Ван-дер-Ваальса дисперсионный эффект

Обычно различают четыре типа химической связи ионную, ковалентную, металлическую и Ван-дер-Ваальса. Последняя характерна для молекулярных кристаллов, в узлах которых находятся самостоятельные молекулы. Кроме того, силы Ван-дер-Ваальса, называемые иногда остаточной связью, обеспечивают межмолекулярное взаимодействие в газах и жидкостях. Как показывает квантовомеханическое изучение природы остаточной связи, силы Ван-дер-Ваальса складываются из ориентационного, поляризационного и дисперсионного эффектов. Для всех этих эф ктов характерно быстрое уменьшение сил притяжения пропорционально расстоянию в шестой степени. В зависимости от электрических свойств, взаимодействующих молекул решающую роль играет тот или иной эффект. Так, для молекул с постоянным диполем преобладают ориентационные силы, а при взаимодействии неполярных молекул — дисперсионные силы. Остаточные связи Ван-дер-Ваальса важны при интерпретации свойств органических полупроводников. [c.34]

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]

По Малликену, в большинстве случаев главный вклад в основное состояние комплекса вносит волновая функция г1 о, соответствующая неионной структуре, где связь фрагментов осуществляется или с помощью классических сил Ван-дэр-Ваальса (диполь- или ион-дипольное взаимодействие, диполь-индуцированный диполь), или дисперсионного эффекта, или того и другого одновременно ( структура без связи ). Структура г )1 возникает как результат частичного или полного перехода одного электрона от донора к акцептору, что приводит к чисто химическому взаимодействию между фрагментами комплекса. [c.9]

Тот факт, что между коллоидными частицами существуют силы притяжения, был установлен еще в начале этого столетия Смолуховским по кинетике коагуляции золей. В 1932 г. Кальман и Вильштеттер их приписали силам Ван-дер-Ваальса, действующим между атомами и молекулами. Как известно, эти силы состоят из ориентационной, индукционной и дисперсионной составляющих, причем все они убывают обратно седьмой (энергия — шестой) степени расстояния, т. е. действуют на очень малых расстояниях. Однако, как показали Де Бур и Га-макер, для макроскопических тел, например коллоидных частиц, состоящих из многих тысяч атомов (молекул), эти силы складываются, в результате чего суммарная энергия притяжения частиц изменяется гораздо медленнее — по кубическому или квадратичному закону. Иначе говоря, эти силы в определенных условиях достаточно велики и соизмеримы с силами отталкивания двойных электрических слоев. Основной вклад в молекулярное притяжение дисперсных тел вносят силы дисперсионного взаимодействия (лондоновские силы), так как ориентационные и индукционные эффекты отдельных молекул для достаточно большого ансамбля взаимно компенсируются. [c.15]

Помимо рассмотренных выше видов адсорбции, имеющих наибольшее значение для радиохимии, существует еще одно адсорбционное явление, в основе которого лежит действие сил Ван-дер-Ваальса. Эти силы, как известно, носят сложный характер и могут складываться из ряда эффектов (действие дисперсионных сил, взаимодействие между постоянными индуцированными диполями, взаимодействие между постоянными диполями). [c.102]

В табл. 22 приведены состасляющие сил Ван-дер-Ваальса для некоторых веществ. Эти данные свидетельствуют о том, что а) дисперсионный эффект велик и играет основную роль для неполярных и малополярных молекул б) для сильно полярных молекул вклад ориентационного эффекта является большим и в) нн-дукцпонный эффект обычно не очень существен. Он становится значительным лишь тогда, когда полярные молекулы сосуществуют с сильно поляризуемыми молекулами. Так, нитробензол в результате поляризационного взаимодействия образует с нафталином молекулярное соединение СвНзМОа-0(01-18. Подобного рода соединений известно очень много. [c.242]

Силы Ван-дер-Ваальса (ориентационный, индукционный и дисперсионный эффекты). Очень слабые силы притяжения между нейтральными атомами или молекулами, проявляющиеся на расстояниях, превосходящих размеры частиц, называют межмолеку лярным притяжением или силами Ван-дер-Ваальса . Они действуют в веществах, находящихся в газообразном или жидком состоянии, а также между молекулами в молекулярных кристаллах. Своа название они получили по имени голландского исследователя Ван-дер-Ваальса, постулировавшего их существование введением поправочного члена в уравнение состояния идеального газа. Эти силы обусловливают отступление реальных газов от идеального состояния. Кроме того, межмолекулярное притяжение определяет возможность агрегации вещества, сопровождающейся выделением энергии. Оно играет важную роль в процессах адсорбции, катали- [c.133]

Часть, соответствующая индукции, мала она составляет только около 4% общего при-тяжения в случае довольно типичной полярной молекулы HG1. Также относительно мал и ориентационный эффект он является наибольшим в случае H I, когда достигает 14,4% общей величины. Ориентационный эффект пропорционален х и поэтому становится значительным для сильно ПОЛЯ[)-молекул. Как будет показано в последующих главах, для многоатомных молекул ориентационный эффект может стать сравнимым с диснерсионным, как в случае NHa(n=l,5-10 ), или превысить его, как в случае воды (jit= l,84-10 i ). Однако неизвестны случаи, когда дисперсионным эффектом можно было бы пренебречь. Как и для систем одноатомных молекул, из теоретического значения В можно вывести величины постоянных в уравнении Ван-дер-Ваальса [c.402]

Силы Ван-дер-Ваальса имеют электрическую природу и обусловлены взаимодействием между собой молекул с мгновенными диполями, возникающими в неполярных молекулах (дисперсионный эффект), а также с постоянными индуцированными диполями. Эти силы быстро убывают с увеличением расстояния между молекулами (обратно пропорционально седьмой его степени). Следует указать на аддитивность ван-дер-ваальсовых сил (точнее большей части из них), вследствие чего -энергия притяжения поверхностью, состоящей из многих молекул, значительно больше и убывает с расстоянием медленнее, чем энергия взаимодействия отдельных молекул между собой. [c.66]

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]

Согласно уравнению (18) для молекул, не имеющих постоянных диполей, ван-дер-ваальсов потенциал обусловливается исключительно дисперсионным эффектом, так как ц =0. Однако это не вполне справедливо уравнение (14) не представляет полностью ван-дер-ваальсов потенциал для всех расстояний даже и для атомов благородных газов. При малых значениях г должны учитываться два других эффекта дополни тельный притягательный член и энергия отталкивания. [c.262]

Первой из этих проверок является вычисление константы Ван-дер-Ваальса а из дисперсионного эффекта. Ван-дер-ваальсовы константы а ш Ь связаны с константой дисперсионной энергии С уравнением [c.264]

Силы Ван-дер-Ваальса, вызывающие конденсацию газов, определяются в основном дисперсионным эффектом (табл. 1-2). Только для молекул, обладающих больши.м дипольным моментом (например, Н2О), энергия ориентационного п индукционного взаимодействия соизмерима с энергией дисперсионного взаимодействия [1-8]. [c.19]

Под ассоциацией следует понимать все другие процессы сложения молекул. Вопрос о том, целесообразно ли проводить еще и дальнейшее разграничение различного вида явлений, рассмотрен ниже. Силы взаимодействия, приводящие к ассоциации и обеспечивающие прочность ассоциата, мы, согласно обычно принятой терминологии, пока назовем силами Ван-дер-Ваальса. Этот вывод понятия носит предварительный характер, что следует из того, что когезионные силы, обозначаемые как силы Ван-дер-Ваальса, обычно различного происхождения дисперсионный эффект (Лондон), ориентационный эффект (Кезом), поляризационный эффект (Дебай) (стр. 181). [c.224]

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]

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]

Силы Ван-дер-Ваальса. Очень слабые силы притяжения между нейтральными атомами или молекулами, проявляющиеся на расстояниях, превосходящих размеры частиц, называют межмолекулярпым притяжением или силами Ван-дер-Ваальса. Они действуют в веществах, находящихся в газообразном или жидком состоянии, а также между молекулами в молекулярных кристаллах. Ван-дер-ваальсово притяжение Имеет электрическую природу и рассматривается как результат действия трех эффектов — ориентационного, индукционного и дисперсионного [c.98]

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]

Энергия взаимодействия растет пропорционально поляризуемости обоих партнеров и падает обратно пропорционально шестой степени расстояния. Поэтому дисперсионные силы не обладают особой протяженностью. И все же при небольшом расстоянии между электрокинетически взаимодействующими партнерами (0,3—0,5 ммк) они составляют основную часть сил притяжения (нанример, сил Ван-дер-Ваальса), особенно у молекул с небольшими дипольиыми моментами. Так как химические реакции разыгрываются на этих же расстояниях, то дисперсионные силы, вероятно, играют большую роль как в эффектах сольватации, так и в явлениях собственно химических реакций, состоящих в обмене электронами. В следующей главе мы кратко вернемся к этому вопросу. [c.95]

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]

Если считать, что абсорбция в конъюгированных системах является следствием деформаций, возникших в результате внутренних мезомерных смещений (мезомерия), а в молекулярных соединениях и при внешнемолекулярных взаимодействиях имеет место только действие вандерваальсовских дисперсионных сил и дипольных деформаций, то указанное выше сходство явлений и величина эффекта непонятны. Глубокую окраску молекулярных соединений типа 3 и соединений с отделенными хромофорными системами типа 2 трудно объяснить взаимной дипольной деформацией или действием сил Ван-дер-Ваальса. Приходится допустить, что снижение энергии возбуждения хромофорных систем может быть достигнуто не только посредством внутримолекулярной конъюгации полярных групп (посредством мезомерного эффекта, действующего по конъюгированной системе). Но сходный эффект может быть получен обобщением сложных хромофорных систем в результате ассо-пиации ивпешнемолекулярного мезомерного эффекта, действу- [c.110]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология