Ван-дер-Ваальса образования ионных пар

До открытия электрона невозможно было понять природу химической связи. Правда, понятие о валентности существовало уже в 1852 г. и в эти же годы существовали некоторые представления о геометрических формах молекул. Вант Гофф и Лебель установили тетраэдрическую структуру атома углерода, а Вернер создал стереохимию комплексных ионов. Очевидно, для того чтобы молекула имела определенную геометрическую форму, должны существовать какие-то связывающие силы между ее частями. В структурных формулах такую химическую связь между связанными атомами изображали черточкой. Она указывала на существование связи, но, разумеется, не давала никакого описания ее природы. Незадолго до открытия электрона Аррениус предположил существование свободных ионов. На основе этого предположения были сделаны многочисленные попытки найти объяснение силам, связывающим атомы. Хотя эти попытки были неудачными, они содействовали представлению об электрическом заряде как основе образования связи. После открытия электрона стало возможно дальнейшее развитие теории связи. В течение немногих лет, основываясь на положительно и отрицательно заряженных атомах, было предлол<ено много разных объяснений образованию связи, но почти не было попыток связать заряды атома с его строением. В 1916 г. Льюис предложил свою теорию валентности. С тех пор было много сделано в области применения математики в теории валентности, но в основе представления о химической связи лежит по-прежнему теория Льюиса. Согласно Полингу , химическая связь возникает между двумя атомами в том случае, если связывающая атомы сила настолько велика, что приводит к образованию достаточно устойчивого агрегата, чтобы обеспечить его существование в виде самостоятельной частицы. Обычно различают пять типов химической связи ионная, ковалентная, металлическая, связь, обусловленная силами Ван-дер-Ваальса, и водородная, причем три первых очень прочны. Все эти связи одинаково важны, но металлическая связь здесь не будет рассмотрена о ней можно прочесть в других источниках . [c.134]

При образовании гомоатомных соединений (простых веществ) все эффекты, связанные с разностью электроотрицательностей взаимодействующих атомов, исключаются. Поэтому в простых веществах не реализуются полярные, а тем более преимущественно ионные связи. Следовательно, в простых веществах осуществляется лишь металлическая и ковалентная связь. Следует при этом учесть и возможность возникновения дополнительного ван-дер-ваальсов-ского взаимодействия. Преобладание вклада металлической связи приводит к металлическим свойствам простого вещества, а неметаллические свойства обусловлены преимущественно ковалентным взаимодействием. Для образования ковалентной связи взаимодействующие атомы должны обладать достаточным количеством валентных электронов. При дефиците валентных электронов осуществляется коллективное электронно-атомное взаимодействие, приводящее к возникновению металлической связи. На этой основе в периодической системе можно провести вертикальную границу между элементами П1А- и 1УА-групп, слева от которой располагаются элементы с дефицитом валентных электронов, а справа — с избытком. Эта вертикаль называется границей Цинтля Ее положение в периодической системе обусловлено тем, что в соответствии с современными представлениями о механизме образования ковалентной связи особой устойчивостью обладает полностью завершенная октетная электронная 5 /гр -конфигурация, свойственная благородным газам. Поэтому для реализации ковалентного взаимодействия при образовании простых веществ необходимо, чтобы каждый атом пмел не менее четырех электронов. В этом случае возможно возникгювение четырех ковалентных связей (5/) -гибридизация ), что и реализуется у элементов 1УА-группы (решетка типа алмаза у углерода, кремния, германия и а-олова с координационным числом 4). Если атом имеет 5 валентных электронов (УА-группа), то до завершения октета ему необходимо 3 электрона. Поэтому он может иметь лишь три ковалентные связи с партнерами (к. ч. 3). В этом случае кристалл образован гофрированными сетками, которые связаны между собой более слабыми силами. Получается слоистая структура, в которой расстояние между атомами, принадлежащими одному слою, намного меньше, чем между атомами различных слоев (черный фосфор, мышьяк, сурьма) [c.29]

В зависимости от природы сил взаимодействия различают физическую (электростатическую) адсорбдию, вызванную чисто куло-новским взаимодействием, специфическую, когда, например, ионы адсорбируются на одноименно заряженной иоверхности, и обусловленную, в основном, силами Ван-дер-Ваальса, а также хемосорб-цию, связанную с образованием химических соединений между адсорбентом (в данном случае металлом) и адсорбатом (в данном случае частицами, находящимися в ра творе). [c.235]

Степень протекания химических сольватационных процессов зависит от электронной структуры молекул и частиц компонентов растворителя и растворенного вещества, способности частиц к ком-плексообразованию, диссоциации, ассоциации, образованию ионных пар и т. д. При сольватационных близкодействующих взаимодействиях их энергия достигает 400 кДж/моль. К дальнодействующим силам взаимодействий относят электростатические взаимодействия между ионами, металлическую связь и силы Ван-дер-Ваальса. Молекулы растворителя ориентируются в структуры различной устойчивости вокруг растворенных частиц с образованием сольватных оболочек. Число частиц растворителя в первой сольватной оболочке определяют как координационное число сольватации (гидратации) Пс- Значение Пс в водных растворах достигает 6—8. [c.91]

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]

Было исследовано явление частичного отравления катализатора. Оказалось, что первые порции хинолина наиболее сильно дезактивируют катализатор. Степень дезактивации катализатора различными азотистыми соединениями различна. По уменьшению дезактивирующего действия азотистые соединения можно расположить в следующем порядке хинальдин > хинолин > пиррол > пиперидин >дециламин > анилин. Если рассмотреть их исключительно с точки зрения основности, то наиболее эффективным из приведенных ядов должен бы быть пиперидин. Однако в присутствии катализатора пиперидин в значительной степени распадается при температуре около 425°, Дециламин избирательно расщепляется на аммиак и децен. Хинолин и хинальдин в этих условиях не расщепляются и являются эффективными ядами. Сравнительно сильное отравляющее действие пиррола, возможно, является следствием отложения на катализаторе полимера, так как известно, что пиррол легко полимеризуется в присутствии кислот. Кроме того, на хемосорбцию азотистых оснований оказывают влияние силы ван-дер-Ваальса. Необходимо учитывать степень этого влияния так же, как размер молекулы и структуру адсорбированного вещества. Отравляющая природа азотистых оснований согласуется с общей теорией катализаторов кислотного типа, которые содержат серную и фосфорную кислоты и промотированы галогенидами алюминия и бора. Предполагают, что механизм действия этих веществ включает образование карбониевых ионов. Азотистые. соединения являются более основными, чем олефины или ароматические соединения, если основность определять, согласно Льюису, как способность отдавать электронную пару. Азотистые основания, следовательно, способны реагировать с кислотой катализатора с образованием устойчивой соли. Следствием таких реакций является отравление катализатора, который обычно действует путем обратимого образования нестойких комплексов. [c.241]

В комплексах 1 2 хром и кобальт, имеющие координационное число 6, прочно связаны с шестью лигандами, т. е. насыщены. Поэтому эти красители, в отличие от комплексов 1 1, не образуют с протеиновыми волокнами координационных связей. Они прочно удерживаются волокном силами Ван-дер-Ваальса. Возможно, также образование ионной связи между комплексом 1 2, являющимся довольно сильной кислотой, и основными группами шерсти. [c.291]

Этим активные красители отличаются от всех остальных классов красителей, закрепляющихся на волокне путем образования ионных или водородных связей, а также связей за счет сил Ван-дер-Ваальса. [c.135]

Первый член уравнения (П.28) характеризует взаимодействие зарядов двух ионов, сумма второго и третьего — соответственно взаимодействие ионов с наведенными электрическими моментами диполей и этих диполей друг с другом (сюда включена также энергия образования электрических моментов диполей) четвертый член учитывает взаимодействие ионов за счет сил Ван-дер-Ваальса, пятый— энергию отталкивания. [c.76]

Особенности растворов электролитов. Важная особенность растворов электролитов состоит в образовании молекулярных структур между ионами и молекулами растворителя за счет ионных и ковалентных связей в отличие от растворов неэлектролитов, где образуются в основном межмолекулярные структуры за счет сил Ван-дер-Ваальса и водородных связей. Между молекулами растворителя в обоих случаях образуются межмолекулярные структуры, которые называют надмолекулярными. [c.223]

Силы взаимодействия принято делить на близкодействующие, к которым относят силы отталкивания и силы, ведущие к образованию химических связей, и дальнодействующие — силы Ван-дер-Ваальса, электростатические силы между ионами и силы металлической связи. [c.236]

Силы Ван-дер-Ваальса проявляются между незаряженными атомами и молекулами. Так, инертные газы, атомы которых не способны к образованию ионных или ковалентных связей, все же могут быть сконденсированы в жидкое или твердое состояние. Силы Ван-дер-Ва-альса также проявляются в том, что поведение всех газов при понижении температуры и повышении давления отклоняются от идеальности. Происхождение этих сил обусловлено тем, что даже вблизи абсолютного нуля [c.157]

При сближении антитела (АЬ) и антигена (А ) первичная связывающая сила является ионной (дальнее взаимодействие), действующей на расстояниях свыше 10 нм. Медленное удаление гидратационной воды приводит к образованию водородных связей на расстояниях 0,5-0,15 нм, силы Ван-дер-Ваальса (ближнее взаимодействие) между диполями на соседних атомах становятся более значимыми и связь упрочняется. Связывание можно описать с помощью равновесия [c.566]

Силы притяжения у ионных твердых веществ (например хлористого натрия) преимущественно кулоновского типа, т. е. сила притяжения изменяется обратно пропорционально квадрату расстояния между ионами разных знаков. Однако притяжение не является чисто кулоновским, в нем принимают участие также поляризационные силы и силы Ван-дер-Ваальса в некоторых случаях они проявляются в виде изменений решетки. Металлы характеризуются очень высокой проводимостью электричества и тепла и очень высоким коэфициентом отражения и поглощения света. Их можно рассматривать как решетку положительных ионов, заряд которых нейтрализован отрицательными электронами, равными по числу сумме зарядов этих ионов. Эти свободные электроны принадлежат всей решетке, а не какому-нибудь отдельному атому. По принципу Паули лишь два электрона (исключая спин) могут занимать один квантовый уровень и поэтому число уровней энергии огромно, так как оно равняется половине числа свободных или проводящих электронов. В неметаллических соединениях атомы связаны в молекулы ковалентными связями, образованными парами электронов. Этим типом связи соединены углерод, водород, азот и другие атомы в огромном числе органических молекул, он играет роль также в образовании многих Вернеровских координационных соединений, особенно металлов второй и третьей групп. Связь у электронной пары может быть слабой, как в Ja, поможет быть и более прочной, чем в—С —С—или—С — Н, или чем ионные [c.89]

В самом деле, белки представляют собой макромолекуляр-ную группу, совокупность аминокислот, объединенных между собой пептидными связями, которые образуют цепи, соединенные водородными, дисульфидными, ионными, Ван-дер-Ваальса и прочими связями. Нередко в образовании связи участвует и небелковая группа она может быть по своей природе углеводной, липидной, фосфорной и т. п. [c.415]

Глобула формируется слабыми взаимодействиями — силами Ван-дер-Ваальса (см. 4.3), водородными связями (см. 4.4), электростатическим притяжением противоположно заряженных ионогенных групп (солевые связи). Особое значение имеют гидрофобные взаимодействия, рассматриваемые далее подробно. Сложная игра всех этих сил приводит к образованию плотной глобулы с устойчивой регулярной структурой в водном растворе при физиологических значениях pH и ионной силы. Для образования глобулы существенны как энергетические, так и энтропийные факторы. Если участки полипептидной цепи обладают достаточной жесткостью (например, а-спиральные участки), то образование элементов компактной структуры возможно и в отсутствие энергетических взаимодействий. Эта ситуация была рассмотрена Флори [75] применительно к взаимодействию цепей [c.221]

Характерной особенностью полипептидной цепи фиброина является относительно малая разветвленность содержание боковых цепей составляет не более 19%. Волокно шелка содержит больше ориентированных (кристаллических) участков, чем, например, волокно шерсти. Отдельные участки макромолекул фиброина практически полностью вытянуты до геометрических размеров, определяемых межатомными расстояниями, и связаны между собой водородными связями или силами Ван-дер-Ваальса. В тех местах макромолекулы, где имеются достаточно большие заместители, высокая плотность упаковки не достигается. Поэтому здесь образуются менее ориентированные (аморфные) участки. Макромолекулы фиброина в этих участках взаимодействуют между собой путем образования связей, в частности ионных связей, по функциональным группам в боковых цепях. [c.19]

Единство живого и неживого с точки зрения химизма заключается прежде всего в общности их элементарного химического состава. Как вещества неживой, гак и живой природы состоят из одних и тех же элементов периодической системы. Однако, если многообразие первых обусловливается разнообразным сочетанием почти всех 104-х известных ныне элементов, то вторые образованы главным образом из углерода в результате его соединения с небольшим чнслОхМ таких элехментов, как Н, О, Н, 5, и некоторыми другими. Особое свойство углерода, его исключительная способность к реакциям обеспечивает образование неисчислимого количества соединений. В этом уже проявляется известное отличие, особенность биополимеров, Именно в силу общности элементарного химического состава частиц (.молекул), входящих как в состав веществ неживой природы, так и живых организмов, действуют одинаковые силы. Это известные химические связи ковалентные, ионные, водородные, межмолекуляр-ные силы Ван-дер-Ваальса и т. д. Других каких-либо особых сил между атомами в молекулах биологических структур не существует. [c.98]

Структура неорганических веществ отличается большим многообразием в зависимости от природы и числа частиц, входящих в кристаллическую решетку. При этом частицы одного вида соединяются друг с другом посредством металлической связи (элементы левой части таблицы Д. И. Менделеева), ковалентной связи с образованием полимерного каркаса (элементы середины таблицы), связи частично ионной и частично ковалентной (некоторые элементы П1, IV и V групп таблицы Д. И. Менделеева), ковалентной связи с образованием отдельных молекул и ван-дер-ваальсовых сил между этими молекулами. При наличии в составе соединения частиц двух видов связь между ними может быть ионной или близкой к ней при значительной разности электроотрицательностей между элементами (фториды, хлориды, ряд оксидов) при малой разности электроотрицательностей — преимущественно ковалентной (SO2, СО т. д.), а также связью, сочетающей признаки и ионной, и ковалентной (большинство оксидов, карбиды, нитриды, бо-риды, силициды). При наличии же в составе соединения трех и более элементов картина может быть еще более сложной. Отдельные элементы за счет преимущественно ковалентной связи между ними могут образовать самостоятельные структурные группировки — радикалы типа SO42-, Si04 -, А104 и т. д., остальные же элементы вследствие передачи своих электронов этим радикалам могут связываться с ними посредством преимущественно ионной связи (Na+, Са2+, АР+ и т. д.). Более того, могут возникать группировки в виде цепей, лент, слоев и даже каркасов, имеющих заряды, равномерно локализованные по фрагментам этих группировок, связанных друг с другом через катионы металлов. Б случае же незаряженных структурных единиц, например слоев у некоторых глинистых минералов, связь между слоями является ван-дер-ваальсо-вой, или водородной. [c.25]

В 1916 г. Льюис [1] предложил свою теорию валентности. С тех пор было много сделано в математическом описании теории валентности, но в основе представления о химической связи лежит по-прежнему теория Льюиса. Согласно Полингу [2], химическая связь возникает между двумя атомами в том случае, если связывающая атомы сила настолько велика, что приводит к образованию достаточно устойчивого агрегата, способного существовать в виде самостоятельной частицы. Обычно различают пять типов химической связи ионную, ковалентную, металлическую, связь, обусловленную силами Ван-дер-Ваальса, и водородную, причем три первых очень прочны. Все эти связи одинаково важны, но металлическая связь здесь не будет рассматриваться о ней можно прочесть в других источниках [2]. [c.159]

Грегор, Белл и Маркус [23], например, утверждали, что поскольку большие анионы принято считать негидратированными, то обнаруженный ими эффект уменьшения объема трихлораце-татной смолы по сравнению с ацетатной формой можно хорошо объяснить, если допустить, что первая смола склонна к образованию ионных пар. Даже п-толуолсульфоформа набухала меньше, чем ацетатная, — в согласии с известной ван-дер-ваальсов-ской сорбцией ароматических ионов. Шеперд и Китченер [17] подобным образом приписали большую набухаемость ацетатной [c.144]

В некоторых случаях найденные экспериментальным путем числа гидратирующих молекул, однако, слишком велики, чтобы можно было представить себе их соединившимися химически с ионами. Вероятно существует другая причина образования комплексов столь больщого объема. Можно полагать, что не все молекулы воды присоединены к катиону химически, но что некоторые из них удерживаются силами Ван-дер-Ваальса. Таким же образом можно было бы объяснить большие величины гидратации, найденные Реми. Было предложено и несколько иное объяснение этому явлению, в основе которого лежит предположение, что вычисляемый радиус гидратных комплексов — только кажущийся и что истинной причиной замедленного движения ионов является электродинамическое трение. [c.160]

Число коэффициентов Фа тр, к) для бесконечного кристалла в принципе может быть сколь угодно большим. Чтобы ограничить их число, а также определить их численные значения на основании экспериментальных данных, необходимы некоторые гипотезы. Эти гипотезы основываются на имеющихся сведениях о природе сил, существенных в каждом конкретном случае. Различают силы малого радиуса действия и силы большого радиуса действия. К первой категории относятся силы, возникающие при образовании химической (ковалентной) связи между ближайшими атомами, силы Ван-дер-Ваальса, а также силы, которые возникают при взаимном проникновении соответствующих электронных облаков ионов в ионных кристаллах. Во вторую категорию входят кулоновские взаимодействия между ионами, рассматриваемыми как точечные заряды. [c.90]

Опубликованный в 1923 г. упрощенный (ограниченный) закон Дебая — Хюккеля явился одним из наиболее существенных вкладов в развитие наших представлений о поведении растворов электролитов. Ключевое допущение, использованное при формулировании упрощенного закона, состоит в том, что взаимодействие между заряженными частицами электролита яооит чисто электростатический характер. Электростатические силы являются строго дальнодействующими. Все близкодействующие силы, включая силы притяжения Ван-дер-Ваальса, и силы, вызывающие образование ионных пар и взаимодействия между ионами и диполями, игнорируются. [c.63]

Другой путь — разрыв связи во время самого элементарного акта с образованием сразу двух частиц — иона и радикала. Этот путь может оказаться предпочтительным, если образование ион-радикала энергетически невыгодно. Ван-дер-ваальсов радиус атома обычно примерно равен гольдшмидтовскому радиусу соответствующего однозарядного аниона и на 0,8 А превышает ковалентный радиус [279]. Радиус катиона примерно на ту же величину меньше. Поэтому, когда разрыв связи сопровождается образованием радикала и катиона (окисление), расстояние между атомами может практически не измениться (если вместо радиусов Гольдшмидта пользоваться более современными радиусами по Гурари и Адриану [280], то можно ожидать увеличения расстояния на 0,2 А). Если же образуются радикалы и анион (восстановление), то межатомное расстояние в ходе элементарного акта должно увеличиться примерно на 1,4—1,6 А. [c.157]

П. образуются и разрушаются в узких интервалах изменения внеш. условий-т-ры, состава р-рителя, pH, ионной силы р-ра и др., т.е. р-ции носят ярко выраженный кооперативный характер. Изменение внеш. условий сопровождается смещением равновесия, при этом изменяется соотношение между структурами а тл 6. Именно благодаря кооперативному взаимод. между макромолекулами П. оказываются весьма устойчивыми соед. даже в тех случаях, когда своб. энергия взаимодействия отдельных звеньев комплементарных цепей мала (всего неск. десятков Дж/моль). Так, известны П. (стереокомплексы), образованные цепями изо- и синдиотактич. полиметилметакрилатов, к-рые удерживаются силами Ван-дер-Ваальса, П., стабилизированные межмол. водородными связями и (или) гидрофобными взаимод.. П., в к-рых полиионы противоположного знака заряда соединены ионными связями (т. наз. полимер-полимерные соли, или полиэлектролитные комплексы). [c.14]

Аллильные хлориды, имеющие один ме-у-заместитель к СНоСЬгруппе, неизменно более активны в реакции с ионом иода в ацетоне, чем их геометрические изомеры. Этот эффект может частично обусловливаться уменьшением стерического напряжения при образовании переходного состояния, но весьма вероятно, то он является следствием, главным образом, поляризационного эффекта Беннетта [4, 14]. Считают, что этот эффект вызывается силами Ван-дер-Ваальса, действующими между заместителем а нуклеофилом, и что он будет возрастать с увеличением поляризуемости как замести- [c.412]

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]

В ряду соединений типа АВг (рис. 5.17) сильная ионная поляризация приводит к образованию менее симметричных структур, главным образом, слоистых (типа СсИг —см. рис. 4.38, МоЗг —см. рис. 4.39, С(1С1г — см. рис. 4.47). В таких структурах существуют тройные слои, где середина сложена сильно поляризующими катионами, которые с обеих сторон окружены слоями из поляризованных анионов. Между тройными слоями действуют слабые силы Ван-дер-Ваальса, что является причиной хорошей спайности этих кристаллов. [c.203]

Полигалогенид-ионы группы б) имеют несколько необычный характер связей, например, в двух различных по симметрии ионах 1 , образующихся с участием молекулы Ь. Длина связи в 1г равна 267 пм. Можно допустить, что приближающийся к молекуле Ь ион 1 создает в ней наведенный диполь. Искажение электронного облака дпиода ослабляет ковалентную связь I—Г, и связь становится более длинной. Так, в триподиде( 1—) аммония асимметричный ион содержит связи I—I с длиной 282 пм и 310 пм. Короткая внутримолекулярная связь I—I увеличивается на 15 пм (по сравнению с молекулой Ь), а длинная межмолекулярная связь — на 40 пм последняя в то же время только на 80—100 пм короче, чем рассчитанная из радиусов Ван-дер-Ваальса. Можно допустить также и дальнейшее приближение иона к молекуле Ь, что будет приводить к образованию симметричного иона Г, например, в трииоди-де(1—) тетрафениларсония [АзРЬ4]1з, где две одинаковые связи I—I имеют длину 290 пм (рис. 15.6) [39,42]. [c.528]

В некоторых случаях образование конденсированных агрегатных состояний не может быть объяснено на основе представлений об ионной, ковалентной и металлической связи. Какие силы, например, обусловливают сцепление молекул фтора или хлора, образующих жидкие фазы Силы эти малы. Например, энергия сублимации молекул хлора (С12) равна 5 ктл1моль. Эти слабые мелшолекулярные силы получили название вандерваальсовских, поскольку они были впервые обнаружены Ван дер Ваальсом, который для учета этих сил ввел в [c.88]

В период его образования, обладают резко выраженной тенденцией к притяжению ионов противоположного знака. Поэтому этот тип адсорбции, который может быть весьма слабо выражен на некоторых гладких кристаллических гранях, в случае активных центров только что упомянутого типа приобретает первостепенное значение. В результате этого энергии адсорбционных связей при данном типе адсорбции будут снова обладать неоднородным распределением. Отметим, что активные центры для сил Ван-дер-Ваальса и для кулоновских сил не совпадают между собой. Более того, активные центры для сил Ван-дер-Ваальса неактивны по отношению к кулоновским силам, и наоборот[101а]. Как уже было указано в разделе У,4, ионы обладают также способностью поляризовать диэлектрики [см. уравнения (19) и (21)], и возникающее в результате этого эффекта слагаемое энергии адсорбции может даже превышать по своей величине слагаемое, обусловленное кулоновскими силами. Величины поляризационных эффектов, так же как и в случае взаимодействия ионов с поверхностью металлов, изменяются на активных центрах в значительно меньшей степени, чем величины кулоновских сил. [c.68]

В разделе V,5 мы отметили, что молекулы с периферическим диполями, образованными такими группами, как ОН, >МНг и СООН, сильно притягиваются электростатическим полем поверхности. Если их адсорбция происходит на ионных поверхностях, то величина энергии адсорбции определяется в основнам этими силами притяжения, а неполярные силы Ван-дер-Ваальса и электростатическая поляризация играют второстепенную роль [108]. [c.72]