Неполярные вандерваальсовы силы притяжения

Неполярные вандерваальсовы силы притяжения [21] [c.29]

Следовательно, должен быть третий эффект, который определяет вандерваальсовы силы притяжения. Этот эффект должен быть применим, в частности, к атомам и неполярным молеку-лам, а также, конечно, и к полярным молекулам см. выше (а) и (б)]. Лондон (1930) объяснил этот эффект следующим образом в соответствии с современными теориями атомно-молеку-лярного строения все частицы обладают энергией при абсолютном нуле, т. е. определенным количеством энергии, которая сохраняется даже при самой низкой возможной температуре (разд. 6.6). Это в свою очередь требует, чтобы орбитальные электроны постоянно находились в состоянии движения относительно ядра, так что в любом атоме центры положительного и отрицательного зарядов не совпадают и возникает диполь. Направление этого диполя (векторная величина) быстро меняется в зависимости от осцилляции орбитальных электронов, и в среднем для очень большого числа атомов, имеющегося в любом данном образце, предпочтительного направления разделения зарядов не будет, и поэтому результирующий общий диполь будет равен нулю. Однако электрическое поле временного диполя каждого атома может индуцировать диполь в соседнем атоме, и эти диполи могут затем взаимодействовать, как и в случае эффекта Дебая, давая энергию Лондона [c.102]

Дисперсионные силы зависят от числа имеющихся электронов, так что их величина возрастает с увеличением размеров молекулы. Это объясняет наблюдаемое постепенное повышение температур кипения в рядах аналогичных соединений, например гидридов элементов группы IVB, или в гомологических рядах. Полная сила, естественно, больше, когда проявляются также оба дипольных эффекта, так что температуры кипения полярных соединений больше, чем у неполярных с таким же молекулярным весом (см. стр. 147). Вандерваальсовы силы всех типов в значительной степени обратно пропорциональны расстояниям между рассматриваемыми атомами или молекулами, и поэтому они проявляются только в том случае, когда молекулы находятся достаточно близко друг от друга. Когда две молекулы притягиваются друг к другу, они сближаются до тех пор, пока не сказывается действие сил отталкивания, проявляющееся при перекрывании облаков внешних электронов и компенсирующее силы притяжения. Вандерваальсовы силы — слабые, так что молекулы в молекулярном кристалле легко отходят друг от друга. Поэтому твердые тела такого типа мягкие и плавятся при низких температурах, никогда не превышающих 300°. По тем же причинам молекулярные кристаллы обычно легко растворяются в ковалентных жидкостях. [c.235]

О взаимодействии между ориентированными на границе раздела молекулами монослоя и веществами, растворенными в объеме жидкой фазы, можно судить по изменению свойств монослоя — его поверхностного давления, площади при постоянном поверхностном давлении и поверхностного потенциала. Шульман с сотрудниками установили, что введение под монослой некоторых веществ в виде разбавленного раствора приводит к изменению поверхностного потенциала, что обусловлено взаимодействием между двумя разными типами молекул. Если силы вандерваальсового притяжения между неполярными частями обоих соединений достаточно велики, введенное вещество быстро проникает через монослой, независимо от начального поверхностного давления, причем образуется смешанный монослой, содержащий оба соединения в определенном стехиометрическом соотношении [59]. [c.308]

Одна из причин гидрофобных взаимодействий заключается в проявлении вандерваальсовых сил притяжения, которые действуют между неполярными боковыми цепями аминокислотных остатков. Кроме того, они вызываются, конечно, тем, что притяжение между молекулами воды сильнее чем между [c.410]

Образование фермент-субстратных комплексов может проходить при участии самых различных типов связей ковалентных, координационных, ионных, водородных мостиков, электростатических сил притяжения между отдельными полярными группами, вандерваальсовых сил сцепления между неполярными участками молекул и др. [c.120]

Вандерваальсовы силы притяжения также можно представить себе, основываясь на ядерной модели строения атома. Впрочем, какой бы моделью атома мы ни воспользовалнсь для обсуждения — вероятностной моделью квантовой механики, моделью вибрирующего атома квантовой механики или же какой-либо иной динамической моделью,—общим для них является то, что 3 любом заданном элементе объема в пространстве вокруг атомного ядра плотность электряческого заряда не постоянна. Следовательно, в любом заданном направлении от атомного ядра происходят мгновенные флуктуации плотности заряда. Эти фл кту ации эффективного заряда приводят к индукции флуктуаций противоположного знака в близко расположенных частях других атомов. Флуктуации положительного электрического заряда в одном атоме индуцируют флуктуации отрицательного электрического заряда в соседнем объеме любого близко расположенного атома. В результате возникает сила притяжения между разноименными зарядами. Силы притяжения, обусловленные такими статистическими флуктуациями плотности электрического заряда, возникают между каждой парой атомов. Если два атома неполярны и их низколежащие орбитали полностью заняты электронами, как у атомов благородных газов, такие силы являются единственными, способными привести к притяжению между атомами. [c.465]

Каждый вид хроматографии характеризуется природой действующих сил, возникающих на границе раздела различных фаз. Например, в молекулярной хрохматографии функции разделения будут осуществляться межмолекулярными силами взаимодействия, которые возникают на границе твердой и жидкой фазы. Эти силы взаимодействия возникают между молекулами, находящимися на поверхности сорбента, и молекулами, растворенными в протекающей жидкости, пли молекулами проходящей через колонку газообразной смеси. В этом случае происходит сорбционный процесс на поверхности твердой фазы (рис. 24, а). Сорбционная связь осуществляется здесь вандерваальсовыми силами притяжения. Это могут быть неполярные силы (лондоновское притяжение), силы дипольного взаимодействия и поляризационные силы. Такие силы взаимодействия могут приводить к образованию временных, а также и более постоянных связей молекул сорбента с молекулами жидкой или газообразной фазы. В таком случае на поверхности твердого сорбента происходит концентрирование молекул, т. е. адсорбция. [c.63]

Температуры кипения определяются силами притяжения между молекулами, но не прочностью связей в молекуле. В неполярных соединениях существуют лишь очень слабые силы-п ритяжения (известные под названием вандерваальсовых сил). С другой стороны, полярные молекулы состыковываются друг с другом вследствие электростатического притяжения, и, следовательно, чтобы их разделить и образовать газовую фазу, требуется энергия. Поэтому температуры кипения полярных молекул, как правило, выше, чем температуры кипения неполярных молекул сходной молекулярной массы. [c.31]

В жидкостях, состоящих из нейтральных (неионизован-ных) молекул, силы, удерживающие молекулы жидкости, имеют характер вандерваальсовых сил. Наиболее существенными среди них являются дисперсионные силы (так называемые силы Лондона), которые действуют между нейтральными неполярными моле кулами. Возникновение дисперсионных сил можно объяснить образованием мгновенных дипольных моментов вследствие флуктуаций в электронной оболочке молекулы. Эти дипольные моменты индуцируют в соседних молекулах моменты противоположного знака, и, таким образом, происходит притяжение молекул. Хотя в случае отсутствия у молекулы постоянного дипольного момента средний по времени дипольный момент, возникающий в результате флуктуации, равен нулю, средняя по времени сила притяжения все же от- [c.25]

Аналогичная картина наблюдается и в случае бензолов. Температуры кипения моно- и полизамещенных фторбензолов почти такие же, как у незамещенного бензола, т.е. близки к 80°С - от 76 (1, 3, 5-три-фторбензол) до 95°С (1, 2, 3, 4-тетрафторбензол). Пента- и гексафтор-бензолы по температуре кипения почти не отличаются от бензола (табл. 1.3). В то же время в случае хлорзамещенных бензолов при введении каждого атома хлора наблюдается существенное повышение температуры кипения, а гексахлорбензол представляет собой твердое вещество с высокой температурой плавления. Низкие температуры кипения при высоких молекулярных массах указывают на то, что межмолекуляр-ное притяжение обусловлено в основном слабыми неполярными взаимодействиями типа вандерваальсовых сил при отсутствии полярных меж-молекулярных сил, обусловленных диполь-дипольными взаимодействиями или водородными связями. Таким образом, в отличие от обладающей высокой полярностью связи с — С1 связь С — F с ее малым межатомным расстоянием, несмотря на высокую электроотрицательность фтора, характеризуется низкой полярностью и высокой прочностью. Слабость межмолекулярных взаимодействий в соединениях фтора обусловливает также их высокую летучесть, склонность к возгонке, а также низкие величины поверхностной энергии и способность растворять газообразные вещества. Эти специфические физические свойства соединений фтора открывают перед ними широкие возможности практического использования. [c.11]

Имеются еще доводы против приложения теории ДЛВО к эмульсионным системам. В прямых эмульсиях, стабилизированных ионными ПАВ, со значительным двойным электрическим слоем капельки органической фазы разделены водной прослойкой, а величины дисперсионных сил на единицу объема жидкости в полярных п неполярных жидкостях близки. Таким образом, на расстоянии > 10 А капельки органической жидкости не притягиваются друг к другу вандерваальсовыми силами. В случае обратных эмульсий в непрерывной фазе отсутствует двойной электрический слой (серьезных доказательств существования двойного слоя в этих эмульсиях не имеется). Не наблюдается параллелизма между стабильностью эмульсий по отношению к коалесценции и наличием двойного электрического слоя. Вопрос о силах притяжения и отталкивания капель эмульсий можно считать открытым и требующим как экспериментального, так и теоретического решения. При стабилизации эмульсий следует учитывать не только силы отталкивания — притяжения между каплями, но и адсорбцию ПАВ. Иначе трудно объяснить, почему только определенные ПАВ являются стабилизаторами эмульсий. Прим. редактора перевода.) [c.92]

Трудно ответить на вопрос, какими являются связи между атомами металла и галогена в молекулах подобного вида — ковалентными или электровалентными. Судя по физическим свойствам (низкие температуры плавления и кипения, растворимость в неполярных органических растворителях), в этих молекулах должны быть ковалентные связи, как в ССЦ и Si U, с которыми они сходны в структурном отношении. Однако эти соединения можно рассматривать и как ионные молекулы , в которых один ион Sn " " и четыре иона 1 были бы связаны лишь силами электростатического притяжения. Положительный ион, окруженный четырьмя отрицательными ионами, не мог бы притягивать другие, более отдаленные отрицательные ионы. В кристаллической решетке подобных ионных молекул соприкасаются лишь анионы 1 соседних групп ЗпСЦ. Следовательно, имеет место лишь слабое притяжение за счет вандерваальсовых сил, как в истинных молеку- [c.533]

Растворимость метана в полярных растворителях почти та же, что и в неполярных в спиртах от метанола СНзОН до пентанола (амилового спирта) СбНцОН растворимость метана составляет 72—80% значения для керосина. Силы вандерваальсова притяжения молекул растворителя в отношении молекул метана остаются почти одинаковыми для разных растворителей. С другой стороны, растворимость водяных паров при давлении 0,313 атм в амиловом спирте в 1400 раз больше, чем в керосине, и вода смешивается в любых соотношениях с легкими спиртами. [c.262]

КО друг от друга они удерживаются под действием сил диполь-дипольного взаимодействия [12] и вандервааль-сова притяжения [13]. Вандерваальсово притяжение похоже на взаимодействие между диполями, но действует и между неполярными молекулами. Вследствие колебательного движения электронов даже в симметричной неполярной молекуле имеет место статистически асимметричное распределение зарядов, способное индуцировать поляризацию соседних молекул. В результате между молекулой и ее соседями возникает своего рода мгновенное диполь-дипольное взаимодействие (рис. 10). В то время как силы диполь-дипольного взаимодействия пропорциональны г — расстояние между полярными молекулами), вандерваальсово притяжение пропорционально г . Это 1ипичиое взаимодействие на близких расстояниях. [c.31]

При объяснении того факта, что неполярные гидрофобные, т. е. почти все органические молекулы в водном растворе стремятся к ассоциации, исследователи довольно четко делятся на тех, кто считает, что это вызвано дисперсионными силами Ван-дер-Ваальса — Лондона, и на тех, кто считает это проявлением гидрофобных взаимодействий, возникающих в результате сильного взаимного притяжения молекул воды и сопровождающихся изменениями ее структуры вблизи растворенной молекулы. Как правило, никем не предпринимаются серьезные попытки разграничить эти механизмы. Взаимодействие такого типа приписывают обычно вандерваальсовым или гидрофобным взаимодействиям или изменениям в структуре воды, игнорируя другие возможности и часто даже не пытаясь установить однозначной причинно-следственной связи между наблюдаемым явлением и, например, изменениями в структуре воды. Существующее положение дел указывает на то, что нет определенного критерия, позволяющего различить эти формально допустимые возможности. Действительно, трудно представить себе удовлетворительное описание взаимодействий этого типа, не принимая во внимание как силы взаимного притяжения растворенных молекул, так и изменения в связывании и распределении молекул растворителя. [c.314]