Ван-дер-Ваальса ион-дипольная

В растворах электролитов наряду с силами Ван-дер-Ваальса, силами ион-дипольного взаимодействия и другими короткодействующими силами (т. е. силами, действующими на близких расстояниях) проявляются еще дальнодействующие силы, притяжения и отталкивания между заряженными частицами. [c.204]

Самые слабые силы взаимодействия между частицами существуют в молекулярных кристаллах, к числу которых относятся, например, кристаллы диоксида углерода, серы, бензола, иода и азота. Эти вещества состоят из молекул, слабо взаимодействующих друг с другом. Взаимодействие между их молекулами относится к такому же типу, который описывается поправочным членом в уравнении Ваи-дер-Ваальса. В кристаллических веществах рассматриваемого типа расположение молекул определяется в основном их формой, дипольным моментом и поляризуемостью. Поскольку силы межмолекулярного взаимодействия невелики, для молекулярных кристаллов характерны низкие температуры плавления или сублимации, мягкость или хрупкость, а также необычайно высокое давление паров над их поверхностью. Наличие запаха у таких твердых веществ, как камфора, нафталин или иод, свидетельствует о том, что их молекулы легко испаряются с поверхности твердого вещества. Электропроводность молекулярных кристаллов очень мала, потому что в их молекулах существует ковалентная связь, и способность электронов перемещаться между молекулами оказывается чрезвычайно низкой. [c.176]

При минимальной энергии взаимодействия наблюдается физическая адсорбция. В основе ее лежит диполь-дипольное взаимодействие Ван-дер-Ваальса молекула сорбата и сорбирующая поверхность поляризуют друг друга, и взаимодействие между индуцированными диполями порождает теплоту адсорбции. Ее величина обычно не превышает 0,015—0,03 аДж. При обменном взаимодействии электронов твердого тела с частицей сорбата, когда энергия связи составляет около 0,15 аДж, связь имеет химическую природу, и такая адсорбция именуется хемосорбцией [206]. [c.182]

Ориентационная составляющая (или диполь-дипольная) сил Ван-дер-Ваальса представляет собой электростатическое взаимодействие соответствующим образом ориентированных диполей. Энергия ориентационного взаимодействия ор резко возрастает с увеличением электрического момента диполя молекул р и уменьшается с ростом температуры, так как при этом тепловое движение нарушает ориентацию молекул. [c.57]

Третьим источником сил Ван-дер-Ваальса может быть взаимное притяжение колеблющихся электронов квантово-механического характера (дисперсионный эффект). Оно может появляться у молекул, построенных симметрично и лишенных дипольного момента. [c.11]

При минимальной энергии взаимодействия наблюдается физическая адсорбция, обусловленная диполь-дипольными взаимодействиями Ван-дер-Ваальса. При обменном взаимодействии электронов твердого тела с частицами сорбата образуются химические связи (хемосорбция). При хемосорбции теплота сорбции примерно на порядок больше, чем при физической адсорбции. Если энергия адсорбции сравнима по величине с энергией связей или молекулярной поверхностной энергией твердого тела, то поверхность металла при хемосорбции подвергается структурной перестройке (модификации). [c.46]

В ассоциированном состоянии молекулы подвержены суммарному воздействию химических и физических взаимодействий. Природа физических межмолекулярных взаимодействий (ММВ) - это силы Ван-дер-Ваальса, образование комплексов и радикально-молекулярное взаимодействие. Основные из них силы Ван-дер-Ваальса - взаимодействие между двумя полярными молекулами, т. е. ориентационные силы (энергия такого взаимодействия снижается с ростом температуры), и взаимодействие между дипольной молекулой и другой, в которой диполь наводится первой, т. е. индукционные силы (это взаимодействие не зависит от температуры). [c.166]

Наиболее важным свойством диполя считают склонность его к вращению и ориентации по направлению силовых линий электростатического поля аналогично ориентации магнита в магнитном поле. Молекула с большим дипольным моментом образует относительно мощное силовое поле вокруг молекулы, и главным образом от этих полей зависят силы Ван дер Ваальса [22]. Были обнаружены не только различные типы связи, но и найдены методы, позволяющие отличать электровалентные молекулы от ковалентных, а также разработаны методы, позволяющие определять присутствие в молекуле семиполярных двойных связей и измерять Величину дипольных моментов соединений. [c.552]

Существует три типа сил Лондона — Ван-дер-Ваальса 1) взаимодействие дипольных моментов 2) поляризующее действие постоянного диполя одной молекулы на другую и 3) силы квантовомеханической природы. Эти силы связаны с тем, что в атомах вследствие движения электронов возникают дипольные моменты, совершающие в пространстве колебания частота этих колебаний составляет 10 — 10 Гц. Колеблющийся диполь одного атома поляризует другой атом, в результате возникает взаимное притяжение. [c.416]

При взаимодействии полярных и неполярных молекул в последних под действием электрических полей полярных молекул наводится (индуцируется) электрический дипольный момент. Этот эффект называется индукционной составляющей сил Ван-дер-Ваальса. Энергию индукционного взаимодействия рассчитывают по формуле [c.24]

Сжиженные инертные газы неон, аргон, криптон и ксенон являются простейшими по своим свойствам и типу межатомного взаимодействия жидкостями. Интерес к изучению их структуры связан с необходимостью дальнейшего развития теории жидкого состояния. Для этих веществ теоретические расчеты физических величин можно сделать более количественными, чем для других жидкостей. Притяжение атомов у сжиженных инертных газов описывается дисперсионными силами Ван-дер-Ваальса. Эти силы имеют квантовую природу. Своим существованием они обязаны нулевой колебательной энергии атомов. Не будь ее, нельзя было бы осуществить сжижение инертных газов, не существовало бы в природе парафинов, полимеров и многих других веществ с неполярными молекулами. Предпосылкой для появления дисперсионных сил является динамическая поляризуемость атомов и молекул, возникновение у них мгновенных диполей благодаря вращению электронов вокруг ядра. Электрическое поле такого диполя одной молекулы индуцирует дипольный момент в окружающих молекулах, что и приводит к появлению сил притяжения. [c.152]

В реальной практике крашения такой процесс адсорбции наиболее близко отвечает крашению гидрофобных синтетических волокон дисперсными красителями. Равновесные изотермы адсорбции в этом случае имеют линейный вид, и коэффициент распределения красителя между фазами волокна и раствора является величиной постоянной, численно равной тангенсу угла наклона таких прямых. Принято считать, что адсорбированный по этому механизму краситель образует в фазе гидрофобного волокна твердый раствор, т. е. переходя из красильной ванны в волокно, краситель как бы растворяется в нем. Однако такой процесс с равным успехом можно относить и к типично адсорбционным, когда степень насыщения волокна молекулами дисперсного красителя очень невысока. Краситель в волокне удерживается силами Ван-дер-Ваальса, водородными связями и ди-поль-дипольным взаимодействием. [c.55]

В заключение можем все же отметить, что описание дальнодействующих сил Ван-дер-Ваальса оказывается сравнительно простым, так как при значительном расстоянии между молекулами возмущения электронной оболочки одной молекулы под действием поля, создаваемого другой молекулой, сравнительно невелики. Именно это обстоятельство позволяет установить корреляцию между дальнодействующими силами и свойствами изолированных молекул (дипольный и квадрупольный моменты, потенциал ионизации, поляризуемость). При расчетах, основанных на рассмотренных выше формулах и формулах более высоких приближений, значения молекулярных характеристик берутся из опыта. [c.279]

Силы притяжения, действующие на близких расстояниях между молекулами, названы в честь Ван-дер-Ваальса, который исследовал эти силы в газах и жидкостях (разд. 3.4). Вандерваальсовы силы проявляются в отклонении поведения газов от идеального газа и при достаточно высоких давлениях и низких температурах сказываются на конденсации в жидкую фазу. Происхождение этих сил было объяснено в 1930 г. Лондоном. Межмолекулярное притяжение возникает вследствие флуктуаций заряда в двух атомах или молекулах, находящихся близко друг от друга. Поскольку электроны движутся, каждая молекула обладает мгновенным дипольным моментом, отличным от нуля. Если бы флуктуации электронной плотности в двух атомах или молекулах были бы несогласованными, то не было бы результирующего притяжения между молекулами, так как отталкивание компенсировалось бы притяжением. Однако мгновенный диполь на одном атоме или молекуле наводит противоположно направленный диполь в соседнем атоме или молекуле. Эти диполи притягиваются друг к другу за счет возникновения силы притяжения, которая называется дисперсионной силой. [c.453]

Теорию ориентационного взаимодействия развил ученик Ван-дер-Ваальса Кеезом. Кроме врожденных диполей, у молекул может возникнуть наведенный дипольный момент под воздействием окружающих неполярных молекул. Наведенные дипольные моменты взаимодействуют между собой совершенно точно, так же, как и врожденные диполи. Энергия такого взаимодействия дает в энергию решетки вклад, равный [c.207]

Вследствие небольших различий в электроотрицательностях атомов С и Н связи в алканах малополярны, а молекулы этих углеводородов, в целом, имеют нулевые значения дипольных моментов. Электростатические силы притяжения между их молекулами отсутствуют, а силы Ван-дер-Ваальса сравнительно невелики. Тем не менее в средних и высших алканах эти силы заметны, причем силы притяжения можно считать пропорциональными поверхности контакта между молекулами. [c.7]

Универсальные взаимодействия — группа молекулярных взаимодействий, которые осуществляются благодаря относительно слабым силам, возникающим между двумя или несколькими атомами молекул. Это силы слабого электростатического взаимодействия (ион-ионного, ион-дипольного и диполь-дипольного). силы Ван-дер-Ваальса, очень слабая водородная связь с энергией ниже 8 кДж/моль. [c.306]

Взаимодействие атомов и молекул. Силы Ван-дер-Ваальса могут слагаться из трех компонент 1) диполь-дипольного взаимодействия (силы Кеезома) 2) индукционного взаимодействия (силы Дебая) 3) дисперсионного взаимодействия (силы Лондона). Существование первых двух типов взаимодействий предполагает наличие по крайней мере наведенного дипольного момента у обеих молекул. Между неполярными молекулами действуют только дисперсионные силы, которые обусловлены флуктуациями зарядов, возникающими вследствие движения электронов. Электронные флуктуации в атомах или молекулах приводят к появлению изменяющихся во времени диполей. Взаимное влияние флуктуационных диполей вызывает фазовый сдвиг колебаний (при малых расстояниях он составляет 0°) и поэтому две неполярные молекулы всегда притягиваются друг к другу. [c.31]

Для нахождения указанных формул необходимо знать явный вид потенциала взаимодействия молекул лишь на больших расстояниях. Мы рассмотрим два основных случая случай, когда между молекулами на больших расстояниях действуют силы Ван-дер-Ваальса или силы Казимира-Польдера, учитывающие эффект запаздывания электромагнитного взаимодействия, и случай, когда между молекулами на больших расстояниях действуют диполь-дипольные силы. [c.356]

Величины внутреннего давления выражают суммарный эффект обычного межмолекулярного взаимодействия (учтенного формулой Ван-дер-Ваальса), дипольного взаимодействия и водородной связи. Роль последней очень велика. Так, полярные жидкости, в которых не может возникнуть водородная связь (например, РС1з, РС ), характеризуются лишь слабой ассоциацией молекул. Внутреннее давление в таких жидкостях сравнительно невелико. [c.21]

К силам притяжения, действующим между молекулами, относятся силы Ван-дер-Ваальса, имеющие общую элект ромаг-нитную природу. Ван-дер-ваальс01вы взаимодействия принято считать да льнодействующим и, слабыми, объемными, коллективными и универсальными. В общем случае ван-дер-вааль-сово взаимодействие складывается из трех эффектов ориентационного (или диполь-дипольного), индукционного (диполь-наведенный диполь) и дисперсионного ( лондоновское взаимодействие) [c.9]

Следующим членом С/(г -Ь учитывается притяжение силами Ван-дер-Ваальса. Этот член мал по сравнению с другими членами. Если открыть скобки в уравнении (IV,47), то получим, что первый член является функцией некоторой величины, деленной на г1 (/ = г Гд — эффективный ионный радиус), а этот третий член равен некоторой величине, деленной на гЛ, четвертый член является функцией 1/гц и учитывает изменение дипольного момента в поле иона К = д. 11йР. [c.174]

Процесс растворения. Растворение — одно из наиболее ярких проявлений взаимодействия между частицами (молекулами, ионами) различной химической природы. Рассмотрим это на примере растворения какого-нибудь ионного соединения (например, Na l) в воде, как типичной полярной жидкости. Между ионами Na и СГ имеется ионная связь, между молекулами воды действуют силы Ван-дер-Ваальса и водородная связь, а между ионами натрия и хлора, с одной стороны, и полярными молекулами воды, с другой, возникает ионо-дипольная связь. Все эти виды связи как бы конкурируют между собой. [c.160]

Ван-дер-ваальсовы взаимодействия. Представление об этих силах было, введено голландским физиком Ван-дер-Ваальсом для объяснения различия в поведении реального и идеального газов. Природа этих взаимодействий также электрическая, поэтому они наиболее значительны при наличии у взаимодействующих молекул электрических моментов диполя (так называемые диполь-дипольные взаимодействия). Силы взаимодействия между неполярными молекулами более слабы, они образуются за счет мгновенных (наведенных) диполей, вызванных непрерывным тепловым движением частиц в атомах и в веществе. Такие взаимодействия называются дисперсионными силами. Например, между молекулами инертных элементов, в которых все валентные орбитали полностью заселены и ядра свободных атомов газа находятся довольна далеко друг от друга, возникают слабые взаимодействия. [c.32]

Однако специфика водородной связи определяется не электростатическими силами. Так, во-первых, сила водородной связи не связана простым соотношением с величиной дипольного момента основания V (фенол образует сильную Н-связь с диоксаном (0,3 В) и слабую Н-связь с ацетони-триллом (3,5 О) и нитрометаном (3,94 О)). Энергия комплексов с водородной связью, по-видимому, не столько зависит от дипольных моментов, сколько от потенциалов ионизации. Во-вторых, X—У расстояние всегда меньше -суммы радиусов Ван-дер-Ваальса, как это было показано выше. В-третьих, увеличение интенсивности валентных колебаний г(ХН), которое сопровождает образование водородной связи, не может быть объяснено электростатическим характером связи. Гурьянова (1964) показала, что при обра- [c.85]

Параметр оь отличен от нуля только в тех случаях, когда применяется внешний стандарт он отражает различие в диамагнитной объемной восприимчивости изучаемого раствора и стандартного образца. Величина оь зависит от формы образца [см. уравнение (6.16)]. Если образец имеет сферическую форму (или если применяется внутренний стандарт), то оь равно нулю. Параметр Оа, связанный с анизотропией магнитной восприимчивости молекул некоторых растворителей, особенно важен для дискообразных и палочкообразных молекул, например ароматических растворителей и дисульфида углерода соответственно. Параметр Оа оценивают экспериментально по величине отклонений характеристик метана от рассчитанных на базе параметров оь и Ow. Параметр Ow — это сдвиг в слабое поле, который, как полагают, обусловлен слабыми дисперсионными силами (силами Ван-дер-Ваальса), действующими между молекулами растворителя и растворенного вещества, [263]. Этот параметр определяют путем использования неполярных из0тр01пных веществ (например, метана) в неполярных изотропных растворителях (например, тетрахлорметане) и внешнего стандарта с введением поправок на различия в магнитной восприимчивости. Величина о , возрастает при повышении поляризуемости молекул растворителя. Параметр Ое отражает вклад полярного эффекта, обусловленного специфическим распределением зарядов в биполярной молекуле растворенного вещества [262, 264, 265]. Биполярные молекулы индуцируют возникновение дипольного момента в соседних молекулах растворителя. Создаваемое таким образом электрическое поле Е (или реакционное поле по Онзагеру [80]) немного изменяет химические сдвиги ядер растворенного вещества. Очевидно, что величина этого эффекта должна зависеть от дипольного момента и поляризуемости молекул растворенного вещества, а также от диэлектрической проницаемости растворителя, т. е. от (ег—1)/(2вг+1) [262, 264]. Все перечисленные выше параметры вносят свой вклад в индуцируемые растворителем смещения химических сдвигов ядер в биполярных молекулах. Обычно их описывают как индуцированное растворителем смещение химических сдвигов ядер изучаемого вещества относительно химических сдвигов внутреннего стандарта (обычно тетраметилсилана) в разбавленном растворе в неполярном стандартном [c.472]

Силы притяжения Ван-дер-Ваальса обратно пропорциональны шестой степени расстояния между атомами и, следовательно, быстро уменьшаются с его ростом. Они складываются из трех компонентов. Дисперсионные силы или силы Лондона действуют всегда. При сближении в молекуле двух связанных атомов внешние движущиеся электроны одного из них индуцируют во втором атоме диполь. Возникающий при этом потсициал является причиной возникновения дисперсионных сил. Они не направлены, и величина их возрастает по мере роста подвижности электронов, т. е. чем дальше последние от ядра. Поэтому дисперсионные силы между двумя атомами иода больше, чем между атомами фтора. Силы, ориентации диполя и индукционные силы действуют лишь в том случае, когда молекулы или их части обладают собственным дипольным моментом. [c.80]

При подходящих условиях температуры и давления в жидкое и твердое состояние можно перевести все элементы, включая инертные газы, и все соединения, в том числе и состоящие из неполярных молекул (СН4, СС14 и т.д.). Существование универсального притяжения между всеми атомами и молекулами привело Ван-дер-Ваальса к включению в свое уравнение состояния величины а/У . Кисом (Кеезот) вычислил среднюю энергию взаимодействия молекул с постоянным дипольным моментом ( 1), находящихся на расстоянии г друг от друга [c.362]

Если атом не входит в состав полярной группы, то его вклад обозначается и умножается на соответствующий ван-дер-ваальсов объем. Если же атом входит в состав полярной группы, то его вклад обозначается или Ki (h — водородная связь, d — диполь-дипольное взаимодействие) и только K или Ki умножается на соответствующий ван-дер-ваальсов объем, т. е. не учитывается вклад данного атома в ван-дер-ваальсово взаимодействие, как существенно более слабое. [c.80]

Наиболее подробно разработан механизм упорядочения структуры воды в модели Иомети и Шераги [16]. Согласно представлениям этих авторов, растворение углеводорода в воде сопровождается образованием частичного клатрата из молекул воды вокруг молекулы углеводорода (рис. 1). Так как при этом выпуклая поверхность почти сферического кластера становится вогнутой, то поверхностные молекулы воды могут образовывать максимальное число водородных связей с соседями — четыре. Кроме того, образуется дополнительный — пятый ван-дер-ваальсов контакт с молекулой углеводорода, т. е. молекула воды становится пентакоординированной. При этом понижается энергия молекул воды на величину (рис. 2). Размещение молекул углеводорода в районах несвязанной воды может происходить только заменой контактов вода — вода контактами вода — углеводород. При этом сильные дипольные взаимодействия заменяются на более слабые индукционные и дисперсионные и энергия несвязанных [c.12]

Обычно энергия индукционного взаимодействия составляет не более 57о от общей энергии ваи-дер-ваальсового взаимодействия. Так же, как и уравнение (7), последнее соотношение может применяться только в случае, когда расстояния между частицами намного больше, чем их ковалентные радиусы. Необходимо рассматривать взаимодействие лишь между двумя атомными группами, находящимися на минимальном расстоянии, принимается во внимание диполь атомной группы или двух химически связанных атомов (диполь связи), поскольку суммарный дипольный момент молекулы относится к диполю, обладающему большим размером, чем ван-дер-ваальсов радиус атомной группы. Представления о значениях дипольных. моментов отдельных химических групп атомов может дать табл. 1.4. [c.16]

Таким образом, теория адсорбционного ион-дипольного аимс действия в первом приближении подтверждается экспериментальнс Адсорбция неполярных молекул на ионных кристаллах опреде ляется, в основном, силами Лондона — Ван-дер-Ваальса. Расче взаимодействия молекулы адсорбата со всеми атомами адсор бента может быть проведен путем интегрирования по объему твер дой фазы, которое дает [c.134]

Силы Ван-дер-Ваальса — относительно слабые, они действуют между насыщенными молекулами и отдельными атомами, не имеющими свободных валентных связей, не являющимися жесткими диполями и не содержащими перманентных диполей. Они действуют между атомами инертных газов Не, Ке, Аг, Хе, Кг, молекулами трудно сжимаемых газов На, Оа, СО и СН и между всеш неполярными органическими молекулами в жидкостях и твердых телах. Харкинс предложил приводимое ниже объяснение природы сил Ван-дер-Ваальса, позволяющее понимать их характер. На относительно больших расстояниях для больших промежутков времени молекулы взаимодействуют друг с другом так, как если бы они были симметричны, но мгновенно и на меньших расстояниях взаимодействовали как диполи за счет перманентно возникаюш 1х недостатков симметрии в электронной системе. Такой атомный диполь индуцирует поляризацию в смежном атоме. Таким образом, силы Ван-дер-Ваальса можно считать в значительной мере высокочастотными. Степень поляризации зависит от устойчивости дипольного момента первого атома, поляризируемости второго, обратно пропорциональна кубу расстояния и углу между дипольной осью и линией между атомами. Индуцированный диполь действует на первоначальный диполь, и общий эффект будет силой притяжения, которая изменяется в зависимости от поляризуемости второго атома, квадрата дипольного момента первого атома и седьмой степени расстояния. Эти соотношения могут быть выражены следующим образом [c.90]