Дисперсионные силы Ван-дер-Ваальса—Лондона

Силы Лондона — Ван-дер-Ваальса, возникающие между отдельными атомами, проявляются на очень малых расстояниях порядка атомных размеров. При взаимодействии коллоидных частиц вследствие аддитивности дисперсионных сил взаимодействие между частицами проявляется на значительно больших расстояниях. [c.416]

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]

Поскольку все молекулы содержат колеблющиеся электроны, постольку между ними всегда действуют силы притяжения, изменяющиеся обратно пропорционально шестой степени межмолекулярного расстояния. Этот результат, полученный Лондоном [7], широко используется в физической химии. Его можно легко сопоставить с опытом, поскольку экспериментальные данные по скрытым теплотам исиарения дают падежные сведения о зависимости потенциальной энергии молекул от межмолекулярных расстояний, а данные по дисперсии света дают значения поляризуемости молекул а и частоты электрических колебаний v (см. гл. IX). Межмолекулярные силы, вызванные связью квантованных электрических осцилляторов, изменяются обратно пропорционально седьмой степени расстояния эти силы часто называются лондоновскими или дисперсионными силами. Вольно и менее точно их называют силами Ван-дер-Ваальса главным образом потому, что они дают объяснение сил притяжения, действующих между неполярными газовыми молекулами. Однако следует учесть, что в уравнении состояния Ван-дер-Ваальса принимается, что силы взаимодействия молекул изменяются обратно пропорционально четвертой степени межмолекулярного расстояния. [c.169]

Силы притяжения Ван-дер-Ваальса являются силами молекулярного происхождения, хотя в их основе лежат электрические взаимодействия. Эти силы по своей природе обусловлены поляризацией молекулы под влиянием флуктуаций распределения заряда в соседней молекуле и наоборот. Эти силы известны также под названием дисперсионной силы Лондона. Потенциальная энергия молекулярного взаимодействия (энергия притяжения Лондона) равна [c.211]

Сила притяжения Ван-дер-Ваальса Лондона является силой молекулярного происхождения, хотя в ее основе лежат электрические взаимодействия. Эта сила по своей природе обусловлена поляризацией молекулы под влиянием флуктуаций распределения заряда в соседней молекуле и наоборот. Она известна также под названием дисперсионной силы Лондона. [c.268]

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]

Лондона дисперсионная сила См. Ван-дер-Ваальса силы. [c.118]

Лондона дисперсионные силы) , Ван дер Ваальса силы [c.365]

Взаимодействие мгновенных диполей, возникающих в результате внутриатомного или внутримолекулярного движения, и является причиной существования третьей разновидности сил Ван-дер-Ваальса. Лондон [15] нашел тесную связь между природой этих сил и процессом оптической дисперсии. Поэтому силы были названы дисперсионными. С точки зрения классической (не квантовой) теории ориентационные, индукционные и дисперсионные силы довольно существенно отличаются друг от друга. Однако общая квантовомеханическая теория сил Ван-дер-Ваальса, развитая Лондоном, приводит к выводу, что ориентационные, дисперсионные и индукционные силы по своему происхождению едины. [c.64]

Помимо приведенных выше факторов существенный вклад в стабилизацию комплекса кислота — основание могут внести силы Ван-дер-Ваальса и дисперсионные силы Лондона. Последние, по-видимому, будут особенно велики, если обе группы обладают высокой поляризуемостью, т. е. при взаимодействии мягкой кислоты с мягким основанием. [c.363]

Дисперсионные силы, или силы Лондона - Ван-Дер-Ваальса, действующие между частицами, можно найти, суммируя молекулярные взаимодействия по всем молекулам, образующим частицы. Для двух частиц радиуса а потенциальная энергия взаимодействия, получаемая интегрированием сил Ван-Дер-Ваальса, описывается следующим приближенным уравнением [c.236]

Силами притяжения, наиболее часто принимающими участие в физической адсорбции, являются неполярные силы Ван-дер-Ваальса. Поскольку же, согласно Лондону [22], между природой этих сил и природой тех факторов, которые вызывают дисперсию света, существует близкая связь, эти силы можно назвать также дисперсионными силами. Возникновение неполярных сил Ван-дер-Ваальса обусловлено главным образом взаимодействием постоянно изменяющихся индуктирующих диполей и индуцированных диполей. Энергия такого взаимодействия двух атомов обратно пропорциональна шестой степени расстояния [c.29]

В то время как собственно ионообменные процессы направляются в основном кулоновыми силами, в процессах, носящих специфический характер, определенное значение имеют и силы ближнего действия к электрическому полю, которое создается в макромолекулах обменника благодаря ионам активных групп и противоионам, добавляется поле, создаваемое поляризационными и дисперсионными силами (силами Лондона. и силами Ван-дер-Ваальса). [c.158]

ДИСПЕРСИОННЫЕ СИЛЫ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА - ЛОНДОНА [c.314]

Прямые красители, окрашивающие волокнистые материалы непосредственно при погружении последних в красильный раствор в присутствии электролитов, обладают ясно выраженным сродством к растительным волокнам. Это сродство обусловлено в первую очередь возникновением водородных связей между окси- и аминогруппами красителей и оксигруппами целлюлозы, а затем наличием сил Ван-дер-Ваальса и возникновением дисперсионных сил Лондона (между молекулами красителей и мицеллами целлюлозы). Электролиты уменьшают отталкивание анионов красителя от отрицательно заряженного волокна. [c.82]

Нужно различать избирательность и специфичность. Избирательность может быть объяснена термодинамически разницей в давлении набухания и в молярных объемах ионов в фазе ионита. Специфичность объясняется химической природой ионита и обменивающихся противоионов. Она зависит от химических и структурных факторов. Ионообменный процесс в основном зависит от электростатических сил взаимодействия функциональных групп с противоионами. В специфичности известное значение могут иметь силы ближнего действия (силы Ван дер Ваальса, Лондона), т. е. дисперсионные и поляризационные силы. Коэффициент избирательности определяется из опытов. Его можно изображать по-разному [c.52]

Эти силы очень быстро уменьшаются с расстоянием, так что в разбавленном растворе, если действуют только они, лишь немногие молекулы растворителя оказывают заметное влияние на растворенное вещество. Согласно квантовомеханической интерпретации Лондона [65], эти силы зависят от числа электронов в молекуле и степени рыхлости образованных ими связей. Так как число электронов в молекуле возрастает с увеличением ее объема, энергия, требуемая для переноса молекулы из конденсированной фазы в разреженный газ, имеет тенденцию увеличиваться с возрастанием молярного объема. Так как вклады в статистические суммы, описывающие такой перенос, отражают полностью возбужденные движения (разд. 3.4), то изменение энтальпии при испарении должно быть параллельным изменению потенциальной энергии. Рассматриваемые силы называют либо силами Ван-дер-Ваальса, либо силами Лондона, либо дисперсионными силами. [c.316]

Между неполярными молекулами действует особый вид сил Ван-дер-Ваальса — дисперсионные или лондоновские силы. Причина возникновения этих сил объяснена физиком-теоретиком Лондоном (1927 г.) следующим образом. Рассмотрим две очень близко расположенные друг, к другу неполярные молекулы. [c.94]

Второй путь образования двойного слоя заключается в том, что поверхностные молекулы частиц твердой фазы диссоциируют в жидкости на ионы. Например, метакремниевая кислота НгЗЮз отдает в раствор ион водорода, в результате на поверхности остаются потенциалообразующие ионы с отрицательным зарядом. Из ионов водорода на твердой поверхности возникает адсорбционный слой, который имеет положительный заряд. Наконец, возможна специфическая адсорбция из жидкой фазы на электрически нейтральных поверхностях некоторых минералов [43]. Она обусловлена дисперсионными силами Ван-дер-Ваальса или Лондона, которые зависят от электрической поляризации атомов твердой поверхности пор ионами жидкости и поляризации самих ионов. При этом адсорбируются в первую очередь многозарядные ионы. Этот механизм возможен, например, в известняках. Вообще же примеры таких схем мало изучены. Независимо от пути образования двойной электрический слой имеет одну и ту же структуру. [c.112]

Второй род сил, влияющих на устойчивость золя,— силы притяжения между частицами. Они имеют ту же природу, что и силы, действующие между нейтральными молекулами. Существованием этих сил Ван-дер-Ваальс объяснял свойства реальных газов и жидкостей. Возникновение межмолекулярных сил обусловлено взаимодействием диполей (эффект Кеезома), поляризацией одной молекулы другой (эффект Дебая) и особого рода взаимодействием, которое объяснимо в рамках квантовой механики. Последний тип сил, называемых дисперсионными силами Лондона, связан с наличием в нейтральных атомах и молекулах мгновенных диполей. Взаимодействие таких диполей, являющихся результатом движения электронов в атомах и молекулах, не зависит от постоянных диполей и служит причиной их взаимного притяжения. Ф. Лондон показал, что такой тип взаимодействия превосходит эффекты Кеезома и Дебая. Энергия лондонозского взаимодействия между двумя атомами, находящимися на расстоянии г, обратно пропорцио- [c.112]

Модель Лондона позволяет определить среднее статическое всех таких взаимодействий, получившее название дисдерсиш11шй-евета --ляюш,ей сил Ван-дер-Ваальса. Пользуясь квантовомехани ческими -нр дставлсшн -ми- —Лондон вывел -уравнение для" расчета дисперсионных сил [c.67]

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]

В 1930 г. Лондон [1,2] показал, что существует еще один тип электрических сил межатомного взаимодействия, которые следует охарактеризовать более подробно. Эти силы стали известны как дисперсионные силы или силы Лоидо иа—Ваи-дер-Ваальса. Дисперсионные силы являются силами. притяжения. Они возникают вследствие того, что даже нейтральные атомы представляют собой системы колеблюииьхся зарядов вследствие наличия положительного ядра и отрицательно заряженных электронов. Теорию Лондона вкратце можно изложить следующим образом. Энергия атома 1 в поле Р равна [c.248]

Как по поляризационной теории, так и по теории полимолекулярной адсорбции силы, вызывающие адсорбцию, имеют малые сферы действия. В то время как потенциальная теория (в ее первоначальном по-лимолекулярном варианте) предполагала, что адсорбционные силы проявляются на достаточно далеких расстояниях от поверхности адсорбента, теории, рассматриваемые в этой главе, предполагают, что только первый адсорбционный слой прочно связан с поверхностью. Второй адсорбционный слой адсорбирован ие поверхностью адсорбента, а первым адсорбционным слоем, и адсорбция таким образом распространяется от слоя к слою. Эти две теории отличаются друг от друга тем, что приписывают различную природу силам, вызывающим адсорбцию. Согласно поляризационной теории адсорбция вызывается индуцированными диполями согласно теории полимолекулярной адсорбции она вызывается всей совокупностью сил, обычно называемых силами Ван-дер-Ваальса, среди которых наиболее важными являются дисперсионные силы Лондона [ ]. Эти силы будут подробно рассмотрены в гл. VII. [c.197]

Ван-дер-ваальсовы радиусы. Если два атома некоторого благородного газа с нулевой кинетической энергией подвести друг к другу, то они слипнутся . Сила, удерживающая их вместе, — это слабое дисперсионное притяжение (эффект Лондона, см. разд. 7.2), точно уравновешенное силой отталкивания заполненных энергетических уровней. В этом случае половина межъядерного расстояния может быть приписана каждому из атомов она определяет радиус валентно-несвязанного атома, или ван-дер-ваальсов радиус. Так, твердый аргон (рис. 7.1) состоит из атомов аргона, расположенных на расстоянии 380 пм, следовательно, значение ван-дер-ваальсова радиуса для аргона равно 190 пм. [c.173]

Силами притяжения являются молекулярные силы (силы Ван-дер-Ваальса), действующие между телами одной природы. Наиболее универсальными из различных видов молекулярных сил являются дисперсионные силы (силы Лондона), так как они не зависят от полярности молекул. Дальнодействие этих сил в случае макроскопических тел обусловлено сложением сил притяжения, действующих между атомами и молекулами, входящими в состав данного тела. Первоначальная микроскопическая теория Гамакера-Дебура, основанная на предположении об аддитивности молекулярных сил в большом ансамбле атомов или молекул, дала следующее выражение для удельной энергии притяжения двух плоских пластин в вакууме при условии малости расстояния между ними Н по сравнению с их толщиной [2] [c.5]

Силы приглжения Ван-дер-Ваа-1ь а—Лондона. Силы притяжения Ван-дер-Ваальса объясняются на основе взаимодействия между поверхностями при малых расстояниях. Для молекул подобное объяснение впервые было дано Лондоном, который исследовал так называемые дисперсионные силы, связанные с движением валентных электронов по их орбитам. Полный обзор всего материала по этому вопросу был сделан Дебаем В нем с исторической точки зрения рассматриваются теория и эксперимент для плоских поверхностей. Оказывается, взаимодействие (притяжение) между [c.98]

Следовательно, эта сила ослабевает значительно быстрее, чем в случае двух точечных зарядов. Менее простыми для понимания являются так называемые дисперсионные силы между молекулами, квантовомеханическую теорию которых (Лондон) мы не можем здесь излагать. Энергия этого взаимодействия, по Лондону, пропорциональна величине 1/г . Межмолекулярные силы часто объединяют под общим названием вандерваальсовых сил. Именно они обусловливают формирование молекулярных соединений, энергия разложения которых не превышает 5 ккал/моль (для сравнения — энергии разрыва главных валентностей по порядку величины лежат около 100 ккал/моль). Именем физика Ван-дер-Ваальса названо уравнение состояния, которое приближенно описывает поведение реальных газов [c.128]

Э(/)фекты коррелягщи электронов. Питцер [125] высказал предположение, что дисперсионные силы Лондона и Ван-дер-Ваальса между атомами или группами в одной и той же молс куле могут привести к заметной стабилизации молекулы. Такие силы зависят от произведения поляризуемостей взаимодействующих групп и изменяются обратно пропорционально шестой степени расстояния между ними. Эти силы вели] и, если обе группы обладают ВЫСОКО поляризуемостью. Да ке для связанных друг с другом атомов [c.107]

Часто допускают, что движущей силой связывания больших ионов с полимерами является неэлектростатическое притяжение, обусловленное гидрофобными или дисперсионными силами Ван-дер-Ваальса — Лондона. Эти силы действительно имеют большое значение, если в молекуле большая гидрофобная группа асимметрично присоединена к заряженной группе, как в детергенте. Однако в случае симметричных ионов обычно трудно или дал е невозможно найти экспериментальную основу для оценки вклада взаимодействий этого типа или отделить их влияние от электростатического и соль-ватационного эффектов, рассмотренных выше, которые несомненно в значительной степени определяют силу взаимодействия. Несмотря на то что некоторые сильно взаимодействующие ионы имеют большие размеры и высокую поляризуемость (нанример, иодид и перхлорат), другие ионы, обладающие такими же размерами и поляризуемостью (например, фосфат и ацетат), взаимодействуют слабо, так что, по-видимому, должны иметь место специфические эффекты, такие, как стерическое соответствие и ориентация поляри-зуедюсти, если взаимодействия могут вносить существенный вклад в энергию связывания. [c.289]

Подобные явления наблюдаются нри ускорении щелочного гидролиза метилнафтоата большими катионами, такими, как ион тетрабутиламмония, который, по-видимому, взаимодействует с субстратом и облегчает его атаку гидроксил-ионом добавление больших анионов, таких, как тетрафенилборат, приводит к понижению скорости. Это взамодействие авторы объяснили дисперсионными силами Ван-дер-Ваальса — Лондона между ионом и субстратом [14]. [c.307]

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]

Введение чужих молекул в любые жидкости должно сопровождаться нарушением синхронизации колебаний электронов в атомах, определяющих дисперсионное взаимодействие Лондона. Однако радиус действия сил Лондона определяется величиной обратно пропорциональной шестой степени межмолекулярного расстояния и сравнительно невелик. В связи с этим существенные нарушения структуры растворителя будут иметь место, когда средние расстояния между молекулами растворяемого вещества будут порядка радиуса действия сил Ван-дер-Ваальса. При этих расстояниях, однако, сами растворенные молекулы уже начинают взаимодействовать друг с другом, так как радиусы Ван-дер-Ваальса для разных неполярных молекул мало отличаются друг от друга по порядку величины. Таким образом, в таких растворах нарушение дисперсионного взаимодействия растворителя растворенными молекулами и установление дисперсионого взаимодействия растворенных молекул между собой через растворитель как среду осуществляются приблизительно при одних и тех же концентрациях молекул. [c.92]

Дисперсионный эффект. Представление об ориентационном и индукционном взаимодействии позволило понять причины взаимного притяжения молекул в том случае, если все молекулы или часть их являются полярными. Но опыт показывает, что силы Ван-дер-Ваальса действуют между частицами и в тех случаях, когда они неполярны. Таковы, например, атомы инертных газов, электронные оболочки которых обладают сферической симметрией. С другой стороны, выяснилось, что даже в случае полярных молекул ориентационное и индукционное взаимодействие составляют лишь часть наблюдаемого на опыте ван-дер-ваальсова взаимодействия. Все это указывало на существование еш,е одной составляющей сил Ван-дер-Ваальса. Теория этого эффекта была развита Вангом [14] и в особенности Лондоном [15]. [c.64]

Уравнение (1) показывает, что внещнее давление меньше динамического давления на величину a v . Это подразумевает притягательные силы между молекулами, а константа Ван-дер-Ваальса а дает меру этих притягательных или кохезионных сил. Непосредственная причина увеличения сил притяжения менеду незаряженными молекулами на больших расстояниях не очевидна поэтому не является неожиданным, что проблема ван-дер-ваальсова притяжения не была успешно разрешена вплоть до недавних лет. Природа этих сил уже давно предполагалась электростатической, так как гравитационные или магнитные силы слишком малы, чтобы объяснить наблюдаемое притяжение. И действительно, мы знаем теперь, что имеются три электростатических эффекта, которые совместно объясняют притягательные силы Ван-дер-Ваальса ориентационный эффект Кизома, индукционный эффект Дебая и дисперсионный эффект Лондона. [c.251]