимодействия отрицательны, что означает понижении энергии системы по мере сближения молекул, т.е. указывает на силы притяжения между молекулами. Рассмотренные силы притяжения называются дальнодействующими – их энергия уменьшается с увеличением расстояния сравнительно медленно.