Энергия ван-дер-ваальсового взаимодействия

Сравнение длин связей, например для муравьиной кислоты, показывает, что ковалентная связь в исходной молекуле мономера испытала деформацию. Ее длина увеличилась от 0,097 в мономере до 0,107 нм в димере. Большее или меньшее удлинение связи Н—X и ее разрыхление наблюдается и в других веществах. С другой стороны, укорочение межатомного расстояния Н. .. V упрочняет водородную связь. Энергия водородной связи невелика и лежит в пределах 8—40 кДж. Энергия этой связи примерно в 10 раз больше энергии ван-дер-ваальсового взаимодействия и на порядок меньше энергии ковалентной связи. Так, энергия водородной связи Н. .. Р равна 42 кДж, Н. .. О 21 кДж, Н. .. N 8 кДж. Водородная связь проявляется тем сильнее, чем больше относительная электроотрицательность и меньше размер атома-партнера. Поэтому она легко возникает с атомами неметаллических элементов второго периода Периодической системы и в меньшей степени характерна для хлора и серы. Несмотря на малую прочность водородной связи, она определяет иногда структуру вещества и существенно влияет на его физические и химические свойства. Благодаря водородным связям молекулы объединяются в димеры и более сложные ассоциаты, устойчивые при достаточно низких температурах. Ассоциаты могут представлять собой одномерные образования [c.138]

Усредненные энергии связей ) принимают значения, приведенные в табл. 3.1. Эти значения энергий связей для рассмотренных атомов в случае полимеров отличаются от соответствующих значений энергий ван-дер-ваальсового взаимодействия атомов определенных другими методами [19]. Последнее происходит из-за того, что в любом полимере данный атом находится в межмолекулярном взаимодействии в среднем с несколькими (двумя-четырьмя) соседними атомами. С учетом этого получается разумное значение средней энергии связи атома данного типа. Следовательно, можно записать [c.53]

Энфгия межмолекулярного донорно-акцепторного взаимодействия колеблется в широком интервале значений от 6 12 кДж/моль, что близко к энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия, до 200 -ь -г-25( кДж/моль — величины, сопоставимой с энергией обычных межатомных ковалентных связей. [c.91]

Как показывают квантовомеханические расчеты, энергия ван-дер-ваальсова взаимодействия слагается из электростатической, индукционной и дисперсионной энергий. В электростатическом взаимодействии наиболее важным является так называемое ориентационное взаимодействие полярных молекул. [c.132]

Энергия ван-дер-ваальсовых взаимодействий между молекулами невелика и составляет до 4 кДж/моль. [c.18]

Энергия межмолекулярного донорно-ацепторного взаимодействия колеблется в широком интервале значений от 6ч-12 кдж моль (1,5—3 ккал моль), что близко к энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия, до 200 кдж моль (50 ккал моль) — величины, сопоставимой с энергией обычных межатомных ковалентных связей. Так, энергия диссоциации комплекса Га-СНзОН на молекулы составляет8 К(Зэ /л<олб (1,9 клал моль), а энергия диссоциации на молекулы комплекса А1С1з-ЫНз равна 233 кдж моль (41 ккал моль). [c.107]

Свойства веществ обусловливаются не только внутримолекулярными, но и межмолекулярными взаимодействиями. Межмолекулярные взаимодействия проявляются в процессах конденсации, растворения, сжатия реальных газов и т. д. и называются силами Ван-дер-Ваальса. Они отличаются от химических сил взаимодействия тем, что имеют электрическую природу, проявляются на значительно больших расстояниях, характеризуются небольшими энергиями (10—20 Дж/моль), а также отсутствием насыщаемости и специфичности. Энергия химических сил в 7—10 раз больше межмолекулярных. Как показывают квантово-механические расчеты, энергия ван-дер-ваальсова взаимодействия слагается из электростатической, индукционной и дисперсионной энергией. [c.235]

Вклад различных эффектов в энергию ван-дер-ваальсова взаимодействия (кДж/моль) [c.205]

Атомы и молекулы, сближаясь под действием ван-дер-ваальсовЫх сил, достигают некоторого состояния, когда их собственные электронные оболочки препятствуют дальнейшему уменьшению расстояния. Следовательно, в общем выражении для энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия нужно учитывать и отталкивание, которое начинает [c.205]

Эта величина является количественной характеристикой энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия, так как в жидкости и твердом теле в среднем частицы находятся на расстояниях, близких к равновесным. На рис. 45 приведена кривая потенциальной энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия, рассчитанная по (7.4) для молекулы азота. [c.114]

В качестве примера оценим энергию ван-дер-ваальсова взаимодействия в воде. Плотность воды равна 1000 кг/м на 1 моль воды приходится объем, равный 0,018/1000, т. е. 1,8-10 м а на одну молекулу НгО — 1,8-10 /6,02-10 =3-10-=" м т. е. кубик с ребром, равным 3,1 ЫО м. Если принять эту величину за среднее расстояние между молекулами, то по (7.6) получим, что [c.114]

Рис. 45. Зависимость энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия от расстояния для молекулы N2

Но все подсчеты, сделанные для газовых сред и с помощью различных приближений распространенные на жидкости, приводят к общему важному заключению, что ван-дер-ваальсовы силы рассмотренных выше типов вносят лишь незначительный вклад в общую энергию связей между частицами жидкости. Особенно убедителен расчет для воды (см. М. И. Шахпаронов). Приняв диаметр молекулы воды равным приблизительно 0,28 нм, получаем для усредненной энергии дипольного взаимодействия 797 Дж/моль, лондоновского—140 и поляризационного 42 Дж/моль, т. е. всего 979 Дж/моль, тогда как при испарении одного моля воды поглощается 42 000 Дж/моль. Ван-дер-ваальсовы взаимодействия таким образом обусловливают всего около 2% энергии связей в воде. К этому можно добавить, что энергия теплового движения при 300 К составляет приблизительно 2500 Дж/моль — значительно больше, чем энергия ван-дер-ваальсовых взаимодействий. Вот почему химические взаимодействия между молекулами жидкостей, в результате которых жидкость образует единую химическую систему, представляют особенно большой интерес. Сильные химические взаимодействия, при которых происходит перестройка электронных оболочек, разрываются химические связи и возникают новые связи, сопровождаются большими изменениями запаса энергии системы (порядка 400 кДж/моль) и ведут к образованию соединений, значительно отличающихся по свойствам от исходных. Такой процесс называют химической реакцией. При этом, разумеется, жидкая система может превратиться в пар или твердое вещество. [c.241]

Существуют взаимодействия промежуточного характера между ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями и химической связью. Отличие их от ван-дер-ваальсовых состоит в пространственной локализации связи и большей энергии образования связи (10—40 кДж/моль, тогда как энергия ван-дер-ваальсовых взаимодействий не превышает 8—10 кДж/моль). В то же время энергия рассматриваемых взаимодействий много меньше, чем энергия обычной химической связи (порядка 400 кДж/моль). Можно отнести интересующие нас взаимодействия к слабым химическим связям. Происходит образование молекулярных агрегатов (ассоциатов, сольватов), которые, однако, весьма не устойг чивы из-за малости энергии связи. Неустойчивость соединения, легкая обратимость процесса образования связи — наиболее характерный признак, отличающий ассоциаты от большинства молекул. [c.285]

С помощью обобщенной решеточной теории удалось достигнуть хорошего согласия рассчитанных функций смешения с экспериментальными в системах весьма сложного типа. Для примера на рис. 65, б представлены рассчитанные и найденные из опыта значения функций смешения в системе н-бутанол—циклогексан (модель молекулы спирта была описана ранее для циклогексана (В) было принято, что гв = 5 и все контактные участки принадлежат к одному классу, число их 12). Значение обобщенной теории состоит также в том, что она позволяет оценить, как влияют различные молекулярные факторы (энергия водородной связи, энергия ван-дер-ваальсовых взаимодействий, размеры молекулы) на термодинамические функции. смешения и процессы ассоциации в растворе. [c.433]

Уравнения (П1.26) и (П1.27) выведены в результате анализа неаддитивного изменения энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия, приходящегося на каждое метиленовое звено гомолога АСт т- ПО мере возрастания его молекулярной массы на СНг-группу [c.183]

Таблица 27.3. Энергия ван-дер-ваальсова взаимодействия в молекулярных кристаллах веществ

Так, для неполярных и малополярных атомов и молекул (например, атомы благородных газов, молекулы СО) основной вклад в энергию ван-дер-ваальсова взаимодействия дает дисперсионный эффект. По мере увеличения полярности молекул (НС1, NHj, Н О) становится все большим вклад ориентационного эффекта. Удельный вклад индукционного взаимодействия невелик даже у полярных молекул. Способность атомов и молекул к поляризации сказывается на величине энергии дисперсионного взаимодействия. [c.350]

Полная энергия ван-дер-ваальсова взаимодействия Еу равна сумме энергий стяжения (27.4) и отталкивания (27.5) [c.351]

Обычно М. к. отличают от клатратов, у к-рых чаще всего менее определенная стехиометрия и энергия межмолекуляр-ного взаимод. не превышает энергию ван-дер-ваальсова взаимодействия. Однако это отличие довольно условно, т. к. относит, прочность М. к., по к-рой они делятся на сильные и слабые, изменяется в весьма широком диапазоие и бывает соизмерима как с энергией ван-дер-ваальсова взаимод., так и с энергией хим. связи. Напр., энтальпия образования АЩ [c.116]

Конформационная потенциальная энергия монопептидов Gly, Ala, Val и Pro была представлена в виде суммы независимых вкладов ван-дер-вааль-давых Увдв, электростатических и торсионных t/торс взаимодействий, а Также водородных связей i/ и деформаций валентных углов i/угл- Энергия ван-дер-ваальсовых взаимодействий описывалась потенциалом Букингема с параметрами Дашевского. Учет электростатических взаимодейст-Й1Й произведен в монопольном приближении по закону Кулона с парциальными зарядами атомов, предложенными Скоттом и Шерагой [65] в 1966 г. и диэлектрической проницаемостью е, меняющейся в пределах от [c.157]

К интересному результату, хорошо коррелирующемуся с биологической активностью [386], привел расчет АТ III, отличающегося от АТ II отсутствием в последовательности первого остатка. Удаление Asp существенно изменяет положение конформационного равновесия А <=> В, смещая его вправо. Наиболее выгодной становится конформация В4 (или В , что одно и то же), а лучшая у АТ II конформация А, приобретает высокую относительную энергию (7,4 ккал/моль) (см. табл. IV.26) и становится малореальной. Одна из причин повышения энергии по сравнению с В4 связана с большей величиной у этой конформации дестабилизирующей электростатической энергии взаимодействий положительных зарядов, принадлежащих основной и боковой цепям остатка Arg . У конформации А энергия ван-дер-ваальсовых взаимодействий остатка Arg составляет -14,0 ккал/моль, а у В4 —9,0 ккал/моль. Вторая причина смещения конформационного равновесия при отсутствии в последовательности ангиотензина N-концевого остатка Asp заключается в более компактной упаковке и, следовательно, в меньшей энергии дисперсионных межостаточных взаимодействий валентно-несвязанных атомов боковой цепи Arg- в конформации В4 (-22,1 ккал/моль), чем в А] (-17,6 ккал/моль). [c.572]

Порядок величины энергии ван-дер-ваальсовых взаимодействий соответствует теплоте испарения жидкости. Она имеет порядок величины 10 кДж/моль. [c.58]

Результаты расчета суммарной энергии хорошо согласуются г. экспериментальными значениями для теплот испарения. Энергия ван-дер-ваальсова взаимодействия при упаковке молекул в жидкости или в твердом теле есть величина, равная нескольким ккал(моль. [c.194]

Параметры, определяющие энергию ван-дер-ваальсова взаимодействия в простых молекулах [c.195]

В работе Де-Во и Тиноко вычислялись энергии ван-дер-ва-альсовых — диполь-дипольных, индукционных и дисперсионных взаимодействий (как горизонтальных, так и вертикальных). Дипольные моменты аденина и тимина направлены в их паре почти антипараллельно, и диполь-дипольное взаимодействие приводит к отталкиванию. Напротив, в паре гуанин — цитозин оно создает значительное притяжение. Суммарные энергии ван-дер-ваальсовых взаимодействий в парах А — Т и Г — Ц (горизонтальных взаимодействий), вычисленные при диэлектрической проницаемости, равной единице, равны соответственно 0,2 и 3,9 ккал1моль. В реальной среде эти энергии, видимо, в несколько раз меньше, так как эффективная диэлектрическая проницаемость варьирует в пределах 2—5. Таким образом, отдельная пара стабилизуется преимущественно водородными связями. Более строгий расчет, рассматривающий взаимодействие монополей, а не диполей, дает, однако, для уотсон-криковских пар А — Т и Г — Ц значительно большие энергии притяжения, равные соответственно —5,5 и —19,2 ккал моль [65]. [c.503]

Выражение для энергии ван-дер-ваальсового взаимодействия молекулы с поверхностью твердого тела при больших расстояниях 2 молекулы от поверхности можно получить как частный случай из общих выражений макроскопической теории ван-дер-ваальсового взаимодействия двух тел, принимая, что одно из тел является сильно разреженным [151, 152]. При до г (где до — атомный радиус, а Хо — длина волн, характерных для спектров поглощения молекулы и твердого тела) из общих выражений макроскопической теории ван-дер-ваальсовых взаимодействий вытекает следующее выражение для потенциальной энергии ван-дер-ваальсового взаимодействия молекулы с твердым телом [152] [c.248]

Для потенциальной энергии ван-дер-ваальсового взаимодействия молекулы с полубесконечной изотропной диэлектрической средой при До 2 Яо методом электрических изображений Мак-Лечлен (148] получил выражение [c.248]

Приближение (VIII,2) для потенциальной энергии ван-дер-ваальсового взаимодействия сложных систем с успехом применялось при расчетах свойств молекулярных кристаллов (теплот сублимации, параметров элементарных ячеек) [170—174, 182—217] и в конформа-ционпом анализе [218—251]. Это приближение также с успехом [c.253]

Величина Qi будет зависеть соответствующим образом от энергии взаимодействия Di атома i-ro типа. Более подробно на смысле Di остановимся в следующем параграфе. В общем виде эту зависимость можно записать Qi = fi Di). Если мы рассматриваем плавление полимера или вклад в коэффициент объемного расширения, тогда в качестве Di будет выступать энергия ван-дер-ваальсового взаимодействия. Если нас интересует температура деструкции, то в качестве Di необходимо рассмотреть энергию химической связи. Однако этим не ограничивается вклад Qi в Q. Наряду с указанными выше взаимодействиями группы атомов могут образовывать новый тип взаимодействия, которое существенно влияет на термодинамические свойства полимеров. Так, группы —ОН, —NH O— и др. образуют водородные связи, а — = N, — l, — OO— и др. приводят к возникновению сильного диполь-дипольного взаимодействия. Кроме того, на термодинамические свойства может влиять надмолекулярная структура и т. д. Однако последними факторами мы будем пока пренебрегать, так как точность метода ( 5%) такова, что изменения, обусловленные этими факторами, будут находиться в пределах погрешности метода. Тем не менее учитываемые данным методом факторы позволяют определить ос- [c.7]

Слабое увеличение ККМ с температурой, наблюдаемое нами на опыте, термодинамически должно соответствовать малым тепловым эффектам мицеллообразования. Действительно, проведенный приближенный подсчет для тех мыл, где была установлена температурная зависимость ККМ, показал, что изменения энтальпии образования мицелл (ЛЯ) отрицательны и невелики (1—3 ккал моль), что соответствует энергии ван-дер-ваальсовых взаимодействий. Для гомологов мыл Сю— i4, олеата аммония [21, а также для биологически активных стероидных ПАВ — холата и дезоксихолата натрия [3], АЯ еще меньше (практически равно нулю). Малое изменение ККМ в растворах исследованных мыл с температурой согласуется также с представлениями Тартара [4], согласно расчетам которого, ККМ водных растворов мыл, являющаяся прямой функцией толщины ионной атмосферы вокруг поверхностно-активных анионов, должна мало увеличиваться с температурой при отрицательном температурном коэффициенте диэлектрической постоянной для воды. [c.240]

Обычно различают слабые и прочные комплексы. В основу этого деления положена энергия образования комплекса из компонентов [230]. Чем сильнее дорюр и акцептор, тем выше энергия образования комплекса и тем прочнее сам комплекс. Энергия связей в слабых комплексах составляет 2—3 ккал/моль, т. е. близка к энергии Ван-дер-ваальсова взаимодействия, а в сильных комплексах энергия связи достигает 50 ккал/моль, следовательно, сопоставима с энергией химических связей. [c.16]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология