Ван-дер-Ваальса ориентационный 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]

Перейдем теперь к рассмотрению сил притяжения и связанной с ними компоненты энергии взаимодействия Ua- Наиболее универсальны силы Лондона — Ван-дер-Ваальса, так как они действуют между молекулами независимо от их полярности. Для ансамбля частиц только они аддитивно складываются, тогда как ориентационный и индукционный эффекты отдельных молекул в значительной степени взаимно компенсируются. [c.242]

Влияние диэлектрической постоянной. Притяжение двух диполь-ных молекул, обязанное так называемому ориентационному эффекту , пропорционально где ц — дипольный момент. Следовательно, влияние электростатических сил быстро возрастает с увеличением дипольного момента. Пренебрегая близкодействующими силами Ван-дер-Ваальса и приписывая отклонения от идеального поведения толька электростатическим силам, Кирквуд вычислил свободную энергию переноса жесткого диполя из среды с диэлектрической постоянной, равной единице, в среду с диэлектрической постоянной О. Эта величина связана с коэфициентом активности а, для которого за стандартное состояние принят разреженный газ, т. е. среда с диэлектрической постоянной, равной единице. Для случая симметричного распределения зарядов в молекуле был получен следующий результат (в расчете на одну молекулу) [c.403]

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]

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]

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]

В случае квадрупольных молекул величина т, рассчитанная из когезионных свойств, не поддается проверке. Правда, величину т можно рассчитать не только из постоянных Ван-дер-Ваальса а и Ь, но также из внутреннего трения газов и поверхностного натяжения жидкостей. При этом получаются близкие величины. Однако все эти расчеты основаны на идентичных предпосылках в них диаметр молекУЛ д входит как переменная величина, которая не может быть рассчитана непосредственно из экспериментальных данных без гипотетических допущений. Приведенные здесь соображения направлены прежде всего против количественной стороны теории однако имеются еще другие возражения принципиального характера. Когезионные силы в инертных газах, атомы которых, согласно представлениям новой квантовой теории, шарообразны, вообще не поддаются объяснению на основании этой теории. Тем самым опровергается универсальный характер истолкования когезионных сил, которым должна обладать всякая теория, их объясняющая. Пытались выйти из затруднения, допустив существование особого эффекта для инертных газов, который должен был быть понятным только на основе квантовой теории, и с помощью его должны были быть объяснены когезионные силы инертных газов. Однако во всех остальных случаях, т. е. для молекул с не столь высокой симметрией, эффект инертных газов считался только величиной, вносящей некоторую поправку в поляризационный и ориентационный эффекты. Квантовая теория позволяет предсказать для инертных газов с шаровой симметрией общий эффект притяжения. Однако, как показали новейшие работы Лондона, в других случаях эффект инертных газов не является только лишь поправочной величиной, а значительно сильнее влияет на величину когезионных сил, чем это принималось вначале. При этом, правда, еще сохраняют свое значение и соображения Дебая и Кезома однако для объяснения универсальности когезионных сил они больше не могут быть применены. [c.177]

Несмотря на это, вначале казалось, что трактовка Дебая—Кезома объясняет СУЩНОСТЬ когезионных сил. Это объясняется главным образом ДВУМЯ причинами. Первая причина заключается в том, что не было, как уже упоминалось выше, никакой возможности проверить принципиально другими методами величину т, полученную для квадрупольных молекул из постоянных Ван-дер-Ваальса а и 6. Это оказалось возможным только для молекулы водорода, для которой имеется модель Бора—Дебая. Для такой модели получается т==2,03- 10 э. с. е. сл , в то время как Дебай получил из уравнения состояния величины в интервале между 3,2 и 5,6 10 э. с. е. см . Однако в настоящее время известно, что эта модель молекулы водорода не соответствует действительности, а должна быть заменена совершенно другой, которая впервые была рассчитана Лондоном и Гейтлером на основе новой квантовой теории. В первом приближении из такой квантово-теоретической модели получается значительно меньшая величина т, а именно равная 0,39 10 2б э, с. е. см , таким образом в 10 раз отличающаяся от значения, полученного Дебаем—Кезомом. Это означает (тем более, что в формуле Дебая (стр. 176) постоянная Ван-дер-Ваальса а пропорциональна квадрату г), что не только у инертных газов, но и в случае водорода поляризационный и ориентационный эффекты, рассчитанные Дебаем и Кезомом, недостаточны для объяснения когезионных сил. Они могут дать для водорода только сравнительно небольшую долю всей когезии. Последнее соответственно должно быть справедливо и для других молекУл простого строения, например для N3, О и С] . [c.178]

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]

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]

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]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология