Валентность Ван-дер-ваальсовы силы

Как уже отмечалось, ван-дер-ваальсовы межмолекулярные силы имеют электрическую природу. В этом их сходство с химическими (валентными) силами. Однако ван-дер-ваальсовы силы отличаются от них величиной и радиусом действия. Так, энергия химического (внутримолекулярного) взаимодействия в большинстве случаев выражается величинами 20—200 ккал/моль при радиусе действия этих сил не выше 4 А. Энергия же межмолекулярного ван-дер-ваальсова взаимодействия обычно выражается малым числом единиц (или даже долями единицы) килокалорий на 1 моль, причем они могут быть еще обнаружены на расстоянии приблизительно 10 А от центра молекулы. [c.99]

Исходя из теоретических предположений расчетным путем установлено, что прочность твердых тел, в которых действуют ван-дер-ваальсовы силы примерно в 50—100 раз меньше, чем для тел, в которых взаимодействия основаны на валентных связях. Приближенная оценка прочности фазовых контактов в процессе коксования нефтяного сырья основывается на следующих представлениях взаимодействие частиц мезофазы развивается постепенно от коагуляционных контактов к фазовым с последующим образованием коксового скелета. Оценка прочности коагуляционного контакта, обра овапного в результате действия даль-нодействующих сил, между двумя частицами, соприкасающимися острыми ребрами с радиусами кривизны порядка микрон р[ = = (Л /-)/(12 2) (/4 —сложная константа Гамакера с учетом среды, г — радиус кривизны, /г — расстояние между частицами) дает величину р1<10 И. [c.179]

В случае полного вытеснения среды из зазора (при прорыве адсорбционно-сольватной оболочки или в вакууме) достигается непосредственное точечное (по одной или нескольким атомным ячейкам) соприкосновение частиц (см. рис. XI—16, б). При этом наряду с ван-дер-ваальсовыми силами в сцеплении частиц могут участвовать также близкодействующие (валентные) силы, реализуемые на площади непосредственного контакта. Их вклад в прочность контакта можно оценить по порядку величины как р1 хЛ 1ЬЧлеа, где Jf — число валентных связей, возникающих в контакте, е — заряд электрона, ео — электрическая постоянная, Ь — характерное межатомное расстояние (несколько А). В таком случае при несколько единиц находим значения И и ниже, т. е. для микронных и более крупных частиц в лиофобных системах вклад близкодействующих сил в прочность контакта оказывается того же порядка (или меньше), что и вклад ван-дер-ваальсовых сил. [c.317]

В случае полного вытеснения среды из зазора (при прорыве адсорбционно-сольватной оболочки или в вакууме) достигается непосредственное точечное (по о цой или нескольким атомным ячейкам) соприкосновение частиц (см. рис. XI-16, б). При этом наряду с ван-дер-ваальсовыми силами в сцеплении частиц могут участвовать также близкодействующие (валентные) силы, реализуемые на площади непосредствеБного контакта. Их вклад в прочность контакта можно оценить как р е /(А 4яео), где — [c.378]

Общий термин для всех явлений, связанных с поглощением, — сорбция. Следовательно, адсорбция и абсорбция представляют собой частные случаи сорбции. Сорбция может ограничиваться либо только взаимодействием за счет физических (ван-дер-ваальсовых) сил (гл. 1,19), либо одновременно сопровождается образованием нового вещества за счет проявления валентных (химических) сил (хемосорбция). [c.351]

Природа адсорбц. сил м. б. весьма различной. Если это ван-дер-ваальсовы силы, то А. наз. физической, если валентные (т.е. А. сопровождается образованием поверхностных хим. соединений),-химической, или хемосорбцией. Отличит, черты хемосорбции-необратимость, высокие тепловые эффекты (сотни кДж/моль), активированный хараггер. Между физ. и хим. А. существует множество промежут. случаев (напр.. А., обусловленная образованием водородных связей). Возможны также разл. типы физ. А. Наиб. универсально проявление дисперсионных межмол. сил притяжения, т. к. они приблизительно постоянны для адсорбентов с пов-стью любой хим, природы (т.иаз. неспеци-ф и ч. А.). Физ. А. может быть вызвана электростатич. силами (взаимод. между ионами, диполями или квадруполями) при этом А. определяется хим. природой молекул адсорб-тива (т. наз. специфич. А.). Значит, роль при А. играет также геометрия пов-сти раздела в случае плоской пов-сти говорят об А. на открытой пов-сти, в случае слабо или сильно искривленной пов-сти-об А. в порах адсорбента. [c.39]

Торсионные взаимодейст> ВИЯ. Впервые предположение о заторможенности вращения вокруг связи С-С в этане было высказано в 1929 г. Л. Эбертом [97]. Вскоре также до появления соответствующих экспериментальных данных это явление было исследовано теоретически Г. Эйрингом путем оценки ван-дер-ваальсовых сил притяжения и отталкивания валентно-несвязанных атомов водорода [98] Принимая длину связи С-С равной 1,54 A, а длину С-Н 1,13 A н считая валентные углы тетраэдрическими, Эйринг получил зависимость энергии юрс от двугранного угла враи(ения 0, представленную на рис. 1.5. Энергия отталкивания имеет наибольшее значение при затененном положении атомов водородов метильных групп этана (цис-форме). При изменении угла 0 от О до 60° энергия отталкивания уменьшается приблизительно на 0,3 ккал/моль, что и будет считаться потенциальным барьером вращения этана. В 1936 г. Дж. Кемп и К. Питцер, выполнив более прецизионный расчет этана с учетом энтропии вращения, нашли значение потенциального барьера вокруг С-С равным 3,15 ккал/моль [99]. Они же впервые использовали форму потенциала энергии торсионных взаимодействий i/торс = = l/2t/(l - os30), которая с тех пор стала широко использоваться в расчетах подобного рода. Значение барьера 3,15 ккал/моль, полученное теоретически, оказалось близким опытной величине (2,75 ккал/моль), которую установили спустя два года Г. Кистяковский и соавт. [100] при определении теплоемкости этана. В 1949 г. Л. Смит впервые получил в результате исследования инфракрасного спектра поглощения этана однозначное доказательство о принадлежности предпочтительной конформации этой молекулы к точечной группе симметрии т.е. пространственной форме с трансоидным положением связей С-Н метильных групп [101]. [c.120]

Силы, обуславливающие образование конгломератов, могут иметь различную природу. В месте контактов между близлежащими частицами могут возникать валентные и Ван-дер-Ваальсовы силы, также силы между разноименными дислокациями. Валентные и дислокационные взаимодействия ограничены малыми расстояниями (до 10 А°). Эти силы могут быть многократно (на 1 -2 порядка) усилены Ван-дер-Ваальсовьтми силами, действующими на расстоянии до 1000 А . Мно- [c.555]

В зависимости от строения полимера и условий разрыва меняются степень и характер ориентации звеньев цепных молекул, и, следовательно, изменяются свойства материала в области разрыва. В зависимости от этого изменяется относительное противодействие разрыву сил главных валентностей и ван-дер-ваальсовых сил. [c.181]

Параллелизм, существующий между поведением кислорода при низких температурах и поведением химически инертных газов, таких, как азот, аргон и т. п., говорит о том, что здесь адсорбция имеет по преимуществу физический характер и обязана действию ван-дер-ваальсовых сил (стр. 80—81). При высоких же температурах кислород, очевидно, удерживается химическими валентными связями. Рис. 4 выражает представление Лэнгмюра [34] о природе поверхности угля. Атомы внутри твердого тела, несомненно, взаимно удерживаются силами первичной валентности и соответственно насыщены. Атомы на поверхности, напротив, хотя и притянуты этими силами к атомам, расположенным внутри частиц, имеют на внешней поверхности, так сказать, свободные химические валентности, создающие возмоншость соединения с такими элементами, как кислород. Химическая валентная связь кислорода и углерода так велика, что можно ждать освобождения большого количества энергии при ее образовании и будучи однажды создана, она разрушается с большим трудом. Действительно, присутствие кислорода но одну сторону от углеродного атома сильно понижает прочность связи его с другими [c.88]

Если принять, что сольватация есть результат вторичной валентной связи или ван-дер-ваальсовых сил, действующих между веществом и его растворителем, то этот процесс, по крайней мере приблизительно, должен следовать закону действующих масс. Иначе говоря, сольватация должна уменьшаться нри понижении концентрации растворителя, например при добавлении к нему жидкости, которая смешивается с ним во всех отношениях, но не является растворителем для данного аморфно1"о вещества. Так, если в качестве типичного примера взять раствор каучука в бензоле, то при добавлении более или менее значительного количества ацетона, в котором каучук практически нерастворим, сольватация каучука должна сильно уменьшиться. Практически каучук осаждается из раствора при содержании в нем приблизительно 30% ацетона. [c.183]

Природа сил, вызывающих адсорбцию, может быть различной. При адсорбции происходит концентрация молекул поглощаемого вещества на поверхности адсорбента под действием ван-дер-ваальсовых сил. Этот процесс часто сопровождается конденсацией паров поглощаемого вещества в капиллярных порах адсорбента, присоединением молекул поглощаемого вещества по месту ненасыщенных валентностей элементов, составляющих кристаллическую решетку адсорбента, и другими процессами. Независимо от природы адсорбционных сил на величину адсорбции влияют следующие факторы природа поглощаемого вещества, температура, давление и примеси в фазе, нз которой поглощается вещество. [c.367]

Между взаимодействием иона с ионом и диполя с диполем стоит взаимодействие иона с диполем, представляющее промежуточную область между химическими и ван-дер-ваальсовыми силами. Взаимодействие иона с индуцированным диполем до сих пор, очевидно, рассматривалось как проявление ван-дер-ваальсовых сил, однако взаимодействие иона с постоянным диполем можно рассматривать либо как верхний предел ван-дер-ваальсовых сил, либо как нижний предел химических сил. Энергия связи молекул воды с ионом меди в СиЗО - 5Н2О обусловлена взаимодействием иона с диполем это пример вторичных валентных сил. [c.452]

Если бы молекулы ВРз и (СНз)20 были связаны за счет слабых ван-дер-ваальсовых сил, действующих на расстоянии 3—4 А, то расстояние В—О было бы большим и молекулы не претерпевали бы существенной деформации. Участие в образовании рассматриваемых молекулярных соединений химических сил (наряду с ван-дер-ваальсовыми) подтверждается также энергией их образования, приведенной в табл. 19. Так, теплота образования ВРз-0(СНз)2 из эфира и фтористого бора составляет 13,9 ккал/моль, а для ВРз-0(С2Н5)г равна 12,5 ккал/моль, т. е. значительно больше энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия, равной 0,5—5 ккал/моль, но немного меньше энергии обычного валентного химического взаимодействия, равного 50—100 ккал/моль. Следовательно, связь В—О в эфиратах нельзя отождествлять и с обычной химической. [c.79]

По теории Поляни, адсорбция определяется Ван-дер-Ваальсовыми силами, радиус действия которых больше, чем остаточных валентностей в теории Лангмюра, и поэтому адсорбция не локализуется в первом молекулярном слое, а приводит к образованию нолимолекулярного слоя. Действительно, при широком исследовании изотерм адсорбции-на различных адсорбентах, особенно при адсорбции паров, было показано, что наиболее общим типом являются не лангмюровские изотермы (рис. 38), а так называемые 5-образные изотермы, в которых адсорбция не останавливается на образовании монослоя, а продолжается до образо- [c.95]

В табл. 50 приведены измерения для различных углей. Следует отметить, что частицы представляют собой плоские цилиндры, высота которых обычно меньше диаметра основания. Наиболее плоскими являются цилиндры для активного угля супранорит, высота которых составляет 7з диаметра, самые высокие— для ретортного графита с высотой, равной его диаметру. Средняя форма говорит о том, что рост кристаллитов происходит скорее в направлении плоскостей слоистой решетки, чем перпендикулярно им. Это неудивительно, поскольку силы, действующие в плоскости, — гомеополярные валентные силы, в то время как перпендикулярно слоям действуют значительно более слабые ван-дер-ваальсовы силы. [c.422]

Изотермы адсорбции, изображенные на рис. 112 и ИЗ, представляют пограничные случаи между хемосорбцией и ван-дер-ваальсовой адсорбцией. Обменные силы, которые проявляются, например, между двумя атомами молекулы водорода, и кулоновы силы притяжения между двумя противоположно заряженными ионами, как в кристалле хлористого натрия, являются примерами сил химической валентности первые являются гомеополярными или ковалентными силами, последние — электровалентными силами. С другой стороны, более слабое электростатическое притяжение между двумя диполями классифицируют как ван-дер-ваальсовы силы. [c.452]

По своему химическому строению водород занимает особое место среди других химических элементов положительно заряженное ядро и один валентный электрон в пер зой главной квантовой оболочке. Так как эта оболочка имеет два электрона на -уровне, то Н-атом может образовать с таким же атомом ковалентную связь. Эти связи водорода достаточно стабильны (см. табл. 2.3), что отчасти обусловливает низкую реакционную способность водорода. В молекулах Нг, НО, НТ, Ог, ОТ и Тг межмолекуляр-ные ван-дер-ваальсовы силы являются весьма слабыми. [c.46]

Атомная структура углерода была изучена Ждановым [13]. Автор высказал предположение о существовании трех полиморфных модификаций различного структурного типа, соответствующих трем основным валентным состояниям углерода Sp -Sp - и Sp-гибридизации. Эти модификации соответствуют различным структурным типам координационному, слоистому и цепочечному. В первом случае ковалентные связи равномерно распределены в пространстве, во втором — прочные связи расположены в плоскостях атомных слоев и в третьем — в направлении цепочек. Слои и цепочки связываются слабыми вандер-ваальсовыми силами. Механические свойства этих структур должны быть существенно различны. В природе существуют только две из перечисленных трех модификаций — алмаз и графит [13]. [c.407]

Слабые силы притяжения между атомами, не связанными обычными валентными связями, давно известны под названием ван-дер-ваальсовых сил. Если частицы обладают постоянными дипольными моментами, то вследствие этого возникают определенные силы, величину которых можно рассчитать на основе классической теории. Ван-дер-ваальсовы силы имеют место даже для симметричных частиц происхождение этих сил наиболее просто можно понять на примере взаимодействия двух атомов водорода в случае, когда расстояние между ними велико. [c.469]

Прочность неориентированных полимеров определяется в основном величиной ван-дер-ваальсовых сил межмолекулярного взаимодействия. По мере увеличения степени ориентации межмолекулярное взаимодействие возрастает вследствие распрямления цепей молекул, что приводит к повышению прочности полимера из-за большего влияния сил основной валентности. Облучение полимеров ведет к снижению их молекулярного веса и соответственно к уменьшению сил межмолекулярного взаимодействия. Это приводит к тому, что, начиная с определенного молекулярного веса (после облучения до некоторой дозы), силы межмолекулярного взаимодействия становятся меньше сил основной валентности и разрыв ориентированных полимеров, как и неориентированных, происходит преимущественно по межмолекулярным связям. [c.367]

Свойства простого вещества. Атомы неона не могут образовывать обычные химические связи. Между нихми могут возникать лишь слабые взаимодействия типа ван-дер-ваальсовых сил, которые прямо пропорциональны поляризуемости и обратно пропорциональны потенциалам ионизации атомов. Поэтому неон — газ, имеет одноатомные молекулы, низкие температуры плавления (—249° С) и кипения (—246° С). Теплота парообразования, определяемая межатомными силами, невелика (1,84 кДж/моль) и силы межатомного притяжения легко преодолеваются. Слабые межатомные силы обусловливают легкость перевода неона в газообразное состояние, низкие температуры плавления и кипения и небольшую (всего в 3°) разницу между точками плавления и испарения. Высокая степень притяжения внешних электронов определяет большое значение энергий ионизации и невозможность получения положительных ионов. Полная занятость валентных электронных уровней указывает на невозможность присоединения электронов, а незанятые электронные уровни сильно отличаются по энергиям от основного состояния, и это свидетельствует о трудности изменения электронной структуры неона. Инертность благородных газов, таким образом, обусловлена особенностью электронной конфигурации. [c.240]

Межмолекулярные, или ван-дер-ваальсовы, силы действуют между молекулами, имеющими насыщенные валентности энергия ван-дер-ваальсова взаимодействия в большинстве случаев на два порядка меньше энергии химических связей и составляет несколько килоджоулей на моль. Межмолекулярные силы можно подразделить на ориентационные, индукционные и дисперсионные. Наряду с этим для хроматографии особенно важны донорно-акцепторные взаимодействия. [c.70]

Ван-дер-ваальсовы силы. Эти силы зависят от электрического взаимодействия жестких диполей, имеющихся в полярных молекулах, и индуцированных диполей, возникающих от взаимодействия зарядов электронов и ядер соседних атомюв, молекул или ионов. От валентных сил они отличаются тем, что оЛ не связаны с переходом электронов от одного партнера к другому и поэтому не обладают характерным для химической связи свойством насыщаемости поле одного диполя может одновременно влиять на поля нескольких соседних диполей. Силы Ван-дер-Ваальса получили свое название потому, что они же вызывают взаимодействие молекул, отклоняющее газы от идеального состояния. Это взаимодействие выражается коэфициентом а уравнения (56) Ван-дер-Ваальса. В 112 было показано, что сжижение газов обязано этому взаимодействию. Трудность сжижения гелия и других благородных газов объясняется очень симметричным строением их атомов, имеющих замкнутую электронную оболочку, исключающую образование диполей, как жестких, так и индуцированных. Однако, так как эти газы все же сжижаются, то отсюда надо заключить о наличии еще и иных источников сил Ван-дер-Ваальса, кроме электростатического взаимодействия диполей. Действительно, Лондон (1930) показал, что существенным слагаемым в ван-дер-ваальсовых силах является квантово-механический эффект притяжения, вызываемого взаимодействием движущихся электронов, природу которого мы не будем здесь рассматривать подробнее. [c.227]

Кроме того, процесс на пористых твёрдых телах, испещрённых мелкими каналами (или внутри них), обычно называемый адсорбцией, может отчасти обусловливаться обыкновенной конденсацией паров в мельчайших порах тела. Конденсация паров происходит также под действием ван-дер-ваальсовых сил, и нельзя искать качественного различия. между явлениями образования мономолекулярного, полимолекуляр-ного и сплошного слоя, заполняющего всё пространство узкого капилляра. В таких пространствах вогнутость мениска вызывает понижение давления насыщенного пара по сравнению с давлением над плоской поверхностью, что облегчает конденсацию (гл. I, 15). Такие мелкие поры имеются во многих твёрдых телах. Уголь, получаемый отнятием атомов водорода и кислорода от сложных органических соединений, нередко обладающих целлюлозообразными структурами, содержит поры всевозможных размеров, вплоть до диаметра, немногим превышающего размеры одного или двух атомов кислорода. Многие из атомов углерода на стенках этих пор должны иметь свободные валентности для хемосорбции газов, включая постоянные газы но в угле очень сильна адсорбция типа ван-дер-Ваальса. Силикагель, различные пористые глины, цеолиты и т. д. также адсорбируют, или, вернее, сорбируют таким путём значительные количества газов. [c.334]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология